高中化学鲁科版必修2学案设计第1章第3节《元素周期表的应用》
《元素周期律的应用》导学案
第一课时
【学习目标】
1.同主族元素性质的递变规律
2.能运用原子结构的理论初步解释这些递变规律 【复习回顾】
判断元素原子得、失电子能力强弱的方法 【交流研讨】
请大家阅读课本P22-24上半部分，讨论、思考并理解记忆下列内容： 一、同主族(ⅠA和ⅦA族)元素性质的递变规律
1. ⅦA族元素的原子结构有什么共同特点？ 有什么不同？ 元素的性质是如何变化的？ (1)卤素单质与氢气反应 名称 F2 Cl2 Br2 I2 反应条件 ＿＿＿＿＿ ＿＿＿＿＿ ＿＿＿＿＿ ＿＿＿＿＿ 方程式 光 H2+F2====2HF 200℃ H2+Cl2=====2HCl 生成氢化物的稳定性 HF很稳定 HCl稳定 较高温度 H2+Br2======2HBr HBr较不稳定 H2+I2 ====== 2HI HI＿＿＿稳定 (2)卤素单质间的相互置换： 2. ⅠA族元素的原子结构有什么共同特点？ 有什么不同？ 元素的性质是如何变化的？ (1)碱金属元素的单质与水的反应 (2)碱金属元素的单质与O2的反应 【迁移应用】
1. 同主族元素性质的递变性：同主族元素从上到下，电子层数逐渐 ，原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，最高价氧化物对应的水化物碱性 ，酸性 。
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2. 同主族元素及其化合物性质的相似性：同族元素原子最外层电子数 ，主要化合价 ，单质的化学性质具有相似性，最高价氧化物对应的水化物的性质也相似。 【典题解悟】
例1：下列说法正确的是( ) A. 同周期元素中ⅦA族元素的原子量最大
B. ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子 C. 室温时，零族元素的单质都是气体
D. 所有主族元素的原子，形成单原子离子时的化合价和它的族序数相等
解析：本题主要考查同主族同周期元素一些性质的递变规律，在同周期元素中，零族元素的原子量最大，而在同主族中，半径越大，越难得电子。单原子离子的化合价和它的族序数不一定相等，如ⅣA族元素铅，其稳定化合价为十2价，综上分析，本题答案为C。
答案：C
例2：镭是元素周期表中第七周期第ⅡA族元素。下列关于镭的性质描述中，不正确的是( )
A. 在化合物中呈+2价 B. 单质能与水反应放出氢气 C. 氢氧化物呈两性 D. 碳酸盐难溶于水
解析：此题考查同族元素性质的规律。镭这种元素的性质虽然我们没有学过，但是它属于第ⅡA族的元素，我们可以根据这族元素的性质进行判断。第ⅡA族的元素最外层有2个电子，因此他们的化合价为+2价，所以A正确。同族元素由上到下失电子能力逐渐增强，所以镭能与水反应放出氢气。所以B正确。因为这族元素失电子能力很强，因此他们的氧化物的水化物的碱性很强，所以氢氧化物不可能呈两性，所以C错。根据碳酸镁、碳酸钙均难溶于水，因此镭的碳酸盐难溶于水，所以D正确。
答案：C 【当堂检测】
1. 下述事实能够说明硫原子得电子能力比氯弱的是( ) (A)硫酸比盐酸稳定 (B)氯化氢比硫化氢稳定 (C)盐酸酸性比氢硫酸强 (D)硫酸酸性比高氯酸弱
2. 电子层数相同的三种元素X、Y、Z，它们最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱顺序为：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，下列判断错误的是( )
(A)原子半径 X＞Y＞Z (B)气态氢化物稳定性X＞Y＞Z
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(C)元素原子得电子能力X＞Y＞Z (D)单质与氢气反应难易X＞Y＞Z 3. 按C、N、O、F的顺序，下列递变规律错误的是( ) (A)原子半径逐渐增大 (B)元素原子得电子能力逐渐增强 (C)最高正化合价逐渐增大 (D)气态氢化物稳定性逐渐增大
4. 镭是元素周期表第七周期第ⅡA元素。下列关于镭的性质描述中，不正确的是( )
(A) 在化合物中呈+2价 (B) 单质能与水反应放出氢气 (C) 氢氧化物呈两性 (D) 碳酸盐难溶于水
5. 下列说法正确的是( ) (A) 同周期元素中ⅦA族元素的相对原子质量最大 (B) ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子 (C) 室温时，零族元素的单质都是气体
(D) 所有主族元素的原子，形成单原子离子时的化合价和它的族序数相等 6. 下表是元素周期表的一部分，回答下列有关问题：
(1)写出下列元素符号：① ，⑥ ，⑦ ， 11 。 ○
(2)在这些元素中，最活泼的金属元素是 ，最活泼的非金属元素是 ，最不活泼的元素是 。
(3)在这些元素的最高价氧化物对应水化物中，酸性最强的是 ，碱性最强的是 ，呈两性的氢氧化物是 ，写出三者之间相互反应的化学方程式 。
(4)在这些元素中，原子半径最小的是 ，原子半径最大的是 。 (5)在③与④中，化学性质较活泼的是 ，怎样用化学实验证明？ 答： 。
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在⑧与 12 中，化学性质较活泼的是 ，怎样用化学实验证明？ 答： 。 参考答案
1. BD 2. A 3. AC 4.C 5.C
6.(1)N；Si；S；Ca (2)K；F；Ar(3)； HClO4；KOH；Al(OH)3， 3 HClO4+ Al(OH)3= Al(ClO4)3+3H2O HClO4+KOH=KClO4+ H2O KOH+ Al(OH)3=K[Al(OH)]。 (4)K；F
(5)Na；可以用它们跟水反应的实验证明：钠跟水剧烈反应，放出氢气，并生成强碱；Mg跟沸水才反应，放出氢气，并生成中强碱 Mg(OH)2； Cl；可用氯气通入溴化钠溶液的实验证明：溶液呈棕红色，发生的反应为Cl2+2NaBr=2NaCl+Br2。
第二课时
【学习目标】
1.元素周期表的应用 2.元素周期表的规律总结 【复习回顾】
列表比较元素周期表中结构与性质的递变关系 同周期(左－右) 同主族(上－下) 电子层 电子层数 结 最外层电子数 构 核内质子数 原子半径 主要化合价 性质 元素原子失电子能力 元素原子得电子能力 质应单质置换氢气的难易程度 最高价氧化物的水化物碱性 用 最高价氧化物的水化物酸性 4 / 7
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气态氢化物的稳定性 气态氢化物的还原性 【交流研讨】
请大家阅读课本P24-26，讨论、思考并理解记忆下列内容： 二、元素周期表的规律总结及应用
1.元素的原子结构，在周期表中的位置及元素性质之间的关系。
2. 短周期主族元素知识的有关规律：
⑴最外层电子数等于电子层数的元素原子有：
⑵最外层电子数是电子层数2倍的元素原子有： ，3倍的元素原子为： ⑶最高正价数与最低负价代数和为零的短周期元素有： 。 ⑷最高正价数是最低负价数绝对值3倍的短周期元素原子是： 。 ⑸除H外，原子半径最小的元素是： 。
⑹各周期气态氢化合物的质子数、电子数都与该周期稀有气体元素原子核外电子数相同。如：SiH4、PH3、H2S、HCl，都含有18个质子，18个电子。
⑺具有10个电子数的微粒： 3.元素周期表的规律总结及应用
(1)元素周期表对化学学习的应用价值：推断元素性质等。 (2)指导科学研究，如发现新元素等。
(3)指导生产实践，如寻找新材料、催化剂、制冷剂、探矿等。 【典题解悟】
例1. 铍的性质类似于铝，下列有关铍性质的推断中，正确的是( ) A. 铍能与冷水反应 B.氢氧化铍能与强酸、强碱溶液反应 C. 氧化铍的化学式为Be2O3
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