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第四章第二节第1课时基础达标一、选择题(每小题只有1个选项符合题意)1．已知铍(Be)的原子序数为4。
下列对铍及其化合物的叙述中正确的是( A )A．铍的原子半径大于硼的原子半径B．相同条件下，单质铍与酸反应比单质锂与酸反应剧烈C．氢氧化铍碱性比氢氧化钙的强D．单质铍跟冷水反应产生氢气解析：Be、B同周期，根根据“序大径小”可知原子半径：Be>B，A项正确；金属性：Li>Be，故单质锂与酸反应比单质铍与酸反应剧烈，B项错误；金属性Ca>Be，故碱性Ca(OH)2>Be(OH)2，C项错误；活泼性Mg>Be，Mg与冷水反应缓慢，铍与冷水不反应，D项错误。
2．下列化合物中阳离子与阴离子半径比值最小的是( B )A．NaF B．MgI2C．KI D．KBr解析：根据粒子半径大小比较的规律，r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)，r(I－)>r(Br－)>r(F－)，通过比较可得知，MgI2中的阳离子与阴离子半径比值最小。
3．下列说法正确的是( C )A．SiH4比CH4稳定B．O2－半径比F－的小C．Na与Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na强D．P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4酸性比H3AsO4弱解析：A项，C的非金属性比Si强，CH4比SiH4稳定，错误；B项，O2－与F－核外电子排布相同，F原子序数大，F－半径小，错误；D项，P的非金属性比As强，H3PO4酸性比H3AsO4的强，错误。
4．硫和氯为农药的发展做出巨大贡献，但二者的非金属性有较大差异。
为说明氯比硫的非金属性强，下列事实可作依据的是( C )A．HCl的溶解性强于H2SB．氯的最高价为＋7价C．H2S中的S2－能被Cl2氧化D．HClO的氧化性强于H2SO4解析：溶解性的强弱与分子的极性有关，属于物理性质，不能用于比较非金属性强弱，故A错误；化合价的高低与原子最外层电子数有关，不能用于比较非金属性的强弱，故B 错误；元素的非金属性越强，对应单质的氧化性越强，H2S中的S2－能被Cl2氧化，氯气与H2S 能发生置换反应，说明氯气的氧化性大于S，元素的非金属性Cl大于S，故C正确；比较非金属性的强弱不能根据含氧酸的氧化性强弱，如F不存在含氧酸，但F的非金属性最强，故D错误。
《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。
第四章第二节第一课时元素周期律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：【引入】在上一节课的学习中，我们知道在元素周期表中，同主族元素的性质具有其相似性和递变性，但是这仍然不能解决上节课提出的问题：门捷列夫是根据什么在预言未知元素的性质？只根据同主族的递变来推断某些元素的性质还是有失偏颇的，这节课我们再来研究一下同周期元素的性质。
【板书】元素周期律一、元素性质的周期性变化规律【投影】原子结构与元素性质一、元素性质的周期性变化规律【思考与交流】观察下面表格中的数据，判断随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价的变化规律是什么？【讲解】通过比较上面的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的原子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】再比较上面的元素的原子半径（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的原子半径逐渐减小（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的原子半径逐渐增大，同周期元素由左向右元素的原子半径逐渐减小。
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】再比较上面的元素的常见化合价，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，元素的原子核外电子排布、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？【思考与交流】根据第三周期元素原子核外电子排布规律，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，金属性减弱，非金属性增强。
号元素原子结构特征。
．以第三周期为例，学会从不同角度分析元素性质的周期性变化。
．理解元素周期律的含义。
2.元素周期律二、元素周期表和元素周期律的应用1．金属元素和非金属元素的分区及性质递变规律族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA 周期1234567位于周期表中金属和非金属元素分界线附近的元素(如Al、Si等)既能表现金属性，又能表现非金属性。
2．元素化合价与其在周期表中的位置关系3．元素周期表和元素周期律的应用[即学即练]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，简单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( )(4)原子最外层电子数大于3(小于8)的元素一定是非金属元素( )(5)元素的非金属性越强，其氧化物对应的水化物酸性越强( )(6)元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定，其水溶液的酸性越强( )(7)P的非金属性强于Si，H3PO4比H2SiO3的酸性强( )(8)元素周期表中位于金属与非金属元素分界线附近的元素属于过渡元素( )答案：(1)×(2)×(3)×(4)×(5)×(6)×(7)√(8)×2．下列关于元素周期律的叙述正确的是( )A．随着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．随着元素原子序数的递增，元素最高正价从＋1到＋7重复出现C．随着元素原子序数的递增，元素的最低负价从－7到－1重复出现D．金属元素无负化合价，随着元素原子序数的递增，元素最低负价从－4到－1重复出现解析：第一周期中原子最外层电子数从1到2，故A项错；第二周期最高正价从＋1到＋5，B项错误；元素的最低负价为－4价，没有－7价，故C项错误。
答案：D3．下列各组元素性质或原子结构递变情况错误的是( )A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高C．N、O、F最高正化合价依次增大D．Na、K、Rb的电子层数依次增多解析：O、F无正价。
第四章元素周期律第2节元素周期性表和元素周期律的应用（二课时）“元素周期表”是必修一模块第四章。
新课程标准对本节内容要求是：认识原子结构、元素性质与元素在元素周期表中位置的关系。
知道元素和核素的含义，了解原子核外电子的排布。
结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈现周期性变化的规律，构建元素周期律。
知道元素周期表的结构，以第三周期的钠、镁、铝、硅、硫、氯，以及碱金属和卤族元素为例，了解同周期和主族元素性质的递变规律。
给出的活动与探究建议是：查阅元素周期律的发现史料，讨论元素周期律的发现对化学科学发展的重要意义。
元素周期律这部分内容始终是高中化学概念理论部分的重点内容之一。
在新课程中，更加关注概念理论知识的建构过程和各部分知识间的联系。
课程标准规定或建议的核心教学活动凸现了概念理论的建构过程，更注重科学学习方法的教育。
元素周期律是对元素性质呈现周期性变化实质的揭示，通过本节的学习，可以使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识，同时也会以此理论来指导后续学习，所以学好元素周期律是十分重要的。
这一课时的内容是：首先归纳周期和主族的性质递变规律，对元素周期表和元素周期律进行整体分析，然后引导元素周期表和元素周期律的应用，体现结构、位置、性质之间的相互联系与有机统一关系。
通过本节的学习，可以使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识，之后再以理性认识指导后续学习实践的跨越。
【宏观辨识与微观探析】1、知道元素周期表的简单分区。
【证据推理与模型认知】1、进一步认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
2、学会运用元素周期表、元素周期律的有关知识，指导科学研究和工农业生产。
3、通过元素周期律、元素周期表的应用的探究，培养学生科学态度与社会责任、证据推理与模型认知能力。
1、对元素周期表结构和规律的认知。
2、金属性和非金属性的判断和归纳。
3、对“位”“构”“性”的认识。
《元素周期律》教学设计教材分析本节课使用的教材选自人教版高中《化学必修1》第一章第二节元素周期律，共两课时，本节课为第一课时。
本书为必修模块教科书，由基础知识和基本技能组成。
作为高中化学的基础，内容比较广泛，知识较浅显，更加强调和突出基础性，旨在为全体学生的发展提供必须的化学基础知识和基本技能以及为继续学习选修课程的学生打下必要的基础。
本节课的目的是让学生了解原子核外电子的排布，能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系，知道金属、非金属性质的递变规律。
学情分析在本节内容之前，已经对元素周期表有了一个大致的了解。
在此基础上展开本节内容的学习。
考虑到学生刚经过一个寒假，以及面临文理分科的情况，本节安排的内容会比较轻松。
鉴于该班学生总体处于中等水平且已经大体适应了高中的学习方式，有一部分学有余力的同学已经自学了此部分内容，所以本次的课将主要以交流、讨论的方式展开。
高中的学生已经有了科学探究的能力，已经初步具备了处理、分析数据，得出结论的能力。
本节课的主要是为了引导学生结合数据和实验事实来认识科学规律以及认识到结果与性质间存在关系。
教学目标1、理解基本的化学概念和规律，形成有关化学科学的基本概念。
重视化学与其他学科之间的联系，能终合运用有关知识、数据分析处理来解决一些化学问题。
能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质间的关系；2、进一步理解科学探究的意义，学习科学探究的基本方法，提高科学探究能力。
培养学生勤于思考，逐步形成独立思考能力，善于与人合作，具有团体精神。
学会运用观察、实验等手段获取信息，并运用比较、归纳、概括等方法对信息进行加工。
提高自主学习化学的能力；3、发展学习化学的兴趣，乐于探究，感受化学世界的奇妙与和谐。
有参与化学探究的热情。
树立辩证唯物主义世界观，养成求真务实、勇于创新、积极实践的科学态度，崇尚科学，反对迷信。
教学重难点1、了解原子核外电子排布规律；2、了解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，认识元素周期律；3、理解原子的最外层电子排布与元素性质（原子的得失电子能力、化合价）的关系；教学准备1、教学课件2、A4纸30张（对折撕成两半）3、实验器材：试管、试管架、试管夹、酒精灯、砂纸、胶头滴管药品：酚酞、2mL1mol/L盐酸、1mol/LAlCl3溶液、3mol/LNaOH溶液、3mol/LH2SO4溶液、6mol/LNaON溶液、镁条、铝箔教学过程。
第二节元素周期律课时1元素性质的周期性变化规律发展目标体系构建1.结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布，元素的化合价，原子半径的周期性变化规律，培养学生“证据推理与科学探究”的核心素养。
2．以第三周期元素为例，认识同周期元素的金属性、非金属性的周期性变化规律，培养学生“实验探究与模型认知”的核心素养。
一、元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律1．原子结构的变化规律原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～2 1 1→2 23～10 2 1→8 811～18 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3～10号Li Be B C N O F Ne元素原子半径/pm152 89 82 77 75 74 71 －―――――→逐渐减小11～18号元素Na Mg Al Si P S Cl Ar 原子半径/pm186 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原子序数主要化合价的变化1～2 ＋1―→03～10＋1―→＋5－4―→－1―→011～18＋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二、第三周期元素性质的递变1．钠、镁与水的反应钠镁实验操作实验现象钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，反加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气3(1)实验探究：①向AlCl3溶液中加入足量氨水，现象为产生白色沉淀，反应的离子方程式为Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH＋4。
②将①实验得到的沉淀分装两支试管中，一支试管中加入盐酸，现象为白色沉淀逐渐溶解，离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O；另一支试管中加入NaOH溶液，现象为白色沉淀逐渐溶解，离子方程式为Al(OH)3＋OH－===AlO－2＋2H2O。
第二节海水的性质和运动第一课时海水的性质【热点链接】从2019年9月下旬开始，北极海冰开始进入增长期，其冰缘沿北冰洋西部扩展。
9月份，北极海冰面积平均为432万平方千米，是41年连续卫星记录中的第三低，仅次于2012年和2007年。
9月中下旬之后，北美洲西北部的波弗特海北部、西伯利亚东部、格陵兰岛东部、加拿大北极群岛等地的海冰边缘迅速增长。
指出北冰洋结冰的特点及主要原因，这对航海活动有什么影响？提示结冰开始早，融冰结束晚，结冰期长。
纬度高，气候寒冷。
结冰期长，通航时间短。
课程标准学业质量标准核心素养定位运用图表等资料，说明海水性质对人类活动的影响。
水平1：能够运用图表资料，说明海水的盐度、密度的含义，列举影响海水温度、盐度、密度的因素。
水平2：能够根据图表资料，归纳海水温度、盐度、密度的分布规律。
水平3：能够根据图表资料，分析影响海水温度、盐度和密度的因素。
水平4：运用资料，说明海水性质对人类生产和生活的影响。
人地协调观：海洋资源是人类赖以生存和发展的重要物质基础，人类在开发利用海洋资源时，应该遵循因地制宜、合理开发的原则。
综合思维：分析海水温度、盐度和密度的分布规律及影响因素。
地理实践力：调查海洋资源开发利用现状及意义。
一海水的温度1. 01冷热程度。
2．热源：02太阳辐射是海水最主要的热源。
3．主要影响因素(1)太阳辐射：受03太阳辐射的影响，海洋表层水温的高低，随04时间和05空间而变化。
(2)寒暖流：06暖流水温高于所流经海区的水温，07寒流水温低于所流经海区的水温。
4．水温的分布规律(1)水平分布：不同海区的水温，08低纬度高些，09高纬度低些；同一海区的水温，10夏季高些，11冬季低些。
(2)垂直分布：由于海水12热导率低，水温表现出由表层向深层呈不均匀13递减的趋势。
①表层区，水温基本上趋向于14均匀分布。
②温跃层，水温随15深度的增加而显著降低。
③深水区，水温变化缓慢，温度偏16低。
（新教材）统编人教版高中化学必修一全册优质教案（配合新课标编写）目录第一章物质及其变化第一节物质的分类及转化第二节离子反应第三节氧化还原反应第二章海水中的重要元素——钠和氯第一节钠及其化合物第二节氯及其化合物第三节物质的量实验活动1 配制一定物质的量浓度的溶液第三章铁金属材料第一节铁及其化合物第二节金属材料实验活动2 铁及其化合物的性质第四章物质结构元素周期律第一节原子结构与元素周期表第二节元素周期律第三节化学键实验活动3 同周期、同主族元素性质的递变第一章物质及其变化第1节物质的分类及转化一、教材分析本课是人教版化学必修1第一章《化学物质及其变化》第一节内容，是完成初高中课程内容衔接的重要载体，其将初中所学的单一、孤立的物质及反应梳理扩展为高中阶段多样、系统的物质反应体系，渗透分类观、物质转化观等化学学科学习的基本思想方法，旨在用其发现物质及变化的规律，并预测物质的性质及可能发生的变化。
本课以图片导入，共有“物质的分类”和“物质的转化”两部分内容。
具体来说，先介绍了物质分类的方法，并从多种分类的角度来认识物质世界；继而根据分散质微粒直径大小来分引入了胶体这一基本概念，补充了初中对混合物体系的认识，然后精选代表物质，探寻了从“单质-碱性氧化物-碱-盐”以及“单质-酸性氧化物-酸-盐”分别代表含金属或非金属元素物质之间的转化规律，并用其指导生产生活实际。
通过本节课内容的学习，学生不仅需要将初中所学的知识由点构成线合理关联起来，更需要在掌握的事实性知识的基础上开始建构并逐步形成基本的化学学科观念，指导高中阶段后续内容的学习，从而实现学科素养的提升。
二、教学目标1、基于分类观，按照元素组成，能对已知物质按不同分类标准进行简单分类，利用树状分类法、交叉分类法等建立元素与物质的联系。
2、学会从微粒大小角度对混合物进行分类，理解分散系、胶体等基本概念，掌握胶体的重要性质。
3、基于物质类别探究物质转化的规律，掌握单质、氧化物、酸、碱、盐之间的联系及转化特征。
第四章物质结构元素周期律教案4.1.1原子结构与元素周期表......................................................................................... - 1 -4.1.2核素 ........................................................................................................................ - 4 -4.1.3原子结构与元素的性质......................................................................................... - 6 -4.2.1元素性质的周期性变化规律................................................................................. - 9 -4.2.2元素周期律及应用............................................................................................... - 11 -4.3化学键 ..................................................................................................................... - 14 -4.1.1原子结构与元素周期表【教学目标】1.了解原子核外电子排布。
2.结合原子结构示意图，归纳总结出元素周期表的编排原则及能够根据原子序数确定元素在元素周期表的位置。
【教学重难点】原子结构、元素周期表的结构【教学过程】1.新课导入[情境]原子结构模型的演变很早以前，人们就提出了这样一个问题：物质是否无限可分？在公元前5世界，希腊哲学家德谟利特等人认为：万物是由大量的不可分割的微粒构成的，即原子。
第2课时元素周期表核素核心微网络素养新要求1.认识原子结构、元素性质以及元素在元素周期表中位置的关系。
2．知道元素周期表的结构。
3．知道元素、核素的含义。
学业基础——自学·思记·尝试一、元素周期表1．元素周期表的出现与演变2．原子序数(1)原子序数；按照元素在周期表中的顺序给元素的编号。
(2)原子序数与原子结构的关系：对于原子：原子序数＝核电荷数＝________＝________。
3．元素周期表的编排原则4．元素周期表的结构5．认识元素周期表的相关信息元素周期表中每个格中的信息(以Fe为例)：特别提醒(1)元素所在周期序数＝原子的电子层数；主族元素所在族序数＝原子的最外层电子数。
(2)族包括三种类型：主族、副族和0族。
主族元素的族序数后标A,如第ⅠA族；副族元素的族序数后标B(除了第Ⅷ族),如第ⅡB族。
(3)元素在周期表中的位置包括所在周期和族,二者缺一不可,如硫元素在元素周期表中位于第三周期第ⅥA族。
(4)稀有气体元素的原子最外层电子数为8(第一周期的氦最外层电子数为2),元素的化学性质不活泼,通常很难与其他物质发生化学反应,把它们的化合价定为0,因而叫作0族。
(5)元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族,其中包括了第Ⅷ族,共10个纵列,全部是金属元素,统称为过渡元素。
(6)为了使元素周期表的结构美观,分别将第六、七周期的各15种元素统称为镧系元素(57～71号)、锕系元素(89～103号),镧系元素和锕系元素各占一格,并在元素周期表的下方单独列出。
(7)有些族的元素存在别称,如除氢外的第ⅠA族：碱金属元素；第ⅦA族：卤族元素；0族：稀有气体元素。
二、核素1．元素元素是具有相同________(即核电荷数)的同一类原子的总称。
由此可知同种元素原子的原子核内质子数一定________,但中子数______________。
例如氢元素原子的原子核内质子数与中子数的情况如表：特别提醒(1)元素是宏观概念,只论种数不论个数,其存在形式有游离态和化合态,如H2中的H与HCl中的H虽然存在形式不同,但都属于氢元素。
第2节元素周期律第2课时元素周期表和元素周期律的应用课程标准核心素养1.能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构，分析、预测、比较元素及其化合物的性质。
2.体会元素周期律(表)在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。
1.证据推理与模型认知：根据“位、构、性”关系，建立元素推断的模型，并用模型解决问题。
2.科学态度与社会责任：能结合有关资料说明元素周期律(表)对合成新物质、制造新材料的指导作用。
知识点元素周期表和元素周期律的应用1．金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律(1)(2)第二、三、四、五、六周期除过渡元素和稀有气体元素外，依次有2、3、4、5、6种金属元素，有5、4、3、2、1种非金属元素。
(3)分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
2．元素的化合价与元素在周期表中的位置关系(1)价电子：与元素化合价有密切关系的电子。
①主族元素价电子：原子的最外层电子。
②过渡元素价电子：原子的最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。
(2)化合价规律(氧、氟除外)①主族元素：元素的最高正化合价＝族序数＝最外层电子数。
②非金属元素：最高正化合价＋|最低负化合价|＝8。
3．元素周期表和元素周期律的应用(1)对化学研究的指导作用①根据元素在周期表中的位置推测其原子结构和性质，并研究元素性质的变化规律。
②根据元素的原子结构推测其在元素周期表中的位置和性质。
③依据元素周期律和周期表，对元素性质进行系统研究，可以为新元素的发现，以及预测它们的原子结构和性质提供线索。
(2)对社会生产的指导作用①在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料，如硅、锗、镓等。
②研究周期表中与氟、氯、硫、磷、砷等元素位置靠近的元素，制造新品种农药。
③在过渡元素中寻找制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素。
1．从原子结构角度分析，决定元素化学性质的因素有哪些？提示：元素的化学性质取决于原子核对最外层电子的吸引力。
第四章物质结构元素周期律第二节元素周期律第1课时【学习目标】1.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。
2.了解元素的原子结构、周期表中的位置与元素性质的关系。
【基础梳理】基础知识填充一、元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律1．原子结构的变化规律原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～2 1 1→2 23～10 2 1→8 811～18 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2．原子半径的变化规律3～10号元素Li Be B C N O F Ne原子半径/pm 152 89 82 77 75 74 71 －逐渐减小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―→03～10 ＋1―→＋5－4―→－1―→011～18 ＋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二、探究第三周期元素性质的递变规律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最高价氧化物对应水化物的碱性强弱Na 与冷水剧烈反应，放出氢气2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑NaOH强碱Mg与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气；与酸剧烈反应，放出氢气Mg＋2H2O =====△Mg（OH）2＋H2↑；Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑Mg（OH）2中强碱Al 与酸迅速反应，放出氢气2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑Al（OH）3两性氢氧化物结论：（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＋4 ＋5 ＋6 ＋7最低负价－4 －3 －2 －1最高价氧化物对应的水化物H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4强酸（酸性比硫酸强）酸性强弱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。
第二节元素周期律第一课时元素周期律学习目标:1。
知道核外电子能量高低与分层排布的关系。
2.能够根据核外电子排布规律写出常见简单原子的原子结构示意图。
1．原子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：规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现1~8的周期性变化（第一周期除外）.2．原子半径的周期性变化规律：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.3．元素性质的周期性变化(1）元素化合价的周期性变化以原子序数为1~18的元素为例，探究元素化合价的变化，图示如下：规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化,即同周期：最高正价：＋1→＋7(O、F无正价）,负价：－4→－1。
（2)元素金属性、非金属性的周期性变化①钠、镁、铝金属性的递变规律②硅、磷、硫、氯非金属性的递变规律(3）同周期元素性质递变规律（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变化.②实质元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果.1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）(1）随着原子序数的递增,最外层电子排布均呈现由1个电子递增至8个电子的周期性变化()(2）原子序数越大，原子半径一定越小(）（3)在化合物中金属元素只显正化合价，非金属元素只显负化合价(）（4)任何元素均有正价和负价(）（5)金属性、非金属性强弱从根本上取决于其原子核外电子的排布情况（)［答案]（1)×(2）×（3）×(4）×（5)√2．下列有关原子结构和元素周期律的表述正确的是（)A．同周期非金属元素的氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强B．第ⅠA族元素的金属性比第ⅡA族元素的金属性强C．ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素D．原子序数为15的元素的最高化合价为＋3[解析]在同周期中，非金属元素的最高价氧化物对应水化物的酸性从左到右依次增强，A项错误；同周期的第ⅠA族和第ⅡA族的金属元素比较，第ⅠA族的元素比第ⅡA族的元素的金属性强，但不同周期的是无法比较的,如Ca的金属性比Na的金属性强,B项错误；ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素，C项正确；原子序数为15的元素是P，最外层电子数为5，则最高化合价为＋5价，D项错误;答案选C.[答案] C3．不能用元素周期律解释的是（)A．酸性HCl〉H2S>PH3B．原子半径P>S>ClC．最高正价Cl>S〉PD．酸性HClO4〉H2SO4>H3PO4[解析]氢化物的酸性与元素在同一周期、同一主族没有递变性和规律性，不能用周期律解释，元素的非金属性与最高价氧化物对应的水化物的酸性有关，故A符合题意；同周期元素从左到右原子半径减小，则原子半径P〉S>Cl，可解释,故B不符合题意；Cl、S、P 的最外层电子数分别为7、6、5，最高正价为＋7、＋6、＋5,最高正价为Cl>S〉P，故C不符合题意；非金属性Cl〉S〉P，元素的非金属性越强,对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强，酸性强弱顺序是HClO4>H2SO4>H3PO4，故D不符合题意。
［答案] A知识点一元素原子结构的周期性变化粒子半径大小的比较方法（1）同周期——“序大径小”①方法:同周期，从左到右，随着原子序数的递增,原子半径逐渐减小.②实例：11～17号元素r(Na）>r(Mg）〉r(Al）>r(Si)>r(P）>r（S)>r(Cl)。
（2)同主族——“序大径大”①方法：同主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大。
②实例：r(Li)〈r(Na)〈r(K）〈r（Rb)<r（Cs),r（Li＋）<r(Na＋）<r（K＋）〈r（Rb＋）〈r（Cs＋)。
（3)同元素①同种元素的原子和离子半径比较规律——“阴大阳小”。
某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。
如r(Na＋)〈r（Na)；r（Cl－）〉r（Cl)。
②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”.带电荷数越多，粒子半径越小.如r(Fe3＋)〈r（Fe2＋）〈r(Fe)。
（4)同结构-—“序大径小”①方法:电子层结构相同的离子,核电荷数越大，离子半径越小.②实例:r(O2－)>r（F－）>r(Na＋)>r(Mg2＋)〉r（Al3＋)。
【典例1】下列粒子半径大小比较正确的是（)A．Na＋<Mg2＋〈Al3＋〈O2－B．S2－〉Cl－〉Na＋>Al3＋C．Na<Mg<Al〈SD．Cs<Rb〈K<Na［思路启迪]根据粒子半径大小的比较方法进行归类,从而进行判断。
[解析]A项，4种离子电子层结构相同,随着核电荷数增多，离子半径依次减小,“序小径大”,即Al3＋〈Mg2＋<Na＋〈O2－，A错误；C项，Na、Mg、Al、S的原子半径依次减小，C错误；Na、K、Rb、Cs同属于第ⅠA族，其原子半径：r(Cs）〉r(Rb）>r(K）〉r(Na），D 错误；S2－和Cl－核外电子数相同，但核电荷数Cl>S，故离子半径r （S2－）>r(Cl－）；Na＋和Al3＋核外电子数相同，且核电荷数Al>Na，则离子半径,r(Na＋)>r(Al3＋），B项正确。
[答案] B“三看”法比较简单微粒的半径大小（1)“一看”电子层数：当电子层数不同时，一般地，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。
[针对训练1］已知下列原子的半径：原子N S O Si半径r/10－10 m 0.75 1.02 0.74 1.17A．1.10×10－10 m B．0。
80×10－10 mC．1。
20×10－10 m D．0。
70×10－10 m[解析］N、S、O、Si、P在元素周期表中的位置如下图所示。
原子半径，r(Si）〉r(P)>r(S)，故磷原子的半径可能是1。
10×10－10 m。
[答案］ A知识点二元素性质的周期性变化1。
元素主要化合价呈现周期性变化（1）金属元素无负价（除金属单质为零价外，在化合物中只显正价)，非金属元素（O、F和稀有气体元素除外)既有正价又有负价；（2)元素的最高正价等于原子的最外层电子数。
2．元素的金属性和非金属性强弱的判断方法(1）判断金属性强弱的5种依据(2）判断非金属性强弱的7种依据【典例2】X、Y两元素是同周期的非金属主族元素，如果X 原子半径比Y的大,下面说法正确的是（)A．最高价氧化物对应水化物的酸性，X的比Y的强B．X的非金属性比Y的强C．X的阴离子比Y的阴离子还原性强D．X的气态氢化物比Y的稳定[思路启迪]根据题干信息,首先由同元素的原子半径大小确定元素的位置,再根据元素非金属性强弱的判断依据综合分析。
尤其注意比较酸性时认真审题“最高价氧化物对应水化物”。
［解析］X原子半径比Y的大，说明X在Y的左边,原子序数X比Y小，X的非金属性比Y的弱，因此最高价氧化物对应水化物的酸性X比Y的弱，X的阴离子比Y的阴离子还原性强，X的气态氢化物不如Y的稳定。
［答案] C同周期元素从左到右：(1)原子半径逐渐减小。
（2)非金属性逐渐增强,其阴离子的还原性逐渐减弱.（3)气态氢化物的稳定性逐渐增强。
（4）最高价氧化物对应水化的酸性逐渐增强。
［针对训练2]已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，其最高价氧化物对应水化物酸性相对强弱的顺序是HXO4>H2YO4〉H3ZO4，则下列判断正确的是（)A．气态氢化物的稳定性:HX>H2Y>ZH3B．非金属活泼性：Y<X〈ZC．原子半径：X>Y〉ZD．原子最外层电子数：X<Y〈Z［解析]本题的关键是“最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱”这一信息，由此可推知X、Y、Z为非金属元素,原子序数相连意味着它们属同周期元素,故活泼性：X〉Y>Z,原子半径:X〈Y<Z，原子最外层电子数：X〉Y〉Z，气态氢化物的稳定性顺序为HX〉H2Y>ZH3.[答案］ A课堂归纳小结[知识脉络］［核心要点］1．同一周期自左向右，元素的原子半径逐渐减小，元素的最高正价从＋1到＋7（第二周期为＋5），负化合价由－4到－1(稀有气体元素除外).2。
同一周期自左向右,元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强，气态氢化物的稳定性逐渐增强。
3．同一主族自上而下,元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强,酸性逐渐减弱,气态氢化物的稳定性逐渐减弱。
4．元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化。
1．下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是(）A．Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多B．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强C．因为Mg比Na会多失去1个电子,所以Mg比Na的金属性强D．O与S为同主族元素，且O比S的非金属性强[解析]同主族元素从上到下，原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多，A项正确;同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强，B项正确；同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱,所以Mg比Na的金属性弱,C项错误；同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱,O比S的非金属性强，D项正确。
[答案] C2．下列事实与推论相符的是(）［解析］A项，H2O常温下是液体，H2S常温下是气体，沸点H2O〉H2S，但沸点高低是物理性质，与元素的非金属性强弱无关,错误；B项，盐酸是无氧酸，H2SO3不是最高价含氧酸，即两者都不属于最高价氧化物的水化物,虽然盐酸比H2SO3酸性强,也不能证明非金属性：Cl>S；C项，元素的金属性越强，其单质与水或酸发生反应产生氢气就越容易，则钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈，则金属性K>Na错误；D项,元素的非金属性越强，其相应氢化物的稳定性越强，热稳定性：HF〉HCl，则非金属性：F>Cl，正确.［答案］ D3．应用元素周期律分析下列推断，其中正确的组合是()①碱金属单质的熔点随原子序数的增大而降低②Cs是第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na的强③砹(At)是第ⅦA族，其氢化物的稳定性大于HCl④第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性⑤第三周期金属元素的最高价氧化物对应水化物，其碱性随原子序数的增大而减弱A．①③⑤B．①②⑤C．②③⑤D．①②④[解析]①从Li到Cs碱金属的熔点逐渐降低，正确；②同主族元素从上到下金属性逐渐增强，故Cs的金属性强于Na，Cs失电子能力比Na强，正确;③At的非金属性弱于Cl，非金属性越弱，对应气态氢化物的稳定性越弱，错误；④N元素气态氢化物为NH3，溶于水后显碱性，错误；⑤碱性:NaOH>Mg（OH）2>Al（OH）3，正确。
