(共165张PPT)
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
一、第3周期元素原子得失电子能力的比较
1.钠、镁、铝三种元素失电子能力的比较
（1）实验探究
①实验图示：
a.与水反应：
b.与酸反应：
②置换氢气。
实验
置换氢气的难易顺序
与水反应
Na__Mg
与酸反应
Mg__Al
>
>
③镁、铝氢氧化物性质的比较（用化学方程式表示）。
a.MgCl2溶液中加入NaOH溶液：
________________________________________。
b.AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液：
__________________________________；
________________________________
MgCl2+2NaOH====Mg（OH）2↓+2NaCl
AlCl3+3NaOH====Al（OH）3↓+3NaCl
Al（OH）3+NaOH====Na[Al（OH）4]；
离子方程式：
_________________________；
_______________________________。?
Al（OH）3具有两性，既能与碱反应，也能与酸反应，如与盐酸反应：
______________________________；
离子方程式：
______________________________。
结论：碱性强弱顺序为_______________________。
Al3++3OH-====Al（OH）3↓
Al（OH）3+3HCl====AlCl3+3H2O
Al（OH）3+3H+====Al3++3H2O
Mg（OH）2>Al（OH）3
Al（OH）3+OH-====[Al（OH）4]
-
2.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
____________。
Na>Mg>Al
【巧判断】
（1）碱性：NaOH>Mg（OH）2>Al（OH）3，故还原性：Na>Mg>Al。（
）
提示：√。由最高价氧化物的碱性NaOH>Mg（OH）2>
Al（OH）3，可以得出失电子能力Na>Mg>Al。
（2）熔点、硬度：Al>Na，故金属性：Na>Al。（
）
提示：×。熔点、硬度属于物理性质，而金属性属于化学性质，二者没有必然的联系。
（3）同一周期元素的原子，半径越小越容易失去电子。
（
）
提示：×。原子半径越小，原子核对外层电子的吸引力越大，越不容易失去电子。
3.
硅、磷、硫、氯四种元素原子得电子能力的比较
元素
Si
P
S
Cl
单质与H2化合的条件
高温
较高温度
需加热
___________
气态氢化物的稳定性
SiH4
很不稳定
PH3
不稳定
H2S
较不稳定
HCl
稳定
点燃或光照
元素
Si
P
S
Cl
最高价
氧化物
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
最高价氧化物对应水化物的酸性
H4SiO4或
H2SiO3
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
最强无机酸
结论
从Si到Cl，元素得电子能力逐渐_____
增强
【情境·思考】
铁在氯气中燃烧生成FeCl3，铁粉与硫粉反应生成FeS，请从原子结构角度解释原因。
提示：由于S和Cl位于同一周期，电子层数相同，原子半径r（Cl）
二、同周期元素原子的得失电子能力的变化规律及原因
1.变化规律
同周期从左到右，元素原子的得电子能力_________，失
电子能力_________。
逐渐增强
逐渐减弱
2.同周期元素的性质递变的原因
同周期元素（稀有气体元素除外）的原子，核外电子层数_____，随着核电荷数的递增：
相同
【巧判断】
（1）PH3的稳定性比SiH4强。（
）
提示：√。P和Si元素同位于第3周期，P的非金属性比Si强，因此PH3的稳定性比SiH4强。
（2）第3周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强。（
）
提示：×。应该是最高价含氧酸的酸性从左到右依次增强。
（3）同周期元素X、Y，若半径：X>Y，则气态氢化物的稳定性HmX一定大于HnY。（
）
提示：×。同周期元素X、Y，若半径：X>Y，则原子序数X知识点一 同周期原子结构与元素性质的递变规律【重点释疑】
项目
同周期（从左到右）
原子半径
逐渐减小
主要化合价
+1→+7（O、F除外），
-4→-1
元素原子失电子能力
逐渐减弱
项目
同周期（从左到右）
元素原子得电子能力
逐渐增强
单质
氧化性
逐渐增强
还原性
逐渐减弱
离子
阳离子的
氧化性
逐渐增强
阴离子的
还原性
逐渐减弱
项目
同周期（从左到右）
气态氢化物
稳定性
逐渐增强
还原性
逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物
酸性
逐渐增强
碱性
逐渐减弱
【易错提醒】同周期元素性质递变的几个易错点
（1）相对原子质量随原子序数的递增，不呈周期性变化。
（2）根据含氧酸的酸性强弱比较元素非金属性的强弱时，必须是最高价含氧酸。
（3）在元素周期表中，无氧酸的酸性变化规律与元素非金属性的变化规律不一致。其规律是左弱右强，上弱下强。如非金属性：SF>Cl，而酸性：氢氟酸（HF）<盐酸。
（4）
同周期从左到右，金属单质的还原性、非金属阴离子的还原性逐渐减弱；非金属单质的氧化性、金属阳离子的氧化性逐渐增强。
【思考·讨论】
（1）“同一周期非金属元素对应氧化物水化物的酸性从左到右依次增强”的说法正确吗？为什么？
提示：不正确。同一周期，随着原子序数的递增，非金属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，但低价含氧酸（如HClO）不符合此规律。
（2）同周期元素的离子半径从左到右依次减小吗？以第3周期元素的离子半径说明。
提示：不是。如第3周期部分元素的离子半径由大到小的顺序为r（P3-）>r（S2-）
>r（Cl-）>r（Na+）>r（Mg2+）>
r（Al3+）。
【案例示范】
【典例】同周期三种元素X、Y、Z的最高价氧化物对应的水
化物分别是HXO4、H2YO4、H3ZO4，下列判断正确的是（
）
A.含氧酸的酸性：HXO4B.阴离子还原性按X、Y、Z顺序减弱
C.气态氢化物稳定性按X、Y、Z顺序减弱
D.原子半径按X、Y、Z顺序减小
【思维建模】解此类题的常用思路为
【解析】选C。HXO4、H2YO4、H3ZO4，X、Y、Z的最高正价分别为+7、+6、+5，所以X、Y、Z的原子序数依次减小，同周期元素自右向左，酸性：H3ZO4ZH3【母题追问】（1）X、Y、Z三种元素能否为第2周期元素？为什么？
提示：不能。因为第2周期的F、O不存在最高价氧化物对应的水化物。
（2）判断X、Y、Z三种元素单质的氧化性强弱。
提示：单质的氧化性为X>Y>Z。根据三种元素的最高价氧化物对应水化物的化学式可以判断三种元素的非金属性为X>Y>Z，因此单质的氧化性为X>Y>Z。
（3）判断X、Y、Z三种元素气态氢化物的还原性强弱。
提示：气态氢化物的还原性同简单阴离子的还原性相同，因此为ZH3>H2Y>HX。
【迁移·应用】
（2019·石家庄高一检测）X、Y为同一周期的元素，如果X的原子半径大于Y的原子半径，则下列说法不正确的是（
）
A.若X、Y均为金属元素，则X的金属性强于Y
B.若X、Y均为金属元素，则X的阳离子的氧化性比Y的阳离子的氧化性强
C.若X、Y均为非金属元素，则Y的气态氢化物比X的气态氢化物稳定
D.若X、Y均为非金属元素，则Y的最高价含氧酸的酸性强于X的最高价含氧酸的酸性
【解析】选B。X、Y为同一周期元素，X的原子半径大于Y的原子半径，则X的原子序数小于Y的原子序数，即Y在X的右边。依据同周期元素的性质递变规律知，若X、Y均为金属元素，从X到Y，金属性逐渐减弱，元素原子的还原性逐渐减弱，其形成的阳离子氧化性增强，A项正确，B项错误；若X、Y均为非金属元素，同周期元素的非金属性逐渐增强，气态氢化物的稳定性及最高价含氧酸的酸性也逐渐增强，C、D项均正确。
【补偿训练】
1.（2019·天水高一检测）
下列有关第3周期主族元素的性质，从左到右递变规律不正确的是（
）
A.原子半径逐渐减小
B.电子层数逐渐增多
C.最高正化合价逐渐增大
D.元素的非金属性逐渐增强
【解析】选B。周期表中的各元素原子的电子层数=周期序数，故第3周期的元素，电子层数均为3。
2.R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期的元素，下列说法一定正确的是（m、n均为正整数）（
）
A.若最高价氧化物的水化物R（OH）n为强碱，则W（OH）m也为强碱
B.若最高价氧化物的水化物HnXOm为强酸，则Y是活泼非金属元素
C.若Y的最低化合价为-2，则Z的最高正化合价为+6
D.若X的最高正化合价为+5，则5种元素都是非金属元素
【解析】选B。若R、W分别为Na、Mg，Mg（OH）2不是强碱，A错误；若HnXOm为强酸，即X的非金属性强，可知Y的非金属性更强，B正确；若Y的最低化合价为-2，为第ⅥA族元素，则Z在第ⅦA族，最高化合价为+7（氟除外），C错误；若X的最高正化合价为+5，位于第ⅤA族，则R可能为Al，D错误。
【素养提升】1868年，门捷列夫经过多年的艰苦探索发现了自然界中一个极其重要的规律——元素周期律。这个规律的发现是继原子—分子论之后，近代化学史上的又一座光彩夺目的里程碑。根据提供的条件推断元素，并按要求填空：
（1）已知某元素原子核外有3个电子层，其最外层电子数为7，最高价氧化物的化学式是什么？最高价氧化物对应水化物的化学式是什么？写出其最高价氧化物对应的水化物与NaOH反应的化学方程式。（证据推理与模型认知）
提示：原子核外有3个电子层，其最外层电子数为7，是第3周期ⅦA族的Cl，所以最高价氧化物的化学式是Cl2O7，最高价氧化物对应的水化物是HClO4，与NaOH反应的化学方程式是HClO4+NaOH====NaClO4+H2O。
（2）第3周期元素，其最外层电子数与电子层数相同。该元素最高价氧化物的化学式是什么？写出最高价氧化物对应水化物与强碱反应的离子方程式。（宏观辨识与微观探析）
提示：第3周期中最外层电子数等于电子层数的是Al，所以最高价氧化物的化学式是Al2O3，其对应的水化物与强碱反应的离子方程式是Al（OH）3+OH-====[Al（OH）4]-。
（3）原子序数依次递增的同周期四种元素，它们氢化物的质子数与电子数都与Ar相同，这些氢化物的化学式分别是什么？（证据推理与模型认知）
提示：质子数与电子数都与Ar相同的氢化物的化学式分别是SiH4、PH3、H2S、HCl。
（4）某元素的最高正价与最低负价的代数和为4，且最高价氧化物中含氧质量分数为60%。则该元素最高价氧化物的化学式是什么？（科学探究与创新意识）
提示：最高正价与最低负价的代数和为4的是ⅥA族的元素，所以其最高价氧化物的化学式是XO3，由于其含氧量为60%，则可以计算得到元素为硫，则其最高价氧化物的化学式是SO3。
知识点二 元素原子得失电子能力的判断依据
【重点释疑】
1.金属性强弱的判断
（1）据元素周期表判断。
①同一周期，从左到右：元素的金属性逐渐减弱。
②同一主族，从上到下：元素的金属性逐渐增强。
（2）据金属活动性顺序判断。
（3）据单质及其化合物的性质判断。
①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性越强。
②最高价氧化物的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。
（4）金属单质间的置换反应：较活泼的金属将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来：如Zn+Cu2+====Zn2++Cu，则金属性：Zn>Cu（但活泼金属与水反应剧烈，在水溶液中不能置换出其他金属单
质）。
（5）据离子的氧化性强弱判断：金属阳离子的氧化性越强，元素的金属性越弱。如氧化性：Cu2+>Fe2+，则金属性：Cu2.非金属性强弱的判断
（1）据元素周期表判断。
①同一周期，从左到右：元素的非金属性逐渐增强。
②同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐减弱。
（2）据单质及其化合物的性质判断。
①单质与氢气化合越容易（或氢化物越稳定），元素的非金属性越强。
②最高价氧化物的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。
（3）非金属单质间的置换反应：较活泼的非金属将较不活泼的非金属从其盐溶液中置换出来：如Cl2+2Br-====2Cl-+Br2，则非金属性：Cl>Br。
（4）据离子的还原性强弱判断：非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱。如还原性：Cl-I。
【易错提醒】正确理解元素的金属性和非金属性
（1）元素金属性、非金属性的强弱与元素原子失去或得到电子的难易程度有关，与失去或得到电子的数目无关。如Na在反应中易失去1个电子，Al在反应中易失去3个电子，但金属性：Na>Al。
（2）不能理解为某元素的金属性越强，则非金属性越弱。例：Na金属性很强，Na没有非金属性；F非金属性强，它没有金属性。
（3）通常根据最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱，而不是根据其他化合物酸性或碱性的强弱来判断。
（4）不能认为失电子难的原子得电子能力一定强。例：
He既难失电子，也难得电子。
【思考·讨论】
（1）元素的非金属性越强，其氧化物对应水化物的酸性越强吗？为什么？
提示：不一定。元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物酸性越强，若不是最高价态时，酸性不符合该规律。
（2）已知H2S+Cl2====S↓+2HCl，4NH3+3O2====2N2+6H2O，据此能否确定N和O、S和Cl的非金属性强弱？
提示：能。H2S+Cl2====S↓+2HCl说明单质的氧化性Cl2>S；4NH3+3O2====2N2+6H2O说明单质的氧化性O2>N2，故非金属性Cl>S，O>N。
（4）不能认为失电子难的原子得电子能力一定强。例：
He既难失电子，也难得电子。
【案例示范】
【典例】硫、氯及其化合物对环境有着重要的影响，在化工生产和日常生活中的用途也十分广泛，如用作漂白剂、沉淀剂、农药、化肥等。
下列不能说明氯的得电子能力比硫强的事实是（
）
①HCl比H2S稳定；
②HClO氧化性比H2SO4强；
③HClO4酸性比H2SO4强；
④Cl2能与H2S反应生成S；
⑤氯原子最外层有7个电子，硫原子最外层有6个电子；
⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeS。
A.②⑤
B.①②
C.①②④
D.①③⑤
【解题指南】解答本题应注意以下两点：
（1）注意元素得电子能力强弱的判断依据；
（2）同周期元素非金属性强弱的判断依据。
【解析】选A。气态氢化物稳定性越高，非金属性越强，故①可以说明；只有最高价氧化物对应的水化物酸性越强，则非金属性才越强，故②不能说明，③可以说明；Cl2能置换出H2S中的S，故④可以说明；最外层电子数的多少不能说明非金属性的强弱，故⑤不能说明；⑥中Fe与Cl2、S分别反应生成FeCl3、FeS，说明非金属性Cl>S。综上所述，②⑤不能说明氯的得电子能力比硫强的事实。
【迁移·应用】
1.（2019·东营高一检测）能证明Al的金属性比Mg弱的实验事实是
（
）
A.Al的导电性比Mg强
B.Al的原子半径比Mg小
C.Al（OH）3能溶于NaOH溶液，而Mg（OH）2则不能
D.Mg（OH）2的溶解度比Al（OH）3的溶解度略大
【解析】选C。元素的金属性是指元素原子的失电子能力。金属的导电性、溶解度与元素的金属性强弱无关；原子半径大小不能作为判断元素金属性强弱的依据。
2.某兴趣小组同学做了如下实验：
实验中能观察到什么现象？能否通过该实验证明氯的非金属性比硫强呢？
提示：试管内有浅黄色沉淀生成；能，由于Cl2置换出了单质硫，说明Cl2的氧化性大于S，即氯的非金属性比硫强。
【补偿训练】
（2019·烟台高一检测）
下列事实能说明Cl比S的非金属性强的是
（
）
①HCl比H2S稳定；
②Cl2能从Na2S溶液中置换出S；
③HClO4酸性比H2SO4
的酸性强；④Cl2与Cu反应时生成CuCl2，而S与Cu反应时只能生成Cu2S；
⑤形成简单离子时S比Cl得电子多。
A.
只有④
B.
①②③④
C.
①②④
D.
①②③④⑤
【解析】选B。①HCl比H2S稳定，则非金属性Cl>S，①正确；②Cl2能从Na2S溶液中置换出S，说明氯气的氧化性大于S，则非金属性Cl>S，②正确；③HClO4酸性比H2SO4的酸性强，则非金属性Cl>S，③正确；④与Cu反应时Cl2能生成高价铜化合物，S只能生成低价铜化合物，说明氯气的氧化性大于S，则非金属性Cl>S，④正确；⑤得电子多少与非金属性强弱无关，⑤错误；所以①②③④可以说明Cl的非金属性比S强。
【课堂回眸】
第2课时
研究同主族元素的性质
一、ⅠA族（除H外）元素性质的递变规律探究
1.原子结构特点
（1）原子结构
（2）对比归纳
①相似性：最外层电子数都是__。
②递变性：随着核电荷数的增加，电子层数_________，
原子半径_________。
1
逐渐增多
逐渐增大
2.单质及化合物性质的递变性
3.碱金属元素的性质与原子结构之间的关系
从Li→Cs，最外层电子数均为1，但随核电荷数的增加，
电子层数逐渐_____→原子半径逐渐_____→原子核对
最外层电子（1个）的引力逐渐_____→元素原子的失电
子能力逐渐_____→元素的金属性逐渐_____。
增多
增大
减弱
增强
增强
【情境·思考】
某兴趣小组在实验室中完成了如图所示的实验：
（1）请叙述上述实验现象的异同点。
提示：相同点有：金属浮在水面上，熔成闪亮的小球，小球四处游动，发出“嘶嘶”的响声；反应后的溶液呈红色。不同点有：钾与水的反应有轻微爆炸声并着火燃烧。
（2）你从上述实验能得出什么样的结论？
提示：通过上述实验可以得出与水反应剧烈程度：K>Na；金属的活泼性：K>Na。
二、卤族元素性质的递变规律探究
1.卤族元素原子结构和性质的相似性
元素
（名称与符号）
氟（F）
氯（Cl）
溴（Br）
碘（I）
最外层电子数
都为__
最高正价
无
___价
最低负价
都为___价
自然界中
存在形态
全部以_______形式存在
7
+7
-1
化合态
元素
（名称与符号）
氟（F）
氯（Cl）
溴（Br）
碘（I）
最高价
含氧酸
无
_____
_____
____
气态氢化物
___
____
____
___
HClO4
HBrO4
HIO4
HF
HCl
HBr
HI
2.卤族元素性质的递变性
（1）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
浅黄
绿色
_____色
_______色
_____色
状态
气体
气体
液体
固体
密度
逐渐_____
熔、沸点
逐渐_____
黄绿
深红棕
紫黑
增大
升高
（2）卤素单质的结构及化学性质递变性。
3.卤族元素的性质与原子结构之间的关系
从F→I，随着核电荷数的增加，电子层数逐渐_____→原子半径逐渐_____→原子核对最外层电子的引力逐渐
_____→元素原子的得电子能力逐渐_____→元素的非金
属性逐渐_____。
增多
增大
减弱
减弱
减弱
【巧判断】
（1）同主族元素自上至下，碱金属和卤族元素单质的熔、沸点都逐渐增大。
（
）
提示：×。同主族元素自上至下，碱金属单质的熔、沸点逐渐降低，卤素单质的熔、沸点逐渐增大。
（2）同主族元素随核电荷数的增加，气态氢化物的稳定性逐渐增强。（
）
提示：×。同主族元素随核电荷数的增加，气态氢化物的稳定性逐渐减弱。
三、同主族元素性质的递变规律
【微思考】
你能说明同主族元素性质相似性和递变性的原因吗？
提示：同主族元素原子的最外层电子数相同，所以同主族元素性质具有相似性。同主族元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径增大，所以元素原子失电子能力增强，得电子能力减弱，元素的金属性增强，非金属性减弱。
知识点一 碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性
【重点释疑】
1.相似性（R表示碱金属元素）
2.递变性
随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，碱金属元素的原子失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。
（1）
（2）碱金属的化学性质及比较
【思考·讨论】
（1）K比Na活泼，K可以从钠盐溶液中置换出Na吗？为什么？
提示：不能。钾与水反应生成KOH和氢气。
（2）碱金属的阳离子没有还原性，所以有强氧化性，这句话对吗？为什么？
提示：不对。碱金属的阳离子很稳定，不具有强氧化性。
【案例示范】
【典例】下列对碱金属性质的叙述中，正确的是（
）
A.碱金属元素的单质具有强还原性，可置换出硫酸铜溶
液中的铜单质
B.碱金属单质在空气中燃烧生成的都是过氧化物
C.碱金属单质都能与水反应生成碱和氢气
D.碱金属单质的熔、沸点随着原子序数的递增而升高
【解题指南】解答本题需注意以下两点：
（1）明确碱金属的物理和化学性质；
（2）明确碱金属性质上的差异性。
【解析】选C。A项，碱金属元素的单质具有强还原性，但活泼的金属易与H2O反应，故不能从盐溶液中置换出不活泼的金属，错误；B项，锂在空气中燃烧生成的是氧化锂，而不是过氧化锂，错误；D项，碱金属单质的熔、沸点随着原子序数的递增而降低，错误；C项，碱金属都能与水反应生成对应的碱和氢气，只是反应越来越剧烈，正确。
【误区警示】碱金属元素性质的差异性
同主族元素的性质，不但要记住其相似性和递变性，还要注意违背一般规律的特殊性质。
（1）碱金属单质的密度逐渐增大，但K单质的密度小于Na；Na、K都可以保存在煤油中，但Li不能保存在煤油中，而应保存在石蜡中。
（2）碱金属元素只有Li与O2反应生成Li2O
一种产物，其他与O2反应的产物至少有两种。
（3）碱金属元素的最高价氧化物对应的水化物中只有LiOH微溶，其他均为易溶于水的碱。
【迁移·应用】
关于碱金属元素的说法中正确的是（
）
A.ⅠA族元素都是碱金属元素
B.Rb与K分别与酸反应，K更剧烈
C.金属钾具有强还原性，K+具有强氧化性
D.Fr常温下与水反应会发生爆炸
【解析】选D。ⅠA族元素还有氢元素，A错；Rb的金属性强于K，与酸反应，Rb更剧烈，B错；由于钾原子的最外层只有1个电子，钾单质具有较强的还原性，但是其失去电子后形成的K+最外层已经达到8电子的稳定结构，其氧化性非常弱，C错；Fr是还原性比Li、Na、K、Rb都强的金属单质，与水反应会发生爆炸，D正确。
【补偿训练】
1.（2019·云南高一检测）下列有关碱金属的说法不正确的是（
）
A.均为ⅠA族元素，最外层均有1个电子
B.单质的还原性：Li>Na>K>Rb>Cs
C.碱性：LiOHD.由Li到Cs，核电荷数依次增加，电子层数、原子半径依次增大
【解析】选B。碱金属元素位于周期表第ⅠA族，主族序
数等于原子最外层电子数，最外层电子数为1，故A正确；同主族电子层数依次增加，失电子能力越来越强，还原性增强，单质的还原性：Li2.下列有关碱金属元素的性质判断正确的是（
）
A.K与H2O反应最剧烈
B.Rb比Na活泼，故Rb可以从钠盐溶液中置换出Na
C.碱金属的阳离子没有还原性，所以有强氧化性
D.从Li到Cs都易失去最外层1个电子，且失电子能力逐渐增强
【解析】选D。A项，Cs与水反应最剧烈；B项，Rb先与水反应，不会置换出Na；C项，碱金属阳离子很稳定，不具有强氧化性。
3.（2019·四方区高一检测）如图表示碱金属的某些性质与核电荷数的变化关系，则下列各性质中不符合图示关系的是
（
）
A.还原性
B.与水反应的剧烈程度
C.熔点
D.原子半径
【解析】选C。由图可知，随着核电荷数的增大，碱金属的性质呈递增趋势，而碱金属单质的熔点随核电荷数的增大而降低。
【素养提升】
社会生产、科学研究和国防建设等部门，对时间的要求特别高。它们要求时间要精准到千分之一秒，甚至百万分之一秒。为了适应这些高精度的要求，人们制造出了一系列精密的计时器具，铯钟就是其中的一种。铯钟又叫“铯原子钟”。
铯属于第6周期的碱金属元素，推测金属铯与水反应的现象，写反应的方程式并判断CsOH的碱性强弱。
提示：碱金属元素随电子层数的增加，金属性逐渐增强。金属铯与水能剧烈反应，甚至发生剧烈的爆炸，反应的方程式为2Cs+2H2O====2CsOH+H2↑，CsOH属于强碱。
知识点二 卤素单质的相似性和递变性
【重点释疑】
1.相似性
2.递变性
具体情况如下：
物质
性质
单质
从F2→I2与H2反应越来越难
氢化物
稳定性：HF>HCl>HBr>HI
还原性：HF酸性：HF最高价氧
化物对应
水化物
酸性：HClO4>HBrO4>HIO4
（氟没有含氧酸）
3.特殊性
（1）F2能与水反应，反应方程式为2F2+2H2O====4HF+O2。因此，F2不能从溶液中置换出其他卤素单质。
（2）通常情况下，氟没有正价，所以氟没有含氧酸。
（3）溶解性：通常情况下，除F2外，卤素单质在水中的溶解度都不大，但是均易溶于有机溶剂。
（4）卤素单质都有毒，液溴易挥发，保存时常用水密封。
【知识拓展】
1.卤素的特性
（1）氟元素无正价，无含氧酸。F-的还原性极弱。
（2）X2+H2O====HX+HXO而2F2+2H2O====4HF+O2
（3）在常温下，Br2是唯一一种液态非金属单质。
（4）碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝色。
（5）氢氟酸为弱酸，而盐酸、氢溴酸、氢碘酸为强酸。
2.溴和碘在有机溶剂中的颜色
溴和碘在有机溶剂中浓度不同，颜色不同。碘在水中一般为黄色到褐色，在有机溶剂中一般为紫色到紫红色；溴在水中一般为黄色到棕色，在有机溶剂中一般为橙色到橙红色。在一定条件下，溶液颜色可以作为判断是否有相应物质生成的依据。
【思考·讨论】
（1）已知还原性I->Br->Cl->F-，试从原子结构的角度分析其原因是什么？
提示：还原性即微粒失去电子的能力。按I-→Br-→Cl-→F-的顺序，离子的半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增大，失去电子的能力逐渐减弱，故还原性逐渐减弱。
（2）相对分子质量小的卤素单质一定可将相对分子质量大的卤素从它的卤化物溶液里置换出来吗？
提示：不一定，将F2通入NaCl溶液中不能置换出Cl2，而发生反应2F2+2H2O====4HF+O2。
【案例示范】
【典例】（2019·镇江高一检测）
1940年，意大利化学
家西格雷发现了第85号元素，它被命名为“砹（At）”。
在希腊文里，砹的意思是“不稳定”。西格雷后来迁居
到了美国，和美国科学家科里森、麦肯齐在加利福尼亚
大学用“原子大炮”——回旋加速器加速氦原子核，轰击金属铋209，由此制得了第85号元素——“亚碘”，即是砹。砹（At）是卤族元素中位于碘后面的元素，推测砹和砹的化合物正确的是（
）
A.与H2化合的能力：At2>I2
B.砹在常温下是白色固体
C.砹原子的最外层上有7个电子
D.砹易溶于水，难溶于四氯化碳
【解题指南】解答本题重点注意以下两个方面：
（1）卤素单质性质的相似性。
（2）卤素单质与氢气等化合能力的递变性。
【解析】选C。
A
（×）
从F到At，元素的非金属减弱，与H2化合的能力逐渐减弱
B
（×）
从F到At，单质的颜色逐渐加深。I2是紫黑色固体，故砹在常温下不可能是白色固体
C
（√）
卤素原子的最外层上都有7个电子
D
（×）
由I2微溶于水，易溶于四氯化碳，可推知砹不可能易溶于水，难溶于四氯化碳
【迁移·应用】
1.（2019·临沂高一检测）下列说法中，不符合ⅦA族元素性质特征的是（
）
A.从上到下元素的非金属性增强
B.易形成-1价离子
C.从上到下，最高价氧化物的水化物酸性减弱（F除外）
D.从上到下，氢化物的还原性依次增强
【解析】选A。同主族元素，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，选项A符合题意；第ⅦA族元素原子最外层有7个电子，易得1个电子形成-1价离子，选项B不符合题意；从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，所以最高价氧化物的水化物酸性逐渐减弱，选项C不符合题意；同主族元素，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，所以氢化物的还原性依次增强，选项D不符合题意。
2.元素周期表中卤族元素的单质、化合物的性质从上到下呈现一定的递变性，下列叙述正确的是（ ）
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.①②③
B.②③④
C.②④⑤
D.④⑤
【解析】选C。①～⑤的分析如下：
物理
性质
单质的颜色加深
②正确
单质的沸点升高
④正确
化学
性质
单质的氧化性减弱
①错误
阴离子的还原性增强
⑤正确
气态氢化物的稳定性减弱
③错误
【补偿训练】
1.下列各组物质性质的比较中，正确的是（
）
A.还原性：HF>HCl>HBr>HI
B.稳定性：HFC.与水反应由易到难：Cl2>Br2>I2>F2
D.密度：F2【解析】选D。A项应为HI>HBr>HCl>HF；B项应为HF>HCl>HBr>HI；C项应为F2>Cl2>Br2>I2。
2.下列关于卤素（用X表示）及其化合物的性质的叙述，正确的是
（
）
A.其单质都能与水反应，通式为X2+H2O====HX+HXO
B.HX易溶于水，其水溶液都是强酸
C.其单质都有颜色，都有毒
D.最高价含氧酸的通式为HXO4
【解析】选C。本题考查卤素及有关化合物的基本性质，解答本题，除掌握一般规律外，还要注意F2及氟的化合物的特殊性：①F2与水反应置换H2O中的氧生成O2，不像其他卤素单质；②F是最强的非金属，在化合物中不表现正价，HF的溶液表现弱酸性。
【素养提升】
2019年是元素周期表发表150周年，期间科学家为完善周期表做出了不懈努力。中国科学院院士张青莲教授曾主持测定了铟（49In）等9种元素相对原子质量的新值，被采用为国际新标准。
（1）请确定铟在元素周期表中的位置？
提示：In为49号元素，根据元素周期表中元素的排布规律，In是第五周期第ⅢA族元素。
（2）
In的中子数与电子数的差值为多少。
提示：
In的中子数为115-49=66，电子数为49，中子数与电子数的差值为66-49=17。
（3）根据铟在元素周期表中的位置，判断下列对In元素性质的推测是否正确。
可能的性质
正误判断
能与酸反应产生氢气
___
能与碱反应产生氢气
___
氧化物既能与酸反应又能与碱反应
___
原子半径：
In>Al
___
√
×
×
√
（4）若铟与铷（37Rb）同周期，试比较In（OH）3与RbOH碱性
的强弱。
提示：In是第五周期第ⅢA族元素，Rb为第五周期第ⅠA
族元素，金属性In知识点三 同主族元素性质的相似性和递变规律
【重点释疑】
同主族元素原子结构与性质的递变规律
内容
同主族（自上而下）
原子结构
电子层数
增多
最外层电子数
相同
原子半径
逐渐增大
内容
同主族（自上而下）
元素性质
原子得电子能力
减弱
原子失电子能力
增强
元素的金属性
增强
元素的非金属性
减弱
元素的主要化合价
最高正价数=主族序数
（F无正价，O无最高正价）
内容
同主族（自上而下）
单质和化合物
单质还原性与氧化性
还原性增强，氧化性减弱
非金属元素气态氢化物的形成及稳定性
形成由易到难，稳定性由强到弱
内容
同主族（自上而下）
单质和化合物
最高价氧化物对应的水化物酸碱性
酸性
减弱
碱性
增强
非金属气态氢化物的还原性
增强
?
离子氧化还原能力
阳离子氧化性
减弱
阴离子还原性
增强
【思考·讨论】
（1）Li、Na、K在空气中燃烧分别生成Li2O、Na2O2、KO2（超氧化钾）说明什么问题？
提示：说明Li、Na、K活动性依次增强。
（2）Na、K为什么保存在煤油中？
提示：钠、钾保存在煤油中，以避免与空气中的O2、H2O反应。
（3）利用原子结构如何解释F、Cl、Br、I得失电子能力的变化？
提示：F、Cl、Br、I最外层都有7个电子，都易得一个电子达到稳定结构，但原子半径依次增大，得电子能力逐渐减弱。
【案例示范】
【典例】（2019·潍坊高一检测）X、Y两种元素，原子序数均小于20；X、Y原子的最外层电子数相等，且原子半径X）
A.若X（OH）n为强碱，则Y（OH）n也一定为强碱
B.若HnXOm为强酸，则X的氢化物溶于水一定显酸性
C.若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质一定是Y2
D.若Y的最高正价为+m，则X的最高正价一定为+m
【解题指南】解答本题时应注意以下几点：
（1）同主族元素性质的递变规律；
（2）熟悉各主族常见元素的性质，尤其第2、3周期的；
（3）注意一些元素的特殊性。
【解析】选A。X、Y原子的最外层电子数相同，且原子
序数<20，说明X、Y为同一主族的元素，又X的原子半径
小于Y，说明在周期表中X位于Y的上方。A项，若X（OH）n
为强碱，则X为金属元素，根据同主族元素性质的递变规
律，Y也为金属元素，且Y元素原子的失电子能力要强于
X元素原子，Y（OH）n应该比X（OH）n的碱性更强；B项，若HnXOm为HNO3，氮元素的氢化物NH3溶于水显碱性；C项，若X元素为氧，则Y元素为硫，形成的单质是S；D项，若Y元素为氯，则X元素为氟，氯元素的最高正价为+7价，但氟元素无正价。
【母题追问】（1）若Y能形成H3YO4的化合物，则X也能形成H3XO4的化合物吗？
提示：不能。若Y能形成H3YO4的化合物，则X、Y应为第ⅤA族的氮、磷元素，氮元素形成的HNO3。
（2）若Y形成氢化物的水溶液呈酸性，则X形成的氢化物的水溶液也一定呈酸性吗？
提示：不一定。若X、Y为第ⅥA族元素，H2S呈酸性，而H2O呈中性。
【迁移·应用】
1.（2019·烟台高一检测）硒与氧同主族，与钾同周期。下列关于硒的叙述正确的是
（ ）
A.非金属性比硫强
B.氢化物比HBr稳定
C.原子序数为34
D.最高价氧化物的水化物显碱性
【解析】选C。硒与钾同周期即与溴同周期，硒与氧同主族，则硒与溴同周期且相邻。利用同主族性质的递变规律，非金属性：硒比硫弱，选项A错误；利用同周期性质的递变规律，H2Se不如HBr稳定，选项B错误；利用已知信息推知硒原子序数为34，选项C正确；硒为非金属，其最高价氧化物的水化物显酸性，选项D错误。
2.（2019·洛阳高一检测）
下列关于物质性质递变规律的叙述不正确的是（
）
A.原子的还原性：K>Na>Mg>Al
B.原子的氧化性：F>Cl>S>P
C.最高价含氧酸的酸性：H2CO3D.氢化物的稳定性：HCl【解析】选D。可根据元素在周期表中的位置及同周
期、同主族元素性质的递变规律来进行分析判断，选项A、B、C正确；选项D中氢化物的稳定性应是HCl>H2S>
PH3>SiH4。
【课堂回眸】
第3课时
预测元素及其化合物的性质
一、根据同周期、同主族元素性质的递变规律预测硅的性质
1.性质的预测
（1）硅元素的原子结构及性质分析。
原子结构
示意图
最高
正价
最低
负价
元素
类别
得电子
能力
______
___
___
_______
元素
较___
+4
-4
非金属
弱
（2）性质预测。
硅及其化合
物的化学式
化学性质预测
预测依据
Si
化学性质不活泼，但
是在一定条件下能
与_____等发生化学
反应，由于其性质
的特殊性，可能还
具有独特的性质
与碳元素同
主族，与___
单质具有相
似的化学性质
氧气
碳
硅及其化合
物的化学式
化学性质预测
预测依据
SiO2
具有_____氧化物
的通性，能与碱、
碱性氧化物等发生
反应，可能也具有
一定的特性
与碳元素同主
族，与____具有
相似的化学
性质
H2SiO3
具有酸的性质，能
与碱反应，但酸性较弱，酸性_____碳酸
同主族元素性质的相似性和递变规律
酸性
CO2
弱于
2.化学性质验证
（1）单质硅的化学性质
①常温下，硅的化学性质不活泼，只与F2、HF、强碱（如NaOH）溶液反应。
Si+__F2====____，
Si+__HF====____________，
Si+2NaOH+H2O====_____________。
2
SiF4
4
SiF4↑+2H2↑
Na2SiO3+2H2↑
②加热条件下和某些非金属单质（如O2、Cl2）发生
反应。
Si+O2
____。
SiO2
【巧判断】
（1）因为硅的化学性质不活泼，所以在自然界中有游离态的硅存在。（
）
提示：×。硅的化学性质虽然不活泼，但是在自然界中硅元素全部以化合态的形式存在。
（2）硅单质不与任何酸发生化学反应。（
）
提示：×。硅可以与氢氟酸发生化学反应。
（2）SiO2的化学性质
①具有酸性氧化物的通性：
a.常温下SiO2与强碱溶液反应生成盐和水：
SiO2+2NaOH====______________；
Na2SiO3+H2O
b.高温下SiO2与碱性氧化物反应生成盐：
SiO2+CaO
________。
②弱氧化性：SiO2+2C
______________。
③特性：与氢氟酸（HF）反应：
SiO2+__HF====___________。
此反应常被用来刻蚀_____。
====
高温
====
高温
CaSiO3
Si（粗）+2CO↑
4
SiF4↑+2H2O
玻璃
【巧判断】
（1）SiO2是酸性氧化物，所以SiO2能与H2O反应生成硅酸。（
）
提示：×。SiO2虽然是酸性氧化物，但是不与H2O反应生成硅酸。
（2）因为SiO2能导电，所以SiO2能用于制造光导纤维。（
）
提示：×。SiO2不能导电。
（3）H2SiO3的化学性质。
H2SiO3是一种弱酸，具有酸的性质，但是酸性比碳酸
的弱。
验证：Na2SiO3+_________====________+Na2CO3。
CO2+H2O
H2SiO3↓
【微思考】
非金属性硅比碳弱，你还能用什么方式进行证明？
提示：可以用气态氢化物的稳定性进行验证，其中硅烷的稳定性不如甲烷的稳定性强。
【情境·思考】
“玛瑙”早期被书写成“马脑”。因“色如马脑，故从彼名”。自佛经传入中国后，翻译人员考虑到“马脑”属玉石类，于是巧妙地译成“玛瑙”
玛瑙的主要成分为二氧化硅，由于其与水化二氧化硅（硅酸）交替而常重复成层。因其夹杂氧化金属，颜色可从极淡色到暗色。想一想如何由二氧化硅制取硅酸。
提示：二氧化硅不与水反应，故应先与碱（如NaOH溶液）反应生成硅酸盐，再与酸（如盐酸）反应生成硅酸。
二、元素周期表的应用
1.科学预测
根据元素在周期表中的位置，推测元素的原子结构，预测其主要性质，为研究物质结构、发现新元素、合成新物质等提供许多有价值的指导。
2.在生产生活中的应用
利用元素周期表寻找新材料。
将下面左右两侧对应内容连线：
【情境思考】人工合成氨是科学史上的里程碑之一。一百多年来，工业合成氨需要高温高压的苛刻条件，而自然界的生物固氮是在常温常压下进行的。因此高效的人工模拟生物固氮成为催化科学领域的圣杯。
若要研制新型的高效催化剂，应该在元素周期表的什么位置寻找合适的元素？
提示：在元素周期表中的过渡元素部分寻找合适的催化剂。
知识点一 硅及其化合物的特性
【重点释疑】
1.硅的特性
（1）一般情况下，非金属单质熔、沸点低，硬度小，但晶体硅熔、沸点高，硬度大；非金属单质一般不导电，但Si为半导体，有一定的导电能力
（2）非金属单质一般不跟非氧化性酸反应，但Si却能
与HF反应：Si+4HF====SiF4↑+2H2↑。
（3）Si的还原性大于C，但C却能在高温下还原出Si：
SiO2+2C
Si+2CO↑。
====
高温
（4）非金属单质跟碱液的作用一般非金属单质既作氧化剂又作还原剂，且无H2放出，但Si与碱液（如NaOH溶液）反应只作还原剂，且放出
H2：Si+2NaOH+H2O====Na2SiO3
+2H2↑。
2.硅的化合物的特性
（1）SiO2是H2SiO3的酸酐，但它不溶于水，不能直接用它与水反应来制取H2SiO3。
（2）非金属氧化物的熔、沸点一般较低，但SiO2的却很高。
（3）酸性氧化物一般不与酸作用，但SiO2能跟HF作用：
SiO2+4HF====SiF4↑+2H2O。
（4）H2CO3的酸性大于H2SiO3，所以有Na2SiO3+CO2+H2O
====H2SiO3↓+Na2CO3，但在高温下Na2CO3+SiO2
Na2SiO3+CO2↑也能发生，原因是CO2是低沸点、易挥发
的气体，SiO2是高沸点、难挥发的固体。
（5）无机酸一般易溶于水，但H2SiO3却难溶于水。且易分解：H2SiO3
SiO2+H2O。
====
高温
【易错提醒】SiO2和CO2的物理性质差别很大，是由于二者结构上的差别造成的。SiO2是立体网状结构的晶体，不存在SiO2分子，而CO2是由碳、氧原子结合成的分子，微粒间的作用力远小于SiO2。这样的结构差异也决定了CO2和SiO2的化学性质有很大的不同。虽然两者都是酸性氧化物，但由于结构的稳定性，SiO2不能像CO2那样在水溶液中和气体状态时与许多物质发生反应。
【思考·讨论】
（1）将少量CO2通入Na2SiO3溶液会生成白色沉淀，写出相关的化学方程式，并比较碳酸和硅酸的强弱。
提示：反应方程式为H2O+CO2+Na2SiO3====Na2CO3+
H2SiO3↓，说明硅酸的酸性比碳酸的还弱。
（2）根据反应SiO2+Na2CO3
CO2↑+Na2SiO3，能判断硅酸的酸性比碳酸强吗？为什么？
====
高温
提示：不能。“强酸制弱酸”一般用于水溶液中的反应。该反应由SiO2生成CO2是在高温下进行的，不是在水溶液环境中进行的。反应能发生是因为产物CO2是气态能脱离反应体系，使反应正向进行。
【案例示范】
【典例】（2019·银川高一检测）下列有关说法中正确的是（
）
A.硅是非金属元素，与任何酸都不发生反应
B.SiO2溶于水生成硅酸，其水溶液显酸性
C.硅的性质很稳定，但在自然界中不存在游离态
D.二氧化硅是酸性氧化物，可以与碱反应，但是不能与酸反应
【解题指南】解答本题注意以下两点：
（1）硅与二氧化硅性质都比较稳定，除氢氟酸之外，一般不与酸反应；
（2）酸性氧化物是指能与碱反应只生成盐和水的氧化物，不一定与水反应。
【解析】选C。硅在常温下可以与氢氟酸反应，A项错误；SiO2不溶于水，也不能与水反应，所以B错误；自然界中没有游离态的硅，化合态的硅几乎全部是二氧化硅和硅酸盐，
C项正确；SiO2是酸性氧化物，但是可以与氢氟酸反应，D错误。
【母题追问】上题C中，如何制备单质硅？制得的硅中可能含有哪些杂质？如何提纯？
提示：工业上一般用焦炭还原二氧化硅制得粗硅，粗硅中可能含有碳单质以及二氧化硅，接着让硅与氯气反应，生成四氯化硅液体，过滤，除去其中的固体杂质，然后用氢气还原所得到的四氯化硅，便得到纯净的硅。
【迁移·应用】
1.2019年，华为推出了麒麟985芯片，用于新一代5G智能手机。芯片是通过专门的工艺可以在硅晶片上刻蚀出数以百万计的晶体管，被广泛应用于集成电路的制造。对硅芯片技术的掌握已经成为国家经济与技术发展的重要力量。下列说法正确的是（
）
A.硅的化学性质很稳定，常温下不能与其他物质发生反应
B.硅在自然界中的含量很大，自然界中存在大量的单质硅
C.高纯度的硅被用于制作计算机芯片
D.高纯度的硅常被用来制造光导纤维
【解析】选C。硅的化学性质很稳定，但在常温下能与强碱溶液、HF、F2等反应，A不正确；自然界中硅以化合态形式存在，没有单质硅，B不正确；SiO2用于制造光导纤维，而不是Si，D不正确。
2.（2019·淮北高一检测）2018世界光纤光缆大会于11月5～7日在杭州召开。光缆的主要成分为SiO2。碳和硅均为第ⅣA族的元素，二者性质既有一定的相似性又有一定的递变性。下列关于SiO2和CO2的说法中，正确的是（
）
A.CO2与SiO2都能跟H2O反应生成相应的酸
B.SiO2与CO2都不能与酸反应
C.SiO2与CO2（干冰）都能够与氢氧化钠溶液反应
D.水晶的主要成分是SiC
【解析】选C。A项，CO2与水反应，SiO2不与水反应，也不溶于水；B项，SiO2为酸性氧化物，能与HF反应，但CO2不与酸反应；C项，SiO2、CO2均能与NaOH溶液反应：SiO2+
2NaOH====Na2SiO3+H2O，CO2+2NaOH====Na2CO3+H2O；D项，水晶是纯净的SiO2，SiC俗称金刚砂。
【补偿训练】
（2019·泉州高一检测）
现有下列五个转化，其中不可能通过一步反应实现的是（
）
①SiO2→Na2SiO3
②CuSO4→CuCl2
③SiO2→H2SiO3
④CuO→Cu（OH）2
⑤Na2O2→NaOH
A.①② B.③④ C.②③④ D.②③④⑤
【解析】选B。SiO2
Na2SiO3，CuSO4
CuCl2，Na2O2
NaOH。
【素养提升】
在食品或者鞋子等包装盒中往往会加入变色硅胶的包装袋，以防商品受潮。变色硅胶吸水前后的颜色变化如图所示：
硅胶和石英的主要成分都是SiO2，前者是结构疏松的SiO2，后者是结构致密的SiO2。二者成分相同，结构不同，化学性质相同，物理性质上表现出差别，具有不同的用途。由石英制取硅胶，经历以下三步，试写出每步反应的化学方程式。
（1）用NaOH（aq）溶解石英，则溶解过程中石英发生了哪些反应？
提示：石英主要成分是酸性氧化物SiO2，与碱反应生成盐和水：
2NaOH+SiO2====Na2SiO3+H2O
（2）过滤，向滤液中加入盐酸，至沉淀不再产生，此过程中发生了哪些反应？
提示：过滤，除去石英中的杂质，得滤液为Na2SiO3（aq），硅酸是弱酸，Na2SiO3与盐酸发生复分解反应：
Na2SiO3+2HCl====2NaCl+H2SiO3↓。
（3）微热，浓缩硅酸溶液，加热蒸干溶液，并使固体完全分解，加热蒸干后固体物质的成分是什么？中间发生了什么变化？
提示：微热，H2SiO3（aq）浓缩，H2SiO3聚合为胶体，加热硅酸溶胶脱水，生成多孔硅胶：
H2SiO3
H2O↑+SiO2。
知识点二 “预测元素性质”的基本方法
【重点释疑】
1.由原子序数确定元素位置的规律
只要记住了稀有气体元素的原子序数（He—2、Ne—10、Ar—18、Kr—36、Xe—54、Rn—86），就可由主族元素的原子序数推出主族元素的位置。
（1）若比相应的稀有气体元素多1或2，则应处在下周期的第ⅠA族或第ⅡA族，如88号元素：88-86=2，则应在第七周期第ⅡA族；
（2）若比相应的稀有气体元素少1～5时，则应处在同周期的第ⅦA族～第ⅢA族，如84号元素应在第六周期第ⅥA族；
（3）若预测新元素，可与未发现的稀有气体元素（118号）比较，按上述方法推测知：114号元素应为第七周期第ⅣA族。
2.性质与位置互推问题是解题的关键
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：
（1）元素的金属性、非金属性。
（2）气态氢化物的稳定性。
（3）最高价氧化物对应水化物的酸碱性。
（4）金属与H2O或酸反应的难易程度。
3.结构和性质的互推问题是解题的要素
（1）最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要原因。
（2）原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。
（3）同主族元素最外层电子数相同，性质相似。
【思考·讨论】
（1）已知，S和Se同主族，试比较H2SO4和H2SeO4哪者酸性更强？
提示：因为S、Se同主族，自上至下，元素的非金属性减弱，最高价氧化物对应的水化物酸性减弱，故酸性：H2SO4>H2SeO4。
（2）根据元素周期律可以推知Ba（OH）2和Ca（OH）2哪者碱性更强？
提示：在元素周期表中，Ba和Ca位于同一主族，且Ba位于Ca的下方，故碱性：Ca（OH）2【案例示范】
【典例】锗（Ge）是第四周期第ⅣA族元素，门捷列夫把它命名为类硅，处于周期表中金属区与非金属区的交界线上，用于制造晶体管及各种电子装置。主要的终端应用为光纤系统与红外线光学，也用于聚合反应的催化剂，电子用途与太阳能电力等。铜矿、铁矿、硫化矿以至岩石、泥土和泉水中都含有微量的锗。
下列叙述正确的是（
）
A.锗是一种金属性很强的元素
B.锗的单质具有半导体的性能
C.锗化氢（GeH4）稳定性很强
D.锗酸（H4GeO4）是难溶于水的强酸
【思维建模】推测元素性质的流程如下：
【解析】选B。锗处于金属区与非金属区的交界线上，元素金属性和非金属性都较弱，反应中既不易得电子，也不易失去电子，常用于作半导体材料；锗化氢（GeH4）稳定性很弱；锗和硅处于同一主族，主族元素的非金属性从上到下逐渐减弱，则硅的非金属性大于锗，非金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强，所以锗酸酸性比硅酸弱，为弱酸，碳酸溶于水，硅酸不溶于水，推知锗酸（H4GeO4）应难溶于水，故D错误。
【方法规律】推断陌生元素性质的“3”个分析角度
（1）与同周期前、后元素相比较，根据同周期元素性质的递变规律推测元素的性质。
（2）与同主族上、下元素相比较，依据同主族元素性质的递变规律推测元素的性质。
（3）比较不同周期、不同主族元素的性质时，可借助“三角”规律推断若A、B、C三种元素位于元素周期表中如图所示位置，有关元素的各种性质均可排出顺序（但D不能参与排序）。
①原子半径：C>A>B；
②金属性：C>A>B；
③非金属性：B>A>C。
【迁移·应用】
1.根据下列元素在元素周期表中的位置预测物质的性质，对下列物质的认识错误的是（
）
A.铍（Be）的原子失电子能力比镁弱
B.砹（At）的氢化物不稳定
C.硒（Se）化氢比硫化氢稳定
D.氢氧化锶[Sr（OH）2]比氢氧化钙的碱性强
【解析】选C。硒（Se）和硫是同主族元素，硫非金属性强，氢化物的稳定性强。
2.科学家根据元素周期律和原子结构理论预测，原子序数为114的元素位于第7周期ⅣA族，称为类铅元素。下面关于它的原子结构和性质预测正确的是（
）
A.类铅元素原子的最外层电子数为6
B.其常见价态为+4、-4
C.它的金属性比铅强
D.它的原子半径比铅小
【解析】选C。114号元素位于第7周期第ⅣA族，因此其最外层电子数为4，故A项错误。因同主族从上到下，金属性逐渐增强，原子半径逐渐增大，故114号类铅元素是一种典型的金属元素，且其金属性比铅强，原子半径比铅大，故C项正确，D项错误；金属元素没有负化合价，故B项错误。
【补偿训练】
（2019·洛阳高一检测）某主族元素R的最高正化合价与最低负化合价的代数和为4，由此可以判断
（
）
A.R一定是第4周期元素
B.R一定是ⅣA族元素
C.R的气态氢化物比同周期其他元素气态氢化物稳定
D.R的气态氢化物化学式为H2R
【解析】选D。根据最高正化合价与最低负化合价的代数和为4，推出R最高正化合价为+6，是ⅥA族元素，但不能确定其周期数；其气态氢化物可表示为H2R，其稳定性比同周期的ⅦA族的小。
【素养提升】
镓是1871年俄国化学家门捷列夫在编制元素周期表时曾预言的“类铝”元素。镓的原子序数为31，属ⅢA族。镓的熔点为29.78
℃，沸点高达2
403
℃。镓有过冷现象（即冷至熔点下不凝固），它可过冷到-120
℃。
由此判断下列有关镓的性质及其用途的叙述不正确的是________。?
①镓是制造高温温度计的上佳材料
②镓能溶于强酸和强碱中
③镓与锌、锡、铟等金属制成的合金，可用在自动救火的水龙头中
④近年来镓成为电子工业的新宠，其主要用途是制造半导体材料，被誉为“半导体家族的新成员”，这是利用了镓的导电性介于导体和绝缘体之间的性质
【提示】④。镓的熔点为29.78
℃，沸点高达2
403
℃；
镓有过冷现象（即冷至熔点下不凝固），它可过冷到
-120
℃，因此①③正确。铝能溶于强酸和强碱中，铝是
电的良导体而不是半导体，镓是“类铝”元素，所以镓
能溶于强酸和强碱中，镓是电的良导体而不是半导体，
即②正确，④不正确。
知识点三 元素“位—构—性”三者之间的关系
【重点释疑】
同一元素的“位置、结构、性质”之间的关系可表示如下：
应用“位置、结构、性质”三者之间的关系解答问题时要注意以下几个方面：
1.元素的原子结构与元素在周期表中位置的关系
2.原子结构与元素性质的关系
3.元素性质与元素在周期表中位置的关系
【易错提醒】元素推断的思路分析
【思考·讨论】
（1）什么元素（放射性元素除外）的金属性最强？什么元素的非金属性最强？分别位于元素周期表中的什么位置？
提示：铯的金属性最强，氟的非金属性最强，分别位于元素周期表的左下角和右上角。
（2）如果已知X、Y为周期表中相邻的两元素，且它们的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱为X>Y，能否确定它们的相对位置？
提示：可根据元素非金属性的变化规律确定它们的相对位置。由已知条件可确定非金属性为X>Y，所以，如果它们同周期，则X在Y的右面；如果它们同主族，则X在Y的上面。
【案例示范】
【典例】（2019·全国卷Ⅱ）今年是门捷列夫发现元素周期律150周年。如表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8。下列说法错误的是（
）
A.原子半径：WB.常温常压下，Y单质为固态
C.气态氢化物热稳定性：ZD.X的最高价氧化物的水化物是强碱
【思维建模】解答元素推断题的常见思路为：
【解析】选D。主族元素的最高化合价与最外层电子数相等，由“W与X的最高化合价之和为8”可知，W为N，X为Al，Y为Si，Z为P。原子半径：NC正确；Al的最高价氧化物的水化物Al（OH）3是两性氢氧化物，D错误。
【迁移·应用】
（2019·厦门高一检测）短周期元素甲～戊在元素周期表中的相对位置如表所示，下面判断正确的是（
）
甲
乙
丙
丁
戊
A.原子半径：丙<丁<戊
B.金属性：甲>丙
C.氢氧化物碱性：丙>丁>戊
D.最外层电子数：甲>乙
【解析】选C。同周期元素原子半径从左至右是依次减小的，故A项错误；同主族元素金属性自上而下是增强的，故B项错误；同周期元素的金属性从左至右越来越弱，故对应氢氧化物的碱性是逐渐减弱的，故C项正确；同周期元素的原子最外层电子数从左到右越来越多，故D项错误。
【补偿训练】
（2019·东莞高一检测）
a、b、c、d为短周期元素，a的原子中只有1个电子，b2-和c+离子的电子层结构相同，d与b同族。下列叙述错误的是
（
）
A.a与其他三种元素形成的二元化合物中其化合价均为+1
B.b与其他三种元素均可形成至少两种二元化合物
C.c的原子半径是这些元素中最大的
D.d与a形成的化合物的溶液呈弱酸性
【解析】选A。由题中所给的信息可知，a为H，b为O，c为Na，d为S。A项中，H与Na可以形成化合物NaH，H的化合价为-1；B项中，O与其他三种元素可以形成H2O、H2O2、Na2O、Na2O2、SO2、SO3等二元化合物；C项中，四种元素原子半径大小顺序为Na>S>O>H；D项中，H与S形成化合物H2S，其水溶液呈弱酸性。
【课堂回眸】
谢
谢元素周期表的应用
【教材分析】
知识脉络：
在学过原子结构、元素周期律和元素周期表之后，结合《化学1（必修）》中学习的大量元素化合物知识，通过对第3周期元素原子得失电子能力强弱的探究，整合ⅧA族元素及其化合物的性质，以及对金属钾性质的预测等一系列活动，归纳得出同周期、同主族元素的性质递变规律，体会元素在周期表中的位置、元素的原子结构、元素性质（以下简称“位、构、性”）三者间的关系，学会运用元素周期律和元素周期表指导化学学习、科学研究和生产实践。
知识框架：
新教材的主要特点：
旧教材是根据第3周期元素性质的递变通过归纳得出元素周期律和元素周期表，而新教材则是在学过元素周期律和元素周期表之后，让学生根据原子结构理论预测第3周期元素原子得失电子能力的递变规律和金属钾性质，再通过自己设计实验去验证。教材这样处理旨在培养学生的探究能力，引导学生学会运用元素周期律和元素周期表来指导化学学习和科学研究。
【教学目标】
知识与技能目标：
1．以第3周期元素和ⅦA、ⅠA族元素为例，使学生掌握同周期、同主族元素性质递变规律，并能用原子结构理论初步加以解释；
2．了解元素“位、构、性”三者间的关系，初步学会运用元素周期表；
3．通过“实验探究”、“观察思考”，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力；
4．了解元素周期表在指导生产实践等方面的作用。
过程与方法目标：
1．通过“活动·探究”，学会运用具体事物来研究抽象概念的思想方法；
2．通过“阅读探究”、“交流·研讨”、“观察思考”等活动，培养学生获取并整合信息的能力；
3．通过对本节内容的整体学习，学会运用元素周期律和元素周期表指导探究化学知识的学习方法。
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．通过对元素“位、构、性”间关系的学习，帮助学生初步树立“事物的普遍联系”和“量变引起质变”等辨证唯物主义观点；
3．通过对元素周期表在指导生产实践中的作用等知识的学习，让学生体会化学对人类生活、科学研究和社会发展的贡献，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】
知识上重点、难点：
1．同周期、同主族元素性质递变规律；
2．元素“位、构、性”三者间的关系。
方法上重点、难点：
学会在元素周期律和元素周期表指导下探究和学习元素化合物知识的学习方法。
【教学准备】
1．第1课时前，布置学生预习并准备实验探究方案；
2．第2课时前，教师绘制“ⅦA族元素原子结构和性质比较”表格，并布置学生完成；
3．第3课时前，布置学生上网查阅“元素周期表的意义”。
【教学方法】
实验探究法、讨论归纳法
【课时安排】
3课时
【教学过程】
第1课时
【导入】前面我们学习了元素周期律和元素周期表，它对我们化学有什么作用呢？大家知道，门捷列夫在编制元素周期表时，人类只发现了六十多种元素，因此他做过很多大胆的预测，如他就预测在硅和锡之间存在一种元素——“类硅”，15年后该元素被德国化学家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命名为“锗”。
【投影】
相对原子质量
原子
体积
单质
比重
二氧化物
四氯化物
比重
体积
沸点
比重
体积
类硅
72
13
5.5
4.7
22
＜100℃
1.9
113
锗
72.6
13.22
5.47
4.703
22.16
86℃
1.887
113.35
【设问】你知道门捷列夫是如何做出如此准确的预测的吗？
【点评】通过展示门捷列夫预言的准确性和锗元素名称来历的介绍，激发学生的学习兴趣和爱国热情，引导他们关注元素周期表的重要作用。
【板书】第三节
元素周期表的应用
一、同周期元素性质的递变
【板演】请写出第3周期元素的名称和元素符号
【交流与研讨】（1）第3周期元素原子的核外电子排布、原子半径是如何递变的？
（2）尝试用元素原子的核外电子排布规律预测第3周期元素原子失电子或得电子能力的相对强弱。
【媒体展示】第3周期元素名称、符号、原子结构示意图。
【归纳慨述】第3周期元素从钠到氯，随着核电荷数增加，原子半径减小，元素原子失去电子能力减弱，得到电子能力增强。
【设问】如何用实验验证你的结论？
【阅读】教材P20页“方法导引”。
【点评】“方法导引”不仅为学生完成探究提供了方法支持，还引导学生学会借助具体事物（金属与水反应难易以及最高价氧化物对应水化物碱性强弱）来研究抽象概念（元素原子失电子能力强弱）的思维方法。
【小组讨论】设计实验方案，论证钠、镁、铝三种元素原子失去电子能力相对强弱。
【实验探究】取一小段镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜，放入试管中。向试管中加入2
mL水，并滴入2滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。
【讨论】回忆钠与水反应的现象，并与镁和水反应的现象相比，你得出什么结论？
【观点陈述】每组选派一位代表陈述自己的实验现象和结论。
【板书】Mg+2H2O=Mg（OH）2
+H2↑
【结论】钠元素原子失去电子能力比镁强．
【实验探究】取一小段镁带和一小片铝，用砂纸磨去表面的氧化膜，分别放入两支试管中。向试管中各加入2
mL1
mol/L盐酸。观察现象。
【讨论】比较镁和铝分别与盐酸反应的难易程度，你又得出什么结论？
【观点陈述】每组选派一位代表陈述自己的实验现象和结论。
【板书】Mg
+
2HCl
=
MgCl2
+
H2↑
2Al
+
6HCl
=
2AlCl3
+
3H2↑
【结论】镁元素原子失去电子能力比铝强．
【实验探究】向盛有AlCl3溶液的试管中加入NaOH溶液，直到产生大量白色絮状沉淀为止。将所得沉淀分盛在两支试管中，再分别加入HCl和NaOH溶液，观察现象。
【观点陈述】每组选派一位代表陈述自己的实验现象和结论。
【板书】AlCl3＋3NaOH
=
Al（OH）3↓＋3NaCl
Al（OH）3＋3HCl
=
AlCl3＋3H2O
Al（OH）3＋NaOH
=
NaAlO2＋2H2O
【讲述】Al（OH）3既能和发生中和反应,又能和发生中和反应,我们把它称为两性氢氧化物。
【讨论】从上述实验中能否比较NaOH、Mg（OH）2和Al（OH）3的碱性强弱？
【概括】
元素
钠
镁
铝
单质与水反应
与冷水剧烈反应
与冷水反应缓慢，与热水反应迅速
单质与盐酸反应
剧烈反应
剧烈反应，但较镁慢
最高价氧化物对应水化物
化学式
NaOH
Mg（OH）2
Al（OH）3
碱
性
强碱
中强碱
两性氢氧化物
结论
钠、镁、铝三种元素原子失去电子能力逐渐减弱
【板书】钠、镁、铝三种元素原子失去电子能力逐渐减弱。
【过渡】我们又如何判断硅、磷、硫、氯四种非金属元素原子得电子能力的相对强弱呢？
【阅读】教材P21页“方法导引”和P20页“阅读探究”。
【概括】请完成表格：
元素
硅
磷
硫
氯
单质与氢气反应难易
气态氢化物
化学式
稳定性
最高价氧化物对应水化物
化学式
酸性
结论
【点评】通过“阅读探究”和“概括”，旨在培养学生自学能力以及获取并整合信息的能力。
【板书】硅、磷、硫、氯四种非金属元素原子得电子能力逐渐增强。
【讲述】请看元素周期表，我们不难发现，除第1周期外，周期表中每一周期都是从活泼的金属逐渐过渡到不太活泼的金属元素，再到非金属元素，最后到性质极其稳定的稀有气体元素结束。
【板书】同一周期从左到右，元素原子失去电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。
【达标检测】
1．下述事实能够说明硫原子得电子能力比氯弱的是（
）
A．硫酸比盐酸稳定
B．氯化氢比硫化氢稳定
C．盐酸酸性比氢硫酸强
D．硫酸酸性比高氯酸弱
2．电子层数相同的三种元素X、Y、Z，它们最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱顺序为：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，下列判断错误的是（
）
A．原子半径
X＞Y＞Z
B．气态氢化物稳定性X＞Y＞Z
C．元素原子得电子能力X＞Y＞Z
D．单质与氢气反应难易X＞Y＞Z
3．按C、N、O、F的顺序，下列递变规律错误的是（
）
A．原子半径逐渐增大
B．元素原子得电子能力逐渐增强
C．最高正化合价逐渐增大
D．气态氢化物稳定性逐渐增大
【作业布置】
【点评】
从介绍门捷列夫的预言引入新课，紧紧抓住学生的注意力，激发学生兴趣，在方法上引导学生学会用原子结构理论分析第3周期元素原子失电子或得电子能力的相对强弱，然后设计验证结论，最后通过阅读自学，获取整合信息，找出硅、磷、硫、氯四种元素原子得电子能力逐渐增强的依据，整节课以学生探究为主线，突出学生的主体地位，注重培养学生科学的学习方法。
第2课时
【复习提问】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？
【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？
【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结构理论分析同周期元素性质递变规律，现在提出这一问题，就是引导学生学会运用原子结构理论去指导探究元素化合物知识的学习方法。
【结论】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，元素原子得电子能力减弱，失电子能力增强。
【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P21页最后一自然段至P22页第2自然段。
【归纳】完成表格：
元素
氟（F）
氯（Cl）
溴（Br）
碘（I）
最外层电子数
原子半径
最高化合价
最低化合价
气态氢化物
最高价含氧酸
【分组讨论】从上表中你能得出什么结论？
【板书】1、同主族元素原子的最外层电子数相同，因而化学性质具有相似性。
【质疑】同主族元素的性质有何不同吗？
【思考】根据F2、Cl2、Br2、I2分别与H2反应条件、程度以及生成的气态氢化物的稳定性等方面分析同主族元素性质的递变规律。
【概括】ⅦA族元素单质与H2反应情况
F2
Cl2
Br2
I2
反应条件
暗处
光照或点燃
加热
不断加热
反应程度
爆炸
剧烈
缓慢
缓慢
氢化物的稳定性
很稳定
稳定
较稳定
不稳定
【点评】Cl2、Br2、I2的性质在《化学1（必修）》中已分散学过，在此进行整合，不仅对知识起到复习作用，还可以引导学生学会归纳、比较的学习方法。
【板书】2、同主族元素性质具有递变性---从上到下，原子半径增大，元素原子失电子能力增强，得电子能力减弱
【过渡】同主族元素性质既有相似性，也有递变性，门捷列夫正是根据这个规律对某些元素的性质进行大胆预测的。
【讨论】请你根据钾在周期表中的位置，预测金属钾的性质。
【演示】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金属钾和钠，观察反应的剧烈程度，记录现象（为了便于观察，将培养皿放在投影仪上，通过投影来观察实验现象）
【板演】钾、钠分别与水反应的化学方程式。
【结论】钾和钠的化学性质相似，钾比钠更活泼。
【思考】根据钾和钠的性质，预测ⅠA族其它金属的性质。
【阅读自学】教材P22页最后一自然段至P23页第1自然段。
【板书】
【小结】元素周期表中每一周期、每一主族的元素，其性质总是呈现规律性的变化，所以元素周期表是我们学习化学的重要工具
【作业布置】
【点评】本节课在学法指导上做的比较到位，在整合Cl2、Br2、I2的性质时，引导学生学会采用图表法进行比较、归纳，从开始对ⅦA族元素性质探究，到最后对ⅠA族元素性质的归纳，始终注重引导学生用原子结构认识物质性质这一重要的学习方法。
第3课时
【练习】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_______。
【导入】由上例可见，元素的原子结构和元素在周期表中的位置、元素性质三者之间存在着密切的关系，这是我们本节课要讨论的重点。
【点评】通过练习导入新课，让学生对元素的“位、构、性”之间的关系有更直观的认识，还可以调动学生兴趣，吸引学生注意力。
【板书】三、元素“位、构、性”之间的关系
【媒体展示】
【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．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
3．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______________。
【分组讨论】完成教材P25页“交流·研讨”。
【观点陈述】每组派一名代表陈述本组观点。
【教师点评】略
【媒体展示】
主族元素原子得、失电子能力强弱与元素在周期表中的位置关系
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
【过渡】元素周期表除了对我们学好化学有着重要意义外，还有其它的作用吗？
【阅读自学】教材P24页“资料在线”至P27页。
【板书】四、预测元素及其化合物的性质
【思考】元素周期律和元素周期表的诞生是19世纪化学科学的重大成就之一，具有重要的哲学意义、自然科学意义和实际应用价值，请你根据教材所给资料和你在网上查阅结果，分别举例说明。
【学生发言】略（让学生充分发表观点，鼓励学生大胆想象、质疑）
【点评】通过学生自学和查阅资料，具体感受元素周期表在指导生产实践和科学研究等方面的作用，让学生深切体会化学对人类生活、科学研究和社会发展的贡献，培养学生将化学知识应用于生产、生活实践的意识，调动学生学好化学的积极性。
【板书】1．学习和研究化学的重要工具；
2．指导科学研究，如发现新元素；
3．指导生产实践，如寻找新材料、催化剂、制冷剂、探矿等；
4．论证了“量变质变规律”；
【达标检测】元素周期表在指导科学研究和生产实践方面具有十分重要的意义，请将下表中A、B两栏描述的内容对应起来。
A
B
A
B
①制半导体的元素
（a）ⅢB至ⅥB的过渡元素
①
②制催化剂的元素
（b）F、Cl、Br、N、S“三角地带”
②
③制耐高温材料的元素
（c）金属与非金属元素分界线附近
③
④制冷剂的元素
（d）相对原子质量较小的元素
④
⑤地壳中含量较多的元素
（e）过渡元素
⑤
【结束语】如果同学们对本章所学的知识有兴趣，欢迎再选修《物质结构与性质》模块。
【作业布置】
【点评】教师从题目入手，使学生对元素的“位、构、性”之间的关系有直观的认识，体会元素周期表在化学学习上的指导作用，而元素周期表在生产实践和科学研究等方面的重要作用，是学生感兴趣的内容，通过指导学生自己阅读、查找资料，不仅可以开拓学生视野，还让学生对科学研究、化学对人类生活和社会发展的贡献有深切的情感体验。
10
/
10元素周期表的应用
【学习目标】
1．掌握同周期、同主族元素性质的递变规律。
2．了解元素周期律及元素周期表的应用。
3．掌握“位、构、性”之间的关系。
【学习重难点】
重点：同周期、同主族元素性质递变规律。
难点：元素“位、构、性”三者间的关系。
【学习过程】
【复习回顾】
1．元素周期表共分为____个周期；____个主族。第三周期共有____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。
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实验
[比较元素失电子能力强弱的间接方法]
①三种金属与水反应的反应差异__________________________________。
②镁铝与同浓度的稀盐酸的反应的差异_________________________________。
③金属单质与盐溶液的反应_________________________________。
④对应碱的碱性强弱_________________________________。
得出结论：__________________________________________________________________
2．比较硅、磷、硫、氯得电子能力的强弱
[探究]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_________________________________；
得出结论：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__________。
三、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
（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，其他层为______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______，从而单质的氧化性______。
[预测与验证]
根据性质的递变性，试预测卤素与氢气化合的难易程度、生成气态氢化物的稳定性，以及它们对应最高价氧化物水化物的酸性，并阅读教材验证你的推测是否正确。
[观察与思考]预测金属钾的性质
1．试根据卤素性质的相似性和递变性，并根据金属钾在周期表中的位置预测其性质，并与其相邻的钠进行对比：
2．根据问题1中的预测，K与水反应应当比Na______，观察实验并验证你的预测是否正确（实验中应注意安全，务必将金属表面煤油擦干净，结合实验现象及煤油的性质，思考这是为什么？）并描述K与水反应的实验现象。
（2）碱金属性质的相似性和递变性
①金属钾的性质
根据前面实验归纳金属K的性质和性质：
a．物理性质：____________________________________
b．化学性质：____________________________________
②根据金属K、Na结构和性质的对比，归纳碱金属元素结构上的相似性和递变性，并预测碱金属元素性质上的相似性和递变性。阅读教材验证你的预测。
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：________________________________________________________________
四、同主族元素性质归纳
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______。
[知识运用]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]
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。
【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
1．元素的化合价：
（1）主族序数＝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｜＝______；
（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判断依据
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______。
（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______。
（3）金属在金属活动性顺序表中的位置。越往前，金属性越______。
（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______，则对应元素的非金属性越______。
（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______。
（3）非金属之间的置换反应。非金属性强的单质______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______。
（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______。
3．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______性，又有______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）。
4．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：
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。
注意：特殊知识点总结
【基础巩固】
1．阅读教材，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。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．（镭是元素周期表中第七周期第ⅡA族元素，下列关于镭的性质描述不正确的是（
）
Ａ．在化合物中呈+2价
B．单质能与水反应放出氢气
C．镭比钙的金属性弱
D．碳酸镭难溶于水
4．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-
5．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：AB．原子序数：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
6．下列叙述中正确的是：（
）
A．同主族金属的原子半径越大单质的还原性越强
B．稀有气体原子序数越大密度越小
C．同主族半径越大单质的氧化性越大
D．同周期元素的原子半径越小越易失去电子
7．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
8．a、b、c三种元素的原子序数均小于20，a、b两元素的阳离子和c元素的阴离子都有相同的电子层结构，a原子的半径大于b原子的半径，则三种元素的原子序数的关系是（
）
A．a＞b＞c
B．b＞a＞c
C．c＞b＞a
D．a＞c＞b
9．下列叙述不正确的是（
）
A．H2S、H2O、HF的稳定性依次增强
B．RbOH、KOH、Ca（OH）2的碱性依次减弱
C．Na+、Mg2+、Al3+的还原性依次减弱
D．H4SiO4、H2CO3、H2SO4的酸性依次增强
10．A、B为同周期元素，如果A原子半径比B原子半径大，则下列判断中正确的是（
）
A．两元素形成的最高价氧化物对应水化物的酸性应：A强于B
B．A的气态氢化物比B的气态氢化物稳定
C．A的金属性比B的金属性强
D．A的阴离子比B的阴离子还原性弱。
【能力提升】
1．在元素周期表中相邻元素的性质相似，镓（Ga）在周期表中位于第4周期IIIA族，下列关于镓的说法错误的是（
）
A．镓的最高价氧化物的水化物既能与强酸反应又能与强碱反应
B．氯化镓溶液能与烧碱溶液反应
C．镓的单质不能与盐酸反应
D．镓可形成[Ga（OH）4]－
2．X和Y元素的原子，在化学反应中都容易失去电子，形成与Ne相同的电子层结构，X原子的半径小于Y原子的半径，下列说法正确的是（
）
A．X的金属性强于Y
B．常温下，X和Y都不能从水中置换氢
C．Y元素的氢氧化物碱性比X元素的氢氧化物碱性强
D．X元素的最高化合价比Y元素的最高化合价高
3．锂和镁在元素周期表中有特殊的“对角线关系”，它们的性质相似，下列有关锂及其化合物性质的叙述，正确的是（
）
A．Li2SO4难溶于水
B．Li在氮气中燃烧生成Li3N
C．LiOH易溶于水
D．Li2CO3受热易分解
4．下列叙述正确的是（
）
A．同周期元素的原子半径VIIA族的为最大
B．在周期表中0族元素的单质全部是气体
C．IA、IIA族元素的原子，其半径越大越容易失去电子
D．所有主族元素的原子形成单原子离子时最高价都和它的族序数相等
【课后练习】
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（
）
A．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．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________，（填元素编号，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________________________________________。
6
/
10