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元素周期表（第三课时 学案） 【学习目标】 1．了解卤族元素在周期表中的位置及原子结构的特点。 2．了解卤素单质的物理性质和化学性质。 【目标一】卤族元素的原子结构及特点 （1）原子结构示意图： （2）相同点：_________________________________，不同点：核电荷数不同，____________不同、___________不同。 （3）递变性：随着核电荷数的增加，卤族元素原子的电子层数逐渐_______，原子半径逐渐_________，原子核对最外层电子的吸引力逐渐_________。 【导思】 由F、Cl、Br、I的原子结构推测它们得失电子能力的异同？ _________________________________ 【目标二】物理性质（单质）
【目标三】化学性质 （1）与H2反应  （2）卤素单质间的置换反应
【导思】 请写出两个离子方程式以证明氧化性强弱为：Cl2＞Br2＞I2。 ________________________ ________________________ 【合作探究】 要点一 卤素单质的性质的相似性、递变性和特性 1．相似性 ① 与H2反应________________________________ ② 与活泼金属（如钠）反应___________________ ③ 与水反应_________________________________ 2．递变性 （1）氧化性与还原性  （2）与H2反应的难易及氢化物稳定性（由F2→I2） ①与H2反应越来越难，生成的氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。 ②氢化物中HCl、HBr、HI的熔、沸点依次升高。 （3）卤素单质与变价金属（如Fe）反应 2Fe＋3X2＝2FeX3?（X＝F、Cl、Br）? Fe＋X2＝FeX2?（X＝I?） 3．卤素单质的特殊性质 （1）Br2在常温下是惟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变蓝色。 【规律总结】 卤族元素单质及其化合物的性质总结 （1）按由F→I的顺序元素的非金属性逐渐减弱 （2）氢化物稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI （3）氢化物还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI （4）最高价含氧酸酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4，F无正价，故无含氧酸。 （5）密度：卤族元素，自上至下，单质密度逐渐增大。 （6）熔、沸点：卤族元素同碱金属相反，自上至下，单质熔、沸点逐渐升高。 （7）溶解性：除F2外，卤素单质在水中的溶解性均不大，均易溶于有机溶剂。 要点二 非金属性强弱的判断 比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强。 1．从元素原子结构判断 （1）当电子层数相同时，核电荷数越多，非金属性越强。 即：同周期，自左至右，元素非金属性增强。 （2）当最外层电子数相同时，核电荷数越多，非金属性越弱。即：同主族，自上至下，元素非金属性减弱。 2．从元素单质及其化合物的相关性质判断 （1）单质越易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，其非金属性也就越强。 （2）最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。例如：H2SO4的酸性强于H3PO4，说明S的非金属性比P强。 （3）非金属单质间的置换反应。例如：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，说明氯的非金属性比碘强。 （4）元素的原子对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱。例如：S2－的还原性比Cl－强，说明Cl的非金属性比S强。 【强调】（1）金属性和非金属性讨论的对象是元素，具体表现为该元素的单质或特定化合物的性质。 （2）氧化性和还原性讨论的对象是具体物质或某物质中的特定粒子，具体表现在该物质中某元素得失电子的能力。 【导练】 1．氟、氯、溴、碘四种元素，它们的下列性质的递变规律不正确的是（ ）。 A．单质的密度依次增大（Br2除外） B．单质的熔、沸点依次升高 C．Cl2可从KI溶液中置换出I2 D．F2可以从NaCl溶液中置换出Cl2 2．下列关于卤族元素由上到下性质递变的叙述，正确的是（ ）。 ①单质的氧化性增强 ②单质的颜色加深 ③气态氢化物的稳定性增强 ④单质的沸点升高 ⑤阴离子的还原性增强 A．①②③ B．②③④ C．②④⑤ D．④⑤ 3．X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。下列叙述能说明X的非金属性比Y强的是（ ）。 A．X原子的电子层数比Y原子的电子层数多 B．Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来 C．X的单质比Y的单质更容易与氢气反应 D．同浓度下X的氢化物水溶液比Y的氢化物水溶液的酸性强 (责任编辑：admin) |
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