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（人教版）高中化学选修3 《物质结构与性质》全部教案学案第一章原子结构与性质一、本章教学目标1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。
2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。
3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。
4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。
5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。
本章知识分析：本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。
总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。
尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。
通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。
注意本章不能挖得很深，属于略微展开。
相关知识回顾（必修2）1.原子序数：含义：（1）原子序数与构成原子的粒子间的关系：原子序数＝＝＝＝。
（3）原子组成的表示方法a. 原子符号：A z X A zb. 原子结构示意图：c.电子式：d.符号表示的意义： A B C D E（4）特殊结构微粒汇总：无电子微粒无中子微粒2e-微粒8e-微粒10e-微粒 18e-微粒2. 元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行叫周期；再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。
第1课时原子结构与元素周期表1.2.1 新题源·课后作业一、选择题(本题包括12小题，每小题5分，共60分)1.2015·试题调研下列说法不正确的是( )A．元素原子的核外电子排布呈现周期性变化是形成元素周期系的根本原因B．周期序号越大，该周期所含金属元素越多C．所有区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级符号D．周期表共18个纵列，可分为7个主族7个副族，1个第Ⅷ族，1个0族解析：除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
答案：C2.2015·湖北高二检测下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的表述中，正确的是( )A．基态原子的N层上只有一个电子的元素，一定是ⅠA族元素B．原子的价电子排布为(n－1)d6～8n s2的元素一定是副族元素C．基态原子的p能级上半充满的元素一定位于p区D．基态原子的价电子排布为(n－1)d x n s y的元素的族序数一定为x＋y解析：基态原子的N层上只有一个电子的元素，是ⅠA族元素，也可能为铬元素或者铜元素，A错误；原子的价电子排布为(n－1)d6～8n s2的元素是第Ⅷ族元素，不是副族元素，B 错误；基态原子的p能级上半充满的元素的基态原子价电子排布式为n s2n p3，则一定属于p 区元素，C正确；基态原子的价电子排布为(n－1)d x n s y的元素的族序数可能为x＋y(x＋y≤7)、可能为第Ⅷ族(10≥x＋y＞7)、还可能为y(x＝10)，D错误。
答案：C3.2015·河北保定高二检测最活泼的金属、最活泼的非金属、常温下呈液态的金属(价电子排布为5d106s2)分别位于下面元素周期表中的( )A．s区、p区、ds区B．s区、p区、d区C．f区、p区、ds区D．s区、f区、ds区解析：如果考虑放射性元素，最活泼的金属是Fr，如果不考虑放射性元素，最活泼的金属是Cs、而Cs和Fr都属于第ⅠA族元素，位于s区；最活泼的非金属是F2，F位于p区；常温下呈液态的金属为Hg，Hg属于过渡元素，其价电子排布为5d106s2，可知Hg属于第六周期第ⅡB族元素，位于ds区。
第二课时元素周期律夯实基础轻松达标1.在下面的价电子构型中,通常第一电离能最小的原子具有哪一种构型(）A.n s2n p3B。
n s2n p4C.n s2n p5D。
n s2n p6n s2n p4的原子失去一个电子后形成n s2n p3的稳定结构，因而其第一电离能最小.2.下列关于微粒半径的说法正确的是(）A。
电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径B.核外电子层结构相同的单核微粒半径相同C.质子数相同的不同单核微粒,电子数越多半径越大D。
电子层数相同的粒子，原子序数越大,原子半径越大,故第ⅦA族元素的原子半径不一定比上一周期第ⅠA族元素的原子半径大，如r(Li）〉r（S)>r(Cl），A错误；对于核外电子层结构相同的单核离子,核电荷数越多,微粒半径越小，B错误；质子数相同的不同单核微粒，阴离子半径〉原子半径>阳离子半径,C正确；同一周期元素的原子具有相同的电子层数,随着原子序数的增大，原子半径逐渐减小,D错误。
3。
对于以下各组微粒的半径,难以确定前者一定大于后者的是(）A.两种原子的核外电子排布分别为:1s22s22p63s23p64s1和1s22s22p63s23p5B。
两种原子的轨道表示式为:和C.3s能级上填有2个电子、3p能级全空的原子与2p能级上填有5个电子的原子D。
3p能级上有一个未成对电子的原子与3p能级上半充满的原子项中前者为K原子后者为Cl原子,原子半径前者大；B 项中前者为Si原子后者为P原子,两者是同周期元素的原子，原子半径前者大于后者;C项中前者为Mg原子后者为F原子,原子半径前者大于后者；D项中前者为Al原子或Cl原子，后者为P 原子，原子半径可能前者大也可能后者大.4.下列关于元素第一电离能的说法不正确的是（)A。
钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的金属性强于钠B。
因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小,故第一电离能必依次增大C.最外层电子排布式为n s2n p6(若只有K层时为1s2)的原子,第一电离能较大D。
第2课时元素的电负性及其变化规律[学习目标定位] 1.知道电负性的概念及其变化规律。
2.学会用电负性判断元素金属性、非金属性以及两成键元素间形成的化学键类型。
一、电负性及其变化规律1．电负性的概念(1)电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
常以最活泼的非金属元素氟的电负性4.0为标度，计算其他元素的电负性。
电负性是一个相对值，没有单位。
(2)元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强，表示该元素越容易接受电子，不易失去电子，形成阴离子的倾向大。
反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱，表示该元素越不易接受电子，容易失去电子，形成阳离子的倾向大。
2．电负性的变化规律观察分析教材图1－3－7元素的电负性示意图，回答下列问题：(1)金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
(2)同一周期，从左到右，元素的电负性递增。
(3)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。
(4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈递减趋势。
(5)电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在元素周期表的左下角。
3．元素的化合价与原子结构的关系(1)元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是价电子排布有着密切关系。
(2)除Ⅷ族的某些元素和0族外，元素的最高价等于它所在族的序数。
(3)非金属元素的最高化合价和它的负化合价的绝对值之和＝8(氢、氟、氧除外)。
(4)稀有气体元素的化合价在通常情况下为0，过渡元素的价电子数较多，但所具有的能量相差不大，因此过渡元素具有多种价态。
4．元素周期律的实质(1)元素性质的周期性变化取决于元素核外电子排布的周期性变化。
(2)同主族元素性质的相似性取决于原子的价电子排布的相似性；同主族元素性质的递变性取决于原子的核外电子层数的增加。
(3)主族元素是金属元素还是非金属元素取决于原子中价电子的多少。
1.电负性是元素的一种基本性质，随着原子序数的递增呈现周期性的变化。
第一章原子结构与性质一。
原子结构1、能级与能层2、原子轨道3、原子核外电子排布规律（1）构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错:由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错.（说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
)（2）能量最低原理原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理.（3）泡利（不相容）原理:一个轨道里最多只能容纳两个电子,且电旋方向相反（用“↑↓"表示），这个原理称为泡利原理。
(4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同)时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特规则。
比如，p3的轨道式为，而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时,原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态.前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
4、基态原子核外电子排布的表示方法(1）电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数,这就是电子排布式，例如K ：1s22s22p63s23p64s1.②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K ：［Ar]4s1。
第3课时原子结构与元素的性质课后·训练提升合格考过关检验1.下列与碱金属元素有关的比较中不正确的是( )。
A.锂与水反应不如钠与水反应剧烈B.还原性:K>Na,故K可以从NaCl溶液中置换出金属钠C.熔、沸点:Li>Na>KD.碱性:LiOH<NaOH<KOH答案:B解析:锂的金属活动性比钠的金属活动性弱,锂与水反应不如钠剧烈,A项正确。
还原性K>Na>Li,但K不能置换出NaCl溶液中的Na,而是与H2O反应,B项不正确。
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Li到Cs,碱金属元素的金属性逐渐增强,最高价氧化物对应的水化物的碱性依次增强,即碱性LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH,D 项正确。
2.下列有关卤素单质的说法正确的是( )。
A.从F2到I2,单质密度逐渐减小B.从F2到I2,单质氧化性增强C.H2与F2不能共存D.碘与铁反应生成FeI3答案:C解析:从F2到I2,单质密度逐渐增大,氧化性逐渐减弱,A、B项错误。
H2与F2混合后在暗处就可以发生剧烈的化合反应并爆炸,故两者不能共存,C项正确。
碘与铁反应生成FeI2,D项错误。
3.下列预测某些碱金属元素及其化合物性质的结论错误的是( )。
选项已知某些碱金属元素及其单质的性质预测某些碱金属元素及其单质的性质A锂、钠、钾三种元素在自然界中都以化合态存在铷元素和铯元素在自然界中都以化合态存在答案:D解析:A项,锂、钠、钾三种元素在自然界中都以化合态存在,原因是它们的单质都很活泼,易与氧等结合为化合物,铷和铯的单质更活泼,故该预测结论正确。
B项,钾单质与空气中的氧气反应比钠单质更剧烈,原因是钾单质比钠单质活泼性强,铷单质和铯单质比钾单质更活泼,故该预测结论正确。
C项,钾单质与水反应比钠单质更剧烈,原因是钾单质比钠单质活泼性强,铷单质和铯单质比钾单质更活泼,故该预测结论正确。
第3节原子结构与元素性质第1课时电离能及其变化规律[学习目标定位] 1.知道原子结构与元素性质间的关系规律。
2.正确理解元素电离能的含义及其变化规律，会用电离能的概念分析解释元素的某些性质。
一、元素的电离能及其变化规律1．元素的电离能(1)电离能的概念：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能，常用符号I表示，单位为kJ·mol－1。
(2)第一电离能是指处于基态的气态原子失去一个电子，生成＋1价气态阳离子所需要的能量，符号为I1。
M(g)===M＋(g)＋e－I1(3)第二电离能是指由＋1价气态阳离子再失去一个电子形成＋2价气态阳离子所需要的能量，符号为I2。
依次还有第三电离能I3，第四电离能I4等。
M＋(g)===M2＋(g)＋e－I2M2＋(g)===M3＋(g)＋e－I3同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序，变化规律是依次增大。
2．电离能的意义电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表示在气态时该原子越难失去电子。
因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。
3．元素第一电离能变化规律(1)元素第一电离能的变化趋势如下图所示：(2)观察分析上图，回答下列问题：①同一周期，从左到右，元素的第一电离能总体上逐渐增大，表示元素原子越来越难失去电子。
原因：随着核电荷数增大，原子半径逐渐减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强。
②同一主族，自上而下，元素的第一电离能逐渐减小，表明元素原子越来越容易失去电子。
原因：同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。
③过渡元素的第一电离能变化不太规则，同一周期，从左到右，第一电离能略有增加。
原因：对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排布在(n－1)d或(n－2)f轨道上，原子核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。
④同周期ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能的变化出现反常的原因是：ⅡA族的元素原子的最外层原子轨道为n s2全充满稳定状态；ⅤA族元素原子的最外层原子轨道为n p3半充满的稳定状态。
第1节原子结构模型课后篇素养形成必备知识基础练1.自从1803年英国化学家道尔顿提出原子论以来,人类对原子结构的认识不断深入、不断发展,通过实验事实不断地丰富、完善原子结构理论。
请判断下列关于原子结构的说法正确的是( )A.所有的原子都含有质子、中子和电子三种基本构成微粒B.每一类原子中的质子、中子和电子三种基本构成微粒的个数都是相等的C.原子核对电子的吸引作用的实质是原子核中的质子对核外电子的吸引D.原子中的质子、中子和电子三种基本构成微粒不可能再进一步分成更小的微粒,大多数原子都含有质子、中子和电子三种基本构成微粒,故A错误;原子中质子数等于电子数,但中子数与质子数或电子数不一定相等,故B错误;质子带正电,电子带负电,则原子核对电子的吸引作用的实质是原子核中的质子对核外电子的吸引,故C正确;随着科学的发展,可认识到质子等微粒还可以再分成更小的微粒,故D错误。
2.下列说法中正确的是( )A.s轨道电子云呈球形,表示电子绕原子核做圆周运动B.电子云图中的小黑点密度越大,说明该原子核外空间电子数目越多C.n s能级的原子轨道图可表示为D.3d表示d能级有3个轨道轨道电子云呈球形,表示电子在以原子核为中心的一定区域的圆球范围内运动,而不是做圆周运动,A项错误;电子云中的小黑点仅表示在此区域出现的概率,B项错误;s能级原子轨道为球形,C项正确;3d表示第三电子层上的d能级。
3.下列说法正确的是( )A.1s轨道的电子云形状为圆形的面B.2s的电子云半径比1s电子云半径大,说明2s能级的电子比1s的多C.4f能级中有7个原子轨道D.电子在1s轨道上运动像地球围绕太阳旋转轨道为球形,所以1s轨道的电子云形状为球形,故A错误;2s的电子云比1s的电子云大,s 电子云的大小与电子层有关,与电子数无关,故B错误;每个f能级都有7个原子轨道,故C正确;电子在原子核外做无规则的运动,不会像地球围绕太阳有规则的旋转,故D错误。
第一章原子结构与性质第一节原子结构 .................................................................................................................. - 1 - 第1课时能层与能级构造原理 .............................................................................. - 1 - 第2课时基态原子核外电子排布原子轨道 ........................................................ - 13 - 第二节原子结构与元素的性质 ........................................................................................ - 27 - 第1课时原子结构与元素周期表 ............................................................................ - 27 - 第2课时元素周期律 ................................................................................................ - 41 -第一节原子结构第1课时能层与能级构造原理一、能层与能级1．能层(1)意义：根据多电子原子的核外电子的________差异，将核外电子分成不同的能层。
(2)符号：能层序数一、二、三、四、五、六、七分别用________________表示。
2．能级(1)意义：根据多电子原子中同一能层电子________不同，将它们分成不同的能级。
(2)符号：在每一能层中，能级符号分别为n s、n p、n d、n f……，其中n代表________。
第四课时原子结构与元素的性质[明确学习目标] 1.了解碱金属、卤素在周期表中的位置。
2.了解碱金属、卤素原子结构特点，了解原子结构与元素性质的关系。
3.了解碱金属、卤素性质的相似性与递变性，并能初步运用原子结构理论解释。
学生自主学习碱金属元素1.结构特点(1)碱金属元素的原子结构(2)结构特点：碱金属元素原子结构的共同点是□16最外层电子数相同，都是1个电子，不同点是□17电子层数和原子半径不同，其变化规律是随着核电荷数的增加，电子层数逐渐□18增多，原子半径逐渐□19增大。
2．碱金属的性质(1)物理性质(2)化学性质①与O2反应②与水反应卤族元素1．卤族元素的原子结构及其特点卤族元素包括：□01F、Cl、Br、I(写元素符号)。
其原子结构示意图为：原子结构特点如下：(1)相似性：最外层电子数都是□027。
(2)递变性：F→I，核电荷数逐渐□03增大，电子层数逐渐□04增多，原子半径逐渐□05增大。
2．卤素单质的物理性质3．卤素单质的化学性质(1)与H2反应得出结论：从F2到I2，与H2反应剧烈程度依次□24减弱，生成气态氢化物的稳定性依次□25减弱。
(2)卤素单质间的置换反应得出结论：Cl2、Br2、I2三种卤素单质的氧化性由强到弱的顺序是□35 Cl2>Br2>I2，相应卤素离子的还原性由强到弱的顺序是□36I－>Br－>Cl－。
1．钾比钠活泼，钾能否从NaCl溶液中置换出钠？提示：不能，钾会先与NaCl溶液中的水反应。
2．如何从结构上理解碱金属元素从上到下金属性逐渐增强？提示：从上到下，碱金属元素原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失电子变得越来越容易，故从上到下，金属性逐渐增强。
3．氯气能从NaBr溶液中置换出Br2，F2比Cl2活泼，F2能否从NaBr溶液中置换出Br2?提示：因为F2能与H2O发生反应(2F2＋2H2O===4HF＋O2)，所以F2不能从其他卤化物的盐溶液中置换出卤素单质。
4．如何从结构上理解卤族元素从上到下单质的氧化性逐渐减弱？提示：卤族元素从上到下电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，所以原子得电子的能力逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱。
课堂互动探究知识点一碱金属元素性质的相似性和递变规律1．碱金属原子结构与性质的关系2.相似性(用R表示碱金属元素)3．递变性具体情况如下：1同主族元素性质类似，下列关于碱金属元素的说法中正确的是() A．从上到下，原子半径和单质的熔沸点逐渐减小B．Cs的活动性强于K，则Cs可从K的盐溶液中置换出KC．Li、Na、K均可保存在煤油中D．Li＋、Na＋、K＋、Rb＋、Cs＋的离子半径逐渐增大，氧化性逐渐减弱[批注点拨][解析]碱金属元素从上到下原子半径逐渐增大，单质的熔沸点逐渐降低，A 错误；碱金属性质很活泼，在盐溶液中首先和水发生反应，故不能把其他金属置换出来，B错误；锂的密度比煤油小，应保存在液体石蜡中，C错误；碱金属元素从上到下金属性逐渐增强，所以对应阳离子的氧化性逐渐减弱，D正确。
[答案] D[练1]下列关于碱金属元素的说法正确的是()①原子结构的相同点是最外层电子数相同，都为1②原子结构的不同点是随核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大③具有相似的化学性质，都是活泼金属④都具有强还原性，在化合物中显＋1价⑤化学性质有差别，从Li到Cs，失电子能力逐渐增强A．①③④B．①③⑤C．②④⑤D．全部答案 D解析碱金属元素原子的最外层都有一个电子，都易失去一个电子，具有强还原性，在化合物中显＋1价，①③④正确；碱金属元素从Li到Cs，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的束缚力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，②⑤正确。
[练2]以下关于锂、钠、钾、铷、铯的叙述不正确的是()①对应氢氧化物中碱性最强的是CsOH②单质熔点最高的是铯③与O2反应均可得到多种氧化物④单质的密度依次增大，均要保存在煤油中⑤单质的还原性依次增强⑥对应离子的氧化性依次增强A．①③⑤B．②④⑥C．②③④⑥D．①⑤答案 C解析元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性也越强，由于金属性最强的元素是Cs，所以对应的氢氧化物中碱性最强的是CsOH，①正确；碱金属单质的熔、沸点随着原子序数的增加而降低，所以单质熔点最低的是铯，②错误；Li与O2反应只能得到Li2O，③错误；Li的密度比煤油小，不能保存在煤油中，应该保存在液体石蜡中，④错误；碱金属元素随原子序数的增加，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，所以其单质的还原性依次增强，所以它们对应离子的氧化性依次减弱，⑤正确、⑥错误。
知识点二卤族元素性质的相似性和递变规律1．从原子结构角度认识卤族元素性质的递变规律2．卤族元素单质化学性质的相似性和递变性(1)相似性(用X代表卤族元素)(2)递变性①与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，即：稳定性：HF>HCl>HBr>HI；还原性：HF<HCl<HBr<HI。
②最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱，即酸性：HClO4>HBrO4>HIO4。
(3)卤素单质的特殊性质①氟元素无正价，无含氧酸。
②在常温下Br2是唯一的一种液态非金属单质。
③碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝色。
2已知常温下氯酸钾与浓盐酸反应放出氯气，现进行氯气的性质实验(如图)。
玻璃管内装有分别滴有不同溶液的白色棉球，反应一段时间后，对图中指定部位颜色描述正确的是()选项①②③④A 黄绿色橙色蓝色无色B 无色橙色紫色白色C 黄绿色橙色蓝色白色D 黄绿色无色紫色白色[批注点拨][解析]常温下氯酸钾与浓盐酸反应放出Cl2，Cl2的颜色是黄绿色，①处充满黄绿色的Cl2；Cl2进入玻璃管后与②处NaBr溶液发生置换反应生成Br2，溴的水溶液颜色为橙色，所以②处的白色棉球变为橙色；Cl2和③处KI溶液反应置换出I2，淀粉溶液遇I2变蓝，③处棉球变为蓝色；④处Cl2与NaOH溶液反应生成NaCl、NaClO的水溶液，用来进行Cl2的尾气吸收，尽管反应生成的物质均为无色，但棉球本身是白色的，所以④处的颜色为白色。
[答案] C[练3]下列说法中，不符合第ⅦA族元素性质特征的是()A．易形成－1价离子B．最高价氧化物的水化物显酸性(氟除外)C．从上到下元素的非金属性依次增强D．从上到下元素对应氢化物的稳定性依次减弱答案 C解析第ⅦA族元素的原子最外层都有7个电子，易得到1个电子形成－1价离子，A不符合题意；氟元素无正价，其余卤族元素的最高价氧化物的水化物都显酸性，B不符合题意；从上到下卤族元素随着核电荷数的增加，非金属性逐渐减弱，对应氢化物的稳定性也逐渐减弱，C符合题意，D不符合题意。
[练4]下列关于卤族元素由上到下性质递变的叙述，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．④⑤答案 C解析卤族元素由上到下：①单质的氧化性逐渐减弱；②单质的颜色逐渐加深；③气态氢化物的稳定性逐渐减弱；④单质的沸点逐渐升高；⑤阴离子的还原性逐渐增强，故C正确。
[知识拓展]同主族元素性质的递变规律本课归纳总结1.必记两种方法(1)元素金属性强弱可以从其单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度，以及其最高价氧化物对应水化物的碱性强弱来判断。
(2)元素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，或与氢气生成氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性强弱来判断。
2．卤素单质物理性质氯气黄绿色，液溴深红棕，碘是紫黑固。
氯气易液化，溴易挥发，碘易升华。
3．熟记几个化学方程式学习效果检测1．下列不属于碱金属单质通性的是()A．硬度小、密度小、熔点低B．导热、导电性能强C．焰色反应的颜色相近D．强还原性答案 C解析碱金属单质的硬度小、密度小、熔点低，是热和电的良导体，A、B 不符合题意；碱金属元素的焰色反应颜色各不相同，如钠为黄色、钾为紫色(透过蓝色钴玻璃观察)等，C符合题意；碱金属元素原子都易失去1个电子，故单质具有强还原性，D不符合题意。
2．下列关于卤族元素的叙述正确的是(用X表示卤素原子)()A．随核电荷数的增加，X－的半径逐渐增大，还原性逐渐减弱B．随核电荷数的增加，氢化物的稳定性逐渐增强C．单质与水反应均可表示为X2＋H2O===HX＋HXOD．随核电荷数的增加，单质的颜色逐渐加深答案 D解析随核电荷数的增加，X－的电子层数逐渐增多，离子半径逐渐增大，离子的还原性逐渐增强，故A错误；卤族元素由上到下，非金属性逐渐减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，故B错误；氯、溴、碘单质与水反应可表示为X2＋H2O===HX＋HXO，氟单质和水反应生成的是HF和O2，故C错误；卤族元素由上到下，单质的颜色逐渐加深，由F2→I2，单质的颜色依次是浅黄绿色、黄绿色、深红棕色、紫黑色，故D正确。
3．下列关于碱金属元素的叙述中，错误的是()A．碱金属元素原子最外层都只有1个电子B．按Li、Na、K、Rb、Cs顺序，单质的熔、沸点升高，密度增大C．随核电荷数增加，对应氢氧化物的碱性增强D．随电子层数增加，原子半径增大，金属性增强答案 B解析碱金属元素原子最外层都只有1个电子，A正确；按Li、Na、K、Rb、Cs顺序，单质的熔、沸点逐渐降低，密度呈逐渐增大的趋势，但钾的密度比钠小，B错误；随核电荷数增加，碱金属元素的金属性逐渐增强，对应氢氧化物的碱性逐渐增强，C正确；随电子层数增加，原子半径增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，碱金属元素的金属性逐渐增强，D正确。
4．下列关于卤素的叙述正确的是()A．卤素是典型的非金属元素，因此不能与其他非金属元素化合B．卤素单质越活泼，其熔、沸点就越高C．卤素单质都能和水剧烈反应D．卤素单质都能和H2反应，且气态氢化物的稳定性随单质氧化性的增强而增强答案 D解析卤素是典型的非金属元素，能与其他非金属性较弱的非金属元素化合，例如氢气与氯气在光照条件下生成HCl，A项错误；从上到下，卤族元素的非金属性逐渐减弱，单质的活泼性逐渐减弱，但相对分子质量逐渐增大，熔、沸点逐渐升高，B项错误；卤素单质与水反应的剧烈程度与其非金属性有关，只有F2与水能剧烈反应，C项错误；卤素的非金属性越强，单质的氧化性越强，生成气态氢化物的稳定性越强，D项正确。
5．下列对碱金属性质的叙述中，正确的是()A．碱金属元素的单质具有强还原性，可置换出硫酸铜溶液中的铜单质B．碱金属单质在空气中燃烧生成的都是过氧化物C．碱金属单质与水反应生成碱和氢气D．碱金属单质熔、沸点随着原子序数递增而升高答案 C解析碱金属元素的单质具有强还原性，易与H2O反应，故不能从盐溶液中置换出不活泼的金属，A项错误；锂在空气中燃烧生成的是氧化锂，而不是过氧化锂，B项错误；碱金属单质的熔、沸点随着原子序数的递增而降低，D项错误；碱金属都能与水反应生成对应的碱和氢气，C项正确。
