2018-2019学年人教版必修二 第1章 第二节 元素周期律第2课时 学案
人教版必修二第一章第二节《元素周期律》(第2课时)教案
【教学设计】必修Ⅱ第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律（第2课时）一、教材分析：在本节中，这些知识将更加细化，理论性更强，体系更加完整。
学生已经学习了原子的构成、核外电子排布和元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些为本节的学习奠定了一定的基础。
通过学习，可以使学生对于所学元素化合物等知识进行综合、归纳。
同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学知识系统化、络化。
本节用第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律。
二、教学目标：1、知识与技能：（1）掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。
（2）通过实验操作，培养学生实验技能。
2、过程与方法：（1）自主学习，归纳比较元素周期律。
（2）自主探究，通过实验探究，培养学生探究能力。
3、情感、态度与价值观：培养学生辩证唯物主义观点——量变到质变规律三、教学重点难点：重点：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。
难点：探究能力的培养四、学情分析：元素周期律的是高中化学的基础理论内容，但是元素性质的周期性变化可以从资料进行分析而得出的，所以，要注意激发学生的学习主动性，让学生去动手实验获取证据，让学生去分析图表、资料获取信息。
具体来说，对于元素的金属性的周期性变化，可以由学生在分组实验的基础上，观察Na与冷水、Mg与冷水、Mg与沸水、Mg和 Al与同浓度盐酸反应的剧烈程度，根据获得的第一手证据，来推导出结论。
元素的非金属性的周期性变化可以让学生阅读材料、观看实验录像或电脑模拟动画，以获得直观的感性的材料。
五、教学方法：对比、分类、归纳、总结等方法六、课前准备：1．学生的学习准备：预习课本上相关的实验，初步把握实验的原理和方法步骤；完成课前预习学案。
2．教师的教学准备：多媒体课件制作、实物投影仪，课前预习学案，课内探究学案，课后延伸拓展学案。
3．教具准备：两人一组，实验室内教学。
课前打开实验室门窗通风，课前准备好——试管、烧杯、胶头滴管、砂纸、镁带、铝片、试管夹、火柴、酒精灯、酚酞试液、、1m o1/L盐酸，1m o1/LA1C13溶液、3mo1/LNaOH溶液、3mo1/LH2SO4溶液、1m o1/LMgC12溶液。
2018-2019学年高中化学人教版必修2教案：1.2元素周期律 (第2课时)
江南中学化学学科教学设计[复习]1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律；2、填写1——18号元素符号以及它们的原子结构示意图。
[学生活动][投影展示]1～18号元素原子结构示意图。
[提问]请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性变化。
[板书]二、元素周期律[学生活动][投影展示] 随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性原子序数电子层数最外层电子数1～2 1 1～23～10 2 1～811～18 3 1～8结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现——[讲述]从上表可以看出：随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况(H、He除外)，这种周而复始的重现(但并不是简单的重复)的现象，我们称之为周期性。
这就如同我们一年一年的四季更替及学生活中的每天都是24小时一样。
因此，原子核外电子层排布的这种规律性变化，我们便原子序数1 2 元素符号H He 最高正化合价或最低负化合价+1 O原子序数3 4 5 6 7 8 9 10 元素符号Li Be B C N O F Ne主要化合价+1 +2 +3+4、-4+5、-3-2 -1 0原子序数11 12 13 14 15 16 17 18 元素符号Na Mg Al Si P S Cl Ar 最高正化合价或最低负化合价+1 +2 +3+4、-4+5、-3+6、-2+7、-1结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周其性变化。
［板书］随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。
［过渡］下面我们通过第三周期元素的一些化学性质来探讨元素的金属性与非金属性有何变化。
［提问］假如我们要用实验来验证这个结论，又应从哪些方面着手呢？［学生回答，教教师板书］1.单质跟水(或酸)2.最高价氧化物的水化物——1.跟氢气学生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳2.［教师］一般，对于金属元素我们主要研究其金属性，对于非金属元素我们主要研究其非金属性。
2018-2019学年人教版必修2教学目标说明学案
人教版高中化学（必修2）知识与技术教课目的说明第一章物质构造元素周期律第一节元素周期表基本的要求①能描绘元素周期表的构造（周期、族），知道元素在周期表中的地点。
②认识 1— 18 号元素原子核外电子的排布。
③以Ⅰ A 和Ⅶ A 族为例，掌握同一主族内元生性质递变规律与原子构造的关系。
④认识核素、同位素的观点，知道C、 H、 O常有的同位素及其应用。
弹性的要求①核外电子排布规律②认识元素的金属性强弱的比较方法发展的要求不宜拓展第二节元素周期律基本的要求①掌握元素周期律的涵义和实质。
②以第 3 周期为例，掌握同一周期内元生性质的递变规律与原子构造的关系。
③知道元素化合价与元素在周期表中的地点的关系。
④知道元素周期律和元素周期表对其余与化学有关的科学技术拥有指导作用。
弹性的要求①原子半径与原子构造的关系。
②认识元素的非金属性强弱的比较方法。
发展的要求掌握元素的位、构、性之间的关系不宜拓展第三节化学键基本的要求①知道离子键、共价键的观点以及极性共价键和非极性共价键的观点，能够说出各种化学键的形成。
②知道离子化合物、共价化合物的观点，能够判断常有化合物的类型。
③掌握电子式的表示方法，能够用电子式表示物质的形成过程。
④知道化学键的观点，能够从化学键的变化的角度解说化学反响的实质弹性的要求发展的要求不宜拓展①共价键的键角、键能等观点。
②极性分子和非极性分子第二章化学反响与能量第一节化学能与热能基本的要求①知道化学键的断裂和形成是化学反响中能量变化的主要原由——化学键的断裂要汲取能量，化学键的形成要放出能量。
②知道化学反响过程中质量守恒，能量也守恒。
③经过生产、生活实例认识化学能与热能的互相转变④知道吸热反响和放热反响的观点弹性的要求发展的要求不宜拓展热化学方程式的书写第二节化学能与电能基本的要求①举例说明化学能与电能的转变关系及其应用②初步认识原电池观点、原理、构成及应用③电极反响方程式的书写弹性的要求发展的要求不宜拓展第三节化学反响的速率和限度基本的要求①经过试验认识化学反响速率的观点，知道温度、浓度、反响物状态、催化剂等因素对一个化学反响速率的影响。
高中化学人教版必修2全套精品导学案：第一章第2节元素周期律(第2课时)
导学案学第二节元素周期律（第2课时）课前预习学案一、预习目标预习第一章第二节第二课时的内容，初步了解元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。
二、预习内容（一）1.钠、镁、铝的性质比较：1．第三周期元素性质变化规律：从Na C1 ，金属性逐渐，非金属性逐渐。
2. 同周期元素性质递变规律：从左右，金属性逐渐，非金属性逐渐。
3. 元素周期律（1）定义: 。
（2）实质: 。
三、提出疑惑疑惑点课内探究学案一、学习目标1.能够理解元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。
2.通过实验操作，培养实验技能。
3.重点：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。
4.难点：探究能力的培养二、学习过程（四）Al(OH)的性质随着原子序数的递增，金属性通过本节课的学习，你对元素周期律有什么新的认识？说说看。
四、当堂检测1.从原子序数11依次增加到17，下列所叙递变关系错误的是( ) A.电子层数逐渐增多B.C.最高正价数值逐渐增大D.从硅到氯负价从-4-12.已知X 、Y 、Z 为三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱是：HXO 4＞H 2YO 4＞H 3ZO 4A.气态氢化物的稳定性：HX ＞H 2Y ＞ZH 3B.非金属活泼性：Y ＜X ＜ZC.原子半径：X ＞Y ＞ZD.原子最外电子层上电子数的关系：Y=21(X+Z) 3．元素性质呈周期性变化的原因是A ．相对原子质量逐渐增大B ．核电荷数逐渐增大C ．核外电子排布呈周期性变化D ．元素的化合价呈周期性变化4．元素X 的原子核外M 电子层上有3个电子，元素-2Y 的离子核外有18个电子，则这两种元素可形成的化合物为A ．XY 2B ．X 2Y 3C ．X 3Y 2D ．X 2Y5．A 、B 均为原子序数1～20的元素，已知A 的原子序数为n ，+2A 离子比-2B 离子少8个电子，则B 的原子序数为A ．n ＋4B ．n ＋6C ．n ＋8D ．n ＋106．X 、Y 、Z 是3种短周期元素，其中X 、Y 位于同一族，Y 、Z 处于同一周期。
最新人教版必修二高中化学1.2.2元素周期律(2)导学案
第一章第二节元素周期律（2）【习目标】1、掌握元素的金属性和非金属性随原子序递增而呈现周期性变规2、通过实验操作，培养生实验技能。
【习重点】1、元素的金属性和非金属性随原子序的递增而呈现周期性变的规律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？1电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布；2每层最多容纳的电子为22(代表电子层)；3电子一般总是尽先排在能量最低的电子层4最外层电子不超过8个(第一层为最外层时,电子不超过2个)2Mg2+ F- Br-2+【基础知识】一、元素的金属性、非金属性强弱判断依据。
二、第三周期元素性质变规律[实验一] Mg、A和水的反应：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧膜，放入两支小试管中，加入2~3 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。
[实验二]Mg、A与稀盐酸反应比较[总结]N、Mg、A与水反应越越，对应氧物水物的碱性越越，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]2结论阅读探究：请完成表格[小结]第三周期元素N Mg A S P S ，金属性逐渐，非金属性逐渐【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、LB、F 、N D、3、下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是A、L NB、B2+2+ Mg2+、2++- D、N O F4、某元素气态氢物的分子式为H2R,该元素的最高价氧物的分子式为________【基础达标】请画出N、Mg、A的原子结构示意图___________________________________________________________________________ N、Mg、A的合价分别是，推测：它们的失电子能力逐渐，金属活泼性逐渐2．N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能够证明Mg与热水反应生成了碱的方法是，现象是。
人教版必修二第一章第二节《元素周期律》(第2课时)word教案
第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律教案(第2课时)【教学目标】一、知识与技能1、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2、认识元素的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果，从而理解元素周期律的实质二、过程与方法1、学会运用元素周期律和元素周期表指导探究化学知识的学习方法。
2、通过本节课的学习，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，也会以理论来指导后续学习三、情感态度价值观通过自学、思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力【教学重点】元素周期律的涵义【教学难点】元素周期律的实质【教学过程】［引］从上一节我们分析3-9、11-17号元素的得失电子能力强弱可知：当电子层相同时，随着元素原子序数的递增，最外层电子数从1增至8，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，那么元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的变化呈现周期性变化呢？假如我们要用实验来验证自己的假设，又应从哪些方面着手呢？这就是我们本节课所要学习的内容。
［板书］第二节元素周期律(二)［讲］请大家结合课前预习知识回答，判断元素金属性和非金属性的依据。
［投影小结］判断元素金属性强弱的依据1、单质跟H2O 或H+置换出H的难易程度(反应的剧烈程度)反应越易，金属性就越强2、最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性就越强3、金属间的置换反应，单质的还原性越强，金属性就越强4、按金属活动性顺序表，金属性逐渐减弱5、金属阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱判断元素非金属性强弱的依据1、单质跟H2化合的难易程度，条件及生成氢化物的稳定性。
越易跟H2化合，生成氢化物越稳定，说明非金属性就越强2、最高价氧化物对应的水化物酸性越强，说明非金属性越强3、非金属单质间的置换反应。
单质氧化性越强，非金属性越强4、对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱下面，我们就按照这个标准以11-18号元素为例，来研究元素的金属性和非金属性的变化情况，请先填写下表。
化学必修2教案：第一章第二节 元素周期律第2课时 含解
第2课时三维目标知识与技能1．掌握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．通过实验操作，培养学生实验技能。
过程与方法1．自主学习，自主归纳比较元素周期律。
2．自主探究，通过实验探究，培养学生探究能力。
情感、态度与价值观培养学生辩证唯物主义观点：理解量变到质变的规律。
要点提示教学重点：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。
教学难点：探究能力的培养。
教具准备：多媒体课件、实物投影仪，试管、烧杯、胶头滴管、砂纸、镁带、铝片、试管夹、火柴、酒精灯，酚酞试液、1 mol·L－1盐酸、1 mol·L－1 AlCl3溶液、3 mol·L－1 NaOH 溶液、3 mol·L－1 H2SO4溶液、1 mol·L－1 MgCl2溶液。
教学过程导入新课[师] (微笑)请同学们回忆我们上节课所学的内容：1．元素原子核外电子排布规律有哪些？2．元素的原子半径、主要化合价是如何随原子序数的递增而呈现周期性变化的？学生回答多媒体课件展示：元素原子核外电子排布规律、原子半径和化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律推进新课[师] 上节课我们已经知道了元素原子的电子层排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化。
元素的金属性和非金属性是元素的重要性质，它们是否也随原子序数的递增而呈现周期性的变化呢？这节课，我们就以第三周期元素为例，通过化学实验来判断元素的金属性强弱。
板书：1．第三周期元素性质变化规律请2～3名学生回答，之后教师总结。
多媒体播放：金属性强弱判断依据1．金属与H2O或与酸反应的难易程度。
2．置换反应。
3．最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
【实验一】Mg、Al和水的反应1．分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入2支小试管中，加入2～3 mL水，并滴入2滴酚酞溶液。
观察现象。
过一会儿，分别用酒精灯给2支试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。
2018-2019学年高一化学人教必修二学案：1.2.2元素周期律
第2课时元素周期律一、元素原子结构与其化合价的周期性变化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，同周期元素原子的最外层电子排布呈现由1到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，即每周期，最高正价：＋1到＋7(O无最高正价、F无正价)，最低负价：－4到－1。
粒子半径大小比较的“四同”例1原子序数为3～10的元素，随着核电荷数的递增而逐渐增大的是()A．电子层数B．核外电子数C．原子半径D．化合价考点元素原子结构的周期性变化题点元素原子结构与化合价的周期性变化答案 B解析原子序数为3～10的元素，原子的电子层数都为2，A错误；除了10号稀有气体元素原子外，3～9号元素原子的核电荷数越大，原子半径越小，C错误；因氧无最高正价、氟无正价，D错误。
例2(2018·雅安中学3月月考)下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是()A．K Na Li B．N O FC．Ca2＋K＋Cl－D．Ba2＋Ca2＋Mg2＋考点元素周期律题点粒子半径的大小比较答案 C解析同主族自上而下原子半径逐渐增大，则原子半径大小为Li＜Na＜K，A错误；同周期自左而右原子半径逐渐减小，则原子半径大小顺序为N＞O＞F，B错误；离子电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，则离子半径大小为Ca2＋＜K＋＜Cl－，C正确；离子电子层越多，离子半径越大，则离子半径大小为Ba2＋＞Ca2＋＞Mg2＋，D错误。
思维启迪具有相同电子层结构的离子应注意：(1)所对应的元素在元素周期表中的位置关系是：阴上阳下，如A ＋、B2＋、C －、D 2－，在周期表中的相对位置是：D 2－、C －A ＋、B 2＋。
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第2课时元素周期表和元素周期律的应用[目标导航] 1.知道元素周期表的简单分区。
2.进一步认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
3.了解元素的原子结构、周期表中的位置与元素性质的关系。
4.体会元素周期表和元素周期律在科学研究和工农业生产中的指导意义。
一、元素周期表的分区及元素化合价规律1．金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律请填写出图中序号所示内容。
①增强②减弱③增强④增强⑤Al⑥Si⑦金属⑧非金属点拨 1.周期表的左下方是金属性最强的元素(钫)，右上方是非金属性最强的元素(氟)。
碱性最强的是FrOH，酸性最强的含氧酸是HClO4。
2．由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线，因此，位于分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。
2．元素的化合价与元素在周期表中的位置之间关系主族元素的最高正化合价等于原子所能失去或偏移的最外层电子数，而非金属的负化合价则等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数。
所以，非金属元素的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8。
(1)最高正化合价＝族序数＝原子最外层电子数(O、F除外)(2)最高正化合价＋最低负化合价绝对值＝8。
【议一议】1．判断正误：(1)根据元素周期律可知金属性最强的是钫，非金属性最强的是氦。
()(2)金属不可能具有非金属性，非金属不可能具有金属性。
()(3)锗元素属于金属元素，但也具有一定的非金属性。
()答案(1)×(2)×(3)√二、元素周期表和元素周期律的应用1．根据同周期、同主族元素性质的递变规律判断元素性质的强弱(或大小)。
2．应用于元素“位置—结构—性质”的相互推断。
3．预测新元素为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。
4．寻找新物质(1)在金属与非金属分界线附近寻找半导体材料。
(2)研究氟、氯、硫、磷附近元素，制造新农药。
(3)在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
【议一议】2．将下面左右两侧对应内容连线：答案元素位置、原子结构、元素性质之间的关系【例】如图是元素周期表的一部分，关于元素X、Y、Z的叙述正确的是()①X的气态氢化物与Y的最高价氧化物对应的水化物能发生反应生成盐②Y、Z的气态氢化物的水溶液的酸性：Y<Z③Z的单质在常温下是液体，可与铁粉反应④Z的原子序数比Y大19⑤Z所在的周期中含有32种元素A．①②③④B．①②③④⑤C．只有③D．只有①④答案A解析根据元素周期表的结构，可知R为He，X为N，Y为S，Z为Br；2NH3＋H2SO4===(NH4)2SO4，氢硫酸的酸性小于氢溴酸；Br2在常温下是液体，能与铁粉反应；Br的原子序数为35，S的原子序数为16；Br处于第四周期，该周期包括18种元素。
规律总结同一元素的“位、构、性”关系元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。
即：元素的原子结构元素在周期表中的位置元素的主要性质。
1．结构与位置互推是解题的基础(1)掌握四个关系式。
①电子层数＝周期数。
②质子数＝原子序数。
③主族元素原子最外层电子数＝主族序数。
④主族元素的最高正价＝族序数，最低负价＝主族序数－8。
(2)熟练掌握周期表中的一些特殊规律。
①各周期元素种类数(分别为2、8、8、18、18、32、26)。
②稀有气体元素原子序数(分别为2、10、18、36、54、86)和所在周期(分别在一到六周期)。
③同族上下相邻元素原子序数的关系(相差2、8、18、32等各种情况)。
④同周期ⅡA族与ⅢA族元素原子序数差值(有1、11、25等情况)。
2．性质与位置互推是解题的关键熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：①原子半径。
②元素的主要化合价。
③元素的金属性、非金属性。
④单质的氧化性、还原性。
⑤气态氢化物的稳定性。
⑥最高价氧化物对应水化物的酸碱性。
⑦金属从H2O或酸中置换H2的难易程度3．结构和性质的互推是解题的要素(1)电子层数和最外层电子数决定元素原子的金属性和非金属性强弱。
(2)同主族元素最外层电子数相同，化学性质相似。
(3)正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点。
(4)判断元素金属性和非金属性强弱。
变式训练已知同周期X、Y、Z三种元素的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序是HZO4>H2YO4>H3XO4，下列判断正确的是()A．原子半径按X、Y、Z的顺序逐渐减小B．单质的氧化性按X、Y、Z的顺序减弱C．三种元素阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序增强D．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序减弱答案A解析同周期X、Y、Z三种元素的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序是HZO4>H2YO4>H3XO4，知X、Y、Z的原子序数为X<Y<Z。
同周期元素从左到右单质的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱，原子半径逐渐减小，气态氢化物的稳定性逐渐增强，可知正确选项为A。
1.短周期中三种元素a、b、c在周期表中的位置如图，下列有关这三种元素的叙述正确的是()A．a是一种活泼的非金属元素B．c的最高价氧化物的水化物是一种弱酸C．b的氢化物很稳定D．b元素的最高化合价为＋7价答案C解析根据元素周期表可判断出a、b、c分别为He、F、S，对照选项，C项正确。
2．(双选)关于元素周期表，下列叙述中正确的是() A．在金属元素与非金属元素的分界线附近可以寻找制备半导体材料的元素B．在过渡元素中可以寻找制备催化剂及耐高温和耐腐蚀材料的元素C．在过渡元素区域可以寻找制备新型农药材料的元素D．非金属性最强的元素在元素周期表的最右上角答案AB解析通常用来制造农药的元素有氟、氯、硫、磷等，集中在元素周期表的右上面，而不是在过渡元素区域。
非金属性最强的元素是氟，而不是在元素周期表的最右上角的氦。
3．下列说法正确的是() A．在元素周期表中金属与非金属分界线左边的元素均为金属元素B．Na、Mg、Al的还原性依次减弱C．F、Cl、Br的非金属性依次增强D．NaOH、KOH、Mg(OH)2的碱性依次减弱答案B解析在元素周期表中金属在分界线左边，但分界线左边的并不都是金属元素，如氢元素，A错；Na、Mg、Al位于同一周期，根据元素周期律，其还原性依次减弱，B正确；F、Cl、Br位于同一主族，根据元素周期律，其非金属性依次减弱，C错；K的金属性强于Na，KOH碱性强于NaOH，D错。
4．锗(Ge)是第四周期第ⅣA族元素，处于元素周期表中金属区与非金属区的交界线上，下列叙述正确的是() A．锗是一种金属性很强的元素B．锗的单质具有半导体的性能C．锗化氢(GeH4)稳定性很强D．锗酸(H4GeO4)是难溶于水的强酸答案B解析依据同主族元素性质递变规律可知：气态氢化物稳定性：CH4>SiH4>GeH4，而已知硅烷(SiH4)不稳定，故GeH4稳定性很弱；最高价氧化物的水化物的酸性：H2CO3>H4SiO4>H4GeO4，H4SiO4难溶于水，故H4GeO4为难溶于水的弱酸。
因为锗处于元素周期表中金属区与非金属区的交界线上，所以锗单质应具有半导体的性能。
5．下表是周期表中的一部分，根据A～I在周期表中的位置，用元素符号或化学式回答下列问题：族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0周期1A2D E G I3B C F H(1)表中元素，化学性质最不活泼的是________，只有负价而无正价的是________，氧化性最强的单质是________，还原性最强的单质是________；(2)最高价氧化物的水化物中碱性最强的是________，酸性最强的是________，呈两性的是________。
答案(1)Ne F F2Na(2)NaOH HClO4Al(OH)3解析元素周期表中0族元素是稀有气体，化学性质不活泼。
同周期，自左至右，金属性减弱，非金属性增强，原子半径减小；同主族，自上至下，金属性增强，非金属性减弱，原子半径增大，故氧化性最强的单质是氟气，还原性最强的单质是钠；最高价氧化物的水化物中碱性最强的是氢氧化钠，酸性最强的是高氯酸，呈两性的是氢氧化铝。
题组1元素性质的推断1．元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质。
下列说法正确的是() A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性B．第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数C．短周期元素形成离子后，最外层都达到8电子稳定结构D．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同答案B解析第三周期的Al元素，既有金属性，又有非金属性，故A错误；H＋最外层无电子，Li＋最外层有2个电子，因此并非所有的短周期元素原子形成离子后，最外层都达到8电子稳定结构，故C错；同主族元素的原子，化学性质有相似性，但并不完全相同。
2．镓是1871年俄国化学家门捷列夫在编制元素周期表时曾预言的“类铝”元素。
镓的原子序数为31，属ⅢA族。
镓的熔点为29.78℃，沸点高达2403℃。
镓有过冷现象(即冷至熔点下不凝固)，它可过冷到－120℃。
由此判断下列有关镓的性质及其用途的叙述不正确的是() A．镓是制造高温温度计的上佳材料B．镓能溶于强酸和强碱中C．镓与锌、锡、铟等金属制成的合金，可用在自动救火的水龙头中D．近年来镓成为电子工业的新宠，其主要用途是制造半导体材料，被誉为“半导体家族的新成员”，这是利用了镓的导电性介于导体和绝缘体之间的性质答案D解析镓的熔点为29.78℃，沸点高达2403℃；镓有过冷现象(即冷至熔点下不凝固)，它可过冷到－120℃，因此A、C两项正确。
铝能溶于强酸和强碱中，铝是电的良导体而不是半导体，镓是“类铝”元素，所以镓能溶于强酸和强碱中，镓是电的良导体而不是半导体，即B项正确，D项不正确。
3．核电荷数大于10的某短周期元素，其原子最外电子层所含有的电子数是次外层所含有的电子数的一半，有关该元素的单质或化合物的描述不正确的是() A．该元素在第三周期第ⅣA族B．该元素的单质在常温下性质稳定，不易与水反应C．该元素的氧化物不与酸反应，可与强碱的水溶液反应D．该元素在地壳中的含量大，居所有元素的第二位答案C解析核电荷数大于10的某短周期元素只能是第三周期元素，又因为原子最外电子层所含有的电子数是次外层所含有的电子数的一半，故该元素是硅。
硅元素位于周期表中第三周期第ⅣA族，在常温下性质稳定，不易与水反应，该元素在地壳中的含量大，居所有元素的第二位，其氧化物SiO2能与HF反应，能与强碱氢氧化钠溶液反应，A、B、D正确，C错误。
4．镭是元素周期表中第七周期第ⅡA族元素，关于其叙述不正确的是() A．镭的金属性比钙弱B．单质能与水反应生成H2C．镭在化合物中呈＋2价D．碳酸镭难溶于水答案A解析镭是第ⅡA族元素，自上至下，元素的金属性增强，故比钙还活泼，与水反应生成氢气，A错误，B正确；最外层有2个电子，在化合物中呈＋2价，类比碳酸钙难溶于水，碳酸镭也难溶于水，C、D正确。