1.原子结构与元素性质的关系。

2.氧族元素性质的相似性和递变规律。

●教学难点

氧族元素与卤族元素性质的比较。

●教学方法

启发、推测、讨论、对比、归纳等方法。

●教具准备

投影仪、胶片、三角架、石棉网、玻璃棒、酒精灯、药匙、研钵、火柴、大试管、坩埚钳、

铁粉、铜片、硫粉。

●教时安排

2课时

●教学过程

★第一课时

［引入］请同学们默背碱金属和卤族的元素，并说明它们的原子结构特点及其在周期表中的位置。那么在初中重点学习过的地壳含量居第一，且在实际中起着举足轻重作用的氧元素处于周期表中什么位置?与之同家族的成员还有哪些?它们在结构及性质上有何相同和不同之处呢?

［板书］第一节  氧族元素

［投影］氧族元素(VIA)

元素名称：氧  硫  硒  碲  (钋)

元素符号：O  S  Se  Te  (Po)

核电荷数：8  16  34  52  (84)

原子结构示意图：

［引导］据氧族元素所处周期表中的位置及族元素的特点，推测其原子结构的相同点和不同点。

［师］氧族元素原子结构有何相同与不同点?

［生］相同点：原子最外层都有6个电子。

不同点：①核电荷数不同；②电子层数不同；③原子半径不同。

［追问］从O     Te，原子结构有何递变规律呢?

［生］从O    Te，核电荷数依次增加，电子层数依次增多，原子半径依次增大。

［转引］据氧族元素原子结构特点和递变规律，再运用元素周期律理论来推测氧族元素的性质及变化。

［师］元素的化学性质主要决定于原子结构的哪些方面?

［生］最外层电子数和原子半径。

［追问］最外层电子数和原子半径如何决定元素的化学性质?

［生］最外层电子数越多，越易得电子，表现非金属性；若原子半径越小，得电子能力越强，非金属性越强。相反，最外层电子数越少，越易失电子，表现金属性；若原子半径越大，失电子能力越强，金属性越强。

［师］从氧族元素原子结构入手，请大家对其化学性质的相似相异性进行大胆的推测。

［生］相似：原子最外层都有6个电子；易得2个电子；表现非金属性。

相异(递变)：从O    Te，随核电荷数的增加，电子层数的增多，原子半径依次增大，使原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子能力依次减弱，失电子能力依次增强，因此，元素非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。

［板书总结］一、氧族元素原子结构与元素性质递变的关系

［投影］

［承转］以上我们的理论推测是否正确，请大家翻阅课本图6―1和表6―1相关的内容和数据。

［讨论］分组进行

1.氧族元素原子的核电荷数、电子层数及原子半径等是如何变化的?

2.各元素单质的熔点、沸点、密度等物理性质是如何变化的?

3.从氢化物的稳定性来分析各元素的非金属性是怎样变化的?

［分析］氧族元素在原子结构上的相同点，决定了氧族元素在性质上的相似性。

(1)化合价都是-2、+4、+6(氧无正价)

(2)都能与氢形成气态氢化物。

(3)除氧外，都能与氧结合生成两种氧化物：二氧化物和三氧化物。

(4)最高价氧化物对应水化物都是含氧酸(氧除外)。

［提问］通常判断元素非金属性强弱的根据是什么?

［回答］跟氢化合的难易及氢化物的稳定性强弱或比较最高价氧化物对应水化物酸性强弱。

［分析］从O     Te，单质跟氢化合的情况如下：

［投影给出］O₂与H₂点燃或放电可反应，H₂O稳定，1000℃时开始分解。

S与H₂，444℃以上反应，H₂S 300℃时开始分解。

Se与H₂，573℃以上反应，H₂Se稍加热即开始分解。

Te与H₂不能直接化合，H₂Te低温时就分解。

［结论］氧族元素从O     Te，与氢化合由易到难，气态氢化物稳定性逐渐减弱，说明元素非金属性逐渐减弱。

［分析］从O    Te，元素最高价氧化物对应水化物――含氧酸酸性变化趋势为：

H₂SO₄＞H₂SeO₄＞H₂TeO₄，由此也说明从O    Te，元素非金属性逐渐减弱。

［小结］从以上分析证明，我们的理论推测是正确的，即氧族元素原子结构上的不同点，决定了其性质上的递变性。

［板书］

［思考］氧族元素氢化物的还原性如何变化?其水溶液的酸性如何递变?(类比卤素)

［分析］氢化物（H₂R）中，R呈-2价为最低价，只具有还原性，随着电子层数的增多，原子半径的增大，R失电子能力依次增强，因此氢化物还原性依次增强，即H₂O＜H₂S＜H₂Se＜H₂Te，如同HF＜HCl＜HBR＜HI

其阴离子的还原性为：O^2－＜S^2－＜Se^2－＜Te^2－    F^－＜Cl^－＜Br^－＜I^－

至于同族元素氢化物水溶液酸性的强弱，应该说影响因素很多，但主要取决于H₂R中R对H^＋的束缚力大小(R与H^＋直接相连)，R对H⁺的束缚力越小，释放H^＋就越容易，酸性就越强，从O     Te，原子半径递增，得电子能力递减，对H^＋的束缚力递减，释放H^＋的能力递增。所以氢化物水溶液酸性逐渐增强。即H₂S＜H₂Se＜H₂Te，如同HF＜HCl＜HI＜HBR。

［引导］氧族元素中氧是龙头老大，与O相比，S只能算是小字辈，请大家举一学过的反应事实证明S比O的非金属性弱，即氧化性弱。

［回答］如：S＋O₂=====S＋4O₂，O₂将单质硫氧化成SO₂，说明O₂比S的氧化性强。

［追问］在此反应中，S表现什么性质?

［回答］S失电子，被氧化，表现还原性。

［引导］S虽比O非金属性弱，但也表现出与O相似的一些化学性质，如它也能与绝大多数金属发生反应。

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

［讲述］基于硫的性质，它在实际中有很多应用，我们划火柴时，常闻到一股刺鼻的气味，这正是火柴头成分中硫燃烧后产生的SO₂。焰火爆竹中也存在硫，所以在燃放时，也会产生SO₂，工业上一些生产硫酸的工厂还利用燃硫法来制取SO₂，利用S和Ag的反应，可用简易的方法鉴别出真假银；用一布条沾上少量硫粉在待鉴别的器皿表面用力磨擦，如被磨擦处出现黑斑则说明是真银，否则为假。S和Hg反应，常温下即可完成，而且生成高价态硫化汞，利用此反应，可以消除温度计、气压计等被打破后汞的毒害， 若不慎汞洒落于地，要立即打开门窗通风，并尽量将汞收集，残留部分，可覆盖硫粉处理，以免汞蒸气中毒。此外HgS还可用作红色颜料(朱砂)，红色印泥就是用朱砂做的。

［小结］从以上分析可知硫表现出与O₂相似的氧化性，但S 在遇到强氧化剂时，又可表现还原性，所以硫既有氧化性又有还原性，体现了矛盾的两个方面。

［引导］氧族元素原子结构上的不同，也导致其单质在物理性质上的差别。

［投影］  单质： O₂       S        Se       Te

色：  无色    淡黄色    灰色    银白色

态：气     固

熔沸点：由低     高

密度：由小     大

导电性：S(不导电)     Se(半导体)      Te(导体)

［小结］可见结构对性质的决定作用。

［转引］氧族元素与同周期卤族元素相比，非金属性如何呢?

［思考］投影：

(1)试举例说明非金属性：F＞O

Cu＋Cl₂======CuCl₂

［问］Fe、Cu相比，还原性谁强?Fe能在Cl₂中燃烧吗?

［回答］还原性Fe＞Cu，所以Fe更易在Cl₂中燃烧。

2Fe＋3Cl₂======2FeCl₃

［追问］单质硫与Cu、Fe反应吗?

［补充演示］将铁粉与硫粉混合均匀后平铺于石棉网上，将该石棉网置于三角架上，用红热的玻璃棒加热混合物的一端。

［现象］剧烈反应，发光放热，生成黑色固体。

［原理］Fe＋S====FeS，硫化亚铁是一种不溶于水的黑色固体。

［演绎］对比上述反应，从氧化还原反应规律推测S和Cu反应的条件及生成物。

［提问］S与Fe、S与Cu哪一个反应更易进行?为什么?

［回答］相比较，S与Fe容易进行，因为Fe比Cu的还原性强。

［追问］在加热条件下，S将Fe氧化生成+2价铁的硫化物，那么S、Cu需在什么样的条件下进行?会生成什么物质?

［回答］加热条件下生成硫化亚铜，即：

2Cu＋S====Cu₂S

［讲解］Cu₂S也是一种不溶于水的黑色固体。

［分析］从以上反应事实可知，对于Cu、Fe这样具有变价的金属，当被Cl₂氧化时生成高价态金属氯化物，被硫氧化时，只能生成低价态金属硫化物，而且反应条件不同：前者为点燃，后者需加热。由此推断：硫原子得电子能力比氯原子弱，即硫的非金属性比氯弱。

［结论］非金属性S＜Cl

［转问］大家能从原子结构观点加以解释吗?

［引导］请同学们先画出两者的原子结构示意图

［提问］二者在结构上有何相同及不同点?

［回答］电子层数相同，核电荷数不同，最外层电子数不同，但都较多易得电子。

［追问］它们的原子半径谁大?为什么?

［回答］同周期元素在电子层数相同的条件下，原子半径随核电荷数的增大而减小，所以原子半径₁₆S＞₁₇Cl。那么得电子能力大小呢?

［回答］正是由于原子半径₁₆S＞₁₇Cl，所以Cl原子得电子能力强于S原子，所以氯的非金属性强于硫。

［思考］H₂S和HCl相比，谁更稳定?H₂SO₄与HClO₄的酸性谁更强?

［回答］HCl比H₂S的稳定性强，HClO₄比H₂SO₄的酸性强。

［小结］以上我们从具体反应事实和原子结构观点分析比较了S、Cl的非金属性。由此可得出结论：氧族元素也能同大多数金属直接化合，表现一定的非金属性，但氧族元素非金属性比同周期卤素的非金属性弱。

［板书］二、氧族元素与同周期卤族元素的非金属性比较

原子半径：氧族＞卤族

非金属性：氧族＜卤族

［参考练习］

1.钋是原子序数最大的氧族元素，推测钋及钋的化合物最不可能具有的性质是(    )

A.钋是能导电的固体                      B.钋的氧化物、水化物至少有两种

C.钋与氢气不能直接化合                  D.钋的氢化物很稳定

答案：D

2.下列结论正确的是(    )

(1)粒子半径：S^2－＞Cl＞S＞F  (2)稳定性：HF＞HCl＞H₂S＞H₂Te  (3)还原性：S^2－＞Cl^－＞Br^－＞I^－  (4)氧化性：Cl₂＞S＞Se＞Te  (5)酸性：H₂SO₄＞HClO₄＞H₂SO₃  (6)非金属性：F＞Cl＞S＞Se

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

答案：A

3.下列物质能由单质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的反应中：S作        剂，在黑火药的爆炸反应中：2KNO₃＋S＋3C====K₂S＋N₂↑＋3CO₂↑，S作        剂。

答案：还原剂；氧化剂

［布置作业］

课本习题一、三；1、2

●板书设计

第一节  氧族元素(第一课时)

一、氧族元素原子结构与元素性质递变的关系

二、氧族元素与同周期卤族元素的非金属性比较

原子半径：氧族＞卤族

非金属性：氧族＜卤族

●教学说明

氧族元素之前已学习过碱金属元素与卤族元素，对族元素的原子结构的特点和性质变化已有一定的了解，加上刚刚学完原子结构和元素周期律知识，因此，对氧族元素的学习可以说是原子结构，元素周期律的应用。为此，本节课首先组织学生根据氧族元素在周期表中的位置，运用元素周期律理论对原子结构特点及元素性质变化规律进行了大胆的推测，而后分析了课本所列相关数据与反应事实，最终验证了理论推测的正确性。由此，让学生真正体会到科学理论的指导作用，初步学会了运用理论知识指导学习元素化合物的方法，同时又是对学生思维、分析、推测能力的训练。

本节第二部分着重对比了氧族元素与同周期卤族元素的非金属性，这一内容重在考查学生对已有知识的掌握和解决问题的能力，因此，将其设为难点，特以S、Cl₂分别与变价金属Fe、Cu的反应为例作分析比较，得出了氧族元素比相应卤族元素非金属性弱的事实，后又引导学生用原子结构知识进行了解释，以突出结构对性质的决定性作用，强化了学生结构决定性质的思想。

本节设计的主旨是：给学生以思想；给学生以方法；给学生以充分活动的时间与空间，以培养学生的能力为最终目的。