2020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

-1-EvaluationWarning:ThedocumentwascreatedwithSpire.Docfor.NET.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□05HXO4(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-2-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－。[点拨提升]1．卤素单质性质的相似性(1)与H2反应：X2＋H2==============一定条件2HX(I2与H2的反应为可逆反应)。-3-(2)与活泼金属(如Na)反应：2Na＋X2=====点燃2NaX。(3)与H2O反应①X2＋H2OHX＋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)，Cl2＋H2==============光照或点燃2HCl，Br2＋H2=====200℃2HBr，I2＋H2高温2HI。(3)HF为弱酸，HCl、HBr、HI均为强酸，且其酸性逐渐增强。[练习与活动]1．卤素是最活泼的一族非金属，下列关于卤族元素的说法正确的是()A．卤素单质的最外层电子数都是7B．从上到下，卤素原子的电子层数依次增多，半径依次减小C．从F到I，原子核对最外层电子的吸引能力依次减弱，原子得电子能力依次减弱D．卤素单质与H2化合的容易程度为F2Cl2Br2I2答案C解析卤素原子最外层有7个电子，而不是单质最外层有7个电子，A项错误；卤素原子从F到I，电子层数依次增多，半径依次增大，原子核对最外层电子吸引能力依次减弱，原子得电子能力依次减弱，故B项错误，C项正确；单质与H2化合的容易程度为F2Cl2Br2I2，故D项错误。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：At2I2B．砹在常温下为白色固体-4-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答案C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，则砹可能为黑色固体，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Cl2At2，所以At2不能从溶液中置换出Cl2，D项不正确。规律方法(1)F无含氧酸，因为F无正价。(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，或从其单质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[自主学习]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□011个电子。(2)最高化合价均为□02＋1价。(3)都是活泼的金属元素，单质都能与□03氧气、□04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□05碱性。2．性质的递变性-5-1．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。[点拨提升]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，金属单质的还原能力逐渐增强。(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。-6-[练习与活动]3．下列关于碱金属的叙述中，不正确的是()A．钾元素比钠元素的金属性强B．钾和钠的焰色分别为紫色和黄色C．碱金属都能和水反应，生成氢氧化物并放出氢气D．碱金属的熔点随着电子层数的增加而升高答案D解析D项，碱金属的熔点随电子层数的增加而降低。4．某主族元素的原子最外层是第5层，其上有1个电子，下列描述中正确的是()A．常温下，其单质与水反应不如钠与水反应剧烈B．其原子半径比钾原子半径小C．其碳酸盐易溶于水D．其氢氧化物不能使氢氧化铝溶解答案C解析由主族元素原子的第五电子层上只有一个电子可知：该元素位于周期表第5周期ⅠA族，为Rb(铷)。由同一主族元素性质递变规律可知，Rb的金属性强于Na，故其与水的反应比Na更剧烈；RbOH的碱性强于NaOH，因NaOH可使Al(OH)3溶解，则RbOH也一定能使Al(OH)3溶解；Rb、K同主族，且Rb比K多一个电子层，则Rb的原子半径比K的原子半径大；又Na2CO3、K2CO3均易溶于水，可类推出Rb2CO3也应易溶于水。规律方法同周期、同主族元素性质的递变规律-7-三、元素周期表的应用[自主学习]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□01半导体材料。(2)在过渡金属元素中寻找□02优良的催化剂，并通过加入少量稀土元素改善性能。(3)在第ⅣB到第ⅥB族的过渡金属元素中寻找□03耐高温、□04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□05超导材料、□06磁性材料等。2．利用元素周期表指导探矿(1)相对原子质量较小的元素，地壳中含量□07较多；相对原子质量较大的元素，地壳中含量□08较少。(2)原子序数是偶数的元素地壳中含量□09较多，原子序数是奇数的元素地壳中含量□10较少。(3)地球表面的元素多数呈现□11高价态，岩层深处的元素多数呈现□12低价态。(4)□13碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈。镓(Ga)与铝同族，请写出镓的氯化物和氨水反应的化学方程式。-8-提示：GaCl3＋3NH3·H2O===Ga(OH)3↓＋3NH4Cl。[点拨提升]1．元素周期表中的“位”“构”“性”2．元素的原子结构与元素在周期表中位置的关系结构→位置原子序数＝质子数周期序数＝电子层数主族序数＝最外层电子数3．原子结构与元素性质的关系结构→性质①同周期最外层电子数越少，原子半径越大→越易失电子，金属性越强②同周期最外层电子数越多，原子半径越小→越易得电子，非金属性越强4．元素性质与元素在周期表中位置的关系位置↓性质→同主族→相似性：化学性质相似递变性：从上到下，得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强同周期→递变性：从左到右，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强[练习与活动]5．碲(Te)是52号元素，位于周期表中第ⅥA族，处于金属区与非金属区的交界线上。下列叙述中错误的是()A．碲的单质具有半导体的性能B．碲化氢(H2Te)比H2S更稳定-9-C．碲可在空气中燃烧生成二氧化碲(TeO2)D．H2TeO4的酸性比H2SO4弱答案B解析Te元素在元素周期表的第5周期ⅥA族，处于金属区与非金属区的交界线上，有半导体的性能，故A正确；同主族元素自上而下原子得电子能力减弱，则氢化物稳定性H2TeH2S，B错误；最高价氧化物对应水化物的酸性H2TeO4H2SO4，D正确；ⅥA族元素(R)在空气中燃烧都能生成RO2，C正确。6.四种短周期元素在周期表中的位置如图，其中只有M为金属元素。下列说法不正确的是()A．原子半径ZMB．Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比X的弱C．X的最简单气态氢化物的热稳定性比Z的小D．Z位于元素周期表中第2周期ⅥA族答案B解析由题给信息可知，M为Al元素，X为Si元素，Y为N元素，Z为O元素。原子半径AlSiNO，A项正确；因为O的非金属性比Si强，所以气态氢化物的热稳定性H2OSiH4，C项正确；O元素位于周期表的第2周期ⅥA族，D项正确。规律方法位—构—性相互推断题的解题方法-10-本课归纳总结