高中化学第3节 元素周期表的应用第2课时学案设计

这是一份高中化学第3节 元素周期表的应用第2课时学案设计，共6页。学案主要包含了卤族元素性质的相似性与递变性，碱金属元素性质的相似性与递变性等内容，欢迎下载使用。




学生自主学习


1.卤族元素原子结构和性质的相似性和递变性


(1)卤族元素原子结构和性质的相似性


①原子的最外电子层都有eq \(□,\s\up4(01))7个电子；


②最高正价除F外均显eq \(□,\s\up4(02))＋7价，最低负价为eq \(□,\s\up4(03))－1价；


③气态氢化物的通式为eq \(□,\s\up4(04))HX(X表示卤素)；


④最高价氧化物对应的水化物的通式为HXO4(F除外)，且都具有很强的eq \(□,\s\up4(05))酸性；


⑤在氧化还原反应中，它们的单质常做eq \(□,\s\up4(06))氧化剂。


(2)卤族元素原子结构和性质的递变性





2．碱金属元素原子结构和性质的相似性和递变性


(1)碱金属元素原子结构和性质的相似性


①原子的最外电子层都有eq \(□,\s\up4(13))1个电子；


②最高化合价均为eq \(□,\s\up4(14))＋1价；


③都是活泼的金属元素，单质都能与氧气、水等物质发生反应；


④最高价氧化物对应的水化物一般具有很强的eq \(□,\s\up4(15))碱性。


(2)碱金属元素原子结构和性质的递变性





3．结论及解释


(1)结论：同主族元素性质既具有相似性又有递变性。


(2)解释





课堂互动探究


一、卤族元素性质的相似性与递变性





写出证明卤族元素单质的氧化性由上到下逐渐减弱的离子方程式。


提示：Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－，Cl2＋2I－===I2＋2Cl－，Br2＋2I－===I2＋2Br－。





1．卤素单质性质的相似性


(1)与H2反应：X2＋H2eq \(=====,\s\up17(一定条件))2HX(I2与H2的反应为可逆反应)。


(2)与活泼金属(如Na)反应：2Na＋X2eq \(=====,\s\up17(点燃))2NaX。


(3)与H2O反应


①X2＋H2OHX＋HXO(X＝Cl、Br、I)；


②2F2＋2H2O===4HF＋O2。


2．卤素单质性质的递变性


(1)氧化性与还原性


随着原子序数的递增：卤素单质的氧化性逐渐减弱，卤素阴离子的还原性逐渐增强。


①单质间的置换反应


Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－，


Cl2＋2I－===I2＋2Cl－，


Br2＋2I－===I2＋2Br－。


②卤素单质与变价金属(如Fe)反应时，F2、Cl2、Br2生成高价卤化物(如FeX3)，而I2只能生成低价卤化物(如FeI2)。


(2)与H2反应的难易及氢化物稳定性


随着原子序数的递增，与H2反应越来越难，生成的氢化物的稳定性逐渐减弱。


F2＋H2===2HF(暗处发生爆炸)，HF很稳定，


Cl2＋H2eq \(=====,\s\up17(光照或点燃))2HCl，HCl较稳定，


Br2＋H2eq \(=====,\s\up17(200℃))2HBr，HBr不如HCl稳定，


I2＋H2eq \(,\s\up17(高温))2HI，HI不稳定。


(3)HF为弱酸，HCl、HBr、HI均为强酸，且其酸性逐渐增强。





1．下列关于卤族元素的说法正确的是( )


A．从HF、HCl、HBr、HI的酸性递增的事实，推出F、Cl、Br、I的非金属性递增规律


B．卤族元素的单质只有氧化性


C．从F到I，原子得电子能力逐渐减弱


D．卤素单质与H2化合的难易程度按F2、Cl2、Br2、I2的顺序由难变易


答案 C


解析 F、Cl、Br、I的非金属性逐渐减弱，但HF、HCl、HBr、HI的酸性逐渐增强，A错误；氯气、溴、碘既有氧化性又有还原性，B错误；从F到I，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，C正确；元素的非金属性越强，其单质与氢气越容易化合，非金属性F>Cl>Br>I，所以卤素单质与氢气化合按F2、Cl2、Br2、I2的顺序由易变难，D错误。


2．有关卤族元素性质的叙述正确的是( )


A．沸点：F2>I2 B．酸性：HClO4>HBrO4


C．氧化性：I2>Cl2 D．非金属性：Br>F


答案 B


解析 从F到I，卤素单质的沸点逐渐升高，A错误；从F到I，卤族元素的非金属性逐渐减弱，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐减弱(F无最高价氧化物对应的水化物)，卤素单质的氧化性逐渐减弱，B正确，C、D错误。


规律方法


(1)F无含氧酸，因为F无正价，HClO4是酸性最强的含氧酸。


(2)元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，或从与氢气生成气态氢化物的难易程度以及气态氢化物的稳定性来判断。


二、碱金属元素性质的相似性与递变性





1．元素周期表中ⅠA族元素全部是碱金属元素吗？


提示：ⅠA族元素除H外均属于碱金属元素。


2．将钾投入到氯化钠或硫酸铜溶液中能否置换出钠或铜？


提示：不能。钾很活泼，会与溶液中的水反应。





1．碱金属物理性质变化规律


随着原子序数的递增，碱金属单质的密度逐渐增大(钾反常)，熔、沸点逐渐降低。


2．碱金属性质的递变规律


(1)随着原子序数的递增，碱金属元素的原子失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强，金属单质的还原性逐渐增强。


(2)随着原子序数的递增，碱金属单质与氧气反应越来越容易，生成的氧化物越来越复杂；与水反应越来越剧烈。


①Li与O2反应可生成Li2O，Na与O2反应可生成Na2O、Na2O2，而K与O2反应可生成KO2等。


②K与H2O反应会发生轻微爆炸，而Rb和Cs遇水发生剧烈爆炸。


③LiOH微溶，其他碱金属元素的最高价氧化物对应水化物均为易溶于水的强碱。


知识拓展


(1)碱金属单质与水反应的通式：2R＋2H2O===2ROH＋H2↑(R代表碱金属单质)。


(2)钾与钠均保存在煤油中，锂一般保存在石蜡中。





3．下列关于锂、钠、钾、铷、铯元素的叙述不正确的是( )


①氢氧化物中碱性最强的是CsOH ②单质熔点最高的是铯 ③其单质与O2反应均可得到多种氧化物 ④其单质的密度依次增大，均要保存在煤油中 ⑤其单质的还原性依次增强 ⑥其对应阳离子的氧化性依次增强


A．①③⑤ B．②④⑥


C．②③④⑥ D．①⑤


答案 C


解析 根据元素周期律可知，Li、Na、K、Rb、Cs的金属性逐渐增强，氢氧化物中碱性最强的为CsOH，①正确；单质熔点最高的为Li，②错误；Li与O2反应时只生成Li2O，③错误；K的密度小于Na的密度，反常，Li的密度小于煤油的密度，常保存在石蜡中，④错误；由于Li、Na、K、Rb、Cs的金属性依次增强，故其单质的还原性依次增强，对应阳离子的氧化性依次减弱，⑤正确，⑥错误。


4．有关碱金属的说法不正确的是( )


A．均为ⅠA族元素，最外层均有1个电子


B．单质的还原性：Li>Na>K>Rb>Cs


C．碱性：LiOH

D．从Li到Cs，核电荷数依次增加，电子层数、原子半径依次增大


答案 B


解析 碱金属元素位于周期表ⅠA族，主族序数等于元素原子核外最外层电子数，故碱金属元素原子的最外层电子数为1，A正确；同主族元素从上到下，原子的核外电子层数依次增加，失电子能力逐渐增强，单质的还原性逐渐增强，还原性：Li

规律方法


元素金属性强弱的判断方法


比较元素金属性的强弱，其实质是看元素原子失电子能力的强弱，越易失去电子，金属性越强。


(1)根据元素原子结构判断


①当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，越易失去电子，金属性越强。即同一主族元素从上到下，金属性逐渐增强。


②当电子层数相同时，核电荷数越多，原子半径越小，越难失去电子，金属性越弱。即同一周期元素从左到右，金属性逐渐减弱。


(2)根据元素单质及其化合物的相关性质判断


①金属单质与水或酸(非氧化性酸)反应越剧烈，元素的金属性越强。如钠与冷水剧烈反应，镁与冷水缓慢反应，则金属性：Na>Mg。


②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。如碱性KOH>NaOH>LiOH，则金属性K>Na>Li。


(3)根据金属活动性顺序表判断


除ⅠA族、ⅡA族的金属单质外，前面的金属单质可以把后面的金属单质从其化合物中置换出来。如2Al＋3Hg(NO3)2===2Al(NO3)3＋3Hg，则金属性Al>Hg。


(4)根据金属阳离子的氧化性强弱判断


非变价金属阳离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。如氧化性Na＋Mg。


本课小结








核心素养发展重点
学业要求
从物质的微观结构说明同类物质具有相似性质的原因，解释同类物质的性质变化规律。
能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构，分析、比较元素及其化合物的性质。