2019-2020年高三化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第5章 元素周期律教案.doc
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2019-2020年高三化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第5章 元素周期律教案 復(fù)習(xí)目標(biāo)： 1、掌握元素周期表的結(jié)構(gòu)、原子結(jié)構(gòu)。 2、了解原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中的位置關(guān)系。 基礎(chǔ)知識： 一、元素周期表 1、元素周期表的編排原則 （1）橫行：把電子層數(shù)相同的元素按原子序數(shù)遞增的順序從左至右排成橫行。 （2）縱行：把不同橫行中最外層電子數(shù)相等的元素，按電子層數(shù)遞增的順序，由上而下排成縱行。 2．元素周期表的結(jié)構(gòu) (1)周期（七個(gè)橫行，七個(gè)周期） 短周期 長周期 序號 一 二 三 四 五 六 七 元素種數(shù) 2 8 8 18 18 32 不完全周期最多容納 32 種元素 0族元素原子序數(shù) 2 10 18 36 54 86 (2)族（18個(gè)縱行，16個(gè)族） 主族 列序 1 2 13 14 15 16 17 族序 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 副族 列序 3 4 5 6 7 11 12 族序 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB 第Ⅷ族 第 8、9、10 共3個(gè)縱行 0族 第 18 縱行 3．元素周期表的分區(qū) 按構(gòu)造原理最后填入電子的能級的符號可把周期表里的元素劃分為5個(gè)區(qū)，分別為s區(qū)、d區(qū)、ds、p區(qū)、f區(qū)，各區(qū)分別包括ⅠA、Ⅱ族元素、ⅢB～Ⅷ族元素、ⅠB、ⅡB族元素、ⅢA～ⅦA族和0族元素、鑭系和錒系元素，其中s區(qū)(H除外)d區(qū)、ds區(qū)和f區(qū)的元素都為金屬。 【注意】 根據(jù)元素原子最后一個(gè)電子填充的原子軌道的所屬能級不同，將元素周期表中的元素分為5個(gè)區(qū)，并以此電子所處能級的符號作為該區(qū)的符號。 元素的化學(xué)性質(zhì)主要決定于價(jià)電子，而周期表的分區(qū)主要基于元素的價(jià)電子構(gòu)型，處于同一區(qū)內(nèi)的元素價(jià)電子排布是相似的，具體情況如下表所示。 分區(qū) 價(jià)層電子的電子排布式 s區(qū) Ns1～2 p區(qū) ns2np1～6 d區(qū) (n－1)d1～9ns1～2 ds區(qū) (n－1)d10ns1～2 f區(qū) (n－2)f1～14(n－1)d0～2ns2 ★☆元素周期表 1．元素周期表結(jié)構(gòu)的記憶 (1)七個(gè)橫行七周期，三短三長一不全。即一、二、三周期為短周期，長周期為四、五、六、七，其中第七周期還未填滿。 (2)18縱行16族，7主7副0和Ⅷ。 2．元素周期表中的幾個(gè)特殊區(qū)域 (1)過渡元素：元素周期表中部從ⅢB族到ⅡB族10個(gè)縱行共六十多種元素，通稱為過渡元素，這些元素都是金屬，所以又把它們叫做過渡金屬。 (2)主、副族的交界：ⅡA族后是第ⅢB族，ⅡB族后是ⅢA族。 (3)鑭系元素：在第六周期，第ⅢB族中共有15種元素，是57號元素鑭到71號元素镥，因它們原子的電子層結(jié)構(gòu)與性質(zhì)十分相似，統(tǒng)稱鑭系元素。 (4)錒系元素：在第七周期，第ⅢB族中共有15種元素，是89號元素錒到103號元素鐒，因它們原子的電子層結(jié)構(gòu)與性質(zhì)十分相似，統(tǒng)稱錒系元素。 (5)第Ⅷ族：在元素周期表中第8、9、10三個(gè)縱行統(tǒng)稱第Ⅷ族。 3．元素原子序數(shù)的確定 (1)依據(jù)主族元素在周期表中的位置 對于主族元素，電子層數(shù)＝周期數(shù)，最外層電子數(shù)＝主族序數(shù)，所以知道元素在周期表中的位置，即能畫出其原子結(jié)構(gòu)示意圖，從而確定其原子序數(shù)。如某元素的位置為第四周期第ⅦA族，其原子結(jié)構(gòu) 示意圖為 ，則原子序數(shù)Z為35。 (2)利用同主族相鄰兩元素原子序數(shù)的關(guān)系 ①元素周期表中左側(cè)元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相鄰兩元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素種類數(shù)目。 ②元素周期表中右側(cè)元素(ⅢA～ⅦA族)：同主族相鄰兩元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素種類數(shù)目。 (3)利用同周期ⅡA族和ⅢA族元素原子序數(shù)的關(guān)系 設(shè)ⅡA族、ⅢA族元素原子序數(shù)分別為x、y， 則有y=x+1（第二、三周期） y=x+11（第四、五周期） y=x+25（第六、七周期） 4．已知元素的原子序數(shù)確定其在元素周期表中的位置 方法：利用稀有氣體的原子序數(shù)來確定。第一至第七周期中稀有氣體的原子序數(shù)依次為2、10、18、36、54、86、118。 例如：(1)35號元素(相鄰近的是36Kr)，則35－36＝－1，故周期數(shù)為四，族序數(shù)為8－|－1|＝7，即第四周期第ⅦA族，即溴元素。 (2)87號元素(相鄰近的是86Rn)，則87－86＝1，故周期數(shù)為七，族序數(shù)為1，即第七周期第ⅠA族，即Cs元素。 【例1、2】 例題精講： 【例1】(1)甲、乙是周期表中同一主族的兩種元素，若甲的原子序數(shù)為x，則乙的原子序數(shù)不可能是 。 A.x+2 B.x+4 C.x+8 D.x+18 (2)若甲、乙分別是同一周期的ⅡA族和ⅢA族元素，原子序數(shù)分別是為m和n，則下列關(guān)于m和n的關(guān)系不正確的是 。 A．n=m+1 B．n=m+18 C．n=m+25 D．n=m+11 〖解析〗 (1)同主族的兩種元素①第一、二周期元素，原子序數(shù)相差2。 ②第二、三周期元素，原子序數(shù)相差8。 ③第四、五周期元素，原子序數(shù)相差18。 ④第六、七周期元素，原子序數(shù)相差32。 故絕不可能相差4。 （2）同周期ⅡA族和ⅢA族元素，原子序數(shù)之差： ①第二、三周期，原子序數(shù)差為1; ②第四、五周期，原子序數(shù)差為11； ③第六周期，原子序數(shù)差為25。 故絕不可能相差18。 〖答案〗 (1)B (2)B 【例2】A、B、C為短周期元素，在周期表中所處的位置如下圖所示。A、C兩元素的原子核外電子數(shù)之和等于B原子的質(zhì)子數(shù)。B原子核內(nèi)質(zhì)子數(shù)和中子數(shù)相等。 A C B (1)寫出A、B、C三種元素的名稱：_______、______、________。 (2)B位于元素周期表中第________周期第________族。 (3)C的原子結(jié)構(gòu)示意圖為________，C的單質(zhì)與H2O反應(yīng)的化學(xué)方程式為 (4)寫出A的氣態(tài)氫化物與B的最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物反應(yīng)的化學(xué)方程式 〖導(dǎo)航〗 解答該題要利用A、B、C三種元素在元素周期表中的位置特點(diǎn)，結(jié)合條件“Z(B)＝Z(A)＋Z(C)”即可推斷出B元素，其他問題迎刃而解。 〖解析〗 (1)根據(jù)圖示，A、B、C一定在ⅢA族元素之后，又因Z(B)＝Z(A)＋Z(C)，設(shè)Z(B)＝b，則有b＝[(b－8)－1]＋[(b－8)＋1]，即b＝16，即B為16S，則A為N，C為F。 (2)S在元素周期表中第三周期第ⅥA族。 (3)F的原子結(jié)構(gòu)示意圖為 ，F(xiàn)2與H2O反應(yīng)的化學(xué)方程式為2F2＋2H2O=4HF＋O2。 (4)NH3與H2SO4反應(yīng)的化學(xué)方程式為： 2NH3＋H2SO4=(NH4)2SO4(或NH3＋H2SO4===NH4HSO4)。 〖答案〗 (1)氮 硫 氟 (2)三 ⅥA (3) 2F2＋2H2O==4HF＋O2 (4)2NH3＋H2SO4===(NH4)2SO4(或NH3＋H2SO4=NH4HSO4) 第五章 元素周期律 第二課時(shí) 原子結(jié)構(gòu)與組成微粒間的關(guān)系 復(fù)習(xí)目標(biāo)： 1、了解原子的組成及組成微粒間的關(guān)系。 2、掌握原子結(jié)構(gòu)示意圖、電子排布式、電子排布圖等表示方法。 基礎(chǔ)知識： 一、原子結(jié)構(gòu) 原子X 原子核 核外電子 質(zhì)子（Z）個(gè) 中子（A-Z）個(gè) 電子數(shù)（Z）個(gè) 電子排布（分層排布） 核電荷數(shù)（Z） 決定元素的種類 質(zhì)量數(shù)（A） 近似相對原子質(zhì)量 在質(zhì)子數(shù)決定后，決定原子的種類 最外層電子數(shù) 各層電子數(shù) 同位素 決定主族元素化學(xué)性質(zhì) 原子的電子式 電子層(K、L、M……） 原子結(jié) 構(gòu)示意圖 1．原子的構(gòu)成 (1)原子的組成 (2)符號中各數(shù)字的含義 (3)組成原子的各種微粒及相互關(guān)系 ①質(zhì)子數(shù)（Z）= 核電荷數(shù) = 原子序數(shù) ②質(zhì)量數(shù)（A）= 質(zhì)子數(shù)（Z） + 中子數(shù)（N） ③陽離子的核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)-所帶電荷數(shù) ④陰離子的核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)+所帶電荷數(shù) 注：①有質(zhì)子的微粒不一定有中子如 。 ②有質(zhì)子的微粒不一定有電子如H+。 ③質(zhì)子數(shù)相同的微粒不一定屬于同一種元素如Ne、HF、H2O、NH3、CH4等。 ④任何元素都有零價(jià)，但不一定都有負(fù)價(jià)或正價(jià)。如F無正價(jià)，Na、Mg、Al等無負(fù)價(jià)。 2．元素、核素、同位素 元素 核素 同位素 概念 具有相同核電荷數(shù)（質(zhì)子數(shù)）的同一類原子的總稱 具有一定數(shù)目質(zhì)子和一定數(shù)目中子的一種原子 質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的原子或同一元素的不同核素 范圍 宏觀概念，對同一類原子而言，既有游離態(tài)又有化合態(tài) 微觀概念，對某種元素的一種原子而言 微觀概念，對某種元素的原子而言。因同位素的存在而使原子的種類多余元素的種類 特性 主要通過形成的單質(zhì)或化合物來體現(xiàn) 不同的核素可能質(zhì)子數(shù)相同、或中子數(shù)相同、或質(zhì)量數(shù)相同，或各類數(shù)均不同。 同位素質(zhì)量數(shù)不同，物理性質(zhì)有差異，化學(xué)性質(zhì)相同。 實(shí)例 H、O H、H、N、C、Mg是不同的核素 H、H、H為氫的同位素 【例1】 3．幾種“相對原子質(zhì)量” （1）同位素的相對原子質(zhì)量的計(jì)算式：Mr= （2）同位素的近似相對原子質(zhì)量，數(shù)值上約等于該同位素原子的相對質(zhì)量。 （3）元素的相對原子質(zhì)量是根據(jù)各種同位素的相對原子質(zhì)量和他們在自然界中所占的原子個(gè)數(shù)百分含量計(jì)算的結(jié)果。 =Aa%+ Bb%+ Cc%…… 【例2】 3、核外電子排布 （1）排布方式 分層排布，電子層由里到外依次是：第一、二、……、七層，符號分別對應(yīng)：K、L、M、N、O、P、Q。 (2)排布規(guī)律 ①電子是在原子核外距核由近及遠(yuǎn)，能量由低至高的不同電子層上分層排布。 ②每層最多容納的電子數(shù)為2n2(n代表電子層數(shù))。 ③電子一般總是先排在能量低 的電子層里，即最先排在 K層，當(dāng) K 層排滿后，再排 L 層，依此類推。 ④最外層電子數(shù)不超過8個(gè)(或 2個(gè))，次外層不超過18個(gè)，倒數(shù)第3層不超過32個(gè)。 4、構(gòu)造原理 能量最低原理 (1)能層與能級 ①能層 多電子原子的核外電子的能量是不同的。按電子的能量差異，可將核外電子分成不同的能層。原子核外電子的每一個(gè)能層(序數(shù)為n)最多可容納的電子數(shù)為2n2。 ②能級 多電子原子中，同一能層的電子，能量也不同，還可以把它們分成能級。 (2)構(gòu)造原理 隨著原子核電荷數(shù)的遞增，基態(tài)原子的核外電子按照上圖中箭頭的方向依次排布，即1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p……該原理適用于絕大多數(shù)基態(tài)原子的核外電子排布。 【思考】 核外電子排布完全依照電子層順序排列嗎？ 核外電子排布的規(guī)律并不完全依據(jù)電子層順序，而是按能級順序進(jìn)行的。 (3)能量最低原理、基態(tài)與激發(fā)態(tài)光譜 ①能量最低原理 原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)。 ②基態(tài)與激發(fā)態(tài) 原子核外電子在一定條件下會發(fā)生躍遷，躍遷過程中伴隨著能量的變化。 基態(tài)原子 激發(fā)態(tài)原子 （吸收能量） （釋放能量） ③光譜 光(輻射)是電子釋放能量的重要形式之一。不同元素的原子發(fā)生躍遷時(shí)會吸收或釋放不同的光，用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱為原子光譜。利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。 (4)電子云與原子軌道 ①電子云 電子云是電子在核外空間各處出現(xiàn)概率的形象化描述。黑點(diǎn)密的地方表示電子出現(xiàn)的概率大，黑點(diǎn)疏的地方表示電子出現(xiàn)的概率小。 ②原子軌道 電子云輪廓圖給出了電子在核外經(jīng)常出現(xiàn)的區(qū)域。這種電子云輪廓圖稱為原子軌道。 原子軌道 軌道形狀 軌道個(gè)數(shù) s 球形 1 p 紡錘形 3 ③泡利原理和洪特規(guī)則 A．泡利原理 條件：當(dāng)電子在同一個(gè)軌道中排布時(shí)； 結(jié)論：1個(gè)軌道里最多容納2個(gè)電子，且自旋方向相反。 B．洪特規(guī)則 條件：當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時(shí)； 結(jié)論：總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同。 C．基態(tài)原子的核外電子在原子軌道上排布要遵循三個(gè)原則：能量最低原理、泡利原理、洪特規(guī)則。 ★☆表示原子結(jié)構(gòu)和組成的常見化學(xué)用語 1．原子結(jié)構(gòu)示意圖 可表示核外電子的分層排布和核內(nèi)質(zhì)子數(shù)，如 2．電子式 可表示原子最外層電子數(shù)目，如 。 3．核素符號 側(cè)重表示原子核的組成，它告訴人們該原子核內(nèi)的質(zhì)子數(shù)和質(zhì)量數(shù),并推及中子數(shù)和核外電子數(shù)，如O 4．電子排布式 （1）用數(shù)字在能級符號右上角標(biāo)明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式。例如：K：1s22s22p63s23p64s1。 （2）為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號外加方括號表示。例如：K：[Ar]4s1。 （3）有少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布相對于構(gòu)造原理有1個(gè)電子的偏差。因?yàn)槟芰肯嗤脑榆壍涝谌錆M（如p6和d10）、半充滿（如p3和d5）和全空（如p0和d0）狀態(tài)時(shí)，體系的能量較低，原子較穩(wěn)定。 例如： Cr：1s22s22p63s23p63d44s2() Cr：1s22s22p63s23p63d54s1(√) 5．電子排布圖 用方框表示一個(gè)原子軌道，每個(gè)箭頭代表一個(gè)電子，如氮原子的電子排布圖為： 【例3、4】 典型例題： 【例1】(xx年高考廣東卷)xx年諾貝爾化學(xué)獎(jiǎng)得主Gerhard Ertl對金屬Pt表面催化氧化CO反應(yīng)的模型進(jìn)行了深入研究。下列關(guān)于Pt和Pt的說法正確的是( ) A．Pt和Pt的核外電子數(shù)相同，是同一種核素 B．Pt和Pt的中子數(shù)相同，互稱為同位素 C．Pt和Pt的質(zhì)子數(shù)相同，互稱為同位素 D．Pt和Pt的質(zhì)量數(shù)相同，不能互稱為同位素 〖答案〗 C 【例2】一個(gè)12C原子的質(zhì)量為aKg，一個(gè)12C16O2分子的質(zhì)量為bKg，若以12C16O2中的一個(gè)氧原子質(zhì)量的作為相對原子質(zhì)量的標(biāo)準(zhǔn)，則12C16O2的相對分子質(zhì)量為 （） A． B． C． D． 〖答案〗 B 【例3】(xx年海南高考)在基態(tài)多電子原子中，關(guān)于核外電子能量的敘述錯(cuò)誤的是( ) A．最易失去的電子能量最高 B．電離能最小的電子能量最高 C．p軌道電子能量一定高于s軌道電子能量 D．在離核最近區(qū)域內(nèi)運(yùn)動的電子能量最低 〖解析〗原子在反應(yīng)中失去的電子應(yīng)是離核最遠(yuǎn)的外層電子，其能量最高，A正確，B項(xiàng)，電離能最小的電子離原子核最遠(yuǎn)，受原子核的吸引力最小，能量最高，B正確；處于高能層中的s軌道電子的能量要比處于較低能層中p軌道電子的能量高，C錯(cuò)誤；能量越低的電子盡量排布在離原子核越近的軌道上，D正確。 〖答案〗 C 【例4】下列各種基態(tài)原子的核外電子排布式中，正確的是 ( ) A．1s22s12p1 B．1s22s22p33s1 C．1s22s22p63s14s1 D．1s22s22p63s23p64s1 〖答案〗 D 第五章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律 第三課時(shí) 元素周期律 復(fù)習(xí)目標(biāo)： 1、掌握元素周期律的本質(zhì)、內(nèi)容。能根據(jù)元素周期確定元素的性質(zhì)。 2、深入了解“位-構(gòu)-性”的關(guān)系。 基礎(chǔ)知識： 1．概念 元素的性質(zhì)隨核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性的遞變。 2．實(shí)質(zhì) 元素周期律的實(shí)質(zhì)是元素原子結(jié)構(gòu)的周期性變化必然引起元素性質(zhì)的周期性變化。 3．對角線規(guī)則 在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的某些性質(zhì)相似，如Li和Mg，Be和Al。 4．元素周期表中同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律 項(xiàng)目 同周期（從左到右） 同主族（從上到下） 最外層電子數(shù) 由1遞增到7 相同 主要化合價(jià) 最高正價(jià)由+1→+7（O、F除外） 負(fù)價(jià)由-4→-1 最高正價(jià)相同 原子半徑 逐漸減?。ǘ栊詺怏w除外） 逐漸增大 金屬性與 非金屬性 金屬性逐漸減弱 非金屬性逐漸增強(qiáng) 金屬性逐漸增強(qiáng) 非金屬性逐漸減弱 最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物的酸堿性 堿性逐漸減弱 酸性逐漸增強(qiáng) 堿性逐漸增強(qiáng) 酸性逐漸減弱 非金屬的 氣態(tài)氫化物 生成由難到易 穩(wěn)定性由弱到強(qiáng) 生成由易到難 穩(wěn)定性由強(qiáng)到弱 得失電子能力 得電子能力逐漸增強(qiáng) 失電子能力逐漸減弱 得電子能力逐漸減弱 失電子能力逐漸增強(qiáng) 第一電離能 逐漸增大（特例：Be>B,N>O, Mg>Al，P>S） 逐漸減小 電負(fù)性 逐漸增大 逐漸減小 5．電離能 （1）第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子 失去一個(gè)電子 轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。 （2）元素第一電離能的意義：元素的第一電離能可以衡量元素的原子失去一個(gè)電子的難易程度。 第一電離能數(shù)值越小，原子越易失去一個(gè)電子，該元素的金屬性越強(qiáng)；反之，第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個(gè)電子。 （3）變化規(guī)律： ①同一周期從左到右元素的第一電離能呈增大的趨勢，但某些地方出現(xiàn)曲折變化，如Be >B，N >O， Mg > Al，P >S。 ②同一族從上到下元素的第一電離能變小。 6．電負(fù)性 （1）鍵合電子：原子中用于形成 化學(xué)鍵 的電子。 （2）電負(fù)性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。 （3）意義：電負(fù)性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大，非金屬性越強(qiáng)。故電負(fù)性的大小可用來衡量元素非金屬性和金屬性的大小。 （4）變化規(guī)律 ①同周期從左到右元素的電負(fù)性逐漸增大。 ②同主族從上到下元素的電負(fù)性逐漸變小。 （5）應(yīng)用 ①判斷元素的金屬性和非金屬性的強(qiáng)弱：非金屬的電負(fù)性>1.8;金屬的電負(fù)性<1.8;類金屬的電負(fù)性在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。 ②判斷化學(xué)鍵的類型：元素的電負(fù)性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵；元素的電負(fù)性差值小于1.7，它們之間通常形成共價(jià)鍵。 【例1、2】 7．實(shí)例 （1）堿金屬 ①堿金屬元素原子結(jié)構(gòu)特點(diǎn)與化學(xué)性質(zhì)的關(guān)系 元素 Li Na K Rb Cs 相似性 結(jié)構(gòu) 原子的最外層都只有 1個(gè)電子 化學(xué)性質(zhì) 都表現(xiàn)出較強(qiáng)的 還原 性：如能夠與氧氣等非金屬單質(zhì)反應(yīng)；能夠置換水中的氫等。反應(yīng)產(chǎn)物中，堿金屬元素的化合價(jià)都是 +1 。 遞變性 結(jié)構(gòu) 從Li→Cs，核外電子層數(shù)逐漸 增多，原子半徑依次 增大 ，原子核對最外層電子的吸引力逐漸 減小 ，因此元素的原子失去電子的能力逐漸 增強(qiáng)。 化學(xué)性質(zhì) 從Li→Cs，元素的金屬性逐漸 . ①與氧氣的反應(yīng)越來越劇烈，且產(chǎn)物越來越復(fù)雜 ②與水反應(yīng)置換出水中的氫越來越容易 ②單質(zhì)物理性質(zhì)的比較 A．堿金屬元素的單質(zhì)一般呈 銀白 色，密度 小 ，熔、沸點(diǎn) 低，導(dǎo)電、導(dǎo)熱性 良好 。 B．遞變性：從Li→Cs，堿金屬的密度逐漸 增大 ，熔沸點(diǎn)逐漸 降低 。 C．堿金屬元素單質(zhì)的個(gè)性特點(diǎn)：銫略帶金黃色；密度：Li小于煤油，Na大于K，Rb、Cs小于H2O；熔點(diǎn)：Li大于100 ℃。 （2）鹵素 ①原子結(jié)構(gòu)特點(diǎn) 相同點(diǎn)：最外層都是 7 個(gè)電子。 不同點(diǎn)：按F、Cl、Br、I的順序，電子層數(shù)依次增多，原子半徑依次增大，原子核對最外層電子的吸引力逐漸減弱。 ②鹵素單質(zhì)的物理性質(zhì)遞變規(guī)律 按F2、Cl2、Br2、I2的順序：顏色逐漸變深；熔、沸點(diǎn)逐漸升高 ；密度逐漸 增大。 ③鹵素單質(zhì)的化學(xué)性質(zhì) F2 Cl2 Br2 I2 與H2化合 H2＋X2=2HX 冷暗處爆炸化合，生成的HF很穩(wěn)定 強(qiáng)光下爆炸化合，生成的HCl穩(wěn)定 高溫下緩慢化合，生成的HBr較不穩(wěn)定 持續(xù)加熱緩慢化合，生成的HI不穩(wěn)定 與H2O反應(yīng) 2F2＋2H2O= =4HF＋O2 Cl2＋H2O= =HCl＋HClO 與水反應(yīng)，但較氯氣緩慢 與水只起微弱反應(yīng) 置換反應(yīng) Cl2＋2NaBr= =2NaCl＋Br2 Br2＋2NaI= =2NaBr＋I(xiàn)2 不能把其他鹵素從它們的鹵化物中置換出來 結(jié)論 非金屬性逐漸減弱 ★☆判斷元素金屬性、非金屬性強(qiáng)弱的方法 1．根據(jù)元素在周期表中的位置 2．根據(jù)金屬活動性順序表 金屬的位置越靠前，其金屬性越強(qiáng)。 3．根據(jù)實(shí)驗(yàn) (1)元素金屬性強(qiáng)弱的比較 ①根據(jù)金屬單質(zhì)與水（或酸）反應(yīng)的難易程度：越易反應(yīng)，則對應(yīng)金屬元素的金屬性越強(qiáng)。 ②根據(jù)金屬單質(zhì)與鹽溶液的置換反應(yīng)：A置換出B，則A對應(yīng)的金屬元素比B對應(yīng)的金屬元素金屬性強(qiáng)。 ③根據(jù)金屬單質(zhì)的還原性或?qū)?yīng)陽離子的氧化性強(qiáng)弱：單質(zhì)的還原性越強(qiáng)，對應(yīng)陽離子的氧化性越弱，元素的金屬性越強(qiáng)（Fe對應(yīng)的是Fe2+，而不是Fe3+）。 ④根據(jù)最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物的堿性強(qiáng)弱：堿性越強(qiáng)，則對應(yīng)金屬元素的金屬性越強(qiáng)。 ⑤根據(jù)電化學(xué)原理：不同金屬形成原電池時(shí)，作負(fù)極的金屬活潑；在電解池中的惰性電極上，先析出的金屬其對應(yīng)的元素不活潑。 (2)元素非金屬性強(qiáng)弱的比較 ①根據(jù)非金屬單質(zhì)與H2化合的難易程度：越易化合則其對應(yīng)元素的非金屬性越強(qiáng)。 ②根據(jù)形成的氫化物的穩(wěn)定性或還原性：越穩(wěn)定或還原性越弱，則其對應(yīng)元素的非金屬性越強(qiáng)。 ③根據(jù)非金屬之間的相互置換：A能置換出B，則A對應(yīng)的非金屬元素的非金屬性強(qiáng)于B對應(yīng)元素的非金屬性。 ④根據(jù)最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物的酸性強(qiáng)弱：酸性越強(qiáng)，則元素的非金屬性越強(qiáng)。 ⑤根據(jù)非金屬單質(zhì)的氧化性或?qū)?yīng)陰離子的還原性強(qiáng)弱：單質(zhì)的氧化性越強(qiáng)，其對應(yīng)陰離子的還原性越弱，元素的非金屬性越強(qiáng)。 【特別提醒】 (1)元素的非金屬性與金屬性強(qiáng)弱的實(shí)質(zhì)是元素的原子得失電子的難易，而不是得失電子的多少。如Mg比Na失電子數(shù)多，但Na比Mg失電子更容易，故Na的金屬性比Mg強(qiáng)。 (2)根據(jù)產(chǎn)物中元素化合價(jià)的高低可比較元素金屬性和非金屬性的強(qiáng)弱，例如 2Fe+3Cl2=2FeCl3，F(xiàn)e+S=FeS,則元素非金屬性Cl>S。 (3)用酸性強(qiáng)弱判斷元素非金屬性強(qiáng)弱時(shí)，一定是最高價(jià)含氧酸的酸性。如酸性：由H2SO4>H3PO4可判斷非金屬性：S>P；但酸性H2SO4>HClO，HCl>H2S，均不能用于判斷元素非金屬性強(qiáng)弱。 【例3】 ★☆微粒半徑的大小比較規(guī)律 1．同周期元素的原子半徑隨原子序數(shù)的遞增逐漸減小。如：Na>Mg>Al>Si（稀有氣體的原子半徑不參與比較）。 2．同主族元素原子的半徑隨原子序數(shù)的遞增逐漸增大。如： Li下載提示(請認(rèn)真閱讀)
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