同主族元素性质的递变规律

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1、鲁科版普通高中课程标准实验教科书化学2（必修）第一章第三节元素周期律的应用(2)认识同主族元素性质的递变规律复习回顾：从左向右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：同一周期元素，电子层数相同。从左向右，核电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强。同一周期元素的金属性和非金属性变化有何规律？在周期表中的变化规律元素原子序数依次增加，原子半径逐渐减小元素原子失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强？二、预测同主族元素的性质1、ⅦA族元素（1）ⅦA族元素的原子结构原子结构决定性质最外层

2、7个电子易得一个电子，具氧化性核电荷数递增电子层数递增原子半径依次增大得电子能力逐渐减弱表格元素氟（F）氯（Cl）溴（Br）碘（I）最外层电子数最高化合价最低化合价气态氢化物最高价含氧酸77770+7+7+7-1-1-1-1HFHClHBrHI无HClO4HBrO4HIO41、卤素单质物理性质的递变184.4113.54.93gcm3紫黑色固体I2变化规律58.78-7.23.119gcm3(20℃)深红棕色液体Br2-34.6-1013.214gL(0℃)黄绿色气体Cl2-188.1-219.61.69gL(15℃)淡黄绿色气体F2沸点℃熔点

3、℃密度色态单质依次加深依次升高依次升高依次升高2、卤族元素单质与氢气化合的反应条件氢化物的稳定性反应程度反应条件I2Br2Cl2F2暗处光照或点燃加热不断加热爆炸剧烈缓慢缓慢很稳定稳定较稳定不稳定易分解表现为：（1）卤素单质与H2化合的难易关系：F2>Cl2>Br2>I2(2)卤化氢的稳定性关系：HF>HCl>HBr>HI3、卤素间的相互置换(1)Cl2＋2Br－=====2Cl－＋Br2(2)Cl2＋2I－=====2Cl－＋I2(3)Br2+２I－=====２Br－＋I2思考：根据上述实验，排出Cl2、Br2、I2的氧化性强弱顺序及Ｃｌ－、Ｂｒ－、

4、Ｉ－的还原性强弱顺序结论：氧化性：Cl2＞Br2＞I2还原性：Ｉ－＞Ｂｒ－＞Ｃｌ－小结卤素原子结构的相似性，决定了单质化学性质的相似性。与金属反应，生成卤化物。与氢气反应，生成卤化氢。与水反应，生成卤化氢和次卤酸。卤素原子结构的差异性，决定了单质化学性质的差异性和递变性与氢反应的能力渐弱氢化物的稳定性渐弱与水反应的能力渐弱特性碘遇淀粉显蓝色。氟气和水的反应：2F2+2H2O=4HF+O2小结对ⅦA族元素原子从上到下，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。其单质的熔、沸点在依次的增大。对其它的主族而言适应吗？碱金属元

5、素碱金属元素原子结构原子结构1.相同点：原子最外层电子都只有一个电子。2.递变规律：LiCs，电子层数递增，原子半径渐大，核对最外层电子的引力下降。都易失电子，具强还原性。LiCs越来越容易失电子，还原性逐渐增强。化学性质决定请您小结同一主族元素的金属性和非金属性变化有何规律？自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：同一主族元素，最外层电子数相同。自上而下，电子层数增多，原子半径增大，失电子的能力逐渐增强，得电子的能力逐渐减弱。在周期表中元素原子的变化规律元素原子序数依次增加，原子半径逐渐减小元素原子

6、失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强原子序数递增原子半径增大元素原子失电子能力增强，元素原子得电子能力减弱。01BAlSiGeAsSbTe234567ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦAPoAt非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐增强元素周期表中元素性质递变规律内容同周期（从左到右）同主族（从上到下）原子半径电子层结构失电子能力得电子能力金属性非金属性主要化合价最高价氧化物对应的水化物酸碱性非金属元素气态氢化物的形成与稳定性大→小小→大电子层数相同、最外层电子增多逐渐减小逐渐增大逐渐增大逐渐减小金属性减、非金属性增金属性增、非金属性减

7、最高正价+1→+7最高正价=族系数碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱形成：难→易稳定性：弱→强形成：易→难稳定性：强→弱电子层增多最外层电子数相同你能理解“位(位置)——构(结构)——性(性质)”三者之间的关系吗？思考与交流原子序数=核电荷数周期数=电子层数主族序数=最外层电子数同位素－化学性质相同相似性递变性(从上至下,金属性增强,非金属性减弱)同周期同主族递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强)电子层数最外层电子数金属性、非金属性强弱(主族)最外层电子数=最高正价数8－最外层电子数=最低负价数原子结构表中位置元素性质原子结构决定元

8、素在周期表中的位置和性质。元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质。1、F没有正