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第四章、物质结构 元素周期律
第一节、原子结构与元素周期表
化学组 秦文平
第三课时 原子结构与元素的性质
知道碱金属元素、卤族元素的结构和性质，
能从原子结构角度解释同主族元素性质的递变规律。
1
能设计实验方案，探究同主族元素性质的递变规律。
2
学习目标
四、原子结构与元素的性质
1、碱金属
⑴碱金属的原子结构
族 元素名称 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 原子半径
nm
碱 金 属 元 素 锂 0.152
钠 0.186
钾 0.227
铷 0.248
铯 0.265
+3
2
1
+11
2
8
1
+19
2
8
8
1
+37
2
8
18
8
1
+55
2
8
18
18
8
1
Na
K
Rb
Li
Cs
3
11
19
37
55
1
1
1
1
1
2
3
4
5
6
相似性：原子最外层电子数相同， 都为1。
递变性：从Li到Cs，核电荷数逐渐增大，电子层数依次增多，原子半径依次增大。　　
推测化学性质！
碱金属的位置
ⅠA
强还原性！
钾 钠
与氧气反应
根据实验现象填写下表：
比钠更剧烈，紫色火焰
剧烈燃烧，黄色火焰,生成淡黄色固体
钠在空气中的燃烧
钾在空气中的燃烧
①与O2反应：
(2)碱金属的化学性质
铷、铯等在空气中燃烧生成更复杂的氧化物。
K + O2 = KO2（超氧化钾）
△
4 Li + O2 = 2 Li2O
△
（注意：不是生成过氧化锂）
2Na + O2 = Na2O2
△
结论：从锂到铯，与氧气反应越来越剧烈生成的产物越来越复杂！
钠 钾
与水反应 （绿豆大小）
反应比钠更剧烈，反应放出的热使生成的氢气燃烧，并有轻微爆炸声
浮、熔、游、响、红
钾与水反应
钠与水反应
2Na＋2H2O=2NaOH ＋H2↑
2K＋2H2O=2KOH ＋H2↑
通式：2R +2H2O = 2ROH + H2↑
②与水反应
浮、熔、游、爆、红
结论：从锂到铯，与水反应越来越剧烈，生成相应的碱及氢气！
结构 性质
相 似 性
递 变 性
相似性：碱金属均能与O2、H2O 等氧化剂反应。
递变性：从Li到Cs，反应越来越剧烈；与氧气反应产物不同。　　
碱金属的化学性质：
决 定
最外层只有一个电子
从Li→Cs，电子层数增多、原子半径增大
还原性（金属性）逐渐增强，与O2、H2O等反应越来越剧烈。
单质都是强还原剂；都能与O2、Cl2 、 H2O 、酸等反应。
碱金属的原子结构与化学性质的关系：
元素金属性强弱判断依据(记！)
①金属单质与水或酸反应置换出氢气越容易,元素金属性越强。
②最高价氧化物的水化物的碱性越强,元素金属性越强。
③根据金属活动性顺序判断:排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。
④金属阳离子的氧化性越强,则对应金属元素的金属性越弱。
⑤根据物质间的置换反应来判断，金属性(还原性) ：还原剂>还原产物
⑥同一主族，从上到下：原子的金属性逐渐增强
⑦同一周期，从左到右：原子的金属性逐渐减弱
碱金属单质 颜色和状态 密度 g·㎝-3 熔点 ℃ 沸点
℃
Li 银白色，柔软 0.534 180.5 1347
Na 银白色，柔软 0.97 97.81 882.9
K 银白色，柔软 0.86 63.65 774
Rb 银白色，柔软 1.532 38.89 688
Cs 略带金色光泽，柔软 1.879 28.40 678.4
(3)碱金属的物理性质
物理性质
相
似
性
递变性
颜色
硬度
密度
熔沸点
导电导热性
密度变化
熔沸点变化
Li Na K Rb Cs
银白色（Cs略带金色光泽）
较小
较小
较低
很好
逐渐增大（K、Na反常）
单质的熔沸点逐渐降低
碱金属常保持于煤油或石蜡油（锂只能储存在石蜡油）中
单质 颜色状态 （常态） 密度 熔点 （℃） 沸点
（℃）
F2 淡黄绿色气体 1.69g/l -219.6 -188.1
Cl2 黄绿色气体 3.214g/l -101 -34.6
Br2 深红棕色液体 3.12g/cm3 -7.2 58.78
I2 紫黑色固体 4.93g/cm3 113.5 184.4
相似性：
递变性：
颜色逐渐加深，
状态：g→l→s，
密度逐渐增大，
熔沸点逐渐升高(与碱金属相反)
（1）卤族元素的物理性质
都是双原子分子，均有色、有毒、易溶于有机溶剂。
在水中的颜色 在有机溶剂（苯、CCl4、汽油）中的颜色
/ /
浅黄绿色 黄绿色
橙色 橙红色
棕黄色 紫色或紫红色
【注意】Br2是唯一一种在常温常压下为液态的非金属单质，易挥发，保存时用“水封”。
I2易升华，密封保存。能使淀粉变蓝。
2、卤族元素
（2）卤族结构
【思考与讨论】根据卤族元素的原子结构，试推测一下F、Cl、Br、I在化学性质上表现的相似性和递变性。
Cl
相似性
最外层7个电子
易得1个电子，具有氧化性
递变性
核电荷数递增
电子层数递增
原子半径依次增大
得到电子能力逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱
非金属性逐渐减弱
原子结构
化学性质
HF很稳定
H2+F2=2HF
冷暗处爆炸
F2
HCl较稳定
H2+Cl2 ＝ 2HCl
光照或点燃
Cl2
HBr不如HCl稳定
加热至500℃
Br2
HI不稳定
持续加热
I2
生成氢化物的
稳定性
化学方程式
反应条件
单质
生成氢化物的稳定性逐渐减弱
①与氢气的反应
F2 Cl2 Br2 I2
与H2反应难易程度逐渐减弱
H2+I2 2HI
△
H2+Br2 ＝ 2HBr
△
△或光照
卤素的非金属性逐渐减弱
（3）卤素元素的化学性质：
②卤素单质间的置换反应
实验4-1 现象 化学方程式 实验结论
向KBr溶液中加入氯水
向KI溶液中加入氯水
向KI溶液中加入溴水
液体变成橙色
2KBr+Cl2=2KCl+Br2
2KI+Cl2=2KCl+I2
2KI+Br2=2KBr+I2
氧化性：Cl2＞Br2＞I2
2Br-+Cl2=2Cl-+Br2
液体变成棕色
液体变成褐色
2I-+Cl2=2Cl-+I2
2I-+Br2=2Br-+I2
（3）卤素元素的化学性质：
还原性：I-＞Br-＞Cl-
【实验4-1】
相似性：卤素单质均能与H2等还原剂反应，并能发生置换反应。
卤素元素的化学性质：
递变性：从F2到I2 ………
氧化性逐渐减弱，F2> Cl2 > Br2 > I2
离子的还原性逐渐增强，F - < Cl - < Br - < I -
氢化物的稳定性逐渐减弱：HF> HCl> HBr > HI
最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱：HClO4> HBrO4 > HIO4
氢化物酸性逐渐增强：HF ①与H2化合越容易，非金属性越强
②形成气态氢化物越稳定，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
⑥同一主族，从上到下，非金属性逐渐减弱。
④非金属阴离子还原性越强，其非金属性越弱
⑤非金属单质间的置换反应判断,氧化性：氧化剂>氧化产物
元素非金属性强弱判断依据(记！)
⑦同一周期，从左到右，非金属性逐渐增强；
同一主族元素，
无论是金属还是非金属在性质方面都具有一定的相似性和递变性。
失电子的能力逐渐增强，得电子的能力逐渐减弱
金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
通过对同主族元素（IA、VIIA）的分析，可得以下结论：
核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大
周期表中金属性最强的元素是？非金属性最强的元素是？
③卤素单质（X2=Cl2 、 Br2 、 I2）与水反应
（3）卤素元素的化学性质：
Cl2+H2O HCl+HClO
X2+H2O HX+HXO
2F2+2H2O = 4HF+O2
结论：从F2到I2 与反应越来越微弱
④卤素单质（X2=Cl2 、 Br2 ）与碱溶液反应
（3）卤素元素的化学性质：
Cl2+2NaOH = NaCl+NaClO+H2O
Br2+2NaOH = NaBr+NaBrO+H2O

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