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高考化学一轮总复习优化设计 第五单元 第2节 元素周期律课件PPT
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这是一份高考化学一轮总复习优化设计 第五单元 第2节 元素周期律课件PPT，共60页。PPT课件主要包含了必备知识自主预诊，主族族序数，最低能量，kJ·mol-1，逐渐减小，吸引键合电子，右下方，关键能力考向突破，逐渐增强，非金属等内容，欢迎下载使用。
1.认识元素性质与元素在周期表中位置的关系。2.结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律,建构元素周期律。3.知道元素周期表的结构,以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯以及碱金属和卤族元素为例,了解同周期和主族元素性质的递变规律。体会元素周期律(表)在学习元素化合物知识和科学研究中的重要作用。4.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化,知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。
1.宏观辨识与微观探析:从元素和原子、分子水平认识物质的组成、结构、性质和变化,形成“结构决定性质”的观念,能从宏观和微观相结合的视角分析元素周期律的递变性。2.证据推理与模型认知:具有证据意识,基于实验现象和事实对物质的组成、结构及其变化分析得出元素周期律;基于元素周期律理解元素周期表的编排方法,能运用元素周期表揭示元素周期律。3.科学探究与创新意识:发现和提出有探索价值的原子结构与性质的问题,如核外电子排布、元素第一电离能的特殊性等,面对异常现象敢于提出自己的见解。
知识梳理1.元素周期律的内容与实质
2.主族元素的周期性变化规律
微点拨元素化合价规律(1)主族元素的最高正化合价=它所在的族序数=最外层电子数(即价电子数),但要注意F无正价,O一般不显正价。(2)只有非金属元素才有负价,非金属元素的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。(3)若某原子的最外层电子数为奇数(m),则正常化合价为奇数,从+1价到+m价,若出现偶数则为非正常化合价,其氧化物为不成盐氧化物,如NO、NO2。(4)若某原子的最外层电子数为偶数(n),则元素的正常化合价为一系列偶数,例如
3.电离能(1)第一电离能:气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的 ,单位: 。 (2)规律。①同周期:第一种元素的第一电离能 ,最后一种元素的第一电离能 ,从左到右总体呈现 的变化趋势。 ②同族元素:从上至下第一电离能 。 ③同种原子:逐级电离能越来越 。
4.电负性(1)含义:不同元素的原子对键合电子(原子中用于形成化学键的电子)吸引力的大小。元素的电负性越大,表示其原子在化合物中 的能力越强。 (2)标准:以最活泼的非金属氟的电负性为 和金属锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。
(3)变化规律。金属元素的电负性一般 1.8,非金属元素的电负性一般 1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。 在元素周期表中,同周期主族元素从左至右,元素的电负性逐渐 ,同主族从上至下,元素的电负性逐渐 。
5.对角线规则在元素周期表中,某些主族元素与 的主族元素的有些性质是相似的,这种相似性被称为对角线规则。如 。
自我诊断1.判断正误,正确的打“√”,错误的打“×”。(1)同周期元素从左到右,原子半径逐渐减小,离子半径也逐渐减小。( )(2)第二周期元素从左到右,最高正价从+1价递增到+7价。( )(3)元素的原子得电子越多,非金属性越强;失电子越多,金属性越强。( )(4)元素氧化物对应的水化物酸性越强,非金属性越强;碱性越强,金属性越强。( )(5)共价化合物中,成键元素电负性大的表现为负价。( )(6)元素电负性越大,非金属性越强,第一电离能也越大。( )(7)元素的气态氢化物越稳定,非金属性越强,其水溶液的酸性越强,还原性越弱。( )
答案 (1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)×(7)×
2.根据元素周期律用“>”或“<”填空。(1)金属性:K Na Mg,非金属性:F O S。 (2)碱性:Mg(OH)2 Ca(OH)2 KOH。 (3)酸性:HClO4 H2SO4 HClO。 (4)热稳定性:CH4 NH3 H2O。 (5)还原性:HBr HCl,I- S2-。 (6)氧化性:Fe3+ Cu2+ Fe2+。
答案 (1)> > > > (2)< < (3)> > (4)< < (5)> < (6)> >
考向1 微粒半径大小比较【典例1】 下列粒子半径大小的比较正确的是( )A.Na+Cl->Na+>Al3+C.Na
对点演练1比较下列粒子半径大小,用“>”或“<”填空。(1)Na Mg Cl。 (2)Li Na K。 (3)Na+ Mg2+ Al3+。 (4)F- Cl- Br-。 (5)Cl- O2- Na+ Mg2+。 (6)Fe2+ Fe3+。
答案 (1)> > (2)< < (3)> > (4)< < (5)> > > (6)>
方法技巧微粒半径大小比较的一般规律
考向2 金属性、非金属性的比较【典例2】 (2020福建福州模拟)甲、乙两种非金属元素:①甲比乙容易与氢气化合;②甲原子能与乙的阴离子发生置换反应;③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应的水化物酸性强;④与某金属反应时,甲原子得电子数目比乙的多;⑤甲的单质熔、沸点比乙的低。能说明甲比乙的非金属性强的是( )A.只有④B.只有⑤C.①②③D.①②③④⑤
答案 C 解析 元素非金属性强弱与原子得电子数多少无关,得电子数目多并不一定非金属性强,如Cl>S;熔、沸点是物理性质,不是判断元素非金属性强弱的依据。因此,④⑤不能说明甲比乙的非金属性强。
对点演练2运用元素周期律分析下面的推断,其中错误的是( )A.已知Ra是第七周期第ⅡA族的元素,故Ra(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱性强B.已知As是第四周期第ⅤA族的元素,故AsH3的稳定性比NH3的稳定性弱C.已知Cs的原子半径比Na的原子半径大,故Cs与水反应比Na与水反应更剧烈D.已知Cl的非金属性比S的强,故HClO的酸性比H2SO3的强
答案 D 解析 HClO、H2SO3均不是最高价含氧酸,其酸性与元素非金属性没有直接关系。
对点演练3下列实验不能达到实验目的的是( )
答案 B 解析 Cl2、Br2分别与H2反应,根据反应进行的难易程度,即可判断出氯元素、溴元素的非金属性强弱,A项正确;向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨气,MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2,AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3,但是无法比较Mg、Al的金属性强弱,B项错误;测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH,根据溶液的pH可判断出Na2CO3与Na2SO4是否发生水解或水解的程度大小,即可判断出H2CO3、H2SO4的酸性强弱,从而判断出C、S的非金属性强弱,C项正确;利用Fe、Cu与盐酸反应现象的不同即可判断出Fe、Cu的金属性强弱,D项正确。
规律方法金属性和非金属性强弱的判断方法
考向3 元素第一电离能、电负性的大小比较【典例3】 铜、镓、硒、硅等元素的化合物是生产第三代太阳能电池的重要材料。请回答:(1)基态铜原子的电子排布式为 ;已知反应CuO Cu2O+O2↑,从铜原子价层电子结构(3d和4s轨道上应填充的电子数)变化角度来看,能生成Cu2O的原因是 。 (2)硒在元素周期表第 周期第 族,其价层电子轨道表示式(电子排布图)为 。
(3)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物,若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素,氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,则硒与硅的电负性相对大小为Se (填“>”或“<”)Si。与Si同周期部分元素的电离能如图所示(I表示电离能),其中a、b和c分别代表 。
A.a为I1、b为I2、c为I3B.a为I2、b为I3、c为I1C.a为I3、b为I2、c为I1D.a为I1、b为I3、c为I2
答案 (1)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 CuO中Cu2+的价层电子排布式为3d9,Cu2O中Cu+的价层电子排布式为3d10,后者处于稳定的全充满状态而前者不是(2)四 ⅥA (3)> B
解析 (1)铜元素为29号元素,铜原子核外有29个电子,所以核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1,CuO中Cu2+的价层电子排布式为3d9,Cu2O中Cu+的价层电子排布式为3d10,3d10为稳定结构,所以在高温时能生成Cu2O。(2)硒在元素周期表第四周期第ⅥA族,价层电子排布式为4s24p4,价层电子轨道表示式(电子排布图)为 。
(3)“Si—H”中共用电子对偏向氢原子,说明电负性H>Si;氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,反应中硒元素化合价降低,则电负性Se>H,所以硒与硅的电负性相对大小为Se>Si。在第三周期元素中,第一电离能总体呈增大趋势,第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素大,因此c为第一电离能(I1)。钠失去1个电子后,就已经达到稳定结构,所以钠的第二电离能最大。镁最外层为2个电子,失去2个电子后为稳定结构,所以镁的第二电离能较小。铝最外层有3个电子,失去2个电子后还未达到稳定结构,而铝的金属性比镁弱,所以第二电离能比镁略高。硅最外层上3p轨道有2个电子,失去这2个电子后,留下3s轨道上2个电子,相对较稳定,所以硅的第二电离能比铝要低。磷、硫非金属性逐渐增强,第二电离能也增大,由于硫失去一个电子后,3p轨道上是3个电子,是较稳定结构,所以硫的第二电离能要高于氯的第二电离能,则a为第二电离能(I2)、b为第三电离能(I3),故选B。
对点演练4(双选)(2019海南模考)X、Y是同周期的两种主族元素,它们的逐级电离能(I)数据如下表所示:
下列有关说法正确的是( )A.电负性:X
对点演练5(双选)(2020山东潍坊一中模拟)美国“海狼”号潜艇上的核反应堆内使用了液体铝钠合金作为载热介质,下列关于Al、Na原子结构的分析中正确的是( )A.原子半径:Al>NaB.第一电离能:Al>NaC.电负性:Na>AlD.基态原子未成对电子数:Na=Al
答案 BD 解析 根据元素周期律可知,原子半径Na>Al,电负性Na
2.电负性应用的规律
3.(1)共价化合物中,两种元素电负性差值越大,它们形成共价键的极性就越强。(2)同周期主族元素,从左到右,非金属性逐渐增强,电负性逐渐增大,第一电离能总体呈增大趋势。
知识梳理1.元素周期表中元素金属性和非金属性的递变
(1)分界线左下方为金属元素区,分界线右上方为非金属元素区。金属性最强的元素(不考虑放射性元素)位于周期表的左下角,是 。非金属性最强的元素位于元素周期表的右上角,是 。 (2)分界线附近元素的性质:既表现金属元素的性质,又表现非金属元素的性质。
2.预测元素的性质(由递变规律推测)(1)比较不同周期、不同主族元素的性质。如金属性:Mg>Al、Ca>Mg,则碱性:Mg(OH)2 Al(OH)3、Ca(OH)2 Mg(OH)2,则Ca(OH)2 Al(OH)3。 (2)推测未知元素的某些性质。如Ca(OH)2微溶,Mg(OH)2难溶,则可推知Be(OH)2 溶;再比如,由已知卤族元素的性质递变规律,可推知元素砹(At)的单质应为有色固体,与氢 化合,HAt 稳定,其水溶液呈 性,AgAt 溶于水等。
3.启发人们在一定区域内寻找新物质
自我诊断1.(2020河南郑州一中检测)下列有关性质的比较,不能用元素周期律解释的是( )A.密度:Na>K B.稳定性:HCl>HBrC.氧化性:Cl2>SD.碱性:KOH>NaOH
答案 A 解析 元素周期律与密度无关,A项符合题意;由同主族元素的性质变化规律可知,非金属性:Cl>Br,则稳定性:HCl>HBr,B项不符合题意;由同主族元素的性质变化规律可知,非金属性:Cl>S,故氧化性:Cl2>S,C项不符合题意;由同主族元素的性质变化规律可知,金属性:K>Na,则碱性:KOH>NaOH,D项不符合题意。
2.(2020山东临沂一中模拟)元素周期表和元素周期律可以指导人们进行规律性的推测和判断。下列说法不合理的是( )A.由水溶液的酸性:HCl>HF,不能推断出元素的非金属性:Cl>FB.人们可以在周期表的过渡元素中寻找制造催化剂和耐腐蚀、耐高温合金的元素C.短周期元素正化合价数值和其族序数相同D.短周期元素形成的微粒X2-和Y2+核外电子排布相同,离子半径:X2->Y2+
答案 C 解析 非金属性的强弱,应根据其最高价氧化物对应水化物的酸性比较,不能根据氢化物的酸性进行比较,HF的酸性比HCl弱,但F的非金属性强于Cl,A项正确;催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料中的元素,大多属于过渡元素,B项正确;短周期元素正化合价数值和其族序数不一定相同,如C有+2、+4价,C项错误;微粒X2-与Y2+核外电子排布相同,则核电荷数:Y>X,离子半径:X2->Y2+,D项正确。
考向1 根据元素的原子结构推断位置及性质【典例1】 (2020浙江7月选考,16)X、Y、Z、M、Q五种短周期元素,原子序数依次增大。Y元素的最高正价为+4价,Y元素与Z、M元素相邻,且与M元素同主族;化合物Z2X4的电子总数为18个;Q元素的原子最外层电子数比次外层少一个电子。下列说法不正确的是( )A.原子半径:ZY>MC.X2Z—ZX2易溶于水,其水溶液呈碱性D.X、Z和Q三种元素形成的化合物一定是共价化合物
答案 D 解析 X、Y、Z、M、Q为五种短周期元素,原子序数依次增大,Y元素的最高正价是+4价,M与Y同主族,则Y为碳元素,M是硅元素;Z与碳相邻,是氮元素,N2X4的电子总数是18,X是氢元素;Q是第三周期元素,次外层电子数是7,则为氯元素。原子半径:NH2CO3>H2SiO3(Z>Y>M),B项正确;H2N—NH2易溶于水,水溶液呈碱性,C项正确;H、N、Cl可以形成NH4Cl,NH4Cl是离子化合物,D项错误。
对点演练1(双选)(2020山东滨州一中模拟)X、Y、Z、W、Q都是短周期元素,其中X原子的最外层电子数是内层电子数的3倍;X与Z同族,Y与Z同周期,Q原子的电子总数等于其电子层数的3倍,W与X、Y既不同族也不同周期且W不是稀有气体元素;X、Y、Z三种元素的族序数之和为16。下列说法正确的是( )A.Q与W可形成10电子、14电子、18电子分子B.Y的最高价氧化物对应水化物的化学式只能表示为H4YO4C.Y、Z、Q分别与X化合,只能形成AB2型化合物D.X、Z、W中的两种或三种元素形成的钠盐溶液可能显酸性、碱性或中性
答案 AD 解析 根据题意可知,X、Y、Z、W、Q分别是O、Si、S、H、C。碳元素与氢元素可以组成甲烷(CH4)、乙炔(C2H2)、乙烷(C2H6)分子,它们分别为10电子、14电子、18电子分子,A项正确;硅的最高价氧化物对应水化物的化学式有H4SiO4、H2SiO3,B项错误;碳、硅、硫与氧形成的化合物,除CO2、SiO2、SO2外,还有CO、SO3等,C项错误;硫、氢、氧形成的钠盐溶液中,NaHSO4溶液显酸性,Na2SO4溶液显中性,Na2SO3溶液显碱性,D项正确。
归纳总结同一元素的“位—构—性”关系
(1)掌握元素原子的4个关系式:①质子数=原子序数;②电子层数=周期序数;③最外层电子数=主族序数;④最低负价=主族序数-8。(2)熟练掌握元素周期表中的一些特殊规律:①各周期所能容纳元素种数;②稀有气体元素的原子序数及在周期表中的位置;③同族上下相邻元素原子序数的关系。
考向2 根据元素及其化合物的性质推断位置及结构【典例2】 (2018全国3,13)W、X、Y、Z均为短周期元素且原子序数依次增大,元素X和Z同族。盐YZW与浓盐酸反应,有黄绿色气体产生,此气体同冷烧碱溶液作用,可得到含YZW的溶液。下列说法正确的是( )A.原子半径大小为W
对点演练2(2020天津化学,8)短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。用表中信息判断下列说法正确的是( )
A.元素电负性:Z
归纳总结常见元素及其化合物的特性(1)形成化合物种类最多的元素、某一种单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素:C。(2)空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素:N。(3)地壳中含量最多的元素或简单氢化物在常温下呈液态的元素:O。(4)具有漂白性的物质:氯水、二氧化硫、过氧化钠、双氧水(H2O2)。(5)最活泼的非金属元素、无正价的元素、无含氧酸的非金属元素、无氧酸(气态氢化物)可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素或阴离子的还原性最弱的元素:F。
(6)单质密度最小的非金属元素:H;单质密度最小的金属元素:Li。(7)常温下单质呈液态的非金属元素:Br;常温下单质呈液态的金属元素:Hg。(8)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:Al。(9)元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物起化合反应的元素:N。(10)元素的单质在常温下能与水较快反应放出气体的短周期元素:Li、Na、F。
考向3 根据元素周期表的“片段结构”推断元素及其性质【典例3】 下表列出了九种元素在元素周期表中的位置。
(1)这九种元素中,电负性最大的是 ,第一电离能最小的元素是 ,最不活泼的是 (均用元素符号填空)。 (2)这九种元素中,最外层电子排布式为4s1的元素为 (用元素符号填空)。 (3)c、d、e三种元素的原子半径由大到小的顺序是 ,第一电离能由大到小的顺序是 ,电负性由大到小的顺序是 (均用元素符号填空)。 (4)画出d元素原子的轨道表示式(电子排布图) ,i元素基态原子电子排布式为 。
答案 (1)F K Ne (2)K和Cu(3)Si>P>S P>S>Si S>P>Si(4)1s22s22p63s23p63d104s24p1或[Ar]3d104s24p1
解析 (1)题中所给的九种元素中,电负性最大的是F,第一电离能最小的是K,最不活泼的是Ne。(2)最外层电子排布式为4s1的元素为K和Cu。(3)c、d、e三种元素分别为Si、P、S,原子半径:Si>P>S,第一电离能:P>S>Si,电负性:S>P>Si。(4)d元素原子的轨道表示式(电子排布图)为 ,i元素为Ga,电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p1或[Ar]3d104s24p1。
对点演练3甲、乙、丙、丁、戊是原子序数依次递增的五种短周期主族元素,乙、丁、戊在周期表中的相对位置如图。甲能与丙形成四核10电子的分子,则下列说法正确的是( )
A.丙的非金属性强,丙单质的氧化性也强B.甲与乙、甲与丁可分别形成原子个数比为1∶1和2∶1的分子C.丁的氢化物沸点高于戊的氢化物沸点说明丁的非金属性比戊强D.简单阴离子还原性:丁>戊,简单阴离子半径:丁>丙
答案 B 解析 由题中信息可推知甲、乙、丙、丁、戊分别为H、C、N、O、S。N的非金属性强,但其单质N2性质稳定,故A错误;甲与乙可形成C2H2、C2H4,甲与丁可形成H2O2、H2O,故B正确;沸点:H2O>H2S,原因是水分子之间含氢键,与O和S的非金属性无关,故C错误;简单离子的还原性:S2->O2-,离子半径:N3->O2-,故D错误。
归纳总结正确表述元素周期律
1.同周期主族元素性质递变规律(从左至右)(1)原子半径逐渐变小(2)最高正化合价由+1→+7(第一、二周期除外);最低负化合价从-4→-1(3)金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强(4)元素的电负性逐渐增大,第一电离能呈增大趋势2.同主族元素性质的递变规律(自上而下)(1)原子半径逐渐增大(2)金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱(3)元素电负性逐渐减小,第一电离能逐渐减小
素养解读元素推断题主要考查元素周期表中“位、构、性”的关系及学生利用物质结构和性质进行综合推断的能力。该类题目综合性强、难度较大,学生需要掌握短周期所有元素原子的结构特点、它们在元素周期表中的位置、对应单质及重要化合物的性质,从而分析解决问题,逐步提升宏观辨识与微观探析以及证据推理与模型认知的化学核心素养。
案例探究情境:到1869年,科学家们已经发现了63种元素,如此众多的元素使得科学家不可避免地要思考一个重要的问题——自然界是否存在某种规律,使各种元素能够井然有序、分门别类地排列呢?35岁的化学家门捷列夫(1834—1907)也在苦苦思索这个问题。门捷列夫在批判地继承前人工作的基础上,对大量实验事实进行了订正、分析和概括,总结出一条规律:元素的性质随相对原子质量的递增而呈周期性变化。他根据这个规律编制了第一个元素周期表,把已经发现的63种元素全部列入表里,他还在表里为未知元素预留了空位,后来,很快就有新元素陆续被发现,填充了这些空位!而且,这些元素表现出的各种性质与他的预言惊人地吻合。
【典例】 (2020河北石家庄模拟)四种短周期元素A、B、C、D在元素周期表中的相对位置如图所示,其中D形成的某种氧化物都是常见的大气污染物,可形成酸雨,且能使品红溶液褪色。下列有关判断不正确的是( )A.A的简单氢化物是天然气的主要成分B.元素A、B、C对应的含氧酸的钠盐水溶液不一定显碱性C.单质B既可以与酸反应,又可以与碱反应,所以是两性单质D.最高价氧化物对应的水化物的酸性:D>C
解析 根据题意分析可知,D为S,A为C,B为Al,C为Si。碳元素的简单氢化物甲烷是天然气的主要成分,A正确;草酸氢钠溶液显酸性,B正确;金属Al既可以与酸反应,又可以与碱反应,但不能叫两性单质,C错误;最高价氧化物对应的水化物的酸性:H2SO4>H2SiO3,D正确。答案 C
方法规律1.推断元素的常用思路根据原子结构、元素周期表的知识及已知条件,可推断原子序数,判断元素在周期表中的位置等,基本思路如下:
2.元素推断的常用步骤(1)分析题目有效信息。①图表信息——题中直接给出的元素周期表片段。②文字信息——把题中给出的文字信息进行提炼。③结构信息——题中给出的原子结构信息如微粒的质子数或电子数等。(2)画出元素周期表片段,明确各元素的相对位置,推出元素。(3)对照问题,结合元素周期律回答相应问题。
3.元素推断题六大误区
1.(2020山东化学,3)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍,Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2,Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是( )A.第一电离能:W>X>Y>ZB.简单离子的还原性:Y>X>WC.简单离子的半径:W>X>Y>ZD.氢化物水溶液的酸性:Y>W
解析 X为短周期元素,其电子总数为最高能级电子数的2倍,Z与X可形成淡黄色化合物Z2X2,故X为O元素,其核外电子排布式为1s22s22p4,Z为Na元素。Y与W同主族,Y为F,W为Cl。根据各元素在周期表中的位置关系和递变规律,第一电离能F>O>Cl>Na;离子还原性Cl->O2->F-;简单离子F-、Na+、O2-是电子层结构相同的离子,故离子半径 ,C项符合题目要求。
2.(2020全国2,13)一种由短周期主族元素组成的化合物(如图所示),具有良好的储氢性能,其中元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大、且总和为24。下列有关叙述错误的是( )A.该化合物中,W、X、Y之间均为共价键B.Z的单质既能与水反应,也可与甲醇反应C.Y的最高化合价氧化物的水化物为强酸D.X的氟化物XF3中原子均为8电子稳定结构
答案 D 解析 根据题意可知Z的原子序数是W、X、Y、Z四种元素中最大的,Z能形成+1价离子,可初步判断Z为钠元素;W的原子序数是W、X、Y、Z四种元素中最小的,W与X、Y均以一个单键结合,可初步判断W为氢元素;根据W、X、Y、Z的原子序数之和为24,可知X、Y的原子序数之和为12,结合成键特点,可判断X、Y分别是硼、氮元素。H、B、N形成的阴离子中,各原子均以共价键结合,A正确;Na单质能与H2O、CH3OH反应,B正确;氮元素最高价氧化物的水化物HNO3为强酸,C正确;BF3中硼原子最外层有6个电子,D错误。
3.(2020全国3,13)W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素,四种元素的核外电子总数满足X+Y=W+Z;化合物XW3与WZ相遇会产生白烟。下列叙述正确的是( )A.非金属性:W>X>Y>ZB.原子半径:Z>Y>X>WC.元素X的含氧酸均为强酸D.Y的氧化物的水化物为强碱
答案 D 解析 由“W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素”,再根据“化合物XW3与WZ相遇会产生白烟”可推测:W为氢元素,X为氮元素,Z为氯元素,再依据四种元素的核外电子总数满足X+Y=W+Z推知,Y为钠元素,非金属性:Cl>N>H>Na,A项错误;原子半径:Na>Cl>N>H,B项错误;N的含氧酸中,如HNO2就不属于强酸,C项错误;Na的氧化物的水化物是NaOH,NaOH属于强碱,D项正确。
4.(2020山东泰安一模)短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数逐渐增大,四种元素形成的化合物甲的结构如图所示:且W与X、Y、Z均可形成电子数相等的分子,W2Z在常温常压下为液体。下列说法正确的是( )A.YW3分子中的键角为120°B.W2Z的稳定性大于YW3C.物质甲的一个分子中存在6个σ键D.Y元素的氧化物对应的水化物为强酸
答案 B 解析 短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数逐渐增大,根据四种元素形成的化合物结构,其中各原子的核外电子排布均处于稳定结构。根据图示可知,X原子最外层含有4个电子,Y原子最外层含有5个电子,Z原子最外层含有6个电子,W最外层含有1个或7个电子,结合原子序数逐渐增大、W与X、Y、Z均可形成电子数相等的分子及W2Z常温常压下为液体可知,W为H,X为C,Y为N,Z为O。YW3为NH3,NH3为三角锥形分子,分子中的键角小于120°,A错误;元素非金属性越强,对应氢化物越稳定,水的稳定性大于氨气,B正确;物质甲的结构简式为CO(NH2)2,一个分子中存在7个σ键和1个π键,C错误;氮元素的氧化物对应的水化物可能是硝酸,也可能为亚硝酸,其中亚硝酸为弱酸,D错误。
1.认识元素性质与元素在周期表中位置的关系。2.结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律,建构元素周期律。3.知道元素周期表的结构,以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯以及碱金属和卤族元素为例,了解同周期和主族元素性质的递变规律。体会元素周期律(表)在学习元素化合物知识和科学研究中的重要作用。4.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化,知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。
1.宏观辨识与微观探析:从元素和原子、分子水平认识物质的组成、结构、性质和变化,形成“结构决定性质”的观念,能从宏观和微观相结合的视角分析元素周期律的递变性。2.证据推理与模型认知:具有证据意识,基于实验现象和事实对物质的组成、结构及其变化分析得出元素周期律;基于元素周期律理解元素周期表的编排方法,能运用元素周期表揭示元素周期律。3.科学探究与创新意识:发现和提出有探索价值的原子结构与性质的问题,如核外电子排布、元素第一电离能的特殊性等,面对异常现象敢于提出自己的见解。
知识梳理1.元素周期律的内容与实质
2.主族元素的周期性变化规律
微点拨元素化合价规律(1)主族元素的最高正化合价=它所在的族序数=最外层电子数(即价电子数),但要注意F无正价,O一般不显正价。(2)只有非金属元素才有负价,非金属元素的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。(3)若某原子的最外层电子数为奇数(m),则正常化合价为奇数,从+1价到+m价,若出现偶数则为非正常化合价,其氧化物为不成盐氧化物,如NO、NO2。(4)若某原子的最外层电子数为偶数(n),则元素的正常化合价为一系列偶数,例如
3.电离能(1)第一电离能:气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的 ,单位: 。 (2)规律。①同周期:第一种元素的第一电离能 ,最后一种元素的第一电离能 ,从左到右总体呈现 的变化趋势。 ②同族元素:从上至下第一电离能 。 ③同种原子:逐级电离能越来越 。
4.电负性(1)含义:不同元素的原子对键合电子(原子中用于形成化学键的电子)吸引力的大小。元素的电负性越大,表示其原子在化合物中 的能力越强。 (2)标准:以最活泼的非金属氟的电负性为 和金属锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。
(3)变化规律。金属元素的电负性一般 1.8,非金属元素的电负性一般 1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。 在元素周期表中,同周期主族元素从左至右,元素的电负性逐渐 ,同主族从上至下,元素的电负性逐渐 。
5.对角线规则在元素周期表中,某些主族元素与 的主族元素的有些性质是相似的,这种相似性被称为对角线规则。如 。
自我诊断1.判断正误,正确的打“√”,错误的打“×”。(1)同周期元素从左到右,原子半径逐渐减小,离子半径也逐渐减小。( )(2)第二周期元素从左到右,最高正价从+1价递增到+7价。( )(3)元素的原子得电子越多,非金属性越强;失电子越多,金属性越强。( )(4)元素氧化物对应的水化物酸性越强,非金属性越强;碱性越强,金属性越强。( )(5)共价化合物中,成键元素电负性大的表现为负价。( )(6)元素电负性越大,非金属性越强,第一电离能也越大。( )(7)元素的气态氢化物越稳定,非金属性越强,其水溶液的酸性越强,还原性越弱。( )
答案 (1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)×(7)×
2.根据元素周期律用“>”或“<”填空。(1)金属性:K Na Mg,非金属性:F O S。 (2)碱性:Mg(OH)2 Ca(OH)2 KOH。 (3)酸性:HClO4 H2SO4 HClO。 (4)热稳定性:CH4 NH3 H2O。 (5)还原性:HBr HCl,I- S2-。 (6)氧化性:Fe3+ Cu2+ Fe2+。
答案 (1)> > > > (2)< < (3)> > (4)< < (5)> < (6)> >
考向1 微粒半径大小比较【典例1】 下列粒子半径大小的比较正确的是( )A.Na+
对点演练1比较下列粒子半径大小,用“>”或“<”填空。(1)Na Mg Cl。 (2)Li Na K。 (3)Na+ Mg2+ Al3+。 (4)F- Cl- Br-。 (5)Cl- O2- Na+ Mg2+。 (6)Fe2+ Fe3+。
答案 (1)> > (2)< < (3)> > (4)< < (5)> > > (6)>
方法技巧微粒半径大小比较的一般规律
考向2 金属性、非金属性的比较【典例2】 (2020福建福州模拟)甲、乙两种非金属元素:①甲比乙容易与氢气化合;②甲原子能与乙的阴离子发生置换反应;③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应的水化物酸性强;④与某金属反应时,甲原子得电子数目比乙的多;⑤甲的单质熔、沸点比乙的低。能说明甲比乙的非金属性强的是( )A.只有④B.只有⑤C.①②③D.①②③④⑤
答案 C 解析 元素非金属性强弱与原子得电子数多少无关,得电子数目多并不一定非金属性强,如Cl>S;熔、沸点是物理性质,不是判断元素非金属性强弱的依据。因此,④⑤不能说明甲比乙的非金属性强。
对点演练2运用元素周期律分析下面的推断,其中错误的是( )A.已知Ra是第七周期第ⅡA族的元素,故Ra(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱性强B.已知As是第四周期第ⅤA族的元素,故AsH3的稳定性比NH3的稳定性弱C.已知Cs的原子半径比Na的原子半径大,故Cs与水反应比Na与水反应更剧烈D.已知Cl的非金属性比S的强,故HClO的酸性比H2SO3的强
答案 D 解析 HClO、H2SO3均不是最高价含氧酸,其酸性与元素非金属性没有直接关系。
对点演练3下列实验不能达到实验目的的是( )
答案 B 解析 Cl2、Br2分别与H2反应,根据反应进行的难易程度,即可判断出氯元素、溴元素的非金属性强弱,A项正确;向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨气,MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2,AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3,但是无法比较Mg、Al的金属性强弱,B项错误;测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH,根据溶液的pH可判断出Na2CO3与Na2SO4是否发生水解或水解的程度大小,即可判断出H2CO3、H2SO4的酸性强弱,从而判断出C、S的非金属性强弱,C项正确;利用Fe、Cu与盐酸反应现象的不同即可判断出Fe、Cu的金属性强弱,D项正确。
规律方法金属性和非金属性强弱的判断方法
考向3 元素第一电离能、电负性的大小比较【典例3】 铜、镓、硒、硅等元素的化合物是生产第三代太阳能电池的重要材料。请回答:(1)基态铜原子的电子排布式为 ;已知反应CuO Cu2O+O2↑,从铜原子价层电子结构(3d和4s轨道上应填充的电子数)变化角度来看,能生成Cu2O的原因是 。 (2)硒在元素周期表第 周期第 族,其价层电子轨道表示式(电子排布图)为 。
(3)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物,若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素,氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,则硒与硅的电负性相对大小为Se (填“>”或“<”)Si。与Si同周期部分元素的电离能如图所示(I表示电离能),其中a、b和c分别代表 。
A.a为I1、b为I2、c为I3B.a为I2、b为I3、c为I1C.a为I3、b为I2、c为I1D.a为I1、b为I3、c为I2
答案 (1)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 CuO中Cu2+的价层电子排布式为3d9,Cu2O中Cu+的价层电子排布式为3d10,后者处于稳定的全充满状态而前者不是(2)四 ⅥA (3)> B
解析 (1)铜元素为29号元素,铜原子核外有29个电子,所以核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1,CuO中Cu2+的价层电子排布式为3d9,Cu2O中Cu+的价层电子排布式为3d10,3d10为稳定结构,所以在高温时能生成Cu2O。(2)硒在元素周期表第四周期第ⅥA族,价层电子排布式为4s24p4,价层电子轨道表示式(电子排布图)为 。
(3)“Si—H”中共用电子对偏向氢原子,说明电负性H>Si;氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,反应中硒元素化合价降低,则电负性Se>H,所以硒与硅的电负性相对大小为Se>Si。在第三周期元素中,第一电离能总体呈增大趋势,第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素大,因此c为第一电离能(I1)。钠失去1个电子后,就已经达到稳定结构,所以钠的第二电离能最大。镁最外层为2个电子,失去2个电子后为稳定结构,所以镁的第二电离能较小。铝最外层有3个电子,失去2个电子后还未达到稳定结构,而铝的金属性比镁弱,所以第二电离能比镁略高。硅最外层上3p轨道有2个电子,失去这2个电子后,留下3s轨道上2个电子,相对较稳定,所以硅的第二电离能比铝要低。磷、硫非金属性逐渐增强,第二电离能也增大,由于硫失去一个电子后,3p轨道上是3个电子,是较稳定结构,所以硫的第二电离能要高于氯的第二电离能,则a为第二电离能(I2)、b为第三电离能(I3),故选B。
对点演练4(双选)(2019海南模考)X、Y是同周期的两种主族元素,它们的逐级电离能(I)数据如下表所示:
下列有关说法正确的是( )A.电负性:X
对点演练5(双选)(2020山东潍坊一中模拟)美国“海狼”号潜艇上的核反应堆内使用了液体铝钠合金作为载热介质,下列关于Al、Na原子结构的分析中正确的是( )A.原子半径:Al>NaB.第一电离能:Al>NaC.电负性:Na>AlD.基态原子未成对电子数:Na=Al
答案 BD 解析 根据元素周期律可知,原子半径Na>Al,电负性Na
2.电负性应用的规律
3.(1)共价化合物中,两种元素电负性差值越大,它们形成共价键的极性就越强。(2)同周期主族元素,从左到右,非金属性逐渐增强,电负性逐渐增大,第一电离能总体呈增大趋势。
知识梳理1.元素周期表中元素金属性和非金属性的递变
(1)分界线左下方为金属元素区,分界线右上方为非金属元素区。金属性最强的元素(不考虑放射性元素)位于周期表的左下角,是 。非金属性最强的元素位于元素周期表的右上角,是 。 (2)分界线附近元素的性质:既表现金属元素的性质,又表现非金属元素的性质。
2.预测元素的性质(由递变规律推测)(1)比较不同周期、不同主族元素的性质。如金属性:Mg>Al、Ca>Mg,则碱性:Mg(OH)2 Al(OH)3、Ca(OH)2 Mg(OH)2,则Ca(OH)2 Al(OH)3。 (2)推测未知元素的某些性质。如Ca(OH)2微溶,Mg(OH)2难溶,则可推知Be(OH)2 溶;再比如,由已知卤族元素的性质递变规律,可推知元素砹(At)的单质应为有色固体,与氢 化合,HAt 稳定,其水溶液呈 性,AgAt 溶于水等。
3.启发人们在一定区域内寻找新物质
自我诊断1.(2020河南郑州一中检测)下列有关性质的比较,不能用元素周期律解释的是( )A.密度:Na>K B.稳定性:HCl>HBrC.氧化性:Cl2>SD.碱性:KOH>NaOH
答案 A 解析 元素周期律与密度无关,A项符合题意;由同主族元素的性质变化规律可知,非金属性:Cl>Br,则稳定性:HCl>HBr,B项不符合题意;由同主族元素的性质变化规律可知,非金属性:Cl>S,故氧化性:Cl2>S,C项不符合题意;由同主族元素的性质变化规律可知,金属性:K>Na,则碱性:KOH>NaOH,D项不符合题意。
2.(2020山东临沂一中模拟)元素周期表和元素周期律可以指导人们进行规律性的推测和判断。下列说法不合理的是( )A.由水溶液的酸性:HCl>HF,不能推断出元素的非金属性:Cl>FB.人们可以在周期表的过渡元素中寻找制造催化剂和耐腐蚀、耐高温合金的元素C.短周期元素正化合价数值和其族序数相同D.短周期元素形成的微粒X2-和Y2+核外电子排布相同,离子半径:X2->Y2+
答案 C 解析 非金属性的强弱,应根据其最高价氧化物对应水化物的酸性比较,不能根据氢化物的酸性进行比较,HF的酸性比HCl弱,但F的非金属性强于Cl,A项正确;催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料中的元素,大多属于过渡元素,B项正确;短周期元素正化合价数值和其族序数不一定相同,如C有+2、+4价,C项错误;微粒X2-与Y2+核外电子排布相同,则核电荷数:Y>X,离子半径:X2->Y2+,D项正确。
考向1 根据元素的原子结构推断位置及性质【典例1】 (2020浙江7月选考,16)X、Y、Z、M、Q五种短周期元素,原子序数依次增大。Y元素的最高正价为+4价,Y元素与Z、M元素相邻,且与M元素同主族;化合物Z2X4的电子总数为18个;Q元素的原子最外层电子数比次外层少一个电子。下列说法不正确的是( )A.原子半径:Z
答案 D 解析 X、Y、Z、M、Q为五种短周期元素,原子序数依次增大,Y元素的最高正价是+4价,M与Y同主族,则Y为碳元素,M是硅元素;Z与碳相邻,是氮元素,N2X4的电子总数是18,X是氢元素;Q是第三周期元素,次外层电子数是7,则为氯元素。原子半径:N
对点演练1(双选)(2020山东滨州一中模拟)X、Y、Z、W、Q都是短周期元素,其中X原子的最外层电子数是内层电子数的3倍;X与Z同族,Y与Z同周期,Q原子的电子总数等于其电子层数的3倍,W与X、Y既不同族也不同周期且W不是稀有气体元素;X、Y、Z三种元素的族序数之和为16。下列说法正确的是( )A.Q与W可形成10电子、14电子、18电子分子B.Y的最高价氧化物对应水化物的化学式只能表示为H4YO4C.Y、Z、Q分别与X化合,只能形成AB2型化合物D.X、Z、W中的两种或三种元素形成的钠盐溶液可能显酸性、碱性或中性
答案 AD 解析 根据题意可知,X、Y、Z、W、Q分别是O、Si、S、H、C。碳元素与氢元素可以组成甲烷(CH4)、乙炔(C2H2)、乙烷(C2H6)分子,它们分别为10电子、14电子、18电子分子,A项正确;硅的最高价氧化物对应水化物的化学式有H4SiO4、H2SiO3,B项错误;碳、硅、硫与氧形成的化合物,除CO2、SiO2、SO2外,还有CO、SO3等,C项错误;硫、氢、氧形成的钠盐溶液中,NaHSO4溶液显酸性,Na2SO4溶液显中性,Na2SO3溶液显碱性,D项正确。
归纳总结同一元素的“位—构—性”关系
(1)掌握元素原子的4个关系式:①质子数=原子序数;②电子层数=周期序数;③最外层电子数=主族序数;④最低负价=主族序数-8。(2)熟练掌握元素周期表中的一些特殊规律:①各周期所能容纳元素种数;②稀有气体元素的原子序数及在周期表中的位置;③同族上下相邻元素原子序数的关系。
考向2 根据元素及其化合物的性质推断位置及结构【典例2】 (2018全国3,13)W、X、Y、Z均为短周期元素且原子序数依次增大,元素X和Z同族。盐YZW与浓盐酸反应,有黄绿色气体产生,此气体同冷烧碱溶液作用,可得到含YZW的溶液。下列说法正确的是( )A.原子半径大小为W
对点演练2(2020天津化学,8)短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。用表中信息判断下列说法正确的是( )
A.元素电负性:Z
归纳总结常见元素及其化合物的特性(1)形成化合物种类最多的元素、某一种单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素:C。(2)空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素:N。(3)地壳中含量最多的元素或简单氢化物在常温下呈液态的元素:O。(4)具有漂白性的物质:氯水、二氧化硫、过氧化钠、双氧水(H2O2)。(5)最活泼的非金属元素、无正价的元素、无含氧酸的非金属元素、无氧酸(气态氢化物)可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素或阴离子的还原性最弱的元素:F。
(6)单质密度最小的非金属元素:H;单质密度最小的金属元素:Li。(7)常温下单质呈液态的非金属元素:Br;常温下单质呈液态的金属元素:Hg。(8)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:Al。(9)元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物起化合反应的元素:N。(10)元素的单质在常温下能与水较快反应放出气体的短周期元素:Li、Na、F。
考向3 根据元素周期表的“片段结构”推断元素及其性质【典例3】 下表列出了九种元素在元素周期表中的位置。
(1)这九种元素中,电负性最大的是 ,第一电离能最小的元素是 ,最不活泼的是 (均用元素符号填空)。 (2)这九种元素中,最外层电子排布式为4s1的元素为 (用元素符号填空)。 (3)c、d、e三种元素的原子半径由大到小的顺序是 ,第一电离能由大到小的顺序是 ,电负性由大到小的顺序是 (均用元素符号填空)。 (4)画出d元素原子的轨道表示式(电子排布图) ,i元素基态原子电子排布式为 。
答案 (1)F K Ne (2)K和Cu(3)Si>P>S P>S>Si S>P>Si(4)1s22s22p63s23p63d104s24p1或[Ar]3d104s24p1
解析 (1)题中所给的九种元素中,电负性最大的是F,第一电离能最小的是K,最不活泼的是Ne。(2)最外层电子排布式为4s1的元素为K和Cu。(3)c、d、e三种元素分别为Si、P、S,原子半径:Si>P>S,第一电离能:P>S>Si,电负性:S>P>Si。(4)d元素原子的轨道表示式(电子排布图)为 ,i元素为Ga,电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p1或[Ar]3d104s24p1。
对点演练3甲、乙、丙、丁、戊是原子序数依次递增的五种短周期主族元素,乙、丁、戊在周期表中的相对位置如图。甲能与丙形成四核10电子的分子,则下列说法正确的是( )
A.丙的非金属性强,丙单质的氧化性也强B.甲与乙、甲与丁可分别形成原子个数比为1∶1和2∶1的分子C.丁的氢化物沸点高于戊的氢化物沸点说明丁的非金属性比戊强D.简单阴离子还原性:丁>戊,简单阴离子半径:丁>丙
答案 B 解析 由题中信息可推知甲、乙、丙、丁、戊分别为H、C、N、O、S。N的非金属性强,但其单质N2性质稳定,故A错误;甲与乙可形成C2H2、C2H4,甲与丁可形成H2O2、H2O,故B正确;沸点:H2O>H2S,原因是水分子之间含氢键,与O和S的非金属性无关,故C错误;简单离子的还原性:S2->O2-,离子半径:N3->O2-,故D错误。
归纳总结正确表述元素周期律
1.同周期主族元素性质递变规律(从左至右)(1)原子半径逐渐变小(2)最高正化合价由+1→+7(第一、二周期除外);最低负化合价从-4→-1(3)金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强(4)元素的电负性逐渐增大,第一电离能呈增大趋势2.同主族元素性质的递变规律(自上而下)(1)原子半径逐渐增大(2)金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱(3)元素电负性逐渐减小,第一电离能逐渐减小
素养解读元素推断题主要考查元素周期表中“位、构、性”的关系及学生利用物质结构和性质进行综合推断的能力。该类题目综合性强、难度较大,学生需要掌握短周期所有元素原子的结构特点、它们在元素周期表中的位置、对应单质及重要化合物的性质,从而分析解决问题,逐步提升宏观辨识与微观探析以及证据推理与模型认知的化学核心素养。
案例探究情境:到1869年,科学家们已经发现了63种元素,如此众多的元素使得科学家不可避免地要思考一个重要的问题——自然界是否存在某种规律,使各种元素能够井然有序、分门别类地排列呢?35岁的化学家门捷列夫(1834—1907)也在苦苦思索这个问题。门捷列夫在批判地继承前人工作的基础上,对大量实验事实进行了订正、分析和概括,总结出一条规律:元素的性质随相对原子质量的递增而呈周期性变化。他根据这个规律编制了第一个元素周期表,把已经发现的63种元素全部列入表里,他还在表里为未知元素预留了空位,后来,很快就有新元素陆续被发现,填充了这些空位!而且,这些元素表现出的各种性质与他的预言惊人地吻合。
【典例】 (2020河北石家庄模拟)四种短周期元素A、B、C、D在元素周期表中的相对位置如图所示,其中D形成的某种氧化物都是常见的大气污染物,可形成酸雨,且能使品红溶液褪色。下列有关判断不正确的是( )A.A的简单氢化物是天然气的主要成分B.元素A、B、C对应的含氧酸的钠盐水溶液不一定显碱性C.单质B既可以与酸反应,又可以与碱反应,所以是两性单质D.最高价氧化物对应的水化物的酸性:D>C
解析 根据题意分析可知,D为S,A为C,B为Al,C为Si。碳元素的简单氢化物甲烷是天然气的主要成分,A正确;草酸氢钠溶液显酸性,B正确;金属Al既可以与酸反应,又可以与碱反应,但不能叫两性单质,C错误;最高价氧化物对应的水化物的酸性:H2SO4>H2SiO3,D正确。答案 C
方法规律1.推断元素的常用思路根据原子结构、元素周期表的知识及已知条件,可推断原子序数,判断元素在周期表中的位置等,基本思路如下:
2.元素推断的常用步骤(1)分析题目有效信息。①图表信息——题中直接给出的元素周期表片段。②文字信息——把题中给出的文字信息进行提炼。③结构信息——题中给出的原子结构信息如微粒的质子数或电子数等。(2)画出元素周期表片段,明确各元素的相对位置,推出元素。(3)对照问题,结合元素周期律回答相应问题。
3.元素推断题六大误区
1.(2020山东化学,3)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍,Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2,Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是( )A.第一电离能:W>X>Y>ZB.简单离子的还原性:Y>X>WC.简单离子的半径:W>X>Y>ZD.氢化物水溶液的酸性:Y>W
解析 X为短周期元素,其电子总数为最高能级电子数的2倍,Z与X可形成淡黄色化合物Z2X2,故X为O元素,其核外电子排布式为1s22s22p4,Z为Na元素。Y与W同主族,Y为F,W为Cl。根据各元素在周期表中的位置关系和递变规律,第一电离能F>O>Cl>Na;离子还原性Cl->O2->F-;简单离子F-、Na+、O2-是电子层结构相同的离子,故离子半径 ,C项符合题目要求。
2.(2020全国2,13)一种由短周期主族元素组成的化合物(如图所示),具有良好的储氢性能,其中元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大、且总和为24。下列有关叙述错误的是( )A.该化合物中,W、X、Y之间均为共价键B.Z的单质既能与水反应,也可与甲醇反应C.Y的最高化合价氧化物的水化物为强酸D.X的氟化物XF3中原子均为8电子稳定结构
答案 D 解析 根据题意可知Z的原子序数是W、X、Y、Z四种元素中最大的,Z能形成+1价离子,可初步判断Z为钠元素;W的原子序数是W、X、Y、Z四种元素中最小的,W与X、Y均以一个单键结合,可初步判断W为氢元素;根据W、X、Y、Z的原子序数之和为24,可知X、Y的原子序数之和为12,结合成键特点,可判断X、Y分别是硼、氮元素。H、B、N形成的阴离子中,各原子均以共价键结合,A正确;Na单质能与H2O、CH3OH反应,B正确;氮元素最高价氧化物的水化物HNO3为强酸,C正确;BF3中硼原子最外层有6个电子,D错误。
3.(2020全国3,13)W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素,四种元素的核外电子总数满足X+Y=W+Z;化合物XW3与WZ相遇会产生白烟。下列叙述正确的是( )A.非金属性:W>X>Y>ZB.原子半径:Z>Y>X>WC.元素X的含氧酸均为强酸D.Y的氧化物的水化物为强碱
答案 D 解析 由“W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素”,再根据“化合物XW3与WZ相遇会产生白烟”可推测:W为氢元素,X为氮元素,Z为氯元素,再依据四种元素的核外电子总数满足X+Y=W+Z推知,Y为钠元素,非金属性:Cl>N>H>Na,A项错误;原子半径:Na>Cl>N>H,B项错误;N的含氧酸中,如HNO2就不属于强酸,C项错误;Na的氧化物的水化物是NaOH,NaOH属于强碱,D项正确。
4.(2020山东泰安一模)短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数逐渐增大,四种元素形成的化合物甲的结构如图所示:且W与X、Y、Z均可形成电子数相等的分子,W2Z在常温常压下为液体。下列说法正确的是( )A.YW3分子中的键角为120°B.W2Z的稳定性大于YW3C.物质甲的一个分子中存在6个σ键D.Y元素的氧化物对应的水化物为强酸
答案 B 解析 短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数逐渐增大,根据四种元素形成的化合物结构,其中各原子的核外电子排布均处于稳定结构。根据图示可知,X原子最外层含有4个电子,Y原子最外层含有5个电子,Z原子最外层含有6个电子,W最外层含有1个或7个电子,结合原子序数逐渐增大、W与X、Y、Z均可形成电子数相等的分子及W2Z常温常压下为液体可知,W为H,X为C,Y为N,Z为O。YW3为NH3,NH3为三角锥形分子,分子中的键角小于120°,A错误;元素非金属性越强,对应氢化物越稳定,水的稳定性大于氨气,B正确;物质甲的结构简式为CO(NH2)2,一个分子中存在7个σ键和1个π键,C错误;氮元素的氧化物对应的水化物可能是硝酸,也可能为亚硝酸,其中亚硝酸为弱酸,D错误。
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