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：LiOHr(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) 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
考点聚焦：复习要点+知识网络，有的放矢
重点速记：知识点和关键点梳理，查漏补缺
难点强化：难点内容标注与讲解，能力提升
学以致用：经典好题，及时演练，全面突破
阳离子(Rm＋)
质子数>电子数
质子数＝电子数＋m
阴离子(Rm－)
质子数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
H2SeCl－
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