霍邱二中高中新课程教学设计 课题：元素周期律 课型：新课 课时：3 课标要求：了解原子核外电子的排布。能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。查阅资料并讨论：第三周期元素及其化合物的性质变化规律，查阅元素周期律的发现史料，讨论元素周期律的发现对化学科学发展的重要意义。能说出元素电离能、电负性的涵义,能应用元素的电离能说明元素的某些性质,讨论主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系。 教材分析：教科书对本节的教学内容做了如下安排：?原子核外电子的排布的初步知识，主要让学生认识多电子的原子核外电子是分层排布的；?元素周期律，主要是以第三周期元素为例，介绍了同周期元素的原子结构、元素的主要化合价、元素的原子半径，元素的金属性与非金属性的周期性递变规律；?元素周期表与元素周期律的应用，进一步认识元素的位、构、性三者之间的联系。在选修3教科书中主要以两个主题安排有关内容:一是原子结构与元素周期表,二是元素周期律。第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，以碱金属为例引入课题，讨论了元素周期表的周期的成因，尤其是核外电子排布的周期性变化情况，用于揭示元素在周期表中的位置与原子结构的关系，第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。 教学目标（知识与技能、过程与方法、情感态度与价值观） 1、使学生了解元素原子核外电子排布与元素的原子半径、主要化合价、元素金属性与非金属性、元素的第一电离能、元素的电负性的周期性变化。 2、进一步认识元素的原子结构与元素性质的关系。 3、进一步巩固两性氧化物和两性氢氧化物的概念。 4、进一步了解原子结构与元素周期表的关系。 5、培养学生的逻辑推理能力，建立化学学科结构、性质、用途的知识体系，进一步培养学生学习化学的态度及积极性。 教学重点： 1、元素周期律的涵义和实质，元素性质与原子结构的关系； 2、元素的原子结构与元素周期表结构的关系； 3、电离能、电负性与元素性质的关系； 4、元素的主要化合价、元素的原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化规律。 教学难点：元素性质与原子结构的关系。 教学用品： 元素周期表及实验用品 教学过程： 第 一 课时 新课引入 [复习] 指导学生填空 同主族元素，从上到下，
逐渐增多，
逐渐增大，金属性逐渐
，非金属性逐渐
。 [回忆讨论] ?元素的性质是由原子结构的哪一部分决定的？ ?判断元素金属性与非金属性强弱的依据是什么？ [表达与交流] ?元素的性质是由原子结构中最外层电子数决定的。 ?“越易越强，越强越强”。 [反问] 那么同周期元素的金属性与非金属是如何递变的呢？ 引入新课课题――元素周期律 新课进行 [设问] 元素的原子结构与元素在周期表中的位置有什么关系？ [总结] 周期序数等于原子核外电子层数，主族序数等于最外层电子数。 [讲述]今天我们继续研究原子结构与元素周期表的关系。 一、原子结构与元素周期表 [练习]写出碱金属元素基态原子的电子排布式 碱金属 原子序数 周期 基态原子电子排布式 锂 3 二 1s22s1 钠 11 三 1s22s22p63s1 钾 19 四 1s22s22p63s23p64s1 铷 37 五 1s22s22p63s23p63d104s24p65s1
[Ar]5s1 铯 55 六 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1
[Kr]6s1 [复习思考与讨论] 1、从碱金属的基态原子电子排布式看，碱金属最外层电子排布与价电子数的存在着何种必然的联系？ 2、从碱金属元素基态原子电子排布式的简单表示，能否看出周期表中电子排布的周期性变化规律？ 3、元素周期表的周期系的形成的根本原因是什么？ [交流与表达] 1、主族元素最外层电子数＝价电子数，价电子排布式，即是最外层电子排布式； 2、元素周期表中一个完整的周期系的最外层电子数总是从1开始，最后一种元素的最外层电子数总是8个。 3、元素周期表周期系形成的根本原因是原子核外电子排布发生了周期性重复。
[科学探究] 考察元素周期表，探究以下问题： 1、元素周期表共有多少个周期？每个周期各有多少种元素？写出每个周期开头第一种元素和结尾元素的最外层电子排布式的通式。为什么第一周结尾元素的电子排布式与其他周期结尾元素的电子排布式有所不同？ [回忆]能级组图，并建立与元素周期表的关系 能级组序数 一 二 三 四 五 六 七 ? 能级组成 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p ? 最多容纳电子数 2 8 8 18 18 32 32(?) ? 对应周期 价电子排布式范围 一 二 三 四 五 六 七 ? 1s1～2s2 2s1～2s22p6 3s1～3s23p6 4s1～4s24p6 5s1～5s25p6 6s1～6s26p6 7s1～（7s27p6） ns1～ns2np6 教学延伸 [巩固练习] ?s 区: ｎS1~2, 最后的电子填在
, 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属; ?p区: ns2np1~6, 最后的电子填在
族元素, 为非金属和少数金属; ?d区:（ｎ-1）d1~10ns1~2，最后的电子填在
族元素, 为过渡金属; ?ds区: (n-1)d10ns1~2， (n-1)d全充满, 最后的电子填在
, 过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属); ? f区: (n-2)1～14(n-1)d0～2ns2, 包括
元素, 称为内过渡元素或内过渡系。 教学巩固 [小结]元素周期表的行与列与原子结构的关系。 1、原子核外电子总数决定所在周期数； 2、周期数=最大能层数（钯除外），价电子总数决定排在哪一族。主族元素最外层电子数决定主族族序数，如，5s25p3，位于5A，又如：29Cu
价电子排布式3d104s1 ，10+1=11尾数是1所以，是IB。 [作业布置] 第1、2、3、4、5、6、7题。 教学反思：
2 2、元素周期表中共有多少列？周期表上元素的外围电子排面电子排布简称价电子层，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应发生变化，每列的价电子层的电子总数是否相等？ 3、按电子排布，可把周期表里的元素划分为5个区，如图1－16所示，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号。S区、d区、p区分另有几列？为什么S区、d区、ds区的元素都是金属元素？ 4、元素周期表可分为哪些族？为什么副族元素又称过渡族元素？ 5、为什么在元素周期表中非金属主要集中在右上角的三角区内？ 6、处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？ [学生活动] 通过交流、讨论提出假设，得出结论。
分区原则 列数 是否都是金属 [强调] ?s区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数，除氢元素以外，都是金属。 ?d区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数，都是金属； ?ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数，都是金属； ?p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数，左上角三角区为非金属。 [思考与讨论]如何根据价电子排布式，讨论元素所在的周期与族？
第二课时 新课的引入 [回忆与思考]
?随着原子序数的递增，元素的性质呈现哪些周期性的变化规律？ ?元素性质周期性变化规律的根本原因是什么？ [讲述]今天我们开始研究元素周期律。引入新课。 新课进行 [板书] 二、元素周期律 [学与问] 元素周期表中，同周期元素从左至右，最高化合价和最低化合价、元素的金属性和非金属性的变化有什么规律？ [强调]元素性质随核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。 [设问]元素的原子半径变化有何种规律？ [板书]1、原子半径 [观察思考]观察选3课本第17页图1－20，回答下列问题 ?决定原子半径的大小的决定因素有哪些？ ?元素周期表中从左向右，元素的原子半径有何规律性的变化？ [注意] 每一周期元素的原子半径从大到小的起始元素是分别是哪些，有什么规律？ [阅读] 比较第14～15页表格中所提供的第二周期、三周期元素的核外电子排布、原子半径、主要化合价所提供的数据，并完成有关表格。 [思考与讨论] 从第二周期开始，从左至右，按照原子序数递增的顺序 ?每一周期都是从何种元素开始的？经过哪些元素，结束于何种元素？ ?每一周期元素的原子最外层电子数是如何变化的？ ?每一周期元素的原子半径是如何递变的？ ?每一周期元素的主要化合价是如何递变的？与它们的最外层电子数有何联系？ [交流与表达] ? 从碱金属开始，经过卤素，到稀有气体元素终止； ? 随着原子序数的递增，最外层电子数从1递增到7，再到8（第一、七周期例外）； ? 随着原子序数的递增，原子半径从大到小，总碱金属最大，卤素最小； ? 随着原子序数的递增，主要最高正化合价从+1递增到+7，负化合价从－1到－4。 [设问] 我们已经认识了同主族元素的性质递变规律，那么，同周期元素的金属性、非金属性是否也随着原子序数的递增呈现同期性变化？ [分析] 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，核离最外层电子的距 3 离越来越远，得电子能力渐强，失电子能力渐弱。 [结论] 从3Li
17Cl，金属性渐弱，非金属性渐强。 1、随着原子序数的递增，元素种类、元素原子最外层电子排布、元素的原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性都呈现周期性变化（变化形式各不相同，但始点与终点完全一致）； 2、元素性质（元素的原子半径、主要化合价、元素的金属性与非金属性）呈现周期性变化的规律，叫元素周期律； 3、元素性质周期性变化是原子核外电子排布周期性变化必然结果。 [讲述]“越易越强、越强越强”即： 类推：“越难越弱、越弱越弱” 以第三周期元素为例，通过实验以说明。 [比较] ?钠、镁、铝与水反应（回忆钠的实验） ?镁与铝与酸反应 [发现] ?钠与水反应最剧烈，镁在沸水中反应较，铝与水反应非常不明显；
?镁、铝与酸反应，镁相对最剧烈； [板书] 金属性：Na＞Mg＞Al。 [比较] NaOH 、 Mg(OH)2
、Al(OH)3的碱性强弱。 [发现] NaOH 、 Mg(OH)2
、Al(OH)3的碱性逐渐增强。 [板书] 金属性：Na＞Mg＞Al。 [比较] Si、P、S、Cl与把反应的条件、最高价氧化物对应的水化物酸性强弱。 Si―SiO2―H4SiO4（难溶弱酸）
Si―SiH4（极难生成）
P―P2O5―H3PO4
（中强酸）
P―PH3 （很难生成） S―SO3―H2SO4
S―H2S（较难生成） Cl―Cl2O7―HClO4
（最强酸）
Cl―HCl （容易生成）
[结论] ?与氢化合越来越难； ?最高价氧化物对应的水化物酸性：H2SiO3＞H3PO4＞H2SO4＞HClO4； [板书] 非金属性：Si＜P＜S＜Cl Na
Cl ????????Ar [结论] ?金属性→弱 ，非金属性→强
稀有气体元素 ?元素金属性与非金属性随着原子序数数递增也呈现周期性变化。 教学延伸 1、元素的最高正化合价、主要负化合价分别在哪些化合物中呈现？ 2、氧化物分为三种：酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物。 教学巩固 [小结] 元素周期律、同周期元素性质递变规律。 [作业布置] 第19页 1、2、3、4 课堂练习
第5、6、7题，书面作业 教学反思： 第 三 课时 新课引入 2、下表的数据从上至下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
Na 496 4562 各级电离能(KJ/mol) 353
Mg 738 540
21703 Al 578 575
23293 [复习与思考]元素周期表中的同周期主族元素从左至右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种变化趋势？周期表中的同主族元素从上至下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种变化趋势？ [设问]除了元素的原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性随着原子序数的递增发生周期性变化，还有哪些元素性质也会呈现周期性变化呢？ 新课进行 [预习思考]第18页～19页，观察图11－21 为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的电子层结构和主要化合价有什么关系？
[归纳与总结] 1、第一电离能的递变规律
周一周期 趋势。 同一族 第一电离能 从左往右，第一电离能呈增大从上到下，第一电离能呈增大2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此，碱金属元素的第一电离能在每一周期中都是最低的。 3、气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5??。 同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1<I2<I3<I4<I5??，即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。 4、Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？ 5、Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。 教学延伸 4 [思考与讨论] 1、什么是第一电离能？ 2、第一电离能随着核电荷的增加有什么规律？ 3、电离能的大小与哪些因素有关？ 4、第一能电离能与第二电离能之间有什么关系？ 5、为什么原子的逐级电离能越来越大？ 6、为什么钠的第二电离能、镁的第三电离能、铝第四电离能较上一级电离能间差距是如此之大？ 7、为什么碱金属原子的第一电离能特别低？ 8、能利用能量最低原理解释，为什么Mg、P、Be、N的电离能相对偏高，而B、Al、O、S的电离能相对偏低？ （电离能变化图像上的凸点：ns、nsnp、nsnp、凹点：nsnp、nsnp） [学与问] 1、碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
223262124[辨析] ?每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束 ?f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素 ?铝的第一电离能大于K的第一电离能 ?镁与铝活泼，镁的第一电离能比铝的第一电离能小 ?已知在20℃ 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol ?气态O原子的电子排布为： ↑↓
↑↓ ↑ ↓ ，测得电离出1 mol电子的能量约为1300KJ，则其第一电离能约为1300KJ/mol ?半径：K+>Cl- ?酸性 HClO>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2 ?第一周期有2×12=2，第二周期有2×22=8，则第五周期有2×52=50种元素 ?元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数 教学巩固 [小结] 1、同一周期元素，从左至右，原子半径的递变规律 2、电离能的概念，不同级电离能之间的关系 [作业布置] 试分析，氯、氧、钾等元素的哪一级电离能会发生突变？ [补充作业] 下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJ?mol－1）。 元素 Na Mg I1 496 738 I2 4 562 1 451 I3 6 912 7 733 新课引入 [复习思考] 第四课时 1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？ 2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？ [设问]元素的金属与非金属性强弱还何以用种参数进行判断？ 引入电负性概念，进入新课。 新课进行 [板书] 3、电负性 [阅读思考与交流]阅读第20页至第21页内容，思考下列问题：
1、什么是键合电子？ 2、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？ 3、同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？ [交流与表达] 1、原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 2、电负性是用来描述不同元素有原子对键合电子吸引力大小的数据，电负性的大小体现了元素的金属性与非金属性。 3、金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边缘的电负性在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 [强调] 1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故5 请试着解释：为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2+？为什么镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3+？ 教学反思：元 素 周 期 律（第三课时）
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元&素&周&期&律（第三课时）
&&&热&&&&&★★★
元 素 周 期 律（第三课时）
作者：胡蓉 文章来源：本站原创 点击数： 更新时间： 17:51:38
元 素 周 期 律（第三课时）
教材版本：人教2003年版
胡& 蓉 &&&&&&&&&&&&&&&学科：化学
高二化学备课组&&&&&&&& 年级：高一年级
册别：必修第一册
教学目标：
1．了解元素非金属性的周期性变化。
2．认识元素性质的周期性变化是元素核外电子排布的周期性变化的必然结果，从而理解元素周期律的实质。
3．培养学生分析问题、归纳总结、发现规律的能力。
教学重点：
1．元素非金属性的变化规律。
2．元素周期律的实质。
教学难点：
1．元素非金属性的变化规律。
2．元素周期律的实质。
教学方法：
归纳法、诱导探究法、练习法、启发讨论等
[]判断元素的金属性强弱的依据：
1单质与水或酸反应置换出氢的难易程度或反应的剧烈程度。
2、元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
3、金属活泼顺序表
K& Ca& Na& Mg& Al& Zn& Fe& Sn& Pb& Cu& Hg& Ag& Pt& Au
金属性依次减弱
4、金属间的置换反应。活泼的金属置换出不活泼的金属。
[教师评价]
1非金属单质与氢气化合的难易程度和生成氢化物的稳定性。越易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，元素的非金属性越强，反之越弱。
2、元素最高价氧化物对应水化物酸性强弱。酸性越强，说明元素的非金属性越强，反之越弱。
[师]请大家根据预习的情况填下表。
Si& P& S& Cl&
&[师生互动，学生回答，教师投影]
&[] 1、X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是（& C ）
A．X原子的电子层数比Y原子的电子层数多
B．X的氢化和的沸点比Y的氢化物的沸点低
C．X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
D．Y的单质能将X从NaX的溶液中转换出来
2、四种元素在周期表中相对位置为&&&&&&&&&&&&&&&&&& 其中W 的一种原子是 ，则下列判断错误的是（& C ）
A．原子半径X＜Y＜Z
B．气态氢化物稳定性X＞Y＞Z
C．气态氢化物还原性X＞Y＞Z
D．最高价氧化物对应水化物的酸性X＞Y＞Z
①HCl比H2S稳定& ②HClO氧化性比H2SO4强& ③HClO4酸性比H2SO4强& ④Cl2能与H2S反应成S& ②Cl原子最外层有7个电子，S在子最外层有6个电子& ⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeS
A．②⑤&&&&&&& B．①②&&&&&&& C．①②④&&& D．①③⑤
[学生讨论]
[学生回答，教师投影]3、非金属单质间的置换反应，活泼的非金属能置换出不活泼的非金属。
例如：卤素之间的互换
&Cl2& + 2KBr = 2KCl + Br2
Cl2& + 2KI = 2KCl + I2
Br2& + 2KI = 2KBr + I2
非金属性：Cl＞Br＞I
[师] 11―18号元素的化学性质是如何变化的？
[学生]Na& Mg& Al& Si &P &S& &Cl&&&&&& &&&&&&&Ar
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 &&&&&稀有气体元素
[小结]从Na→Cl→Ar,以活泼的金属开始，金属性逐渐减弱，过渡至非金属后，非金属逐渐增强，最后以稀有气体元素结束。
3Li& &4Be &5B&& 6C&& 7N&&& 8O&&& 9F&&& &&&&10Ne
&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&& &&&&&&&&&&&&&&&&&
&[师]如果我们再以其他元素进行同样的研究，K→Br→Ar,Rb→I→Kr也会得出类似的结论。
[过渡]像这种元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现出周期性的变化规律就是元素周期律。
[师]请大家总结一下，这三节课以来，我们学习了元素的哪些性质会呈现周期性的变化规律。
[,教师评价，投影]元素周期律的含义，内容，实质：
元素周期律
1.含义――元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期&&&&&&&&&&&&&&& 性变化的规律。
2.内容――随着元素原子序数的递增，元素原子的最外层&&&&&&&&& 电子排布、 元素原子半径元素化合价、元素的金属性和非金属性均呈现周期性的变化。
3.实质――元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果。
[巩固练习] 1RWXYZ C&
2XYZHZO4H2YO4H3XO4 D&
3．下列气态氢化物，按稳定性递增顺序排列的一组是（& A& ）
A．SiH4、PH3、HCl、HF&&&&&&&& B．NH3、HF、PH3、HCl
C．SiH4、PH3、H2O、H2S&&&&&&&& D．CH4、NH3、PH3、HCl
4、X、Y、Z三种非金属元素具有相同的电子层数，它们的气态氢化物的稳定性强弱顺序是HZ＞H2Y＞XH3，则下列说法中正确的是（& B ）
A．原子序数X＞Y＞Z&&&&&&&&&& B．非金属性X＜Y＜Z
C．原子半径X＜T＜Z&&&&&&&&&& D．离子还原性X3-＜Y2-＜Z-
5、A、B是电子层数相同的两种非金属元素，如果A的原子半径比B的原子半径大，则下列说法中正确的是（& B& ）
A．两元素形成的最高价氧化物对应水化物的酸性A强于B
B．两元素形成的气态氢化物的稳定性B比A稳定
C．A的简单阴离子的还原性比B的简单阴离子的还原性强
D．A的原子序数大于B的原子序数
6、已知A、B、C、D四种元素的电子层数均为3，A和B的最高价氧化物对应的水化物呈碱性，且碱性B＞A。C和D的气态氢化物的水溶液均显酸性，且酸性C＞D。则它们的原子序数由小到大的顺序为（ C& ）
A．ABCD&&&&&&& B．CDAB&&&&&&& C．BADC&&&&& D．CABD
&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&& &
[布置作业]1.课本习题一、1，二、6，7。
&&&&&&&&& 2.完成同步达标.
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Copyright & & All Rights Reserved5．利用元素周期律进行判断.如非金属性Cl&S&P&Si.则酸性HClO4&H2SO4&H3PO4&H2SiO3(最高价氧化物对应水化物),金属性:Na&Mg——精英家教网——
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5．利用元素周期律进行判断.如非金属性Cl&S&P&Si.则酸性HClO4&H2SO4&H3PO4&H2SiO3(最高价氧化物对应水化物),金属性:Na&Mg&Al.则碱性:NaOH&Mg(OH)2&Al(OH)3. 考点二.强酸与弱酸的比较 等物质的量浓度的盐酸 等pH的盐酸 pH或物质 的量浓度 pH:a&b 物质的量浓度:a&b 溶液导电性 a&b a=b 水的电离程度 a&b a=b c(Cl-)与c(CH3COO-)大小 c(Cl-)& c(CH3COO-) c(Cl-)= c(CH3COO-) 等体积溶液中和NaOH的量 a=b a&b 分别加该酸的钠盐固体后pH 盐酸:不变 醋酸:变大 盐酸:不变 醋酸:变大 考点三.酸碱稀释时pH的变化 【】
题目列表(包括答案和解析)
&非金属知识规律总结【高考导航】一、非金属元素在周期表中的位置和结构特点1、除H外，非金属元素均在“阶梯线”的右上方。共有16种非金属元素，其中包括稀有气体元素6种。2、非金属元素(包括稀有元素)均在主族(零族)。非金属元素一般都有变价。3、最外层电子数一般≥4(H、B除外)。4、原子半径比同周期金属半径小(稀有元素除外)。二、非金属性强弱的判断依据& & 元素非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。试题常通过以下几个方面来比较元素的非金属性：1、单质跟H2化合难易程度（反应条件，剧烈程度，反应热的大小，生成气态氢化物的稳定性）。2、最高价氧化物对应水化物的酸性。3、化合物中元素化合价的正负，如BrCl中，Cl为-1价，Br为+1价，说明非金属性Cl＞Br。4、通过氧化还原反应确定非金属单质的氧化能力，进而比较非金属性。& & 需要指出的是，非金属单质的活动性与非金属元素的活动性，有密切的联系，但不是一回事。例如氮元素的非金属性相当强，可是它的单质N2化学性质却不很活泼。单质的化学性质不仅取决于原子结构，而且取决于分子结构和晶体结构。三、非金属元素的性质及递变规律1、单质:(1)结构:除稀有气体外，非金属原子间以共价键结合。非金属单质的成键有明显的规律性。若它处在第N族，每个原子可提供8－N个价电子去和8－N个同种原子形成8－N个共价单键，可简称8－N规则；(H遵循2－N规则)。如ⅦA族单质:x－x；H的共价数为1，H－H，第ⅥA族的S、Se、Te共价单键数为8－6＝2,第ⅤA族的P、As共价单键数8－5＝3。但第二周期的非金属单质中N2、O2形成多键。(2)熔沸点与聚集态。它们可以分为三类：①小分子物质。如:H2、O2、N2、Cl2等，通常为气体，固体为分子晶体。②多原子分子物质。如P4、S8、As4等，通常为液态或固态。均为分子晶体，但熔、沸点因范德华力较大而比①高，Br2、I2也属此类，一般易挥发或升华。③原子晶体类单质。如金刚石、晶体硅和硼等，是非金属单质中高熔点“三角区”，通常为难挥发的固体。(3)导电性:非金属一般属于非导体，金属是良导体，而锗、硅、砷、硒等属于半导体。但半导体与导体不同之处是导电率随温度升高而增大。(4)化学活性及反应:　&& & ③非金属一般为成酸元素，难以与稀酸反应。 固体非金属能被氧化性酸氧化。2、氢化物：(1)气态氢化物性质比较(2)由于氢键的存在，使得第ⅤA、ⅥA、ⅦA氢化物的熔沸点出现了反常。第ⅤA中：SbH3＞NH3＞AsH3＞PH3；第ⅥA中： H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S；第ⅦA中HF＞HI＞HBr＞HCl。(3)气态氢化物水溶液的酸碱性及与水作用的情况。①HCl、HBr、HI溶于水成酸且都是强酸。②HF、H2S、H2Se、H2Te溶于水成酸且都是弱酸。③NH3溶于水成碱，氨水是弱碱。④PH3、AsH3、CH4与水不反应。⑤SiH4、B2H6与水作用时分解并放出H2。3、非金属氧化物的通性：(1)许多非金属低价氧化物有毒，如SO2、NO、NO2、CO等，注意不能随便排放于大气中。(2)非金属氧化物（除SiO2外)大都是分子晶体，熔沸点相差不大。(3)非金属氧化物大都为酸酐，相应的酸易溶于水，则氧化物易与水化合，反之水化反应难以进行。(4)不成盐氧化物（如CO、NO）不溶于水，也不与碱反应。虽然NO2能与碱反应生成盐，但NO2不属于酸酐。4、含氧酸(1)同周期非金属元素最高价含氧酸从左到右酸性增强。(2)氧化性:同种元素低价强于高价含氧酸.如:HClO＞HClO3＞HClO4(稀)& &H2SO3＞H2SO4(稀)& &HNO2＞HNO3(稀)(3)对于同种非金属形成的不同含氧酸，价态越高，酸性越强。其顺序如：HClO4＞HClO3＞HClO2＞HClO，H2SO4＞H2SO3。(4)难挥发的H2SO4、H3PO4受热难分解；强氧化性的HNO3、HNO2、HClO见光或受热易分解；非氧化性的H2CO3、H2SO3易分解。强酸可制弱酸，难挥发性酸制挥发性酸。(5)常见含氧酸的一般性质：①H2SO4：无色粘稠的油状液体，强酸，沸点高，不挥发，稳定。浓硫酸有吸水性、脱水性和强氧化性。②H2SO3：仅存在于溶液中，中强酸，不稳定。③HClO4：在水溶液中相当稳定，最强无机酸，有强氧化性。④HClO：仅存在于溶液中，是一种弱酸，有强氧化性和漂白性，极不稳定，遇光分解。⑤HNO3：无色液体，强酸，沸点低，易挥发，不稳定，易分解，有强氧化性。⑥H3PO4：无色晶体，中强酸，难挥发，有吸水性，稳定，属于非氧化性酸。⑦H2CO3：仅存在于溶液中，弱酸，不稳定。⑧H2SiO3：白色固体，不溶于水，弱酸，不挥发，加热时可分解。⑨常见酸的酸性强弱。强酸：HCl、HNO3、H2SO4；中强酸：H2SO3＞H3PO4(H3PO4中强偏弱）；弱酸：HF＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO＞H2SiO3。四、11种无机化学气体的制取和性质(O2、H2、Cl2、CO、NO、SO2、NO2、CO2、H2S、HCl、NH3)。(1)利用氧化还原反应原理制取的气体有：O2、H2、Cl2、NO、NO2等。(2)利用复分解制取的气体有：SO2、CO2、H2S、HCl、NH3等。(3)可用启普发生器制取的气体有：H2、CO2、H2S等。(4)只能用排气法收集的是：Cl2、SO2、NO2、CO2、H2S、HCl、NH3等。只能用排水法收集的气体是：NO、CO。(5)使红色石蕊变蓝的气体是NH3；使石灰水变浑浊的气体是SO2和CO2；使品红溶液褪色的气体是SO2和Cl2；使高锰酸钾溶液和溴水褪色的气体有H2S和SO2。(6)臭鸡蛋气味的气体是H2S；刺激性气味的气体有：Cl2、SO2、NO2、HCl、NH3等；毒性气体有：Cl2、CO、NO、SO2、NO2、H2S等。(7)能在空气中燃烧的气体：H2S、CO、H2等
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