归纳与整理教学设计和教学实录

同主族与同周期元素性质递变性

--从原子结构角度探究元素性质

1．掌握原子结构与元素性质的关系；

2．认识碱金属元素、卤族元素的性质递变规律，并能运用原子结构理论解释这些规律；

3.能运用元素周期律解释同周期元素性质的递变性。

由元素周期表可知，共有118种元素。探究元素性质，我们不可能逐个元素探究其性质。根据元素周期表的结构，可分为族与周期，所以元素性质，可以分别从同主族（副族元素性质，高中阶段暂不做要求）与同周期两个方面去探究。

一、同主族元素性质的递变性

探究主族元素性质，我们分别从典型的金属和非金属的主族元素去研究。

（一）碱金属元素

1.碱金属元素原子结构示意图

2.对比归纳：碱金属元素原子结构与性质的关系

相同点：最外层电子数都是1。

递变性：从Li～Cs，核电荷数依次增大，电子层数依次增多，原子半径依次增大。推导得到：金属单质的金属性逐渐增强！

3.规律总结

碱金属的递变性即：同主族元素，从上到下，单质金属性逐渐增强。

4.探究碱金属的金属递变性与化学反应过程中体现的现象与性质的关系：

上述可知，从原子结构方面分析得到同主族元素，从上到下，单质金属性逐渐增强。那么同主族金属元素，由于金属性的递变性，与同一物质反应时，反应过程中出现的现象和所体现的性质有无递变性呢？下面，我们从实验中进行探究：

(1)K、Na与O2的反应

①K与O2的反应现象：钾迅速燃烧且比钠的燃烧更剧烈。

②结论：与O2反应剧烈程度：K>Na；金属活泼性：K>Na。

同理，

我们对所有碱金属与氧气反应进行归纳、比较

归纳、总结：同主族元素，从上到下，随单质金属性增强，其与氧气反应的条件逐渐简单，燃烧现象逐渐剧烈，产物逐渐复杂。

(2)钾、钠与水的反应

碱金属

钾

钠

实验操作

a：金属浮水面上；b：金属熔化成闪亮的小球；c：小球四处游动；d：发出“嘶嘶”的响声；e：反应后的溶液呈红色

钾与水反应更剧烈

2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑

实验现象

共同点

不同点

化学方程式

2K＋2H2O===2KOH＋H2↑

实验结与水反应的剧烈程度：K>Na 论

金属活泼性：K>Na 同理，

我们对所有碱金属与水反应进行归纳、比较：

归纳、总结：同主族元素，从上到下，随单质金属性增强，其与水反应的剧烈程度逐渐增强。

综上所述：

具体情况如下(按从Li→Cs的顺序)：

与O2

Li Na K Rb Cs

反应越来越剧烈，产物分别是

单质

与水

化合物

Li2O Na2O、Na2O2

K2O、K2O2、KO2

更复杂氧化物

反应越来越剧烈，现象分别是

反应缓慢

剧烈反应

轻微爆炸

剧烈爆炸

碱性强弱：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH

5.碱金属物理性质及其递变性

的相似性与递变性由上表可知：

(二)卤族元素

1.卤族元素原子结构示意图

F 、Cl 、Br 、I 。

2．卤族元素原子结构特点

(1)相似性：最外层电子数都是7个。

(2)递变性：从F→I，核电荷数依次增多，电子层数依次增多，原子半径依次增大。

由此推测：从F→I，得电子能力逐渐减弱，单质非金属性（氧化性）逐渐减弱。

3．卤素单质的物理性质及其递变规律

由课本P8资料卡片可知：

单质

物理

性质

F2

Cl2

Br2

I2

淡黄绿色气体

黄绿色气体

深红棕色液体

紫黑色固体

颜色状态

状态：由气态→液态→固态，颜色逐渐加深

密度

熔沸点

逐渐增大

逐渐升高

4.卤素单质的化学性质及其递变规律

(1)卤素单质与H2的反应

F2

Cl2

反应条件

暗处

光照或点燃

化学方程式

H2＋F2===2HF 光照或点燃H2＋Cl2=====2HCl △H2＋Br2=====2HBr H2＋I2△2HI 氢化物稳定性

很稳定

较稳定

较不稳定

不稳定

Br2

加热至一定温度

I2

不断加热

规律：F2→I2与H2反应剧烈程度：依次减弱，生成氢化物的稳定性：依次减弱

(2)卤素单质间的置换反应

实验操作

实验现象

化学方程式

静置后，液体分层，上层2NaBr＋接近无色，下层橙红色

Cl2===2NaCl＋Br2

静置后，液体分层，上层2KI＋Cl2===2KCl接近无色，下层紫色

＋I2

静置后，液体分层，上层2KI＋Br2===2KBr接近无色，下层紫色

＋I2

结论：F2→I2氧化性：逐渐减弱

5.规律总结：

卤素的递变性

即：同主族元素，从上到下，单质非金属性逐渐减弱。

由于同主族元素，从上到下，单质非金属性逐渐减弱，引起卤族元素与氢气反应的各种性质如下变化：

物质单质性质从F2→I2与H2反应越来越难稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI氢化物还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI酸性：HF＜HCl＜HBr＜HI(HF为弱酸)最高价氧化物对应水化物酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4(氟没有含氧酸)

归纳：同主族元素的性质与原子结构的关系

从上到下，核外电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，金属性增强，非金属性减弱。

练习：

1．下列各组比较中，不正确的是(

) A．锂与水反应不如钠与水反应剧烈

B．还原性：K＞Na＞Li，故K可以从NaCl溶液中置换出金属钠

C．熔、沸点：Li＞Na＞K D．碱性：LiOH＜NaOH＜KOH 2．下列对卤素的说法不符合递变规律的是(

) A．F2、Cl2、Br2、I2的氧化性逐渐减弱

B．HF、HCl、HBr、HI的热稳定性逐渐减弱

C．F－、Cl－、Br－、I－的还原性逐渐增强

D．卤素单质按F2、Cl2、Br2、I2的顺序颜色变浅，密度增大

二、同周期元素性质的递变性

探究同周期元素性质，我们通过对第二、三周期元素原子结构及性质比较，以典型的第三周期元素为例，研究同周期元素性质的递变性。

通过分析、比较，我们可以得知：同周期元素，随着原子序数的递增，元素原子的核外电子层排布、主要化合价及原子半径大小呈现如下规律性变化：

（一）同周期元素，单质金属性递变性

我们通过实验探究：

实验一.Mg、Al和水的反应

1、分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入2支小试管中，加入2-3ml水，并滴入2滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿，用酒精灯给2支试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。

[多媒体展示出表格]

表（一）Na

、Mg、Al和水的反应

Na 与冷H2O反应

现象

与冷水剧烈反应放出氢气

与冷水反应缓慢，Mg带表面有气泡；Mg带表面变红

与水不反应

Mg Al

与沸H2O反应

化学方程式

结

论

2Na+2H2O=2NaOH+H2↑

Mg + 2H2O=Mg（OH）2↓+ H2↑

Na与冷水剧烈反应，Mg只能与沸水反应，Al与水不反应。

金属性：Na>Mg>Al 即：同周期元素，从左到右，金属性（还原性）逐渐减弱。由于同周期元素，从左到右，金属性（还原性）逐渐减弱，其与水反应的剧烈程度递减，生成的碱的碱性也相应递减。

归纳、总结1：同周期元素，从左到右，随单质金属性减弱，其与水反应的剧烈程度逐渐减弱，生成的碱（即金属的最高价氧化物对应的水化物）的碱性减弱。

（二）同周期元素，单质金属性递变性

展示：同周期非金属单质，与H2反应的情况

非金属性：Si < P < S < Cl 即：同周期元素，从左到右，非金属性（氧化性）逐渐增强。由于同周期元素，从左到右，非金属性（氧化性）逐渐增强，其与H2反应的剧烈程度增强，生成的氢化物的稳定性也相应增强。

展示：同周期非金属单质，与H2反应的情况

即：同周期元素，从左到右，非金属性（氧化性）逐渐增强。由于同周期元素，从左到右，非金属性（氧化性）逐渐增强，其对应的最高价氧化物的水化物的酸性也相应增强。

归纳、总结2：同周期元素，从左到右，随单质非金属性增强，其与H2反应的剧烈程度逐渐增强，非金属的最高价氧化物对应的水化物的酸性增强。

由此可知：同周期元素，其单质的(非)金属性与反应条件

归纳、总结：

根据实验，得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律: Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

对其他周期元素性质进行研究,也可以得到类似的结论。

即：同周期元素单质，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

习题：

1.下列性质的递变中，正确的是 ( ) A. O、S、Na的原子半径依次增大 B. LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增强

C. HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强 D. HCl、HBr、HI的还原性依次减弱

2.某元素X的原子序数为52，下列叙述正确的是 ( ) A.X的主要化合价是-2、+4、+6 B.X可以形成稳定的气态氢化物

C.X的最高价氧化物对应水化物的酸性比HBrO4的酸性强

D.X原子的还原性比碘原子强

总结：