18年春高中化学第1章原子结构与元素周期律1.3.2预测同主族元素的性质课时训练鲁科版必修2
人教版化学选择性必修2 第二节第二课时元素周期律课件
。
D.氯仿的化学名称是四氯化碳
(2)属于离子化合物的是 ①④ 。 5.A 原电池工作时,阳离子向正极移动,应从左到右通过离子交换膜,故A正确;当闭合开关K时,X附近溶液先变红,说明X极生成OH-,应为电解池的阴极,故B错误;闭合K时,A是
负极,负极上发生失电子的氧化反应,电极反应式为2K2S2-2e-==== K2S4+2K+,故C错误;当有0.1 mol K+通过离子交换膜,即有0.1 mol e-转移时,根据2H++2e-====H2↑知产生 0.05 mol H2,标准状况下的体积是1.12 L,故D错误。
4.应用:判断金属性、非金属性强弱的依据。
微思考3根据电负性的变化规律分析预测,元素周期表中电 负性最大的元素是哪种元素?电负性最小的元素是哪种元素 (放射性元素除外)?
提示:电负性最大的元素为F,电负性最小的元素为Cs。
微训练3下列对电负性的理解中不正确的是( D )。 A.电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准 B.元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大 小
2.衡量标准:以氟的电负性为 4.0 和锂的电负性为 1.0 数),可知x=2、y=2,可知28.7 g镀镍试剂含有m(Ni2+)=10×0.01 mol×
作为相对标准,得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。
3.递变规律(一般情况)。 (1)同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐 变大 。 (2)同族元素从上到下,元素的电负性逐渐 变小 。
层电子对数为4，P原子的最外层存在1对孤对电子，则PH3的空间构型是三角锥形。N(CH3)3中N原子的价层电子对数为4，N(CH3)3中参与形成配位键的孤电子对占据的轨
道是sp3；
高中化学第一章原子结构与元素周期律第三节元素周期表的应用第2课时预测同主族元素的性质教案鲁科版必
2021-4-29 20XX年复习资料教学复习资料班级：科目：第2课时 预测同主族元素的性质[学习目标] 1.能根据学习过的一些典型元素的性质预测同主族其他元素的性质。
2.学会运用元素周期表学习元素化合物知识的方法。
一、卤族元素性质的相似性与递变性[自主学习]1．第ⅦA 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□017个电子。
(2)最高正价除F 外均显□02＋7价，最低负价为□03－1价。
(3)气态氢化物的通式为□04HX(X 表示卤素)。
(4)最高价氧化物对应的水化物的通式为□05HXO 4(F 除外)，且都具有很强的□06酸性。
(5)在氧化还原反应中，它们的单质常做□07氧化剂。
2．性质的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：Cl 2＋2Br －===Br 2＋2Cl －，Cl 2＋2I －===I 2＋2Cl －，Br 2＋2I －===I 2＋2Br －。
[点拨提升]1．卤素单质性质的相似性(1)与H 2反应：X 2＋H 2==============一定条件2HX(I 2与H 2的反应为可逆反应)。
(2)与活泼金属(如Na)反应：2Na ＋X 2=====点燃2NaX 。
(3)与H 2O 反应①X 2＋H 2O HX ＋HXO(X ＝Cl 、Br 、I)；②2F 2＋2H 2O===4HF ＋O 2。
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Cl 2＋2Br －===Br 2＋2Cl －，Cl 2＋2I －===I 2＋2Cl －，Br 2＋2I －===I 2＋2Br －。
②卤素单质与变价金属(如Fe)反应时，F 2、Cl 2、Br 2生成高价卤化物(如FeX 3)，而I 2只能生成低价卤化物(如FeI 2)。
(2)与H 2反应的难易及氢化物稳定性随着原子序数的递增，与H 2反应越来越难，生成的氢化物的稳定性逐渐减弱。
原子结构与元素的性质PPT课件
最外层一个电子所需能量(I1)的范围：
I1
__4_1_9__ < I1 <___7_3_8___。
-
16
跟踪练习
1.下列说法正确的是（ C ）
A.在所有元素中，氟的第一电离能最大 最大的是稀有气体元素He
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 反常现象: 同周期ⅡA > ⅢA、 VA > VIA
C.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
１、影响因素
原子半径 取决于 1、电子的能层数
的大小
2、核电荷数
原
子 同主族，由于
半 电子能层的增
径 逐 渐
加使电子间的 斥力增大而带
增 来的原子半径
大 增大的趋势。
原子半径逐渐减小
同周期电子能层数相同， 由于核电荷数的增加 使核对电子的引力增 加而带来的原子半径 减小的趋势。
-
6
例1 比较下列微粒半径的大小：
(3)同种元素的原子与离子，核外电子数越多， 微粒半径 越大 。 Mg > Mg2+
(4)电子层结构相同的离子，核电荷数越大离子
半径 越小 。
O2->Na+
-
8
二、电离能（阅读课本P17）
1、概念
气态电中性基态原子失去一个电子 转化为气态基态正离子所需要的最低能 量叫做第一电离能。
用符号I1表示，单位：kJ/mol
1. 下列左图是根据数据制作的第三周期元素 的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、 VIIA元素的电负性变化图。
-
24
-
25
2.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主 族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。 查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍 和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸 性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电 负性解释对角线规则。
高一下学期化学第一章3-2《预测同主族元素的性质》课件
2Na + 2H2O ═ 2NaOH + H2 ↑
Mg、水、酚酞
加热前——无明显现象， Mg + 2H2O ═△
加热后——大量气泡，
Mg(OH)2 + H2 ↑
红色明显
(缓慢)
结论：Mg的活泼性不如Na
第二组实验：Mg、Al与盐酸反应
反应物 Mg、盐酸 Al、盐酸
现象
反应迅速，产生 大量气泡
反应较慢，缓 缓产生气泡
(2)同主族元素性质的递变性（以ⅠA、ⅦA为例）
原 子
ⅠA
半
径
金 属 性 依 次 增 强
起 主 要 作
用失
核 电 荷 数 依
电 子 能
次 增 大
原 子 半 径 依 次 增 大
LI Na K Rb
力
依
Cs
次
增
Fr
强
原
ⅦA
子 半
径
F
起
主
Cl Br
原 子 半 径 依 次
核 电 荷 数 依 次
要 作
用得 电 子
结论：核外电子排布呈现周期性变化
2.原子结构中的电子排布
核外电子排布图
结论：核外电子排布呈现周期性变化
核外电子排布呈现周期性变化决定了 元素的性质 必然呈现周期性变化
元素的 性质
原子半径
化合价 金属性 非金属性 氧化性 还原性 电负性
电离能
元素的化合价
原子序数 最高正价
最低负价
特例
1～2
1０
3～10 ＋1 ＋５ －４ －１ ０ F、O 11～18 ＋1 ＋７ －４ －１ ０ 结论：随着原子序数的递增，元素的化合价呈 现 周期性 变化。
1.3 元素周期表的应用 课时3 预测元素及其化合物的性质 课件【新教材】鲁科版()高一化学必修二
应
具有 酸性 氧化物的性质,能与
碱、碱性氧化物
反应
Si与C同主族,且 CO2 具 有酸性氧化物的性质
具有 氧化性
Si元素为 +4 价
具有酸的性质,能与 碱 反应,但酸性 Si与C同主族,且非金属性
较弱,弱于 碳酸、磷酸 等
: Si<C
3.化学性质验证 (1)硅 a.硅的位置和存在
在元素周期表中的位置 元素在自然界中的存在形式 物理性质 用途
H2O。
典题精练 1.光导纤维是一种比头发丝还细的玻璃纤维丝,其主要成分为二氧化硅,下列 有关二氧化硅表述正确的是 ( A )
A.二氧化硅不是制造太阳能电池的材料 B.二氧化硅是酸性氧化物,不与任何酸发生反应 C.二氧化硅可以与水反应生成硅酸 D.二氧化硅既能与氢氟酸反应,又能与NaOH溶液反应,故二氧化硅是两性氧化物
4.能证明碳酸比硅酸酸性强的实验事实是 ( D ) A.CO2是气体,SiO2是固体 B.高温下能发生反应:Na2CO3+SiO2 Na2SiO3+CO2↑ C.CO2溶于水,而SiO2却不溶于水 D.CO2通入Na2SiO3溶液中有胶状沉淀生成 解析 酸性强弱与这种酸的酸酐所处的状态无关,所以A项不正确;B项 反应在高温下发生,利用了CO2的沸点低的性质,B项不正确;C项是它们的物 理性质,C项不正确;D项“强酸制弱酸”能够证明两者的酸性强弱,D项正确。
Na2CO3+H2SiO3↓,说明硅酸
(2)不能。“强酸制弱酸”一般用于水溶液中的复分解反应。题中反应由
SiO2生成CO2是在高温下进行的,不是在水溶液中进行的。
4.石英的主要成分是SiO2,试回答下列问题。 (1)用适量NaOH溶液溶解石英,则溶解过程中石英主要发生了什么反应? (2)过滤,向滤液中加入盐酸,至沉淀不再产生,此过程中发生了什么反应? (3)微热,浓缩硅酸溶液,加热蒸干溶液,并使固体完全分解,中间发生了什么变 化?
高中化学第一章原子结构与元素周期律第3节课时2预测同主族元素的性质课件鲁科版必修
3．下列各组物质性质的比较中正确的是( ) A．酸性：H3PO4>H2SO4>HClO4 B．碱性：Mg(OH)2>Ca(OH)2>KOH C．热稳定性：H2S>H2O>HF D．氧化性：F2>Cl2>Br2>I2
D [元素非金属性 Cl>S>P，则酸性 HClO4>H2SO4>H3PO4，A 不正确；元素金属性 K>Ca>Mg，则碱性 KOH>Ca(OH)2>Mg(OH)2， B 不正确；元素非金属性 F>O>S，则热稳定性：HF>H2O>H2S，C 不正确；元素非金属性 F>Cl>Br>I，则氧化性 F2>Cl2＞Br2＞I2。]
(2)递变性 结构及性质
原子半径
单质的还原性
规律
增大 增强
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
剧烈 增强
3.同主族元素性质的递变规律
增强 减弱
二、元素周期表的应用 1．利用元素周期表寻找新材料 (1)在金属元素和非金属元素的交界处寻找 半导体材料。 (2)在过渡元素中寻找优良的 催化剂，并通过加入少量稀土元素 改善其性能。 (3)在ⅣB 到ⅥB 的过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的材料，用以 制造火箭、导弹、宇宙飞船等。 (4)利用元素周期表还可以寻找合适的超导材料、磁性材料等。
复习课件 高中化学第一章原子结构与元素周期律第3节课时2预测同主族元素的性质课件鲁科版必修
第一章 原子结构与元素周期律
第3节 元素周期表的应用 课时2 预测同主族元素的性质
目标与素养：1.以ⅠA 族、ⅦA 族元素为例，掌握同主族元素性 质的递变规律。(证据推理)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。(微观探析)3.掌握由同主族元素的性质特点预测 不熟悉元素的性质。(模型认知)4.了解元素周期表的应用。(社会责任)
高中化学鲁科版必修2 第1章第3节第2课时 预测同主族元素的性质 课件
知识点一 卤族元素、碱金属元素性质的递变规律 [自主学习]
1．卤族元素性质递变规律的探究 (1)相似性
元素 最外层电子数
氟(F)
氯(Cl) 溴(Br) 相同(都为7)碘(I)ຫໍສະໝຸດ 最高化合价 ___无_____
＋7
＋7
＋7
最低化合价
－1
－1
－1
－1
元素 存在形态
气态氢化 物化学式
氟(F) HF
氯(Cl) 溴(Br) 化合态
4．探矿方面的应用 地球上化学元素的分布与它们在周期表中的位置是密切相 关的。 (1)相对原子质量较小的元素在地壳中含量多，相对原子质量 较大的元素在地壳中含量少。 巧记方法：小多大少。 (2)原子序数为偶数的元素在地壳中含量多，原子序数为奇数 的元素在地壳中含量少。 巧记方法：偶多奇少。
(3)地表元素多呈高价，地层深处元素多呈低价。 (4)碱金属为亲石元素，主要富集于___岩__石__圈____上层。 (5)同一区域的元素往往形成同生矿，如银、铜、金常相处于 同一矿石中。
解析：我们熟悉碱金属中钠的性质，而铯与钠同主族，其结 构上的相似性和递变性决定了它们在化学性质上的相似性 和递变性。铯和钠一样，最外层只有一个电子，在化合物中 通常显＋1 价；氢氧化钠是强碱，而铯的金属性比钠强，所 以其最高价氧化物对应的水化物也是一种强碱；和钠一样， 铯也可以用电解熔融盐的方法制取；碳酸钠受热不易分解， 类比可推知碳酸铯也不易分解。
[解析] 本题考查同主族元素性质的推断。N 元素位于第 2 周
期，A 错；非金属性 S>P，则 PH3 的稳定性弱于 H2S，B 错；
N 元素最高价氧化物对应水化物的化学式为 HNO3，C 错；非
金属性 P>As，故 H3AsO4 酸性比 H3PO4 弱，D 对。
高中化学鲁科版2019必修2课件第1章第3节第2课时研究同主族元素的性质预测元素及其化合物的性质
子层数最多,则原子半径最大,D说法正确。
化学
学习任务2
预测元素及其化合物的性质
NO.1 自主学习·夯实基础
1.多角度预测硅及其化合物的性质
硅及其
化合物
预测
依据
原子
结构
硅(Si)
元素在
元素周
期表中
的位置
预测
角度
性质预测
性质体现
相似性
②作用:成为化学家的得力工具,为研究 物质结构 、 发现新元素
合成新物质
、
寻找新材料 提供了许多有价值的指导。
(2)在科技生产中的应用
D.Ts在同族元素中原子半径最大
解析:现行元素周期表最后一种元素为118号元素,则117号元素位于第7周
期ⅦA族。Ts位于第7周期ⅦA族,则最外层电子数是7,A说法正确;ⅦA族元
素随原子序数的增大,单质由气体递变为固体,碘为固体,则Ts的单质在常
温下是固体,B说法不正确;ⅦA族元素随原子序数的增大,非金属性逐渐减
渐减弱,对应氢化物的稳定性也逐渐减弱,C不正确;单质的颜色分别为淡
黄绿色、黄绿色、深红棕色、紫黑色,D正确。
化学
4.(2021·四川广安月考)IUPAC 将第 117 号元素命名为 Ts,中文名为“ ”。下列说法
中,不正确的是( B )
A.Ts的最外层电子数是7
B.Ts的单质在常温下是气体
C.Ts在同族元素中非金属性最弱
提示:Cl2、Br2、I2的氧化性由强到弱的顺序为Cl2>Br2>I2,相应阴离子的还原性由强
到弱的顺序为I->Br->Cl-。
化学
高中化学_元素周期表的应用(第2课时)教学设计学情分析教材分析课后反思
鲁科版高一化学必修2第一章第三节元素周期表的应用第2课时预测同主族元素的性质§1-3 元素周期表的应用（第2课时）预测同主族元素的性质一、【教材分析】（一）知识脉络在学过原子结构、元素周期律和元素周期表之后，结合《化学1（必修）》中学习的大量元素化合物知识，通过对第3周期元素原子得失电子能力强弱的探究，整合ⅧA族元素及其化合物的性质，以及对金属钾性质的预测等一系列活动，归纳得出同周期、同主族元素的性质递变规律，体会元素在周期表中的位置、元素的原子结构、元素性质（以下简称“位、构、性”）三者间的关系，学会运用元素周期律和元素周期表指导化学学习、科学研究和生产实践。
（二）知识框架本节教学知识内容主要包括三个部分，即三个课时完成。
一是认识同周期元素性质递变外规律；二是预测同主族元素的性质递变规律分两个课时完成学习任务；三是“位、构、性”关系规律及应用。
本课时的是第二课时。
（三）与其它版本教材区别人教版教材是在元素周期表基础上，根据第ⅠA族和第ⅦA族元素性质的递变通过归纳得出元素周期律；而鲁科版教材则是在学过元素周期律和元素周期表之后，让学生根据原子结构理论预测第3周期、第ⅠA族和第ⅦA族元素原子得失电子能力的递变规律和金属钾性质，再通过自己设计实验去验证。
教材这样处理旨在培养学生的探究能力，引导学生学会运用元素周期律和元素周期表来指导化学学习和科学研究。
我认为这一点更符合学生认知规律。
（四）本课时地位和作用第二课时更是利用第一课时掌握的研究问题的方式方法的基础上，进一步探究同主族的规律，从而进一步完善元素周期表元素性质的相似性和递变性规律。
为第三课时研究“位、构、性”打下坚实基础。
二、【学情分析】本节是鲁科版《化学2（必修）》第一章《原子结构和元素周期律》第三节，元素周期表的应用。
本章第一节和第二节的内容主要介绍了原子结构、元素周期律和元素周期表的知识，学生已经掌握原子核外电子排布的规律和元素周期律的知识，认识了元素周期律是原子核外电子排布周期性变化的必然结果，元素周期表是周期律的具体表现形式，初步了解了元素周期表的意义和重要用途，知道了元素周期表是今后学习化学和进行科学研究的重要工具。
高中化学第1章原子结构元素周期律第3节第2课时研究同主族元素性质的递变规律
12/8/2021
第九页，共四十四页。
知识(zhī shi) 新知(xīn zhī)预 自主(zìzhǔ)测
铺垫
习
试
课前篇自主预习
二、预测元素及其化合物的性质
1.硅元素的单质及其化合物 硅、二氧化硅(SiO2)、硅酸(H2SiO3)、硅酸钠(Na2SiO3)等。 2.硅及其化合物的性质
硅及其化合 物的化学式 Si
垫
新知(xīn zhī)预
习
自主(zìzhǔ)测试
3.下列关于第ⅠA族和第ⅦA族元素的说法正确的是( )
①第ⅠA族元素都是金属元素
②第ⅠA族元素都能形成+1价的离子
③第ⅦA族元素的最高正价都为+7
④第ⅦA族元素从上到下简单气态氢化物的热稳定性逐渐减弱
A.①③ B.②③ C.②④
D.③④
答案:C
解析:第ⅠA族元素还包括氢,氢为非金属元素,①错误;第ⅠA族元素最外层
同主族元素性质的相似性和递变性
问题探究
请从原子结构的角度分析造成碱金属元素、卤族元素性质的相似性和 递变性的原因。你能从中体会出元素之间存在着什么样的内在联系和内部 规律性?
提示:碱金属元素、卤族元素性质相似的原因是各自的最外层电子数 目相同,递变性是由于随着核电荷数的增大电子层数逐渐增多、原子半径 逐渐增大,原子核对外层电子的作用力逐渐减弱所致。根据上述分析可得, 最外层电子数相同的元素的原子,性质具有一定的相似性,且随着电子层数 的增多又具有一定的递变性。
颜色 硬度 导电、导热性 密度 熔、沸点
银白色(除 Cs 外) 柔软 很强 逐渐增大(但 ρK<ρNa) 逐渐降低
12/8/2021
第五页，共四十四页。
鲁科版高中化学必修二 元素周期表的应用 原子结构元素周期律课件(第2课时)
21.在以元第素Ⅶ周A族期为表例中，，请同根主据族同元主素族原元子素的结核构外和电特子点排预布测有什，么同特主点族？ 原子的得失电子能力如何变化？
原
子
半
同主族元素，从上到下，元素原子得电
径
逐 子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强。
渐
增
大ห้องสมุดไป่ตู้
一、同主族元素的性质 1．第ⅦA族元素性质的相似性和递变性
（1）最高价氧化物对应水化物酸性
物质 预测及其依据
实验方案 实验现象
实验结论
结果和结论
氯能置换出溴，溴能置换出碘 同主族元素最外层电子数相同，主要化合价相同；同主族元素 从上到下，随着原子核外电子层数增多，原子半径增大，原子核对 最外层电子的引力减小，元素原子得电子能力减弱。
探究思考
1.由第ⅦA族元素得出同主族元素性质既有相似性，也有递变性，这 对其它的主族而言适应吗？对同主族的金属元素适应吗？
2.第ⅠA族元素性质的相似性和递变性 (1)人们把__Ⅰ__A__族__中__的__金__属__元__素__L_i、__N_a_、__K__、__R_b_、__C_s_____等称为碱金属 元素。
3.请你观察钾元素在元素周期表中的位置，预测金属钾和其他碱金属 元素的性质。并设计实验验证。
(2)碱金属性质的相似性和递变性。
2.决定元素性质递变的本质原因是什么？ 同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，核电荷数依次递增。也就是说， 元素原子结构的递变决定了元素性质的递变。
同主族元素性质的预测
1.在元素周期表中，同主族元素原子的核外电子排布有什么特点？ 2.以第ⅦA族为例，请根据同主族元素结构和特点预测，同主族 原子的得失电子能力如何变化？
2.元素性质的递变规律 (1)元素原子半径的周期性变化。
预测同主族元素的性质-课件
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13、知人者智，自知者明。胜人者有 力，自 胜者强 。2021/3/62021/3/62021/3/62021/像泥块 一样任 意揉捏 。2021年3月6日星期 六2021/3/62021/3/62021/3/6
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15、最具挑战性的挑战莫过于提升自 我。。2021年3月2021/3/62021/3/62021/3/63/6/2021
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10、阅读一切好书如同和过去最杰出 的人谈 话。2021/3/62021/3/62021/3/63/6/2021 10:34:57 AM
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11、越是没有本领的就越加自命不凡 。2021/3/62021/3/62021/3/6M ar-216- Mar-21
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12、越是无能的人，越喜欢挑剔别人 的错儿 。2021/3/62021/3/62021/3/6Saturday, March 06, 2021
相似点
电子层数相同 最外层电子数较多
易结合电子（非金属性较强）
不同点
核电荷数： 氧族 < 卤族 最外层电子数：氧族 < 卤族 原子半径： 氧族 > 卤族
得电子能力 (非金属性) (氧化性)
氧族 < 卤族
卤族与氧族结构的相似与不同 必然决定它们性质上的相似与不同
氧族与相应卤族单质性质的比较
相似点
⑴ 都能与大多数金属反应 ⑵ 都能形成气态氢化物 ⑶ 最高价氧化物对应水化物均为酸
不同点
气态氢化物的稳定性：氧族(H2R) < 卤族(HR) 最高价氧化物对应水化物的酸性：
氧族(H2RO4) < 卤族(HRO4)
非金属性： 氧族 < 卤族
元素的非金属性越强，越易与氢气反应，气态 氢化物越稳定，最高价氧化物的水化物酸性越强。
新人教版学高中化学第一章第二节原子结构与元素的性质元素周期律一教案选修
[核心素养发展目标] １．宏观辨识与微观探析：能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能之间的递变规律，能利用递变规律比较原子（离子）半径、元素第一电离能的相对大小。
２．证据推理与模型认知：通过原子半径、元素第一电离能递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用该认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
一、原子半径１．原子半径的影响因素及递变规律（１）影响因素（２）递变规律１同周期：从左到右，核电荷数越大，半径越小（稀有气体除外）。
２同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。
２．离子半径的大小比较（１）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。
例如：r（O２—）>r（F—）>r（Na＋）>r（Mg ２＋）>r（Al３＋）。
（２）带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例如：r（Li＋）<r（Na＋）<r（K＋）<r（Rb＋）<r（Cs＋），r（O２—）<r（S２—）<r（Se２—）<r（Te２—）。
（３）同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。
例如：r （Cl—）>r（Cl），r（Fe）>r（Fe２＋）>r（Fe３＋）。
（４）核电荷数、电子层数均不相同的离子可选一种离子参照比较。
例如，比较r（K＋）与r（Mg２＋）可选r（Na＋）为参照，r（K＋）>r（Na＋）>r（Mg２＋）。
例１（２0１8·聊城二中高二月考）下列对原子半径的理解不正确的是（）A．同周期元素（除稀有气体元素外）从左到右，原子半径依次减小B．对于第三周期元素，从钠到氯，原子半径依次减小C．各元素的原子半径总比其离子半径大D．阴离子的半径大于其原子半径，阳离子的半径小于其原子半径【考点】微粒半径的大小与比较【题点】微粒半径的大小与比较的综合答案C解析同周期元素（除稀有气体元素外），随原子序数增大，原子核对核外电子吸引增大，原子半径减小，A、B项正确；原子形成阳离子时，核外电子数减少，核外电子的排斥作用减小，故阳离子半径小于其原子半径；而原子形成阴离子时，核外电子的排斥作用增大，阴离子半径大于其原子半径，C项错误，D项正确。
2018版高中化学 第1章 原子结构与元素周期律 1.3.2 预测同主族元素的性质学案 鲁科版必修2
第2课时预测同主族元素的性质[学习目标定位] 1.以ⅠA族、ⅦA族元素为例，掌握同主族元素性质的递变规律。
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.能根据学习过的一些典型元素的性质预测同主族其他元素的性质。
4.了解元素周期表的应用。
一、卤族元素原子结构与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2.卤族元素性质的递变性(1)卤族元素单质的物理性质及递变性(2)卤素单质与H2的反应(3)卤素单质间的置换反应归纳总结卤族元素性质的递变性关键提醒(1)42易和水发生反应)。
(2)卤素元素气态氢化物的酸性从上到下逐渐增强。
氢氟酸为弱酸，其余为强酸。
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2．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二、碱金属元素原子结构与性质的相似性与递变性1．碱金属元素原子结构和性质的相似性原子的最外电子层都有____个电子，最高化合价均为____价，都是活泼的金属元素，单质都能与氧气、水等物质发生反应，在自然界中以________形式存在，最高价氧化物对应的水化物一般具有很强的________。
2．碱金属元素性质的递变性(1)已知 1.4 g锂在空气中加热充分反应，可生成 3.0 g氧化物，该反应的化学方程式是________________________________________________________________________。
(2)将一坩埚加热，同时取一小块金属钾擦干表面的煤油后，迅速投到热坩埚中，观察到的现象是____________，若与钠在空气中燃烧现象相比较，其结论是_________________________ ________________________________________________________________________。
第一章第二节《原子结构与元素的性质》全课时(人教版选修三)
1.元素周期表有几个周期？这几个周期如 何分类？ 2.每一周期包含多少种元素？ 3.元素周期表有一个纵行？分为几个族？这 几个族如何分类？ 4.从左到右依次是什么族？
原子核外电子排布与周期的划分
写出以下四组原子的电子排布式，探寻规律 第1周期：H、He 第2周期：Li、C、O、Ne 第3周期：Na、Si、S、Ar 第4周期：K、Cr、Cu、Kr 除第一周期外，每周期原子核外电子排布从填 s p 充____能级开始，充满_____能级结束。 元素的周期数 每周期元素种数 该元素的最大能层数 相应能级组中原子轨 道所能容纳的电子数
电离能
第一电离能（I1） 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态 基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
第二电离能（I2）
原子的+1价气态基态正离子再失去一个电子所 需要的能量叫做第二电离能。
电离能变化规律
①同一周期内随着原子序数的增加,元素的第 增大 一电离能总体呈________的趋势，但有曲折， ⅡA ⅢA ⅤA ⅥA 就I1而言，____族＞____族，____族＞____族。 碱金属 同一周期内,_________的第一电离能最小， 稀有气体 __________的第一电离能最大。 I1（C）＜I1（O）＜I1（N）
元素 Al
B
Be C
CI F
Li
Mg N
Na O
P
S
Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 性
3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
5.解释对角线原理
课堂练习
根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化
合物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华， 试回答下列问题：
(鲁科版)高中化学必修二同课异构课件：1.3.2预测同主族元素的性质(B案)
怎样证明氮、磷、砷元素的非金属性逐渐减弱？
氮
N2O5
HNO3
磷
砷
P2O5
H3PO4
As2O5 H3AsO4
酸 性 减 弱
NH3
PH3
AsH3
稳 定 性 降 低
为什么氮、磷、砷元素的非金属性逐渐减弱？ 电子层数增加，原子半径增大，获得电子的 趋势逐渐减弱，所以非金属性逐渐减弱。
氧族元素的原子结构
第1章 原子结构与元素周期律 第3节 元素周期表的应用
第2课时 预测同主族元素的性质
周期表中同主族、同周期元素性质的变化规律
ⅠA Ⅱ ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
A
O
１
２
３
元素原子得电子能力逐渐增强 元素原子失电子能力逐渐增强
B
元素原子得电子
Al
Si
４
５ ６ ７
Ge As
Sb Te Po At
稀 有 气 体
氧族元素单质化学性质的比较 最高价氧化物水化物的酸性
化学式 H2SO4 H2SeO4 H2TeO4 减 弱 酸性 化学式 H2S H2Se H2Te 减 弱 稳定性
元素的非金属性越强，它的最高价氧化物的水化物的酸性越强
氧族元素与相应的卤族元素的比较
原子结构的比较：
相似点 硫
16
S
2, 8 , 6
元 素 电子层排布 氧
O
2,6
硫
S
2,8,6
硒
Se
2,8,18,6
碲
Te
2,8,18,18,6
相同点： 最外层6个电子
不同点：
易结合2个电子，非金属性强
核电荷数依次增大（对吸引电子的影响较小） 电子层数依次增多 原子半径依次增大 得电子的能力依次减弱 失电子的倾向依次增强 非金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强
第一章原子结构与元素周期律元素周期律和元素周期表(共三课时)
以18号元素核外 分析归纳 最外层电子数随原子序数
电子排布为例 递增呈周期性变化
决定 ①元素原子半径的周期性变化 总结归纳 元素周期律
②元素主要化合价的周期性变化 元素周期律实质
【点评】结合学生已有的原子结构知识，让学生填写并记住每个周期所含元素的种数，有助于推断原子序数一定的元素在周期表中的位置。
【阅读、思考】在周期表中有两个特殊的位置，镧系和锕系，阅读课文P14倒数第二段，说出这些元素在周期表中什么位置？结构上有何特点？
【总结陈述】在第六周期中，从57号镧（La）到71号元素镥（Lu），共15种元素，它们的最外层和次外层电子层结构及元素的化学性质十分相似，这15种元素总称为镧系元素。排在周期表第六行，第三列。
【达标检测】
1、元素周期律的内容和实质是什么？
2、下列元素原子半径最大的是
A、Li B、F C、Na D、Cl
3、下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是
A、Li Na K B、Ba2+ Ca2+ Mg2+ C、Ca2+ K+ Cl- D、N O F
【小结、板书】随着原子序数的递增，元素的原子最外层电子排布呈现周期性变化。
并且有下列规律：电子层数相同的元素的原子随原子序数的增加，半径逐渐减小。
【讲述】稀有气体元素的原子半径教材中没有列出，它跟邻近的非金属元素的原子相比显得特别大，这是由于测定稀有气体元素的原子半径的根据与其它元素的原子半径不同。
【点评】利用质疑，引入新课题，可激发学生的学习兴趣，有助于学生明确学习目的。
【板书】第二节 元素周期律和元素周期表
一、 元素周期律
【交流与研讨】（1）分组填写教材P11页表中所缺的内容；
高中化学选择性必修二 第1章第2节 原子结构与元素的性质 讲义
第二节原子结构与元素的性质一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1．元素周期律：元素性质随着原子核电荷数递增发生周期性的递变。
2．元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。
这个序列中的元素性质随着核电荷数递增发生周期性重复。
3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。
【注】元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
二、构造原理与元素周期表1．核外电子排布与周期的划分(1)电子排布与周期划分的本质联系根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素数。
第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。
其余各周期总是从n s能级开始，以n p结束，而从n s能级开始以n p结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。
(2)规律：①周期序数＝电子层数。
②本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的2倍＝对应能级组最多容纳的电子数。
2．核外电子排布与族的划分(1)划分依据：取决于原子的价电子数目和价层电子排布。
(2)特点：同族元素的价电子数目和价层电子排布相同。
(3)规律①对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价层电子全部排布在n s 或n s 、n p 轨道上(见下表)。
价层电子数 = 族序数。
③稀有气体元素：价电子排布为n s2n p6(He除外)。
三、元素周期表1．元素周期表的结构2．元素周期表的分区(1)根据核外电子排布根据核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可把周期表里的元素划分成4个区：s区、p区、d区和f区（除ΙB、ⅡB族外。
）(2)根据元素金属性与非金属性①金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。
②处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。
s区的元素除氢外，也全部是金属元素。
【注】p区元素价电子不都是n s2n p1～6，如He元素的价电子为2s2。
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第2课时预测同主族元素的性质课时训练7 预测同主族元素的性质基础夯实1.下列关于同主族元素的说法中错误的是( )A.同主族元素原子序数递增,元素原子失电子能力逐渐增强B.同主族元素原子序数递增,单质氧化性逐渐增强C.同主族元素原子最外层电子数都相同D.同主族元素的原子半径,随原子序数增大而逐渐增大答案:B2.已知钾在空气中燃烧生成KO2。
自然界中仅存在极微量的金属钫(Fr),它的已知同位素都有放射性,它是碱金属元素中密度最大的元素。
根据它在周期表中的位置预言其性质,其中不正确的是( )A.在已知元素中(稀有气体除外),它具有最大的原子半径B.在空气中燃烧时,生成氧化物Fr2OC.氧化物的水化物是极强的碱D.单质的失电子能力比钠强答案:B解析:根据同主族和同周期元素性质递变规律可知,原子半径最大的元素位于周期表的左下角,即钫,A正确;碱金属元素从上到下,失电子能力逐渐增强,D正确;由于Na在氧气中燃烧生成Na2O2,K在氧气中燃烧生成KO2,据此可知,Fr在空气中燃烧应生成比Fr2O更复杂的氧化物,B错误。
3.我国在砷化镓太阳能电池研究方面处于国际领先地位。
砷(As)和镓(Ga)都是第4周期元素,分别属于ⅤA和ⅢA族。
下列说法中,不正确的是( )A.原子半径:Ga>As>PB.热稳定性:NH3>PH3>AsH3C.酸性:H3AsO4>H2SO4>H3PO4D.Ga(OH)3可能是两性氢氧化物答案:C解析:元素的非金属性越强,其相应的最高价含氧酸的酸性越强,所以酸性:H2SO4>H3PO4>H3AsO4,故C项错误。
4.X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。
下列叙述中能说明X的得电子能力比Y强的是( )A.X原子的电子层数比Y原子的电子层数多B.与H2化合的能力X<YC.X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定D.Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来答案:C解析:ⅦA族元素,原子的电子层数越大,得电子能力越弱,越难与H2化合,所以选项A、B错误;气态氢化物的稳定性、非金属单质之间的置换关系,是判断非金属性强弱的依据,选项D错误。
5.导学号52140073下列叙述中正确的是( )A.同周期元素的原子半径ⅦA族的为最大B.在周期表中0族元素的单质全部是气体C.ⅠA、ⅡA族元素的原子,其半径越大越难失去电子D.所有主族元素的原子形成单核离子时的最高价数都和它的族序数相等答案:B解析:本题可根据同周期、同主族元素的性质递变规律来分析判断,同周期元素从左到右元素的原子半径逐渐减小,则同周期元素的原子半径以ⅦA族的为最小;ⅠA、ⅡA族元素的原子,其半径越大越容易失去电子;所有主族元素的原子形成单核离子时的最高价数不一定和它的族序数相等,如氧、氟无正价。
6.下列叙述不正确的是( )A.H2S、H2O、HF的稳定性依次增强B.RbOH、KOH、Mg(OH)2的碱性依次减弱C.Na+、Mg2+、Al3+的氧化性依次减弱D.H2SiO3、H2CO3、H2SO4酸性依次增强答案:C解析:Na+、Mg2+、Al3+的核外电子排布完全相同,因核电荷数依次增大,故原子核对外层电子的吸引能力依次增大,得电子能力增强,氧化性逐渐增强,只有C项错误。
7.下列事实正确,且能说明氟元素的非金属性比氯元素强的是( )①HF比HCl稳定②F2能与NaCl溶液反应生成Cl2③HF的酸性比HCl的强④F2的氧化性比Cl2的强⑤F2与氢气化合比Cl2与氢气化合容易⑥HF的还原性比HCl的弱A.①③⑤B.②④⑥C.①②③D.①④⑤⑥答案:D解析:元素的单质与氢气越容易化合,元素的氢化物越稳定,其非金属性越强,①⑤符合题意;氢化物的酸性强弱不能作为判断元素非金属性强弱的依据,且氢氟酸为弱酸,盐酸为强酸,③不符合题意;非金属单质间的置换反应可以说明非金属性的强弱,但F2通入NaCl溶液中与水反应生成氧气,不能生成氯气,②不符合题意;对应阴离子或氢化物的还原性越强,其非金属单质的氧化性越强,对应非金属性越强,④⑥符合题意。
8.短周期元素M、X、Y、Z,其中X、Y、Z在周期表中所处的位置如图所示。
M元素原子的最外层电子数为其次外层电子数的2倍。
X、Y、Z三种元素原子质子数之和为32。
则下列说法正确的是( )A.M元素无负化合价B.原子半径:M>X>Y>ZC.Y的最高价氧化物的化学式为YO2D.Z元素无正化合价答案:D解析:M元素原子的核外电子排布为,则M为碳。
设在X、Z中间的元素的原子序数为m,则X、Z、Y的原子序数分别为m-1、m+1、m+8,由题意可得(m-1)+(m+1)+(m+8)=32,解得m=8,即X为N、Y为S、Z为F。
C元素在化合物中有-4价,如CH4中,A错;原子半径:S>C>N>F,B错;S 的最高价氧化物的化学式为SO3,C错;F只有负价没有正价,D对。
9.导学号52140074W、X、Y、Z均为短周期主族元素,原子序数依次增加,且原子核外L电子层的电子数分别为0、5、8、8,它们的最外层电子数之和为18。
下列说法正确的是( )A.单质的沸点:W>XB.阴离子的还原性:W>ZC.氧化物的水化物的酸性:Y<ZD.X与Y不能存在于同一离子化合物中答案:B解析:因为W、X、Y、Z均为短周期主族元素,由原子核外L电子层电子数分别为0、5、8、8可知,W为氢元素,X为氮元素,又因为它们的最外层电子数之和为18可知,Y与Z的最外层电子数之和为12,Z的原子序数大于Y,所以Y是磷元素,Z是氯元素。
氢气和氮气均为分子晶体,相对分子质量大的沸点高,故A项错误;氢元素的非金属性弱于氯元素,所以阴离子的还原性W>Z,B项正确;未指明最高价氧化物的水化物,不能判断酸性的强弱,C项错误;氮与磷可以存在于同一离子化合物中,如磷酸铵,D项错误。
10.元素周期表对化学研究和生产实践具有十分重要的意义,请将下表中A、B两栏的内容用各自的序号对应起来。
答案:②⑤⑥④③①解析:根据教材“元素周期表在指导生产实践中的作用”的介绍,即可作答。
能力提升11.导学号52140075现有部分短周期元素的性质或原子结构如下表:(1)元素X的一种同位素可用于测定文物年代,这种同位素的符号是。
(2)元素Y与氢元素形成一种离子Y,写出某溶液中含该微粒的检验方法:。
(3)元素Z与元素T相比,得电子能力较强的是(用元素符号表示),下列表述中能证明这一事实的是。
①常温下Z的单质和T的单质状态不同②Z的氢化物比T的氢化物稳定③一定条件下Z和T的单质都能与氢氧化钠溶液反应(4)探寻物质的性质差异性是学习的重要方法之一。
T、X、Y、Z四种元素的最高价氧化物的水化物中化学性质明显不同于其他三种的是,理由是。
答案:(1 C (2)在溶液中加入NaOH溶液然后加热,用湿润的红色石蕊试纸检验产生的气体,如果试纸变蓝,证明溶液中含N(3)Cl ②(4)H2CO3H2CO3是弱酸解析:(1)由题意知T为硫,X为碳,Y为氮,Z为氯。
碳元素的一种核素C可用于测定文物年代。
(2)常利用铵盐与碱共热产生碱性气体NH3的方法检验N的存在。
(3)元素Cl与S相比,非金属性较强的应为Cl,可用对应的氢化物的稳定性进行比较。
(4)T、X、Y、Z四种元素的最高价氧化物对应的水化物依次是H2SO4、H2CO3、HNO3、HClO4,其中H2CO3是弱酸。
12.(1)在短周期元素中,与水反应最剧烈的金属单质是(请用化学式填写,下同);元素的气态氢化物最稳定的是;元素的最高价氧化物对应的水化物中碱性最强的是;元素的最高价氧化物对应的水化物中酸性最强的是。
(2)短周期元素中,原子半径最大的非金属元素的原子是(填元素符号)。
答案:(1)Na HF NaOH HClO4(2)Si13.下表是元素周期表的一部分,回答下列有关问题:(1)在①~元素中,金属性最强的元素是,非金属性最强的元素是,最不活泼的元素是。
(均填元素符号)(2)元素⑦与元素⑧相比,非金属性较强的是(用元素符号表示),下列表述中能证明这一事实的是。
a.常温下⑦的单质和⑧的单质状态不同b.⑧的氢化物比⑦的氢化物稳定c.一定条件下⑦和⑧的单质都能与氢氧化钠溶液反应(3)第3周期中原子半径最大的元素是(填元素符号),跟它同周期的原子半径最小的元素是(填元素符号),它们可以形成的化合物的化学式为。
答案:(1)K F Ar (2)Cl b (3)Na ClNaCl解析:由题目给出的各元素在元素周期表中的位置,可以判断①~元素分别为N、F、Na、Mg、Al、Si、S、Cl、Ar、K、Ca、Br。
(1)在元素周期表中同一周期从左到右元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强;同一主族从上到下元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。
因此在①~元素中最活泼的金属元素为⑩号元素K,最活泼的非金属元素为②号元素F,最不活泼的元素为⑨号元素Ar。
(2)元素⑦为S,元素⑧为Cl,其非金属性强弱为Cl>S,可以通过其气态氢化物的稳定性或最高价含氧酸的酸性强弱来判断。
(3)第3周期元素原子半径从左到右依次减小(除稀有气体元素外),因此原子半径最大的为Na,最小的为Cl,它们可形成NaCl。