任务1.1　认识元素性质和原子结构

1.1.1　任务书

通过技能训练操作任务中物质的化学反应，了解同周期、同主族元素化学性质变化的递变规律，理解元素周期表和元素周期律。并会根据元素原子核外电子的分布、原子结构，理解元素的化学性质。

1.1.2　技能训练和解析　同周期元素化学性质的认识实践

1.任务原理

（1）金属与水反应

2Na+2H2O2NaOH+H2↑

（2）金属与酸反应

Mg+2HClMgCl2+H2↑

2Al+6HCl2AlCl3+3H2↑

（3）金属氧化物对应水化物的碱性比较

MgCl2+2NaOHMg（OH）2↓+2NaCl

AlCl3+3NaOHAl（OH）3↓+3NaCl

Al（OH）3+NaOHNaAlO2+2H2O

（4）硫与氯的非金属性比较

Cl2+H2SS↓+2HCl

2.任务材料

注：学生实验前检查仪器、试剂、样品是否准备齐全，在“准备情况”中打“√”。本书后续设计亦如此。

3.任务操作

（1）金属与水反应

如图1-1所示进行任务操作，将数据填入表1-1中。

①用镊子取出一小块金属钠，用滤纸吸干表面的煤油，将钠放在玻璃片上，用小刀切下大米粒大小的一块金属钠，放入盛有50mL水的烧杯中，加入2滴酚酞试液，观察现象。

②取一小段镁带，用砂纸去除表面的氧化膜，放入盛有3mL水的试管中，滴入2滴酚酞试液，观察现象。

③取一小段铝带，用砂纸去除表面的氧化膜，再浸入氢氧化钠溶液中，以除去表面的氧化铝，用蒸馏水冲刷干净，立即放入盛有3mL水的试管中，滴入2滴酚酞试液，观察现象。

④对操作现象不明显的，加热后再观察现象。

（2）金属与酸反应

如图1-2所示进行两个任务操作，将数据填入表1-2中。

①取一小段铝带（用砂纸去除表面的氧化膜），放入2mL5％ HCl溶液的试管中，观察现象。

②取一小段镁带（用砂纸去除表面的氧化膜），放入2mL5％ HCl溶液的试管中，观察现象。

（3）金属氯化物对应水化物的碱性比较

如图1-3所示进行两个任务操作，将数据填入表1-3中。

（4）硫与氯非金属性比较

如图1-4进行任务操作，向试管中加入约3mL氢硫酸，然后滴入氯水，观察现象，将数据填入表1-4中。

①在盛有3mL氯化镁溶液的试管中，逐滴滴入过量的氢氧化钠溶液，观察现象。

②在盛有3mL氯化铝溶液的试管中，逐滴滴入过量的氢氧化钠溶液，观察现象。

4.记录与报告单

（1）现象记录

（2）操作结论

①通过金属与水反应，得出金属性强弱顺序为：________。

②通过金属与酸反应，得出金属性强弱顺序为：________。

③通过金属氯化物对应水化物的碱性比较，得出镁、铝氯化物对应水化物Mg（OH）2与Al（OH）3的碱性，Al（OH）3具有两性，证明金属性强弱顺序为：________。

④通过硫与氯非金属性比较，得出氯水中的单质氯置换出硫化氢中的硫，非金属性强弱顺序为：________。

根据以上几个操作，得出金属性强弱顺序为：________，非金属性强弱顺序为：________。从而可以推出第三周期元素按原子序数增加，金属性逐渐________，非金属性逐渐________，进一步得出在同一周期中，随原子序数增加，原子半径逐渐________，失电子能力逐渐________，得电子能力逐渐________，金属性________，非金属性逐渐________。

5.问题与思考

用（2）金属与酸反应同样的步骤，以3mol/L的氢氧化钠溶液代替盐酸做实验，观察现象，得出什么样的结论？

1.1.3　技能训练和解析　同主族元素化学性质的认识实践

1.任务原理

Cl2+2NaBr2NaCl+Br2

Cl2+2NaI2NaCl+I2

Br2+2NaI2NaBr+I2

2.任务材料

3.任务操作

①碘化钠（钾）试纸的制备：取纯水50mL，加入碘化钠（钾）和碳酸钠各1g，搅拌溶解后，将滤纸条浸入，浸透后取出，晾干备用。

②溴化钠（钾）试纸的制备：取纯水50mL，加入溴化钠（钾）和碳酸钠各1g，搅拌溶解后，将滤纸条浸入，浸透后取出，晾干备用。

③取一小试管，加入3mL氯水，取溴化钠滤纸条，盖住试管口，观察现象。

④再用碘化钠滤纸条，重复上述操作，观察现象。

⑤利用溴的黄色斑与碘化钠滤纸条重合，观察现象。

⑥利用碘的紫色斑与溴化钠滤纸条重合，观察现象。

将本任务操作的数据填入表1-5中。

4.记录与报告单

操作结论：

步骤③操作，说明氯从溴化钠中置换出溴，非金属性强弱顺序为：________。

步骤④操作，说明氯从碘化钠中置换出碘，非金属性强弱顺序为：________。

步骤⑤操作，说明溴从碘化钠中置换出碘，非金属性强弱顺序为：________。

步骤⑥操作，说明碘________从溴化钠中置换出溴。

根据以上几个操作，得出非金属性强弱顺序为：________，金属性强弱顺序为：________。从而可以推出第七主族元素按原子序数增加，非金属性逐渐________，金属性逐渐________，进一步得出在同一主族中，随原子序数增加，原子半径逐渐________，失电子能力逐渐________，得电子能力逐渐________，金属性逐渐________，非金属性逐渐________。

5.问题与思考

（1）请用原子结构的知识解释操作中得出的结论________。

（2）自行完成操作：在3支试管中，分别加入少量氯化钠、溴化钠和碘化钾晶体，各加入少量蒸馏水，使其溶解。然后分别加入1mL氯水，观察颜色变化分别为________。另取3支试管，用溴水代替氯水，做同样操作。又得到何结论？________。

1.1.4　知识宝库　原子结构

1.元素与原子

（1）原子

原子是物质发生一般化学反应时的最小微粒。原子是由原子核和核外运动的电子组成的。原子核是由带正电荷的质子和电中性的中子组成，原子不显电性是因为原子核含的质子数与核外电子数相等。

（2）元素

元素是指具有相同核电荷数的同一类原子。

元素的原子序数是指将元素按核电荷数从小到大顺序编号。

原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数

同位素是指具有相同数目的质子和不同数目的中子的同一种元素的原子。如碳元素有、和三种同位素。

2.原子结构

在一般化学反应中，原子核是不发生变化的，核外电子的运动状态发生变化。因此，核外电子运动状态和电子层结构，成为原子结构的重要问题之一。

（1）原子核外电子分布

氢原子核外只有一个电子，其他元素的原子都含有两个或两个以上电子属于多电子体系。核外电子的运动状态遵循一定的规律。一般情况下，原子核外电子是分层的［因为电子总是尽可能优先占据能量低的原子轨道（能量最低原理），除非能量低的轨道容不下时，电子才会到离核远的轨道运动］，用n标记电子层的序号，n取值为1、2、3、4、5、6、7，又称为K、L、M、N、O、P、Q层。电子层离核从近到远，能量由低至高，每层最多可容纳的电子数为2n2，但若电子层是原子的最外电子层，则最多容纳8个电子，次外电子层只能容纳18个电子。

每个电子层可能容纳的最多电子数如表1-6所示。

（2）原子结构示意图

原子结构示意图中，原子核用圆圈代表，圆圈内表示出元素的核电荷数，断开的半圆弧线代表原子的核外电子层，弧线的断开处数字为该层的电子数，如碳原子结构见图1-5。

1～20号元素原子结构见图1-6。

从图1-6可见，核外电子的排布有以下规律。

第一个电子层只能容纳2个电子，决定了1、2号元素是这种电子层排布；

第二个电子层可容纳8个电子，有8种元素具有K、L两个电子层；

第三个电子层可容纳18个电子，但因其是这些元素的最外电子层，所以最多只容纳8个电子，也只有8种元素具有K、L、M三个电子层；

有相同电子层的元素，按原子序数递增顺序排在一行；

最外层有相同电子数的元素，按电子层的递增顺序排在一列。

（3）电子式

在化学反应中起决定作用的，基本上是原子最外层（原子序数更大的元素还有次外层）的电子。因此，可用电子式来表达对原子、离子和化学反应的认识。

电子式是在元素符号周围用小黑点（或小叉）来表示最外层电子数的式子。

例如，用电子式表示原子：

用电子式表示离子：

用电子式表示单质分子：

用电子式表示共价化合物：

3.元素周期表和元素周期律

（1）元素周期表

元素周期律是指元素及其化合物性质随原子序数递增出现周期性变化的规律。

元素周期表是将元素周期律用表的形式表示，如图1-7所示。

①周期　周期是具有相同电子层数，按原子序数递增顺序排成一个横行。周期表中共有七个周期。

②族　族是把具有相同的最外层及次外层电子数，按电子层数递增顺序，由上至下排列成的纵列。元素周期表中共有18个纵列。每个纵列的元素分别构成一个族（第8、第9、第10三个纵列归为一个族，即第ⅧB族），包括八个A族（我国将A族也称为主族）和八个B族（我国将B族也称为副族）。主族用ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、ⅧA表示。副族用ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、ⅧB表示。

周期表的下面还有两横行各含有15个元素，性质很相似，分别叫“镧系元素”和“锕系元素”。镧系和锕系在表中分别只占一个小格。

元素在周期表中的位置与原子结构、化合价存在如下关系：

　　　　　　核外电子层数=周期序数

　　　　　　主族元素的最外层电子数=族序数=最高正化合价数

　　　　　　非金属元素的负价数=8-族序数

（2）元素周期律

①元素原子性质的周期性　原子半径、解离能和电负性随原子序数的递增呈现周期性变化。

同一周期中，随着核电荷数增加，原子核对核外电子吸引力增大，因此原子半径减小（稀有气体除外）；吸引力增大，失去核外的一个电子所需要消耗的能量增大，所以解离能增大。

同一主族，因电子层数增加，原子半径增大，原子核对最外层的电子的吸引力减小，所以，解离能、电负性随电子层的增加而减小。

②元素化学性质的递变规律　元素的金属性、非金属性、最高正价化合物、氧化物和氧化物的水化物等性质随原子序数的递增发生周期性变化。

在同一周期，随原子序数增加，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性减弱，非金属性逐渐增强。氧化物从碱性减弱到酸性逐渐增强，对应的氧化物的水化物的酸碱性，从强碱逐渐减弱成两性，再逐渐变成弱酸或强酸。这个渐变过程在每一个新周期重复出现。

在同一主族，随原子序数增加，原子半径逐渐增加，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。氧化物的水化物酸性减弱，碱性逐渐增强。

上述周期性是主要变化趋势，其中某些具体性质有起伏波动。