2022高考化學 考點必練 專題12 物質結構 元素周期律知識點講解【知識講解】一. 原子結構1. 原子核的構成核電荷數(Z) = 核內質子數 = 核外電子數 = 原子序數2. 質量數：將原子核內所有的質子和中子的相對質量取近似整數值加起來，所得的數值，叫質量數。質量數（A）= 質子數（Z）+ 中子數（N）=近似原子量3. 原子構成4. 表示方法典例1（天津市2017-2018學年第二學期高三化學模擬）下列說法不正確的有幾個質子數相同的微粒一定屬于同一種元素同一元素的核素種數由中子數決定Cl2中35C1與37Cl兩種核素的個數之比與HCl中35Cl與37C1的個數之比相等18 g H2O中含有的中子數為10NA標準狀況下，等體積CH4和HF所含的分子數相同只有活潑金屬元素與活潑非金屬元素之間才能形成離子鍵等物質的量的CN-和N2含有的共用電子對數相等通過化學變化可以實現16O與18O之間的相互轉化A 2個 B 3個 C 4個 D 5個【答案】D質量數不同,物理性質不同,在自然界中其原子百分比組成不變,故正確；18g水的物質的量為1mol，1mol水中含有8mol中子，含有的中子數為8NA，故錯誤；在標準狀況下，CH4為氣體，HF為液體，等體積CH4和HF的物質的量不同，所含的分子數不相同，故錯誤；非金屬元素之間也可以形成離子鍵，如氯化銨中銨根離子與氯離子之間，所以不一定只有金屬元素和非金屬元素才能形成離子鍵，故錯誤；CN-離子中含有碳氮三鍵，帶有1個單位負電荷，其電子式為：，1mol含有的共用電子對為3mol，氮氣分子中存在氮氮三鍵，N2的電子式為：，1mol含有的共用電子對為3mol，等物質的量的CN-和N2含有的共用電子對數相等，故正確；化學變化的實質：分子的分裂，原子的重新組合，不能生成新核素，故錯誤；綜上，不正確的有，答案選D。二. 元素、核素、同位素、同素異形體的區(qū)別和聯系1. 區(qū)別名 稱元 素核 素同位素同素異形體本 質質子數相同的一類原子的總稱質子數、中子數都一定的原子質子數相同、中子數不同的核素同種元素形成的不同單質范 疇同類原子原子原子單質特 性只有種類，沒有個數化學反應中的最小微粒化學性質幾乎完全相同元素相同、性質不同決定因素質子數質子數、中子數質子數、中子數組成元素、結構舉 例H、C、O三種元素H、H、H三種核素H、H、H互稱同位素O2與O3互為同素異形體2. 聯系【名師點睛】(1) 在辨析核素和同素異形體時，通常只根據二者研究范疇不同即可作出判斷。(2) 同種元素可以有多種不同的同位素原子，所以元素的種類數目遠少于原子種類的數目。(3) 自然界中，元素的各種同位素的含量基本保持不變。典例2（2018屆河北省石家莊市高三畢業(yè)班9月模擬考試）2016年6月8日，國際純粹與應用化學聯合會（IUPAC)公布了新元素的元素符號，113號元素為Nh；ll5號元素為Mc；117號元素為Ts；ll8號元素為Og。關于這四種元素，下列說法正確的是A. Al的金屬性強于NhB. Mc所在族的某種元素是一種優(yōu)良的半導體，并在芯片產業(yè)中應用廣泛C. 氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性:HF>HTsD. Og所在族的所有元素都達到了最外層8電子穩(wěn)定結構【答案】C三. “10電子”、“18電子”的微粒小結   1. “10電子”微粒  分 子離 子一核10電子NeN3、O2、F、Na+、Mg2+、Al3+二核10電子HFOH三核10電子H2ONH2四核10電子NH3H3O+五核10電子CH4NH4+2. “18電子”微粒分 子離 子一核18電子ArK+、Ca2+、Cl、S2二核18電子F2、HClHS三核18電子H2S 四核18電子PH3、H2O2 五核18電子SiH4、CH3F，NH2OH 六核18電子N2H4、CH3OH 注：其它如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦為18電子的微粒。典例3（2019屆云南省澄江縣一中高三9月份考試）已知五種元素的原子序數的大小順序為CABDE，A，C同周期，B，C同主族。A與B形成的離子化合物A2B中所有離子的電子數相同，其電子總數為30；D和E可形成4核10個電子的分子。試回答下列問題：(1)寫出五種元素的元素符號：A：_、B：_、C：_、D：_、E：_。(2)用電子式表示離子化合物A2B的形成過程：_。(3)寫出下列物質的電子式：D元素形成的單質：_。E與B形成的化合物：_。A，B，E形成的化合物：_。D與E形成的化合物：_。C，D，E形成的離子化合物：_?！敬鸢浮縉aOSNH或(或)【解析】（3）D元素形成的單質為N2，其電子式為：；E與B形成的化合物為H2O或H2O2，電子式為：或；A、B、E形成的化合物為NaOH，其電子式為：；D與E形成的化合物為NH3等，NH3電子式為：，故答案為：；C、D、E形成的離子化合物為（NH4）2S或NH4HS，電子式為或。四. 元素周期表的結構1. 周期周 期行 數所含元素種類數每周期的起止元素及其原子序數短周期一121H2He二283Li10Ne三3811Na18Ar長周期四41819K36Kr五51837Rb54Xe六63255Cs86Rn七732(填滿時)87Fr118X(X表示未發(fā)現的118號元素)2. 族主 族副 族第族副 族主 族0族列序數123456789101112131415161718族序數AABBBBBBBAAAAA03. 過渡元素元素周期表中從B到B共10個縱行，包括了第族和全部副族元素，共60多種元素，全部為金屬元素，統稱為過渡元素。特別提醒元素周期表中主、副族的分界線：(1) 第A族與第B族之間，即第2、3列之間；(2) 第B族與第A族之間，即第12、13列之間。典例4（2018屆湖南省常德市高三第一次模擬考試）X、Y、Z、M、R為五種短周期元素，其原子半徑和最外層電子數之間的關系如圖所示。下列說法正確的是A. 簡單陽離子半徑:X>RB. 最高價氧化物對應水化物的酸性: Z<YC. M的氫化物常溫常壓下為液體D. X與Y可以形成正四面體結構的分子【答案】D五. 元素周期表的應用1. 元素周期表在元素推斷中的應用(1) 利用元素的位置與原子結構的關系推斷。等式一：周期序數電子層數；等式二：主族序數最外層電子數；等式三：原子序數核電荷數質子數核外電子數。(2) 利用短周期中族序數與周期數的關系推斷。特殊位置元素族序數等于周期數H、Be、Al族序數等于周期數的2倍C、S族序數等于周期數的3倍O周期數等于族序數的2倍Li周期數等于族序數的3倍Na(3) 定位法：利用離子電子層結構相同的“陰上陽下”推斷具有相同電子層結構的離子，如aX(n1)、bYn、cZ(n1)、dMn的電子層結構相同，在周期表中位置關系為cZdMbYaX則它們的原子序數關系為abdc。2. 元素原子序數差的確定方法(1) 同周期第A族和第A族元素原子序數差。(2) 同主族相鄰兩元素原子序數的差值情況。 若為A、A族元素，則原子序數的差值等于上周期元素所在周期的元素種類數。 若為A族至0族元素，則原子序數的差值等于下周期元素所在周期的元素種類數。3啟發(fā)人們在一定區(qū)域內尋找新物質(1) 半導體元素在金屬與非金屬分界線附近，如：Si、Ge、Ga等。(2) 農藥中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。(3) 催化劑和耐高溫、耐腐蝕合金材料主要在過渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。典例5（2018屆廣東省六校高三下學期第三次聯考）如表所示的五種元素中，W、X、Y、Z為短周期元素，這四種元素的原子最外層電子數之和為22。下列說法不正確的是A. X、Y能形成不止一種氫化物，而Z只能形成一種B. W和Z形成的共價化合物中，所有原子最外層均滿足8電子穩(wěn)定結構C. W和T都具有良好的半導體性能D. X和Y最多可以形成5種化合物【答案】D六. 元素周期律1定義元素的性質隨原子序數的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。2實質元素原子核外電子排布周期性變化的結果。3具體表現形式項 目同周期(左右)同主族(上下)原子結構核電荷數逐漸增大逐漸增大電子層數相同逐漸增多原子半徑逐漸減小逐漸增大離子半徑陽離子逐漸減小，陰離子逐漸減小逐漸增大化合價最高正化合價由17(O、F除外)，負化合價(8主族序數)相同最高正化合價主族序數(O、F除外)元素的金屬性和非金屬性金屬性逐漸減弱非金屬性逐漸增強金屬性逐漸增強非金屬性逐漸減弱離子的氧化性、還原性陽離子氧化性逐漸增強陰離子還原性逐漸減弱陽離子氧化性逐漸減弱陰離子還原性逐漸增強氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性逐漸增強逐漸減弱最高價氧化物對應水化物的酸堿性堿性逐漸減弱酸性逐漸增強堿性逐漸增強酸性逐漸減弱1. 周期表中金屬性、非金屬性之間沒有嚴格的界線。在分界線附近的元素具有金屬性又具有非金屬性。2. 金屬性最強的元素在周期表的左下角即Cs（Fr具有放射性，不考慮），非金屬性最強的元素在右上角即F。3元素化合價與元素在周期表中位置的關系。 4元素周期表和元素周期律對我們的指導作用 在周期表中尋找新的農藥。 在周期表中尋找半導體材料。 在周期表中尋找催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料。典例6（2018屆四川省成都市第七中學高三二診）X、Y、Z、W、Q是原子序數依次增大的五種短周期主族元素。其中只有Z是金屬元素，W的單質是黃色固體，X、Y、W在周期表中的相對位置關系如圖所示。下列說法正確的是( )A. Z的最高價氧化物對應的水化物不可能顯弱堿性B. Y的簡單陰離子比W的簡單陰離子的還原性弱C. X、W、Q的氫化物均可在Y的單質中燃燒D. Q的氫化物的水溶液能與W的鹽反應得到W的氫化物，說明非金屬性Q>W【答案】B七. 元素金屬性、非金屬性強弱判斷依據1. 元素金屬性強弱判斷依據根據常見金屬活動性順序表判斷金屬元素的金屬性與金屬單質的活動性一般是一致的，即越靠前的金屬活動性越強，其金屬性越強。        。 Na  Mg  Al  Zn  Fe  。          單質活動性增強，元素金屬性也增強需說明的是這其中也有特殊情況，如Sn和Pb，金屬活動性SnPb，元素的金屬性是SnPb，如碰到這種不常見的元素一定要慎重，我們可采用第二種方法。根據元素周期表和元素周期律判斷同周期元素從左到右金屬性逐漸減弱，如第三周期Na Mg Al；同主族元素從上到下金屬性增強，如1中所述，Sn和Pb同屬主族，Sn在Pb的上方 ，所以金屬性SnPb。根據物質之間的置換反應判斷通常失電子能力越強，其還原性越強，金屬性也越強，對于置換反應，強還原劑和強氧化劑生成弱還原劑和弱氧化劑，因而可由此進行判斷。如：Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu 說明鐵比銅金屬性強。這里需說明的是Fe對應的為Fe2+，如：Zn + Fe2+ = Zn2+ + Fe 說明金屬性ZnFe，但Cu +2Fe3+ = Cu2+ + 2Fe2+，卻不說明金屬性CuFe，而實為FeCu。根據金屬單質與水或酸反應的劇烈程度或置換氫氣的難易判斷某元素的單質與水或酸反應越容易、越劇烈，其原子失電子能力越強，其金屬性就越強。如Na與冷水劇烈反應，Mg與熱水緩慢反應，而Al與沸水也幾乎不作用，所以金屬性有強到弱為Na Mg Al；再如：Na、Fe、Cu分別投入到相同體積相同濃度的鹽酸中，鈉劇烈反應甚至爆炸，鐵反應較快順利產生氫氣，而銅無任何現象，根本就不反應，故金屬性強弱：Na Mg Al。 根據元素最高價氧化物對應水化物的堿性強弱判斷如從NaOH為強堿，Mg(OH)2為中強堿，Al(OH)3為兩性氫氧化物可得知金屬性：Na Mg Al。根據組成原電池時兩電極情況判斷通常當兩種不同的金屬構成原電池的兩極時，一般作負極的金屬性較強如Zn和Cu比較時，把Zn和Cu用導線連接后放入稀硫酸中，發(fā)現銅片上有氣泡，說明鋅為負極，故金屬性ZnCu。但也應注意此方法判斷中的特殊情況，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，但金屬性卻為AlCu。根據金屬陽離子氧化性強弱判斷一般來說對主族元素而言最高價陽離子的氧化性越弱，則金屬元素原子失電子能力越強，即對應金屬性越強。根據在電解過程中的金屬陽離子的放電順序判斷放電順序：Ag+>Hg2+>Cu2+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+在電解過程中一般先得到電子的金屬陽離子對應金屬的金屬性比后得到電子的金屬陽離子對應金屬的金屬性弱，即位置越靠前的對應金屬的金屬性越弱。如含有Cu2+ 和Fe2+的溶液電解時Cu2+先得電子，所以金屬性FeCu。其實這一方法同7本質上是一樣的。根據金屬失電子時吸收能量多少判斷元素原子或離子失去或得到電子時必然伴隨有能量變化，就金屬元素原子失電子而言，在一定條件下，失電子越容易，吸收的能量越少金屬性越強；失電子越難，吸收的能量越多，金屬性越弱。如兩金屬原子X、Y，當它們分別失去一個電子后，都形成稀有氣體原子電子層結構X吸收的能量大于Y，故金屬性Y>X。由以上分析可知，在判斷金屬性強弱時要綜合運用各方面知識進行，以防判斷時出現偏頗。2. 元素非金屬性強弱判斷依據根據元素周期表判斷同一周期從左到右，非金屬性逐漸增強；同一主族從上到下非金屬性逐漸減弱。從元素單質與氫氣化合難易上比較非金屬單質與H2化合越容易，則非金屬性越強。如：F2與H2可爆炸式的反應，Cl2與H2點燃或光照即可劇烈反應，Br2與H2需在200時才緩慢進行，而I2與H2的反應需在更高溫度下才能緩慢進行且生成的HI很不穩(wěn)定，同時發(fā)生分解，故非金屬性F>Cl>Br>I。 從形成氫化物的穩(wěn)定性上進行判斷氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強。如：H2S在較高溫度時即可分解，而H2O在通電情況下才發(fā)生分解，所以非金屬性O>S。從非金屬元素最高價氧化物對應水化物的酸性強弱判斷（F除外，因F無正價）若最高價氧化物對應水化物的酸性越強，則非金屬性越強。例如：原硅酸（H4SiO4）它難溶于水，是一種很弱的酸，磷酸（H3PO4）則是中強酸，硫酸（H2SO4）是強酸，而高氯酸（HClO4）酸性比硫酸還要強，則非金屬性Si<P<S<Cl。通過非金屬單質與鹽溶液的置換反應判斷若非金屬X能把非金屬Y從它的鹽溶液或氣態(tài)氫化物中置換出來，則非金屬性X>Y如已知：2H2S + O2 = 2S + 2H2O，則非金屬性O>S；另鹵素單質間的置換反應也很好的證明了這一點。從非金屬陰離子還原性強弱判斷非金屬陰離子還原性越強，對應原子得電子能力越弱，其非金屬性越弱，即“易失難得”，指陰離子越易失電子，則對應原子越難得電子。從對同一種物質氧化能力的強弱判斷如Fe和Cl反應比Fe和S反應容易，且產物一個為Fe3+，一個為Fe2+，說明Cl的非金屬性比S強。根據兩種元素對應單質化合時電子的轉移或化合價判斷 一般來說，當兩種非金屬元素化合時，得到電子而顯負價的元素原子的電子能力強于失電子而顯正價的元素原子。如：S + O2 = SO2，則非金屬性O>S。從等物質的量的非金屬原子得到相同數目電子時放出能量的多少判斷非金屬性強時，放出能量多，非金屬性弱時，放出能量少。綜上所述可知，元素的金屬性和非金屬性與元素得失電子能力以及對應單質或離子的氧化性和還原性有著密不可分的關系，它們可相互推導；這部分內容也是對金屬元素和非金屬元素知識的整合與提高，一定要詳細分析，理解記憶，才能撥開解題時的種種迷霧，得出正確答案。典例7（2018屆四川省成都市郫都區(qū)高三期中）利用右圖所示裝置進行下列實驗，能得出相應實驗結論的是選項實驗結論A稀硫酸Na2SO3Na2SiO3溶非金屬性：S>SiB濃硫酸蔗糖溴水濃硫酸具有脫水性、氧化性C稀鹽酸Na2SO3Ba(NO3)2溶液SO2與可溶性鋇鹽均可生成白色沉淀D濃硝酸Na2CO3Na2SiO3溶液酸性：硝酸>碳酸>硅酸【答案】B八. 化學鍵1. 概念：使離子相互結合或原子相互結合的作用力。2. 分類 離子鍵 化學鍵 極性共價鍵 共價鍵 非極性共價鍵典例8（2018屆山東省濰坊市上學期高三期中考試）W、X、Y、Z是四種短周期非金屬元素，原子序數依次增大。X、Y原子核外L電子層的電子數之比為3：4，X與Z為同主族元素，且X、Y、Z的最外層電子數之和為16，W的簡單離子W-能與水反應生成單質W2。下列說法正確的是A. 單質熔點：Z>YB. W與X形成的化合物中只含有極性鍵C. 最高價氧化物對應水化物的酸性：Z>YD. 氣態(tài)氫化物的熱穩(wěn)定性：Z>X【答案】C【解析】W、X、Y、Z是四種短周期非金屬元素，原子序數依次增大。W的簡單離子W-能與水反應生成單質W2，則W應該是H，X、Y原子核外L電子層的電子數之比為3：4，即 X 、Y原子核外L電子層的電子數分別為3、4或6、8，結合X與Z為同主族元素，且X、Y、Z的最外層電子數之和為16，推出X為O、Y為Si、Z為S。因S為分子晶體，Si為原子晶體，故單質熔點：Z(S)<Y(Si)，A項錯誤；W與X形成的化合物有H2O和H2O2，H2O2中含有非極性鍵，B項錯誤；S的非金屬強于Si，則最高價氧化物對應水化物的酸性：Z(H2SO4)>Y(H2SiO3)，C項正確；非金屬性越強，氫化物就越穩(wěn)定，故氣態(tài)氫化物的熱穩(wěn)定性：Z(H2S)<X(H2O)，D項錯誤。九. 離子鍵和共價鍵比較離子鍵共價鍵概 念帶相反電荷離子之間的相互作用原子間通過共用電子對所形成的相互作用成鍵微粒陰陽離子原子成鍵實質靜電作用原子間通過共用電子對，電子對核的靜電引力與核間、電子間的靜電斥力達到平衡形成條件活潑金屬與活潑非金屬化合時，一般形成離子鍵同種或不同種非金屬元素的原子相互結合時，一般形成共價鍵存 在所有的離子化合物中都有離子鍵非金屬單質、共價化合物、含有復雜離子（如OH-、CO32-、O22-）的離子化合物分 類極性共價鍵：不同種元素間的共價鍵。非極性共價鍵：同種元素間的共價鍵。典例9（2018屆山西省太原市高三上學期期末考試）X 常溫下為氣體， a、b、c 是中學化學常見物質， 均由常見元素組成， 轉化關系(反應條件略去)如圖所示， 下列說法不正確的是A. 若 X 為 O2， a 為一種固態(tài)單質， 則 c 可能為 CO2或 SO3B. 若 b 為固態(tài)非金屬單質， b 與 X 所含元素同主族， 則 c 也能與 X 反應C. 若 a、 b、 c 焰色反應均呈黃色， 水溶液均呈堿性， 則 a 中可能既含有離子鍵又含有共價鍵D. 若 b 為氣態(tài)非金屬單質， b 與 X 所含元素同周期， 則 X 與 b 所含元素原子的核電荷數相差 1【答案】A十. 電子式的書寫1電子式的概念在元素符號周圍，用“· ”或“×”來表示原子的最外層電子的式子叫電子式。（1）原子的電子式：元素周圍標明元素原子的最外層電子，每個方向不能超過2個電子。當最外層電子數小于或等于4時以單電子分步，多于4時多出部分以電子對分布。例如：（2）簡單陽離子的電子式：簡單陽離子是由金屬原子失電子形成的，原子的最外層已無電子，故用陽離子的符號表示，如： Na、Li、Mg、Al等。（3）簡單陰離子的電子式：不但要畫出最外層電子數，而且還應用括號“ ”括起來，并在右上角標出“”電荷字樣。例如：氧離子 、氟離子 F。（4）多原子離子的電子式：不僅要畫出各原子最外層電子數，而且還應用括號“ ”括起來，并在右上角標出“”或“電荷字樣。例如：銨根離子 氫氧根離子。（5）離子化合物的電子式：每個離子都要單獨寫，而且要符合陰陽離子相鄰關系，如MgCl2要寫成，不能寫成，也不能寫成。 2用電子式表示離子化合物的形成過程例如：NaCl的形成過程：；Na2O的形成過程：CaBr2的形成過程：【名師點撥】用電子式表示離子化合物的形成過程是要注意：連接符號必須用“”而不用“”。左邊相同的原子的電子式可以合并，但右邊構成離子化合物的每個離子都要單獨寫，不能合并。典例10（2019屆福建省三明市第一中學高三第二次返?？荚嚕┰豖、Y、Z、M、N均為短周期主族元素,且原子序數依次增大。已知Y原子最外層電子數與核外電子總數之比為34;M原子最外層電子數與次外層電子數之比為34;N-、Z+、X+離子的半徑逐漸減小;化合物XN常溫下為氣體。據此回答:（1）M、N的最高價氧化物對應的水化物中酸性較強的是_(寫出化學式)。 （2）Z與M可形成常見固體化合物C,用電子式表示C的形成過程:_。 （3）已知通常狀況下1g X2在Y2中完全燃燒放出a kJ 的熱量,請寫出表示X2燃燒熱的熱化學方程式:_。 （4）X與Y、X與M均可形成18電子分子,這兩種分子在水溶液中反應有黃色沉淀生成,寫出該反應的化學方程式:_。 （5）化合物A、B均為由上述五種元素中的任意三種元素組成的強電解質,且兩種物質水溶液的酸堿性相同,組成元素的原子數目之比為111,A溶液中水的電離程度比在純水中小。則化合物A中的化學鍵類型為_;若B為常見家用消毒劑的主要成分,則B的化學式是_?！敬鸢浮縃ClO4H2(g)+O2(g)H2O(l)H=-2a kJ·mol-1H2O2+H2SS+2H2O離子鍵、(極性)共價鍵NaClO（1）S、Cl的最高價氧化物對應的水化物分別為H2SO4和HClO4，酸性較強的是HClO4。（2）Na和S形成常見化合物為Na2S，是離子化合物，用電子式表示其形成過程為：。（3）1g H2在O2中完全燃燒放出a kJ 的熱量，則1molH2在O2中完全燃燒放出2a kJ 的熱量，其熱化學方程式為：H2(g)+O2(g)H2O(l)H=-2a kJ·mol-1。（4）H與O、H與S形成的18電子分子分別為：H2O2和H2S，二者在水溶液中反應有黃色沉淀(硫)生成，化學方程式為：H2O2+H2SS+2H2O。（5）H、O、Na、S、Cl五種元素中的任意三種元素組成的強電解質A、B，且兩種物質水溶液的酸堿性相同，組成元素的原子數目之比為111，可能為：NaOH、NaHS、NaClO等，A溶液中水的電離程度比在純水中小，則A為NaOH，其中的化學鍵類型為：離子鍵、(極性)共價鍵；若B為常見家用消毒劑的主要成分，則B的化學式為：NaClO。十一. 分子間作用力、氫鍵1. 分子間作用力 概念：分子之間存在一種把分子聚集在一起的作用力叫做分子間作用力。 特點： 分子間作用力比化學鍵弱得多，它主要影響物質的熔沸點、溶解度等物理性質，而化學鍵主要影響物質的化學性質。 分子間作用力存在于由共價鍵形成的化合物分子之間，和絕大多數氣態(tài)非金屬單質分子之間。 變化規(guī)律：一般來說，對于組成和結構相似的由分子構成的物質，相對分子質量越大，分子間作用力也越大，物質的熔沸點也越高。例如：I2Br2Cl2F2。2. 氫鍵 概念：與電負性很大的原子形成共價鍵的原子與另一個電負性很大的原子之間的作用力。 形成條件：除H原子外，形成氫鍵的原子通常是N、O、F。 存在作用：分子間氫鍵會使物質的熔點、沸點升高。典例11（2018屆山西省晉城市高三上學期第一次模擬考試）短周期元素A、B、C、D的原子序數依次增大，B和C為同周期的金屬元素，A和B的最外層電子數之和等于D元素原子的最外層電子數，A、B、C、D四種元素最高價氧化物對應的水化物分別為甲、乙、丙、丁，他們之間存在如圖所示的反應關系(圖中用“相連的兩種物質間可發(fā)生反應)，下列說法正確的是（ ）A. 簡單離子半徑大小順序：D>B>A>CB. 等物質的量的BA3和B3A中含有的陰陽離子總數相等C. 元素A和D的簡單氫化物分子間僅存在范德華力D. 元素B和D形成化合物的水溶液呈堿性【答案】DN3組成，Na3N由Na和N3組成，等物質的量的兩種物質中含有的陰陽離子總數不相等，故B錯誤；C. NH3分子之間存在范德華力和氫鍵，H2S分子之間僅存在范德華力，故C錯誤；D. Na2S中的S2在水溶液中發(fā)生水解反應使溶液呈堿性，故D正確；答案選D。