专题04 物质结构 元素周期律 2024年人教版高一化学寒假提升学与练

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复习要点聚焦
1.原子结构与元素周期表
2.元素周期律
3.化学键
知识网络聚焦
一、原子的构成
1．原子的构成
（1）有关粒子间的关系
①质量关系
质量数：原子的质量主要集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数，用A表示。
质量数(A)＝ ＋ 。
原子的相对原子质量近似等于质量数。
②电性关系
(ⅰ)电中性微粒(原子或分子)：
核电荷数＝ ＝ 。
(ⅱ)带电离子：
质子数≠电子数，具体如下表：
③量关系
原子序数＝ 。
④符号eq \\al(A,Z)eq \(X,\s\up6(±c))eq \\al(m±,n)中各个字母的含义：
2．质量数
（1）概念：将原子核内所有 和 的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数，常用A表示。
（2）构成原子的粒子间的两个关系
①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
②质子数＝ ＝ 。
【知识拓展】原子、离子中质子、中子、电子数目的计算
1.原子中的质子、中子、电子数目的计算
（1）质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数
（2）中子数=相对原子质量-
2.离子中的质子、中子、电子数目的计算
（1）阳离子中：质子数=阳离子核外电子数+阳离子的电荷数
阴离子中：质子数=阴离子核外电子数-阴离子的电荷数
（2）中子数=质量数-质子数
（3）阳离子电子数=质子数-阳离子的电荷数
阴离子电子数=质子数+阴离子的电荷数
二、原子核外电子排布
1．电子层
（1）概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
（2）不同电子层的表示及能量关系
2.核外电子排布规律
（1）电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层，即按K→L→M……顺序排列。
（2）K层为最外层时最多容纳的电子数为2，除K层外，其他各层为最外层时，最多容纳的电子数为 。
（3）K层为次外层时，所排电子数为2，除K层外，其他各层为次外层时，最多容纳的电子数为 。
3．核外电子排布
（1）简单离子中，质子数与核外电子数的关系
（2）与Ne电子层结构相同的阳离子有：Na＋、Mg2＋、Al3＋；阴离子有：F－、O2－、N3－等。
【拓展知识】常见等电子粒子
1．2电子粒子：H-、Li+、Be2+；H2、He
2．10电子粒子：分子Ne、HF、H2O、NH3、CH4；阳离子Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；阴离子N3-、O2-、F-、OH-、NH2-
3．18电子粒子：分子Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4；
阳离子K+、Ca2+；阴离子P3-、S2-、Cl-、HS-、O22-
4．14电子粒子：Si、N2、CO、C2H2；
5．16电子粒子：S、O2、C2H4、HCHO
三、元素周期表的编排原则与结构
1．元素周期表的编排原则
（1）原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编的序号。
（2）原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
（3）横行原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。
（4）纵列原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。
2．元素周期表的结构
（1）周期
元素周期表有 个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有 个周期。
（2）族
（3）常见族的别称
【方法技巧】主族元素在周期表中的位置确定方法
1．依据原子序数
若已知某元素原子序数为7，则确定其在周期表中位置的方法是先画出该元素的原子结构示意图，由其电子层数为2，确定其处于第二周期，由其最外层有5个电子确定其处在第ⅤA族；
2．比大小定周期
比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。
3．求差值定族数
（1）若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的 ⅠA 族或 ⅡA 族；
（2）若比相应的0族元素少5～1时，则应处在同周期的ⅢA～ⅦA族；
（3）若差其他数，则由相应差数找出相应的族。
四、核素 同位素
1．元素
（1）概念：具有相同 (核电荷数)的一类原子的总称。
（2）决定元素种类的是 。
2．核素
（1）概念：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
（2）表示方法——原子符号
①质子数为19，中子数为20的核素为eq \\al(39,19)K；
②质子数为6，中子数为6的核素为eq \\al(12, 6)C；
③核素eq \\al(14, 6)C的质子数为6，中子数为8。
（4）决定原子(核素)种类的是质子数和中子数。
3．同位素
（1）概念：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素(即同一元素的不同核素互称为同位素)。“同位”是指核素的质子数相同，在元素周期表中占有相同的位置。
（2）氢元素的三种核素互为同位素
（3）同位素的特征
①同一种元素的各种同位素的 几乎相同； 略有差异。
②在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素相互之间保持一定的比率。
【归纳提升】元素、核素、同位素区别与联系
1．元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称
2．核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫核素
3．同位素：具有相同质子数而有不同中子数的同一元素的原子即同一元素的不同核素互称为同位素。
4．同位素中各核素的特点
①三同：同种元素（同质子数、同核电荷数、同电子数），相同位置（元素周期表中），化学性质几乎相同。
②三不同：不同种原子（中子数不同、质量数不同），不同物理性质，不同丰度（原子个数百分比）
③两特性：同一元素的各种同位素的化学性质几乎完全相同；在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。
五、碱金属元素
1．碱金属元素的原子结构
2．碱金属单质性质
（1）物理性质
a．相似性：除铯外，其余都呈 色；都比较柔软；有延展性；导电性和导热性也都很好；碱金属的密度都比较小，熔点也都比较低。
b．递变性：随着核电荷数的递增，碱金属单质的密度依次 （钾除外）；熔沸点逐渐 。
（2）化学性质
①相似性(用R表示碱金属元素)
②递变性
具体表现如下(按从Li→Cs的顺序)
a．与O2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成Na2O2，而K与O2反应能够生成KO2等。
b．与H2O的反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb与Cs遇水发生剧烈爆炸。
c．最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强。即碱性：LiOH【归纳总结】
（1）碱金属元素原子结构的特点：
①相同点：碱金属元素原子的最外层都有1个电子，
②不同点：碱金属元素原子的核电荷数和电子层数各不相同。
（2）碱金属元素性质的相似性和递变性
①相似性：由于碱金属元素原子最外层都只有一个电子，所以都容易失去最外层电子，都表现出很强的金属性，化合价都是+1价。
②递变性：随着核电荷数的递增，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，故从锂到铯，金属性逐渐增强。
六、卤族元素
1．卤族元素的原子结构及其特点
卤族元素包括：F、Cl、Br、I、At(写元素符号)。前4种元素的原子结构示意图依次是：
F、Cl、Br、I
【特别提醒】
（1）相似性：最外层电子数都是7。
（2）递变性：F→I，核电荷数依次增大，电子层数依次 ，原子半径逐渐 。
2．卤素单质的物理性质
【特别提醒】随着核电荷数的递增，卤素单质的颜色逐渐加深；状态由气→液→固；密度逐渐增大；熔沸点都较低，且逐渐升高。
3.卤素单质的化学性质
（1）卤素单质与氢气反应
（2）卤素单质间的置换反应的实验探究
【归纳总结】卤素的特殊性
（1）氟无正价，无含氧酸；氟的化学性质特别活泼，遇水生成HF和O2，能与稀有气体反应，氢氟酸能腐蚀玻璃。氟化银易溶于水，无感光性。
（2）氯气易液化，次氯酸具有漂白作用，且能杀菌消毒。
（3）溴是常温下唯一液态非金属单质，溴易挥发，少量溴保存要加水液封，溴对橡胶有较强腐蚀作用。
（4）碘为紫黑色固体，易升华，碘单质遇淀粉变蓝。
4.卤素单质化学性质规律
（1）相似性(用X代表卤族元素)：
单质X2 eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(与氢气反应：X2＋H2===2HX,\a\vs4\al(与水,反应)\b\c\|\rc\ (\a\vs4\al\c1(如X2＋H2O===HX＋HXO（X为Cl、Br、I），,[例外：2F2＋2H2O===4HF＋O2]))))
化合物→最高价氧化物对应水化物(除氟外)都为强酸
（2）递变性
具体表现如下：
①与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐 ，还原性逐渐 ，其水溶液的酸性逐渐增强，即：
稳定性：HF>HCl>HBr>HI；
还原性：HF酸性：HF②最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，即HClO4>HBrO4>HIO4。
5.卤族元素的相似性和递变性
（1）相似性：最外层电子数都是7个，化学反应中都容易得到1个电子，都表现很强的 ，其化合价均为－1价。
（2）递变性：随着核电荷数和电子层的增加，原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的吸引力逐渐 ，元素原子的得电子能力逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱。卤素单质的氧化性逐渐减弱。
【特别提醒】元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或单质与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性来推断。
七、金属元素与非金属元素在周期表中的分布及性质规律
1．元素周期表与元素周期律的关系
（1）元素周期表是元素周期律的具体表现形式，反映了元素之间的内在联系。
（2）元素周期表中元素的金属性和非金属性变化的规律。
同周期元素由左向右 性减弱， 性增强；同主族元素由上向下 性增强， 性减弱。
2．元素周期表的金属区和非金属区
【特别提醒】
（1）周期表的左下方是金属性最强的元素(钫)，右上方是非金属性最强的元素(氟)。碱性最强的是FrOH，酸性最强的含氧酸是HClO4。
（2）由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线，因此，位于分界线附近的元素既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。
【归纳总结】元素化合价与元素在周期表中位置的关系
（1）同主族元素的最高正价和最低负价相同(O、F除外)。
（2）主族元素最高正化合价＝主族序数＝最外层电子数。
（3）非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8(H最低价为－1，O、F除外)。
八、元素周期表和周期律的应用
1．预测元素及其化合物的性质
2．寻找有特殊用途的新物质
【特别提醒】短周期主族元素的某些特殊性质
（1）原子半径最小的元素是氢元素，最大的是钠元素。
（2）气体单质密度最小的元素是氢元素。
（3）元素原子的原子核中只有质子没有中子的元素是氢元素。
（4）原子序数、电子层数、最外层电子数都相等的元素是氢元素。
（5）与水反应最剧烈的金属单质是Na，非金属单质是F2。
（6）气态氢化物最稳定的元素是F。
（7）只有负价而无正价的元素是F。
（8）最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是Cl，碱性最强的元素是Na。
九、离子键和电子式
1．离子键和离子化合物
（1）离子键
（2）离子化合物
（3）关系：离子化合物一定含有离子键，含离子键的化合物 是离子化合物。
【易错警示】
（1）含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3。
（2）不含金属元素的化合物也可能是离子化合物，如NH4Cl。
2．电子式的定义
在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子叫做电子式。
（1）电子式的书写
3．用电子式表示下列物质的形成过程
左边写原子的电子式，右边写离子化合物的电子式，中间用“―→”连接，例如：
（1）NaCl：。
（2）MgBr2：。
【易错警示】书写电子式的注意事项
（1）一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”)的个数即原子的最外层电子数。
（2）同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。
（3）“[ ]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。
（4）在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是间隔的，即不能将两个阴离子或两个阳离子写在一起，如CaF2要写成，不能写成，
也不能写成。
（5）用电子式表示化合物形成过程时，由于不是化学方程式，不能出现“===”。“―→”前是原子的电子式，“―→”后是化合物的电子式。
十、共价键
1．共价键和共价化合物
（1）共价键
（2）共价化合物
2．共价分子结构的表示方法
（1）电子式
如H2：Heq \\al(·,·)H；N2：eq \\al(·,·)N⋮⋮Neq \\al(·,·)；
NH3：。
（2）结构式
化学上，常用“—”表示1对共用电子对，如氯分子可表示为“Cl—Cl”，这种图示叫做结构式。
（3）几种常见的以共价键形成的分子及其结构(完成下表)
【归纳总结】
1．下列微粒或物质的电子式
（1）NHeq \\al(＋,4)：；
（2）OH－：；
（3）NH4Cl：；
（4）NaOH：。
2．下列物质的电子式
（1）H—O—Cl：；
（2）H2O2：。
3．用电子式表示下列共价分子的形成过程
（1）H2：H·＋·H―→H∶H；
（2）NH3：；
（3）CO2：。
【特别提醒】
（1）电子式中各原子一般均达8e－(H为2e－)稳定结构。
（2）复杂阴、阳离子用“[ ]”，在“[ ]”外，标明离子带的电荷数，如Na2O2中Oeq \\al(2－,2)的电子式为：[eq \\al(·,·)eq \(O,\s\up11(··),\s\d4(··))eq \\al(·,·)eq \(O,\s\up11(··),\s\d4(··))eq \\al(·,·)]2－。
3．结构式
（1）概念：用一根短线表示共用电子对的式子（而其他不共用的电子省略）。
（2）示例：①H2O ②NH3 ③HClO ④CO2
【易错警示】
（1）含有共价键的分子 是共价化合物，如H2、O2是含有共价键的单质。
（2）含有共价键的化合物 是共价化合物，如NaOH、Na2O2是含有共价键的离子化合物。
【方法技巧】共价分子中原子是否满足最外层8电子结构的判断方法
（1）共价化合物：形成共价化合物的各原子满足“最外层电子数+化合价的绝对值=8”的具有8电子结构
（2）单质：满足“最外层电子数+共有电子对数目=8”的原子具有8电子结构。
十一、化学键及分类
1．化学键
（1）化学键
（2）化学反应的本质：一个化学反应过程，本质上就是旧化学键的 和新化学键的 过程。
【知识拓展】化学键与物质类别的关系
（1）只含有极性共价键的物质一般是不同种非金属元素形成的共价化合物，如SiO2、HCl、CH4等。
（2）只含有非极性共价键的物质是同种非金属元素形成的单质，如Cl2、P4、金刚石等。
（3）既有极性键又有非极性键的共价化合物一般由多个原子组成，如H2O2、C2H4等。
（4）只含离子键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CaCl2、NaCl等。
（5）既有离子键又有极性共价键的物质，如NaOH、K2SO4等；既有离子键又有非极性共价键的物质，如Na2O2等。
（6）仅由非金属元素形成的离子化合物，如NH4Cl、NH4NO3等。
（7）金属元素和非金属元素间可能存在共价键，如AlCl3等。
2. 分子间作用力
3.氢键
4．离子化合物与共价化合物的比较
【特别提醒】熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，水溶液中能导电的化合物不一定是离子化合物，如HCl。
强化点一 元素周期表中的序差规律
1．序差规律
（1）同周期相邻主族元素的“序数差”规律
①除第ⅡA族和第ⅡA族外，其余同周期相邻元素序数差为1。
②同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为：第二、第三周期相差1，第四、五周期相差11，第六、第七周期相差25。
（2）同主族相邻元素的“序数差”规律
①第二、第三周期的同族元素原子序数相差8。
②第三、第四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第IA族和第ⅡA族相差8，其它族相差18。
③第四、第五周期的同族元素原子序数相差18。
④第五、第六周期的同族元素原子序数镧系之前相差18，镧系之后相差32。
⑤第六、第七周期的同族元素原子序数相差32。
2．奇偶差规律
元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数（但要除去有多种价态的元素）。零族元素的原子序数为偶数，其化合价视为0。
强化点二 微粒半径大小的比较
1．同周期——“序大径小”
（1）规律：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐减小。
（2）举例：r(Na) >r(Mg) >r(Al) >r(Si) >r(P) >r(S) >r(Cl)。
2．同主族——“序大径大”
（1）规律：同主族元素，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。
（2）举例：r(Li) 3．同元素
（1）同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。
某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。
如：r(Na+)r(Cl)。
（2）同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。
带电荷数越多，粒子半径越小。
如：r(Fe3+)4．同结构——“序大径小”
（1）规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。
（2）举例：r(O2−) >r(F−) >r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。
【易错警示】
“一看”电子层数:当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数:当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(Mg2+)与r(K+)可选r(Na+)为参照，可知r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。
1．（2023上·黑龙江齐齐哈尔·高一校考期末）下列有关、、的说法正确的是
A．三者与互为同素异形体B．三者是碳元素的三种不同的核素
C．三者物理性质相同D．和所含的中子数相等
2．（2023上·四川南充·高一校考期末）下列说法中正确的是
A．元素周期表中第15个纵列为ⅥA族B．的中子数为107
C．和互为同素异形体D．和互为同位素
3．（2023上·天津宁河·高一校考期末）下列关于元素周期表的说法正确的是
A．第IA族的所有元素都是碱金属元素
B．同周期主族元素中，第ⅦA族元素原子半径最小
C．原子的最外层电子数为2的元素，一定是第ⅡA族元素
D．元素周期表共有7个周期，18个族
4．（2023下·云南文山·高一校考期末）若A、B两种元素的质子数分别为x、y，它们的离子A2-与B3＋具有相同的电子数，则下列关系正确的是
A．x-y=5B．x＋y=5C．y-x=5D．x＋y=1
5．（2023下·山东济宁·高一统考期末）核废水入海会直接对海洋环境和生物造成无法预估的后果。研究表明核废水中含有、、和放射性等物质，下列说法错误的是
A．和互为同位素
B．和都位于周期表的第六周期
C．原子中含有的中子数与质子数之差为27
D．和用来制造氢弹
6．（2023上·河南驻马店·高一统考期末）根据元素周期表与元素周期律，下列推断不合理的是
A．第六周期0族元素的原子序数为86B．第37号元素的最高化合价是＋1
C．第53号元素的单质在常温常压下是固态D．位于第四周期第ⅤA族的元素为金属元素
7．（2023上·黑龙江牡丹江·高一校考期末）下列表述正确的有几种
①的电子式：
②碳原子电子式为
③氨气分子的结构式：
④次氯酸的电子式
⑤用电子式表示的形成过程：
⑥核外有a个电子，核内有b个中子原子符号：
A．1种B．2种C．4种D．5种
8．（2023上·浙江宁波·高一统考期末）下列物质中，既存在离子键又存在共价键的是
A．B．C．NaOHD．
9．（2023上·河北衡水·高一校考期末）下列每组物质中含有的化学键类型相同的是
A．B．
C．D．
10．（2023上·广西北海·高一统考期末）某元素原子的原子核外有2个电子层，最外层有5个电子，则该元素位于
A．第三周期第ⅣA族B．第二周期第ⅥA族
C．第二周期第ⅤA族D．第四周期第ⅣA族
11．（2023下·陕西渭南·高一统考期末）下列关于化学键说法正确的是
A．既有离子键又有共价键B．破坏化学键的过程，一定发生了化学变化
C．含离子键的化合物一定是离子化合物D．干冰升华过程中破坏了共价键
12．（2023上·黑龙江牡丹江·高一校考期末）短周期元素在元素周期表中的相对位置如图所示，其中原子的质子数是其层电子数的三倍，下列说法不正确的是

A．与Y同主族的短周期元素，其最高价氧化物中氧元素的质量分数为
B．最高价氧化物对应水化物的酸性：
C．简单离子半径：
D．非金属性
13．（2023下·浙江宁波·高一统考期末）四种短周期元素X，Y，Z，W在元素周期表中的位置如下图所示，其中X原子的最外层电子数是电子总数的，下列说法正确的是
A．Y的氯化物是共价化合物
B．Y的离子半径大于X离子
C．Z的最高价氧化物的水化物是强酸
D．W位于第三周期第ⅥA族
14．（2023上·浙江台州·高一统考期末）下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是
A．非金属性：B．热稳定性：
C．酸性：D．金属性：
15．（2023上·江苏盐城·高一统考期末）短周期主族元素A、B、C、D的原子序数依次增大，A、C的原子序数相差8，A原子的最外层电子数是其次外层电子数的3倍，单质的焰色试验结果为黄色。下列说法不正确的是
A．阴离子的还原性：
B．元素A与B可形成两种化合物
C．最高价氧化物对应的水化物的酸性：
D．原子半径的大小顺序：
16．（2023上·安徽安庆·高一统考期末）已知短周期主族元素X、Y、Z、M、Q和R在周期表中的相对位置如下所示，其中Y的最高化合价为+3。下列说法不正确的是

A．简单离子半径：M>X>Y
B．气态氢化物的稳定性：Q>R
C．最高价氧化物对应水化物的碱性：X>Y
D．Y能与反应得到Fe
17．（2023上·江苏徐州·高一统考期末）是重要的还原剂，遇水立即发生爆炸性的猛烈反应并放出氢气，同时生成两种碱：，合成方法：。下列说法正确的是
A．金属性大小：B．半径大小：
C．还原性大小：D．碱性强弱：
18．（2023上·河北邢台·高一校考期末）下列叙述正确的是
①A和B都是元素周期表的主族金属元素，A在B的左下方，则A肯定比B的金属性强②1mlA能从酸中置换出1.5mlH2，1mlB能从酸中置换出1mlH2，可以证明A比B的金属性强③Fe(OH)2比Mg(OH)2碱性弱，则可以得到Fe比Mg的金属性弱④H2S比HBr的酸性弱，证明Br比S的非金属性强⑤Na2S+Br2=2NaBr+S，足以证明非金属性Br>S⑥单质A比单质B的熔沸点高，可以证明A比B的非金属性弱
A．①②④⑥B．①⑤C．②③⑤D．②③④⑥
19．（2023下·山东青岛·高一校考期末）X、Y、Z、M、Q、R是前20号元素，其原子半径与主要化合价的关系如图所示。下列说法正确的是

A．简单气态氢化物稳定性：
B．简单离子半径：
C．X、Y、Z三种元素组成的化合物可能是酸、碱或盐
D．Q元素的碳酸盐，进行焰色反应，火焰为黄色
20．（2023上·四川南充·高一校考期末）W、X、Y、Z为元素周期表中原子序数依次增大的四种短周期元素，W的单原子阳离子的水溶液中能使紫色石蕊试液显红色，X的最外层电子数为次外层电子数的三倍，Y的单质遇水剧烈反应生成H2，Z位于第三周期ⅦA族。下列说法正确的是
A．W元素的化合价只有0价和+1价
B．X元素的非金属性大于S元素
C．Y的单质着火可以使用泡沫灭火器灭火
D．Z单质的氧化性小于F2，故Z的氢化物的酸性小于HF
21．（2023上·山东淄博·高一校考期末）随原子序数递增，八种短周期元素(用字母x、y等表示)原子半径的相对大小、最高正价或最低负价的变化如图所示。回答下列问题：
（1）d在元素周期表中的位置位于 ；写出z、d、e的简单离子半径由大到小的顺序 (用离子符号表示)。
（2）金属Be单质及其化合物的性质与f单质及其化合物的性质相似，写出鉴别Be(OH)2和Mg(OH)2反应的化学方程式 。
（3）写出y、z、d的最简单氢化物的稳定性由强到弱的顺序 (用化学式表示)。
（4）h与g相比，非金属性较强的是 (用元素符号表示)；得出该结论所依据的实验事实是 (只答一条)。
（5）用电子式表示y的最高价氧化物的形成过程： 。
（6）z的一种氢化物分子(N2H4)中既含非极性键又含极性键，其结构式为 。
22.（2023上·广东清远·高一统考期末）已知：A、B、C、D是短周期主族元素，E、F为长周期元素，请根据下列信息回答有关问题。
（1）写出A元素的最高价氧化物的电子式： ；C、D、E的简单离子半径由大到小的顺序为 (填离子符号)。
（2）写出E元素的氧化物()与水反应的离子方程式： 。
（3）F元素的单质可以在C元素的单质中燃烧，其产物的饱和溶液与沸水反应可以得到能产生丁达尔效应的分散系，写出该产物的浓溶液与沸水反应的化学方程式： 。
（4）C元素的最高价氧化物对应的水化物与E元素的最高价氧化物对应的水化物反应的离子方程式为 。
（5）B元素与E元素形成的化合物属于 (填“离子”或“共价”)化合物，该化合物中所含的化学键为 (填“共价键”或“离子键”)。目录
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阳离子(Rm＋)
质子数>电子数
质子数＝电子数＋m
阴离子(Rm－)
质子数<电子数
质子数＝电子数－m
各电子层由内到外
电子层数
1
2
3
4
5
6
7
字母代号
K
L
M
N
O
P
Q
离核远近
由 到
能量高低
由 到
阳离子(Rm＋)
质子数＞电子数
质子数＝电子数＋m
阴离子(Rm－)
质子数＜电子数
质子数＝电子数－m
类别
周期序数
起止元素
包括元素种数
核外电子层数
稀有气体原子序数
位置与结构的关系
短周期
一
H～He
2
1
2
周期序数＝电子层数
二
Li～Ne
8
2
10
三
Na～Ar
8
3
18
长周期
四
K～Kr
18
4
36
五
Rb～Xe
18
5
54
六
Cs～Rn
32
6
86
七
Fr～118号
32
7
118
个数
元素周期表中有 个纵列，共有 个族
特点
主族元素的族序数＝最外层电子数
分类
主族
共有7个，包括第ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族
副族
共有7个，包括第ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB族
Ⅷ族
包括第8、9、10三个纵列
0族
占据元素周期表的第18纵列，最外层电子数为8(He为2)
族
别名
第ⅠA族(除氢外)
元素
第ⅦA族
元素
0族
元素
eq \\al(1,1)H
eq \\al(2,1)H
eq \\al(3,1)H
名称
氕
氘(重氢)
氚(超重氢)
符号
H
D
T
质子数
1
1
1
中子数
0
1
2
元素名称
锂
钠
钾
铷
铯
元素符号
Li
Na
K
Rb
Cs
核电荷数
3
11
19
37
55
原子结构
示意图
原子半径/nm
0.152
0.186
0.227
0.248
0.265
相同点
最外层均有1个电子，均有较强还原性
递变性
从Li到Cs随核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径
碱金属单质
颜色和状态
密度／g·cm－3
熔点／℃
沸点／℃
锂（Li）
银白色、柔软
0.534
180.5
1347
钠（Na）
银白色、柔软
0.97
97.81
882.9
钾（K）
银白色、柔软
0.86
63.65
774
铷（Rb）
银白色、柔软
1.532
38.89
688
铯（Cs）
略带金属光泽、柔软
1.879
28.40
678.4
卤素单质
颜色和状态
密度
熔点／℃
沸点／℃
F2
淡黄绿色气体
1.69 g / L（15℃）
－219.6
－188.1
Cl2
黄绿色气体
3.215 g / L（0℃）
－101
－34.6
Br2
深红棕色液体
3.119 g / cm3（20℃）
－7.2
58.78
I2
紫黑色固体
4.93 g / cm3
113.5
184.4
卤素单质
反应条件
化学方程式
产物稳定性
F2
暗处
H2＋F2===2HF
很稳定
Cl2
光照或点燃
H2＋Cl2eq \(=======,\s\up7(光照或点燃))2HCl
较稳定
Br2
加热
H2＋Br2eq \(=====,\s\up7(△))2HBr
不如氯化氢稳定
I2
不断加热
H2＋I2eq \(,\s\up7(△))2HI
不稳定，同一条件下同时分解
结论
从F2到I2，与H2化合越来越难，生成的氢化物稳定性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱
实验内容
将少量氯水分别加入盛有NaBr溶液和KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。
将少量溴水加入盛有KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。
现象
静置后，液体均分为两层。上层液体均呈无色，下层液体分别呈橙色、紫色。
静置后，液体分为两层。上层液体呈无色，下层液体呈紫色。
方程式
①2NaBr+Cl2==2NaCl+Br2
②2KI+Cl2==2KCl+I2
③2KI+Br2==2KBr+I2
结论
随着核电荷数的增加，卤素单质的氧化性逐渐减弱：Cl2>Br2>I2
元素名称及符号
溴(Br)
原子序数
35
是金属还是非金属
非金属
原子结构示意图
最高正价
＋7
最低负价
－1
中间价
＋1、＋3、＋5
预测依据
＋1、＋3、＋5
最高价氧化物
Br2O7
最高价氧化物的水化物
HBrO4
酸性
HClO4>HBrO4> H2SeO4
稳定性
H2Se还原性
Se2－>Br－>Cl－
概念：在元素符号周围，用“·”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子
粒子的种类
电子式的表示方法
注意事项
举例
原子
元素符号周围标有价电子
价电子少于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布
阳离子
单核
离子符号
右上方标明电荷
Na＋
多核
元素符号紧邻铺开，周围标清电子分布
用“[ ]”，并标明电荷
阴离子
单核
元素符号周围合理分布价电子及所得电子
用“[ ]”，右上方标明电荷
多核
元素符号紧邻铺开，合理分布价电子及所得电子
相同原子不得加和，用“[ ]”，右上方标明电荷
单质及化合物
离子化合物
用阳离子电子式和阴离子电子式组成
同性不相邻，离子合理分布
单质及共价化合物
各原子紧邻铺开，标明价电子及成键电子情况
原子不加和，无“[ ]”，不标明电荷
分子
H2O
CO2
CH4
电子式
结构式
H—O—H
O==C==O
立体构型
V形
直线形
正四面体
定义
把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力
特点
①分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点等物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质；
②分子间作用力存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态、液态、固态非金属单质分子之间。但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质，微粒之间不存在分子间作用力。
变化规律
一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点也越高。例如，熔、沸点：I2eq \a\vs4\al(>)Br2eq \a\vs4\al(>)Cl2eq \a\vs4\al(>)F2。
定义
分子间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用
形成条件
除H外，形成氢键的原子通常是O、F、N。
存在
氢键存在广泛，如蛋白质分子、醇、羧酸分子、H2O、NH3、HF等分子之间。分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。
性质影响
①存在氢键的物质，其熔、沸点明显高于同族同类物质。如H2O的熔、沸点高于H2S。
②氨极易液化，是因为NH3分子间存在氢键；NH3极易溶于水，也是因为NH3分子与H2O分子间易形成氢键。
③水结冰时体积膨胀、密度减小，是因为在水蒸气中水以单个的H2O分子形式存在；在液态水中，经常是几个水分子通过氢键结合起来，在固态水（冰）中，水分子大范围地以氢键互相联结，形成相当疏松的晶体，从而在结构中有许多空隙，造成体积膨胀，密度减小，因此冰能浮在水面上。
离子化合物
共价化合物
概念
由离子键构成的化合物
以共用电子对形成分子的化合物
构成粒子
阴、阳离子
原子
粒子间的作用
离子键
共价键
熔、沸点
较高
一般较低，少部分很高(如SiO2)
导电性
熔融状态或水溶液导电
熔融状态不导电，溶于水有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖)
X
Y
Z
W
①
A的一种氧化物可用于人工降雨
②
B元素的简单阳离子中没有电子
③
C的单质为黄绿色气体
④
D是地壳中含量最高的金属元素
⑤
E位于元素周期表第ⅠA族，核外电子层数为4
⑥
F是用途最广泛的金属，它的一种氧化物可以作磁性材料