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1.原子結構與元素性質的關系。

2.氧族元素性質的相似性和遞變規律。

●教學難點

氧族元素與鹵族元素性質的比較。

●教學方法

啟發、推測、討論、對比、歸納等方法。

●教具準備

投影儀、膠片、三角架、石棉網、玻璃棒、酒精燈、藥匙、研缽、火柴、大試管、坩堝鉗、

鐵粉、銅片、硫粉。

●教時安排

2課時

●教學過程

★第一課時

［引入］請同學們默背堿金屬和鹵族的元素，并說明它們的原子結構特點及其在周期表中的位置。那么在初中重點學習過的地殼含量居第一，且在實際中起著舉足輕重作用的氧元素處于周期表中什么位置?與之同家族的成員還有哪些?它們在結構及性質上有何相同和不同之處呢?

［板書］第一節  氧族元素

［投影］氧族元素(VIA)

元素名稱：氧  硫  硒  碲  (釙)

元素符號：O  S  Se  Te  (Po)

核電荷數：8  16  34  52  (84)

原子結構示意圖：

［引導］據氧族元素所處周期表中的位置及族元素的特點，推測其原子結構的相同點和不同點。

［師］氧族元素原子結構有何相同與不同點?

［生］相同點：原子最外層都有6個電子。

不同點：①核電荷數不同；②電子層數不同；③原子半徑不同。

［追問］從O     Te，原子結構有何遞變規律呢?

［生］從O    Te，核電荷數依次增加，電子層數依次增多，原子半徑依次增大。

［轉引］據氧族元素原子結構特點和遞變規律，再運用元素周期律理論來推測氧族元素的性質及變化。

［師］元素的化學性質主要決定于原子結構的哪些方面?

［生］最外層電子數和原子半徑。

［追問］最外層電子數和原子半徑如何決定元素的化學性質?

［生］最外層電子數越多，越易得電子，表現非金屬性；若原子半徑越小，得電子能力越強，非金屬性越強。相反，最外層電子數越少，越易失電子，表現金屬性；若原子半徑越大，失電子能力越強，金屬性越強。

［師］從氧族元素原子結構入手，請大家對其化學性質的相似相異性進行大膽的推測。

［生］相似：原子最外層都有6個電子；易得2個電子；表現非金屬性。

相異(遞變)：從O    Te，隨核電荷數的增加，電子層數的增多，原子半徑依次增大，使原子核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子得電子能力依次減弱，失電子能力依次增強，因此，元素非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強。

［板書總結］一、氧族元素原子結構與元素性質遞變的關系

［投影］

［承轉］以上我們的理論推測是否正確，請大家翻閱課本圖6―1和表6―1相關的內容和數據。

［討論］分組進行

1.氧族元素原子的核電荷數、電子層數及原子半徑等是如何變化的?

2.各元素單質的熔點、沸點、密度等物理性質是如何變化的?

3.從氫化物的穩定性來分析各元素的非金屬性是怎樣變化的?

［分析］氧族元素在原子結構上的相同點，決定了氧族元素在性質上的相似性。

(1)化合價都是-2、+4、+6(氧無正價)

(2)都能與氫形成氣態氫化物。

(3)除氧外，都能與氧結合生成兩種氧化物：二氧化物和三氧化物。

(4)最高價氧化物對應水化物都是含氧酸(氧除外)。

［提問］通常判斷元素非金屬性強弱的根據是什么?

［回答］跟氫化合的難易及氫化物的穩定性強弱或比較最高價氧化物對應水化物酸性強弱。

［分析］從O     Te，單質跟氫化合的情況如下：

［投影給出］O₂與H₂點燃或放電可反應，H₂O穩定，1000℃時開始分解。

S與H₂，444℃以上反應，H₂S 300℃時開始分解。

Se與H₂，573℃以上反應，H₂Se稍加熱即開始分解。

Te與H₂不能直接化合，H₂Te低溫時就分解。

［結論］氧族元素從O     Te，與氫化合由易到難，氣態氫化物穩定性逐漸減弱，說明元素非金屬性逐漸減弱。

［分析］從O    Te，元素最高價氧化物對應水化物――含氧酸酸性變化趨勢為：

H₂SO₄＞H₂SeO₄＞H₂TeO₄，由此也說明從O    Te，元素非金屬性逐漸減弱。

［小結］從以上分析證明，我們的理論推測是正確的，即氧族元素原子結構上的不同點，決定了其性質上的遞變性。

［板書］

［思考］氧族元素氫化物的還原性如何變化?其水溶液的酸性如何遞變?(類比鹵素)

［分析］氫化物（H₂R）中，R呈-2價為最低價，只具有還原性，隨著電子層數的增多，原子半徑的增大，R失電子能力依次增強，因此氫化物還原性依次增強，即H₂O＜H₂S＜H₂Se＜H₂Te，如同HF＜HCl＜HBR＜HI

其陰離子的還原性為：O^2－＜S^2－＜Se^2－＜Te^2－    F^－＜Cl^－＜Br^－＜I^－

至于同族元素氫化物水溶液酸性的強弱，應該說影響因素很多，但主要取決于H₂R中R對H^＋的束縛力大小(R與H^＋直接相連)，R對H⁺的束縛力越小，釋放H^＋就越容易，酸性就越強，從O     Te，原子半徑遞增，得電子能力遞減，對H^＋的束縛力遞減，釋放H^＋的能力遞增。所以氫化物水溶液酸性逐漸增強。即H₂S＜H₂Se＜H₂Te，如同HF＜HCl＜HI＜HBR。

［引導］氧族元素中氧是龍頭老大，與O相比，S只能算是小字輩，請大家舉一學過的反應事實證明S比O的非金屬性弱，即氧化性弱。

［回答］如：S＋O₂=====S＋4O₂，O₂將單質硫氧化成SO₂，說明O₂比S的氧化性強。

［追問］在此反應中，S表現什么性質?

［回答］S失電子，被氧化，表現還原性。

［引導］S雖比O非金屬性弱，但也表現出與O相似的一些化學性質，如它也能與絕大多數金屬發生反應。

［投影］S＋2Na====Na₂S(常溫化合并爆炸)  3S＋2Al====Al₂S₃  S＋2Ag====Ag₂S  S＋Hg====HgS

［講述］基于硫的性質，它在實際中有很多應用，我們劃火柴時，常聞到一股刺鼻的氣味，這正是火柴頭成分中硫燃燒后產生的SO₂。焰火爆竹中也存在硫，所以在燃放時，也會產生SO₂，工業上一些生產硫酸的工廠還利用燃硫法來制取SO₂，利用S和Ag的反應，可用簡易的方法鑒別出真假銀；用一布條沾上少量硫粉在待鑒別的器皿表面用力磨擦，如被磨擦處出現黑斑則說明是真銀，否則為假。S和Hg反應，常溫下即可完成，而且生成高價態硫化汞，利用此反應，可以消除溫度計、氣壓計等被打破后汞的毒害， 若不慎汞灑落于地，要立即打開門窗通風，并盡量將汞收集，殘留部分，可覆蓋硫粉處理，以免汞蒸氣中毒。此外HgS還可用作紅色顏料(朱砂)，紅色印泥就是用朱砂做的。

［小結］從以上分析可知硫表現出與O₂相似的氧化性，但S 在遇到強氧化劑時，又可表現還原性，所以硫既有氧化性又有還原性，體現了矛盾的兩個方面。

［引導］氧族元素原子結構上的不同，也導致其單質在物理性質上的差別。

［投影］  單質： O₂       S        Se       Te

色：  無色    淡黃色    灰色    銀白色

態：氣     固

熔沸點：由低     高

密度：由小     大

導電性：S(不導電)     Se(半導體)      Te(導體)

［小結］可見結構對性質的決定作用。

［轉引］氧族元素與同周期鹵族元素相比，非金屬性如何呢?

［思考］投影：

(1)試舉例說明非金屬性：F＞O

Cu＋Cl₂======CuCl₂

［問］Fe、Cu相比，還原性誰強?Fe能在Cl₂中燃燒嗎?

［回答］還原性Fe＞Cu，所以Fe更易在Cl₂中燃燒。

2Fe＋3Cl₂======2FeCl₃

［追問］單質硫與Cu、Fe反應嗎?

［補充演示］將鐵粉與硫粉混合均勻后平鋪于石棉網上，將該石棉網置于三角架上，用紅熱的玻璃棒加熱混合物的一端。

［現象］劇烈反應，發光放熱，生成黑色固體。

［原理］Fe＋S====FeS，硫化亞鐵是一種不溶于水的黑色固體。

［演繹］對比上述反應，從氧化還原反應規律推測S和Cu反應的條件及生成物。

［提問］S與Fe、S與Cu哪一個反應更易進行?為什么?

［回答］相比較，S與Fe容易進行，因為Fe比Cu的還原性強。

［追問］在加熱條件下，S將Fe氧化生成+2價鐵的硫化物，那么S、Cu需在什么樣的條件下進行?會生成什么物質?

［回答］加熱條件下生成硫化亞銅，即：

2Cu＋S====Cu₂S

［講解］Cu₂S也是一種不溶于水的黑色固體。

［分析］從以上反應事實可知，對于Cu、Fe這樣具有變價的金屬，當被Cl₂氧化時生成高價態金屬氯化物，被硫氧化時，只能生成低價態金屬硫化物，而且反應條件不同：前者為點燃，后者需加熱。由此推斷：硫原子得電子能力比氯原子弱，即硫的非金屬性比氯弱。

［結論］非金屬性S＜Cl

［轉問］大家能從原子結構觀點加以解釋嗎?

［引導］請同學們先畫出兩者的原子結構示意圖

［提問］二者在結構上有何相同及不同點?

［回答］電子層數相同，核電荷數不同，最外層電子數不同，但都較多易得電子。

［追問］它們的原子半徑誰大?為什么?

［回答］同周期元素在電子層數相同的條件下，原子半徑隨核電荷數的增大而減小，所以原子半徑₁₆S＞₁₇Cl。那么得電子能力大小呢?

［回答］正是由于原子半徑₁₆S＞₁₇Cl，所以Cl原子得電子能力強于S原子，所以氯的非金屬性強于硫。

［思考］H₂S和HCl相比，誰更穩定?H₂SO₄與HClO₄的酸性誰更強?

［回答］HCl比H₂S的穩定性強，HClO₄比H₂SO₄的酸性強。

［小結］以上我們從具體反應事實和原子結構觀點分析比較了S、Cl的非金屬性。由此可得出結論：氧族元素也能同大多數金屬直接化合，表現一定的非金屬性，但氧族元素非金屬性比同周期鹵素的非金屬性弱。

［板書］二、氧族元素與同周期鹵族元素的非金屬性比較

原子半徑：氧族＞鹵族

非金屬性：氧族＜鹵族

［參考練習］

1.釙是原子序數最大的氧族元素，推測釙及釙的化合物最不可能具有的性質是(    )

A.釙是能導電的固體                      B.釙的氧化物、水化物至少有兩種

C.釙與氫氣不能直接化合                  D.釙的氫化物很穩定

答案：D

2.下列結論正確的是(    )

(1)粒子半徑：S^2－＞Cl＞S＞F  (2)穩定性：HF＞HCl＞H₂S＞H₂Te  (3)還原性：S^2－＞Cl^－＞Br^－＞I^－  (4)氧化性：Cl₂＞S＞Se＞Te  (5)酸性：H₂SO₄＞HClO₄＞H₂SO₃  (6)非金屬性：F＞Cl＞S＞Se

A.(2)(4)(6)         B.(1)(2)(3)         C.(1)           D.(6)

答案：A

3.下列物質能由單質直接化合而制得的是(    )

A.Fe₂S₃                  B.FeCl₂                  C.CuS           D.AlCl₃

答案：D

4.在S＋O₂====SO₂的反應中：S作        劑，在黑火藥的爆炸反應中：2KNO₃＋S＋3C====K₂S＋N₂↑＋3CO₂↑，S作        劑。

答案：還原劑；氧化劑

［布置作業］

課本習題一、三；1、2

●板書設計

第一節  氧族元素(第一課時)

一、氧族元素原子結構與元素性質遞變的關系

二、氧族元素與同周期鹵族元素的非金屬性比較

原子半徑：氧族＞鹵族

非金屬性：氧族＜鹵族

●教學說明

氧族元素之前已學習過堿金屬元素與鹵族元素，對族元素的原子結構的特點和性質變化已有一定的了解，加上剛剛學完原子結構和元素周期律知識，因此，對氧族元素的學習可以說是原子結構，元素周期律的應用。為此，本節課首先組織學生根據氧族元素在周期表中的位置，運用元素周期律理論對原子結構特點及元素性質變化規律進行了大膽的推測，而后分析了課本所列相關數據與反應事實，最終驗證了理論推測的正確性。由此，讓學生真正體會到科學理論的指導作用，初步學會了運用理論知識指導學習元素化合物的方法，同時又是對學生思維、分析、推測能力的訓練。

本節第二部分著重對比了氧族元素與同周期鹵族元素的非金屬性，這一內容重在考查學生對已有知識的掌握和解決問題的能力，因此，將其設為難點，特以S、Cl₂分別與變價金屬Fe、Cu的反應為例作分析比較，得出了氧族元素比相應鹵族元素非金屬性弱的事實，后又引導學生用原子結構知識進行了解釋，以突出結構對性質的決定性作用，強化了學生結構決定性質的思想。

本節設計的主旨是：給學生以思想；給學生以方法；給學生以充分活動的時間與空間，以培養學生的能力為最終目的。