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专题特训七 物质推断之元素推断
一、原子的构成及核外电子分层排布的规律
1、构成原子的微粒及作用
的含义：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子
2、微粒之间的关系
(1)质子数(Z)核电荷数核外电子数原子序数 (2)质量数(A)质子数(Z)＋中子数(N)
(3)阳离子的核外电子数质子数－阳离子所带的电荷数 (4)阴离子的核外电子数质子数＋阴离子所带的电荷数
3、规避4个易失分点
(1)任何微粒中，质量数＝质子数＋中子数，但质子数与电子数不一定相等，如阴、阳离子中
(2)有质子的微粒不一定有中子，如1H，有质子的微粒不一定有电子，如H＋
(3)质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F与OH－
(4)核外电子数相同的微粒，其质子数不一定相同，如Al3＋和Na＋、F－等，NH与OH－等
4、原子核外电子分层排布的规律
(1)能量最低原则：核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里
(2)分层排布原则：①每层最多容纳的电子数为2n2个
②最外层不超过8个(K层为最外层时不超过2个)
③次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个
④对于主族元素，除最外层外，每一层的电子数必须为2n2这个数值
5、元素、核素、同位素
(1)元素：具有相同核电荷数(即核内质子数)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：具有相同质子数和不同中子数的同一元素的原子(即同一元素的不同核素之间)互称同位素
(4)几种重要的核素
核素 U C H H O
用途 核燃料 用于考古断代 制氢弹 制氢弹 示踪原子
二、元素周期表的结构
1、世界上第一张元素周期表是在1869年由俄国化学家门捷列夫绘制完成的，随着科学的不断发展，已逐渐演变为现在的常用形式
2、原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数质子数(Z)核电荷数核外电子数
3、编排原则
(1)周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行
(2)族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行
4、元素周期表的结构 (“七横十八纵”、七周期十六族)
元素周期表
5、元素周期表中的特殊位置
(1)分区：①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，即为金属元素区和非金属
元素区分界线(氢元素除外)
②各区位置：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区
③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)过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素
(3)镧系：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素
(4)锕系：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素
(5)超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素
6、几个数量关系：原子序数核电荷数核内质子数核外电子数
周期序数电子层数
主族序数最外层电子数元素的最高正价数
|最高正价数|+|负价数|8
三、元素周期律
1、具体表现形式
项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大
电子层数 相同 逐渐增多
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小 同周期：r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大
性质 　化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价—(8—主族序数) 相同 最高正化合价主族序数(O、F除外)
元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱
失电子能力和得电子能力 失电子逐渐减弱 得电子逐渐增强 失电子逐渐增强 得电子逐渐减弱
单质的还原性和氧化性 还原性逐渐减弱 氧化性逐渐增强 还原性逐渐增强 氧化性逐渐减弱
离子的氧化性、 还原性 阳离子氧化性逐渐增强 阴离子还原性逐渐减弱 阳离子氧化性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强
气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱
2、原子半径和离子半径的变化规律 (主族元素)
①同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小
②同主族原子半径随原子序数递增逐渐增大
③阳离子半径总比相应原子半径小。如： Na Na+
④阴离子半径总比相应原子半径大。如：Cl Cl—
⑤同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大
⑥同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大
⑦同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小
⑧同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小
⑨电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小
如： N3— O2— F— Na+ Mg2+ Al3+
⑩同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小
如：Fe Fe2+ Fe3+
稀有气体元素的原子半径比与它相邻的卤素原子的原子半径大
如：r(Ar)>r(Cl)
3、元素金属性强弱的判断方法
(1)金属性：指金属元素的原子失去电子能力
(2)结构比较法：最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强
(3)位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加，金属性减弱；
同主族元素，从上到下，随原子序数增加，金属性增强。金属性最强的元素为铯
(3)实验比较法：
①依据最高价氧化物对应水化的碱性强弱比较：碱性越强则对应元素的金属性越强
如：碱性：NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3，则金属性：Na>Mg>Al
②依据单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度或剧烈程度：越容易反应或反应越剧烈，则对应元素的金属性越强
③依据单质还原性越强或离子氧化性强弱：单质还原性越强(或离子氧化性越弱)，则对应元素的金属性越强
④与盐溶液的置换反应：若xn＋＋yx＋ym＋ ，则y比x金属性强
⑤依据单质与同一种物质反应的难易程度：越容易进行的反应，则对应元素的金属性越强
⑥在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强
4、非金属性强弱的判断方法
(1)非金属性：元素的原子得到电子能力
(2)结构比较法：最外层电子数越多，电子层数越少，非金属性越强
(3)位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加，非金属性增强
同主族元素，从上到下，随原子序数增加，非金属性减弱。非金属性最强的元素为氟
(4)实验比较法：
①依据最高价氧化物的水化物酸性强弱比较：酸性越强则对应元素的非金属性越强
如：酸性：HClO4 (最强酸)>H2SO4 (强酸)>H3PO4 (中强酸)>H4SiO4(弱酸)，则非金属性：Cl > S > P > Si
②依据与H2化合的难易、剧烈程度程度或生成气态氢化物的稳定性：越容易反应、反应越剧烈或越稳定，对应元素非金属性强
③依据单质氧化性越强或阴离子还原性越弱：单质氧化性越强(或离子还原性越弱)，则对应元素的非金属性越强
④依据与盐溶液或气体、无氧酸溶液间的置换反应：若An－＋BBm－＋A ，则B比A非金属性强
⑤依据单质与同种金属反应的难易程度：越易进行的反应，对应元素的非金属越强
5、元素周期表和元素周期律的应用
(1)“对角线”规律：有些元素在周期表中虽然既非同周期，又非同主族，但其单质与同类化合物的化学性质却很相似，如Li和
Mg，B和Si等。这一规律称为“对角线”规律。
如图所示：
应用：根据已知元素及其化合物的性质，推导未知元素及其化合物的性质。
(2)“相似”规律：①同族元素性质相似；②左上右下对角线上元素性质相似；③同位素的化学性质几乎完全相同
(3)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(填“＞”、“＜”或“＝”)
②推测未知元素的某些性质
如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为
有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等
(4)启发人们在一定区域内寻找新物质
①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等
②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等
四、化学键：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用叫化学键 (使离子相结合或使原子相结合的作用力)
1、分类：
(1)离子键：存在于离子化合物中
(2)共价键：除稀有气体外的非金属单质、部分离子化合物、共价化合物中
(3)金属键：金属单质中
2、离子键和离子化合物
(1)离子键：阴、阳离子间通过静电作用而形成的化学键，成键的本质是阴离子和阳离子之间的静电作用
(2)成键微粒：阴、阳离子
(3)成键条件：一般是活泼的金属和活泼的非金属元素
①活泼金属(如：K、Na、Ca、Ba等，主要是ⅠA和ⅡA族元素)和活泼非金属(如：F、Cl、Br、O等，主要是ⅥA族和ⅦA族元
素)相互结合时形成离子键
②酸根阴离子与金属阳离子(含NH4+)之间形成离子键
(4)存在范围：只存在离子化合物中，常见的离子化合物：强碱(NaOH)；绝大多数盐[NaCl、Na2SO4，但AlCl3、BeCl2例外；金属氧
化物(Na2O、Na2O2、K2O、CaO、MgO)
(5)离子键强弱的判断：离子键的强弱决定于相互作用的阴、阳离子所带的电荷数的多少和离子半径。阴、阳离子电荷数越多，离子
半径越小，形成的离子键就越强，形成的化合物的熔沸点就越高，晶体的硬度则越大
【练习】比较下列物质熔点的高低：CaO MgO NaCl NaBr MgO Al2O3
(6)离子化合物：通过离子键形成的化合物即为离子化合物
①组成微粒：阴、阳离子
②微粒间的作用力：离子键
③包括：大多数盐类(NaCl、Na2SO4)、强碱(NaOH)、金属氧化物(Na2O、Na2O2)
④离子化合物的特点：较高的熔沸点，硬度，通常呈固态，熔融状态或水溶液中可导电
3、共价键和共价化合物
(1)共价键：原子间通过共用电子对所形成的化学键，成键的实质是共用电子对
(2)成键微粒：原子
(3)成键条件：非金属元素的原子最外层未达到饱和状态(即8电子稳定结构)，相互间通过共用电子对形成共价键
①同种或不同种非金属元素的原子的结合
②部分金属元素的原子和非金属原子结合(如：AlCl3、BeCl2)
(4)存在范围：①非金属单质分子(稀有气体除外)，如
②非金属形成的化合物中，如
③部分离子化合物中，如
④某些金属和非金属形成的化合物中
(5)共价键的分类
①共价键按共用电子对是否发生偏移可分为两大类：极性键和非极性键；极性键、非极性键的判断方法：同种元素的原子之间形成的共价键为非极性键，不同种元素的元之间形成的共价键以为极性键
②按共用电子对数分：单键、双键、三键
(6)共价化合物：原子间以共用电子对(即共价键)形成的化合物称为共价化合物
①组成微粒：原子
②微粒间的作用力：共价键
③包括：酸、弱碱、非金属氢化物、非金属氧化物、大多数有机物
五、电子式的书写
1、原子的电子式：书写主族元素原子的电子式，直接用“·”或“×”把最外层电子一一表示出来即可
例如：
2、简单阳离子(单核)的电子式：简单阳离子的电子式就是离子符号本身，不需标示最外层电子
例如：钾离子 ，钠离子 ，镁离子 .
3、简单阴离子(单核)的电子式：在书写电子式时，不但要表达出最外层所有电子数（包括得到的电子），而且还应用方括号“[ ]”
括起来，并在括号外的右上角注明阴离子所带的电荷数
例如：O2— ，S2— ，Cl— ，N3— .
4、原子团的电子式：作为离子的原子团，无论是阴离子，还是阳离子，不仅要画出各原子最外层的电子，而且都应用方括号“[ ]”
括起来，并在括号外的右上角注明离子所带的电荷数
例如：NH4+ ，H3O+ ，OH— ，O22— ，S22— ， C22—
5、离子化合物的电子式：离子化合物的电子式由阳离子的电子式和阴离子的电子式组成的，对于化合物是由多种离子组成的物质，
相同离子间要隔开排列，注意相同的离子不能合并
例如：K2S ，CaO ，CaF2 ，NaOH ，NaH ，
NH5 ， CaC2 ，Na2O2 ，NH4Cl ，FeS2 ，
Mg3N2 ，Na3N ，Al2S3 .
6、共价化合物的电子式(共价分子)：共价化合物分子是由原子通过共用电子对结合而形成的，书写电子式时，应把共用电子对写
在两成键原子之间，然后不要忘记写上未成键电子
例如：Cl2 ，O2 ，N2 ，H2O ，CO2 ，
CH4 ，H2O2 ，HClO CCl4 ，BF3 ，
PCl3 ，PCl5 ，NCl3 ，CS2 .
7、离子键的形成（离子化合物的形成过程）
离子键的形成用电子式表示式时，前面写出成键原子的电子式，后面写出离子化合物的电子式，中间用一箭头“→”连起来即可
例如：
8、共价键的形成（共价分子的形成过程）
共价键的形成用电子式表示时，同样是前面写出成键原子的电子式，后面写出共价分子的电子式，中间用一箭头“→”连起来即可
例如：
六、分子间作用力与氢键
1、分子间作用力(范德华力)及其对物质性质的影响
(1)定义：把分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力，又称范德华力
(2)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
(3)范德华力对物质性质的影响：一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子量越大，范德华力越大，克服范德华力所需消耗
的能量越大，物质的熔、沸点就越高。如：熔、沸点：I2>Br2>Cl2>F2
2、氢键及其对物质性质的影响
(1)氢键的形成：当氢原子与非金属性很大的F、O、N原子形成H—F、H—O、H—N共价键时，由于F、O、N的非金属性比氢大
得多，致使这些共价键的电子对会强烈的偏向F、O、N原子的一边，结果使H原子几乎成为”裸露”的质子，从而带有较强的正
电荷，具有很强的吸引电子的能力
(2)氢键的定义：由已经与非金属性很强的原子(N、O、F)形成共价键的氢原子(如：水分子中的氢)与另一个分子中非金属性很强的
原子(如：水中的氧)之间的作用力。氢键是比分子间作用力强的分子间作用，但它不是化学键，仍属于分子间作用力的范畴。
如：F—H…F—H
(3)氢键表示方法：X—H…Y—H (X、Y可相同或不同，一般为F、O、N)“—”表示共价键，“…”表示氢键
如：HF 分子间的氢键可表示为：F—H…F—H… F—H…F—H
(4)氢键对物质性质的影响
①分子间有氢键的物质熔化或汽化时，除了要克服纯粹的分子间作用力外，还必须提高温度、额外地提供一份能量来破坏分子间
的氢键，所以这些物质的熔、沸点比同系列氢化物的熔、沸点高。如：HF、H2O、NH3沸点反常
②溶解性：若溶质分子和溶剂H2O分子之间可以形成氢键，则物质的溶解度增大。如NH3极易溶于水就是因为NH3分子与H2O
分子之间形成氢键。还有水以乙醇可以任意比例互溶

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