第二节 元素周期律和元素周期表
【课标要求】
1、能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。
2、能描述元素周期表的结构，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。
【教材内容展现】
采用归纳总结的方法引导学生探索元素的性质（元素原子最外层电子排布、原子半径以及主要化合价、原子得失电子能力）和原子结构的关系从而归纳出元素周期律，揭示元素周期律的实质
在元素周期律的基础上引导他们发现周期表中元素排布的规律，认识元素周期表的结构，了解同周期、同主族元素原子结构的特点，为下一节学习同周期元素性质的递变规律，预测同主族元素的性质奠定基础
以铁元素为例，展示了元素周期表中能提供的有关元素的信息和金属与非金属的分区
以IIA族、VA族、过渡元素为例分析了同族元素结构与性质的相似点
【知识框架】
【新教材的主要特点】
新教材通过对元素周期律的初探，利用图表（直方图、折线图）等方法分析、处理数据，增强了教材的启发性和探究性，注重学生的能力培养，如作图、处理数据能力、总结概括的能力，以及利用数据得出结论的意识。
【教学建议】
1、 课本P12的三个图像，一定要求学生自己完成，体会横纵坐标及曲线的走向，这是学生第一次做化学图像，从数据到图像，再从图像到数据，培养学生分析数据，处理数据获得有用信息的能力，耗费些时间也值。
2、补充焰色反应的实验
第一课时 元素周期律
【学习目标】了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律。
【课前预习区】
1、在空白处补充13—18号元素原子的原子结构示意图
H He Li Be B C
N O F Ne Na Mg
Al Si p S Cl Ar
2、根据你自学所得，元素周期性变化的实质是什么？
【课堂互动区】
[活动探究1]
以原子序数为横坐标，最外层电子数为纵坐标，绘出1—18号元素的柱状图。
通过以上回顾和探究，讨论问题组一，将结果填入表1
问题组一：
1、分析1—18号原子的核外电子层数、最外层电子数的变化。
2、请用一句话描述原子最外层电子排布的整体变化情况。通常我们怎样称呼这种变化？
表1 核外电子排布的变化规律
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
3～10
11～18
描述：规律：随着原子序数的递增，元素的最外层电子数呈现 变化
[思考]原子核外电子的周期性变化，会引起元素在哪些方面也呈现出相应的周期性变化？
[知识回顾]根据所学知识完成下表
元素符号 H He
最高正价
最低负价 —
元素符号 Li Be B C N O F Ne
最高正价 — —
最低负价 — — —
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
最高正价
最低负价 — — —
注：对于稀有气体填写常见化合价
[活动探究2]讨论问题组二，并将结果填入表2
问题组二
1、分析1—18号元素最高正价和最低负价的变化。
2、预测1—18号以后的元素化合价变化情况，从而描述出元素的最高正价和最低负价的整体变化情况。
3、总结出规律。
原子序数 化合价的变化
描述： 规律：随着原子序数的递增，元素化合价呈现 变化。
表2 元素化合价的变化规律
[问题组三]1、同种元素的最高正价和最低负价有何关联？
2、观察金属元素的化合价有何共性
3、“除稀有气体外，非金属元素既有正价又有负价”。这种说法正确吗？
[规律总结]
[反馈练习1] 某非金属元素气态氢化物的分子式为H2R,该元素的最高价氧化物的分子式为________.
[活动探究3] 关于原子半径大小的探究
[问题组四]
①分别画出O原子和S原子的原子结构示意图
②比较二者结构的相同点和不同点
③比较两原子 的半径大小
④总结规律___________________________________
[问题组五]
①分别画出Na原子和Mg原子的原子结构示意图
②比较二者结构的相同点和不同点
③比较二者原子 的半径大小
④总结规律___________________________________
[观察与思考]根据上述探究及原子半径变化的球形比例图，完成下表
表3 原子半径的变化规律
原子序数 原子半径的变化
描述：规律：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 变化
[反馈练习2]下列元素的原子半径依次减小的是 （ ）
A. Na、Mg、Al B. O、 N、F C. P、Si、Al D. C、Si、P
探究：半径大小比较，r(Na) r(Na+)，r(Cl) r(Cl-), 进一步总结粒子半径大小的判断规律。
【探究练习】下列微粒半径之比大于1的是 ( )
A．r(K+)/r(K) B．r(Ca)/r(Mg) C．r(S)/r(P) D．r(Cl)/r(Cl－)
[规律总结] 随着原子序数的递增，
1、____________________________呈现周期性变化
2、_______________ __呈现周期性变化
3、____________ ______呈现周期性变化
[规律总结]
1、 __________________________________________——元素周期律
2、元素性质的周期性变化是_____________________的周期性变化的必然结果
——元素周期律的实质
[反馈练习3]
①元素性质呈现周期性变化的基本原因是 ( )
A．元素的原子量逐渐增大 B．核外电子排布呈周期性变化
C．核电荷数逐渐增大 D．元素化合价呈周期性变化
②原子序数11～17号的元素，随核电荷数的递增而逐渐变小的是 ( )
A．电子层数 B．最外层电子数 C．原子半径 D．元素最高化合价
[本节小结]
【课后巩固区】
1、下列元素原子半径最大的是 （ ）
A、Li B、F C、Na D、Cl
2．下列递变情况不正确的是 （ ）
A、Na、Mg、Al最外层电子数依次增多
B、P、S、Cl最高正价依次升高
C、C、N、O最低负价的绝对值依次增大
D、Li、Na、K原子半径依次增大
3、原子半径由小到大，且最高正价依次降低的是 ( )
A. Al、Mg、Na B. N、O、F C. Ar、Cl、S D. Cl、P、Si
4、以下说法正确的是 （ ）
A. 核电荷数越大，原子半径越大 B. 核电荷数越大，原子半径越小
C. 电子层多一层的元素的原子半径一定比电子层少一层的元素的原子半径大
D、电子层数相同的元素原子(稀有气体除外)其半径随原子序数的递增而减小
5、有A、B、C、D四种元素，最高正价依次为+1、+4、+5、+7，其核电荷数按B、C、D、A顺序增大。已知B的次外层电子数为2，C、D、A原子次外层电子数均为8，C、D原子的电子层数相同，A原子的核外电子数不超过20，
则A为 （填写元素名称，以下要求相同），
B为 ，C为 ，D为
第二课时
【课前预习区】
1、元素可分为：金属和非金属两类。在元素周期表中，沿着 、 、 、 、 与 、 、 、 的交界处画一条虚线，虚线左侧为金属，右侧为非金属。
2、元素周期表对周期的规定为： ，共有 个周期；
对族的规定为： 。共有 个族。族符号依次为： 。
3、希有气体元素包括： 。
其核电荷数依次为： 。
试一试：画出铷、溴的原子结构示意图：
【课堂互动区】
二、元素周期表的结构
1、从周期表中获取元素信息
思考：通过周期表，我们还可以了解元素的哪些信息？
( )---26 Fe——（ ）
（1） 铁——（ ） （2）列出溴元素的相关信息
55.85——（ ）
2、元素周期表的结构
【问题组1】
你知道周期表中，周期划分的依据是什么？有几个周期？
分析第二、第三周期元素，你认为元素周期表中位于同一周期的元素的原子结构有什么相同之处？它们是怎样递变的？
【知识归纳】
1、
类别 周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数
短周期 1 H～He 2 1
2
3
长周期 4
5
6
不完全周期 7 Fr～112
归纳： 组成： 个周期： 长 短 未完
每一周期都是以 元素开始到 ，最后以稀有气体元素结束。
最外层电子数由 到 。周期序数= 数
【问题组2】
你知道周期表中，族划分的依据是什么？有几个族？符号依次为？
分析第一列和第十七列元素，你认为元素周期表中位于同一列的元素的原子结构有什么相同之处？它们又是怎样递变的？
2、
类别 主族 副族 第Ⅷ族 0族
定义 由 和 元素共同构成的族。 由 元素组成的族。 - -
原子结构 最外电子数 至 个 最外层电子数为 个或 个
表示
纵行数
归纳：（1）周期表中共有 个纵行， 个族。
（2）族分为 族和 族。分别用A、B表示。
主族的序数 = 数 = 数
【规律总结】由原子序数确定元素位置。
周期： 一 二 三 四 五 六 七
元素种类： 2 8 8 18 18 32 26
零族： 2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 86Rn
【学以致用】
（1）找出下列元素在周期表中的位置
H Cl Ca I Fe
（2）推算原子序数为13、34、53、88的元素在周期表中的位置。
（3）在下表中，注明周期、族序数、金属非金属分界线。
【课后巩固区】
1、在周期表中，第三、四、五、六周期元素的数目分别是 ( )
A．8、18、32、32 B．8、18、18、32
C．8、18、18、18 D．8、8、18、18
2、X+离子的核外电子排布为2、8、8，则X在周期表中的位置是 ( )
A．第3周期零族 B．第4周期IA族
C．第3周期IA族 D．第4周期ⅣA族
3、下列各组指定原子序数的元素, 不能形成AB2型化合物的是 ( )
A .6和8 B .16和8 C. 12和9 D .11和6
4、某元素X，它的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍，则X在周期表中位于( )
A.第二周期 B.第三周期 C.ⅣA族 D.ⅤA族
5、 X、Y、Z三种元素在周期表中，X、Y同主族，Y和Z同周期，它们的原子的最外层电子数之和为16，则这三种元素可能是( )
A、Na、K、Ca B、N、P、S C、F、Cl、S D、O、S、Cl
6、在所有族中，元素最多的族 共有 种元素
7、原子序数为３４的元素位于（ ）周期，（ ）族，属于（ ）类单质；原子序数为５６位于（ ）周期，（ ）族，属于（ ）类单质。
8、下列为1-18号元素的几种不同格式的元素周期表，请分别说一说各种不同的排列方式的依据。指出哪一种更加合理。
表一
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
表二
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
表三
H
He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
表四
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
第三课时 认识元素周期表中的其他元素+习题处理
【课前预习区】
1、ⅠA族元素的名称和符号为： ；
ⅡA族元素的名称和符号为： ；
ⅤA族元素的名称和符号为： ；
ⅦA族元素的名称和符号为： 。
2、画出所有希有气体元素的原子结构示意图：
【课堂互动区】
三、认识元素周期表中的重要元素
1、认识主族元素：
【问题组1】
1、写出第ⅠA族、第ⅢA族元素的名称和符号及核电荷数。
2、第IIA族元素全部为金属，一般称为？包括哪些元素，写出其元素名称和元素符号。
3、前面我们已经学习了钠、铁、镁、铝四种金属，你能推测出第IIA族元素的物理性质吗？
4、根据第IIA族元素的族序数，你预测它们的化学性质为 性。它们在自然界中应该以 态存在，为什么？
第IIA族元素的名称、符号及其共同性质：
元素名称
元素符号
本族元素性质
【演示实验】氯化钙、硝酸钡分别放在玻璃燃烧匙中灼烧
现象：
【小结】
焰色反应： ，本质为物理变化，可用于金属元素的鉴别。
2、Na、K的焰色分别为： 、 。
【问题组2】
1、写出第ⅣA族、第ⅥA族、第ⅦA族元素的名称和符号及核电荷数。
2、第ⅤA族元素包括哪些元素？写出其元素名称和元素符号。其中有几种金属？几种非金属？
3、根据第ⅤA族元素的族序数，你预测其中的非金属有哪些化学性质？它们在自然界中应该以 态存在，为什么？
【小结】
第VA族元素从非金属过渡到金属，N、P、As为非金属，Sb、Bi为金属。
【问题组3】
过渡元素包括哪些族？共有多少种？都属于哪类元素？（金属/非金属）
大部分过渡元素的单质具有的物理通性有哪些？
【小结】
1、过渡元素位置：第3列到第12列，共68种元素。
2、熟悉的元素：金（Au）、银（Ag）、铜（Cu）、铁（Fe），硬而有光泽，金、银单质性质稳定。
【课后巩固区】
1、国际无机化学命名委员会在1989年做出决定，把长式周期表原先的主、副族及族号取消，由左至右改为18列，碱金属为第一列，稀有气体为第18列．按这个规定，下列说法中不正确的是 ( )
第2列中肯定没有非金属 B、第三列中元素的种类最多
C．第17列的第一种元素对应最高价氧化物的水化物是最强的含氧酸
D．第15列元素的氢化物组成通式可用RH3表示
2、镭是元素周期表中第ⅡA族元素，下列关于镭的叙述不正确的是 ( )
A．镭比钙的金属性更强 B．在化合物中是+2价
C．镭是一种放射性元素 D．氢氧化镭呈两性
3、0.75摩尔RO32-共有30摩尔电子，则R在周期表中位置是（ ）
A、第二周期 B、第三周期 C、 第IVA族 D、第VIA族
4、若短周期中的两种元素可以形成原子个数比为2：3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是（ ）
A、1 B、3 C. 5 D. 6
5、在元素周期表中，金属元素与非金属元素分界线附近，能找到 （ ）
制半导体材料的元素 B、制农药的元素
C 、制催化剂的元素 D、制耐高温合金的元素
6、
（1）上表中的实线是元素周期表部分边界，请在表中用实线补全元素周期表边界。
（2）元素周期表体现了元素周期律，元素周期律的本质是 的
周期性变化，元素甲是第三周期VIA族元素，画出元素甲的原子结构示意图
（3）元素丙是地壳中含量最多的金属元素，则丙原子半径与甲原子半径比较 >
(用元素符号表示)。
周期表的
周期
原子最外电子排布变化
归纳出
周期表的
族
表现为
元素周期表
元素周期律
原子半径变化
认识IIA VA过渡元素
元素化合价
变化
_
10
_
11
_
12
_
13
_
14
_
15
_
16
_
17
_
18
_
原子序数
_
最外层电子数
_
O
_
1
_
2
_
3
_
4
_
5
_
6
_
7
_
8
_
9
_
1
_
2
_
3
_
4
_
5
_
6
_
7
_
8(共51张PPT)
第三节 元素周期表的应用
1871年,门捷列夫预言：一定存在一种元素，在元素周期表中它紧排在锌（Zn)的后面，处于铝(Al)和铟(In)之间。门捷列夫将其称为”类铝”，并预测了它的性质。4年以后，法国化学家布瓦博德朗(P.E.L.de Boisbaudran)发现了这种元素—镓(Ga)，并通过实验验证了门捷列夫的预言。你 知道门捷列夫是如何作出如此准确的预测的吗？你知道元素周期表中元素的性质呈现怎样的变化规律吗？
联 想 · 质 疑
交流研讨：
尝试根据元素原子结构的递变规律预测第三周期元素原子失电子能力或得电子能力的相对强弱。
第三周期元素
11钠 12镁 13铝 14硅 15磷 16硫 17氯 18氩
Na Mg Al Si P S Cl Ar
金属元素
非金属元素
稀有气体元素
失电子能力的强弱
得电子能力的强弱
方法导引
元素原子失电子能力的强弱，可以采用下列方法间接判断：
1、比较元素单质与水（或酸）反应 置换出氢的难易程度。置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强。
2、比较元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。一般说来，碱性越强，元素原子失电子的能力越强。
实验探究
钠、镁、铝失电子能力比较
试剂：
酚酞溶液，PH试纸，面积相同的镁条和铝条，MgCl2溶液，金属钠（切成小块），盐酸（1mol/L），NaOH溶液，AlCl3溶液，蒸馏水.
仪器：
烧杯，试管，玻璃片，酒精灯，试管夹。
实验内容 实验现象 结论
Na+H2O
Mg+H2O
Mg+HCl(aq)
Al+HCl(aq)
常温下,反应剧烈,酚酞变红
加热反应缓慢,酚酞变浅红色
反应剧烈生成大量气体
反应较剧烈,生成气体
失电子能力:
Na＞Mg
失电子能力:
Mg ＞Al
元素名称 钠(Na) 镁(Mg) 铝(Al)
最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱 NaOH＞Mg(OH)2 ＞Al(OH)3
强碱 中强碱 弱碱
实验结论:
失电子能力 钠＞镁＞铝
方法导引
元素原子得电子能力的强弱，可以采用下列方法间接判断：
1、元素单质与氢气化合的难易程度，一般说来，反应越容易进行，元素原子得电子的能力越强。
2、比较气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，元素原子得电子的能力越强。
3、比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。一般说来，酸性越强，元素原子得电子的能力越强。
元素名称（或符号） 硅（Si） 磷（P） 硫（S） 氯（Cl）
最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
生 成气态氢化物的难易
气态氢化物的稳定性
实验结论
H4SiO4 ＜ H3PO4 ＜ H2SO4 ＜ HClO4
弱酸 中强酸 强酸 最强酸
SiH4 PH3 H2S HCl
越来越易
SiH4 ＜ PH3 ＜ H2S ＜ HCl
得电子能力 硅＜磷＜硫＜氯
高温
加热
加热
点燃或光照
同周期元素性质的递变规律(从左到右)
(1)失电子能力逐渐减弱,得电子能力逐渐增强;
(2)最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱,酸性逐渐增强;
(3) 气态氢化物的稳定性逐渐增强;
在同一周期中，各元素原子的核外电子层数 ，但从左到右核电荷数依次 ，最外层电子数依次 ，原子半径逐渐 （稀有气体元素除外），
原子失电子能力逐渐 ，
得电子能力逐渐 。
练习：
相同
增大
增多
减小
减弱
增强
1、判断下列说法是否正确：
(1) C、N、O、F原子半径依次增大
(2) PH3、H2S、HCl 稳定性依次增强
(3) HClO比H2SO4酸性强。
(4)甲、乙两种非金属元素与金属钠反应时， 甲得电子的数目多，所以甲活泼。
错
对
错
错
2、已知X、Y、Z三种元素原子的电子层数相同，且原子序数XA、原子半径XB、得电子能力X、Y、Z逐渐减弱
C、最高价含氧酸酸性H3XO4D、气态氢化物的稳定性按照X、Y、Z顺序
减弱
C
作业：
1、预习第二部分：预测同主族元素的
性质。
2、完成课本第28页----第5题, 并思考：
判断元素原子失电子能力或者是得电
子能力的强弱还可以采用哪些方法。
氟 F 9
＋９
2 7
氯 Cl 17
＋17
2 8 7
溴 Br 35
碘 I 53
砹 At 85
＋35
2 8 18 7
＋53
2 8 18 18 7
＋85
2 8 18 32 18 7
卤素的原子结构
2、卤族元素—成盐元素
卤素原子结构有何相似点和不同点？由此推测它们化学性质有何相似性和递变性？
想一想
元素周期表的应用
(第二课时)
复习内容
在同一周期内，随着原子序数的递增，元素原子有什么变化规律？
在周期表中的变化规律
元素原子序数依次增加，原子半径逐渐减小
元素原子失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强
交流研讨
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？
同主族元素最外层电子数相同，化学性质相似；但从上到下，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吸引力减小，元素原子失电子能力增强，得电子的能力减弱。
表格
元素 氟（F） 氯（Cl） 溴（Br） 碘（I）
最外层电子数
最高化合价
最低化合价
气态氢化物
最高价含氧酸
7 7 7 7
0 +7 +7 +7
-1 -1 -1 -1
HF HCl HBr HI
无 HClO4 HBrO4 HIO4
名称 反应条件 方程式 氢化物稳定性
F2 冷暗处爆炸 H2+F2====2HF HF很稳定
Cl2 光照或点燃 H2+Cl2=====2HCl HCl稳定
Br2 高温 H2+Br2======2HBr HBr较不稳定
I2 高温、持续加热 H2+I2======2HI HI很不稳定
缓慢进行
1) 卤素与氢气的反应
表现为：
（1）卤素单质与H2化合的难易关系：F2 >Cl2> Br2> I 2
(2)卤化氢的稳定性关系：HF > HCl > HBr > HI
2、递变性
Br2＋ H2O=====HBr＋HBrO
反应越来越难以发生
2F2＋2H2O=====4HF＋O2 （特例）
Cl2 ＋H2O=====HCl＋HClO
2)卤素与水反应
通式：X2 ＋ H2O=====HX＋HXO（X:Cl、Br、I）
I2 ＋H2O=====HI＋HIO
卤素单质物理性质的递变
单质 色态 密度 熔点℃ 沸点℃
F2 淡黄绿色
气体 1.69g\L
(15℃) -219.6 -188.1
Cl2 黄绿色
气体 3.214 g\L
(0℃) -101 -34.6
Br2 深红棕色
液体 3.119 g\cm3
(20℃) -7.2 58.78
I2 紫黑色
固体 4.93 g\cm3 113.5 184.4
变化
规律
依次加深
依次升高
依次升高
依次升高
小结
对ⅦA族元素原子从上到下，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。其单质的熔、沸点在依次的增大。
对其它的主族而言适应吗？
预测金属钾的性质
观察钾元素在元素周期表中的位置，预测金属钾的性质，并与钠的性质进行比较。
钾元素位于元素周期表中第四周期，ⅠA族，与钠元素处于同一主族，并且，它应该比金属钠更容易失去电子，如果与水反应，应该更剧烈。
实验步骤
分别向两只培养皿中加水至其体积的1/2，然后分别加入绿豆大小的一块金属钾和金属钠，用表面皿盖在培养皿口上，注意观察反应的剧烈程度，记录所发生的现象。待冷却后，分别向两只培养皿中加入2~3滴酚酞，观察实验现象。
实验现象
钠跟水剧烈反应，钠浮在水的表面，并迅速的熔成一个闪亮的小球，在水面四处游动，发出“嘶嘶”声，但未见爆炸现象，加入酚酞后，溶液显红色。
2 Na+2H2O=2NaOH+H2↑
2K+2H2O=2KOH+H2↑
钾跟水反应更剧烈，钾浮在水的表面， 在水面四处游动，熔成一个闪亮的火球，发出紫色的火焰，并伴有轻微的爆炸现象，加入酚酞后，溶液显红色。
碱金属元素
6
55
铯
6
5
37
铷
5
4
19
钾
4
3
11
钠
3
1
2
3
锂
ⅠA
族
2
性质预测
最外层电子数
电子层数
核电荷数
元素
族
周期
①易失去最外层的1个电子，达稳定结构。最高正价是+1，对应的碱是ROH ，碱性强。
②随原子序数的递增，失电子的能力逐渐增强。ROH的碱性逐渐增强。
更为复杂
K2O、K2O2、KO2
Li2O
更为复杂
Na2O、Na2O2
Cs
K
Li
Rb
Na
反应程度
与O2反应
单质
越来越剧烈
碱金属与氧气反应比较
碱金属的物理性质
有何相似性和递变性？
碱金属的物理性质的比较
相
似
点
递变性
颜色
硬度
密度
熔沸点
导电导热性
密度变化
熔沸点变化
Li Na K Rb Cs
均为银白色（Cs略带金色）
柔软
较小
较低
强
逐渐增大（K特殊）
单质的熔沸点逐渐降低
总结
在同一主族内，元素原子最外层电子数相同，而原子核外最外层电子数又是决定元素性质的主要因素，所以同主族元素的性质相似。
又因为同主族元素原子的电子层数随着原子序数的增加而增加，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，所以同主族元素原子得电子的能力随着原子序数的增加而减小，失电子能力随着原子序数的增加而增加。
在周期表中元素原子的变化规律
元素原子序数依次增加，原子半径逐渐减小
元素原子失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强
原子序数递增原子半径增大
元素原子失电子能力增强，
元素原子得电子能力减弱。
随堂练习1
1 第四周期某主族元素的原子，它的最外电子层上有2个电子，下列关于此元素的叙述正确的是（ ）
A.原子半径比钾的原子半径大
B.氯化物难溶于水
C.原子半径比镁的原子半径大
D.碳酸盐难溶于水
2 下列各组中的性质比较正确的是（ ）
A.稳定性：NH3＜PH3 ＜ SiH4
B.酸性：HClO4 ＞H2SO4 ＞ H3PO4
C.碱性：KOH ＜ NaOH ＜ Mg(OH)2
D.还原性：F- ＞ Cl- ＞ Br-
C D
B
随堂练习2
3 下列氧化物按其形成的含氧酸酸性递增的顺序排列的是（ ）
A.SiO2 ＜ CO2 ＜ SO3 ＜ P2O5
B.SiO2 ＜ CO2 ＜ P2O5 ＜ SO3
C. CO2 ＜ SiO2 ＜ P2O5 ＜ SO3
D. CO2 ＜ P2O5 ＜ SO3＜ SiO2
B
作业：
课本26页“练习与活动”
2，题
27页1,2题
元素周期表的应用
(第三课时)
已知磷元素位于第3周期ⅤA族，
（1）画出磷的原子结构示意图；
（2）磷元素的最高化学价为 ，其氢化物的化学式为 。
【练习】
原子结构
表中位置
元素性质
原子序数= 核电荷数
周期数= 电子层数
主族序数=最外层电子数
同位－化学性质相同
周期表中元素位、构、性的关系
相似性（最外层电子数相同，化学性质相似）
递变性（从上至下，失电子能力增强，得电子能力减弱）
同周期
同主族
递变性（从左到右，失电子能力减弱，得电子能力增强）
电子层数相同
（主族）化合价
最外层电子数 = 最高正价
最外层电子数－8 = 负价
【训练】1、由A、B两种元素组成的化合物，如果A、B两种元素的原子最外层电子数分别是1和6，则化合物的化学式可能是（ ）。
A、AB2 B．A2B C、AB D、A2B2
2、有X、Y、Z三种元素，其中X、Y属于同一主族，加热时，其单质都能与氢气形成气态氢化物H2X，H2Y。常温下，X单质为气态，X与Y可形成两种化合物YX2和YX3，Y、Z均在X的下一周期，而Z可与X生成化合物Z2X和Z2X2。试写出：
（1）元素名称X 、Y 、Z ；
（2）化合物Z2X2与H2X反应的化学方程式 ；
（3）两个由X、Y、Z三种元素所组成物质的化学式 。
1
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
Po
At
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
最活泼
的金属
最活泼
的非金属
Fr
F
三 元素周期表
在生产实践中的应用
1寻找新材料
2 合成新农药
(1)在金属元素和非金属元素的交界处寻找半导体材料;
(2)在过渡元素中寻找催化剂
(3)在ⅢB到ⅣB的过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的材料,制造火箭、导弹、宇宙飞船。
(4 )利用元素周期表，还可寻找合适的超导材料，磁性材料等。
研究元素周期表右上角的元素，合成新农药。
3 地球上化学元素的分布与元素在周期表中的位置密切相关
（1）相对原子质量小的元素，地壳中含量多；相对原子质量大的元素，地壳中含量少。
（2）原子序数是偶数的元素在地壳中含量多，原子序数是奇数的元素在地壳中含量少。
（3）地球表面的元素多数呈现高价态，地层深处的元素多数处于低价态。
（4）碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集在岩石圈的上层。
（5）科学家把元素周期表分为十个区，同一区域里的元素往往是同生矿。
4 制冷剂——“氟利昂”的研制
制冷剂的寻找
1、砹是原子序数最大的卤族元素，推测砹和砹的化合物不可能具有的性质是（ ）。
A.砹是有色固体 B.砹易溶于有机溶剂
C.砹化氢很稳定 D.砹化银不溶于水
课堂练习
C
课堂练习
2、已知铍(Be)的原子序数为4。下列对铍及其化合物的叙述中，正确的是( )
A.铍的原子半径大于硼的原子半径
B.氯化铍化学式中铍原子的最外层电子数是8
C.氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱
D.单质铍跟冷水反应产生氢气
C
课本28页“本章自我评价”第4题
作业：
Ca
K
一 认识同周期元素性质的递变
原子半径的递变
元素化合价第一节 原子结构
【课标要求】
1．了解元素、核素、同位素及其之间的关系。
2．了解原子核外电子的排布。
【考纲要求】
1）了解原子构成，了解原 子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。了解核素、同位素。
2）了解原子核外电子的排布。
一．教学目标
知识与技能目标
1．引导学生认识原子核的结构，懂得质量数和X的含义，掌握构成原子的微粒间的关系；知道元素、核素、同位素的涵义；掌握核电荷数、质子数、中子数、质量数之间的相互关系。
2.引导学生了解原子核外电子的排布规律，使他们能画出1～18号元素的原子结构示意图；了解原子的最外层电子排布与元素的原子得、失电子能力和化合价的关系。
（二）过程与方法目标
通过对构成原子的微粒间的关系和氢元素核素等问题的探讨，培养学生分析、处理数据的能力，尝试运用比较、归纳等方法对信息进行加工。
(三)情感态度与价值观目标
1.通过构成物质的基本微粒的质量、电性的认识,了解微观世界的物质性,从而进一步认识物质世界的微观本质；通过原子中存在电性不同的两种微粒的关系，认识原子是矛盾的对立统一体。
2.通过人类探索原子结构的历史的介绍，使学生了解假说、模型等科学研究方法和科学研究的历程，培养他们的科学态度和科学精神，体验科学研究的艰辛与喜悦。
3.通过“化学与技术----放射性同位素与医疗”,引导学生关注化学知识在提高人类生活质量中所起的作用。
4.通过“未来的能源----核聚变能”,引导他们关注与化学有关的热点问题,形成可持续发展的思想。
二．教学重点、难点
（一）知识上重点、难点：构成原子的微粒间的关系和核外电子排布规律。
（二）方法上重点、难点：培养分析、处理数据的能力,尝试运用比较、归纳等方法对信息进行加工。了解假说、模型等科学研究方法和科学研究的历程。
三．教学方法
问题推进法、讨论法。
四．课时安排 2课时
五．教学建议
1、建议补充K、Ca的核外电子排布
2、注意识记稀有气体元素的核电荷数
3、建议引入卤素、碱金属各元素的核外电子排布
六．学案设计
第一课时
【课前预习区】
1、原子是化学变化中的最小微粒。那么原子能不能再分？构成原子的微粒有哪些？
2、原子中带正电荷的微粒是： ，带负电荷的微粒是： ，
微粒不带电，整个原子显电 性。
3、ZAX表示的含义是什么？
4、一种原子是否就是一种核素？
【课堂互动区】
【回顾】原子是化学变化中的最小微粒，那么原子能不能再分？原子是如何构成的呢
【知识梳理】
一、原子核 核素
1、原子的构成：
【问题组一】
1、在氢原子中各微粒数是多少，各微粒带什么电荷，之间存在着什么关系？为什么原子不带电？
【表1】
元素符号 质子数 中子数 核外电子数 符号
H
2、参考表2，讨论原子质量主要集中在哪些微粒上？
【表2】
微粒 电子 质子 中子
质量(kg) 9.109×10－31 1.673×10－27 1.675×10－27
相对质量 0.005484≈1/1836 1.007 1.008
3、填写表3并讨论原子的质量数和相对原子质量有什么关系？
【表3】
原子符号 质子数 中子数 质量数 相对原子质量
15.995
34.969
【知识梳理】
2、构成原子微粒间的两个关系：
电性关系： 原子
质量关系：
3.原子符号：
【小结】
一般用符号X的形式表示一个质量数为A、质子数为Z的原子，那么组成原子的粒子间的关系可以表达为:
原子X
【反馈练习一】填写表4
【表4】
符号 质子数 核外电子数 质量数 中子数
17 18 35
【拓展】电性关系：
阳离子
阴离子
【图片】三种不同的氢原子
【问题组2】
1、它们是不是同一种元素？决定元素种类的因素是什么？
2、它们是不是同一种原子？决定原子种类的因素是什么？
【知识梳理】
4、核素 同位素
元素：具有相同质子数(核电荷数)的同一类原子的总称。
核素：_________________________________________________________-
同位素：_____________________________________________________________。互为同位素的核素______性质几乎完全相同。
【用途】许多元素都有同位素， 目前发现112种元素，核素却有1800 余种。
氢元素当中的氘氚用来制造氢弹的原料，核素是核反应堆的燃料，核素在考古中用来推测遗体的存在年代；用于治疗癌症。
【课后巩固区】
1． 下列各组物质中，互为同位素的是
（A）O2、、O3 （B）H2、D2、T2
（C）H2O、D2O、 T2O （D）Ca 和 Ca
2．下列说法正确的是
（A）同种元素的质子数必定相同
（B）不同元素原子的质量数必定不同
（C）原子核都是由质子和中子构成的
（D）凡是核外电子数相同的微粒必定属于同一元素
3．某微粒用 表示，下列关于该微粒的叙述正确的是（ ）
A．所含质子数＝A－n B．所含中子数＝A－Z
C．所含电子数＝Z＋n D．质量数＝Z＋A
4．某元素的阳离子 ，核外共用x个电子，原子的质量数为A，则该元素原子里的中子数为（ ）
A． B． C． D．
5. 在①36Li ② 714N ③ 1123Na ④ 1224Mg ⑤ 37Li ⑥ 614C，几种核素中
1)（ ）和（ ）互为同位素
2) （ ）和（ ）质量数相等，但不能互称同位素
3) （ ）和（ ）中子数相等，但质子数不等，所以非同一种元素
第二课时
【课前预习区】
1、原子核外电子具有的能量是不同的。这些具有不同能量的电子在核外是怎样运动的？
2、核外电子运动的规律有哪些？
3、写出下列原子的结构示意图：
H、C、N、O、Na、Mg、Al、S、Cl
【课堂互动区】
【思考】核外电子是如何排布的？
【展示图片】
【知识梳理】
1、原子核外电子__________排布
2、电子层: 根据电子的能量差异和通常运动区域离核的远近不同，将能量不同的电子运动区域称为电子层
电子层序号n 1 2 3 4 5 6 7
电子层符号
电子能量 电子离核由 到 ，电子能量由 到
3、常用_______________来简明表示电子在原子核外的分层排布情况。以钠为例：
【思考】从钠的原子结构示意图及其性质分析，哪层电子的能量最高？为什么？
【资料】
核电荷数从1到18的元素的原子结构示意图和稀有气体元素的原子结构示意图：
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si p S Cl Ar
Kr Xe Rn
【问题组3】
根据以上资料分析讨论：
1、每层最多可以排布的电子数目？
2、最外层最多排布多少个电子？次外层（倒数第二层）最多排布多少个电子？
3、电子先在哪个电子层上排布？
【知识梳理】
4、核外电子排布的规律：“一低四不超”原理
1、每层最多容纳的电子数为_____________________；
1→ 2 → 3→ 4 → 5
____________________-
2、最外层电子数则不超过____个（第一层为最外层时,电子数不超过___个）。
3、次外层最多排_____个；倒数第三层最多排_____个
4、电子一般总是尽先排在能量______的电子层里，即最先排第____层，当第____层排满后，再排第_____层。这也称“能量最低原理”。
【注意】这几条规律是相互联系的，不能孤立理解，必须同时遵循这几条规律。
【反馈练习三】
1、根据核外电子排布的规律，请分别画出19号钾原子和16号硫离子的结构
示意图？
2 下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。
F- Si Mg
【问题组4】
讨论下列3个问题，并填写知识梳理
1.金属镁在化学反应中常表现出还原性，而氧气在化学反应中常表现出氧化性，你能用原子结构的知识对这一事实进行解释吗 那么决定化学性质的主要因素是什么？
2.金属元素原子最外层电子数、非金属元素原子最外层电子数一般是多少 与其化学性质有什么联系？
3.画出硫元素的原子结构示意图，思考硫元素的最高正价和最低负价各是多少？元素的化合价的数值与原子的电子层 结构特别是最外层电子数有什么关系
【知识梳理】
5、元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系:__________________________
(1)稀有气体的________性：稀有气体元素的原子最外层有____个电子（氦是2个电子），处于_____结构，因此化学性质_____，一般_____其他物质发生化学
反应。
(2)氧化性与还原性(一般规律)
【表5】
最外层电子数 得失电子趋势 元素的性质
金属元素
非金属元素
(3) 核外电子排布与化合价的关系：
最高正化合价＝_______________________（氧、氟除外）
|最低负化合价|＝____________________________
稀有气体元素的常见化合价______________
【概括与整合】
构成原子的各种微粒之间的关系及相关知识如下图所示。
原子核 （质子、中子）
原子结构
核外电子
【课后巩固区】
1、有以下一些微粒：①② ③ ④ ⑤
其中互为同位素的是 和
质量数相等但不能互为同位素的是 和
中子数相等，但质子数不等的是 和
2、A元素原子第三层上有6个电子，B元素原子的核外电子总数比A元素原子的少5个，
（1）画出A元素的原子结构示意图；
（2）A、B两元素形成化合物的化学式。
3．已知A2－、B－、C＋、D2＋、E3＋五种简单离子的核外电子数相等，与它们对应的原子的核电荷数由大到小的顺序是
4、现有 微粒结构示意图，试填表，当n取不同值时相对应的微粒名称和微粒符号。
n值
微粒名称
微粒符号
5． 下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒
6. 下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。
7．A、B两原子，A原子L层比B原子M层少3个电子，B原子L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，则A、B分别是 （ ）
A、 硅和钠 B、硼和氮 C、碳和氯 D、碳和铝
8．根据下列叙述，写出元素名称并画出原子结构示意图。
⑴A元素原子核外M层电子数是L层电子数的一半：
⑵B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍：
⑶C元素的次外层电子数是最外层电子数的1/4：
9．现有4种元素A、B、C、D，已知A-核外有18个电子；B原子最外层电子数比D原子核外电子数多2个，B原子比D原子多2个电子层；D+核外没有电子；C元素原子核外电子比B元素的原子核外电子多5个。（1）写出四种元素的名称和符号；（2）画出C、D原子及A-的结构示意图。
质子 ______
原子核
中子 ______
核外电子 ______
8O
16
8O
17
8O
18
电子层
Na
原子核
电子层上的
电子数
核电荷数第三节 元素周期表的应用
【教学目标】
1、以第三周期元素和IA族、ⅦA族元素为例，使学生掌握同周期元素、同主族元素性质的递变规律，并能运用原子结构的理论初步解释这些递变规律；了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者间的关系，并初步学会运用元素周期表。
2、通过“钠、镁、铝原子失电子能力的递变”“预测金属钾的性质”，等探究活动，培养学生的实验能力以及对实验结果的分析、处理、总结的能力；通过对“硅、磷、硫、氯原子得电子能力的递变” 探究，培养学生获取信息能力；通过利用原子结构的理论解释这些规律，培养学生的分析推理能力。
3、通过对“元素周期表在指导生产生活的作用”的学习，让学生领会到化学对个人生活和社会发展的贡献，培养学生将化学知识应用于生产生活实践的意识。
【教学重难点】
1、同周期、同主族元素性质的递变规律
2、“位、构、性”之间的关系。
【教学建议】
建议采用边讲边实验方法，让学生根据自己所设计方案开放性的探索
第一课时 认识同周期元素性质的递变规律
【课前预习区】
1、元素周期表共分为 个周期； 个主族。第三周期共 种元素，按原子序数递增顺序分别为 。它们最高价氧化物的化学式分别为 ；最高价氧化物水化物的化学式分别为 。
2、写出以下反应的化学方程式：
①Na与水的反应： ；
②Mg与盐酸的反应 ；
③Al与盐酸的反应 ；
④氢气与氯气的反应 。
3、第三周期元素原子核外电子排布规律为 。
根据这种电子排布规律预测第三周期元素原子得失电子能力相对强弱为
；其中 主要体现为得电子； 主要体现为失去电子， 性质稳定。
【课堂互动区】
一、认识同周期元素的递变规律：
（1）探究Na、Mg、Al元素失电子能力的递变
【比较元素失电子能力强弱的间接判断方法】
①
②
【实验探究】请根据所给试剂和仪器设计并完成实验，验证你对Na、Mg、Al三种元素失电子能力相对强弱的判断：
试剂：表面积相同的镁条和铝条、MgCl2溶液、金属钠（小块）、盐酸（1mol L－）、蒸馏水、NaOH溶液、AlCl3溶液
仪器：试管、表面皿、酒精灯、试管夹
实验方案设计：
实验记录：
实验内容 实验现象 结论
实验探究结论：
① 、 与水反应置换出水中氢的难易程度为 ，失电子能力强弱顺序为 ；
② 、 与酸反应置换出水中氢的难易程度为 ，失电子能力强弱顺序为 ；
③Al（OH）3为 ；Mg（OH）2为 ；NaOH为 。碱性强弱顺序为 ，可知失电子能力 > > .
由以上可知：Na、Mg、Al失电子能力由强到弱的顺序为 。
（2）比较硅、磷、硫、氯得电子能力的强弱
【比较元素得电子能力强弱的间接判断方法】
① ；
② 。
【阅读探究】阅读课本P21—P22获取证据，验证你对硅、磷、硫、氯得电子能力的强弱的预测（请分别用化学式表示）
①单质与氢气化合的难易程度 ；
②生成气态氢化物的稳定性强弱顺序为 ；
③最高价氧化物水化物酸性的强弱顺序为 ；
可知硅、磷、硫、氯得电子能力的强弱顺序为： ；
二、同周期元素递变规律
1、同周期元素原子 相同，但从左至右核电荷数 ，原子半径 ，原子失电子能力 ，得电子能力 。这种情况周而复始，体现了元素性质随原子序数递增呈现 变化。例如：第四周期也是自左至右，由 过渡到 ，再过渡到 ，最后是 。
2、同周期元素自左至右：最高正价 ，最低负价 ，最高价氧化物水化物 ，金属元素单质与水或酸反应 ，非金属元素与氢气反应 ，生成的气态氢化物 。
【课后巩固区】
还原性随原子序数的增加而增强的是（ ）
A Na、Mg、Al B Na、K、Rb
C P、S 、Cl D I- Br- Cl-
2 下列递变规律不正确的是( )
A Na Mg Al还原性依次减弱 B I2 Br2 Cl2氧化性依次增强
C C N O 原子半径依次减小 D P S Cl 最高正价依次升高
3、同一周期X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应水化物的酸性是：
HXO4 >H2YO4 >H3ZO4 ，则下列判断错误的是（ ）
A 原子半径：X > Y > Z B 气态氢化物的稳定性：HX > H2Y > ZH3
C 非金属性：X > Y > Z D 阴离子的还原性：Z3- > Y2- > X-
A元素的阳离子和B元素的阴离子具有相同的电子层结构。下列叙述正确的是（）
A 原子半径：A B C 原子最外层上电子数：B >A
D A的正价与B的负价的绝对值相等
5、已知元素X、Y的核电荷数分别是a和b，且它们的离子Xm+和Yn-的核外电子排布相同，则下列关系式中正确的是：
A、a=b+m+n B、a=b-m+n C、a=b+m-n D、a=b-m-n
6、下表是周期表中的一部分，根据A—I在周期表中的位置，用元素符号或化学式回答下列问题：
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 A
2 D E G I
3 B C F H
(1)表中元素，化学性质最不活泼的是 ，只有负价而无正价的是 ，氧化性最强的单质是 ，还原性最强的单质是 ；
(2)最高价氧化物的水化物碱性最强的是 ，酸性最强的是 ，呈两性的是 ；
(3)A分别与D、E、F、G、H形成的化合物中，最稳定的 ；
(4)在B、C、D、E、F、G、H中，原子半径最大的是 .
（5）A和E形成化合物的化学式 。
第二课时 预测同主族元素的性质
【课前预习区】
1、比较元素原子得电子能力强弱的间接判断方法有：
①
②
2、ⅦA族元素包括 ，试写出它们的原子结构示意图：
它们结构上相同点有？不同点有？
3、写出以前学习过的Cl2、Br2、I2化学性质的化学方程式或者离子方程式，并归纳它们性质上的相同点和不同点
4、回忆：金属钠的化学性质，并用化学方程式表示。
【课堂互动区】
一、预测同主族元素的性质：
1、归纳同主族元素性质的相似性和递变性
【问题组1】
在元素周期表中，第ⅦA族元素被称之为卤族元素。该主族元素原子核外电子排布有什么特点？
2、请预测该主族元素性质的相似性和递变性。
〔知识整理〕
（1）卤素性质的相似性和递变性
①相似性：
a。结构：原子的最外层都是 个电子，其它层为 结构。
b。性质：。卤素均为活泼的 元素；最高正价为 （F除外），最低负价
为 ；最高价氧化物对应水化物的化学式依次为： ，都显 性；都可形成形式为 的气态氢化物。
②递变性：
a。结构：从F到I，核外电子层数 ，原子半径 。
b。性质：从F到I，得电子能力 ，单质的氧化性 。
【交流讨论】
根据性质的递变性，说明卤素与氢气化合的越来越难、生成气态氢化物的稳定性减弱，以及它们对应最高价氧化物水化物的酸性逐渐减弱。
【问题组2】
1、钾和钠同属于第一主族的金属元素，预测其性质。
2、根据金属钾在周期表中的位置，依据元素周期律，K与水反应应当比Na ？
3、根据金属K、Na结构和性质的对比，归纳碱金属元素结构、性质上的相似性和递变性。
【实验验证】
分别向两只培养皿中加水至其容积的1/2，向其中加入绿豆粒大小的金属钾和钠，迅速用玻璃片盖好，观察。
记录K与水反应的实验现象。写出反应的化学方程式。
（2）碱金属性质的相似性和递变性
〔知识整理〕
①金属钾的性质
a。物理性质：
b。化学性质：
a。碱金属元素的相似性：
结构上：
性质上：
b。碱金属元素的递变性：
结构上：
性质上：
【交流讨论】
根据性质的递变性，说明碱金属与水、氧气反应越来越剧烈，以及它们对应最高价氧化物水化物的碱性逐渐增强。
二、同主族元素性质归纳
【交流归纳】
1、同主族元素最外层电子数、电子层数、原子半径、得电子能力、失电子能力的递变规律？
2、同主族元素自上而下最高正价、最高价氧化物水化物、金属元素单质与水或酸反应、非金属元素与氢气反应、生成的气态氢化物的情况。
〔知识整理〕
1、同主族元素最外层电子数 。自上而下，电子层数 ，原子半径 ，得电子能力 ，失电子能力 。
2、同主族元素自上而下：最高正价 ，最高价氧化物水化物 ，金属元素单质与水或酸反应 ，非金属元素与氢气反应 ，生成的气态氢化物 。
【学以致用】试根据S硫元素的性质预测硒元素及其对应化合物的性质
【内容整合】
1、完成下表：总结元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律。描述箭头指向的含义以及图中虚线的含义
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 稀有气体元素
2 B
3 Al Si
4 Ge As
5 Sb Te
6 Po At
7
（1）从原子结构角度分析，元素的性质为什么呈现上述递变规律？
（2）怎样根据元素在周期表中的位置，预测它的性质？
（3）总结元素在周期表中其“位置”、“结构”、“性质”三者之间的关系。
2、元素周期表的意义：
阅读教材P24最后三段，和P25历史回眸，总结元素周期表在哲学、自然科学和实际应用的重要价值，并举例说明之。
【课后巩固区】
1、(2006江苏卷9).X、Y、Z是3种短周期元素，其中X、Y位于同一主族，Y、Z处于同一周期。X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。Z原子的核外电子数比Y原子少1。下列说法正确的是
A.元素非金属性由弱到强的顺序为Z＜Y＜X
B.Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4
C.3种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定
D.原子半径由大到小的顺序为Z＞Y＞X
2、下表是元素周期表的一部分，回答下列问题：
（1）写出①、②两种元素的名称__ ， __。（2）写出⑧、⑨两种元素的符号_ ____。
（3）在这些元素中，____是最活泼的金属元素；____是最活泼的非金属元素；____是最不活泼的元素。（用元素符号填写）
（4）这些元素的最高价氧化物对应水化物中最强的酸是________；最强的碱是________；两性氢氧化物是______。（填化学式）
（5）从⑤到的元素中，________原子半径最小。（用元素符号填写）
（6）比较⑤与⑥的化学性质，________（用元素符号填写）更活泼，试用实验证明此现象（简述操作、现象和结论）_________________________________________________
3、镭是元素周期表中第ⅡA族元素，下列关于镭的叙述不正确的是 ( )
A．镭比钙的金属性更强 B．在化合物中是+2价
C．镭是一种放射性元素 D．氢氧化镭呈两性
4、下列各组中的性质比较中，不正确的是 （ ）
A酸性 HClO4＞HBrO4＞HIO4 B碱性 Ba（OH）2＞Ca（OH）2＞Mg（OH）2
C还原性 F-＞Cl-＞Br- D稳定性 HCl＞H2S＞PH3
5、可用来判断金属性强弱的依据是 （ ）
A、原子电子层数的多少 B、最外层电子数的多少
C、最高价氧化物的水化物的碱性强弱 D、等物质的量的金属置换氢气的多少
6、0.75摩尔RO32-共有30摩尔电子，则R在周期表中位置是（ ）
A、第二周期 B、第三周期 C、 第IVA族 D、第VIA族
7、若短周期中的两种元素可以形成原子个数比为2：3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是（ ）
A、1 B、3 C. 5 D. 6
8、在元素周期表中，金属元素与非金属元素分界线附近，能找到 （ ）
制半导体材料的元素 B、制农药的元素
C 、制催化剂的元素 D、制耐高温合金的元素
9、同一周期X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应水化物的酸性是HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列判断错误的是 ( )
A、原子半径X>Y>Z B、气态氢化物的稳定性HX>H2Y>ZH3
C、非金属性X>Y>Z D、阴离子的还原性Z3－>Y2－>X－
10、 短周期中三元素a、b、c在周期表中的位置如图，下列有关这三种元素的叙述正确的是：
a
b
c
A．a是一种活泼的非金属元素
B．c的最高价氧化物的水化物是一种弱酸
C．b的氢化物很稳定
D．b元素的最高化合物为＋7价。
11、元素周期表的一部分，按要求完成各小题。
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 0
2 ⑥ ⑦ ⑾
3 ① ③ ⑤ ⑧ ⑩
4 ② ④ ⑨
(1)、化学性质最不活泼的元素 ，（填元编号，下同），非金属性最强的元素是 。金属性最强的单质与水反应的离子方程式为 （2）、①③⑤三种元素的最高价氧化物水化物中，碱性最强的 。
（3）、①③⑤三种元素的原子半径由大到小的顺序为
（4）、某元素的最高价氧化物的水化物既能与酸反应生成盐和水又能与碱反应生成盐与水，该元素为 。在两种盐中该元素的化合价为 ，该元素的最高价氧化物和盐酸反应的化学方程式为 ，向该元素和⑧号元素组成的化合物溶液中，缓缓滴加NaOH至过量，现象为
12、（07海南卷13）下表为元素周期表的一部分，请回答有关问题：
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 0
2 ① ②
3 ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧
4 ⑨ ⑩
（1）⑤和⑧的元素符号是 和 ；
（2）表中最活泼的金属是 ，非金属最强的元素是 ；（填写元素符号）
（3）表中能形成两性氢氧化物的元素是 ，分别写出该元素的氢氧化物与⑥、⑨最高价氧化物的水化物反应的化学方程式： ， ；
（4）请设计一个实验方案，比较⑦、⑩单质氧化性的强弱：
.
13、
（1）上表中的实线是元素周期表部分边界，请在表中用实线补全元素周期表边界。
（2）元素周期表体现了元素周期律，元素周期律的本质是 的
周期性变化，元素甲是第三周期VIA族元素，画出元素甲的原子结构示意图
（3）元素乙的原子最外层电子数是内层电子数的2倍，甲、乙的最高价氧化物对应的水化物中酸性较强的是 （填化学式），写出可以验证该结论的一个离子反应方程式：
（4）元素丙是地壳中含量最多的金属元素，则丙原子半径与甲原子半径比较 >
(用元素符号表示)。
【规律总结】
位性关系：
元素及其化合物的性质（包括元素的金属性和非金属性，元素的化合价、元素原子半径大小）和元素在周期表中的位置的关系的规律
元素的化合价：
（1）主族族序数＝最外层电子数（即价电子数）＝最高正价数（O、F除外）；
（2）｜最高正价｜＋｜负价｜＝8；
（3）正负化合价代数和等于（即绝对值之差）
（4）“价奇序奇，价偶序偶”规律：奇数族元素一般具有奇数价，偶数族元素一般具有偶数价（N、Cl的偶数价氧化物除外）。
2、元素金属性非金属性强弱实验依据
金属性强弱实验依据
（1）常温下与水或酸反应的难易程度。与水或酸反应越容易，金属性越强。
（2）最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，对应元素的金属性越强。
（3）金属在金属活动性顺序表中的位置。越往前，金属性越强。
（4）金属间的置换反应。金属性强的金属能置换出金属性弱的金属。
（5）金属阳离子的氧化性强弱（极少数除外）。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性越弱。
非金属性强弱实验依据
（1）与H2化合的难易和气态氢化物的稳定性。与氢气反应条件越容易，氢化物越稳定，则对应元素的非金属性越强。
（2）最高价氧化物对应水化物的酸性强弱（F除外）。酸性越强，对应元素的非金属性越强。
（3）非金属之间的置换反应。非金属性强的单质能置换出非金属性弱的单质。
（4）非金属的简单阴离子还原性的强弱。阴离子还原性越强，对应非金属单质的氧化性越弱。
（5）与同一可变价金属反应，生成物中金属元素价态的高低。金属元素在该产物中价态越高，则说明该非金属元素的非金属性越强。
4、分界线规律：
位于金属与非金属之间的分界线，右上方的元素为非金属（周期表中的颜色为深绿色），在此可以找到制造农药的元素（如Cl、P等），左下方为金属元素（H除外），分界线两边的元素一般既有金属性，又有非金属性；能与酸和碱反应（如Be、Al等），还可找到制造半导体材料的元素（如Si、Ge等）。
对角线规则：
位于元素周期表中对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。包括以下两点内容：
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（都是金属或非金属）性质（金属性或非金属性）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．
族
周
期
