优秀课件2019人教版必修二第二章第2节元素周期律第2课时 课件(22张)
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人教版高中化学必修二 1.2.2《元素周期律》ppt课件
Cl>S>P>Si
③减弱 增强
3．(1)呈周期性的变化 (2)元素原子核外电子排布 二、减小 增大 电子层数 最外层电子数 电子层数 最外层电子数 减小 增大 增大 减小 减弱 增强 增强 减弱 增强 减弱 减弱 增强 难 易 增强 易 难 减 弱 减小 增大 减小 增大
1．下列各组元素的性质递变情况错误的是( ) A．Li、Be、B 原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl 元素最高正价依次升高 C．N、O、F 原子半径依次增大 D．Na、K、Rb 的金属性依次增强
(4)请设计一个实验方案，比较⑦、⑩单质氧化性的强弱： ______________________________________________________ __________________。
课堂练习
1．C 同一周期从左到右，原子半径依次减小。 2．C A 项，C 的非金属性比 Si 强，CH4 比 SiH4 稳定；B 项，O2－与 F－核外电子排布相同，F 原子序数大，F－半径小； D 项，P 的非金属性比 As 强，H3PO4 酸性比 H3AsO4 的强。
6．C 同周期元素原子半径从左至右是依次减小的，故 A 错；同主族元素金属性自上而下是增强的，故 B 错；同周期元 素的金属性从左至右越来越弱，故对应碱的碱性也是减弱的， C 正确；同周期的最外层电子数从左至右越来越多，故 D 错。 答案为 C。
7．D 由题意知，a－m＝b－n＝c＋n＝d＋m，又 m>n， 则①错，②正确。主族元素简单阳离子所带的正电荷数为其族 序数，阴离子所带的负电荷数为 8－族序数，故 Z、R 位于 X、 Y 的上一周期，且 Z 在 R 后，X 在 Y 后，故③正确，④错。综 合以上情况，D 项正确。
人教版化学必修二元素周期律课件
元素的原子半径由__质__子_数__、__电__子__层_数__决定 元素的化学性质主要由___最__外__层__电_子__数____决定 元素的化合价主要由_____最_外__层__电__子__数___决定 金属元素的原子最外层电子数一般少于4，易失电子
达稳定结构表现金属性。 非金属元素的原子最外层电子数一般多于4，易得电子
结论非金属性 Si < P < S < Cl
性质
Si
P
S
ClBiblioteka 非金属单 质与氢气 反应条件 及氢化物
稳定性
高S解i与 生温，H4氢 成易，易分气 的燃化氢合化蒸气P易H由物气反燃3不难稳与应稳氢，到定定易性，增H分须2S解强加受热热，
一. 原子核外电子的排布
1. 电子层－表示运动着的电子离核远近及能量高低
含多个电子的原子中， 电子是分层排布的。能量较 低的电子运动在离核较近的 区域，能量较高的电子运动 在离核较远的区域。
电子层数( n ) 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q
内层 能量由低到高
外层
不能孤立应用
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
3.核外电子排布的表示方法
(1)原子或离子结构示意图
Cl +17 2 8 7
该层电子数
核电荷数
电子层
(2)电子式：示意原子最外层电子数
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
4.原子结构与元素化学性质的关系
+1 +2 +3 +4 +5
0
－4 －3 －2 －1
Na Mg Al Si P S Cl Ar
达稳定结构表现金属性。 非金属元素的原子最外层电子数一般多于4，易得电子
结论非金属性 Si < P < S < Cl
性质
Si
P
S
ClBiblioteka 非金属单 质与氢气 反应条件 及氢化物
稳定性
高S解i与 生温，H4氢 成易，易分气 的燃化氢合化蒸气P易H由物气反燃3不难稳与应稳氢，到定定易性，增H分须2S解强加受热热，
一. 原子核外电子的排布
1. 电子层－表示运动着的电子离核远近及能量高低
含多个电子的原子中， 电子是分层排布的。能量较 低的电子运动在离核较近的 区域，能量较高的电子运动 在离核较远的区域。
电子层数( n ) 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q
内层 能量由低到高
外层
不能孤立应用
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
3.核外电子排布的表示方法
(1)原子或离子结构示意图
Cl +17 2 8 7
该层电子数
核电荷数
电子层
(2)电子式：示意原子最外层电子数
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
4.原子结构与元素化学性质的关系
+1 +2 +3 +4 +5
0
－4 －3 －2 －1
Na Mg Al Si P S Cl Ar
人教版高中化学必修二元素周期律精品课件
(3)元素 Z 在周期表中的位置________，元素 Z 与元素 T 相比，非金属性较强的是________(用元素符号表示)，下列表 述中能证明这一事实的是________。
a．常温下 Z 的单质和 T 的单质状态不同 b．Z 的氢化物比 T 的氢化物稳定 c．一定条件下 Z 和 T 的单质都能与氢氧化钠溶液反应
b.与酸反应□9 ______
a. 常 温 或 加 热 下 遇 水
Al □11 ______
Al(OH)3：□13 ______
b.与酸反应□12 ______
结论 Na、Mg、Al 的金属性逐渐□14 ______
②硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律。
(3)同周期元素性质递变规律。 Na Mg Al Si P S Cl,同一周期从
3～10
＋1―→＋5 －4―→－1―→0
11～18
＋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。
特别提醒：①一般情况下，元素的最高正化合价存在于最 高价氧化物及酸根中，最低负化合价通常存在于氢化物中。金 属元素无负价。
②氢元素与金属元素化合时，显负价(如 Na－H1)，与非金属 化合时显正价(如 CH＋14)。
●典例透析 【典例 1】 (2012·鹤壁高一检测)元素性质呈周期性变化 的决定因素是( ) A．元素原子半径大小呈周期性变化 B．元素相对原子质量依次递增 C．元素原子最外层电子排布呈周期性变化 D．元素的最高正化合价呈周期性变化
【解析】 元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布 的周期性变化的必然结果。
径/nm
变化 趋势
0.186―→0.99 逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈周期性变 化。
人教版高一化学必修2：《元素周期律》第1-2课时 整理和归纳 课件 (22张ppt)
元 素 周 期 律（1）
一. 原子核外电子的排布
1、核外电子的特征：
质量极小、运动速率极快、运动的空间极小 (相对原子核占据体积较大)；无确定的位置(轨道)。
离核距离 ：由近
远
划分依据
电子能量： 由低
高
2、电子层 能层
电子层数(n)：1
2
3
4
5
6 7……n
电子层符号 ：K L M N O P Q … …
元1素—核2号外元电素子，排从H布到情H况e 1层，
最外层电子数目由1个增加到 到2个，而达到稳定结构
3—10号元素，从Li 到Ne 2层， 最外层电子数目由1个增加到8个，
而达到稳定结构
11—18号元素，从Na 到Ar 3层， 最外层电子数目由1个增加到8个，
而达到稳定结构
二.元素周期律
(一）核外电子排布、原子半径和主要化合价 1、元素原子核外电子
原子半径的周期性变化
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Ga
Ge As
Se
Br Kr
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
Tl
Pb Bi
Po
At Rn
Fr
Ra
粒子半径大小比较 (稀有气体除外) 核电荷数：核对电子的吸引作用
决定原子半径 大小的因素 电子层数：电子间的排斥作用
3、核外电子排布的规律 (1) 分层排布
(2)电子总是尽量先排布在能量最低的电子层里。 （能量最低原理）
一. 原子核外电子的排布
1、核外电子的特征：
质量极小、运动速率极快、运动的空间极小 (相对原子核占据体积较大)；无确定的位置(轨道)。
离核距离 ：由近
远
划分依据
电子能量： 由低
高
2、电子层 能层
电子层数(n)：1
2
3
4
5
6 7……n
电子层符号 ：K L M N O P Q … …
元1素—核2号外元电素子，排从H布到情H况e 1层，
最外层电子数目由1个增加到 到2个，而达到稳定结构
3—10号元素，从Li 到Ne 2层， 最外层电子数目由1个增加到8个，
而达到稳定结构
11—18号元素，从Na 到Ar 3层， 最外层电子数目由1个增加到8个，
而达到稳定结构
二.元素周期律
(一）核外电子排布、原子半径和主要化合价 1、元素原子核外电子
原子半径的周期性变化
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Ga
Ge As
Se
Br Kr
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
Tl
Pb Bi
Po
At Rn
Fr
Ra
粒子半径大小比较 (稀有气体除外) 核电荷数：核对电子的吸引作用
决定原子半径 大小的因素 电子层数：电子间的排斥作用
3、核外电子排布的规律 (1) 分层排布
(2)电子总是尽量先排布在能量最低的电子层里。 （能量最低原理）
【高中化学】元素周期律课件 高二化学人教版(2019)选择性必修2
元素的电负性(稀有气体未计)。
(2)递变规律
①同周期:自左向右,主族元素的电负性逐渐 变大 (稀有气体元素除外)。
②同主族:自上而下,元素的电负性逐渐变小。
(3)应用:判断元素金属性和非金属性的强弱。
①金属元素的电负性一般小于1.8。
②非金属元素的电负性一般大于1.8。
③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既有金属性,又有
顺序为
答案 (1)①<
(2)H<C<O
。
。
,电负性大小
。
②>
> ③<
<
④>
(3)Na<Al<Mg<Si<S<P<Cl<Ar
(4)F>Cl>Br>I
F>Cl>Br>I
课堂篇 素养提升
探究1
微粒半径大小比较的方法规律
【问题探究】
材料:元素周期表中部分元素原子与离子半径的对比(单位:pm)
稀有气体一般不参与原子半径的比较
3.电负性
(1)相关定义
①键合电子:元素相互化合时,原子之间产生化学作用力,形象地叫做
化学键,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
②电负性:用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越
大的原子,对键合电子的吸引力越大。
③衡量标准:以氟的电负性为4.0,锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各
种元素用短线连接起来,构成完整的图像。
(2)由材料1可知,第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元
素都高,解释原因。
提示 同周期元素中,第ⅡA族元素的价层电子排布为ns2,第ⅤA族元素的价
(2)递变规律
①同周期:自左向右,主族元素的电负性逐渐 变大 (稀有气体元素除外)。
②同主族:自上而下,元素的电负性逐渐变小。
(3)应用:判断元素金属性和非金属性的强弱。
①金属元素的电负性一般小于1.8。
②非金属元素的电负性一般大于1.8。
③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既有金属性,又有
顺序为
答案 (1)①<
(2)H<C<O
。
。
,电负性大小
。
②>
> ③<
<
④>
(3)Na<Al<Mg<Si<S<P<Cl<Ar
(4)F>Cl>Br>I
F>Cl>Br>I
课堂篇 素养提升
探究1
微粒半径大小比较的方法规律
【问题探究】
材料:元素周期表中部分元素原子与离子半径的对比(单位:pm)
稀有气体一般不参与原子半径的比较
3.电负性
(1)相关定义
①键合电子:元素相互化合时,原子之间产生化学作用力,形象地叫做
化学键,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
②电负性:用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越
大的原子,对键合电子的吸引力越大。
③衡量标准:以氟的电负性为4.0,锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各
种元素用短线连接起来,构成完整的图像。
(2)由材料1可知,第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元
素都高,解释原因。
提示 同周期元素中,第ⅡA族元素的价层电子排布为ns2,第ⅤA族元素的价
人教版高中化学必修二《元素周期律》课件
减小
增大 减小
增大
第一章
第二节
第2课时
第16页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
二合一
基础训练 课 堂练习
限时：20 分钟
总分：60 分
第一章
第二节
第2课时
第17页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
)
二合一
1．下列各组元素的性质递变情况错误的是( A．Li、Be、B 原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl 元素最高正价依次升高 C．N、O、F 原子半径依次增大 D．Na、K、Rb 的金属性依次增强
第一章
第二节
第2课时
第20页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
二合一
4 ．下列关于元素周期表和元素周期律的说法正确的是 ( ) A．从氟到碘，其氢化物的稳定性逐渐减弱 B．因为铝原子比钠原子失去电子数目多，所以铝比钠的 还原性强 C．在第三周期中，随着原子序数的递增，元素的性质呈 周期性变化 D．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，它们化学 性质也完全相同
课 后 作 业
第一章
第二节
第2课时
第3页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
二合一
基础训练 课 前预习
第一章
第二节
第2课时
第4页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
二合一
一、元素周期律 1．元素原子结构的周期性变化 (1)元素原子核外电子排布的周期性变化。
第一章
第二节
第2课时
第一章
第二节
第2课时
第22页
RJ版· 化学· 必修2
人教版化学必修二1.2 元素周期律 课件(共25张PPT)
合价
- 4 - 3 - 2 -1
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
最外层电子数1→2
最外层电子数1→8
最外层电子数1→8
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
原子半径 大→小 原子半径 大→小
H
Li
Be
B
C
N
Na Mg Al
Si
P
He
O
F
Ne
原子 序 数
1
2
元素 名称
氢氦
元素 符号
H
He
电子 排 布
1
2
原子半径
10-10m 0.37 1.22
主要化 + 1
合价
0
请阅读和比较 1-18号元素的有关 数据从中能找出什 么规律？
原子 序数
3
4
5
6
78
9 10
元素 名称
锂铍
硼
碳
氮
氧氟氖
元素 符号
Li
Be
B
C
N O F Ne
电子 排布
2,1
2,2
2.下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是：
A、Cl2比S易与H2化合
B、HCl比H2S稳定
AB
C、酸性HCl ＞H2S
D、Cl的最高正价为+7，
S的最高正价为+6
3.下列元素的原子半径依次减小的是（ AB ）
A. Na、Mg、Al
B. N、O、F
C. P、Si、Al
D. C、Si、P
4.下列递变规律不正确的是
放少许镁 液后不变色。后镁与沸水反
带于试管中， 应较剧烈，产生较多气泡，
元素周期律 课件 -高二化学人教版(2019)选择性必修2
键合电子:原子中用于形成化学键的电子
电负性越大的原子， 其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强
2.标准：
选定氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得 出各元素的电负性。
3.电负性的递变规律： 上大
右上大
右大
1、一般来说，同周期元素从左到右， 元素的电负性逐渐变大；表明其吸引
电子的能力逐渐增强(半径变小) 。
2020年全国卷ⅢT5 NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性（Hδ+），与B原子相连的 H呈负电性（Hδ-），电负性大小顺序是__________。
N＞H＞B
总结
在下列空格中，填上适当的元素符号。
(1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素是( Na ) ， 第一电离能最大的元素是( Ar )；
渐小
渐大
主族元素原子半径的周期性变化
微粒半径大小的判断方法
1.一般情况下，电子层数越多，微粒半径越大； 2.微粒电子层数相同，则核电荷数越大，半径越小； 3.微粒核电荷数相同，则核外电子越多，半径越大。
判断下列微粒大小：
(1)r(O) r(F) r(Na) r(Al)
(2)r(O2-) r(F-) r(Na+) r(Al3+)
要的最低能量叫做第一电离能。 用符号 I1 表示
概念表述中的“气态” 、“基 态” 、“电中性” 、“失去一个 电子” 等都是保证“最低能量” 的条件。
M(g)===M＋(g)＋e－ I1(第一电离能)
意义： 电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的 难易程度。
第一电离能数值越小，表示在气态时该原子失去电子越 容易，即元素的金___属__性越强； 第一电离能数值越大，表明在气态时该原子失去电子越 难 ,即元素的_金___属____性越弱。
电负性越大的原子， 其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强
2.标准：
选定氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得 出各元素的电负性。
3.电负性的递变规律： 上大
右上大
右大
1、一般来说，同周期元素从左到右， 元素的电负性逐渐变大；表明其吸引
电子的能力逐渐增强(半径变小) 。
2020年全国卷ⅢT5 NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性（Hδ+），与B原子相连的 H呈负电性（Hδ-），电负性大小顺序是__________。
N＞H＞B
总结
在下列空格中，填上适当的元素符号。
(1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素是( Na ) ， 第一电离能最大的元素是( Ar )；
渐小
渐大
主族元素原子半径的周期性变化
微粒半径大小的判断方法
1.一般情况下，电子层数越多，微粒半径越大； 2.微粒电子层数相同，则核电荷数越大，半径越小； 3.微粒核电荷数相同，则核外电子越多，半径越大。
判断下列微粒大小：
(1)r(O) r(F) r(Na) r(Al)
(2)r(O2-) r(F-) r(Na+) r(Al3+)
要的最低能量叫做第一电离能。 用符号 I1 表示
概念表述中的“气态” 、“基 态” 、“电中性” 、“失去一个 电子” 等都是保证“最低能量” 的条件。
M(g)===M＋(g)＋e－ I1(第一电离能)
意义： 电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的 难易程度。
第一电离能数值越小，表示在气态时该原子失去电子越 容易，即元素的金___属__性越强； 第一电离能数值越大，表明在气态时该原子失去电子越 难 ,即元素的_金___属____性越弱。
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随着原子序数的递增，元素原子的电 子层排布、化合价和半径都呈周期性变 化！
元素的金属性和非金属性是否也随 原子序数的变化呈现周期性变化呢？
元素金属性强弱判断依据:
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。
二、元素周期律
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（ AB ） A.电子层数逐渐增多 B.原子半径逐渐增大 C.最高正价数值逐渐增大 D.从硅到氯负价从-4至-1
2、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：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4。则下列说法正确 的是（ AD ） A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3 B.非金属活泼性：Y＜X＜Z C.原子半径：X＞Y＞Z D.原子最外电子层上电子数的关系： Y=(X+Z)/2
原子半径变化 B Al C Si N P O S F Cl
Ca
Ga
Ge
As
Se
Te Po
Br
I At
Sr Ba
In Tl
Sn Pb
Sb Bi
Fr
Ra
原子序 数
电子 层数
最高或最低化合价的变化 原子半径 最外层电子数
1~2 3~10 11~18
1
——
大 小
1
2
3
1 1
大 小
2 +1 +1 8 -4 +1 8 -4
+1
0
二、元素周期律
原子 序数
元素 名称 元素 符号
3
锂
Li
4
铍
Be
5
硼
B
6
碳
C
7
氮
N
8
氧
O
9
氟
F
10
氖
Ne
电子 排布
化合价
+1
+2
+3
+4 - 4
+5 - 3
- 2
- 1
0
二、元素周期律
原子 序数 元素 名称 元素 符号 电子 排布 化合价
11
12
13
14
15
16
17
18
钠
镁
铝
Al
硅
Si
磷
P
硫
稳定性
很不稳定 不稳定
SiH4 PH3 H2S HCl
16S
17Cl
较不稳定
稳定
光照或点燃化合
非金属性：Si < P < S < Cl
二、元素周期律
元素 氧化物 最高价氧化物的水化物
14Si 15P
SiO2 P2O5
H2SiO3 H3PO4
硅
酸 弱 酸 中强酸
磷 酸
16S
17Cl
SO3
Cl2O7
H2SO4
3、下列叙述正确的是（ B ） A. 同周期元素中，VII 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. VI A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
谢谢各位老师和 同学们！
结论
镁的金属性比铝强
二、元素周期律
Na
与冷水反应:
Mg
Al
单质与水（或 酸）反应
剧烈
与冷水反应缓慢， 与酸反应： 与沸水反应迅速、 迅速( 但比 与酸反应剧烈， 镁缓慢） 放出氢气。
金属性：Na>Mg>Al
最高价氧化物 对应水化物碱 性强弱
NaOH
Mg(OH)2
强碱
中强碱
Al(OH)3 两性 氢氧化物
S
氯
Cl
氩
Ar
Na Mg
+1
+2
+3
+4 - 4
+5 - 3
+6 +7 - 2 - 1
0
随着原子序数的递增，原子的核外电子层排 布呈现什么规律性的变化？元素的化合价呈现什 么规律性的变化？原子半径呈现什么规律性的变化排布的变化
+6
2 4
H Li
Na K Rb Cs Be Mg
HClO4
硫 酸
高氯酸
强 酸
更强酸
非金属性：Si < P < S < Cl
二、元素周期律
根据实验，可得出第三周期元素金属性、 非金属性的递变规律:
Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
对其他周期元素性质进行研究,也可 以得到类似的结论。 元素的性质随着原子序数的递增而呈 周期性的变化。
化学 必修2
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
第2课时
温故知新
电子层(n) 字母表示 1 2 3 4 5 6 7
能量
K L M N O P Q 高 低
原子 序数 元素 名称 元素 符号 电子 排布 化合价
1
氢
H
2
氦
He
在下表中写出元素周 期表前三周期元素（1~18 号）的符号及原子的核外 电子排布（用原子结构示 意图表示）
元素非金属性强弱判断依据:
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，则元素的非金属性越强。
二、元素周期律
元素
14Si 15P
氢化物 化学式
化合条件
高温下少量反应 磷蒸气，困难 加热反应
以第三周期元 素为例讨论!
二、元素周期律
实验一
取一小段镁带， 镁与冷水反应缓慢，滴入 用砂纸磨去表 酚酞试液粉红色。加热至沸 面的氧化膜, 放入试管中。 腾后反应加快，产生气泡， 向试管中加入 溶液红色加深。 2 mL水,并滴 化学方程式 入2滴酚酞溶 △ 液。观察现 Mg + 2H2O == Mg(OH)2+H2 象。过一会儿 加热试管至水 与金属钠对比 结论 沸腾。观察现象。 镁的金属性比钠弱
现象
二、元素周期律
实 验 二
取一小片铝和 一小段镁带镁 带，用砂纸擦 去氧化膜,分别 放入两试管， 再各加入2 mL 1 mol/L盐酸。 观察现象。
现象
镁与铝均能与盐酸反应产 生气泡。但镁反应比铝剧烈。
化学方程式
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2