高中化学 1.2.4规律与方法学案 新人教版必修2.doc

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1、第4课时　规律与方法[学习目标定位]　1.建立原子结构、元素周期律、元素周期表知识结构模型。2.学会元素金属性、非金属性的判断方法。3.会判断微粒半径的大小。4.根据元素“位—构—性”之间的关系，会进行元素推断。一、常见元素金属性、非金属性强弱的判断方法1．元素金属性强弱的判断方法(1)从元素原子结构判断①当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大越易失电子，金属性越强。②当电子层数相同时，核电荷数越多，越难失电子，金属性越弱。(2)根据金属活动性顺序表判断一般来说排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。(3)从元素

2、单质及其化合物的相关性质判断①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素金属性越强。②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素金属性越强。(4)根据离子的氧化性强弱判断离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。2．非金属性强弱的判断方法(1)从元素原子结构判断①当电子层数相同时，核电荷数越多，非金属性越强。②当最外层电子数相同时，核电荷数越多，非金属性越弱。(2)从元素单质及其化合物的相关性质判断①单质越易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，其非金属性也就越强。②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越

3、强。如H2SO4的酸性强于H3PO4，说明S的非金属性比P强。③非金属单质间的置换反应，例如：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，说明氯的非金属性比碘强。④元素的原子对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱。如S2－的还原性比Cl－强，说明Cl的非金属性比S强。典例1　已知钡的活动性介于钠和钾之间，下列叙述正确的是(　　)A．钡与水反应不如钠与水反应剧烈B．钡可以从KCl溶液中置换出钾C．氧化性：K＋>Ba2＋>Na＋D．碱性：KOH>Ba(OH)2>NaOH理解感悟　金属性强弱的比较，关键是比较原子失去电子的难易，而不

4、是失去电子的多少。如Na失去一个电子，而Mg失去两个电子，但Na的金属性比Mg强。典例2　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　⑤Cl原子最外层有7个电子，S原子最外层有6个电子　⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeSA．②⑤B．①②C．①②④D．①③⑤二、微粒半径大小的比较方法规律1．核电核数相同(同种元素)，核外电子数越多，半径越大。(1)原子半径大于相应的阳离子半径。(2

5、)原子半径小于相应的阴离子半径。(3)当元素原子可形成多种价态的离子时，价态高的，半径小。2．原子半径(1)电子层数相同(即同周期)时，随原子序数的递增，原子半径逐渐减小。(2)最外层电子数相同(即同主族)时，随电子层数的递增，原子半径逐渐增大。3．离子半径(1)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。(2)同主族带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。(3)所带电荷、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较，例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照，可知：r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。

6、典例3　下列微粒半径大小比较正确的是(　　)A．Na＋Cl－>Na＋>Al3＋C．Na

7、的原子半径小于Y元素的原子半径。X、Y、Z三种元素的原子序数的关系是(　　)A．X>Y>ZB．Y>Z>XC．Z>X>YD．Z>Y>X三、元素的“位置、结构、性质”之间的关系规律及其应用元素的原子结构、其在周期表中的位置及元素的性质(位、构、性)三者之间的关系可用下图表示：应用“位置、结构、性质”三者的关系解答问题时要注意掌握以下几个方面：1．掌握四个关系式电子层数＝周期序数　最外层电子数＝主族序数主族元素的最高正价＝族序数最低负价＝主族序数－8。2．熟练掌握周期表中的一些特殊规律(1)各周期元素种类数(分别为2、8、8、18

8、、18、32、26)。(2)稀有气体元素原子序数(分别为2、10、18、36、54、86)和所在周期(分别在一到六周期)。(3)同族上下相邻元素原子序数的关系(相差2、8、18、32等各种情况)。(4)同周期ⅡA族与ⅢA族元素原子序数差值(有1、11、25等情况)。3．熟悉元素周期表中同周