2020年高一化学人教必修2同步导学提分教程：1.2 第2课时 元素周期表和元素周期律的应用【要点总

第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表（第2课时）学习目标：1、认识碱金属元素物理性质和化学性质的相似性和递变规律2、能运用原子结构的初步知识理解碱金属元素性质的相似性和递变规律重点难点：碱金属元素性质的相似性和递变规律知识梳理：二、元素的性质和原子结构1、碱金属元素（1）结构请同学们阅读课本第5页，科学探究，并完成该表。

由此可以得出的结论：从锂→铯相同点: 最外层电子数均为_____________ 不同点: 随着核电荷数的增多,电子层数_____________, 原子半径_______________ （2）化学性质通过实验：对比钠、钾与氧气和水的反应注意：比较元素金属性强弱可以从其单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度,以及它们的最高价氧化物的水化物－氢氧化物的碱性强弱来比较（3）物理性质阅读课本第7页表1-1总结规律：相似性: 除Cs略带金属光泽外,其余的都是_________色,它们都比较________,有________性.密度都比较_________,熔点也都比较________ ,导电性和导热性也都_____________.递变性:随核电荷数的增多,碱金属的密度逐渐_________,熔、沸点逐渐_________________.思考：锂和钾的保存方法？______________________________________________________例1. 下列金属与水反应最剧烈的是A. LiB. KC. RbD. Cs分析: 在碱金属中,随着元素电子层数的增多,碱金属活动性增强.四种金属Li、K、Rb、Cs符合上述规律，与水反应最剧烈的应是Cs例2 钠和铯都是碱金属元素,下列关于铯及其化合物的叙述中不正确的是A. 硫酸铯的化学式为Cs2SO4B. 氢氧化铯是一种强碱C. 铯的熔沸点比钠的低D. 碳酸铯受热易分解成氧化铯和二氧化碳分析: 由于铯的性质在教材中没有介绍,我们不可能通过回忆铯的性质来解答该题,但是铯与钠在结构上的相似性和递变性决定了它们在性质上的相似性和递变性.铯与钠一样原子最外层只有一个电子,最高价为+1价,故A正确;它们都是活泼的金属元素,铯的金属性比钠的强,其最高价氧化物对应的水化物是一种强碱,故B正确; 由物理性质的递变性可知由Li到Cs,熔沸点逐渐降低,故C正确; 碳酸钠受热不易分解,碳酸铯也不易分解,故D说法不正确.上述解题过程实际上是一种“类比”思维，通过类比能将陌生问题转化为我们熟悉的问题而解决。

第二节 元素周期律（第一课时）一、原子核外电子排布 1. 电子层 (n)：看教材P13-14页，1~20号元素的各电子层电子数，联系学过的知识，思考原子核外电子 排布有什么规律? 2、核外电子排布规律：(1) 核外电子总是先 电子层里，然后 电子层上 (2) 各电子层最多容纳的电子数目是 个(3) 最外层电子数目不超过 （K 层为最外层时， 个）。

(4)次外层电子数目不超过 个，倒数第三层电子数目不超过个。

练习：根据下列条件写出元素名称和元素符号，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 元素原子的L 层电子数与K 层电子数之差是电子层数的2.5倍。

（4）D 元素原子的次外层电子数是最外层电子数的1/4。

二、元素周期律 结论1：随着 的递增，元素原子的最外层电子排布呈现 变化。

1、原子半径结论2：随着 的递增，元素原子半径呈现 变化。

同周期从左到右注意：（1）稀有气体元素：（2）原子半径最小的是：2、元素化合价结论3：随着的递增，元素的化合价呈现变化同周期从左到右最高正价最低负价注意：练习：1.下列元素的原子半径依次减小的是A、Na Mg AlB、N O FC、P Si AlD、C Si P2、X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构，下列叙述正确的是A、X的原子序数比Y的小B、X原子的最外层电子数比Y的大C、X的原子半径比Y的大D、X元素的离子半径比Y的小电子层结构相同的离子：3、A元素的阴离子、B元素的阴离子和C元素的阳离子具有相同的电子层结构。

已知A的原子序数大于B的原子序数。

则A、B、C三种离子半径大小顺序是A．A＞B＞C B．B＞A＞C C．C＞A＞B D．C＞B＞A第三周期原子半径最大的是，最小的是第三周期离子半径最大的是，最小的是教师个人研修总结在新课改的形式下，如何激发教师的教研热情，提升教师的教研能力和学校整体的教研实效，是摆在每一个学校面前的一项重要的“校本工程”。

高中化学学习材料1.2《元素周期律》导学案（第2课时）【学习目标】1.知道周期表是元素周期律的具体表现形式；2.通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系；3.知道元素周期表和元素周期律在科学研究和工农业生产中的指导意义。

【温故知新】1.(回忆、思考)什么是元素周期律？其实质是什么？2.(回忆、思考)以第三周期元素为例分析：位于同一周期的元素的原子结构有什么相同之处？它们又是怎样递变的？它们单质及其化合物的化学性质是怎样递变的？3.(回忆、思考)以第IA族、第ⅦA族元素为例分析：位于同一主族的元素的原子结构有什么相同之处？它们又是怎样递变的？它们单质及其化合物的化学性质是怎样递变的？【课堂研讨】1.(自学、归纳)阅读教材，独立填充下列两个格表。

⑴认真观察下表，填空并画出金属与非金属的交界线，标出其附近的元素符号。

⑵同周期、同主族元素性质递变规律性质同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 原子半径电子层结构失电子能力得电子能力元素的金属性元素的非金属性主要化合价最高价氧化物对应水化物的酸碱性与氢气化合的难易气态氢化物的稳定性2.(自学、思考)什么叫价电子？主族元素的最高正价与元素在周期表的位置、元素的原子结构有什么关系？3.(思考、讨论)认真思考，可以与同学讨论，完成下列有关元素位置、性质的总结：⑴周期表中特殊位置的元素(短周期主族元素)①族序数等于周期数的元素：；②族序数等于周期数2倍的元素：；③族序数等于周期数3倍的元素：；④周期数是族序数2倍的元素：；⑤周期数是族序数3倍的元素：；⑥最高正价是最低负价绝对值3倍的元素：；⑦除H外，原子半径最小的元素：；⑧原子半径最大的元素：；⑵常见元素及其化合物的特性(短周期元素)①空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：；②地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：；③最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：；④元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：；⑤元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：；⑥元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：；⑶在周期表中寻找所需物质在能找到制造半导体材料；如：；在能找到制造农药的材料；如：；在能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。

第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律（第二课时元素周期律）【学习目标】1．通过预习回顾、思考交流，了解元素周期表中金属元素、非金属元素的分区及元素周期表和元素周期律的应用；2.通过阅读教材、实验设计、实验探究，归纳同周期元素金属性、非金属性变化规律，学会判断元素金属性、非金属性的强弱的基本方法，进一步发展抽象、归纳以及演绎、推理能力。

3．通过归纳总结、讨论交流，认识元素周期律，理解元素周期律的实质，初步认识元素周期表“位、构、性”三者的关系。

【学习重点】同周期元素化合价、原子半径、金属性和非金属性变化规律。

【学习难点】元素周期律的实质【自主学习】旧知回顾：1.元素周期表中同主族元素在化学性质上既表现出相似性，又表现出差异性。

如碱金属元素最高价氧化物对应水化物的化学式为 ROH ，且均呈碱性，都能与氧气等非金属单质及水反应等。

但随核电荷数的增加，与水反应的剧烈程度逐渐增强等。

卤族元素均能与氢气化合的通式为X2+H2O==2HX ,与水反应的通式为 X2+H2O==HX+HXO （ F 除外），但氢化物稳定性：HF>HCl>HBr>HI ；还原性：HF<HCl<HBr<HI ；酸性：HF<HCl<HBr<HI 。

最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱(除氟外)，即HClO4>HBrO4>HIO4 等均不同。

2.请列出你知道的判断元素金属性和非金属性的强弱的方法？【温馨提示】（1）判断元素金属性强弱：①利用原子结构判断，电子层数越多，最外层电子数越少，金属性越强；②利用金属活动性顺序判断；③单质与水或酸反应置换出氢的难易程度；④最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。

（2）判断元素非金属性强弱：①利用原子结构判断，电子层数越少，最外层电子数越多，非金属性越强；②利用非金属单质间的置换反应判断；③利用单质与氢气反应的难易程度、反应条件及氢化物的稳定性判断；④利用最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱判断。

2020年高中化学必修二同步导学案：——元素周期律【分点突破】元素原子结构的周期性变化1．元素原子核外电子排布的周期性变化周期序数原子序数电子层数最外层电子数一1～2 1 1→2二3～10 2 1→8三11～18 3 1→8结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现1从1递增到8的周期性变化(H、He除外)2由大到小的周期性变化。

【归纳总结】微粒半径大小比较方法(1)电子层数相同(即同周期)时，随原子序数的递增，原子半径逐渐减小。

(2)最外层电子数相同(即同主族)时，随电子层数(原子序数)的递增，原子半径逐渐增大。

(3)电子层结构相同的不同离子，原子序数越大，离子半径越小。

元素性质的周期性变化1．元素化合价的周期性变化元素化合价的三个“二”(1)二“等式”(主族元素)①最高正价＝最外层电子数；②|最低负价数值|＋最高正价数值＝8。

(2)二“特殊”：氧元素和氟元素只有负价没有正价。

(3)二“只有”：金属只有正价，只有非金属才有负价。

2．元素金属性和非金属性的周期性变化(1)钠、镁、铝金属性强弱的比较实验探究钠、镁、铝与水(或酸)(2)Si 、P 、S、Cl 4种非金属元素的性质比较(3)同周期元素金属性、非金属性强弱的变化规律同周期元素从左到右，通过大量事实，人们归纳出一条规律，元素的金属性和非金属性随着原子序数(4)元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系多，元素的原子失电子能力逐渐3．元素周期律(1)化。

(2)变化的必然结果。

【归纳总结】1．金属性强弱的判断依据(1)元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。

(2)元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。

(3)金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A 能置换出B ，则A 的金属性强于B 。

(4)在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的金属性。

(5)金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱(注：Fe 的阳离子仅指Fe 2＋)。

导学案学第二节元素周期律（第2课时）课前预习学案一、预习目标预习第一章第二节第二课时的内容，初步了解元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。

二、预习内容（一）1.钠、镁、铝的性质比较：1．第三周期元素性质变化规律：从Na C1 ，金属性逐渐，非金属性逐渐。

2. 同周期元素性质递变规律：从左右，金属性逐渐，非金属性逐渐。

3. 元素周期律（1）定义: 。

（2）实质: 。

三、提出疑惑疑惑点课内探究学案一、学习目标1.能够理解元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。

2.通过实验操作，培养实验技能。

3.重点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。

4.难点：探究能力的培养二、学习过程（四）Al(OH)的性质随着原子序数的递增，金属性通过本节课的学习，你对元素周期律有什么新的认识？说说看。

四、当堂检测1.从原子序数11依次增加到17，下列所叙递变关系错误的是( ) A.电子层数逐渐增多B.C.最高正价数值逐渐增大D.从硅到氯负价从-4-12.已知X 、Y 、Z 为三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱是：HXO 4＞H 2YO 4＞H 3ZO 4A.气态氢化物的稳定性：HX ＞H 2Y ＞ZH 3B.非金属活泼性：Y ＜X ＜ZC.原子半径：X ＞Y ＞ZD.原子最外电子层上电子数的关系：Y=21(X+Z) 3．元素性质呈周期性变化的原因是A ．相对原子质量逐渐增大B ．核电荷数逐渐增大C ．核外电子排布呈周期性变化D ．元素的化合价呈周期性变化4．元素X 的原子核外M 电子层上有3个电子，元素-2Y 的离子核外有18个电子，则这两种元素可形成的化合物为A ．XY 2B ．X 2Y 3C ．X 3Y 2D ．X 2Y5．A 、B 均为原子序数1～20的元素，已知A 的原子序数为n ，+2A 离子比-2B 离子少8个电子，则B 的原子序数为A ．n ＋4B ．n ＋6C ．n ＋8D ．n ＋106．X 、Y 、Z 是3种短周期元素，其中X 、Y 位于同一族，Y 、Z 处于同一周期。

2020年高中化学必修二同步导学案：——元素周期表和元素周期律的应用【分点突破】元素周期表的分区及元素化合价规律金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律1增强、2减弱、3增强、4增强、5Al、6Si、7金属、8非金属。

【归纳总结】1．周期表中元素的分区(1)周期表的左下方是金属性最强的元素(钫)，右上方是非金属性最强的元。

素(氟)。

碱性最强的是FrOH，酸性最强的含氧酸是HClO4(2)由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线，因此，位于分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。

2．元素的化合价与元素在周期表中的位置关系(1)主族元素最高正化合价(O、F除外)＝族序数＝原子最外层电子数。

(2)金属元素无负化合价，不能形成简单的阴离子；非金属元素(除氢外)，不能形成简单的阳离子。

(3)非金属元素的化合价(除氢外)：最高正化合价＋|最低负化合价|＝8。

元素周期表和元素周期律的应用1．根据同周期、1强弱(2大小)。

2．用于元素“3位置—4结构—5性质”的相互推断。

3．预测新元素为新元素的发现及预测它们的6原子结构和性质提供线索。

4．寻找新物质(1)在金属与非金属分界线附近寻找7半导体材料。

(2)研究8氟、氯、硫、磷附近元素，制造新农药。

(3)在9过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

【归纳总结】同一元素的“位、构、性”关系元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。

【对点训练】1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。

(1)根据元素周期律可知金属性最强的是钫，非金属性最强的是氦。

( )(2)金属不可能具有非金属性，非金属不可能具有金属性。

( )(3)锗元素属于金属元素，但也具有一定的非金属性。

( )答案：(1)×(2)×(3)√2．在原子序数为1～20号的元素中，将形成的相应的物质填入下列空格中：(1)原子半径最小的元素是________(填元素符号)。

探究点二 微粒半径大小比较
1．原子半径的比较 (1)同周期的元素(电子层数相同)，从左到右原子半径逐渐 减小(稀有气体除外)。如 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。 (2)同主族的元素(最外层电子数相同)，从上到下原子半径 逐渐增大。如r(Li)<r(Na)<r(K)；r(O)<r(S)<r(Se)。
注意：元素的阳离子半径均小于其阴离子半径。 (3)同主族带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。 如r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)；r(F－)<r(Cl－)<r(Br －)<r(I－)。 (4)具有相同电子层结构的离子半径随着原子序数的增大而 减小(即“序小径大”)。如Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－、O2－具有相 同的电子层结构，其离子半径关系为r(O2－)>r(F－)>r(Na ＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
b．镁、铝与盐酸的反应
c．钠、镁、铝最高价氧化物对应水化物的碱性 碱性由强到弱： NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 。 ②结论 金属性由强到弱的顺序为 Na>Mg>Al 。
(2)硅、磷、硫、氯非金属性强弱的比较。 ①方法 a．与氢气化合
b．最高价氧化物对应水化物的酸性 酸性由强到弱的顺序为 HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3 。
增强 减弱 增强 减弱 增强 减弱 增强 减弱
同主族 (从上到下)
减弱 增强 减弱 增强 减弱 增强 减弱 增强
以第三周期元素为例说明：
1.试用元素周期表中元素性质的变化规律分 析钾和镁的金属性的强弱。

第一章第二节元素周期律（2）【习目标】1、掌握元素的金属性和非金属性随原子序递增而呈现周期性变规2、通过实验操作，培养生实验技能。

【习重点】1、元素的金属性和非金属性随原子序的递增而呈现周期性变的规律2、元素周期律的本质【复习巩固】1、核外电子的排布的规律有哪些？1电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布；2每层最多容纳的电子为22(代表电子层)；3电子一般总是尽先排在能量最低的电子层4最外层电子不超过8个(第一层为最外层时,电子不超过2个)2Mg2+ F- Br-2+【基础知识】一、元素的金属性、非金属性强弱判断依据。

二、第三周期元素性质变规律[实验一] Mg、A和水的反应：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧膜，放入两支小试管中，加入2~3 水，并滴入两滴酚酞溶液。

观察现象。

过一会儿，分别用酒精灯给两试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。

[实验二]Mg、A与稀盐酸反应比较[总结]N、Mg、A与水反应越越，对应氧物水物的碱性越越，金属性逐渐。

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？阅读[资料]2结论阅读探究：请完成表格[小结]第三周期元素N Mg A S P S ，金属性逐渐，非金属性逐渐【总结】同一周期从左到右，元素原子失去电子能力逐渐______，得电子能力逐渐______。

三、同周期元素性质递变规律同周期从左到右，金属性逐渐，非金属性逐渐。

四、元素周期律（1）定义：。

（2）实质：。

【自主探究】根据1—18号元素的原子结构示意图，体会元素性质和原子结构的关系。

______________________________________________________________________【跟踪练习】1、元素周期律的内容和实质是什么？2、下列元素原子半径最大的是A、LB、F 、N D、3、下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是A、L NB、B2+2+ Mg2+、2++- D、N O F4、某元素气态氢物的分子式为H2R,该元素的最高价氧物的分子式为________【基础达标】请画出N、Mg、A的原子结构示意图___________________________________________________________________________ N、Mg、A的合价分别是，推测：它们的失电子能力逐渐，金属活泼性逐渐2．N与冷水反应的方程式为Mg与热水反应的方程式为能够证明Mg与热水反应放出的气泡是氢气的方法是能够证明Mg与热水反应生成了碱的方法是，现象是。

2020年高一化学人教必修2——核 素【自主导学】【知识点1 原子的构成及各微粒数目之间的关系】问题探究：1．以上各字母表示的含义是什么？2．一个原子的质量为m g ，一个碳原子的质量为n g ， 则该原子的相对原子质量是多少？探究提示：1.X 原子的质量数是A ，X 原子的质子数是Z ，在化合物中X 元素的化合价是＋c 价。

X 的离子带有d 个单位正电荷，一个微粒中含有X 原子的个数是e 。

2.m 112n ＝12mn 。

知识归纳总结： 1．构成原子的粒子：原子(AZX )⎩⎪⎨⎪⎧原子核⎩⎨⎧ 质子(Z 个)―→决定元素种类；中子(A －Z 个)―→决定原子种类。

核外电子(Z 个)――→最外层电子决定元素的化学性质。

2．有关粒子间的关系 (1)质量关系。

①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。

②原子的相对原子质量近似等于质量数。

(2)电性关系①电中性微粒(原子或分子)：核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。

②带电离子。

质子数≠电子数，具体如下表：阳离子(R m＋)质子数>电子数质子数＝电子数＋m阴离子(R m－)质子数<电子数质子数＝电子数－m(3)原子序数＝质子数。

点拨：(1)质量数＝质子数＋中子数，该关系适用于原子和离子。

(2)核电荷数(质子数)＝核外电子数，只适用于原子和分子。

(3)对离子进行电子数与质子数换算时应该注意阳离子和阴离子的区别。

【知识点2 元素、核素、同位素及同素异形体的辨析】问题探究：1．质子数相同而中子数不同的微粒一定是同位素吗？2．同位素在周期表中位于同一位置，那么在周期表中位于同一位置的元素一定为同位素吗？探究提示：1.不一定，如2010Ne和H2O中质子数相同，中子数不同，但二者不是同位素。

2．不一定。

因为同位素的质子数(原子序数)相同，所以在周期表中位于同一位置；但在周期表中位于同一位置的镧系和锕系元素，因其质子数不同，不属于同种元素，不属于同位素。

第一节⎪⎪元素周期表第一课时元素周期表—————————————————————————————————————[课标要求]1．简单了解元素周期表的发展历程。

2．了解元素周期表的编排原则及结构。

3．能描述元素在元素周期表中的位置。

1．元素周期表中的数量关系：(1)周期序数＝核外电子层数。

(2)主族序数＝最外层电子数。

(3)原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。

2．元素周期表结构的记忆口诀：七个周期横着看，三短和四长；纵看共有十八列，七主七副零Ⅷ三；副族元素中间站，主族元素靠两边；若分金属非金属，硼砹之间划连线。

3．1～20号元素的名称：氢氦锂铍硼；碳氮氧氟氖；钠镁铝硅磷；硫氯氩钾钙。

元素周期表1．元素周期表的发展历程2．原子序数(1)含义：按照元素在周期表中的顺序给元素编号。

(2)原子序数与原子结构的关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数3．元素周期表中元素相关信息1．19世纪中叶，俄国化学家门捷列夫的突出贡献是()A．提出原子学说B．制出第一张元素周期表C．提出分子学说D．发现氧气解析：选B俄国化学家门捷列夫的突出贡献是制出第一张元素周期表，B项正确；提出原子学说的是道尔顿，提出分子学说的是阿伏加德罗，发现氧气的是瑞典化学家舍勒，选项A、C和D不正确。

2．查阅元素周期表，从每个方格中不能得到的信息是()A．相对原子质量B．元素名称C．原子序数D．元素的性质解析：选D在元素周期表每个方格中可以知道元素的名称、元素符号、元素的原子序数、元素的相对原子质量，但不能知道该元素的性质。

元素周期表的结构1．元素周期表的编排原则2．元素周期表的结构(1)周期①含义：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列的一横行，叫做一个周期。

②数目：元素周期表有7个横行，有7个周期。

③特点：周期序数＝该周期元素原子的电子层数。

④分类：(2)族①含义：元素周期表18个纵行中，除中间8、9、10三个纵行为一族外，其余每一纵行为一族。

——元素周期表和元素周期律的应用一．金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律位于周期表中金属和非金属元素分界线两侧的元素(如Al、Si 等)既能表现金属性，又能表现非金属性。

2．元素化合价与其在周期表中位置的关系3．元素周期表和元素周期律的应用(1)科学预测：为新元素的发现和预测它们的原子结构和性质提供线索。

(2)指导其他与化学相关的科学技术研究①在金属与非金属分界线附近的元素中寻找半导体材料。

②在周期表中的非金属区域探索研制农药的材料。

③在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

[特别提醒]元素既具有金属性，又具有非金属性，不能称为元素具有两性，两性指的是酸、碱两性，而不是指金属性和非金属性。

1．结合元素周期律分析，在现有元素中金属性和非金属性最强的分别是什么元素？提示：由元素周期律可知，同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族自上而下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

所以金属性最强的元素位于元素周期表的左下角，非金属性最强的元素位于元素周期表的右上角，即金属性最强的应该为钫元素，但由于钫是放射性元素，在自然界中不能稳定存在，所以一般认为铯的金属性最强，氟的非金属性最强。

2．从第ⅢA族的硼到第ⅦA族的砹连成一条斜线，即为金属元素和非金属元素的分界线，分界线附近元素的性质有何特点？这些元素可制取什么材料？提示：分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性，这些元素可以制取半导体材料。

3．短周期元素R的氢化物的化学式为H2R，则该元素最高价氧化物对应水化物的化学式是什么？提示：该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为H2RO4。

(1)元素周期表的左下方元素的金属性最强，右上方元素的(稀有气体元素除外)非金属性最强。

(2)由于元素的金属性和非金属性没有严格的界限，因此，位于分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。

(3)元素的最高正价和最低负价的绝对值之差与族序数的关系。