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(共33张PPT)
第3课时 原子结构与元素的性质
第一节 原子结构与元素周期表
化学
1.掌握碱金属、卤族元素在元素周期表中的位置、原子结构。
3.掌握同主族元素“位”“构”“性”三者之间的关系。
学习目标
2.掌握碱金属、卤族元素的物理性质、化学性质的相似性和递变性。
4.能比较同主族元素的金属性与非金属性的强弱。
重点、难点：
1.同主族元素“位”“构”“性”三者之间的关系。
2.能比较同主族元素的金属性与非金属性的强弱。
学习重难点
导入新课
钠、镁、铝原子的最外层分别有1、2、3个电子；氯、氧原子的最外层分别有7、6个电子。
钠、镁、铝原子的最外层分别有几个电子？氯、氧原子的最外层分别有几个电子？
知识回顾
导入新课
钠、镁、铝均属于金属元素，原子的最外层电子一般少于4个，在化学反应中容易失去电子，具有金属性；氯、氧均属于非金属元素，原子的最外层电子一般多于4个，在化学反应中容易得到电子，具有非金属性。
知识回顾
导入新课
结合前18号元素原子结构示意图，试分析同周期、同族元素原子结构的异同。(从电子层和核外最外层电子数目的角度)
原子结构决定元素的性质。经常把元素周期表中的同族元素放在一起研究，是因为它们之间存在着某种内在的联系。那么，这种内在的联系是什么？
知识回顾
同周期：电子层数相同，最外层电子数递增；
同族：最外层电子数相同，电子层数递增。
课堂探究
一、碱金属元素的原子结构特点、规律
我们知道元素的化学性质主要取决于原子的最外层电子数，从碱金属元素的原子结构可推知其化学性质如何？是否完全相同？
由于元素的化学性质与元素原子的最外层电子数密切相关，碱金属元素原子的最外层都只有一个电子，因此它们应该具有相似的化学性质。由此可推知Li、K等也应该像碱金属的代表物钠一样，在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及水发生化学反应。
课堂探究
一、碱金属元素的原子结构特点、规律
1.元素化学性质与原子结构的关系
原子 最外层电子数特点 得失电子情况 化学性质
稀有气体元素
金属元素
非金属元素
都为8(氦为2)
不易得失
稳定
一般＜4
易失去
金属性
一般≥4
易得到
非金属性
结论：原子结构决定元素的性质。
课堂探究
一、碱金属元素的原子结构特点、规律
2.碱金属元素的原子结构
元素名称 锂 钠 钾 铷 铯
元素符号
原子结构 示意图

原子半径/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265
Li
Na
K
Rb
Cs
课堂探究
一、碱金属元素的原子结构特点、规律
(1)在元素周期表中从上往下碱金属元素原子的核电荷数、原子半径的变化有什么特点？
(2)从上往下，碱金属元素的原子核外电子排布有什么特点？从哪一点能推断出碱金属元素的化学性质具有相似性？
核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐增大。
电子层数逐渐最多，最外层都只有一个电子；最外层都只有一个电子能推断出碱金属元素的化学性质具有相似性。
课堂探究
二、实验探究碱金属元素性质的递变规律
碱金属的化学性质
(1)回忆钠有哪些化学性质？
(2)结合锂、钠和钾的原子结构特点，请你预测锂、钾可能具有哪些与钠相似的化学性质。剧烈程度如何变化？
钠可以与氧气、水、酸、盐溶液等物质反应。
锂、钾也可以与氧气、水、酸、盐溶液等反应。Li、Na、K反应剧烈程度逐渐增强。
课堂探究
二、实验探究碱金属元素性质的递变规律
钠与水反应
课堂探究
二、实验探究碱金属元素性质的递变规律
钠、钾与水反应
锂、钾也可以与氧气、水、酸、盐溶液等反应。Li、Na、K的反应剧烈程度逐渐增强。
课堂探究
项目 钠、钾与氧气反应 钾与水反应
操作
现象
化学方程式
结论 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
2Na＋O2 === Na2O2
(钾与氧气反应生成多种氧化物)
△
钾浮在水面上；迅速熔成闪亮小球四处游动；反应剧烈，有轻微爆炸声并着火燃烧；滴入酚酞，溶液变红
2K＋2H2O===2KOH＋H2↑
钠、钾都能与O2、H2O反应，且钾更活泼，与预测一致
二、实验探究碱金属元素性质的递变规律
课堂探究
二、实验探究碱金属元素性质的递变规律
根据钾、钠与水反应的现象，推断锂与水反应的难易程度。
由钠、钾与水反应的现象，推测锂与水反应的程度不如钠、钾剧烈。
课堂探究
二、实验探究碱金属元素性质的递变规律
根据上述实验，结合碱金属元素的原子结构推断出碱金属元素
化学性质的相似性和递变规律。完成下列填空：
1
失去
+1
增多
增大
减弱
增强
增强
剧烈
课堂探究
二、实验探究碱金属元素性质的递变规律
Li
K
Rb
Cs
银白色
较小
较小
较低
增大
降低
课堂探究
三、卤族元素的原子结构特点、规律
F2 Cl2 Br2 I2
卤族元素简称卤素，包括氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)和砹(At)、 (Ts)
课堂探究
三、卤族元素的原子结构特点、规律
物质 F2 Cl2 Br2 I2
颜色 状态
密度 熔沸点 1．卤素单质的物理性质
淡黄绿色
(气体)
黄绿色
(气体)
深红棕色
(液体)
紫黑色
(固体)
逐渐增大
逐渐升高
课堂探究
三、卤族元素的原子结构特点、规律
元素名称 氟 氯 溴 碘
元素符号
原子结构 示意图
相似性 递变性 F
Cl
Br
I
最外层均有7个电子
电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大
2．卤族元素的原子结构
课堂探究
四、实验探究卤族元素性质的递变规律
卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性
F2
Cl2
Br2
I2
结论 在暗处剧烈化合并发生爆炸
H2+F2 === 2HF
很稳定
光照或点燃
H2+Cl2 ====== 2HCl
光照或点燃
较稳定
加热至一定温度
不如HCl稳定
H2+Br2 ==== 2HBr
△
不稳定，同一条件下同时分解
不断加热
从F2到I2，与H2化合越来越难，生成的氢化物的稳定性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱
卤素单质的化学性质：(1)卤素单质与氢气反应
H2+I2 2HI
△
课堂探究
四、实验探究卤族元素性质的递变规律
卤素单质与氢气反应
课堂探究
四、实验探究卤族元素性质的递变规律
卤素单质间的置换反应的实验探究
课堂探究
四、实验探究卤族元素性质的递变规律
卤素单质间的置换反应的实验探究
实验操作 实验现象 离子方程式 结论

振荡静置后，溶液由无色变为橙黄色
振荡静置后，溶液由无色变为棕褐色
振荡静置后，溶液由无色变为褐色
2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－
2I－＋Cl2===I2＋2Cl－
2I－＋Br2===I2＋2Br－
氧化性：
Cl2>Br2>I2
课堂探究
四、实验探究卤族元素性质的递变规律
1.通过实验可知，从F→I，元素的非金属性(得电子能力)依次减弱，试从原子结构角度分析其性质递变的原因。
从F→I，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。
2. F2通入水中会剧烈反应，且有另一种单质气体生成，请根据氧化还原反应理论书写化学方程式：________________________。
2F2＋2H2O===4HF＋O2
课堂探究
四、实验探究卤族元素性质的递变规律
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。
【练习1】
一种矿物由短周期元素W、X、Y组成，溶于稀盐酸有无色无味气体生成。W、X、Y原子序数依次增大。简单离子X2-与Y2+具有相同的电子结构。下列叙述正确的是（ ）
A.X的常见化合价有-1、-2
B.原子半径大小为Y>X>W
C.YX的水合物具有两性
D.W单质只有4种同素异形体
课堂练习
A
【练习2】
2019年是门捷列夫发现元素周期律150周年。下表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8。下列说法错误的是（ ）
A.原子半径：WB.常温常压下，Y单质为固态
C.气态氢化物的热稳定性：ZD.X的最高价氧化物的水化物是强碱
课堂练习
W
X Y Z
D
【练习3】
主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加，且均不大于20。W、X、Z最外层电子数之和为10；W与Y同族；W与Z形成的化合物可与浓硫酸反应，其生成物可腐蚀玻璃。下列说法正确的是（ ）
A.常温、常压下X的单质为气态
B.Z可以是Ca
C.Y和Z形成的化合物的水溶液呈碱性
D.W与Y具有相同的最高化合价
课堂练习
B
课堂小结
1.同主族元素的性质与原子结构的关系
课堂小结
2.碱金属单质化学性质的相似性和递变性
课堂小结
3.从原子结构认识卤族元素性质的递变性
谢谢大家

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