高中化学第1章元素周期表的应用第2课时预测同主族元素的性质学案鲁科版.doc

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1、第2课时　预测同主族元素的性质1．以ⅠA族、ⅦA族元素为例，掌握同主族元素性质的递变规律。(重点)2．能运用原子结构理论初步解释同主族元素性质的递变规律。3．掌握由同主族元素的性质特点预测不熟悉元素的性质。(难点)4．了解元素周期表的应用。同主族元素的性质[基础·初探]1．卤族元素原子结构和性质的相似性和递变性(1)相似性最高化合价0均为＋7最低化合价均为－1气态氢化物HFHClHBrHI最高价氧化物的水化物无HClO4(强酸)HBrO4(强酸)HIO4(强酸)(2)单质的物理性质及递变性单质物

2、理性质　　　F2Cl2Br2I2颜色浅黄绿色黄绿色深红棕色紫黑色状态气体气体液体固体密度逐渐增大11熔、沸点逐渐升高(3)结构及化学性质的递变性结构及性质规律原子半径单质的氧化性阴离子的还原性与H2化合的难易程度氢化物的稳定性最高价氧化物对应水化物的酸性2.碱金属元素原子结构和性质的相似性与递变性(1)相似性①原子的最外电子层都有1个电子。②最高化合价均为＋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碱性。(2)递变性结构及性质规律原子半

3、径单质的还原性与水、氧气反应的剧烈程度最高价氧化物对应水化物的碱性3.同主族元素性质的递变规律11[探究·升华][思考探究]1．Li、Na、K在空气中燃烧分别生成Li2O、Na2O2、KO2(超氧化钾)说明什么问题？如何保存钾单质？【提示】　说明Li、Na、K活动性依次增强；保存钾时应保存在煤油中，以避免与空气中的O2、H2O反应。2．利用原子结构如何解释F、Cl、Br、I得失电子能力的变化？【提示】　F、Cl、Br、I最外层都有7个电子，都易得一个电子达到稳定结构，但原子半径依次增大，得电子能

4、力逐渐减弱。[认知升华]元素周期表中元素性质的变化规律11[题组·冲关]题组1　卤素性质变化规律1．下列关于ⅦA族元素的说法中不符合递变规律的是(　　)A．F2、Cl2、Br2、I2的氧化性逐渐减弱B．F－、Cl－、Br－、I－的还原性逐渐增强C．HF、HCl、HBr、HI的热稳定性逐渐减弱D．HF、HCl、HBr、HI水溶液的酸性逐渐减弱【解析】　从F到I原子半径逐渐增大，单质的氧化性逐渐减弱，则其对应阴离子的还原性逐渐增强，故A、B两项均正确；从F到I，其气态氢化物的热稳定性逐渐减弱，C项正

5、确；F－半径较小，与H结合稳定，HF在水中难以电离出H＋，为弱酸，故酸性强弱关系为HFBr2>Cl2B．酸性：HClO3>HBrO3>HIO3C．稳定性：HCl>HBr>HID．氧化性：HClO>HBrO>HIO【解析】　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其单质与氢气反应生成气态氢化物的难易程度以及对应气态氢化物

6、的稳定性强弱来判断，故C项正确。【答案】　C113．砹是原子序数最大的卤族元素，根据卤素性质的递变规律，对砹及其化合物的叙述，正确的是(　　)A．与H2化合能力：At2>I2B．砹在常温下为白色固体C．砹原子的最外电子层上有7个电子D．砹能从NaCl溶液中置换出氯单质【解析】　从F2到At2，元素的非金属性逐渐减弱，与H2化合能力逐渐减弱，A项不正确；由F2到I2，单质的颜色依次加深，I2是紫黑色固体，则砹为黑色固体，B项不正确；卤族元素的原子，最外层上都有7个电子，C项正确；因氧化性Cl2>A

7、t2，所以At2不能从溶液中置换出Cl2，D项不正确。【答案】　C题组2　碱金属元素性质变化规律4．下列各组比较不正确的是(　　)A．铯与水的反应现象比钠剧烈B．还原性：K>Na>LiC．熔点：Li>Na>KD．碱性：LiOH>NaOH>KOH【解析】　铯的活动性比钠强，与水反应比钠更剧烈，甚至会爆炸，A项正确；随着电子层数增多，碱金属的金属性逐渐增强，单质的还原性依次增强，即还原性：K>Na>Li，B项正确；碱金属元素从Li到Cs，熔、沸点逐渐降低，即Li>Na>K>Rb>Cs，C项正确；从L

8、i到Cs，碱金属元素的金属性逐渐增强，对应最高价氧化物的水化物碱性依次增强，即碱性：LiOH