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第4课时　原子结构与元素的性质
课程目标
素养目标
1.了解碱金属、卤素原子在周期表中的位置。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。
1.宏观辨识与微观探析：能从宏观和微观相结合的视角分析与解决实际问题。2．证据推理与模型认知：知道可以通过分析、推理等方法认识研究对象的本质特征、构成要素及其相互关系，建立认知模型，并能运用模型解释化学现象，揭示现象的本质和规律。
授课提示：对应学生用书第69页
一、碱金属元素
1．碱金属元素的原子结构及特点
碱金属元素包括：Li、Na、K、Rb、Cs(写元素符号)。其原子结构示意图分别为：
原子结构特点如下：
(1)相似性：最外层电子数都是1，除Li外次外层电子数都是8。
(2)递变性：Li→Cs，核电荷数依次增大，电子层数依次增多，原子半径依次增大。
2．碱金属单质的化学性质
性质或化学方程式
相似性
与O2
①锂与氧气：4Li＋O22Li2O②钠与氧气：4Na＋O2===2Na2O；Na＋O2
Na2O2
与H2O
①钠与H2O：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑②钾与H2O：2K＋2H2O===2KOH＋H2↑
差异性
与O2
产物不同：Li—氧化物Li2O；Na—氧化物Na2O、过氧化物Na2O2；钾～铯生成更复杂的氧化物
与H2O
由锂到铯反应越来越剧烈
3.单质的物理性质
元素
锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)
相同点
除铯外，其余都呈银白色；它们都比较软，有延展性，密度较小，熔点较低，导电、导热性强
递变规律
密度
逐渐增大(钾例外)
熔、沸点
逐渐降低
个性特点
铯略带金属光泽，锂的密度比煤油的小液态钠可做核反应堆的导热介质。
[牛刀小试]
1．判断下列关于碱金属说法的正误：
(1)都是银白色的柔软金属(除铯外)，密度都比较大。(　　)
(2)单质在空气中燃烧生成的都是过氧化物。(　　)
(3)碱金属单质与水剧烈反应生成碱和氢气。(　　)
(4)单质的密度、熔点、沸点随着原子序数的增加而升高。(　　)
(5)Li、Na、K均可保存在煤油中。(　　)
(6)K可从NaCl溶液中置换出Na。(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)×　(6)×
2．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．碱金属都能和水发生反应，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
解析：D项，碱金属的熔点随电子层数的增加而逐渐降低。
答案：D
二、卤族元素
1．卤族元素的原子结构及其特点
卤族元素包括：F、Cl、Br、I、At(写元素符号)。
F、Cl、Br、I的原子结构示意图分别为：
原子结构特点如下：
(1)相似性：最外层电子数都是7；
(2)递变性：F→I，核电荷数依次增大，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大。
2．卤素单质的物理性质
F2
Cl2
Br2
I2
颜色、状态
淡黄绿色气体
黄绿色气体
深棕红色液体
紫黑色固体
密度
逐渐增大
熔、沸点
逐渐升高
3.卤素单质的化学性质
(1)卤素单质与氢气的反应：
从F2到I2：
反应的剧烈程度：F2>Cl2>Br2>I2；
氢化物的稳定性：HF>HCl>HBr>HI。
特别提醒：生成HI的反应要不断加热，且是可逆反应，生成的HI同时分解。
(2)单质之间的置换反应：
实验操作
实验现象
静置后，液体分层，上层近无色，下层橙红色
静置后，液体分层，上层近无色，下层紫色
静置后，液体分层，上层近无色，下层紫色
反应原理
Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2
Cl2＋2KI===2KCl＋I2
Br2＋2KI===2KBr＋I2
实验结论
F2、Cl2、Br2、I2的氧化性逐渐减弱F－、Cl－、Br－、I－的还原性逐渐增强
[牛刀小试]
3．砹是原子序数最大的卤族元素，根据卤素性质的递变规律判定，下列说法正确的是(　　)
A．与H2化合能力：At2＞I2
B．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．砹易溶于水，难溶于四氯化碳
答案：C
4．关于卤素(用X表示)的下列叙述正确的是(　　)
A．卤素单质与水反应均可用X2＋H2O??HXO＋HX表示
B．HX都极易溶于水，它们的热稳定性随核电荷数增加而增强
C．卤素单质的颜色从F2―→I2按相对分子质量增大而加深
D．X－的还原性依次为F－解析：A项，F2与H2O反应为2F2＋2H2O===4HF＋O2，不可用X2＋H2O??HXO＋HX表示；B项，HX的热稳定性随核电荷数的增加而减弱；D项，F2性质极为活泼，遇盐溶液先和水反应，故不能将相对分子质量大的卤素从它的盐溶液里置换出来。
答案：C
三、同主族元素性质与原子结构的关系
[牛刀小试]
5．判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)Li、Na、K的原子半径和熔点都随原子序数的增加而增大。(　　)
(2)按Li、Na、K、Rb、Cs的顺序，单质的还原性逐渐减弱。(　　)
(3)HF、HCl、HBr、HI的稳定性逐渐增强。(　　)
(4)F2、Cl2、Br2、I2的氧化性逐渐减弱。(　　)
(5)同主族O、S、Se、Te四种元素的气态氢化物的稳定性依次增强。(　　)
(6)At单质为无色晶体。(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)×　(6)×
6．下列有关性质的比较不正确的是(　　)
A．热稳定性强弱：HCl>HBr>HI
B．金属性：K>Na>Li
C．还原性强弱：F－>Cl－>I－
D．碱性强弱：KOH>NaOH>LiOH
答案：C
授课提示：对应学生用书第70页
要点一　碱金属元素性质的相似性和递变性
1．相似性
2.递变性
具体情况如下(按从Li―→Cs的顺序)：
Li
Na
K
Rb
Cs
单质
与O2
反应越来越剧烈，产物分别是
Li2O
Na2O、Na2O2
K2O、K2O2、KO2
更复杂氧化物
与水
反应越来越剧烈，现象分别是
反应缓慢
剧烈反应
轻微爆炸
剧烈爆炸
化合物
碱性强弱：
LiOH注意：(1)因Na、K等很活泼的金属易与H2O反应，故不能从溶液中置换出较不活泼的金属。
(2)最外层电子数是1的不一定是碱金属元素，还有过渡元素和氢元素。
[典例1]　下列有关铯及其化合物的说法不正确的是(　　)
A．CsOH的碱性比KOH的强
B．铯与水或酸溶液反应剧烈，都生成H2
C．Cs的还原性比Na的强，故Na＋的氧化性强于Cs＋的
D．Na的金属性比Cs的强
[解析]　A项，K、Cs的最外层电子数都为1，Cs的电子层数比K的多，更容易失去最外层电子，故Cs的金属性比K的强，CsOH的碱性比KOH的强，正确。B项，Cs的性质与Na的相似，但与水或酸反应更剧烈，都生成H2，正确。C项，Cs的还原性比Na的强，所以Na＋得到电子的能力比Cs＋的强，即氧化性：Na＋>Cs＋，正确。D项，Cs的金属性强于Na的，错误。
[答案]　D
[题组训练]
1．某试管中装有足量煤油和水的混合物，静置后投入一小块碱金属，可观察到该碱金属在煤油和水的界面附近上下往复运动。下列说法不正确的是(　　)
A．此碱金属可能是钾或钠
B．反应过程中煤油不会燃烧
C．碱金属上下运动是由于与水反应产生了H2
D．若是金属钾，则上下运动的幅度比钠小
解析：A项，因为题中所给的金属在煤油和水的界面之间，说明金属的密度比煤油大而比水小，可能是Na或K(Li的密度比煤油小)，正确。B项，Na或K与水反应，并在煤油和水的界面附近上下往复运动，不与空气接触，故不会燃烧起来，煤油也就不能燃烧起来，正确。C项，金属做上下往复运动，是由于金属与水反应生成的氢气逸出时将其往上推的缘故，正确。D项，金属钾与水反应的剧烈程度比钠大，密度比钠的小，所以运动的幅度比钠大，错误。
答案：D
2．下列关于碱金属某些性质的排列中，正确的是(　　)
A．原子半径：Li＜Na＜K
B．密度：K＞Rb＞Cs
C．熔点、沸点：Na＜K＜Rb
D．还原性：Li＞Na＞K
解析：按Li、Na、K、Rb、Cs的顺序，碱金属的原子半径依次增大，A项正确；密度逐渐增大，B项不正确；单质熔点、沸点依次降低，C项不正确；还原性依次增强，D项不正确。
答案：A
要点二　卤族元素性质的相似性和递变性
[典例2]　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．①②③
B．②③④　　
C．②④⑤　　
D．④⑤
[解析]　卤族元素由上到下：
[答案]　C
1．相似性
→最高价氧化物对应水化物(除氟外)都为强酸　　　　
2．递变性
具体情况如下：
(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，其水溶液的酸性逐渐增强，即：
稳定性：HF>HCl>HBr>HI；
还原性：HF酸性：HF(2)最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱，即HClO4>HBrO4>HIO4。
(3)与H2O反应：
①F2与H2O剧烈反应，置换出O2：
2F2＋2H2O===4HF＋O2；
②Cl2、Br2、I2与H2O反应越来越微弱。
氢卤酸中氢氟酸是弱酸，且腐蚀玻璃。其余皆为强酸。
3．卤素的特殊性
(1)氟元素无正价，无含氧酸。
(2)Cl2易液化。
(3)Br2在常温下是中学阶段唯一的一种液态非金属单质。
(4)碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝色。
4．卤素离子(Cl－、Br－、I－)的检验
银盐法：
未知液沉淀沉淀不溶解，据沉淀颜色判断(AgCl白色，AgBr浅黄色，AgI黄色)。
[题组训练]
3．下列有关卤族元素的说法正确的是(　　)
A．酸性：HFO4>HClO4
B．最外层电子数：Br>I
C．密度：Cl2>Br2
D．热稳定性：HBr>HI
解析：氟无正价，无含氧酸。
答案：D
4.在硬质玻璃管中的A、B、C处依次放有浸有KBr溶液、KI溶液、淀粉溶液的三个棉球(如图所示)。由左端导入Cl2，在B处加热，可观察到A处棉球呈________色，B处棉球呈现________色，C处棉球呈________色。将试管冷却后，在B、C之间的玻璃管内壁上有________色的________，这是因为________。
解析：非金属性Cl>Br>I，则单质的氧化性Cl2>Br2>I2，Cl2与KBr溶液、KI溶液反应分别生成Br2和I2。
答案：红棕　紫红　蓝　紫黑　固体　碘蒸气冷凝为固体
卤族元素的“一个特殊”和“两个之最”
(1)“一个特殊”。
碘与变价金属铁反应生成＋2价铁的化合物，其余卤族元素单质与变价金属铁反应生成＋3价铁的化合物。
(2)“两个之最”。
①F2是氧化性最强的非金属单质。
②HClO4是中学阶段中酸性最强的含氧酸。
要点三　元素的金属性和非金属性强弱的判断
[典例3]　下列事实不能作为实验判断依据的是(　　)
A．钠和镁分别与冷水反应，判断金属性强弱
B．铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液中不能置换出铜，判断钠与铁的金属性强弱
C．酸性H2CO3D．Br2与I2分别与足量的H2反应，判断溴与碘的非金属性强弱
[解析]　A项符合金属与水反应判断金属性强弱的依据；因Na的金属性太强，与溶液反应时会先与H2O反应，故B项不能作为判断依据；C项中根据H2CO3、H2SO4都是最高价含氧酸，由它们的酸性强弱可以推知硫的非金属性比碳强；D项所述符合根据非金属单质与H2反应难易判断非金属性强弱的依据。
[答案]　B
1．金属性强弱的判断
(1)据元素周期表判断。
同一主族，从上到下：元素的金属性逐渐增强。
(2)据金属活动性顺序判断。
K
Ca
Na
Mg
Al
Zn
Fe
Sn
Pb(H)Cu
Hg
Ag
Pt
Au
――――――――――――――――――――――――――→
金属单质的活动性减弱，元素的金属性也减弱。
(3)据单质及其化合物的性质判断。
①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性越强。　　　　
②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。
(4)金属单质间的置换反应。
较活泼的金属将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来：如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn>Cu。
(5)据离子的氧化性强弱判断。
金属阳离子的氧化性越强，元素的金属性越弱。如氧化性：Cu2＋>Fe2＋，则金属性：Cu2．非金属性强弱的判断
(1)据元素周期表判断。
同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐减弱。
(2)据单质及其化合物的性质判断。
①单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)，元素的非金属性越强。
②最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。
(3)非金属单质间的置换反应：活泼的非金属将较不活泼的非金属从其盐溶液中置换出来：如Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2，则非金属性：Cl>Br。
(4)据离子的还原性强弱判断：非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱。如还原性：Cl－I。
[题组训练]
5．下列叙述中能肯定A金属比B金属活泼性强的是(　　)
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原子电子层数比B原子的电子层数多
C．1
mol
A从酸中置换H＋生成的H2比1
mol
B从酸中置换H＋生成的H2多
D．常温时，A能从水中置换出氢气，而B不能
解析：比较金属性的强弱不能看电子层数或最外层电子数的多少，而应该看是否容易失去最外层电子。例如，Ca的最外层电子数比Na的最外层电子数多，但Ca比Na活泼，A错误；Ag虽然拥有5个电子层，最外层也是一个电子，但其金属性却弱于只有3个电子层的Na，B错误；不应该比较从酸中置换出H2的多少，而应该比较置换出H2的难易，C错误。
答案：D
6．下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是(　　)
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S
⑤氯原子最外层有7个电子，硫原子最外层有6个电子
A．②⑤
B．①②
C．①②④
D．①③⑤
解析：元素的氢化物越稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强，①③不符合题意；含氧酸的氧化性不能作为判断元素非金属性强弱的依据，②符合题意；非金属单质间的置换反应Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，说明氯的非金属性比硫强，④不符合题意；最外层电子数多，元素的非金属性不一定强，如非金属性：O>Cl，但最外层电子数：O答案：A
授课提示：对应学生用书第72页
1．(2019·成都高一检测)卤族元素的下列性质与它们原子的最外层电子数无关的是(　　)
A．都能与钠反应
B．都可以形成无氧酸
C．氟没有正价
D．均可形成氢化物
解析：氟元素位于元素周期表中右上方，非金属性最强，与其他元素形成化合物时表现为负价。
答案：C
2.如图表示碱金属的某些性质与核电荷数的变化关系，则下列各性质中不符合图示关系的是(　　)
A．还原性
B．与水反应的剧烈程度
C．熔点
D．原子半径
答案：C
3．下列事实不能用于判断金属性强弱的是(　　)
A．金属间发生的置换反应
B．1
mol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(或酸)反应置换出氢气的难易程度
解析：金属性强弱与金属在反应中失去电子的难易程度有关，与失去电子的多少无关。
答案：B
4.(2019·郑州高一检测)X、Y、Z、W为短周期元素，它们在周期表中的相对位置如图所示。若Y原子的最外层电子数是6，下列说法不正确的是(　　)
A．可以形成化合物ZY3
B．非金属性：Z>Y
C．质子数：W>Z
D．Y和W形成的单质都有较强的氧化性
解析：X、Y、Z、W均为短周期元素，Y位于第二周期，则Y原子有2个电子层，Y原子的最外层电子数是6，所以Y为氧元素，根据X、Y、Z、W在周期表中相对位置可知，X为氮元素，Z为硫元素，W为氯元素。氧和硫可以形成三氧化硫，故A正确；同主族元素从上到下非金属性减弱，则非金属性Y>Z，故B错误；W在Z的右边，质子数W比Z多1，故C正确；氧气和氯气都有较强的氧化性，故D正确。
答案：B
5．下表为元素周期表中的一部分，请回答下列问题：
族序数周期数　　　
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
2
①
②
③
3
④
⑤
4
⑥
⑦
(1)②、④、⑤的元素符号是________、________、________。
(2)表中最活泼的金属元素是________，非金属性最强的元素是________(填写元素符号)。
(3)④与水发生反应的化学方程式是__________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)请设计一个实验方案，比较⑤、⑦单质氧化性的强弱________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)依据①～⑦在元素周期表中的位置推知①～⑦分别为Li、O、F、Na、Cl、K、Br。
(2)最活泼的金属元素为K，最活泼的非金属元素为F。
(3)④为Na，它与水反应生成NaOH、放出H2。
(4)利用反应：Cl2＋2NaBr===Br2＋2NaCl可证明氧化性Cl2>Br2。
答案：(1)O　Na　Cl　(2)K　F
(3)2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
(4)向溴化钠溶液中滴加氯水，若溶液呈橙红色，则证明Cl2的氧化性比Br2强
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12
-第3课时　核素
课程目标
素养目标
1.知道元素、核素的含义。2．体会元素周期律(表)在科学研究中的重要作用。
1.宏观辨识与微观探析：能从元素和原子、分子水平认识物质的组成、结构、性质和变化，形成“结构决定性质”的观念。2．科学态度与社会责任：具有严谨求实的科学态度，具有探索未知、崇尚真理的意识。
授课提示：对应学生用书第67页
1．核素
(1)定义
具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
(2)实例——氢的三种核素。
原子符号(X)
原子名称
氢元素的原子核
质子数(Z)
中子数(N)
H
氕
1
0
H或D
氘
1
1
H或T
氚
1
2
2.同位素
(1)含义——两同两不同。
①两同：质子数相同、元素相同；
②两不同：中子数不同、原子不同。
(2)特点：
①位置：在周期表里占据完全相同位置。
②结构：质子数相同，中子数不同。
③性质：化学性质几乎完全相同，物理性质略有差异。
④存在：天然存在的同位素，相互之间保持一定的比率。
(3)用途：
①在考古工作中测定文物年代的是C；
②用于制造原子弹、核发电的是U；
③用于制造氢弹的是H、H。
[牛刀小试]
1．辨析下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)核素的种类大于元素的种类。(　　)
(2)某种硼原子的中子数是7，则其质量数是12，核外电子数是5。(　　)
(3)不同元素的核素的质量数一定不同。(　　)
(4)互为同位素的原子性质相同。(　　)
(5)H2、D2、T2互为同位素。(　　)
答案：(1)√　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×
2．下列各组中属于同位素关系的是(　　)
A.K与Ca
B．T2O与H2O
C.K与K
D．金刚石与石墨
答案：C
授课提示：对应学生用书第67页
要点　核素、同位素的概念
[典例]　下列说法错误的是(　　)
A.H、H、H＋和H2是氢元素的四种不同粒子
B.Ca和Ca、石墨和金刚石均为同位素
C.H和H是不同的核素
D．12C和14C互为同位素，物理性质不同，但化学性质几乎完全相同
[解析]　A项中的四种粒子是氢元素的四种不同粒子，A正确；H和H是质子数均为1，中子数不相等的不同氢原子，它们是不同的核素，C正确；12C和14C由于其质子数均为6，而中子数分别为6和8，故它们互为同位素，其物理性质不同，但化学性质却相同，D正确；金刚石与石墨是由碳元素组成的不同单质，它们互为同素异形体，B错误。
[答案]　B
1．互为同位素的核素的3个特点
(1)三同：同种元素(同质子数、同核电荷数、同电子数)，相同的位置(元素周期表中)，化学性质几乎相同。
(2)二不同：不同种原子(中子数不同、质量数不同)，不同的物理性质。
(3)一不变：在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。
2．区别
元素
核素
同位素
同素异形体
本质
质子数相同的一类原子
质子数、中子数都一定的原子
质子数相同、中子数不同的核素
同种元素形成的不同单质
范畴
同类原子
原子
原子
单质
特性
只有种类，没有个数
化学反应中的最小粒子
化学性质几乎完全相同
元素相同、性质不同
决定因素
质子数
质子数、中子数
质子数、中子数
组成元素、结构
举例
H、C、O三种元素
H、H、H三种核素
H、H、H互称同位素
O2与O3互为同素异形体
[题组训练]
1．诺贝尔化学奖得主Gerhard
Ertl对金属Pt表面催化CO氧化反应的模型进行了深入研究。下列关于Pt和Pt的说法正确的是(　　)
A.Pt和Pt的质子数相同，互称为同位素
B.Pt和Pt的中子数相同，互称为同位素
C.Pt和Pt的核外电子数相同，是同一种核素
D.Pt和Pt的质量数不同，不能互称为同位素
解析：根据同位素定义“质子数相同，中子数不同的核素互为同位素”判断，A项正确，B、D项错误；Pt和Pt是Pt的两种核素，C项错误。
答案：A
2．美国夏威夷联合天文中心的科学家发现了氢的新粒子，该粒子由3个氢原子核(只含质子)和2个电子构成，下列关于这种粒子的说法正确的是(　　)
A．该粒子是氢元素的一种新的同素异形体
B．该粒子是氢元素的一种新的同位素
C．该粒子的组成可用H3表示
D．该粒子比普通氢气分子多一个氢原子核
解析：该粒子由3个氢原子核(只含质子)和2个电子构成，因每个质子带一个单位正电荷，每个电子带一个单位负电荷，该粒子可表示为H，选项A、B、C均错误；该粒子比普通氢气分子多一个氢原子核，D正确。
答案：D
核素等概念的区别及联系
若X是粒子，质子数相同不一定是同种元素，也不一定是同种核素。若两种粒子的质子数与核外电子数分别相同，则可能有以下四种情况。
(1)两种核素，如16O和18O；
(2)两种分子，如H2O和NH3；
(3)两种阳离子，如NH和Na＋；
(4)两种阴离子，如OH－和F－。
授课提示：对应学生用书第68页
1．(2019·成都高一检测)某研究团队在实验室成功合成了一种新型三维碳结构，这种碳被称为T?碳。T?碳与金刚石的关系是(　　)
A．属于不同元素形成的单质
B．同素异形体
C．属于同种原子
D．同位素
解析：同一元素的不同单质互称同素异形体，T?碳与金刚石都是碳元素的不同单质，所以互称同素异形体。
答案：B
2．据报道，用10B合成的10B20分子有非常好的抗癌作用，下列说法正确的是(　　)
A．硼元素的质量数是10
B．10B的中子数和核外电子数不相等
C．10B20是一种新合成的化合物
D．10B20具有较强的化学活性
解析：10B的质量数是10，而不是硼元素的质量数是10，A选项错误；10B的核电荷数为5，所以其中子数为5，则其中子数和质子数、核外电子数相等，B选项不正确；10B20是由一种元素组成的，是单质而不是化合物，C选项错误；既然10B20有非常好的抗癌作用，应该与物质的化学活性有关，故D选项正确。
答案：D
3．下列有关Li、Li、Na、Mg、C、N的叙述中正确的是
(　　)
A.Li和Li是同一种原子
B.Na和Mg的质子数、中子数都不相等
C.C和N的质量数相等，但不互为同位素
D．上述微粒共有6种元素
解析：Li和Li是锂元素的两种核素，不是同一种原子，A、D错误；Na和Mg的质子数不同、中子数都为12，B错误；C和N的质量数相等，但质子数不同，不是同一种元素，C正确。
答案：C
4．填写下列表格：
原子组成
Z
N
A
K
19
①________
39
O
②________
③________
④________
Ar
18
22
⑤________
解析：K：N＝A－Z＝39－19＝20，O中A＝18，Z＝8，N＝A－Z＝18－8＝10，Ar中Z＝18，N＝22，A＝Z＋N＝18＋22＝40。
答案：①20　②8　③10　④18　⑤50
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-
5
-第2课时　元素周期表
课程目标
素养目标
1.知道元素周期表的结构。2．体会元素周期表在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。
1.微观探析：能从元素和原子、分子水平认识物质的组成、结构、性质和变化，形成“结构决定性质”的观念。2．证据推理：具有证据意识，能基于证据对物质组成、结构及其变化提出可能的假设，通过分析推理加以证实或证伪。
授课提示：对应学生用书第64页
一、元素周期表的出现和发展
1．元素周期表的出现和发展
?
　↓
?
　↓
?
　↓
?
　↓
?
2．原子序数
(1)含义：按照元素在周期表中的顺序给元素的编号。
(2)原子序数与原子结构的关系。
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
二、认识元素周期表的结构
1．编排原则
→
　|
→
2．周期
(1)概念：具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一横行，叫一个周期。
(2)与原子结构的关系：周期的序数就是该周期元素具有的电子层数。
(3)分类：
→
　|
→
3．周期表中族的特点和划分
个数
元素周期表中有18个纵行，共有16个族
特点
主族元素的族序数＝最外层电子数
分类
主族
共有7个，包括第ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族
副族
共有7
个，包括第ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB族
Ⅷ族
包括第8、9、10三个纵行
0族
占据元素周期表的第18纵行，最外层电子数为8
(He是2)
4.常见族的别称
族
别称
第ⅠA族(除H外)
碱金属元素
第ⅦA族
卤族元素
0族
稀有气体元素
第ⅢB～ⅡB族
过渡元素
第六周期第ⅢB族
镧系元素
第七周期第ⅢB族
锕系元素
[牛刀小试]
1．辨析下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)元素周期表有7个横行，即7个周期；有18个纵行，即18个族。(　　)
(2)现行元素周期表的编排依据是相对原子质量。(　　)
(3)最外层电子数是2的元素一定为第ⅡA族元素。(　　)
(4)短周期共有18种元素。(　　)
(5)同主族元素原子的最外层电子数一定相同。(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)√
2．铝元素在周期表中的位置是
(　　)
A．第2周期ⅣA族
B．第3周期ⅢA族
C．第3周期ⅥA族
D．第2周期ⅢA族
答案：B
授课提示：对应学生用书第65页
要点一　元素周期表的结构
1．周期
类别
周期序数
起止元素
包括元素种数
核外电子层数
稀有气体原子序数
位置与结构的关系
短周期
1
H～He
2
1
2
周期序数＝电子层数
2
Li—Ne
8
2
10
3
Na～Ar
8
3
18
长周期
4
K～Kr
18
4
36
5
Rb～Xe
18
5
54
6
Cs～
Rn
32
6
86
7
Fr～Og
32
7
118
2.族(每一纵行)
族
族名
类名
最外层电子数
规律
周期表中有18个纵行，除第8、9、10三个纵行为第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行为一族；周期表中包括7个主族，7个副族，一个0族，一个第Ⅷ族
7个主族
第ⅠA族(除氢)
碱金属元素
1
①主族的族序数＝最外层电子数②同一主族元素的原子最外层电子数相同，且自上而下电子层数递增
第ⅡA族
碱土金属元素
2
第ⅢA族
硼族元素
3
第ⅣA族
碳族元素
4
第ⅤA族
氮族元素
5
第ⅥA族
氧族元素
6
第ⅦA族
卤族元素
7
0族
稀有气体元素
2或8
过渡元素
7个副族
第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族
1～2
第Ⅷ族
第8、9、10三个纵行
1～2(Pd除外)
[典例1]　(2019·洛阳高一检测)下列有关元素周期表的叙述正确的是(　　)
A．元素周期表中第ⅠA族元素又称为碱金属元素
B．元素周期表中每一周期元素的种类均相等
C．元素周期表中第1、2、3周期为短周期
D．每一周期的元素最外层电子数均是1→8
[解析]　元素周期表中第ⅠA族元素除氢元素外又称为碱金属元素，故A错误；元素周期表中每一周期元素的种类有2种、8种、18种、32种等，所以每一周期元素的种类不一定相等，故B错误；元素周期表中第1、2、3周期为短周期，故C正确；第1周期的元素最外层电子数是1→2，故D错误。
[答案]　C
[题组训练]
1．(2019·玉溪高一检测)下列关于元素周期表的叙述中不正确的是
(　　)
A．周期表中的第Ⅷ族属于副族
B．第ⅠA族元素原子最外层只有一个电子
C．第ⅡA族中无非金属元素
D．金属元素的种类比非金属元素多
解析：周期表中的第Ⅷ族既不属于主族，也不属于副族，它包括第8、9、10三个纵行。
答案：A
2．下列有关元素周期表的说法正确的是
(　　)
A．元素周期表含元素种类最多的族是第ⅢB族
B．除短周期外，其他周期均有18种元素
C．副族元素既有金属元素又有非金属元素
D．第ⅡA族与第ⅢA族相邻
解析：第ⅢB族中包含锕系与镧系元素，共有32种元素，A项正确；除短周期外，其他周期不一定均有18种元素，例如第6、7周期都是32种元素，B错误；副族元素全部为金属元素，C项错误；第ⅡA族与第ⅢA族之间隔着7个副族和一个第Ⅷ族(3个纵行)共10个纵行，D项错误。
答案：A
要点二　元素周期表在元素推断中的作用
[问题探究]
1．同一主族相邻周期元素的原子序数相差多少？
提示：对于第ⅠA、ⅡA族而言，相邻周期元素的原子序数相差的数值，等于上一周期所含元素的种类数(如第ⅡA族，第三周期和第四周期元素的原子序数相差的数值等于第三周期所含元素的种类数，为8)。对于第ⅢA～ⅦA族元素而言，相邻周期元素的原子序数相差的数值，等于下一周期所含元素的种类数(如第ⅦA族，第三周期和第四周期元素的原子序数相差的数值，等于第四周期所含元素的种类数，为18)。
2．原子序数为42的元素，因为36<42<54，故其在第五周期，这种推断方法正确吗？
提示：正确。因为该元素原子序数大于0族元素氪的原子序数(36)，而小于氙的原子序数(54)，故该元素位于氪的下一周期或与氙同一周期，即第五周期；42与36接近，有42－36＝6，故该元素位于第五周期第6列，即第ⅥB族。
3．已知RSO4共有104个电子，请写出R在周期表中的位置。
提示：R的原子序数为104－16－4×8＝56，由于第五周期的稀有气体为54号氙，故R处于第六周期第ⅡA族。
[题组训练]
3．下列选项各截取了元素周期表的一部分，图中数字为原子序数，其中M的原子序数为37的是(　　)
解析：M的原子序数为37，其位于元素周期表中第五周期第ⅠA族。A项，17号、53号元素均为第ⅦA族元素，图中M为稀有气体元素Kr，故A项错误；B项，19号、55号元素均处于第ⅠA族，则M应处于第ⅡA族，故B项错误；C项，20、56号元素均处于第ⅡA族，20号元素为钙元素，处于第四周期第ⅡA族，则M处于第五周期第ⅠA族，故C项正确；D项，26号、28号元素为第Ⅷ族元素，图中M处于第Ⅷ族，故D项错误。
答案：C
4．俄罗斯科学家用含20个质子的钙的一种原子轰击含95个质子的镅原子，结果4次成功合成4个第115号元素的原子。这4个原子生成数微秒后衰变成第113号元素。下列有关叙述正确的是
(　　)
A．115号元素在第六周期
B．113号元素在第七周期第ⅢA族
C．115号和113号元素都是非金属元素
D．镅元素和115号元素不在同一周期
解析：95号元素镅、115号元素、113号元素，原子序数都大于86而小于118，所以都在第七周期；115号比118号原子序数少3，应在第ⅤA族，113号元素在第ⅢA族；113号元素和115号元素都是金属元素。
答案：B
1．利用元素的位置与原子结构的关系推断(本方法常用于确定原子序数小于18的元素)：
一般应用规律：
周期序数＝电子层数
主族序数＝最外层电子数
原子序数＝核电荷数＝核外电子数。例如，钠的原子结构示意图为＋11
，该元素原子有3个电子层，最外层电子数是1，则钠元素在元素周期表中的位置为第三周期第ⅠA族。
2．元素周期表中原子序数的特点：
(1)同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数的差。
(2)同主族相邻两元素原子序数的差的情况。
①若为第ⅠA、ⅡA族元素，则原子序数的差等于上周期元素所在周期的元素种类数。
②若为第ⅢA族至0族元素，则原子序数的差等于下周期元素所在周期的元素种类数。
3．0族元素定位法：
(1)明确0族元素信息。
0族元素
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Og
所在周期序数
1
2
3
4
5
6
7
原子序数
2
10
18
36
54
86
118
(2)比大小定周期。
比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数的大小，找出与其相近的0族元素，那么，该元素就和原子序数大的0族元素处于同一周期。
(3)求差值定族数。
①若元素的原子序数比相应的0族元素多1(或2)，则该元素应处在0族元素所在周期的下一周期的第ⅠA(或ⅡA)族。
②若元素的原子序数比相应的0族元素少1～5时，则该元素位于与0族元素同一周期的第ⅦA族～第ⅢA族。　　　　
授课提示：对应学生用书第66页
1．下列说法中错误的是(　　)
A．元素周期表中有7个主族、7个副族、1个0族和1个Ⅷ族
B．稀有气体元素原子的最外层电子数均为8
C．氢是原子序数最小的元素
D．氧元素位于第二周期第ⅥA族
解析：稀有气体中氦的最外层电子数是2而不是8。
答案：B
2．下列关于元素周期表的说法正确的是(　　)
A．元素周期表短周期中有6种金属元素
B．元素周期表中第ⅦA族有4种非金属元素
C．元素周期表中第一、二、三周期为短周期
D．元素周期表中第ⅠA族全部是金属元素
解析：元素周期表中第一、二、三周期为短周期，共有5种金属元素，分别为Li、Be、Na、Mg、Al，A错、C对；第ⅦA族中F、Cl、Br、I、At全为非金属元素，B错；第ⅠA族包括氢和碱金属元素，D错。
答案：C
3．原子序数为15的元素磷，在周期表中的位置为(　　)
A．第二周期第ⅤA族
B．第三周期第ⅣA族
C．第三周期第ⅥA族
D．第三周期第ⅤA族
解析：15号元素磷位于元素周期表中第三周期，第ⅤA族。
答案：D
4.短周期元素A、B、C的位置如图所示，已知B、C两元素所在族序数之和是A元素所在族序数的二倍，B、C两元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍，则A、B、C依次是(　　)
A．Be、Na、Al
B．C、Al、P
C．O、P、Cl
D．B、Mg、Si
解析：设空格处元素为X，其原子序数为x，则据题意知A、B、C原子序数的关系：(x－1)＋(x＋1)＝(x－8)×4，解得x＝16，所以A、B、C分别为氧、磷、氯，选C。
答案：C
5.
元素铊的相关信息如图所示。根据图片信息回答下列问题：
(1)铊的原子序数为________，位于第________周期________族。
(2)铊属于________(填“金属”或“非金属”)元素。与铊同族的正上方的元素的原子序数为________。
(3)根据图片信息可知，铊的相对原子质量(取整数值为________。
解析：(1)铊的原子序数为81，根据0族定位法，81比86(氡)少5个电子，所以Tl位于元素周期表中第六周期第ⅢA族。
(2)铊属于金属元素，与铊同族的正上方的元素的原子序数为49。
(3)图示中左下角的数字为元素的相对原子质量，取整数值是204。
答案：(1)81　六　ⅢA　(2)金属　49　(3)204
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8
-第1课时　原子结构
课程目标
素养目标
1.了解原子的组成，理解质量数的概念以及与质子数、中子数的关系。2．认识原子核外电子的排布规律。
1.宏观辨识与微观探析：能从元素和原子、分子水平认识物质的组成、结构、性质和变化，形成“结构决定性质”的观念。2．科学态度与社会责任：具有严谨求实的科学态度和探索未知崇尚真理的意识。
授课提示：对应学生用书第61页
一、原子的构成
1．原子的构成
原子
如碳原子的原子结构模型
2．质量数
(1)质量数：原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值后相加所得的数值。
(2)构成原子的粒子间的两个关系
①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
②质子数＝核外电子数＝核电荷数。
3．原子的表示方法
[牛刀小试]
1．我国在全球最先发现天然金属铀。下列对铀元素的一种原子U的说法正确的是(　　)
A．核电荷数为92
B．质子数为143
C．中子数为235
D．核外电子数为235
答案：A
2．下列关于原子的几种描述中，不正确的是(　　)
A．18O与19F具有相同的中子数
B．16O与17O具有相同的电子数
C．15N与14N具有相同的质子数
D．12C与13C具有相同的质量数
答案：D
二、原子核外电子的排布
1．电子层
(1)概念：在含有多个电子的原子里，把电子运动的能量不同的区域简化为不连续的壳层，称作电子层。
(2)不同电子层的表示及能量关系。
各电子层(由内到外)
序号(n)
1
2
3
4
5
6
7
符号
K
L
M
N
O
P
Q
与原子核的距离
由近到远
能量
由低到高
2.电子的能量
(1)在多电子原子中，电子的能量是不相同的。
(2)电子能量与运动的区域。
电子能量较低―→运动区域离核较近。
电子能量较高―→运动区域离核较远。
3．电子排布的规律
(1)电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。
(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
(3)原子最外层电子数不能超过8(K层为最外层时不能超过2)，次外层电子数不能超过18。
[牛刀小试]
1．排布在下列各电子层上的一个电子，所具有的能量最低的是(　　)
A．K层
B．L层　　C．M层　　D．N层
答案：A
2．下列关于原子结构的叙述中正确的是(　　)
A．所有的原子核都由质子和中子构成
B．原子的最外层电子数不超过8
C．稀有气体原子的最外层电子数均为8
D．原子的次外层电子数都是8
解析：A项，H不含有中子；C项，He最外层电子有2个；D项，第二周期元素原子的次外层电子有2个。
答案：B
授课提示：对应学生用书第62页
要点一　原子的构成及微粒数目间的关系
1．构成原子的粒子
2．有关粒子间的关系
(1)质量关系。
①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
②原子的相对原子质量近似等于质量数。
(2)电性关系。
①电中性微粒(原子或分子)：
核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。
②带电离子。质子数≠电子数，具体如下表：
阳离子(Rm＋)
质子数>电子数
质子数＝电子数＋m
阴离子(Rm－)
质子数<电子数
质子数＝电子数－m
(3)数量关系。
原子序数＝质子数。
3．符号中各个字母的含义
[典例1]　已知R2－的核内有n个中子，R原子的质量数为M，则m
g
R2－中含有电子的物质的量为(　　)
A.
mol　　　
B.
mol
C.
mol
D.
mol
[解析]　R2－含有的电子数为M－n＋2，m
g
R2－的物质的量为
mol，则m
g
R2－含有电子的物质的量为
mol。
[答案]　D
[题组训练]
1．1996年2月，德国某研究所在高能加速器中，将Zn撞入一个82Pb的原子核并释放出一个中子后，合成一种人造超重元素的原子，该元素原子内中子数为(　　)
A．278　
B．277
C．166
D．165
解析：Zn＋82Pb―→X＋n，所以该元素原子内中子数为277－112＝165。
答案：D
2．已知R2＋核外有a个电子，b个中子。下列表示的R原子符号正确的是(　　)
A.R
B.R
C.R
D.R
解析：R2＋核外有a个电子，则R原子核外有(a＋2)个电子，即核内有(a＋2)个质子，R的质量数为a＋2＋b。
答案：C
要点二　原子核外电子的排布
1．原子结构示意图
(1)小圆圈和圆圈内的数字分别表示原子核及核内质子数。
(2)弧线表示电子层。
(3)弧线上的数字表示该电子层上的电子数，如
2．离子结构示意图
(1)当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
(2)非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
3．10电子和18电子常见微粒总结
(1)与氖原子具有相同电子层排布的微粒(10电子微粒)：
阳离子
Na＋
、Mg2＋、Al3＋、H3O＋、NH
阴离子
F－、O2－、N3－、OH－
分子
Ne、HF、H2O、NH3、CH4
若A、B、C、D均是10电子微粒，它们之间存在如下关系：
(2)与氩原子具有相同电子层排布的微粒(18电子微粒)：
阳离子
K＋、Ca2＋
阴离子
Cl－、S2－、HS－、O
分子
Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、H2O2、F2
[典例2]　(1)某元素原子的核电荷数是核外电子层数的5倍，其质子数是最外层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图为________。
(2)已知某粒子的结构示意图为回答下列问题：
①当x－y＝10时，该粒子为________(填“原子”“阳离子”或“阴离子”)。
②当y＝8时，该粒子可能为(填名称)________、________、________、________、________。
③写出y＝3与y＝7时的元素最高价氧化物对应的水化物之间发生反应的离子方程式：
________________________________________________________________________。
[解析]　(1)设核电荷数＝质子数＝a，元素原子的电子层数为x，最外层电子数为y，依题意：a＝5x，a＝3y，则5x＝3y，x＝3y/5。因原子的最外层电子数不能超过8，即y为1～8的正整数，故仅当y＝5，x＝3时合理，该元素的核电荷数为15，其原子结构示意图为
(2)①当x－y＝10时，x＝10＋y，说明核电荷数等于核外电子数，所以该粒子应为原子；②当y＝8时，该粒子应有18个电子，所以可能为氩原子、氯离子、硫离子、钾离子、钙离子；③y＝3时为铝原子，y＝7时为氯原子，其最高价氧化物对应的水化物分别为氢氧化铝和高氯酸，反应的离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。
[答案]　(1)
　(2)①原子　②氩原子　氯离子　硫离子　钾离子　钙离子　③Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
[题组训练]
3．钙原子的原子结构示意图是(　　)
答案：D
4．今有A、B两种原子，A原子的M层比B原子的M层少3个电子，B原子的L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，A和B分别是(　　)
A．硅原子和钠原子
B．硼原子和氢原子
C．氯原子和碳原子
D．碳原子和铝原子
解析：设x、y分别为A原子L、M层电子数，依题意，A、B两原子的电子层结构为：
K　　　　L　　　　M
A
2
x
y
B
2
2x
y＋3
B原子的M层至少有3个电子，因而其L层的电子数必然是8个，求得x＝4。对A原子来说，L层有4个电子时只能是最外层，即y＝0，y＋3＝3。因此，这两个原子分别为碳原子和铝原子，D项正确。
答案：D
授课提示：对应学生用书第63页
1．下列粒子的结构示意图，正确的是(　　)
解析：Cl的原子结构示意图为；Ar的原子结构示意图为；K的原子结构示意图为
答案：A
2．下列说法不正确的是(　　)
①质子数相同的粒子一定是同一元素
②质子数相同且电子数也相同的两种粒子不可能一种是分子，另一种是离子
③电子数相同的粒子不一定是同种元素
④一种元素不可以形成不同单质
⑤某元素的相对原子质量取整数值就是质量数
A．②④⑤
B．①④⑤
C．②③④
D．①②③④⑤
解析：粒子包括分子、原子、离子、质子、中子等，质子数相同、中子数不同的同一类原子是同一元素。但质子数相同，若一种是分子而另一种是原子时，则不是同一元素，如H2O、Ne，所以①不正确、③正确。离子形成的原因是质子总数与电子总数不同，当为分子时，电子数和质子数相等，整个分子不显电性；当为离子时，阳离子：质子总数>电子总数，阴离子：质子总数<电子总数。若分子是由同种元素的原子形成则为单质，在各单质中虽组成元素相同，但每个分子含有的原子数不一定相同，如O2、O3，金刚石、石墨，红磷、白磷等，所以②正确、④不正确。由于元素的原子还存在同位素，所以元素的相对原子质量不等于某同位素原子的相对原子质量。元素的相对原子质量取整数值也不一定是质量数，所以⑤不正确。
答案：B
3．现有bXn－和aYm＋两种离子，它们的电子层结构相同，则a与下列式子有相等关系的是(　　)
A．b－m－n
B．b＋m＋n
C．b－m＋n
D．b＋m－n
解析：阳离子中：质子数＝核外电子数＋电荷数；阴离子中：质子数＝核外电子数－电荷数，由题意知a－m＝b＋n，则a＝b＋m＋n。
答案：B
4．在原子的第n电子层中，当n为最外层时，最多容纳电子数与(n－1)层相同；当n为次外层时，其最多容纳的电子数比(n－1)层最多容纳的电子数多10，则n层是(　　)
A．N层
B．M层
C．L层
D．K层
解析：由题意可知第n层一定不是K层，所以当其为最外层时所容纳电子数为8，所以n－1层为第二层。通过n为次外层时，最多容纳的电子数比(n－1)层多10，可进一步验证n为M层。
答案：B
5．A＋、B＋、C－、D、E五种粒子(分子或离子)，它们都分别含有10个电子，已知它们有如下转化关系：
①A＋＋C－D＋E↑
②B＋＋C－―→2D
(1)写出①的离子方程式：__________________________________________________；
写出②的离子方程式：____________________________________________________。
(2)除D、E外，请再写出两种含10个电子的分子：___________________________
________________________________________________________________________。
(3)除A＋、B＋外，请再写出两种含10个电子的阳离子：_______________________。
解析：先列出常见的10电子粒子，对照分析找出其转化关系。
①分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。
②阳离子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH、H3O＋。
③阴离子：F－、O2－、OH－、N3－。
其中发生信息模式的反应分别为NH＋OH－NH3↑＋H2O，H3O＋＋OH－===2H2O，故A＋为NH，B＋为H3O＋，C－为OH－，D为H2O，E为NH3。
答案：(1)NH＋OH－H2O＋NH3↑
H3O＋＋OH－===2H2O
(2)Ne、CH4(合理即可)
(3)Na＋、Mg2＋(合理即可)
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8
-第三节　化学键
课程目标
素养目标
1.结合典型实例认识离子键和化学键的形成，建立化学键概念。2．了解化学反应的实质。3．掌握常见离子化合物、共价化合物的电子式。
1.变化观念：认识化学变化的本质是有新物质生成，化学反应一定伴随化学键的断裂和形成。2．微观探析：能从元素和原子、分子水平认识物质的组成、结构、性质和变化。3．科学探究：认识科学探究是进行科学解释和发现、创造和应用的科学实践活动。
授课提示：对应学生用书第79页
一、离子键和离子化合物
1．离子键和离子化合物
2．电子式
(1)概念：
在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子。
(2)粒子电子式的表示方法：
粒子
电子式的表示方法(举例)
原子
离子
阳离子
阴离子
化合物
(3)用电子式表示离子化合物的形成过程
如NaCl：
[牛刀小试]
1．辨析下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)阴、阳离子通过静电引力形成离子键。(　　)
(2)离子化合物中一定含有金属元素。(　　)
(3)由金属元素和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物。(　　)
(4)阴、阳离子间通过离子键一定能形成离子化合物。(　　)
(5)H、N、O三元素可形成离子化合物NH4NO3。(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)√
2．下列用电子式表示的化合物的形成过程正确的是(　　)
答案：C
二、共价键和共价化合物
1．共价键
(1)概念：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
(2)成键三要素。
成键粒子：原子；
成键本质：静电作用；
成键元素：一般是同种或不同种的非金属元素。
(3)分类：
2．共价化合物
(1)概念：以共价键形成的化合物。
(2)四类常见物质：
①非金属氢化物：如HCl、H2O等；
②非金属氧化物：如CO2、SO3等；
③含氧酸：如H2SO4、HNO3等；
④大多数有机化合物：如甲烷、酒精等。
3．表示方法
(1)用电子式或结构式表示共价分子：
分子式
N2
CO2
NH3
CH4
结构式
电子式
(2)用电子式表示形成过程。
[牛刀小试]
3.某元素的原子最外层只有一个电子，它与卤素结合时，所形成的化学键(　　)
A．一定是离子键
B．一定是共价键
C．可能是离子键也可能是共价键
D．以上说法都不正确
答案：C
4．下列物质中，只由共价键构成的单质是(　　)
A．H2O2　
B．NH4Cl
C．O2
D．Na2O2
答案：C
三、化学键、分子间作用力和氢键
1．化学键
(1)概念：使原子或离子相结合的作用力。
(2)形成类别
①原子间价电子的得失―→离子键。
②原子间价电子的共用―→共价键。
(3)化学反应的本质
一个化学反应的过程，本质上就是反应物分子内化学键断裂和产物分子中化学键形成的过程。
2．分子间作用力
(1)定义：把分子聚集在一起的作用力叫作分子间作用力，又叫范德华力。
(2)规律：一般说来，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越强，物质的熔点、沸点也就越高，如卤素单质的熔点、沸点：F2＜Cl2＜Br2＜I2。
3．氢键
如液态NH3、H2O和HF中分子之间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用，叫作氢键。氢键不是化学键，可看作一种较强的分子间作用力。
[牛刀小试]
5．辨析下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)任何物质中均含有化学键。(　　)
(2)干冰晶体是由CO2分子通过分子间作用力形成的。(　　)
(3)H2O常温下为液体，
而H2S却是气体，这与H2O分子间存在氢键有关。(　　)
(4)冰融化为液态水、液态水变为水蒸气，这些过程发生了化学键的断裂。(　　)
(5)化学键只影响物质的化学性质，不会影响物理性质。(　　)
答案：(1)×　(2)√　(3)√　(4)×　(5)×
6．对于HCl、H2SO4、NaOH、NaCl、NH4Cl、Ne、N2、金刚石，回答下列问题：
(1)不存在化学键的是______________________________________________________。
(2)属于共价化合物的是____________________________________________________。
(3)属于离子化合物的是____________________________________________________。
(4)既含离子键，又含共价键的是____________________________________________。
答案：(1)Ne　(2)HCl、H2SO4
(3)NaOH、NaCl、NH4Cl
(4)NaOH、NH4Cl
授课提示：对应学生用书第80页
要点一　离子键与共价键、离子化合物和共价化合物的比较
[典例1]　下列说法正确的是
(　　)
A．凡含离子键的化合物，一定含金属元素
B．离子化合物中一定不存在非极性共价键
C．共价化合物一定不能导电
D．原子序数为11与9的元素能够形成离子化合物，该化合物中存在离子键
[解析]　A项，如NH4Cl晶体中含有离子键，但不含金属元素。B项，过氧化钠属于离子化合物，氧原子和氧原子之间的化学键是非极性共价键。C项，部分共价化合物溶于水能导电。D中，原子序数为11与9的元素是Na、F，属于活泼金属与活泼非金属元素，可形成离子键。
[答案]　D
1．离子键和共价键的比较
键型
离子键
共价键
非极性键
极性键
概念
带相反电荷离子之间的相互作用
原子之间通过共用电子对所形成的相互作用
特点
阴、阳离子间的相互作用
共用电子对不发生偏移
共用电子对偏向吸引电子能力强的原子
成键粒子
阴、阳离子
原子
成键条件
活泼金属和活泼非金属
同种非金属元素原子
不同种非金属元素的原子
存在
离子化合物
非金属单质，如O2；某些化合物，如Na2O2
共价化合物，如SO2；某些离子化合物，如NaOH
熔化时破坏的作用力
一定破坏离子键，也可能破坏共价键(如NaHCO3)
一般只破坏分子间作用力
2.离子化合物和共价化合物的比较
离子化合物
共价化合物
概念
由离子键构成的化合物
以共用电子对形成分子的化合物
构成粒子
阴、阳离子
原子
粒子间的作用
离子键
共价键
熔点、沸点
较高
一般较低，少部分很高(如SiO2)
导电性
熔融态或水溶液导电
熔融态不导电，溶于水有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖)
[题组训练]
1．下列各组物质中既含有离子键又含有共价键的是(　　)
A．NaOH、H2O、NH4Cl
B．KOH、Na2O2、(NH4)2S
C．MgO、CaBr2、NaCl
D．Na2SO4、HCl、MgCl2
解析：既含有离子键又含有共价键的化合物肯定是离子化合物。只含有共价键的是H2O、HCl，排除A、D项。只含有离子键的是MgO、CaBr2、NaCl、MgCl2，排除C、D项。既含有离子键又含有共价键的是NaOH、NH4Cl、KOH、Na2O2、(NH4)2S、Na2SO4。
答案：B
2．下面是中学化学实验中经常进行的操作，请将对应序号填在横线上。
①碘的升华　②加热熔化氢氧化钠　③食盐溶解于水　④氯化氢溶解于水　⑤氧气溶解于水　⑥过氧化钠溶解于水
其中没有发生化学键断裂的是________；
只发生离子键断裂的是________；
只发生共价键断裂的是________；
既发生了离子键断裂，又发生共价键断裂的是________。
解析：①中只破坏分子间作用力；②中只破坏离子键；③只破坏离子键；④破坏了共价键；⑤没有化学键的断裂；⑥中发生了化学反应，既有化学键(离子键和共价键)的断裂，又有化学键的形成。
答案：①⑤　②③　④　⑥
(1)化学变化中一定有化学键的断裂与形成。
(2)化学键被破坏的变化，不一定是化学变化，如NaCl、金刚石的受热熔化、NaCl溶于水等，只有旧化学键的断裂而没有新化学键的生成，故不是化学变化。
(3)只有新化学键形成没有旧化学键破坏，也不是化学变化。
要点二　用电子式表示物质及形成过程
[典例2]　下列有关电子式的叙述正确的是(　　)
A．H、He、Li的电子式分别为H·、·He·、·Li?
B．氯原子的电子式为·?，Cl－的电子式为??
C．钠离子、镁离子、铝离子的电子式分别为Na＋、Mg2＋、Al3＋
D．Na2O的电子式为Na＋[??]2－Na＋，H2O的电子式为H＋[??]2－H＋
[解析]　A中锂原子的电子式应为Li·；B中Cl－的电子式应为[??]－；D中H2O的电子式应为H??H；金属阳离子的电子式与离子符号相同，C正确。
[答案]　C
1．电子式的书写
示例
书写规范
原子
一般将原子的最外层电子写在元素符号的上、下、左、右四个位置上
简单阳离子
Na＋、Mg2＋
电子式就是其阳离子符号
简单阴离子
在元素符号周围标出电子，用[　]括起来，并在右上角注明所带电荷数及电性
复杂阴、阳离子
标明电子，要用[　]括起来，并在右上角注明所带电荷数及电性
共价分子(包括非金属单质和化合物)
标出原子之间的共用电子对；不能漏掉未形成共用电子对的原子的最外层电子，如NH3错写为
2．用电子式表示物质的形成过程
(1)离子化合物。
方法：左端是原子的电子式，右端是离子化合物的电子式，中间用“―→”连接。注意用“”表示电子的转移。
实例：
(2)共价化合物。
方法：左端是原子的电子式，右端是共价化合物的电子式，中间用“―→”连接。
实例：
[题组训练]
3．下列化合物的电子式书写正确的是(　　)
解析：A项不正确，每个离子均要单独写，应改为。离子电荷表示法(如R2－)与化合价(如)不同，“2－”表示带两个单位负电荷，而“－2”则表示化合价为－2价，故B项不正确，应改为。在简单阳离子符号周围不再用[　]，而只用简单离子符号表示即可，所以C项不正确，应改为。
答案：D
4．下列化学用语表达正确的是(　　)
A．HCl的电子式：
B．用电子式表示NaCl的形成过程：
C．Na2O2的电子式：
D．水的电子式：，水的结构式：H—O—H
答案：D
授课提示：对应学生用书第82页
1．下列表示物质结构的化学用语或模型图正确的是(　　)
A．CO2的比例模型：
B．H2O2的电子式：
C．HClO的结构式：H—O—Cl
D．14C的原子结构示意图：
解析：因原子半径为r(C)＞r(O)，A不正确；H2O2是共价化合物，电子式应为，B不正确；14C
只有6个质子，D不正确。
答案：C
2．下列各组物质中，化学键类型不同的是(　　)
A．NaCl和K2S
B．H2O和NH3
C．CaF2和CsCl
D．CCl4和Na2O
解析：CCl4中是共价键，Na2O中是离子键。
答案：D
3．下列用电子式表示的形成过程正确的是(　　)
解析：A中形成共价键，所以不能用阴、阳离子表示；B中形成的是离子键，所以不能用共价键的形式来表示；C中Br－应该写在Ca2＋的两边，不能合并来写，且B、C中没有用“弯箭头”表示电子转移。
答案：D
4．(2019·廊坊高一检测)下列说法正确的是(　　)
A．Na2SO4晶体中只含离子键
B．HCl、HBr、HI分子间作用力依次增大
C．加热熔化硝酸钾时需克服共价键
D．NH3和CO2两种分子中，每个原子的最外层都具有8电子稳定结构
解析：Na2SO4晶体中既有Na＋和SO之间的离子键，又有S和O间的共价键，故A错误；由于HCl、
HBr、
HI分子组成相似，结构相似，所以相对分子质量越大其分子间作用力越强，所以B正确；加热熔化硝酸钾时克服离子键，故C错误；NH3中H只能是2电子结构，故D错误。
答案：B
5．(2019·枣庄高一检测)(1)请用下列10种物质的序号填空：
①O2　②H2　③NH4NO3　④K2O2　⑤Ba(OH)2　⑥CH4　⑦CO2　⑧NaF　⑨NH3　⑩I2
其中既有离子键又有非极性共价键的是________；
既有离子键又有极性共价键的是________。
(2)现有a～g
7种短周期元素，它们在周期表中的位置如图所示，请据此回答下列问题：
①元素的原子间反应最容易形成离子键的是________。
A．c和f
B．b和g
C．d和g
D．b和e
②写出a～g
7种元素形成的所有原子都满足最外层为8电子结构的任意一种分子的分子式________。
解析：(1)含有离子键的有③④⑤⑧，其中④K2O2中的O内是非极性共价键，而在K＋和O之间是离子键，在③中的NH、NO以及⑤中的OH－内都有极性共价键，在⑧中只有离子键，所以既有离子键又有非极性共价键的是④；既有离子键又有极性共价键的是③⑤。
(2)根据元素周期表可确定a～g
7种元素分别是H、Na、Mg、C、N、P、Cl。①一般地，活泼性强的金属单质与活泼性强的非金属单质最容易以离子键形成离子化合物，所以图示中的b和g两元素，即Na和Cl最容易形成离子键，故答案为B；②所有原子都满足最外层为8电子结构的分子有Cl2、N2、CCl4、PCl3等。
答案：(1)④　③⑤
(2)①B　②CCl4(或PCl3)
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10
-第2课时　元素周期表和元素周期律的应用
课程目标
素养目标
1.结合实验事实认识元素性质周期性变化的规律。2．体会元素周期律(表)在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。
1.微观探析：能从宏观和微观相结合的视角分析与解决实际问题。2．证据推理：知道可以通过分析、推理等方法认识研究对象的本质特征。3．社会责任：深刻认识化学对创造更多物质财富和精神财富、满足人民日益增长的美好生活需要的重大贡献。
授课提示：对应学生用书第76页
一、元素周期表的分区及化合价规律
1．金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律
(1)请填写出图中序号所示内容：
①增强　②减弱　③增强　④增强
⑤Al　⑥Si　⑦金属　⑧非金属
(2)分界线附近元素的性质：既表现出金属性质，又表现出非金属性质。
2．主族元素化合价与其在周期表中的位置关系
特别提醒：(1)F无正价，O只在OF2中为＋2价，没有＋6价。(2)金属无负价。(3)H元素最高正价为＋1，负价为－1，绝对值之和为2。
[牛刀小试]
1．辨析下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)根据元素周期律可知金属性最强的是钫，非金属性最强的是氦。(　　)
(2)所有非金属元素都有|最高正价|＋|最低负价|＝8。(　　)
(3)锗元素属于金属元素，但也具有一定的非金属性。(　　)
(4)钡与镁同主族，氢氧化钡属于强碱。(　　)
(5)氮元素的最高正价与最低负价绝对值之差为2，硫元素的最高正价与最低负价绝对值之差为4。(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)√　(4)√　(5)√
2．X元素能形成H2X和XO2两种化合物，则该元素的原子序数可能是(　　)
A．13
B．14
C．15
D．16
解析：H2X中X呈－2价，则最高正价为＋6价，位于第ⅥA
族。
答案：D
二、元素周期表和元素周期律的应用
1．由元素在周期表中的位置推测其原子结构和性质：如铅(Pb)位于第六周期第ⅣA族，则可推知铅的主要化合价为＋2、＋4，可预测铅是活泼金属，能置换出酸中的氢等。
2．由元素的位置比较元素的性质：
如同主族元素性质的比较，同周期元素性质的比较。
3．根据元素的原子结构推测它在元素周期表中的位置。
4．指导新元素的发现及预测它们的原子结构和性质。
5．在生产生活中的应用：
[牛刀小试]
3．根据元素周期表和元素周期律，下列推断错误的是(　　)
A．砹是一种有色固体，它的气态氢化物很不稳定
B．F2与水反应比Cl2与水反应剧烈
C．铷的硫酸盐易溶解于水，其氢氧化物一定是强碱
D．溴化氢比氯化氢稳定，HClO4酸性强于HBrO4
解析：HBr不如HCl稳定。
答案：D
4．依据元素周期律，人们把未发现的114号元素叫“类铅”，并对其性质进行预测，则下列性质的预测中，你认为错误的是(　　)
A．原子最外层上有4个电子
B．最高价氧化物有较强的氧化性
C．主要化合价有＋2、＋4
D．类铅可能是非金属
解析：114号元素的位置应在第7周期，第ⅣA族。
答案：D
授课提示：对应学生用书第77页
要点　元素的性质、原子结构及在周期表中的位置关系
[问题探究]
1．元素在周期表中的位置与原子结构有何必然联系？
提示：原子有几个电子层，元素就位于第几周期；主族元素的原子的最外电子层有几个电子，元素就位于第几主族。
2．原子结构与元素性质之间有何关系？
提示：
3．如何根据元素在周期表中的位置推测原子结构和元素的性质？(从同周期、同主族两方面分析)
提示：(1)同主族元素从上到下：原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，主要化合价相似，得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强。
(2)同周期元素从左到右：原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，最高正化合价逐渐增大，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱。
4．如果已知X、Y为周期表中相邻的两元素，且它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性大小为：X>Y，能否确定它们的相对位置？
提示：可根据元素非金属性的变化规律确定它们的相对位置。由已知条件可确定非金属性为X>Y，所以，如果它们同周期，则X在Y的右面；如果它们同主族，则X在Y的上面。
[题组训练]
1．短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如下表所示。已知Y、W的原子序数之和是Z的3倍，下列说法正确的是(　　)
Y
Z
X
W
A.原子半径：XB．气态氢化物的稳定性：X>Z
C．Z、W均可与Mg形成离子化合物
D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>W
解析：设元素Y的原子序数为y，则y＋y＋10＝3×(y＋1)，解得y＝7，则Y为N、X为Si、Z为O、W为Cl。原子半径：Z答案：C
2．甲～辛等元素在周期表中的相对位置如下表。甲与戊的原子序数相差3，戊的一种单质是自然界硬度最大的物质，丁与辛属同周期元素。下列判断不正确的是(　　)
甲
乙
丙
丁
　
戊
己
辛
庚
A．金属性：甲>乙>丁
B．原子半径：辛>己>戊
C．丙与庚的原子核外电子数相差13
D．单质己可做半导体材料
解析：由戊的一种单质是自然界硬度最大的物质，知戊为C，甲与戊的原子序数相差3，故甲为Li。甲、乙、丙同主族，则乙为Na，丙为K，丁为Ca，金属性：丁>乙>甲，A错误；根据电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小，得原子半径：辛>己>戊，B正确；丙、庚同属第4周期，第4周期有10种过渡元素，甲与戊的原子序数相差3，故丙与庚的原子核外电子数相差13，C正确；己为硅元素，单质硅可做半导体材料，D正确。
答案：A
同一元素的“位、构、性”关系可表示如下：
应用“位置、结构、性质”三者的关系解答问题时要注意以下几个方面：
1．原子结构元素在周期表中的位置
结构位置
2．原子结构元素的化学性质
(1)最外层电子数越少，电子层数越多→越易失电子，还原性越强。
(2)最外层电子数越多，电子层数越少→越易得电子，氧化性越强。
3．元素在周期表中的位置原子结构和元素性质
4．元素“位、构、性”规律中的特例：
(1)绝大多数原子的原子核是由质子和中子构成的，只有氕(H)无中子。
(2)元素周期表中的周期一般都是从碱金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始的。
(3)所有元素中，碳元素形成的化合物种类最多。
(4)非金属单质一般不导电，但石墨导电，晶体硅是半导体。
(5)氟无正价，氧无最高正价；在Na2O2中氧显－1价，在NaH中氢显－1价。
　　　　
　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
授课提示：对应学生用书第78页
1．元素的原子结构决定其性质和周期表中的位置。下列说法正确的是(　　)
A．元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价
B．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较高
C．P、S、Cl得电子能力和最高价氧化物对应的水化物的酸性均依次增强
D．元素周期表中位于金属和非金属的分界线附近的元素属于过渡元素
解析：A项，对于主族元素而言，元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价(氧、氟除外)，对于过渡元素而言，如铁，最外层只有2个电子，而最高价态却为＋3价，A错误；B项，根据能量最低原理，在多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较低，B错误；P、S、Cl的非金属性增强，得电子能力和最高价氧化物对应的水化物的酸性均依次增强，C正确；D项，元素周期表中位于金属和非金属的分界线附近的元素具有一定的金属性和非金属性，过渡元素是元素周期表中所有的副族元素和第Ⅷ族元素，D错误。
答案：C
2．锗(Ge)是第四周期第ⅣA族元素，处于周期表中金属区与非金属区的交界线上，下列叙述中正确的是(　　)
A．锗是一种金属性很强的元素
B．锗的单质具有半导体的性能
C．锗化氢(GeH4)稳定性很强
D．锗酸(H4GeO4)是难溶于水的强酸
解析：依据同主族元素性质递变规律可知：气态氢化物稳定性：CH4>SiH4>GeH4，而已知硅烷(SiH4)不稳定，故GeH4稳定性很弱；最高价氧化物的水化物酸性：H2CO3>H4SiO4>H4GeO4，故H4GeO4为难溶于水的弱酸。因为锗处于元素周期表中金属区与非金属区的交界线上，所以锗单质应具有半导体的性能。
答案：B
3．某主族元素R的最高正化合价与最低负化合价的代数和为4，由此可以判断(　　)
A．R一定是第4周期元素
B．R一定是ⅣA族元素
C．R的气态氢化物比同族其他元素气态氢化物稳定
D．R气态氢化物的化学式为H2R
解析：根据题意，主族元素R的最高正价与最低负价的代数和为4，所以R为第ⅥA族元素，但不一定是第4周期，其气态氢化物的化学式为H2R，与其同族元素气态氢化物相比，其上面的比它稳定，下面的不如它稳定，故选项A、B、C错误，D正确。
答案：D
4．已知短周期主族元素X、Y、Z在元素周期表中的位置如图所示，下列说法正确的是(　　)
A.原子半径Z>Y>X
B．X元素位于第2周期
C．气态氢化物的稳定性：X>Y>Z
D．最高价氧化物的水化物的酸性：Y>Z>X
解析：由X、Y、Z为短周期元素及三者位置可推测X元素位于第2周期，B正确；原子半径Z>X>Y，A错误；非金属性越强，对应的气态氢化物越稳定，最高价氧化
物对应的水化物酸性越强，因非金属性Y>X>Z，则气态氢化物稳定性Y>X>Z，最高价氧化物对应水化物的酸性Y>X>Z，C、D错误。
答案：B
5．(2019·成都高一检测)如图为周期表中短周期元素的一部分，其中E为地壳中含量最高的元素。
请完成下列问题：
(1)D元素在元素周期表中的位置：________。
(2)A、E简单离子的半径由大到小顺序为________(用具体的微粒符号表示)。
(3)写出A和F两种元素的最高价氧化物的水化物相互反应的离子方程式
________________________________________________________________________。
(4)证明元素F和G的非金属性强弱(用化学方程式表示)________________________。
解析：(1)E为地壳中含量最高的元素，则
E为氧元素，所以D为氮元素，其在周期表中的位置为第二周期第ⅤA族。
(2)E为O，则F为硫元素，所以A为Na，O2－和Na＋电子层结构相同，根据“序大径小”的方法可知O2－半径大于Na＋半径。
(3)Na和S两种元素的最高价氧化物的水化物分别为NaOH和H2SO4，两者反应的离子方程式为OH－＋H＋===H2O。
(4)F为硫元素，G为氯元素，将氯气通入H2S溶液中，溶液变浑浊，说明有S单质生成，即可证明氯气的氧化性大于硫单质的氧化性，即氯的非金属性大于硫的非金属性，对应的化学方程式为H2S＋Cl2===S↓＋2HCl。
答案：(1)第二周期第ⅤA族　(2)O2－＞Na＋
(3)OH－＋H＋===H2O
(4)H2S＋Cl2===S↓＋2HCl(其他答案合理也可)
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7
-第1课时　元素性质的周期性变化规律
课程目标
素养目标
1.结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律。2．建构元素周期律，理解元素周期律的内容和实质。
1.微观探析：能从元素和原子、分子水平认识物质的组成、结构、性质和变化，形成“结构决定性质”的观念。2．宏观辨识：能从宏观和微观相结合的视角分析与解决实际问题。3．社会责任：深刻认识化学对创造更多物质财富和精神财富、满足人民日益增长的美好生活需要的重大贡献。
授课提示：对应学生用书第73页
一、原子结构和主要化合价的周期性变化
1．原子核外电子排布的周期性变化
以原子序数为1～18的元素为例，研究原子最外层电子数的变化，图示如下：
规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1个至8个的周期性变化(第一周期除外)。
2．元素原子半径的周期性变化
规律：同周期元素随着原子序数的递增，元素原子半径呈现由大到小的周期性变化。
3．元素化合价的变化规律
以原子序数为1～18的元素为例研究化合价的变化，图示如下：
规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化[每周期：最高正价：＋1→＋7(O、F除外)，负价：－4→－1]。
[牛刀小试]
1．辨析下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)：
(1)第二周期元素中原子半径最小的原子是氟。(　　)
(2)第二周期元素中C、N、O、F的最高化合价依次升高。(　　)
(3)短周期元素中原子半径最小的是氢，最大的是钠。(　　)
(4)第三周期元素的原子半径一定大于第二周期元素的原子半径。(　　)
(5)原子序数越大的元素原子半径越小。(　　)
答案：(1)√　(2)×　(3)√　(4)×　(5)×
2．从原子序数11依次增加到17，下列所述递变关系错误的是(　　)
A．原子电子层数不变
B．原子半径逐渐增大
C．最高正价数值逐渐增大
D．从硅到氯，负价从－4→－1
答案：B
二、元素金属性和非金属性的周期性变化
1．Na、Mg、Al金属性强弱的比较
2．Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较
3．同周期元素性质的递变规律
随着原子序数的递增
[牛刀小试]
3．下列递变情况不正确的是(　　)
A．Na、Mg、Al原子最外层电子数依次增多，其简单离子的氧化性依次增强
B．P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应的气态氢化物的稳定性依次增强
C．C、N、O原子半径依次增大
D．Na、K、Rb氧化物对应的水化物碱性依次增强
解析：随着核电荷数的增加，C、N、O原子半径依次减小，而不是依次增大。
答案：C
4．金属元素(前18号)甲～戊在元素周期表中的相对位置如图所示，下列判断中正确的是(　　)
A.原子半径：丙<丁<戊
B．金属性：甲>丙
C．氢氧化物碱性：丙>丁>戊
D．最外层电子数：甲>乙
解析：同周期元素原子半径从左至右是依次减小的，故A错；同主族元素金属性自上而下是增强的，故B错；同周期元素的金属性从左至右越来越弱，故对应碱的碱性也是减弱的，C正确；同周期元素原子的最外层电子数从左至右逐渐增多，故D错。
答案：C
三、元素周期律
1．内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
2．实质：元素性质的周期性变化是原子结构呈周期性变化的必然结果。
[牛刀小试]
5．辨析下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性变化。(　　)
(2)同一主族元素的最高正化合价都相等。(　　)
(3)同一周期从左到右元素的正化合价依次升高，负化合价依次降低。(　　)
(4)除稀有气体外同一周期元素从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。(　　)
(5)氯元素的最高正化合价与其最低负化合价的代数和等于0。(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)×
6．对于第二周期元素从左到右(稀有气体元素除外)，下列说法中不正确的是(　　)
A．原子半径逐渐减小
B．最外层电子数逐渐增多
C．最高正化合价逐渐升高
D．元素的非金属性逐渐增强
解析：O、F没有＋6、＋7价。
答案：C
授课提示：对应学生用书第74页
要点一　粒子半径大小比较
[典例]　下列粒子半径大小比较正确的是(　　)
A．Na＋B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋
C．NaD．Cs[解析]　A项，4种离子电子层结构相同，随着核电荷数增多，离子半径依次减小，“序小径大”，即Al3＋r(Rb)>r(K)>r(Na)，D错误；S2－和Cl－核外电子数相同，但核电荷数：Cl>S，故离子半径r(S2－)>r(Cl－)；Na＋和Al3＋核外电子数相同，且核电荷数Al>Na，则离子半径r(Na＋)>r(Al3＋)，B项正确。
[答案]　B
粒子半径(用r表示)“四同”比较
1．同周期
(1)原子半径：“左大右小”(碱金属原子半径最大，卤素原子半径最小)。
(2)离子半径(以第三周期为例)
①电性相同：“左大右小”
②电性不同：“阴大阳小”r(Cl－)＞r(Na＋)。　　　　
2．同主族
原子(或离子)半径均为“下大上小”。
3．同元素
电子数越多，半径越大，记为“e－多r大”，如r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。
4．同结构
电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，记为“Z大r小”。如10电子离子(与Ne电子层结构相同)半径由大到小为：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。
[题组训练]
1．有a、b、c、d四种元素，a、b为同周期元素，c、d为同主族元素。已知a的阳离子和d的阴离子具有相同的电子层结构。b的阴离子和c的阴离子电子层结构相同。且c离子的电荷数大于b离子的。则下列说法正确的是(　　)
①原子序数d③原子序数d④离子半径b>c>d>a
⑤离子半径b>c>a>d
⑥离子半径c>b>d>a
A．③④　
B．②⑥
C．①⑤
D．②④
解析：a、b、c、d在元素周期中的位置为
d
　a　
　
　　c　　b
所以原子序数db>d>a。
答案：B
2．A、B、C为三种短周期元素，A、B在同一周期，A、C的最低价离子分别为A2－、C－，离子半径A2－大于C－，B2＋和C－具有相同的电子层结构。下列判断正确的是(　　)
A．原子序数由大到小的顺序是C＞A＞B
B．原子半径由大到小的顺序是r(B)＞r(A)＞r(C)
C．离子半径由大到小的顺序是r(C－)＞r(B2＋)＞r(A2－)
D．原子最外层电子数由多到少的顺序是B＞A＞C
解析：三种元素在周期表中的位置为，可知，A、B、C分别为S、Mg、F。A项原子序数应为A＞B＞C；C项离子半径应为r(A2－)＞r(C－)＞r(B2＋)；D项最外层电子数应为C＞A＞B。
答案：B
要点二　元素周期表中元素性质递变性变化规律
[问题探究]
1．请从原子结构变化的角度解释，同周期元素(除稀有气体外)随着原子序数的递增，金属性依次减弱、非金属性依次增强的原因。
提示：因同周期元素(除稀有气体外)原子的电子层数相同，但原子序数依次增大，对最外层电子的吸引能力依次增强，失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，故金属性依次减弱，非金属性依次增强。
2．试根据同周期元素非金属性的变化规律，比较SiH4、PH3、H2S和HCl的稳定性。
提示：元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐增强，故非金属性：Si3．试根据非金属性的强弱，比较H3PO4和HNO3的酸性强弱。
提示：P和N均为第ⅤA族元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐减弱，故N的非金属性强于P的非金属性，根据“最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强”反推可知HNO3的酸性强于H3PO4。
[题组训练]
3．已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱的顺序是HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列判断不正确的是(　　)
A．气态氢化物的稳定性：HX>H2Y>ZH3
B．非金属性：X>Y>Z
C．原子半径：X>Y>Z
D．原子最外层电子数：X>Y>Z
解析：本题的关键是“最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱”这一信息，由此可推知X、Y、Z为非金属元素，原子序数相连意味着它们属同周期元素，故非金属性：X>Y>Z，原子半径：XH2Y>ZH3。
答案：C
4．下列有关物质性质的比较不正确的是(　　)
A．氧化性：Br2>Cl2
B．酸性：HClO4>H3PO4
C．热稳定性：HCl>HBr
D．碱性：NaOH>Mg(OH)2
解析：Cl和Br位于第ⅦA族且Cl在Br的上方，因此Cl的非金属性大于Br，因此单质的氧化性Cl2>Br2，气态氢化物的热稳定性HCl>HBr，故A项错误。
答案：A
元素的原子结构与元素性质的周期性变化规律
内容
同周期(从左到右)
同主族(从上到下)
原子结构
电子层数
相同
依次增加
最外层电子数
依次增加
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
主要化合价
一般从＋1→＋7，从－4→－1
相似(最高正价相同)
元素的性质
得电子能力
逐渐增强
逐渐减弱
失电子能力
逐渐减弱
逐渐增强
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
离子
阳离子氧化性
增强
减弱
阴离子还原性
减弱
增强
氢化物
稳定性
增强
减弱
还原性
减弱
增强
最高价氧化物的水化物
酸性
增强
减弱
碱性
减弱
增强
授课提示：对应学生用书第76页
1．下列关于元素周期律的叙述不正确的是(　　)
A．除第一周期外，随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现
B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化
C．随着元素原子序数的递增，元素的最高正价从＋1到＋7，负价从－7到－1重复出现
D．元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果
解析：F元素无＋7价，而且负价是－4→－1价的重复出现，C错。
答案：C
2．下列排列顺序不正确的是(　　)
A．原子半径：钠>硫>氯
B．最高价氧化物对应的水化物的酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4
C．最高正化合价：氯>硫>磷
D．热稳定性：碘化氢>溴化氢>氯化氢
解析：钠、磷、硫、氯是具有相同电子层数的元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，最外层电子数逐渐增多，最高正化合价逐渐增大，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。因为非金属性Cl>Br>I，所以气态氢化物的稳定性HCl>HBr>HI。
答案：D
3．已知下列原子的半径：
原子
N
S
O
Si
半径r/10－10
m
0.75
1.02
0.74
1.17
根据以上数据，磷原子的半径可能是(　　)
A．1.10×10－10
m　
B．0.80×10－10
m
C．1.20×10－10
m
D．0.70×10－10
m
解析：N、S、O、Si、P在元素周期表中的位置为，根据元素周期律可得，r(Si)>r(P)>r(S)，故磷原子的半径可能是1.10×10－10
m。
答案：A
4．(2019·泉州高一检测)下列事实不能说明氯的非金属性强于硫的是(　　)
A．酸性：HClO3>H2SO3
B．稳定性：HCl>H2S
C．3Cl2
＋2Fe2FeCl3和S＋FeFeS
D．Cl2＋H2S
===S↓＋2HCl
解析：HClO3和H2SO3不是最高价氧化物的水化物，故A不能说明氯的非金属性强于硫；氢化物越稳定，元素非金属性越强，故B能说明氯的非金属性强于硫；Cl2可将Fe氧化为＋3价，而S只能将Fe氧化为＋2价，故C能说明氯的非金属性强于硫；Cl2置换S，故D能说明氯的非金属性强于硫。
答案：A
5．下图中的曲线分别表示元素的某种性质与核电荷数的
关系(Z为核电荷数，Y为元素的有关性质)：
把与元素有关性质相符的曲线的标号填入相应位置：
(1)第ⅡA族元素原子的最外层电子数________；
(2)第三周期元素的最高正化合价________；
(3)F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋四种离子的离子半径________；
(4)第二周期元素的原子半径(不包括稀有气体)________。
解析：(1)第ⅡA族元素原子的最外层电子数均为2，故选B。
(2)第三周期元素的最高正价由＋1～＋7～0，故选C。
(3)F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋四种离子的电子层结构相同，离子半径随着核电荷数增大而依次减小，故选A。
(4)第二周期元素的原子半径从左到右依次减小，故选D。
答案：(1)B　(2)C　(3)A　(4)D
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