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高中三年级化学

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    几种短周期元素的原子半径及某些化合价见下表,下列说法正确的是

    [     ]

    A.A的单质能将E单质从HE3的溶液中置换出来
    B.A、H、J的离子半径由大到小顺序是A>J>H
    C.G元素的单质不存在同素异形体
    D.I在DB2中燃烧生成两种化合物
    本题信息:2012年江西省期中题化学单选题难度一般 来源:杨云霞
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本试题 “几种短周期元素的原子半径及某些化合价见下表,下列说法正确的是[ ]A.A的单质能将E单质从HE3的溶液中置换出来B.A、H、J的离子半径由大到小顺序是A>J>HC....” 主要考查您对

元素的性质

同素异形体

元素周期律

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  • 元素的性质
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元素的性质:

由于核外电子排布的周期性变化,使元素表现出不同的性质。元素性质与原子结构密切相关,主要与原子核外电子排布,特别是最外层电子数有关。

碱金属元素的性质:

(1)元素性质同:均为活泼金属元素,最高正价均为+1价异:失电子能力依次增强,金属性依次增强
(2)单质性质同:均为强还原性(均与O2、X2等非金属反应,均能与水反应生成碱和氢气。),银白色,均具轻、软、易熔的特点异:与水(或酸)反应置换出氢依次变易,还原性依次增强,密度趋向增大,熔沸点依次降低,硬度趋向减小
(3)化合物性质
同:氢氧化物都是强碱。过氧化物M2O2具有漂白性,均与水反应产生O2;异:氢氧化物的碱性依次增强。
注: ①Li比煤油轻,故不能保存在煤油中,而封存在石蜡中。 ②Rb,Cs比水重,故与水反应时,应沉在水底。③与O2反应时,Li为Li2O;Na可为Na2O,Na2O2;K,Rb,Cs的反应生成物更复杂。

卤族元素的性质:

(1)相似性:
①卤素原子最外层都有七个电子,易得到一个电子形成稀有气体元素的稳定结构,因此卤素的负价均为-1价。氯、溴、碘的最高正价为+7价,有的还有+1、+3、+5价,其最高价氧化物及水化物的化学式通式分别为X2O7和HXO4(F除外)
②卤族元素的单质均为双原子分子(X2);均能与H2化合:H2+X2=2HX;均能与水不同程度反应,其通式(除F2外)为:H2O+X2HX+HXO;均能与碱溶液反应;Cl2、Br2、I2在水中的溶解度较小(逐渐减小,但在有机溶剂中溶解度较大,相似相溶)。
(2)递变性:
①原子序数增大,原子的电子层数增加,原子半径增大,元素的非金属性减弱。
②单质的颜色逐渐加深从淡黄绿色→黄绿色→深红棕色→紫黑色,状态从气→气→液→固,溶沸点逐渐升高;得电子能力逐渐减弱,单质的氧化性逐渐减弱,与氢气化合由易到难,与水反应的程度逐渐减弱。
③阴离子的还原性逐渐增强。
④氢化物的稳定性逐渐减弱。
⑤最高正价含氧酸的酸性逐渐减弱(氟没有含氧酸)。

同素异形体:

同一元素组成的不同种单质。元素符号表示相同,分子式可不同,如石墨和金刚石、O2和O3;单质的组成或结构不同;物理性质不同,化学性质相似。


定义:

元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。

实质:

元素性质随原子序数递增呈现周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。

元素周期表中主族元素性质递变规律:




金属性强弱的判断依据:

 1.单质跟水或酸反应置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度):反应越容易,说明其金属性越强。
2.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱:碱性越强,说明其金属性越强,反之则越弱。
3.金属间的置换反应:依据氧化还原反应的规律,金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙,说明甲的金属性比乙强。
4.金属活动性顺序按 Au顺序,金属性逐渐减弱。
5.元素周期表中,同周期元素从左至右金属性逐渐减弱;同主族元素从上至下金属性逐渐增强。
6.原电池中的正负极:一般情况下,活泼金属作负极。
7.金属阳离子氧化性的强弱:阳离子的氧化性越强.对应金属的金属性就越弱。

非金属性强弱的判断依据:
 
1.同周期元素,从左到右,随核电荷数的增加,非金属性增强;同主族元素,从上到下,随着陔电荷数的增加,非金属性减弱。
2.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱:酸性越强,其元素的非金属性也越强,反之则越弱。
3.气态氢化物的稳定性:稳定性越强,非金属性越强。
4.单质跟氢气化合的难易程度:越易与H2反应,说明其非金属性越强。
5.与盐溶液之间的置换反应:非金属元素甲的单质能从非金属乙的盐溶液中置换出乙,说明甲的非金属性比乙强。如,说明溴的非金属性比碘强。
6.相互化合后的价态:如,说明O 的非金属性强于S。
7.其他:如CuCl2,所以C1的非金属性强于S。 

微粒半径大小的比较方法:

1.同周期元素的微粒
同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷数增大而减小(稀有气体元素除外),如半径:Na>Mg >Al,Na+>Mg2+‘>Al3+
2.同主族元素的微粒
同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而增大,如半径:
3.电子层结构相同的微粒电子层结构相同(核外电子排布相同)的微粒半径随核电荷数的增加而减小,如半径:(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的最高价阳离子有此规律)。 
4.同种元素形成的微粒同种元素原子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,如半径:
5.核外电子数和核电荷数都不同的微粒可通过一种参照物进行比较,如比较的半径大小,可找出与A13+电子数相同,与S同主族的氧元素的阴离子进行比较,半径:,且


元素周期表中的几项重要规律相等规律:

规律 内容
相等规律 ①周期数:电子层数
②主族元素原子的最外层电子数=价电子数=主族序数=最高正化合价(F、 0除外)
③最低负价绝对值=8一主族序数(限 ⅣA族~ⅦA族非金属元素)
“位、构、性”规律
 递变规律
同周期从左到右,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强同主族从上到下,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱
奇偶规律 在同一主族内,族序数和原子序数、核内质子数、核电荷数、核外电子数、最外层电子数(价电子数)、离子的电荷数、元素的主要正负化合价数等,若一个是偶数,其他的都是偶数,若一个是奇数,其他的都是奇数
相同电子层结构的规律 稀有气体元素的原子与同周期非金属元素的阴离子以及下一周期主族金属元素的阳离子具有相同的电子层结构
序差规律 ①同主族相邻元素的原子序数之差与主族序数有关。IA~ⅡA族元素相差原子序数较小的元素所在周期包含的元素种数。ⅢA族~O族元素相差原子序数较大的元素所在周期包含的元素种数。如Na和K的原子序数相差8 (第三周期含8种元素),Cl和Br的原子序数相差18(第四周期含18种元素)
②同周期主族元素(长周期)的原子序数差:两元素分布在过渡元素同侧时,原子序数差=族序数差;两元素分布在过渡元素两侧时,第四或第五周期元素原子序数差=族序数差+10(如第四周期的Ca和Ca相差11),第六、七周期元素原子序数差=族序数差+24(如ⅡA 族的Ba和ⅢA族的Tl相差25)
 对角线相似规律 周期表中位于对角线位置的元素性质相似,尤以“和Mg、Be和Al最为典型


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