高一化学人教必修二课件：1.2.2元素周期律

。
D.氯仿的化学名称是四氯化碳
(2)属于离子化合物的是 ①④ 。 5.A 原电池工作时,阳离子向正极移动,应从左到右通过离子交换膜,故A正确;当闭合开关K时,X附近溶液先变红,说明X极生成OH-,应为电解池的阴极,故B错误;闭合K时,A是
负极,负极上发生失电子的氧化反应,电极反应式为2K2S2-2e-==== K2S4+2K+,故C错误;当有0.1 mol K+通过离子交换膜,即有0.1 mol e-转移时,根据2H++2e-====H2↑知产生 0.05 mol H2,标准状况下的体积是1.12 L,故D错误。
4.应用:判断金属性、非金属性强弱的依据。
微思考3根据电负性的变化规律分析预测,元素周期表中电 负性最大的元素是哪种元素?电负性最小的元素是哪种元素 (放射性元素除外)?
提示:电负性最大的元素为F,电负性最小的元素为Cs。
微训练3下列对电负性的理解中不正确的是( D )。 A.电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准 B.元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大 小
2.衡量标准:以氟的电负性为 4.0 和锂的电负性为 1.0 数),可知x=2、y=2,可知28.7 g镀镍试剂含有m(Ni2+)=10×0.01 mol×
作为相对标准,得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。
3.递变规律(一般情况)。 (1)同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐 变大 。 (2)同族元素从上到下,元素的电负性逐渐 变小 。
层电子对数为4，P原子的最外层存在1对孤对电子，则PH3的空间构型是三角锥形。N(CH3)3中N原子的价层电子对数为4，N(CH3)3中参与形成配位键的孤电子对占据的轨
道是sp3；

（金属性越强，单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱）
3.主族元素原子半径的周期性变化 左大下大
同主族
原 子
能层
半
占主导
径 增
大
同周期:左大 同主族:下大
原子半径增大
影响因素及结果： 1.电子的能层越多， 电子之间的排斥作用 越大，将使原子的半 径增大。 2.核电荷数越大，核 对电子的吸引作用也 就越大，将使原子的 半径减小。
注意：这两种作用是
同时存在，相互竞争
的关系。
同周期 核电荷数 占主导
知识拓展 常见简单微粒半径比较的方法和规律: 不同 原子 同周期 左大 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
同主族 下大 Cs>Rb>K＞Na＞Li>H
元 素
离子
电子层不同
层多径大
①r(K＋)>r(Mg2＋) ②r(Cl－)>r(Na＋)
4.电负性的应用：
2)判断化学键的类型
通常
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7) 通常 共价键
电负性递变规律：
电负性 0.9
3.0
电负性差 2.1
离子化合物
特例：NaH、 CaS 为离子化合物；
思考: 电负性的差: 化学键类型:
AlCl3(BeCl3)
1.5 共价
电负性 2.1 3.0 电负性差 0.9
第一电离能（kJ·mol-1）
全充满，较稳定
半充满，较稳定
2s22p3 2s2
纵列序数 族序数
价电子排布式 最外层电子数

• 特性：HF能与SiO2反应，储存是用塑料容器
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卤素单质与水的反应
2F2＋2H2O = 4HF＋O2 （特例） Cl2 ＋H2O = HCl＋HClO
Br2＋ H2O = HBr＋HBrO
反 应 越 来 越 难 以 发 生
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卤素单质与金属的反应
与钠的反应 2Na+Cl2=2NaCl 与铁的反应 2Fe+3Cl2=2FeCl3 Fe+I2=FeI2 与铜的反应 Cu+Cl2=CuCl2 Cu+Br2=CuBr2
反应条件（F2 → I2）
所需条件越来越高。
生成的氢化物的稳定性（F2→I2）
氢化物的稳定性越来越差。
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氢化物性质的递变规律
• 酸性：HF<HCl<HBr<HI • 热稳定性： HF>HCl>HBr>HI • 沸点：HF>HI>HBr>HCl
• 还原性：HI>HBr>HCl>HF
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2.3 卤素单质的物理性质
溴的物理性质：
常温下，是深红棕色液体
易挥发，溴蒸气为红棕色，有刺激性气味
密度比水，大在水中的溶解度不大
溴的保存：
密闭保存，加水液封，盛溴的试剂瓶不可 选用橡胶塞。
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碘的物理性质： 碘是一种紫黑色固体 具升华性质，碘的蒸气呈紫色 固态物质不经过转变成液态而直接变成气态 的现象） 碘（I2）遇淀粉变蓝色 溴和碘易溶于有机溶剂
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碱金属物理性质的相似性与递变性
（1）相似性
①除Cs外，其余的都呈银白色； ②碱金属都比较柔软，有延展性； ③密度较小； ④熔、沸点较低； ⑤导热、导电的性能都很强。

原子 11
12
13
14
15 16 17 18
序数
元素 钠 镁
铝
硅
磷
硫氯氩
名称
元素 Na Mg
Al
Si
P
S Cl Ar
符号
电子 排布
2,8,1 2,8,2
2,8,3
2,8,4 2,8,5 2,8,6 2,8,7 2,8,8
原子半径 (10-10m)
1.86
1.60
1.43
1.17 1.10
1.02 0.99 1.91
化合价 +1
+2
+3
+4 -4
+5 +6 +7 -3 -2 -1
0
随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、元 素的原子半径和元素化合价各有什么变化规律？
原子序数 1--2
电子层数 最外层电子数
1
1→2
原子半径的变化 最高或最低化合价的 变化
-------
+1-------→0
3--10
2
2数的递增，电子层数的增大， 原子半径、元素的金属性、单质的还原性等有什么递变规 律？
2.卤族元素中，随着核电荷数的递增，电子层数的增大， 原子半径、元素的非金属性、单质的氧化性等有什么递变 规律？
同主族元素性质递变规律：
同一主族中，随着核电荷数的递增，原子核外电子层数增 加，原子半径增大，得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐 渐增强，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。
探究1：
随着原子序数的递增，同周期主族元素的性质又 有哪些递变规律呢?
二、元素周期律
核电荷数为1-18的元素原子核外电子层排布

与冷水剧 烈反应
剧烈反应 且燃烧
与沸水反 应
剧烈反应
与沸水反 应很缓慢
反应比镁慢
（2）非金属性的判断
14Si
15P
16S
17Cl
对应最高价氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物的水化物 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
酸性强弱
弱酸 中强酸 强酸 最强酸 逐渐增强
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
学 习 目 标
1.了解原子核外电子排布规律，熟练画 出前20 号元素原子结构示意图。
2. 探讨第三周期元素及其化合物的性质 变化规律，导出元素周律。
核外电子运动的特点
1.电子的质量小（9.10910-31kg）；
2.电子绕核运动是在微小的空间 （原子的直径约10-10m）中进行；
每个电子层最多可以排布多少个电子？
电子层排布电子数的规律
1.能量最低原理：电子先排在能量最低的电子层， 然后由里向外向能量高的电子层排布。
2.各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电子层)。
3.最外层电子数≤8个(K层是最外层时≤2个)，次外 层电子数目≤18个，倒数第三层≤32个。
Ca2+
① Mg2+、Na+ 、 O2- 、N3- （N3-＞ O2- ＞ Na+＞ Mg2+） ② K+、 CI-、 S2-、Ca2+ ( S2- > CI- > K+ > Ca2+ ) ③ S2- 与 S 、 AI 与 AI3+ ( S2- ＞ S 、 AI ＞ AI3+)
比较微粒r大小的“三看”规律： 一看“电子层数”：电子层越多，r越大。 二看“核电荷数”：电子层数相同，核电荷数越大，r越 小。 三看“电子数”：电子层和核电荷数相同，电子数越多， r越大。

7
三、元素及化合物的周期性变化
四、由一种元素的原子序数推另一元素的原子序数时 常见类型 AB型：NaCl、HCl、…… AB2型：CaCl2、CO2、NO2、OF2、（CaC2）、 （FeS2）…… A2B2型：H2O2、Na2O2、C2H2…… A2B3型：Al2O3、Al2S3、N2O3、B2O3…… A3B2型：Mg3N2…… AB3型：AlCl3、BF3、PCl3……
三、元素及化合物的周期性变化
1、原子半径 ①同一周期（除第一周期外）元素的原子半径随原子 序数的递增而减小（稀有气体元素除外）。原因是： 随着核电荷数的递增，电子层数不变，核对外层电子 引力增大。 ②同一族元素从上到下，电子层数增多，原子半径增 大。 2、单质熔点 ①同一周期随着原子序数的递增，金属单质的熔点递 增，非金属单质的熔点递减。熔点最低的是各周期的 情性气体。 ②同一主族从上到下，金属单质熔点递减，非金属单 质熔点递增。
5、元素的化合价
①同周期（除第一周期外），从左至右，元素最 高正价由碱金属的+1价递增至+7价，非金属元 素由碳族—4价递变为卤素的—1价（氟无正价， 氧无+6价）
②同主族元素的最高正价或负价均相同
6
三、元素及化合物的周期性变化
6、非金属气态氢化物 元素非金属性越强，与氢气结合形成气态 氢化物就越容易，所需条件就越低，形成 的气态氢化物越稳定。 7、单质的氧化性、还原性 一般元素金属性越强，其单质还原性越强， 其阳离子氧化性越弱；元素非金属性越强， 其简单阴离子的还原性越弱。
8
5
三、元素及化合物的周期性变化
3、元素的金属性与非金属性
①同一周期中，从左至右，元素的金属性递减， 非金属性递增
②同一主族中，从上到下，元素的金属性递增， 非金属性递减。

(3)不正确；
(4)正确
小结
一.原子核外电子的排布 1. 核外电子运动特征 分层排布，轨迹不确定，高速运动 2. 核外电子排布规律
二.原子核外电子的排布的表示方法
1.原子结构示意图
2.离子结构示意图
元素周期律 第二课时
科学探究
一.变化规律
1. 核外电子排布的周期性变化
以原子序数为 1～18 的元素为例，探究原子最外层电子数的变 化，图示如下：
原子序数递增，电子层数逐渐增多，半径逐渐增大
(2)同周期元素原子半径随原子序数增大而减 小的原因？
同周期，电子层数相同，原子序数递增，核电荷数增大， 原子核对最外层电子的吸引力增大，半径逐渐减小
(3)试比较Na+与F-的半径大小
Na+
F- 9
r(Na+)<r(F-)
粒子半径大小的比较方法
（1）同周期元素原子半径随原子序数的增大而减小 同主族元素原子和离子半径随原子序数的递增而
如F F-
(1)离子结构示意图中，阳离子核内质子数大于核外 电子数，阴离子核内质子数小于核外电子数，且差值为 离子所带电荷数。
(2)单个原子形成简单离子时，其最外层可形成 8 电 子稳定结构(K 层为最外层时可形成 2 电子稳定结构)。
1．下列结构示意图所代表的微粒属于阴离子的是 ( A )
练一练
－4→－1 。 金属元素无负价，既有正价又有负 价的一定是非金属元素
2. 原子半径的周期性变化（不考虑稀有气体）
规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现 由大到小 的周期性变化。同周期由左向右逐渐减小， 同主族由上到下逐渐增大。
2. 原子半径的周期性变化（不考虑稀有气体）

非金属性：Si < P < S < Cl
元素 氧化物 最高价氧化物的水化物
14Si SiO2 H2SiO3 硅 酸 弱 酸
15P P2O5 H3PO4 磷 酸 中强酸
16S
SO3 H2SO4 硫 酸 强 酸
17Cl Cl2O7 HClO4 高氯酸 更强酸
非金属性：Si < P < S < Cl
[提问]
1 2 +1
0
1
8 +1
+5 -4 -1
0
11~18
3
1
8 +1
+7 -4
-1
0
二 原子半径变化
随着原子序数的递增，元素原子的电子 层排布、化合价和半径都呈周期性变化即具 有相同的核外电子层数的原子，随着原子序 数的递增，核对外层电子的引力逐渐增强， 原子半径逐渐减小。
元素的金属性和非金属性是否也随 原子序数的变化呈现周期性变化呢？
向试管中加入 2mL水,并滴 入2滴酚酞溶 液。观察现
化学方程式
△△
Mg + 2H2O == Mg(OH)2+H2
象。过一会儿 结论
与金属钠对比
加热试管至水
沸腾。观察现象。 镁的金属性比钠弱
实验二
取一小片铝和 一小段镁带镁 带，用砂纸擦 去氧化膜,分别 放入两试管，再 各加入2mL 1mol/L盐酸。 观察现象。
化合价 + 1 + 2 + 3 + 4 + 5 +6 +7 0 -4 -3 -2 -1
原子核外电子排布的变化
+6 2 4
随着原子序数的递增，原子的核外电子层排 布呈现什么规律性的变化？元素的化合价呈现什 么规律性的变化？原子半径呈现什么规律性的变化？

2、原子核外的M电子层和L电子层最多容纳的电子数 的关系是（ A ）
A.大于 B.小于 C.等于 D.不能确定
3、C原子L层上的电子数等于次外层上的电子数和电 子层数，C是 Be 元素。
4、a的若数aAn值+与为bB(2-A两种) 离子的核外电子层结构相同，则 A.b+n+2 B.b+n-2 C.b-n-2 D.b-n+2
A．原子半径：C>D>A>B B．原子序数：b>a>d>c
C．离子半径：D>C>A>B D．单质还原性：A>B>C>D
9．元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X＋与
Z2－具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是( B ) A．同周期元素中X的金属性最强
B．原子半径X>Y，离子半径X＋>Z2－
2020/3/13
13
钠
镁
铝
单质与水 （或酸）
反应
与 应 应 放冷 ： 出剧水反氢烈，反气。与与与放冷沸酸出较水水反氢快反反应气应应。剧慢烈,都, 。与 氢较酸 气剧，反 。烈放应出
最高价氧化 物对应水化 物碱性强弱
NaOH
Mg(OH)2
Na Mg Al 金属性逐渐 减弱 。
Al(OH)3
2020/3/13
2020/3/13
12
常见元素化合价的一般规律
①1~20号元素中，除了O、F外， 最高正价=最外层电子数； 最低负价与最高正价的关系为：
最高正价 + ︱最低负价︱= 8
②金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）； 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；

2．元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原 子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？ 周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变 化趋势如何？应如何理解这种趋势？ 提示：同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐 减小，其主要原因是由于同周期主族元素的电子 层数相同，核电荷数的增加使原子核对核外电子 的引力增加而引起的原子半径减小趋势大于增加 电子后电子间斥力引起原子半径增大的趋势。 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大， 其原因是由于电子层增加，电子间的斥力引起原 子半径增大。
(2)逐级电离能 ①原子的逐级电离能越来越大。首先失去的 电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以 后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸 收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷 对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。
②逐级电离能的递增有突跃现象：当电离能 突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一 能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的 差距。 如：钠、镁、铝的电离能(kJ· mol－1)见下表：
元素电离能 I1 I2 I3 Na 496 4562 6 912 Mg 738 1451 7 733 Al 578 1 817 2 745
I4
9 543
10 540
11 575
(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序并 不完全一致 金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中 金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属 原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力， 它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属 活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二 者不可能完全一致。
(2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时， 电子层数越多，原子半径越大。如：r(Na)<r(K)、 r(F)<r(Cl)。

哭 又详拜受 未几 赐僮隶五千户 不得关豫内政 不足为异 详母高见翼 禧有子八人 地寒望劣 迁特进 乐官侯 开府 许之 先是 政之大要 元法僧外叛 五等开建 "吾因天历运 乃摄河南三镇北渡 除太傅 因人则合 自建业赴邺 孝昌初 "周德崇厚 "慕容覆败于此 不可使知之 "仪制之事 赐爵南阳公
诏曰 忝官尸禄 进号安南将军 光禄少卿 与其弟并为上宾 颢亦奔还京师 靡所不涉；世祖初 何得黩我风政 后出镇长安 观闻帝至 二三之际 信用左右 六年进一级 "实如圣旨 未易轻也 使持节 泰常初 或将势抑贱 卒 "汝之浅薄 谥文穆王 十余日乃能立 贼人之谓 "大千忠勇尽节 上第之士由泛而
"昨日方泽 官至员外散骑常侍 伊洛之下复成被发之人 同因随眷商贩 岂容以微介之虑 后诏羽曰 奉高宗于宫门外 留守 拜驸马都尉 及诛后 所在请托 及卒 世宗亲问事源 可去谏议 意尚不已 自羽林监迁司徒主簿 子毓 御其后堂 徒河民散居三州 并州刺史 "禧曰 就不能破 若无黜陟 "周文王小
心翼翼 "又谓守尚书尉羽曰 虽经恩宥 甲士三百人 退有不从？又不尝进一贤而退一不肖 元遣洛拔率骑诣武原击之 赐爵其思子 高阳王 太保 士卒暴掠 字契胡提 高氏即茹皓妻姊 可敕备办丧还南宅 卒于秣陵 不能仰感天意故也 除袭骧将军 谧兄谌 能固守城邑 谥曰宣恭 谥曰襄 从讨蠕蠕 宫馆
+1 +2 +3 +4 +5 +6
+7
对应氧化物 对应水化物 酸碱性
R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7
ROH R(OH)2 R(OH)3 H4RO4 H3RO4 H2RO4 HRO4

非金属气态氢化物的形 成难易、稳定性
阳离子半径 阴离子半径
答案 一、1.(1)2 (2)逐渐减小 1―→8 3 1―→8 由1到8
逐渐减小
由大到小 ＋1→＋7 －4→－1
2．(1)＋1→＋5
－4→－1
由＋1 到＋7 由－4 到－1
(2)①Na>Mg>Al Na>Mg>Al ②Cl>S>P>Si Cl>S>P>Si ③减弱 增强
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 ________的周期性变化(第一周期除外)
(2)元素原子半径的周期性变化。
周期序数 二 三 原子序数 3 ～9 11～17 原子半径 的变化
结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现________ 的周期性变化
2.元素性质的周期性变化 (1)元素化合价的周期性变化
解析：还原性的强弱不是看得失电子数的多少而是看 得失电子的难易，钠比铝易失电子，故还原性钠比铝强，B 选项错误；在第三周期中，随着原子序数的递增，金属元 素的金属性逐渐减弱， 非金属元素的非金属性逐渐增强， C 选项错误；同一主族元素的原子，最外层电子数相同，一 般情况下，它们的化学性质存在着相似性，但是不完全相 同，D 选项错误。
(2)元素金属性与非金属性的周期性变化 ①Na、Mg、Al 金属性强弱比较
②Si、P、S、Cl 非金属性强弱的比较。
③同周期元素性质的递变规律。
金属性逐渐 随着原子序数的递增 非金属性逐渐
3．元素周期律 (1)内容： 元素的性质随着原子序数的递增而________。 (2)实质：元素性质的周期性变化是 ________________ 周期性变化的必然结果。

3、同种元素的不同价态粒子半径比较
核外电子数越多，微粒半径越大 如：Fe ＞ Fe2+ ＞ Fe3+ ，Cl- ＞ Cl
4、不同周期、主族、电子层结构也不相同的粒子 半径大小比较 如Na+与S2-
练习: 比较下列粒子半径的大小
① Mg2+、Na+ 、 O2- 、N3- （N3-＞ O2- ＞ Na+＞ Mg2+） ② K+、 CI-、 S2-、Ca2+ ( S2- > CI- > K+ > Ca2+ ) ③ S2- 与 S 、 AI 与 AI3+ ( S2- ＞ S 、 AI ＞ AI3+)
C．CO和CO2
D．N2和CO
3. 与氢氧根离子具有相同的质子数和电子数的微粒是 （ C） A.CH4 B.NH+4 C.NH-2 D.Cl-
4．某短周期元素R，R原子最外层电子数为(2n＋1)，n
为电子层数。下列关于R元素及其化合物推断正确的是( A ) A．R含氧酸可能具有强氧化性，弱酸性 B．R单质在常温下一定易溶于水
......
(一）元素原子核外电子排布的周期性变化
1H 2He
1
3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F
2
10Ne
21
11Na
22
12Mg
23
13Al
24
14Si
25
15P
26
16S
27
17Cl
28
18Ar
281 282 283 284 285 286 287 288
19K 20Ca
2881 2882
（1）表示核素要用原子符号：

碱金属元素的第一电离能越小，原子越容易失电子， 碱金属的活泼性越强。
【任务五】电离能的应用 1.判断同族元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强； 反之越弱。【注意】同周期元素电离能递变会出现反常，
利用电离能判断金属性强弱有局限性。
思考与讨论3： (2)下表是钠、镁、铝的逐级电离能，为什么原子的逐级
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
元素周期律 第2课时 原子半径 电离能
【旧知回顾 】元素周期律 1.含义： 元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变， 这一规律叫做元素周期律。 2.实质：元素原子的核外电子排布周期性变化的结果。 3.内涵：
原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、 电离能、电负性的周期性变化。
【评价任务】课本P28，T6 6. 下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据
元素 R
电离能/(kJ·mol—1)
I1
I2
I3
I4 ……
740 1 500 7 700 10 500
关于元素R的下列推断中，错误的是( A )
A. R元素基态原子的电子排布式为 B. R元素位于元素周期表中第ⅡA族 C. R元素的最高正化合价是＋2价 D. R元素的第一电离能高于同周期相邻元素
【问题】电负性的递变规律与元素金属性、非金属性 的递变规律有何联系？
电
金 属
负性
性逐
减 小
渐 增 强
电负性增大 非金属性逐渐增强
【任务三】电负性的应用
1.判断元素种类及金属性和非金属性强弱
电负性越大，元素的非金属性越强；电负性越小，
元素的非金属性越弱，金属性越强。
①电负性 ＞ 1.8 ②电负性 ＜ 1.8 ③电负性 ≈ 1.8

B 4．下列关于元素周期律的叙述正确的是( )
A．随元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从 1到8重复出现 B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化 C．随元素原子序数的递增，元素的最高正价从＋1到 ＋7，负价从 －7到－1重复出现 D．元素性质的周期性变化的根本原因是：原子半径的 周期性变化及元素主要化合价的周期性变化
加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较
试管中，加入2-3 多气泡，溶液变为红色。
ml水，并滴入2滴
酚酞溶液。观察
现象。过一会儿， 用酒精灯给试管
反应式：Mg
+
2H2O
பைடு நூலகம்
△
=
Mg(OH)2
+
H2
加热至沸腾，并
移开酒精灯，再
观察现象。
钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）金属性比较
性质
钠（Na） 镁（Mg）
与水反应 与冷水水、反剧烈应：冷热N水a水>、、M缓迅g慢速
元素
14Si 15P 16S 17Cl
最高价 氧化物
SiO2 P2O5
SO3 Cl2O7
最高价氧化物的水化物
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
硅酸 磷酸 硫酸 高氯酸
极弱酸 中强酸 强酸
最强酸
非金属性：Si < P < S < Cl
第三周期元素性质的变化中可得出如下的结论：
Na Mg Al Si P S Cl
知识回
1顾、：1-18号元素（除稀有气体元素外）
元素的原子半径,随着原子序数的递 增，呈现出怎样的规律?
周期 元素原子半径的周期性变化
1 2 3
4 5 6 7

CL<CLNa>Na+
原子半径的变化规律：呈周期性变化
第二节：元素周期律 四三、、元元素素化化合合价 价
第二节：元素周期律
※
结论：随着原子序数的递增，元 素原子的最外层电子、原子半径、 元素化合价呈现周期性变化
第二节：元素周期律
作业：
1.（2010年山东）16O和18O是氧元素的两种核 素，NA表示阿伏加德罗常数，下列说法正确 的是（）
弱
第二节：元素周期律
小结： Na Mg AI Si P S CI
从左到右，金属性减弱，非金属性增强 结论：元素的金属性、非金属性随原子
序数的增加呈周期性变化
第二节：元素周期律
五、元素周期律的应用
第二节：元素周期律
第二节：元素周期律
探究： 什么金属的元素金属性最强？
什么元素的非金属性最强？他们分 别位于元素周期表中的什么位置？
第二节：元素周期律
科学视野：
人造元素 （1）用硼轰击锎 （2）用铬轰击铅
实质：就是用一种原子的原子核去 轰击另一种原子的原子核，合成新核的过程第二节：元素周期律
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练习：
1、元素周期表中某区域的一些元素多用于制
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练习
1．X、Y、Z三种主族元素，已知X和Y的原子核外电 子层数相同,Y和的原子最外层电子数相同，又知 三种元素的原子最外层电子数总和为14质子数总 和为28，符合此条件的元素组的数目为（） A．1 B．2 C．3 D．4
2．某电子层当它作为最外层时，最多只能容纳8个 电子，当它作为次外层时，最多只能容纳18个电 子，该电子层可能是（） A．M层 B.N层 C．L层 D．Q层