第三单元　人类对原子结构的认识第一课时导学案

1-1-2 元素的性质与原子结构

教学目标

知识与技能：

1、会写简单的碱金属与氧气、水反应的化学反应方程式，并进行相关的计算；

2、运用原子结构的理论解释同主族元素性质的递变规律；

3、知道结构决定性质。

过程与方法：

1、由原子结构理论分析推导出元素性质的递变规律。

2、让学生亲自动手实验来研究物质化学性质的变化规律。

3、理论联系实际。

情感态度与价值观：

1、辩证唯物主义理论联系实践的观点及方法。由实践得出理论，并由理论指导实践。

2、加深学生对物质世界对立统一规律的认识。

3、用辩证唯物主义量变质变的观点，在本节内容中有着最恰当的体现。

教学重点：元素的性质与原子结构的关系；碱金属、卤素原子结构与性质的关系

教学难点：金属、非金属族的性质递变判断；金属、非金属活泼性强弱的判断规律

教学过程：

【引入】活泼的金属元素Na的性质是我们所熟知的，现象是本质的反应，宏观是微观的体现。现在让我们从原子结构这一微观角度来研究微观结构与宏观性质的关系。

【板书】元素的性质与原子结构的关系

一、碱金属元素

【科学探究一】请同学们看书本P5，并完成该表。由此可以得出什么结论？填写情况，总结异同点

碱

元素名称

核电荷数

原子结构示意图

最外层电子数

电子层数

金

属

元

素

【板书】1、

在结构上的相似性与递变性

相同点：最外层电子数都相同为1。

不同点：核电荷数从Li到Cs逐渐增多，电子层数依次增多，从2层增大到6层。

【讲解】金属性：指气态原子失去电子的能力大小的性质(由电离能的大小确定)。

还原性：指含有易失电子元素的物质的性质。具有还原性的不一定有金属性

【思考与交流】物质的性质主要取决于原子的最外层电子数，从碱金属原子的结构可推知其化学性质如何？是否完全相同？

【结论】最外层都有１个电子，化学性质相似；随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,金属性逐渐增强。

【讲解】因此、碱金属最外层上都只有一个电子，化学反应中易失去一个电子，形成+1价的阳离子，并能与氧气等非金属元素及水发生化学反应。

【实验一】取钾、钠各一粒，分别放在石棉网上的左、右两边，同时加热。观察实验的现象。

【现象】钾首先熔化（熔点低），先与氧气发生反应，后钠再熔化与氧气反应。

【板书】2、化学性质

（1）碱金属与氧气的反应

【思考与交流】请写出钠与氧气在加热条件下的化学反应方程式，并尝试的写出锂、钾与氧气在加热条件下的化学反应方程式。

碱金属

锂

钠

钾

与氧气的化学反应方程式（加热）

4LiO2燃烧2Li2O（白色、氧化锂）

NaO2燃烧Na2O2（淡黄色、过氧化钠）

KO2燃烧KO2（橙黄色，超氧化钾）

【提问】从钾、钠与氧气的反应实验中，请总结出碱金属与氧气的反应有什么相似性、递变

性？

【回答】相似性：碱金属都能与氧气反应。

递变性：周期表中碱金属从上往下，与氧气的反应越来越剧烈。钾与氧气反应生成比过氧化物更为复杂的氧化物（超氧化物）

【过渡】我们知道金属钠除了与氧气反应外还能与水发生反应。

【板书】（2）、碱金属与水反应

【探究实验二】钾与水反应实验

【投影】视频演示Li、Rb、Cs与水反应的实验，请学生观察,与钠与水反应的现象作比较.

钾与水反应

钠与水反应

【现象】：钾比钠活泼，轻微爆炸. 【思考交流】钠与钾性质有什么相似性与不同？这与原子结构有什么关系？

【投影】2K2H2O2KOHH2

【思考与交流】根据实验讨论钠与钾的性质有什么相似性和不同性。你认为元素的性质与他们的原子结构有关系吗？其余碱金属的性质又如何？

【回答】钠与钾都能与氧气、水发生反应，但反应的剧烈程度不同不同点：周期表中碱金属从上往下，与水的反应越来越剧烈。

【归纳】

与水反应

Na K Rb 现象

在书面上四处游动，发出嘶嘶的声音

剧烈燃烧、轻微爆炸

更猛烈、燃烧、爆炸

方程式

2Na2H2O2NaOHH2

2K2H2O2KOHH2

2Rb2H2O2RbOHH2

【思考】上述反应有何相似性和不同？

【回答】相同点：碱金属与水反应都生成氢氧化物和氢气。不同点：周期表中碱金属从上往下，与水的反应越来越剧烈。

【提问】碱金属有这样的相似性、递变性的本质原因在哪里？

【回答】因为，原子结构的最外层电子，原子半径的递变，有性质的递变。

【总结】随着荷电荷数的增加，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减小，最外层电子易失去，表现在参加化学反应时越来越剧烈，金属性增强。

【板书】

3、碱金属元素在化学性质上的规律：

○1

相似性：均能与氧气、与水反应,表现出金属性（还原性）；

○2

递变性：与氧气、与水反应的剧烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反应的剧烈程度逐渐增大；

【过渡】以上我们学习的是碱金属的化学性质，下面我们来学习碱金属的物理性质。

【板书】3、碱金属的物理性质

【科学探究二】根据碱金属的物理性质表格，请总结碱金属的物理性质有什么共性、递变性？

碱金属单质

Li Na K Rb Cs 颜色和状态

银白色，柔软

银白色，柔软

银白色，柔软

银白色，柔软

银白色，柔软

密度（g/cm-3）

熔点（C）

。沸点（C）

1347 882.9 774 668 678.4 。原子半径（nm）

0.152 0.186 0.227 0.278 0.265 0.534 0.97 0.86 1.532 1.879 180.5 97.81 63.65 38.89 28.40 【总结】随核电荷数增加，密度逐渐增大（K除外），熔沸点逐渐降低。

元素

符号

Li Na K Rb Cs 色、态

均为

银白

银白

银白

略带金黄

硬度

柔

软

密度

小

大

熔点

高

低

沸点

高

低

【归纳】结论：同一主族的金属具有相似的化学性质,随着金属元素核电荷数的增大,单质的金属性(还原性)逐渐增强。金属性强弱的比较依据：

【板书】4、金属性强弱额比较方法

1、金属与水或者酸反应生成氢气的剧烈程度来比较；

2、最高价氧化物对应水化物——氢氧化物的碱性强弱来比较。

【小结】碱金属元素作为金属元素代表性的一族，由于其结构的相似性和递变性，导致了碱金属元素性质的相似性和递变性。在学习时要注意，结合钠的性质，然后与其他的碱金

属相比较就会体会到从一般到特殊的规律性所在。

【过渡】以上我们研究了金属族元素与原子结构关系，下面我们继续研究非金属族元素－卤素

【板书】元素的性质与原子结构的关系

二、卤族元素

【投影】卤素原子结构示意图：

【科学探究一】根据碱金属元素结构的相似性、递变性，根据下表总结并推测卤族元素的结构和性质有什么相似性和递变性。

元素

名称

卤族元素

氟

氯

溴

碘

元素

符号

核电

荷数

原子结

构示意图

最外层

电子数

电子

层数

0．71nm 0．99nm 1．14nm 1．33nm 原子半径

【归纳】

相似性：最外层电子数相同，均为7；

递变性：卤素随着荷电荷数的增加，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减小，得电子能力越来越差，非金属性减弱。

【板书】1、结构的相似性和递变性

（1）在结构上：最外层都有7个电子，化学性质相似；

（2）随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,得电子的能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。

【科学探究二】根据下表，总结卤素的物理性质有什么相似性、递变性。

【投影】资料卡片

卤素单质

F2

颜色和状态(常态) 淡黄绿色气体

密

度

1．69g/l（15℃）

沸点℃

-188．1 溶点℃

-219．6 溶解度(100g水中) 反应

Cl2

Br2

I2

黄绿色气体

深红棕色液体

紫黑色固体

3．214g/l（0℃）

33．119g/cm（20℃）

-34．6 58．78 184．4 -101 -7．2 113．5 226cm3

4．17g 0．029g 4．93g/cm3

【归纳】相似性：都是双原子分子，有颜色，不易溶于水（氟除外），易溶于苯、四氯化碳等有机溶剂（萃取原理）。

递变性：从氟到碘，单质的颜色逐渐加深，密度依次增大，熔点、沸点依次升高。

【板书】2、物理性质的变化规律

（随原子序数的递增）

①颜色：

浅黄绿色~黄绿色~深红棕色~紫黑色

颜色逐渐加深

②状态：

气态~液态~固态

③熔沸点：

逐渐升高

④密度：

逐渐增大

⑤溶解性：

逐渐减小

【板书】2、卤族元素的化学性质

（1）

卤素单质与H2的反应

名称

F2

Cl2

Br2

反应条件

冷暗处爆炸

光照

高温

方程式

H2+F2====2HF 光

H2+Cl2=====2HCl

500℃

H2+Br2======2HBr △

H2+I2

2HBr 生成氢化物的稳定性

HF很稳定

HCl稳定

HBr较不稳定

I2

高温、持续加热

HI很不稳定

【归纳】

卤素单质与氢气反应

①卤素单质与H2反应的剧烈程度:F2>Cl2>Br2>I2

②生成氢化物的稳定性:逐渐减弱.即氢化物稳定性次序为：

HF>HCl>HBr>HI ③反应通式：X2 + H2

=== 2HX 【结论】卤素与H2、H2O、碱的反应，从氟到碘越来越不剧烈，条件越来越苛刻，再次证明了从结构上的递变有结构决定性质。

【科学探究三】完成下列实验，观察现象。写出有关反应的化学方程式。

实验

现象

化学方程式

1．将少量新制的饱和氯水分别加入盛有NaBr溶液和KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。

2．将少量溴水加入盛有KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。

【演示实验】卤素单质间的置换反应

1 2

3 【实验步骤】

NaBr滴加滴加上层：无色

CCl溶液

氯水

溶液由无色变成橙黄色

4

下层：橙红色

【结论】：氯可以把溴从其化合物中置换出来

【板书】

(2) 卤素单质间的置换反应：2NaBr+ Cl2 = 2NaCl + Br2

【实验步骤】

KI 滴加滴加溶液

氯水

溶液由无色变成棕黄色

CCl4

【结论】：氯可以把碘从其化合物中置换出来

【板书】

2NaI

+

Cl2 =

2NaCl

+ I2

【实验步骤】

KI 滴加滴加溶液

溴水

溶液由无色变成棕黄色

CCl4

上层：无色

下层：紫红色

上层：无色

下层：紫红色

【结论】溴可以把碘从其化合物中置换出来

【板书】

2NaI

+

Br2 = 2NaBr

+ I2

【讲解】请同学们指出上述三个反应的氧化剂和氧化产物，得出氟氯溴碘的氧化性依次减弱的结论。

【板书】（3）随核电荷数的增加,卤素单质氧化性强弱顺序: F2

Cl2

Br2

I2

氧化性逐渐减弱

非金属性逐渐减弱

【思考与交流】主族元素随原子核外电子层数增加，它们得失电子能力、金属性、非金属性、递变的趋势。

【板书】(4) 非金属性强弱判断依据：

1、非金属元素单质与H2

化合的难易程度，化合越容易，非金属性也越强。

2、形成气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，元素的非金属性也越强。

3、最高氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，对于非金属元素性也越强。

【随堂练习】

1、若用X代表F、Cl、Br、I四种卤族元素，下列属于它们共性反应的是

A．X2+H2 == 2HX B．X2+H2O == HX+HXO C．2Fe+3X2 == 2FeX3

D．X2+2NaOH == NaX+NaXO+H2O 2、随着卤素原子半径的增大，下列递变规律正确的是

A．单质的熔、沸点逐渐降低

B．卤素离子的还原性逐渐增强

C．单质的氧性逐渐增强

D．气态氢化物的稳定性逐渐增强

3．砹（At）是放射性元素，它的化学性质符合卤素性质的变化规律，下列说法正确的是（

）

A．HAt很稳定

B．AgAt易溶于水

C．砹易溶于有机溶剂

D．砹(At2)是白色固

4．下列叙述正确的是(

)

A．卤素离子（X）只有还原性而无氧化性

B．某元素由化合态变成游离态，该元素一定被氧化

C．失电子难的原子获得电子的能力一定强

D．负一价卤素离子的还原性在同一族中从上至下逐渐增强

6、碱金属钫（Fr）具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列对其性质的预言中，错误的是（

）

A、在碱金属元素中它具有最大的原子半径

B、它的氢氧化物化学式为FrOH，是一种极强的碱

C、钫在空气中燃烧时，只生成化学式为Fr2O的氧化物

D、它能跟水反应生成相应的碱和氢气，由于反应剧烈而发生爆炸

7、砹（At）是卤族元素中位于碘后面的元素，试推测砹和砹的化合物最不可能具备的性质是（

）

-A、砹的非金属性在卤素中是最弱的，At易被氧化

B、砹化氢很稳定不易分解

C、砹化银不溶于水或稀HNO3

D、砹在常温下是白色固体

－板书设计：

一、碱金属元素

1、在结构上的异同：

异：核电荷数：由小→大；电子层数：由少→多；

同：最外层电子数均为1个。

最外层都有１个电子，化学性质相似；随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,金属性逐渐增强。

2、化学性质

（1）、碱金属与氧气的反应

4Li + O2 ==== 2Li2O（白色、氧化锂）

2Na + O2 ==== Na2O2（淡黄色、过氧化钠）

（2）、碱金属与水反应

2Na + 2H2O === 2NaOH + H2↑

2K + 2H2O === 2KOH + H2↑

（3）碱金属元素在化学性质上的规律：

①相似性：均能与氧气、与水反应,表现出金属性（还原性）；

②递变性：与氧气、与水反应的剧烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反应的剧烈程度逐渐增大； 3、物理性质：随核电荷数增加，密度逐渐增大（K除外），熔沸点逐渐降低。

4、元素金属性判断标准

（1）根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。置换出氢越容易，则金属性越强。

（2）根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。碱性越强，则原金属元素的金属性越强。

（3）可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。

结论：同一主族的金属具有相似的化学性质,随着金属元素核电荷数的增大,单质的金属性(还原性)逐渐增强。

二、卤族元素

1、在结构上：最外层都有7个电子，化学性质相似；

随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,得电子的能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。

2、卤族元素单质的物理性质的变化规律

（随原子序数的递增）

○1颜色：

浅黄绿色~黄绿色~深红棕色~紫黑色

颜色逐渐加深

○2状态：

气态~液态~固态

○3熔沸点：

逐渐升高

○4密度：

逐渐增大

○5溶解性：

逐渐减小

3、卤素的化学性质

（1）卤素单质与氢气反应

1卤素单质与H2

反应的剧烈程度:F2>Cl2>Br2>I2

○2生成氢化物的稳定性:逐渐减弱.即氢化物稳定性次序为

○

HF>HCl>HBr>HI 反应通式：X2 + H2

=== 2HX (2) 卤素单质间的置换反应：2NaBr+ Cl2 = 2NaCl

+

Br2

2NaI

+

Cl2

=

2NaCl

+ I2

2NaI

+

Br2

=

2NaBr

+ I2

随核电荷数的增加,卤素单质氧化性强弱顺序: F2

Cl2

Br2

I2

氧化性逐渐减弱

非金属性逐渐减弱

4、非金属性强弱判断依据：

（1）非金属元素单质与H2

化合的难易程度，化合越容易，非金属性也越强。

（2）形成气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，元素的非金属性也越强。

（3）最高氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，对于非金属元素性也越强。

教学回顾：

采用归纳总结的方法引导学生探索元素的性质（元素原子最外层电子排布、原子半径以及主要化合价、原子得失电子能力）和原子结构的关系从而归纳出元素周期律，揭示元素周期律的实质；