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【2019最新】高中化学专题一微观结构与物质的多样性第一单元核外电子排布与元素周期律（第1课时）原子核外电子排布与元素周期律素材【学习目标】1.了解元素原子核外电子排布的基本规律，能用原子（离子）结构示意图表示原子(离子)的核外电子排布2.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【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。
【自主学习】（这部分内容要求同学们根据下面提示预习，课前独立完成，记下不明白的问题，课堂上交流讨论）（请同学们回忆一下我们曾经学过的原子结构示意图有关知识，阅读P2图1-1和图1-2归纳原子的结构和性质）1．写出钠原子结构示意图的各部分名称2.背默写出1-18号原子结构示意图.3.什么叫电子层？什么是电子层符号？什么叫电子层上的电子数，其与原子核内质子数的关系是什么？4.多电子原子核外电子排布有什么规律?5.稀有气体原子核外电子排布具有什么规律？6.试一试：完成下表，看看谁较快。
【合作探究】（这部分要求同学们课堂完成。
分为：课题师生交流、展示提出问题、解决问题）（一）学生相互交流讨论“自主学习内容”。
1.请同学们利用课堂5分钟时间，交流讨论预习内容，互相解疑答惑，补充问题答案，详细列出不能解决的问题。
（二）教师主导突破重点难点：1.核外电子排布的规律:2.电子与原子核距离远近、能量高低有何关系？3.多电子原子核外电子排布主要规律：（1）核外电子总是按能量由到，然后由到依次排列。
（能量最低原理）（2）原子核外各电子层最多容纳个电子；（3）原子最外层电子数目不能超过个（K层为最外层不能超过个）（4）次外层电子数目不能超过个（K层为次外层不能超过个），倒数第三层电子数目不能超过32个。
4.离子结构示意图的表示方法：阳离子：阴离子：【迁移与应用】1. 下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒?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。
第一单元元素周期律和元素周期表第一课时元素周期律【学习目标】1．通过分析1～18号元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变化，总结出它们的递变规律，并由此认识元素周期律。
2．初步了解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必然结果。
【新知梳理】一、原子结构和元素化合价的周期性变化1．原子序数(1)概念：按照由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫做原子序数。
(2)数量关系：原子序数＝＝＝。
2．原子结构变化规律(1)原子最外层电子排布的规律性变化如图为核电荷数为1～18的元素原子最外层电子数观察上图回答问题：3～18号元素随着原子序数的递增，最外电子层上的电子数重复出现从1递增到8的变化，说明元素原子的最外层电子排布呈现变化。
(2)元素原子半径的变化规律下表为原子序数为3～9号和11～17号元素的原子半径数值：3～9号元素3Li(锂)4Be(铍)5B(硼)6C(碳)7N(氮)8O(氧)9F(氟)原子半径/pm1521118877706664 11～17号元素11Na(钠)12Mg(镁)13Al(铝)14Si(硅)15P(磷)16S(硫)17Cl(氯)原子半径/pm18616014311711010499注：1 pm＝10－12 m。
从上表可以得出：随着原子序数的递增，元素的原子半径(稀有气体除外)呈现变化。
原子序数为3～9号元素和11～17号元素的原子半径分别依次。
3．元素的主要化合价呈现周期性变化结合1～18号元素的主要化合价，以横轴表示元素的原子序数，以纵轴表示元素的最高化合价(或最低化合价)绘图，如图所示：结论：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现到(氧、氟除外)的周期性变化、最低负化合价呈现到的周期性变化。
[问题探讨]1．影响元素的原子半径大小的因素有哪些？2．元素的最高正化合价、最低负化合价与原子结构有何联系？核心归纳：微粒半径大小的比较原子半径(1)电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小(不包含稀有气体)。
1.1.1【2019最新】高中化学专题一微观结构与物质的多样性第一单元核外电子排布与元素周期律（第1课时）原子核外电子排布与元素周期律学案【典例1】（2010·嘉兴高一检测）有A、B、C、D四种元素，A元素是地壳中含量最多的金属元素；B 元素的原子其M层电子数比L层少1个电子；C元素的原子得到2个电子、D元素的原子失去1个电子所得到的微粒都具有与氖原子相同的电子层结构。
回答下列问题：（1）上述四种元素中C的名称是________________；（2）画出B元素原子的结构示意图________________ ；（3）写出下列化学方程式：单质D在单质C中燃烧的化学方程式________________ ；A的氢氧化物和D的氢氧化物反应的离子方程式________________ 。
【变式训练】已知X、Y是原子核电荷数不大于18的元素。
X原子的最外层电子数为a，次外层电子数为a+2；Y原子的最外层电子数为b－5，次外层电子数为b。
则X、Y两元素形成化合物的组成是（）A.XY2B.Y4XC.Y2X3D.YX3【解析】选C。
X、Y的次外层（a≠0，a+2＞3；b－5＞0，b＞5）不可能是K层，即最外层为第3层（X、Y核电荷数小于18），这样得出X的核外电子排布为2、8、6，为硫，Y的核外电子排布为2、8、3，为铝，形成化合物为Al2S3，所以选C。
【典例2】已知a X m+和b Y n-两种离子的电子层结构相同，则a等于A.b+m+nB.b+m-nC.b-m+nD.b-m-n【思路点拨】解答本题需要注意以下三点：【自主解答】选A。
a X核外有a个电子，a X m+核外有（a－m）个电子；b Y核外有b个电子，b Y n-核外有（b+n）个电子，所以有a－m＝b+n，即a＝b+m+n。
【变式训练】与Ne的核外电子排布相同的离子和与Ar的核外电子排布相同的离子所形成的化合物是（）A.MgBr2 B.Na2O C. KCl D.KF【学业达标训练】1.（2010·太原高一检测）下列微粒的结构示意图中，表示氟离子的是（）2.下列关于电子层及该层所能容纳的电子数，不正确的是（）A.K：8B.M：18C.N：32D.O：50【解析】选A。
第1课时原子核外电子的排布［学习目标定位］1.知道核外电子能量高低与分层排布的关系。
2.能够根据核外电子排布规律写出常见简单原子的原子结构示意图。
1 •原子的构成(1)原子是由原子核和核外电子构成的。
⑵ 在多电子原子里，电子的能量不同。
(3)在离核近的区域运动的电子的能量较低，在离核远的区域运动的电子的能量较高。
_2 •电子层(1)概念：在多电子原子里，把电子运动的能量不同的区域简化为不连续的壳层，称作电子(2)不同电子层的表示及能量关系唔了的电了柴整型3. 电子层的表示方法(1)钠原子的结构示意图如下，请注明其意义:dj ^1：粒子筋可甌了拽枚內曲了■範丸栈哨荷址(2)原子结构示意图中，核内质子数等于核外电子数，而离子结构示意图中，二者则不相等。
如：阳离子：核外电子数小于核电荷数。
阴离子：核外电子数大于核电荷数。
\活学活用1下面关于多电子原子的核外电子的运动规律的叙述正确的是()①核外电子是分层运动的②所有电子在同一区域里运动③能量高的电子在离核近的区域内运动④能量低的电子在离核近的区域内运动A. ①④B .②③ C .①③ D .②④答案A解析原子核外电子是分层运动的，能量越低离核越近，能量越高离核越远。
2. 排布在下列各电子层上的一个电子，所具有的能量最低的是()A. K层B. L层C. M层D. N层答案A二、原子核外电子的排布规律1.完成下列表格：2.观察分析上表，元素原子核外电子排布的规律特点：(1)原子核外电子分层排布。
(2)K层最多容纳电子数为2。
(3)L层最多排8个电子。
(4)最外层电子数不超过8个等。
L归纳总结原子核外电子的排布规律(1)能量规律：根据电子能量由低到高，＜次在由内向夕外的电子层上排布。
(2)数量规律：每层最多容纳2n2个电子，最外层电子数目不超过匚个，次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。
特别提醒核外电子排布的规律是互相联系的，不能孤立地理解。
高中化学专题1 微观结构与物质的多样性第一单元核外电子排布与周期律1.1.3 元素周期表导学案苏教版必修2编辑整理：尊敬的读者朋友们：这里是精品文档编辑中心，本文档内容是由我和我的同事精心编辑整理后发布的，发布之前我们对文中内容进行仔细校对，但是难免会有疏漏的地方，但是任然希望（高中化学专题1 微观结构与物质的多样性第一单元核外电子排布与周期律1.1.3 元素周期表导学案苏教版必修2）的内容能够给您的工作和学习带来便利。
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第3课时元素周期表【目标导航】1.知道元素周期表的编排原则以及周期、族的概念，能画出元素周期表的框架。
2.会比较同周期、同主族元素的金属性和非金属性的变化规律，知道元素周期表金属元素区和非金属元素区的划分。
3。
了解元素周期表、元素周期律在科研和生产实践中的应用.【自主学习】一、元素周期表的结构1．周期（1)周期与元素种类（三短四长)（2）周期序数与原子结构的关系周期序数＝______________。
2．族(1）族的分类与列序(2）主族序数与原子结构的关系主族序数＝____________________。
[议一议]1．对元素周期表中元素的原子结构特点进行如下讨论。
(1)同一周期元素在原子结构上有什么特点？(2）同一主族元素在原子结构上有什么特点？（3）主族元素的最高正价数(F和O除外)与主族序数有什么关系？2．原子序数为x的元素位于元素周期表中的第ⅡA族，则原子序数为x＋1的元素位于元素周期表的哪一族?3．同周期ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数之差一定是1吗?请举例说明。
4．ⅠA或ⅡA族元素相邻周期的原子序数之差，ⅢA~ⅦA族或0族元素相邻周期的原子序数之差各有什么特点?5．元素周期表中所含元素种类最多的族是ⅠA族吗？说明理由。
专题一第一单元核外电子的排布与周期律§1-1-1 原子核外电子的排布一、原子核外电子排布按能量高低分层电子层的表示方法：1 2 3 4 5 6 7……K L M N O P Q……离核由近到远，能量由低到高二、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。
三、核外电子排布的一般规律:（1）能量最低原理:核外电子先排能量最低的轨道，再排能量较高的轨道。
（2）每层最多排2n2个（n为电子层数）；（3）最外层最多排 8 个（K层时最多排2个）；次外层最多排 18 个；倒数第三层最多排32 个）。
核电荷数决定了元素的种类;质子数和中子数决定了原子的种类.§1-1-2 元素周期律原子序数= 核电荷数= 质子数一、核外电子排布的周期性变化最外层电子数：1→8随着原子序数的递增，元素原子的核外电子层排布呈现周期性的变化。
随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性的变化。
二、原子半径的周期性变化：从上往下：增大；从左倒右：减小原子半径的决定因素：核电荷数、电子层数、核外电子数(1)当核外电子层数相同时，核电荷数越多，粒子半径越小如： Na > Mg > Al O2- > F- > Na+ > Mg2+(2)当核外电子层数不同时，电子层数越多，粒子半径越大＿如： Li > Na > K F > Cl > Br > I(3)当核外电子层数相同，核电荷数相同，核外电子数越多，粒子半径越大如：Cl- > Cl三、化合价的周期性变化化合价：+1 → +4 → +7（-4 → -1）正价渐高，负价的绝对值渐低➢为什么有这样的变化规律？最高正价= 最外层电子数最低负价= －（8－最高正价）例外：O没有最高正价、F没有正价随着原子序数的递增,元素原子的核外电子排布呈现周期性变化元素原子半径呈现周期性变化元素化合价呈现周期性变化四、化学性质的周期性变化: 金属性原子失e-能力,非金属性原子得e-能力判断元素金属性强弱的方法1、单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易2、最高价氧化物的水化物—氢氧化物的碱性强弱3、置换反应，金属性强的金属可以将金属性弱的金属从其盐溶液中置换出来判断元素非金属性强弱的方法1、单质与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性2、最高价氧化物的水化物的酸性强弱元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
元素周期表的应用本节课学习内容是苏教版高中化学必修1专题5中《元素周期表周期表的应用》，元素周期表是元素周期律的具体表现形式，学会使用周期表是本节课的主要目的，因此首先要认识周期表的结构，再探究元素在周期表中的位置与原子结构、元素化学性质三者之间的关系，元素周期表学生并不陌生，从初中开始，学生就把周期表作为一个学习的工具在使用。
本次周期表的学习，要更加全面、系统地来学习，要引导学生运用元素在周期表中的位置、原子的电子层结构来推测元素及其化合物的性质。
培养学生证据推理与模型认知素养。
1．知道周期与族的概念，能描述元素周期表的结构。
2．知道同主族、同周期元素原子核外电子排布，元素化学性质的递变规律。
3．了解元素周期表中金属元素、非金属元素的分布。
4．认识元素在周期表中的位置、原子的结构、元素性质三者之间的关系，形成证据推理与模型认知素养。
5．了解元素周期表的意义与应用。
1．同主族、同周期元素原子核外电子排布，元素化学性质的递变规律。
2．认识元素在周期表中的位置、原子的结构、元素性质三者之间的关系。
1．教学录像、幻灯片2．化学史话教师活动学生活动【提问】在上一节课，我们学习了元素周期律，知道元素的原子的核外电子排布、化合价、性质都呈周期性变化，请同学们将1～18号元素排列在一张表格中，学生画出表格这张表格必须体现出周期律内容，要能体现出原子最外层电子排布、原子半径、元素的化合价的周期性变化规律。
【提问】观察《元素周期表》并思考：（二）纵行1.有多少纵行？每个纵行称为一个族吗？分析族序数在写法上有何不同？2.据你所知，同一主族元素的原子结构有何特点，与其族序数有何关系？你能写出从左到右各族的序数吗？【小结】“族”的情况可总结如下：共有16个族，七个主族、七个副族、一个Ⅷ族、一个0族【思考】已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断其位于第几周期，第几族？【小结】“三短三长一不全，七主七副八一与零”【过渡】通过元素周期律的学习，我们知道了元素性质的周期性变化规律，通过元素周期表内容的学习，我们又知道了各元素在周期表中的位置，那么，元素在周期表中的位置，与该元素的原子结构、元素性质之间，是否也有着一定的联系呢？【提问】同周期从左到右，元素的金属性和非金属性如何变化？【追问】请从微观角度分析，同周期元素的金属性递1.周期表中共有18个纵行，16个族。
高中化学专题1微观结构与物质的多样性第一单元原子核外电子排布与元素周期律第1课时原子核外电子的排布学案苏教版必修2(1)一、原子核外电子的排布规律1．电子的能量(1)在多电子原子里，电子的能量不同。
(2)在离核近的区域内运动的电子的能量较低，在离核远的区域内运动的电子的能量较高。
2．电子层(1)概念：在多电子原子里，把电子运动的能量不同的区域简化为不连续的壳层，称作电子层。
(2)不同电子层的表示及能量关系3.(1)能量最低原理：核外电子总是优先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里，即按K→L→M→N……顺序排列。
(2)电子层最多容纳的电子数①各电子层最多容纳2n2个电子。
如K、L、M、N层最多容纳电子数分别为2、8、18、32。
②最外层电子数目最多不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个)。
③次外层最多能容纳的电子数不超过18个。
核外电子排布规律是相互联系的，不能孤立地、机械地理解和套用。
例如，当M层是最外层时，最多可排8个电子，当M层不是最外层时，最多可排18个电子。
例 1 下面关于多电子原子的核外电子的运动规律的叙述正确的是( )①核外电子是分层运动的②所有电子在同一区域里运动③能量高的电子在离核近的区域内运动④能量低的电子在离核近的区域内运动A．①④ B．②③ C．①③ D．②④考点原子核外电子的排布规律题点电子层及其电子的能量答案A解析原子核外电子是分层运动的，能量越低离核越近，能量越高离核越远。
例2 下列说法中一定错误的是( )A．某原子K层上只有一个电子B．某原子M层上电子数为L层上电子数的4倍C．某离子M层上和L层上的电子数均为K层的4倍D．某原子的核电荷数与最外层电子数相等考点原子核外电子的排布规律。
第一单元元素周期律和元素周期表第1课时元素周期律【教材分析】本专题是学习了专题二第三单元《人类对原子结构的认识》和元素化合物知识的基础上，从具体元素化合物的学习进入物质的微观世界，从原子、分子、离子层次探究物质性质、变化的规律及其本质原因。
探究微观结构与元素性质的关系，从微观角度认识物质的多样性。
帮助学生初步建立物质的微粒观，认识元素及其化合物的性质决定于它的结构，为后续课程学习打下基础。
使学生认识化学理论对化学初中的指导意义，认识科学家对化学科学发展的贡献，感悟科学发现和发展的艰辛，激发学生研究化学科学的热情。
【教学目标与核心素养】1、宏观辨识与微观探析：能用原子或物质结构解释元素或相关物质的性质，其实质是能根据原子核外电子排布、典型物质的结构（电子式、结构式等）、典型物质（最高价氧化物对应的水化物、氢化物）性质的变化规律等，通过知识的类比迁移，推断、比较、解释元素及相关物质的性质。
2、变化观念与平衡思想：能依据原子结构特征分析元素性质的递变规律，形成结构决定性质的观念，认识元素性质的递变规律及其本质原因。
3、证据推理与模型认知：认识随着核电荷数的递增，元素原子核外电子排布的周期性，分析同周期、同主族元素性质的变化规律。
4、科学探究与创新意识：能从宏观和微观结合的视角进行分析、比较，得出规律性的结论。
5、科学精神与社会责任：感悟科学发现和发展的艰辛，激发学生研究化学科学的热情。
培养学生空间想象能力。
【教学重难点】1、原子序数的概念2、元素原子核外电子排布、原子半径的周期性变化3、元素的化合价、金属性和非金属性的周期性变化及元素周期律【教学目标】旧知复习：1、原子核外电子排布有哪些规律？2、画出Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl原子的原子结构示意图3、元素化合价与核外电子排布有什么关系？新课引入：目前为止，人类已发现100多种元素，而化合物近四千多万种，且每年以100万种速度增长。
若不找出它们的内在规律，总觉得知识零散，且难以有效地探索更多物质性质；200多年来科学家一直在思考这一问题。
专题5 微观结构与物质的多样性课题任务：探究同周期、同主族元素性质周期性变化规律情境创设素养解读元素周期律，指元素的性质随着元素的原子序数(即原子核外电子数或核电荷数)的递增呈周期性变化的规律。
周期律的发现是化学系统化过程中的一个重要里程碑。
元素周期律是自然科学的基本规律，也是无机化学的基础。
各种元素形成有周期性规律的体现，成为元素周期律，元素周期表则是元素周期律的表现形式。
元素周期表是学习和研究化学的一种重要工具。
元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间的内在联系，是对元素的一种很好的自然分类。
我们可以利用元素的性质、它在周期表中的位置和它的原子结构三者之间的密切关系来指导我们对化学的学习研究。
了解同周期和主族元素性质的递变规律，体会元素周期律(表)在学习元素及其化合物知识及科学研究中的重要作用，是高中化学的重要任务。
1.核心素养(1)宏观辨识与微观探析能从不同层次认识物质的多样性，并对物质进行分类；能从元素和原子、分子水平认识物质的组成、结构、性质和变化，形成“结构决定性质”的观念。
能从宏观和微观相结合的视角分析与解决实际问题。
(2)认识科学探究是进行科学解释和发现、创造和应用的科学实践活动；能发现和提出有探究价值的问题；能从问题和假设出发，依据探究目的，设计探究方案，运用化学实验、调查等方法进行实验探究；勤于实践，善于合作，敢于质疑，勇于创新2．素养目标通过该探究课题的学习，认识元素周期律的基本内容，激发学生的科学探究精神，认识化学对创造物质世界的巨大贡献，增强社会责任感。
探究过程素养评价【探究一】实验探究同周期、同主族元素性质递变规律某同学为了探究元素非金属性递变规律，设计了如图所示实验装置。
根据强酸制弱酸的原理，所选物质要既能证明同族元素性质递变规律，又能证明同周期元素性质递变规律。
所给试剂(供选择)：稀盐酸、稀硝酸(易挥发)、稀硫酸、NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3、CaCO3、Na2SiO3溶液、Ca(ClO)2溶液。
第1课时元素周期律发展目标体系构建1.能从物质变化的实验事实和有关数据中提取证据。
2.能从宏观和微观结合的视角进行分析、比较，得出规律性的结论。
3.能依据原子结构特征分析元素性质的递变规律，形成结构决定性质的观念.一、原子序数及元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律1．原子序数化学家按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。
元素的原子序数在数值上等于该元素原子的核电荷数。
2．原子结构的变化规律结论：随着元素核电荷数的递增，除H、He 外，元素原子最外层电子数出现1~8的周期性变化。
3．原子半径的变化规律3~9号元素Li Be B C N O F 原子半径/pm1521118877706664变化趋势逐渐变小11～17号元素Na Mg Al Si P S Cl 原子半径/pm18616014311711010499变化趋势逐渐变小结论：随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化4。
元素主要化合价的变化规律随着元素核电荷数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化［每周期：最高正价：＋1→＋7(第2周期为＋5），负价：－4→－1→0］.二、探究第三周期元素性质的递变规律1．钠、镁、铝性质的比较2。
硅、磷、硫、氯非金属性的递变规律综上所述，我们可以从11～18号元素性质的变化中得出结论：从左往右金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
3．探究Al（OH）3的两性(1)在试管中加入2 mL 1 mol·L－1的AlCl3溶液，然后滴加氨水至过量，观察到的实验现象是产生白色胶状物质。
反应的化学方程式是AlCl3＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4Cl，离子方程式是Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH错误!.（2)将实验(1)所得的Al(OH）3沉淀分装在两支试管中,向其一支试管中滴加2 mol·L－1盐酸，观察到的实验现象是白色胶状物质逐渐溶解，得到澄清溶液，反应的离子方程式为Al（OH）3＋3H＋===Al3＋＋3H2O；向另一支试管中滴加2 mol·L－1NaOH溶液，观察到的实验现象是白色胶状物质逐渐溶解，得到澄清溶液，反应的离子方程式为Al（OH）3＋OH－===AlO错误!＋2H2O。
第1课时元素周期律发展目标体系构建1.能从物质变化的实验事实和有关数据中提取证据。
2.能从宏观和微观结合的视角进行分析、比较，得出规律性的结论。
3.能依据原子结构特征分析元素性质的递变规律，形成结构决定性质的观念。
一、原子序数及元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律1．原子序数化学家按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。
元素的原子序数在数值上等于该元素原子的核电荷数。
2．原子结构的变化规律结论：随着元素核电荷数的递增，除H、He 外，元素原子最外层电子数出现1～8的周期性变化。
3．原子半径的变化规律3～9号元素Li Be B C N O F原子半径/pm 152 111 88 77 70 66 64变化趋势逐渐变小11～17号元素Na Mg Al Si P S Cl原子半径/pm 186 160 143 117 110 104 99变化趋势逐渐变小结论：随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化4.元素主要化合价的变化规律随着元素核电荷数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化[每周期：最高正价：＋1→＋7(第2周期为＋5)，负价：－4→－1→0]。
二、探究第三周期元素性质的递变规律1．钠、镁、铝性质的比较单质单质与水(或酸)的反应现象化学方程式最高价氧化物对应水化物的碱性强弱Na 与冷水剧烈反应，放出氢气2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑NaOH强碱Mg 与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气；与酸剧烈反应，放出氢气Mg＋2H2O=====△Mg(OH)2＋H2↑；Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑Mg(OH)2中强碱Al 与酸迅速反应，放出氢气2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑Al(OH)3两性氢氧化物结论：①金属性强弱顺序为Na＞Mg＞Al；②随着核电荷数减小，与水(酸)反应越来越容易，氢氧化物的碱性越来越强2.硅、磷、硫、氯非金属性的递变规律单质Si P S Cl单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气反应加热光照或点燃气态氢化物的化学式SiH4PH3H2S HCl气态氢化物的热稳定性不稳定不稳定受热分解稳定最高价氧化物对应水化H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4物的化学式酸性强弱弱酸中强酸强酸酸性更强综上所述，我们可以从11～18号元素性质的变化中得出结论：从左往右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
3．探究Al(OH)3的两性(1)在试管中加入2 mL 1 mol·L－1的AlCl3溶液，然后滴加氨水至过量，观察到的实验现象是产生白色胶状物质。
反应的化学方程式是AlCl3＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4Cl，离子方程式是Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH＋4。
(2)将实验(1)所得的Al(OH)3沉淀分装在两支试管中，向其一支试管中滴加2 mol·L－1盐酸，观察到的实验现象是白色胶状物质逐渐溶解，得到澄清溶液，反应的离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O；向另一支试管中滴加2 mol·L－1NaOH溶液，观察到的实验现象是白色胶状物质逐渐溶解，得到澄清溶液，反应的离子方程式为Al(OH)3＋OH－===AlO－2＋2H2O。
(3)结论：Al(OH)3是两性氢氧化物，铝虽是金属，但已表现出一定的非金属性。
为什么用氨水与铝盐反应制取Al(OH)3，而不用NaOH溶液呢？[提示]因NaOH溶液能溶解Al(OH)3，二者的反应方程式：NaOH＋Al(OH)3===NaAlO2＋2H2O，而氨水是弱碱溶液，与Al(OH)3不反应，故实验室常用氨水制备Al(OH)3。
三、元素周期律1．内容元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
2．实质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必然结果。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”。
)(1)同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小。
(×)(2)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7。
(×)(3)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强。
(×)(4)元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强；元素的氧化物对应的水化物碱性越强，金属性越强。
(×) 2．元素性质呈周期性变化的决定因素是( )A．元素原子半径大小呈周期性变化B．元素相对原子质量依次递增C．元素原子核外电子排布呈周期性变化D．元素的最高正化合价呈周期性变化C[元素性质呈周期性变化的决定因素是元素原子核外电子排布呈周期性变化。
]3．原子序数为11～17号的元素。
随核电荷数的递增，以下各项内容的变化是[填“增大(强)”、“减小(弱)”或“相同(不变)”](1)各元素的原子半径依次，其原因是。
(2)各元素原子的电子层数，最外层电子数依次。
(3)元素的金属性逐渐，而非金属性逐渐，元素失电子能力逐渐，得电子能力逐渐。
[答案] (1)减小电子层数相同时，随核电荷数增大，原子核对最外层电子的引力增大，因此原子半径减小(2)相同增大(3)减弱增强减弱增强元素金属性、非金属性强弱的判断规律(素养养成——证据推理与模型认知)有一种管道疏通剂，主要成分为铝粉和氢氧化钠混合粉末。
工作原理是利用铝和氢氧化钠遇水反应放出大量的热，加快氢氧化钠对毛发等淤积物的腐蚀，同时产生氢气增加管道内的气压，利于疏通。
[问题1] 铝单质为什么跟氢氧化钠溶液反应？[提示]Al与水反应产生Al(OH)3，Al(OH)3难溶于水，阻止了铝单质与水的反应，但Al(OH)3易溶于氢氧化钠溶液，使铝与水的反应得以继续。
[问题2] 铝元素金属性与钠元素金属性相比，哪个强？[提示]Na的金属性强。
1．金属性强弱的判断依据(1)金属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置换出B，则A的金属性强于B的金属性。
(4)在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。
(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Fe2＋)。
2．非金属性强弱的判断依据(1)非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。
(2)非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。
(3)元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。
(4)非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，并且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。
(5)非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。
1．下列实验不能达到实验目的的是( )序号实验操作实验目的A Cl2、Br2分别与H2反应比较氯、溴的非金属性强弱B 向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3比较镁、铝的金属性强弱C 测定等物质的量浓度的H2CO3、H2SO4溶液的pH比较碳、硫的非金属性强弱D Fe、Cu分别放入盐酸中比较铁、铜的金属性强弱222MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨气，MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2沉淀，AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3沉淀，无法比较二者金属性的强弱，B项错误；H2CO3、H2SO4分别为C、S的最高价氧化物对应的水化物，酸性越强，元素非金属性越强，所以通过测定相同浓度的溶液的pH可判断二者非金属性的强弱，C 项正确；利用Fe、Cu放入盐酸中所产生的现象不同即可判断出Fe、Cu金属性的强弱，D项正确。
]2．甲、乙两种非金属元素：①甲的单质比乙的单质容易与H2化合；②甲的单质能与乙的阴离子发生置换反应；③甲的最高价氧化物对应水化物的酸性比乙的最高价氧化物对应水化物的酸性强；④与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多；⑤甲的单质熔、沸点比乙的低。
能说明甲比乙的非金属性强的是( )A．①②④B．②③⑤C．①②③ D．①②③④C[得失电子数目多少与单质熔、沸点高低和非金属性无直接关系。
]粒子半径大小的比较——“四同”规律(素养养成——宏观辨识与微观探析)原子半径是指以实验方法测定的相邻两种原子核间距离的一半。
从理论上说，核外电子无严格固定的运动轨道，所以原子的大小无严格的边界，无法精确测定一个单独原子的半径，因此通常所使用的原子半径数据只有相对的、近似的意义。
根据测定的方法不同，有3种以下原子半径：(1)共价半径：两原子之间(原子可以相同也可以不相同)以共价键结合时，两核间距离的一半，如氯原子半径为氯分子中两个氯原子间距离一半。
实际上核间距离即是共价键的键长。
(2)金属半径：金属晶体中相邻两金属原子间距离的一半。
(3)范式半径：靠范德华力相互吸引的相邻不同分子中的两个相同原子核间距离的一半，如稀有气体原子半径。
[问题1] 第三周期主族元素的原子半径变化规律是什么？[提示]第三周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小。
[问题2] 影响原子半径的因素有哪些？[提示]电子层数、核电荷数、核外电子数。
1．比较原子半径的方法如下(1)具有相同电子层数的原子，随原子序数的递增，原子半径逐渐减小。
(2)具有相同最外层电子数的原子，随着电子层数的增加，原子半径逐渐增大。
(3)比较电子层数和最外层电子数都不同的原子半径找对照原子比较。
2．离子半径比较时，先确定相关离子是属于哪种情况，再依据相关规律比较(1)离子所带电荷相同、电子层数不同：电子层数越多半径越大。
(2)离子电子层结构相同、核电荷数不同：核电荷数越大半径越小。
(3)离子所带电荷、电子层结构均不相同：找对照离子进行比较。
3．下列各组微粒半径比较，错误的是( )A．Cl－<Br－<I－B．Al3＋>Mg2＋>Na＋C．Rb>K>Na D．P>S>OB[Cl－、Br－、I－最外层电子数相同，Cl－、Br－、I－电子层数依次增多，所以离子半径：Cl－<Br－<I －，故A正确；Al3＋、Mg2＋、Na＋核外电子排布相同，Al3＋、Mg2＋、Na＋核电荷数依次减小，所以离子半径：Al3＋<Mg2＋<Na＋，故B错误；Rb、K、Na最外层电子数相同，Rb、K、Na电子层数依次减少，所以原子半径：Rb>K>Na，故C正确；P、S电子层数相同，核电荷数P<S，所以原子半径：P>S；S、O最外层电子数相同，电子层数S>O，所以原子半径S>O，所以微粒半径：P>S>O，故D正确。
