非金属化学元素范文

非金属化学元素范文第1篇

关键词：学案；自主学习；合作学习；非金属元素

文章编号：1005C6629（2014）7C0041C04 中图分类号：G633.8 文献标识码：B

1 设计思路

1.1 教学内容分析

非金属元素化合物是高中化学的重要组成部分，主要涉及卤族元素、氧族元素、氮族元素等，都集中在《化学1》中学习。新教材重视学科知识与科技、生产和社会的联系，改变了传统教材以物质结构、性质、制法、用途为主线的系统学习物质的方法，在一定程度上影响了《化学1》教学时元素化合物知识架构的严密逻辑性。

1.2 学情分析

学生在《化学1》中学习元素化合物知识时，尚无多少理论内容支撑，也没有纳入到周期表中学习，因此学生感觉学习过的知识比较零散、系统性不强。在复习中如果仍按课本专题进行复习，势必影响学生知识网络结构的形成，造成建构的知识缺乏系统性，导致学生运用知识的能力较差。

1.3 设计思路

（1）元素及其化合物的知识点多、零散，运用知识网络图，打破以往围绕单一物质的组成、结构、物理性质、化学性质、实验室制备、工业制法、应用的线性教学模式，着重引导学生对知识的合理重组，理清知识间的逻辑关系，能够培养学生的思维能力及运用知识的能力，并使各层次的学生都能得到较大的发展，是复习效果较好的一种教学方法[1]。

（2）在课堂教学中，为了达到更好的教学效果，依据建构主义教学观，引导学生通过自学和小组合作建构知识网络图，自主建构知识体系，不仅对典型元素及其化合物的知识网络化、系统化，还指导学生学会运用知识网络灵活解决生产、生活中的某些现实问题，培养学生的观察能力、思维能力及知识运用能力。

（3）围绕物质之间的相互转化和物质的性质及其应用展开，与氧化还原过程分析紧密联系。

（4）用不同类型学案帮助学生学会自主复习、提高复习效率。

2 过程方法

（1）先由学生按照学案自主复习，在独立思考基础上绘制知识网络图（用时20分钟）。网络图不要求固定的格式，给予学生彰显个性的机会。

（2）小组合作、讨论、交流，建构新的知识网络图（用时30分钟）。

（3）教师审阅学生绘制的知识网络图，查找出其中的问题，作课前诊断及辅导准备（用时60分钟）。

（4）课堂交流、讨论学生绘制的比较典型的知识网络图，讨论网络图的亮点和不足，找出大家都认可的核心知识点，思考并找出知识点间的内在联系和逻辑关系，师生共同建构一幅完整的知识网络图。

（5）解析典型习题，掌握元素化合物知识重点；学生自我训练主要反应，找出核心反应，同桌互评。回顾、小结，深化学习结果（用时45分钟）。

（6）完成课后作业（用时30分钟）。

3 学案设计

3.1 自主学习与合作学习学案

（1）回忆、阅读曾经学过的卤族元素知识，用你认为最合适的方式画出氯及其重要化合物之间的转化关系图，写出有关反应的化学方程式。

（2）回忆、阅读曾经学过的硫及其重要化合物的知识，填写表1，研究表格中各物质间的转化关系，用你认为最合适的方式画出硫及其重要化合物之间的转化关系图，写出有关反应的化学方程式。

（3）回忆、阅读曾经学过的氮及其重要化合物的知识，在表2中填入各类含氮物质的化学式，画出表2中各物质之间的转化关系图，写出能反映这些转化关系的反应的化学方程式。

3.2 全体交流及教师辅导方案

（1）在跟氯有关的化学反应中，挑选4个最重要的反应，说明相应的转化关系与重要性。比较同学画的4份以及教师画的1份氯及其重要化合物之间的转化关系图。

（2）交流学生和教师所画硫及其重要化合物之间的转化关系图；质疑，批评；总结同价态硫化合物转化的反应类型与不同价态硫化合物转化的反应类型规律。

（3）交流学生和教师所画氮及其重要化合物之间的转化关系图；质疑，批评；提出问题：以氮气为中心怎么画？以硝酸为中心怎么画？以氨为中心怎么画？（课后完成）

（4）强调“回归课本”。

3.3 课堂检测方案

[检测1] NaCl是一种化工原料，可以制备一系列物质（如图所示）。下列说法正确的是（ ）

A. 25℃，NaHCO3在水中的溶解度比Na2CO3的大

B.石灰乳与Cl2的反应中，Cl2既是氧化剂，又是还原剂

C.常温下干燥的Cl2能用钢瓶贮存，所以Cl2不与铁反应

D.图示转化反应都是氧化还原反应

[命题意图]该题以NaCl转化应用为背景，从物质的溶解性的比较、物质化学性质的应用、化学反应的类型判断、氧化还原反应本质的认识等方面考查学生对元素及其化合物知识的理解程度和应用能力，引导学生重视建构元素及其化合物相互转化关系，关注元素及其化合物知识在工业生产和日常生活中的应用的学习。

[检测2]由二氧化硅制高纯硅的流程如下，下列判断中错误的是（ ）

A.①②③均属于氧化还原反应

B. H2和HCl均可循环利用

C. SiO2是一种坚硬难熔的固体

D. SiHCl3摩尔质量为135.5 g

非金属化学元素范文第2篇

关键词：非金属元素；高三化学复习；化学教学

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.

[2]宋心琦.普通高中课程标准实验教科书《化学1》[M].北京：人民教育出版社，2006.

非金属化学元素范文第3篇

金属性―金属气态原子失去电子能力的性质，非金属性―非金属原子得电子能力的性质。元素的金属性和非金属性，是反映该元素原子转移出或转入电子的一种性质，它的强弱就由该元素的气态原子的电离能或亲和能大小来决定。而原子电离能或亲和能又与元素的原子结构相关，元素原子半径越小，最外层上电子数越多亲和能越大，获电子能力就越强，我们就说该元素的非金属性就越强;元素原子半径越大，最外层上电子数越少，电离能越小，失电子能力就越强，我们就说该元素的金属性就越强。

根据以上原理，不难看出，元素周期表中，同周期主族元素从左至右，由于电子层相同，核电荷数越多，原子半径越小，原子核对外层的引力越大，失电子越难，，所以，金属性依次减弱，而非金属性则逐渐增强。同主族元素由上至下，核电荷数越多，原子半径越大，原子核对外层的引力越小，越易失电子，因此，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

元素的金属性和非金属性的强弱，在中学化学教材中，除用上述理论依据推断还可根据实验推断，如：

判断金属性强弱

a跟水或酸反应置换氢的难易

b最高价氧化物的水化物碱性强弱

c根据金属活动顺序表（极少数例外）

d单质还原性强弱

e简单离子氧化性强弱

f与盐溶液的置换反应

g原电池中的正负极，一般做负极的元素金属性强

判断非金属性强弱

a单质与氢气化合生成气态氢化物的难易及氢化物的稳定性

b最高价氧化物对应水化物的酸性强弱

c单质的氧化性

d简单离子的还原性

e非金属间的置换反应

f其它：2Cu+S=Cu2S

Cu+Cl2=CuCl2

在具体描述元素的金属性、非属性时，还应该遵循金属元素用金属性强弱来描述，其氧化物的水化物用碱性强弱来描述。例如：比较KOH与Mg（OH）2时，只能说：钾元素的金属性比镁元素强，KOH的碱性比Mg（OH）2强而不能说KOH的酸性比Mg（OH）2弱；同样，也不能说Mg（OH）2的酸性比KOH强、镁的非金属性比钾强。因一般金属元素主要表现为金属性，其氧化物的水化物主要表现为碱性。同理，非金属元素也应用非金属性来描述，其氧化物的水化物用酸性强弱来描述。例如：比较H3PO4与H2SO4时，只能说：硫元素的非金属性比磷元素强，故H2SO4的酸性比H3PO4强，而不能说H3PO4的碱性比H2SO4强；同样H2SO4的酸性比H3PO4强、磷的金属性比硫强，因非金属元素一般主要表现为非金属性。

二、 氧化性和还原性

氧化性、还原性是物质（或微粒）在化学反应中表现出来的一种性质。它的强弱应由该物质（或微粒）的电极电势大小来决定，电极电势大小又与该物质（或微粒）获取电子能力大小相关。而获取电子能力大小又与组成物质元素的价态和介质相关。如：S元素，若单质时，既有氧化性，又有还原性。它与金属单质反应时，表现氧化性（Fe+S=FeS）,它与活泼的非金属单质或其他化合物相遇时，则表现出还原性，如：S+O2=SO2，S+4HNO3(浓)=SO2+4NO2+H2O等。但硫元素若处于最高正价时（H2SO4），则表现出较强的氧化性，如Cu+2H2SO4（浓）=CuSO4+SO2+H2O等。其次是外界条件如温度、浓度、酸度等因素也对物质的氧化性、还原性的强弱起着重要作用。例如：浓H2SO4、浓HNO3的氧化性就分别比稀H2SO4、稀HNO3的氧化性强；而浓H2SO4与铜反应时，只有加热时才能反应。再如NO3―在中性或碱性中就很难表现出氧化性，但若NO3―在酸性条件下，其氧化性特别强。

判断物质（或微粒）氧化性和还原性：

1.元素周期表中

同周期（从左到右）单质还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强

同主族（从上到下）单质还原性逐渐增强，氧化性逐渐减弱

2.依据金属活动顺序表

从前到后其单质还原性逐渐减弱，简单离子氧化性逐渐增强

3.依据非金属活动性

非金属性越强其单质的氧化性一般越强，对应简单阴离子的还原性越弱

4.依据氧化还原反应原理

氧化还原反应中，氧化剂的氧化性强于氧化产物，还原剂的还原性强于还原产物

5.依据反应的剧烈程度或难易程度

金属单质与水反应越剧烈，其单质还原性越强

非金属单质与H2化合越易或其氢化物越稳定其单质氧化性越强

6.依据使其他物质被氧化或还原的程度

不同氧化剂使同一还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性越强

7.依据同种元素的不同价态

元素为最高价时，只有氧化性；为最低价态时只有还原性；为中间价态时既有氧化性又有还原性。一般随化合价降低，其氧化性减弱，还原性增强。如：氧化性Fe3+>Fe2+还原性Fe>Fe2+。一般来说氧化剂的稳定性越差其氧化性越强。如氧化性HClO>HClO4

8.影响氧化剂的氧化性或还原剂的还原性的因素

温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸强

浓度：具有氧化性或还原性的物质浓度越大，其氧化性或还原性越强

如浓硝酸的氧化性比稀硝酸强

酸碱度：如高锰酸钾溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强

依据反应条件：是否加热，有无催化剂及反应温度的高低和反应物浓度

如：N2+O2=2NO（反应条件是放电）2NO+O2=2NO2还原性NO>N2

9.依据电化学反应原理比较

原电池中，还原性负极>正极

电解池中（以惰性电极电解为例）

阳极：易失电子的先放电，还原性S2―>I―>Br―>Cl―>OH―

阴极：易得电子的先放电，氧化性Ag+>Fe3+>Cu2+>H+

三、 元素的金属性、非金属性与氧化性、还原性的关系

元素的金属性和非金属性强弱由其电离能或亲和能大小来决定，而物质（或微粒）的氧化性、还原性的强弱由其电极电势决定。就其实质来讲，金属性的强弱和还原性的强弱都与失电子强弱有关；非金属性的强弱和氧化性的强弱都与得电子强弱有关。一般来说，元素金属性强，该元素的单质的还原性强,对应简单离子的氧化性弱；元素非金属性强，该元素的单质的氧化性强，对应简单离子氧化性弱。注意运用金属性、非金属性这两概念时，应只用来修饰元素，不能用来修饰具体物质与微粒。

参考文献

［1］曹锡章,宋天佑,王杏乔,修订.高等学校教材《无机化学》（第三版）上册，武汉大学，吉林大学等校编，高等教育出版社，1994

非金属化学元素范文第4篇

1.同周期从左到右，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。

2.同主族从上到下，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。

二、根据原子结构

原子半径（电子层数）越大，最外层电子数越少，金属性就越强，反之则越弱；原子半径越小，最外层电子数越多，非金属性越强，反之则越弱。

三、根据实验

1.元素金属性强弱的比较

①根据金属单质与水（或酸）反应的难易程度：越易反应，则对应金属元素的金属性越强。

②根据金属单质与盐溶液的置换反应：A置换出B，则A对应的金属性比B对应的金属性强。

③根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱：单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱，元素的金属性越强。

④根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，则对应金属元素的金属性越弱。

⑤根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极的金属其对应元素的金属性强；在电解池中的惰性电极上，先吸出的金属其对应元素的金属性弱。

2.元素非金属性强弱的比较

①根据非金属单质与H2化合的难易程度：越易化合，则其对应元素的非金属性越强。

②根据形成的氢化物的稳定性或还原性：越稳定或还原性越弱，则其对应元素的非金属性越强。

③根据非金属之间的相互置换：A能置换出B，则A对应非

金属元素的非金属性强于B对应元素的非金属性。

④根据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱：酸性越强，则元素的非金属性越强。

⑤根据非金属单质的氧化物或对应阴离子的还原性强弱：单质的氧化性越强其对应阴离子的还原性越弱，元素的非金属性越强。

四、运用

下列说法正确的是（ ）

A.P和AS属于VA族元素，H3PO4酸性比H3PSO4的弱。

B.元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果。

C.第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左依次减弱。

D.HF、HCI、HB、HI的热稳定性和还原性均依次减弱。

【答案】B

解：对A、P和AS属于VA族元素，且非金属性P比AS强，因此H3PO4酸性比H3ASO4的强，则A错误；对C，第三周期非金属元素的最高价含氧酸或最高价氧化物的水化物的酸性从在到右依次增强，则C错误；对D，HF、HCI、HB、HI的热稳定性依次减弱，还原性增强，则D错误。正确的是B。

非金属化学元素范文第5篇

关键词： 高中化学教材 金属性 非金属性

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。

参考文献：

非金属化学元素范文第6篇

论文关键词：元素周期表，规律

 

一．“m/n定性”规律：

若主族元素族数为m，周期数为n，则：①m/n＜1时为金属，m/n值越小，元素失电子能力越强；②m/n＞1时是非金属。m/n越大，元素得电子能力越强；③m/n=1时多为两性元素。例如：Na是第一主族元素，m/n=1/3＜1为金属，Cl是第三周期第七主族元素，m/n=7/3＞1为非金属。

二．“阴前阳下，径小序大”规律：

“稀有气体元素原子、与之同周期元素的阴离子及下一周期元素阳离子”三者之间具有相同的电子层结构；同时原子序数大的，其粒子半径反而小。例如：

r (Ca2+)<r(K+)<r(Ar)<r(Cl-)<r(S2-)。

三．序差“左上右下”规律：

元素周期表中上下相邻两元素原子序数之差，取决于其所在周期表中的位置，如果它们位于元素周期表ⅢB元素之左（或右），它们的原子序数之差就是上（或下）面的元素所在周期的元素个数。

四．主族中非金属元素个数规律：

除ⅠA族外，任何一主族中，非金属个数=族序数—2。

五．“对角”规律：

1．沿表中金属与非金属分界线方向（↖ ），对角相邻的两主族元素（都是金属或非金化学论文，性质（得、失电子能力）相近。

2．元素周期表中左上右下（↖ ）相邻的两金属元素的离子半径相近。

六．“奇偶数”规律：

在元素周期表中，原子序数为奇（或偶）数的元素，元素所在的主序数及主要化学价也为奇（或偶）数（第Ⅷ族元素除外），即价奇序奇，价偶序偶。

七．“序位互定”规律：

若n为奇数，则第n周期最多容纳的元素种数为（n+1）2/2；若n为偶数，则第n周期最多容纳的元素种数为（n+2）2/2。应用这一规律，不仅可求出任一周期所含元素种数（第七周期为排满除外），进而还可以“序位互定”，即已知某元素的原子序数，可确定其在表中的位置；已知某元素在表中的位置，可确定出其原子序数。

八．“分界”规律：

1．表中金属与非金属间有一分界线，分界线左边元属（金属元素）的单质为金属晶体，化合物为离子晶体。分界线左边元属（非金属元素）的单质及其相互间的化合物为，固态时多为分子晶体。

2．分界线附近的金属多数有两性，非金属及其某些化合物多数为原子晶体（如晶体硼、晶体硅、二氧化硅晶体、碳化硅晶体等）；同时在分界线附近还可以找到半导体材料。

3．若把元素周期表从第ⅤA与ⅥA之间分开，则左边元素氢化物化学式，是将氢元素符号写在后面（如SiH4、PH3、CaH2等）；而右边的氢化物化学式，是将氢元素符号写在前面（如H20、HBr等）。

非金属化学元素范文第7篇

一、 提纲挈领，抓规律

决定物质性质的是物质的结构。当然，物质的结构包括若干方面,在研究单质化学性质时，主要联系原子结构特点，核外电子排布，以及在周期表中的位置等方面加以考虑，因此，根据元素周期律的知识，我们就可以知道以下的规律：第一、金属性强调判断：1．同周期元素，从左到右，金属性逐渐减弱。2．同主族元素，从上到下，金属性逐渐增强。3．从水中或酸中置换出氢较容易的金属单质，其金属性较强。4．最高价氧化物的水化物碱性越强，其金属性越强。第二、非金属性强弱的判断：1．同周期元素，从左到右，非金属性逐渐增强；2．同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱 3．越易与氢气化合，其非金属性越强，越难与氢气化合，非金属性越弱，4．氢化物的稳定性越强，非金属越强，反之，非金属越弱，5．最高价氧化物的水化物的酸性越强，其非金属性就越强，反之，非金属性就越弱。只要理解和掌握了元素周期律，就抓住了学习元素及其化合物知识的要领。

二、 以点带面，用类比

理解和掌握每一族元素的原子结构，单质的物理性质，化学性质和化合物的性质，然后类推该族其他元素原子，单质及其化合物的性质，这是一种重要的方法，以卤族元素为例，当我们知道氯原子结构，氯气的性质以及氯化物的性质后，我们就可以类推其他卤素原子，单质和化合物的性质：

第一，相似性：1．卤素原子最外层都有七个电子，易得到一个电子形成八个电子的稳定结构。2．卤族元素均有-1价，卤素单质均具有氧化性，卤素单质均有氧化性最高正价为+7价，此外还有+1、 +3、 +5价，最高价氧化物及其水化物的分子通式分别为X2O和HXO4 。3．单质均为双原子分子X2；均能与H2化合生成卤化氢，均能与金属单质反应生成金属卤化物；均能与水反应，其通式（F2除外）X2+H2OHX+HXO;均能与碱反应。4．卤化氢均为无色气体，均易溶于水，在潮湿的空气中均能形成白雾，其水溶液均显酸性，除氢氟酸外，其余均为强酸，5．Br-、Cl-、I-均具有还原性。6．卤化银（AgF除外）均难溶于水。均有感光性，卤化钙（CaF2除外）均易溶于水。

第二，递变性：随原子序数增大，1．原子的电子层数增多，原子半径增大，元素的非金属性减弱。2．单质的颜色逐渐加深。3．阴离子的还原性增强。4．氢化物的稳定性减弱，水溶液的酸性增强。5．卤化银的溶解度逐渐减小，颜色逐渐加深，感光性渐强。

三、 环环相扣，建网络

我们在学习各主族元素的代表物质时，主要是考虑该物质与非金属单质（如H2、O2、S等）或与金属（如Na、Mg等）或与化合物（如H2O、酸、碱、盐）之间的反应。只要我们能正确的分析和梳理，加强记忆，就能正确的弄清和知识点之间的关系，提高我们的综合运用能力，以氧族元素为例，如下图，我们主要理出H2S-S-SO2-SO3-H2SO4这一主线，再考虑它们分别与H2等非金属和Fe、Cu等金属，以及酸、碱、盐的反应，则可以建立起知识网络，达到事半功倍的效果。

非金属化学元素范文第8篇

关键词：系统思维；整体性；元素化合物

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。

这是一种“先整体后具w”的复习策略，实际上就是将化学学科或其中的某一知识块作为一个系统，让学生先从整体上感知系统内容的特征、 范围和精神，然后再探究系统内部具体的知识和内容。这样既有利于学生综观全局，又能体现重点，突破难点，面对所需掌握的知识点也不再是支离破碎的，而是彼此间有着规律性的内在联系。

非金属化学元素范文第9篇

关键词：金属元素 电离 自由的阳离子

今天，我把这篇论文的名字改为元素的划分。以前是严谨的科学证明氢，不能很好的表达对这一认识的过程。

设想一下，氢元素的常温下为气态我们把它划为非金属是不是有失科学性，但说把氢划分金属确实有点让人突破自己的传统认识。但是科学就是科学，没有依据就不能划分。大家都知道金属的一些特性，铁、钢、镍固态金属，人们承认它是金属元素不困难，特性太明显，对于汞这个液体，人们也承认了因为水银也可以接受。

汞本身是有很好的金属性只是常温是液体，人们现在承认汞是唯一的液态金属。 其实铁水也是液体的金属，这样说大家会更好的理解：气体也可以是金属。当然金属常温下也可以是气体。下面我举一些事例：

Cu+2HCl=CuCl2+H2这是铜在稀盐酸的化学方程式。

Mg+2HCl=MgCl2+ H2这是镁在稀盐酸中的化学方程式。

Fe+2HCl=FeCl2+ H2这是铁在稀盐酸中的化学方程式。

这样的方程式可以列很多，我们可以发现一些单质置换的规律，是不是可以猜想一下：氢元素的金属性不强，而铁、镁的金属性强从而在稀盐酸中把它置换出来了。

我们都知道铁在空气中会生锈，其实在化学上我们叫铁这种金属被空气氧化了，我们把金属这种的特性称为金属的氧化性，Fe在空气中很容易生锈，那么我们把铁放在没有一个水蒸气的空气中，那铁还容易生锈吗？铁还是会生锈，但会非常缓慢，除非我们把它加热，加快它与氧的反应，否则它的生锈会很慢很慢的，怎么才能更好更形象的来解决这一问题呢？

为什么有水蒸气的空气铁这些金属物质，更容易被氧化呢？我们可以先把氢作为非金属来说明，水中无金属元素，二氧化碳中无金属元素，铁在空气中容易上锈，但铁在二氧化碳中很难上锈，也就是说铁把二氧化碳中的炭置换中太难了，可铁把水中的氢置换出来很容易，再找其它非金属试一试相信也是很难的，我们可以想像一下，金属与非金属之间是不是有一种东西把它们截然区分开来。

现在把氢元素作为金属元素来说： 氢和铁都是金属元素，就象钠一样都是金属，他们之前有共同的特性，他们这种特性与氧的结合能力差异，氢比铁的差，铁比钠的差，所以在化学反应上存在的差别是挺大的，而且这种特性越强表现越明显。打个比方：氢元素与氧结合，这些需要10个能量，分离需要20个能量，铁，钠与氧结合，分别需要1个能量和0.1个能量，分离确需要50和100能量。当然我们先不要说，氢是什么元素，那么我们做为非金属元素的理由呢？我们也没有理由，因为我们还没有这个标准，化学上只是把什么元素为什么，硬性规定了，当然可以。直接说这是什么，那是什么，学生们难道不感到一种茫然吗？

正如研究几何一样，我们没有一个命题，更没有一个定理，只有一个图形，我们就说是三角形，四边形合理吗？有三个边的我们叫三角形，那三条平行线也是三角形吗？当然这个道理太浅了，有些人肯定不认同，这不明显着胡搅蛮缠吗？我只是把这个例子说的太迁就了一些。氢元素的归属不是用眼一看就明白的事情，刚才那个例子太简单，所以不能完全说明问题。我们需要一个命题，也需要一个科学的依据，也就是说需要一个论断。

现在科学的发展日趋精细，许多问题也是不断发现的，那么有谁来提出这个论断呢？谁来解决这个问题呢？你、我、他都不合适，因为我们都是用主管臆想，那么我们用什么呢？用事物本身的内在规律来说明这个问题，我们说它是什么不行，得物质本身说明他是什么才行，这也正是我们所需要的客观规律，其实绝对论的含义就是：物质本身的客观规律。所以我们要用事实来说明问题，认真研究其中的内在规律，让物质本身来说明问题。承认金属是固体，液体可以，承认金属是气体可以吗？，当然可以，我们需要重新认识。为什么固态氢和金属表现一样的特性呢？导电性，延展性，金属光泽等等，而且我们可以和其它金属制成合金。我们把常温下为气体的这种元素，判为非金属元素，是不是有点主观了。那么在高温下，铁要变成气态，我们说铁在高温下，高温下为非金属，在常温下为金属，那样不成了一个科学的笑话吗？

说了这么多，我们到底应该怎样解决这个问题，到底如何区分元素的归属，现在我提出一个假说，大家一起来验证它的正确性：在一般的化学实验中，一种元素如果能够存在独立的自由的阳离子我们就把这种元素称为金属元素。

一般的化学实验中，是指排除一些高能量下，核变化或在其它巨大能量瞬间出来在这时空当中，不能独立存在的化学反应，那不能做为依据，那就是一些能量的的表现形式，暂时不是我们所了解的现象。 电离状态，也是溶液中和其它磁场中的情况下，人类能够测的情况，这些为一般化学试验。自由的、独立的阳离子：如H+或Fe2+铁的正二价，正三价都可以。两种元素或多种元素，同位素同时作用表现出来的阳离子，这个不能算，因为物质有共同作用，有许多时候表现为阳离子，但不是自由的，独立的元素特性。不可做为元素的归属的判断。

再列一个方程式，H2O=H++(OH)-把水当成金属氢元素与非金属氧的氧化结果，这个方程可写成H2O=H+O+H把水当成氢的一种氧化物，这样我们来解释铁在水中容易生锈是指铁与水中的氢置换了，钠在水中把金属氢置换了。化学反应只是一种金属氧化，代替另一种金属氧化，氢在氧气中燃烧，是氢的氧化作用，那我们可以想象实验一下。铁在气态下在氧气中燃烧，我想释放的能量会更大，这样我们可以试验许多实验，研究其它的物质，相信这其中产生的能量都是巨大的，产生的物质都是宝石级的，我没有这个条件进行这个实验，我的论文在推广时，人们说的最多的就是你没有实验。千古奇冤，我是看了太多人的实验结果才的。难道一定是我本人去做所有的实验，那才叫有实验基础吗？我做了高等数学的难题，你还一定要我从一年级的数字开始。把一万这个数写几天的11111111111真到一万个1吗？你还是把所有的数学家杀了吧。因为我如果要他们写一个亿，他们全部自杀。我可以提出这个论断要大家一起来证明，这是另外一种思维方法。绝对论就是另外的一种思维方法。

自然界中金属元素的单质形式一般为固态，导电性很好，铁、铝、钠、镁等金属都具有很强的可塑性，而这些特性氢元素在固态之下都有，我们可以还是把她列为非金属系列，那么我们去证明一种非金属单质具有这些特性，那才会有说服力，我们只把氢作为非金属，的确有失公平，氢常温下为气体，分子间的作用力不是太强，只有在固态时，它的金属特性才会明显表露出来，看一个物质属性，我们应该全面客观，提出这个假设只是希望人们去重视这个问题，用科学的严谨去证明它。金属就是金属，非金属就是非金属。当然这是绝对论的一贯作风，没有中间选项。

这些东西很多都是大家熟悉的，只是大家还没有系统地整理它。大家承认它也需要一个认识过程，这些是我们大家都知道的化学知识，物理知识，大家都可以去证实一下。发挥思维的想象，把氢列为金属元素，也给金属一个定义，澄清这个人们遗漏的问题， 可是科学上应该严谨，我们需要有一个依据来划分。 既然科学上需要严谨，需要一个依据，我提出这个假说：在一般的化学实验中能够存在自由的独立的阳离子的元素，我们称这种元素为金属元素，这种元素的单质，我们称之为金属。

非金属化学元素范文第10篇

知识目标：

1．了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。

2．了解两性氧化物和两氢氧化物的概念。

3．认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果，从而理解元素周期律的实质。

能力目标：

通过自学、思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力。

教学重点：原子的核外电子慨排布和元素金属性、非金属性变化的规律。

教学难点：元素金属性、非金属性变化的规律。

(第一课时)

教学过程：

[引入]我们在学习碱金属和卤素时，已经知道一些元素的原子结构相似其性质也相似，人类已经了现了一百多种元素，这些元素的原子结构与元素性质之间都有些什么联系？这就是本节要讨论的问题。

[板书]第二节元素周期律

一个星期由星期一到星期日为一周，种表记时，从零点到24点为一天。这种周而复始、循环往复的现象，我们称之为周期性。我们学过的碱金属元素、卤族元素，随原子核外电子数的增加，原子核外电子层数增加，但最外层电子依然是1个和7个，这也是周期性的一种表现，元素以什么为序排列表现周期性呢？

[设问]什么叫原子序数？根据原子序数的规定方法，该序数与原子组成的哪种粒子有关？有什么关系？

[板书]原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数

我们把核电荷数从1～18的元素按课本P97页表5-5排列。

1．根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布呈什么规律性的变化？将讨论的结果填在下表中。

讨论

原子序数

电子层数

最外层电子数

达到稳定结构时的最外层电子数

1～2

1

12

2

3～10

11～18

结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现变化

[板书]：一。随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。

2．根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，元素原子半径呈现什么规律性的变化（稀有气体元素暂不考虑）？将讨论的结果填在下表中，并与P99图5-5对照。

讨论

原子序数

原子半径的变化

3～9

0．152nm0。071nm

大小

11～17

结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现的变化。

[板书]二。随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化。

注意：原子半径最小的是氢原子。

[建议介绍]原子半径似乎应该是原子核到最外电子层的距离，但事实上，单个原子的半径是无法测定的，原子总是以单质或化合物的形式存在，而在单质和化合物中，原子间总是以化学键结合的，一般：r（原）=r（共），共价半径为2个以共价键结合时，它们核间距离的一半。

3．根据表5-5，你认为随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现什么规律性的变化？将讨论的结果填入下表中。

讨论

原子序数

化合价的变化

1～2

+10

3～10

+1+5

-4-10

11～18

结论：随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现的变化。

[板书]三。随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性的变化。

注意：①金属无负价，O、F无正价；

②一般，最高正价=最外层电子数，最高正价+∣最低负价∣=8

③一般，最高正价存在于氧化物及酸根，最低负价通常存在于氢化物中。

作业：P103一

第二课时

[引入]从上节课讨论中，我们认识到随着原子序数的递增，元素原子的电子排布，原子半径和化合价均呈周期性的变化。元素的化学性质是由原子结构决定的，那么元素的金属性与非金属性也将随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化。

[板书]四．元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化

讨论：元素的金属性和非金属性的强弱可根据哪些事实加以判断？

小结：金属性的判断：

①单质与水反应置换出氢的难易程度；

②单质与酸反应置换出氢的难易程度；

③最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱。

非金属性的判断：

①与氢气反应生成氢化物的难易程度；

②氢化物的稳定性；

③最高价氧化物对的水化物的酸性强弱。

以11～17号元素为例来学习。

[板书]1。钠镁铝金属性的递变规律

实验1：将一小块金属钠投入滴有酚酞试液的冷水中，观察发生的现象。

实验2：将一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。

讨论

实验3：将实验2中试管加热至沸腾，观察发生的现象。

1．镁与（冷水、热水）反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

2．镁的金属性跟钠比较是强还是弱？说明判断的根据。

实验4：将一小段铝用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。

实验5：取一小片和一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，分别放入两支试管中，再各加入2mL1mol/L盐酸。观察发生的现象。

1．镁和铝跟盐酸反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

2．镁和铝的金属性哪种纱？说明判断的根据。

讨论

下面我们再来研究铝的氧化物的性质。

实验6：取少量氧化铝粉末，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液，观察现象。写出化学方程式。

Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O

Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O

既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物。

实验6：取少量1mol/LAlCl3溶液注入试管中，加入3mol/LNaOH溶液至产生大量Al（OH）3白色絮状沉淀为止。将Al（OH）3沉淀分盛在两支试管中，然后在两支试管中分别加入3mol/LH2SO4溶液和6mol/LNaOH溶液。观察现象。

上面的实验中观察到什么现象？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

讨论

既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氢氧化物，叫做两性氢氧化物。

[说明]

①镁只能表现出金属性不能表现出非金属性，铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，这又是一个证明铝比镁的金属性弱的事实；

②虽然铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，但在通常的元素分类中，还是将铝归为金属。铝是金属，但能表现出一定的非金属性。

③关于氢氧化铝能显酸、碱性的原理，以后还会以电离理论作分析。

[小结]：

反应

金属

钠

镁

铝

与水反应

与冷水剧烈反应

与冷水缓慢反应，与沸水迅速反应

与冷水很难反应，与热水缓慢反应

与酸反应

剧烈反应

迅速反应

氧化物

Na2O和Na2O2

MgO为碱性氧化物

Al2O3为两性氧化物

对应碱

NaOH为强碱

Mg（OH）2为中强碱

Al（OH）3为两性氢氧化物

结论

金属性逐渐减弱

作业：P103二

第三课时

[复习]1。钠、镁、铝金属性的递变规律；

2．金属性和非金属性通常从哪些事实来证明？

[板书]2。硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律

讨论1：硫和氯气分别与氢气反应的剧烈程度如何？能说明硫和氯气的非金属性强弱关系如何？

[介绍]硅只有在高温下才能跟氢气反应生成少量气态氢化物——SiH4。磷的蒸气和氢气能起反应生成气态氢化物——PH3，但相当困难。硫在加热时能跟氢气起反应生成气态氢化物——H2S。

讨论2：在加热条件下，氯化氢易分解吗？

[介绍]SiH4很不稳定，PH3也不太稳定，在生成时就易分解，H2S也不很稳定，在较高温度时可以分解，HCl十分稳定。

讨论3：比较磷酸、硫酸和高氯酸的酸性强弱。

[介绍]硅的氧化物——SiO2是酸性氧化物，它的对应水化物是原硅酸（H4SiO4），原桂酸是一种难溶于水的很弱的酸，易分解生成硅酸——H2SiO3，磷的最高价氧化物是P2O5，它的对应的水化物是磷酸，磷酸是中强酸，硫的最高价氧化物是SO3，SO3的对应水化物是硫酸，硫酸是一种强酸，氯的最高价氧化物是Cl2O7，Cl2O7的对应的水化物是高氯酸（HClO4），它是比硫酸更强的一种酸。

第18号元素氩是一种稀有气体元素。

小结：

Si

P

S

Cl

最高正价

最低负价

单质与氢气反应的条件

最高价氧

化物

离高价氧化物的水化物

H4SiO4

弱酸

H3PO4

中强酸

H2SO4

强酸

HClO4

最强无机酸

酸性逐渐增强

结论

综上所述，我们可以从11～18号元素性质的变化中得出如下结论：

NaMgAlSiPSClAr

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强稀有气体元素

如果我们对其他元素也进行同样的研究，也会得出类似的结论：元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。

讨论：比较HF、H2O、NH3的稳定性。

[板书]五．元素周期律

[思考]什么是元素周期律？

[板书]1。概念：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。

2．元素周期律的实质

元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

练习：

写出下列化学方程式：

（1）氧化铝与氢氧化钠溶液

（2）氧化铝与硝酸

（3）氢氧化铝与盐酸

非金属化学元素范文第11篇

【关键词】元素周期律；变化规律；学习方法

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

[2]张海梅.漫谈元素周期律.课堂教学前线2011.03

非金属化学元素范文第12篇

化学元素可分为金属元素，非金属元素两大类。

金属元素又可再分为过渡元素，碱金属，半导体元素。金属元素是具有金属通性的元素。金属元素种类高达八十余种，性质相似，主要表现为还原性，有光泽，导电性与导热性良好，质硬，有延展性，常温下一般是固体。非金属元素可分为稀有气体，半导体元素，卤族元素。在所有的一百多种化学元素中，非金属占了22种。在周期表中，除氢以外，其它非金属元素都排在表的右侧和上侧。

（来源：文章屋网 ）

非金属化学元素范文第13篇

一、近朱者赤，近墨者黑

如教学高一元素周期表知识，在学习到有关铝元素性质时，先分析一下铝元素在周期表中位置，从横向看，铝在镁（金属）右面，在硅（非金属）左面；从纵向看，在硼（非金属）的下面，在镓（金属）的上面。因为元素周期表是元素周期律具体表现形式，而元素周期律的两大特点就是递变性、相似性。所以在此时提出“近朱者赤，近墨者黑”，一定会与学生的思想撞击出火花。铝在元素周期表中的特殊位置可谓“人在江湖，身不由己”，所以铝既表现出一定金属性，又表现出一定的非金属性。从而活跃课堂气氛，提高学生学习兴趣。此时可告诫学生要向好人学习，不要与坏人接近，否则将有“近墨者黑”的结果。这样既可加深学生对铝元素性质的理解，又可对学生怎样参与社会实践作出指导。可谓两全其美。

二、真理与谬误

列宁说过：真理如果向前发展一步，哪怕是一小步，都将变成谬误。在元素周期表中除第一周期与第二周期转变外，其他相相邻周期转变时，都是由活泼的非金属，一下子转变为相对稳定稀有气体元素，而稀有气体只向前“走了一步”就转变为活泼的金属元素，从性质上说，从易得电子不易得也不易失电子易失电子，可谓真理如果向前发展一步，哪怕只是一小步，就有可能变成谬误。由此可使学生了解生活中细心的重要性，同时进一步强调元素性质的周期性变化。

三、一双筷子与十双筷子

关于此知识点，教学时要特别指出结构与性质的关系，讲到结构，应指明微粒作用力和强度，因为分子晶体中分子之间是微弱的范德华力，就像俗话说的“一双筷子轻轻被折断”，所以表现出较低的熔沸点，较低硬度，而离子晶体，原子晶体中微粒间作用力较强，就像俗语说的“十双筷子牢牢抱成团”，所以表现出较高的熔沸点。顺其自然提出，我们这个集体要想抗击大风大浪，要想取得好成绩，应该像分子晶体那样，还是像离子晶体、原子晶体那样呢？这样既在活跃的气氛中完成了教学任务，又加深了学生对集体主义思想的理解。

四、了解大趋势，跟上新潮流

非金属化学元素范文第14篇

一、 点动成线

《普通高中化学课程标准》要求学生了解钠、铝、铁、铜、氯、氮、硫、硅等金属或非金属及其重要化合物的主要性质和重要应用.这些内容涵盖了几乎所有的主族元素和典型过渡金属，分属于单质、氧化物、酸、碱、盐等各类物质，纷繁复杂、种类繁多.但学生如能自觉运用分类思想，就会发现这些知识看似无序，其实有序，看似杂乱，其实有章可循.简单地说，元素分为金属元素与非金属元素，物质分为单质、氧化物、氧化物的水化物、盐，可将元素化合物知识体系分类如下：

⒈金属元素： 单质氧化物水化物盐

2.非金属元素：考虑到非金属元素的具体情况，以价态变化为线索

通过以上分类，原本杂乱琐碎的知识点被连成一条条简洁明了的知识线，这些线条构成了元素化合物知识的主干部分，它们使知识体系变得井然有序、条理清晰.此外，这些线条还体现了重要的守恒思想，包括直观的元素守恒、价态升降守恒，隐含的得失电子守恒以及电荷守恒.总之，线条的意义在于使繁杂的知识点形成逻辑链，并使学生理解、接受并自觉形成分类与守恒的化学思想.

二、线动成面

线条的梳理只是使元素化合物知识初步实现有序化与系统化，因为组成线条的每个知识点仍然纷繁复杂.实际上，学生真正感到混乱无序之处即在于此.如何进行进一步的有序化呢？我们当然应该继续使用分类思想，只是需要转换一下角度，即分类的标准.化学学科中对知识点的描述总是从制备、性质、用途等角度考量，从这些角度对知识点进行解构，就能将分类角度顺利由纵向切换为横向.

对比这三种典型金属，运用辩证思想，抓共性就可以得出金属的通性：与非金属反应、与水反应、与酸反应、与盐溶液反应.抓特性又可得出一些金属的特性：铝热反应、铝与碱溶液的反应等.再由“从一般到特殊思想”，将金属的通性推广到碱金属、镁等其他常见金属，进一步横向拓展知识体系.继续在相似中找差别，差别中找规律，又可推出碱金属性质递变规律，钠、镁、铝性质递变规律.最后根据“结构决定性质”思想，从结构上探求金属性质相似和差异的原因，金属原子结构的共同之处决定了金属在化学反应中经常失电子，失电子的对象可分为非金属、水、酸以及盐等.而金属原子结构的不同之处则导致了金属失电子难易程度的不同，外在的表现即为反应条件的难易程度、反应现象的剧烈程度、反应产物的复杂程度、氧化物对应水化物的碱性的强弱程度等一系列的差异.

非金属化学元素范文第15篇

[关键词]非金属；矿物；分析技术

中图分类号：F155.4 文献标识码：A 文章编号：1009-914X（2017）03-0297-02

引言

非金属矿物不具有金属光泽，或者具有的金属光泽很浅，非金属矿物在0.03毫米厚的薄片下，呈现透明或半透明色状，同时不具有理想的导电性和导热性。目前非金属矿物大多为含氧盐矿物、部分氧化物以及卤化物矿物。最多非金属矿物种类是造岩矿物，还有部分是构成各种非金属、轻金属、稀有金属和稀土金属等矿床的矿石矿物。下面就非金属矿物分析技术、技术应用情况以及未来的发展趋势做简要分析。

1 非金属矿物分析技术发展现状

1.1 非金属矿物发展水平现状

目前，非金属矿物已经在我们的农业生产、医药行业、环保科技、首饰制造、石油开发、建筑施工、机械制造、地质勘探等多个领域中有了重要的应用，是我国经济建设不可或缺的一种重要资源，同时也是现代人类生活中的必要元素。更为重要的是，目前非金属矿物的开发程度以及应用水平已经成为衡量一个国家综合经济实力的重要标准。

但是从全球的角度来看，每个国家的非金属矿物开发水平都各不相同。就中国而言，是世界知名的资源丰富的国家，目前已经开发出来的非金属矿产资源已经超过110种（如图1所示，为一种非金属矿物），品种相对齐全，资源非常丰富，而且质量也是位列世界前列的。到目前为止，中国已经探明储量的非金属矿物就有90多种，而储量居世界前茅的就有十多种，包括石膏、菱镁矿、高铝矾土、石墨原料以及钛钒矿等等。不仅如此，我国非金属矿物资源分布也比较广泛，例如云母、石膏、水泥灰岩、玻璃硅质原料、高岭土、膨润土、花岗石和大理石等非金属矿物资源，其分布区域就涵盖了我国大部分省市。另外，从非金属矿物的总体开发利用情况来看，开发工作的开展必须要依赖于一定的矿物学理论知识，不仅仅是地质学家和矿物学家要引起重视，同时还离不开化学分析家的参与。化学分析家需要对所发现的非金属矿物的化学成分进行检测，并进行及时、快速的定量分析，从而为我国非金属矿物开采工作的开展提供及时关键的信息。

随着非金属矿物开发工作的不断推进，以及勘探水平的日益提高，非金属矿物的分析需求也日益提高，因而当前越来越多的人们开始关注到非金属矿物分析技术的研发与应用（如图2，为常用的非金属矿物分析仪器）。基于此，我们需要加快发展非金属矿物分析技术，构建更为健全和全面的F代化分析体系，推动非金属矿物分析技术的发展。

1.2 单元素小型仪器分析技术

在单元素小型仪器分析技术当中，又可以细分为原子荧光光谱法、原子吸收光谱法以及分光光度法、扫描电子显微镜、电子探针法等等。其中，氰化物-原子荧光光谱法应用较为广泛，通常用来对As、Hg、Sb等化学元素进行测试。但是就非金属矿物分析来说，氰化物-原子荧光光谱法很少能够体现其应用价值。其次是原子吸收光谱法，该方法在非金属矿物分析当中较为常用。通常来说，工作人员在测试硫铁矿等元素的含量过程中，需要用到原子吸收光谱法，从而得到轻质碳酸钙当中铅元素的测试结果。再次是分光光度法，相对其他非金属矿物分析方法，分光光度法在非金属矿物分析过程当中，操作更为方便快捷，仪器使用难度最小。正因为如此，所以分光光度法在非金属矿物分析当中也颇受工作人员的青睐。但是从研究成果来看，关于分光光度法在非金属矿物分析当中的应用的研究成果迟迟没有创新。当前比较的传统的分光光度法，主要用于快速测定磷矿中的P205等等。

1.3 多元素同时分析大型仪器分析技术。

当前多元素同时分析大型仪器分析技术也取得了一定的发展，虽然该技术当前没有得到广泛的应用，但是这一技术的出现也标志着我国非金属矿物分析技术的发展，多元素同时分析大型仪器分析技术主要包括电感耦合等离子体质谱法和电感耦合等离子体发射光谱法两种，其中，电感耦合等离子体质谱法是目前最为灵敏的非金属矿物分析技术，但也正是由于其灵敏度非常高，所以很难在实际分析中得到较好的应用。而电感耦合等离子体发射光谱法的测定范围相对较广，而且通过对于该方法的应用，能够同时对于多种元素同时进行分析，改变了传统的分析模式，所以其应用范围也相对较为广泛。

2 非金属矿物分析技术应用存在的问题

2.1 非金属矿物分析技术发展难题

要想更好地对于非金属矿物加以利用，必然离不开非金属矿物分析技术，但是当前在非金属分析技术发展的过程中，却面临着诸多的难题，比如说相应的分析技术较为缺乏，又比如说标准化水平较低，这些因素对于非金属矿物分析技术的进一步发展都起到了严重的阻碍作用。所以要想使得非金属矿物分析技术在我国取得更好地发展，就必须要对于这些技术方面的难题引起足够的重视，并且采取有效的措施来对其加以解决。