同周期元素性质的递变规律习题

课时提升作业(四)

认识同周期元素性质的递变规律

(30分钟50分)

一、选择题(本题包括6小题,每小题5分,共30分)

1.(2015·武汉高一检测)元素的原子结构决定其性质和在元素周期表中的位置。下列说法正确的是()

A.元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价

B.多电子原子中,在离核较近的区域内运动的电子能量较高

、S、Cl得电子能力和最高价氧化物对应水化物的酸性均依次增强

D.元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素

:

【解析】选C。对于主族元素来说,元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价(O、F除外),故A错误；在离核较近的区域内运动的电子能量较低,故B错误；非金属性：P

2.下列事实能判断金属元素甲的金属性一定比乙强的有()

①甲单质能与乙盐的溶液反应并能置换出乙；

②甲、乙两元素原子的最外层电子数相同,且甲的原子半径小于乙；

③甲、乙两短周期元素原子的电子层数相同,且甲的原子序数小于乙；

④甲、乙两元素的最高价氧化物对应水化物的碱性甲大于乙；

⑤两单质分别与氯气反应生成简单阳离子时,甲失去的电子数比乙多。

A.①②③④⑤

B.仅②

C.仅②⑤

D.①③④

【解析】选D。甲单质能与乙盐的溶液反应并能置换出乙,说明金属元素甲的金属性一定比乙强,①对；甲、乙两元素原子的最外层电子数相同,说明甲、乙为

同一主族元素；甲的原子半径小于乙,说明甲在乙的上面,故金属性甲小于乙,

`

②错；甲、乙两短周期元素原子的电子层数相同,且甲的原子序数小于乙,说明甲、乙同周期且甲在乙的左面,故金属元素甲的金属性一定比乙强,③对；元素的最高价氧化物对应水化物的碱性甲大于乙,说明金属元素甲的金属性一定比乙强,④对；两单质分别与氯气反应生成简单阳离子时,甲失去的电子数比乙多,说明甲的化合价比乙的高,失去电子数的多少与金属性强弱无关,⑤错。

3.(2015·吉林高一检测)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)m为强碱,则W(OH)n也为强碱

B.若HXO m为强酸,则Y是活泼非金属元素

C.若Y的最低化合价为-2,则Z的最高正化合价为+6

D.若X的最高正化合价为+5,则五种元素都是非金属元素

【解析】选B。由题意可知,R、W、X、Y、Z为第2或第3周期元素。A项,若R(OH)m为强碱,可能是NaOH、LiOH,则W(OH)n可能为Mg(OH)2、Al(OH)3、Be(OH)2,而Al(OH)3不是强碱,错误；B项,若HXO m为强酸,则X是活泼非金属元素,且Y的活泼性>X的活泼性,因此Y是活泼非金属元素,正确；C项,若Y的最低化合价为-2,则Y位于ⅥA族,后面的Z元素,其最高正价可能为+7(氯元素)；D项,若X的最高正化合价为+5,即X位于ⅤA族,则R位于ⅢA族,可能为硼也可能为铝,故五种元素都是非金属元素的说法是错误的。

【补偿训练】X、Y为同周期元素,如果X的原子半径大于Y的原子半径,则下列判断不正确的是()

A.若X、Y均为金属元素,则X的失电子能力比Y强

B.若X、Y均为金属元素,则X的阳离子的氧化性比Y的阳离子的氧化性强

》

C.若X、Y均为非金属元素,则Y的气态氢化物比X的气态氢化物稳定

D.若X、Y均为非金属元素,则Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比X的最高

价氧化物对应水化物的酸性强

【解析】选B。X、Y为同周期元素,且X的原子半径大于Y的原子半径,则在元素周期表中X在Y的左面。若X、Y均为金属元素,则X的失电子能力比Y的强,X的阳离子的氧化性比Y的阳离子的氧化性弱,A对,B错；若X、Y均为非金属元素,则Y的得电子能力比X强,Y的气态氢化物比X的气态氢化物稳定,Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比X的最高价氧化物对应水化物的酸性强,C、D 均正确。

4.元素X、Y的原子在化学反应中都易失去电子而形成与Ne相同的电子层结构,已知X的原子序数比Y的原子序数大,下列说法中正确的是()

的金属性比Y的金属性强

B.常温下,X和Y都不能从水中置换出氢

元素的最高化合价比Y元素的最高化合价低

元素的氢氧化物碱性比X元素的氢氧化物碱性强

【解析】选D。由题意可知X、Y应为第3周期的金属元素；X的原子序数比Y 的原子序数大,说明X在Y的右面,X的金属性比Y的弱,A错；若Y为Na,常温下,Na能与水剧烈反应置换出氢气,Mg、Al不能,B错；X的原子序数比Y的原子序数大,X原子最外层电子数比Y的多,X的最高化合价比Y的高,C错；X在Y的右面,X的金属性比Y的弱,Y元素的氢氧化物碱性比X元素的氢氧化物碱性强,D 对。

【方法规律】根据同周期元素性质确定其位置的方法

^

(1)若A、B两元素的单质与水或酸反应置换氢,A比B容易,则A在B的左侧；若

A、B两元素原子的最高价氧化物对应水化物的碱性A>B,则A在B的左侧。

(2)若A、B两元素的单质与H2化合,A比B容易,则A在B的右侧；若A、B与H2化合生成的气态氢化物稳定性A比B强,则A在B的右侧；若A、B两元素的最高价氧化物对应水化物的酸性A比B强,则A在B的右侧。

5.(2015·晋城高一检测)下列各组物质的性质比较,不正确的是()

A.酸性：HClO4>H3PO4>H2SO4

B.氢化物稳定性：HF>H2O>NH3

C.碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3

D.氧化性：F2>O2>N2

【解析】选A。同周期元素随原子序数递增,元素的金属性减弱,非金属性增强(稀有气体元素除外)。

6.(2015·巴中高一检测)短周期元素Q、R、T、W在元素周期表中的位置如图,其中T原子的M层电子数比K层多2个,下列叙述不正确的是()

…

A.氢化物的稳定性：R>Q>T

的氧化物是一种良好的半导体材料

、R的简单氢化物分子所含质子数、电子数与Ne分子相同

、W的最高价氧化物的水化物的酸性W强于T

【解析】选B。T原子的M层电子数比K层多2个,为硅元素,故Q、R、W分别为N、O、Cl。氢化物的稳定性：H2O>NH3>SiH4,A正确；Si是一种半导体材料,而不是其氧化物,B错；NH3、H2O、Ne都是10个质子、10个电子的微粒,C正确；高氯酸的酸性强于硅酸,D正确。

二、非选择题(本题包括2小题,共20分)

7.(10分)A、B、C、D、E为原子序数依次增大的短周期元素。已知A、B、E三原子最外层共有11个电子,且这三种元素的最高价氧化物对应水化物之间两两皆能反应生成盐和水；C元素的最外层电子数比次外层电子数少4,D元素原子次外层电子数比最外层电子数多3,回答：

(1)写出下列元素符号：

A________、C________、D________；

(2)A、E两元素最高价氧化物对应的水化物相互反应的化学方程式为______________；

~

(3)比较C、D最高价氧化物对应的水化物的酸性____________________。

【解析】A、B、E三种元素的最高价氧化物对应的水化物为酸或碱,两两皆能反应,必有一种是两性物质Al(OH)3,另两种为强酸、强碱,碱是NaOH,又A、B、E三原子最外层电子数之和为11,且原子序数依次增大,可推出E原子最外层有7个电子,短周期元素中只有Cl符合要求,两两反应的三种物质是NaOH、Al(OH)3、HClO4,C、D原子序数小于17,大于13,推出分别为Si和P,非金属性Si

答案：(1)Na Si P

(2)NaOH+HClO4NaClO4+H2O

(3)H3PO4>H2SiO3

【互动探究】(1)写出A、B两元素最高价氧化物对应的水化物相互反应的化学方程式。

提示：A、B两元素最高价氧化物对应的水化物分别是NaOH、Al(OH)3,两者反应的化学方程式为NaOH+Al(OH)3Na[Al(OH)4]。

(2)怎样用简单的实验证明上述问题(3)的结论

提示：将适量的H3PO4溶液滴入Na2SiO3溶液中,有白色胶状沉淀生成,证明酸性：H3PO4>H2SiO3。

8.(10分)元素周期律是中学化学理论部分的重要内容之一,也是指导我们学习化学的重要工具,这个规律是在一定的实验基础上总结出来的。下面设计实验来探究同周期元素性质的递变规律。

【

(1)探究金属性递变规律。

①现有钠、镁、铝三种金属单质、稀盐酸、水、酚酞试液和试管等用品,为证明金属性Na>Mg>Al,某同学设计如下实验：取大小相近的Na、Mg、Al块除去

表面氧化膜,分别投入装有水的烧杯中。观察到的现象是 ____________________。

再取Mg、Al分别投入等浓度的稀盐酸中,观察到的现象是 __________________ ______________________________________________________________。

②在分别装有mol·L-1的氯化铝、mol·L-1的氯化镁溶液的A、B两支试管中,分别逐滴加入氢氧化钠溶液至过量,A试管的现象是 _______________

__________________________,离子方程式为____________________________；B试管的现象是_____________________________________________________,离子方程式为______________________________________________________。由此得出：Al(OH)3、Mg(OH)2、NaOH的碱性强弱关系是____________________ ________________,Na、Mg、Al的还原性强弱顺序是________________。

￥

(2)探究非金属性递变规律。

小马同学在做同周期元素性质的递变规律的实验时,自己设计了一组实验,并记录了有关实验现象。请你帮助她完成下列实验报告：

Ⅰ.实验目的：____________________。

Ⅱ.实验用品：

仪器：____________、__________(填写两种主要的玻璃仪器)。

药品：新制氯水、Na2S溶液。

Ⅲ.实验内容及现象：

①____________________________________________________。

②____________________________________________________。

Ⅳ.实验结论：____________________________________________________。·

【解析】(1)金属性强弱可以通过金属与水或酸反应快慢判断,其他条件相同时,金属越活泼,反应越剧烈,产生气泡越快；如果金属与水反应不明显,可以换成与同浓度的酸反应,比较其反应快慢。氢氧化铝溶于强碱,说明它具有酸的性质,则

铝具有非金属的某些性质。

(2)Ⅰ.根据给出的实验药品不难看出,小马同学是想以第3周期元素为例,设计实验验证同周期元素性质的递变规律。

Ⅱ.本实验属于试管实验,主要使用的玻璃仪器是试管和胶头滴管。

Ⅲ.根据提供的药品,该同学显然是用Cl2、S间的置换反应来证明硫、氯元素的非金属性强弱。

答案：(1)①Na反应比较剧烈,熔成小球在水面上四处游动；Mg产生气泡较小,而Al无明显现象镁比铝产生气泡快

②先产生白色沉淀,后沉淀溶解

Al3++3OH-Al(OH)3↓、

Al(OH)3+OH-[Al(OH)4]-

产生白色沉淀,沉淀不溶解

Mg2++2OH-Mg(OH)2↓

NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3Na>Mg>Al

(2)Ⅰ.探究同一周期元素性质的递变规律

Ⅱ.试管胶头滴管

Ⅲ.①将少量新制氯水加入盛有少量Na2S溶液的试管中,振荡

②有淡黄色沉淀析出

Ⅳ.同一周期,从左到右,元素的非金属性依次增强

元素周期表中的规律

元素周期表中的规律 一、元素周期表 1、周期表结构 横行——周期：共七个周期，三短三长一不完全。 各周期分别有2，8，8，18，18，32，26种元素。前三个周期为短周期，第四至第六这三个周期为长周期，第七周期还没有排满，为不完全周期。 纵行——族：七主七副一零一VIII，共16族，18列。要记住零族元素的原子序数以便迅速由原子序数确定元素名称。 周期：一二三四五六七 元素种类：28818183226 零族：2He10Ne 18Ar 36Kr54Xe86Rn 二、元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.原子结构与元素周期表的关系 电子层数= 周期数 主族元素最外层电子数= 主族序数= 最高正化合价 由上述关系，就可以由原子结构找出元素在周期表中的位置，也可以由位置确定原子结构。 2、规律性

由此可见，金属性最强的元素在周期表的左下角即Cs（Fr具有放射性，不考虑），非金属性最强的元素在右上角即F。对角线附近的元素不是典型的金属元素或典型的非金属元素。 3、元素周期表中之最 原子半径最小的原子：H原子 质量最轻的元素：H元素； 非金属性最强的元素：F 金属性最强的元素：Cs（不考虑Fr） 最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸：HClO4 最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱：CsOH 形成化合物最多的元素：C元素 所含元素种类最多的族：ⅢB 地壳中含量最高的元素：O元素，其次是Si元素 地壳中含量最高的金属元素：Al元素，其次是Fe元素 含H质量分数最高的气态氢化物：CH4 与水反应最剧烈的金属元素：Cs元素 与水反应最剧烈的非金属元素：F元素 常温下为液态的非金属单质是Br2，金属单质是Hg …… 4、特殊性

元素周期表变化规律

（一）元素周期律和元素周期表 1．元素周期律及其应用 (1)发生周期性变化的性质 原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。 (2)元素周期律的实质 元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。也就是说，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。 2．比较金属性、非金属性强弱的依据 (1)金属性强弱的依据 1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。 2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。 3/金属间的置换反应。依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。 4/金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。 (2)非金属性强弱的依据 1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。 3/非金属单质问的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。如Br2 + 2KI == 2KBr + I2 4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。 3．常见元素化合价的一些规律 (1)金属元素无负价。金属单质只有还原性。 (2)氟、氧一般无正价。 (3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|＝8。 (4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。 若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO；若原子最外层电子数为偶数，则正常化合价为一系列连续的偶数。

元素周期表的规律总结

元素周期表的规律 一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。 二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价） 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 三、元素的金属性和非金属性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减； 四、单质及简单离子的氧化性与还原性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。 五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性 同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）； 同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。 元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。 六、单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。 七、气态氢化物的稳定性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。 此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充： 随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。 同一族的元素性质相近。 以上规律不适用于稀有气体。 八、位置规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的族数等于最外层电子数。 九、阴阳离子的半径大小辨别规律 三看： 一看电子层数，电子层数越多，半径越大， 二看原子序数，当电子层数相同时，原子序数越大半径反而越小 三看最外层电子数，当电子层数和原子序数相同时最外层电子书越多半径越小 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)、r(Na+ ) >r(Mg2+ )>r(Al3+ )、r(O2- ) >r(F-) r(S2—)>r(Cl—)>r(Ar) >r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)> r(F—)> r（Na+）> r（Mg2+）> r（Al3+） r(Na+ )r(Cl)

(完整版)高二化学认识同周期元素性质的递变规律

第三节元素周期表的应用 认识同周期元素性质的递变规律 第1课时 【教学目标】 1. 以第3周期元素为例，使学生掌握同周期元素性质递变规律，并能用原子结构理论初步加以解释； 2. 通过“实验探究”、“观察思考”，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力； 【教学重点】 同周期元素性质递变规律 【教学难点】 同周期元素性质递变规律 【教学方法】 1. 通过“活动·探究”，学会运用具体事物来研究抽象概念的思想方法； 2. 通过“阅读探究”、“交流·研讨”、“观察思考”等活动，培养学生获取并整合信息的能力； 【教师具备】 1.实验器材药品Na、Mg、Al及MgCl2、AlCl3溶液NaOH溶液 2.多媒体课件 【教学过程】

【转折】我们通过设计实验方案、实施实验方案验证了我们对Na、Mg、Al失电子能力 的推测，那么，Si、P、S、Cl的得电子能力是否如我们所预测的一样依次增强？ 【投影】方法导引 【讲解】分析方法导引内容。 【阅读】教材P21页“阅读探究” 【概括】请完成表格 【投影】表格 【板书】硅、磷、硫、氯四种非金属元素原子得电子能力逐渐增强。 【小结】这节课，大家通过自行设计实验方案，实施实验方案，探索出Na、Mg、Al失电子能力的强弱；通过阅读探究的方式得出Si、P、S、Cl得电子能力的强弱。 【投影】完成填空阅读方法导引的内 容，获得判断非金 属元素得电子能力 强弱的判断依据。 学生代表回答 学生集体回答 培养学生由材料获得 知识的能力。 使学生充分理解理论 指导的内容，能在归 纳整理阅读材料时有 一个准确的把握。 培养学生自学能力以 及获取并整合信息的 能力。 巩固本节所学内容。 10分钟 【课堂练习】 1. 判断下列说法是否正确： (1) C、N、O、F原子半径依次增大 (2) PH3、H2S、HCl 稳定性依次增强 (3) HClO比H2SO4酸性强。 (4)甲、乙两种非金属元素与金属钠反应时，甲得电子的数目多，所以甲活泼。【课堂练习】答案： 1、错 2、对 3、错 4、错 5分钟

元素周期表的九大规律

第七讲元素周期表和元素周期律 一、分析热点把握命题趋向 热点内容主要集中在以下几个方面：一是元素周期律的迁移应用，该类题目的特点是：给出一种不常见的主族元素，分析推测该元素及其化合物可能或不可能具有的性质。解该类题目的方法思路是：先确定该元素所在主族位置，然后根据该族元素性质递变规律进行推测判断。二是确定“指定的几种元素形成的化合物”的形式，该类题目的特点是：给出几种元素的原子结构或性质特征，判断它们形成的化合物的形式。解此类题的方法思路是：定元素，推价态，想可能，得化学式。三是由“位构性”关系推断元素，该类题目综合性强，难度较大，一般出现在第Ⅱ卷笔答题中，所占分值较高。 二．学法指导：1、抓牢两条知识链 （1）金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子失去电子的能力→元素的金属性→最高价氧化物对应水化物的碱性→单质置换水（或酸）中氢的能力→单质的还原性→离子的氧化性。 （2）非金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子获得电子的能力→元素的非金属性→最高价氧化物对应水化物的酸性→气态氢化物形成难易及稳定性→单质的氧化性→离子的还原性。

2、理解判断元素金属性或非金属性强弱的实验依据 （1）金属性强弱的实验标志 ①单质与水（或酸）反应置换氢越容易，元素的金属性越强。②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。③相互间的置换反应，金属性强的置换弱的。④原电池中用作负极材料的金属性比用作正极材料的金属性强。⑤电离能 （2）非金属性强弱的实验标志 ①与氢气化合越容易（条件简单、现象明显），元素的非金属性越强。②气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。③最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。④相互间置换反应，非金属性强的置换弱的。⑤电负性 三．规律总结： 1、同周期元素“四增四减”规律 同周期元素从左至右：①原子最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小；②非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；③最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；④非金属气态氢化物的稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱。 2、同主族元素“四增四减四相同”规律 同主族元素从上到下：①电子层数逐渐增多，核对外层电子的引

同主族元素的性质

高一化学导学案 第一章原子结构与元素周期表 第3节元素周期表的应用（第二课时） 【学习目标】 1、以I A族和VII A族元素为例，掌握同主族元素性质的递变规律，并能运用原子结构的理论初步解释这些递变规律。 2、能够利用同主族元素性质的特点来预测未知元素的性质。 3、了解元素周期表中各个区域元素的应用。 【学习重点、难点】 1、同主族元素性质的递变规律。 2、原子结构、元素性质和它在元素周期表中位置的关系（“位、构、性”三角关系） 【课前预习区】 1、元素周期表中，同主族元素原子的核外电子排布有什么特点？ 2、同主族元素的性质的递变规律是什么？ 【课堂互动区】 一、预测同主族元素的性质 【问题组】 1、VII A族元素的原子结构和性质有什么异同点？ 2、碱金属元素的原子结构和性质有什么异同点？ 【归纳总结一】 （一）VII A族元素原子结构和性质的相似性和递变性

【针对练习一】 1、下列有关卤族元素的说法中，正确的是（） A.原子半径：F>Cl>Br>I B.最外层电子数：F>Cl>Br>I C.熔、沸点：F2>Cl2>Br2>I2 D.热稳定性：HF>HCl>HBr>HI 【自学课本P23观察·思考】预测金属钾的性质 【实验设计】钠、钾跟水反应的实验(请填写课本上的表) 注意：实验时，剩余的钠钾要。 【归纳总结二】 （二）碱金属元素原子结构和性质的相似性和递变性 1、相似性 （1）原子的最外电子层都有______ 个电子。 （2）最高化合价均为______价。 （3）都是活泼的金属元素，单质都能与氧气、水等物质发生反应。（4）最高价氧化物对应的水化物一般具有很强的______。 【针对练习二】 1、下列关于碱金属元素的原子结构和性质的叙述不正确的是( ) A.碱金属原子最外层都只有1个电子，在化学反应中容易失去 B.碱金属单质都是强还原剂 C.碱金属单质都能在氧气中燃烧生成过氧化物 D.碱金属单质都能与水反应生成碱

元素周期表中元性质递变规律

元素周期表中元性质递变规律

————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期：

专题一主要知识点 1. 元素周期表中元素性质的递变规律 同周期（从左到右）同主族（从上到下）原子半径逐渐减小逐渐增大 电子层排布电子层数相同 最外层电子数递增 电子层数递增最外层电子数相同 失电子能力逐渐减弱逐渐增强得电子能力逐渐增强逐渐减弱金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱 主要化合价最高正价（＋1 →＋7） 非金属负价 == ―（8―族 序数） 最高正价 == 族序数 非金属负价 == ―（8―族序 数） 最高氧化物的 酸性 酸性逐渐增强酸性逐渐减弱 对应水化物的 碱性 碱性逐渐减弱碱性逐渐增强 非金属气态氢化物的形成难易、稳定性形成由难→易 稳定性逐渐增强 形成由易→难 稳定性逐渐减弱

2. 3.几个规律: ①金属性强弱：单质与水或非氧化性酸反应难易； 单质的还原性（或离子的氧化性）； M(OH)n的碱性； 金属单质间的置换反应； 原电池中正负极判断，金属腐蚀难易； 非金属性强弱：与氢气反应生成气态氢化物难易； 单质的氧化性（或离子的还原性）； 最高价氧化物的水化物（H n RO m）的酸性强弱； 非金属单质间的置换反应。 ②半径比较三规律： 阴离子与同周期稀有气体电子层结构相同；阳离子与上周期稀有气体电子层结构相同。 (1)电子层数越多,半径越大

(2)电子层数相同,核电荷数越多,半径越小 (3)电子层数和核电荷数相同,最外层电子数越多,半径越大 ③元素化合价规律 主族最高正价 == 最外层电子数，非金属的负化合价 == 最外层电子数－8，最高正价数和负化合价绝对值之和为8；其代数和分别为：0、2、4、6。 化合物氟元素、氧元素只有负价（-1、-2），但HFO中0为+1价；金属元素只有正价； ④熔沸点高低的比较：详细见《导学》P24 原子晶体>离子晶体>分子晶体 ⑤1-20号元素符号、名称、原子结构、特殊化学性质。 ⑥电子式的书写 原子的电子式 离子的电子式： 分子或共价化合物电子式 离子化合价电子式，

同周期元素性质的递变规律习题

课时提升作业(四) 认识同周期元素性质的递变规律 (30分钟50分) 一、选择题(本题包括6小题,每小题5分,共30分) 1.(2015·武汉高一检测)元素的原子结构决定其性质和在元素周期表中的位置。下列说法正确的是( ) A.元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价 B.多电子原子中,在离核较近的区域内运动的电子能量较高 C.P、S、Cl得电子能力和最高价氧化物对应水化物的酸性均依次增强 D.元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素 【解析】选C。对于主族元素来说,元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价(O、F除外),故A错误；在离核较近的区域内运动的电子能量较低,故B错误；非金属性：P

属性一定比乙强,①对；甲、乙两元素原子的最外层电子数相同,说明甲、乙为同一主族元素；甲的原子半径小于乙,说明甲在乙的上面,故金属性甲小于乙, ②错；甲、乙两短周期元素原子的电子层数相同,且甲的原子序数小于乙,说明甲、乙同周期且甲在乙的左面,故金属元素甲的金属性一定比乙强,③对；元素的最高价氧化物对应水化物的碱性甲大于乙,说明金属元素甲的金属性一定比乙强,④对；两单质分别与氯气反应生成简单阳离子时,甲失去的电子数比乙多,说明甲的化合价比乙的高,失去电子数的多少与金属性强弱无关,⑤错。 3.(2015·吉林高一检测)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)m为强碱,则W(OH)n也为强碱 B.若HXO m为强酸,则Y是活泼非金属元素 C.若Y的最低化合价为-2,则Z的最高正化合价为+6 D.若X的最高正化合价为+5,则五种元素都是非金属元素 【解析】选B。由题意可知,R、W、X、Y、Z为第2或第3周期元素。A项,若R(OH)m为强碱,可能是NaOH、LiOH,则W(OH)n可能为Mg(OH)2、Al(OH)3、Be(OH)2,而Al(OH)3不是强碱,错误；B项,若HXO m为强酸,则X是活泼非金属元素,且Y 的活泼性>X的活泼性,因此Y是活泼非金属元素,正确；C项,若Y的最低化合价为-2,则Y位于ⅥA族,后面的Z元素,其最高正价可能为+7(氯元素)；D项,若X的最高正化合价为+5,即X位于ⅤA族,则R位于ⅢA族,可能为硼也可能为铝,故五种元素都是非金属元素的说法是错误的。 【补偿训练】X、Y为同周期元素,如果X的原子半径大于Y的原子半径,则下列判断不正确的是( ) A.若X、Y均为金属元素,则X的失电子能力比Y强 B.若X、Y均为金属元素,则X的阳离子的氧化性比Y的阳离子的氧化性强 C.若X、Y均为非金属元素,则Y的气态氢化物比X的气态氢化物稳定 D.若X、Y均为非金属元素,则Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比X的最高

元素周期表中的几个规律

河北省宣化县第一中学栾春武 一、电子排布规律 最外层电子数为或地原子可以是族、Ⅱ族或副族元素地原子；最外层电子数是～地原子一定是主族元素地原子，且最外层电子数等于主族地族序数.文档来自于网络搜索 二、序数差规律 （）同周期相邻主族元素地“序数差”规律 ①除第Ⅱ族和第Ⅲ族外，其余同周期相邻元素序数差为. ②同周期第Ⅱ族和第Ⅲ族为相邻元素，其原子序数差为：第二、第三周期相差，第四、第五周期相差，第六、第七周期相差.文档来自于网络搜索 （）同主族相邻元素地“序数差”规律 ①第二、第三周期地同族元素原子序数相差. ②第三、第四周期地同族元素原子序数相差有两种情况：第族和第Ⅱ族相差，其它族相差. ③第四、第五周期地同族元素原子序数相差. ④第五、第六周期地同族元素原子序数镧系之前相差，镧系之后相差. ⑤第六、第七周期地同族元素原子序数相差. 三、奇偶差规律 元素地原子序数与该元素在周期表中地族序数和该元素地主要化合价地奇偶性一致.若原子序数为奇数时，主族族序数、元素地主要化合价均为奇数，反之则均为偶数（但要除去元素，它有多种价态，元素也有）.零族元素地原子序数为偶数，其化合价视为.文档来自于网络搜索 四、元素金属性、非金属性地强弱规律 （）金属性（原子失电子）强弱比较 ①在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强. ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强. ③单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强.

④最高价氧化物对应地水化物碱性越强，金属性越强. ⑤若→，则比地金属性强. （）非金属性（原子得电子）强弱比较 ①与化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强. ②单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强. ③最高价氧化物对应地水化物酸性越强，非金属性越强. ④若－→－，则比地非金属性越强. 需要补充地是，除了这些常规地判据之外，还有一些间接地判断方法：如在构成原电池时，一般来说，负极金属地金属性更强.还可以根据电解时，在阳极或阴极上放电地先后顺序来判断等.文档来自于网络搜索 需要注意地是，利用原电池比较元素金属性时，不要忽视介质对电极反应地影响.如－－溶液构成原电池时，为负极，为正极；－－(浓)构成原电池时，为负极，为正极.文档来自于网络搜索 五、元素周期表中地一些特点 （）短周期只包括前三个周期. （）主族中只有第Ⅱ族元素全部为金属元素. （）族元素不等同于碱金属元素，因为元素不属于碱金属元素. （）元素周期表第列是族，不是Ⅷ族，第、、列是第Ⅷ族，不是Ⅷ族. （）长周期不一定是种元素，第六周期就有种元素. 六、短周期元素原子结构地特殊性 （）原子核中无中子地原子：. （）最外层只有一个电子地元素：、、. （）最外层有两个电子地元素：、、. （）最外层电子数等于此外层电子数地元素：、.

元素周期表中的递变规律

元素周期表中的递变规律 同周期（左右）同主族（上下） 结构电子层结 构 电子层数相同递增 最外层电子数递增（18或2）相同（族序数）原子核内的质子数递增递增 性质原子半径 递减（除稀有气体元 素） 递增主要化合价 +1+7 —4—1 相似 元素原子失电子能力减弱增强元素原子得电子能力增强减弱 性质应用最高价氧 化物对应 水化物 酸性增强减弱 碱性减弱增强 非金属气 态氢化物 形成难易难易易难 稳定性增强减弱 金属单质与水或酸置换出氢气的难易 程度 变难变容易 短周期元素推断题记忆常见“题眼” （1）位置与结构 a.周期序数等于族序数两倍的短周期的元素是Li。 b.最高正价数等于最低负价绝对值三倍的短周期元素是S。 c．次外层电子数等于最外层电子数四倍的短周期元素是Mg。 d.次外层电子数等于最外层电子数八倍的短周期元素是Na。 e.族序数与周期数相等的短周期元素是H、Be、Al；族序数是周期数两倍的短周期元素是C、S；族序数是周期数三倍的短周期元素是O。 f.只由质子和电子构成的元素原子是H（）。 （2）含量与物理性质

a.地壳中质量分数最大的元素是O，其次是Si。 b.地壳中质量分数最大的金属元素是Al。 c.氢化物中氢元素百分含量最高的元素是C。 d.其单质为天然物质中硬度最大的元素是C。 e.其气态氢化物最易溶于水的元素是N。在常温、常压下，1体积水溶解700体积NH 3 。 f.其气态氢化物沸点最高的非金属元素是O。 g.常温下，其单质是有色气体的元素是F、Cl。 h.所形成的化合物种类最多的元素是C。 i.在空气中，其最高价氧化物的含量增加会导致“温室效应”的元素是C。 j.其单质是最易液化的气体的元素是Cl。 k.其单质是最轻的金属元素的是Li。 l.其最高价氧化物的水化物酸性最强的元素是Cl。 m.常温下其单质呈液态的非金属元素是Br。 （3）化学性质与用途 a.单质与水反应最剧烈的非金属元素是F。 b.其气态氢化物与最高价氧化物对应水化物能起化合反应的是N。NH 3+HNO 3 =NH 4 NO 3 。 c.常温下其气态氢化物与其最低价氧化物能反应生成该元素的单质的元素是S。2H2S+SO2=3S+2H2O。 d.在空气中，其一种同素异形体易在空气中自燃的元素是P。 e.其气态氢化物水溶液可雕刻玻璃的元素是F。 f.其两种同素异形体对人类生存都非常重要的元素是O。臭氧（O 3 ）层被称为人类和生物的保护伞。 g.能与强碱溶液作用的单质有：Al、Cl 2 、Si、S等。 常见元素化合价的一般规律 （1）金属元素无负价。因为金属元素最外层电子数目少，易失去电子变为稳定结构，故金属元素无负价，除零价外，在反应中只显正价。 （2）氟无正价，氧有正价但无最高正价。氟、氧得电子能力特别强，尤其是氟元素，只能夺取电子而成为稳定结构，除零价外，只显负价。氧只跟氟结合时，才显正价，如在OF2中氧呈+2价。 （3）在1～20号元素中，除O、F外，元素的最高正价等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+∣最低负价∣=8。 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；所有元素都有零价。 （4）除个别元素外（如氮元素），原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即序奇价奇，序偶价偶。 若原子的最外层电子数为奇数（m），则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，从+1 到+m，若出现偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，例如NO 2 、NO；若原子 的最外层电子数为偶数，从—2价到+m。例如：Na 2S、SO 2 、H 2 SO 4 。 离子化合物与共价化合物的判断 （1）根据化合物类别判断 ①强碱、盐、大多数碱性氧化物属离子化合物； ②非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸、有机化合物属共价化合物。

第二课时 预测同主族元素的性质

第二课时预测同主族元素的性质 一、预测同主族元素的性质 1 ．同主族元素的相似性 在元素周期表中位于同主族的元素原子的最外层电子数_____，因此，同主族元素具有____的性质。 第ⅦA 族元素，该族元素包括___________________等元素，其原子最外层都有______个电子，得电子能力很______，所以第ⅦA 族元素都是________的_______元素。因此它们在性质上表现出很多共性，如元素的最高化合价为________、最低化合价为________；它们存在的最高价氧化物对应的水化物具有很强的__________性；它们都能形成____________；在氧化还原反应中，它们的单质常做____________。 2 ．同主族元素性质的递变规律 同主族元素原子从上到下电子层数依次________，原子半径逐渐________，失电子能力逐渐________，得电子能力逐渐____________。从而引起同主族元素的单质及化合物有关化学性质的_________________。 第VllA 族元素原子从上到下___________依次增多，_____________逐渐增大，_________逐渐减弱，因此它们在化学性质上表现递变性。从________到________，单质跟H2发生的化合反应越来越_____进行：氟气跟H2在________就能化合，并发生_______；氯气在__________的条件下，能跟H 2发生的化合反应；溴蒸气跟H2的反应在________时能地进行；而碘跟H2的反应要在____________下才能进行，生成的碘化氢，同时发生________。从______到_____，单质的氧化性依次减弱：F ：能跟水剧烈反应产生O2 ，反应方程式为2F2 + 2H2O =4HF + O2 , C12、Br2、I 2都不能置换水中的氧；C12能跟NaBr 、KI 发生______反应，反应的离子方程式为______________；Br 2能跟KI发生反应，反应的离子方程式为_____________。 3 ．根据同主族元素性质的__________和_____________，可以预测某种元素的单质及其化合物的性质。 ⅠA 族中的金属元素______________________等称为碱金属元素。由于碱金属元素原子的最外层都有________电子，因此碱金属元素的及性质相似：都是__________的金属元素；元素的最高化合价为_________ ；单质都能与_______、_________等物质发生反应；碱金属元素最高价氧化物对应的水化物一般具有_________的碱性。但是由于碱金属元素原子的___________、_____________递增，使碱金属元素的原子失电子能力逐渐___________，即金属性逐渐_________。因此，锂与氧气反应__________钠与氧气反应剧烈，而铷和铯遇到空气立即______；钾与水反应比钠于水反应___________，并发生__________爆炸，铷和铯遇水则立即__________甚至__________。 二、学习元素周期表的意义 1 ．根据在元素周期表中位置相近的元素具有__________这一规律，可以利用元素周期表寻找____________。人们不但在金属元素和非金属元素的交界处寻找________，还在过渡元素中寻找优良的___________。目前，人们已经用铁、镍做催化剂使石墨在高温和高压下转化成金刚石；利用少量稀土元素能大大改善催化剂性能的特点，广泛采用过渡元素做催化剂进行石油化工生产。在元素周期表里，从班B 族到VIB 族的过渡元素如钦（Ti ）、担（Ta ）、钥（Mo ）、钨（W ）等的单质，____________具有等特点，人们利用它们制成的特种合金来制造火箭、导弹、宇宙飞船等。此外，人们还利用元素周期表寻找合适的__________等。 2 、科学研究发现，地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有着密切的关系。例如，相对原子质量较小的元素在地壳中含量较_________，相对原子质量较大的元素在地壳中含量较__________；原子序数是偶数的元素在地壳中的含量较_______，原子序数是奇数的元素在地壳中的含量较___________；处于地球表面的元素多数呈现___________，处于岩层深处的元素多数呈现__________；碱金属一般是强烈的________元素，主要富集于岩石圈的有的科学家把元素周期表分为10 个区（每个区里的元素的性质相似），并认为同一区域的元素往往是 ___________.

元素周期律和元素周期表知识总结

元素周期律和元素周期表知识总结 考试大纲要求 1．理解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。 2．以第1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。 3．掌握元素周期律的实质及元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 4．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（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；以ⅠA族和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 知识规律总结 一、原子结构 1．几个量的关系（） 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数 离子电荷数=质子数-核外电子数 2．同位素 （1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。 （2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。 注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。 3．相对原子质量 （1）原子的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量，单位为1，可忽略不写。 （2）元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。 4．核外电子排布规律 （1）核外电子是由里向外，分层排布的。 （2）各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个，次外层电子数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。 （3）以上几点互相联系。 核外电子排布规律是书写结构示意图的主要依据。 5．原子和离子结构示意图 注意：①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。 ②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图（通过比较核内质子数和核外电子数）。 6．微粒半径大小比较规律 （1）同周期元素（稀有气体除外）的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。 （2）同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。 （3）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。 （4）同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。 （5）稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。 （6）电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径，但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子层数少的阴离子半径。 二、元素周期律和周期表 1．位、构、性三者关系

元素周期表中规律总结.pdf

“知识梳理”栏 元素周期表中规律的总结 一、编排规律 1、原子序数=质子数=核电荷数=原子核外电子数 2、周期序数=原子核外电子层数 3、主族序数=最外层电子数=价电子数 4、1到7周期可容纳元素种数分别为2、8、8、18、18、32、32（目前7周期只有26种）。 5、主族（除ⅠＡ族）中，非金属元素种数＝族序数－2。 二、“定性”规律 1、若主族元素族数为m，周期数为n，则： ①m-n＜0时为金属，且值越小，金属性越强； ②m-n＞0时是非金属，越大非金属性越强； ③m-n＝0时多为两性元素。 如钫位于第7周期第ⅠＡ族，m-n=-6＜0，钫的金属性最强；F位于第二周期VIIA族，m-n=5＞0，F的非金属性最强；铝位于第3周期IIIA族，m-n＝0，铝为两性元素。 2、对角线规律：左上右下的两主族元素性质相似。如铍与铝的化学性质相似，均能与 强酸和强碱反应。 3、金属与非金属的分界线附近，金属大都有两性，非金属及其某些化合物大都为原子 晶体（如晶体硼、晶体硅、二氧化硅晶体、碳化硅晶体等）。 4、若将表中第ⅤＡ与ⅥＡ之间分开，则左边元素氢化物的化学式，是将H写在后边（如SiH4、PH3、CaH2等）；而右边元素氢化物的化学式，是将H写在前边（如H2O、HBr等）。 5、符合下列情况的均是主族元素： ①有1～3个电子层的元素（He、Ne、Ar除外）。 ②次外层有两个或8个电子的元素（稀有气体除外）。 ③最外层电子数多于2个的元素（稀有气体除外）。 三、“序差”规律 1、同一周期IIA、IIIA族元素的原子序数相差可能是1、11或25。 2、同一主族相邻周期元素的原子序数之差可能是2、8、18、32。 3、“左上右下”规律：上下相邻两元素，若位于ⅢＢ之左（如ⅠA、IIA族），则原子序数之差等于上一元素所在周期的元素种数；若位于ⅢＢ之右（如IIIA～0族），则原子序数之差等于下一元素所在周期的元素种数。 四、“定位”规律 1、比大小定周期。比较该元素的原子序数与0族元素的序数大小，找出与之相邻的0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。 2、求差定族数。若该元素的原子序数比相应的0族元素多1或2时，则分别位于0族元素下周期的第IA或IIA族；若少1、2、3或4时，则分别位于同周期的第VIIA、VIA、VA、IVA族。 五、性质递变性规律 1、原子（离子）的半径 ①同一周期元素（惰性气体元素除外）从左到右，原子半径逐渐减小。 ②同一主族元素从上到下，原子（或离子）半径逐渐增大。 ③同种元素，阳离子半径<原子半径，阴离子半径>原子半径。

综合实验1_同周期、同主族元素性质的递变

综合实验1 同周期、同主族元素性质的递变 实验目的： 1．结合所学知识了解实验方案的意义，巩固对同周期、同主族元素性质递变规律的认识。2．掌握常见药品的取用、液体的加热以及萃取等基本操作。 3．能准确描述实验现象，并根据现象得出相应结论。 实验原理： 同周期元素从左到右，金属性渐弱，非金属性渐强。同主族元素从上到下，非金属性渐弱，金属性渐强。元素金属性的强弱可以从元素的单质跟水或酸溶液反应置换出氢气的难易，或由元素最高氧化物对应水化物——氢氧化物的碱性强弱来判断；元素非金属性的强弱可以从元素最高氧化物水化物的酸性强弱，或跟氢化合生成气态氢化物的难易以及氢化物的稳定程度来判断，另外也可以由非金属单质是否能把其它元素从它们的化合物里置换出来加以判断。 实验器材： 仪器：试管、小烧杯、酒精灯、胶头滴管、试卷夹。 试剂：钠块、镁条、铝片、氯水（新制）、溴水、氯化钠溶液、溴化钠溶液、碘化钠溶液、稀盐酸（1mol/L）、酚酞试液 其它材料：镊子、滤纸、砂纸、玻璃片、火柴（或打火机）。 实验步骤 1．同周期元素性质的递变 （1）取100mL小烧杯，向烧杯中注入约50mL水，然后用镊子取绿豆大小的一块钠，用滤纸将其表面的煤油擦去，放入烧杯中，盖上玻璃片，观察现象。反应完毕后，向烧杯中滴入2~3滴酚酞试液，观察现象。 （2）取两支试管各注入约5mL的水，取一小片铝和一小段镁带，用砂纸擦去氧化膜，分别投入两支试管中。若前面两支试管反应缓慢，可在酒精灯上加热，反应一段时间再加入2~3滴酚酞试液，观察现象。 （3）另取两支试管各加入2mL 1mol/L盐酸，取一小片铝和一小段镁带，用砂纸擦去氧化膜，分别投入两支试管中，观察现象。 2. 同主族元素性质的递变 （1）在三支试管里分别加入约3 mL氯化钠、溴化钠、碘化钠溶液，然后在每一支试管里分别加入新制备的氯水2mL，观察溶液颜色的变化。再各加入少量四氯化碳，振荡试管，观察四氯化碳层的颜色。

化学元素周期表性质

化学元素周期表性质 1元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.1原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 1.2元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 1.3单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 1.4元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 1.5最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 1.6非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 1.7单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 2.推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的序数等于最外层电子数； （3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。

高中化学《认识同周期元素性质的递变规律》教案1【精品教案】

第三节
元素周期表的应用
认识同周期元素性质的递变规律
第 1 课时 【教学目标】 1. 以第 3 周期元素为例，使学生掌握同周期元素性质递变规律，并能用原子结构理论 初步加以解释； 2. 通过“实验探究”、“观察思考”，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总 结能力； 【教学重点】 同周期元素性质递变规律 【教学难点】 同周期元素性质递变规律 【教学方法】 1. 通过“活动· 探究”，学会运用具体事物来研究抽象概念的思想方法； 2. 通过“阅读探究”、“交流· 研讨”、“观察思考”等活动，培养学生获取并整合信息的能 力； 【教师具备】 1. 实验器材 药品 Na、Mg、Al 及 MgCl2、AlCl3 溶液 NaOH 溶液 2. 多媒体课件 【教学过程】 教师活动 【引 课】前面我们学习了元素周期律和元素 周期表，它对我们化学有什么作用呢？大家 知道，门捷列夫在编制元素周期表时，人类 只发现了六十多种元素，因此他做过很多大 胆的预测，如他就预测在硅和锡之间存在一 种元素—-“类硅”， 15 年后该元素被德国化学 家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命 名为“锗”。
1
学生活动
设计意图
激发学生的学习欲望 , 引导他们关注元素周期 表的重要作用

【设问】你知道门捷列夫是如何做出如此准 确的预测的吗？ 2 分钟
【回 顾】元素周期表的结构。要想深入的理 解元素周期表元素之间的内在联系，需搞清 楚同周期元素和同主族元素性质的递变规 律。 本节课共同探索同周期元素性质的递变。 【板书】 第三节 元素周期表的应用 写出第三周期的 元素符号， 画出原 子结构示意图。 回忆旧知识，为新课做 知识上的铺垫。
一、同周期元素性质的递变 【转 折】为了研究问题的方便，以第三周期 的元素为例来研究同周期元素得失电子能力 的递变。 【板演】请写出第 3 周期元素的名称和元素 符号。
总结出第三周期
培养学生协作及归纳总 结能力。
【媒体展示】 第 3 周期元素原子结构示意图。 元素原子结构的 【提 问】第三周期元素原子结构存在哪些相 同点和递变性？ 【板 书】1. 第三周期元素原子结构 相同点：电子层数相同。 递变性：核电荷数依次增多；最外层电子数 依次增多；原子半径依次减小。 学生代表发言 相同点和递变性。
训练学生组织语言及表 达能力。 8 分钟
【讨论】由第三周期元素的原子结构的递变 推测第三周期元素得失电子能力的递变 【转 折】理论推测需实验来验证，本节课的 重点内容是设计实验方案，实施实验方案来 验证我们的预测。 【设问】如何用实验验证你的结论？ 【阅读】教材 P21 页“方法导引”。 阅读方法导引， 获 得判断金属元素 失电子能力强弱 的判断依据。 分组讨论
激发学生的学习兴趣， 培养学生的逻辑推理能 力。 获得信息，为设计实验 做好准备。 使学生充分理解理论指 导的内容，能在设计实
2

化学元素周期表规律

化学元素周期表规律 (一)元素周期律和元素周期表 1.元素周期律及其应用 (1)发生周期性变化的性质 原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。 (2)元素周期律的实质 元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。也就是说，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。 2.比较金属性、非金属性强弱的依据 (1)金属性强弱的依据 1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。 2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。 3/金属间的置换反应。依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。 4/金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。 (2)非金属性强弱的依据 1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。

2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。 3/非金属单质问的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。 如Br2 + 2KI == 2KBr + I2 4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。 3.常见元素化合价的一些规律 (1)金属元素无负价。金属单质只有还原性。 (2)氟、氧一般无正价。 (3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数;元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|=8。 (4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。 若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO;若原子最外层电子数为偶数，则 正常化合价为一系列连续的偶数。 4.原子结构、元素性质及元素在周期表中位置的关系1/原子半径越大，最外层电子数越少，失电子越易，还原性越强，金属性越强。 2/原子半径越小，最外层电子数越多，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强。 3/在周期表中，左下方元素的金属性大于右上方元素;左下方元素的非金属性小于右上方元素。