2020-2021【化学】化学元素周期律的专项培优练习题(含答案)
2020-2021【化学】化学元素周期律的专项培优练习题(含答案)
一、元素周期律练习题（含详细答案解析）
1．下表为元素周期表的一部分，请参照元素①～⑨在表中的位置，回答问题：
族
ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0
周期
1①
2②③④
3⑤⑥⑦⑧⑨
（1）表中用于半导体材料的元素在周期表中的位置是__________________。
（2）③、④、⑧的原子半径最小是___________________（用元素符号
．．．．回答）。
（3）⑤、⑥、⑦的最高价氧化物对应的水化物，碱性最强的是__________（用化学式
．．．回答）。
（4）②、③、④的气态氢化物，稳定性最强的是__________（用结构式
．．．回答）。
（5）②和③按原子数1:2形成的化合物的电子式
．．．为____________，该晶体气化的过程中克服的微粒间作用力为_______________________。
（6）③和⑧形成的化合物属于_______________（填“离子化合物”或“共价化合物”），该晶体属于________晶体（填“离子”、“分子”、“原子”）。
（7）元素⑤、⑦的最高价氧化物的水化物互相反应的化学方程式为：
___________________。
【答案】第3周期IVA族 F NaOH H－F 分子间作用力共价化合物
原子 Al(OH)3+NaOH＝NaAlO2+2H2O
【解析】
【分析】
根据元素①～⑨在表中的位置可知分别是H、C、O、F、Na、Mg、Al、Si、Cl。据此解答。【详解】
（1）半导体材料应在金属与非金属交界处寻找，根据上述元素周期表的部分结构，半导体材料是晶体硅，位于第三周期第IVA族；
（2）同周期从左向右原子半径减小，同主族从上到下原子半径增大，因此原子半径大小顺序是Mg＞O＞F，即原子半径最小的是F；
（3）同周期从左向右金属性减弱，金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强，即NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，碱性最强的是NaOH；
（4）同周期从左向右非金属性增强，其氢化物的稳定性增强，因此氢化物的稳定性：HF
＞H2O＞CH4，最稳定的氢化物是HF，其结构式为H－F；
（5）②和③按原子数1:2形成的化合物是CO2，其电子式为：，CO2属于分子晶体，熔化时克服分子间作用力；
（6）③和⑧构成的化合物是SiO2，属于共价化合物，其晶体为原子晶体；
（7）⑤是钠元素，其最高价氧化物的水化物是NaOH，⑦是Al，其最高价氧化物的水化物是Al(OH)3，Al(OH)3表现两性，与碱反应的化学方程式为Al(OH)3＋NaOH＝NaAlO2＋
2H2O。
2．元素周期表是打开物质世界奧秘之门的一把金钥匙，1869年，门捷列夫发现了元素周期律并发表了元素周期表。下图为元素周期表的一部分，回答下列问题。
(1).上述元素中化学性质最稳定的是________(填元素符号，下同) ，非金属性最强的是
_____。
(2)c的最高价氧化物对应水化物的化学式为__________。
(3)h元素的原子结构示意图为__________，写出h单质的一种用途:__________。
(4)b、d、f三种元素原子半径由大到小的顺序是__________(用元素符号表示)。
(5)a、g、j的氢氧化物中碱性最强的是__________(填化学式)，写出其溶液与g的氧化物反应的离子方程式:___________________________________。
【答案】Ar F HNO3制光电池 Mg>C>O KOH Al2O3 +2OH-=2AlO2- +H2O
【解析】
【分析】
由元素周期表可知，a为Li、b为C、c为N、d为O、e为F、f为Mg、g为Al、h为Si、i 为Ar、j为K。
【详解】
（1）0族元素的化学性质最稳定，故上述元素中化学性质最稳定的是Ar；F元素的非金属性最强；
（2）c为N，其最高价氧化物对应的水化物为HNO3；
（3）h为Si，核电荷数为14，原子的核外电子数也是14，Si的原子结构示意图为
；Si单质的一种用途是可以制光电池；
（4）b为C、d为O、f为Mg，当电子层数相同时，核电荷数越大原子半径越小；电子层数越多原子半径越大，故b、d、f三种元素原子半径由大到小的顺序是Mg>C>O；
（5）a为Li、g为Al、j为K，K的金属性最强，金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，故a、g、j的氢氧化物中碱性最强的是KOH；g的氧化物为Al2O3，Al2O3与KOH溶液反应的离子方程式为Al2O3 +2OH-=2AlO2- +H2O 。
3．下表列出了①～⑩十种元素在周期表中的位置。
族
周期ⅠA0
1①ⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA
2②④⑩
3⑤⑥⑦③⑧⑨
回答下列问题：
(1)①、④按原子个数比1:1 组成的分子的电子式为____________________ ；由②、④两种元素组成的一种无毒化合物的结构式为 _____________________。
(2)这10种元素中，化学性质最不活泼的元素是_____________(填元素符号，下同)，得电子能力最强的原子是__________________，失电子能力最强的单质与水反应的化学方程式是_________________________。
(3)用化学方程式表示②和⑨两种元素的非金属性强弱：________________________ 。
(4)元素③的气态氢化物和元素⑧的气态氢化物中，易于制备的是
____________________(填化学式)
(5)元素⑤的最高价氧化物对应的水化物与元素⑦的最高价氧化物对应的水化物反应，其离子方程式为 ______________________________。
(6)元素①、④、⑤两两之间可以形成两种类型的化合物，写出一种共价化合物的化学式：___________________ ；写出一种离子化合物的化学式：______________________。
【答案】 O=C=O Ne O 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 2HClO4
+Na2CO3=CO2↑+2NaClO4 +H2O H2S Al(OH) 3 +OH- = AlO2- +2 H2O H2O(或H2O2) Na2O(或Na2O2或NaH)
【解析】
【分析】
从表中元素所在的位置，可推出①为氢(H)，②为碳(C)，③为磷(P)，④为氧(O)，⑤为钠(Na)，⑥为镁(Mg)，⑦为铝(Al)，⑧为硫(S)，⑨为氯(Cl)，⑩为氖(Ne)。
【详解】
(1)①、④为H和O，二者按原子个数比1:1 组成分子H2O2，电子式为；②、④两种元素为C和O，二者组成的一种无毒化合物为CO2，结构式为 O=C=O，答案为：；O=C=O；
(2)这10种元素中，化学性质最不活泼的元素是稀有气体元素Ne；得电子能力最强的原子
是O；失电子能力最强的元素是Na，它的单质与水反应生成NaOH和H2，化学方程式是2Na+2H2O=2NaOH+H2↑，答案为：Ne；O；2Na+2H2O=2NaOH+H2↑；
(3)②和⑨分别为C和Cl，比较两种元素的非金属性强弱，可利用HClO4与碳酸钠反应，方程式为：2HC1O4 +Na2CO3=CO2↑+2NaC1O4 +H2O，答案为：2HC1O4+Na2CO3=CO2↑+2NaC1O4 +H2O；
(4)元素③的气态氢化物为PH3，元素⑧的气态氢化物为H2S，非金属性：S大于P，易于制备的是H2S，答案为：H2S；
(5)元素⑤的最高价氧化物对应的水化物为NaOH，与元素⑦的最高价氧化物对应的水化物Al(OH)3反应，生成NaAlO2和H2O，其离子方程式为A1(OH) 3 +OH- = A1O2- +2 H2O，答案为：A1(OH) 3 +OH- = A1O2- +2 H2O；
(6)元素①、④、⑤分别为H、O、Na，两两之间反应，生成共价化合物可能为水或双氧水，化学式为H2O(或H2O2)；离子化合物可能为氧化钠、过氧化钠、氢化钠，化学式为Na2O(或Na2O2或NaH)，答案为：H2O(或H2O2)；Na2O(或Na2O2或NaH)。
【点睛】
比较氧与氯的得电子能力，如果利用周期表中元素所在位置，无法比较；可以利用同一化学式，比如HClO，从化合价可以解决问题。
4．Ⅰ.某化合物A由两种元素组成，可以发生如下的转化。
已知：标准状况下，气体B的密度是氢气的8倍。请回答：
（1）组成A的元素有_________，A的化学式是_________
（2）请写出A与NaOH溶液反应的化学方程式_________
（3）A可用于金属的冶炼，请写出A与Fe2O3的化学反应方程式_________
Ⅱ.某实验小组做了如下实验：
请回答：
（1）写出硬质管中发生反应的化学方程式：_________
（2）有同学认为乙醇的催化氧化反应产物中含有乙酸，请设计实验检验产物成分：
_____。
【答案】Al、C Al4C3 Al4C3+4NaOH+4H2O=3CH4↑+4NaAlO2
Al4C3+4Fe2O3=2Al2O3+8Fe+3CO2↑ CH3CH2OH+CuO=CH3CHO+Cu+H2O 将产生的气体分别通入两份新制氢氧化铜悬浊液中，标为A、B，对B进行加热，若A沉淀溶解，B出现砖红色沉淀，则既有乙酸也有乙醛；若A沉淀溶解，B无砖红色沉淀，则只有乙酸；若A沉淀不溶解，B出现砖红色沉淀，则只有乙醛
【分析】
Ⅰ.已知标准状况下，气体B的密度是氢气的8倍，则气体B的摩尔质量为16g/mol，应为CH4气体，则A中含有C元素，同时A能与氢氧化钠溶液反应，则A中含有Al元素，A为Al4C3，C为NaAlO2，NaAlO2溶液中通入过量二氧化碳得到D为氢氧化铝固体，进一步灼烧得到E为氧化铝，据此分析解答；
Ⅱ.(1)乙醇被CuO氧化，反应生成乙醛、铜单质和水；
(2)根据乙酸和乙醛与新制氢氧化铜悬浊液反应现象的不同分析比较。
【详解】
Ⅰ. (1)由以上分析知，组成A的元素有Al、C，A的化学式是Al4C3，故答案为：Al、C；
Al4C3；
(2)Al4C3与NaOH溶液反应生成CH4和4NaAlO2，故反应的化学方程式为
Al4C3+4NaOH+4H2O=3CH4↑+4NaAlO2；
(3)Al4C3可用于金属的冶炼，其与Fe2O3反应生成Al2O3、Fe和CO2，故反应的化学反应方程式为Al4C3+4Fe2O3=2Al2O3+8Fe+3CO2↑；
Ⅱ.(1)乙醇被CuO氧化，反应生成乙醛、铜单质和水，反应的化学方程式为
CH3CH2OH+CuO=CH3CHO+Cu+H2O；
(2)根据乙酸和乙醛性质的区别，可将产生的气体分别通入两份新制氢氧化铜悬浊液中，标为A、B，对B进行加热，若A沉淀溶解，B出现砖红色沉淀，则既有乙酸也有乙醛；若A 沉淀溶解，B无砖红色沉淀，则只有乙酸；若A沉淀不溶解，B出现砖红色沉淀，则只有乙醛。
5．根据下表回答问题：
（1）元素⑦在周期表中的位置是___。
（2）元素①和⑤的原子序数相差___。
（3）写出元素⑤的最高价氧化物对应的水化物与元素⑧形成的单质反应的化学方程式
___。
（4）写出元素③形成的不同化合价的化合物的化学式(写出四个)___，其中能与元素⑥形成的单质反应的化学方程式为___。
【答案】第3周期第ⅣA族 10 2NaOH+Cl2=NaCl+NaClO+H2O NH3、NO、NO2、HNO3
Al+4HNO3=Al(NO3)3+NO↑+2H2O
【解析】
元素⑤是钠，其最高价为+1，所以最高价氧化物对应的水化物为NaOH；③为N，其常见化合价为-3、+2、+4、+5等。
【详解】
(1)由图可知元素⑦在周期表中的位置是第3周期第IVA族。
(2)元素①和⑤的原子序数分别为1和11。
(3)元素⑤的最高价氧化物对应的水化物是NaOH，元素⑧形成的单质是Cl2，所以反应为
2NaOH+Cl2=NaCl+NaClO+H2O。
(4)③为N，其常见化合价为-3、+2、+4、+5等，形成的不同化合价的化合物的化学式为NH3、NO、NO2、HNO3等。
(5)元素⑥是Al，HNO3与Al反应，Al+4HNO3=Al(NO3)3+NO↑+2H2O。
6．完成下列问题：
(1)氮和磷氢化物热稳定性的比较：NH3______PH3（填“>”或“<”）。
(2)PH3和NH3与卤化氢的反应相似，产物的结构和性质也相似。下列对PH3与HI反应产物的推断正确的是_________（填序号）。
a．不能与NaOH反应 b．含离子键、共价键 c．受热可分解
(3)已知H2与O2反应放热，断开1 mol H-H键、1 mol O=O键、1 mol O-H键所需要吸收的能量分别为Q1 kJ、Q2 kJ、Q3 kJ，由此可以推知下列关系正确的是______。
①Q1+Q2>Q3②2Q1+Q2<4Q3③2Q1+Q2<2Q3
(4)高铁电池总反应为：3Zn+2K2FeO4+8H2O=3Zn(OH)2+2Fe(OH)3+4KOH，写出电池的正极反应：__________，负极反应 ________________。
【答案】> bc ② FeO42-+3e-+4H2O=Fe(OH)3+5OH- Zn+2OH--2e-=Zn(OH)2
【解析】
【分析】
(1)根据元素的非金属性越强，其相应的简单氢化物越稳定分析；
(2)PH3与HI反应产生PH4I，相当于铵盐，具有铵盐的性质；
(3)根据旧键断裂吸收的能量减去新键生成释放的能量的差值即为反应热，结合燃烧反应为放热反应分析解答；
(4)根据在原电池中，负极失去电子发生氧化反应，正极上得到电子发生还原反应，结合物质中元素化合价及溶液酸碱性书写电极反应式。
【详解】
(1)由于元素的非金属性：N>P，所以简单氢化物的稳定性：NH3>PH3；
(2) a．铵盐都能与NaOH发生复分解反应，所以PH4I也能与NaOH发生反应，a错误；b．铵盐中含有离子键和极性共价键，所以PH4I也含离子键、共价键，b正确；
c．铵盐不稳定，受热以分解，故PH4I受热也会发生分解反应，c正确；
故合理选项是bc；
(3)1 mol H2O中含2 mol H-O键，断开1 mol H-H、1 mol O=O、1 mol O-H键需吸收的能量分
别为Q 1、Q 2、Q 3 kJ ，则形成1 mol O-H 键放出Q 3 kJ 热量，对于反应H 2(g)+12O 2(g)=H 2O(g)，断开1 mol H-H 键和12 mol O=O 键所吸收的能量(Q 1+12
Q 2) kJ ，生成2 mol H-O 新键释放的能量为2Q 3 kJ ，由于该反应是放热反应，所以2Q 3-(Q 1+
12
Q 2)>0，2Q 1+Q 2<4Q 3，故合理选项是②； (4)在原电池中负极失去电子发生氧化反应，正极上得到电子发生还原反应。根据高铁电池总反应为：3Zn+2K 2FeO 4+8H 2O=3Zn(OH)2+2Fe(OH)3+4KOH 可知：Fe 元素的化合价由反应前K 2FeO 4中的+6价变为反应后Fe(OH)3中的+3价，化合价降低，发生还原反应，所以正极的电极反应式为：FeO 42-+3e -+4H 2O=Fe(OH)3+5OH -；Zn 元素化合价由反应前Zn 单质中的0价变为反应后Zn(OH)2中的+2价，化合价升高，失去电子，发生氧化反应，所以负极的电极反应式为Zn+2OH --2e -=Zn(OH)2。
【点睛】
本题考查了元素周期律的应用及键能与反应热的关系、原电池反应原理的应用。元素周期律是学习化学的重要规律，要掌握物质性质变化的规律及物质的特殊性，结合具体物质分析。在化学反应过程中伴随的能量变化可能是热能、电能及光能，化学能的断裂与形成是能量变化的根本原因。在书写原电池电极反应式时要结合元素化合价升降及电解质溶液的酸碱性分析，明确负极发生氧化反应，正极发生还原反应。
7．短周期元素 Q 、R 、T 、W 在元素周期表中的位置如图所示，其中 T 所处的周期数与主族序数相等。
(1)W 在周期表中的位置是_______，Q 、R 、T 三种元素原子半径由大到小的顺序为_______________________(用元素符号表示)，Q 的最高价氧化物的化学式为
________________，
(2)元素的原子得电子 能力：Q________________W(填“强于”或“弱于”)。
(3)原子序数比 R 多 1 的元素有一种氢化物能分解为它的另一种氢化物，该反应的化学方程式为______________________________________________________________________。
【答案】第三周期第ⅥA 族 Al>C>N CO 2 弱于 222
22MnO 2H O 2H O+O
【解析】
【分析】
由短周期元素Q 、R 、T 、W 在元素周期表中的位置，可知Q 、R 处于第二周期，T 、W 处于第三周期，其中T 所处的周期序数与主族序数相等，则T 为Al ，可推知Q 为C 元素、R 为N 元素、W 为S 元素，以此解答。
【详解】
(1)根据上述分析： W 为S 元素，原子序数为16，位于周期表中第三周期V IA 族；原子的
电子层越多，原子半径越大，电子层相同时，核电荷数越大，原子半径越小，根据上述分析：Q为C元素、R为N元素、T为Al，则Q、R、T三种元素原子半径由大到小顺序为: Al>C>N；Q 的最高价氧化物的化学式为CO2，故答案：第三周期第ⅥA 族；Al>C>N； CO2；
(2) 根据上述分析：Q为C元素、W为S元素，非金属性：S>C，则酸性：硫酸>碳酸，故答案为：弱于；
(3) 根据上述分析：R为N元素，原子序数比R多1的元素为O元素，氧元素一种氢化物能分解为它的另一种氢化物，为过氧化氢在二氧化锰作催化剂条件下分解生成水与氧气，该
分解反应的化学方程式是：2H2O22H2O+O2↑，故答案：2H2O22H2O+O2↑；8．如图是元素周期表的一部分，请回答下列问题：
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA0族
1①
2②③④
3⑤⑥⑦⑧⑨
(1)在这些元素中，单质的化学性质最不活泼
．．．．的是___（填元素符号）。
(2)③的气态氢化物的电子式___，②④形成的气态化合物的结构式___。
(3)这些元素形成的最高价氧化物的水化物中，碱性最强的化合物为___（填物质的化学式），写出它的电子式：___；酸性最强的含氧酸为___（填物质的化学式），写出它的电离方程式：___。
(4)在②和③两种元素中，非金属性较强的是___（填元素名称），②的单质可以和③的最高价氧化物的水化物反应，请写出有关化学方程式___。
(5)②与Si元素分别形成的最高价氧化物，___的熔点更高，原因是___。
【答案】Ar O=C=O NaOH HClO4 HClO4=H++ClO4-氮
C+4HNO3(浓)CO2↑+4NO2↑+2H2O SiO2 SiO2为原子晶体，熔融时需破坏共价键
【解析】
【分析】
由表中元素所在的位置，可确定①为氢(H)，②为碳(C)，③为氮(N)，④为氧(O)，⑤为钠(Na)，⑥为镁(Mg)，⑦为硫(S)，⑧氯(Cl)，⑨为氩(Ar)。
【详解】
(1)在这些元素中，单质的化学性质最．不活泼
．．．的是稀有气体元素Ar。答案为：Ar；
(2)③为氮元素，其气态氢化物的化学式为NH3，电子式为，②④形成的气态化合物为CO2，它的结构式为O=C=O。答案为：；O=C=O；
(3)这些元素形成的最高价氧化物的水化物中，碱性最强的是钠的氢氧化物，化学式为NaOH，它的电子式为；酸性最强的含氧酸为高氯酸，化学式为HClO4，它是一元强酸，发生完全电离，电离方程式为HClO4=H++ClO4-。答案为：NaOH；；HClO4；HClO4=H++ClO4-；
(4)同周期元素，从左往右，非金属性依次增强，则在②和③两种元素中，非金属性较强的是氮，②的单质为碳，和③的最高价氧化物的水化物硝酸反应，生成二氧化碳、二氧化氮和水，有关化学方程式为C+4HNO3(浓)CO2↑+4NO2↑+2H2O。答案为：氮；C+4HNO3(浓) CO2↑+4NO2↑+2H2O；
(5)②与Si元素分别形成的最高价氧化物为CO2、SiO2，前者为分子晶体，后者为原子晶体，SiO2的熔点更高，原因是SiO2为原子晶体，熔融时需破坏共价键。答案为：SiO2；SiO2为原子晶体，熔融时需破坏共价键。
【点睛】
碳与稀硝酸即便在加热条件下也不能发生化学反应，碳与浓硝酸混合液，若不加热，反应不能发生，也就是说，只有碳与浓硝酸在加热条件下才能反应，生成三种非金属氧化物。
9．已知O、S、Se、Te、Po、Lv是同主族元素，其原子序数依次增大。回答下列问题：
(1)Lv在周期表中的位置是_________。
(2)下列有关性质的比较，能用元素周期律解释的是_________。
a．离子半径：Te2-＞Se2- b．热稳定性：H2O＞H2S
c．熔、沸点：H2O＞H2S d．酸性：H2SO4＞H2SeO4
(3)从原子结构角度解释Se与S的最高价氧化物对应的水化物酸性不同的原因_________。
(4)实验室用如下方法制备H2S并进行性质验证。
①设计B装置的目的是证明_________，B中实验现象为_______________。
②实验中经检测发现C中溶液pH降低且出现黑色沉淀。C中反应的离子方程式是
_______________。
③有同学根据“强酸制弱酸”原理认为装置A、C中两个反应相矛盾，认为C中不可能出现上述现象。该观点不正确的理由是_______________。
【答案】第七(或7)周期VIA族 abd Se与S是同主族元素，Se比S电子层数多、半径大，吸引电子能力弱，非金属性弱，故H2SeO4酸性弱于H2SO4 H2S具有还原性出现淡黄色(或乳白色)沉淀(或浑浊) Cu2++H2S==CuS↓+2H+该反应发生的原因是生成了难溶的CuS 沉淀，不是因为生成弱电解质
【解析】
【分析】
(1)根据 O、S、Se、Te、Po、Lv都是氧族元素，且原子序数依次增大分析解答；
(2)根据元素的非金属性、氢化物的稳定性、最高价氧化物的水化物的酸性等元素周期律的变化规律分析判断；
(3)Se与S是同主族元素，最外层电子数相等，Se比S电子层数多、半径大，结合核对最外层电子的吸引力的变化，引起非金属性的变化分析解答；
(4)①双氧水具有较强的氧化性，H2S具有还原性；②硫化氢能够与硫酸铜反应生成黑色不溶于硫酸的CuS沉淀；③结合装置A和C中发生反应的原理分析解答。
【详解】
(1) O、S、Se、Te、Po、Lv是同主族元素，都是氧族元素，位于第VIA族，O、S、Se、Te、Po、Lv是同主族元素，其原子序数依次增大，因此Lv位于第七（或7）周期，在周期表中的位置为，故答案为：第七（或7）周期VIA族；
(2)a．同一主族元素，从上到下，离子半径逐渐增大，因此离子半径：Te2-＞Se2-，能用元素周期律解释，故a选；b．同一主族元素，从上到下，非金属性逐渐减弱，氢化物的稳定性减弱，因此热稳定性：H2O＞H2S，能用元素周期律解释，故b选；c．物质的熔沸点是物理性质，不能用元素周期律解释，故c不选；d．同一主族元素，从上到下，非金属性逐渐减弱，最高价含氧酸的酸性减弱，因此酸性：H2SO4＞H2SeO4，能用元素周期律解释，故d 选；故答案为：abd；
(3)Se与S是同主族元素，Se比S电子层数多、半径大，吸引电子能力弱，非金属性弱，故H2SeO4酸性弱于H2SO4，故答案为：Se与S是同主族元素，Se比S电子层数多、半径大，吸引电子能力弱，非金属性弱，故H2SeO4酸性弱于H2SO4；
(4)①双氧水具有较强的氧化性，H2S具有还原性，能够被双氧水氧化生成硫单质沉淀，故答案为：H2S具有还原性；出现淡黄色沉淀；
②硫化氢能够与硫酸铜反应生成黑色不溶于硫酸的CuS沉淀，反应的离子方程式为
Cu2++H2S==CuS↓+2H+，故答案为：Cu2++H2S==CuS↓+2H+；
③根据“强酸制弱酸”的原理，装置A中硫化亚铁与硫酸反应生成硫化氢，因为硫化亚铁能够被硫酸溶解，C中发生Cu2++H2S==CuS↓+2H+，是因为生成的硫化铜不能溶于硫酸，因此该反应能够发生，故答案为：该反应发生的原因是生成了难溶的CuS沉淀，不是因为生成弱电解质。
10．下列问题涉及前 20 号元素，请按要求用相应的化学用语作答：
（1）族序数等于周期数 2 倍的元素_____
（2）最外层电子数是内层电子数的一半且单质可作为电极材料的元素，其在周期表中的位置是_____
（3）原子半径最大的短周期元素和地壳中含量最多的元素形成原子个数比为 1:1 的化合物，其阴离子符号为________________________________
（4）最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素，其最高价氧化物与短周期元素中最稳定的气态氢化物的水溶液间发生反应的化学方程式___________________________
（5）第三周期元素中，简单离子半径最小的元素，其离子结构示意图为_____
（6）简单离子 X n+与 Y n-具有相同的电子层结构，X n+的焰色为淡紫色，则 Y 的最高价氧化物对应水化物的名称为_____
【答案】C、S 第两周期IA 族 O22- SiO2+ 4HF = SiF4↑+2H2O 高氯酸
【解析】
【分析】
（1）族序数等于周期数 2 倍的元素是碳和硫元素；
（2）最外层电子数是内层电子数的一半，单质可作为电极材料的元素，该元素为金属，是锂元素；
（3）原子半径最大的短周期元素是Na、地壳中含量最多的元素是O；
（4）最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素是ⅣA族的C、Si ，其最高价氧化物分别是CO2、SiO2，短周期元素中最稳定的气态氢化物是HF；
（5）第三周期元素中，简单离子半径最小的元素是Al；
（6）X n+的焰色为淡紫色，X是K元素，简单离子K+与 Y-具有相同的电子层结构，则Y是Cl元素；
【详解】
（1）族序数等于周期数 2 倍的元素，如为第二周期的元素，族序数是4，则为C，如为第三周期的元素，族序数是6，则为S；
（2）最外层电子数是内层电子数的一半，单质可作为电极材料的元素，该元素为金属，所以是锂元素，在周期表中的位置是第两周期IA 族；
（3）原子半径最大的短周期元素是Na、地壳中含量最多的元素是O，形成原子个数比为1:1 的化合物是Na2O2，其阴离子符号为O22-；
（4）最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素是ⅣA族的C、Si ，其最高价氧化物分别是CO2、SiO2，短周期元素中最稳定的气态氢化物是HF，能与HF反应的是SiO2，反应方程式是SiO2+ 4HF = SiF4↑+2H2O；
（5）第三周期元素中，简单离子半径最小的元素是Al，Al3+结构示意图为；
（6）Y是Cl元素，Cl的最高价氧化物对应水化物是HClO4，名称为高氯酸；
二、化学键练习题（含详细答案解析）
11．
（1）双氧水(H2O2)是一种绿色氧化剂，它的电子式为__。
（2）在常压下，乙醇的沸点（78.2℃）比甲醚的沸点（-23℃）高。主要原因是__。（3）联氨（又称肼，分子式N2H4）是一种应用广泛的化工原料，可用作火箭燃料。联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似。
①肼的水溶液显碱性原因是__（请用肼在水中一级电离的方程式来表示）。
②联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为__。
【答案】乙醇分子间形成了氢键，而甲醚却不能 N2H4+H2O?NH2NH3++OH-
N2H6(HSO4)2
【解析】
【分析】
【详解】
(1)双氧水(H2O2)是一种绿色氧化剂，双氧水是共价化合物，电子式为；
(2)在常压下，乙醇的沸点(78.2℃)比甲醚的沸点(-23℃)高。主要原因是乙醇分子间形成了氢键，而甲醚却不能；
(3)①联氨在水中的电离方程式与氨相似, 则联氨的第一步电离方程式为：
N2H4+H2O?NH2NH3++OH-，则肼的水溶液显碱性。
②联氨为二元弱碱，第一步电离方程式为：N2H4+H2O?N2H5++OH-，第二步电离方程式为：N2H5++H2O?N2H62++OH-，则联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为N2H6(HSO4)2。
12．
生活污水中氮元素是造成水体富营养化的主要原因。若某污水中NH4Cl含量为180 mg/L。
(1)写出NH4Cl的电子式_________。
(2)写出与氯同周期，有2个未成对电子的原子的电子排布式：_______、________
(3)为除去废水中的NH4+，向103 L该污水中加入0.1 mol/L NaOH溶液，理论上需要NaOH
溶液的体积为_________L(计算结果保留两位小数)。
(4)若某污水中同时存在NH4＋和NO3-时。可用下列方法除去：可先在酸性污水中加入铁屑
将NO3-转化为NH4＋后再除去，请配平下列离子方程式并标出电子转移的方向和数目：
___Fe +___NO3- +___H+=___Fe2+ +___NH4+ +___H2O，____________。
【答案】 1s22s22p63s23p2 1s22s22p63s23p4 33.64 4 1 10 4 1 3
【解析】
【分析】
(1) NH4Cl是离子化合物，由NH4+、Cl-通过离子键构成，结合离子化合物的表示方法书写其电子式；
(2)根据Cl原子核外电子排布式确定其最外电子层所具有的轨道数目，结合每一轨道最多排布2个电子，确定与氯同一周期，有2个未成对电子的原子的电子排布式；
(3)根据NH4Cl与NaOH溶液反应时二者的物质的量的比是1：1，根据污水中NH4Cl含量为180 mg/L，计算c(NH4Cl)，结合n=c·V计算；
(4)根据电子守恒、电荷守恒、原子守恒配平方程式。
【详解】
(1) NH4Cl是离子化合物，由NH4+、Cl-通过离子键构成，其电子式为：
；
(2)Cl原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p5，其最外电子层3p能级具有3个轨道，由于原子核外电子总是尽可能成单排列，而且自旋方向相同；同一个轨道最多可容纳2个电子则与氯同一周期，有2个未成对电子的原子的电子排布式分别为1s22s22p63s23p2，
1s22s22p63s23p4，这两种元素分别是Si和S；
(3)污水中NH4Cl含量为180 mg/L，则c(NH4Cl)=
0.18?g/L
53.5?g/mol
=
0.18
53.5
mol/L，103 L该污水中
中含有NH4Cl的物质的量为n(NH4Cl)=0.18
53.5
mol/L×103 L=3.364 mol，根据反应：
NH4Cl+NaOH=NaCl+NH3↑+H2O，可知n(NaOH)=n(NH4Cl)=3.364 mol，由于NaOH溶液浓度为
0.1 mol/L，则理论上需要NaOH 溶液的体积V(NaOH)=n 3.364?mol
c0.1?mol/L
=33.64 L；
(4)在反应：___Fe +___NO3- +___H+=___Fe2+ +___NH4+ +___H2O中，Fe元素化合价由0→+2价，升高2价，N元素化合价由NO3-→NH4+，降低8价，化合价升降最小公倍数是8，所以Fe、Fe2+系数是4，NO3-、NH4+系数是1，然后根据反应前后电荷守恒，可知H+的系数是10，最后根据原子守恒，可得H2O的系数是3；则配平后该反应方程式为：
4Fe+NO3-+10H+=4Fe2++NH4++3H2O，用单线桥法表示为：
。
【点睛】
本题考查了原子核外电子排布、物质的电子式表示、氧化还原反应方程式及物质的量在化学方程式计算的应用。掌握构造原理、离子化合物与共价化合物表示方法的区别及有电子转移的离子反应方程式配平原则是解题关键，物质反应时物质的量的比等于方程式中相应物质的化学计量数的比。
13．
据《中国质量报》报道，我国首次将星载铷(Rb)钟应用于海洋二号卫星，已知Rb的原子序数为37。回答下列有关铷的问题：
(1) Rb的原子结构示意图中共有______个电子层，最外层电子数为______。
(2) Rb在元素周期表中的位置是______。
(3)取少量铷单质加入水中，可观察到其剧烈反应，放出气体______(写化学式)，在反应后的溶液中滴加紫色石蕊试液，溶液显______色，因为___________(用离子方程式表示)。
(4) Rb的还原性比K的还原性______（填“弱”或“强”）。
【答案】5 1 第五周期ⅠA族 H2蓝 2Rb+2H2O=2Rb++2OH-+H2↑强
【解析】
【分析】
根据元素周期律，结合原子核外电子排布规律确定Rb元素在周期表的位置，利用元素周
期律分析、解答。
【详解】
(1)Rb是37号元素，根据原子核外电子排布规律，可知Rb核外电子排布为2、8、18、8、1，所以Rb的原子结构示意图中共有5个电子层，最外层电子数为1个；
(2)Rb核外电子排布是2、8、18、8、1，根据原子核外电子层结构与元素在周期表的位置关系可知Rb在元素周期表中的位置是第五周期第IA族；
(3)Na是活泼金属，与水发生反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑，Rb与Na是同一主族的元素，由于元素的金属性Rb>Na，所以Rb与水反应比钠更剧烈反应放出H2；RbOH是一元强碱，水溶液显碱性，在反应后的溶液中滴加紫色石蕊试液，溶液显蓝色，该反应的离子方程式为：2Rb+2H2O=2Rb++2OH-+ H2↑；
(4)同一主族的元素，由于从上到下，原子核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子失去电子的能力逐渐增强，获得电子的能力逐渐减弱，Rb在K元素下一周期，所以Rb 的还原性比K的还原性强。
【点睛】
本题考查了原子核外电子排布与元素在周期表的位置及元素性质的关系，掌握原子核外电子层数等于元素在周期表的周期序数，原子核外最外层电子数等于元素的族序数。利用同一主族的元素由上到下元素的金属性逐渐增强分析判断。
14．
我国化学家在“铁基(氟掺杂镨氧铁砷化合物)高温超导”材料研究上取得了重要成果，该研究项目荣获2013年度“国家自然科学奖”一等奖。
（1）基态Fe2+的核外电子排布式为_________________。
（2）氟、氧、砷三种元素中电负性值由大到小的顺序是__________(用相应的元素符号填空)。
（3）Fe(SCN)3溶液中加人NH4F，发生如下反应：Fe(SCN)3+6NH4F=(NH4)3FeF6+3NH4SCN。
①(NH4)3FeF6存在的微粒间作用力除共价键外还有_________(选填序号，下同)。
a．配位键 b．氢键 c．金属键 d．离子键
②已知SCN一中各原子最外层均满足8电子稳定结构，则C原子的杂化方式为
_____________,该原子团中σ键与π个数的比值为___________________。
（4）FeCl3晶体易溶于水、乙醇，用酒精灯加热即可气化，而FeF3晶体熔点高于1000℃，试解释两种化合物熔点差异较大的原因：_______________________________。
（5）氮、磷、砷虽为同主族元素，但其化合物的结构与性质是多样化的。
①该族氢化物RH3(NH3、PH3、AsH3)的某种性质随R的核电荷数的变化趋势如右图所示，则Y轴可表示的氢化物(RH3)性质可能有________。
a．稳定性 b．沸点 c．R—H键能 d．分子间作用力
②碳氮化钛化合物在汽车制造和航空航天等领域有广泛的应用，其结构是用碳原子取代氮化钛晶胞(结构如图)顶点的氮原子，据此分析，这种碳氮化钛化台物的化学式为______。
【答案】[Ar]3d6 F＞O＞As ad sp 1:1 FeF3为离子晶体，FeCl3为分子晶体 ac Ti4CN3【解析】
【分析】
（1）根据核外电子排布规律推知基态Fe2+的核外电子排布式；
（2）根据元素周期律可知，非金属性越强，电负性越大，据此答题；
（3）①（NH4）3FeF6是离子化合物，铵根离子与六氟合铁酸根之间是离子键，氮与氢之间是共价键，铁与氟之间是配位键，据此答题；
②SCN-的结构式为[S=C=N]-，其结构与二氧化碳相似，其中含有2个σ键与2个π键，据此答题；
（4）分子晶体中分子之间是范德华力，作用力比较小，而离子键的作用力较大，所以两者的沸点相差较大，据此答题；
（5）①a．根据元素周期律可知，非金属性越强，氢化物的稳定性越强；
b．氨气分子间存在氢键；
c．非金属性越强与氢元素形成的共价键越强，键能越大；
d．分子间作用力随相对分子质量的增加而增大；
②根据晶胞结构图利用均摊法可知，在晶胞中含有碳原子数、含有氮原子数、含有钛原子数，据此写出化学式。
【详解】
（1）亚铁离子的核外电子数是24，因此根据核外电子的排布规律可知，基态Fe2+的核外电子排布式为[Ar]3d6。
（2）非金属性越强，电负性越大，则根据元素周期律可知氟、氧、砷三种元素中电负性值由大到小的顺序是F＞O＞As。
（3）①(NH4)3FeF6是离子化合物，存在的微粒间作用力除共价键外还有离子键，另外还有配位键，即N和H、Fe与F之间存在配位键，答案选ad。
②已知SCN一中各原子最外层均满足8电子稳定结构，则碳元素分别与S以及N元素形成
1个双键，不存在孤对电子，因此C 原子的杂化方式为sp 杂化；由于单键都是σ键，双键是由1个σ键与1个π键构成的，则该原子团中σ键与π个数的比值为1:1。 （4）FeCl 3晶体易溶于水、乙醇，用酒精灯加热即可气化，这说明氯化铁形成的晶体是分子晶体，而FeF 3晶体熔点高于1000o C ，这说明氟化铁形成的晶体类型是离子晶体，因此两种化合物熔点差异较大的原因是FeF 3为离子晶体，FeCl 3为分子晶体。
（5）①a ．非金属性越强，氢化物的稳定性越强，因此三种氢化物的稳定性逐渐降低，a 正确；
b ．由于氨气分子间存在氢键，因此氨气的沸点最高，b 不正确；
c ．非金属性越强与氢元素形成的共价键越强，键能越大，因此R —H 键能虽原子序数的增大而减小，c 正确；
d ．三种氢化物生成的晶体均是分子晶体，分子间作用力随相对分子质量的增加而增大，d 不正确；
答案选ac 。
②根据晶胞的结构特点并依据均摊法可知，晶胞中含有的碳原子数是8×
18＝1，氮原子数6×12＝3，钛原子数是12×14
+1＝4，所以化学式为Ti 4CN 3。
15．
A 、
B 、
C 、
D 、
E 、
F 、
G 、
H 八种前四周期元素，原子序数依次增大，A 、B 、F 三者原子序数之和为25，且知B 、F 同主族，1.8g E n 与G 的气态氢化物的水溶液反应生成2.24L 氢气(标准状况下)，D +和E 的离子具有相同的电子层结构，工业上用电解元素B 和E 能形成离子化合物的方法冶炼E 单质，H 元素常温下遇浓硫酸钝化，其一种核素质量数56，中子数30。试判断并回答下列问题：
()1H 该元素在周期表中的位置__________ ．
()2由F 、G 二种元素形成化合物22F G 的电子式______，含有化学键的类别为
___________．
()3B 、C 、F 形成的最简单气态氢化物沸点由低到高的顺序依次为________.(用化学式表示)
()4①由A 、B 、D 、F 四种元素可以组成两种盐，写出这两种盐反应的离子方程式__________
②在碱性条件下，G 的单质可与2HO -
反应制备一种可用于净水的盐24HO -，该反应的离
子方程式是_______．
()5熔融盐燃料电池用熔融的碳酸盐作为电解质，负极充入燃料气4CH ，用空气与2CO 的混合气作为正极的助燃气，以石墨为电极材料，制得燃料电池。写出充入4CH 的一极发生反应的电极反应式______。
()6利用上述燃料电池，按图1所示装置进行电解，A 、B 、C 、D 均为铂电极，
Ⅰ.甲槽电解的是200mL n 一定浓度的NaCl 与4CuSO 的混合溶液，理论上两极所得气体的体积随时间变化的关系如图2所示(气体体积已换算成标准状况下的体积，电解前后溶液的体积变化忽略不计)。4CuSO 的物质的量浓度为________1mol?L -n 。 Ⅱ.①乙槽为4200mL CuSO n n 溶液，通电一段时间，当C 极析出0.64g n 物质时停止通电，若使乙槽内的溶液完全复原，可向乙槽中加入________(填字母)。 A 2Cu(OH) B?CuO 3C?CuCO 223D?Cu (OH)CO
②若通电一段时间后，向所得的乙槽溶液中加入0.2mol n 的2Cu(OH)才能恰好恢复到电解前的浓度，则电解过程中转移的电子数为________。
【答案】第四周期第ⅧA 族；
极性共价键、非极性共价键 2H S 、
HF 、2H O 322HSO H SO H O -++=↑+；
222423Cl 2FeO 8OH 2FeO 6Cl 4H O;----++=++
24322CH 4CO 8e 5CO 2H O --+-=+n 0.1 BC A 0.8N 【解析】
【分析】
A 、
B 、
C 、
D 、
E 、
F 、
G 、
H 八种前四周期元素，原子序数依次增大，1.8gE 与G 的气态氢化物的水溶液反应生成2.24L 氢气(标准状况下)，则E 为Al ，G 为Cl ，D +和E 的离子具有相同的电子层结构，则D 为Na ，工业上用电解氧化铝方法冶炼铝单质，所以B 为O ，B 、F 同主族，则F 是硫，A 、B 、F 三者原子序数之和为25，则A 是氢，C 的原子序数大于氧、小于钠，故C 为氟，H 元素常温下遇浓硫酸钝化，其一种核素质量数56，中子数30，则H 为Fe 。
【详解】
A 、
B 、
C 、
D 、
E 、
F 、
G 、
H 八种前四周期元素，原子序数依次增大，1.8gE 与G 的气态氢化物的水溶液反应生成2.24L 氢气(标准状况下)，则E 为Al ，G 为Cl ，D +和E 的离子具有相同的电子层结构，则D 为Na ，工业上用电解氧化铝方法冶炼铝单质，所以B 为O ，B 、F 同主族，则F 是硫，A 、B 、F 三者原子序数之和为25，则A 是氢，C 的原子序数大于氧、小于钠，故C 为氟，H 元素常温下遇浓硫酸钝化，其一种核素质量数56，中子数30，则H 为Fe 。
() 1H 是Fe ，在元素周期表中的位置是第四周期第ⅧA 族，故答案为：第四周期第ⅧA
族；；
()2由F 、G 二种元素形成化合物()2222F G S Cl 的电子式为
；含有化学键的类别为极性共价键、非极性共价键；故答案为：
；极性共价键、非极
性共价键； ()3B 、C 、F 形成的最简单气态氢化物分别是2H O 、HF 、2H S ；HF 、2H S 常温下为气体，HF 分子之间存在氢键，沸点高于2H S ，水常温下为液态，沸点最高，故沸点由低到高的顺序是2H S 、HF 、2H O ；故答案为：2H S 、HF 、2H O ；
()4①四种元素要形成酸式盐，阳离子只能为Na +，阴离子只能为亚硫酸氢根或硫酸氢根，写离子方程式时亚硫酸氢钠拆分为钠离子和亚硫酸氢根，硫酸氢钠拆分为钠离子、氢离子和硫酸根，等式两端抵消掉某些离子后，离子方程式为：
322H HSO H O SO +-+=+↑；
②在碱性条件下，G 的单质()2Cl 可与()22HO FeO --
反应制备一种可用于净水的盐()
2244
HO FeO --，该反应的离子方程式是2
22423Cl 2FeO 8OH 2FeO 6Cl 4H O ----++=++；
故答案为：322H HSO H O SO +-+=+↑；
2
22423Cl 2FeO 8OH 2FeO 6Cl 4H O ----++=++； ()5负极发生氧化反应，所以4CH 的一极发生反应的电极反应
式 24322CH 4CO 8e 5CO 2H O --+-=+；故答案为：
24322CH 4CO 8e 5CO 2H O --+-=+；
()6Ⅰ.电解200mL 一定浓度的NaCl 与4CuSO 混合溶液，阳极发生22Cl 2e Cl ---=↑、224OH 4e O 2H O ---=↑+，阴极发生2Cu 2e Cu +-+=、22H 2e H +-+=↑，结合图可知，a 为阴极气体体积与时间的关系，b 为阳极气体体积与时间的关系，由图可知，产生氯气为224mL ，()20.224L n Cl 0.01mol 22.4L /mol
==，2t 时生成氧气为112mL ，()20.112L n O 0.005mol 22.4L /mol
==，则共转移电子为0.02mol 0.005mol 40.04mol +?=，根据电子守恒及2Cu 2e Cu +-+=可知，
()40.04mol n CuSO 0.02mol 2==，所以()40.02mol c CuSO 0.1mol /L 0.2L
==；故答案为：0.1；
Ⅱ.①根据电极方程式即阳极发生224OH 4e O 2H O ---=↑+，阴极发生
2Cu 2e Cu +-+=。
电解过程中损失的元素有铜和氧，A 、多加了H 元素，错误；B 、能够补充铜和氧元素，正确；C 、3CuCO 与硫酸反应放出二氧化碳，相当于加入了氧化铜，正确；
223D.Cu (OH)CO 多加了H 元素，错误；故答案为：BC ；
②加入20.2mol Cu(OH)n n 相当于加入0.2molCuO 和20.2molH O ，则电解过程中共转移电子数为0.2mol 20.2mol 2?+? 0.8mol =n ，数目为A 0.8N ，故答案为：A 0.8N 。
元素周期律知识点总结
1. 微粒间数目关系 最外层电子数决定元素的化学性质 质子数（Z ）=核电荷数=原子数序 原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。 质量数（A ）=质子数（Z ） +中子数（N ） ①最外层电子数与次外层电子数相等： 4Be 、18Ar ;②最外层 电子数是次外层电子数 2倍：6C ；③最外层电子数是次外层电子数 3倍：80;④最外层电子数是次外层电子数 4 倍：10Ne ;⑤最外层电子数是次外层电子数 1/2倍：3Li 、14Si 。 4 .电子总数为最外层电子数 2倍：4Be 。 ~20号元素组成的微粒的结构特点 （1）.常见的等电子体 原子结构 ： 元素周期律 决定原子种类 冲子N （不带电荷）, ----------------------------- f 原子核- > T 质量数（A=N+Z ） I 质子Z （带正电荷）丿T 核电荷数 ______________ 豪同位素 （核素） —巻近似相对原子质量 事元素 T 元素符号 「最外层电子数决定主族元素的... 电子数（Z 个）:丿 I 〔化学性质及最高正价和族序数 -■ 广体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 决定原子呈电中性 核外电子/运动特征 排布规律 ，表示方法 、电子云（比喻）——> 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 T 电子层数——■周期序数及原子半径 T 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 原子（A Z X ） * ________ 2质子（Z 个）］——决定元素种类 广 原子核｝ W 中子（A-Z ）个 决定同位素种类 中性原子：质子数 =核外电子数 阳离子：质子数 =核外电子数 +所带电荷数 阴离子：质子数 =核外电子数一所带电荷数 2.原子表达式及其含义 Xd± A 表示X 原子的质量数；Z 表示兀素X 的质子数；d 表示微粒中X 原子的个数; c ±表示微粒所带的电荷数; ± b 表示微粒中X 元素的化合价。 3.原子结构的特殊性 （1~18号元素） 1.原子核中没有中子的原子: 1 H 。 2 .最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。 3 .电子层数与最外层电子数相等: i H 、4Be 、 13AI 。 5 .次外层电子数为最外层电子数 2 倍：3Li 、 i4Si 6 .内层电子总数是最外层电子数 2 倍：3Li 、 15P 。 ①2个电子的微粒。分子: He 、 H 2；离子：Li +、H -、Be 2+ 。
高中化学元素周期律知识点规律大全
高中化学元素周期律知识点规律大全 1．原子结构 [核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数 注意：(1) 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数 阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数 (2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1． [质量数] 用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数． 说明(1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：A＝Z + N． (2)符号A Z X的意义：表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子．例如，23 Na中，Na原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12． 11 [原子核外电子运动的特征] (1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少． (2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小，表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少． (3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小． [原子核外电子的排布规律] (1)在多电子原子里，电子是分层排布的． (2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M…… (3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子(n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外
第一章第二节元素周期律知识点归纳总结
高中化学必修2知识点归纳总结 第一章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律 知识点一 原子核外电子的排布 一、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. 表示方法：通常吧能量最低、离核最近的电子层叫做第一层。能量稍高、离核稍远的电子层叫做第二层， 由里往外以此类推。 二、原子核外电子的排布规律（一低三不超） 1. 能量最低原理：原子核外电子总是尽可能优先排布在能量低的电子层里，然后由里向外，一次排布在能量 逐步升高的电子层里，即电子最先排满K 层，当K 层排满后再排布在L 层，依此类推。 2. 原子核外各电子层最多容纳2n 2 个电子（n 为电子层序数） 3. 原子核外最外层电子不超过8个（K 层作为最外层时，不超过2个）次外层电子不超过18个，倒数第三层 电子不超过32个。 三、原子核外各电子层的电子排布 原子核外电子的排步 层序数 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q 离核远近 由近到远 能量 由低到高 各层最多容纳的电子数 2×12 =2 2×22 =8 2×32 =18 2×42 =32 2×52 =50 2×62 =72 2×72 =98 1.原子结构示意图： 粒子符号 2.离子结构示意图：原子通过得失电子形成离子，因此，原子结构示意图的迁移应用于表示离子的结构。 Cl- 五、元素周期表中1-20号元素原子的结构特征 1.最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be 、Ar 。 2. 最外层电子数和次外层电子数2倍的原子是C 。 3. 最外层电子数和次外层电子数3倍的原子是O 。 4. 最外层电子数和次外层电子数4倍的原子是Ne 。 5.次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li 、Si 。 6.内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li 、P 。 7.电子层数和最外层电子数相等的原子有H 、Be 、Al 。 8.电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li 、Ca 。 原子核 核电荷数 电子层 电子层上的 电子数 Na
物质结构元素周期律知识点总结
物质结构 元素周期律 中子N （不带电荷） 同位素 （核素） 原子核 → 质量数（A=N+Z ） 近似相对原子质量 质子Z （带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号 原子结构 ： 最外层电子数决定主族元素的 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）： 化学性质及最高正价和族序数 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ① 、 原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li
高考化学元素周期律综合题汇编
高考化学元素周期律综合题汇编 一、元素周期律练习题（含详细答案解析） 1．元素周期表是打开物质世界奧秘之门的一把金钥匙，1869年，门捷列夫发现了元素周期律并发表了元素周期表。下图为元素周期表的一部分，回答下列问题。 (1).上述元素中化学性质最稳定的是________(填元素符号，下同) ，非金属性最强的是 _____。 (2)c的最高价氧化物对应水化物的化学式为__________。 (3)h元素的原子结构示意图为__________，写出h单质的一种用途:__________。 (4)b、d、f三种元素原子半径由大到小的顺序是__________(用元素符号表示)。 (5)a、g、j的氢氧化物中碱性最强的是__________(填化学式)，写出其溶液与g的氧化物反应的离子方程式:___________________________________。 【答案】Ar F HNO3制光电池 Mg>C>O KOH Al2O3 +2OH-=2AlO2- +H2O 【解析】 【分析】 由元素周期表可知，a为Li、b为C、c为N、d为O、e为F、f为Mg、g为Al、h为Si、i 为Ar、j为K。 【详解】 （1）0族元素的化学性质最稳定，故上述元素中化学性质最稳定的是Ar；F元素的非金属性最强； （2）c为N，其最高价氧化物对应的水化物为HNO3； （3）h为Si，核电荷数为14，原子的核外电子数也是14，Si的原子结构示意图为 ；Si单质的一种用途是可以制光电池； （4）b为C、d为O、f为Mg，当电子层数相同时，核电荷数越大原子半径越小；电子层数越多原子半径越大，故b、d、f三种元素原子半径由大到小的顺序是Mg>C>O； （5）a为Li、g为Al、j为K，K的金属性最强，金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，故a、g、j的氢氧化物中碱性最强的是KOH；g的氧化物为Al2O3，Al2O3与KOH溶液反应的离子方程式为Al2O3 +2OH-=2AlO2- +H2O 。 2．南京理工教授制出了一种新的全氮阴离子盐—AgN5，目前已经合成出钠、锰、铁、钴、镍、镁等几种金属的全氮阴离子盐。
鲁教版高中化学必修二《元素周期律》说课稿
元素周期律——说课稿 浙江桐庐二中化学组张欢 今天，我说课的内容是人教版高中化学第一册第五章第二节《元素周期律》。本节课采用课堂讨论和边讲边做实验，引导学生对大量数据和事实进行分析，总结归纳出周期律。一、教材分析 本节内容较抽象，理论性强。元素周期律主要是在原子结构上归纳得出的，因此原子结构知识是研究元素周期律的理论基础。 1、教材的地位和作用 元素周期律是中学化学教材中重要的基础理论。通过对本节的学习，可以促使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时也能使学生以元素周期律为理论指导，来探索研究以后将要学习的化学知识。因此，本章是本书乃至整个中学化学教材的重点。 2、教学目标 知识目标：（1）使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属、非金属性的周期性变化。 （2）了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。 （3）认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果，从而理解元素周期律的实质。 能力目标：培养学生分析问题、总结归纳、发现规律的能力。 情感目标：教育学生保持辨证唯物主义的科学态度，尊重事实。 3、教学重点、难点 重点：（1）元素主要性质的周期性变化规律。 （2）元素周期律的实质。 （3）元素金属性和非金属性的变化规律。 难点：（1）元素金属性、非金属性的变化规律。 （2）元素周期律的实质。 二、学情分析 到目前为此，学生已经学习了氧、氢、碳、铁等元素及一些化合物，还学习了碱金属、卤素两个元素族的知识，初步学习了原子结构的理论知识，为本章创造了必要条件。但由于在初中的学习中，教师对初中教材大纲的把握不同，处理方法也不一样，导致了高一学生对这部分内容的掌握也深浅不一。 三、教学方法 1、学法引导 （1）通过阅读，了解并归纳1～18号元素的原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、非金属性几个方面的周期性变化，导出元素周期律。 （2）教师引导学生探索元素性质和原子结构的关系，揭示元素周期律的实质。 （3）通过观察、分析实验的现象，总结归纳出元素周期律，再与理论推导的进行比较、统一。 （4）通过一定量的练习训练，巩固所学知识。
《物质结构-元素周期律》知识点总结
物质结构元素周期律 1．原子结构 [核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数注意：(1) 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数 阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数 (2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1．[质量数] 用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数． 说明(1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：A＝Z + N．(2)符号A Z X的意义：表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子．例如，23 Na中，Na原子 11 的质量数为23、质子数为11、中子数为12． [原子核外电子运动的特征] (1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少． (2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小，表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少． (3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小． [原子核外电子的排布规律] (2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M…… (3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子(n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子． (4)原子最外层中有8个电子(最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等，均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的． 2．元素周期律 [原子序数]按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数． 原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数 [元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律] 对于电子层数相同（同周期）的元素，随着原子序数的递增：
高中化学知识点总结：元素周期律、元素周期表
高中化学知识点总结：元素周期律、元素周期表 1．原子序数：人们按电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。（原子序数=质子数=核电荷数） 2．元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律。 具体内容如下： 随着原子序数的递增， ①原子核外电子层排布的周期性变化：最外层电子数从1→8个的周期性变化。 ②原子半径的周期性变化：同周期元素、随着原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。 ③元素主要化合价的周期性变化：正价+1→+7，负价－4→－1的周期性变化。 ④元素的金属性、非金属性的周期性变化：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。 【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。 3．元素周期表 （1）元素周期表的结构：横七竖十八 第一周期 2种元素 短周期第二周期 8种元素 第三周期 8种元素 周期第四周期 18种元素 （横向）长周期第五周期 18种元素 第六周期 32种元素 不完全周期：第七周期 26种元素 主族(A)：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA 族副族(B)：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB （纵向）第VIII 族：三个纵行，位于ⅦB族与ⅠB族中间 零族：稀有气体元素 【注意】表中各族的顺序：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0 （2）原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律： ①原子序数=核内质子数 ②电子层数=周期数（电子层数决定周期数） ③主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数 ④负价绝对值=8－主族序数（限ⅣA～ⅦA） ⑤同一周期，从左到右：原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则非金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物越稳定，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强，其离子还原性减弱。 ⑥同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。则金属元素单质的还原性增强，形成的最高价氧化物对应的水化物的碱性增强，其离子的氧化性减弱。 （3）元素周期表中“位、构、性”的三角关系
高中化学元素周期律
物质结构元素周期律 第二节元素周期律教案 【课程三维目标】 [知识与技能]：1、了解原子核外电子排布 2、能结合有关数据和实验事实认识元素周期律 3、掌握第三周期元素性质递变规律 4、掌握原子结构与元素性质的关系，了解周期表中主族与周期的性质递变[过程与方法]：查阅资料、阅读、比较、分析、讨论、归纳、信息处理、实验验证 [情感与态度]：1、.体验科学方法对科学研究的价值 2、认识由量变到质变的规律和对立统一的规律，形成正确的哲学观 【课前预习案】 1、复习上一节内容的原子结构 2、阅读教材13至18页，尽量寻找重点，寻找规律 3、填写教材14至15页的原子核外电子排布（用原子结构示意图来表示） 4、掌握原子核外电子的排布 5、从表1-2中找一些最外层电子数与内（或次外）层电子数之间的关系 6、确定元素周期律的内容、元素周期表和元素周期律的应用 一、原子核外电子的排布 原子是由原子核和核外电子构成的。核外电子在离核的一定区域内绕原子核作高速的运转运动，它们的运动是有一些规律的，否则就会发生碰撞等问题。原子的核外电子由于运动从而具有能量，而运动的速度或状态不同，又使这些电子的能量会有所不同。对于原子核来说，离核近的区域能量低，离核远的区域能量高，于是，科学家根据能量的高低和离核的远近将原子核外的一定空间形象的划分为不同的区域，将之称为电子层。科学家将原子核外一共分为了七个电子层，用n=1、2、3、4、5、6、7或（K、L、M、N、O、P、Q）来表示。 1、电子层 （其实，只有电子层还不能很好的表示电子在核外的排布，科学家还将其分为了电子亚层和轨道，这在以后的内容中学习，都是一些比较容易接受的内容。） 核外电子在排布的时候，不是想往哪里去就在那里排，而是首先排在能量低的地方，也就是K层，通常是一层排满后再排下一层。 2、电子排布规律： 1、电子总是尽可能的先排在能量低的电子层里，然后才由里及外的向外排列 2、每个电子层最外排电子数为2 n2 (n为电子层数)
(完整版)物质结构元素周期律知识点总结1,推荐文档
物质结构 元素周期律中子N （核素）原子核 质子Z → 元素符号 原子结构 ： 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）： 化学性质及最高正价和族序数 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如： Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li
高中化学元素周期律练习题(附答案)
高中化学元素周期律练习题 一、单选题 1.下列关于元素周期表的说法不正确的是 （ ） A.编制第一张元素周期表的是俄国化学家门捷列夫 B.门捷列夫编制元素周期表的排序依据是原子的核电荷数 C.门捷列夫编制元素周期表的排序依据是相对原子质量 D.元素周期表揭示了化学元素间的内在规律 2、下列关于元素周期表的说法正确的是 A ．在元素周期表中，每一列就是一个族 B ．主族元素都是短周期元素 C ．副族元素都是金属元素 D ．元素周期表每个长周期包含32种元素 3.下列关于元素周期表的说法正确的是( ) A.元素周期表共有七个周期 B.元素周期表共有18个族 C.所含元素种数最多的族是Ⅷ族 D.原子核外最外层电子数为2的元素都是第ⅡA 元素 4、元素在周期表中的位置，能反映原子结构和元素的化学性质，下列有关说法正确的是 A ．由长、短周期元素共同组成的元素族称为主族 (除零族外） B ．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性 C ．短周期元素原子形成简单离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构 D ．互为同位素的不同核素，物理性质和化学性质都不同 5.下列说法正确的是（ ） A.卤族元素都有正化合价 B.卤族元素的单质都只具有氧化性 C.卤族元素的最低化合价都是-1价 D.卤族元素氢化物都是强酸 6、下列叙述中正确的是 A.卤族元素是典型的非金属元素,因此不能与其他非金属元素反应 B.碱金属元素单质越活泼,其熔点和沸点就越高 C.卤族元素单质都能与水剧烈反应 D.卤族元素单质都能和氢气反应,且气态氢化物的稳定性随单质氧化性的增强而增强 7、下列有关卤族元素的叙述不正确的是 A.卤素单质从F 2到I 2,颜色加深,熔沸点升高 B.卤族元素从Cl 到I,最高价氧化物对应水化物的酸性减弱 C.卤族元素从F 到I, HX 水溶液酸性增强 D.卤素单质氧化性F 2>Cl 2>Br 2>I 2,因此排在前面的卤素单质可将排在后面的卤素从它的盐溶液中置换出来 8.下列有关卤族元素的说法中，正确的是（ ） A.密度：22Cl >Br B. 44HFO >HClO C.热稳定性：HBr>HI D.最外层电子数：Br>I
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结Last revision on 21 December 2020
中子N （核素） 原子核近似相对原子质量 质子Z → 元素符号 原子结构 ： 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）： 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 1.微粒间数目关系 质子数（Z ）= 核电荷数 = 原子数序 原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。 质量数（A ）= 质子数（Z ）+ 中子数（N ） 中性原子：质子数 = 核外电子数 阳 离 子：质子数 = 核外电子数 ＋ 所带电荷数 阴 离 子：质子数 = 核外电子数 － 所带电荷数 2．原子表达式及其含义 A 表示X 原子的质量数；Z 表示元素X 的质子数； d 表示微粒中X 原子的个数； c± 表示微粒所带的电荷数；±b 表示微粒中X 元素的化合价。 3.原子结构的特殊性（1~18号元素） 1．原子核中没有中子的原子：1 1H 。 2．最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。①最外层电子数与次外层电子数相等：4Be 、18Ar ； ②最外层电子数是次外层电子数2倍：6C ；③最外层电子数是次外层电子数3倍：8O ；④最外层电子数是次外层电子数4倍：10Ne ；⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍：3Li 、14Si 。 3．电子层数与最外层电子数相等：1H 、4Be 、13Al 。 4．电子总数为最外层电子数2倍：4Be 。 5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li 、14Si 6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li 、15P 。 ~20号元素组成的微粒的结构特点 (1)．常见的等电子体 ①2个电子的微粒。分子：He 、H 2；离子：Li +、H -、Be 2+。 决定 X)(A Z 原子(A Z X) 原子核 核外电子(Z 个) 质子(Z 个) 中子(A-Z)个 ——决定元素种类 ——决定同位素种类 ——最外层电子数决定元素的化学性质 X A Z c ± d ±b
高中化学《元素周期律》教案
高中化学《元素周期律》教案 一、教学目标 1.了解第三周期元素金属性和非金属性的周期性变化，掌握元素周期律的内容。 2.通过学习元素周期律，培养空间想象能力、归纳总结能力、类比推理能力。 3.通过实验探究和观察比较，增强学习兴趣，提高自主探究能力。 二、教学重难点 【重点】 第三周期元素金属性和非金属性变化规律。 【难点】 理解元素周期律。 三、教学过程 环节一：情景引入 【提出问题】随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径都呈现什么样的变化? 【学生回答】他们都呈现出周期性的变化。 【教师引导】元素的金属性和非金属性与电子层排布密切相关，那么他们是否也随原子序数的变化而发生周期性变化呢?我们通过第三周期元素的一些化学性质来探讨这一问题。 环节二：新课教学 【演示实验】取一小段镁带，用砂纸除去表面的氧化膜。放入试管中。向试管中加入2mL水，并滴入2滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。
【学生回答】镁与冷水反应缓慢，与沸水反应迅速，放出氢气。 【演示实验】取一小段镁带和一小片铝，用砂纸磨去它们表面的氧化膜，分别放入两支试管，再各加入2mL1mol/L盐酸。观察发生的现象。 【学生回答】镁与盐酸反应速率比铝与盐酸反应速率快。 【提出问题】回忆钠与水反应的现象? 【学生回答】钠能与冷水反应，反应非常剧烈。 【提出问题】通过上述反应的实验现象，猜测钠、镁、铝三种金属的金属性变化。【学生回答】钠>镁>铝。 【提出问题】以化学小组的形式，阅读书中材料，比较Si、P、S、Cl这几种非金属与氢气反应条件的难易程度? 【学生回答】Si>P>S>Cl。 【提出问题】阅读书中材料，比较Si、P、S、Cl这几种非金属最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)酸性强弱? 【学生回答】Si 【提出问题】以化学小组的形式，讨论比较Si、P、S、Cl这几种元素非金属性强弱。 【学生回答】Si>P>S>Cl。 【提出问题】第三周期元素从左到右金属性和非金属性变化规律。 【学生回答】金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 【教师引导】元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。这一规律叫做元素周期律。 环节三：拓展提高
必修二化学元素周期律知识点总结
必修二化学元素周期律知识点总结 元素周期律(Periodic law)，指元素的性质随着元素的原子序数(即原子核外电子数或核电荷数)的递增呈周期性变化的规律。下面是WTT为你收集整理的必修二化学元素周期律知识点总结，一起来看看吧。 必修二化学元素周期律知识点总结一.元素周期表的结构 周期序数=核外电子层数主族序数=最外层电子数 原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 必修二化学元素周期律知识点总结二.元素的性质和原子结构 (一)碱金属元素： 2.碱金属化学性质的递变性： 递变性：从上到下(从Li到Cs)，随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。 结论： 1)原子结构的递变性导致化学性质的递变性。 2)金属性强弱的判断依据：与水或酸反应越容易，金属性越强;最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性越强，金属性越强。 3.碱金属物理性质的相似性和递变性：
1)相似性：银白色固体、硬度小、密度小(轻金属)、熔点低、易导热、导电、有展性。 2)递变性(从锂到铯)： ①密度逐渐增大(K反常) ②熔点、沸点逐渐降低 3)碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性 (二)卤族元素： 2.卤素单质物理性质的递变性：从F2到I2 1)卤素单质的颜色逐渐加深; 2)密度逐渐增大; 3)单质的熔、沸点升高 3.卤素单质与氢气的反应： X2 + H2 = 2 HX 卤素单质与H2 的剧烈程度：依次减弱;生成的氢化物的稳定性：依次减弱 4.非金属性的强弱的判断依： 1.从最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。 2.同主族从上到下，金属性和非金属性的递变： 同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力减
化学元素周期律总结教学文稿
精品文档 精品文档元素周期性规律 （总结） 1 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。下一周期原子半径大于上一周期原子的半径。如第三周期中半径最大的是钠原子，最小的是氯原子；第六主族中氧原子半径最小。 （3）离子半径先比较核外电子层数，电子层数越多，则半径越大，若电子层数相同，则比较核电荷数，核电荷数小的离子半径大。如钠离子半径大于氢离子，而钠离子半径小于氯离子半径，因为三者核外电子层数分别是氢离子0，钠离子2，氯离子3，而钠离子和氟离子氧离子比较的话，是氧离子最大，氟离子次之，钠离子最小，因为核电荷数为氧最小，氟次子，钠最大。 1.2 主族元素化合价 (1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 （3）主族元素的最高正价和+最低负价的绝对值=8 1.3 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； (2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 1.4 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 1.5 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。所以高氯酸 （HClO4）的酸性最强（由于氟不存在正价，即不存在含氧酸）。 1.6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，其和氢气反应的条件要求越低，生成的气态氢化物越稳定。如第ⅧA族中，F2,Cl2，Br2，I2和H2的 反应条件，参见课本。即非金属性越强，和氢结合的能力越强，反之，金属性越强，则置换出氢（和酸或者水（水可以看做是弱酸，因为水可以电离出少量的氢离子反应））的能力越强。 同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强，如第二周期中氨气（NH3）为碱性气体，水（H2O）为中性，而HF为弱酸； 同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。如卤族（第ⅧA族）中HF为弱酸，HCl为强酸，而HBr酸性更强，HI酸性更强。而稳定性则相反。 1.7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其简单离子的氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子 的还原性越弱。如F2 氧化性最强而而氟离子的还原性则最弱，C S（铯）的还原性最强，则铯离子的氧化性最弱。 2. 推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的序数等于最外层电子数； （3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。最后的差数就 是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。 2. 简单的说来，除稀有气体外，右上角的元素（氟）非金属最强，左下角的元素（铯（鈁为放射性元素，一般不做考虑））金属性最强。 金属性强失电子能力强还原性强金属活泼性强反应条件要求低
高中化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点(超全面)
第一章物质结构元素周期律 第一节元素周期表 核外电子Z 个 核电荷数（Z ）=核内质子数=核外电子数 2、质量数 将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫 质量数。 a 一一代表质量数； b —一代表质子数既核 c 一一代表离子的所带电 荷数； d —一代表化合价 e 一一代表原子个数 补充：1、原子是化学变化中的最小粒子； 2、分子是保持物质的化学性质中的最小粒子； 3、元素是具有相 同核电荷数即核内质子数的一类原子的总称 二、核素、?同?位素 1、 定义： 核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。 —、原子結构. 1.原子核的构成 原子 A Z X 厂原子核 质子 中子 Z 个 （A-Z ）个 表示原子组成的一种方法 质量数一? 核 电荷数一? （核内质子数） 请看下列表示 a c* X e A z X ——元素符号 电荷数； 质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ） 阳离子aW ":核电荷数二质子数 ＞核外电子数， 核外电子数二a-m 阴离子, 核电荷数二质子数 ＜核外电子 数，核外 ?：核电荷数二质子数 ＜核外电子数，核外 电子数二b+ n =原子序数
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素（原子）互为同位素。 2、同位素的特点 ①化学性质几乎完全相同 ②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。 练习： 1、法国里昂的科学家最近发现一种只由四个中子构成的粒子，这种粒子称为“四中子”，也有人称之为’零号
粒子的说法不正确的是（） B.该粒子质量数为4 D.该粒子质量比氢原子大 五种简单离子的核外电子数相等，与它们对应的原子的核电荷数由大到小
2020-2021全国高考化学元素周期律的综合高考真题汇总
2020-2021全国高考化学元素周期律的综合高考真题汇总 一、元素周期律练习题（含详细答案解析） 1．有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所述： 元素结构、性质等信息 A 是短周期中（除稀有气体外）原子半径最大的元素，该元素的某种合金是原子反应堆的导热剂 B B与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性C元素的气态氢化物极易溶于水，可用作制冷剂 D 是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物也是自来水生产过程中常用的消毒杀菌剂 请根据表中信息填写： (1)A原子的核外电子排布式________________． (2)B元素在周期表中的位置____________________；离子半径：B________A（填“大于”或“小于”）． (3)C原子的电子排布图是_______________________，其原子核外有___个未成对电子，能 量最高的电子为___轨道上的电子，其轨道呈___________形． (4)B的最高价氧化物对应的水化物与A的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为_______________________________，与D的氢化物的水化物反应的化学方程式为 _____________________________． 【答案】1s22s22p63s1第三周期第ⅢA族小于 3 2p 哑铃 Al（OH）3+NaOH═NaAlO2+2H2O 3HCl+Al（OH）3═AlCl3+3H2O 【解析】 【分析】 A是短周期中(除稀有气体外)原子半径最大的元素，该元素的某种合金是原子反应堆的导热剂，所以A为Na元素；B与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性，则B为Al元素；C元素的气态氢化物极易溶于水，可用作制冷剂，则C为N元素；D是海水中除氢、 氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物也是自来水生产过程中常用的消毒杀菌剂，则 D为Cl元素，据此回答； 【详解】 (1)A为钠元素，A原子的核外电子排布式1s22s22p63s1； 答案为：1s22s22p63s1； (2)B为铝元素，B元素在周期表中的位置第三周期第ⅢA族，电子层数相同的离子，核电 荷数越大，离子半径越小，所以铝离子半径小于钠离子； 答案为：第3周期第ⅢA族；小于；
化学元素周期表,元素周期律 精读笔记!!
一．元素周期表 1.原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数 2.主族元素最外层电子数=主族序数 3.电子层数=周期序数 4.碱金属元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐变大,自上而下反应越来越剧烈 银白色金属,密度小,熔沸点低,导电导热性强 5.判断元素金属性强弱的方法: 单质与水(酸)反应置换出氢的难易程度 最高价氧化物的水化物(氢氧化物)的碱性强弱 单质间的置换 6.卤族元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐升高 与氢气反应剧烈程度越来越弱,生成氢化物稳定性渐弱 7.判断元素非金属性强弱的方法: 与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性 最高价氧化物的水化物的酸性 单质间的置换 8.质量数:核内所有质子和中子的相对质量取近似整数相加 9.核素:具有一定数目质子和一定数目的中子的一种原子 10.同位素: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 天然稳定存在的同位素,无论是游离态还是化合态各同位素所占的原子个数百分比一般是不变的在相同状况下,各同位素的化学性质基本相同(几乎完全一样),物理性质有所不同 12.原子相对原子质量=1个原子的质量/（1/12 C12的原子质量） 13.原子的近似相对原子质量=质量数 14.元素的相对原子质量=各同位素的相对原子质量的平均值=A·a％+B·b％… 15.元素的近似相对原子质量=各同位素质量数的平均值=A·a％+B·b％… 二．元素周期律 1.K、L、M、N、O、P、Q（1,2,3,4,5,6，7，）层数越大，电子离核越远，其能量越高 2.能量最低原理 3.各电子层最多容纳电子数：2n^2 4.最外层不超过8，次外层18，倒数第三层32 5.原子半径：同周期主族元素，原子半径从左到右逐渐减小
高三化学元素周期率与元素周期表
专题六元素周期率与元素周期表 【考点分析】 1．掌握元素周期率的实质，了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 2．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 3．以上知识是高考必考内容，常以选择题、简答题和推断填空题的形式出现。 【典型例题】 【例1】例1（xx上海理综）在人体所需的16种微量元素中有一种被称为生命元素的R 元素，对延长人类寿命起着重要的作用。已知R元素的原子有四个电子层，其最高价氧化物分子式为RO3，则R元素的名称 A．硫B．砷C．硒D．硅 【备选1】：周期表前20号元素中，某两种元素的原子序数相差1，它们形成化合物时，原子数之比为1﹕2，写出这些化合物的化学式______________ 【备选2】：X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别为1、4、6，则由这三种元素组成的化学式不可能是 A. XYZ B.X2YZ C.X2YZ2 D.X3YZ3 【例2】下列有关物质的性质比较正确的是 (1)同主族元素的单质从上到下，非金属性减弱，熔点增高 (2)元素的最高正化合价在数值上等于它所在的族序数 (3)同周期主族元素的原子半径越小，越难失去电子 (4)元素的非金属性越强，它的气态氢化物水溶液的酸性越强 (5)还原性：S2-＞Se2-＞Br-＞Cl- (6)酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3 A.(1)(3) B.(2)(4) C.(3)(6) D.(5)(6) 【备选1】下表是X、Y、Z三种元素的氢化物的某些性质： 若X、Y、Z这三种元素属于周期表中的同一周期，则它们的原子序数递增的顺序是 A. X、Y、Z B. Z、X、Y C. Y、X、Z D. Z、Y、X 【例3】(xx上海)下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别表示一种化学元素。
高中化学必修二《物质结构_元素周期律》知识总结
高中必修二化学知识点规律大全 ——物质结构元素周期律 1．原子结构 [核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数注意：(1) 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数 阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数 (2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1．[质量数] 用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数． 说明(1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：A＝Z + N．(2)符号A Z X的意义：表示 Na中，Na原子元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子．例如，23 11 的质量数为23、质子数为11、中子数为12． [原子核外电子运动的特征] (1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少． (2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小，表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少． (3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小． [原子核外电子的排布规律] (2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M…… (3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子(n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子． (4)原子最外层中有8个电子(最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等，均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的． 2．元素周期律 [原子序数]按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数． 原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数 [元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律]