化学必修 第一册第四章 物质结构 元素周期律第二节 元素周期律优秀课时训练

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单元专项提升
有关原子结构中微粒数量的计算
点拨：原子由原子核和核外电子构成，原子核在原子的中心，由带正电的质子与不带电的中子构成，带负电的电子绕核作高速运动。也就是说，质子、中子和电子是构成原子的三种微粒。在原子中，原子核带正电荷，其正电荷数由所含质子数决定。
(1)原子的电性关系：核电荷数=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。
质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
(3)离子指的是带电的原子或原子团。带正电荷的离子叫阳离子，带负电荷的离子叫阴离子。当质子数(核电荷数)>核外电子数时，该离子是阳离子，带正电荷；当质子数(核电荷数)核外电子数时，该离子是阳离子，带正电荷；当质子数(核电荷数)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) C
C．原子序数：d>c>b>aD．离子半径：C2->D->B+>A2+
元素金属性、非金属性强弱的比较
点拨：1.元素金属性强弱的判断规律
本质：原子越易失电子，则金属性就越强。
(1)根据元素周期表进行判断：
同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，主族元素的金属性逐渐减弱。
同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强。
(2)在金属活动性顺序中越靠前，金属性越强。如Zn排在Cu的前面，则金属性：Zn>Cu。
(3)根据金属单质与水或者与酸(非氧化性酸如盐酸、稀硫酸等)反应置换出氢气的难易(或反应的剧烈)程度。置换出氢气越容易，则金属性就越强。如Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更易置换出氢气，则金属性：Zn>Fe．
(4)根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性的强弱。碱性越强，则对应元素的金属性就越强。如碱性NaOH>Mg(OH)2，则金属性：Na>Mg。
(5)一般情况下，金属单质的还原性越强，则元素的金属性就越强；对应金属阳离子的氧化性越强，则元素的金属性就越弱。如还原性Na>Mg，则金属性：Na>Mg，氧化性：Na+Cu。
2.元素非金属性强弱的判断规律
本质：原子越易得电子，则非金属性就越强。
(1)根据元素周期表进行判断：
同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，主族元素的非金属性逐渐增强。
同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐减弱。
(2)非金属元素单质与H2化合的难易程度：化合越容易，非金属性越强。如F2与H2在黑暗中就可反应，Br2与H2在加热条件下才能反应，则非金属性：F>Br。
(3)形成气态氢化物的稳定性：气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。如稳定性：HF>HCl，则非金属性：F>Cl。
(4)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，对应非金属元素的非金属性就越强。如酸性：HClO4>HBrO4，则非金属性：Cl>Br。
(5)一般情况下，非金属单质的氧化性越强，则元素的非金属性就越强；对应阴离子的还原性越强，则元素的非金属性就越弱。如氧化性Cl2>Br2，则非金属性：Cl>Br。
(6)根据置换反应。如Cl2+2Br−=2Cl−+Br2，则非金属性：Cl>Br。
(7)根据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。例如：Cu+Cl2CuCl2，2Cu+SCu2S，即得非金属性：Cl>S。
【例题】
8．下列实验不能作为判断依据的是
A．钠和镁分别与冷水反应，判断钠和镁金属性强弱
B．比较与的碱性强弱，判断镁与铝的金属性强弱
C．往硅酸钠溶液中通入产生白色沉淀，判断碳酸与硅酸的酸性强弱
D．根据和的水溶液的酸性强弱判断氟与氯的非金属性的强弱
元素“位—构—性”的综合判断
点拨：元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。
1.结构与位置互推是解题的基础
(1)掌握四个关系式。
①电子层数=周期数。
②质子数=原子序数。
③主族元素原子最外层电子数=主族序数。
④主族元素的最高正价=族序数，
最低负价=主族序数−8.
(2)熟练掌握周期表中的一些特殊规律。
①各周期元素种类数(分别为2、8、8、18、18、32…)。
②稀有气体元素原子序数(分别为2、10、18、36、54、86)和所在周期(分别在一到六周期)。
③同族上下相邻元素原子序数的关系(相差2、8、18、32等各种情况)。
④同周期ⅡA族与ⅢA族元素原子序数差值(有1、11、25等情况)。
2.性质与位置互推是解题的关键
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：
(1)原子半径。
(2)元素的主要化合价。
(3)元素的金属性、非金属性。
(4)单质的氧化性、还原性。
(5)气态氢化物的稳定性。
(6)最高价氧化物对应水化物的酸碱性。
(7)金属从H2O或酸中置换H2的难易程度。
3.结构和性质的互推是解题的要素
(1)电子层数和最外层电子数决定元素原子的金属性和非金属性强弱。
(2)同主族元素最外层电子数相同，化学性质相似。
(3)正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点。
(4)判断元素金属性和非金属性强弱。
【例题】
9．短周期元素X、Y、Z的原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X＋与Z2－具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是（ ）
A．同族元素中Z的氢化物最稳定
B．原子半径：XZ2-
C．同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强
D．同周期元素中X的金属性最强
离子键、共价键的判断与比较
点拨：一、离子键
二、共价键
1.化学键判断的“四个不是”
(1)不是所有的物质都含有化学键，如稀有气体中不含化学键。
(2)不是只要含有共价键的物质就属于共价化合物，单质例外。
(3)不是所有的离子化合物都含有金属元素，如铵盐中含离子键。
(4)不是只要含有金属元素的化合物就是离子化合物，如氯化铝中所含的是共价键，属于共价化合物。
2.化学键和化合物关系的“三个一定”和“三个可能”
(1)“三个一定”：离子化合物中一定含离子键；含离子键的化合物一定是离子化合物；共价化合物中一定不含离子键。
(2)“三个可能”：离子化合物中可能含有共价键，如NaOH；金属与非金属形成的化合物可能是共价化合物，如AlCl3；完全由非金属形成的化合物可能是离子化合物，如NH4Cl。
【例题】
10．下列各组物质中，化学键类型完全相同的是
A．和NaOHB．和C．和HClD．和NaCl
电子式的书写
点拨：一、用电子式表示物质
(1)原子：在元素符号周围用“·”或“×”来代表原子的最外层电子。
(2)离子：
①主族元素的简单阳离子：电子式就是其离子符号。如：Na+、Mg2+。
②主族元素的简单阴离子：一般非金属原子在形成阴离子时，得到电子，使最外层达到稳定结构，这些电子都应画出，并在符号外加[ ]，然后在[ ]右上角标上电荷符号。如：。
③原子团离子：表示出离子内原子间的共用电子对，然后加[ ]，并在[ ]右上角标上电荷符号。如：
(3)离子化合物：表示出构成离子化合物的阴、阳离子，但同性离子不能直接相邻。如：
(4)共价分子(包括非金属单质和化合物)：表示出原子之间的共用电子对，且未形成共用电子对的原子的最外层电子也要标出。如：
二、用电子式表示物质的形成过程
(1)离子化合物的形成：左端是原子的电子式，右端是离子化合物的电子式，中间用“→”连接。注意用“”表示电子的转移。如：
(2)共价化合物的形成：左端是原子的电子式，右端是共价化合物的电子式，中间用“→”连接。如：
书写电子式的常见错误
(1)化合物类型判断错误，即离子化合物与共价化合物分不清，则书写方法出错。例如：NaCl写成，HCl写成。
(2)漏写未参与成键的电子对。例如：NH3写成，CCl4写成。
(3)漏掉离子所带的电荷数。例如：NaCl写成。
(4)书写不规范，错写共用电子对。例如：N2的电子式写成。
(5)错误地放置同性离子。例如：MgF2写成。
【例题】
11．下列化学用语表达正确的是
A．HCl的电子式：
B．用电子式表示NaCl的形成过程：
C．Na2O2的电子式：
D．水的电子式：
物质变化过程中化学键的变化
点拨：1.化学反应过程
化学反应过程中一定有反应物中旧化学键的破坏和产物中新化学键的形成。如：H2+F2=2HF，H—H键、F—F键均被破坏，形成H—F键。
2.离子化合物的溶解或熔化过程
离子化合物电离阴、阳离子
3.共价化合物的溶解或熔化过程
(1)溶解过程
(2)熔化
4.单质的熔化或溶解过程
【例题】
12．下列说法中正确的是
A．HCl溶于水能电离出H+、Cl-，所以HCl是离子化合物
B．碘晶体受热转变成碘蒸气，吸收的热量用于克服碘原子间的作用力
C．He、CO2和CH4都由分子构成，它们中都存在共价键
D．NaHCO3受热分解生成Na2CO3、CO2和H2O，既破坏了离子键，也破坏了共价键
特殊关系
元素
最外层电子数等于次外层电子数的一半
Li、Si
最外层电子数等于次外层电子数
Be、Ar
最外层电子数等于次外层电子数的2倍
C
最外层电子数等于次外层电子数的3倍
O
最外层电子数等于次外层电子数的4倍
Ne
最外层电子数等于电子层数
H、Be、Al
最外层有1个电子
H、Li、Na、K
最外层有2个电子
He、Be、Mg、Ca
内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素
Li、P
电子总数为最外层电子数2倍的元素
Be

元素
核素
同位素
本质
质子数相同的一类原子
质子数、中子数都一定的原子
质子数相同、中子数不同的同一元素的不同原子之间的互称
特性
只讲种类，不讲个数
化学反应中的最小微粒
化学性质几乎完全相同
决定因素
质子数
质子数、中子数
质子数、中子数
举例
H、C、N三种元素
、、三种核素
、、互为同位素
键型
离子键
概念
使阴、阳离子结合成化合物的静电作用
特点
阴、阳离子间的相互作用
成键粒子
阴、阳离子
成键条件
活泼金属和活泼非金属
存在
强碱、大多数盐、典型的金属氧化物、所有铵盐中
键型
共价键
非极性键
极性键
概念
原子之间通过共用电子对所形成的相互作用
特点
共用电子对不发生偏移
共用电子对偏向吸引电子能力强的原子
成键粒子
原子
成键条件
同种非金属元素原子
不同种非金属元素的原子
存在
非金属单质、某些化合物(如Na2O2)中
非金属元素的气态氢化物、酸类、非金属氧化物、碱、极少数盐(如AlCl3)、多数有机化合物中
单质的特点
化学键变化
举例
由分子构成的固体单质
熔化或升华时只破坏分子间作用力，不破坏化学键
P4的熔化，I2的升华
由原子构成的单质
熔化时破坏共价键
金刚石或晶体硅
能与水反应的某些活泼非金属单质
溶于水后，分子内共价键被破坏
Cl2、F2等
参考答案：
1． A-Z A-x-n A-x+n 22
【详解】用X表示原子，A是质量数，Z是质子数，
(1)中性原子的中子数N= A-Z，答案为：A-Z；
(2)含有8个质子，10个中子的原子为氧元素的同位素原子，其质量数为18，其化学符号为：，答案为；
(3)AXn＋共有x个电子，因为失去了n个电子，则AX原子的电子数为x+n,其中子数为N=A-x-n，答案为：A-x-n；
(4)AXn-共有x个电子，因为得到了n个电子，则AX原子的电子数为x-n,其中子数为N=A-x+n，答案为A-x+n；
(5)12C16O2分子中12C的中子数为6，16O的中子数为8，则12C16O2分子中的中子数N=6
+8×2=22，答案为22；
(6)A2-原子核内有x个中子，其质量数为m，则其质子数为m-x,而A原子又得到2个电子，所以A2-的电子总数为m-x+2，则n g A2-所含电子的物质的量为ml，答案为；
2．(1)H2
(2)CO、CO2
(3)NH3
(4)H2O
(5)LiH
【详解】（1）两个原子核和两个电子组成的分子，则该原子只有一个电子，即为H原子，则分子为H2，故答案为：H2；
（2）核电荷数为1~10的元素，最外层分别为4个和6个电子的原子分别为：C和O，则形成的化合物是CO、CO2，故答案为：CO、CO2；
（3）核电荷数为1~10的元素，最外层有5个电子的原子是N原子，所形成的氢化物是NH3，故答案为：NH3；
（4）核电荷数为1~10的元素，组成的电子总数为10的化合物有HF、H2O、NH3、CH4，则3个原子组成化合物是H2O，故答案为：H2O；
（5）离子化合物AB中阴阳离子的电子层结构相同，可知，其只能有一层电子层，则化合物AB是LiH，故答案为：LiH。
3．D
【详解】A．和是同种元素的原子，质子数相等，比多两个中子，故A错误；
B．的中子数为128-52=76，故B错误；
C．核电荷数=质子数，的核电荷数为52，故C错误；
D．与的质子数相等、中子数不相等，互为同位素，故D正确；
选D。
4．D
【详解】已知元素R的一种同位素形成离子化合物，其中R离子()的中子数为Y，核外电子数为Z，则R核外有(Z+X)个电子即质子数为Z+X，质量数=质子数+中子数=Z+X+Y，则该同位素R的符号为，故D符合题意。
综上所述，答案为D。
5．B
【详解】①碱金属元素的原子的半径随原子序数的增大而增大，则单质的熔点随原子序数的增大而降低，故①正确；
②第VIIA族Cl元素的非金属性大于砹的非金属性，非金属性越强，其氢化物越稳定，则砹的氢化物的稳定性小于HCl，故②错误；
③非金属性P＜S，元素的非金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强，磷（P）的最高价氧化物对应的水化物的酸性比硫酸弱，故③正确；
④第二周期非金属元素N，其氢化物为氨气，氨气溶于水，水溶液为碱性，故④错误；
⑤铊（Tl）与铝同主族，金属性Tl＞Al， Tl(OH)3不是两性的，其氢氧化物能与盐酸反应，但不能与氢氧化钠溶液反应，故⑤错误；
⑥第三周期金属元素随原子序数的增大金属性减弱，金属性越强，金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性Na＞Mg＞Al，则金属元素的最高价氧化物对应水化物，其碱性随原子序数的增大而减弱，故⑥正确；由上述分析得①③⑥正确；
答案为B。
6．A
【详解】A．中S元素为+6价，化合价等于其最外层电子数，属于最高正价，故A正确；
B．NH3其中N元素为-3价，不是最高正确，故B错误；
C．NaClO3中Cl元素化合价为+5价，最外层电子数为7，不相等，不是最高正价，故C错误；
D．CO中C为+2价，最外层电子数为4，不相等，不是最高正价，故D错误；
故答案为A
7．D
【分析】阳离子所带电荷数是其原子核外电子失去电子的个数，阴离子所带电荷数是其原子核外电子得到电子的个数，而原子的核外电子数等于质子数，也等于原子序数。具有相同的电子层结构的短周期元素的简单离子aA2+、bB+、cC2-、dD-，结合元素周期表结构特征，可设aA2+、bB+、cC2-、dD-分别为12Mg2+、11Na+、8O2-、9F-。
【详解】A．据分析，原子半径：Na>Mg>O>F，则B>A >C> D，A错误；
B．据分析，原子的最外层电子数目： F>O>Mg >Na，则D> C > A > B，B错误；
C．据分析，质子数等于原子序数，有：12Mg >11Na >9F >8O，则a>b >c >d，C错误；
D．具有相同电子层数的离子，质子数越多离子半径越小，据分析，离子半径：O2->F-> Na+> Mg2+，则C2->D->B+>A2+，D正确；
故选D。
8．D
【详解】A．钠与冷水比镁与冷水反应剧烈，因此钠的金属性强于镁，故A正确；
B．金属性越强，对应碱的碱性越强，镁的金属性强于铝，则碱性，故B正确；
C．根据强酸制弱酸，往硅酸钠溶液中通入产生白色沉淀，说明碳酸的酸性强于硅酸的酸性，故C正确；
D．氢氟酸是弱酸，而盐酸是强酸，但氟的非金属性要比氯的非金属性强，故D错误；
故选D。
9．B
【分析】根据短周期元素X、Y、Z的原子序数之和为36，X、Y在同一周期，则可以推断出X、Y为第三周期元素，Z为第二周期元素，X＋与Z2－具有相同的核外电子层结构。则可以推断出X为元素Na，Z为O元素，Y为元素Cl。
【详解】根据短周期元素X、Y、Z的原子序数之和为36，X、Y在同一周期，则可以推断出X、Y为第三周期元素，Z为第二周期元素，X＋与Z2－具有相同的核外电子层结构。则可以推断出X为元素Na，Z为O元素，Y为元素Cl。
A. 同族元素中Z的氢化物为H2O，同族元素从上到下，氢化物的逐渐减弱，即Z的同族元素中最稳定的为H2O，A项正确；
B. 同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，即原子半径：Na > Cl，离子半径： Na+ < O2-，B项错误；
C. 同周期元素从左到右，最高价氧化物含氧酸的酸性逐渐变强，第三周期最高价含氧酸的酸性最强的为HClO4，C项正确；
D. 第三周期元素中Na的金属性最强，D项正确。
答案选B。
【点睛】元素周期率，同周期从左到右，原子半径逐渐变小，金属性减弱，非金属性变强，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐变强；同主族元素从上到下，原子半径逐渐变大，金属性变强，非金属性减弱，元素氢化物的稳定性减弱，最高价氧化物对应水化物的酸性减弱。
10．B
【详解】A．是共价化合物，只含极性共价键；NaOH是离子化合物，含有离子键、极性共价键，故不选A；
B．和都是共价化合物，都只含极性共价键，故选B；
C．是非金属单质，含有非极性共价键，HCl是共价化合物，只含极性共价键，故不选C；
D．是共价化合物，只含极性共价键；NaCl是离子化合物，只含有离子键，故不选D；
选B。
11．D
【详解】A．氮原子的最外层有5个电子，故氨气的电子式为，故A错误；
B．用电子式表示 NaCl 的形成过程中间用→，不用=，故B错误；
C．过氧化钠为离子化合物，两个氧原子通过共用1对电子结合在一起，核外满足8电子结构，电子式为，故C错误；
D．水为共价化合物，水分子的电子式为，故D正确；
故选：D。
12．D
【详解】A．HCl属于共价化合物，属于电解质，在溶液中可发生电离，A错误；
B．碘晶体受热转变成碘蒸气，克服分子间作用力，而碘原子间的作用力属于共价键，B错误；
C．He为单原子分子，不存在共价键，C错误；
D．NaHCO3为离子化合物，含有离子键和共价键，受热分解生成Na2CO3、CO2和H2O，阴阳离子间的离子键断裂，碳酸氢根离子被破坏、生成二氧化碳和水，则破坏共价键，D正确；
故选D。