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高考化学;第五章
物质结构与性质元素周期律;目
录;;;600分考点能力提升;2.元素、核素、同位素与同素异形体的辨析;;3.原子核外电子排布;易混辨析电子的运动状态与空间运动状态;(3)原子核外电子排布的顺序——构造原理
以光谱学事实为基础,从氢开始,随核电荷数递增,新增电子填入能级的顺序称为构造原理。随着原子核电荷数的递增,绝大多数元素的原子核外电子排布遵循1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→…。;;;考法1同位素的性质与转化;考法1同位素的性质与转化;考法2粒子结构表征的化学用语;;2.轨道表示式(电子排布图);易混辨析基态和激发态原子的轨道表示式;考法2粒子结构表征的化学用语;Cr原子的电子排布式为;考法2粒子结构表征的化学用语;考法2粒子结构表征的化学用语;;1.元素周期表;可根据稀有气体元素的原子序数推断未知元素在周期表的位置,各周期稀有气体元素的原子序数如表。;(3)元素周期表分区
元素周期表按价层电子排布分为s、p、d、f、ds五个区,如图所示。;2.元素周期律;关键点拨“对角线规则”;3.电离能
(1)同周期主族元素,从左到右,第一电离能呈增大趋势,第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻主族元素的高。例如I1(Mg)I1(Al)I1(Na),I1(N)I1(O)I1(C)。
(2)同主族元素,从上到下,第一电离能逐渐减小。
(3)同种元素的原子,逐级电离能越来越大(I1I2I3…)。
4电负性
一般来说,同周期主族元素从左到右,元素的电负性逐渐增大,同一主族从上到下,元素的电负性逐渐减小。元素的电负性越大,表示其对键合电子的吸引力越大。;考法1粒子半径大小比较的“四同”规律;考法1粒子半径大小比较的“四同”规律;考法1粒子半径大小比较的“四同”规律;考法1粒子半径大小比较的“四同”规律;【解析】同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大,同主族元素从上到下电负性逐渐减小,则电负性:Y(F)X(O)Z(P)W(Ca),A错误;一般地,电子层数越多,原子半径越大,电子层数相同时,核电荷数越大,原子半径越小,故原子半径:Y(F)X(O)Z(P)W(Ca),B错误;F2与H2O反应可生成O2,Ca与H2O反应可生成H2,C正确;P的最高???氧化物对应的水化物为H3PO4,不具有强氧化性,D错误。;考法2元素金属性、非金属性强弱的判断;考法2元素金属性、非金属性强弱的判断;考法2元素金属性、非金属性强弱的判断;考法2元素金属性、非金属性强弱的判断;考法2元素金属性、非金属性强弱的判断;考法3电离能、电负性的比较与应用;考法3电离能、电负性的比较与应用;考法3电离能、电负性的比较与应用;考法3电离能、电负性的比较与应用;考法3电离能、电负性的比较与应用;考法3电离能、电负性的比较与应用;考法3电离能、电负性的比较与应用;;元素推断、元素周期表与元素周期律的综合应用是高考选择题必考题型,结合元素化合物性质和题给信息完成元素推断,并利用元素周期律回答问题。突破此类问题需要掌握元素的电负性、第一电离能、原子半径等性质及在周期表中的变化规律,以题目中的特殊信息作为切入点,分析推断出其他未知元素。;考法1利用原子结构推断元素;考法1利用原子结构推断元素;考法1利用原子结构推断元素;考法1利用原子结构推断元素;考法2利用元素周期表片段推断元素;考法2利用元素周期表片段推断元素;考法2利用元素周期表片段推断元素;考法3通过元素及其化合物的性质及转化关系推断元素;考法3通过元素及其化合物的性质及转化关系推断元素;考法3通过元素及其化合物的性质及转化关系推断元素;考法3通过元素及其化合物的性质及转化关系推断元素;真题例3;信息梳理;【解析】同周期主族元素,从左往右原子半径依次减小,所以原子半径:W(N)X(O),A错误;X的简单氢化物为H2O,Z的简单氢化物为H2S,水分子之间存在氢键,熔、沸点更高,所以简单氢化物的沸点:X(H2O)Z(H2S),B错误;X、Y形成的化合物MgO为离子化合物,C正确;Z为S,其最高价含氧酸为硫酸(H2SO4),是一种强酸,D错误。;考法4利用物质结构与成键特点推断元素;当微粒整体带有电荷时,需先找出得失电子的原子,可用电子式判断其成键情况:如B原子最外层有3个电子,带1个单位负电荷(得1个电子)时,可形成4个共价键;N原子最外层有5个电子,带1个单位正电荷(失1个电子)时,可形成4个共价键;O原子最外层有6个电子,带1个单位负电荷(得1个电子)时,可形成1个共价键。;考法4利用物质结构与成键特点推断元素;考法4利用物质结构与成键特点推断元素;考法4利用物质
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