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《元素性质的周期性变化规律》元素周期律ppt【教学课件】

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元素周期律PPT课件

元素周期律PPT课件

粒子类型
比较方法
示例
同种元素的离子半径 阴离子大于原子大于阳离子，r(Cl-)_＞__r(Cl) 低价阳离子大于高价阳离子。r(Fe)_＞_r(Fe2+)＞__r(Fe3+)
能层结构相同的离子 核电荷数越大，半径越小。 r(O2-)_＞__r(F-)_＞__r(Na+)
带相同电荷的离子
能层数越多，半径越大。
D 根据表中所列数据的判断错误的是 A、元素X是第ⅠA族的元素 B、元素Y的常见化合价是＋3 C、元素X与O形成化合物时，化学式可能是X2O2 D、若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应
三、电负性
1、电负性的基本概念
化学键： 元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力， 形象地叫做化学键。
碱金属电离能越小，碱金属的金属性越强，金属单质越活泼。 碱金属在反应中失去一个电子变成+1价的阳离子，故依据其第一电离能可 以判断出金属性强弱。 （2）能否依据这三种金属的的第一电离能大小判断它们的金属性强弱？ 不能，因为第一电离能Mg > Al > Na，而金 属性Na > Mg > Al。它们之间无对应关系。 三者的单质在体现金属性失去电子时，失 去的电子数量不同，电子所处的能级也不 同，故无法直接比较。
B和Al失去的电子是np能级的，该 能级的能量比左边的ns能级的能 量高，则不稳定，容易失去电子，
第一电离能较低。
N:1s22s22p3 O:1s22s22p4 N和P半充满状态，比较稳定，难 P:[Ne]3s23p3 失去电子，第一电离能较高。 S: [Ne] 3s23p4
【思考与讨论】 （1）碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
ⅠA族元素第一电离能最低， 零族元素第一电离能最高。

《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件

《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件

(2)试从原子结构角度解释同周期元素性质存在周期性变化的原 因。 提示:核外电子层数相同,随着原子序数(核电荷数)的递增,原子 核对核外电子的引力逐渐增强,原子半径逐渐减小,元素原子的 得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,最终导致元素的非 金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。
【案例示范】 【典例】(2017·全国卷Ⅱ)a、b、c、d为原子序数依 次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子 次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同 族,下列叙述正确的是 ( )
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
-.
一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表:
原子 电子 最外层 序数 层数 电子数
1～2 1
3～ 10
_2_
1～2
_1_～__8_
原子半径的 变化(稀有气 体元素除外)
—
由_大__到_小__
最高或最 低化合价 的变化
+1→0
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
【重点释疑】
项目
同周期(左→右)
原 核电荷数 逐渐增大 子 电子层数 相同 结 构 原子半径 逐渐减小
同主族(上→下) 逐渐增大 逐渐增多
③Al向(OAHl)(3O+H3)H3+沉=淀==中= 加Al入3++盐3H酸2O,发生反应的离子方程式: _________________________。
3.钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH 分类 强碱 碱性强弱 结论

化学人教版(2019)必修第一册4.2.1元素性质的周期性变化规律(共23张ppt)

化学人教版(2019)必修第一册4.2.1元素性质的周期性变化规律(共23张ppt)

实验操作
实验现象及离子方程式
②向试管中加入2 mL 1 mol/L MgCl2溶 液，然后滴加氨水，
向一支试管中滴加2 mol/L盐酸，边滴加边
振荡
直到不再产生白色
白色沉淀溶解，溶液变澄清。
发生反应的离子方程式为 _M__g_(_O_H__)2_＋__2_H__＋_=_=_=_M__g_2_＋__ _＋__2_H__2O__
结论 Si、P、S、Cl的非金属性逐渐__增__强__
3.同周期元素性质的递变规律 ――同―一―周―期―从―左―到―右―，――金N―属a―M性―g逐―A渐l―S_―i减_P_―弱_S_―_C，―l ―非―金―属―性―逐―渐―_―增__―强__―_→
4．元素周期律 (1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。元素的性质 包括__原__子__半__径__、__主__要__化__合__价__、__金__属__性__和_非__金__属__性___等。
小结
物质的性质
单质与H2反应
氢化物 HX
稳定性 还原性
置换反应
最高价氧化物的水化物的酸性
F 无正价，无含氧酸。
递变规律(F2→I2) 越来越难
HF>HCl>HBr>HI F－＜Cl－＜Br－＜I－
Cl2>Br2>I2（F2遇水就反应） HC+7lO4＞HBrO4＞HIO4
高氯酸
同主族 ＋ |最低负价|＝8 （O、F、金属除外）
氢化物及其最高价含氧酸的关系
氢化物 最高价氧化物 对应的水化物
ⅣA RH4
H2RO3
ⅤA RH3
H3RO4或HRO3
ⅥA H2R
H2RO4
ⅦA HR

第4章 第2节 课时1 元素性质的周期性变化规律 课件 【新教材】人教版高中化学必修1PPT完美课件(共71张)

第4章 第2节 课时1 元素性质的周期性变化规律 课件 【新教材】人教版高中化学必修1PPT完美课件(共71张)

双 基
自
达
主
预 习
性
性逐渐减弱
·
标 随
堂
关 键
气态氢化物的稳定
检 测
能 力
核
性质 性、还原性
稳定性逐渐增强、还原性逐渐减弱
课
心 突
时
破
最高价氧化物对应
分
学
碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强
科 素
的水化物的酸碱性
层 作 业
养
应
用
养
返
成
首
页
·
32
·
·
必
备 知 识
(3)Na 、 Mg 、 Al
与
H2O
或酸反应的难易程度为由易到难。
课 时
破
分
( )层
学 科 素 养
(4)HClO、H2SO3、H3PO4、H2SiO3 的酸性依次减弱。 (
作
)业
应 用
[答案] (1)× (2)× (3)√ (4)×
养
返
成
首
页
·
23
·
·
必
备
知 识
2．元素性质呈周期性变化的决定因素是( )
用
养
返
成
首
页
·
6
·
·
必
备
知 识
2.原子半径的变化规律
双 基
自
达
主 预
3～10 号
习
·
标 随
Li Be B C N O F Ne
堂
关
元素
键
检 测
能
力
核 心
原子半径 152 89
82
77

人教版高中化学必修一 《元素周期律》物质结构元素周期律PPT(第1课时元素性质的周期性变化规律)

人教版高中化学必修一 《元素周期律》物质结构元素周期律PPT(第1课时元素性质的周期性变化规律)

实验操作
实验现象
实验结论及 化学方程式
钠熔成小球，浮于水面，钠与冷水反应剧烈。 四处游动，有“嘶嘶” 化学方程式为 的响声，向反应完后的 __2_N_a_＋__2_H__2O__=_=_=___ 溶液加酚酞，溶液变红 __2_N_a_O__H_＋__H__2↑_____
第十四页，共四十页。
实验操作
第十六页，共四十页。
实验操作
实验现象及离子方程式
②向试管加入
向一支试管中 白色沉淀溶解，溶液变澄
2mL1mol/LMgCl2 溶液，然后滴加氨
水，直到不再产生
滴加 2mol/L 盐 清。离子方程式为
酸，边滴加边振 __M__g_(_O__H_)_2＋__2_H__＋_____
荡
__=_=_=__M__g_2＋_＋__2_H__2O_____
结论
Si、P、S、Cl 的非金属性逐渐_增__强__
第十八页，共四十页。
3.元素周期律 (1)元素性质与原子结构的关系 在同一周期中，各元素的原子核外电子层数相同，但从左到右， 核电荷数依次增多，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_。
人教版高中化学必修一 《元素周期律》物质结构元素周期律PPT(第1课时元 素性质的周期性变化规律)
科 目：化学
适用版本：人教版
适用范围：【教师教学】
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
第一页，共四十页。
第四章 物质结构 元素周期律
课程标准
核心素养
1. 宏观辨识与微观探析：能从
1.结合有关数据和实验事实认 原子结构视角说明元素的性质

化学人教版(2019)必修第一册4.2.1元素性质的周期性变化规律(共17张ppt)

化学人教版(2019)必修第一册4.2.1元素性质的周期性变化规律(共17张ppt)

思考交流
1、为什么同周期元素的原子半径会随着原子序数的递增而逐渐减小呢？
同一周期元素的原子电子层数相同，随着核电荷数的递增，原子核对核外电子 的吸引力逐渐增强，故原子半径逐渐减小。
2、元素的最高正价和最低负价如何确定？随着原子序数的递增，C、N、 O、F的最高正化合价依次递增吗？
最高正价＝主族序数＝最外层电子数 最低负价＝最高正价－8 金属没有正价，O没有最高正价、F没有正价。H的最高价为＋1，
C. P、Al 、 Si
D. C、Si、P
B）
2．比较下列粒子半径的大小： A．Na＋、Mg2＋、Al3＋、K+
K+>Na＋>Mg2＋>Al3＋
B．Ca2＋、S2－、Cl－、K＋ S2－>Cl－>K＋>Ca2＋
3、试比较下列微粒的半径大小(填“＞”“＜”或“＝”)。
(1)Mg___＜___Ca___＜___K； Mg ＞ Mg2+；Cl ＜ (2)Fe3＋__＜____Fe2＋__＜____Fe； (3)S2－__＞____Cl－_＞_____Na＋__＞____Mg2＋。
最低价为－1；
核电荷数 电子层数
1、一看“电子层数” 电子层数越多，原子半径越大；
2、二看“核电荷数” 电子层数相同，核电荷数越大， 原子半径越小；
3、三看“最外层电子数” 电子层数和核电荷数都相同， 核外电子越多，半径越大；
1.下列元素的原子半径依次减小的是（
A. Al、Mg、 Na
B. N、O、F
第四章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律 第一课时 元素性质的周期性变化规律
核心素养
1．结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布、元素最高价和最 低价、原子半径随元素原子序数递增而呈周期性变化规律。

高中化学《元素性质的周期性变化规律》课件

高中化学《元素性质的周期性变化规律》课件

活动二 探究同周期元素金属性和非金属性的递变规律 问题讨论：根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，你能推测
出该周期元素金属性和非金属性的变化规律吗?
第 三 周 期 元 素 电 子 层 数 _相__同__ ， 由 左 向 右 元 素 的 原 子 最 外 层 电 子 数 _逐___渐__增__加_，原子半径依次__减__小_，失电子的能力依次__减___弱，得电子的能力 依次____增_，强
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 原子序数
活动一 元素原子半径和主要化合价的周期性变化规律
原子半径的变化规律(稀有气体除外)
周期序号 第一周期 第二周期 第三周期
原子序数
原子半径(nm)
结论
1→2 3→9 11→17
…… 0.152→0.071_大__→__小__ 0.186→0.099_大__→__小__
第四章 第二节 元素周期律
学业质量水平
Academic quality level
1. 能结合有关数据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 律并理解其实质。 2. 能以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为 例，设计实验并根据相关实验事实探究同周期元素 性质的变化规律。 3. 会比较元素的金属性或非金属性的强弱，促进 “证据推理与模型认知”化学核心素养的发展。
（1）元素的金属性强弱判断依据:
①金属与水或酸反应越容易置换出H2，反应越剧烈，金属性越强； ②金属的最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强； ③金属与某些盐溶液的置换反应 、阳离子的氧化性。
（2）元素的非金属性强弱判断依据: ①非金属与H2化合越容易，反应越剧烈，非金属性越强； ②气态氢化物越稳定, 非金属性越强； ③非金属的最高价氧化物对应的水化物（最高价含氧酸）酸性越强，非金属 性越强。 ④非金属与某些盐溶液的置换反应、阴离子的还原性。

元素性质的周期性变化规律-PPT课件

元素性质的周期性变化规律-PPT课件

四种微粒半径的大小顺序应是S2->Cl->Na+>Al3+,B项正 确;C项中Na、Mg、Al、S原子的电子层数相同,核电荷 数越大者,其半径越小,故其半径大小顺序为Na>Mg>Al >S,C项错误;D项中粒子半径K+>Na+,D项错误。
【规律方法】“三看”法比较简单粒子的半径大小 (1)“一看”电子层数:当最外层电子数相同时,电子层数越多, 半径越大。 (2)“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径 越小。 (3)“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外 电子数越多,半径越大。
②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量,现象:_先__ _产__生__白__色__沉__淀__,_后__白__色__沉__淀__溶__解__,反应方程式: _A_l_C_l_3_+_3_N_a_O_H_=_=_=_=__3_N_a_C_l_+_A_l_(_O_H_)_3_↓__、_N_a_O_H_+_A_l_(_O_H_)_3 _=_=_=_=__N_a_A_l_O_2+_2__H_2O_
NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 金属性:Na>Mg>Al
【情境·思考】 日常生活中常用到铝制品,如铝锅,但铝锅长时间盛放 酸性或碱性食物容易腐蚀。
(1)铝的金属性较活泼,易与O2等反应,但铝锅可长期使 用,试说明原因。 提示:铝与氧气反应,在铝锅表面生成致密的氧化物保 护膜,阻止铝与氧气继续反应,故铝锅可长期使用。
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律

元素周期律-ppt课件

元素周期律-ppt课件

锶
钇
5= 4d+5
85.47 87.62 88.91
40 Zr
锆 4 df5 s 91.22
41 Nb 铌 4d5
92.91
42 Mo
钼 4d²5s 95.95
43 Tc 44 Ru
锝
钉
4d*5s 4d²Sk
98 101.1
45 Rh
铑 4d5g 1029
P 靶
4d 106.4
47 Ag 银 4d5
0
非金属性逐渐增强
金 属 性 逐 渐 增 强
B Al Si
Ge 金属
非金属 As Sb Te
非 金稀 属有 性气 逐体 渐元 增素 强
Po At
金属性逐渐增强
高中化学
归纳提升
周期
1 2 3 4 5 6 7
族
IA IA ⅢA IVA VA VIA VIIA
0
非金属性逐渐增强
金 属 性 逐 渐 增 强
元素周期律(第二课时)
归纳提升
元素原子的核外电子排布周期性变化 决定元素性质的周期性变化
最 电核 外 子电 层 层荷 电 数数 子 数
原
金属性
化
子 半 径
非金属性 (得失电子能力)
合 价
得失电子的趋势
高中化学
归纳提升
元素原子的核外电子排布周期性变化 决定元素性质的周期性变化
最 电核 外 子电 层 层荷 电 数数 子 数
B Al Si
Ge 金属
非金属 As Sb Te
非 金稀 属有 性气 逐体 渐元 增素 强
Po At
金属性逐渐增强
实际应用
硅芯片
高中化学
实际应用

《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT下载优秀课件

《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT下载优秀课件
Mg(OH)2:MgCl2+2NH3·H2O=Mg(OH)2↓+2NH4Cl、Mg(OH)2在 NaOH溶液中不溶解。
【微思考2】Al(OH)3是Al2O3的水化物,如何由Al2O3生成Al(OH)3? 提示Al2O3与水不能直接化合生成Al(OH)3,可将Al2O3先溶于稀 盐酸得到AlCl3,再向所得溶液中加入足量氨水即可得到Al(OH)3。
1.结合有关数据和实验事实认识同周期元素的核外电子排布、主要化合 价(最高正化合价和最低负化合价)、原子半径等性质的周期性变化规律, 逐步构建元素周期律。 2.以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为例,借助实验探究,结合原 子结构知识,掌握同周期主族元素金属性和非金属性的递变规律,从而培养 科学探究与创新意识。 3.通过对元素周期律内容和实质的探究过程,建构微观原子结构特点决定 宏观性质的探究思路和模式。
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第二节 元素周期律
第1课时 元素性质的周期性变化规律
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-1-
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S 硫酸 H2SO4
强酸
结论:Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。 (3)第三周期元素的金属性、非金属性递变规律
Cl 高氯酸
HClO4 强酸 (酸性比 H2SO4 强)
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元素周期律上课课件pptx

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任务一、探寻短周期元素原子结构-性质变化规律
请同学们思考下列问题并回答： 问题1：为什么同周期元素的原子半径会随着原子序数的递增而逐渐减小呢？
电子层数 相同 核电荷数 增大 核外电子数 增多
原子半径减小 原子半径增大
一般，核电荷数对半径的影响 大于核外电子数
问题2：电子层数多的元素原子半径一定大于电子层数少的元素吗？
增多 原子半径
增大
原子核 对最外 层电子 的引力 减弱
失电子 能力增强 得电子 能力减弱
金属性 增强 非金属性 减弱
最外层电子数
任务一、探寻短周期元素原子结构-性质变化规律 活动1： 探究1-18号元素原子核外电子排布的变化规律
周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数
结论
第一周期
1→2
1
第二周期
非金属性：Si＜P＜S＜Cl
结论
Na Mg Al
Si
P
S
Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
同周期元素性质递变规律 同一周期从左到右，元素金属性逐渐_减__弱__，非金属性逐渐_增__强__。
归纳总结
元素周期律
定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化 本质：是元素原子的核外电子排布呈周期性变化的必然结果。
THANKS
任务一、探寻短周期元素原子结构-性质变化规律
活动2：1-18号元素原子原子半径的变化规律（稀有气体除外）
周期序号 第一周期 第二周期
第三周期
原子序数
原子半径(nm)
结论
1→2
……
同周期由左向右元素的
3→9
0.152→0.071_大__→__小__ _原__子__半__径__逐__渐__减__小__(不包括稀有气

《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件【优质课件】

《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件【优质课件】
反应 原理 结论
钠
___钠__熔__成_小__球__,_浮__于_水__ ___面__,_四__处_游__动__,_有__“_嘶__ ___嘶__”__的_响__声__,_反__应_后__ ___溶__液_加__酚__酞__变_红__
__2_N_a_+_2_H_2O__=_=_==_ __2_N_a_OH_+_H_2_↑_
钠、镁均能与水反应,钠比镁活泼,金属性:Na>Mg。
2.两性氢氧化物
(1)概念:既能与强酸反应又能与强碱反应,且均生成盐
和水的氢氧化物。
(2)氢氧化铝的两性
产生白色沉淀
①向AlCl3溶液中加入过量氨水,现象:_____________,
反应方程式:_A_l_C_l_3_+_3_N_H_3·__H_2_O__=_=_=_=__3_N_H_4C_l_+_A_l_(_O_H_)__3↓__。
②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量,现象:_先__ _产__生__白__色__沉__淀__,_后__白__色__沉__淀__溶__解__,反应方程式: _A_l_C_l_3_+_3_N_a_OH__=_=_=_=__3_N_a_C_l_+_A_l_(_O_H_)__3↓__、_N_a_O_H_+_A_l_(_O_H_)_3 _=_=_=_=__N_a_A_l_O_2_+_2_H_2O_
逐渐增大
项目
同周期(左→右) 同主族(上→下)
化合价 性
最高正化合价由 +1→+7(O、F除外)
相同,最高正化合价 =主族序数(O、F除 外)
质
元素的金属 性和非金属 性
金属性逐渐减弱, 非金属性逐渐增强
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第四章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
目标与素养：1.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。 (宏观辨识与微观探析)2.理解元素周期律的内容和实质。(宏观辨识与 微观探析)
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自主预习 探新知
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一、元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化
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3.元素主要化合价的变化规律
原子序数
主要化合价的变化
1～2
＋1―→0
3～10 ＋1―→_＋__5___ __－__4___―→－1―→0
11～18 ＋1―→_＋__7___ __－__4__―→－1―→0
结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化
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二、探究第三周期元素性质的递变规律
氢气；与酸_剧__烈__ Mg＋ 2 HCl=== 反应，放出氢气 _M__g_C_l_2＋__H__2_↑_
与酸__迅__速____反 _2_Al＋_6_HCl=== Al(OH)3__两___性___氢___氧____
Al 应，放出氢气
_2_A_l_C_l_3＋__3_H__2_↑__
化____物____
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(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
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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
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2.硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律
单质
Si
P
S
Cl
最高正价 最低负价
_＋__4__ _＋__5__ __＋__6__ _－__4__ _－__3___ _－__2__
[答案] (1)× (2)× (3)× (4)×
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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。]
规律
1．原子结构的变化规律
达到稳定结构时的最外层电 原子序数 电子层数 最外层电子数子数1ຫໍສະໝຸດ 211→__2__
_2__
栏目导航
3～10
2
1→_8__
_8__
11～18
3
1→_8__
8
结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现
__周__期__性___的变化
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2.原子半径的变化规律
3～10 号元
__＋__7__ _－__1__
最高价氧化物对应的 _H_2_S_iO__3_ _H__3P_O__4__ _H__2S_O__4_ _H__C_l_O_4__强酸(酸
水化物
弱酸 中强酸 强酸 性比硫酸强)
酸性强弱
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3.结论 综上所述，我们可以从 11～18 号元素性质的变化中得出如下结 论：从左往右金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐渐增强 。 三、元素周期律 1．内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈 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____ _呈__现__周__期__性__的__变_化___的必然结果。
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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 ________。
1．钠、镁、铝的性质比较
单质
单质与水(或酸) 的反应现象
化学方程式
与冷水 剧烈 反 2Na＋2H2O=== Na 应，放出 氢气 2_N__a_O_H__＋__H_2_↑__
最高价氧化物对应 水化物的碱性强弱
NaOH_强___碱
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与冷水反应
_缓__慢_，与沸水
Mg＋2H2O ==△===
Mg _迅__速__反应，放出 _M__g_(O__H__)2_＋__H_2_↑__； Mg(OH)2_中___强___碱
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核心突破 攻重难
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元素的金属性、非金属性强弱判断规律 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 置换出 B，则 A 的金属性强于 B。
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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( )
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(4)元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强；碱性 越强，金属性越强( )
Li
Be
B C N OF
Ne
素
原子半径
152
89
82 77 75 74 71
－
/pm
逐渐__减_小___
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11～18号元素 Na Mg Al Si P S Cl Ar 原子半径/pm 186 160 143 117 110 102 99 －
变化趋势
逐渐_减__小___
结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现_周__期__性___变化
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(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＋)。
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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的水化物的酸性越强，则其非金属性越 强。