盧國鋒

《物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律》一章的知識屬于中學化學中的核心原理內(nèi)容，同學們在學習時往往感覺比較容易理解，但在分析解決相關問題時卻又時常感覺迷茫，這種現(xiàn)象被戲稱為“一聽就懂、一看就會、一丟就忘、一做就錯、一考就糟”。究其根源主要是由概念不清、數(shù)量不明、特性不準、考慮不周、拓展不夠、心態(tài)不穩(wěn)等知識、思維與心理因素造成的。下面就結(jié)合具體實例剖析錯因找準對策。一、 概念模糊的似真錯誤

例1 某元素只存在兩種天然同位素，且在自然界中它們的含量相近，它們的相對原子質(zhì)量均為152.0，原子核外的電子數(shù)均為63，一種同位素的核內(nèi)有89個中子。上述描述是否準確？

錯解：準確。

錯因：混淆了質(zhì)量數(shù)與元素的相對原子質(zhì)量兩者的概念。質(zhì)量數(shù)是忽略電子的質(zhì)量，將核內(nèi)所有質(zhì)子和中子的相對質(zhì)量取近似整數(shù)值相加所得的數(shù)值。元素的相對原子質(zhì)量，是按照該元素各種天然同位素原子所占的一定百分比算出的平均值。因為原子的質(zhì)量取決于原子核的質(zhì)量（電子的質(zhì)量非常小，可以忽略不計），原子核的質(zhì)量取決于質(zhì)子和中子的質(zhì)量，兩者在數(shù)值上差值不大，所以，在計算中往往將相對原子質(zhì)量和質(zhì)量數(shù)等同起來。質(zhì)量數(shù)通過數(shù)據(jù)處理，揭示核素中的數(shù)量關系，元素的相對原子質(zhì)量反映了同位素的質(zhì)量與個數(shù)的關系，它們是完全不同的兩個概念，使用時應注意區(qū)分。

二、相似干擾的麻痹錯誤

例2 用如圖1所示的實驗裝置能否推斷氯、碳、硅三種元素的非金屬性強弱？

錯解：可以。

錯因：認為實驗設計的原理是強酸制弱酸，看到錐形瓶中有氣泡產(chǎn)生，燒杯中有硅酸沉淀生成，得出鹽酸、碳酸、硅酸的酸性強弱為鹽酸>碳酸>硅酸，認為可以證明氯、碳、硅三種元素的非金屬性強弱為氯>碳>硅。但實驗本身有缺陷，HCl有揮發(fā)性，干擾實驗；還有就是酸性強弱是指元素的最高價氧化物的水化物的酸性強弱，由含氧酸的酸性強弱為HClO4，>H2CO3>HzSi03，才能證明氯、碳、硅三種元素的非金屬性強弱。對策：元素的金屬性、非金屬性的判斷標準精確化策略。①元素的金屬性與金屬活動性基本一致，個別反常如Sn和Pb。元素的金屬性是指元素失電子的能力，與失電子多少無關。常用標準——單質(zhì)與水（或酸）反應的難易程度，最高價氧化物的水化物的堿性強弱。擴展標準一單質(zhì)間的置換反應，組成原電池時負極比正極活潑（特殊情況，如鋁和銅用導線連接后放入冷濃硝酸中，因鋁鈍化，銅為負極，但金屬性強弱卻為Al>Cu）。②元素的非金屬性與單質(zhì)的氧化性基本一致，個別反常如N，非金屬性較強，單質(zhì)的氧化性卻很弱。元素的非金屬性是指元素得電子的能力，與得電子多少無關。常用標準——單質(zhì)與氫氣化合的難易程度，氫化物的穩(wěn)定性，最高價氧化物的水化物的酸性強弱（F除外，因F無正化合價）。對策：①凈電荷為零策略。陰、陽離子通過加減電荷數(shù)成為電中性微粒時，電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核電荷數(shù)；質(zhì)子數(shù)通過加減電荷數(shù)得到陰、陽離子的電子數(shù)。②逆推策略。求算原子中各構(gòu)成粒子的相關量，可由題設遞推出已知量到相關量還需要的數(shù)據(jù)。

四、推導中的非理性錯誤

例4 甲、乙、丙、丁四種物質(zhì)中分別含有兩種或三種元素，它們的分子中各含有18個電子。甲是氣態(tài)氫化物，在水中分步電離出兩種陰離子。下列推斷合理的是（

）。

A.某鈉鹽溶液中含有甲電離出的陰離子，只能與酸反應

B.乙與氧氣的摩爾質(zhì)量相同，則乙中一定含有極性鍵和非極性鍵

C.丙中含有第二周期第ⅣA族的元素，則丙一定是甲烷（分子式為CH4）的同系物（在分子組成上相差一個或若干個CH2原子團的物質(zhì)）

D.丁和甲中各元素的質(zhì)量比相同，則丁中一定含有-1價的元素

錯解：選A、B或C。

錯因：推導武斷、無序、盲目、片面。由甲是含有18個電子的氫化物且其水溶液為二元酸，推得甲為H2S，得出Na，S只能與酸反應，錯選A（實際上，該鈉鹽還可能是NaHS溶液，NaHS既能與鹽酸等反應生成H2S，也能與NaOH反應生成Na2S）。由乙與O2的摩爾質(zhì)量均為32gmol-l且含有18個電子，推知乙是N2H4，錯選B（實際上，CH30H也符合.CH3OH中只含有極性鍵，無非極性鍵）。第二周期第ⅣA族元素為C，含有18個電子的C2H6與CH4是同系物關系，錯選C（實際上，含有18個電子的CH3OH不是CH4的同系物）。H2S中各元素的質(zhì)量比為1：16，H2O2中各元素的質(zhì)量比也為1：16.H2O2中氧元素的價態(tài)為-1價，D項正確。本題選D。

對策：化學知識結(jié)構(gòu)化策略。勤于思維、善于歸納與聯(lián)系。同學們要熟練掌握含有18個電子的微粒的推導方法。①退一加氫法，以18號元素Ar為中心17+1得HCl，16+2得H2S，5+3得PH3，14+4得SiH4。②減電子法，得陽離子K+、Ca2+；減氫離子法，得陰離子P3-、S2-、HS-、Cl-。③除法，即18÷2=9得F2；F退一加氫法，得H2O2、N2H4、C2H6.④基團組合法，得CH3F、CH3OH、CH3NH2。

另外，大家還要注意以下知識點的歸納：

（1）短周期元素特殊的電子層結(jié)構(gòu)規(guī)律：本部分內(nèi)容請從本刊本期化學部分中尋找。

（2）根據(jù)原子序數(shù)推導元素在周期表中的位置用到的規(guī)律：①根據(jù)同主族相鄰元素的原子序數(shù)差，推出第IA族各周期元素的原子序數(shù)分別為1、3、11.19、37、55、87。②通過比對第ⅠA族各元素的原子序數(shù)確定元素所在的周期，通過與起始周期原子序數(shù)作差確定所在族。如43號元素，由37<43<55，可知43號元素在第五周期。由43-37=6，從第ⅡA族查到第六縱行為第ⅦB族。

（3）同周期相鄰主族元素的原子序數(shù)差規(guī)律：①除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相鄰元素的原子序數(shù)差均為1。②同周期第ⅡA族和第ⅢA族為相鄰元素，其原子序數(shù)差有幾種情況，即第二、三周期相差1，第四、五周期相差11，第六、七周期相差25。

（4）同主族相鄰元素的原子序數(shù)差規(guī)律：①過渡元素區(qū)左側(cè)第IA、ⅡA族，上一周期元素的原子序數(shù)十該周期元素的種數(shù)一下一周期元素的原子序數(shù)。②過渡元素區(qū)右側(cè)第ⅢA～ⅦA族，上一周期元素的原子序數(shù)十下一周期元素的種數(shù)一下一周期元素的原子序數(shù)。

（5）四同角度歸納微粒半徑大小的比較規(guī)律：①同周期元素原子半徑從左到右逐漸減小。②同主族元素原子半徑及離子半徑從上到下逐漸增大。③相同核外電子排布的離子，原子序數(shù)越大，離子半徑越小。④同種元素，陽離子半徑<原子半徑<陰離子半徑。

（6）陰上陽下規(guī)律：具有相同電子層結(jié)構(gòu)的離子，構(gòu)成陰離子的元素在構(gòu)成陽離子的元素的上一周期。

（7）價序奇偶一致規(guī)律：原子序數(shù)為奇（或偶）數(shù)，其所在的族序數(shù)及主要化合價也為奇（或偶）數(shù)。

（8）主族元素原子結(jié)構(gòu)與周期表的關系：①電子層數(shù)=周期數(shù)。②最外層電子數(shù)=主族序數(shù)=元素的最高正化合價數(shù)=8-∣主族元素的負化合價數(shù)。

（9）判斷最外層電子數(shù)達8電子相對穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的規(guī)律：元素的化合價十最外層電子數(shù)=8。

五、習慣思維的定式錯誤

例5 短周期元素E的氯化物ECln的熔點為-78℃，沸點為59℃。0.2mol ECln與足量的AgN03溶液完全反應后，得到57.4g的AgCl沉淀。下列判斷錯誤的是（

）。

A.E是一種非金屬元素

B.ECln中E與Cl之問形成共價鍵

C.E的一種氧化物可能為EO2

D.E位于元素周期表的第ⅥA族

錯解：選A、B或C。錯因：思維凝固僵化。由0.2mol ECln得到認為金屬元素與非金屬元素之間形成的是離子鍵，錯選B。實際上，熔、沸點低的物質(zhì)，一般屬于分子晶體，由共價化合物形成兩個共用電子對，可知該物質(zhì)可能是SCl2或OCl2.本題選D。