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第6讲物质的结构与元素周期律期表中的位置及其性质递变规律。
8.了解化学键的定义。
了解离子键、共价键的形成。
化合物的辨析;(4)核外电子排布规律;(5)元素金属性、非金属性的强弱比较;(6)微粒半径大小比较。
(1)1 mol P含质子数约为32×6.02×1023个。
( )提示:×。
1 mol P含质子数约为15×6.02×1023个。
(2)14C16O、12C18O的质子数、电子数、中子数均相同,而且化学性质也相同。
( ) 提示:√。
14C16O、12C18O的质子数与电子数均为14,中子数均为16,二者均为一氧化碳,所以化学性质相同。
(3)所有的物质均含有化学键。
( )提示:×。
单原子分子不存在化学键,如稀有气体。
(4)由阴、阳离子结合生成的化合物一定为离子化合物。
( )提示:×。
含有阴、阳离子的化合物一定为离子化合物,但是由阴、阳离子结合生成的化合物不一定为离子化合物,如OH-和H+结合生成的H2O为共价化合物。
(5)元素周期表第9列元素中没有非金属元素。
( )提示:√。
第9列是过渡元素,没有非金属元素。
(6)除0族元素外,非金属元素全都是主族元素。
( )提示:√。
过渡元素全是金属元素。
(7)若M+和R2-的核外电子层结构相同,则原子序数:R>M。
( )提示:×。
阴阳离子电子层结构相同时,阴离子对应的元素在阳离子对应元素的上一周期,原子序数小些。
(8)HF、HCl、HBr、HI的热稳定性、酸性均依次增强。
( )提示:×。
非金属性F>Cl>Br>I,则HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱。
微粒的量及微粒间的关系1.按要求完成下列空白:(1)写出中子数为20的氯原子的核素符号:________。
(2)写出NH4Cl的电子式:________。
(3)0.1 mol的11B中,含有________个中子。
第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质1.2.1原子结构与元素周期表【教材分析】本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。
第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。
教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点，以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位一构一性”三者关系的理解。
【课程目标】课程目标学科素养1.熟知原子结构与元素周期表的关系，进一步熟悉元素周期表的结构。
2.能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分。
a.科学态度与社会责任：通过对元素周期表发展史的了解，认识科学家对元素周期表经历的探索过程，b.培养宏观辨识与微观探析：通过对构造原理与元素周期表分区关系的分析，了解元素周期表是微观上原子核外电子排布的宏观表达方式，【教学重难点】教学重点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系教学难点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系【教材过程】【导入新课】化学元素周期表年随着元素数目在十九世纪的增多，每一种元素都具有不同的特性，化学家们开始感到他们像是迷失在一座茂密的丛林中：自然界究竟有多少种元素？它们之间的内在关系怎样？有没有规律？怎样分类？终于俄国化学家门捷列夫从杂乱无章的元素迷宫中理出了一个头绪。
门捷列夫为了研究元素的分类和规律，把当时已知的几十种元素的主要性质和原子量写在一张张的小卡片上，反复进行排列，比较它们的性质，探索它们之间的联系。
1869年，他正式提出元素周期律，它在周期表中排列了当时已经知道的63种元素。
元素的发现：1650-2017年发现元素的种类数【新课讲授】一、元素周期表的发展三张有重要历史意义的周期表第一张周期表——门捷列夫周期表。
物质结构与性质原子结构与性质之原子结构周期表周期律三者的关系ZHI SHI SHU LI知识梳理)1．原子结构与元素在周期表中位置的关系 (1)原子结构与周期表的关系(2)每族元素的价电子排布特点。
①主族。
②0族：He ：1s 2；其他：n s 2n p 6。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n －1)d 1～10n s 1～2(Pd 除外)。
(3)元素周期表的分区。
①周期表的分区。
②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点。
③元素的分布：非金属在元素周期表中主要集中在右上角三角区内，处于非金属三角区与金属接近的边缘的元素常被称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。
2．元素周期律： (1)原子半径①影响因素⎩⎪⎨⎪⎧能层数：能层数越多，原子半径 越大 核电荷数：能层数相同，核电荷数越大原子半径 越小②变化规律同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
(2)电离能、电负性。
①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量。
符号I1，单位KJ·mol－1。
②电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。
③判断元素电负性大小的标准。
以最活泼的非金属元素氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。
电负性没有单位，且均为正值。
在元素周期表中氟的电负性数值最大，铯的电负性数值最小，为0.7(放射性元素除外)。
金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。
(3)原子结构与元素性质的递变规律。
(4)对角线规则。
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如。
特别提醒：一个原子的逐级电离能逐渐增大的原因：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性吸引力也越来越大，消耗的能量越来越多。
第一章原子结构与元素周期律第二节元素周期律和元素周期表本节教材分析：（一）知识脉络本节教材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；再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；同时，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；最后以IIA族、VA族、过渡元素为例分析了同族元素结构与性质的异同。
（二）知识框架（三）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。
一、教学目标（一）知识与技能目标１．使学生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。
２．让学生认识元素周期表的结构以及周期和族的概念，理解原子结构与元素在周期表中的位置间的关系。
３．让学生了解IIA族、VA族和过渡金属元素的某些性质和用途。
（二）过程与方法目标１．通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图表（直方图、折线图）分析、处理数据的能力。
２．通过对获取的大量事实和数据等信息进行加工、分析，培养学生学归纳、概括能力、口头表达能力和交流能力。
３．通过案例的探究，激发学生主动学习的意识。
并且掌握从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质等科学抽象的方法。
（三）情感态度与价值观目标１．学习元素周期律，能使学生初步树立“由量变到质变”、“客观事物都是相互联系和具有内部规律”“内因是事物变化的依据”等辩证唯物主义观点。
２．学习化学史知识，使学生认识到：人类对客观存在的事物的认识是随着社会和科学的发展不断发展的；任何科学的发现都需要长期不懈地努力，才能获得成功。
——————————新学期新成绩新目标新方向——————————原子结构，元素周期律，元素周期表【本讲教育信息】一、教学内容：高考第二轮复习《专题6》二、教学目的1、能画出1～18号元素的原子结构示意图。
2、能结合有关数据和实验事实（原子核外电子排布、原子半径、元素的主要化合价、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性、元素的金属性与非金属性等）认识元素周期律。
3、了解原子结构与元素性质的关系。
4、知道周期与族的概念，能描述元素周期表的结构。
认识元素在周期表中的位置与其原子的电子层结构的关系。
5、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。
6、知道元素电离能的涵义。
7、认识同一周期、同一主族中元素电离能的变化规律，了解元素电离能和原子核外电子排布的关系。
8、能应用元素电离能说明原子或离子失去电子的难易、元素主要化合价等的周期性变化。
9、知道元素电负性的涵义。
10、了解元素电负性和元素在化合物中吸引电子能力的关系，认识同一周期、同一主族中元素电负性的变化规律。
11、能根据元素电负性大小说出主族元素的金属性和非金属性的强弱。
12、认识原子结构与元素周期律的关系，了解元素周期律的应用价值。
三、知识网络1、元素周期律2、周期表的结构【典型例题】【例l】下列说法中正确的是（）A、ⅠA、ⅡA族元素的原子，其半径越大，越难失去电子B、元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素C、原子及其离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数D、所有主族元素的原子，形成单原子离子时的化合价和它的族序数相等答案：B分析：ⅠA、ⅡA族元素的原子序数增加，原子半径增大，元素的金属性增强，越易失去电子；元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素总称过渡元素，全部是金属元素；原子的核外电子层数等于该元素所在的周期数，某些原子失去电子形成的阳离子的核外电子层数小于该元素所在的周期数；所有主族元素的原子，形成单原子阳离子时的化合价和它的族序数相等，形成单原子阴离子时的化合价等于它的族序数减8或它的族序数减2。
《原子结构与元素周期律》教学设计【设计思路】本节课是高一一节复习课。
复习的目的，一方面要夯实基础，使学生将普通知识规律化，将零碎的知识系统化，另一方面，要提升能力，培养学生分析问题、解决问题的能力和习惯。
本着上述思想方针，本节课主要引导学生巧妙地运用相关知识来解答相关题目，做到讲练结合，思维容量大。
发挥学生的主观能动性，让学生在自主讨论的过程中总结相关结论，并自主构建该单元知识点的知识体系，最终，在解决具体问题时能对号入座，轻松解题。
创设问题情境→分析处理素材→交流讨论→得出规律【教学目标】1、掌握原子结构和核外电子排布的初步规律。
2、了解元素周期表的结构。
理解元素周期律的意义和实质，能应用元素周期律解释一些元素性质的变化规律。
3、了解原子结构、元素性质、元素在周期表中位置的关系。
【课时安排】1 课时【课型】复习课【重点难点】原子结构、元素周期律、元素周期表的应用【教学手段】多媒体辅助教学【教学过程】环节一：设置问题，导入新课问题一：看到“S”你想到？学生回答归类：原子结、元素性质、位置【设计意图】:问题的形式导入新课，有利于增加学生对化学认识的同时引发相关的思考，这样做能够很好的激发学生的学习兴趣，使之转化为强烈的求知欲。
环节二：【合作学习】------ 1、概念辨析1、电子数、质子数、中子数和质量数；2、核电荷数和电荷数；3、元素、同位素和核素；4、原子的相对原子质量、近似相对原子质量和元素的相对原子质量；5、最高正价和最低负价；6、非金属元素的最高价氧化物对应水化物、金属元素的最高价的氧化物对应的水化物、氢化物b i n b i n b i n b i n b i n20 20 〖例题〗1、有关32S 2-- 粒子，回答下列问题：(1) 含质子数 ；中子数 ；电子数 ；质量数 。
(2) 该粒子的结构示意图 。
(3) Com Cl 、Com Cl 之间的关系是 , Com Cl 、ComCl 分别组合可以得到 种不同的氯气分子， 其化学式和相对分子质量为 。
专题（四）元素周期表学习目标：1、掌握元素周期律的实质，了解周期表的结构2、理解“位置、结构、性质”之间的辩证关系3、掌握同元素周期律解决实际问题的思路与方法4、关注原子结构、周期律的新信息，加强与其他知识块的整合典型例题：例1：同周期的X、Y、Z三种元素，已知其氢化物分别为XH3、H2Y、HZ，则下列判断正确的是A．原子半径 Z > Y > XB．Z的非金属性最强C．氢化物还原性XH3 > H2Y > HZ，稳定性XH3 > H2Y > HZD．最高氧化物对应水化物H3XO4酸性最强例2：等电子原理：原子数相同、电子总数相同的分子互称为等电子体。
等电子体的结构相似、物理性质相近。
(1)根据上述原理，仅由第2周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是：和；和。
(2)此后，等电子原理又有所发展。
例如，由短周期元素组成的微粒，只要其原子数相同，各原子最外层．．．电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。
在短周期元素组成的物质中，与NO2–互为等电子体的分子有：、。
课堂练习：1．有人建议将氢元素排在元素周期表的VIIA族。
下列事实能支持这一观点的是（）①H原子得到一个电子实现最外电子层稳定结构；②氢分子的结构式为H─H；③与碱金属元素形成离子化合物M+[:H]–；④分子中原子间的化学键都属于非极性键A．只有①②③ B．只有①③④ C．只有②③④ D．有①②③④2．X和Y均为短周期元素，已知a X n -比b Y m +多两个电子层，则下列说法正确的是（）A．b = 1 B．X只能位于第3周期C．a + n - ( b – m ) = 10或16 D．Y不可能位于第2周期3．已知A、B、C、D、E是核电荷数依次增大的五种短周期元素，原子半径按D、E、B、C、A的顺序依次减小，B和E同主族。
下列推断不正确．．．的是（）A．A、B、E一定在不同周期B．C的最高价氧化物的水化物可能显碱性C．A、D可能在同一主族D．C和D的单质可能化合形成离子化合物4．下列说法中不正确．．．的是（）①质子数相同的粒子一定属于同种元素；②电子数相同的粒子不一定是同一种元素；③一种元素只能有一种质量数；④某种元素的相对原子质量取整数，就是其质量数；⑤质子数相同，电子数也相同的粒子，不可能是一种分子和一种离子；⑥同位素的性质几乎完全相同A．①③④⑥ B．①②④⑤ C．②③⑤⑥ D．②⑤5．已知a A n +, b B( n + 1 )+, c C n–, d D( n + 1 )–是具有相同的电子层结构的短周期元素形成的简单原子，下列叙述正确的是（）A．原子半径：C > D > A > B B．原子序数：b > a > c > dC．离子半径：C > D > A > B D．单质还原性：A > B > C > D6． A、B、C、D是20号以内的四种元素，其原子序数依次增大。
专题七元素周期表与周期律【2013考纲解读】1.从元素原子最外层电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，了解元素周期律。
2.了解元素周期表的结构(周期、族)，知道金属、非金属在周期表中的位置。
3.以第三周期元素为例，知道同周期元素性质递变规律与原子结构的关系。
4.以IA、VIIA元素为例，理解同主族元素性质的递变规律与原子结构的关系。
5.了解元素周期表在科学研究、地质探矿等领域的广泛应用，从多角度、多层面了解元素及其化合物性质的分类与整合。
物质结构和元素周期律是每年必考的重点内容，主要是对原子结构、同位素等概念的考查；元素的“原子结构”、“在周期表中位置”、“基本性质”三者间的关系考查；化学键的考查层次较低，高考考查重点放在对概念的理解上。
元素周期律与元素周期表内容丰富，规律性强，因此命题的空间极为广阔。
预测今后高考中可能以短周期元素(或前20号元素)命题来考查同一周期、同一主族内元素性质(如原子半径、化合价、单质及化合物性质)的递变规律与原子结构的关系。
元素“构”、“位”、“性”三者关系的题型会继续以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，将解释现象、定性推断、归纳总结、定量计算相结合。
【知识网络构建】【重点知识整合】一.元素周期律及其实质1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
2．实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化（见本考点“三、2．原子结构与元素性质的关系”）。
3．具体实例：以第3周期或第VII A族为例，随着原子序数的递增元素性质同周期元素（左→右）同主族元素（上→下）⑴．最外层电子数逐渐增多（1e—→8e—）相同⑵．原子半径逐渐减小（稀有气体最大）逐渐增大⑶．主要化合价最高正价：+1→+7；最低负价 -4 → -1；最低负价＝主族序数－8最高正价相同；最低负价相同（除F、O外）最高正价＝主族序数⑷．第一电离能呈增大的趋势呈减小趋势注意：元素各项性质的周期性变化不是简单的重复，而是在新的发展的基础上重复。
原子结构元素周期律和周期表教学目标知识技能：掌握原子结构的知识，元素周期律的内容以及周期表的结构；理解原子结构与元素周期律和周期表（即位—构—性）之间的内在联系。
能力培养：通过例题培养学生运用位一构一性三者之间的联系规律解决实际问题的能力。
通过原子结构和元素在周期表中的位置的推断，培养学生发散思维和收敛思维的能力。
科学思想：通过习题训练，使学生领悟事物是普遍联系的和量变引起质变的辩证法思想；学习用科学的方法和逻辑推理去挖掘物质之间的内在联系。
科学品质：通过例题中信息的学习，激励学生形成严谨求实的科学态度和勇于创新，追求真理的科学精神。
科学方法：通过推断题的分析与解答，学会运用位—构—性三者之间的规律解决实际问题的推理方法。
重点、难点位—构—性三者之间的规律及其应用。
教学过程设计教师活动【板书】一、原子结构1．原子的组成【提问】请说明原子的组成。
学生活动回答原子结构的知识要点：（2）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数。
（3）质量数A=Z+N，是原子量的近似值。
在学生回忆的基础上予以补充【板书】2．原子核（1）所含质子数______；中子数______；电子数______；质量数______。
（2）该微粒的结构示意图思考并回答问题：（1）所含质子数17；中子数18；电子数18；质量数35。
（2）该微粒的结构示意图（5）已知Cl元素的原子量为35.5，可知这两种原子在自然界的原子百分组成之比是Cl-35∶Cl-37=3∶1。
这里应明确同位素与核外电子数无关；并非所有原子核内都有中子。
非金属元素：其阴离子半径＞原子半径金属元素：其阳离子半径＜原子半径请认真思考后做出回答。
【提问】比较三种“原子量”之间的差别，并判断下列各式分别表示哪种“原子量”？①M=m/mc/12；回答：三种原子量的概念及计算：（略）①为同位素的原子量；②为元素的（平均）原子量；③为元素的近似平均原子量（A为质量数）。
【投影】例2某元素构成的双原子分子有三种，其式量分别为158、160、162。
在天然单质中，此三种单质的物质的量之比为1∶1∶1。
由此推断以下结论中，正确的是 [ ]A．此元素有三种同位素B．其中一种同位素质量数为80C．其中质量数为79的同位素原子占原子总数的1/2D．此元素的单质的平均式量为160【组织讨论】请讨论解题思路并做答。
通过例题引导学生思考与分析：（1）如何确定该元素同位素原子的种类？（2）怎样计算其同位素原子的质量数？（3）怎样计算各种同位素原子的百分比？（4）如何确定此元素的单质的平均式量？讨论并回答：（1）有三种单质，说明该元素只可能有两种同位素原子；若有三种同位素原子，则形成的单质分子就不止三种。
设这两种原子分别为a X和b X，则三种单质为：a X a X、a X b X、b X b X。
（2）这两种原子的质量数分别是：158/2=79；162/2=81；而式量为160的是由两种同位素原子共同形成的（79+81=160）。
所以，质量数为80的同位素并不存在。
（3）由三种单质的物质的量之比为1∶1∶1，可求得质量数为79和81的两种同位素原子的个数比为1∶1，即各占50％。
（4）单质的平均式量可由下式求得：M=158×1/3+160×1/3+162×1/3= 160</PGN0046.TXT/PGN>【板书】3．原子核外电子的排布【投影】例3 下列叙述中正确的是[ ]A．两种微粒，若核外电子排布完全相同，则其化学性质一定相同；B．凡单原子形成的离子，一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布；C．两原子，若核外电子排布相同，则一定属于同种元素；D．不存在两种质子数和电子数均相同的阳离子和阴离子。
请认真思考后做出回答。
引导学生小结有关电子排布的知识。
分析与辨析、回答：A中的微粒，可以是原子、阳离子和阴离子，如Na+和O2-，都是2、8的电子层结构，但化学性质相差甚远。
B中当H形成H+时，不与任何稀有气体的原子结构相同。
C对于中性原子其质子数=电子数，所以核外电子排布相同时，一定属于同种元素。
故，本题C、D正确。
【投影】（1）核外电子排布的四条规律；（2）短周期元素各个电子层上电子数目之间的数量关系。
（3）最外层电子数与元素化合价的关系；确定元素的最高正价和最低负价（仅非金属元素），且两者绝对值之和等于8（H为2）。
听其他同学发言，积极思考，参与讨论，并给予必要的补充。
比如：半径比较三规律：非金属元素的原子半径＜其相应的阴离子半径。
金属元素的原子半径＞其相应的阳离子半径。
具有相同电子层结构的阴阳离子，随着元素原子序数的递增，离子半径逐渐减小。
【板书】二、元素周期律【投影】1．写出1～20号元素的原子结构示意图；思考并回答：写出1～20号元素的原子结构示意图。
2．观察并思考：随着原子序数的递增：a．原子最外层电子数有何变化规律a．原子最外层电子数总是由1～2或1～8出现周期性的变化b．原子半径的变化有何规律b．原子半径总是由大到小，到稀有气体元素时半径突然增大，呈周期性的变化c．元素的主要化合价有何变化规律c．元素的主要化合价（最高正价与最低负价）均呈现由低到高的周期性的变化3．什么叫元素周期律？回答：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化的规律，就叫元素周期律。
</PGN0047.TXT/PGN>【板书】三、元素周期表1．元素周期表的结构【提问】元素周期表的主要特征有哪些？（1）引导学生复习元素周期表的结构：【板书】②周期的分类及各周期的元素数目说明：在此引导学生注意相邻两个短周期中元素原子序数之间的数量关系。
③族的分类思考，归纳，发言。
倾听，回忆。
回忆，发言：周期元素数目（2）金属与非金属元素的分界线两边的元素有哪些？思考并回答：把握金属与非金属元素的分界线两边的元素，如B、Al、Si等。
（3）掌握每个主族元素的名称、符号和序数。
练习书写主族元素的名称、符号和序数。
【投影】例4 两种短周期元素组成的化合物中，原子个数比为1∶2。
若两种元素的原子序数分别为p和q，则对下列p和q可能的关系概括得最完全的是[ ]①p+q=15 ②p=q+5③p=q-5 ④p+q=22A．①④ B．①③④C．①②③④ D．①②④【组织讨论】请讨论解题思路并做答。
讨论、分析、回答：①两种“短周期元素”，说明这两种元素的原子序数都小于18；②化合物中，原子个数比为1∶2，有两种形式：XY2或X2Y。
其中XY2型的化合物，常见的有CO2、SO2、NO2以及ⅡA和ⅦA族元素之间形成的化合物，如MgCl2、BeF2等。
常见X2Y型的化合物如IA与ⅥA族之间的化合物如H2O、Na2O及N2O等。
所以此题应选C。
</PGN0048.TXT/PGN>【板书】2．元素性质的递变规律（1）元素周期表中微粒半径的递变规律【投影】例5 各组微粒的半径比较，正确的是[ ]①F＜F-＜Cl-②O2-＜Mg2+Al3+③Ca2+＜Ca＜Ba ④S2-＜Se2-＜Br-A．①③ B．②③C．③④ D．①④读题与解题。
答案是A。
【组织讨论】请讨论解题思路并总结微粒半径比较的规律。
讨论，总结微粒半径比较的规律：（1）同周期元素原子半径，随原子序数的递增而递减；（2）同主族元素原子半径，随原子序数的递增而增大；（3）同主族元素离子半径，随原子序数的递增也增大；（4）具有相同电子层结构的阴阳离子，其半径随原子序数的递增而减小。
【评价】对学生的正确回答予以鼓励，并对发言中的问题和不完善之处予以补充。
【板书】（2）元素周期表中各元素单质性质的递变规律【提问】周期表中元素单质的性质呈现怎样的变化规律？思考，总结：（1）同周期从左到右，随原子序数的递增，元素的金属性和单质还原性逐渐减弱；元素的非金属性和单质的氧化性逐渐增强。
（2）同主族从上到下，随原子序数的递增，元素的金属性和单质还原性逐渐增强；元素的非金属性和单质的氧化性逐渐减弱。
（3）位于分界线两边的元素一般具有两性。
【投影】通过实验证明：Na、Mg、Al、Fe这四种金属活动性的相对强弱。
【组织讨论】不仅要提出方案，还要说明实验操作的方法和应该看到的实验现象。
【评价】因为是复习，因此学生有可能提出各方面的依据或设想。
在学生提出可能的方案后，引导学生对每一个方法都进行评价，让学生自己分析并说明为什么可行？为什么不行的道理。
这9种设想中，不能完全充分说明问题的有：（1）、（4）、（7）、（8）和（9）。
【提问】哪些实验事实能够说明：S的非金属性比Cl要弱？思考，讨论，设计并提出实验方案或实验事实：（学生可能的方案有）（1）与氧气反应的难易程度；（2）与水反应的难易程度；（3）与水反应后生成的氢氧化物的碱性的相对强弱；（4）与强酸反应产生氢气的剧烈程度；（5）四种金属之间的置换反应；（6）它们形成的强酸盐溶液的pH的大小（水解程度）；（7）它们对应的金属阳离子氧化性的相对强弱；（8）这四种金属的冶炼方法；（9）在自然界的存在形态。
【评价】与学生一起在讨论中评价每一个方案。
【板书】（3）最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性，以及非金属元素气态氢化物的稳定性的递变规律【投影】例6 已知同周期的X、Y、Z三元素的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序：HZO4＞H2YO4＞H3XO4，下列判断不正确的是[ ]A．阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序减弱B．单质的氧化性按X、Y、Z的顺序减弱C．原子半径按x、Y、Z的顺序减小D．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序减弱思考，归纳，回答：可能的思路有：（1）与氢化合的反应条件；（2）生成的气态氢化物的热稳定性；（3）Cl2通入H2S或硫化物的溶液中，能得到S单质的沉淀；（4）Fe或Cu在其中燃烧时，所得产物中Fe或Cu元素的价态等等。
【提问】应该如何比较最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性的相对强弱？讨论，总结：根据“最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性，以及非金属元素气态氢化物的稳定性，取决于金属或非金属元素的活动性的相对强弱”的规律，本题应选B、D。
非金属元素气态氢化物的稳定性与非金属元素单质的氧化性有何内在联系？思考，回答。
四、“位—构—性”的规律及应用【引入】元素周期律揭示了元素之间的内在联系，元素周期表是元素周期律的具体体现形式。
那么，这种元素间的内在联系表现在哪些方面？这些规律对于我们解决实际问题又有哪些具体的指导意义呢？请同学们谈谈自己的体会和看法。
倾听，思考。
积极参加讨论，并发言。
思考，发言：（1）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子总数；（2）由核外电子总数可知电子的排布，从而知道电子层数，推知该元素在周期表中的周期数；（3）最外层电子数决定元素的化学性质；（4）根据元素在周期表中的位置，可推知元素的化学性质。
