高中化学第1章原子结构与元素周期律第3节元素周期表的应用第1课时认识同周期元素性质的递变规律学案Word文档下载推荐.docx
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C.将打磨过的镁条和铝片分别与热水作用,并向其中滴入酚酞溶液
D.将空气中放置已久的26Al、26Mg的单质分别与热水作用
答案 C
解析 通过比较两单质分别与水(或非氧化性酸)反应的剧烈程度或比较Al(OH)3和Mg(OH)2碱性强弱,进而判断Mg、Al的金属性强弱。
A项,单质的硬度和熔点与元素金属性强弱无关;
B项,AlCl3和MgCl2分别与少量的NaOH溶液反应,生成Al(OH)3和Mg(OH)2沉淀,无法比较元素的金属性强弱;
D项,在空气中久置,二者表面均附着氧化物,与热水均不反应,无法比较元素金属性的强弱。
思维启迪——元素原子失电子能力(即金属性)强弱的判断依据
(1)比较元素的单质与水(或非氧化性酸)反应置换出氢气的难易程度。
置换反应越容易发生,元素原子失电子的能力越强。
(2)比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。
一般来说,碱性越强,元素原子失电子的能力越强。
(3)比较金属阳离子的氧化性的强弱。
对主族元素而言,最高价金属阳离子的氧化性越强,则对应金属元素原子失电子的能力越弱。
(4)比较金属单质间的置换反应。
一般在水溶液里若Xn++Y―→X+Ym+,则Y比X失电子能力强。
例2 下列事实不能用于判断金属性强弱的是( )
A.金属单质间发生的置换反应
B.1mol金属单质在反应中失去电子的多少
C.金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
D.金属元素的单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度
考点 碱金属的性质与原子结构的关系
题点 金属性强弱的判断
答案 B
解析 金属单质在反应中失去电子的多少,不能作为判断金属性强弱的依据,如1molAl反应失去的电子比1molNa多,但Al的金属性比Na弱。
思维启迪
(1)元素金属性的强弱实质是原子失电子的难易,凡是能直接或间接地比较化学变化中原子失电子的难易,即可比较元素金属性的强弱。
(2)金属性强弱与失去电子的多少无关,取决于原子失去电子的能力。
(3)单质的物理性质不能作为判断元素金属性强弱的因素。
例3 对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是( )
A.碱性:
NaOH<
Mg(OH)2<
Al(OH)3
B.阳离子氧化性:
Na+>
Mg2+>
Al3+
C.单质的还原性:
Na<
Mg<
Al
D.离子半径:
答案 D
解析 Na、Mg、Al金属原子失电子能力逐渐减弱,单质的还原性逐渐减弱,最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱,由于离子半径:
Al3+,故氧化性:
Na+<
Mg2+<
Al3+。
规律总结
同周期从左到右,主族金属元素单质的还原性减弱,金属阳离子的氧化性增强。
二、同周期元素原子得电子能力的比较
1.硅、磷、硫、氯元素原子得电子能力强弱
Si
P
S
Cl
判断依据
与氢气反应
高温
磷蒸气与氢气能反应
加热
光照或点燃
由难到易的顺序为Si<P<S<Cl
最高价氧化物对应的水化物的酸性
H2SiO3:
弱酸
H3PO4:
中强酸
H2SO4:
强酸
HClO4:
酸性:
HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
结论
Si、P、S、Cl的得电子能力逐渐增强
2.同周期元素性质递变规律
在同一周期中,各元素原子的核外电子层数相同,但从左至右核电荷数依次增多,原子半径逐渐减小,原子核对外层电子的吸引力逐渐增大,原子得电子能力逐渐增强,非金属性逐渐增强。
例4 具有相同电子层数的X、Y、Z三种元素,已知它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱顺序为HXO4>
H2YO4>
H3ZO4,则下列判断中正确的是( )
A.离子半径:
X>
Y>
Z
B.单质的氧化性:
C.气态氢化物的稳定性:
X<
Y<
D.阴离子的还原性:
解析 根据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱判断出同周期元素X、Y、Z在周期表中的位置从左到右的顺序为Z、Y、X,也可以根据最高化合价(分别为+7、+6、+5)进行判断,进而再运用元素周期律判断元素及其单质的各项性质。
(1)解此类题目须明确元素在周期表中的位置,再利用元素性质变化规律判断。
(2)同周期从左到右:
非金属单质氧化性增强,非金属阴离子的还原性减弱。
例5 下列不能说明氯的得电子能力比硫强的事实是( )
①HCl比H2S稳定 ②HClO氧化性比H2SO4强 ③HClO4酸性比H2SO4强 ④Cl2能与H2S反应生成S⑤Cl原子最外层有7个电子,S原子最外层有6个电子⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3,S与Fe反应生成FeS
A.②⑤B.①②C.①②④D.①③⑤
答案 A
解析 气态氢化物稳定性越高,元素非金属性越强,①可以说明;
最高价氧化物的水化物酸性越强,元素非金属性越强,②不能说明,③可以说明;
Cl2能置换出H2S中的S,④可以说明;
最外层电子数的多少不能说明元素非金属性的强弱,⑤不可以说明;
Fe与Cl2、S分别反应生成FeCl3、FeS,说明非金属性Cl>
S,⑥可以说明。
只有②⑤不能说明氯的得电子能力比硫强的事实。
思维启迪
(1)元素非金属性的强弱实质是元素原子得电子的难易,凡是能直接或间接地比较化学反应中原子得电子的难易,即可比较元素非金属性的强弱。
(2)比较元素非金属性强弱时应注意以下几点:
①单质或化合物物理性质方面的规律与元素非金属性强弱无关。
②含氧酸的氧化性强弱与元素的非金属性的强弱无关。
③根据含氧酸的酸性强弱比较元素非金属性的强弱时,必须是最高价含氧酸。
④原子在反应中获得电子数目的多少与元素非金属性的强弱无关。
⑤无氧酸(气态氢化物水溶液)的酸性强弱与元素非金属性强弱无必然联系。
同周期元素(稀有气体元素除外)原子结构与性质的递变规律
项目
同周期(从左到右)
原子半径
逐渐减小
主要化合价
+1→+7(O、F除外),-4→-1
元素原子的失电子能力
逐渐减弱
元素原子的得电子能力
逐渐增强
单质
氧化性
还原性
离子
阳离子的氧化性
阴离子的还原性
气态氢化物
稳定性
最高价氧化物对应的水化物
酸性
碱性
1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×
”)
(1)同周期从左到右随着核电荷数的增加,离子半径依次减小( )
(2)第3周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强( )
(3)同周期中,第ⅠA族元素(H除外)金属性最强,第ⅦA族元素非金属性最强( )
(4)从Li→F,Na→Cl,元素的最高化合价呈现从+1→+7价的变化( )
(5)Na、Mg、Al的最高价氧化物对应的水化物均为强碱( )
(6)已知酸性:
盐酸>碳酸>硫酸,则证明元素原子得电子能力:
Cl>C>Si( )
(7)根据Cl2+2KI===I2+2KCl,证明元素原子得电子能力:
Cl>I( )
答案
(1)×
(2)×
(3)√ (4)×
(5)×
(6)×
(7)√
2.(2017·
三门峡高一检测)下列能说明非金属性S强于P的是( )
A.S的颜色比P4的颜色深
B.P4能在常温下自燃,而S不能
C.酸性:
H2S<
H3PO4
D.酸性:
H2SO4>
解析 物理性质不能作为非金属性强弱的比较依据;
P4的自燃是其着火点低的缘故,与非金属性无关;
H2S不是S的最高价氧化物对应的水化物,不能作为比较的依据。
3.(2018·
滁州定运检测)下列叙述中能判断A金属比B金属失电子能力强的是( )
A.A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少
B.A原子的电子层数比B原子的电子层数多
C.1molA从酸中置换出的H2比1molB从酸中置换出的H2多
D.常温时,A能从水中置换出H2,而B不能
解析 A项,只指出A、B两种元素原子的最外层电子数的多少,不能确定两元素原子核电荷数及其原子半径的大小,不能确定A、B失电子能力的强弱;
B项,电子层数少的原子不一定比电子层数多的原子失电子能力弱;
C项,原子失电子的多少不能说明原子失电子能力的强弱,如1molAl比1molNa与足量稀HCl反应时生成的H2多,但Al不如Na活泼;
D项,说明A比B失电子能力强。
4.下列关于第3周期元素的相关内容叙述不正确的是( )
A.Na、Mg、Al最外层电子数依次增多,其单核离子的氧化性依次增强
B.P、S、Cl最高正价依次升高,对应的气态氢化物的稳定性依次增强
C.第3周期ⅦA族元素的原子半径最大
D.Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱
解析 Na、Mg、Al原子的最外层电子数依次为1、2、3,其原子的还原性依次减弱,但离子的氧化性依次增强;
P、S、Cl的最高正价分别为+5、+6、+7,依次升高,由于P、S、Cl的得电子能力依次增强,其所对应的气态氢化物稳定性也依次增强;
除稀有气体外,第3周期元素的原子半径从左到右逐渐减小,因此这一周期ⅦA族元素的原子半径最小;
因Na、Mg、Al的失电子能力依次减弱,则它们的氢氧化物的碱性应依次减弱。
5.X、Y为同一周期的元素,如果X原子半径大于Y的原子半径,则下列说法不正确的是( )
A.若X、Y均为金属元素,则X的金属性强于Y
B.若X、Y均为金属元素,则X的阳离子的氧化性比Y的阳离子的氧化性强
C.若X、Y均为非金属元素,则Y的气态氢化物比X的气态氢化物稳定
D.若X、Y均为非金属元素,则最高价含氧酸的酸性Y强于X
解析 X、Y为同一周期元素,X的原子半径大于Y的原子半径,则X的原子序数小于Y的原子序数,即Y在X的右边。
依据同周期元素的性质递变规律知,若X、Y均为金属元素,从X到Y,金属性逐渐减弱,元素原子的还原性逐渐减弱,其形成的阳离子氧化性增强,A项正确,B项错误;
若X、Y均为非金属元素,从左
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