4.2 元素周期律-【2小时巩固提升】2023-2024学年高一化学同步精品讲义+课时作业（人教版2019必修第一册）

第四章 物质结构 元素周期律 第2节 元素周期律 1.能从原子水平认识碱金属、卤素的结构、性质和变化，形成“结构决定性质”的观念，并理解其性质的相似性和递变规律。 2.认识同周期元素的金属性、非金属性、原子的核外电子排布、元素化合价、原子半径的周期性变化规律。 3.基于物质“结构-性质-用途”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。 知识点一 原子结构与元素的性质 知识点二 元素周期律　 知识点三 元素周期表和元素周期律的应用 知识点一 原子结构与元素的性质 一、碱金属元素 1．元素的性质： 2．碱金属元素的原子结构 元素名称 锂 钠 钾 铷 铯 元素符号 Li Na K Rb Cs 原子结构示意图 原子半径/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265 结论 (1)碱金属元素的原子最外层电子数都是1。 (2)碱金属元素的原子随核电荷数逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大 3．碱金属单质的物理性质 4.碱金属单质的化学性质 (1)钠、钾与氧气反应的比较 ①实验现象：都能在空气中燃烧，钠产生黄色火焰，钾产生紫色火焰，钾燃烧更剧烈。 ②化学方程式：2Na＋O2Na2O2、K＋O2KO2。 ③实验结论：金属的活泼性：K＞Na。 (2)钠、钾与水反应的比较 物质的性质 递变规律(Li→Cs) 单质 与氧气反应 反应越来越剧烈，产物越来越复杂，Li生成Li2O；Na能生成Na2O和Na2O2；K能生成K2O2或KO2等 与水反应 反应越来越剧烈，Na与水剧烈反应，K能发生轻微爆炸，Rb、Cs遇水会立即燃烧，甚至爆炸 最高价氧化物的水化物的碱性 LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH 二、卤族元素 1．卤素单质的物理性质 F2 Cl2 Br2 I2 颜色常态 淡黄绿色(气体) 黄绿色(气体) 深红棕色(液体) 紫黑色(固体) 颜色逐渐加深 密度 逐渐增大 熔、沸点 逐渐升高 水溶性 逐渐减小（F2与水反应生产氧气，氯气、溴、碘部分与水反应） 2． 卤素的原子结构特点 元素名称 氟 氯 溴 碘 元素符号 F Cl Br I 原子结构示意图 原子半径/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 结论 (1)卤素的原子最外层电子数都是7。 (2)从F→I，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 卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性 F2 暗处 H2＋F2===2HF 很稳定 Cl2 光照或点燃 H2＋Cl22HCl 较稳定 Br2 加热 H2＋Br22HBr 不如氯化氢稳定 I2 不断加热 H2＋I22HI 不稳定 结论 从F2到I2，与H2反应所需要的条件逐渐升高，反应剧烈程度依次减弱，生成气态氢化物质稳定性依次减弱 (2)卤素单质间的置换反应 ①Cl2与KBr溶液的反应：Cl2＋2KBr==Br2＋2KCl； ②Cl2与KI溶液的反应：Cl2＋2KI==I2＋2KCl； ③Br2与KI溶液的反应：Br2＋2KI==I2＋2KBr； 结论：从F2到I2，与H2反应所需要的条件要求越来越高，反应剧烈程度依次减弱，生成气态氢化物的稳定性依次减弱。Cl2、Br2、I2的氧化性强弱顺序为Cl2＞Br2＞I2，相应卤素离子的还原性由强到弱的顺序是I－>Br－>Cl－。 4.卤素的特殊性 (1)在常温下Br2是唯一的液态非金属单质，易挥发。 (2)碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝。 (3)氟是最活泼的非金属，没有正化合价，氟单质与盐溶液反应时，先与水反应产生HF和O2。 【归纳总结】元素金属性、非金属性强弱的比较 1．判断金属性强弱的依据 判断依据 判断方法 (1)元素位置 同周期或同主族元素，从右往左或从上往下，金属性逐渐增强 (2)与水(或酸)反应 越易置换出H2，金属性越强 (3)最高价氧化物的水化物的碱性 碱性越强，金属性越强 (4)金属单质间的置换反应 A能从B的盐溶液中置换出B，A的金属性比B强 (5)单质的还原性或阳离子的氧化性 单质的还原性越强，金属性越强；阳离子的氧化性越弱，金属性越强 2．判断非金属性强弱的依据 判断依据 判断方法 (1)元素位置 同周期或同主族元素，从左往右或从下往上，非金属性逐渐增强 (2)与H2化合的难易或氢化物的稳定性 与H2越易化合，非金属性越强；氢化物越稳定，非金属性越强 (3)最高价含氧酸的酸性