【高一化学精品学案】人教版必修2第一章：卤族元素递变规律
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卤化银
AgF
AgCl
AgBr
AgI
颜色及水溶性
溶于水
白色沉淀
浅黄色沉淀
黄色沉淀
2．卤化银的用途：
⑴卤化银都有感光性，在光的照射下会发生分解反应。例如：2AgBr 2Ag +Br2
卤化银的这种感光性质，常被用于制作感光材料。
⑵变色镜（常用的变色镜粒含有卤化银、少量的氯化铜和稀土金属）。
⑶AgI常用于人工降雨。
元素名称
元素符号
核电荷数
原子结构示意图
最外层电子数
电子
层数
原子半径
（nm）
卤族元素
氟
0.07
氯
0.099
溴
0.114
碘
0.133
相似性：最外层电子数相同，均为；
递变性：卤素随着核电荷数的增加，电子层数逐渐，原子半径逐渐，
原子核对外层电子的吸引能力逐渐，得电子能力越来，
非金属性。
【目标二】卤素的物理性质
【目标五】非金属性强弱判断
比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强。
1．从元素原子结构判断
⑴当电子层数相同时，核电荷数越多，非金属性越强。
即：同周期，自左至右，元素非金属性增强。如：
⑵当最外层电子数相同时，核电荷数越多，非金属性越弱。
即：同主族，自上至下，元素非金属性减弱。如：
3．卤素单质与变价金属(如Fe)反应
2Fe+3X2 2FeX3（X＝F、Cl、Br）
Fe+X2 FeX2（X＝I）
4．卤素单质间的置换反应
实验操作
实验现象
化学方程式、离子方程式
静置后，液体分层，上层
，
下层
静置后，液体分层，上层
，
下层
静置后，液体分层，上层
，
下层
【总结】再次证明
【阅读】卤化银的性质
1．卤化银
⑵氧化性和还原性讨论的对象是具体物质或某物质中的特定粒子，具体表现在该物质中某元素得失电子的能力。
【导练】
1．氟、氯、溴、碘四种元素，它们的下列性质的递变规律不正确的是（）
A．单质的密度依次增大(Br2除外)B．单质的熔、沸点依次升高
C．Cl2可从KI溶液中置换出I2D．F2可以从NaCl溶液中置换出Cl2
2．下列关于卤族元素由上到下性质递变的叙述，正确的是（）
①单质的氧化性增强②单质的颜色加深③气态氢化物的稳定性增强
④单质的沸点升高⑤阴离子的还原性增强
A．①②③B．②③④C．②④⑤D．④⑤
3．X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。下列叙述能说明X的非金属性比Y强的是（）
A．X原子的电子层数比Y原子的电子层数多
58.78
－7.2
4.17g
I2
紫黑色固体
4.93g/cm3
184.4
113.5
0.029g
相似性：都是双原子分子，有颜色，不易溶于水（氟除外），易溶于苯、四氯化碳等有机溶剂
递变性：
⑴颜色：从氟到碘，单质的颜色逐渐
⑵密度：卤族元素，自上至下，单质密度逐渐
⑶熔、沸点：卤族元素同碱金属相反，自上至下，单质熔、沸点逐渐
B．Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
C．X的单质比Y的单质更容易与氢气反应
D．同浓度下X的氢化物水溶液比Y的氢化物水溶液的酸性强
【科学探究2】根据下表，总结卤素的物理性质有什么相似性、递变性。
卤素
单质
颜色和状态
(常态)
密 度
沸点
℃
溶点
℃
溶解度
(100g水中)
F2
淡黄绿色气体
1.69g/L（15℃）
－188.1
－219.6
反应
Cl2
黄绿色气体
3.214g/L（0℃）
－34.6
－101
2Hale Waihona Puke Baidu6cm3
Br2
深红棕色液体
3.119g/cm3（20℃）
【学习目标】
1．了解卤族元素在周期表中的位置及原子结构的特点
2．了解卤族元素单质的物理性质和化学性质及其递变规律
【目标一】原子结构
【引入】借鉴上节课推导碱金属元素性质递变规律的方法，结合已学过的氯元素的性质，现在我们来进一步学习卤族元素，并比较与Cl2的相同与不同之处。
【科学探究1】根据碱金属元素结构的相似性、递变性，根据下表总结并推测卤族元素的结构和性质有什么相似性和递变性。
⑷溶解性：除F2外，卤素单质在水中的溶解性均不大，溶解性逐渐
均易溶于有机溶剂。
【特别提醒】1．Br2在常温下是惟一的液态非金属单质，单质Br2易挥发；
2．单质I2易升华，I2遇淀粉呈现出特殊的蓝色，碘的这一特性可以用来检验碘的存在。
【目标三】卤素的化学性质
1．卤素单质与H2的反应
反应条件
化学方程式
氢化物的稳定性
F2
暗处
H2+F2===2HF
很稳定
Cl2
光照或点燃
H2+Cl2 2HCl
较稳定
Br2
加热
H2+ Br2 2HBr
不稳定
I2
不断加热
H2+ I2 2HI
不稳定
规律：从F2到I2，与H2反应所需的条件逐渐升高，反应剧烈程度依次，
生成氢化物的稳定性依次，单质的氧化性依次
2．卤素单质与水、碱反应的比较
化学式
2．从元素单质及其化合物的相关性质判断
⑴单质越易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，其非金属性也就越强。如：
⑵最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。
如：
⑶非金属单质间的置换反应。
如：
⑷元素的原子对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱。
如：
【导思】⑴金属性和非金属性讨论的对象是元素，具体表现为该元素的单质或特定化合物的性质。
与水的反应
与碱的反应
F2
2F2+2H2O===4HF+O2（剧烈）
很复杂
Cl2
Cl2+H2O HCl+HClO（能跟水反应）
Cl2+NaOH===
Br2
Br2+H2O HBr+HBrO
（比氯气跟水的反应弱）
Br2+NaOH===
I2
I2+H2O HI+HIO（很微弱的反应）
【总结】卤素与H2、H2O、碱的反应，从氟到碘越来越不剧烈，条件越来越苛刻，再次证明了从结构上的递变由结构决定性质。
AgF
AgCl
AgBr
AgI
颜色及水溶性
溶于水
白色沉淀
浅黄色沉淀
黄色沉淀
2．卤化银的用途：
⑴卤化银都有感光性，在光的照射下会发生分解反应。例如：2AgBr 2Ag +Br2
卤化银的这种感光性质，常被用于制作感光材料。
⑵变色镜（常用的变色镜粒含有卤化银、少量的氯化铜和稀土金属）。
⑶AgI常用于人工降雨。
元素名称
元素符号
核电荷数
原子结构示意图
最外层电子数
电子
层数
原子半径
（nm）
卤族元素
氟
0.07
氯
0.099
溴
0.114
碘
0.133
相似性：最外层电子数相同，均为；
递变性：卤素随着核电荷数的增加，电子层数逐渐，原子半径逐渐，
原子核对外层电子的吸引能力逐渐，得电子能力越来，
非金属性。
【目标二】卤素的物理性质
【目标五】非金属性强弱判断
比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强。
1．从元素原子结构判断
⑴当电子层数相同时，核电荷数越多，非金属性越强。
即：同周期，自左至右，元素非金属性增强。如：
⑵当最外层电子数相同时，核电荷数越多，非金属性越弱。
即：同主族，自上至下，元素非金属性减弱。如：
3．卤素单质与变价金属(如Fe)反应
2Fe+3X2 2FeX3（X＝F、Cl、Br）
Fe+X2 FeX2（X＝I）
4．卤素单质间的置换反应
实验操作
实验现象
化学方程式、离子方程式
静置后，液体分层，上层
，
下层
静置后，液体分层，上层
，
下层
静置后，液体分层，上层
，
下层
【总结】再次证明
【阅读】卤化银的性质
1．卤化银
⑵氧化性和还原性讨论的对象是具体物质或某物质中的特定粒子，具体表现在该物质中某元素得失电子的能力。
【导练】
1．氟、氯、溴、碘四种元素，它们的下列性质的递变规律不正确的是（）
A．单质的密度依次增大(Br2除外)B．单质的熔、沸点依次升高
C．Cl2可从KI溶液中置换出I2D．F2可以从NaCl溶液中置换出Cl2
2．下列关于卤族元素由上到下性质递变的叙述，正确的是（）
①单质的氧化性增强②单质的颜色加深③气态氢化物的稳定性增强
④单质的沸点升高⑤阴离子的还原性增强
A．①②③B．②③④C．②④⑤D．④⑤
3．X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。下列叙述能说明X的非金属性比Y强的是（）
A．X原子的电子层数比Y原子的电子层数多
58.78
－7.2
4.17g
I2
紫黑色固体
4.93g/cm3
184.4
113.5
0.029g
相似性：都是双原子分子，有颜色，不易溶于水（氟除外），易溶于苯、四氯化碳等有机溶剂
递变性：
⑴颜色：从氟到碘，单质的颜色逐渐
⑵密度：卤族元素，自上至下，单质密度逐渐
⑶熔、沸点：卤族元素同碱金属相反，自上至下，单质熔、沸点逐渐
B．Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
C．X的单质比Y的单质更容易与氢气反应
D．同浓度下X的氢化物水溶液比Y的氢化物水溶液的酸性强
【科学探究2】根据下表，总结卤素的物理性质有什么相似性、递变性。
卤素
单质
颜色和状态
(常态)
密 度
沸点
℃
溶点
℃
溶解度
(100g水中)
F2
淡黄绿色气体
1.69g/L（15℃）
－188.1
－219.6
反应
Cl2
黄绿色气体
3.214g/L（0℃）
－34.6
－101
2Hale Waihona Puke Baidu6cm3
Br2
深红棕色液体
3.119g/cm3（20℃）
【学习目标】
1．了解卤族元素在周期表中的位置及原子结构的特点
2．了解卤族元素单质的物理性质和化学性质及其递变规律
【目标一】原子结构
【引入】借鉴上节课推导碱金属元素性质递变规律的方法，结合已学过的氯元素的性质，现在我们来进一步学习卤族元素，并比较与Cl2的相同与不同之处。
【科学探究1】根据碱金属元素结构的相似性、递变性，根据下表总结并推测卤族元素的结构和性质有什么相似性和递变性。
⑷溶解性：除F2外，卤素单质在水中的溶解性均不大，溶解性逐渐
均易溶于有机溶剂。
【特别提醒】1．Br2在常温下是惟一的液态非金属单质，单质Br2易挥发；
2．单质I2易升华，I2遇淀粉呈现出特殊的蓝色，碘的这一特性可以用来检验碘的存在。
【目标三】卤素的化学性质
1．卤素单质与H2的反应
反应条件
化学方程式
氢化物的稳定性
F2
暗处
H2+F2===2HF
很稳定
Cl2
光照或点燃
H2+Cl2 2HCl
较稳定
Br2
加热
H2+ Br2 2HBr
不稳定
I2
不断加热
H2+ I2 2HI
不稳定
规律：从F2到I2，与H2反应所需的条件逐渐升高，反应剧烈程度依次，
生成氢化物的稳定性依次，单质的氧化性依次
2．卤素单质与水、碱反应的比较
化学式
2．从元素单质及其化合物的相关性质判断
⑴单质越易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，其非金属性也就越强。如：
⑵最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。
如：
⑶非金属单质间的置换反应。
如：
⑷元素的原子对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱。
如：
【导思】⑴金属性和非金属性讨论的对象是元素，具体表现为该元素的单质或特定化合物的性质。
与水的反应
与碱的反应
F2
2F2+2H2O===4HF+O2（剧烈）
很复杂
Cl2
Cl2+H2O HCl+HClO（能跟水反应）
Cl2+NaOH===
Br2
Br2+H2O HBr+HBrO
（比氯气跟水的反应弱）
Br2+NaOH===
I2
I2+H2O HI+HIO（很微弱的反应）
【总结】卤素与H2、H2O、碱的反应，从氟到碘越来越不剧烈，条件越来越苛刻，再次证明了从结构上的递变由结构决定性质。