非金属化学元素篇（1）

文章编号：1005–6629(2012)7–0058–02 中图分类号：G633.8 文献标识码：B

非金属元素单质及其化合物性质的复习，是高中化学教学的重点。笔者在高三复习阶段尝试设计了如下的题目，并对这道典型例题进行一些延伸与拓展，以此指导学生巩固与提高非金属元素单质及其化合物性质的复习，收到了比较理想的教学效果。

1 例题及分析

例题：用下图装置进行实验，分液漏斗中装有物质A，圆底烧瓶中的物质为B，试管中的物质为C。试用该装置设计实验，比较出物质的氧化性：KMnO4＞Cl2＞Br2。

①各仪器中的物质是：A B C 。（填写化学式）

②A加入B中一段时间后，观察到烧瓶中的现象是 ，反应的离子方程式为 。

③试管中的现象是 。

④仪器D在该装置中的作用是 。

⑤此实验的不足之处是 。

这是一道典型的以实验为背景的题目，考查常见的元素单质及其化合物性质，比较常见物质的氧化性的强弱。具体的命题意图有以下几点：

（1）考查实验室制备Cl2的常用的方法药品和仪器的选择与使用，以及Cl2的性质的检验，同时利用氧化还原反应的原理对常见的氧化剂的氧化性进行巧妙的比较。

（2）考查学生对化学用语的理解以及实验现象的描述。

（3）考查对常见的一些仪器的作用，如D的防倒吸。

（4）对实验方案的设计进行合理的评价，同时考查Cl2对环境质量的影响。

（5）综合考查常见的元素单质及其化合物性质。

2 延伸与拓展

笔者在原题的基础上进行了以下延伸和拓展：

⑥推断A、B、C还可能是哪些物质，设计实验制取气体，检验相关物质的性质。

通过各小组同学的设计，整理出了一个比较全面的答案（如表1所示），并据此归纳出两种思路和方法：其一是，根据发生的反应类型是氧化还原反应还是酸碱反应，进行氧化性强弱比较或酸碱性强弱比较。其二是，根据元素化合物所属的族进行分类思考，进行不同

种类的元素化合物性质的复习。通过这两种思路，能够系统全面地对非金属元素单质及其化合物进行高效复习。

3 例题延伸与拓展的意义

3.1 优化实验室制备气体的方案

B装置是常见的气体制备的发生装置，这一装置是固体和液体不加热或液体和液体不加热制备气体，通过这一装置，能考查CO2、Cl2、NH3、H2S、NO2、O2、HCl、SO2、CHCH等气体的实验室制备方案，即全面的考查常见气体制备的原理和基本方法。

3.2 巩固对常见气体性质的检验

一种气体的性质可有多种，通过此题可以合理的拓展到对一种气体的多种性质检验方法。如SO2的性质有酸性氧化物的通性、还原性、氧化性、漂白性，这样在C装置中可以利用以下4种方法对其性质进行检验：SO2是酸性氧化物，在C装置中加Ca(OH)2溶液、Ba(OH)2溶液、Na[Al(OH)4] 溶液、Na2SiO3溶液、苯酚钠等；SO2具有还原性，在C装置中加KMnO4溶液、溴水、FeCl3溶液等；SO2具有氧化性，在C中可加入Na2S溶液；SO2有漂白性，在C装置中加入品红溶液。

3.3 强化对非金属元素单质及其化合性质的认识

此题制备气体的装置是利用非金属元素单质及其化合物的氧化性或酸碱的强弱原理来制备气体，可从三方面归纳与总结对物质性质的认识。第一是物质性质的通性。第二是利用其主要元素的化合价来确定。主要元素的化合价处于最高价态该物质具有强的氧化性；主要元素的化合价处于最低价态时具有强的还原性；主要元素的化合价处于中间价态时，既有氧化性又有还原性。第三对个别物质具有一定的特性。例如SO2具有酸性氧化物的通性；硫元素的化合价处于硫的最高价态和最低之间，SO2既有氧化性又有还原性；漂白性是SO2的特性。

3.4 构建完善的知识体系

通过对题目的分析与拓展练习，学生利用创新及发散性思维，对非金属元素单质及其化合物的性质有了全面的认识，构建了完善的知识体系。从横向对元素化合物的知识进行归纳与总结，从纵向对各种元素的单质及其化合物的性质进行比较，使学生能更加灵活的应用这些知识。

4 教学反思

课堂教学要常新、善变。深刻挖掘例题的教育功能。通过原例题可以延伸出更多具有相关性、相似性、相反性的新问题，可以培养学生的创新能力。伽利略曾说过：“科学是在不断改变思维角度的探索中前进的。”作为研究型教师，要在教学实践中不断整合与创建教学策略，注重各种教学策略的有机结合，衍生和发展更新更有效的教学策略，形成个人独特的教学风格。

合理的延伸与拓展[4]可以一举多得。这种教学策略能紧扣教材，通过适当拓展，把较多的知识（特别是相近的、同类的）串在一起，帮助学生构建完整的知识体系，使学生通过较少的习题，获得较大的收获。这样做，不仅达到减轻学生负担、切实提高教学质量的目的，还能通过题目的拓宽、加深、变化，使学生更清楚地了解命题的来龙去脉，在探索命题演变的过程中丰富学生的发散性思维，培养学生的创新意识和创新能力，是值得高中化学教师重视的重要教学策略。

参考文献：

[1]罗云强.采用分合分法复习电化学知识[J].化学教育，2008，（2）：42~45.

非金属化学元素篇（2）

一些学生在学习化学时，往往感觉困难，原因是没有掌握系统和规律性的化学知识，尽管一些参考书已对每一节、每一章做了系统的归纳和总结，但学生对这些现成的东西感到枯燥，不能激发学生再认识的主动性和积极性，所以在化学教学中，教师必须帮助学生掌握系统和规律性的化学知识，这样才不会使学生感到化学学习繁、多、杂，主动构筑知识网络，学生印象深刻。

帮助学生掌握系统和规律性的化学知识应做到以下几点：

1．重视单元小结。每教完一章后，都要进行单元小结，帮助学生把这一章知识中本质的内容找出来，并找出知识之间的内在联系，从而使学生获得系统和规律性知识。如“烃的衍生物”这一章学完后，我们在单元小结过程中要求学生掌握下表中烃的衍生物之间的相互转化关系，这样不但使学生理解烃的衍生物之间的内在联系，而且获得了较为系统的化学知识。

2．抓好专题小结。每教完一组重要的概念后，都要认真归纳整理，进行专题小结，找出概念之间的内在联系。例如：学完“物质的量”、“摩尔质量”、“气体摩尔体积”、“物质的量浓度”、“质量分数”等概念，这里涉及五个重要公式，教师和学生一起用下列图式进行专题小结，找出它们的导出关系和换算关系，从而使知识系统化。专题小结是沟通知识的重要途径，在专题小结过程中，尽量让学生去议论、总结，使学生拥有主动权、发言权，保持旺盛的思维积极性，同学们反映这样的课“学得活、记得牢、规律强、有兴趣”，掌握了知识的内在联系。

3．认真综合归纳。每教完一类重要的物质后，都要系统整理，认真归纳，让学生找出其中的规律性，如教完非金属元素这部分知识后，可引导学生讨论这样一些问题，如何比较元素非金属性的强弱呢？然后教师在学生讨论的基础上，让学生归纳出比较元素非金属性的强弱的方法。

3．1 用非金属元素最高价氧化物的水化物的酸性进行比较。一种非金属元素最高价氧化物的水化物的酸性越强，这种元素的非金属性越强。如下列酸的酸性的强弱次序为：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4，那么元素非金属性强弱次序为Cl>S>P>Si。

3．2 利用非金属元素相互置换进行比较。非金属性强的元素能把非金属性弱的元素从它们盐溶液中置换出来，如卤素的下列性质：Cl2+2NaBr==Br2+2NaCl，Cl2+2NaI==I2+2NaCl，Br2+2NaI==I2+2NaBr，则卤素的非金属性强弱次序为Cl>Br>I。

3．3 利用非金属元素与金属反应进行比较。一种非金属元素与金属反应时，得电子能力越强，则它的非金属性也越强。例如：2Fe+3Cl2 2FeCl3，Fe+S FeS，前者反应较为激烈，氯与金属铁反应得电子能力比硫与金属铁反应得电子能力强，氯的非金属性比硫非金属性强。

3．4 利用非金属元素与氢反应的难易程度以及生成气态氢化物的稳定性进行比较。一种非金属元素与氢反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，则它的非金属性也越强。如下列反应：H2+F2==2HF（发生爆炸），H2+Br2 2HBr（温度在600℃以上），说明氟的非金属性比溴强。由于NH3比PH3稳定，说明氮的非金属性比磷强。

3．5 利用非金属元素与强氧化剂反应进行比较。一种非金属元素越容易被强氧化剂氧化，则它的非金属性也越弱。例如磷比硫易被氧化，所以磷比硫非金属性弱。

3．6 利用非金属元素的电负性大小进行比较。一般来讲，非金属元素的电负性越大，则它的非金属性也越强。例如氧的电负性是3.5，而氟的电负性为4.0，所以氟的非金属性比氧强。

3．7 利用非金属元素第一电离能进行比较。元素的第一电离能越大，表示该元素的非金属性越强，例如：氯的第一电离能较硫大，则氯的非金属性比硫强。

学生掌握了以上这些规律性知识后，运用这些知识来比较两种元素非金属性的强弱就容易多了，在全面综合归纳过程中，通过举一反三，学生的兴奋点被激活，解决问题就容易许多，既促进了学生知识网络的形成，也培养了学生的思维能力，学生掌握了规律性的知识，也就掌握了解决问题的钥匙。

4．全面总结巩固提高。在总复习时，根据中等专业化学学过的知识，要全面归纳总结、划分类型、找出关系，使知识进一步系统化。例如在复习时，讨论这样一个问题：如何比较酸的相对强弱？学生在讨论过程中，一定会提出这样或那样的比较方法，然后教师在学生讨论的基础上，根据学过的化学知识，帮助学生归纳出比较酸性相对强弱的方法。

4．1 利用元素的非金属性比较。一种元素的非金属性越强，则它的含氧酸的酸性越强。如硫的非金属性比磷的非金属性强，则硫酸的酸性比磷酸强。

4．2 利用酸与盐的反应比较。如：CH3COOH+ Na2CO3==2CH3COONa+CO2+H2O强酸盐可以置换弱酸盐，上述反应说明醋酸的酸性比碳酸强。

4．3 利用酸与金属反应速度不同比较。在酸的浓度相同的情况下，酸与金属反应的速度越快，则酸性越强。

4．4 利用酸溶液的导电性比较。在酸浓度和温度相同的情况下，酸溶液的导电性越强，则酸性越强。

4．5 利用电离常数比较。K电离值的大小可以表示弱电解质的相对强弱，酸的Ka值越大，表明酸较强，因此通过比较弱酸的Ka值的大小就可知弱酸的相对强弱。

4．6 利用酸的电离度比较。在温度相同的情况下，弱酸溶液的电离度越大，表明弱酸的相对酸性相对较强。

4．7 利用PH值比较。在浓度和温度相同的情况下，若酸溶液中的[H+]越大（即PH越小），则酸性越强。

非金属化学元素篇（3）

1.金属性、非金属性是用来描述元素气态原子得失电子能力大小的一组概念

某气态原子失电子能力越强，则该原子所属元素的金属性越强，反之越弱。

某气态原子得电子能力越强，则该原子所属元素的非金属性越强，反之越弱。

2.氧化性、还原性是用来描述某一具体物质得失电子能力大小的一组概念

某物质得电子能力越强，则该物质氧化性越强，反之越弱。

某物质失电子能力越强，则该物质还原性越强，反之越弱。

显然，金属性、非金属性的主体是元素，而氧化性、还原性的主体是具体的物质。

二、相对强弱的判断依据不同

1.金属性、非金属性的判断依据

（1）元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，则该元素的非金属性越强。

例：酸性HNO3>H2SO4>H3PO4，则中心元素的非金属性：N>S>P。

（2）元素形成气态氢化物的难易程度及氢氧化物的热稳定性。生成氢化物越容易，氢化物热稳定性越强，则该元素的非金属性越强。

2.金属性强弱的判断依据

（1）元素形成的单质与水（或酸）反应，置换出H的难易程度：反应越容易发生，则对应元素的金属性越强。

（2）元素形成的最高r氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，则元素的金属性越强。

3.氧化性强弱的判断依据

（1）根据氧化还原反应进行的难易程度（反应条件）的不同：氧化相同的还原剂，反应越易发生，则氧化剂氧化性越强。

（2）根据化学方程式判断

氧化性：氧化剂>氧化产物

还原性：还原剂>还原产物

（3）根据还原剂被氧化的程度不同，对同一还原剂在相同条件下氧化的价态越高，则该氧化剂氧化性越强。同理，对同一氧化剂在相同条件下还原的价态越低，则该还原剂的还原性越强。

三、两组概念的联系

1.元素的金属性越强，则元素形成单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越强

例：元素的金属性：Na Mg Al

减弱

单质的还原性：Na Mg Al

减弱

阳离子的氧化性：Na+ Mg2+ Al3+

增强

2.元素的非金属性越强，则该元素形成的单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱

例：元素的非金属性：Br Cl F

增强

单质的氧化性：Br2 Cl2 F2

增强

阴离子的还原性：Br- Cl- F-

减弱

非金属化学元素篇（4）

在高中化学中，现代物质的结构理论不仅是整个学科的重要基础理论，更是整个高中化学教材内容的重中之重。通过分析可以发现，目前高中化学教材中，对于物质的性质和结构等的安排不甚合理，其最突出的问题就是元素金属性和非金属性的表达。该问题也是现阶段化学界人士广泛关注的。

一、元素金属与非金属特性的概念

从理论分析，不论是元素的金属性，还是其非金属性，都针对的是原子个体。简单而言，就是指该元素原子丢失或捕获电子的难易程度的性质。如果单个原子很容易就将电子失去，那么该原子具有的金属特性就会很强。反之，如果单个原子很容易就将电子捕获，那么该原子具有的非金属特性也一定很强。

二、高中化学教材对元素金属与非金属特性递变规律的表达

就元素而言，无论是其金属性，还是其非金属性，都存在客观的递变规律。在高中化学现阶段应用的教材中，对其进行的描述有两点。

第一点，相同周期内，虽然各个元素原子核的最外层电子在层数上普遍相同，但自左往右进行对比分析后可以发现，在元素原子的核电荷数持续增加的同时，其半径却刚好相反，呈现不断递减的态势。另外，当元素原子越来越容易失去电子时，其捕获电子的能力会与之相反，呈现不断变强的态势。因此，对元素原子而言，其金属与非金属特性呈现反比关系，前者不断变弱，则后者会不断变强。这一变化规律可以直接从元素周期表中的第三周期，即Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl、Ar等元素中得到证明。

第二点，相同主族元素内，针对元素进行自上而下的分析可以发现，元素的电子层数在递增的同时，其原子半径也在递增，相应地，其失去电子的能力递增，获得电子的能力却递减。所以，对元素原子而言，其金属与非金属特性之间呈现的是反比关系，前者不断增强，则后者不断减弱。该递变规律可从卤族元素（F、Cl、Br、I、At）和碱金属元素（Li、Na、K、Rb、Cs、Fr）的性质递变中获得验证。

三、金属与非金属特性变化规律的正确表达

针对高中教材中描述的金属性与非金属性递变规律，可以发现，虽然这一表述基本上没有问题，但是其全面性和针对性都不足。也就是说，这一表述只是简单地反映了元素金属性和非金属性的变化规律，并没有具体反映出普遍变化中个别元素的非规律性变化。

就原子落空电子的难易程度而言，可以利用电离能辅助解释。当原子处于基础状态时，如果想要变成气体状 态的阳性离子，就必须落空至少一个电子。故此，该原子的第一电离能，便是该过程中的原子落空一个电子所需的能量。其中，电离子能力越小，原子就越有可能落空电子，与此同时，其金属性就愈强。从客观角度分析，影响原子电离能大小的因素很多，不仅包括自身核电荷数，还包括自身原子半径，以及原子核的最外层电子布局情况。一般情况下，相同周期内的元素原子，其电离能会跟随自身原子序数的变化而变化，即原子序数从左往右增加，则电离能也随之增加。但是，当相同能量的轨道电子填充出现结构稳定的原子，如全空时，前面元素的原子电离能就很有可能比后面相邻元素的高。例如，第二周期内的Be元素和N元素，以及第三周期的Mg元素和P元素，其原子的电离能都高于其相同周期内后面相邻的元素原子。另外，在相同族内，电离能的变化规律大多跟相同周期内一样，与原子的序数直接相关，即原子的序数不断变大，其电离能随之不断变大。但是，对周期表中的镧系元素及其后续元素而言，这一规律并不成立。受“镧系收缩”效应的影响，这些元素和第五周期中与之同一主族的元素在其自身原子半径上没有明显差别，而在电离能大小上，却有超越的可能性。表1为元素周期表中第五、六周期中各项成分的第一电能数据统计。

表1 第Ⅴ、Ⅵ周期中各项元素的第一电离能数据统计

由上可知，第Ⅵ周期中，自铬开始，一直到铅，其电离能变化规律都相悖于惯律，即均高于第Ⅴ周期中与之对应的同一主族元素。由此可以认为，Pb的金属性弱于Sn。

就元素原子捕获电子的难易程度而言，可以用电子亲和力进行比较阐述。当原子处于气态的基础状态时，想要形成气体状态的阴离子，就必须捕获一个电子，而电子的第一亲和能，便是该过程中捕获一个电子所需要的能量。与其第一电离能相似，在各周期中都有个别特殊情况发生。表2为第Ⅱ、Ⅲ期中各主族成分电子的亲和能数据统计。

表2 第Ⅱ、Ⅲ周期中各主族成分电子的亲和能数据统计

由上表可知，电子亲和能最小的，并不是每一主族中出现在第二周期的元素，而是第三周期或是周期更大的元素。例如第三周期中的Cl元素和S元素的电子亲和能就比第二周期中的同族F元素和O元素的大。因此，不能盲目认为该周期中非金属性最强的是F元素。

结语

本文仅针对元素金属性及非金属性中递变规律进行了研究和分析，举例证明了高中教材中对于该知识点的表述不足。故此，希望在之后的教材选编中，针对这一知识点的表述更加正确、全面。

非金属化学元素篇（5）

笔者将这个问题让全班学生进行讨论，也有很多学生认为这句话是正确的，归纳起来主要有以下几种观点：（1）看状态：常温下，H2O为液态，HCl为气态，液态的物质比气态的物质稳定性强。（2）看作用力：水分子间存在氢键或H2O的氢键数量比HCl的多，水分子间作用力更大，结构更稳定。（3）看反应条件：水是由氧气和氢气制得的，一般在点燃条件下反应，在光照时不反应；氯化氢是由氯气和氢气制得的，在点燃或混合光照的条件下都能发生反应，而且比较剧烈。反应的难易程度与生成物的稳定性有关：反应越容易，生成物越稳定。（4）看氧化性：Cl2的氧化性比O2强，其原因是Cl2只有一个共价键而O2有两个，因此Cl―Cl键更易断裂，也更易反应，所以生成的氯化氢更稳定。

二、问题探讨

对于观点（1）：我们知道，物理性质和化学性质是物质的两种不同性质，是并列的关系，不能相互影响，因此（1）是错误的。对于观点（2）：物质的物理性质和化学性质是受组成物质的作用力所影响的，有的物质中的作用力同时影响两种性质，如离子晶体中的离子键和原子晶体中的共价键；也有的物质两种性质受不同的作用力影响，如分子晶体中的分子间作用力影响物理性质，分子内的共价键影响化学性质。水在固态时属于分子晶体，水分子间存在氢键，氢键主要影响物质的溶解性、熔沸点、物质的状态等物理性质，而物质的稳定性是化学性质，由水中的共价键所影响，氢键不可能影响化学性质，因此（2）是错误的。（1）与（2）错误的原因是混淆了基本概念之间的关系。

对于观点（3）：在中学化学中，通常认为非金属单质与氢气反应越容易，则生成的氢化物越稳定，这可能是命题者和很多学生易犯的错误。我们知道，任何规律都会存在着特殊情况，这里也不例外。对于观点（4）：Cl2只有一个共价键，其Cl―Cl的键能为242.7kJ・mol-1，O2中的O=O化学键的键能为496 kJ・mol-1。键能越大，化学键越牢固，形成的分子越稳定，因此Cl2更易与H2发生反应。观点（3）和（4）中，都是根据比较得出氧气的氧化性比氯气弱，从而确定H2O的稳定性比HCl弱。其实，氢化物的稳定性应与非金属性有关，而非金属性与非金属单质的氧化性有所不同，因而这两种比较实际上是混淆了非金属性与非金属单质的氧化性之间的关系。

那么非金属性与非金属单质的氧化性有什么区别与联系呢？

非金属性是指元素的原子获得电子的能力的强弱，通常用元素的电负性来衡量。电负性表示的是元素的原子吸引电子能力的相对强弱，它的大小可以比较准确地反应出元素非金属性的强弱。一般来说，电负性越大，元素的非金属性越强。非金属性的主体是元素的原子，它的强弱只与原子结构（如核电荷数、核外电子层数、外层电子数、原子半径等）有关，而与外界因素无关。

非金属单质的氧化性是指非金属单质在化学反应中的反应能力的大小。非金属单质氧化性的主体是非金属单质，它不仅与原子结构有关，还受非金属单质的组成、状态，以及浓度、温度、压强等其他条件的影响。

非金属性与非金属单质的氧化性之间有着明显的差异，它们分别指原子的性质和单质的性质。如我们通常认为可由单质与氢气化合的难易程度来判断非金属性的强弱：化合越容易，非金属性越强。其实根据这个反应事实，得到的应该是非金属单质的氧化性的强弱，而不是非金属性的强弱。

那么，氢化物的稳定性可以从什么角度进行比较呢？

三、问题解决

稳定性主要是指热稳定性。对热是否稳定，其实质就是非金属元素原子和氢原子之间产生的化学键强弱的问题，化学键越强，键能越大，越不容易断开，就越难分解，稳定性就越强。而对于气态氢化物来讲，化学键的强弱也与元素的非金属性强弱有关，通常来讲，电负性越大，非金属性越强，与氢结合就越牢固，氢化物就越稳定。因此，我们可以从电负性角度和键能角度进行比较。

（1）电负性：氢的电负性是2.20，氧的电负性是3.44，氯的电负性是3.16，氧的电负性比氯大，说明氧的非金属性比氯强。另外，构成分子的两种电负性相差越大，分子越稳定。根据电负性相差的大小，显然水中两种元素的电负性相差较大，所以水比氯化氢稳定。

（2）键能角度：我们知道，O原子的半径比Cl原子小，故O―H键的键长比Cl―H键小，键长越小，键能越大，则O―H键的键能比Cl―H的键能大。查阅资料可知，水分子中O―H键的键能为468kJ・mol-1，而Cl―H键的键能为430 kJ・mol-1，O―H键的键能大于Cl―H键的键能，故O―H比Cl―H更难断裂，也即水更难分解，水的稳定性就更高。事实也是如此：水在约1470℃分解1.1%，而氯化氢在1120℃分解约1.7%。

那么，是不是所有非金属元素的氢化物的稳定性都可以用电负性和键能来比较呢？

答案是否定的。

我们知道，氮是非金属性很强的元素，电负性为3.04，而碳的非金属性没有氮强，只有2.55（均为鲍林数据），氮明显比碳强。按电负性规律应该是氨气比甲烷稳定，但事实却是相反的。经过实验，甲烷在1000℃才会发生分解，1200℃大量分解；氨气在500℃以上会发生少量分解，700℃以上明显分解，800℃大量分解。

这是为什么呢？这跟它们的分子结构有关。

因为甲烷分子是稳定的正四面体结构：一个C以sp3杂化位于正四面体中心，4个H位于正四面体的4个顶点上，这就导致甲烷分子中C―H键不容易断裂，结果就是甲烷化学性质比较稳定，热稳定性也很高。

事实上C―H键的键能也大于N―H键的键能，前者为413 kJ・mol-1，后者为391 kJ・mol-1。氨分子的空间结构是三角锥形，三个氢原子处于锥底，氮原子处在锥顶，稳定性弱于甲烷分子的正四面体结构。

非金属化学元素篇（6）

一、化学元素周期表的发展

现代化学的元素周期律是1869年俄国科学家门捷列夫（Dmitri Mendeleev）首创的，他将当时已知的63种元素依原子量大小并以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一行，就是元素周期表的雏形。其实元素周期表形状很多。1913年英国科学家莫色勒利用阴极射线撞击金属产生X射线，发现原子序越大，X射线的频率就越高，因此他认为核的正电荷决定了元素的化学性质，并把元素依照核内正电荷（即质子数或原子序）排列，随着科学的发展，元素周期表中未知元素留下的空位先后被填满。经过多年修订后，1869年，俄国化学家门捷列夫编制出第一张元素周期表。

二 、巧记元素周期表

第一周期：氢 氦 ---- 侵害

第二周期：锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖 ---- 鲤皮捧碳 蛋养福奶

第三周期：钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩 ---- （那美女鬼 流露绿牙）

第四周期：钾 钙 钪 钛 钒 铬 锰 ---- 嫁改康太反革命

铁 钴 镍 铜 锌 镓 锗 ---- 铁姑捏痛新嫁者

砷 硒 溴 氪 ---- 生气 休克

第五周期：铷 锶 钇 锆 铌 ---- 如此一告你

钼 锝 钌 ---- 不得了

铑 钯 银 镉 铟 锡 锑 ---- 老把银哥印西堤

碲 碘 氙 ---- 地点仙

第六周期：铯 钡 镧 铪 ----（彩）色贝（壳）蓝（色）河

钽 钨 铼 锇 ---- 但（见）乌（鸦）（引）来鹅

铱 铂 金 汞 砣 铅 ---- 一白巾 供它牵

铋 钋 砹 氡 ---- 必不爱冬

第七周期：钫 镭 锕 ---- ---- 防雷啊！

三、元素周期表中的规律及应用

元素是按照质子数由小到大排列，发生周期性变化的性质。原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。

（一）金属性判断标准

1、理论：元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越强，其金属性越强。单质跟水或酸置换出氢的难易程度（或反应的剧烈程度）。反应越易，说明其金属性就越强。

2、金属活动性顺序表中前边的元素比后边的元素金属性越强。

3、位置：在元素周期表中，左下角的元素比右上角的元素金属性越强。

4：实验：

（1）、与氧气反应时：

①.反应条件简单，越激烈金属性越强。

②.产物中氧元素的化合价越复杂的金属性越强。

（2）、与水反应：

①.反应条件简单，反应越激烈的元素金属性越强。

（3）与酸反应：

反应越激烈、反应速率越大的金属性越强。

（4）与盐反应：

①.发生置换反应时，反应物金属比生成物金属的活泼性强。

②.产物中有碱和氢气时，反应物金属比生成物碱中含有的金属的活泼性强。

（5）两种金属露置在空气中，先被腐蚀的金属的活泼性强。

（6）发生原电池反应：通常情况下，先腐蚀的金属比后腐蚀的金属活泼，原电池中的负极金属通常比正极金属活泼。

（7）发生电解池反应：通常情况，在阴极先析出的金属比后析出的金属不活泼。

（二）非金属性判断标准

理论依据：最高价氧化物对应的水化物酸性越强其非金属性越强.；单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与氢气反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。

非金属单质间的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。

（三）常见元素化合价的一些规律

（1）金属元素无负价。金属单质只有还原性。

（2）氟、氧一般无正价。

（3）若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|=8。

（4）除某些元素外（如N元素），原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。

（四）原子结构、元素性质及元素在周期表中位置的关系

1、原子半径越大，最外层电子数越少，失电子越易，还原性越强，金属性越强。

2、原子半径越小，最外层电子数越多，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强。

3、在周期表中，左下方元素的金属性大于右上方元素；左下方元素的非金属性小于右上方元素。

（五）原子结构

1.构成原子的粒子及其关系

（1）各粒子间关系

原子中：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

阳离子中：质子数=核外电子数+电荷数

阴离子中：质子数=核外电子数一电荷数

原子、离子中：质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）

（2）各种粒子决定的属性

元素的种类由质子数决定。

原子种类由质子数和中子数决定。

核素的质量数或核素的相对原子质量由质子数和中子数决定。

元素中是否有同位素由中子数决定。

质子数与核外电子数决定是原子还是离子。

原子半径由电子层数、最外层电子数和质子数决定。

元素的性质主要由原子半径和最外层电子数决定。

（3）短周期元素中具有特殊性排布的原子

最外层有一个电子的非金属元素：H。

最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。

最外层电子数是次外层电子数2、3、4倍的元素：依次是C、O、Ne。

电子总数是最外层电子数2倍的元素：Be。

最外层电子数是电子层数2倍的元素：He、C、S。

最外层电子数是电子层数3倍的元素：O。

次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si 。

内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。

电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。

2.原子、离子半径的比较

（1）原子的半径大于相应阳离子的半径。

（2）原子的半径小于相应阴离子的半径。

（3）同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。

（4）电子层数相同的原子，原子序数越大，原子半径越小（稀有气体元素除外）。

（5）最外层电子数相同的同族元素的原子，电子层数越多原子半径越大；其同价态的离子半径也如此。

非金属化学元素篇（7）

文章编号：1008-0546（2017）02-0074-02 中图分类号：G633.8 文献标识码：B

doi：10.3969/j.issn.1008-0546.2017.02.024

元素化合物是整个高中化学的重要基础知识，它将基本概念、基本原理与物质的化学性质有机地进行融合。而学生在学习元素化合物知识的时候往往会感到“零散、繁多”，在教学中，尽管教师通过演示实验使学生热情高涨，乐于接受，但当学生学完元素及其化合物的性质后，学生就混淆不清，从而出现张冠李戴的混合型错误。传统复习元素化合物，一般按照先金属后非金属，金属中按照元素钠、铝、铁、铜，非金属则按照硅、氯、硫、氮的顺序进行复习，且进行分类、归纳、总结，形成知识网络，重点强调各元素及其化合物的特性，但仍不能根治以上问题。

系统思维就是把认识对象作为系统，从系统和要素、要素和要素、系统和环境的相互联系、相互作用中综合地考察认识对象的一种思维方法。整体性是系统思维方式的基本特征，它存在于系统思维运动的始终，也体现在系统思维的成果之中。元素化合物包括金属及其化合物和非金属及其化合物，它作为一个整体贯穿整个高中化学的学习。在复习中，把元素化合物作为一个整体系统，从金属的共性与各金属的特性、金属与非金属之间的联系进行系统复习。

一、 以性质为主线，形成知识体系

在金属及其化合物的学习中，学生基本掌握了金属元素的共性及一些特性，如在学习金属钠的有关知识后，学生对此印象最深的就是钠是非常活泼的金属元素，具有很强的失电子能力。而在非金属及其化合物的学习中，氯也是一种活泼的非金属元素，具有很强的得电子能力。因此钠和氯具有很多共性：在自然界中都没有游离态的钠和氯存在，钠和氯气都能和水反应，钠能和酸反应，氯气能和碱反应。这些共性都与它们的性质――活泼性有关，因此在复习中，可以将这两种元素作为一个整体进行系统复习。通过这样一个过程，可以将钠和氯气的性质认识进行拓展延伸，因为活泼，具有很强的失电子能力，所以钠的化合物基本上都是离子化合物，如NaH，在加热条件下，钠和氧气反应的产物是Na2O2而非Na2O，氢氧化钠的碱性极强等都是因为钠具有极强的还原性的缘故；因为活泼，具有很强的得电子能力，所以一般氯的最稳定存在形式是Cl-，从而可以推导出ClO-、ClO3-、ClO4-具有很强的氧化性。但是相似并不是完全相同，氯气和水的反应并没有钠和水反应那样剧烈，倒是可以据此牵引出活泼性最强的非金属氟与水反应的产物、条件、现象等。同样，在复习金属铝和非金属硅的有关知识时，铝的性质重点体现在两性，不但如此，铝的氧化物、氢氧化物也都有两性，而有关硅的重点性质则体现在二氧化硅既能与氢氧化钠反应又能与氢氟酸反应，它们之间也有共性――两性，这是因为硅和铝在元素周期表中的位置相邻且均介于金属和非金属之间，因而这两种元素的性质相似。尽管都是从两性的角度来了解这两种元素的性质，但硅的“两性”不是真正的两性，硅以及二氧化硅都能跟强碱反应，但它们却不能跟强酸反应，只能跟唯一的一种酸――弱酸氢氟酸反应。以性质为探究点，进入内部结构深入探究各物质性质的共性及规律，并使性质与原理、应用相结合，这样可以更好地帮助学生完善知识结构，形成元素化合物的知识体系。

二、 以化合价为主线，形成知识体系

在铁及其化合物的学习中，重点掌握铁的化合物有两种价态以及它们之间的相互转化，而非金属元素硫及其化合物的相关内容学习时，其重点内容体现在二氧化硫的性质和浓硫酸的性质掌握上，这两种物质中硫的化合价也不相同，因而在复习中，将铁和硫及其化合物作为一个整体，从化合价的角度去分析从而达到掌握铁及其化合物的性质。在这块知识体系中，铁的化合价有零价、正二价和正三价，铁遇弱氧化剂（如S）生成二价铁，铁遇强氧化剂（如Cl2）生成三价铁，二价铁易被氧化成三价铁，而三价铁易被还原成二价铁；硫的化合价有零价、负二价、正四价和正六价，从零价的硫单质出发，得到硫可以跟金属或氢气反应生成硫化物，硫化物中的硫处于最低价态，因而具有较强的还原性；硫单质可以在氧气中燃烧生成二氧化硫，二氧化硫中的硫为正四价，处于中间价态，这与Fe2+性质相似，二氧化硫中正四价的硫易被氧化成正六价的硫，从而可以得出二氧化硫具有较强的还原性和较弱的氧化性，再补充二氧化硫的特性-漂白性，并与前面所学氯水的漂白性进行对比，最后得出二氧化硫作为酸性氧化物与二氧化碳具有相似的性质；而正六价的硫主要存在于SO3或浓H2SO4中，正六价是硫的最高价态，从而可以引导学生掌握浓H2SO4的强氧化性及脱水性、吸水性。以化合价为切入点，运用氧化还原反应进行系统复习，使得化学反应的发生既是具体元素化合物性质的体现，又是该元素化合物存在于系统中系统行为的必然结果。这是一种系统化的思维，不仅有利于学生对元素化合物知识体系的整体把握，而且能够帮助他们在系统思维中发现有利于迁移的知识，从而提高学生对化学的整体认知及解决实际问题的能力。

三、 以元素为主线，形成知识体系

在整个的学习中，每一种元素及其化合物的性质都是以该元素为主线，形成该元素的知识网络，比如：氮及其化合物主要包括氮气、氨气、一氧化氮、二氧化氮、硝酸、硝酸盐、氨盐，每一种物质的性质均围绕氮元素展开，从而形成有关氮元素的知识体系。在对元素化合物中每一种元素所形成的知识网络弄清楚之后，也可以将含不同元素的物质以常见的重要反应做连线，构成更大的知识网络。如二价铁易被氯气氧化成三价铁联系铁和氯，氯气和氢氧化钠反应制备漂白液又联系上钠，而氯碱工业的产物氯气又和铁联系起来、氢氧化钠又能和氯铝联系起来、氢气和氮气反应合成氨又将牵扯出氮元素的一系列转化。这些元素的连接点就是各元素化合物性质的体现，在所有元素化合物中，各元素及其化合物性质体现在各个反应中，而各个反应又相互交错在一起，使得学生对于元素化合物知识间的内在联系形成整体的知识系统。

非金属化学元素篇（8）

（2）①原子：核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数；

）：核电荷数=质子数=核外电子数-n。

2.核外电子排布规律

（2）最外层电子数不超过8（若K层为最外层，电子数不超过2）。

（3）次外层电子数不超过18，倒数第三层电子数不超过32。

3.2电子、10电子、14电子、18电子微粒

（2）10电子微粒。

（4）18电子微粒。

4.分子中原子8电子稳定结构的判断

注意：H、Be、B及化合物中的稀有气体元素原子不满足8电子稳定结构。

5.元素周期律[主族元素（0族元素除外）]

性质同周期（从左向右）同主族（从上到下）

原子半径减小增大

电子层结构电子层数相同，最外层电子数增加电子层数增加，最外层电子数相同

失电子能力（得电子能力）减弱（增强）增强（减弱）

金属性（非金属性）减弱（增强）增强（减弱）

主要化合价最高正价：+1+7（O、F除外）；非金属最低负价：-4-1最高正价相同（O、F除外），非金属最低负价=族序数-8（H除外）

最高价氧化物对应水化物酸碱性酸性增强、碱性减弱酸性减弱、碱性增强

非金属气态氢化物形成难易程度及氢化物稳定性形成由难到易，稳定性增强形成由易到难，稳定性减弱

非金属气态氢化物还原性减弱增强

（1）比较元素金属性强弱的实验方法。

①比较单质与水或酸置换出氢的难易程度；②比较最高价氧化物对应水化物的碱性；③依据金属活动性顺序表（Sn和Pb例外）；④根据组成原电池的正负极：一般来说，负极的活动性比正极强；⑤根据金属与盐溶液的置换反应。

（2）比较元素非金属性强弱的实验方法。

①比较单质与H2化合的难易程度；②比较气态氢化物的稳定性；③比较最高价氧化物对应水化物的酸性；④比较氢化物还原性：氢化物还原性越强，该元素非金属性越弱；⑤根据非金属与盐溶液的置换反应；⑥比较与金属反应的难易及产物中金属化合价高低：一般来说，越易与金属反应且使金属呈高化合价的元素，非金属性越强。

6.微粒半径比较

（1）原子半径最小的元素是H。

（2）同周期，随着原子序数的增加原子半径减小（0族元素除外）。

（3）同主族，随着原子序数的增加原子半径增大。

7.元素周期表中位置、结构、性质的关系

8.根据原子序数推断元素在周期表中的位置

用原子序数减去比它小且相近的稀有气体原子序数[稀有气体元素原子序数分别为2（氦）、10（氖）、18（氩）、36（氪）、54（氙）、86（氡）]，即得该元素在周期表中的列数，根据列数推断该元素所在的族。该元素所在周期数比相近的原子序数小的稀有气体元素的周期数大1。

若为第6、7周期元素（原子序数≥55），用原子序数减去比它小且相近的稀有气体原子序数后，再减去14，即得该元素所在列数。

9.电子式的书写

（1）简单阳离子的电子式直接用离子符号表示，如Na+。

（4）常考物质的电子式。

化学式电子式化学式电子式

10.化学键

离子键

共价键

极性键非极性键

成键粒子活泼金属阳离子（或NH+4）和阴离子不同非金属元素原子同种非金属元素原子

粒子间相互作用静电作用共用电子对

（2）共价化合物只含有共价键，一定不含离子键。

（3）由金属元素和非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3是共价化合物。

（4）仅由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物，如NH4Cl是离子化合物。

（8）具有强极性键但不是强电解质的物质：HF等。

（9）无化学键的物质：稀有气体。

（10）化学变化中一定有化学键的断裂和形成，但有化学键断裂的变化不一定是化学变化。如KCl熔化过程中离子键被破坏，但该变化是物理变化。

二、常见易错点归纳

1.机械类比，不会打破常规，凭借思维定式得出错误结论

例1.（2013·广东）元素R、X、T、Z、Q在元素周期表中的相对位置如右表所示，其中R单质在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸。则下列判断正确的是（）

A.非金属性：Z

B.R与Q的电子数相差26

C.气态氢化物稳定性：R

D.最高价氧化物的水化物的酸性：T>Q

【错因分析】（1）机械类比，运用同周期元素性质递变规律错选A；（2）不会推断Br的原子序数。

【解析】与H2在黑暗处剧烈化合并发生爆炸的是F2，所以R、X、T、Z、Q分别是F、S、Cl、Ar、Br。Ar是0族元素，最外层达到8电子稳定结构，所以非金属性Cl>S>Ar，A项错误；第四周期开始出现副族（IIIB～IIB），Br的原子序数比Cl大18，F和Br的原子序数分别为9和35，B项正确；非金属性：F>Cl>Br，气态氢化物稳定性：HF>HCl>HBr，最高价氧化物对应水化物酸性：HClO4>HBrO4，C项错误、D项正确。

【答案】BD

2.不会根据化学式判断化合价

【错因分析】只关注两种元素原子序数之和，不会运用化学式确定元素化合价。

【解析】根据材料的化学式可知M和R的化合价分别为+3、+4。第三周期元素原子序数之和为27的元素有Na和S、Mg和P、Al和Si，结合化合价可知R为Si。

【答案】

3.不会判断共价键的类型

例3.（2013·安徽）我国科学家研制出一种催化剂，能在室温下高效催化空气中甲醛的氧化，其反应如下：HCHO+O2催化剂CO2+H2O。下列有关说法正确的是（）

A.该反应为吸热反应

【错因分析】（1）不会判断极性键和非极性键；（2）不会判断σ键和π键。

【解析】物质与氧气的反应是放热反应，A项错误；同种元素间形成的共价键是非极性键，不同种元素间形成的共价键是极性键，二氧化碳分子结构式为OCO，其中存在CO极性键，B项错误；HCHO分子结构式为CHHO，单键全是σ键，双键中有1个σ键和1个π键，C项正确；D项中缺少标准状况，错误。

【答案】C

4.不会运用最高价氧化物对应水化物酸性比较元素非金属性

例4.（2013·大纲全国卷节选）五种短周期元素A、B、C、D、E的原子序数依次增大，A和C同族，B和D同族，C离子和B离子具有相同的电子层结构。A和B、D、E均能形成共价型化合物。A和B形成的化合物在水中呈碱性，C和E形成的化合物在水中呈中性。回答下列问题：

（1）五种元素中，原子半径最大的是，非金属性最强的是（填元素符号）；

（2）由A和B、D、E所形成的共价型化合物中，热稳定性最差的是（用化学式表示）；

（3）A和E形成的化合物与A和B形成的化合物反应，产物的化学式为，其中存在的化学键类型为；

（4）D最高价氧化物的水化物的化学式为。

【错因分析】Cl和N既不位于同周期又不位于同主族，不会反过来运用HClO4和HNO3的酸性得出非金属性Cl>N。

【解析】由A和B、D、E均能形成共价化合物，且A和B形成的化合物在水中呈碱性可推知该化合物为NH3，所以A、B分别为H和N；由A、C同族及B、D同族可知C、D分别为Na和P；由原子序数依次增大且五种元素均为短周期元素可知E可能为S或Cl，由C和E形成的化合物在水中呈中性可知E为Cl。（1）同周期元素从左向右，原子半径减小（0族元素除外），非金属性增5.不熟悉短周期中的金属元素

例5.（2013·福建）四种短周期元素在周期表中的位置如右图，其中只有M为金属元素。下列说法不正确的是（）

A.原子半径Z

B.Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比X的弱

C.X的最简单气态氢化物的热稳定性比Z的小

D.Z位于元素周期表中第2周期、第ⅥA族

【错因分析】不知道短周期中只有五种金属元素。

【答案】B

6.忽视最高价氧化物对应水化物的酸性强弱与元素非金属性一致

例6.（2013·山东）W、X、Y、Z四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如右图所示，W的气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物，由此可知（）

A.X、Y、Z中最简单氢化物稳定性最弱的是Y

B.Z元素氧化物对应水化物的酸性一定强于Y

C.X元素形成的单核阴离子还原性大于Y

D.Z元素单质在化学反应中只表现氧化性

【错因分析】用物质的酸性比较元素非金属性强弱，一定要用元素最高价氧化物对应水化物进行比较，本题易误选B。

【答案】A

7.不清楚元素周期表（律）的特殊性

例7.（2013·天津）下列有关元素的性质及其递变规律正确的是（）

A.ⅠA族与ⅦA族元素间可形成共价化合物或离子化合物

B.第二周期元素从左到右，最高正价从+1递增到+7

C.同主族元素的简单阴离子还原性越强，水解程度越大

D.同周期金属元素的化合价越高，其原子失电子能力越强

【错因分析】（1）误认为ⅠA族元素即为碱金属元素；（2）不清楚通常情况下F和O无正价。

【解析】ⅠA族元素中H、碱金属元素与ⅦA族元素分别形成共价化合物、离子化合物，A项正确；通常情况下，O、F无正价，B项错误；同主族元素从上到下非金属性减弱、阴离子还原性增强，氢化物水溶液酸性增强，阴离子水解程度减小，C项错误；同周期元素从左向右，金属性减弱，失电子能力减弱，D项错误。

【答案】A

8.不会类比迁移

例8.（2013·浙江）短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表的位置如右表所示，其中X元素的原子内层电子数是最外层电子数的一半，则下列说法正确的是（）

A.钠与W可能形成Na2W2化合物

B.由Z与Y组成的物质在熔融时能导电

C.W得电子能力比Q强

D.X有多种同素异形体，而Y不存在同素异形体

【错因分析】（1）不会将O与S类比迁移；（2）不知道熔融时共价键不断裂。

【答案】A

9.不熟悉主族元素在周期表中的位置

【答案】弱

10.陌生物质结构不会推断

11.化学键与化合物关系模糊不清

例11.（2012·全国）下列有关化学键的叙述，正确的是（）

A.离子化合物中一定含有离子键

B.单质分子均不存在化学键

C.含有极性键的分子一定是极性分子

D.含有共价键的化合物一定是共价化合物

【错因分析】（1）不清楚离子（共价）化合物的定义；（2）不知道离子化合物中可能有共价键；（3）不知道分子的极性取决于正负电荷重心是否重合。

【答案】A

12.不会比较离子半径大小

例12.（2013·辽宁联考）X、Y、Z、T四种原子序数递增的短周期元素，其部分性质或结构如下：

元素编号元素性质或原子结构

X形成的简单阳离子核外无电子

Y元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应

Z元素在周期表的族序数等于周期序数的3倍

T同周期元素中形成的简单离子半径最小

下列说法正确的是（）

A.原子半径大小顺序：T>Z>Y>X

B.常温下，T的单质与Y的最高价氧化物对应水化物的浓溶液反应生成氢气

C.X分别与Y、Z均可形成既含极性键又含非极性键的化合物

D.由X、Y和Z三种元素构成的强电解质，对水电离均起抑制作用

【错因分析】不会比较同周期元素离子半径大小。

【答案】C

三、思维训练

1.下列有关化学用语表示正确的是（）

A.丁烯的结构简式：C4H8

B.氢氧根离子的电子式：[∶O····∶H]-

C.硫原子的结构示意图：

D.中子数为143、质子数为92的铀（U）原子：14392U

2.正长石的主要成分为硅酸盐，由前20号元素中的四种组成，化学式为XYZ3W8。其中，只有W显负价。X、Y的最外层电子数之和与Z的最高正价数相等。Y3+与W的阴离子具有相同的电子层结构。X、W的质子数之和等于Y、Z的质子数之和。下列说法错误的是（）

A.X的离子半径>Y的离子半径

B.Z的氢化物稳定性

C.Y的氧化物既能与盐酸，又能与NaOH溶液反应

D.X2W2、Y2W3两种化合物含有的化学键类型完全相同

3.右图为元素周期表短周期的一部分。E原子的电子层数为n，最外层电子数为2n+1。下列叙述不正确的是（）

A.C和E氢化物的热稳定性和还原性均依次减弱

B.A与B形成的阴离子可能有AB2-3、A2B2-4

C.AD2分子中每个原子的最外层均为8电子结构

D.A、D、E的最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强

4.下表为部分短周期元素化合价及其相应原子半径的数据。

（1）元素G在周期表中的位置是；元素F所形成的常见单质的电子式为。

（2）A、B、C、E的氢化物稳定性顺序是。（用化学式回答）

（3）分子组成为ACH2的物质在水中会强烈水解，产生使品红溶液褪色的无色气体和一种强酸。该反应的化学方程式是。

（4）请写出B的单质的一种重要用途；工业上制取该单质的反应原理为。

（5）请设计一个实验方案，使铜和A的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液反应，得到蓝色溶液和氢气。请在方框内绘出该实验方案原理装置示意图。

5.原子序数由小到大排列的四种短周期元素X、Y、Z、W，四种元素的原子序数之和为32，在周期表中X是原子半径最小的元素，Y、Z左右相邻，Z、W位于同主族。请回答下列问题：

（1）X、Y、Z、W四种元素的原子半径由大到小的排列顺序是（用元素符号表示）。

（2）由X、Y、Z、W四种元素中的三种组成的一种强酸，该强酸的稀溶液能与铜反应，离子方程式为。

（3）由X、Y、Z、W四种元素组成的一种离子化合物A：

①已知1molA能与足量的NaOH浓溶液反应生成标准状况下44.8L气体。写出加热条件下A与NaOH溶液反应的离子方程式；

②又知A既能与盐酸反应，又能与氯水反应，写出A与足量盐酸反应的离子方程式。

（4）由X、Y、Z、W和Fe五种元素组成的式量为392的化合物B，1mol B中含有6mol结晶水。对化合物B进行如下实验：

a.取B的溶液加入过量浓NaOH溶液并加热，产生白色沉淀和无色刺激性气味气体。过一段时间白色沉淀变成灰绿色，最终变成红褐色；

b.另取B的溶液，加入过量BaCl2溶液产生白色沉淀，加盐酸沉淀不溶解。

①B的化学式为；

非金属化学元素篇（9）

一、元素周期表和元素周期律的相关概述

1.元素周期表与元素周期律的起源

当前，我们广泛使用的周期表和周期律是1869俄国科学家德米特里・伊万诺维奇・门捷列夫在前人研究基础上，通过自身的深入研究发现所首次提出的。并于1913年，英国科学家莫色勒采用阴极射线撞进金属产生X射线的方法，找出了原子序数越大，X射线的频率就越高，因此其提出了原子核的正电荷决定了元素化学性质的观点，从而对周期表和周期律进行了补充。后又经过一些科学家的努力，才得以将周期表与周期律修订为当前的形式。

2.常见元素周期表的形式

目前所使用的常见元素周期表为长式元素周期表，在这种类型周期表中，元素的排布顺序是根据原子序数的大小来决定的，其中序数越小，排列就越靠前。在长式元素周期表中一纵列称为一个族，并存在两个系，一横列称为一个周期。另外，除了长式元素周期表，常见的周期表还包含三角元素周期表、螺旋元素周期表及短式周期表。

3.元素周期表的排列方式

元素周期表内排列顺序是存在周期性的，因此，其元素所具有的性质与功能也存在周期性。在当前使用的元素周期表中，元素排列是根据原子序数来决定的。在同一横列（周期）内，根据量子力学的大小，对元素进行排布，并能够对元素的电子层数显现出来。周期表越往下，其周期的长度也就会越大，并根据元素核外电子排布分为s区、p区、d区、f区与ds区。另在同一纵列（族）中，其元素的化学性质相同。

二、化学教学中对元素周期表和周期律的应用

1.“位―构―性”规律的应用

在元素周期表中，元素在周期表中所占据的位置不仅能反映出元素的核外电子排布，还可以根据元素在元素周期表中的性质递变规律，做到对元素性质的有效推断，这就是元素周期表的“位―构―性”规律。同时知道元素的质性，也能做到对其在元素周期表中位置的推断。通过这一规律的应用，能够对一个不正确的论断予以否定，同时还可以帮助发现新元素。

例如，2004年，某甲宣布发现了一种比F2氧化性更强的单质，某乙宣布制得了一种比HF更稳定的气态氢化物。试分析其可信度并体会应用了什么知识？

解答：甲乙均不可信；理由：首先，同周期元素中非金属性最强的是F，同主族元素中非金属性最强的是F，因此F是所有元素中非金属性最强的。其次，元素的非金属性强弱体现在几个具体物质的化学性质上：①单质与氢气反应的难易；②气态氢化物的稳定性；③最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。因此，甲乙都是不可信的。

2.同周期及同主族变化规律的应用

在元素周期表中同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；在元素周期表中，同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。这一规律的应用，能够对元素的原子半径、金属性、稳定性等性质做到很好的判断。

例：下列叙述正确的是 （ ）

A.原子半径：OAl

C.稳定性：H2O>H2S>H2Se D.酸性：H3PO4>H2SO4>HClO4

解答：B、C两项正确。理由：A应用同周期、同主族元素原子半径的变化规律可判断不正确。B应用同周期元素金属性的变化规律可判定正确。C、D应用同主族元素非金属性的变化规律可判定C正确，D不正确。

3.位置相似性规律的应用

在元素周期表中位置靠近的元素，其在物理与化学性质上也有所相似。因此在化学应用中通过利用这一规律，去做到对一些重要物质的寻觅。

例：在周期表中，金属元素和非金属元素的分界线附近能找到

（ ）

（A）制农药的元素 （B）制催化剂的元素 （C）制半导体的元素 （D）制耐高温合金材料的元素

解答：C选项正确，理由：元素周期表在化学研究与学习中，具有十分重要的意义，常见应用如下表所示：

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一些特殊材料在元素周期表中所处的位置

非金属化学元素篇（10）

在中学化学中，元素周期律对于我们掌握元素化合物知识具有重要作用，因此掌握元素周期律对于我们的学习具有很大的帮助，下面我们以第三周期的元素为例，将其性质变化情况进行列表和概括：

一、切实把握重点，重视元素周期律的体现形式

元素周期律是元素性质在周期表中体现的变化规律，主要体现在核外电子排布的周期性变化、原子半径的周期性变化和元素化合价的周期性变化，我们在学习时，一定要注意将其进行有机结合，对其进行相互渗透，从结构决定性质这一角度深入学习。

1.原子电子排布的变化规律——由原子结构知识可知：原子的最外层电子数不可能多于8个，因此：对同一周期中的主族元素来说，各元素的原子具有相同的电子层数，但具有不同的最外层电子数；在同一主族中，从上到下最外层电子数相同，但电子层数依次增多。第一周期只有氢元素一种主族元素，最外层有一个电子。

2.原子半径的变化规律——原子半径的大小与元素原子的电子层数和原子核对外层电子吸引能力有关，我们对原子半径的比较，一般分为同周期元素和同主族元素来进行。

⑴同周期元素的电子层数相同，但从左到右，核电荷数增大，对外层电子的吸引能力增强，原子半径逐渐减小。对同周期元素对应的离子半径进行比较时，一定要注意阴离子和阳离子的区别，因为同周期元素的阳离子电子层数比阴离子电子层数少，故阳离子半径一定小于阴离子半径。

⑵同主族元素从上到下，电子层数逐渐增多，从而使同主族元素的原子半径从上到下，逐渐增大。对同周期元素对应的离子半径进行比较时，离子半径从上到下也是依次增大。

3.主要化合价的变化规律——元素的化合价与最外层电子数有关，因此在同一主族中，各元素的最高价态相同，在同一周期中，元素的主要化合价呈现规律性的变化。

⑴同周期元素从左到右，最外层电子数从1个增加到7个（第一周期除外），但最外层为8个（或2个）电子的稀有气体性质稳定，一般不与其他物质反应，化合价常表现为0价。其余元素的最高正化合价等于原子的最外层电子数（F、O除外）。

⑵同周期元素最左面的几种元素一般为金属（第一周期除外），因为金属不表现出负价。所以同周期元素的负价从第ⅣA族出现，从左到右：依次从-4到-1。

4.元素的金属性、非金属递变规律——金属性非金属性的强弱比较一直是各级命题的热点，在一定程度上，我们可以将元素的金属性和非金属性与单质的氧化性、还原性进行对比学习；金属性一般就是指金属原子失去电子的能力，也就是单质的还原性；非金属性指的是非金属原子得电子的能力。元素原子最外层电子的得失与原子核对电子的吸引能力及电子数目的多少有关。

⑴同周期元素自左而右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强。

⑵同主族元素自上而下，元素的原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，造成金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

二、培养解题能力，关注元素周期律的应用

学以致用是我们学生学习的目的和学习状况的重要检测，因此我们必须在掌握基础知识的基础上，能够对知识进行灵活运用，并顺利解析各种习题，在各级考试中，有关元素周期律知识的应用的考查很多，但是大多与元素周期表知识一起进行考查，我们在解题时要注意灵活掌握。比如:1.利用元素周期律知识结合元素周期表的结构，或者根据元素化合价、金属性非金属性的强弱可以推断出各元素原子的结构和所具备的性质；2.利用元素周期律知识，可以进行各种微粒半径的大小比较，对于具有相同电子层排布结构的各种微粒来说，核电荷数越大，半径越小；3.利用元素周期律和元素周期表知识，可以进行元素金属性、非金属性的强弱比较。

在学习元素周期律时，掌握一些规律性的问题，对于我们培养解题技巧、节约解题时间有很大的帮助。比如我们掌握主族元素主要化合价的特点，可以快速推出元素名称及其在周期表中的位置：1.主族元素的最高正价=族序数=主族元素原子的最外层电子数；2.主族元素的最高正价与最低负价的绝对值之和为8，最高正价与最低负价的绝对值之差为0、2、4、6的元素分别是IVA、VA、VIA、VIIA族元素；3.金属元素无负价，也不能形成简单的阴离子；4.非金属元素除氢外，均不能形成简单的阳离子，h元素既可以形成简单的阳离子，又能形成简单的阴离子。

元素周期律知识的命题空间很大，是高考的常考内容，整体来看，该类题的难度不大，考查时常以元素及其化合物知识为载体，这要求我们在学习时，必须联系元素化合物知识，去运用元素周期律进行解题，做到理论联系实际，掌握基础知识，提高解题技能。

【参考文献】

[1]李东慈.元素周期律和元素周期表.创新教育2010.09