专题5·物质结构与元素周期律 【2010考纲解读】《元素周期律与周期表》可谓中学化学之灵魂，高考重现率几乎为100%，且常考常新，现将近两年全国各地高考试题中有关《元素周期律与周期表》考点试题分类如下： 一、以等电子微粒结构为基点考查常见微粒的性质 二、以原子构成为切入点考查同素异形体的性质 三、以元素周期表的结构为载体考查简单推理能力 四、以元素周期律为指导考查分析判断能力 五、以分子结构与分子组成考查观察能力 六、借助微粒结构考查审题能力 七．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 八．了解化学键的定义。了解离子键、共价键的形成。 【考点回顾】 考点一、原子的构成 质子 → 决定元素种类 原子核 → 质量数 1．原子A ZX 中子 → 决定同位素 电子数 → 最外层电子数 → 化学性质 核外电子 电子排布 → 电子层数 2．原子结构的表示方法 （1）原子结构示意图：表示原子的核电荷数和核外电子数在各电子层排布的图示（圆圈表示原子核，圆圈里面的数字表示核电荷数，“+”表示质子带正电，半弧表示电子层，半弧上的数字表示该层上的电子数）。如Cl原子： （2）原子组成表示式：A ZX，其中X为原子符号，A为质量数，Z为质子数，A-Z为中子数。 （3）电子式：在元素符号周围用“· ”或“×”表示最外层电子的图示。 3．构成原子或离子微粒间的数量关系： （1）质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数 （2）质量数=质子数+中子数 （3）质子数=阳离子的核外电子数+阳离子所带电荷数 （4）质子数=阴离子的核外电子数-阴离子所带电荷数 （5）原子的质量数≈该同位素原子的相对原子量 （6）元素的质量数≈该元素的平均相对原子量 考点二、原子的核外电子排布 1.核外电子排布排布的规律 （1）电子层的划分 电子层数 1[来 2 3 4 5 6 7  符 号 K L M N O P Q  离核距离 近
远  能量高低 低
高  （2）核外电子的排布规律 ①各电子层最多容纳的电子数是2 n2（n表示电子层数）。 ②最外层电子数不超过8个（K层是最外层时最多不超过2个）；次外层电子数不超过18个；倒数第三层不超过32个。 ③核外电子总是先排布在能量最低的电子层上，然后由里往外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布（即排满K层再排L层，排满L层再排M层）。 2．核外电子排布特点归纳 （1）前18号元素排布的特点 ①原子核中无中子的原子1 1H ②最外层有一个电子的元素H、Li、Na ③最外层有两个电子的元素Be、Mg、He ④最外层电子数等于次外层电子数的元素为Be、Ar ⑤最外层电子数是次外层电子数2倍的元素是C；是次外层电子数3倍的元素是O；是次外层电子数4倍的是Ne ⑥电子层数与最外层电子数相等的元素H、Be、Al ⑦电子总数为最外层电子数2倍的是Be ⑧次外层是最外层电子数2倍的元素是Li、Si ⑨内层电子总数是最外层电子数的2倍的是Li、P （2）核外电子数相同的微粒 核外电子总数为10个电子的微粒 核外电子总数为18个电子的微粒 核外电子总数及质子总数都相同的离子  分子 Ne、HF、H2O、NH3、CH4 Ar、F2、HCl、H2S、PH3、SiH4、CH3CH3、CH3OH、N2H4 、H2O2   阳离子 Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+ K+、Ca2+ Na+、NH4+、H3O+  阴离子 N3—、O2—、F—、 OH—、NH2— P3—、S2—、Cl—、HS— F—、OH—、NH2— 或Cl—、HS—  3． 判断分子中原子的最外层电子是否满足8电子稳定结构的方法 （1）常见的单质X2（卤素单质）、O2、N2等双原子单质分子满足原子最外层电子8电子结构。 （2）分子中含有氢元素，则氢原子不满足最外层8电子稳定结构。 （3）依据某元素的化合价的绝对值与其最外层电子数之和是否等于8进行判断。 考点三、三组概念比较 1．元素、同位素和核素 元素 同位素 核素  概念 具有 相同核电荷数 的同一类原子的总称 具有 相同质子数和不同中子数 的同一种元素的不同原子之间的互称 具有 一定数目的质子和一定数目的中子 的一种原子  对象 宏观概念，只有种类，没有个数，是多个具有相同质子数的原子的总称。 微观概念，对某种元素的不同种原子而言，同位素是元素这个集体中的个体，原子的种类多于元素的种类。 微观概念，指元素的具体的某一个原子  特征 以单质或化合物的形式存在，性质通过单质或者化合物来体现。 化学性质几乎相同，物理性质不同（质量数不同）。天然存在的各同位素原子所占的百分含量不变。 具有真实的质量，不同核素的质量不同  举例 1 1H、2 1H、3 1H以及H2O中的H都是氢元素 1 1H、2 1H、3 1H为氢元素的同位素 1 1H、2 1H、3 1H就是三个核素  2．同位素、同素异形体、同系物和同分异构体 同位素 同素异形体 同分异构体 同系物  概念 质子数相同中子数不同的原子， 互称为同位素 同种元素形成的结构不同的单质互为同素异形体 分子式相同结构不同的化合物互为同分异构体 通式相同，结构相似，分子组成相差若干个CH2原子团的有机物互为同系物  研究对象 原子 单质 化合物 有机物  举例 1 1H、2 1H、3 1H互为同位素 金刚石、石墨和C60互为同素异形体 正丁烷和异丁烷 甲烷、乙烷、丙烷等烷烃互为同系物  3．元素相对原子质量、元素近似相对原子质量、同位素相对原子质量、同位素近似相对原子质量 （以35Cl、37Cl为例：35Cl的相对原子质量是34.969，在自然界中占75.77%；37Cl的相对原子质量是36.966，在自然界中占24.23%） 同位素饿相对原子量 同位素近似相对原子量 元素相对原子量 元素近似相对原子量  概念 国际上用某种同位素原子的绝对质量与12C原子的绝对质量的1/12比较所得的数值 同位素近似相对原子量即质量数 指某元素的各种同位素相对原子质量与该同位素原子所占的原子个数百分比的乘积之和 指某元素的各种同位素近似相对原子质量（质量数）与该同位素原子所占的原子个数百分比的乘积之和  特点 一个原子的相对原子质量 质量数 平均值 平均值  举例 35Cl=34.969 35Cl=35[ 氯元素相对原子量5.453 氯元素近似相对原子量35.5   37Cl=36.966 37Cl=37     考点四、“位”、“构”、“性”之间的关系 1．位——构——性的关系 元素在周期表中的位置是一定性质的总和，而元素的性质又取决于原子的结构，因此三者间存在着下图的关系
根据原子结构、元素周期表的知识及相关条件可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等。 2．周期表中数字与性质的关系 ⑴由原子序数确定元素位置的规律：只要记住稀有气体元素的原子序数就可以确定主族元素的位置。He：2、Ne：10、Ar：18、Kr：36、Xe：54 、Rn：86 ①若比相应的稀有气体元素的原子序数多1或2，则应处在下一周期的ⅠA或ⅡA，如88号元素，88-86=2，则应在第7周期第ⅡA。 ②若比相应的稀有气体元素的原子序数少1~5时，则应在第ⅦA~ⅢA，如84号元素在第6周期第ⅣA。 ③若预测新元素，可与未发现的稀有气体元素118号按上面的方法推算。如116号元素应在第7周期ⅥA。 ⑵同族的上下周期元素原子序数之间的关系 ①第ⅠA、ⅡA的元素上下周期元素原子序数的差值等于上一种元素所在周期所能够排列的元素种类数。因此第ⅠA、ⅡA的元素的原子序数等于上一种元素的原子序数+ 上一周期所能排列的元素种类数。如：Cs的原子序数 = 37（上一种元素Rb的原子序数）+ 18（Rb所在的周期能够排列的元素种类数）= 55。 ②第ⅢA~0族的元素上下周期元素原子序数的差值等于下一种元素所在周期所能够排列的元素种类数。因此第ⅢA~0族的元素的原子序数等于上一种元素的原子序数+ 下一周期所能排列的元素种类数。如：Se的原子序数 = 16（上一种元素S的原子序数）+ 18（Se所在的周期能够排列的元素种类数）= 34。 ⑶同周期的左右主族元素原子序数之间的关系 ①前三周期的所有元素中相邻元素的原子序数差值为1 ②第4周期以后只有ⅡA和ⅢA元素之间的差值不为1，第4、5周期的差值为11，第6、7周期为25。 ⑷周期表中原子序数为奇数的元素位于的族也为奇数，最高化合价和最低负价也是奇数；原子序数为偶数时位于的族为偶数或0族，最高价和最低价为偶数或0。 3．周期表的应用 ⑴由元素周期表中元素的相似性和递变性，结合一些区域特点，从中可以找出一些“元素之最” ①单质 非金属最强的单质为F2，金属性最强的是Cs（Fr为放射性元素不考虑）；密度最小的金属元素为Li，密度最小的气体为H2，熔点最高的单质为石墨，熔、沸点最低的单质为He。原子半径最小的元素为H，最大的为Cs（不考虑放射性元素） ②化合物 最稳定的气态氢化物为HF；酸性最强的含氧酸为HClO4；最强的碱为CsOH（不考虑放射性元素），含氢质量分数最大的气态氢化物为CH4。 ⑵比较或推断一些物质的性质 ①比较同族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物的水化物的酸碱性、氢化物的稳定性。如KOH的碱性大于NaOH，H2O 的稳定性大于H2S。 ②比较同周期元素及其化合物的性质。如：HCl的稳定性大于H2S ；NaOH的碱性大于Mg(OH)2。 ③比较不同周期、不同族元素性质时，要找到“参照物”。如：比较Mg(OH)2与KOH的碱性可以参照NaOH，判断出KOH的碱性大于Mg(OH)2。 ④推断一些未学过的元素的性质。如：可以根据MgCO3微溶，CaCO3难溶，则BaCO3也难溶。 考点五、微粒半径大小比较规律 1．同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左至右逐渐减小（稀有气体元素除外) ，如：Na＞Mg＞Al＞Si；Na+＞Mg2+＞Al3+。 2．同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大， 如：Li＞Na＞K；O＞S＞Se；Li+＜Na+＜K+；F-＜C1-＜Br-。 3．电子层结构相同(核外电子排
布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增加而减小，如02＞-F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)。 4．核电荷数相同(即同种元素)形成的微粒半径大小为阳离子<中性原子<阴离子，价态越高的微粒半径越小， 如
Fe3+＜Fe2+；H+＜H＜H-；C1＜C1-。 5．电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比较，如：比较Al3+与S2-的半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S2-同一族元素的O2-比较，Al3+＜02-，且O2-＜S2-，故A13+＜S2-。 考点六、推断题的解题方法 1．预测元素的性质 常见题目是给出一种不常见的主族元素或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。
2．根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件可推算原子序数、判断元素在周期表中的位置，基本思路为：
3．推断中常见的“突破口” （1）周期表中特殊位置的关系 ①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al、Ge； ②族序数等于周期数2倍的元素：C、Si； ③族序数等于周期数3倍的元素：O ④周期数是族序数的2倍的元素是：Li、Ca； ⑤周期数是族序数的3倍的元素是：Na、Ba ⑥最高正价与最低负价之和为0的短周期元素是：C ⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的元素是：S ⑧原子半径最小的元素为H。其次为F ⑨短周期中离子半径最大的是P3— （2）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、单质是自然界硬度最大的物质、气态氢化物中氢的质量分数最高的元素：C； ②空气中含量最多的元素、气态氢化物呈碱性的元素、化合价最多的元素：N； ③地壳中含量最多的元素、氢化物沸点最高的元素、氢化物在常温下呈液态的元素：O； ④单质在常温下呈液态的元素：非金属元素Br、金属元素 Hg ⑤最高价氧化物既能与强酸反应又能与强碱反应的元素、最高价氧化物对应水化物既是酸又是碱的元素、地壳中含量最多的金属元素：Al ⑥元素的气态氢化物和最高价氧化物对应水化物可以发生化合反应的元素是N，可以发生氧化还原反应的元素是S ⑦单质在常温下能与水反应生成气体的元素是；Na、Li、F 考点七、化学键 1．化学键的类型比较 离子键 共价键 金属键    极性键 非极性键   定义 阴、阳离子之间的静电作用 不同原子间通过共用电子对所形成的相互作用 相同原子间通过共用电子对所形成的相互作用 金属阳离子和自由电子之间的静电作用  成键元素 活泼的金属元素与活泼的非金属元素 不同的非金属元素 相同的非金属元素 金属元素之间  成键微粒 阴、阳离子 原子 原子 金属阳离子与自由电子  粒子间相互作用 静电作用 共用电子对 共用电子对 静电作用  电子式举例 Na+



 重要应用 是使原子互相结合成分子的主要因素  2．化学键与物质类别的关系 （1）只含非极性共价键键的物质：同种非金属元素构成的单质。如H2、N2、P4、金刚石、晶体硅； （2）只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的化合物。如：HCl、NH3、CS2等； （3）既有极性键又有非极性键的物质：如：H2O2、C2H2、C2H6、C6H6(苯)； （4）只含离子键的物质：活泼金属和活泼非金属元素形成的化合物。如：NaCl、K2S、MgBr2等。 （5）既有离子键又有非极性键的物质，如Na2O2、CaC2等。 （6）由离子键、共价键、配位键构成的物质，如：NH4Cl （7）只含共价键而无范德瓦耳斯力的化合物，如原子晶体SiO2、SiC等。 （
8）无化学键的物质：稀有气体，如He、Ar等。 （9）由极性键形成的非极性分子有：CO2、CS2等。 (10)都是由非金属元素形成的离子化合物为：NH4Cl 、NH4HCO3等； 考点八、化学键、分子间作用力、氢键的比较 化学键 分子间作用力 氢键  定义 相邻的两个或多个原子间的强烈的相互作用 把分子聚集在一起的作用 某些氢化物分子间存在的一种相互作用  范围 分子内或某些晶体内 分子间 HF、H2O、NH3等分子间  强度 比较强烈 比化学键弱的多 比分子间作用力稍强  性质影响 主要影响分子的化学性质 影响物质的熔沸点等物理性质 影响物质的熔沸点等物理性质  考点九、电子式 1．电子式的书写： 在元素符号周围用“·”、“×”来表示原子或离子的价电子层电子的式子，叫做电子式。 例如：原子：
、
，阳离子：Mg2+、H+、
，阴离子：
、
。 （1）原子的电子式 中性原子最外层电子数没有发生变化，书写时把最外层电子写出来，注意对称美。如硫原子
（2）离子的电子式 ①阳离子的电子式 简单的阳离子的电子式就是普通的离子式；复杂的阳离子要加“[ ]”，并且标出阳离子所带的电荷。如铵根离子
②阴离子的电子式 阴离子的电子式都要要加“[ ]”，并且标出阴离子所带的电荷。如：氯原子
、
（3）化合物的电子式 ①必须分清是离子化合物还是共价化合物，注意该不该用“[ ]”。 ②原子或者阴阳离子的电子式必须单独书写，而且要应该隔开，保持对称美。 ③注意原子、离子的最外层电子数，以及是否达到稳定结构。 如： MgF2：
Mg2+
、
、
2．用电子式表示化合物的形成过程
、
用电子式表示离子化合物的形成过程时要注意： a．反应物要用原子的电子式表示，而不是用分子式或分子的电子式表示。生成物中的“同类项”只能分写，不能合写。 b．箭头表示电子转移的情况，说明在形成离子化合物时发生了电子的转移。 c．这样的式子也应该符合质量守恒，但是连接反应物和生成物的符号要用“
”而不用“=” 考点十、极性分子和非极性分子 1．常见分子的键的极性、分子构型、分子的极性 分子类型 实例 键的极性 分子构型 分子的极性  单原子分子A He、Ne、Ar — — 非极性  双原子分子A2 H2、O2、N2 非极性键 直线（对称）型 非极性  双原子分子AB HX、CO、NO 极性键 直线（不对称）型 极性  AB2 或A2B AB2 CO2、CS2 极性键 直线（对称）型 非极性   AB2或A2B H2O、SO2、H2S 极性键 折线（不对称）型 极性  AB3 AB3 BF3、SO3 极性键 正三角（对称）型 非极性   AB3 NH3、PCl3 极性键 三角锥型 极性  AB4 CH4、CCl4 极性键 正四面体 非极性  2．判断ABn型分子是否有极性的经验规律：看A的化合价的绝对值是否等于主族序数。 考点十一、晶体结构 1.晶体基本类型与性质 （1）物质可分为晶体与非晶体，晶体具有一定的几何形状和固定的熔、沸点。晶体根据构成的微粒及作用力不同分为四大类。 晶体类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体  构成晶体粒子 阴、阳离子 原子 分子 金属阳离子、自由电子  形成晶体的作用力 离子键 共价键 范得瓦耳斯力 金属键  物质性质 熔沸点 较高 很高 低 一般较高，少部分低   硬度 硬而脆 大 小 一般较大，少部分小   导电性 不良（熔融状态可导电） 绝缘体或半导体 不良 晶体、熔融状态坤导电   导热性 不良 不良 不良 良   延展性 不良 不良 不良 良   溶解性 易溶于极性溶剂 难溶于有机溶剂 不溶于任何溶剂 相似相溶原理 难溶（活泼金属与水反应）  典型实例 KCl、Na2SO4 金刚石、硅、SiO2 H2、Cl2、干冰 金属   1、（2009山东）11.元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是
A.同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性
B.第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数
C.短周期元素形成离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构 D.同一主族的元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同

2、（2009北京）7．W、X、Y、Z均为短周期元素，W的最外层电子数与核外电子总数之比为7：17；X与
W同主族；Y的原子序数是W和X的原子序数之和的一半；含Z元素的物质焰色反应为黄色。下列判断正确的是 A．金属性：Y
Z B 氢化物的沸点：
C．离子的还原性：

D 原子及离子半径：

3、（2009江苏）8.
是5种短周期元素，其原子序数依次增加。X是元素周期表中原子半径最小的的元素， Y原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，Z、W、R处于同一周期，R与Y处于同一族，Z、W原子的核外电子数之和与Y、R原子的核外电子数之和相等。下列说法正确的是： A．元素Y、
Z、W具有相同电子层的离子，其半径依次增大 B．元素X不能与元素Y形成化合物X2Y2 C．元素Y、R分别与元素X形成的化合物的热稳定性：XmY> XmR D．元素W、R的最高价氧化物的水化物都是强酸
4、（2009福建）23.（15分） 短周期元素Q、R、T、W在元素周期表中的位置如右图所示，期中T所处的周期序数与主族序数相等，请回答下列问题： （1）T的原子结构示意图为_______. （2）元素的非金属性为（原子的得电子能力）：Q______W(填“强于”或“弱于”)。 (3) W的单质与其最高价氧化物的水化物浓溶液共热能发生反应，生成两种物质，其中一种是气体，反应的化学方程式为_____. (4)原子序数比R多1的元素是一种氢化物能分解为它的另一种氢化物，此分解反应的化学方程式是__________. (5)R有多种氧化物，其中甲的相对分子质量最小。在一定条件下，2L的甲气体与0.5L的氯气相混合，若该混合气体被足量的NaOH溶液完全吸收后没有气体残留，所生成的R的含氧酸盐的化学式是__________. (6)在298K下，Q、T的单质各1mol完全燃烧，分别放出热量aKJ和bKJ。又知一定条件下，T的单质能将Q从它的最高价氧化物中置换出来，若此置换反应生成3molQ的单质，则该反应在298K下的
=________(注：题中所设单质均为最稳定单质)
【解析】从给出的表，结合T在周期表的位置与族数相等这一条件 ，不难得出T为Al，Q为C，R为N，W为S。（1）T为Al，13号元素。（2）S、C最高价氧化物对应的酸为硫酸强于碳酸，则可得非金属性S强于C。（3）S与H2SO4发生归中反应，从元素守恒看，肯定有水生成，另外为一气体，从化合价看，只能是SO2。（4）比R质子数多1的元素为O，存在H2O2转化为H2O的反应。（5）N中相对分子质量最小的氧化物为NO，2NO + O2 = 2NO2，显然NO过量1L，同时生成1L的NO2，再用NaOH吸收，从氧化还原角度看，+2价N的NO与+4价N的NO2，应归中生成+3N的化合物NaNO2。（6）C + O2
CO2 ?H= －a Kj/mol①，4Al +3 O2 =2Al2O3 ?H= －4bKj/mol②。Al与CO2的置换反应，写出反应方程式为：4Al + 3CO2
3C + 2Al2O3，此反应的?H为可由②－①×3得，?H=－4b－(-3a)=(3a-4b)Kj/mol. 5、（2009广东理基）35．下表是元素周期表的一部分，有关说法正确的是
A．e的氢化物比d的氢化物稳定 B．a、b、e三种元素的原子半径：e>b>a C．六种元素中，c元素单质的化学性质最活泼 D．c、e、f的最高价氧化物对应的水化物的酸
性依次增强
6、（2009上海）8．在通常条件下，下列各组物质的性质排列正确的是 A．熔点：
B．水溶性：
C．沸点：乙烷>戊烷>丁烷 D．热稳定性：
【答案】D 【解析】A中物质熔点的比较，应运用晶体类型的知识来比较，正确的应该是SiO2>KCl>CO2 B中水溶性的比较应注意溶质的极性问题，因为水分子是极性分子，因此极性分子易溶于水溶液中,同时注意常见物质的溶解性，正确的顺序应该是HCl>SO2>H2S C有机物的熔沸点规律是同系物中C个数越多沸点越高，所以C的顺序刚好颠倒了。 D热稳定性决定于中心原子非金属性的强弱 7、(2009海南) 19-1．在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分。下列各对原子形成化学键中共价键成分最少的是: A．Li，F B．Na，F C．Na，C1 D．Mg，O 【答案】B 【解析】：离子键、共价键的成分与元素的金属性和非金属性有关，要共价键的成分越少则金属性要越强，非金属性要越强，由元素周期表知在A、B、C、D四个选项中金属性最强的为钠，非金属性最强的为F，故选B 8、（2009广东）27、（10分） 铜单质及其化合物在很多领域有重要的用途，如金属铜用来制造电线电缆，五水硫酸铜可用作杀菌剂。
Cu位于元素周期表第I B族。Cu2＋的核外电子排布式为__________。 右图是铜的某种氧化物的晶胞结构示意图，可确定该晶胞中阴离子的个数为_________。 胆矾CuSO
4·5H2O可写成[Cu(H2O)]SO4 H2O，其结构示意图如下：
下列说法正确的是__________（填字母）。 A．在上述结构示意图中，所有氧原子都采用
杂化 B．在上述结构示意图中，存在配位键、共价键和离子键 C．胆矾是分子晶体，分子间存在氢键 D．胆矾中的水在不同温度下会分步失去 （4）往硫酸铜溶液中加入过量氨水，可生成[Cu(NH2)2]2＋配离子。已知NF3与NH3的空间构型都是三角锥形，单NF3不易与Cu2＋形成配离子，其原因是_______________。 (5)Cu2O的熔点比Cu2S的_________(填“高”或“低”)，请解释原因__________。
（2）从图中可以看出阴离子在晶胞有四类：顶点（8个）、棱上（4个）、面上（2个）、体心（1个），根据立方体的分摊法，可知该晶胞中有4个阴离子； （3）在上述结构示意图中，H2O中的氧原子采取的sp3杂化，而硫酸根的氧原子并未杂化，故A错误；胆矾是由水合铜离子及硫酸根离子构成的，属于离子化合物，C不正确； （4）N、F、H三种元素的电负性：F>N>H，所以NH3中共用电子对偏向N，而在NF3中，共用电子对偏向F，偏离N原子； （5）Cu2O、Cu2S都是离子晶体。Cu2O与Cu2S相比，阳离子相同、阴离子所带电荷也相同，但O2-的半径比S2-小，所以Cu2O的晶格能更大，熔点更高。 【2010高考预测】高考考纲要求“根据图表、数据等所给背景材料，分析有关现象的变化规律”，此类型的考题常受命题者的青睐。解这类试题的关键是：通过观察、比较图表中数据的变化趋势，总结出有关规律，再运用于解题过程中。围绕元素周期表设计的图表数据型信息题不仅是一类情景新颖的能力型考题，也往往是各级考试中的“保留节目”。该类题的特点是：给出一个复杂实验的现象与数据图表，要求演绎其隐匿的化学规律。其解题思路是：依据图表给出的信息结合教材基本概念与基础知识的相应知识来确定。对于信息题，尤其是好像没有见过的新题不要紧张，往往是信息新，所涉及到的知识却比较简单，属于有一定的区分度，但是并没有多大难度，起点好像很高，但落点却非常低，实质上属于比较简单的必得分的题目。通过这道题还应该学会思考和解决问题的科学方法和角度。 测试题 1．下列化合物中既存在离子键，又存在极性键的是　　( ) A．H2O B．NH4Cl C．NaOH D．Na2O2 2．下列排列顺序正确的是 ( ) ①热稳定性：H2O＞HF＞H2S ②原子半径：Na＞Mg＞O ③酸性：H3PO4＞H2SO4＞HClO4 ④结合质子能力：OH-＞CH3COO-＞Cl- A．
①③ B．②④ C．①④ D．②③ 3．下列物质中，含有非极性共价键的离子化合物的是 ( ) A.NH4NO3 B.Cl2 C.H2O2 D.N
a2O2 4．在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分。下列各对原子形成化学键中共价键成分最少的是 （ ） A．Li，F B．Na，F C．Na，C1 D．Mg，O 5．在硼酸[B(OH)3]分子中，B原子与3个羟基相连，其晶体具有与石墨相似的层状结构。则分子中B原子杂化轨道的类型及同层分子间的主要作用力分别是 （ ） A．SP，范德华力 B．sp2，范德华力 C．sp2，氢键 D．sp3，氢键 6．下列分子中，键能最小的是 （ ） Ａ．F2　　　Ｂ．Ｂr2　　　Ｃ．Ｃl2　　　Ｄ．N2 7．下列事实与氢键有关的是 （ ） A．水加热到很高的温度都难以分解 B．水结成冰体积膨胀，密度变小 C．CH4、SiH4、GeH4、SnH4熔点随相对分子质量增大而升高 D．HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱 8．下列实验事实不能用氢键来解释的是　　（ ） A．冰的密度比水小，能浮在水面上 B．接近沸点的水蒸气的相对分子质量测量值大于18 C．邻羟基苯甲醛的沸点低于对羟基苯甲醛 D．H2O比H2S稳定 9．下列对一些实验事实的理论解释正确的是 （ ） 选项 实 验 事 实 理 论 解 释  A． SO2溶于水形成的溶液能导电 SO2是电解质  B． 白磷为正四面体分子 白磷分子中P—P间的键角是109°28′  C． 1体积水可以溶解700体积氨气 氨是极性分子且由于有氢键的影响  D． HF的沸点高于HCl H—F的键长比H—
Cl的键长短  10．在硼酸[B(OH)3]分子中，B原子与3个羟基相连，其晶体具有与石墨相似的层状结构。 则分子中B原子杂化轨道的类型及同层分子间的主要作用力分别是 （ ） A．sp，范德华力 B．sp2，范德华力 C．sp2，氢键 D．sp3，氢键 11．在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是 （ ） A．最易失去的电子能量最高 B．电离能最小的电子能量最高 C．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量 D．在离核最近区域内运动的电子能量最低 12.下列化合物，按其晶体的熔点由高到低排列正确的是 （ ） A．SiO2 CsCl CBr4 CF4 B．SiO2 CsCl CF4 CBr4 C．CsCl SiO2 CBr4 CF4 D．CF4 CBr4 CsCl SiO2 13．用价层电子对互斥理论预测H2S和BF3的立体结构，两个结论都正确的是（ ） A．直线形；三角锥形???????????????????? ? B．V形；三角锥形 C．直线形；平面三角形?????????????????? ?D．V形；平面三角形 14．对δ键的认识不正确的是（ ） A．δ键不属于共价键，是另一种化学键 B．S-Sδ键与S-Pδ键的对称性相同 C．分子中含有共价键，则至少含有一个δ键 D．含有π键的化合物与只含δ键的化合物的化学性质不同 15．下列各组物质的晶体中,化学键类型相同、晶体类型也相同的是 （ ） A．SO2和SiO2 B．CO2和H2 C．NaCl和HCl D．CCl4和KCl 16．G和Si元素在化学中占有极其重要的地位。 （1）写出Si的基态原子核外电子排布式 。 从电负性角度分析，C、Si和O元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为
。 （2）SiC的晶体结构与晶体硅的相似，其中C原子的杂化方式为 ，微粒间存在的作用力是 。 （3）氧化物MO的电子总数与SiC的相等，则M为 （填元素符号），MO是优良的耐高温材料，其晶体结构与NaCl晶体相似，MO的熔点比CaO的高，其原因是 。 （4）C、Si为同一主族的元素，CO2和SiO2化学式相似，但结构和性质有很大不同。CO2中C与O原子间形成σ键和π键，SiO：中Si与O原子间不形成上述π健。从原子半径大小的角度分析，为何C、O原子间能形成，而Si、O原子间不能形成上述π健 。 17．已知A、B、C、D和E都是元素周期表中前36号的元素，它们的原子序数依次增大。A与其他4种元素既不在同一周期又不在同一主族。B和C属同一主族，D和E属同一周期，又知E是周期表中1—18列中的第7列元素。D的原子序数比E小5，D跟B可形成离子化合物其晶胞结构如右图。 请回答： （1）A元素的名称是 ； （2）B的元素符号是 ，C的元素符号是 ，B与A形成的化合物比C 与A形成的化合物沸点高，其原因是 （3）E属元素周期表中第 周期，第 族的元素，其元素名称是 ，它的+2价离子的电子排布式为 ： （4）从图中可以看出，D跟B形成的离子化合物的化学式为 ；该离子化合物晶体的密度为ag·cm-3，则晶胞的体积是 （只要求列出算式）。 18．有主族元素A、B、C、D四种元素，原子序数依次递增，A元素原子2p轨道上有2个 未成对电子。B原子的p轨道中有3个未成对电子，其气态氢化物在水中的溶解度在同族元 素所形成的氢化物中最大。C的最高化合价和最低化合价的代数和为4，其最高价氧化物中 含C的质量分数为40％，且其核内质子数等于中子数。D原子得一个电子填入3p轨道后， 3p轨道已充满。 请回答下列问题： （1）AC2分子中含有____根π键，属于__________分子（填“极性分子”或“非极性分子”） （2） B的氢化物的空间构型为_________，B原子的原子轨道采用______杂化，其氢化物在 同族元素所形成的氢化物中沸点最高的原因是__________。 （3）写出A的常见氧化物与B的氧化物中互为等电子体的一组___________ （4）C元素的电负性_______D元素的电负性（填“>”，“<”或“＝”）；用一个化学方程式表示__________________________________ 19．A、B、C、D是原子序数依次增大的四种短周期元素。请根据表中信息回答下列问题。 元素 A B C D  性质或结构信息 与同主族元素原子序数相差2 原子的最外层电子排布式为nsnnp2n-1 原子序数是A、B两元素原子序数之和的2倍 原子半径在所属周期中最小   （1）写出B原子的最外层轨道排布式______________________。 （2） A与B的单质可化合生成M，A与D的单质可化合生成N，M的空间构型为_____________。M与N可以在空气中化合生成E，E的电子式为____________________，写出在E溶于水所得的溶液中各离子浓度
由大到小的顺序________________________。 （3）C的单质在空气中燃烧可生成气体F，写出F与A、C形成
的化合物反应的方程式，并标出电子转移的方向和数目 _ ，F与A、B、D单质中的一种在溶液中充分反应可生成两种酸，写出该反应的离子方程式 。 20．下表给出了十种短周期元素的原子半径及主要化合价： 元素 代号 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨ ⑩  原子半径/nm 0.074 0.160 0.152 0.110 0.099 0.186 0.075 0.082 0.102 0.143  最高或最低化合价 —2 +2 +1 +5 —3 +7 —1 +1 +5 —3 +3 +6 —2 +3   （1）上述元素中，属于第2周期的元素共有 种。 （2）写出编号为⑨的原子的核外电子排布式 ；上述元素中第一电离能最小的是 （填元素符号） （3）上述元素中，最高价氧化物对应水化物酸性最强的物质的化学式 ，最高价氧化物对应水化物与其氢化物能生成含离子键的元素是 （填编号） （4）写出编号为⑥和⑩的两种元素最高价氧化物对应水化物反应的离子方程式： 。 （5）对编号为②和⑤的两种元素形成化合物的水溶液进行加热蒸干，写出该过程反应的化学方程式： 。 （6）上述元素中，有一种元素的单质是工业还原法冶炼金属的还原剂，写出该单质与铁的氧化物反应的化学方程式： 。
4．答案：B 解析：比较两原子电负性的差，其中Na与F的电负性差最大。 5．答案：C 解析：本题主要考查了物质结构作用力的本质及其应用，中等难度。在硼酸的晶体中，每个硼原子用3个sp2杂化轨道与3个氢氧根中的氧原子以共价键相结合，每个氧原子除以共价被与一个硼原于和一个氢原子相结合外，还通过每个氧原子除以共价被与一个硼原于和一个氢原子相结合外，还通过氢键同另一个硼酸分子中的氢原于结合成片层结构。综上所述，本题正确答案为C。 6．答案：A 解析：N2中含有一个三键，键能较大；F2、Ｂr2、Ｃl2中只有一个单键，键能小，F2分子中电子“密度”大，F原子间斥力大，键能最小 7．答案：B 解析：由于形成氢键使水分子间间隙增大，使体积增大，密度减小。 8．答案：D 解析：氢键使冰晶体中的水分子呈一定规则排列，空间利用率低，密度小；氢键使接近沸点的水蒸气中含有少量(H2O)2；邻羟基苯甲醛存在分子内氢键，而对羟基苯甲醛存在分子间氢键，增大了分子间作用力，沸点较高。H2O比H2S稳定是因为H-O比H-S稳定
9．答案：C 解析：A中SO2本身不导电，是非电解质；B中白磷分子中P—P间的键角是60°；D中是由于HF分子间能形成氢键； 10．答案：C 解析：由于石墨的结构是平面六边形，每个碳原子以sp2杂化轨道的类型形成的三个共价键 解析：首先根据化学键、晶体结构等判断出各自晶体类型。A都是极性共价键，但晶体类型不同，选项B均是含极性键的分子晶体，符合题意。C NaCl为离子晶体，HCl为分子晶体 D中CCl4极性共价键，KCl离子键，晶体类型也不同。 16．答案：（1）1s22s2sp63s23p2 O＞C＞Si（2）sp3 共价键（3）Mg Mg2＋半径比Ca2＋小，MgO的晶格能大（4）C的原子半径较小，C、O原子能充分接近，p—p轨道肩并肩重叠程度较大，形成较稳定的π键。而Si原子半径较大，Si、O原子间距离较大，p—p轨道肩并肩重叠程度较小，不能形成稳定的π键 解析：（1）C、Si和O的电负性大小顺序为：O＞C＞Si。（2）晶体硅中一个硅原子周围与4个硅原子相连，呈正四面体结构，所以杂化方式是sp3 。（3）SiC电子总数是20个，则氧化 物为MgO；晶格能与所组成离子所带电荷成正比，与离子半径成反比，MgO与CaO的离子电荷数相同，Mg2+半径比Ca2+小，MgO晶格能大，熔点高。（4） Si的原子半径较大，Si、O原子间距离较大，p-p轨道肩并肩重叠程度较小，不能形成上述稳定的π键 17．答案：（11分） （1）氢（1分） （2）F Cl 氟化氢分子间存在氢键，氯化氢分子间没有氢键（3分） （3）四 VIIB 锰 1s22s22p63s23p63d5（4分） （4）CaF2
（3分） 解析：从D、E是周期表中1—18列中E排第7列可判断E是第4周期VIIB族，所以D也在第4周期；图中离子化合物D：B=1：2，则D为Ca，且B的序数在前面，B为F，C为Cl；A与其他4种元素既不在同一周期又不在同一主族，所以A为H。 （2）考查氢键；（3）锰在周期表中的位置，+2价时已经失去个电子，所以排布式为[Ar]3d5； （4）ρ=
= （40+38）×4÷（6.02×1023）g÷V = a g·cm-3 V =
18．答案： (1)2 非极性 (2) (3)三角锥形sp3 氨分子间形成氢键，所以氨气比同族其它元素形成的氢化物沸点高 (4)CO2和N2O (5)< H2S +Cl2 =2HCl十S↓ 解析：由题A元素原子的价电子排布为1s22s22p2或1s22s22p4，可能为碳或氧。B原子的价电子排布式为ns2np3，为VA族元素，由B的氢化物的溶解度可知B为氮元素，则A为碳。最高正价和最低负价之中为4，则为VIA族元素，为硫。D元素得1个电子后，3p轨道充满，说明价电子排布为s23p5，为氯元素。(1)CS2的结构式为S=C=S，含有2根π键，直线形，非 极性分子。(2)NH3分子中N原子的原子轨道发生sp3杂化，其中一个杂化轨道为孤对电子占有，空间构型为三角锥形。(3)碳元素的常见氧化有CO和CO2，与氮的氧化物互为等电子体的有N2O。(4)硫、氯同周期，同周期元素电负性，随原子序数的递增而增大，所以电负性，C

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