非金属化学元素范文1
【关键词】小结 规律性的化学知识 知识网络 内在联系
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。
通过这样全面系统的归纳总结，使学生掌握此部分化学知识体系，巩固和加深了对知识的理解，同时获得了较为系统的化学知识。
非金属化学元素范文2
氢化物的稳定性是试卷中经常考查的题目，通常考查同周期或同主族元素的对应氢化物的稳定性。一般规律是，同周期从左到右，对应元素的非金属性逐渐增强，氢化物的稳定性逐渐增强；同主族从上到下，对应元素的非金属性逐渐减弱，氢化物的稳定性逐渐减弱。但有时题目中会出现既不同周期也不同主族元素的氢化物稳定性的比较，这时候如何比较呢？日前笔者在为某出版社审核一份原创试卷时，就发现有这么一个题目：“H2O的稳定性比HCl的稳定性弱。”命题者认为这是正确的。
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。
综上所述，氢化物的稳定性跟非金属元素的非金属性的强弱、电负性的高低，有着密切的关系；同时也跟化合物的分子结构有关。因此比较氢化物的稳定性的方法主要有：
非金属化学元素范文3
1.原子的构成
（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；
②B溶液中的离子浓度由大到小的顺序为。
非金属化学元素范文4
关键词： 自主探究 自然生成 元素性质 元素周期律
元素周期律是安排在元素周期表之后的一节教学内容，学生在学习第一节[1]后，已掌握了以碱金属元素和卤族元素为代表的同主族元素性质的相似性和递变性，对原子结构与元素性质之间的关系有了一定的认识，初步掌握了用实验探究的方法验证理论推测的学习方法，具备了一定的实验设计、自主探究能力。另外，学生有了初中化学学过的原子结构初步知识的基础，再从教材[1]P13页表1-2给出1～20号元素的原子核外电子排布，从中发现规律：随着原子序数的递增，元素原子结构呈现周期性的变化。教材中表格较多，教学时充分利用这些，让学生自己自主动手归纳填写，同时指导学生掌握分析理论推理过程，借助实验和事实分析，从而培养学生的分析能力、归纳能力、自主学习能力。本文通过设计以下程序，让学生在自主探究中自然生成对“元素周期律”的认知。
1.创设情境，阅读探究——原子核外电子的排布规律
门捷列夫预测：一定存在一种元素，在元素周期表中它紧排在锌（Zn）的后面，处于铝（Al）和铟（In）之间——“类铝”[3]。
4年之后，法国化学家布瓦博德朗发现了“类铝”——镓（Ga），并通过实验证实了门捷列夫的预测。我们继续门捷列夫的探究历程，探究元素的性质呈现的规律性变化，首先探究原子核外电子的排布规律。
1.1阅读
学生阅读教材[1]P13第一自然段。由此归纳出：原子核外电子排布是分层排布的，分别用n=1，2，3，4，5，6，7或K、L、M、N、O、P、Q来表示从内到外的电子层。
1.2探究
学生根据初中学过的原子结构示意图的知识，画出1～20号元素的原子结构示意图，自主探究核电荷数为1～20的元素原子核外电子层排布的规律：
①遵循能量最低原理：电子总是尽可能地先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。
③最外层的电子数不得超过8个电子，次外层不得超过18个电子。
2.问题驱动，自主探究——元素周期律
学生学习了元素周期表和原子核外电子排布规律的知识，就能很顺利地完成教材[1]P14科学探究中的相关学习任务。在学生探究过程中，老师通过巡视、倾听，适时引导点拨，引领学生朝着正确的方向迈进。
2.1理论探究[2]P5——探究原子结构的规律性变化
①写出1～18号元素原子的核外排布（用原子结构示意图表示）。
②观察教材[1]P14的表格，思考并讨论：随着原子序数的递增，元素原子核外电子层排布、元素的原子半径和元素的化合价各呈现什么规律性的变化？
随着原子序数的递增，元素原子核外电子层排布、元素的原子半径和元素的化合价都呈现周期性的变化。那么，元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的变化呈现周期性的变化呢？
2.2实验探究[2]P5——探究金属元素性质的周期性变化
探究同一周期中（以第三周期为例）钠、镁、铝三种元素金属性的强弱。
2.2.1探究实验
利用所给试剂和仪器设计并完成实验，判断钠、镁、铝三种元素金属性的强弱。
仪器：烧杯，试管，酒精灯，试管夹。
2.2.2探究报告
2.2.3探究结论1：Na、Mg、Al，金属性逐渐减弱
设计意途：通过实验探究，不但使学生直观获得金属性逐渐减弱递变规律，而且培养学生动手操作能力及自主获取知识能力。
2.3阅读探究——探究非金属元素性质的周期性变化
探究同一周期中（以第三周期为例）硅、磷、硫、氯等元素非金属性的强弱。
2.3.1阅读材料
阅读以下材料，从中获取证据，判断硅、磷、硫、氯等元素非金属性的强弱顺序，并填写探究报告。
①硅的最高价氧化物（SiO）对应的水化物是原硅酸（HSiO），它难溶于水，是一种很弱的酸。硅只有在高温下才能与氢气反应生成少量的气态氢化物——硅烷（SiH）。
②磷的最高价氧化物（PO）对应的水化物是磷酸（HPO），它属于中强酸。磷蒸汽与氢气能反应生成气态氢化物——磷化氢（PH），但相当困难。
③硫的最高价氧化物（SO）对应的水化物是硫酸（HSO），它是一种强酸，硫在加热时能与氢气反应生成气态氢化物——硫化氢（HS）。硫化氢在较高温度时可以分解。
④氯的最高价氧化物（ClO）对应的水化物是高氯酸（HClO），它的酸性比硫酸还强，是已知含氧酸中最强的酸。氢气与氯气在光照或点燃的条件下剧烈化合生成稳定的气态氢化物——氯化氢（HCl）。
2.3.2探究报告
2.3.3探究结论2：Si P S Cl，非金属性逐渐增强
设计意途：通过阅读探究，不但使学生掌握了重点，突破了难点，而且阅读、讨论的过程，还培养了学生信息获取、分析推理及语言表达能力。
3.深化概括，拓展提升
依据前面的探究成果（结论1、结论2），得出：同一周期元素随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
元素周期表中，同主族元素原子的核外电子排布有什么特点？引导学生利用已经学过的卤族元素为例推测同主族元素的性质。
结论：同主族元素随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。即在元素周期表中，同一周期元素，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族元素，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
由此，学生从认识现象，到洞悉过程，最后回到“同一周期、同一主族元素性质的递变规律”。从发现结果，到揭示本质，最终演绎为“势均力敌”。学生认识元素性质的周期性变化从“宏观”走进“微观”，从"微观"洞察“宏观”。在体验、思考、交流、感悟中建构知识，习得方法，生成智慧。在自主探究实验、阅读探究的引领下，以丰富的实验事实强化认知冲突，以核心问题驱动创新思维，在师生不停的追问、严谨的思辨中自然生成元素性质的周期性变化。
参考文献：
[1]宋心琦.普通高中课程标准试验教科书《化学》必修2[M].人民教育出版社，2010：13-18.
[2]王晶.普通高中课程标准试验教科书《化学》必修2[M].教师教学用书.人民教育出版社，2004：5-6.
非金属化学元素范文5
关键词 核外电子排布；化合价；晶体
物质结构是化学基本理论的重点和难点之一，在历年高考中均占有一定的比重。特别是在新课程改革的方针下，选修3作为高考选修模块之一，更是不容忽视。笔者根据多年的教学经验，总结出以下规律，供大家参考和学习。
一、从电子排布规律推断元素
1.最外层电子数在3～7之间的元素一定是主族元素
主族元素与过渡元素的主要区别就在于主族元素的次外层电子达到了2电子或8电子的稳定结构（短周期元素），以及8电子、18电子或32电子的稳定结构（长周期元素），而过渡元素不仅次外层电子数，甚至倒数第3层电子数都未达到饱和状态（IB、IIB元素除外）。所以，在化学反应中，主族元素的价电子只是最外层电子，而过渡元素的最外层、次外层，甚至倒数第三层的电子都可能是价电子，但是，过渡元素的最外层电子数只在1～2之间变化。因此最外层电子数在3～7之间的元素一定是主族元素。如铬、锌、镓、溴的原子结构示意图分别如下：
但铬是VIB族元素，锌是IIB族元素，均是过渡元素，而镓是ⅢA族元素，溴是VIIA族元素，均是主族元素。
2最外层电子数在1～2之间的元素分情况讨论
⑴只有一层电子的且最外层是2个电子，该元素是氦。
⑵最外层电子数在1～2之间，次外层没有电子、2电子或是8个电子，该元素可能是ⅠA族元素（最外层1个电子）或ⅡA族元素（最外层2个电子，氦除外），其他条件的次外层电子数一定是过渡元素。如钾、钙、铁、铜的原子结构示意图分别如下：
这四种元素的最外层电子数都在1～2之间变化，但钾是ⅠA族元素，钙是ⅡA族元素，都是主族元素，铁是VIII族元素，铜是ⅠB族元素，均是过渡元素。
3.最外层电子数比次外层电子数多的元素一定在第2周期
第2周期元素次外层是2电子结构，最外层电子数在1～8之间变化，除锂以外，其他元素的最外层电子数都比次外层电子数多。
4.利用电子层结构进行判断
电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同一周期；若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。如Na+、Mg2+、Al3+电性相同，都是第3周期元素，Cl-、S2-电性相同也是第3周期元素；而Ca2+与Cl-电性相反，Ca是第4周期元素，Cl是第3周期元素。
二、元素化合价变化规律归纳
1.最高正价规律
主族元素的最高正化合价等于其主族序数，等于主族元素最外层电子数（氟、氧元素无正价除外）。所以，可以根据元素的最高正化合价，就可以判断元素所处的主族。
2.化合价绝对值规律
大部分非金属主族元素的最高正化合价与最负化合价的绝对值之和等于8（氟、氧元素无正价除外，氢元素除外，氢元素化合价的绝对值之和等于2）；绝对值之差等于0、2、4、6的主族元素依次为ⅣA、ⅤA、ⅥA（氧元素除外）、ⅦA（氟元素除外）族。
3.化合价递变规律
元素正价变化随原子序数递增，化合价从+1价依次增加到+7价，短周期的同一周期内只有一个递变规律，ⅠA～ⅦA（第2周期元素的化合价变化是+1～+5，因氧、氟无正价，故没有+6、+7化合价），长周期的同一周期内有两个递变规律，ⅠA族～VIII族、ⅠB族～ⅦA族。元素的负化合价只有从IVA族才能出现，从-4价依次递变到-1价。
4、形成离子规律：
非金属元素除氢以外，均不能形成简单阳离子。非金属元素形成的复杂阳离子主要以NH4+为主。因金属元素无负化合价，故金属均不能形成简单阴离子，而金属必须与其他元素组合，才能形成复杂阴离子，如Cr2O72-、[Al（OH）4]-等离子。
三、从元素周期表归纳元素形成单质的种类、状态、晶体类型
1.单质种类分布
非金属单质最多的是第2周期元素（B、C、C60系列、N2、O2、O3、F2）。非金属单质最多的主族是IVA族，也是形成化合物种类最多的主族，单质如金刚石、石墨、C60系列等，化合物主要是有机物。其次是零族元素（He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn）与ⅦA族（F2、Cl2、Br2、I2、At2）。
2.单质状态分布
常温下呈气态的单质主要有H2、O2、O3、F2、Cl2、N2、He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn等气体。
3.单质晶体类型
非金属元素一般分布在周期表的右上方（H除外），单质的晶体类型以分子晶体为主，部分是原子晶体（金刚石、硼）及混合型晶体（石墨）；金属元素一般分布在周期表的左下方，单质的晶体类型为金属晶体。
四、对角线规律
1.两性规律
在元素周期表中，金属元素与非金属元素的分界线称为元素周期表的对角线。处在对角线及其两侧的元素及其化合物有很多具有两性。如铝、氧化铝、氢氧化铝都具有两性，而硅和锗常用来制作半导体材料。
非金属化学元素范文6
摘要：本文提出，教学反思是教师对教育教学实践的再认识、再思考，并以此来总结经验教训，进一步提高教育教学水平，它是教师提高个人业务水平的一种有效手段。
关键词 ：反思 目标 教材 过程 效果
为了提高自己教育教学水平，作为教师，要不断实践、不断反思。现就铝及其化合物的教学进行如下反思。
一、教学目标
教师先从“拿破仑铝王冠的故事”导入，引导学生思考，激发学生探究铝单质及其化合物用途及性质的学习兴趣与热情， 利用生活用品“铝锅、铝盆、铝箔包装材料、电缆等”图片展示铝的物理性质及用途，利用“红宝石、蓝宝石，耐火坩埚、耐火管”等图片展示氧化铝的性质及用途。利用生活中实例“1988年江西省特大洪水，全省90个县遭受洪涝灾害，水体大部分被污染，但灾情过后，群众很快就有干净卫生的水喝。这其中幕后功臣是谁呢？”引出明矾净水原理。通过让学生分析铝元素在周期表中的位置（位于金属元素与非金属元素阶梯线附近），推测铝元素具有两性（金属性、非金属性），同时铝单质、氧化铝、氢氧化铝也具有两性，激发学生通过实验探究其性质的兴趣与热情，并驱使他们完成铝及其化合物性质（两性）学习。
教师在活动中引导学生发现问题、探讨问题、解决问题。教师能根据学生已有的知识基础和能力层次，科学、系统、合理地组织化学教学，采用恰当的教学方法，重视学生观察能力、动手操作能力、逻辑思维能力的培养，实现知识与技能、过程与方法、情感态度与价值观的三维目标有机融入到课程教学内容中去，并有意识地贯穿到教学过程中。
二、教材使用
铝及其化合物是职高医药卫生类化学中元素及其化合物重要组成部分之一，通过学习，让学生从物质类别角度复习和巩固物质的通性，如金属元素的金属性、对应氧化物为碱性氧化物（金属氧化物）的性质、氧化物对应水化物为碱的碱性；非金属元素的非金属性、对应氧化物为酸性氧化物（非金属氧化物）的性质及氧化物对应水化物为酸的酸性。再从铝元素在周期表中位置，推测其具有两性：金属性、非金属性，铝、氧化铝、氢氧化铝也都具有两性，通过他们都能与强酸、强碱反应的探究实验，完成对其两性的认识、验证，得出他们具有两性的根源是铝元素具有两性，进一步加深学生对元素及其化合物性质理解。从铝及其化合物的日常用途，如铝制餐具不能长期存放酸性或碱性物质，复合木地板的表层中大多加有氧化铝来提高地板的耐磨性，氢氧化铝可以治疗胃酸过多，明矾净水等，让学生体会到化学知识怎样为人类的生产、生活服务，真正体会到化学的实际价值及学习化学的重要性。
三、教学过程
本节课以“知识技能、活动、科学素养”三条主线展开教学，让学生通过探究活动自主构建知识技能、自主形成科学素养。首先利用生活用品“铝锅、铝盆、铝箔包装材料、电缆等”图片展示铝的物理性质及用途，让学生阅读学案上铝在日常生活中的用途并思考：铝制餐具不能长期存放酸性或碱性物质？为什么铝制容器常温下可盛装浓硫酸或硝酸？
教师引导学生完成学案上铝元素在周期表中的位置（金属与非金属界线附近）推测其的两性：金属性、非金属性。再通过实验完成铝两性（铝既能与强酸反应生成盐和水，又能与强碱反应生成偏铝酸盐和水反应）的学习。利用“红宝石、蓝宝石，耐火坩埚、耐火管”等图片展示氧化铝的性质及用途，教师引导学生完成学案铝具两性推测其氧化物也具有两性：既是非金属氧化物（酸性氧化物）又是金属氧化物（碱性氧化物）。并通过试验探究完成氧化铝两性学习，引导学生由氧化铝的两性推测其对应的水化物氢氧化铝也具有两性：酸性（偏铝酸）、碱性（氢氧化铝与强酸反应生成盐和水，与强碱反应生成偏铝酸盐和水），并通过实验探究完成氢氧化铝的两性及如何制氢氧化铝、氢氧化铝可治疗胃酸过多的学习。再利用阅读学案中生活实例“1988年江西省特大洪水……”引出明矾净水原理，最后引导学生把每个过程联系起来构成铝及其化合物的知识网络从而达到本节教学目标。
学生在铝及其化合物的知识网络构建的过程中，不仅巩固了所学知识，还学习了科学家的思维方式和科学精神。在整个教学过程中提高了学生分析问题和解决问题的能力，最终提高了学生的科学素养，完成教学目标。
四、教学效果
