清泉州阳光实验学校高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第讲《主族元素及其化合物》
清泉州阳光实验学校高中化学 第一章第一节 元素周期表教案
清泉州阳光实验学校元素同期表教材分析：本节教学内容一一共分四个部分：第一部分是元素周期表的构造，第二部分是元素的性质与元素在周期表中位置的关系，第三部分是同位素与核素的常识，最后一部分为是元素周期律及元素周期表的意义。
教材中还编写了阅读材料与有关资料，对学生也有一定的帮助。
在四个部分的教学内容中，要突出前三个部分为教学的重点，要充分认识到学生在学习元素在元素周期表中位置与原子构造的关系时的难度。
教学目的与要求：1、使学生理解元素周期表的构造以及周期、族的概念。
2、使学生理解同周期、同主族元素性质的递变规律，并能运用原子构造理论解释这些递变规律。
3、使学生理解原子构造、元素性质及该元素在元素周期表中的位置三者间的关系，初步学会运用元素周期表。
4、使学生理解元素周期律和周期表的重要意义，认识事物变化由量变引起质变的规律，对他信进展辩证唯物主义教育。
5、使学生对核素和同位素有常识性的认识。
教学重点：1、元素周期表的构造2、元素性质、元素在周期表中位置和原子构造的关系教学难点：1、元素的性质、元素在周期表中的位置和原子构造的关系2、核素、同位素教学方法：比较发现法、讲述法、启发类比法、辨析法教学用具：元素周期表、挂图、课本课型：新课课时：2＋1(习题课)＋1〔研究性学习辅导〕教学内容：第一课时新课的准备：1、考虑：元素周期律中每隔一定数目的元素，元素性质呈现周期性变化，所隔的元素数目是否一样，即周期是否规那么？与元素周期表的行是否有关系？2、翻开元素周期表，让学生以第二周期和卤族元素、碱金属元素为例分析周期表排列方式。
引出元素周期表的概念及本节标题〔元素周期表概念〕。
元素周期表新课进展：一、元素周期表的构造展示元素周期表，分析元素周期表的行。
1．周期具有一样电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一行，叫周期。
比较：元素周期表构造——行，分析比较各元素原子间构造关系，并填写上上表5-11。
发现：①每一周期都是从碱金属开始→卤素→惰性元素(第一与第七周期例外)；②周期序数=同周期元素具有的电子层数，元素周期表有7行，一一共有7个周期；③第一、二、三周期，所排元素种类：2、8、8，短周期；第四、五、六周期，所排元素种类：18、18、32，长周期；第七周期，所排元素种类：26，不完全周期。
清泉州阳光实验学校高一化学 第七章 元素及其化合物
清泉州阳光实验学校高一化学第七章元素及其化合物赛点归纳：一.主族元素：1. 主族、同族元素从上到下的性质变化一般规律；前四周期同周期元素从左到右的性质变化一般规律；对角线规那么；惰性电子对效应；主族重要而常见元素的名称、符号及在周期表中的位置；常见化合价及主要形态。
自然界氮、氧、碳的循环。
利用无机根本反响对简单化合物的鉴定。
2.IA、IIA族金属与水反响的产物及产物的碱性，金属于卤素反响的产物，金属与氧反响的产物，重元素的反响，锂与氢、氮生成LiH和Li3N。
3.最简非金属氢化物计量学，金属氢化物的性质，CH4、NH3、H2S、H2O、HX的酸碱性；NO与O2 反响生成NO2，N2O4与NO2的平衡，NO2与水反响的产物，HNO3及其盐作氧化剂，N2H4是液态的复原剂，存在H2N2O2和HN3这样的酸，不同金属和复原剂和硝酸及其盐的反响。
4.碘和Na2S2O3的反响，其他硫代酸、多酸、过酸，B(III)、Al(III)、Si(IV)、P(V)、S(IV)、S(VI)、O(II)、F(I)、Cl(I)、C(III)、Cl(V)、Cl(VII)等第二、三周期元素与卤素及其含氧阴离子的化合物的正常氧化态，其他氧化态的非金属化合物，Sn(II)、Pb(II)、Bi(III)主要氧化态，非金属氧化物与水的反响及生成的酸的计量学，卤素与水的反响，从F2到Cl2的卤素氧化性和反响性的递减，第三周期和第四周期元素化学差异，H2SO4、NH3、Na2CO3、Na、Cl2和NaOH的工业制法。
二.副族元素：1. 副族、同族元素从上到下的性质变化一般规律；副族〔第一系列〕重要而常见元素的名称、符号及在周期表中的位置；利用无机根本反响对简单化合物的鉴定。
2. Cr(III)、Cr(VI)、Mn(II)、Mn(IV)、Mn(VI)、Fe(II)、Fe(III)、Co(II)、Ni(II)、Cu(I)、Cu(II)、Ag(I)、Au(I)、Zn(II)、Hg(I)、Hg(II)等常见元平素见氧化态，上列常见离子在水溶液中的颜色，其他氧化态以及其他元素的化学性质，Cr、Mn、Fe、Co、Ni溶于稀盐酸，而Cu、Ag(I)、Hg不溶，溶解的产物是+2价的阳离子。
清泉州阳光实验学校高中化学 元素周期表 教案_1_1
清泉州阳光实验学校湾里区第一中学高中化学必修二元素周期表2教案教学目的：1．掌握主族元素在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
2．学生可以从原子构造的角度进一步认识元素周期表的本质，为学习元素周期律打下根底。
3．培养学生比较、归纳、抽象才能，通过实验培养学生动手才能及团结协作才能。
教学重点、难点：元素在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
教学用具：金属钾、小刀、镊子、坩埚、酒精灯、泥三角、三脚架、饱和氯水、NaBr溶液、KI溶液、溴水、试管假设干、胶头滴管。
教学过程：[过渡]咱们已经学习了碱金属及卤素的性质，知道它们性质相似。
为什么相似？元素的性质与原子构造之间存在着什么关系？[板书]二、元素性质与原子构造[提问]碱金属元素及卤素包含那些元素？[答复]碱金属元素：锂、钠、钾、铷、铯、钫；卤素：氟、氯、溴、碘、砹。
[板书]1、碱金属元素[科学探究]1、查阅元素周期表中的有关信息，填写上上下表。
电子层数元素名称核电荷数原子构造示意图最外层电子数碱金属元素[交流]填写上上情况，总结异同点。
[板书]构造异同：异：核电荷数：由小→大；电子层数：由少→多；同：最外层电子数均为1个。
[板书]2、实验〔1〕钾与氧气燃烧实验 [提问]钾的保存及取用方法[答复]煤油中；镊子夹取，玻璃片上小刀切割，滤纸吸干煤油。
[学生分组实验]巡视并指导[观察]现象与钠与氧气反响比照，有何不同？ [答复]燃烧更剧烈，火焰紫色。
[讲述]钾与氧气反响生成比过氧化物更为复杂的氧化物〔超氧化物〕[板书]22KO O K燃烧+〔一个氧分子得1个电子〕〔在这些氧化物中,氧元素的化合价不同〕[板书]〔2〕钾与水反响实验[学生分组实验]巡视并强调取用绿豆大小及吸干煤油〔注意平安〕；请学生观察,与钠与水反响的现象作比较. 钾与水反响钠与水反响 [答复]钾比钠活泼，细微爆炸.[考虑交流]钠与钾性质有什么相似性与不同？这与原子构造有什么关系？ [板书]↑+=+22222H KOH O H K[阅读]P6～P7相关内容 [练习]完成以下方程式：1．写出锂与稀盐酸反响的离子方程式2．钾与水反响的离子方程式 3．过氧化钾与CO2 4．超氧化钾与水、CO2 5．氧化锂与水、CO2[知识拓展]元素金属性判断标准：1．单质跟水〔或者者酸〕反响置换出氢的难易；2．最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。
清泉州阳光实验学校高中化学《元素周期律》说课稿
清泉州阳光实验学校化学说课稿：元素周期律说课稿一、教材分析元素周期律属于高一课本第五章第二节。
物质构造和元素周期律是中学化学教材中的重要的理论根底，是对以往知识的规律性总结和学习氧族元素和碳族元素的指导，因此，本章是本书乃至整个中学化学教材的重点。
同时，还是历年高考的热点，在高考中重现率较高。
在全日制普通高级中学化学教学大纲中，元素周期律属于知识教学要求的C层次，即懂得“为什么〞。
该层次要求学生可以领会概念和原理的根本含义，可以解释和说明一些简单的化学问题。
本节教材有以下两个特点〔1〕对与初中知识有穿插的内容，如核外电子排布、半径大小的比较虽说在初中不作要求，但原初中的实际教学多数已达高中时的要求。
因此，本节课的教学须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺，采取综合列表、讨论的方法，让学生通过讨论并运用初中学过的知识，从中总结出规律性。
〔2〕元素周期律的导出以理论为指导，以事实为根据。
元素周期律知识的得出，不仅有理论推导，还通过比较同周期元素的性质对理论推导进展了验证。
而且，理论推导也从陈述式改为由学生自己进展探究的方式进展。
至此为止学生已经学习了氧、氢、碳、铁等元素及其一些化合物，还学习了碱金属、卤素两个元素族的知识，初步学习了原子构造的理论知识。
为了增强启发性，教材不是直接给出元素周期律，而是通过课堂讨论和边讲边实验，引导学生对大量数据和事实进展分析，总结归纳出周期律。
这样对于培养学生的逻辑推理才能非常有利。
知识目的：1.使学生理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.理解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。
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结果，从而理解元素周期律的本质。
才能目的：1.通过对元素周期律的理解、掌握和应用，培养学生总结归纳及逻辑推理才能。
2.通过对实验的研究，培养学生的观察才能、实验才能和创造思维才能。
清泉州阳光实验学校高中化学元素周期表第一课时说课稿必修二
清泉州阳光实验学校元素周期表第一课时说课稿各位专家、评委大家好：我说课的课题是元素周期表。
一、教材分析：1.教材地位和作用元素周期表是教材高一化学必修2第一章第一节内容。
本章以元素周期表和元素周期律为框架，先介绍元素周期表，再通过一些事实和实验归纳元素周期律。
本节从化学史引入，直接呈现元素周期表的构造。
在学生理解一些元素性质和原子构造示意图的根底上，以周期表的纵向构造为线索，以碱金属和卤族元素为代表，通过比较原子构造(电子层数，最外层电子数)的异同，突出最外层电子数的一样；并通过实验和事实来呈现同主族元素性质的相似性和递变性。
帮助学生认识元素性质与原子核外电子的关系。
在此根底上，提出元素性质与原子核的关系，并由此引出核素和同位素的有关知识。
根据本教材的构造和内容分析，根据新课标，本节内容要求到达“能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，理解原子构造与元素性质的关系；能描绘元素周期表的构造，知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律〞。
结合新课标和学生实际，我确定了以下三维目的：2.教学目的(1)．知识与技能：①.能描绘元素周期表的构造，知道金属、非金属在元素周期表中的位置。
②.在初中有关原子构造知识的根底上，理解元素原子核外电子排布。
③.通过有关数据和实验事实，理解原子构造与元素性质之间的关系。
知道核素的涵义；认识原子构造相似的一族元素在化学性质上表现出的相似性和递变性。
(2)．过程与方法：①.通过查找元素周期表发现史，学会运用查阅资料获取信息。
②.培养学生通过分析和处理数据得出结论，形成概念，发现规律的思维方法。
③.在元素周期表的教学中，体验科学探究的过程，学习运用以实验为根底的实证研究方法。
④通过交流讨论，培养学生敢于质疑、解决问题的意识。
(3)．情感态度与价值观：①.在元素周期表的教学中，通过探究规律，体验科学探究的艰辛和喜悦，感受化学世界的奇妙与和谐。
②.设计多种交流和探究活动，在活动中培养学生严谨务实的科学态度。
清泉州阳光实验学校高中化学原子结构元素周期律节课时研究同主族元素的性质和预测元素及其化合物的性
清泉州阳光实验学校第2课时研究同主族元素的性质和预测元素及其化合物的性质发展目标体系构建1.通过分析ⅠA族、ⅦA族元素性质的变化规律，认识同主族元素性质的递变规律及其与原子构造的关系，学会利用“证据推理与模型认知〞的思维解决实际问题。
2．能通过卤素有关实验探究同主族元素性质的变化，培养科学探究精神与创新意识。
3．能利用同周期、同主族元素性质的递变规律，预测元素及其化合物的性质。
1．碱金属元素原子构造和元素性质的递变关系(1)碱金属元素的原子构造。
元素一样点最外电子层上都只有1个电子递变性核电荷数逐渐增大电子层数逐渐增多原子半径逐渐增大(2)元素Li Na K Rb Cs相似性都是活泼金属，最高价为＋1价，单质都能与氧气、水等物质反响，最高价氧化物对应的水化物一般有很强的碱性递变性与O2反响反响越来越剧烈，产物越来越复杂，Li生成Li2O；Na能生成Na2O和Na2O2；Rb 和Cs遇到空气会立即燃烧与H2O反响越来越剧烈，Na与水剧烈反响，K与水反响能发生细微爆炸，Rb、Cs遇水那么发生爆炸(1)相似性静置后，液体分层，上层无色，下层紫色Br2＋2KI===2KBr＋I2 静置后，液体分层，上层无色，下层紫色Cl2＋2KI===2KCl＋I2 结论：卤素单质的氧化性：Cl2>Br2>I2；卤素离子的复原性：I－>Br－>Cl－。
微点拨：(1)F无含氧酸，因F无正价。
(2)HF为弱酸，HCl、HBr、HI均为强酸。
3．理论解释4．碱金属单质与卤素单质的物理性质递变规律(1)碱金属元素单质的物理性质。
元素相似性颜色银白色(除Cs外)硬度柔软导电、导热性很强递变性密度逐渐增大(但ρK<ρNa)熔、沸点逐渐降低(2)卤族元素单质的物理性质及递变性。
单质物理性质F2 Cl2 Br2 I2 颜色淡黄绿色黄绿色深红棕色紫黑色状态气体气体液体固体密度逐渐增大熔、沸点逐渐升高二、预测元素及化合物的性质(以硅为例)1．性质的预测(1)硅元素的原子构造及性质分析。
清泉州阳光实验学校高中化学 第一章原子周期表的应用 预测同主族元素的性质教案化学教案
清泉州阳光实验学校第三节元素周期表的应用〔第2课时〕预测同主族元素的性质【教学目的】1.知识与技能：〔1〕以ⅦA、ⅠA族元素为例，使学生掌握同主族元素性质递变规律，并能用原子构造理论初步加以解释；〔2〕掌握同主族元素最高价氧化物对应水化物酸、碱性的递变规律，以及非金属元素气态氰化物的稳定性的递变规律。
2.过程与方法：〔1〕通过“实验探究〞、“观察考虑〞，培养学生实验才能以及对实验结果的分析、处理和总结才能、讨论各类物质的通性及其互相反响关系。
〔2〕学会如何以元素为核心认识物质，从多角度根据不同标准对物质进展分类并体验分类的重要意义。
3.情感态度与价值观：〔1〕通过对门捷列夫的预言和一些化学元素的发现等化学史的学习，让学生体验科学研究的艰辛与喜悦；〔2〕体会分类的重要意义，根据不同的标准对物质进展分类；让学生树立运用化学知识，使自己生活得更。
【教学重难点】同主族元素性质递变规律【教学过程】【复习提问】1判断元素原子得失电子才能的方法2同周期元素的性质是如何递变的？【新课导入】那么同主族元素的性质有无规律呢？【点评】以一连串问题引入新课，可激发学生的学习兴趣和吸引学生的注意力，另外在上一课时已经学过运用原子构造理论分析同周期元素性质递变规律，如今提出这一问题，就是引导学生学会运用原子构造理论去指导探究元素化合物知识的学习方法。
【板书】二、同主族元素性质的预测【交流与研讨】在元素周期表中，同主族元素原子的核外电子排布有什么特点？它对元素的性质有何影响？【学生代表发言】同主族元素从上到下，随着原子核外电子层数增多，原子半径增大，原子核对最外层电子的引力减小，元素原子得电子才能减弱，失电子才能增强。
【设问】如何用我们学过的知识来证明上述结论？【阅读自学】教材P23页第2自然段【归纳】完成表格：【分组讨论】从上表中你能得出什么结论？【投影答案】最外层电子数是7，最高化合价为+7〔F除外〕，最低化合价为-1；最高价氧化物对应的水化物HRO4，具有很强的酸性，都有气态氢化物HR，单质常做氧化剂。
清泉州阳光实验学校高一化学第三章 金属及其化合物教案 新课标 必修一
清泉州阳光实验学校高一化学第三章金属及其化合物教案教材分析：元素化合物知识是中学化学的根底知识，具有承前启后的作用。
本章的知识内容可分为单质、化合物和金属材料三大块。
为了使学生对金属及其化合物有一个整体的理解，在内容的编排上对钠、铝、铁、铜的知识采用横向比照的方法，突出了个别物质的特性反响，帮助学生逐步掌握学习化学的根本方法，如实验法、观察法、科学探究法等。
第一节金属的化学性质第1课时教学目的：1．以活泼金属钠，较活泼金属铝、铁，不活泼金属铜为代表，理解金属的主要性质，并学会药品的取用、加热等根底实验操作方法。
2通过观察、分析实验现象，初步学会实验观察的方法。
3．通过对钠跟氧气的反响、钠跟水的反响、铝和氢氧化钠溶液的反响等实验的探究，体验实验方法在化学研究中的作用，并认识到实验过程中控制实验条件的重要性。
4．在归纳金属钠、铝的性质的过程中，体验分类、比较等研究方法在学习和研究物质性质过程中的应用。
5．通过对金属钠、铝性质的科学探究，开展学习化学的兴趣，乐于探究物质变化的奥秘。
重点、难点：钠的氧化和钠与水的反响，铝与氢氧化钠溶液的反响教学过程：〖引言〗在科学技术飞速开展的今天，我们几乎每天都要接触到许许多多的金属制品，如：飞机、船舶、汽车、铝合金门窗、家用炊具、硬币等等。
为什么在现代科技、工业消费、日常生活中要用到这些金属和合金？金属为什么都具有良好的导电导热性？通过本章的学习，大家可以解决上述问题。
〖过渡〗钠具有哪些性质？〖发放学案〗〔包括课堂活动记录及报告〕〖引言〗观察实验桌上的金属钠----首先观察金属钠的存放，然后翻开瓶盖闻一闻瓶内物质的气味〖问题提出〗金属钠为什么要放在煤油中？这与金属的哪些性质有关？并主要通过这个问题的科学探究来学习研究物质性质的方法和程序。
〖板书〗第一节金属的化学性质1.将切好的金属钠放置在空气中。
2.将金属钠放在石棉网上加热。
实验记录：〖交流与讨论〗将金属钠放置在空气中与氧气反响和将金属钠放在石棉网上加热与氧气反响的现象有什么不同？〖问题考虑〗1.这组实验对你有什么启示？理解实验法的意义。
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清泉州阳光实验学校高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第11讲主族元素及其化合物【竞赛要求】卤素、氧、硫、氮、磷、碳、硅、锡、铅、硼、铝。
碱土金属、碱金属、稀有气体。
常见难溶盐。
氢化物的根本分类和主要性质。
常见无机酸碱的形态和根本性质。
氧化物和氢氧化物的酸碱性和两性。
【知识梳理】一、氢和稀有气体〔一〕氢氢位于周期表的第一周期IA族，具有最简单的原子构造。
氢在化学反响中有以下几种成键情况：•1、氢原子失去1s电子成为H+。
但是除了气态的质子外，H+总是与其它的原子或者者分子相结合。
•2、氢原子得到1个电子形成H－离子，主要存在于氢和IA、IIA中〔除Be外〕的金属所形成的离子型氢化物的晶体中。
•3、氢原子和其它电负性不大的非金属原子通过一一共用电子对结合，形成一一共价型氢化物。
此外，与电负性极强的元素相结合的氢原子易与电负性极强的其它原子形成氢键，以及在缺电子化合物中存在的氢桥键。
〔二〕稀有气体1、稀有气体的存在、性质和制备价电子层构造HeNeArKrXeRn1s22s22p63s23p64s24p65s25p66s26p6〔1〕存在：稀有气体的价电子构造称为饱和电子层构造，因此稀有气体不易失去电子、不易得到电子，不易形成化学键，以单质形式存在。
〔2〕物性：稀有气体均为单原子分子，He是所有单质中沸点最低的气体。
〔3〕制备：①空气的液化•②稀有气体的别离2、稀有气体化合物O2+PtF6=O2[PtF6]－由于O2的第一电离能〔117kJ·mol－1〕和氙的第一电离能〔117kJ·mol－1〕非常接近，于是想到用氙代替氧可能会发生同样的反响。
结果成功了。
Xe+PtF6=Xe+[PtF6]－〔1〕氟化物①•①①制备：氙和氟在密闭的镍反响器中加热就可得到氙氟化物••F2+Xe〔过量〕→XeF2•F2+Xe〔少量〕→XeF4•F2+Xe〔少量〕→XeF6②性质〔a〕强氧化性：氧化才能按XeF2——XeF4——XeF6顺序递增。
一般情况被复原为单质。
NaBrO3+XeF2+H2O→NaBrO4+2HF+XeXeF2+H2→2HF+XeXeF2+2Cl-→2F-+Xe+Cl2XeF4+Pt→2PtF4+Xe〔b〕与水反响：氙氟化物与水反响活性不同2XeF2+2H2O=2Xe+4HF+O2〔在碱中迅速反响〕6XeF4+12H2O=2XeO3+4Xe+3O2+24HFXeF6+3H2O=XeO3+6HFXeF6+H2O=XeOF4+2HF 〔不完全水解〕〔2〕氧化物氙的氧化物是无色、易潮解、易爆炸的晶状固体。
由氟化物水解制备。
•XeO3：是一种易潮解和易爆炸的化合物，具有强氧化性。
• ••XeO4：很不稳定，具有爆炸性的气态化合物。
〔3〕稀有气体化合物的构型•分子价电子对数价电子对构型可能构型最稳定构型XeF25三角双锥三种直线型XeF46八面体二种平面四面形XeF67变形八面体二种变形八面体XeOF46八面体二种四方锥形XeO34四面体一种三角锥形XeO44四面体一种正四面体二、s 区元素〔一〕通性1、它们的价电子构型为ns1~2，内层为稀有气体稳定电子层构造。
价电子很易失去呈+1、+2氧化态。
都是活泼性很高的金属，只是碱土金属稍次于碱金属而己。
2、有较大的原子半径。
因为每一周期是从碱金属开始建立新的电子层。
原子半径变化的规律：同周期从IA 到IIA 减小，同族中从上到下增大。
3、电离势和电负性均较小，其变化规律为同周期从IA 到IIA 增大，同族中从上到下顺序减小。
〔二〕单质XeO 3 盐酸→Cl 2Fe 2+→Fe 3++由于它们的化学活泼性，决定它们只可能以化合物形式存在于自然界中。
如盐〔X－、CO-23、SiO-23、SO-24等〕；氧化物〔Li2O、BeO等〕2、性质〔1〕物性：单质具有金属光泽，有良好的导电性和延展性，除Be和Mg外，其它均较软。
它们在密度、熔点、沸点和硬度方面往往差异较大。
〔2〕化性：活泼。
①它们具有很高的化学活泼性，能直接或者者间接地与电负性较高的非金属元素形成相应的化合物。
如可与卤素、硫、氧、磷、氮和氢等元素相化合。
一般均形成离子化合物〔除Li、Be及Mg的卤化物外〕。
②单质与水反响放出氢气。
其中Be和Mg由于外表形成致密的氧化膜因此对水稳定。
③标准电极电势均很负，是很强的复原剂。
它们的复原性在于态及有机反响中有广泛的应用。
如高温下Na、Mg、Ca能把其它一些金属从氧化物或者者氯化物中复原出来。
3、制备：单质的制备多数采用电解它们的熔盐。
如电解NaCl、BeCl2、MgCl2等。
注意：不能电解KCl，因为会产生KO2和K，发生爆炸。
其他方法：①金属置换KCl+Na→NaCl+K↑〔K比Na易挥发，分开体系；NaCl晶格能大于KCl〕BeF2+Mg→MgF2+Be②热分解4KCN=4K+4C+2N22MN32M＋3N2〔M=Na、K、Rb、Cs〕K2CO3+2C2K↑+3CO2KF+CaC2CaF2+2K↑+2C〔三〕氧化物和氢氧化物1、碱金属的氧化物比碱土金属的氧化物种类多。
它除有正常氧化物外，还有过氧化物、超氧化物及臭氧化物。
如碱金属在空气中燃烧时，只有Li的主要产物是Li2O〔正常氧化物〕，而Na、K、Rb、Cs的主要产物分别是Na2O2〔过氧化物〕、KO2〔超氧化物〕、RbO2〔超氧化物〕和Cs2O2〔过氧化物〕。
2、氢氧化物除Be(OH)2呈两性外，其余均为中强碱或者者强碱。
〔四〕盐类1、碱金属的盐类有MX〔卤化物〕、MNO3、M2SO4、M2CO3、M3PO4等。
它们的一一共性如下：①都是离子晶体〔Li盐除外〕；②都易溶解。
除Li盐和极少数大阴离子组成的盐以外，例如LiF、Li2CO3、Li3PO4、Na[Sb(OH)6]、NaZn(UO2)3(CH3COO)9·6H2O等均难溶。
③热稳定性均很高，但Li2CO3和硝酸盐除外，它们加热会分解：④易形成复盐。
光卤石类通式：M+Cl·MgCl2·6H2O〔M+=K+，Rb+，Cs+〕矾类通式：M2SO4·MgSO4·6H2O〔M+=K+，Rb+，Cs+〕2、碱土金属盐类其溶解度与碱金属盐有些差异。
它们的碳酸盐、磷酸盐和草酸盐均难溶。
BaSO4、BaCrO4的溶解度亦很小。
它们的碳酸盐在常温下均较稳定〔BeCO3例外〕，但加热可分解。
热稳定性由Mg到Ba顺序增强。
三、p区元素〔一〕卤族元素1、通性〔1〕外层电子构造ns2np5，很容易得到一个电子呈八电子稳定构造，所以卤族元素显强氧化性。
〔2〕氧化才能F2＞Cl2＞Br2＞I2F2、Cl2可与所有金属作用，Br2、I2可与除贵金属外所有金属作用。
F2是最强的氧化剂，能与稀有气体反响生成XeF2、XeF4、XeOF4；与水猛烈反响放出O2。
〔3〕化合价：由卤素电子层构造ns2np5决定，除了易获得一个电子显–1价外，氯、溴、碘的原子最外层电子构造中存在空的nd轨道，当这些元素与电负性更大的元素化合时，它们的nd轨道可以参加成键，原来成对的p电子拆开进入nd轨道中，因此这些元素可以表现更高的氧化态+1、+3、+5、+7。
这一类化合物主要是卤素含氧化合物和卤素互化物，主要形成一一共价键。
氟原子外层电子构造是2s22p5，价电子是在L层上，没有空d轨道，而且F的电负性最大，仅显+1价。
2、卤化氢制备：在实验室里由浓H2SO4与NaCl作用制得少量HCl。
而HBr、HI不能由浓H2SO4与NaBr、NaI作用制得，这是因为浓H2SO4对所生成的HBr及HI有氧化作用，使其中一部分被氧化成单质Br2及I2析出。
H2SO4(浓)+2HBr=Br2+SO2+2H2OH2SO4(浓)+8HI=4I2+H2S+4H2O可由H3PO4代替H2SO4制备HBr、HI，防止以上氧化作用。
性质：HF最稳定，高温下不分解，而HI在300℃即大量分解为I2与H2。
HF有强腐蚀性，并能腐蚀玻璃。
SiO2+4HF=SiF4+2H2O△Go=–7kJ·mol－13、卤化物及多卤化物〔1〕氯化物AgCl、Hg2Cl2、PbCl2，CuCl难溶于水，其它易溶于水。
〔2〕由于氟的氧化性强，元素在氮化物中可呈高氧化态。
例如一般卤素银盐为AgX，但有AgF2存在。
由于碘离子复原性强，碘化物中元素呈低价氧化态，如FeI2较稳定。
〔3〕卤化物可和一样或者者不一样的卤素分子形成多卤化物，最常见的多卤化物是KI3，是由I2溶于KI中形成。
多卤化物所含的卤素可以是一种，也可以是两种或者者三种，如RbBrCl2、CsBrICl。
只有半径大，电荷少的金属离子适于形成多卤化物。
4、卤素的含氧酸卤素的含氧酸以氯的含氧酸最为重要。
因素含氧酸和含氧酸盐的许多重要性质，如酸性、氧化性、热稳定性、阴离子碱的强度等都随分子中氧原子数的改变而呈规律性的变化。
以氯的含氧酸和含氧酸盐为代表将这些规律总结在表中。
卤素含氧酸及其盐的稳定性与它们的氧化才能有相应的关系。
稳定性较差，氧化才能较强。
反之，稳定性高的氧化才能就弱。
〔二〕氧族元素1、通性〔1〕价电子层构造ns2np4，氧化态–2、+2、+4、+6，氧仅显–2价〔除H2O2及OF2外〕。
〔2〕氧族元素原子最外层6个电子，因此它们是非金属〔钋除外〕，但不及卤素活泼。
〔3〕随着原子序数增大，非金属性减弱，氧硫是非金属、硒、碲是半金属，钋是典型金属。
氧的电负性最高，仅次于氟，所以性质非常活泼，与卤族元素较为相似。
2、过氧化氢制备：电解60％H2SO4溶液，减压蒸馏得H2S2O8，水解可得H2O2。
H2S2O8+2H2O=2H2SO4+H2O2↑性质：①不稳定性：H2O2=H2O+1/2O2〔光照及少量金属离子存在都能促进分解〕②氧化复原性：由于H2O2氧化数处于中间，所以既显氧化性又显复原性，以氧化性为主。
③弱酸性：H2O2+Ba(OH)2=BaO2+2H2O3、硫化氢和硫化物〔1〕硫化氢制备：FeS+2HCl=FeCl2+H2SH2S是一种有毒气体，需在通风橱中制备。
实验室中以硫代乙酰胺水解产生H2S。
CH3CSNH2+2H2O=CH3COONH4+H2S性质：①复原性。
硫化氢水溶液不能长久保存，可被空气中的氧气氧化析出S。
②沉淀剂。
由于大多数金属硫化物不溶于水，在定性分析中，以H2S作为别离溶液中阳离子的沉淀剂。
检验：以Pb(Ac)2试纸检验，H2S使试纸变黑：H2S+Pd(Ac)2=PdS+2HAc〔2〕硫化物为什么大多数金属硫化物难溶于水，从构造观点来看，由于S2－变形性大，假设阳离子的外电子构型是18、18+2或者者8~18电子构型，由于它们的极化才能大，变形性也大，与硫离子间有强烈的互相极化作用，由离子键向一一共价键过渡，因此生成难溶的有色硫化物。