【新教材】2021版高中化学人教版必修第一册第4章-物质结构-元素周期律-全章课件

第四章物质结构元素周期律[情景切入]丰富多彩的物质世界是由一百多种元素组成的。这些元素之间有什么内在联系？它们是如何相互结合形成多种多样的物质的？让我们走进教材，学习物质结构、元素周期律。[知识导航]本章通过分类整理的方法对元素之间的联系进行研究；从微观角度探究元素之间的内在联系。本章知识在结构上分为三节：第一节主要学习原子结构与元素周期表——原子结构、元素周期表、核素、原子结构与元素性质；第二节主要学习元素周期律——元素性质的周期性变化规律、元素周期表和元素周期律的应用；第三节主要学习化学键——离子键、共价键。[学法指导]1．微观分析·练规范微观分析原子的组成，掌握原子的书写标准，知道原子中各种微粒的关系。通过类比的方法，对元素、核素、同位素的概念进行辨析，加深理解。2．理解本质·重应用结合第3周期元素的原子结构示意图，通过对教材中元素原子的核外电子排布、原子半径、主要化合价等各项内容的比较、分析和归纳，总结出元素周期律的本质。3．把握内涵·懂实质通过周期表的排列规则，认识元素周期表的结构，理解同周期或同主族元素性质递变的规律性，掌握元素性质的递变规律。4．由表及里·明方法依据教材所给的方法，通过实验学会比较元素的金属性和非金属性强弱的方法，并明确通过固定物质的性质反过来比较元素的金属性或非金属性。5．紧扣特征·得规律依据元素周期律，结合元素周期表，根据“位置—结构—性质”的关系，得出元素的性质。第一节原子结构与元素周期表第1课时原子结构学习目标核心素养1．回顾初中所学原子结构知识，了解核外电子能量高低与分层排布的关系。2．依据稀有气体元素原子的电子排布，总结出核外电子排布规律，学会书写简单原子的原子结构示意图。通过对“原子结构”的学习，培养微观探析、证据推理和模型认知的意识和习惯。课前素能奠基课堂素能探究课堂达标验收夯基提能作业新课情境呈现名师博客呈现新课情境呈现英国物理学家卢瑟福(E.Rutherford)在α粒子散射实验经过理论分析和计算，提出了核式原子模型：原子由原子核和核外电子构成，原子核带正电荷，位于原子的中心；电子带负电荷，在原子核周围空间做高速运动。让我们走进教材，学习原子结构。课前素能奠基知识回顾1．元素是具有相同____________(即__________)的同一类原子的总称。2．原子中的质子数＝____________＝______________。3．镁、铝、硫、氯的原子结构示意图分别为：_________、_________、_________、_________。4．什么核外电子排布结构是稳定的结构？_______________________________________________核电荷数质子数核电荷数核外电子数最外层达到8电子(只有1层电子时是2电子)结构。新知预习一、原子结构1．原子的构成正1

1

负2．质量数(1)概念：质子和中子的相对质量都近似为1，忽略电子的质量，将原子核内所有________和________的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数。(2)关系：质量数(A)＝__________________________质子中子质子数(Z)＋中子数(N)

二、核外电子排布1．电子层(1)概念：在多电子原子里，把电子运动的____________的区域简化为________________，称作电子层。(2)不同电子层的表示及能量关系能量不同不连续的壳层各电子层由内到外电子层数1234567字母代号KLMNOPQ离核远近由______到______能量高低由______到______近远低高2．电子分层排布(1)能量最低原理：核外电子总是优先排布在____________的电子层里，然后再由里往外排布在________________的电子层里，即按K→L→M→N……顺序排列。能量最低能量逐步升高(2)电子层最多容纳的电子数①各电子层最多容纳_______个电子。如K、L、M、N层最多容纳的电子数分别为________________。②最外层电子数目最多不能超过_____个(K层为最外层时不能超过_____个)。③次外层最多能容纳的电子数不超过______个。2n2

2、8、18、32

8

2

18

3．原子结构模型的演变年代模型观点或理论1803年道尔顿模型原子是构成物质的基本粒子，是坚实的、不可再分的实心球。1904年汤姆孙模型原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子，中和了正电荷，从而形成了中性原子。1911年卢瑟福原子模型在原子的中心有一个带正电荷的核，它的质量几乎等于原子的全部质量，电子在它的周围沿着不同的轨道运转，就像行星环绕太阳运转一样。点拨：电子云模型理论认为电子在原子核外运动没有固定的轨道。

年代模型观点或理论1913年玻尔原子模型电子在原子核外空间的一定轨道上绕核做高速圆周运动。1926～1935年电子云模型电子在原子核外很小的空间内做高速运动，其运动规律与一般物体不同，没有确定的轨道。预习自测1．原子是由居于原子中心的原子核和核外电子构成的。下列有关原子核外电子排布的说法中错误的是 (

)A．电子总是先排布在能量最低的电子层里B．每个电子层最多能容纳的电子数为2n2C．最外层电子数不超过8个(K为最外层时不超过2个)D．S2－的M层电子数是K层电子数的3倍解析：S2－的M层电子数是8个，K层为2个，则S2－的M层电子数是K层电子数的4倍，故D错误。D

2．原子是化学变化中的最小微粒。在化学变化过程中，原子中的下列粒子数可能发生改变的是 (

)A．质子数 B．中子数C．质量数 D．电子数解析：在化学变化过程中，原子中的质子数、中子数不变，所以质量数不变，原子变成阳离子，核外电子数减少，原子变成阴离子，核外电子数增多，故选D。D

3．结构决定性质，性质体现结构，这是化学乃至自然科学的基本规律之一。下列粒子结构示意图中，表示具有稳定结构的原子是 (

)B

C

课堂素能探究问题探究：洋葱是我们非常熟悉的一种蔬菜，洋葱切开后，我们会看到里面一层一层地呈现，电子层模型就类似于切开的洋葱。请思考：核外电子的分层排布知识点一

(1)原子核周围是否真实存在这样的壳层？(2)电子在原子核外是否沿固定轨迹做高速旋转？探究提示：1.电子层不是真实存在的，是科学家为了表达形象，根据电子经常出现的区域而设想的结构模型。2．电子在某一区域内做无规则运动。知识归纳总结：1．原子核外电子排布规律及其之间的关系2．原子核外电子排布的表示方法(1)原子结构示意图。①小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数。②弧线表示电子层。③弧线内数字表示该层中的电子数。

A、B两种原子，A的M电子层比B的M电子层少3个电子，B的L电子层电子数恰为A的L电子层电子数的2倍。A和B分别是 (

)A．硅原子和钠原子 B．硼原子和氦原子C．氯原子和碳原子 D．碳原子和铝原子解析：A原子的M层比B原子的M层少3个电子，B原子的L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，说明A、B为第二、第三周期元素；L层最多排8个电子，B原子的L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，说明B原子的L层有8个电子，A原子的L层有4个电子，故A是碳原子；A原子的M层比B原子的M层少3个电子，故B为铝原子。典例D

〔变式训练〕下列各原子结构示意图中所表示的核外电子排布正确的是 (

)C

名师博客呈现1．最外层电子数为1的原子有H、Li、Na、K。2．最外层电子数为2的原子有He、Be、Mg、Ca。1～20号元素原子核外电子排布特征3．原子最外层电子数与次外层电子数存在倍数关系：(1)最外层电子数与次外层电子数相等的原子有Be、Ar。(2)最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C。(3)最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是O。(4)最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是Ne。(5)次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li、Si。4．原子最外层电子数与其他相关数的关系：(1)内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。(2)电子层数与最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。(3)电子层数是最外层电子数2倍的原子有Li、Ca。(4)电子层数是最外层电子数3倍的原子是Na。(5)最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。(6)最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。解析：(1)当M层有电子时，K、L层一定充满电子，当N层有电子时，M层不一定充满。(2)若钙原子的M层排10个电子，此时M层就成为最外层，这和电子排布规律中的“最外层上排布的电子数不能超过8个”相矛盾，不符合电子排布的规律，即M层不是最外层时最多排18个电子，而它作为最外层时最多只能排8个电子。课堂达标验收夯基提能作业

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2课时元素周期表核素学习目标核心素养1．结合原子结构示意图，归纳出元素周期表的编排原则及结构，根据原子序数确定元素在周期表中的位置。2．阅读元素周期表的发展。3．熟悉X中各微粒数间的关系，比较元素、核素、同位素异同。1．通过对“元素周期表”的学习，培养证据推理和模型认知能力。2．通过对“周期表的发展”的了解，增强科学探究精神和社会责任感。3．通过对“X”的学习，培养宏观辨识和微观探析能力。课前素能奠基课堂素能探究课堂达标验收夯基提能作业新课情境呈现名师博客呈现新课情境呈现1869年以前，科学家已经陆续发现了63种元素，这些元素之间似乎没有任何联系，好像互不相干。俄国科学家门捷列夫(DmitryIvanovichMendeleev,1834～1907)在前人工作的基础上，对元素及其性质进行了系统的研究，他将当时已知的63种元素依据相对原子质量大小规律进行排列，制成的表格成为现代元素周期表的雏形。利用周期表，门捷列夫成功预测了当时尚未发现的元素(镓、钪、锗)。1913年英国科学家莫色勒利用阴极射线撞击金属产生X射线，发现原子序数越大，X射线的频率就越高，因此他认为原子核的正电荷数决定了元素的化学性质，并把元素依照核内正电荷数(即质子数)排列，经过多年修订后才成为当代的元素周期表。随着人们对元素地进一步认识，元素周期表得到了完善，现在元素周期表已经成为人们研究化学、研究物质的一个必备的工具。在化学学科领域中使用的元素周期表提供的信息更突出了元素的原子结构信息。让我们走进教材，充分认识元素周期表和核素。课前素能奠基知识回顾1．元素是指原子核内____________________相同的一类原子的总称。2．原子一般由________、________和____________构成，其中________数等于____________数。3．碳原子、氯原子中的质子数分别为_____、______，Na＋、Cl－中的电子数分别为______、______。4．金刚石和石墨、O2和O3互为______________。质子数(核电荷数)

质子中子核外电子质子核外电子6

17

10

18

同素异形体新知预习一、元素周期表的编排原则1．元素周期表的出现与演变元素周期表

2．原子序数(1)含义：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：原子序数＝核电荷数＝__________＝__________________。质子数原子核外电子数二、元素周期表的结构1．编排原则电子层数电子层数2．元素周期表的结构一、二、三四、五、六、七7

7

1

8，9，10

1

18

8

2

3．常见族的别称族别名第ⅠA族(除氢外)碱金属元素第ⅦA卤族元素0族稀有气体元素4．元素周期表中的方格中的符号的意义质子中子质子数中子数0

1

2

(3)同位素的特征①同一种元素的各种同位素的化学性质________________；物理性质略有差异。②在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素相互之间保持一定的________，即各种同位素所占的__________________是相同的。几乎完全相同比率原子个数百分比氢弹给金属探伤预习自测1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。(1)每一周期的最外层电子均是由1个至8个电子 (

)(2)同周期中元素电子层数一定相同 (

)(3)同族元素的最外层电子数一定等于族序数 (

)(4)零族元素的最外层电子数均为8 (

)(5)每一纵行一定为一族 (

)(6)元素周期表已发展成一个稳定的形式，它不可能再有新的变化了 (

)×

√×

×

×

×

2．元素在周期表中的位置取决于 (

)A．元素的核电荷数B．元素的化合价C．元素原子的电子层数D．元素原子的最外层电子数解析：由核电荷数和核外电子排布规律能写出原子结构示意图，由示意图推知电子层数＝周期数、最外层电子数＝主族序数，故选A。A

B

B

5．15号元素P在周期表中的位置为 (

)A．第二周期第ⅤA族 B．第二周期第ⅥA族C．第三周期第ⅥA族 D．第三周期第ⅤA族解析：画出15号元素的原子结构示意图，即可确定P元素在周期表中的位置为第三周期第ⅤA族。D

6．下列各表为周期表的一部分(表中数字代表元素的原子序数)，其中正确的是 (

)D

解析：A项中2号元素应该位于周期表的最后一列，错误；B项中2号、3号、4号不应该在同一周期，因为第一周期只有两种元素H和He，错误；C项中6号、12号和24号元素不应在同一主族，因为相邻周期同主族元素的原子序数之差只可能为2、8、18、32，不存在相差6或12的情况，错误；D项完全符合元素周期表的排列规则。课堂素能探究问题探究：1869年，俄国化学家门捷列夫给元素设计并建造了个新家——元素周期表，具有相同电子层数的元素被分在了同一个楼层上(同周期)，具有相似性质的一个家族(同族)的元素分在了同一个单元。你瞧，元素们正在忙忙碌碌、高高兴兴地搬进新家呢！元素周期表的结构及简单应用知识点一

(1)形成化合物的种类最多的元素是哪一族？(2)Fe最外层有2个电子，一定位于第ⅡA族吗？探究提示：1.第ⅣA族。第ⅣA族中的碳元素形成的化合物的种类最多。2．第ⅡA族的元素最外层一定有2个电子，但最外层有2个电子的元素不一定位于第ⅡA族。Fe属于过渡元素。知识归纳总结：1．强化记忆元素周期表的结构(1)记忆口诀横行叫周期，现有一至七，四长三个短，第七已排满。纵列称为族，共有十六族，一八依次现，一零再一遍。一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。(2)列序数与族序数的关系①列序数<8，主族和副族的族序数＝列序数；②列序数＝8或9或10，为第Ⅷ族；③列序数>10，主族和副族的族序数＝列序数－10(0族除外)。(3)过渡元素元素周期表中从ⅢB到ⅡB共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。2．元素周期表的简单应用——元素推断(1)利用元素的位置与原子结构的关系推断。本方法常用于确定原子序数小于18的元素。①应用关系。等式一：周期序数＝电子层数等式二：主族序数＝最外层电子数等式三：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数(2)利用短周期中族序数与周期数的关系推断。特殊位置元素族序数等于周期数H、Be、Al族序数等于周期数的2倍C、S族序数等于周期数的3倍O周期数是族序数的2倍Li周期数是族序数的3倍Na3．据原子序数确定元素位置的方法——稀有气体定位法(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，找出与其相邻近的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)求差值定族数①若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的ⅠA族或ⅡA族。②若比相应的0族元素少1～5时，则应处在同周期的ⅢA～ⅦA族。③若差为其他数，则由相应差数找出相应的族。点拨：同周期相邻Ⅱ、Ⅲ主族元素的原子序数相差1、11或25。在第2、3周期中第ⅡA族、第ⅢA族元素的原子序数差1，在第4、5周期中因第ⅡA族、第ⅢA族间存在10种过渡元素，故元素的原子序数差11；第6、7周期中因第ⅡA族、第ⅢA族间的过渡元素中存在镧系、锕系，故元素的原子序数差25。

2019年是元素周期表诞生150周年。关于元素周期表，下列叙述中不正确的是 (

)A．元素周期表中共有18列，16族B．周期表中的族分为主族、副族、0族和Ⅷ族C．过渡元素全部是副族元素D．主族都是由短周期元素和长周期元素共同组成解析：根据元素周期表的结构知共有18列，16族，故A正确；周期表中的族分为7主族、7副族、0族和Ⅷ族，故B正确；过渡元素是副族和Ⅷ族元素，故C错误；主族都是由短周期元素和长周期元素共同组成的，故D正确。典例1C

〔变式训练1〕短周期元素A、B、C在周期表中的位置如图所示。已知B、C两元素的原子序数之和是A元素的4倍，则A、B、C是 (

)A．Be、Na、Al

B．B、Mg、SiC．O、P、Cl D．C、Al、P解析：短周期元素A、B、C，设A的原子序数为m，则B、C的原子序数分别为m＋8－1和m＋8＋1，由题意知(m＋8－1)＋(m＋8＋1)＝4m，则m＝8，故选C。C

问题探究：1．质子数相同而中子数不同的微粒一定是同位素吗？2．同位素在周期表中位于同一位置，那么在周期表中位于同一位置的元素一定为同位素吗？原子结构与微粒数目间的关系“四同”概念比较知识点二

知识归纳总结：1．原子的构成微粒及作用2．原子的构成微粒间的数目关系(1)电中性原子4．元素、核素、同位素和同素异形体的区别和联系：(1)区别(2)联系典例2B

A－Z

A－x－n

A－x＋n

22

名师博客呈现元素周期表小结：(1)元素所在周期序数＝原子的电子层数；元素所在主族序数＝原子的最外层电子数。(2)族包括四种类型：主族、副族、0族和第Ⅷ族。主族元素在族序数后面加字母A，如第ⅠA族；副族元素在族序数后面加字母B，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)稀有气体的原子最外层达到8电子(He为2)稳定状态，化学性质相对稳定，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，因而叫做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。〔即时训练〕2018年9月27日，中国化学会发布IUPAC化学元素周期表(中文版)。如图是元素周期表的一部分，已知两块阴影中间的3列属于同一族。有关阴影部分的元素，下列说法正确的是 (

)A．都是主族元素B．都是副族元素C．有5种副族元素和2种主族元素D．有5种主族元素和2种副族元素B

解析：阴影部分在ⅡA与ⅢA族之间，被第Ⅷ族隔开，为副族元素，故B正确。课堂达标验收夯基提能作业

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3课时原子结构与元素的性质学习目标核心素养1．通过教材表格中的原子结构信息，知道碱金属元素、卤族元素的原子结构及特点。2．认识碱金属、卤族元素两典型金属与非金属元素族在化学性质的相似性及递变性。3．学会根据原子结构的特点，推测元素的化学性质，掌握结构与性质的内在联系。通过对“原子结构与元素性质”的学习，培养宏观辨识与微观探析、证据推理与模型认知、实验探究与创新意识等方面的能力。课前素能奠基课堂素能探究课堂达标验收夯基提能作业新课情境呈现名师博客呈现新课情境呈现人体中的化学元素我们人体是一个有机体，主要是由碳、氢、氧元素组成的，除此之外，在人体组织和体液中含有很多其他的元素，某些元素在人体中的含量虽然不高，但却都是人体中不能缺少的元素。你知道人体中所含的各元素的原子结构吗？它们具有什么样的性质呢？课前素能奠基知识回顾1．碱金属元素包括______________________________(填写元素符号)等元素，它们都处于元素周期表中第________族；卤族元素包括______________________(填写元素符号)等元素，它们都处于元素周期表中第________族。2．钠与水反应的离子方程式为______________________________。钠与氧气在常温和加热条件下反应得到的产物分别为__________、__________。3．氯气与氢气反应的条件是______________。Li、Na、K、Rb、Cs

ⅠA

F、Cl、Br、I

ⅦA

2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑

Na2O

Na2O2

点燃或光照新知预习一、元素的性质1．金属性金属元素的原子最外层电子一般少于_____个，在化学反应中容易____________，具有__________。即元素的金属性是指元素的原子所具有的____________的能力。4

失去电子金属性失去电子2．非金属性非金属元素的原子最外层电子一般多于_____个，在化学反应中容易____________，具有____________。即元素的非金属性是指元素的原子所具有的____________的能力。4

得到电子非金属性得到电子二、碱金属元素1．碱金属元素的原子结构锂钠钾铷铯Li

Na

K

Rb

Cs

原子半径/nm0.1520.1860.2270.2480.265结论(1)碱金属元素的原子最外层电子数都是_____。(2)碱金属元素的原子随核电荷数逐渐增大，电子层数逐渐________，原子半径逐渐________。1

增多增大2．碱金属单质的化学性质(1)钠、钾与氧气反应比较>

(2)钠、钾与水反应的比较金属浮在水面上钾与水的反应有轻微爆炸声并着火燃烧碱金属单质钠钾实验原理_________________________________________________________________实验结论与水反应剧烈程度：K______Na；金属的活泼性：K______Na。2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑

2K＋2H2O===2KOH＋H2↑

>

>

3．碱金属单质的物理性质元素Li、Na、K、Rb、Cs(原子序数增大)相同点除铯外，其余都呈________色，它们都比较软，有延展性，密度较______，熔点较______，导电、导热性强递变规律密度逐渐________(钠、钾反常)熔、沸点逐渐________个性特点①铯略带金属光泽；②锂的密度比煤油的小；③钠的密度比钾大银白小低增大降低

三、卤族元素1．卤素单质的物理性质F2Cl2Br2I2颜色、状态__________色气体________色气体__________色液体________色固体密度逐渐________熔、沸点逐渐________淡黄绿黄绿深红棕紫黑增大升高2．卤素的原子结构特点相同点①卤族元素位于周期表第________族；②最外层上都有_____个电子。递变性从F→I核电荷数依次________，电子层数依次________，原子半径依次________。ⅦA

7

增大增多增大3.卤素单质的化学性质(1)卤素单质与氢气反应卤素单质反应条件化学方程式产物稳定性F2暗处_____________________很稳定Cl2光照或点燃_____________________较稳定Br2加热_____________________不如氯化氢稳定I2不断加热_________________不稳定结论从F2到I2，与H2反应所需要的条件逐渐________，反应剧烈程度依次________，生成气态氢化物的稳定性依次________。H2＋F2===2HF

升高减弱减弱(2)卤素单质之间的置换反应橙红Cl2＋2KBr===2KCl＋Br2

紫红Cl2＋2KI===2KCl＋I2

紫红Br2＋2KI===2KBr＋I2

减弱增强四、同主族元素的性质与原子结构的关系预习自测1．下列有关碱金属的说法不正确的是 (

)A．均为ⅠA族元素，最外层均有1个电子B．单质的还原性：Li>Na>K>Rb>CsC．单质的熔、沸点逐渐降低D．由Li到Cs，核电荷数依次增加，电子层数、原子半径依次增大B

解析：主族元素族序数等于最外层电子数，A正确；Li→Na→K→Rb→Cs原子半径依次增大，失电子能力增强，还原性增强，B错；Li→Na→K→Rb→Cs原子半径依次增大，原子间作用力逐渐减小，熔沸点逐渐降低，C正确；由Li到Cs核电荷数依次增加，电子层数、原子半径依次增大，D正确。2．下列有关卤素单质的说法正确的是 (

)A．从F2到I2，单质密度逐渐减小B．从F2到I2，单质氧化性增强C．H2与F2不能共存D．碘与铁反应时生成FeI3解析：常温下，F2为气体，Cl2为气体，Br2为液体，I2为固体，单质密度逐渐增大，A错；从F到I原子半径增大，得电子能力减弱，单质的氧化性减弱，B错；H2与F2混合迅速爆炸，不共存，C正确；碘与铁生成FeI2，D错。C

3．依据下列说法来判断相应元素的金属性、非金属性强弱，不合理的是 (

)A．卤素单质Cl2、Br2、I2的氧化性强弱B．气态氢化物NH3、H2O、HF的稳定性C．碱金属单质Li、Na、K与水反应的剧烈程度D．1molNa、Mg、Al分别与足量盐酸反应时失去电子数的多少解析：卤族元素中，单质的氧化性越弱，对应元素的非金属性越弱，A合理；气态氢化物稳定性越强，对应元素的非金属性越强，B合理；碱金属单质与H2O反应越剧烈，失电子能力越强，金属性越强，C合理；金属性强弱与得失电子多少没有必然关系，D不合理。D

4．X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。下列叙述能说明X的非金属性比Y强的是 (

)A．X原子的电子层数比Y原子的电子层数多B．Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来C．X的单质比Y的单质更容易与氢气反应D．同浓度下X的氢化物水溶液比Y的氢化物水溶液的酸性强C

解析：同一主族中，原子序数越大，电子层数越多，非金属性越弱，A错；由于非金属性X>Y，则X的单质能将NaY转化成Y的单质，B错；非金属性越强，与氢气化合越容易，C正确；卤族元素中，原子序数越大，HX的水溶液酸性越强，则X的氢化物水溶液比Y的氢化物水溶液的酸性弱，D错。5．下列关于碱金属元素和卤素的说法中错误的是 (

)A．随核电荷数的增加，碱金属元素和卤素的原子半径都逐渐增大B．碱金属元素中，锂原子失去最外层电子的能力最弱；卤素中，氟原子得电子能力最强C．钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈D．溴单质与水的反应比氯单质与水的反应更剧烈解析：同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，金属族失电子能力增强，与水反应越来越强，非金属族得电子能力减弱，与H2O反应越来越难，D项错误，A、B、C正确。D

6．碱金属是典型的活泼金属，其根本原因是 (

)A．碱金属单质的密度小，熔点和沸点低B．碱金属在常温下易被氧化C．碱金属原子最外电子层上都只有1个电子，容易失去D．碱金属原子的核电荷数比较小解析：结构决定性质，碱金属元素的原子最外层都只有一个电子，易失去，表现出较活泼的金属性，C项正确。C

课堂素能探究问题探究：碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性知识点一

1．Li、Na、K在空气中燃烧分别生成Li2O、Na2O2、KO2(超氧化钾)说明什么问题？如何保存单质钾？2．请结合碱金属元素的原子结构的递变性探究其单质化学性质的递变性。探究提示：1.说明Li、Na、K活动性依次增强；保存钾时保存在煤油中，以避免与空气中的O2、H2O反应。2．碱金属元素原子的最外层电子数都相等，但从Li到Cs，随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引能力逐渐减弱；失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。2．递变性具体情况如下(按从Li→Cs的顺序)：(1)与氧气、与水反应的剧烈程度逐渐增强。①与O2反应越来越剧烈，产物也更加复杂，Li只生成Li2O，Na能生成Na2O和Na2O2，K则能生成K2O、K2O2、KO2等。②与水反应越来越剧烈，K能发生轻微爆炸，Rb、Cs遇水则发生剧烈爆炸。(2)最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，即碱性：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH。点拨：Na、K与盐溶液的反应Na、K投入盐溶液中时，不是从溶液中置换出相对不活泼的金属，而是先与水发生反应：2R＋2H2O===2ROH＋H2↑，然后生成的碱再与盐发生复分解反应(若不满足发生复分解反应的条件，只发生第一步反应)。

下列说法中正确的是 (

)A．碱性：LiOH>NaOH>KOH>RbOHB．金属性：Rb>K>Na>LiC．Fe、Na分别和稀盐酸反应时，每个铁原子失去2个电子，每个钠原子失去1个电子，所以Fe的金属活动性强于NaD．Rb不易与水反应放出H2解析：因为金属性Li<Na<K<Rb，所以碱性LiOH<NaOH<KOH<RbOH，Rb比K更易与水反应，B项正确，A、D两项错误；每个原子失去电子的数目不能作为判断金属活动性强弱的依据，根据常见金属活动性顺序来看，Fe比Na的金属活动性弱，C项错误。典例1B

〔变式训练1〕下列有关第ⅠA族元素性质的递变规律不正确的是 (

)A．Na、K、Rb、Cs单质的失电子能力依次增强B．Na、K、Rb、Cs的原子半径依次增大C．NaOH、KOH、RbOH、CsOH碱性依次增强D．Na、K、Rb、Cs最外层电子数依次增多解析：第ⅠA族元素由Na到Cs原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，最高价氧化物的水化物的碱性逐渐增强，最外层电子数都是1，A、B、C正确，D不正确。D

问题探究：卤族元素性质的相似性和递变性知识点二

1．由F、Cl、Br、I的原子结构推测它们得失电子能力大小。2．根据卤族元素的性质分析，将F2通入NaCl溶液中得到什么气体？探究提示：1.它们最外层都有7个电子，都易得一个电子达到稳定结构，但它们的原子半径依次增大，得电子能力逐渐减弱。2．F2的氧化性强于Cl2，但由于F2易与H2O反应：2F2＋2H2O===4HF＋O2，故F2通入NaCl溶液中得到O2而不是Cl2。知识归纳总结：1．相似性：2．递变性：具体情况如下：(1)与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，氢化物还原性逐渐增强，其水溶液的酸性逐渐增强，即：稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI；还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI；酸性：HF＜HCl＜HBr＜HI。(2)最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱，即HClO4＞HBrO4＞HIO4。点拨：卤素单质性质中的特殊情况(1)F2能与水反应，反应方程式为2F2＋2H2O===4HF＋O2。因此，F2不能从溶液中置换出其他卤素单质。(2)通常情况下，氟没有正价，所以氟没有含氧酸。(3)溶解性：通常情况下，除F2外，卤素单质在水中的溶解度都不大，但是均易溶于有机溶剂。(4)卤素单质都有毒，液溴易挥发，保存时常用水密封。(5)溴单质在常温下是唯一一种液态非金属单质。(6)碘为紫色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝色。(7)氢氟酸为弱酸，而盐酸、氢溴酸、氢碘酸为强酸。

1826年，法国的一位青年波拉德把海藻烧成灰，用热水浸取，再往里通氯气，这时，就得到紫黑色的固体——碘晶体。他发现在提取后的母液底部，总沉着一层深褐色的液体，这液体具有刺鼻的臭味。详细地进行研究后证明，这深褐色的液体，是一种人们还未发现的新元素。科学家把这种新元素称为“溴”。德国著名的化学家李比希也做过和波拉德相似的实验，看到过这一奇怪的现象，所不同的是，李比希没有深入地钻研下去，只凭空地断定这深褐色的液体只不过是氯化碘(ICl)——通氯气时，氯和碘形成的化合物。因此，他只是往瓶子上贴了一张“氯化碘”的标签就完了，从而与溴元素失之交臂，没有发现这一新的元素。典例2

(1)写出波拉德获得溴、碘单质的离子方程式。__________________________________________________________Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－，Cl2＋2I－===I2＋2Cl－

(2)比较Cl－、Br－、I－的还原性强弱，并从原子结构角度解释原因。____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________Cl－、Br－、I－的还原性：Cl－<Br－<I－，按Cl－、Br－、I－顺序，离子的电子层数逐渐增多，离子半径逐渐增大，原子对最外层电子的吸引力逐渐减小，失去电子的能力逐渐增强，故Cl－、Br－、I－离子的还原性逐渐增强。〔变式训练2〕下列说法正确的是 (

)A．氟、氯、溴原子的最外层电子数都是7，次外层电子数都是8B．从HF、HCl、HBr、HI酸性递增的事实，推出F、Cl、Br、I的非金属性递增规律C．酸性：HFO4>HClO4>HBrO4>HIO4D．砹是原子序数最大的卤族元素，根据卤素性质的相似性，砹微溶于水，易溶于CCl4D

解析：F的次外层电子数为2，Br的次外层电子数为18，A项错误；元素的非金属性强弱可以根据其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱比较，不能根据氢化物的酸性强弱比较，B项错误；F无正化合价，不能形成HFO4，C错误；由碘微溶于水，易溶于四氯化碳可推知，砹微溶于水，易溶于CCl4，D正确。名师博客呈现解答同主族元素原子结构和性质递变规律类题的常见思路〔即时训练〕可能存在的第119号未知元素，有人称为“类钫”。根据周期表结构及元素性质变化趋势，下列有关“类钫”的预测中错误的是 (

)A．单质有较高的熔点B．“类钫”在化合物中呈＋1价C．“类钫”具有放射性D．“类钫”单质的密度大于1g·cm－3解析：“类钫”在周期表中处于碱金属元素的最下方，碱金属元素从上到下，原子半径逐渐增大，原子间作用力逐渐减小，单质的熔、沸点逐渐降低，A错误。A

课堂达标验收夯基提能作业

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学习目标核心素养1．认识同周期元素的核外电子排布、主要化合价、原子半径等性质的周期性变化规律。2．以第三周期元素为例，掌握同周期主族元素金属性和非金属性的递变规律。1．通过对“同周期元素性质”的学习，培养科学探究和创新意识。2．通过对“元素周期律内容和实质”的学习，建构微观原子结构特点决定宏观性质的探究思路和模式。课前素能奠基课堂素能探究课堂达标验收夯基提能作业新课情境呈现名师博客呈现新课情境呈现核外电子是处在一定的轨道上绕核运行的，正如太阳系的行星绕太阳运行一样；核外运行的电子分层排布，按能量高低而距核远近不同。这个模型被称为“玻尔原子模型”。现代物质结构理论在新的实验基础上保留了“玻尔原子模型”合理的部分，并赋予其新的内容。你想知道核外电子是如何排布的吗？请让我们一起走进教材学习元素性质的周期性变化规律。课前素能奠基知识回顾1．元素周期表中，第三周期主族元素的名称是______、______、______、______、______、______、______。2．元素周期表中的周期数等于该周期元素原子的____________，主族元素族序数等于原子的________________。同一主族自上而下，金属性逐渐________，非金属性逐渐________。3．镁、铝、硫、氯的原子结构示意图分别为：________、________、____________、____________。钠镁铝硅磷硫氯电子层数最外层电子数增强减弱新知预习一、原子结构的周期性变化结合图1、图2、图3完成下表：原子序数电子层数最外层电子数原子半径的变化(稀有气体元素除外)最高或最低化合价的变化1～211～2＋1→03～10_____________由______到_____________→______________→_______→_____11～18_____________由______到_____________→______________→_______→_____结论随着原子序数的递增，元素原子的________________________________________________2

1～8

大小＋1

＋5

－4

－1

0

3

1～8

大小＋1

＋7

－4

－1

0

核外电子排布、原子半径、化合价都呈周期性变化二、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

加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑

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①向AlCl3溶液中加入过量氨水，现象：________________，反应方程式：____________________________________________。产生白色沉淀

AlCl3＋3NH3·H2O===3NH4Cl＋Al(OH)3↓

②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量，现象：__________________________________，反应方程式：____________________________________________________、_______________________________________________。③向Al(OH)3沉淀中加入盐酸，发生反应的离子方程式：____________________________________。先产生白色沉淀，后白色沉淀溶解AlCl3＋3NaOH===3NaCl＋Al(OH)3↓

NaOH＋Al(OH)3===NaAlO2＋2H2O

Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O

3．钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性NaOHMg(OH)2Al(OH)3分类强碱中强碱(属于弱碱)两性氢氧化物碱性强弱NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3结论金属性：Na＞Mg＞Al4．Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律SiPSCl判断依据高温磷蒸气与氢气能反应加热光照或点燃与氢气反应由难到易的顺序为______________________最高价氧化物对应的水化物的酸性H2SiO3：弱酸H3PO4：中强酸H2SO4：强酸HClO4：强酸酸性：______________________________________结论________________________________________Si<P<S<Cl

HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3

Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强减弱增强三、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的变化。2．实质：元素性质的周期性变化是原子的________________的周期性变化的必然结果。核外电子排布预习自测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 (

)×

×

×

(4)Al(OH)3为两性氢氧化物，与氨水、盐酸均可反应 (

)(5)AlCl3溶液中加足量氨水可生成Al(OH)3沉淀 (

)(6)元素的氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强；碱性越强，金属性越强 (

)(7)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 (

)×

√×

×

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的稳定解析：同周期非金属元素从左到右，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强；元素的非金属性逐渐增强，单质的氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱，气态氢化物越来越稳定，所以选C。C

3．X、Y、Z三种元素的电子层数相同，它们的最高价氧化物分别为酸性氧化物、碱性氧化物和两性氧化物，则三种元素的原子序数的大小顺序是 (

)A．X＞Y＞Z B．Y＞Z＞XC．X＞Z＞Y D．Z＞X＞Y解析：由题意知，X、Y、Z三元素处于同周期，X为非金属，原子序数最大，Z的最高价氧化物为两性氧化物，Z的原子序数比Y的大，所以原子序数X＞Z＞Y，选C。C

4．根据元素在周期表中的位置判断，下列正确的是 (

)A．金属性：Na＞K B．非金属性：S＞ClC．酸性：H3PO4＞HNO3 D．碱性：KOH＞Mg(OH)2解析：同主族自上至下金属性逐渐增强，A错误；同周期从左到右非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强，B、C错误；由同主族金属性强弱知碱性NaOH<KOH，由同周期金属性强弱知碱性NaOH＞Mg(OH)2，则碱性KOH＞Mg(OH)2，选D。D

5．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．元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性变化C．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价从＋1到＋7，最低化合价从－7到－1重复出现D．元素性质的周期性变化是指原子核外电子排布的周期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价都呈周期性变化D

解析：第一周期原子最外层电子从1到2，A项错；元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，B项错；第二周期的F无正价，负价从－4到－1出现，C项错；元素性质的周期性变化是由原子结构的周期性变化引起的，则原子核外电子排布、原子半径及元素主要化合价都呈周期性变化，故D正确。6．门捷列夫对化学这一学科发展的最大贡献在于发现了化学元素周期律。下列事实不能用元素周期律解释的只有 (

)A．碱性：KOH＞Ca(OH)2＞Mg(OH)2B．稳定性：H2O＞H2S＞H2SeC．挥发性：HNO3＞H3PO4＞H2SO4D．原子半径：P＞S＞Cl解析：酸的挥发性是物质本身的特性，没有规律，所以选C。C

课堂素能探究元素周期表中主族元素的周期性变化规律知识点一

探究提示：1.(1)非金属性：Cl＞S＞P，酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4。(2)非金属性：Cl＞S＞P，还原性：P3－＞S2－＞Cl－。2．元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐增强，故非金属性：Si<P<S<Cl，所以它们的氢化物的稳定性顺序为SiH4<PH3<H2S<HCl。知识归纳总结：内容同周期(从左到右)同主族(从上到下)原子结构电子层数相同依次增加最外层电子数依次增加相同原子半径逐渐减小逐渐增大主要化合价从＋1→＋7，从－4→－1相似(最高正价相同)内容同周期(从左到右)同主族(从上到下)元素的性质得电子能力逐渐增强逐渐减弱失电子能力逐渐减弱逐渐增强金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱单质氧化性逐渐增强逐渐减弱还原性逐渐减弱逐渐增强离子阳离子氧化性增强减弱阴离子还原性减弱增强内容同周期(从左到右)同主族(从上到下)氢化物稳定性增强减弱还原性减弱增强最高价氧化物的水化物酸性增强减弱碱性减弱增强点拨：(1)主族元素的最高正价＝最外层电子数(O、F除外)。(2)只有非金属才有负价，且|最低负价数值|＋|最高正价数值|＝8。(3)比较元素的非金属性，可以通过最高价氧化物对应水化物的酸性比较，而不是氢化物溶液的酸性。例如已知酸性HCl＞H2S，但是不能说明氯的非金属性比硫的强。

(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 (

)A．原子半径：d＞c＞b＞aB．4种元素中b的金属性最强C．c的氧化物的水化物是强碱D．d单质的氧化性比a单质的氧化性强典例1B

解析：由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，则a的原子序数应为2或8；c所在周期数与族数相同，则c只能为Al，又由于d与a同族且d的原子序数最大，因此d与a只能为ⅢA族以后的元素，故a的原子序数为8，为O，d为S；则b为Na或Mg。由于b、c、d在第3周期，则原子半径为b＞c＞d，d与a同主族，则原子半径d＞a，故A项错误；同周期从左到右，金属性逐渐减弱，则金属性b＞c，a、d为非金属，金属性较弱，故B正确；c为Al，其氧化物的水化物为氢氧化铝，为两性氢氧化物，不是强碱，故C项错误；d与a属于第ⅥA族，分别为S和O，同一主族的元素非金属性从上到下逐渐减弱，因此a单质的氧化性比d单质的氧化性强，故D错误。C

解析：元素周期表中，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，只有C不正确。问题探究：1．根据元素周期表中各元素原子半径的变化规律，比较碳元素和氟元素、氧元素和硫元素的原子半径大小。2．如何比较电子层结构相同的微粒的半径大小？以O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋为例说明。粒子半径大小的比较知识点二

探究提示：1.C和F是同周期元素，同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径C大于F；O和S为同主族元素，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，所以原子半径S大于O。2．电子层结构相同时，核外电子数必定相等，其微粒半径随核电荷数的增加而减小，故离子半径：O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。|

|

|

下列粒子半径大小的比较中，正确的是 (

)A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－ B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋C．Na<Mg<Al<S D．Cs＋＞Rb＋＞Na＋＞K＋典例2B

解析：Na＋、Mg2＋、Al3＋、O2－的核外电子排布相同，核电荷数越大，微粒的半径就越小，应是Al3＋<Mg2＋<Na＋<O2－，A项错误；S2－、Cl－具有相同的电子层排布，但Cl－的核电荷数较大，所以其半径较小：Na＋、Al3＋的核外电子排布相同，Na＋的核电荷数较小，故其半径较大，而且Cl－比Na＋多一个电子层，显然Cl－的半径大于Na＋，这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。规律方法指导：“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。〔变式训练2〕下列粒子半径之比小于1的是 (

)A．r(Na＋)/r(Na)

B．r(Cl－)/r(Cl)C．r(Na)/r(Mg) D．r(Ca)/r(Mg)A

名师博客呈现常见10电子和18电子微粒总结D

课堂达标验收夯基提能作业

第四章物质结构元素周期律第二节元素周期律第2课时元素周期表和元素周期律的应用学习目标核心素养1．知道元素周期表的简单分区，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。1．通过对“元素周期表的简单分区”的学习，增强宏观辨识与微观探析、证据推理与模型认知的能力。2．通过对“元素周期表、元素周期律应用”的学习，培养科学探究精神和社会责任感。课前素能奠基课堂素能探究课堂达标验收夯基提能作业新课情境呈现名师博客呈现新课情境呈现元素周期律和元素周期表的诞生是19世纪化学科学的重大成就之一，具有重要的哲学意义、自然科学意义和实际应用价值。门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种尚未发现的元素，为它们在周期表中留下空位。例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。镓的性质与门捷列夫推测的一样。门捷列夫还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”。你知道门捷列夫是如何做出如此准确的预测的吗？门捷列夫作出这一伟大预言的科学依据是什么？元素周期表中元素性质之间存在着怎样的内在联系呢？课前素能奠基知识回顾1．元素周期表中，同一周期从左到右，金属性逐渐________，非金属性逐渐________；同一主族自上而下，金属性逐渐________，非金属性逐渐________。2．元素周期表中，第三周期中金属与非金属分界处的元素是____________和____________。3．常用作半导体材料的硅，在元素周期表中的位置是____________________。减弱增强增强减弱铝(Al)

硅(Si)

第三周期第ⅣA族

新知预习一、元素周期表的分区及化合价规律1．元素周期表与元素周期律的关系元素周期律的发现，对化学的发展有很大影响。______________是______________的表现形式，反映了元素之间的____________，是学习、研究、应用化学的一种重要工具。元素周期表元素周期律内在联系2．元素周期表的金属区和非金属区(1)请填写出图中序号所示的内容①________②________③________④________⑤________⑥________⑦________⑧__________(2)分界线的划分：沿着周期表中______________________________和__________________________之间画一条虚线，虚线的左面是________元素，右面是__________元素。增强减弱增强增强Al

Si

金属非金属B、Si、As、Te、At

Al、Ge、Sb、Po

金属非金属(3)分界线附近的元素，既能表现出一定的__________，又能表现出一定的____________，故元素的__________和____________之间没有严格的界线。(4)周期表的左下方是金属性最强的元素，是______元素(放射性元素除外)；右上方是非金属性最强的元素，是______元素；最后一个纵行是0族元素。金属性非金属性金属性非金属性铯氟3．元素化合价与元素在周期表中位置的关系(1)价电子元素的化合价与原子的______________有密切关系，所以，元素原子的______________也叫价电子。主族元素的价电子是______________，过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。最外层电子最外层电子最外层电子(2)主族元素最高正化合价＝____________＝________________(价电子数)。(3)非金属元素的化合价①最高正化合价等于原子所能失去或偏移的________________。②最低负化合价等于使它达到_________稳定结构所需要得到的电子数。主族序数最外层电子数最外层电子数8电子二、元素周期表和元素周期律的应用1．元素的位置、结构、性质之间的关系元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和性质。可根据元素在周期表中的位置推测元素的结构和性质，也可以根据元素的原子结构推测其在周期表中的位置和性质。其关系可表示为2．寻找新元素3．发现物质的新用途预习自测1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。(1)主族元素最高正价与最低负价的绝对值之和都等于8 (

)(2)金属元素只表现金属性，非金属元素只表现非金属性，不表现金属性 (

)(3)高氯酸(HClO4)是酸性最强的含氧酸，所以氯元素是非金属性最强的元素 (

)(4)在周期表中的氯、磷、硫元素附近探索研制农药的材料，所以这几种元素的化合物都有毒 (

)(5)锗也可以作半导体材料 (

)×

×

×

×

√解析：(1)不一定，如氢元素最高正价为＋1价，最低负价为－1价，绝对值之和等于2。(2)位于金属与非金属分界线附近的元素既表现金属性又表现非金属性。(3)氟元素非金属性最强。(4)氯、磷、硫的化合物不一定有毒，如NaCl。(5)锗位于金属与非金属的分界线附近，可作半导体。2．下列对非金属元素(除稀有气体外)的相关判断正确的是 (

)①非金属元素都是主族元素②