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《元素周期律》教学设计一、教学三维目标知识与技能：(1)以1-20号元素（稀有气体元素除外）为例，结合有关数据和实验事实，认识原子结构和元素性质的周期性变化规律。
(2)根据元素周期表，以1-18号元素为例，让学生自主得出元素原子核外排布、原子半径、化合价随原子序数的递增呈现周期性变化规律。
以第三周期元素为例，认识同周期元素变化规律，构建元素周期律。
过程与方法：(1)归纳法、作图法、数据分析法。
加深对数据分析、证据推理、实验探究等科学方法的认识，落实化学学科核心素养。
(2)构建“结构决定性质”模型，基于“位置-结构-性质-用途”认识物质世界。
情感、态度与价值观：培养学生善于归纳、勤于思考、勇于探究的科学品质，提高学生科学探究和创新意识。
二、学科核心素养宏观辨识与微观探析：从微观上理解元素周期律的形成原因是原子核外电子排布的周期性变化的结果。
明确宏观上的元素性质(包括原子半径、化合价、金属性和非金属性)与微观上的原子核外电子排布之间的关系，理解结构决定性质，性质反映结构的基本规律。
证据推理与模型认知：建立元素原子半径、化合价、金属性和非金属性变化的微观模型，理解根据该模型进行元素性质推理的科学思想。
科学精神与社会责任：学习元素周期律在化学研究中的具体应用，培养学生的科学精神，理解化学在社会发展中的重要作用。
二、教学重难点1、教学重点：①利用“数据分析—预测规律—实验验证—得出结论—构建模型—学以致用”解决化学问题的方法的形成过程。
②元素周期律的含义和实质。
2、教学难点：元素周期律的含义和实质；元素性质和原子结构的关系，“结构决定性质”解题模型的延伸理解和应用。
三、教学方法和策略数据分析、证据推理、实验探究、模型认知。
通过对不同周期原子的真实数据，进行归纳和“大数据”分析，通过证据推理，进行规律预测，得出元素周期性变化的规律；通过实验验证预测结果，基于实验数据论证元素金属性和非金属性的周期性变化，从微观到宏观，完善元素周期律；引导学生从微观原子结构角度分析解释元素周期律，引导学生构建解决问题的模型，形成“结构决定性质”的观念，落实宏观辨识与微观探析核心素养。
《元素周期律》第一课时教学设计讲授新课一、1~18号元素的特点1~18号元素的特点注：稀有气体元素的原子半径测定与相邻非金属元素的测定依据不同，数据不具有可比性，故不列出。
1~18号元素的特点1~18号元素的特点【设疑】观察下表，思考：随着原子序数递增，元了解同周期元素的原子半径大小及化合价，探索出规律。
素原子的核外电子排布、原子半径和化学价各呈现什么规律性变化？【设疑】观察下表，思考：随着原子序数递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化学价各呈现什么规律性变化？随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化。
核外电子层数相同，原子半径逐渐变小，化合价逐渐升高。
当K层为最外层时，最多能容纳2个电子数除了K层，其他各层为最外层时，多能容纳8个电子数。
【设疑】元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化？第三周期元素性质的递变取一小段镁条，用砂纸除去表面的氧化膜，放到试管中。
向试管中加入2mL水，并滴入2滴酚酞溶液，观察现象。
观察表格，思考问题。
总结规律无明显现象。
因为镁和冷水不反应。
过一会儿，加热试管至液体沸腾，观察现象。
与钠和水的反应相比，镁和水的反应难易程度如何？生成了什么物质？有气体产生，溶液变成红色反应式：Mg + 2H2O ——Mg(OH)2 + H2↑钠的金属性要比镁大得多，所以与水反应钠比镁要剧烈得多。
所谓金属性就元素的原子失去电子的能力。
元素的金属性越强，越容易失电子被氧化。
第三周期元素性质的递变向试管中加入2mL 1mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。
将沉淀分装在两只试管中，向一支试管中滴加2mol 盐酸，向另一只试管中滴加2mol/LNaOH溶液。
边滴加边振荡，观察现象。
Al(OH)3在酸或强碱溶液中都能溶解，表明它既能与酸发生反应，又能与强碱溶液发生反应。
反应的离子方程式分别如下：Al(OH)3 + 3H+——Al3+ + 3H2OAl(OH)3 + OH-——AlO-2 + 2H2O金属元素的氢氧化物钠、镁、铝是金属元素，都能形成氢氧化物。
课题：第二节元素周期律(一) 授课班级课时知识与技能1、引导学生了解原子核外电子排布规律，使他们能画出1-18号元素的原子结构示意图；2、了解原子的最外层电子排布与元素的原子得、失电子能力和化合价的关系过程与方法培养学生对事物认识的方法：从宏观到微观，从特殊到一半情感态度价值观引导学生形成正确的物质观重点原子核外电子的排布规律难点原子核外电子的排布规律知识结构与板书设计第二节元素周期律(一)一、原子核外电子的排布1、电子层的划分电子层（n）1、2、3、4、5、6、7电子层符号K、L、M、N、O、P、Q离核距离近远能量高低低高2、核外电子的排布规律教学步骤、内容【引言】我们已学习了元素周期表的结构，那么这张表又有何意义呢？我们能否从其中总结出元素的某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题呢？这就是我们本节课所要研究的内容。
【板书]】第二节元素周期律【教师】元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，因此我们讨论性质之前，必须先来熟悉一下原子的结构。
【展示】电子层模型示意图【讲解】原子是由原子核和核外电子构成的，原子核相对于原子很小，即在原子内部，原子核外，有一个偌大的空间供电子运动。
如果核外只有一个电子，运动情况比较简单。
对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？它们有没有一定的组织性和纪律性呢？下面我们就来学习有关知识。
【板书】一、原子核外电子的排布【讲解】科学研究证明，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动。
我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，分别用n=1、2、3、4、5、6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q来表示。
通常，能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。
这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。
【板书】1、电子层的划分电子层（n）1、2、3、4、5、6、7电子层符号K、L、M、N、O、P、Q离核距离近远能量高低低高【设疑】由于原子中的电子是处于原子核的引力场中，电子总是尽可能的从内层排起当一层充满后在填充下一层。
《元素周期律》教学设计方案（第一课时）一、教学目标1. 知识与技能：学生能够理解元素周期表的结构，掌握周期和族的含义，理解元素性质与原子结构的干系。
2. 过程与方法：通过观察、分析、推理和归纳等科学方法，培养学生的逻辑思维能力。
3. 情感态度与价值观：通过学习元素周期律，激发学生的科学兴趣，树立周密求实的科学态度。
二、教学重难点1. 教学重点：元素周期律的内容及应用。
2. 教学难点：如何引导学生观察、分析、归纳元素性质与原子结构的干系。
三、教学准备1. 课前准备：教师准备好元素周期表、PPT课件、实验器械等。
2. 教室活动：学生分组，进行实验探究，并记录实验现象和数据。
3. 课后作业：学生复习元素周期律的内容，完成相关练习题。
四、教学过程：本节课的教学设计理念是：以学生为主体，教师为主导，注重实验教学，通过实验探究、观察、分析、讨论、归纳，使学生真正理解和掌握元素周期律，并能运用周期律解决一些实际问题。
教学过程分为以下几个环节：1. 引入课题教师可以通过展示一些金属和非金属单质，让学生观察它们的颜色、状态，并让学生思考这些物质具有哪些物理性质？这些物质为什么会有这些物理性质？从而引出元素周期律的观点。
2. 讲授新课教师介绍元素周期律的定义和内容，并引导学生总结元素周期律的规律。
同时，教师可以通过一些实例来帮助学生理解和掌握元素周期律。
例如，教师可以给出一些化合物的化学式，让学生根据元素周期律来推测它们的性质。
3. 实验探究教师准备一些实验器械和药品，如金属钠、钾、镁条、铝片、铜丝、稀盐酸等，让学生进行实验探究。
学生通过实验观察金属和非金属单质的性质，并记录实验现象。
在实验过程中，教师可以引导学生思考元素周期律与实验现象之间的干系，并让学生归纳出元素周期律的规律。
4. 教室讨论学生根据实验探究的结果和元素周期律的规律，讨论和总结金属和非金属单质的物理性质和化学性质之间的干系。
教师引导学生从原子结构的角度来诠释元素周期律的原因，并让学生进一步理解元素周期律的意义和价值。
元素周期律（第一课时）教案一、教学目标本课时的教学目标是让学生了解元素周期律的基本思想和周期表的组成，掌握元素周期律的基本规律，同时也能够了解元素周期律的历史背景和发展过程。
二、教学重点和难点1. 教学重点：元素周期律的基本思想和周期表的组成，元素周期律的基本规律。
2. 教学难点：周期表对元素性质的预测和周期律的历史背景。
三、教学过程【导入】1. 通过图片展示和简单的活动，学生们了解有哪些元素以及它们分别的性质，引发学生们对于元素性质变化的思考，为引入元素周期律做铺垫。
2. 色码表的制作，让学生自行收集不同颜色的小球，为下一环节的分类打下基础。
【展开】1. 通过对于普朗克、门捷列夫、柯西和门德里夫提出的元素周期律做简单的介绍，引导学生理解周期律的基本思想和周期表的组成。
2. 解释周期表中元素的排列方式，回顾周期表中元素分类的基本方式和命名规律，让学生们掌握元素周期律的基本规律。
3. 进一步讲解元素周期律中元素性质的预测，让学生了解周期表的应用和实用价值。
4. 分组或自由活动，让学生们通过分析周期表中元素性质的变化以及不同元素之间的联系，探究元素周期律的更深层次的规律。
同时以简单易懂的例子，帮助学生理解元素周期规律。
【总结】1. 回顾教学目标，帮助学生梳理课程内容，巩固所学的知识和技能。
2. 对元素周期律在实际应用中的重要性做简单介绍。
四、教学反思在本课程的教学中，我重点强调了元素周期律的基本规律以及周期表的组成，同时也帮助学生理解了元素性质的预测和周期律的历史背景。
通过让学生进行分类活动和探究活动，培养了学生的合作能力和思考能力，并且让学生深入理解了元素周期律所涉及的知识点。
在未来的教学中，我会更注重教学重难点与生活联系的整合以及教学形式的多样化，保障学生更好的学习效果。
课题：第四章第二节元素周期律（第1课时）教学案课标要求1．通过对“同周期元素性质”的学习，培养科学探究和创新意识。
2．通过对“元素周期律内容和实质”的学习，建构微观原子结构特点决定宏观性质的探究思路和模式。
学习目标认识同周期元素的核外电子排布、主要化合价、原子半径等性质的周期性变化规律。
教学重难点同周期、同主族元素性质【情景导入】【问题探究1】原子结构的周期性变化决定反映元素性质的周期性变化归纳出反映元素周期律1．根据P、S、Cl在周期表中位置进行比较(1)H3PO4、H2SO4、HClO4酸性强弱。
(2)P3－、S2－、Cl－还原性强弱。
2．试根据同周期元素非金属性的变化规律，比较SiH4、PH3、H2S和HCl的稳定性。
探究提示：1.(1)非金属性：Cl＞S＞P，酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4。
(2)非金属性：Cl＞S＞P，还原性：P3－＞S2－＞Cl－。
2．元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定。
同周期元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐增强，故非金属性：Si<P<S<Cl，所以它们的氢化物的稳定性顺序为SiH4<PH3<H2S<HCl。
【问题探究2】1．第三周期元素的阳离子半径从左到右逐渐减小，对吗？提示：对。
第三周期元素的阳离子从左到右分别是钠离子、镁离子和铝离学习过程设计核外电子是处在一定的轨道上绕核运行的，正如太阳系的行星绕太阳运行一样；核外运行的电子分层排布，按能量高低而距核远近不同。
这个模型被称为“玻尔原子模型”。
现代物质结构理论在新的实验基础上保留了“玻尔原子模型”合理的部分，并赋予其新的内容。
你想知道核外电子是如何排布的吗？请让我们一起走进教材学习元素性质的周期性变化规律。
氢化物稳定性增强减弱还原性减弱增强最高价氧化物的水化物酸性增强减弱碱性减弱增强【归纳总结】(1)主族元素的最高正价＝最外层电子数(O、F除外)。
(2)只有非金属才有负价，且|最低负价数值|＋|最高正价数值|＝8。
第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律学习目标知识与技能：1、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律，微粒半径及大小的比较。
2、掌握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规律。
3、通过实验操作，培养学生实验技能。
过程与方法：1、归纳法、比较法。
2、培养学生抽象思维能力。
3、自主学习，自主归纳比较元素周期律。
4、自主探究，通过实验探究，培养学生探究能力。
情感、态度与价值观：1、培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。
2、培养学生辨证唯物主义观点：量变到质变规律。
教学过程：复习回顾：核外电子排布规律观察核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排布完成P14-P15页表格探究结论：随着核电荷数的增加发生周期性变化。
结论：随着原子序数的递增，元素也呈现周期性变化。
板书：二、元素周期律1、原子结构周期性变化随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径和化合价都呈周期性变化！思考：元素的性质如何变化呢？讨论：1、元素金属性判断依据？2、元素非金属性判断依据？[实验一]Na、Mg、Al和水的反应：分别取一小段钠、镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入三支小试管中，加入2~3 ml水，并滴入两滴酚酞溶液。
观察现象。
Na Mg Al与冷水反应现象化学方程式与沸水反应现象化学方程式结论最高价氧化物对应的水化物碱性强弱NaOH Mg(OH)2中强碱Al(OH)3 Mg Al现象反应方程式结论[总结]Na、Mg、Al与水反应越来越，对应氧化物水化物的碱性越来越，金属性逐渐。
元素氧化物最高价氧化物对应水化物14Si SiO2H2SiO3硅酸弱酸15P P2O5H3PO4磷酸中强酸16S SO3H2SO4硫酸强酸17Cl Cl2O7HClO4高氯酸更强算元素氢化物化学试化合条件稳定性14Si SiH4 高温下少量反应很不稳定15P PH3 磷蒸气，困难不稳定16S H2S 加热反应较不稳定17Cl HCl 光照或点燃化合稳定结论：非金属性：Si<P<S,Cl板书：2、元素性质的周期性变化归纳：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。
元素周期律(第一课时)教案篇一：元素周期律(第一课时)必修2 第一章物质构造元素周期律第二节元素周期律（第一课时）一、教材分析：通过初三和必修I的学习，学生已经根本具备了一定的无机化学根底知识。
例如初三学习的原子的构成、核外电子排布、元素周期表简介等一些根本的物质构造知识，这些为本章的学习奠定了一定的根底。
在本章中，这些知识将更加细化，理论性更强，体系更加完好。
通过《物质构造元素周期律》的学习，可以使学生关于所学元素化合物等知识进展综合、归纳。
同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学知识系统化、网络化。
在物质构造的根底上，将元素周期表的学习和元素周期律的学习结合起来，将学生在初中和必修I中所学习的氧化复原反响和许多元素化合物的知识连汇贯穿。
在第三节，通过化学键的学习，可以为今后有志深化学习化学的同学打下一定的根底。
总之，本章内容既是必修的重要理论内容，也是为选修内容的学习打下良好的根底。
二、教学目的：知识目的：1、明白元素原子核外电子排布规律；2、掌握元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价周期性变化。
才能目的：提高学生们归纳整理的才能。
情感、态度、价值观目的：学会总结，学会概括，体会构造决定性质的理念。
三.教学重点难点：重点：元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价周期性变化。
难点：明白元素原子核外电子排布规律。
四、学情分析：通过初三和必修I的学习，学生已经根本具备了一定的无机化学根底知识。
例如初三学习的原子的构成、核外电子排布、元素周期表简介等一些根本的物质构造知识，这些为本章的学习奠定了一定的根底。
五、教学方法：学案导学六、课前预备：学生学习预备：导学案- 1 -教师教学预备：投影设备七、课时安排：一课时八、教学过程：（一）、检查学案填写，总结不明白点（主要以学生课前板书答案展示的方式）（二）、情景导入，展示目的：教师：原子构造大家在初中就已经理解了，刚刚通过同学们对导学案的展示已经对原子构造理解的不成征询题了，那么核外电子详细如何样排布？有什么规律特点，以及元素周期表可以表达出哪些构造规律，与元素性质规律有什么联络，是我们这节课要讨论的内容。
元素周期律第1课时◆教学目标与核心素养宏观辨识与微观探析：从微观上理解同周期元素原子核外电子排布的相似性和递变规律，明确宏观上的元素性质与微观上的原子核外电子排布之间的关系，理解结构决定性质，性质反映结构的基本规律。
科学探究与创新意识：通过完成相应的同周期元素性质的探究实验，初步体验科学探究在化学学科的学习中的重要地位，了解科学探究的基本方法，培养初步的科学探究能力。
证据推理与模型认知：建立元素原子结构变化与其性质变化的的微观模型，理解根据该模型进行元素性质推理的科学思想。
◆教学重难点元素周期律的概念；理解其变化规律。
◆教学过程一、导入新课通过对碱金属元素、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。
那么，周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？二、讲授新课【板书】元素周期律一、元素性质的周期性变化规律【思考与讨论】观察下面表格中的数据，思考并讨论随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价各呈现什么规律性的变化？【讲解】通过比较上面元素的原子核外电子排布，可以得到同周期元素的核外电子排布的规律：同周期由左向右，元素原子的最外层电子数逐渐增加（第一周期是1→2，第二周期和第三周期都是1→8）【讲解】再比较上面元素的原子半径（稀有气体的半径没有可比性，所以不列出），可以得到同周期元素的原子半径的变化规律：同周期由左向右，元素原子的半径逐渐减小（不包括稀有气体）【设疑】观察下图，判断同周期和同主族元素原子半径的变化规律【讲解】同主族元素由上向下元素原子的半径逐渐增大，同周期元素由左向右，元素原子的半径逐渐减小。
H是所有原子中半径最小的。
【设疑】短周期主族元素中，原子半径最大的是哪种元素？（Na）【讲解】再比较上面元素的常见化合价，可以得到同周期元素的化合价的变化规律：同周期由左向右，元素的最高正价逐渐升高（+1→+7，O和F无最高正价）；元素的最低负价由ⅣA族的-4价逐渐升高至ⅦA族的-1价【过渡】根据上面的分析，我们可以看出随着元素的原子序数递增，元素原子的核外电子排布、原子半径、元素化合价都呈现了周期性的变化，那么元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化呢？【思考与讨论】根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，推测该周期元素金属性和非金属性具有怎样的变化规律？【讲解】第三周期元素：Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl的电子层数相同，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，导致失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，因此，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
【学生活动】请将课本翻至95和97页，阅读课本下面的注释。
【投影】【设疑】如何证明Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱呢？（单质与水（或酸）反应的难易；最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱）。
【演示实验】取一块镁条，除去表面的氧化膜，加入水，滴加酚酞，观察现象；加热溶液，再观察现象。
【投影】镁与水反应的视频【讲解】常温下镁与水的反应较缓慢，镁条表面有一些红色；加热后反应剧烈，镁条表面有大量气泡，溶液变为红色。
方程式为Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2↑。
与金属钠相比较，该反应明显困难，说明钠的金属性强于镁【演示实验】向氯化铝溶液中加入氨水，将生成的沉淀分装在两个试管中，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液，观察现象。
【讲解】向氯化铝溶液中加入氨水，生成白色絮状沉淀。
反应方程式为：Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+。
向氢氧化铝沉淀中加入盐酸溶液，沉淀溶解，方程式为：Al(OH)3+ 3H+ = Al3+ + 3H2O；向氢氧化铝沉淀中加入氢氧化钠溶液，沉淀溶解，方程式为：Al(OH)3+ OH －= AlO2－+ 2H2O。
氢氧化铝与酸碱都反应生成盐和水，所以氢氧化铝是典型的两性氢氧化物。
【演示实验】将氯化铝溶液换成氯化镁溶液，重复上述实验。
【讲解】氯化镁溶液中加入氨水得到氢氧化镁白色沉淀，该沉淀加盐酸溶解，加氢氧化钠溶液不溶解。
【科学事实】钠、镁、铝是金属元素，都能形成氢氧化物，NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，而Al(OH)3是两性氢氧化物，说明钠镁铝的金属性逐渐减弱。
【练习】下列说法能证明钾元素比镁元素金属性强的是( )A.金属钾与冷水剧烈反应，镁与冷水几乎没有现象。
B.KOH的碱性比Mg(OH)2强C.金属钾与MgCl2的水溶液反应可置换出金属镁D.在化学反应中，钾失去1个电子，镁失去2个电子【设疑】如何证明Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强呢？（单质与氢气反应生成气态氢化物的难易以及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应水化物的酸性强弱）【科学事实】【讲解】硅、磷、硫、氯的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强，所以硅、磷、硫、氯的非金属性逐渐增强。
【练习】下列说法能够证明氯元素的非金属性比硫元素强的是（）A.氯气与氢气化合的条件比硫与氢气化合的条件更容易B. HCl的酸性比H2S强C. HCl的稳定性比H2S强D. HClO3的酸性比H2SO3强【讲解】在同一周期中，虽然各元素的原子核外电子层数相同，但由左向右，核电荷数依次递增，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，因此金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
元素的金属性和非金属随着原子序数的递增，而呈现周期性的变化。
【讲解】元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这种规律叫做元素周期律。
元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
三、学习小结四、板书设计元素周期律一、元素性质的周期性变化规律元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。
五、达标检测1.元素的以下性质随着原子序数的递增不呈周期性变化的是A.化合价B.原子半径C.元素原子的最外层电子排布D.相对原子质量答案 D 2.下图表示1～18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。
该图中纵坐标表示A.电子层数B.最外层电子数C.最高化合价D.原子半径 答案 B3.某主族元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子数为A.4B.5C.6D.7 答案C解析 设该元素的最高正价为x ，最低负价为y ，则⎩⎪⎨⎪⎧x ＋y ＝4x ＋|y |＝8 解得x ＝6，y ＝－2，因此该原子的最外层电子数为6。
4.下列关于元素周期律的叙述中不正确的是A.Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单核离子的氧化性依次增强B.P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应简单气态氢化物的稳定性依次增强C.同周期元素的原子半径以第ⅦA族的为最大D.Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱答案C解析Na、Mg、Al原子的最外层电子数依次为1、2、3，其原子的还原性依次减弱，但离子的氧化性依次增强；P、S、Cl的最高正化合价分别为＋5、＋6、＋7，由于P、S、Cl的非金属性依次增强，其所对应的气态氢化物的稳定性也依次增强；除稀有气体元素外，同周期元素从左到右其原子半径逐渐减小；因Na、Mg、Al的金属性依次减弱，则它们的氢氧化物的碱性也依次减弱。
5.下列说法正确的是A.从Li→F，Na→Cl，元素的最高化合价呈现从＋1→＋7价的变化B.同周期元素的原子半径从左至右一定依次减小C.同周期中，第ⅠA族元素(H除外)金属性最强，第ⅦA族元素非金属性最强D.HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强答案C解析O无最高正价，F无正价，A项错误；稀有气体元素原子半径测定方式与其他元素的不同，没有可比性，B项错误；F、N、Si三种元素的非金属性依次减弱，其对应氢化物的稳定性也依次减弱，D项错误。
6.下列各组元素的性质递变规律错误的是A.N、O、F原子最外层电子数依次增加B.N、O、F原子半径依次增大C.Na、Mg、Al元素最高正化合价依次升高D.Li、Na、K的金属性依次增强答案B解析N、O、F原子最外层电子数依次为5、6、7，逐渐增多，A项正确；N、O、F是同周期元素，同周期元素从左到右原子半径依次减小，B项错误；Na、Mg、Al元素最高正化合价依次为＋1、＋2、＋3，依次升高，C项正确；Li、Na、K是同主族元素，同主族从上到下元素的金属性依次增强，D项正确。
7.下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是A.酸性：H2SO4＞H3PO4B.非金属性：Cl＞BrC.碱性：NaOH＞Mg(OH)2D.热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3答案D解析在元素周期表中S与P属于同周期元素，S在P的右边，非金属性强于P，所以最高价氧化物对应水化物的酸性H2SO4强于H3PO4，A项不合题意；在元素周期表中Cl与Br属于同主族元素，Cl在Br的上方，非金属性Cl强于Br，B项不合题意；在元素周期表中，Na与Mg属同周期元素，Na在Mg的左边，所以金属性Na强于Mg，最高价氧化物对应水化物的碱性NaOH强于Mg(OH)2，C项不合题意；D项考查碳酸盐与碳酸酸式盐热稳定性的问题，不涉及元素周期律的相关知识。
8.R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素，下列说法一定正确的是(m、n 均为正整数)A.若R(OH)n为强碱，则W(OH)n＋1也为强碱B.若H n XO m为强酸，则Y是活泼的非金属元素C.若Y的最低化合价为－2，则Z的最高正化合价为＋7D.若X的最高正化合价为＋5，则五种元素都是非金属元素答案B解析金属性：R＞W，所以若R(OH)n为强碱，则W(OH)n＋1不一定为强碱，A项不一定正确；非金属性：X＜Y，若H n XO m为强酸，则X是活泼非金属元素，因此Y也是活泼非金属元素，B项正确；若Y的最低化合价为－2，则Z可能是F，无正价，C项错误；非金属性：R＜W＜X＜Y＜Z，若X的最高正化合价为＋5，则X为N或P，因此R、W不一定是非金属元素，D项不一定正确。
