(共49张PPT)
第1课时 原子结构
课前·基础认知
课堂·重难突破
素养·目标定位
随堂训练
素养 目标定位
目 标 素 养
1.知道原子的结构及构成原子的粒子间的关系;根据原子核外电子的排布规律,能画出1~20号元素的原子结构示意图。了解预测、假设、模型等方法在科学家研究原子结构中的作用。
2.通过了解元素周期表的结构,认识原子结构与元素在周期表中位置间的关系。
3.知道质量数和 的含义,知道元素、核素、同位素的含义。
4.以第ⅠA族和第ⅦA族元素为例,通过探究认识同主族元素性质的递变规律,并能用原子结构理论初步加以解释;培养分析、处理数据的能力,尝试运用比较、归纳等方法对信息进行加工处理。
知 识 概 览
课前·基础认知
一、原子结构
1.原子的构成。
2.质量数。
(1)定义:原子的质量主要集中在原子核上,质子和中子的相对质量都近似为 1 ,如果忽略电子的质量,将核内所有 质子 和 中子 的相对质量取近似整数值相加,所得的数值叫做质量数。
(2)两个关系式:
质量数(A)= 质子数 (Z)+ 中子数 (N)
原子的质子数= 核电荷数 = 核外电子数
微思考 什么是质子或中子的相对质量
提示:一个质子或中子的质量对12C原子质量的 (1.66× 10-27 kg)相比较所得的数值。
二、核外电子排布
1.电子层。
(1)定义:在含有多个电子的原子里,电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层,称作电子层。
(2)表示方法:
2.电子的能量与运动区域。
(1)在离核较近的区域运动的电子能量 较低 。
(2)在离核较远的区域运动的电子能量 较高 。
(3)离核最近的电子层是 K 层,该电子层上的电子的能量最低。
3.原子核外电子的排布规律。
(1)电子一般总是先从 内层 排起,当一层 充满 后再填充下一层。
(2)原子核外第n层最多能容纳的电子数为 2n2 。
(3)无论原子有几个电子层,其最外层中的电子数最多只有 8 个(K层只有 2 个)。
(4)原子最外电子层有8个电子(最外层为K层时,最多只有2个电子)的结构是相对稳定的结构。
微判断(1)原子的核外电子是分层排布的,每层电子数相同。
( )
(2)F原子的核外电子排布为 。( )
×
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课堂·重难突破
重难归纳
1.组成原子的粒子
一 组成原子的有关粒子间的关系
2.有关粒子间的关系:
(1)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。
(2)原子核内质子数=核电荷数=原子核外电子数=原子序数。
(3)阳离子Xm+:质子数=核外电子数+m。
阴离子Xm-:质子数=核外电子数-m。
原子的质量主要集中在原子核上。
(1)原子的质量主要由质子和中子的质量决定,什么是质子或中子的相对质量
(2)质量数和相对原子质量是完全等同的概念吗
典例剖析
科学家发现一种只由四个中子构成的粒子,这种粒子被称为“四中子”,也有人称为“零号元素”。下列有关“四中子”粒子的说法不正确的是( )。
A.该粒子不显电性
B.该粒子的质量数为4
C.该粒子为4号元素
D.1个该粒子的质量比1个1H原子的质量大
答案:C
解析:由于中子不带电荷,所以该粒子不显电性,A项正确。中子的相对质量是1,所以“四中子”的质量数为4,B项正确。“四中子”粒子中没有质子,所以不能说是几号元素,C项错误。质量数反映了粒子的相对质量大小,由于“四中子”质量数比1H原子大,所以1个该粒子的质量比1个1H原子的质量大,D项正确。
学以致用
1.根据元素的核电荷数可推知原子的( )。
①质子数 ②中子数 ③质量数 ④核外电子数
A.①②③ B.①④ C.②③④ D.①③
答案:B
解析:原子中,元素的核电荷数=质子数=核外电子数,质量数=质子数+中子数,所以由核电荷数可以推知原子的质子数、核外电子数,B项正确。
2.已知铱原子的核外电子数为77,一种铱原子的质量数为191,则其核内中子数与质子数之差是( )。
A.77 B.114
C.37 D.268
答案:C
解析:根据题中信息可知,核外电子数=质子数=77,中子数=质量数-质子数=191-77=114,所以中子数与质子数之差=114-77=37,C项正确。
重难归纳
1.原子核外电子的排布规律——“四最”:
一个 最低 能量最低原理:核外电子总是尽量先排布在能量最低的电子层里,然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里。即按K→L→M→N……的顺序排列
二 核外电子的排布规律
三个 最多 各电子层最多容纳2n2个电子。如K、L、M、N层最多容纳电子数分别为2、8、18、32
最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个)
次外层最多能容纳的电子数为18个
2.原子核外电子排布的表示方法。
(1)原子结构示意图。
①小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数。
②弧线表示电子层。
③弧线内数字表示该层中的电子数。
(2)离子结构示意图。
①主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子,电子层减少一层,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,形成与同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
常见的10电子粒子有哪些 18电子粒子有哪些
提示:利用元素排布寻找“10电子”粒子的方法
利用元素排布寻找“18电子”粒子的方法
典例剖析
按要求填空。
(1)某元素原子K层和M层电子数相同,该元素的元素符号是 。
(2)某元素原子L层电子数是K层电子数的3倍,该元素的元素名称是 。
(3)某元素原子最外层电子数是次外层电子数的2倍,该元素的原子结构示意图是 。
解析:(1)K层最多容纳2个电子,M层的电子数和K层相同,则
方法规律 1~18号元素原子结构的几个特殊关系。
特殊关系 元素
最外层电子数等于次外层电子数的一半 Li、Si
最外层电子数等于次外层电子数 Be、Ar
最外层电子数等于次外层电子数的2倍 C
最外层电子数等于次外层电子数的3倍 O
最外层电子数等于次外层电子数的4倍 Ne
最外层电子数等于电子层数 H、Be、Al
学以致用
1.下列原子或离子的核外电子排布错误的是( )。
B
解析:19K质子数为19,核外电子数为19,其原子结构示意图为 ,B错误。
2.A、B两种原子,A的M电子层比B的M电子层少3个电子,B的L电子层电子数恰为A的L电子层电子数的2倍。A和B分别是( )。
A.硅原子和钠原子 B.硼原子和氦原子
C.氯原子和碳原子 D.碳原子和铝原子
答案:D
解析:L电子层最多排8个电子,B的L电子层电子数恰为A的L电子层电子数的2倍,说明B的L电子层有8个电子,A的L电子层有4个电子,故A是碳原子;A的M电子层比B的M电子层少3个电子,故B为铝原子。
随堂训练
1.某种元素的原子核内有161个中子,质量数为272。该元素原子核内质子数(Z)与中子数(N)的关系是( )。
A.Z>N B.Z
答案:B
解析:根据质量数和质子数、中子数之间的关系,可得该元素的质子数为272-161=111,因此质子数小于中子数。
2.下列粒子的结构示意图中,错误的是( )。
A.②③④⑤ B.①④⑤⑥ C.①②③⑥ D.①②④⑤
D
解析:①错误,K层最多容纳2个电子;②错误,Cl的核电荷数为17;④错误,最外层电子数不能超过8个;⑤错误,L层上电子数应为8个,M层上电子数应为5个。
3.下列关于原子核外电子排布规律的说法错误的是( )。
A.K层是能量最低的电子层
B.原子失电子时先失去能量低的电子
C.核外电子总是优先排布在能量较低的电子层上
D.N层为次外层时,最多可容纳的电子数为18
答案:B
解析:距原子核由近到远,电子的能量由低到高,即离原子核近的电子能量低,离原子核远的电子能量高,则K层是能量最低的电子层,A项正确。原子失电子时先失去能量高的电子,B项错误。核外电子总是优先排布在能量较低的电子层上,C项正确。电子层的次外层最多容纳18个电子,所以N层为次外层时,最多可容纳的电子数为18,D项正确。
4.某元素的原子核外有3个电子层,最外层有4个电子,则该原子核内的质子数为( )。
A.14 B.15
C.16 D.17
答案:A
解析:该原子核外各个电子层上的电子数分别为2、8、4,所以其核内质子数为14。
5.某粒子的结构示意图为 ,关于该粒子的说法不正确的是( )。
A.核外电子数为18
B.核外有3个电子层
C.属于阳离子
D.在化学反应中易失电子
答案:D
解析:某粒子的结构示意图为 ,核电荷数=19,核外电子数=18,说明是钾元素的阳离子,是原子失去一个电子形成的,在化学反应中难失电子,故D错误。
6.由多国科学家组成的科研小组,通过粒子加速器进行了一周的实验,获得了6个非常罕见的铁(26号元素)原子,该铁原子的质量数为45,接着,科学家又使用特制的测量仪器观测到,这6个原子中有4个发生了衰变,这一实验证实了曾经预言的双质子衰变方式,即有一个原子同时放出两个质子的衰变方式。
(1)该铁原子的核内中子数为 ,
该原子的核外电子数为 。
(2)该铁原子的衰变是化学变化吗
说明理由。
粒子加速器
答案:(1)19 26
(2)不是。化学变化中原子种类不变,即原子所含质子数不变,衰变时质子数减少,故衰变不属于化学变化。
解析:(1)铁元素为26号元素,中子数=质量数-质子数=45-26= 19,核外电子数=质子数=26。(共57张PPT)
第2课时 元素周期表 核素
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随堂训练
课前·基础认知
一、元素周期表
1.元素周期表的发展历程。
(1)诞生:1869年,俄国化学家 门捷列夫 将元素按照 相对原子质量 由小到大的顺序排列,将化学性质相似的元素放在一个纵列,制出了第一张元素周期表。
(2)演变:为未知元素留下的空位先后被填满。
(3)现行:元素的排序依据由相对原子质量改为原子的 核电荷数 。
2.原子序数。
(1)含义:按照元素 在周期表中的顺序 给元素编号。
(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 。
3.元素周期表的结构。
(1)编排原则。
(2)元素周期表的结构。
①周期和族。
②常见族的特别名称。
4.元素周期表中的方格中的元素的信息。
微判断1(1)氧元素在元素周期表中的位置是第二周期第ⅥA族。( )
(2)现行元素周期表是按相对原子质量由小到大的顺序排列的。( )
(3)元素周期表中有7个横行,即7个周期;有18个纵列,即18个族。( )
(4)第ⅠA族元素叫做碱金属元素。( )
(5)主族元素都是由短周期元素和长周期元素共同组成的。
( )
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×
×
×
√
二、核素
1.元素:具有相同 质子数(核电荷数) 的一类原子的总称。
同种元素原子的原子核中 质子数 是相同的。
2.核素:具有一定数目 质子 和一定数目 中子 的一种原子叫做核素。如1H、2H、3H就各为氢元素的一种核素。
3.核素(原子)的表示方法:
4.同位素:
(1)定义。
质子数 相同而 中子数 不同的同一元素的不同原子互称同位素(即同一元素的不同 核素 互称为同位素)。下表即为氢元素的不同核素,它们互称同位素。
(2)同位素的特征。
①同一种元素的各种同位素的化学性质 几乎完全相同 ;物理性质略有差异。
②天然存在的同位素,相互之间保持一定的 比率 。
③利用放射性同位素释放的射线育种、 给金属探伤 、诊断和治疗疾病等。
(3)同位素的用途。
微判断2(1)不同元素的核素的质量数一定不同。( )
×
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课堂·重难突破
重难归纳
1.元素周期表的结构。
元素周期表中7个横行
对应7个周期,18个纵列
对应16个族(8、9、10三
个纵列共同组成第Ⅷ族)。
元素所在的周期序数=核外电子层数
主族元素所在主族序数=最外层电子数
一 元素周期表
2.元素周期表的简单应用。
(1)短周期中族序数与周期序数存在特殊关系的元素。
(2)利用离子电子层结构相同的“阴上阳下”规律推断对应元素在周期表中的位置。如aX(n+1)+、bYn+、cZ(n+1)-、dMn-的电子层结构相同,在周期表中的位置关系为:
(3)据原子序数确定元素在周期表中位置的方法——0族元素定位法。
①明确0族元素信息。
②比大小定周期。
比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小,找出与其相邻的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求差值定族序数。
a.若某元素原子序数比相应的0族元素大1或2,则该元素应处在0族元素所在周期的下一个周期的第ⅠA族或第ⅡA族。
b.若比相应的0族元素小1~5时,则该元素应处在同周期的第ⅦA~ⅢA族。
c.若差值为其他数时,则由相应差值找出相应的族。
(4)同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素的原子序数差。
(5)同主族相邻两元素原子序数之差的情况。
①若为第ⅠA、第ⅡA族元素,则原子序数之差等于上周期元素所在周期的元素种类数。
②若为ⅢA族至0族元素,则原子序数之差等于下周期元素所在周期的元素种类数。
(6)同主族不相邻两元素的原子序数的差。
元素周期表中第一周期至第七周期的元素种类数分别是2,8,8,18,18,32,32,故同主族不相邻的两种元素的原子序数的差是这几个数的和或差,如1H和19K的原子序数差是2+8+8=18。
同一主族元素原子的最外层电子数相同,那么Fe最外层有2个电子,一定位于第ⅡA族吗
提示:第ⅡA族的元素最外层一定有2个电子,但最外层有2个电子的元素不一定位于第ⅡA族。Fe属于副族元素。
典例剖析
已知X、Y、Z三种主族元素在周期表中的位置如图所示,设X的原子序数为a。则下列说法不正确的是( )。
A.Y与Z的原子序数之和可能为2a
B.Y的原子序数可能为a-17
C.Z的原子序数可能为a+31
D.X、Y、Z一定为短周期元素
答案:D
解析:由题给信息可知,X、Y、Z只能位于元素周期表中过渡元素区域的右边。若X位于第四周期,则Y的原子序数为a-17,Z的原子序数为a+17,Y与Z的原子序数之和为2a,A、B两项正确。若X位于第五、第六周期,Z的原子序数为a+31,C项正确。X、Y、Z为主族元素,Y一定不在第一周期,则Z肯定是长周期元素,D项错误。
学以致用
1.短周期元素A、B、C的位置如右图所示,已知B、C两元素所在族序数之和是A元素所在族序数的2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
答案:C
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的原子序数的关系:(x-1)+(x+1)=(x-8)×4,解得x=16,所以A、B、C分别为O、P、Cl。
2.元素X的原子有3个电子层,最外层有4个电子。这种元素位于周期表的( )。
A.第四周期第ⅢA族
B.第四周期第ⅦA族
C.第三周期第ⅣB族
D.第三周期第ⅣA族
答案:D
解析:周期序数=电子层数,主族元素族序数=最外层电子数。
重难归纳
1.元素、核素、同位素、同素异形体的区别。
比较项目 元素 核素 同位素 同素异形体
本质 具有相同质子数的一类原子的总称 质子数、中子数都一定的原子 同种元素的不同核素之间的互称 同种元素形成的不同单质之间的互称
二 元素、核素、同位素、同素异形体的区别和联系
比较项目 元素 核素 同位素 同素
异形体
范畴 同类原子,可存在游离态、化合态两种形式 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 由一种元素组成,可独立存在
2.元素、核素、同位素、同素异形体的联系。
同位素的三同、三不同:
三同:同种元素(同质子数、同核电荷数、同电子数),相同位置(在周期表中),化学性质几乎相同。
三不同:不同种原子(中子数不同、质量数不同),不同的物理性质,不同的原子个数百分比。
核武器是利用能自持进行核裂变或聚变反应瞬时释放的巨大能量,产生爆炸作用,并具有大规模毁伤破坏效应的武器的总称。其中主要利用铀235(235U)或钚239(239Pu)等重原子核的裂变链式反应原理制成的裂变武器,通常称为原子弹;主要利用重氢(2H,氘)或超重氢(3H,氚)等轻原子核的热核反应原理制成的热核武器或聚变武器,通常称为氢弹。
(1)235U与234U、238U属于什么关系 2H2和3H2互为同位素吗
(2)结合核外电子排布讨论,互称同位素的不同核素为什么具有几乎完全相同的化学性质
(3)核素种类与质子数、中子数和质量数有何关系
提示:(1)235U与234U、238U具有相同的质子数和核外电子数,但中子数不同,互为同位素。2H2和3H2是分子,不互为同位素。
(2)同种元素的不同核素核内质子数相同,具有完全相同的核外电子排布,因此化学性质几乎完全相同。
(3)核素是具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子,因此核素种类由质子数、中子数共同决定。质量数=质子数+中子数,故不同的核素也可能具有相同的质量数,如 ,故核素种类与质量数无直接关系。
3.元素的相对原子质量。
(1)原子(核素)的相对原子质量:一个原子的实际质量与一个12C原子质量的 的比值。
(2)元素的相对原子质量:按照该元素各种核素所占的一定百分比(即丰度)计算出来的平均值。
如:
氯元素的同位素 35Cl 37Cl
原子(核素)的相对原子质量 34.969 36.966
丰度 75.77% 24.23%
氯元素的相对原子质量 34.969×75.77%+36.966×24.23%≈35.45 典例剖析
答案:A
学以致用
1 具有放射性,从而对人体产生伤害。该原子的中子数和质子数之差是( )。
A.136 B.50
C.86 D.222
答案:B
解析: 的质子数为86,中子数=222-86=136,两者之差为136-86=50。
2.下列说法中不正确的是( )。
①质子数相同的粒子一定属于同一种元素
②同位素的性质几乎完全相同
③质子数相同,电子数也相同的两种粒子,不可能是一种分子和一种离子
④电子数相同的粒子不一定属于同一种元素
⑤一种元素不可能形成不同的单质
⑥某种元素的相对原子质量取整数,就是其质量数
A.①②⑤⑥ B.①②④⑤ C.②③⑤⑥ D.③④⑤⑥
A
解析:①质子数相同的粒子不一定属于同一种元素,如Na+、
质子数均为11,不正确;②同位素的化学性质几乎完全相同,物理性质不同,不正确;③由于中性粒子中,质子数=核外电子数,离子中,质子数≠核外电子数,所以质子数相同,电子数也相同的粒子,不可能是一种分子和一种离子,正确;④电子数相同的粒子不一定属于同一种元素,例如O2-和F-等都是10电子粒子,正确;⑤一种元素可能形成不同的单质,如O2和O3,不正确;⑥元素没有质量数,不正确。
随堂训练
1.下列说法正确的是( )。
A.常用元素周期表中元素排序的依据是原子的核电荷数
B.元素周期表有16个纵列,也就是16个族
C.原子的最外层电子数相同的元素,一定属于同一族
D.电子层数相同的粒子,对应元素一定属于同一周期
答案:A
解析:元素周期表中有18个纵列,16个族,8、9、10三个纵列共同组成第Ⅷ族;Be和He的最外层电子数都是2,但不属于同一族;Ne和Na+的电子层数都是2,但不属于同一周期。
2.下列各图若为元素周期表的一部分(表中数字代表原子序数),其中合理的是( )。
答案:D
解析:本题要求熟记元素周期表的结构,知道1~18号元素在周期表中的具体位置。解题时可根据稀有气体元素2号、10号元素应在周期表的最右端和3号元素在周期表的最左端排除A、B、C三项。
3.下列原子结构示意图中,表示第二周期第ⅤA族元素原子的是( )。
答案:B
4.下列各组微粒中,互为同位素的是( )。
答案:B
解析:同位素指质子数相同、中子数不同的原子,故B符合题意。
5.下表符号中“2”的含义正确的一组是( )。
答案:B
解析: 中2表示质量数,2He中2表示质子数,Cl2中2表示含有2个氯原子,Ca2+中的2表示带2个电荷。
6.A、B、C、D为短周期元素,在元素周期表中所处的位置关系如下图所示,A、C两种元素的原子核外电子数之和等于B元素原子的质子数。
(1)分别写出A、B、C、D四种元素的名称
、 、 、 。
(2)B元素位于元素周期表中第 周期第 族。
(3)D元素的单质与水反应的化学方程式为
。
答案:(1)氮 硫 氟 氯
(2)三 ⅥA
(3)Cl2+H2O HCl+HClO
解析:A、B、C、D均为短周期元素,从四者的相对位置及元素周期表的结构来看,A、C位于第二周期,B、D位于第三周期,若A的原子序数为x,则C的原子序数为x+2,B的原子序数为x+8+1。由题意知x+x+2=x+8+1,x=7,所以A、B、C、D的原子序数分别为7、16、9、17,分别为氮、硫、氟、氯。(共61张PPT)
第3课时 原子结构与元素的性质
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课前·基础认知
一、原子结构与元素性质的关系
1.金属元素:原子最外层电子一般少于 4 个,在化学反应中容易 失去电子 ,具有 金属性 。
2.非金属元素:原子最外层电子一般多于 4 个,在化学反应中容易 得到电子 ,具有 非金属性 。
二、碱金属元素
1.碱金属元素的原子结构。
结论:碱金属元素原子结构的共同点是 最外层电子数均为1 ,不同点是 电子层数和原子半径不同 ,其变化规律是随着核电荷数的增加,电子层数逐渐 增多 ,原子半径逐渐 增大 。
微判断1(1)碱金属元素原子的次外层电子数都是8。( )
(2)碱金属元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。
( )
(3)碱金属元素原子的最外层电子数都是1。( )
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2.碱金属的化学性质。
(1)钠、钾与氧气反应的比较。
①钠与氧气反应:常温下钠可被氧气氧化生成 氧化钠 ;加热时钠可在空气中燃烧发出黄色火焰,生成 淡黄 色粉末Na2O2。反应的化学方程式分别为 4Na+O2═2Na2O , 2Na+O2 Na2O2 。
②钾与氧气反应:
钾在空气中燃烧比钠更剧烈,产生紫色火焰,产物也比过氧化物复杂。
(2)钠、钾与水反应的比较。
(3)碱金属元素的化学性质与原子结构之间的关系。
①碱金属化学性质的相似性。碱金属元素最外层电子数 相同 ,均为 1 个电子,因此它们的化学性质 相似 ,都能与氧气等非金属单质以及水反应。
②碱金属元素化学性质的递变性。随着核电荷数的增加,碱金属元素原子的电子层数逐渐 增多 ,原子半径逐渐 增大 ,原子核对最外层电子的引力逐渐 减弱 ,原子失去最外层电子的能力逐渐 增强 。即从锂到铯,金属性逐渐 增强 。
3.碱金属单质的主要物理性质比较。
(1)相似性:除铯略带金色光泽外,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。
(2)递变性:从锂到铯,密度逐渐 增大 (K的密度反常),熔点和沸点逐渐 降低 。
微思考 K比Na活泼,K可以从钠盐溶液中置换出Na吗 为什么
提示:不可以。钠、钾均与水反应,两者不能在溶液中发生金属间的置换反应。
三、卤族元素
卤族元素(简称卤素)是典型的 非金属 元素,它们在自然界中都以 化合 态存在。
1.卤素单质的物理性质。
2.卤素的原子结构特点。
(1)相同点:最外层均有7个电子。
(2)递变性:从氟到碘核电荷数依次增大,电子层数依次增多,原子半径依次 增大 。
3.卤素单质的化学性质。
(1)卤素单质与氢气的反应。
(2)卤素单质之间的置换反应。
4.卤族元素化学性质与原子结构的关系。
(1)相似性:最外层均为7个电子,易得电子。
(2)递变性:从F到I,随着核电荷数的增加,卤族元素原子的电子层数逐渐 增多 ,原子半径逐渐 增大 ,原子核对最外层电子的引力逐渐 减弱 ,原子得电子的能力逐渐减弱 。即从F到I,非金属性逐渐 减弱 。
微判断2(1)卤素单质的颜色从F2→I2按相对分子质量增大而加深。( )
(2)随核电荷数增加,卤素单质的熔、沸点逐渐降低。( )
(3)随核电荷数增加,卤素单质的氧化性逐渐增强。( )
(4)Cl2可以从KI溶液中置换出I2。( )
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课堂·重难突破
重难归纳
碱金属元素原子结构与性质的关系
一 碱金属元素性质的相似性和递变性
1.相似性(R表示碱金属元素)。
原子都容易失去最外层的一个电子,化学性质活泼,它们的单质都具有较强的还原性,它们都能与氧气等非金属单质及水反应。碱金属与水反应的通式为2R+2H2O══2ROH+H2↑。
2.递变性。
随着原子序数的递增,原子半径逐渐增大,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,碱金属元素的原子失电子能力逐渐增强,金属性逐渐增强。
(2)与O2的反应越来越剧烈,产物更加复杂,如Li与O2反应只能生成Li2O,Na与O2反应还可以生成 Na2O2,而K与O2反应能够生成KO2等。
(3)与H2O的反应越来越剧烈,如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸,Rb与Cs遇水发生剧烈爆炸。
(4)最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强。
碱金属是锂﹑钠﹑钾﹑铷﹑铯﹑钫六种金属元素的统称。除了氢氧化锂是中强碱之外,其余碱金属的氢氧化物均是强碱。
(1)碱金属单质的化学性质为什么具有相似性
(2)如何从结构上理解碱金属元素从上到下金属性逐渐增强
(3)铯(Cs)位于元素周期表中第六周期第ⅠA族。铯投入CuCl2溶液中,能置换出Cu吗 为什么
提示:(1)结构决定性质,碱金属元素的原子结构相似,最外层均有一个电子,均易失电子,化学性质活泼,故它们的单质具有较强的还原性,能与氧气等非金属单质及水反应。
(2)从上到下,碱金属元素原子半径逐渐增大,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,原子失电子变得越来越容易,故从上到下,金属性逐渐增强。
(3)不能,Cs在溶液中先与H2O反应生成CsOH,
2CsOH+CuCl2══2CsCl+Cu(OH)2↓。
典例剖析
下列各组比较不正确的是( )。
A.锂与水反应不如钠与水反应剧烈
B.还原性:K>Na>Li,故K可以从NaCl溶液中置换出金属钠
C.熔点:Li>Na>K
D.碱性:LiOH答案:B
解析:A中锂的金属活动性比钠弱,与水反应不如钠剧烈;B中还原性K>Na>Li,但K不能置换出NaCl溶液中的Na,而是先与H2O反应;C中碱金属元素从Li到Cs,单质的熔点逐渐降低,即单质的熔点顺序为Li>Na>K>Rb>Cs;D中从Li到Cs,碱金属元素的金属性逐渐增强,最高价氧化物对应水化物的碱性依次增强,即碱性LiOH学以致用
1.下列关于碱金属元素按Li、Na、K、Rb、Cs的顺序的叙述中不正确的是( )。
A.碱金属元素原子最外层都只有一个电子,在化学反应中容易失电子表现出强还原性
B.单质的熔点和沸点依次递减
C.单质都能与水反应生成碱,都能在空气中燃烧生成过氧化物
D.原子半径逐渐增大,单质与水反应的剧烈程度逐渐增强
C
解析:金属锂在空气中燃烧只生成氧化物。
2.铯是碱金属元素,下列关于铯及其化合物的叙述中,不正确的是( )。
A.Cs的密度比水的小
B.Cs与水反应十分剧烈,甚至会发生爆炸
C.Cs2CO3加热时不易分解
D.CsOH是强碱,其碱性比KOH的强
答案:A
解析:Cs的密度比水的大,A项错误。
重难归纳
从原子结构角度认识卤素性质的递变规律
二 卤素的原子结构与化学性质的关系
1.相似性(X表示卤素)。
卤素原子都容易得到一个电子使其最外层达到8个电子的稳定结构,它们的单质都是活泼的非金属单质,都具有较强的氧化性。
(1)与H2在一定条件下反应。
(3)与H2O反应。
①X2+H2O HX+HXO(X=Cl、Br、I);
②例外:2F2+2H2O══4HF+O2。
(4)与NaOH溶液反应。
X2+2NaOH══NaX+NaXO+H2O(X=Cl、Br、I)。
2.递变性。
(1)与H2反应越来越难,对应氢化物的热稳定性逐渐减弱,还原性逐渐增强,即热稳定性HF>HCl>HBr>HI;还原性: HF(2)最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱,即酸性: HClO4>HBrO4>HIO4。
3.卤素的特性。
(1)氟元素无正价,无含氧酸。F-的还原性极弱。
(2)溴单质在常温下是唯一的一种液态非金属单质。
(3)碘为紫黑色固体,易升华,淀粉溶液遇I2变蓝色。
(4)氢氟酸为弱酸,而盐酸、氢溴酸、氢碘酸为强酸。
已知常温下KClO3与浓盐酸反应放出氯气,现按如图进行卤素的性质实验。玻璃管内装有分别滴加过不同溶液的白色棉球,反应一段时间后①②③④处的颜色分别为黄绿色、橙色、蓝色、白色。
回答下列问题:
(1)②处颜色变化的原因是什么 写出离子方程式。可得出的结论是什么
(2)③处变蓝的原因是什么 写出可能的离子方程式。可能得出的结论是什么
提示:(1)生成了Br2,Cl2+2Br-══Br2+2Cl-,Cl2的氧化性大于Br2的氧化性。
(2)生成了I2,I2遇淀粉变蓝色。Cl2+2I-══I2+2Cl-或Br2+2I-══I2+2Br-。Cl2的氧化性比I2的强或Br2的氧化性比I2的强。
典例剖析
下列说法正确的是( )。
A.F、Cl、Br原子的最外层电子数都是7,次外层电子数都是8
B.从HF、HCl、HBr、HI酸性递增的事实,推出F、Cl、Br、I的非金属性递增规律
C.酸性:HClO>HClO4
D.密度:F2答案:D
解析:F的次外层电子数为2,Br的次外层电子数为18,A项错误。元素的非金属性强弱可以根据其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱比较,不能根据氢化物的酸性强弱比较,B项错误。HClO是弱酸,HClO4是强酸,C项错误。由卤素单质的物理性质可知,D项正确。
学以致用
1.下列关于卤素(用X表示)的叙述中正确的是( )。
A.卤素单质与水反应均可用X2+H2O HXO+HX表示
B.HX的热稳定性随卤素核电荷数的增加而增强
C.卤素单质的颜色从F2到I2逐渐加深
D.X-的还原性依次为F-答案:C
解析:2F2+2H2O══O2+4HF,A项错误。HX的热稳定性随卤素核电荷数的增加而减弱,B项错误。F2优先与水反应,故F2不能从其他卤化物的溶液中置换出卤素单质,D项错误。
2.下列关于卤族元素的说法正确的是( )。
A.F、Cl、Br、I的最高化合价都为+7价
B.卤族元素的单质只有氧化性
C.从F到I,原子的得电子能力依次减弱
D.卤素单质与H2化合的难易程度按F2、Cl2、Br2、I2的顺序由难变易
答案:C
解析:卤素原子的最外层电子数都是7,除F元素外最高化合价均为+7价,F元素没有正价,A项错误。氯气、溴和碘等均既有氧化性又有还原性,B项错误。从F到I,原子核对最外层电子的吸引能力逐渐减弱,原子得电子能力逐渐减弱,C项正确。元素的非金属性越强,对应的单质越容易与氢气化合,卤素单质与H2化合由易到难的顺序为F2、Cl2、Br2、I2,D项错误。
随堂训练
1.下列不属于碱金属单质通性的是( )。
A.都比较柔软,有延展性
B.导热、导电性能强
C.焰色试验中火焰颜色相近
D.强还原性
答案:C
解析:碱金属元素在焰色试验中火焰颜色并不相同,如钠为黄色、钾为紫色(透过蓝色钴玻璃观察)等,C项符合题意。
2.锂单质化学性质与钠类似,活动性比钠略差。它的密度为0.534 g·cm-3,锂元素的焰色为紫红色。将绿豆大的锂投入水中,下列实验现象合理的有( )。
①锂沉入水中 ②锂浮在水面上 ③水中有大量气泡 ④反应后在水中加入几滴紫色石蕊溶液,溶液变红 ⑤反应剧烈,发出紫红色火焰 ⑥锂四处游动
A.②⑥ B.①③
C.②③⑤ D.②④⑤⑥
答案:A
解析:锂单质化学性质与钠类似,活动性比钠略差,密度为0.534 g·cm-3,比水的密度小,所以将绿豆大的锂投入水中,锂浮在水面上,与水反应生成LiOH和氢气,则锂四处游动,加入几滴紫色石蕊溶液,溶液变蓝,故②⑥正确。
3.部分卤族元素的某种性质X随核电荷数的变化趋势如图所示,则性质X可能表示( )。
A.原子半径
B.氢化物的稳定性
C.原子核外的电子层数
D.单质的密度
答案:B
解析:从Cl到I,原子半径逐渐增大,A项不符合题意;从Cl到I,氢化物的稳定性逐渐减弱,B项符合题意;从Cl到I,原子的核外电子层数逐渐增多,C项不符合题意;从Cl到I,单质的密度逐渐增大,D项不符合题意。
4.下列有关碱金属元素的叙述正确的是( )。
A.碱金属单质均为银白色,密度均小于水
B.碱金属单质从Li到Cs,熔点依次升高
C.氢氧化铯的碱性比氢氧化钠的强
D.碱金属元素形成的阳离子,从Li+到Cs+的氧化性依次增强
答案:C
解析:Rb和Cs的密度大于水,Cs略带金色光泽,Li、Na、K和Rb都是银白色的,A项错误。碱金属单质从Li到Cs,熔点依次降低,还原性依次增强,形成的阳离子的氧化性依次减弱,对应的氢氧化物碱性依次增强,C项正确,B、D项错误。
5.向含有NaBr和KI的混合溶液中通入过量Cl2,充分反应后将溶液蒸干并灼烧所得物质,最后剩余的固体是( )。
A.NaCl和KI
B.NaCl、KCl、I2
C.KCl和NaBr
D.KCl和NaCl
答案:D
解析:过量的Cl2将I-、Br-从溶液中完全置换出来,在蒸干、灼烧过程中溴挥发、碘升华,所得固体为NaCl和KCl。
6.下表为元素周期表的一部分。
周期 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
1 ①
2 ② ⑤
3 ③ ⑥
4 ④ ⑦
(1)表中元素 (填元素符号,下同)的非金属性最强;元素 的金属性最强;元素 的单质在室温下呈液态。
(2)表中元素③的原子结构示意图是 。
(3)表中元素⑥⑦的氢化物的稳定性顺序为 (填写化学式,下同)> 。
(4)表中元素最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸的化学式是 。
答案:(1)F K Br (2) (3)HCl HBr (4)HClO4
解析:(1)根据元素周期表中元素性质的递变规律可知,F的非金属性最强,K的金属性最强;单质在室温下呈液态的是Br2。
(2)元素③为Na,其原子结构示意图为 。(3)元素⑥⑦分别为Cl、Br,其非金属性:Cl>Br,所以氢化物的稳定性: HCl>HBr。(4)F无正化合价,最高价氧化物对应水化物的酸性最强的酸是HClO4。(共62张PPT)
第1课时 元素性质的周期性变化规律
课前·基础认知
课堂·重难突破
素养·目标定位
随堂训练
素养 目标定位
目 标 素 养
1.结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。
2.以第三周期元素为例,认识同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律,构建元素周期律。
3.基于元素“位置”“结构”“性质”之间的内在联系认识元素性质,基于物质“结构”“性质”“用途”之间的内在联系认识物质性质,基于元素性质递变的本质原因认识物质世界。
4.加深对分类法、归纳法等科学方法的认识,提高逻辑推理能力、论证能力,从而发展证据推理与模型认知的化学学科核心素养。
知 识 概 览
课前·基础认知
一、元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律
1.原子结构的变化规律。
可以用下图表示:
2.原子半径的变化规律。
可以用下图表示:
3.元素主要化合价的变化规律。
可以用下图表示:
元素化合价随原子序数变化图
微思考 C、N、O、F同为第二周期元素,它们的最高正化合价是否依次增大
提示:否。F无正化合价,O一般不表现正化合价。
二、探究第三周期主族元素性质的递变规律
1.钠、镁、铝的性质比较。
2.两性氢氧化物。
(1)定义:既能与酸反应又能与强碱反应的氢氧化物。
(2)氢氧化铝的两性。
①向AlCl3溶液中加入过量氨水,现象: 产生白色沉淀 ,反应的化学方程式:AlCl3+3NH3·H2O══3NH4Cl+Al(OH)3↓。
②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量,现象: 先产生白色沉淀,后白色沉淀溶解 ,反应的化学方程式: AlCl3+3NaOH══3NaCl+Al(OH)3↓ , NaOH+Al(OH)3══Na[Al(OH)4] 。
③向Al(OH)3沉淀中加入盐酸,发生反应的离子方程式: Al(OH)3+3H+══Al3++3H2O 。
3.硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律。
4.结论。
综上所述,我们可以从11~17号元素性质的变化中得出如下结论:从左往右金属性逐渐 减弱 ,非金属性逐渐 增强 。
微判断(1)最外层电子数越多,原子半径越小。( )
(2)第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强。
( )
(3)元素的氧化物对应的水化物酸性越强,非金属性越强;碱性越强,金属性越强。( )
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课堂·重难突破
重难归纳
1.同周期——“序大径小”(不考虑稀有气体元素)。
(1)规律:同周期,从左往右,原子半径逐渐减小。
(2)举例:
第三周期中r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
一 粒子半径大小的比较
2.同主族——“序大径大”。
(1)规律:同主族,从上到下,原子(或离子)半径逐渐增大。
(2)举例:碱金属r(Li)3.同元素。
(1)同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。
某原子与其离子半径比较,其阴离子半径大于该原子半径,阳离子半径小于该原子半径。
如:r(Na+)r(Cl)。
(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。
带电荷数越多,粒子半径越小。
如:r(Fe3+)4.同结构——“序大径小”。
(1)规律:电子层结构相同的离子,核电荷数越大,离子半径越小。
(2)举例:r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。
为什么同周期主族元素原子半径随核电荷数增大而减小
提示:原子半径受两个因素影响,一是原子核对核外电子的吸引作用(使半径呈减小趋势),二是核外电子之间的排斥作用(使半径呈增大趋势)。对于同周期主族元素的原子,随着核电荷数的增加,原子核对核外电子的吸引力增大超过了核外电子之间的排斥作用的增大,因此同周期主族元素原子半径随核电荷数增加而减小。
典例剖析
下列各组粒子半径比较中,错误的是( )。
A.Cl-B.Al3+>Mg2+>Na+
C.Rb>K>Na
D.P>S>O
答案:B
解析:Cl-、Br-、I-最外层电子数相同,Cl-、Br-、I-的电子层数依次增多,所以离子半径Cl-K>Na,故C项正确。P、S电子层数相同,核电荷数PS;S、O最外层电子数相同,电子层数S>O,所以原子半径S>O,所以P>S>O,故D项正确。
方法规律 “三看”法比较主族元素简单粒子的半径大小
“一看”电子层数:当最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大。
“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。
“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
学以致用
1.下列各组粒子的半径由大到小的是( )。
A.O、Cl、S、P
B.Al3+、Mg2+、Ca2+、Ba2+
C.K+、Mg2+、Al3+、H+
D.Li、Na、K、Cs
答案:C
解析:同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小,A项应为P>S>Cl>O;核外电子排布相同的离子,核电荷数越大,半径越小,故Mg2+>Al3+,Mg2+、Ca2+、Ba2+电子层逐渐增多,半径增大,B项不符合题意;C项,K+> Mg2+>Al3+>H+,符合题意;D项, Li、Na、K、Cs为同主族元素,电子层数增多,半径逐渐增大。
2.下列粒子半径大小比较正确的是( )。
A.Na+B.S2->Cl->Na+>Al3+
C.NaD.Cs答案:B
解析:四种离子核外电子数相同,随着核电荷数增大,离子半径依次减小,即Al3+Cl->Na+>Al3+,故B项正确。
重难归纳
1.金属性强弱的判断依据。
(1)元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行,则其金属性越强。
(2)元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强,则其金属性越强。
二 元素的金属性、非金属性强弱的判断规律
(3)金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应,若A置换出B,则A的金属性强于B。
(4)在金属活动性顺序中,一般来说,排在前面的金属,其金属性比排在后面的强。
(5)金属阳离子的氧化性越强,则其单质的还原性越弱,元素的金属性越弱(注:Fe的阳离子仅指Fe2+)。
2.非金属性强弱的判断依据。
(1)非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行,则其非金属性越强。
(2)非金属元素气态氢化物的热稳定性越强,则元素的非金属性越强。
(3)元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强,则其非金属性越强。
(4)非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应,若A置换出B,并且A体现出氧化性,则A的非金属性强于B。
(5)非金属阴离子的还原性越强,则其单质的氧化性越弱,元素的非金属性越弱。
(1)试根据同周期主族元素非金属性的变化规律,比较SiH4、PH3、H2S和HCl的热稳定性。
(2)请从原子结构变化的角度解释,同周期主族元素随着原子序数的递增,金属性减弱、非金属性增强的原因。
提示:(1)元素的非金属性越强,其气态氢化物越稳定。同周期主族元素,随着原子序数的递增,非金属性逐渐增强,故非金属性:Si(2)因同周期主族元素原子的电子层数相同,但原子序数依次增大,核电荷数依次增多,原子半径逐渐减小,原子核对最外层电子的吸引能力依次增强,原子失电子能力依次减弱,得电子能力依次增强,即元素的金属性依次减弱,非金属性依次增强。
典例剖析
电子层数相同的三种元素X、Y、Z,它们的最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为HXO4>H2YO4>H3ZO4,下列判断错误的是( )。
A.原子半径:X>Y>Z
B.简单气态氢化物的热稳定性:X>Y>Z
C.元素原子得电子能力:X>Y>Z
D.单质与氢气反应的容易程度:X>Y>Z
答案:A
解析:同一周期的元素,非金属性越强,其最高价氧化物对应水化物的酸性越强。电子层数相同的三种元素X、Y、Z,它们的最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为HXO4>H2YO4>H3ZO4,则元素的非金属性:X>Y>Z,元素的原子序数:X>Y>Z。同周期主族元素,原子序数越大,元素的原子半径越小,所以原子半径:XY>Z,所以简单气态氢化物的热稳定性:X>Y>Z,B项正确。
元素的非金属性越强,其原子获得电子的能力越强,元素的非金属性:X>Y>Z,所以原子得电子能力:X>Y>Z,C项正确。元素的非金属性越强,其单质与氢气化合越容易,由于元素的非金属性:X>Y>Z,单质与氢气反应的容易程度:X>Y>Z,D项正确。
学以致用
1.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
答案:D
解析:同周期主族元素,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,所以气态氢化物的热稳定性HCl>HBr>HI,D项错误。
2.下列实验事实不能作为元素金属性、非金属性强弱判断依据的是( )。
A.钠和镁分别与冷水反应,判断金属性强弱
B.铁放入CuSO4溶液中,能置换出铜,钠放入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
答案:B
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,钠放入CuSO4溶液中会先与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的强;D项中根据非金属单质与H2反应的难易程度可以判断非金属性的强弱。
随堂训练
1.下列元素的原子或离子半径大小比较正确的是( )。
A.C>Si
B.NaC.Cl-D.O2->F-
答案:D
解析:同主族元素从上到下,原子半径逐渐增大,故原子半径CAl,B项错误;离子的核外电子排布不同时,电子层数越多,半径越大,Cl-核外有3层电子,Mg2+核外有2层电子,故离子半径Cl->Mg2+,C项错误;离子的核外电子排布相同时,核电荷数越小,半径越大,O2-与F-核外电子排布相同,核电荷数分别为8和9,故离子半径O2->F-,D项正确。
2.下列不能作为判断氯、磷两种元素非金属性强弱的依据的是( )。
A.氧化性:Cl2>红磷
B.单质的沸点:红磷>Cl2
C.氢化物的稳定性:HCl>PH3
D.酸性:HClO4>H3PO4
答案:B
解析:单质的氧化性越强,其元素的非金属性越强,可以判断非金属性强弱,A项错误;单质的沸点属于物理性质,与元素的非金属性无关,不能判断非金属性强弱,B项正确;氢化物的稳定性越强,则元素的非金属性越强,可以判断非金属性强弱,C项错误;最高价氧化物对应的水化物酸性越强,其元素的非金属性越强,可以判断非金属性强弱,D项错误。
3.X、Y两种元素是同周期的非金属主族元素,如果X的原子半径比Y的大,下列说法正确的是( )。
A.X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强
B.X的非金属性比Y的强
C.X的阴离子的还原性比Y的阴离子的还原性强
D.X的气态氢化物比Y的稳定
答案:C
解析:X的原子半径比Y的大,说明X在Y的左边,X的原子序数比Y的小,X的非金属性比Y的弱,因此X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的弱,X的阴离子比Y的阴离子还原性强,X的气态氢化物不如Y的稳定。
4.下列排列顺序正确的是( )。
①热稳定性:H2O>HF>H2S
②还原性:F-③酸性:H3PO4>H2SO4>HClO4
④碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
A.①③ B.②④
C.①④ D.②③
答案:B
解析:①中O、F属于同周期元素,氢化物的热稳定性HF>H2O;②F、Cl、Br、I属于同一主族,其简单阴离子的还原性逐渐增强,即还原性F-H2SO4>H3PO4;④因金属性Na>Mg>Al,所以碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。
5.用1~18号元素的元素符号及其形成化合物的化学式填空。
(1)原子半径最小的元素是 。
(2)除稀有气体元素外,原子半径最大的元素是 ,它的原子结构示意图是 。
(3)与水反应最剧烈的金属是 。
(4)最高价氧化物对应水化物中碱性最强的是 。
(5)气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是 。
(6)最稳定的气态氢化物是 。
(7)金属性最强的元素是 ,非金属性最强的元素是 。
(8)最高价氧化物对应水化物中酸性最强的是 。
(4)NaOH (5)N (6)HF (7)Na F (8)HClO4
解析:本题是全方位考查对第1~18号元素的性质及原子结构的掌握程度,要求熟练运用元素周期律对相关内容进行推断。(共38张PPT)
第2课时 元素周期表和元素周期律的应用
课前·基础认知
课堂·重难突破
随堂训练
课前·基础认知
一、元素周期表的分区及元素金属性、非金属性的递变
1.请填写出图中序号所表示的内容。
① 增强 ;② 减弱 ;③ 增强 ;④ 增强 ;⑤ Al ;⑥ Si ;⑦ 金属 ;⑧ 非金属 。
2.元素的金属性与非金属性之间并没有严格的界线,位于分界线附近的元素既能表现出一定的 金属性 ,又能表现出一定的 非金属性 。
二、元素的化合价与元素在周期表中的位置之间的关系
1.一般情况下,主族元素的最高正化合价,等于它所处的族序数,因为族序数与 最外层电子(价电子) 数相同。
2.一般情况下,非金属元素的最高正化合价等于 原子所能失去或偏移的最外层电子数 ;而它的负化合价则等于 使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数 。所以,非金属元素的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于 8 。
微思考 短周期元素R的氢化物的化学式为H2R,则该元素最高价氧化物对应水化物的化学式是什么
提示:氢化物的化学式为H2R,则R的负化合价为-2价,所以最高正化合价为+6价,故该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为H2RO4。
三、元素周期表和元素周期律的应用
1.元素在元素周期表中的位置,反映了元素的 原子结构 和 性质 。在认识了元素周期律以后,可以根据元素在周期表中的 位置 推测其原子结构和性质,并研究元素性质的变化规律;也可以根据元素的原子结构推测其在周期表中的 位置 和 性质 。
2.科学家依据元素周期律和周期表,对元素性质进行系统研究,可以为新元素的发现以及预测它们的 原子结构和性质 提供线索。
3.由于周期表中位置靠近的元素性质相近,在一定区域内寻找元素、发现物质的新用途被视为一种相当有效的方法。
(1)在金属与非金属分界处可以找到 半导体 材料。
(2)研究 氟、氯、硫、磷、砷 附近元素,制造新农药。
(3)在 过渡元素 中寻找制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素。
微训练 主族元素锗的最高化合价为+4价,且锗位于硅的下一周期,写出“锗”在周期表中的位置: 第四周期第 ⅣA 族 。
根据锗在周期表中处于金属和非金属分界线附近,预测锗单质的一种用途是 用作半导体材料 。硅和锗单质分别与H2反应时,反应更难进行的是 锗 (填“硅”或“锗”)。
课堂·重难突破
重难归纳
1.同一元素的“位置”“结构”“性质”之间的关系可表示如下。
元素的位置、结构、性质之间的关系
2.原子结构与元素在周期表中位置的关系。
(1)电子层数=周期序数
(2)主族元素原子最外层电子数=主族序数
(3)原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数
3.原子结构与主族元素性质的关系。
(1)最外层电子数越少,电子层数越多→越易失电子,金属性越强。
(2)最外层电子数越多,电子层数越少→越易得电子,非金属性越强。
(3)元素的最高正化合价=族序数=原子最外层电子数(O、F除外)。
4.元素位置与元素性质的关系。
(1)同主族元素,从上到下,电子层数增多,原子半径增大,失电子能力增强,得电子能力减弱,故金属性增强,非金属性减弱。
(2)同周期主族元素,从左到右,电子层数相同,最外层电子数增多,原子半径减小,失电子能力减弱,得电子能力增强,故金属性减弱,非金属性增强。
国际上普遍采用铯原子钟的跃迁频率作为时间频率的标准,在天文、大地测量和国防建设等各个领域中广泛使用。目前,最好的铯原子钟达到2 000万年才相差1秒。
铯原子钟NIST-7
已知铯的原子序数为55。
(1)你能判断铯在元素周期表中的位置吗
(2)请说明铯与水剧烈反应生成的溶液使酚酞溶液显红色的原因(用化学方程式表示)。
(3)同位素138Cs原子核里有多少个中子
提示:(1)第六周期第ⅠA族
(2)2Cs+2H2O══2CsOH+H2↑
(3)83
典例剖析
下图中,a、b、c、d、e 为元素周期
表中前四周期的一部分元素,下列有
关叙述正确的是( )。
A.元素b位于第ⅥA族,有+6价、-2价两种常见化合价
B.五种元素中,元素e的性质最稳定
C.原子半径有d>c>b
D.元素e参与形成的化合物可以作为一种半导体材料
答案:D
解析:根据各元素在周期表中的位置可知,a、b、c、d、e 分别是He、O、P、Cl、As。元素b是O元素,位于第ⅥA族,没有+6价,A项错误。五种元素中,元素a的原子具有最外层2个电子的稳定结构,所以它的性质最稳定,B项错误。同周期主族元素,原子序数越小,原子半径越大,不同周期的元素,一般情况下原子核外电子层数越多,原子半径就越大,所以原子半径有c>d>b,C项错误。元素e处于金属与非金属交界处,所以该元素参与形成的化合物可以作为一种半导体材料,D项正确。
学以致用
1.下列根据元素周期表和元素周期律得出的推断,正确的是
( )。
A.金属元素原子最外层电子数越少,该金属失电子能力越强
B.若存在简单阴离子R2-,则R一定位于第ⅥA族
C.P和As都是第ⅤA族元素,则PH3的还原性比AsH3的还原性强
D.铅位于周期表中金属和非金属的分界线附近,可作半导体材料
B
解析:金属元素原子最外层电子数越少,该金属失电子能力不一定越强,例如锂的金属性比钡的弱,A项错误。若存在简单阴离子R2-,R的最低化合价是-2价,则R一定位于第ⅥA族,B项正确。P和As都是第ⅤA族元素,同主族从上到下非金属逐渐减弱,氢化物还原性逐渐增强,则PH3的还原性比AsH3的还原性弱,C项错误。铅位于第六周期第ⅣA族,不位于周期表中金属和非金属的分界线附近,铅是金属,不可作半导体材料,D项错误。
2.短周期中三种元素a、b、c在周期表中的位置如图,下列有关这三种元素的叙述正确的是( )。
A.a是一种活泼的非金属元素
B.c的最高价氧化物对应的水化物是一种强酸
C.b的氢化物不稳定
D.b元素的最高化合价为+7价
答案:B
解析:根据周期表可判断出a、b、c分别为He、F、S。He是稀有气体元素,化学性质稳定,A项错误。c的最高价氧化物对应的水化物是H2SO4,H2SO4是强酸,B项正确。b的氢化物为HF,HF很稳定,C项错误。F无正价,D项错误。
随堂训练
1.元素在周期表中的位置,反映了元素的原子结构和元素的性质。下列说法正确的是( )。
A.同一元素不可能既表现金属性,又表现非金属性
B.第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数
C.短周期元素形成离子后,最外层都达到8电子稳定结构
D.同一主族元素的原子,最外层电子数相同,化学性质完全相同
答案:B
解析:位于周期表中金属与非金属分界线附近的元素(如Al)既能表现金属性,又能表现非金属性,A项错误;H+最外层无电子,H-、Li+最外层只有两个电子,C项错误;同主族元素的原子,化学性质有相似性,但并不完全相同,D项错误;第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数,B项正确。
2.元素周期表中的金属和非金属元素的分界线用虚线表示。下列说法正确的是( )。
A.事物的性质总在不断
地发生明显的变化
B.紧靠虚线两侧的元素
都是两性金属元素
C.可在虚线附近寻找半
导体材料(如Ge、Si等)
D.可在虚线的右上方寻找耐高温材料
C
解析:同族元素的性质是相似的,同周期元素的性质是递变的,A项错误。紧靠虚线两侧的元素既表现金属性又表现非金属性,但没有两性金属元素这一说法,B项错误。耐高温材料应该在过渡元素中寻找,D项错误。
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一定是第四周期元素
B.R一定是第ⅣA族元素
C.R的气态氢化物比同周期其他元素的气态氢化物稳定
D.R气态氢化物化学式为H2R
答案:D
解析:据题意可知元素R为第ⅥA族元素[+6+(-2)=4],但其所在周期序数不确定,A、B项错误。同周期,第ⅥA族元素的非金属性比第ⅦA族元素的非金属性弱,则对应气态氢化物的稳定性也弱,C项错误。第ⅥA族元素,其最低负化合价为-2价,故其氢化物的化学式为H2R,D项正确。
4.镭(Ra)位于元素周期表中第七周期第ⅡA族,下列关于镭元素单质及其化合物的性质推测错误的是( )。
A.镭的原子半径比钙的大
B.氯化镭的化学式为RaCl2
C.单质镭不能与水反应产生氢气
D.氢氧化镭的碱性比氢氧化钙的碱性强
答案:C
解析:镭(Ra)位于元素周期表中第七周期第ⅡA族,与Mg和Ca性质相似,且其金属性比Ca的强。单质镭能与水发生剧烈反应产生氢气。
5.X、Y、Z、W均为短周期元素,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内层电子数的3倍,下列说法中正确的是( )。
A.原子半径:W>Z>Y>X
B.最高价氧化物的水化物的酸性:WC.气态氢化物的热稳定性:YD.四种元素的常见单质中,Z的熔点最高
答案:D
解析:Y原子的最外层电子数是内层电子数的3倍,则Y为O,故X为N,Z为S,W为Cl,原子半径S>Cl>N>O,A项错误。HClO4的酸性比H2SO4的酸性强,B项错误。H2O比H2S稳定,C项错误。常温下S为固体,其他元素的单质为气体,D项正确。
6.门捷列夫在研究周期表时预言了包括“类铝”“类硅”在内的11种元素。
(1)门捷列夫预言的“类硅”,多年后被德国化学家文克勒发现,命名为锗(Ge)。
①已知主族元素锗的最高化合价为+4价,其最高价氧化物的水化物为两性氢氧化物。试比较元素的非金属性Si (填“>”或“<”)Ge。
②硅和锗单质分别与H2反应时,反应更难进行的是 (填“硅”或“锗”)。
(2)“类铝”在门捷列夫预言4年后,被布瓦博德朗在一种矿石中发现,命名为镓(Ga)。
①由镓的性质推知,镓与铝同主族,且位于铝的下一周期。试从原子结构的角度解释镓与铝性质相似的原因: 。
②为判断Ga(OH)3是否为两性氢氧化物,设计实验时,需要选用的试剂有GaCl3溶液、 和 。
答案:(1)①> ②锗
(2)①它们原子最外层电子数都是3 ②硫酸或盐酸 NaOH溶液(答案合理即可)
解析:(1)①同主族自上而下元素的非金属性逐渐减弱,已知主族元素锗的最高化合价为+4价,其最高价氧化物的水化物为两性氢氧化物,则元素的非金属性Si>Ge。②硅的非金属性强于锗,因此硅和锗单质分别与H2反应时,反应较难进行的是锗。
(2)①镓与铝同主族,原子最外层电子数都是3,因此镓与铝性质相似。②既能与酸反应,又能与碱反应的氢氧化物是两性氢氧化物。为判断Ga(OH)3是否为两性氢氧化物,设计实验时,需要选用的试剂有GaCl3溶液、硫酸或盐酸和NaOH溶液。(共43张PPT)
第1课时 离子键
课前·基础认知
课堂·重难突破
素养·目标定位
随堂训练
素养 目标定位
目 标 素 养
1.以典型物质为例认识离子键和共价键的形成,建立化学键的概念。
2.能用电子式对离子键和共价键进行表征。能描述和表示化学键理论模型,指出模型表示的含义,并用模型解释和推测物质的组成、结构、性质及变化。
3.能从宏观现象及化学键等不同角度对物质进行分类。能对典型物质的粒子间相互作用进行分析,能从物质的构成粒子及相互作用角度说明物质性质的共性、差异及其原因,解释同类物质性质变化的规律。
4.知道分子存在一定的空间结构。认识化学键的断裂和形成是化学反应中物质变化的实质及能量变化的主要原因。
知 识 概 览
课前·基础认知
一、离子键
1.离子键的形成。
以NaCl的形成过程为例。
(1)钠与氯气反应的化学方程式为 2Na+Cl2 2NaCl 。
(2)Na、Cl的原子结构示意图分别为 、
。钠元素具有较强的 金属性 ,反应中钠原子易 失去 电子,氯元素具有较强的 非金属性 ,反应中氯原子易 得到 电子。
(3)从原子结构的角度来看NaCl的形成过程。根据钠原子和氯原子的核外电子排布,钠原子要达到8电子的稳定结构,就需
失去1个电子 ;而氯原子要达到8电子的稳定结构则需
获得1个电子 。钠与氯气反应时, 钠原子 的最外电子层上的 1个电子 转移到 氯原子 的最外电子层上,形成带 正电荷 的钠离子和带 负电荷 的氯离子。带 相反 电荷的钠离子和氯离子通过 静电作用 结合在一起,从而形成与单质钠和氯气性质完全不同的氯化钠。
(4)定义: 带相反电荷离子 之间的相互作用叫做离子键。
(5)成键粒子: 阴离子 和 阳离子 。
(6)成键元素:一般是 活泼金属 元素和 活泼非金属 元素。
2.离子化合物。
(1)定义:由 离子键 构成的 化合物 叫做离子化合物。
(2)形成元素:一般 活泼金属 与 活泼非金属 形成离子化合物。
微判断(1)离子键是阴、阳离子间的相互吸引作用。( )
(2)熔融状态下能导电的物质一定是离子化合物。( )
(3)原子序数为12和9的原子所对应的元素可形成离子化合物。( )
×
×
√
二、电子式和用电子式表示离子化合物的形成过程
1.电子式。
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。
如,Na的电子式为 Na× ,Mg的电子式为 ×Mg× ,
Cl的电子式为 。
2.用电子式表示离子化合物的形成过程。
课堂·重难突破
重难归纳
1.离子键和离子化合物。
一 离子键和离子化合物
2.形成离子键的本质原因。
一般情况下,活泼金属原子失去电子后形成阳离子而达到稳定结构,活泼非金属原子得到电子后形成阴离子而达到稳定结构,两种离子以静电作用结合成化合物,可用图示表示如下:
粗盐中含有泥沙,将粗盐溶于水,过滤,将滤液蒸发,可获得看上去较为干净的食盐晶体。
(1)上述过程中是否涉及化学变化
(2)上述过程是否涉及离子键的变化 并解释说明。
提示:(1)未涉及化学变化。
(2)涉及离子键变化。溶解时,氯化钠固体中的离子键断裂;蒸发结晶时,Na+与Cl-间形成离子键。
典例剖析
下列说法正确的是( )。
A.阴、阳离子通过静电引力形成离子键
B.离子化合物中一定含有金属元素
C.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
D.阴、阳离子间通过离子键一定能形成离子化合物
答案:D
解析:A项应为静电作用,而不是静电引力;B项NH4Cl等铵盐中不含有金属元素,但属于离子化合物;C项AlCl3中含有金属元素,但不是离子化合物。
方法规律 离子键的三个“一定”和两个“不一定”
(1)三个“一定”。
①离子化合物中一定含有离子键;
②含有离子键的物质一定是离子化合物;
③离子化合物中一定含有阴离子和阳离子。
(2)两个“不一定”。
①离子化合物中不一定含有金属元素,如NH4Cl、NH4NO3等;
②含有金属元素的化合物不一定是离子化合物,如AlCl3。
学以致用
1.下列关于离子键和离子化合物的说法正确的是( )。
A.两种不同元素的原子通过静电引力形成离子键
B.非金属元素间也可能形成离子化合物
C.离子化合物一定能导电
D.只有在活泼金属元素和活泼非金属元素化合时,才能形成离子键
答案:B
解析:A项,离子键是指阴、阳离子间的静电作用,它包括静电引力和静电斥力;B项,非金属元素间也能形成离子化合物,如氯化铵;C项,离子化合物在水溶液或熔融状态下才能导电; D项中 与酸根阴离子之间也能形成离子键。
2.下列原子序数所表示的两种元素,能形成AB2型离子化合物的是( )。
A.6和8 B.11和13 C.11和16 D.12和17
答案:D
解析:6号元素与8号元素形成的化合物是CO或CO2,不属于离子化合物;11号元素与13号元素不能形成化合物;11号元素与16号元素形成的化合物是Na2S,属于离子化合物,但不是AB2型离子化合物;12号元素与17号元素形成的化合物MgCl2属于AB2型离子化合物,故D项正确。
重难归纳
1.原子的电子式:在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子最外层电子,同一个电子式中只能用“·”或“×”,不能混用。如:Na×、 等。
二 电子式和用电子式表示离子化合物的形成过程
2.离子的电子式。
(1)阳离子。
简单阳离子的电子式就是其离子符号,如H+、Na+、Mg2+等。
(2)阴离子。
阴离子的电子式不但要画出最外层电子数,而且还应用
3.离子化合物:由阳离子的电子式和阴离子的电子式组合而成。
注意:相同的离子不能写在一起,一般对称排列。
4.用电子式表示离子化合物的形成过程:
左侧写原子的电子式,右侧写离子化合物的电子式,中间用“→”连接,用弧形箭头表示电子转移的方向。
(1)你能写出CaO的电子式吗
(2)书写离子化合物时需要注意什么
(2)先写出离子电子式,然后阴、阳离子间隔排列,相同离子不能合并,一般对称排列。
典例剖析
下列表示方法正确的是 。
答案:DH
E项错误,Na+电子式加了方括号且阳离子不标明最外层电子数。F项错误,Na+、Br-都没有标离子所带电荷数。G项错误,应把氟原子、氟离子分写在镁原子、镁离子的两侧,两个氟原子不能合并表示。
学以致用
1.下列有关电子式的叙述正确的是( )。
C.钠离子、镁离子、铝离子的电子式分别为Na+、Mg2+、Al3+
答案:C
2.用电子式表示K2S、MgBr2的形成过程。
随堂训练
1.下列叙述中正确的是( )。
A.元素周期表第一周期内的元素之间可能形成离子键
B.元素周期表第ⅠA族内的元素之间不可能形成离子键
C.离子化合物中一定含有阴离子和阳离子
D.离子化合物中一定含有金属元素
答案:C
解析:第一周期内的元素是氢(非金属元素)和氦(性质特别稳定),它们不可能形成离子键,A项错误。元素周期表第ⅠA族内有非金属元素氢和很活泼的碱金属元素,可以形成离子键,如离子化合物NaH,B项错误。离子化合物中一定含有阴离子和阳离子,但不一定含有金属元素,如NH4Cl是离子化合物,但不含金属元素,C项正确,D项错误。
2.下列物质不是离子化合物的是( )。
A.H2O B.CaI2
C.KOH D.NaNO3
答案:A
解析:非金属氧化物不是离子化合物。
3.下列有关物质的电子式书写错误的是( )。
答案:C
解析:MgCl2中两个氯离子不能合并书写,C项错误。
4.氯化钠是日常生活中人们常用的调味品。下列性质可以证明氯化钠中一定存在离子键的是( )。
A.具有较高的熔点 B.熔融状态下能导电
C.水溶液能导电 D.常温下能溶于水
答案:B
解析:实验中常通过熔融状态下能否导电来判断某化合物是否为离子化合物。
5.在①NaOH、②H2O、③CaCl2、④N2、⑤NH4Cl、⑥NaCl、⑦Na2O2、⑧H2O2中,属于离子化合物的是 ;用电子式表示出③的形成过程: 。
答案:①③⑤⑥⑦(共55张PPT)
第2课时 共价键
课前·基础认知
课堂·重难突破
随堂训练
课前·基础认知
一、共价键
1.共价键的形成。
(1)以氯原子为例分析氯分子的形成过程。
氯原子最外层有 7 个电子,要达到8电子稳定结构,需要获得 1 个电子,所以氯原子间难以发生电子的得失。如果2个氯原子各提供1个电子,形成 共用电子对 ,则2个氯原子都变成了8电子稳定结构。用电子式表示为
。
(2)共价键定义:原子间通过 共用电子对 所形成的
相互作用 ,叫做共价键。
(3)共价键成键元素:同种或不同种 非金属 元素化合时能形成共价键。
(4)用电子式表示HCl中共价键的形成过程:
。
2.共价化合物。
(1)定义:像HCl这样,以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。
(2)常见共价化合物的类型。
非金属氢化物:如HCl、 H2O 等。
非金属氧化物:如 CO2 、SO3等。
含氧酸:如H2SO4、HNO3等。
大多数有机化合物:如甲烷、酒精等。
微判断1(1)非金属元素间一定形成共价键。( )
(2)共价键只存在于共价化合物中。( )
(3)所有物质中均存在化学键。( )
(4)共价化合物中一定存在共价键,可能存在离子键。( )
×
×
×
×
3.共价键形成的分子及其结构。
(1)结构式:形成共价键的每一对共用电子用一根短线“—”表示并且略去未成键电子的式子。如Cl2的结构式为 Cl—Cl 。
(2)几种常见分子的结构:
(3)共价分子的电子式书写规范: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
(4)用电子式表示共价化合物的形成过程。
微训练 下列化学用语中,正确的是( )。
A.HCl的结构式:H—Cl
答案:A
4.共价键的类型。
(1)非极性键:由同种原子形成的共价键,两个原子吸引电子的能力 相同 ,共用电子对不偏向任何一个原子,成键的原子 不显电性 ,这样的共价键叫非极性共价键,简称非极性键。
(2)极性键:在化合物分子中,不同种原子形成共价键时,因为原子吸引电子的能力 不同 ,共用电子对偏向 吸引电子能力强 的一方,所以 吸引电子能力强 的原子一方显负电性, 吸引电子能力弱 的一方显正电性。像这样共用电子对 偏移 的共价键叫做极性共价键,简称极性键。
微思考 非金属单质可能存在极性键吗 化合物中可能存在非极性键吗
提示:非金属单质由同种元素的原子构成,同种原子吸引电子的能力相同,电子对不偏向任何一个原子,不能形成极性键,故非金属单质中不可能存在极性键。化合物中可能存在非极性键,如H2O2、Na2O2等。
二、化学键
1.定义:分子内 相邻的原子之间强烈的相互作用 叫做化学键。
2.化学键的形成与 原子结构 有关,它主要通过原子的价电子间的 转移 来实现。一般的化学物质主要由 离子 键或 共价 键结合而成。
3.化学反应的实质:
表面上看,化学反应是反应物中的原子重新组合为产物分子的一种过程。其实,在化学反应过程中,包含着反应物分子内 化学键的断裂 和产物分子中 化学键的形成 。
化学反应的过程,本质上就是 旧化学键断裂和新化学键形成的过程 。
三、分子间作用力
1.分子之间存在一种把 分子聚集 在一起的作用力,叫做分子间作用力,又称 范德华力 。
2.范德华力比化学键弱得多,对物质的熔点、沸点等有影响。
3.氢键。
(1)氢键也是一种分子间作用力,它比化学键 弱 ,但比范德华力 强 。
(2)氢键会使物质的熔点和沸点 升高 ,这是因为固体熔化或液体汽化时必须破坏分子间的氢键,消耗较多能量。
微判断2(1)化学键既可存在于原子之间,又可存在于分子之间。( )
(2)在水中氢、氧原子间均以化学键相结合。( )
(3)由电离方程式HCl══H++Cl-可知,HCl分子中存在离子键。( )
(4)加热熔化氯化钠晶体和加水溶解氯化氢时,均发生化学键的断裂。( )
(5)H与O、H与N均可形成既含极性共价键又含非极性共价键的化合物。( )
×
×
×
√
√
课堂·重难突破
重难归纳
1.共价键的认识。
一 共价键与共价化合物
2.离子化合物和共价化合物的判断方法。
(1)根据化学键的类型来判断:凡含有离子键的化合物一定是离子化合物;只含有共价键的化合物是共价化合物。
(2)根据化合物的类型来判断:大多数碱性氧化物、强碱和大多数盐都属于离子化合物(特例:AlCl3为共价化合物);非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸等都属于共价化合物。
(3)根据化合物的性质来判断:一般熔、沸点较低的化合物是共价化合物;熔融状态下能导电的化合物是离子化合物,如NaCl;熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物,如AlCl3。
探究离子化合物与共价化合物的判断方法,按照图示装置探究生活中某些物质的溶液的导电性。
(1)为什么有的溶液能导电,而有的溶液不能导电
(2)能否根据化合物溶于水形成的溶液能否导电判断一种化合物是离子化合物还是共价化合物
提示:(1)溶液能否导电由溶液中是否有自由移动的离子决定。
(2)不能。如NaCl和HCl溶于水得到的溶液都能导电,前者是离子化合物,后者是共价化合物。
典例剖析
表中物质与其所含化学键类型、所属化合物类型完全正确的一组是( )。
选项 A B C D
物质 CaCl2 H2O2 Na2O2 NH4Cl
化学键类型 离子键、 共价键 共价键 离子键 离子键、
共价键
化合物类型 离子 化合物 共价 化合物 离子 化合物 共价
化合物
B
解析:CaCl2中钙离子与氯离子之间存在离子键,两个氯离子之间不存在共价键,属于离子化合物,A不符合题意;H2O2中H与O、O与O之间都只形成共价键,属于共价化合物,B符合题
方法规律 (1)离子化合物中一定含有离子键,共价化合物中一定不含离子键。
(2)离子化合物中可能含有极性共价键(如NaOH),也可能存在非极性共价键(如Na2O2)。
(3)只含共价键的物质不一定是共价化合物,可能是非金属单质。
(4)非极性键也可以存在于化合物中(如H2O2)。
学以致用
1.下列关于离子键、共价键的各种叙述中,说法正确的是
( )。
A.在离子化合物中,只存在离子键,没有共价键
B.非极性键只存在于双原子的单质分子中
C.在共价化合物分子内,一定不存在离子键
D.由不同元素组成的多原子分子里,一定只存在极性键
答案:C
解析:在某些复杂的离子化合物如氢氧化钠、过氧化钠中,既存在离子键又存在共价键,A项错误。过氧化钠中也存在非极性键,B项错误。在H2O2中既存在极性键又存在非极性键,D项错误。
2.下列物质中,既含有非极性共价键又含有极性共价键的是
( )。
A.NaOH B.CO2
C.N2 D.H2O2
答案:D
解析:NaOH中含有离子键和极性共价键,CO2中只有极性共价键,N2中只有非极性共价键,A、B、C项不符合题意;H2O2的结构式为H—O—O—H,分子中既含有极性键(H—O),又含有非极性键(O—O)。
重难归纳
1.化学键与物质类别间的关系。
二 化学键和分子间作用力
2.化学键、范德华力、氢键的比较。
从化学键角度看,生石灰与水发生反应有哪些化学键发生变化
提示:有反应物CaO中离子键的断裂,H2O中共价键的断裂,也有生成物Ca(OH)2中离子键和共价键的形成。
典例剖析
下列关于化学键的叙述中正确的是( )。
A.离子化合物一定不含有共价键,共价化合物中一定不含离子键
B.多原子分子中的各原子之间一定都存在化学键
C.化学键除包括离子键、共价键外,还包括氢键
D.在氧化钠中,除氧离子和钠离子的静电吸引作用外,还存在电子与电子、原子核与原子核之间的排斥作用
答案:D
解析:离子化合物中一定含有离子键,共价化合物中不含离子键,A项错误。化学键只存在于分子内相邻的原子之间,不相邻的原子之间无化学键,B项错误。氢键不是化学键,它属于分子间作用力,C项错误。在氧化钠中,除氧离子和钠离子的静电吸引作用外,还存在电子与电子、原子核与原子核之间的排斥作用,D项正确。
学以致用
1.下列有关化学键的叙述,正确的是( )。
A.离子化合物中一定含有离子键
B.单质分子中均存在化学键
C.由不同种非金属元素的原子形成的共价化合物一定只含极性键
D.含有共价键的化合物一定是共价化合物
答案:A
解析:离子化合物中一定含有离子键,A项正确。稀有气体单质分子(如氦)中不存在化学键,B项错误。部分由不同种非金属元素的原子形成的共价化合物可能含极性键和非极性键,如H2O2,C项错误。氢氧化钠中含共价键,却是离子化合物,D项错误。
2.以下关于分子间作用力的叙述不正确的是( )。
A.是一种较弱的化学键
B.分子间作用力较弱,破坏它所需能量较少
C.分子间作用力对物质的熔点、沸点有影响
D.稀有气体原子间存在分子间作用力
答案:A
解析:分子间作用力不是化学键,化学键是物质内成键原子或离子间较强的相互作用,而分子间作用力是分子间微弱的相互作用,破坏它所需能量较少。分子间作用力对物质的熔点、沸点有影响。稀有气体是单原子分子,其原子就是气体分子,在稀有气体中仅存在着微弱的分子间作用力。
随堂训练
1.下列化学用语表示错误的是( )。
答案:A
2.下列物质中,属于共价化合物的是( )。
A.NH4Cl B.H2SO4 C.CaCl2 D.KOH
答案:B
解析:NH4Cl中 与Cl-之间存在离子键,氢原子与氮原子之间存在共价键,NH4Cl为离子化合物,A项错误。H2SO4中只含有共价键,为共价化合物,B项正确。CaCl2中只含有离子键,为离子化合物,C项错误。KOH中K+和OH-之间存在离子键,氢原子和氧原子之间存在共价键,KOH为离子化合物,D项错误。
3.下列物质的变化过程中,有共价键明显被破坏的是( )。
A.从NH4HCO3中闻到了刺激性气味
B.NaCl颗粒被粉碎
C.I2升华
D.NaOH溶于水
答案:A
4.下列关于化学键和化合物的说法中正确的是( )。
A.化学键的形成一定伴随着电子的得失
B.金属元素和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物
C.非金属元素组成的化合物一定是共价化合物
D.含有阴离子的化合物中一定含有阳离子
答案:D
解析:共价键的形成是原子间形成共用电子对,而没有电子的得失,A项错误。金属元素和非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物,有可能是共价化合物,如AlCl3,B项错误。非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物,也可能是离子化合物,如NH4Cl,C项错误。
5.下列各组中每种物质都既有离子键又有共价键的一组是
( )。
A.NaOH H2SO4 (NH4)2SO4
B.MgO Na2SO4 HNO3
C.Na2O2 KOH Na3PO4
D.HCl Al2O3 MgCl2
答案:C
解析:A项,H2SO4中只含共价键;B项,MgO中只含离子键, HNO3中只含共价键;D项HCl中只含共价键,Al2O3和MgCl2中只含离子键。
6.下面是同学们熟悉的物质:
①O2 ②金刚石 ③NaBr ④H2SO4 ⑤Na2CO3
⑥NH4Cl ⑦NaHSO4 ⑧Ne ⑨Na2O2 ⑩NaOH
(1)这些物质中,只含有共价键的是 (填序号,下同);只含有离子键的是 ;既含有共价键又含有离子键的是 ;不存在化学键的是 。
(2)属于共价化合物的是 ;属于离子化合物的是
。
(3)将NaHSO4溶于水,破坏了NaHSO4中的 ,写出其电离方程式: ;NaHSO4在熔融状态下电离,破坏了 ,写出其电离方程式:
。
答案:(1)①②④ ③ ⑤⑥⑦⑨⑩ ⑧
(2)④ ③⑤⑥⑦⑨⑩
解析:O2、金刚石中只含有共价键;H2SO4只含有共价键,是共价化合物;NaBr中只含有离子键,是离子化合物;Na2CO3、NH4Cl、NaHSO4、Na2O2、NaOH中都是既含有离子键又含有共价键的离子化合物;稀有气体Ne是单原子分子,不含任何(共16张PPT)
实验活动3 同周期、同主族元素性质的递变
一、实验准备
(一)实验目的
1.加深对同周期、同主族元素性质递变规律的认识。
2.体会元素周期表和元素周期律在学习元素化合物知识中的重要应用。
(二)实验用品
1.仪器:试管、试管夹、试管架、量筒、胶头滴管、酒精灯、白色点滴板、镊子、砂纸、火柴。
2.试剂:镁条、新制的氯水、溴水、NaBr溶液、NaI溶液、MgCl2溶液、AlCl3溶液、1 mol·L-1 NaOH溶液、酚酞溶液。
二、探究过程
(一)实验步骤、现象及结论(解释)
1.同主族元素性质的递变。
2.同周期元素性质的递变。
(二)实验结论
1.同主族元素,从上到下,元素金属性 逐渐增强 ,非金属性 逐渐减弱 。
2.同周期主族元素,从左到右,元素金属性 逐渐减弱 ,非金属性 逐渐增强 。
(三)注意事项
1.氯水必须用新制备的,不可用久置的氯水。
2.溴水极易挥发,且溴蒸气对人体有害,应当在通风橱中进行实验。
三、思考与讨论
1.实验室中所用的氯水为什么要用新制的
答案:氯气溶于水后会部分与水反应生成盐酸和次氯酸,次氯酸见光易分解生成HCl和O2,长时间放置后,氯水中氯气的浓度会减小,最终变为稀盐酸。因此氯水必须现用现配。
2.实验室中的钠是怎样保存的 镁、铝也是活泼金属,需要和钠一样保存吗
答案:实验室中,金属钠一般保存在煤油或石蜡油中,以隔绝空气和水,避免钠被氧化。金属镁和铝一般直接放在试剂瓶中即可,不需要用煤油密封,这是因为镁、铝表面的氧化膜比较致密,可以防止内部金属被进一步氧化。
3.通过本次实验的两组探究过程,你能得出什么结论 你对原子结构与元素性质的关系及元素周期律(表)有什么新的认识
答案:结论:同主族元素,从上到下,元素金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。同周期主族元素,从左到右,元素金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
在元素周期表中,同主族元素最外层电子数相同,但电子层数不同,因此原子核对最外层电子的吸引能力不同,电子层数越多,原子半径越大,原子越容易失电子,而非金属元素得电子能力则逐渐减弱,因此元素的金属性增强,非金属性减弱。同周期主族元素,原子的电子层数相同,最外层电子数逐渐增多,失电子能力逐渐减弱,得电子能力逐渐增强,元素金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。元素的性质与原子结构密切相关,而原子结构决定了元素在周期表中的位置。