课件17张PPT。 卢瑟福所作α粒子
散射实验结果：联想质疑卢瑟福的α粒子散射实验：1、绝大多数α粒子
直线通过。
2、少数α粒子转向。
3、个别α粒子反弹。 1、原子的构成： 每一个质子带 电荷
相对质量约为 ，质子的数目决定
中子不带电，相对质量约为
围绕原子核作高速运动，每个电子带
原子 电荷。
相对质量为一个质子（中子）的 。
最外层电子数目决定 。
原子核 核外电子质子中子一个单位正电荷1元素的种类1一个单位负电荷1/1836元素的化学性质核电荷数＝质子数＝核外电子数原子的质量主要由质子和中子决定．质子和中子依靠—核力结合在一 起质量数：原子核中质子数和中子数之和。
质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
表示一个质量数为A、质子数为Z的原子原子核核外电子 个原子——元素符号质量数 —— 核电荷数 ——
（核内质子数）分析：a——代表质量数；
b——代表核电荷数；
c——代表离子的电荷数；
d——代表化合价值a b c d各代表什么拓展：请看下列表示 Z 决定元素种类知识应用：2、核素(1)元素:具有相同质子数(核电荷数)的同一类原子的总称(2)核素:具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子氢元素有三种核素: 氕 氘 氚
氟只有一种核素：氟(3)同位素:质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素互称为同位素三者关系:核素核素 ……元素(同位素)氢元素的三种核素同位素性质：a.同位素的化学性质相同，物理性质有一定差别。
b.天然存在的同一元素的各同位素所占的原子百分组成不变。
c.同位素分为稳定同位素和放射性同位素。
应用：
①金属探伤 ②消除静电 ③治疗肿瘤
④示踪原子，跟踪研究化学反应
⑤作核燃料 ⑥用14C考古 ⑦环保治污等具有一定质子数(核电荷数)的同一类原子的总称宏观概念，对同类原子而言，既有游离态又有化合态H、O具有相同数目的质子和一定数目的中子的一种原子微观概念，对某种元素的一种原子1 H、2 H、3 H+、 12 C、24 Mg不同核素质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素微观概念，同一种元素的不同核素,因同位素的存在而使原子种类多于元素种类1 H、2 H、3 H为H的同位素 同位素、元素、同素异形体的比较：核外电子分层排布电子按能量高低在核外分层排布。1、核外电子排 布 规 律⑶最外层电子数不超过8个电子（K层为最外层时，电子数不超过2个）。
K→ L → M→N → O → P2→ 8 →18→32→50→ 2n2二、核外电子排布⑴电子总是尽先排布在
能量最低的电子层里。⑵每个电子层最多只
能排布2n2个电子。 为了形象地表示原子的结构，人们就创造了“原子结构示意图”这种特殊的图形。+15第1层第2层第3层K层L层M层2852、原子结构示意图该电子
层上的
电子数电子层核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排布稀有气体元素原子电子层排布3.元素的化学性质、化合价与原子的
最外层电子排布密切相关3）非金属元素原子最外层电子数一般大于
或等于4，易获得电子而形成阴离子，
常见化合价为负价。（1）稀有气体最外层电子达到稳定结构，
其化学性质稳定；常见化合价为0价（2）金属元素原子最外层电子数一般小于4，
易失去而形成阳离子，常见化合价为正价。课堂练习1.下列原子结构示意图中,正确的是( )
2.某元素原子的原子核外有三个电子层,最外层有4个电子,该原子核内的质子数为( )
A.14 B.15 C.16 D.17BA3.根据下列叙述,写出元素名称并画出原子结构示意图。 （1）A元素原子核外M层电子数是L层电子数的1/2； （2）B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍； （3）C元素的次外层电子数是最外层电子数的1/4；ABC课件34张PPT。第二节
元素周期律和元素周期表第一课时 元素周期律画出1～18号元素的原子结构示意图。分析原子核外最外层电子排布随原子序数的递增有什么规律性的变化?柱状图链接１．原子核外最外层电子排布规律原子序数与原子半径折线图2、原子半径变化的规律性元素化合价与最外层电子排布的关系结论：随着原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性变化常见元素化合价的一般规律①1~20号元素中，除了O、F外，
元素的最高正价等于最外层电子数；
最低负价与最高正价的关系为：
最高正价+/最低负价/= 8｛②金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）； 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；
③氟无正价，氧无最高正价 。元素周期律元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化（1）最外层电子数排布：从1 → 8（H、He除外）（2）原子半径：大 → 小（除稀有气体外）（3）元素化合价：最高正价+1 → +7
最低负价-4 → -1
稀有气体为0讨论：引起元素性质周期性变化的原因？元素性质呈周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。元素周期律的实质：原子半径大小比较规律：变小增大⑴一般情况下，电子层数相同时，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐⑵一般情况下，最外层电子数相同时，随着核电荷数的递增， 原子半径逐渐（3)金属原子的半径大于相应金属的阳离子，非金属原子的半径小于相应非金属的 阴离子
如:r(Na)>r(Na+),r(Cl)
（4）电子层结构相同的阴、阳离子，核电荷数越多其离子半径越小 如:r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)练习：比较下列微粒的半径大小。１、Na 、 K 、 S 、 O 、 F
２、Na 、 Na+
３、Cl 、 Cl-
４、 Ca2+、 Cl-、 S2-r(K)>r(Na)>r(S)>r(O)>r(F)r(Na)>r(Na+)r(Cl)r(阳离子）
⑵再看质子数：质子数越多，半径越小。
r(同种元素的原子)第二课时 元素周期表一、元素周期表的编排原则：1、按原子序数递增顺序从左到右排列； 3、把最外层电子数相同的元素按电子层
数递增的顺序从上到下排列成纵行。2、将电子层数相同的元素排成一个横行； 1、具有相同的 数而又按照原子序数递 _____排列的一系列元素称为一个周期。 2、元素周期表里共有 个周期，其中有个__ 短周期， 个长周期；第一到第六周期各有 种元素 电子层增七332，8，8，18，18，32二、周期3、每一周期有什么特点？①周期序数和原子 数相同
②除第一周期外，每一周期的元素都是从 开始，逐渐过渡到卤族元素，最后以 结束。 电子层碱金属元素稀有气体元素1、周期表有 纵行，每一纵行称为一族。 2、主族元素的族序数后标 ，如
副族元素的族序数后标 ，如
3、在元素周期表里，有 个主族， 个
副族， 个Ⅷ族， 个零族。
4、主族元素的族序数等于原子的
数 18A ⅠA B ⅠB 7三、族7１最外层电子1IAIIAIIIAIVAV
AVIAVIIA0主族副族八族零族族的结构元素周期表的结构元素周期表结构周期：7个族：16个
（共18个纵列）短周期：第1、2、3周期，分别有2、8、8种元素长周期：第4、5、6周期，分别有18、18、32种元素不完全周期：第7周期，有20多种元素，排满应为32种元素主族：7个（ⅠA~Ⅶ A）副族：7个（ Ⅰ B~Ⅶ B）第Ⅷ族：1个（第8、9、10三个纵列）零族：1个（稀有气体）三长三短一不全七主七副一零一八七横十八纵焰色反应及其应用定义：某些金属或它们的化合物在灼烧时火焰呈现特征颜色的反应
Na:黄色
K：紫色（隔着蓝色的钴玻璃观察）知识支持碱土金属和氮族元素
副族和第八族练习：1、第三周期第IVA族的元素原子序数是：
2、Na元素的原子序数为11，相邻的同族元素的原子序数是：
3、短周期元素中，
族序数＝周期序数的元素有：
族序数等于周期序数2倍的元素有：
周期序数＝族序数2倍的有：143，19H，Be，AlC，SLi4、推算原子序数为6、13、8、17、16 的元素在周期表中的位置。23233IVAIIIAVIAVIIAVIA 原子结构与元素周期表的关系 ⑴电子层数=周期序数（电子层数决定周期数）⑵最外层电子数=主族序数=元素的最高正价⑶核内质子数=原子序数
=原子的核外电子数（质子数决定元素的种类） 你能理解“位(位置)——构(结构)——性(性质)”三者之间的关系吗？思考与交流元素“位—构—性”之间的关系结构位置性质决定决定反映反映判断元素，推出位置通过位置，运用递变规律推出元素周期表的分区说明1、请画出周期表中金属元素与非金属元素的分界线，说出分界线的形状。
2、想一想，你能根据元素名称说出常温下元素单质的状态吗？
如:氯,溴,碘,硫,氧,汞,铁,铜,锌找半导体：在“折线”附近 Si Ge Ga
找农药： 在磷附近 P As S Cl F
找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料：
过渡元素 Fe Ni Pt Pd Rh应用:小结：二、周期表的结构周期（横行）结构：族（纵行）结构：三长、三短、一不全。七主、七副、一零一八。三、原子结构与元素在周期表中位置的关系a.周期序数＝电子层数
b.主族序数＝最外层电子数一、元素周期律元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化课件19张PPT。第三节 元素周期表的应用巨野一中 闫秋霞第一课时一、认识同周期元素性质的递变规律金属性：元素失电子的能力非金属性：元素得电子的能力方法导引判断元素金属性强弱的方法判断元素非金属性强弱的方法3、非金属性强的可以置换非金属性弱的3、金属性强的可以置换金属性弱的钠、镁和水的反应 金属性
Na>Mg 向盛有已擦去表面氧化膜的镁条和铝片的试管中，各加入2mL 1mol/L的盐酸。镁、铝和盐酸的反应镁、铝和盐酸的反应 金属性
Mg > AlAl(OH)3两性氢氧化物冷水剧烈热水较快盐酸剧烈盐酸较快NaOH 强碱Mg(OH)2中强碱金属性 Na > Mg > Al高温光照或点燃爆炸化合磷蒸气加热阅读课本P21 根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律: Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 对其他周期元素性质进行研究,也可以得到类似的结论。元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。二、预测同主族元素的性质1、相似性
2、差异性和递变性F2 冷暗处爆炸 H2+F2====2HF HF很稳定 Cl2 光照 H2+Cl2=====2HCl HCl稳定Br2 高温 H2+Br2======2HBr HBr较不稳定I2 高温、持 H2+I2======2HI HI很不稳定
续加热 500℃光卤素与氢气的反应卤素单质间的置换反应 1. Cl2＋ 2Br－ ===== 2Cl－＋Br2
2. Cl2＋ 2I－ ===== 2Cl－＋I2
3. Br2+ ２I－ ===== ２Br－＋I2 思考：根据上述实验，排出Cl2、Br2、I2的氧化性强弱顺序及Ｃl－、Ｂr－、Ｉ－的还原性强弱顺序 氧化性：Cl2＞Br2＞I2
还原性：Ｉ－＞Ｂr－＞Ｃl－ 分析卤素原子的结构可知，卤素原子的性质具有相似性，根据 Cl2 与水的反应，写出其他卤素单质与水反应的化学方程式，并预测其与水反应程度的强弱。卤素与水的反应 X2＋ H2O=====HX＋HXO
（X=Cl、Br、I）反应越来越难以发生2F2＋2H2O=====4HF＋O2 （特例）Cl2 ＋H2O=====HCl＋HClO卤素与水的化学反应方程式相似性：活泼的非金属单质与金属反应，生成卤化物。 与氢气反应，生成卤化氢。与水反应与氢反应的能力渐弱氢化物的稳定性渐弱与水反应的能力渐弱结论:得电子能力渐弱,非金属性渐弱递变性：从上到下F2 Cl2 Br2 I2迅速反应但不如Na剧烈
剧烈反应
比Na更剧烈,并轻微爆炸
遇水爆炸
遇水爆炸不如Na剧烈生成Li2O
常温下生成Na2O加热时生成Na2O2
比Na反应更剧烈生成更复杂的氧化物
遇空气立即燃烧生成更复杂的氧化物遇空气立即燃烧生成更复杂的氧化物相似性：活泼的金属单质与水反应，生成碱和氢气。与氧气反应化学反应中通常表现+1价递变性：从上到下与水反应的能力渐强氧化物越来越复杂最高价氧化物对应的水化物碱性渐强Li Na K Rb Cs结论:失电子能力渐强,金属性渐强逐渐减小逐渐增大失电子由强→弱
得电子由弱→强失电子由弱→强
得电子由强→弱金属性减弱，
非金属性增强金属性增强，
非金属性减弱还原性减弱，氧化性增强还原性增强，氧化性减弱碱性减弱，酸性增强生成由难到易
稳定性增强
碱性增强，酸性减弱生成由易到难
稳定性减弱元素周期表及元素周期律 的三大意义 ⑴ 学习和研究化学的规律和工具 ⑵ 研究发现新物质 ⑶ 论证了量变引起质变的规律性 预言新元素，研究新农药，寻找新的半导体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料、寻找新的矿物质。课件16张PPT。第三节
元素周期表的应用类硅（锗）的发现 1886年由德国的温克勒在分析硫银锗矿中发现的，把它命名为Germanium以纪念他的祖国——德国（German）。元素符号为Ge。元素锗就是在1870年门捷列夫预言的基础上发现的。根据元素周期表预测新元素的存在方法导引：
元素金属性与非金属性强弱的判断方法元素的金属性：
元素原子失电子的能力。与失电子多少无关。元素的非金属性：
元素原子得电子的能力。与得电子多少无关。元素原子失电子
能力强弱判断方法比较元素单质跟水（或酸）反应，
置换出氢的难易程度。
反应越易发生，失电子能力越强。比较元素最高价氧化物对应水化物
的碱性强弱，
碱性越强，失电子能力越强。通过相互置换反应，若金属
X能将金属Y从它的盐溶液中置换
出来，则X失电子能力比Y强。元素原子得电子
能力强弱判断方法比较元素单质跟氢气化合的难易程
度及气态氢化物的稳定性，
反应越容易发生、气态氢化物越
稳定，得电子能力越强。比较元素最高价氧化物对应水化物
的酸性强弱，
酸性越强，得电子能力越强。通过相互置换反应，若非金属
X能将非金属Y从它的盐溶液中
置换出来，则X得电子能力比Y强。第三周期元素原子
得失电子能力递变规律的探究预测：Na Mg Al Si P S Cl1.实验: 钠、镁和水的反应失电子能力：
Na>MgP20 科学探究( 2) 向盛有已擦去表面氧化膜的镁条和铝片的试管中，各加入2mL 1mol/L的盐酸。观察: 镁、铝和盐酸的反应的现象镁、铝和盐酸的反应失电子能力
Mg > AlMg + 2HCl = MgCl2+H22Al + 6HCl = 2AlCl3+3H2有气泡放出,反应剧烈有气泡放出,反应较剧烈白色沉淀Mg(OH)2白色沉淀Al(OH)3沉淀溶解沉淀不溶解沉淀溶解沉淀溶解与冷水反应剧烈热水较快;
与盐酸剧烈与盐酸反应较快NaOHMg(OH)2Al(OH)3失电子能力 Na Mg Al强碱中强碱两性2.讨论: 失电子能力逐渐减弱高温光照或点燃爆炸化合磷蒸气加热
最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：
H4SiO4＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4
气态氢化物的稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl得电子能力Si P S Cl得电子能力逐渐增强稀有气体元素失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强同一周期,从左到右结论：总结:元素在周期表中的位置与性质的关系同周期：11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 从左往右，核电荷数递增,原子半径逐渐减小，核对核外电子的吸引能力逐渐增强失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强，金属性减弱, 非金属性增强。最高价氧化物的水化物碱性减弱, 酸性增强.气态氢化物稳定性逐渐增强结构位置性质课件35张PPT。第3节 元素周期表的应用
第1课时 认识同周期元素性质的递变规律1.以第3周期元素为例，掌握同周期元素性质的递变规律。
2．能运用原子结构理论初步解释同周期元素性质的递变规律。
3．了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者之间的关系。
4．初步学会运用元素周期表。一、钠、镁、铝三种元素失电子能力的比较
1.实验探究
(1)钠、镁与水反应的比较
两种金属置换出水中的氢的难易程度为_______, 失电子能力的强弱顺序为________。
(2)镁、铝与酸反应的比较
两种金属置换出酸中的氢的难易程度为_______, 失电子能力的强弱顺序为_______。
(3)镁、铝氢氧化物性质的比较
Al(OH)3为两性氢氧化物,Mg(OH)2为中强碱,碱性 ________>_______,故Mg的失电子能力强。Na>MgNa>MgMg>AlMg>AlMg(OH)2Al(OH)32.钠、镁、铝失电子能力的比较
钠、镁、铝失电子能力由强到弱的顺序依次为： ___________。
[开放探究] 1.元素原子得(失)电子数目越多, 得(失)电子能力越强吗？
提示： 元素原子得失电子能力只与得失电子 的难易程度有关,而与得失电子的数目无关。 例如,Na比Al易失电子,即Na的失电子能力强于 Al,但失电子数目Na比Al少；同理,得电子数目 N＞F,但得电子能力N＜F 。Na>Mg>Al二、硅、磷、硫、氯得电子能力的比较
1.单质与H2化合的难易程度为:___________。
2.生成气态氢化物的稳定性强弱顺序为： __________________。
3.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱顺序为： ____________________。
4.硅、磷、硫、氯得电子能力的强弱顺序为： __________。SiS>P>Si[开放探究] 2.请结合已有知识思考:同一周期中,非金属元素对应的所有含氧酸的酸性都随原子序数增大而增强吗？
提示: 不是。同一周期,随着原子序数递增,元素最高价氧化物对应的水化物(即最高价含氧酸)酸性逐渐增强,但低价的含氧酸没有此规律,如HClO是一种很弱的酸 。三、同周期元素的原子得失电子能力的变化规 律
1.规律
同周期由左到右,元素的原子得电子能力______, 失电子能力_____。增强减弱一、同周期元素原子结构与性质的递变规律(3)第3周期Si、P、S、Cl最高价氧化物的水化物的酸性名师点拨: 解答本题应抓住以下两点:
(1)根据最高价氧化物对应水化物的化学式标出中心元素的化合价。
(2)根据最高化合价确定X、Y、Z在元素周期表中的位置。答案: BD名师点睛: O、F两元素常见化合价无正价,最高正价≠最外层电子数,也无最高价氧化物及其水化物。基础训练，巩固提高解析: 本题中元素为同一周期,从左至右最外层电子数依次增加；而单质的活泼性分金属性与非金属性,单质氧化能力还与分子结构有关,如N2；由于F无正化合价,所以第2周期元素的最高化合价不符合W答案: B二、元素金属性和非金属性强弱的判断
1.判断元素金属性强弱
(1)在元素周期表中的相对位置,在周期表愈位于左下方的元素,其金属性就愈强。
(2)最高价氧化物的水化物的碱性愈强,金属性则愈强。
(3)单质与水或酸反应置换氢的难易,愈易则金属性愈强。
(4)单质与盐溶液的置换反应,强置换弱。
(5)根据元素阳离子的氧化性强弱,阳离子氧化性越强,则元素金属性越弱。如氧化性Na＋＜Cu2＋,则金属性Na＞Cu。2.判断元素非金属性强弱
(1)在元素周期表中的相对位置,在周期表右上方的元素非金属性较强。
(2)跟氢气形成气态氢化物的难易程度,愈易反应,非金属性愈强。
(3)气态氢化物的稳定性,稳定性愈高,非金属性愈强。
(4)最高价氧化物的水化物的酸性强弱,酸性愈强则非金属性愈强。
(5)置换反应,强置换弱。
(6)与同一种金属反应后金属价态的变化。例如:Fe与Cl2、S分别反应生成FeCl3、FeS,说明非金属性Cl＞S。
(7)元素阴离子还原性强弱,强则非金属性愈强。
(8)非金属原子结合相同数量的电子形成稳定结构,放出能量多的,元素非金属性强。基础训练，巩固提高名师点拨:答案: C解析: 根据非金属单质间的置换反应可说明M比N的非金属性强,故①对；根据得电子的难易程度可以说明M比N的非金属性强,故②对；根据单质与H2反应的难易程度可以说明M比N的非金属性强,故③对；根据气态氢化物的稳定性可以说明非金属性强弱,而不是根据气态氢化物水溶液的酸性,故④错；如果不是最高价氧化物水化物的酸性则不能说明非金属性的强弱,故⑤错；熔点属于物理性质,其高低与化学性质无关,故⑥错；综合分析应选A。
答案: A1.具有下列特征的原子,一定是非金属元素的是( )
A.对应氢氧化物是两性氢氧化物
B.具有负化合价
C.最高价氧化物对应的水化物是酸
D.具有可变化合价解析: 金属元素无负化合价。结合具体物质可知,Al(OH)3为两性氢氧化物,而Al为金属元素,HMnO4对应的Mn为金属元素,而Cu也存在＋1、＋2可变化合价,也不是非金属元素,从而排除A、C、D。
答案: B2.下列元素的单质中,最易跟氢气反应生成氢化物的是( )
A.硼 B.氮
C.氟 D.碳
解析: 推断已知元素与氢气化合的难易其实质是比较元素原子的得电子能力的强弱。根据同一周期从左到右元素的得电子能力逐渐增强知它们与氢气反应生成氢化物由易到难的顺序为F>N>C>B,即元素原子得电子能力越强,与氢气化合越容易。
答案: C3.按C、N、O、F的顺序,下列递变规律错误的是( )
A.原子半径逐渐减小
B.元素原子得电子能力逐渐增强
C.最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强
D.气态氢化物稳定性逐渐增强
解析: C、N、O、F属同一周期的元素,且原子序数依次增大,原子半径逐渐减小,得电子能力依次增强；气态氢化物稳定性依次增强；O、F无正价,也无最高价氧化物的水化物。
答案: C4.对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是(双选)( )
A.碱性:NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
B.原子半径:Na＜Mg＜Al
C.离子的氧化性:Na＋＜Mg2＋＜Al3＋
D.单质的还原性:Na＜Mg＜Al
解析: Na、Mg、Al是同一周期的元素,同周期元素从左到右随核电荷数递增,原子半径依次减小,核对外层电子的吸引力依次增大,元素原子失电子能力依次减弱,单质的还原性依次减弱,其阳离子的氧化性依次增强。
答案: AC5.下列叙述能肯定金属A比金属B活泼性强的是( )
A.最外层电子数A原子比B原子少
B.电子层数A原子比B原子多
C.等物质的量的A和B与足量的盐酸反应,产生H2的量A比B多
D.常温时,A能从水中置换出H2,而B不能解析: 选项A只指出A、B两种元素原子的最外层电子数的多少,而没有指明它们的电子层数的多少,因而不能确定A、B失电子能力的强弱；选项B中指出了A、B原子的电子层数多少,但电子层数少的比电子层数多的原子的失电子能力不一定弱；选项C中说明了等物质的量的A、B金属与酸反应生成H2的多少,未说明与酸反应的快慢,与酸反应生成H2多的金属活泼性不一定强,金属的活泼性与其在反应中失电子的难易程度有关,而与其失去电子的数量无关；选项D正确,因为只有很活泼的金属(如K、Ca、Na等)在常温下与水反应,而较不活泼的金属在常温下与水不反应。
答案: D6.A、B、C、D为同一短周期的4种元素,A为该周期原子半径最大的元素,B的氧化物既可溶于强酸溶液又可溶于强碱溶液。C、D离子的电子层结构与氩原子相同,C点燃时与氧气反应生成的氧化物可与C的气态氢化物反应得到C的单质,D的单质在常温下为气态。
(1)A、B、C、D的元素符号分别为:
A________、B________、C________、D________。
(2)画出B的原子结构示意图_____________。
(3)C在元素周期表中位于第________周期、第________族。解析: B的氧化物具有两性,可能是Al。C、D离子的电子层结构与氩原子相同,且C为非金属元素,故4种元素在第3周期,A原子半径最大,所以A为Na,B为Al,D为Cl,C为S(因第3周期中只有SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O)。