2019-2020学年高中化学专题2原子结构与元素的性质2.2元素性的递变规律每课一练苏教版选修3.doc

第2课时研究同主族元素的性质和预测元素及其化合物的性质发展目标体系构建1.通过分析ⅠA族、ⅦA族元素性质的变化规律，认识同主族元素性质的递变规律及其与原子结构的关系，学会利用“证据推理与模型认知”的思维解决实际问题。

2．能通过卤素有关实验探究同主族元素性质的变化，培养科学探究精神与创新意识。

3．能利用同周期、同主族元素性质的递变规律，预测元素及其化合物的性质。

一、同主族元素原子结构和元素性质的递变关系1．碱金属元素原子结构和元素性质的递变关系(1)碱金属元素的原子结构。

元素―――――――――――→Li Na K Rb Cs相同点最外电子层上都只有1个电子递变性核电荷数逐渐增大电子层数逐渐增多原子半径逐渐增大(2)(1)相似性单质与H2化合的条件暗处爆炸点燃或光照加热(200 ℃)更高温度下，缓慢反应，可逆氢化物的稳定性逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的酸性—逐渐减弱(3)探究卤族元素性质的相似性和递变性实验操作实验现象化学方程式静置后，液体分层，上层无色，下层橙色Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2静置后，液体分层，上层无色，下层紫色Br2＋2KI===2KBr＋I2静置后，液体分层，上层无色，下层紫色Cl2＋2KI===2KCl＋I2结论：卤素单质的氧化性：Cl2>Br2>I2；卤素离子的还原性：I－>Br－>Cl－。

微点拨：(1)F无含氧酸，因F无正价。

(2)HF为弱酸，HCl、HBr、HI均为强酸。

3．理论解释4．碱金属单质与卤素单质的物理性质递变规律(1)碱金属元素单质的物理性质。

元素――――――――――→Li Na K Rb Cs相似性颜色银白色(除Cs外)硬度柔软导电、导热性很强递变性密度逐渐增大(但ρK<ρNa) 熔、沸点逐渐降低(2)卤族元素单质的物理性质及递变性。

单质物理性质F2Cl2Br2I2颜色淡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熔、沸点逐渐升高二、预测元素及化合物的性质(以硅为例)1．性质的预测(1)硅元素的原子结构及性质分析。

第2课时元素的性质与原子结构1．碱金属元素及其单质从Li→Cs的性质递变规律正确的是( )A．密度逐渐增大B．熔沸点逐渐升高C．金属性逐渐增强D．还原性逐渐减弱C解析本题考查碱金属元素及其单质从Li→Cs性质递变规律，实质是利用元素周期律解决问题。

碱金属元素从上到下其单质密度逐渐增大，但Na反常，大于K；熔、沸点逐渐降低，但Na反常，熔、沸点均低于K；金属性逐渐增强，还原性逐渐增强。

2．下列关于卤族元素由上到下性质递变规律的叙述，正确的是( )①单质的氧化性增强②单质的颜色加深③气态氢化物的稳定性增强④单质的沸点升高⑤阴离子的还原性增强A．①②③B．②③④C．②④⑤D．①③⑤答案C3．卤素单质的性质与F2>Cl2>Br2>I2的变化规律不相符的是( )A．与氢气反应的剧烈程度B．气态氢化物的稳定性C．单质还原性的强弱D．与水反应的剧烈程度C解析非金属性F>Cl>Br>I，则与氢气反应的剧烈程度逐渐减弱，与上述规律一致，A 项相符；非金属性F>Cl>Br>I，则对应的氢化物稳定性为由强到弱，与上述规律一致，B项相符；非金属性F>Cl>Br>I，单质的还原性逐渐增强，与上述规律不一致，C项不相符；非金属性F>Cl>Br>I，单质的活泼性F2>Cl2>Br2>I2，与水反应的剧烈程度逐渐减弱，与上述规律一致，D项相符。

4．下列有关单质钾的说法正确的是( )①在氯气中燃烧时能产生紫色火焰②与CuCl2溶液反应时能置换出Cu③与水反应时钾最后有可能发生燃烧④与NH4Cl溶液反应时生成的气体中有NH3A．①②④B．①③④C．③④D．②③B解析钾元素的焰色反应呈紫色，①正确；钾与盐溶液反应时首先与水剧烈反应生成碱与氢气，生成的碱再与盐发生复分解反应，②错误，④正确；与水反应时钾的反应现象比钠更剧烈，在相同时间内放出的热量更多，温度升高得更多，故钾有可能燃烧，③正确。

第二单元元素性质的递变规律【学海导航】元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。

一、原子核外电子排布的周期性元素按原子序数递增的顺序依次排列时，原子的最外层上的电子数，由1（s1）到8（s2p6）,呈现出周期性变化。

相应于这种周期性变化，每周期以碱金属开始，以稀有气体结束。

元素的化学性质，主要取决于元素原子的电子结构，特别是最外层电子结构。

所以元素性质的周期性，来源于原子电子层结构的周期性。

根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d 区、ds区、f区。

二、元素第一电离能的周期性变化1、定义：从气态的基态原子中移去一个电子变成＋1价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅰ电离能。

常用符号I1表示。

M（g）→ M+（g）+ e-,＋1价气态阳离子移去一个电子变成＋2价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅱ电离能。

依次类推。

元素的第一电离能越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。

2、影响电离能的因素电离能的大小主要取决于原子的核电荷、原子半径及原子的电子构型。

一般说来，核电荷数越大，原子半径越小，电离能越大。

另外，电子构型越稳定，电离能也越大。

3. 电离能的周期性变化同周期中, 从左向右，核电荷数增大，原子半径减小, 核对电子的吸引增强, 愈来愈不易失去电子, 所以 I 总的趋势是逐渐增大。

但有些元素（如Be、Mg、N、P等）的电离能比相邻元素的电离能高些，这主要是这些元素的最外层电子构型达到了全充满或半充满的稳定构型。

同主族元素自上而下电离能依次减小。

但在同一副族中，自上而下电离能变化幅度不大，且不甚规则。

4.电离能与价态之间的关系失去电子后, 半径减小, 核对电子引力大, 更不易失去电子, 所以有: I1 < I2 < I3 < I4…., 即电离能逐级加大.三、元素电负性的周期性变化1、定义：电负性: 表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力. 元素的电负性越大，表示原子吸引成键电子的能力越强，该元素的非金属性也就越强；电负性越小，该元素的金属性越强。

专题2原子结构与元素的性质程结论：推断金属性、非金属性强弱。

【沟通与争辩】标出下列化合物中元素的化合价。

(1)MgO (2)BeCl2 (3)CO2 (4)Mg3N2（5） IBr（6）SOCl2试分析化合价的正负与电负性的关系：2、衡量元素在化合物中吸电子力量的大小。

电负性小的元素在化合物中吸引电子的力量弱，元素的化合价为正值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的力量强，元素的化合价为负值。

结论：推断元素在同一化合物中的正、负化合价。

小于，小于口答电负性大，吸电子力量强，显负价教学过程老师主导活动同学主体活动【规律应用】 P22问题解决33、电负性反映了原子间的吸引力和排斥力。

一般认为，假如两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成离子键；假如两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成共价键。

结论：推断由两种元素组成的化合物是离子化合物还是共价化合物。

【规律应用】 P22问题解决2【沟通与争辩】推断HF是离子化合物还是共价化合物？查表计算再推断？，到底哪一种正确？怎么办？是离子化合物，有局限性。

氢取外只差一个电子[典型例题]1932年美国化学家首先提出了电负性的概念。

电负性(用X表示)也是元素的一种重要性质，下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：请认真分析，回答下列有关问题：① 猜测周期表中电负性最大的元素应为_____；估量钙元素的电负性的取值范围：_______＜ X ＜______。

② 依据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素X的值变化的规律是________；简述元素电负性X的大小与元素金属性、非金属性之间的关系________。

③ 阅历规律告知我们：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。

试推断AlBr3中形成的化学键的类型为______________，其理由是_____________________。

专题2《原子结构与元素的性质》测试卷一、单选题(共15小题)1.依据元素周期律及元素周期表知识，下列推断正确的是()A．酸性：H2SiO3＞H2CO3B．热稳定性：H2Se＞H2S＞H2OC．碱性：CsOH＞Ca(OH)2D．若离子半径：R2－＞M＋，则原子序数：R＞M2.a元素的阴离子、b元素的阴离子和c元素的阳离子具有相同的电子层结构。

已知a的原子序数大于b的原子序数，则a、b、c三种离子半径大小的顺序是（）A． a＞b＞cB． b＞a＞cC． c＞a＞bD． c＞b＞a3.查阅元素周期表，不能较快得到的信息是（）A．元素符号B．核外电子数C．相对原子质量D．原子结构示意图4.短周期元素A、B、C、D在周期表中的位置如图所示，E2＋与D的简单阴离子有相同的电子层结构，D元素原子的次外层电子数等于其他层电子数之和。

则下列说法正确的是()A． C的非金属性最强，可与E元素形成共价化合物B．元素D可形成三种价态的酸，且酸根离子均能促进水的电离C．原子半径由大到小的排列顺序为E＞D＞B＞A＞CD． C、D元素形成的最简单的氢化物的热稳定性：D＜C5.下列关于电离能和电负性的说法中不正确的是()A．元素电负性越大，元素的非金属性越强B．同主族元素的第一电离能越小，元素的金属性越强C．根据元素逐级电离能的数值可以确定主族元素的最高化合价D．在形成化合物时，元素的电负性大的显正价，电负性小的显负价6.下列关于光谱的说法正确的是（）A．炽热固体、液体和高压气体发出的光生成连续光谱B．各种原子的线状光谱中的明线和它的吸收光谱中的暗线必定一一对应C．气体发出的光只能产生线状光谱D．甲物质发出的白光通过低温的乙物质蒸气可得到甲物质的吸收光谱7.下列电子排布式或轨道表示式正确的是()A． C的轨道表示式：B． Ca的电子排布式：1s22s22p63s23p63d2C． N的轨道表示式：D． Br－的电子排布式：[Ar]3d104s24p68.下列说法中正确的是()A． s区都是金属元素B． s区都是非金属元素C． 0族在p区D．所有非金属元素都在p区9.下列能层中，有f能级的是（）A． KB． LC． MD． N10.下列有关电子云的叙述中，错误的是 ()A．电子云形象地表示了电子在核外空间某处单位体积内出现的概率B．电子云是用统计的方法描述电子运动状态的，所以是客观存在的C．常根据电子云的疏密程度来表示核外电子在核外空间出现机会的大小D．电子云是电子运动的统计结果，它好像形成了一团带负电荷的云，包围在原子核的外边11.下列说法错误的是()A．欲研制新农药，应着重研究非金属元素化合物B．耐高温、耐腐蚀的合金材料应在过渡元素中寻找C．当发现第七周期零族元素时，其原子序数肯定是118D．第七周期零族元素是金属元素12.在对电子运动状态的描述中，确定一个“轨道”的方面包括()①电子层①轨道类型①电子云的伸展方向①电子的自旋状态A． ①①①①B． ①①①C． ①①D． ①13.下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是（）A．原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s12s2的Y原子B．原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子C．2p轨道上有一个未成对的电子的X原子与3p轨道上只有一个未成对的电子的Y原子D．最外层都只有一个电子的X、Y原子14.下图表示前20号元素的原子序数和气态原子失去核外第一个电子所需的能量(eV)的变化关系，其中A，B，C各点表示的元素是( )A． N、S、PB． F、Cl、OC． He、Ne、ArD． Si，C，B15.下列说法正确的是()A．自然界中的所有原子都处于基态B．同一原子处于激发态时的能量一定高于基态时的能量C．无论原子种类是否相同，基态原子的能量总是低于激发态原子的能量D．激发态原子的能量较高，极易失去电子，表现出较强的还原性二、实验题(共2小题)16.某同学做同周期元素性质递变规律实验时，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象（见下表，表中的“实验方案”与“实验现象”前后不一定是对应关系）．请你帮助该同学整理并完成实验报告．（1）实验目的：研究同周期元素性质递变规律（2）实验用品：试剂：金属钠，镁条，铝条，稀盐酸，新制氯水，新制Na2S溶液，AlC13溶液，NaOH溶液，酚酞溶液等．所需仪器：①_________，①_________，①_________，试管夹，胶头滴管，镊子，小刀，玻璃片，砂纸，火柴等。

第一章《原子结构与性质》测试题一、单选题（共15题）1．以下关于氚的说法正确的是A．质子数为2B．电子数为3C．质量数为4D．氚原子核和1H的化学性质相似2．下表是第三周期部分元素的电离能数据。

下列说法正确的是A．甲的金属性比乙强B．乙的常见化合价为+1价C．丙不可能为非金属元素D．丁一定为金属元素3．在金属中添加其他金属或非金属可以制成性能优良的合金，下列金属元素基态原子中未成对电子数最多的是A．Cu B．Fe C．Cr D．Ni4．下列叙述正确的是A．共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价B．s区元素全部是金属元素C．元素周期表中粒子半径的大小取决于电子的能层数和核电荷数D．电负性越大，元素的非金属性越强，第一电离能也一定越大5．下列叙述正确的是A．基态铝原子核外有三个单电子B．基态钛原子的价电子排布式3d24s2C．钠在火焰上灼烧，因核外电子跃迁吸收能量而产生黄光D．铜原子的电子排布式是：1s22s22p63s23p63d94s26．下列元素中，非金属性最强的是A．C B．Si C．P D．Cl7．下列关于能级和原子轨道的说法正确的是A．3p2表示3p能级有两个原子轨道B．在不同的能层中，p能级最多可容纳的电子数是相同的C．每个能级最多可容纳的电子数为2n2(n代表能层)D．3d能级有5个原子轨道，且电子按3p →3d →4s 的顺序填充8．下列能级符号正确且可容纳电子数最多的是A．6s B．5p C．4d D．3f9．下列事实能证明Si的非金属性弱于N的是A．常温下Si的单质呈固态，N的单质呈气态B．N的最简单氢化物的稳定性比Si的弱C．Si与N形成的化合物中，Si显正价D．Si的最高价氧化物熔点高于N的10．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，基态W的原子2p轨道处于半充满状态，基态X的原子的2p能级上只有一对成对电子，基态Y的原子的最外层电子运动状态只有1种，元素Z与X同主族。

第一章 原子结构与性质知识点归纳2．位、构、性关系的图解、表解与例析3．元素的结构和性质的递变规律同位素（两个特性）4．核外电子构成原理(1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。

(2)核外电子排布遵循的三个原理：a ．能量最低原理b ．泡利原理c ．洪特规则及洪特规则特例(3)原子核外电子排布表示式：a ．原子结构简图 b ．电子排布式 c ．轨道表示式 5．原子核外电子运动状态的描述：电子云 6．确定元素性质的方法1．先推断元素在周期表中的位置。

2．一般说，族序数—2=本族非金属元素的种数(1 A 族 除外)。

3．若主族元素族序数为m ，周期数为n ，则： (1)m/n<1时为金属，m/n 值越小，金属性越强：(2)m/n>1时是非金属，m/n 越大，非金属性越强；(3)m/n=1时是两性元素。

随着原子序数递增① 原子结构呈周期性变化② 原子半径呈周期性变化③ 元素主要化合价呈周期性变化④ 元素的金属性与非金属形呈周期性变化⑤ 元素原子的第一电离能呈周期性变化⑥ 元素的电负性呈周期性变化元素周期律 排列原则① 按原子序数递增的顺序从左到右排列 ② 将电子层数相同的元素排成一个横行 ③ 把最外层电子数相同的元素（个别除外），排成一个纵行周期 （7个 横行） ① 短周期（第一、二、三周期）② 长周期（第四、五、六周期）③ 不完全周期（第七周期）性质递变 原子半径主要化合价元 素 周期表族（18 个纵行） ① 主族（第ⅠA 族—第ⅦA 族共七个） ② 副族（第ⅠB 族—第ⅦB 族共七个） ③ 第Ⅷ族（第8—10纵行） ④结构第二章 分子结构与性质复习1．微粒间的相互作用(2)共价键的知识结构2．分子构型与物质性质（1）微粒间的相互作用σ键π键 按成键电子云 的重叠方式极性键 非极性键一般共价键 配位键离子键 共价键 金属键 按成键原子的电子转移方式 化学键 范德华力氢键 分子间作用力本质：原子之间形成共用电子对（或电子云重叠） 特征：具有方向性和饱和性σ键特征 电子云呈轴对称（如s —s σ键、 s —p σ键、p —p σ键)π键 特征电子云分布的界面对通过键轴的一个平面对称（如p —p π键）成键方式共价单键—σ键共价双键—1个σ键、1个π键共价叁键—1个σ键、2个π键 规律 键能：键能越大，共价键越稳定键长：键长越短，共价键越稳定键角：描述分子空间结构的重要参数用于衡量共价键的稳定性 键参数 共 价 键定义：原子形成分子时，能量相近的轨道混合重新组合成一组新轨道sp 杂化 sp 2杂化sp 3杂化 分类 构型解释： 杂化理论sp 杂化：直线型sp 2杂化：平面三角形sp 3杂化：四面体型杂化轨道理论 价电子理论 实验测定 理论推测 构型判断 分 子 构 型共价键的极性 分子空间构型决定因素由非极性键结合而成的分子时非极性分子（O 3除外）,由极性键组成的非对称型分子一般是极性分子，由极性键组成的完全对称型分子为非极性分子。