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【考向指南】

1．元素周期表

元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的重要工具，其中蕴含的规律是历来高考的一个热点。元素周期表的结构和元素性质之间存在着一种逻辑上的联系，是掌握元素及其化合物的性质和用途的一个重要的载体。随着新的高考要求的变革，元素周期表的应用会越来越广泛，尤其是根据元素在周期表中的位置来推测其性质、预测其用途，是重点之重点，也就是说，要强调其应用。以构成原子的微粒间关系及元素、同位素的相对原子质量为中心的选择题型，注意与物理学科中核反应的联系。学习本节知识要注意周期表的结构与特点，要学习用实验的方法验证和归纳同类元素单质及其化合物的性质，并建立起原子结构与元素性质之间的内在联系。本节知识要重点掌握：

1．元素周期表的结构、周期与族、具体到某元素的原子，可根据其周期表中的位置，迅速确定其上下(同主族)、左右(同周期)四种元素的原子序数。

2．原子的组成，原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。

3．核素、同位素的概念及应用。

4．对同位素的相对原子质量、元素的相对原子质量、原子的质量数等概念的理解及其有关推理计算。

5．以IA和VIIA族为例，掌握同一主族内元素原子的核外电子排布规律，理解IA和VIIA族元素的金属性、非金属性的相似性和递变性，其对应的单质及其化合物的物理化学性质的相似性和递变性。

6．判断元素金属性与非金属性的的方法。

7．碱金属单质和重要化合物的化学性质，卤素单质和重要化合物的化学性质及其气态氢化物的稳定性。

8．萃取。

2．元素周期律

元素周期律和元素周期表的知识是整个高中化学中的重点，是高考中最重要的知识点之一，其高考命中率几乎是百分之百。本节课概念较多，理论性又强，在实际学习的过程中，其知识往往是说起来容易做起来难。因此，在学习过程中，不仅要梳理知识，构建知识网络，更重要的是要学会应用、迁移知识的能力，通过解决实际问题来提高灵活运用知识的能力，并学会用科学的方法和逻辑推理去挖掘物质之间的内在联系。学习中要重点理解元素周期律的意义和实质，并能应用元素周期律解释一些元素性质变化规律与组成元素的粒子结构的关系；要能从对元素周期律的理解去叙述元素周期表的意义、组成结构、元素递变规律与组成元素的粒子结构的联系；能初步具有总结元素递变规律的能力；能把元素的性质、元素周期位置与组成元素的粒子结构初步联系起来，并能较熟练地运用。其中，对元素周期律及元素“位、构、性”三者之间的关系的考查是高考命题在本章的主要依据，随着高考改革制度的逐步落实，高考的重点会转向利用元素周期表及元素周期律的知识来推断新元素的性质及新物质的性质和用途。高考除了要直接考查课本基础知识外，还会向思维要求高、综合性较强的题目发展。因此，在学习过程中，一定要注意思维能力的培养。本节要掌握的重要知识点包括：

1．核外电子排布规律。

2．原子结构示意图的书写。

3．针对钠、镁、铝三种元素：

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①与水和酸反应的难易程度和反应方程式；

②对应的最高价氧化物的水化物的碱性强弱比较；

③其他同周期金属与水或酸反应难易程度比较和对应的最高价氧化物的水化物的碱性强弱比较的规律。

④金属性强弱的判断。

4．针对硅、磷、硫、氯四种元素：

①与氢气反应的难易、气态氢化物的稳定性比较；

②最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱的比较；

③其他同周期的非金属与氢气反应的难易程度、气态氢化物的稳定性和最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱进行比较的规律；

④非金属性强弱的判断。

5．同周期和同主族元素性质（如：原子半径、化合价、金属性与非金属性、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系。

6．元素周期律的实质

7．“位—构—性”

的关系和应用。

8．等电子数的粒子（如10电子，18电子等）。

9．比较粒子半径的大小。

10．元素周期律和元素周期表的应用。

3．化学键

化学键不是以往高考中最重要的知识点，但化学反应的实质迄今为止，被认为是旧化学键的断裂和新化学键的生成。对于后续化学的学习，化学键的概念的应用和意义重大，所以，它也是一个重要的内容，必须加以重视。学习本节内容要加强练习，尤其是在理解了表面的知识之后，不要满足，要加强对包含典型的离子键和共价键化合物的分析和理解。化学键在离子键和共价键的分界上比较模糊，在实际学习中，不要求对所有的化合物的化学键会清晰的分类，只要知道典型的化学键的类型即可。掌握极性键和非极性键区别的根本在于成键的两个原子是否是同一种原子。本节要掌握的重点知识包括：

1．化学键、离子键、共价键的概念及离子键、共价键特点。

2．常见的原子、离子、单质、化合物的电子式。

3．用电子式表示简单的共价键和离子键的成键过程。

4．正确判断键的极性。

5．离子键和共价键与离子化合物和共价化合物的关系。

6．分子间作用力和氢键以及它们与共价键的区别。

7．用分子间作用力和氢键的知识解释H2O、NH3、HF等分子的物理性质的特殊性。

8．用分子间作用力的知识来解释分子组成和结构相似的物质的物理性质的变化规律。

【要点萃聚】

1．对原子的组成和三种微粒间的关系

A ZX的含义：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。

质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)。

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核电荷数＝元素的原子序数＝质子数＝核外电子数。

2．原子核外电子分层排布的一般规律

在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：

(1)核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。

(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。

(3)原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。

(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。

3．元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系

(1)稀有气体的不活泼性；稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氦是2个电子)，处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学反应。

(2)非金属性与金属性(一般规律)：

金属元素

非金属元素

最外层电子数

＜4 ＞4 得失电子趋势

易失

易失

元素的性质

金属性

非金属

4．1～20号元素微粒结构的特点

(1)稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。

(2)核外有10个电子的微粒：

①分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。

②阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H3O+。

—————③阴离子：N3、O2、F、OH、NH2。

(3)元素的原子结构的特殊性：

①原子核中无中子的原子：

1H。②最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。③最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。④最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。⑤最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。⑥电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。⑦电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。⑧次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Si。⑨内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。

5．从质量、电性两个方面来认识原子结构

（1）原子核的体积虽小但原子的质量几乎全集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量很小，仅约为质子质量的1/1836。所以，离子的相对质量就可以认为等于原子的相对质量。

（2）组成原子的“三微粒”的带电情况及微粒数目的关系：中子不带电，一个质子带一个单位正电荷，一个电子带一个单位负电荷。在学习和解题时要充分利用微粒之间的关系，并注意理解“六种量”的概念：核内质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数；质量数A．＝质子数(Z)+中子数(N)；离子所带电荷数＝质子数—电子数，负值表示带负电，正值表示带正电。

6．全面掌握周期表中的元素性质递变规律

项 目

同周期(左→右) 同主族(上→下)

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核电荷数

电子层数

原子半径

化合价

元素的金属性

非金属性

性 单质的氧化性

还原性

质最高价氧化物对应的水化物的酸性

碱性

气态氢化物稳定性

逐渐增大

相同

逐渐减小

逐渐增大

逐渐增多

逐渐增大

最高正价由+1→+7

最高正价、负价数负价数＝-(8-族序) 相同

最高正价＝族序数

金属性逐渐减弱

非金属性逐渐增强

还原性减弱

氧化性增强

酸性增强

碱性减弱

渐增

金属性逐渐增强

非金属性逐渐减弱

氧化性减弱

还原性增强

酸性减弱

碱性增强

渐减

①上表所列规律的内在联系是：原子结构决定位置，决定性质。

②上述性质之间关系可以用下述方式来理解：

电子层数越多

原子半径越大

原子核对核外电子的吸引力越弱

失电子能力增强，得电子能力减弱

金属性增强，非金属性减弱。

电子层数相同，质子数越大

原子半径越小

原子核对核外电子的引力越强

失电子能力减弱，得电子能力增强

金属性减弱，非金属性增强。

③根据上表得出的推论：在周期表中越靠左方和下方的元素，其元素的金属性愈强，因此铯(Cs)是自然界里最活泼的金属(钫在自然界不能稳定存在)；越靠右方和上方的元素，其元素的非金属性愈强，因此，氟是最活泼的非金属元素。可见，在周期表中金属元素集中在左下半部(含所有副族元素)，非金属元素集中的右上部(包括氢)，而在金属与非金属的交界处的元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质，如Be,B,Al,Si,Ge等。

④特殊的相似规律：对角线规律(也叫斜线规则) 在周期表中，左上向右下的斜线方向上相邻元素的性质相似，这个规律称为对角线规律，如Be位于第二周期ⅢA族与铝斜线相对。已知Al显两性，则可推知Be也显两性，Be(OH)2，与Al(OH)3相似，也是两性氢氧化物。

7．微粒半径的比较规律

(1)同周期的主族元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小(惰性元素除外) (2)同主族元素的原子半径(或离子半径)都是随着原子序数的增加而逐渐增大

(3)对同种元素来说，其阴离子半径＞原子半径＞阳离子半径

(4)电子层结构相同的离子，原子序数越大，微粒半径越小

(5)同周期元素形成的离子，阴离子半径一定大于阳离子半径。

(6)惰性元素的原子半径与其它元素的原子半径的测定标准不同，因而没有可比性。

8．元素金属性、非金属性强弱的判断方法

（1）单质、化合物的性质、实验判断法

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对于金属性：

①金属与水(或非氧化性酸)反应越剧烈，其金属性越强。

②金属的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，其金属性越强。

③金属的最高价氧化物的水化物的碱性越强，一般金属性越强。

④若一种金属能把另一种金属从其盐溶液中置换出来，则前者的金属性强于后者的金属性。

此外还有原电池原理判断法等，这将在以后的章节中学习。

对于非金属性：

①单质与氢气反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。

②非金属单质的氧化性越强(或非金属阴离子还原性越弱)，元素的非金属性越强。

③非金属的最高价氧化物的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。

④若非金属单质Xn能将非金属阴离子Ym-从其盐溶液中置换出来，则X的非金属性比Y的强（注意，这里的盐溶液就是指Ym-型的盐，不是任何形式的盐）。

(2) 主族元素的经验公式K＝m（其中m是最外层电子数，n为电子层数）巧断法：

n①当K＜1时，元素显金属性，且K值越小，元素的金属性越强

②当K＝1时，元素显两性。

③当K＞1时，元素显非金属性，且K值越大，元素的非金属性越强。

9．元素性质、存在、用途的特殊性

(1)形成化合物种类最多的元素是C；单质是自然界中硬度最大的物质的元素是C；

(2)空气中含量最多的元素是N；气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是N。

(3)地壳中含量最多的元素是O；气态氢化物的沸点最高的元素是O；氢化物在通常情况下呈液态的元素是O。

(4)地壳中含量最多的金属元素是Al。

(5)最活泼的非金属元素是F；无正价的元素且无含氧酸的非金属元素是F；气态氢化物（其水溶液）可腐蚀玻璃的元素是F；气态氢化物最稳定的元素是F；阴离子的还原性最弱的元素是F。

(6)自然界中最活泼的金属元素是Cs；最高价氧化物对应水化物碱性最强的元素是Cs；阳离子氧化性最弱的元素是Cs。

(7)焰色反应呈黄色的元素是Na。

(8)焰色反应呈紫色(透过蓝色的钴玻璃观察)的元素是K。

(9) 单质最轻的元素：H。

(10)最轻的金属元素：Li。

(11)常温下单质呈液态的非金属元素是Br；金属元素是Hg。

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(12) 最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al。

10．核素和同位素

23(1)核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。如11H(H)、1H(D)、1H(T)就各为一种核素。

(2)同位素：同一元素的不同核素之间互称同位素。如816O、817O、818O是氧元素的三种核素，互为同位素。

(3)元素、核素、同位素之间的关系如下图所示。

(4)同位素的特点

①同种元素，可以有若干种不同的核素。至今已发现了110多种元素，但发现的核素远多于这些元素的种类。

②核电荷数相同的不同核素，虽然它们的中子数不同，但是属于同一种元素。

③同位素是同一元素的不同核素之间的互相称谓，不指具体的原子。

④817O是一种核素，而不是一种同位素。816O、817O、818O是氧元素的三种核素，互为同位素。

⑤同一种元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。

11．元素的相对原子质量［Ar(E)］

(1)概念：根据元素天然同位素原子所占的百分数和有关核素的相对原子质量，计算出该元素的相对原子质量。

(2)计算式：Ar(E)＝Ar(E1)·a%+Ar(E2)·b%+Ar(E3)·c%+…。式中Ar(E1)、Ar(E2)、Ar(E3)分别为各同位素的相对原子质量，a%、b%、c%分别为自然界中各种天然同位素原子所占原子个数的百分比。

如果用各同位素的质量数代替同位素相对原子质量进行以上计算，则得到元素的近似相对原子质量。

12．元素化合价的规律：

(1)所有元素都有零价

(2)主族元素原子的最外层电子数等于元素的最高正价

(3)只有非金属主族元素才有负价，且最低负价数+最高正价数＝8(氢除外) (4)若原子的最外层电子数为偶数，则元素的正常化合价为一系列偶数；若原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列奇数。

13．判断氧化物属性的方法

只能与酸反应生成盐和水的氧化物为碱性氧化物，如Na2O、CaO、CuO等。只能与碱反应生成盐和水的氧化物为酸性氧化物(酸酐)，如SO3、CO2、Mn2O7等。既有与酸反应又能与碱反应生成盐水和水的氧化物为两性氧化物，如Al2O3、ZnO。

14．证明Al(OH)3为两性氢氧化物的方法：Al(OH)3既能跟酸起反应，又能跟碱起反应。其离子方程式为：Al(OH)3+3H+＝Al3++3H2O、Al(OH)3+OH-＝AlO2-+2H2O。

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原因：Al3++3OH—Al(OH)3AlO2+H2O+H+。

15．元素周期表的应用

(1)预测元素的性质：常见的题目是给出一种不常见的主族元素(如砹、碲、铋、铟、镭、铯等)，或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。解答的关键是根据该元素所在族的熟悉元素的性质，根据递变规律，加以推测判断。

(2)启发人们在一定区域内寻找新物质(农药、半导体、催化剂等)。

16．学习离子键时应注意的问题：

(1)离子键是一种静电作用：

①静电作用包括阴、阳离子间的静电吸引作用和电子之间、原子核之间的静电排斥作用，当阴、阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥作用达到平衡，于是阴、阳离子间就形成了稳定的离子键。

②由于离子键是静电吸引与静电排斥的平衡，所以阴、阳离子间既不能离得太远，又不能靠得太近，当离子化合物被熔化或溶解于水时，离子键即遭到破坏，这时离子可以自由移动。

(2)离子键的成键原因

—

(3)离子键的强弱与其性质的关系

①影响离子键的强弱的因素有离子的电荷和离子的半径。一般地，离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键就越强。可以近似用点电荷的吸引力公式来判断：F=kq1q2。这r2里的k为常数，q1 q2分别为两个点电荷的电量（这里是正负离子的电荷），r为两个点电荷的距离（这里是正负离子核间距，可以用二者的离子半径之和来表示。

②离子键的强弱影响该离子化合物的熔沸点，溶解性等。如在氯化钠和氯化钾中，前者离子键较后者强，所以氯化钠的熔点比氯化钾的高

17．共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。

(1)成键的微粒：一般为非金属原子(相同或不相同)。

(2)键的本质：原子间通过共用电子对产生的强烈的相互作用。

(3)键的形成条件：一般是非金属元素之间，且成键的原子最外层电子未达到饱和状态，则在两原子之间通过形成共用电子对成键。

(4)键能：分子中所含键的键能越大，分子越稳定。

(反应物总键能-生成物总键能)＞0，反应吸热。

(反应物总键能)-生成物总键能＜0，反应放热。

18．电子式；用来表示原子、离子或分子的最外层电子状况一种化学符号。

①原子的电子式：常把其最外层电子数用小黑点“·”或小叉“×”来表示。如

②阴离子的电子式：不但要画出最外层电子数，而且还应用括号“［ ］”括起来，并也要在右上角标“n-”电荷字样。例如：

氧离子：

氟离子：

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③阳离子的电子式：不画离子最外层电子数，只要写出离子符号。例如：

钠离子：Na+ 镁离子：Mg2+ 钡离子：Ba2+

④原子团的电子式：不仅要画出各原子最外层电子数，而且还应用括号“［ ］”括起来，并在右上角标出“n-”或“n+”电荷字样。例如：

铵根离子：

氢氧根离子：

⑤离子化合物的电子式：由阴、阳离子的电子式组成，但相同的离子不得合并。例如：

⑥共价化合物的电子式：由原子的电子式通过共用电子对而形成，如：

⑦离子键形成的表示法：

⑧共价键形成的表示方法：

19．化学键：相邻的原子之间强烈的相互作用，通常叫做化学键。

(1) 离子键、共价键的比较：

概念

成键微粒

相互作用的实质

形成条件

离子键

阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键。

离子

阴、阳离子间的静电作用

活泼金属(如K、Na、Ca等)跟活泼非金属(如Cl、F、O等)化合时形成离子键。

CaCl2、Na2O2、NaOH、NaH 共价键

原子间通过共用电子对(电子云重叠)所形成的化学键。

原子

共用电子对与两原子核产生的电性作用。

非金属元素形成的单质或化合物形成共价键。

Cl2、CCl4、H2O、HF、HNO3

实例

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(2)化学反应的本质：

一个化学反应的过程，本质就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。

(3)化学键的存在：

①构成稀有气体的单质分子，由于原子已构成稳定结构，在这些单原子分子中不存在化学键。

②在多原子单质分子中存在共价键，如CCl4、I2、O2等。

③在多原子化合物分子中存在共价键，如HCl、H2O2、H2SO4等。

④在离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键。如K2O2、NaOH、NH4Cl等离子化合物中既有离子键又有共价键。

⑤在共价化合物中一定不存在离子键。

⑥离子化合物不一定都由金属元素和非金属元素组成。例如NH4Cl、NH4NO3等离子化合物中不含金属元素，只含非金属元素。

20

概念

存在范围

分子内或晶体内

分子间

较弱

强弱比较

响

相邻的两个或化学键

多个原子间强烈的相互作用

分子间力

物质的分子间存在的微弱的相互作用

强

主要影响分子的化学性质。

主要影响物质的物理性质

性质影

【方法探讨】

1．加强规律的总结和运用，用好演绎方法。

具体来说就是使具体知识规律化、零乱知识的条理化（归纳总结概括），抽象知识的具体化、微观知识的宏观化（应用举例）。本章内容为基础理论知识，具有很强的抽象性，因此，要加强规律的总结，同时还要注意规律的运用和熟练。每族用典型元素进行研究。要以元素周期表为载体，以元素周期律为主线，运用原子结构的相似性和递变性，抓好排头兵，由同一主族元素代表物的性质去推测其他元素及其化合物的性质，以同一周期元素性质的递变规律为指导，判断元素及其化合物之间性质的递变规律。如：Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl……，分别以排头兵进行重点分析，然后推广到一般。要把原子结构的相关知识用具体的原子和离子来阐明。要会用周期律的知识来整合以前学习过的元素化合物的知识，还要用周期律的知识来演绎未学习的元素化合物的性质。

2．理清“位—构—性”三者的辩证关系，建立“结构决定性质，性质反映结构”的科学思想。

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在周期表中，存在“结构决定位置，位置体现性质，性质反映结构”的关系。原子的结构（质子数）决定了元素在周期表中的位置（横坐标为周期、纵坐标为族）；根据某元素在周期表中的位置，可以确定其原子结构，亦可以确定其主要性质。通过分析不同元素原子的结构，可以比较判断不同元素性质的共性和差异，这为我们学习元素化合物知识提供了很好的思路，大大简化了元素化合物学习的工作量。所以，确定结构决定性质的重要思想，并与元素周期律元素周期表紧密结合，系统地总结已知元素的结构性质之间的关系，理性地预测未知元素及其化合物的性质，是学习这一章的过程中和学习后最需要做的事情，可以大大提高学习效率。

3．要用联系的观点和类比的方法来学习本章知识。

用好比较法找出共性与个性，强化前后知识的联系，以便应用。在学习本章知识时要前后联系，以某一规律或某一知识点进行必要的发散学习，总结其共性，注意其特殊性。要注意不要把知识学死，把某些知识绝对化。要把相关知识通过类比、比较的方法弄清其含义和应用范围，通过多次数、多角度、多层次的比较达到运用自如的程度。如在元素周期表中存在纵横两种递变规律，解决相关的题型时，要利用好“构、位、性”进行四种“四判断

[判断位置(Z)、判断元素、判断性质、判断组成(分子式)] ”，进而做好元素周期律、物质结构的推断题；通过“六种比较”[①

比较最高氧化物水化物的酸碱性②

比较气态氢化物的稳定性及水溶液的酸性③

比较金属性与非金属性④

比较氧化还原性⑤

比较离子半径和原子半径⑥

比较原子序数大小]，熟练掌握元素性质与元素化合物之间的关系、不同元素及其化合物的性质之间的共性和递变关系；通过元素、核素、同位素、相对原子质量之间的比较和联系，熟练掌握它们的概念的本质和相互转化关系，等等。

4．做好实验，强化感性认识。

①Na与水反应。

②Mg与冷水反应很微弱，与沸水能迅速反应。

③Al不与水反应。

④Mg、Al分别与盐酸反应，Mg 比Al反应激烈。

⑤

AlCl3(aq)与NaOH(aq)反应生成Al(OH)3沉淀，且能溶解于盐酸和NaOH（aq），说明Al(OH)3具有两性。

通过实验从感性认识依Na、Mg、Al顺序金属性减弱。

【典例精析】

例1设某元素某原子核内的质子数为m，中子数为n，则下述论断中正确的是

A．不能由此确定该元素的相对原子质量

B．这种原子的相对原子质量为m+n C．若碳原子质量为wg，此原子的质量为(m+n)wg D．核内中子的总质量小于质子的质量

解析

元素的相对原子质量和原子的相对原子质量是两个不同的概念，要求元素的相对原子质量，必须知道其各种同位素的相对原子质量和原子个数百分数，否则无法求解，故选项A正确。质子数m+中子数n应为质量数，不是相对原子质量，选项B错误。由相www.ks5u.com 版权所有@高考资源网

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对原子质量的数学表达式可知，某原子的质量=1×一种碳原子质量×该原子的相对原子质12量，故选项C错误。1个质子的质量略小于1个中子的质量，但核内质子的总质量与中子的总质量还要取决于质子和中子数目的多少，选项D错误。

答案

A。

例2

砹（At）是原子序数最大的卤族元素，推测砹或砹的化合物不可能具有的性质是

A．HAt很稳定

B．易溶于某些有机溶剂

C．AgAt不溶于水

D．是有色固体

解析

由题意，砹在周期表中与碘相邻，故它的性质与碘具有相似性，但它的非金属性应比碘弱。HAt的稳定不如HI，故选项A错误；碘易溶于某些有机溶剂，则砹也应溶解；AgI不溶于水，则AgAt也不溶于水；碘是紫黑色固体，根据相似性砹也是有色固体。

答案

A。

6565例3

铜有两种天然同位素6329Cu和29Cu，参考铜的原子量（63．5）估算29Cu的百分含量约是

A．20%

B．25%

C．50%

D．66．7%

E．75% 解析

用十字交叉法可求得两种同位素的原子个数比

即Cu与Cu的原子个数比为1∶3，所以6529Cu%=65631×100%=25%，

13答案

B。

例4

X、Y两元素的单质可以化合成XY2型离子化合物。如果X在周期表中的ⅡA族，则Y所处的主族序数为（

）

（A）ⅠA

（B）

ⅡA

（C）ⅥA

（D）ⅦA 解析

由X处于周期表中的ⅡA族、知X的最高正化合价为

+2，所以Y元素的化合价为

- 1价，当属于ⅦA。值得注意的是由于能显

- 1价的元素尚有ⅠA族的氢元素，若选用ⅡA族的金属较强的元素（如Ca，Ba等），可以认为可与氢形成离子化合物。

答案

AD。

例5

下列说法正确的是

（A）非金属元素的原子半径越大，其气态氢化物越稳定

（B）失电子难的原子获得电子能力一定强

（C）在化学反应中，某元素化合态变为游离态，该元素被还原

（D）离子化合物中，可能存在共价键

解析

对此类问题可由实例来进行解答。

（A）以H－Cl与H－I为例，Cl原子的半径比I原子的半径大，但HCl较HI稳定，与所述相互矛盾

（B）以稀有气体原子为例，其难以失去电子，同时也难以得到电子

．

（C）元素由化合态转变为游离态，可能是

－－被氧化过程

Cl2 + 2Br＝Br2 + 2Cl

被还原过程

Cu2+ + Fe＝Cu + Fe2+

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（D）如在化合物NaOH中

Na+［:O:H］

答案

D

例6 下列说法正确的是

（A）冰熔化时，分子中H－O键发生断裂

（B）随着电子层数的增加，卤化物CX4分子间作用力逐渐增大，所以它们相应的溶沸点也逐渐增高

（C）由于H—O键比H—S键牢固，所以水的熔沸点比H2S高

（D）在由分子所构成的物质中，分子间作用力越大，该物质越稳定

解析

由分子所构成的物质在熔化和沸腾的过程中，不涉及分子中化学键的破坏，所以它们的熔沸点高低取决于分子间作用力的强弱，分子间作用力越大，使之熔化需要较高的能量。因而熔点高低与分子内共价键强弱的关系不大，由此判断选项A和C均不正确。

由此判断选项B是正确的。

“物质的稳定性”系指物质在受热情况下是否容易分解的化学性质，是分子结构和组成发生变化的过程．在发生变化时，原有的化学键要破坏，新的化学键要形成．当分子内化学键键能越大，破坏它就越困难，则该物质越稳定．因此，物质的稳定性强弱与化学键的强弱有关，与分子间作用力强弱无关。分子间作用力大的物质，分子内的化学键能不一定大，物质的稳定也不一定强，例如，HI分子间作用力大，但HI分子不稳定，易分解。故选项D不正确。

答案

B．

例7 0．5 mol X元素被还原成中性原子时，需要得到6．02×1023个电子；0．4g X的单质与盐酸充分反应放出0．02g H2；Y元素的阴离子结构与氩原子结构相同，它的气态氢化物水溶液是强酸。

（1）推断X、Y两种元素的名称及在周期表中的位置；

（2）用电子式表示X、Y形成化合物的过程．

解析

首先由题意可算出元素x的化合价（n）与原子量（M）

Xn + 1

+

ne

X

X + 2HCl＝XCl2 + H2↑

1

n

M

2 －

0．5

6.02×1023

0．4g

0．02g 6.02×1023

得n＝2

得M＝40

所以X元素应是Ca。

能形成与氩原子相同电子层结构的阴离子的元素，当有S和Cl，由于此元素所形成的气态氢化物的水溶液为强酸，所以Y元素非氯元素莫属．

答案

（1）X元素的名称为钙，位于周期表的第四周期ⅡA族，

Y元素的名称为氯，位于周期表的第四周期ⅦA族。

（2）CaCl2的形成过程可表示为：

例8 元素周期表中有相邻元素A、B、C，A与B同周期，B与C同主族，它们原子最外层电子数之和为19，原子序数之和为41，则此三元素的名称分别为A

，B

，C

。

解析

据题意知，相邻元素A、B、C在周期表中位置可能是如下情况：

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从“原子序数之和为41”可判断A、B、C为短周期元素。假设为①情况，设B原子序数为X，则C=X—8，A=X+1，X+X—8+X+1=3X—7=41，所以X=16为S，A为Cl，C为O，最外层电子数为6+7+6=19恰好符合题意，所以该情况合理。若①不合理，可按②③④求解，直到得出正确答案。

答案

A 氯

B硫

C 氧

例9

A、B、C、D为短周期中相邻两周期中的元素。其原子序数ABCD。D和A形成简单离子后，它们电子层相差两层。已知A处于第n族，D处于第m族。且A单质中只含共价键。B的气态氢化物的分子式为H2B，在其最高价氧化物中B的质量分数为40%，B原子核内质子数和中子数相等。C和A可形成CA3型化合物，C和A、B在同一周期，B与A左右相邻。

试回答：

（1）若n—m=6，则A、D形成的化合物的电子式为

。

（2）D的原子序数为（用含m的代数式表示）

。

（3）C离子的结构示意图为

。

（4）向B的氢化物的水溶液中滴入A单质的水溶液，发生反应的化学方程式为

。

（5）向A的气态氢化物的水溶液中投入C的单质，反应的离子方程式为

。

解析

本题的解题关键是B元素的确定。确定B元素的方法有两种，分别为定性法和定量法。

定性法：根据B的气态氢化物的分子式（H2B）可得B为第VⅠA元素。由A、B、C、D为短周期元素可知B为氧元素或硫元素。故B只能为硫元素。

定量法：根据B的气态氢化物的分子式可知B显—2价，B的最高正化合价为8—2=6，则B的最高价氧化物的分子式为BO3。由B在其最高价氧化物占40%，则氧占60%，质量比为4040/X1换算成物质量之比为，

X=32，摩尔质量为32g/mol，元素为S，所6060/163②M+10 经B为S，C为Al，

A为Cl，D为Li。

答案

①③Al3+：

④H2S+Cl2=2HCl+S

⑤2Al+6H+=2Al3++3H2

例10

W、X、Y、Z四种元素的核电荷数均小于18，且依次递增，W原子核内仅有一个质子，X原子的电子总数与Z原子最外层电子数相等，W原子与X原子的最外层电子数之和与Y原子的最外层电子数相等，Z原子L层电子数是K层电子数的3倍，且Z能形成阴离子，由此推断它们的元素符号：W______________，X______________，Y______________，Z______________已知W、X、Z和W、Y、Z分别可组成化合物，其化学式分别为______________、______________。

解析

W原子核内只有一个质子，应为H；Z原子L层电子数是K层电子数3倍，应为O；X原子的电子总数与Z原子最外层电子数相等，应为C。

W与X原子最外层电子数之和与Y原子的最外层电子数相等，所以Y最外层有5个电子，又W、X、Y、Z核电荷数依次递增，所以Y应为N。由W、X、Z组成的化合物应为H2CO3，W、Y、Z组成的化合物应为HNO3。

答案

H

C

N

O

H2CO3，HNO3

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例11

某元素的同位素ZX，其氯化物XCl2 1.11g 配成溶液后，需用1mol/L的AgNO3溶液200mL，才能把氯离子完全沉淀下来。已知同位素中有20个中子。

(1)计算X的质量数是多少。

(2)指出X元素在周期表中的位置(周期、族)。

(3)把X的单质放入水中，有何反应现象?滴入的酚酞呈现什么颜色?写出有关的化学方程式。

解析

设X的质量数为Y XCl2

+

2AgNO3＝X(NO3)2+2AgCl↓

Y+71g

2mol 1．11g

1mol/L×100×10-3L A Y71g2molY＝40 1.11g1mol/L100103L又∵X中有20个中子，∴X中应含20个质子，位于周期表中第四周期ⅡA族。

答案

(1)40

(2)4，ⅡA (3)与水反应有气泡产生

红色

Ca+2H2O＝Ca(OH)2+H2↑

例12

某核素R具有微弱放射性，其原子核内中子数比质子数多43，由它组成的固体单质A，在一定条件下密度为6．88g/cm3，用x射线研究其固体表明，在边长为1．0010—7cm的立方体中含有20个原子。R在化学反应中常表现为+2价、+4价。在溶液中R2+稳定，而R4+有强氧化性，，可将NO氧化为HNO3氧化物R3O4，其性质与Fe3O4有些类似。R的另一种质量数比R少2的同位素较为稳定，与铁可形成合金，在潮湿环境中易形成铁锈，R的单质及化合物在工农业生产、医疗卫生、科学技术等各个领域都有很多用途。请回答：

（1）R原子的摩尔质量为

。

（2）R元素处于周期表中第

周期

族。

（3）假若能使少量R4+加到FeCl2溶液中，是否会发生反应？若“否”，其原因为

。若“是”，其离子反应方程式为

。

（4）R3O4因具有氧化性，被大量用于油漆涂料，涂在钢铁表面，有利于形成耐腐蚀的钝化层。R3O4与足量的HNO3反应，生成R的氧化物、R的硝酸盐和水三种物质，此反应的方程式为

。

解析

（1）因边长为1．0010-7cm的

立方体中有20个原子，且A的密度为6．88g/cm3，可求算R原子的摩尔质量是

(1.00107cm)3MR=v=6．88g/cm×[NA×]。

20个3（2）因R的原子量为207，其原子核内中子数比质子数多43，故该原子的原子序数为：Z=207—（Z+43），Z=82；又知R在化学反应中常表现为+2价，+4价，可推知R元素处于周期表中第六周期第ⅣA族。

（3）因Pb4+有强氧化性。能将NO氧化为HNO3，可推也能将Fe2+氧化成Fe3+，故少量R4+假若能加到FeCl2溶液中，一定会发生反应。

（4）Pb3O4可表示为2 PbO·PbO2形式，其具有氧化性，又因Pb4+可将NO氧化为HNO3，可知氧化性PbO2 HNO3，但它不能将HNO3氧化，当然HNO3也不能把Pb2+氧化为

Pb 4+。所以Pb3O4与足量的HNO3反应，生成的氧化物是PbO2。硝酸盐为Pb(NO3)2。

—答案

（1）207g·mol1

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（2）R元素处于周期表中第六周期第ⅣA族。

（3）因Pb4+有强氧化性。离子方程式为：Pb4++2Fe2+=2Fe3++Pb2+。

(4)Pb3O4+4HNO3=PbO2+2Pb(NO3)2+2H2O。

例13

化合物A是一种不稳定的物质，它的分子组成可用OxFy表示。10mLA气体能分解生成15mLO2和10mLF2(同温、同压下)。

(1)A的化学式是______________，推断时的依据是______________。

(2)已知A分子中x个氧原子呈…O—O—O…链状排列，则A分子的电子式是______________，结构式是______________。

解析

依题意：V(A)∶V(O2)∶V(F2)＝10∶15∶10＝2∶3∶2，根据阿伏加德罗定律，写出化学方程式：2A＝3O2+2F2；根据质量守恒定律，A的化学式为O3F2。根据单电子成对形成共价键的规律，可以写出O3F2的电子式。

答案

(1)O3F2；阿伏加德罗定律和质量守恒定律。

(2)

例14

一种称为联氨或肼的易溶于水的液体，它的分子式是N2H4。试分析其结构和性质。

(1)写出联氨分子的结构式。

______________________________________________________________________。

(2)amolN2H4所能结合的H+的物质的量是多少?N2H4是通过形成怎样的化学键来结合H+的? ______________________________________________________________________。

(3)写出联氨与相等物质的量的硫酸溶液反应，生成可溶性离子化合物(硫酸肼)的离子方程式。______________________________________________________________。

解析

本题需迁移NH4+离子的形成过程解题。

(1)N2H4的结构式为：。

(2)因为N2H4分子中仍有两对孤对电子，所以可与两个H+形成配位键。即amolN2H4能与2amolH+，通过形成2amolN→H配位键而结合。

(3)根据题意，化学方程式为：N2H4+H2SO4＝N2H6SO4

因为H2SO4、N2H6SO4均完全电离，所以离子方程式为：N2H4+2H+＝N2H62+

答案：(1)

(2)amolN2H4能结合2amolH+通过形成N—H配位键结合

(3)N2H4+2H+＝N2H62+

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