元素周期律导学案

第一章第二节元素周期律（1）编写：2013学年高一化学【学习目标】1、了解原子核外电子的排布；2、 掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律；3、 微粒半径及大小的比较。【学习重点】元素化合价，原子半径随原子序数的递增的变化规律， 原子及微粒半径大小比较【基础知识】一、原子核外电子的排布：1•原子核外的电子由于能量不同，它们运动的区域也不同。通常能量低的电子在离核 的区域运动，能量高的电子在离核 的区域运动。2.表示方法电子层（n）1234567对应符号3•排布规律⑴按能量由低到高，即由内到外，分层排布。第1层最多只能排 个电子第2层最多排_个电子第3层最多排_个电子除K层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多只能有 个（K层最多有 个）注意：以上各项是相互联系的，不能孤立地理解、应用其中的某一部分。⑵根据核外电子排布的规律，请划出 1-20号原子结构示意图。二、化合价的周期性变化［科学探究1］标出1—18号元素的化合价，找出规律。原子序数最高正价或最低负价的变化1~2+13~10+1 ► +4 k+5-4 ► -111~18+1 ► +4 ►+5 ►+7-4 ► -1结论：随着原子序数的递增，元素 也呈现周期性变化。三、原子半径的递变规律

兀素符号HHe原子半径nm0.037兀素符号LiBeBCNOFNe原子半径nm0.1520.0890.0820.0770.0750.0740.071B兀素符号NaMgAlSiPSClAr原子半径nm0.1860.1600.1430.1170.1100.1020.099总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐 ，呈现周期性变化。四、微粒半径大小的比较1原子半径大小的比较同主族，从上到下，原子半径逐渐 。同周期，从左到右，原子半径逐渐 2、离子半径大小的比较(1)具有相同电子层结构的离子半径大小的比较电子层数相同，随核电荷数增加，原子核对核外电子吸引能力 ，半径 。同主族离子半径大小的比较元素周期表中从上到下，电子层数逐渐 ，离子半径逐渐 。(3)同一元素的不同离子的半径大小比较同种元素的各微粒，核外电子数越多，半径 ，高价阳离子半径 低价离子半径。【自主探究】⑵具有最低负化合价的是 ⑷只有氧化性的是 ⑵具有最低负化合价的是 ⑷只有氧化性的是 ⑶只有还原性的是 【探求新知】一、 原子核外电子的排布1、电子的特征:电子的运动具有区别于宏观物体的几大特征 ：31质量很 (9.10910-kg); (2)带 电荷；⑶运动空间范围 (直径约10-10m);(4)运动速度 。因此，电子的运动特征就与宏观物体的运动有着极大的不同 它没有确定的轨道。2、核外电子的排布规律•电子是在原子核外距核由—及 、能量由—至 的不同电子层上分层排布；•电子一般总是尽先排在能量最_的电子层里，即最先排第 层，当第―层排满后，再排第 层，等等。（3） •每层最多容纳的电子数为 （n代表电子层数）;（4）最外层电子数则不超过 个（第一层为最外层时，电子数不超过 个）。次外层电子数则不超过 个，倒数第三层电子数则不超过个。3、电子的能量咼低与离核远近的关系：电子层123 4n电子层符号KLM N离核距离近・远电子的能量()一()最多能容纳的电子数2818 322n24、对原子最外层电子数随原子序数变化情况，能得出什么结论？【结论】随着原子序数的递增， 【随堂训练】：1请画出原子序数分别为： 37、53、86的原子结构示意图。2、113号元素原子核外有几个电子层？最外层电子数？此元素在周期表中何位置？属于金属元素还是非金属元素？3、如果将来填满第八周期，此周期将有多少种元素?TOC\o"1-5"\h\z4、 下列说法中，不正确的是（ ）A、在含有多个电子的原子里，电子是分层排布的 ；B、在原子核外的各电子层中，能量高的离核近，能量低的离核远 ；C、在原子核外的各电子层中，层数大的能量高，层数小的能量低 ；D、 在原子核外的各电子层中，层数大的离核远，层数小的离核近。5、某元素原子最外层电子数为次外层电子数的 3倍，该元素原子核内质子数为（ ）A、13 B、7 C、8 D、106、某原子共有5个电子层，则其0层最多容纳电子 个，N层最多容纳电子 个。二、 化合价的周期性变化对于元素主要化合价的变化，你的结论是什么？【结论】随着原子序数的递增， 。且有以下量的关系：最高正价+I最低负价丨= ,最高正价==最外层电子数（主族元素，除O,F）。三、 原子半径的递变规律

对于原子半径的变化，你的结论是什么？【结论】随着原子序数的递增， 且有规律：电子层数相同的元素的原子随原子序数的增加，半径逐渐 。影响原子半径的因素：（1）电子层数相同时，影响原子半径的因素是什么？（2）最外层电子数相同时，其影响因素是什么？【结论】影响原子半径的因素：电子层数相同，质子数越多，吸引力越大，半径越 ；最外层电子数相同，电子层数越多，电子数越多，半径越 。附：粒子半径大小比较一般规律：1、 一般而言，电子层数越多，半径越大；如：同主族从上到下原子半径逐渐增大。2、 当电子层数相同时，质子数越大，半径越小；如：同周期从左到右原子半径逐渐减小。3、 同种元素的不同粒子，电子越多，半径越大。如：Na Na+Cl— Cl Fe2+ Fe3+4、 当微粒核外电子层排布完全相同时，微粒质子数越大，微粒的半径反而越小；【随堂训练】：7、下列元素的原子半径依次减小的是（ ）A、Na、Mg、Al B、F、0、NC、02-、F-、Na+D、C、P、Si【自主探究】根据1—18号元素的原子结构示意图 ，体会元素性质和原子结构的关系。【迁移与应用】2.下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。+14)2933+14)2933•现有微粒结构示意图，试填表，当 n取不同值时相对应的微粒名称和微粒符号。n值微粒名称微粒符号你所知道的10电子微粒还有哪些?【阅读、思考、交流】 阅读教材，思考、交流下列三个问题：1•元素的化学性质与原子的最外层电子排布有什么关系 ？金属钠、金属镁在化学反应中常表现出还原性，而氧气、氯气在化学反应中常表现出氧化性，你能用原子结构的知识对这一事实进行解释吗？2•金属元素原子最外层电子数非金属元素原子最外层电子数一般是多少3•元素的化合价的数值，与原子的电子层结构特别是最外层电子数有什么关系【课堂练习】TOC\o"1-5"\h\z1、 某元素的原子核外有3个电子层，最外层有4个电子，该原子核内的质子数为（ ）A、14 B、15 C、16 D、172、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、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、电子层数， C是 元素。4、若aAn+与bB2-两种离子的核外电子层结构相同，贝V a的数值为（ ）b+n+2 B.b+n-2 C.b-n-2 D.b-n+25、某元素的核电荷数是电子层数的 5倍，其质子数是最外层电子数的 3倍，该元素的原子结构示意图为 6、 今有甲、乙、丙、丁四种元素。已知：甲元素是自然界中含量最多的元素；乙元素为金属元素，它的原子核外K层、L层电子数之和等于M、N层电子数之和；丙元素的单质及其化合物的焰色反应都显黄色；氢气在丁元素单质中燃烧火焰呈苍白色。（1） 试推断并写出甲、乙、丙、丁四种元素的名称和符号；（2） 写出上述元素两两化合成的化合物的化学式。【过关测试】核电荷数为16的元素和核电荷数为4的元素的原子相比较， 前者的下列数据是后者的4倍的是（ ）A•电子数 B•最外层电子数 C.电子层数 D.次外层电子数2•下列数字为几种元素的核电荷数，其中原子核外最外层电子数最多的是 （ ）

B.14C.16B.14C.16D.17•某原子核外共有n个电子层（n>3），则（n一1）层最多容纳的电子数为A.8 B.18 C.32 D..A、B两原子，A原子L层比B原子M层少3个电子，B原子LL层电子数的2倍，则A、B分别是A.硅和钠 B.硼和氮某元素原子最外层电子数为次外层电子数的A.3 B.7 C.8（）2（n一1）2层电子数恰为A原子（）C.碳和氯 D.碳和铝3倍，则该元素原子核内质子数为D.10甲、乙两微粒都只含有一个原子核，且核内具有相同数目质子，这两微粒一定是A.同种原子B.同种元素C.互为同位素D.具有相同的核外电子排布有A、B两种元素，已知元素A的核电荷数为a,且A3-与Bn+的电子排布完全相同，则元素B的核电荷数为 （ ）A.a—A.a—n一3B.a+n+3C.a+n一3D.a—n+3TOC\o"1-5"\h\z&某粒子的核外电子数之和为偶数，该粒子可能足下列中的 （ ）扎沁 B.?4N c.；7o D.^cr9.由短周期两种元素形成化合物 A2B3,A3+比B2-少一个电子层，且A3+具有与Ne原子相同的核外电子层结构，下列说法正确的是 （ ）A.A2B3是三氧化二铝 B.A3+与B2-最外层上的电子数相同C.A是第2周期第川A族的元素D.B是第3周期第WA族的元素10.两种元素原子的核外电子层数之比与最夕 ｝层电子数之比相等，则在核电荷数为 I到18的元素中，满足上述关系的元素共有 （ ）B.4对 C.5对 D.6对（08年北京高考卷）X、Y均为元素周期表中前20号元素，其简单离子的电子层结构相同，下列说法正确的是 （ ）由mXa%nYb-，得m+a=n-bX2-的还原性一定大于Y-X、Y—定不是同周期兀素HmX—疋大于HnHmX—疋大于HnY不能形成原子数之比为 1:1稳定（08年全国高考1卷）下列各组给定原子序数的元素,TOC\o"1-5"\h\z化合物的是 （ ）3和17 B.1和8 C.1和6 D.7和12（08年广东理科基础卷）下列有关原子结构和元素周期律表述正确的是 （ ）原子序数为15的元素的最高化合价为+ 3四A族元素是同周期中非金属性最强的元素第二周期WA族元素的原子核电荷数和中子数一定为 6原子序数为12的元素位于元素周期表的第三周期H A族A.①② B.①③ C.②④ D.③④（08年广东理科基础卷）根据表1信息，判断以下叙述正确的是 （ ）

表1部分短周期元素的原子半径及主要化合价兀素代号LMQRT原子半径/nm0.1600.1430.1120.1040.066主要化合价+2+3+2+6、一2—2A.氢化物的沸点为H2T<H2R B.单质与稀盐酸反应的速率为 L<QC.M与T形成的化合物具有两性 D.L2+与R"的核外电子数相等【疑点反馈】：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）（导学案）第一章第二节元素周期律（2）编写：2013学年高一化学【学习目标】1、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数递增而呈现周期性变化规2、通过实验操作，培养学生实验技能。【学习重点】1、元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律2、元素周期律的本质【复习巩固】1核外电子的排布的规律有哪些？2.写出下列离子的离子结构示意图： Mg2+F-Br-Ca2+【基础知识】、元素的金属性、非金属性强弱判断依据。性质强弱判断依据金属性1•根据金属单质与水或酸反应置换出氢的难易程度。 置换出氢越容易，则金属性越强。2•根据金属元素最高价氧化物对应的水化物碱性强弱。 碱性越强，则金属元素的金属性越强。3•根据对应阳离子氧化性强弱判断。金属阳离子氧化性越弱，贝U元素金属性越强。非金属性1•根据非金属单质与H2化合生成氢化物的难易或氢化物的稳定性程度。越容易与H2化合，则生成的氢化物越稳定，非金属性越强。2•根据非金属元素最高价氧化物对应的水化物酸性强弱。酸性越强 ，则兀素的非金属性越强。3.根据对应阴离子还原性强弱判断。阴离子还原性越弱，则元素非

金属性越强。、第三周期元素性质变化规律［实验一］Mg、Al和水的反应：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试管中，加入2~3ml水，并滴入两滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿，分别用酒精灯给两试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。NaMgAl与冷水反应现象化学方程式与沸水反应现象化学方程式结论最高价氧化物对应的水化物碱性强弱NaOHMg(OH)2中强碱Al(OH)3［实验二］Mg、Al与稀盐酸反应比较MgAl现象反应方程式结论［总结］Na、Mg、Al与水反应越来越 ，对应氧化物水化物的碱性越来越 金属性逐渐 。如何判断硅、磷、硫、氯四种非金属元素原子得电子能力的相对强弱？阅读 ［资料］:SiPSCl单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应加热光照或点燃时发生爆炸而化合最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性强弱H2SQ3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HCIO4强酸（比H2SO4酸性强）结论阅读探究：请完成表格元 素硅磷硫氯单质与氢气反应难易气态氢化物化学式稳定性最高价氧化物对应水化物化学式酸性结 论硅、磷、硫、氯四种非金属兀素原子得电子能力逐渐增强［小结］第三周期元素NaMgAlSiPSCl，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 TOC\o"1-5"\h\z【总结】同一周期从左到右，元素原子失去电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 <三、 同周期元素性质递变规律同周期从左到右，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。四、 元素周期律（1）定义： （2）实质： 。【自主探究】根据1—18号元素的原子结构示意图 ，体会元素性质和原子结构的关系。【跟踪练习】1、 元素周期律的内容和实质是什么？2、 下列元素原子半径最大的是（ ）A、Li B、FC、NaD、Cl3、 下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是（ ）2+2+ 2+ 2++-A、LiNaKB、BaCaMg C、CaKClD、NOF4、某元素气态氢化物的分子式为H2R,，该元素的最高价氧化物的分子式为 •该元素的最高价氧化物对应的水化物的分子式为 。【过关测试】

A组1.请画出Na、Mg、Al的原子结构示意图Na、Mg、Al的化合价分别是 ，推测：它们的失电子能力逐渐 ，金属活泼性逐渐 2.Na与冷水反应的方程式为 Mg与热水反应的方程式为 能够证明Mg与热水反应放出的气泡是氢气的方法是 TOC\o"1-5"\h\z能够证明Mg与热水反应生成了碱的方法是 ，现象是 。证明NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱的现象是 从以上实验得知，三种金属化学活泼性顺序为 ，你判断的依据是 2.请画出Si、P、S、Cl四种非金属的原子结构示意图，它们的主要化合价是 ,根据推测金属活动性的经验，可以推测这四种非金属原子的得电子能力逐渐 。写出Si、P、S、Cl四种氢化物的化学式 ，它们的稳定性依次_可以从非金属与 反应，生成 的难易程度，或者 的热稳定性，或者非金属之间的 反应，推测非金属之间的活泼程度。 Si、P、S、Cl的活泼性顺序为 ，或者说非金属性逐渐 。4•综合第三周期的8种元素性质变化规律的例子，我们可以得出以下的规律：同一个周期的元素， 相同，但是 逐渐递增，—电子能力逐渐 , 电子能力逐渐_，从宏观方面看来，就是 性逐渐减弱， 性逐渐增强。这种元素的性质随着原子序数的递增而呈规律性的变化， 称之为 。第四周期某主族元素的原子，它的最外电子层上有 2个电子，下列关于此元素的叙述正确的是 ( )B、氯化物难溶于水DB、氯化物难溶于水D、碳酸盐易溶于水C、原子半径比镁的原子半径大6•某元素X的气态氢化物的分子式为H2X，则X的最高正价含氧酸的分子式为( )A、H2XO3 B、H2XO4 C、HXO3D、HXO4X、Y是元素周期表四A族的两种元素。下列叙述中不能..说明X的非金属性比Y强的()A.X原子的电子层数比Y原子的电子层数少 B.酸性：HXO4>HYO4

C.X的气态氢化物比YC.X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定【过关测试】B组下列各组元素性质的递变情况错误的是A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多C.N、0、F原子半径依次增大2•某元素的最高正价与最低负价的代数和为A.4 B.5 C.63•某元素x的气态氢化物化学式为 H2XA•该元素的原子最外层上有 6个电子C•该元素是非金属元素 DD.Y单质能将X从NaX溶液中置换（）P、S、C1元素最高正价依次升高D.Na、K、Rb的电子层数依次增多4,则该元素原子的最外层电子（ ）D.74•元素的性质呈周期性变化的根本原因是A.元素相对原子质量的递增，量变引起质变C•元素原子的核外电子排布呈周期性变化，下面的叙述不正确的是 （ ）B•该元素最高价氧化物的化学式为 XO3•该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为 H2XO3（）B.元素的原子半径呈周期性变化D.元素的金属性和非金属性呈周期性变化TOC\o"1-5"\h\z5.M、N两种元素的原子，当它们每个原子获得两个电子形成稀有气体元素原子的电子层结构时，放出的能量M大于N，由此可知 （ ）A.M的氧化性小于N B.M的氧化性大于NC.N2+的还原性小于M2- D.N2-的还原性大于M2-下列递变规律正确的是 （ ）A.O、S、Na、K原子半径依次增大B.Na、Mg、A1、Si的还原性依次增强C.HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强D.KOH、Ca（OH）2、Mg（OH）2、A1（OH）3的碱性依次增强下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是 （ ）A.A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少B.A原子的电子层数比B原子的电子层数多C.1molA从酸中置换出的H2比1molB从酸中置换出的出多D.常温时，A能从水中置换出H2,而B不能•&（2007广东）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第二周期元素从Li到F,非金属性逐渐增强因为Na比K容易失去电子，所以Na比K的还原性强D.O与S为同主族元素，且O比S的非金属性强下列叙述正确的是同周期元素中，第四A族元素的原子半径最大B•现已发现的零族元素的单质在常温常压下都是气体C•第WA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子D•所有的主族元素的简单离子的化合价与其族序数相等周期表中关于主族元素性质的叙述不正确的是 ( )A•主族序数等于原子最外层电子数B•主族元素最高正化合价等于最外层电子数C.第n主族元素其最高正化合价为十 n价，最低负化合价绝对值为 8-n(n>4)D•第n主族元素其最高价氧化物分子式为 R2On,氢化物分子式为RHn(n>4)TOC\o"1-5"\h\z下列关于稀有气体的叙述不正确的是 ( )A•原子的最外电子层上都有 8个电子B.其原子与同周期IA、nA族元素的简单阳离子具有相同的核外电子排布C•化学性质非常不活泼 D・范德华半径比同周期四A族元素原子的大12•短周期元素X、Y和Z,已知X元素原子最外层只有1个电子，Y元素原子的M层上的电子数是它的K层和L层电子总数的一半，Z元素原子的L层上的电子数比Y元素原子的L层上的电子数少2个，则三种元素所形成的化合物的分子式不可能是 ()A•X2YZ4 B•XYZ3 C.X3YZ4 D•X4Y2Z713.A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素， A和B最高价氧化物对应的水化物显碱性，且碱性B>A;C、D两种元素对应的气态氢化物的稳定性 C>D。则它们的原子序数由小到大的顺序是 ( )A.B<A<C<D<E B.A<E<B<C<D C.E<B<A<C<D D.B<A<E<D<C.超重元素稳定岛"的预言：自然界中可能存在着原子序数为 114的元素的稳定同位素X。请根据原子结构理论和元素周期律，预测：它在周期表的哪一周期？哪一族？是金属还是非金属？写出它的最高价氧化物、氢氧化物 (或含氧酸)的化学式，并估计后者的酸碱性。它与氯元素能生成几种化合物？哪种较为稳定？.(08年全国天津卷)W、X、Y、Z是原子序数依次增大的同一短同期元素， W、X是金属元素，Y、Z是非金属元素。W、X各自的最高价氧化物对应的水化物可以反应生盐和水， 该反应的离子方程式为W与Y可形成化合物W2Y，该化合物的化学式为 。Y的低价氧化物通入Z单质的水溶液中，发生反应的化学方程式为 比较Y、Z气态氢化物的稳定性_>_(用分子式表示)W、X、Y、Z四种元素简单离子的离子半径由大到小的顺序是：>>【疑点反馈】：(通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来)(导学案)第一章第二节元素周期律(3)编写：2013学年高一化学【学习目标】(1)、掌握元素周期表和元素周期律的应用。、了解周期表中金属元素、非金属元素分区。、掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系。【学习重点】 位、构、性”的推导，周期表、周期律的应用【复习巩固】1、什么是元素周期律？ (元素性质随着元素原子序数的递增呈现周期性变化)TOC\o"1-5"\h\z2、画出S2-离子的结构示意图，并且从示意图判断 S元素属于 周期， 族,表现为S原子易 电子，化合价最低为 价，最高正价为 价。3、原子核外有10个电子的原子是 ，分子有 共六种,阳离子有 ，阴离子有 。4、短周期中，原子的最外层电子数是次外层电子数 2倍的是 ，3倍的是 ，4倍的是 ，1/2倍的是 ，1/4倍的是 ;原子最外层电子数等于次外层电子数的有 ;原子各电子层都满足2n2的有 。【基础知识】一、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系认真观察下表，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□0DO□0noI■非金属性逐渐2□30405□6U□7金属性逐渐思考：1、同一周期元素的金属性和非金属性变化有何规律？从左向右，元素的金属性逐渐（ ），非金属性逐渐（ ）。试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：同一周期元素，（ ）相同。从左向右，核电荷数（ ），原子半径（ ），失电子的能力逐渐（ ），得电子的能力逐TOC\o"1-5"\h\z渐（ ）。2、同一主族元素的金属性和非金属性变化有何规律？自上而下，元素的金属性逐渐（ ），非金属性逐渐（ ）。试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：同一主族元素， 最外层电子数相同。 自上而下，电子层数（ ），原子半径（ ），失电子的能力逐渐（ ），得电子的能力逐渐（ ）。【课堂练习1】X、丫是元素周期表中的两种元素。 下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是 （ ）A、 X原子的电子层比Y原子的电子层数多B、 X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低C、 X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定D、 Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来二、 元素的化合价与元素在周期表中位置的关系思考：1、标出下列有下划线元素的化合价：NaClMgCI?AlCI3H23O3H3PO4H2SO4HQO42、总结最高正化合价与什么有直接关系？得出结论：主族元素最高正化合价= = = 思考：写出下列化合物中有下划线元素的化合价： Na2CO3与CH4H2SO4与HSHCI与HC1O4分析最高正化合价与最低负化合价之间的关系，并解释其原因。TOC\o"1-5"\h\z得出结论： 。【练习】元素X最高价氧化物对应水化物的化学式 HXO4,则其气态氢化物化学式 ;若其水溶液呈现酸性，且能与 AgNO3溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是 .三、 元素周期律、元素周期表的应用1、预测未知物的位置与性质【课堂练习2】1、Ra（镭）是原子序数最大的第nA族元素，下列说法不正确的是（ ）A、 原子半径是第nA族中最大的B、 遇冷水能剧烈反应C、 位于第七周期D、 Ra（OH）2是两性氢氧化物2、寻找所需物质在 能找至y制造半导体材料，女口 ；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。例1:某元素的气态氢化物化学式为 H2R，此元素最高价氧化物对应水化物的化学式可能为（ ）A.A.H2RO3B.H2RO4C.HRO3 D.H3RO4例2:周期表前20号元素中，某两种元素的原子序数相差 3周期数相差1,它们形成化物时TOC\o"1-5"\h\z原子数之比为1:2。写出这些化合物的化学式是 。【课堂练习3]1.主族元素的最高正化合价一般等于其 序数，非金属元素的负化合价等于 。2•卤族元素的原子最外层上的电子数是 ，其中，非金属性最强的是_。卤素的最高价氧化物对应水化物的化学式是 （以X表示卤素）。3•下列性质的递变中，正确的是 （ ）O、S、Na的原子半径依次增大LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增强HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强HCI、HBr、HI的还原性依次减弱4•某元素X的原子序数为52,下列叙述正确的是 （ ）X的主要化合价是-2、+4、+6X可以形成稳定的气态氢化物X的最高价氧化物对应水化物的酸性比 HBrO4的酸性强X原子的还原性比碘原子强TOC\o"1-5"\h\z5•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 （ ）铍的原子半径大于硼的原子半径氯化铍化学式中铍原子的最外层电子数是 8*氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱单质铍跟冷水反应产生氢气6、在一定条件下RO3■与R-发生如下反应：RO3-+5R-+6H+=3R2+3H2O,下列关于R的叙述中正确的是（ ）A、 R的最外层电子数为5;B、 R的氢化物的水溶液属于强酸；C、 RO3-中的R只能被还原；D、 R2在常温常压下一定是气体。【探求新知]【探求新知]」、元素位、构、性”之间的关系位置反映位置反映周期序数=主族序数=决定反映性质原子结构主要化合价决定得失电子能力1注意：元素位、构、性”规律中的特例：（1） 一般原子的原子核是由质子和中子构成的，但核素氕无中子；（2） 元素周期表中每一周期从金属元素开始，但第一周期从氢元素开始；（3）大多数元素在自然界中有稳定的同位素，但 Na、F、P、Al等元素却未发现稳定的同位素；（4） 所有元素中，由碳元素形成的化合物种类最多；（5）元素原子序数大，相对原子质量不一定大 ，如i8Ar19K相对质量分别是40、39；（6） 非金属单质一般不导电，但石墨导电，硅是半导体；（7）非金属氧化物一般是酸性氧化物，但 NO、CO不是酸性氧化物；（8）氟是四A族元素，只有—1价，无正价；氧一般显—2价，在Na2O2显—1价，但在OF2中显+2价；氢显+1价，但在NaH中显—1价。【练习】1、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）种类由决定⑵兀素种类由 决疋⑶兀素冋位素由 决疋⑷兀素在周期表中的位置由决定⑸兀素的原子半径由决定⑹兀素主要化合价由决定⑺兀素的化学性质主要由决定⑻价电子通常是指 、兀素周期表的重要意义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，请你根据教材所给资料和你在网上查阅结果，分别举例说明。【结论】1、学习和研究化学的重要工具；2、 指导科学研究，如发现新元素；3、 指导生产实践，如寻找新材料、催化剂、制冷剂、探矿等；4、论证了量变质变规律”；【小结】主族元素原子得、失电子能力强弱与元素在周期表中的位置关系IAna川AIVAVA WAvna01稀有元素原子得电子能力逐渐增强2B气体元素3AlSi4GeAs5SbTe6PoAt7【自主探究】（08年海南高考卷）根据元素周期表1—20号元素的性质和递变规律，回答下列问题。（1） 、属于金属元素的有 种，金属性最强的元素与氧反应生成的化合物有 （填两种化合物的化学式）；（2） 、属于稀有气体的是 （填元素符号，下同）；TOC\o"1-5"\h\z（3） 、形成化合物种类最多的两种元素是 ；（4） 、第三周期中，原子半径最大的是 （稀有气体除外） ；（5） 、推测Si、N最简单氢化物的稳定性 大于 （填化学式）。【过关检测】A组1、 下述事实能够说明硫原子得电子能力比氯弱的是（ ）（A）硫酸比盐酸稳定（B）氯化氢比硫化氢稳定（C）盐酸酸性比氢硫酸强 （D）硫酸酸性比高氯酸弱2、电子层数相同的三种元素X、Y、Z,它们最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱顺序为：HXOQ出丫04>H3ZO4,下列判断错误的是（ ）（A）原子半径X>Y>Z （B）气态氢化物稳定性X>Y>Z（C）元素原子得电子能力X>Y>Z（D）单质与氢气反应难易X>Y>Z3、 按C、N、0、F的顺序，下列递变规律错误的是（ ）（A）原子半径逐渐增大 （B）元素原子得电子能力逐渐增强（C）最高正化合价逐渐增大 （D）气态氢化物稳定性逐渐增大4、由A、B两种元素组成的化合物，如果A、B两种元素的原子最外层电子数分别是 1和6,则化合物的化学式可能是（ ）。A、AB2B.A2B C、AB D、A2B25、砹是原子序数最大的卤族元素，推测砹和砹的化合物不可能具有的性质是（ ）。A.砹是有色固体 B.砹易溶于有机溶剂砹化氢很稳定 D.砹化银不溶于水6、 有X、Y、Z三种元素，其中X、Y属于同一主族，加热时，其单质都能与氢气形成气态氢化物H2X，H2Y。常温下，X单质为气态，X与Y可形成两种化合物YX2和YX3,丫、Z均在X的下一周期，而Z可与X生成化合物Z2X和Z2X2。试写出：TOC\o"1-5"\h\z（1）元素名称X 、Y 、Z ；（2）化合物Z2X2与H2X反应的化学方程式 ；（3）两个由X、Y、Z三种元素所组成物质的化学式 。7、元素周期表在指导科学研究和生产实践方面具有十分重要的意义，请将下表中 A、B两栏描述的内容对应起来。ABAB①制半导体的兀素（a）川