(完整版)高二化学认识同周期元素性质的递变规律

14Si
15P
16S
17Cl
P2O5 对应最高价氧化物 SiO2 最高价氧化物的水 H SiO H PO 4 4 3 4 化物
SO3
Cl2O7
H2SO4 HClO4
最高价氧化物对应 水化物酸性强弱
弱酸
中强酸 强酸 最强酸 逐渐增强 加热 加热 点燃或光照 HCl
单质与H2反应条件 高温
气态氢化物及稳定 性 结论
元素原子失电子能力（金属性）的强弱， 可以采用下列方法间接判断： 1、比较元素单质与水（或酸）反应 置换 出氢的难易程度。置换反应越容易发生，元 素原子的失电子能力越强。
2、比较元素最高价氧化物对应水化物的
碱性强弱。一般说来，碱性越强，元素原子
失电子的能力越强。
实验探究
同时完成学案表格
钠、镁、铝失电子能力比较 试剂： 酚酞溶液，PH试纸，面积相同的镁条 和铝条，MgCl2溶液，金属钠（切成小块）， 盐酸（1mol/L），NaOH溶液，AlCl3溶液， 蒸馏水. 仪器： 烧杯，试管，玻璃片，酒精灯，试管夹。
结论
镁与盐酸反应 迅速，并放出 反应缓慢 气泡
强碱
中强碱
两性氢氧 化物
失电子能力（金属性） 逐渐减弱
方法导引
元素原子得电子能力的强弱，可以采用 下列方法间接判断： 1、元素单质与氢气化合的难易程度，一 般说来，反应越容易进行，元素原子得电 子的能力越强。 2、比较气态氢化物的稳定性，气态氢化 物越稳定，元素原子得电子的能力越强。 3、比较元素最高价氧化物对应水化物的 酸性强弱。一般说来，酸性越强，元素原 子得电子的能力越强。
金 属 非金属
≥4 易得e-(8-n个)
一、认识同周期元素性质的递变

化合价
+3
Al2O3
Al(OH)3
+2
MgO
Mg(OH)2
+1
Na2O、 Na2O2
NaOH
0 Na、Mg、Al
物质 单质 氧化物
碱
Al(NO3)3 AlCl3 MgCl2 MgSO4
Na2CO3 NaNO3
盐 物质类别
元素位置 元素
元素 性质
任务2
化合价
实验验证Na、Mg、Al三种 +3
元素原子失电子能力的强弱 +2
2. 比较元素最高价氧化物对应水化物的酸 性。一般来说，酸性越强，元素原子得 电子的能力越强。
物质
元素位置
原子 结构
元素
元素 性质
1.单质的氧化性
同周期元素性质的递变规律
或还原性； 2.非金属气态氢
化物的稳定性；
3.最高价氧化物
对应水化物的酸
物质
性或碱性 物质
性质
电子层数 核电荷数 最外层电子数
原子 结构
Al2O3 MgO
Al(OH)3 Mg(OH)2
方法 导引
比较元素原子失电子能力强弱的方法 ： 1.比较元素的单质与水（或酸）反应置 换出氢的难易程度； 2.比较元素最高价氧化物对应水化物的 碱性强弱，一般来说，碱性越高，元 素原子失电子能力越强。
+1
Na2O、 Na2O2
NaOH
0 Na、Mg、Al
物质 单质 氧化物
碱
要求： 1.设计实验 2.完成报告 3.汇报交流
原子 结构
元素位置 元素
元素 性质
Al(NO3)3 AlCl3 MgCl2 物质类别

同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性；非金属性
同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性；非金属性
3．认真观察下表，填空并画出金属与非金属的交界线，标出其附近的元素符号。
金属性逐渐
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
0
1
非金属性逐渐
非金属性逐渐
2
3
4
5
6
7
金属性逐渐
1．预测未知物的位置与性质
与H2化合的易难及生成氢化物稳定性
最高价氧化物水化物强弱
最高价氧化物水化物强弱
活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属
活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质
阳离子氧化性强的为不活泼金属，氧化性弱的为活泼金属
阴离子还原性强的其元素非金属性弱，
阴离子还原性弱的其元素非金属性强
原电池中为活泼金属，正极较不活泼金属
同种或不同种的非金属元素间原子未达到饱和状态，不易得失电子
存在范围
离子化合物（碱、盐、活泼金属氧化物）
单质，共价化合物、离子化合物（碱、含氧酸盐、铵盐等）
与性质的关系
一般离子键越强，离子化合物的熔、沸点越高，溶解度越小。
共价键越强，分子越稳定。
（4）非极性共价键与极性共价键比较
项目
非极性键
极性键
成键微粒
1、元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律：（熟记）
性 质
同周期（从左→右）
同主族（从上→下）
电子层结构
原子半径
失电子的能力
得电子的能力
金属性
非金属性
主要化合价
最高氧化物对应水化物的
碱性

份加入稀盐酸,沉淀溶解, Al(OH) 体现出一
3
另一份加入NaOH溶液,沉 定的两性,既能溶
淀不溶解
于强酸又能溶于
强碱。
加入NaOH溶液后产生白色 碱性:Mg(OH) >
2
沉淀,把沉淀分成两份,一 Al(OH)
3
份加入稀盐酸,沉淀溶解,
另一份加入NaOH溶液,沉
淀溶解
②NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱的比较。
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
强碱
中强碱
两性氢氧化物
碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
失电子能力:Na>Mg>Al
3.Al(OH)3的两性
(1)既能与强酸反应又能与强碱反应的氢氧化物,叫作两性氢氧化物。
+
3+
(2)与盐酸的反应:Al(OH)3+3HCl
AlCl3+3H2O;Al(OH)3+3H
明元素原子失电子的能力越强。
2.Na、Mg、Al失电子能力的比较
(1)Na、Mg、Al与H2O、酸的反应。
实验方案
实验操作
实验现象
实验结论
Na、Mg与水的
反应
Na常温下反应剧烈,溶液变红色;
Mg加热反应缓慢,溶液变浅红色
Mg、Al与酸的
反应
两支试管内都有无色气泡冒出,但 失电子能力:
放Mg的试管中生成气体速率较快
Mg(OH)2为中强碱,Al(OH)3为两性氢氧化物,则金属性Na>Mg>Al。
(3)根据金属单质与水或酸反应置换出氢气的难易判断。
金属单质与水或酸反应置换出氢气越容易、反应越剧烈,对应元素的金属

同主族同周期元素性质递变规律探究同主族同周期元素性质递变规律是指在元素周期表中，同一主族（即同一列）和同一周期（即同一横行）的元素，在一定程度上存在着性质的递变规律。

这种递变规律是由于元素的原子结构和电子排布的变化所引起的，以下将对同主族同周期元素性质递变规律进行探究。

1.同主族元素性质递变规律：同一主族的元素具有相似的外层电子配置，因此它们的化学性质有很多共同点。

主要有以下几个规律：(1)原子半径递增规律：同一主族元素的原子半径随着周期数的增加而逐渐增大。

这是因为随着周期数的增加，核电荷数也逐渐增加，而外层电子又在同一能级上，因此电子屏蔽效应增大，使得电子云更加扩散，导致原子半径增大。

(2)电离能递减规律：同一主族元素的第一电离能随着周期数的增加而逐渐降低。

这是由于随着周期数的增加，电子屏蔽效应增强，外层电子离核距离增加，对核的吸引力减弱，因而电子更容易被移去。

(3)电负性递增规律：同一主族元素的电负性随着周期数的增加而逐渐增加。

原子的电负性是指原子吸引价电子的能力，而原子的吸引力与原子半径和核电荷数有关。

同一主族元素的核电荷数逐渐增加，而半径逐渐变大，使得同一主族元素的电负性增加。

2.同周期元素性质递变规律：同一周期的元素具有相似的内层电子配置，因此它们的化学性质也有很多共同点。

主要有以下几个规律：(1)原子半径递减规律：同一周期元素的原子半径随着主量子数（或周期数）的增加而逐渐减小。

这是由于周期数的增加，进一层的电子壳不断增加，而内层电子壳并没有明显增加，因此电子云边界更加靠近核，使得原子半径减小。

(2)电离能递增规律：同一周期元素的第一电离能随着主量子数（或周期数）的增加而逐渐增大。

这是由于主量子数的增加，原子中的价电子离核距离增加，外层电子屏蔽效应增强，导致原子对电子的吸引力增大，因而电子更不容易被移去。

(3)电负性递减规律：同一周期元素的电负性随着主量子数（或周期数）的增加而逐渐减小。

同周期元素性质的递变规律：同一周期元素(稀有气体元素除外)的原子，从左往右，最外层电子数逐渐增加，原子半径逐渐减小，元素的原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强第3周期：元素原子失电子能力(元素的金属性、元素单质的还原性)Na > Mg > Al氧化性：Na+< Mg2+< Al3+（相反）与水或酸反应置换出氢的难易程度：Na > Mg > Al易难剧烈不剧烈最高价氧化物对应的水化物的碱性NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3元素原子得电子能力(元素的非金属性)Si < P < S < Cl还原性：P3->S2->Cl-(Si4-不存在) （相反）元素单质的氧化性Si < P < S < Cl2单质与氢气化合的难易程度Si < P < S < Cl2难易气态氢化物的稳定性SiH4< PH3< H2S < HCl最高价氧化物对应的水化物的酸性H4SiO4(或H2SiO3) < H3PO4< H2SO4< HClO4第2周期：元素原子失电子能力(元素的金属性、元素单质的还原性)Li > Be氧化性：Li+< Be2+（相反）与水或酸反应置换出氢的难易程度：Li > Be易较难剧烈较不剧烈最高价氧化物对应的水化物的碱性LiOH > Be(OH)2元素原子得电子能力(元素的非金属性)C < N < O < F还原性：N3->O2->F-(C4-不存在) （相反）元素单质的氧化性C < N2< O2< F2单质与氢气化合的难易程度C < N2< O2< F2难易气态氢化物的稳定性CH4< NH3< H2O < HF最高价氧化物对应的水化物的酸性H2CO3< HNO3同主族元素性质的递变规律：同主族元素从上到下，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，元素的原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱即元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱ⅦA族ⅠA族(除氢H外，即碱金属元素)。

1、元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律:(熟记)
性 质
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
电子层结构
原子半径
失电子的能力
得电子的能力
金属性
非金属性
主要化合价
最高氧化物对应水化物的
碱性
酸性
气态
氢化物
形成难易程度
稳定性
阴离子的还原性
2、金属性或非金属性的强弱判断依据
金属性强弱
非金属性强弱
与水或酸反应,置换出的易难
与H2化合的易难及生成氢化物稳定性
最高价氧化物水化物强弱
最高价氧化物水化物强弱
活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属
活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质
阳离子氧化性强的为不活泼金属,氧化性弱的为活泼金属
阴离子还原性强的其元素非金属性弱,
阴离子还原性弱的其元素非金属性强
原电池中为活泼金属,正极较不活泼金属
2.寻找所需物质
在能找到制造半导体材料,如;
在能找到制造农药的材料,如
在能找到作催化剂,耐高温,耐腐蚀的合金材料。
4、化学键
(1)化学键就是指:。
(2)化学反应的实质就是指:。
(3)离子键与共价键比较
项目
离子键
共价键
概念
成键微粒
成键元素
一般就是活泼金属元素与活泼非金属元素原子间得失电子能力差别较大(特例铵盐)
同种或不同种的非金属元素间原子未达到饱与状态,不易得失电子
存在范围
离子化合物(碱、盐、活泼金属氧化物)
单质,共价化合物、离子化合物(碱、含氧酸盐、铵盐等)
与性质的关系
一般离子键越强,离子化合物的熔、沸点越高,溶解度越小。

元素周期律
——元素周期律是指元素性质随 着元素核电荷数的递增而呈周期 性变化的规律。
复习回忆
原子结构和性质周期性变化
（1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右 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 ，元素的金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐渐 增强，对应氢化物的稳定性逐渐 增强 ；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 ； （2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性； 同一主族，从上到下：原子半径逐渐 增大 ，失电子能力 逐渐 增强 ，得电子能力逐渐 减弱 ，金属性逐 渐 增强 ，非金属性逐渐 减弱 ；对应氢化物的稳定性 逐渐 减弱 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐 渐 减弱 ；碱性逐渐 增强 ；
概念应用
1、已知M(g)-e- →M +(g)时所需最低能量为 mol-1 . 502KJ，则M元素的I1 = 502 KJ· 2、已知Na元素的I1=496 KJ· mol-1,则Na (g) -e→Na +(g) 时所需最低能量为 496 KJ .
探 究 学 习
元素第一电离能大小与原 子失电子能力有何关系？
I1、I2相差不大，I3远大于它们，说明镁容易失 去两个电子，而不易失去第三个电子，因此镁 观察分析下表电离能数据回答问题： 易形成 Mg2＋，而不易形成Mg3＋。
元素 Na Mg
I1 KJ/mol I2 KJ/mol I3 KJ/mol 496 4562 6912 738 1451形成Na2＋； 镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？
课堂练习
1、判断下列元素间的第一电离能的大小：
＞ F ＜ Mg ＞
Na
K
Ne Al

14
15
16
17
18
元素 钠镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩
名称
元素
符号 Na Mg Al
Si
P
S
Cl Ar
第四页，共34页。
目标导航
预习导引
原
子
序 11 12 13
14
15
16
17
18
数
原
子
结
构
示
意
图
第五页，共34页。
目标导航
预习导引
原子
序数 11 12 13
14
15
16
17
18
最高
正价 +1 +2 +3
第二十一页，共34页。
问题导学 即时检测 1 2 3 4 5 6 7
1.下列叙述不正确的是( ) A.Na、Mg、Al最外层电子数依次增多 B.Na、Mg、Al失电子能力依次减弱 C.Na、Mg、Al对应的氢氧化物的碱性依次减弱 D.Na可以从AlCl3溶液中置换出金属Al
答案:D
解析:根据同周期元素的原子性质递变规律可知A、B、C正确;Na还原性 比Al强,但由于与水剧烈反应,故不能从AlCl3溶液中置换出金属Al。
第二十三页，共34页。
问题导学
即时检测
1234567
3.下列氧化物对应的含氧酸酸性最强的是( )
A.SiO2 B.N2O5 C.P2O5 D.CO2
答案:B
解析:元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应水化物的酸性就越强。
显然其非金属性强弱的顺序为N>P>C>Si。
第二十四页，共34页。
问题导学
即时检测
问题导学 即时检测 一 二

例2、同周期的三种元素X、Y、Z，它们 的最高价氧化物的水化物分别是
HXO4、H2YO4、H3ZO4，以下判别正确
的是〔BD〕
A、含氧酸的酸性： H3ZO4 ＞H2YO4＞ HXO4
B、非金属性：X＞Y＞Z C、气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序
加强
D、元素的最低负价的绝对值按X、Y、Z的 顺序增大
①、比较元素的单质与氢气化合的难易 即金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增
气体除外〕，原子失电子才干逐渐减 得失去电子才干逐渐加强
Si、P、S、Cl性质比较 ⑷元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐
酸碱性性强 强弱弱。。弱，得电子才干逐渐加强，从而使同
⑷元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐
周期元素的性质呈现规律性的递变， 一、认识同周期元素性质的递变规律
依次增多，原子半径逐渐减小〔稀有 碱性强弱。
即金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增 即金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增 强。
例1、X、Y是同周期非金属元素，知X原 子半径比Y原子半径大，那么以下表达中正确
的是〔 BC〕
A、X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y强 B、X的阴离子比Y的阴离子的复原性强 C、X的非金属性比Y的弱 D、X的气态氢化物比Y的稳定
第三周期元素化学性质
非金属性逐渐加强 金属性逐渐加强
2、同周期元素的递变规律
同周期元素从左到右：
⑴元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐
加强。 ⑵元素原子的氧化性逐渐加强，复原性逐
渐减弱。 ⑶元素最高正价由+1递增到+7，而最低
负价由-4递增到-1。 ⑷元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐
渐减弱而酸性逐渐加强。
⑸元弱。
3、同周期元素性质递变的缘由

稳定性逐渐增强，还原性逐渐减 稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增
弱，酸性逐渐增强
强，酸性逐渐增强
简单微粒半径的比较方法
①同一周期元素，随原子序数递增，原子半径减小； 例：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl） 原子半径 ②同一主族元素，随电子层数递增，原子半径增大 例：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs）
同周期、同主族元素性质的递变规律
性质
以第3周期为例同周期(左→右)
以IA和VIIA族为例同主族(左→ 右)
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
原子结构
电子层数
相同
逐渐增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
元素性质
化合物
元素的金属性和 非金属性 单质的氧化性和 还原性 最高价氧化物的 水化物的酸碱性 气态氢化物的稳 定性、还原性， 水溶液的酸性
①同一种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价 阳离子。例：r（Cl ）＞r（Cl），r（Fe）＞r（Fe ）＞r（Fe ）
②电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小 例：r（O ）＞r（F ）＞r（Na ）＞r（Mg ）＞r（Al ） 离子半径 ③同一主族元素的离子，核电荷数越大，半径越大 例：r（Li ）＜r（Na ）＜r（K ）＜r（Rb ）＜r（Cs ）； r（O ）＜r（S ）＜r（Se ）＜r（Te ） ④既不同周期、也不同主族的离子可选一种离子参照比较。 例：比较r（K ）与r（Mg ），可选r（Na ）为参照，可知r（K）＞r（Na)＞r(Mg )
①最高正价由+1→+7;
② ①最高正价和合价 ②主族序数=最外层电子数=元素

高二化学必修元素周期律知识点梳理化学对我们认识和利用物质具有重要的作用。

小编准备了高二化学必修元素周期律知识点，具体请看以下内容。

1.元素周期律：元素的性质(核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性)随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。

2.同周期元素性质递变规律第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加(2)原子半径原子半径依次减小(3)主要化合价＋2＋3＋4－4＋5－3＋6－2＋7－1(4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加(5)单质与水或酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢(6)氢化物的化学式SiH4H2SHCl(7)与H2化合的难易由难到易(8)氢化物的稳定性稳定性增强(9)最高价氧化物的化学式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物对应水化物(10)化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4(11)酸碱性强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸很强的酸(12)变化规律碱性减弱，酸性增强?第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr(Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方)第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At(F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方)判断元素金属性和非金属性强弱的方法：(1)金属性强(弱)——①单质与水或酸反应生成氢气容易(难);②氢氧化物碱性强(弱);③相互置换反应(强制弱)Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。

(2)非金属性强(弱)——①单质与氢气易(难)反应;②生成的氢化物稳定(不稳定);③最高价氧化物的水化物(含氧酸)酸性强(弱);④相互置换反应(强制弱)2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2。

同周期比较：金属性：Na＞Mg＞Al与酸或水反应：从易→难碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3?非金属性：Si＜P＜S＜Cl单质与氢气反应：从难→易氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4??同主族比较：金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）与酸或水反应：从难→易碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）单质与氢气反应：从易→难氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋非金属性：F＞Cl＞Br＞I氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI?比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：(1)先比较电子层数，电子层数多的半径大。

2.卤族元素的原子最外层上的电子数 是__7__，其中，非金属性最强的是 __F__。卤素的最高价氧化物对应水化 物的化学式是_H__X__O_(以X表示卤素)。
注:氟元素无最高价氧化物及其水合物，因为氟 元素无正化合价
3.下列性质的递变中，正确的是 ( AB )
A.O、S、Na的原子半径依次增大 B.LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增强 C.HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强 D.HCl、HBr、HI
元素原子序数依次增加原子半径逐渐减小元素原子失电子的能力逐渐减弱得电子的能力逐渐增强alsigesbte非金属性逐渐增强金属性逐渐增强元素周期表中元素性质递变规律内容同周期从左到右同主族从上到下原子半径电子层结构失电子能力得电子能力金属性或非金属性主要化合价最高价氧化物对应的水化物酸碱性非金属元素气态氢化物的形成与稳定性电子层数相同最外层电子增多逐渐减小逐渐增大逐渐增大逐渐减小金属性减非金属性增金属性增非金属性减最高正价17最高正价族系数碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱形成
H、C、O、F、Na
2、用A表示质子数，B 中子数，C 核外电子数， D 最外层电子数，E 电子层数 填写下列各空：
⑴ 原子(核素)种类由_A__B__决定 ⑵ 元素种类由___A__决定 ⑶ 元素同位素由 ___B__决定 ⑷ 元素在周期表中的位置由__D__E__决定 ⑸ 元素的原子半径由___A_E___决定 ⑹ 元素主要化合价由___D___决定 ⑺ 元素的化学性质主要由___D___决定 ⑻ 价电子通常是指___D____
⑶ 论证了量变引起质变的规律性
课堂练习：
1、相邻三个周期的主族元素A、B、C、D、 E，它们的原子序数依次增大，B、C、D元 素在同一周期，A、E在同一主族。除A外 的各元素的原子的电子层内层已填满电子。 其中B的最外层有4个电子。A与B，B与C 都能生成气态的化合物。D与E生成离子化 合物。在离子化合物中它们化合价的绝对 值相等。试回答：它们各是什么元素？

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。

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。

【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】完成填空学生代表回答学生集体回答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】【课堂练习】答案：1. 判断下列说法是否正确：1、错(1) C、N、O、F 原子半径依次增大2、对(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3、错4、错多，所以甲活泼。

《同周期、同主族元素性质的递变》讲义在化学的世界里，元素的性质变化有着一定的规律，其中同周期和同主族元素性质的递变是非常重要的内容。

理解这些规律，对于我们深入研究化学、预测化学反应、掌握物质的性质等都具有极其重要的意义。

一、同周期元素性质的递变元素周期表中，同一周期的元素从左到右，原子序数依次增大，电子层数相同，核电荷数逐渐增多，原子半径逐渐减小。

1、核电荷数和电子层数在同周期中，随着原子序数的增加，核电荷数逐渐增大，而电子层数保持不变。

这意味着原子核对外层电子的吸引力逐渐增强。

2、原子半径由于核电荷数的增加，对电子的吸引作用增强，使得原子半径逐渐减小。

例如，在第三周期中，钠（Na）的原子半径大于镁（Mg），镁的原子半径又大于铝（Al）。

3、化合价同周期元素的化合价从左到右呈现出从＋1 价逐渐升高到＋7 价（氟、氧一般没有正价），然后再降低的趋势。

从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

例如，钠是典型的金属元素，化学性质活泼，容易失去电子；而氯是典型的非金属元素，容易得到电子。

5、单质的还原性和氧化性金属单质的还原性逐渐减弱，非金属单质的氧化性逐渐增强。

例如，钠单质的还原性强于镁单质，氯气的氧化性强于硫单质。

6、最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。

以第三周期为例，氢氧化钠（NaOH）是强碱，氢氧化镁Mg(OH)₂是中强碱，氢氧化铝Al(OH)₃是两性氢氧化物，硅酸（H₂SiO₃）是弱酸，磷酸（H₃PO₄）是中强酸，硫酸（H₂SO₄）是强酸，高氯酸（HClO₄）是最强的无机酸。

二、同主族元素性质的递变同主族元素，从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，核电荷数也在增加，但对最外层电子的吸引力逐渐减弱。

1、原子半径和电子层数电子层数增多是导致原子半径增大的主要原因。

例如，碱金属元素中，锂（Li）的原子半径小于钠（Na），钠小于钾（K）。

2、化合价主族元素的最高正化合价等于主族序数（氧、氟除外）。

甲乙丙 丁戊 A.原子半径：甲＞丁 B．原子核外电子层数：丁＞乙 C．原子核外最外层电子数：丙＞丁＞戊 D．元素的最高价氧化物对应水化物的酸性：丁＞戊
解析：甲丁是同一主族元素，甲是上一周期，因此 原子半径甲＜丁，A 错；乙位于丁上一周期，因此原子核 外电子层数丁＞乙，B 正确；根据元素周期律很容易得出 最外层电子数丙＞戊＞丁，C 错；元素的最高氧化物对应 水化物的酸性戊＞丁，D 错。
A．F2 B．Cl2 C．Br2 D．I2 解析：氟是最活泼的非金属元素，则单质氧化性最强 的是单质氟，选 A。 答案：A
答案：A
4．(2018·深圳学考模拟)O、S 和 Se 都是第ⅥA 族元 素，关于这三种元素原子的说法正确的是( )
A．原子半径：O＞S＞Se B．最外层电子数都相同 C．核外电子层数都相同 D．最外层电子数都不相同 解析：同主族元素最外层电子数相同，从上到下电子 层数依次增大，原子半径依次增大。 答案：B
第五章 物质结构 元素周期律
专题十一 元素周期律 元素周期表 考点 同周期、同主族元素性质递变规律
一、同周期元素性质递变规律 1．变化规律。 同周期从左到右，元素的原子得电子能力增强，失电 子能力减弱，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。
2．同周期元素的性质递变的原因。 同一周期中，各元素原子的核外电子层数相同，但从 左到右核电荷数依次增大，原子半径逐渐减小(稀有气体 除外)，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。
二、同主族元素性质递变规律 1．碱金属元素的原子最外电子层都有 1 个电子，在 化学反应中容易失去电子。随着核电荷数的增加，碱金属 元素的电子层数逐渐增加，原子对最外层电子的引力逐渐 减弱，金属性逐渐增强。
2．卤族元素的原子最外电子层都有 7 个电子，在化 学反应中容易得到电子。随着核电荷数的增加，卤素原子 的电子层数逐渐增加，原子对最外层电子的引力逐渐减 弱，非金属性逐渐减弱。