专题四物质结构与元素周期律ifcJfcJJLJJJ■■IU.I.I.I.I.I.Iilil.l.liEBIiBEBIIIIIll.MdJJJJJJJJJJJ■■■-IU.1.1,1.1.1.LI.1.1.KBUlibEBBBBBB■■■H■BBKEEEBBBaSBaaaaaaaaaaaJ4J44J44ad4d严—级评負槪佥.理轸、规律君谕耳底窝•核心点再现•说明：下列叙述中，正确的在括号内打“V”，错误的在括号内打“X”01•同种元素的原子核中，质子数相同、中子数不一定相同。把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素。如氢元素有三种原子即三种核素：123iH（氕）、iH（氘）、iH（氚）o（）2.AX表示质量数为A,质子数为Z的一种X原子；质量数（A）二质子数（Z）+中子数（N）o（）3•质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。％0、％0两种原子即两种核素互称氧元素的同位素。（）4.在多电子原子中，原子核外各电子层最多容纳的电子数为2n2个，最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）,次外层电子数不超过18个,倒数第三层电子数不超过32个。（）5.元素周期表中的每一个横行就是一个周期，共有7个周期，包括三个短周期（1、2、3）和四个长周期（4、5、6、7）o1至7周期所含元素种类数依次为2、&&18、18、32、26（其中7周期元素没有排满）。（）6.族是指元素周期表中的纵行。元素周期表有18个纵行，对应16个族，分为7个主族、7个副族、毗族（8、9、10纵行）和0族。其中第IA族（除氢）称为碱金属元素，第％A族称为卤族元素，0族称为稀有气体元素。（）7.各周期元素的种数等于本周期0族元素的原子序数减去上周期0族元素的原子序数。例如第四周期元素种数二第四周期0族元素的原子序数一第三周期0族元素的原子序数二36—18=18o（）8.碱金属元素（按Li、Na、K的顺序）性质的递变规律：①金属性逐渐增强，表现在：单质与O2反应的产物越来越复杂（4Li+O22Li2O、2Na+O2=====Na2O2）,反应程度越来越剧烈；单质与水（或酸）反应的剧烈程度逐渐增强；最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强。②单质的密度逐渐增大（K特殊）、熔沸点逐渐降低。（）9•卤族元素（按F、Cl、Br、I的顺序）性质的递变规律:①非金属性逐渐减弱，表现在：单质与氢气化合由易到难的顺序为H2+I22HI）;气态氢化物的稳定性：HFvHCKHBrvHI;最高价氧化物对应水化物的酸性HClO4
Cb>Br2>l2；简单阴离子的还原性CIHBL<「。②单质的颜色逐渐加深，密度逐渐增大、熔沸点逐渐降低。（）10•同周期元素（按Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl）性质的递变规律：①原子半径：Na>Mg>Al>Si>P>S>CI。②金属性逐渐减弱，表现在：单质置换水或酸中的氢，由易到难的顺序为Na>Mg>AI；最高价氧化物对应水化物的碱性NaOH（强碱）>Mg（OH）2（中强碱）>Al（OH）3（两性氢氧化物）。③非金属性逐渐增强，表现在：单质与氢气化合由难到易的顺序为SivPvSvCI；气态氢化物的稳定性SiH4Cl2>Br2>|2(H2+F2===2HF、H2+Cb光照或点燃2HCl、H2+Br2=====2HBr、形成的共价键为非极性键（如H—H键），不同种元素原子之间形成的共价键为极性键（如H—CI）。（）14.离子键一定存在于离子化合物中，如强碱、大多数盐、活泼金属的氧化物等；极性键可以存在于共价化合物和多原子的离子化合物中，如HCI、NaOH等，而非极性键存在于大多数非金属单质、某些多原子离子化合物和某些多原子共...
