第二课时 同主族元素性质的递变规律
第 3 节 元素周期表的应用答案
第 3 节元素周期表的应用第一课时认识同周期元素性质的递变规律自主学习1 . ( 1 ）水（或酸）氢强（2 ）最高价氧化物对应的水化物碱碱强2 . ( 1 ）氢气难易程度气态氢化物气态氢化物( 2 ）最高价氧化物对应水化物酸性酸性强3 . ( 1 ）剧烈缓慢迅速．剧烈迅速（2 ）深红NaOH 减弱4 . ( 1 ）非金属SiO2酸H4SiO4原硅酸很弱的酸高温SiH4很不稳定（2 ）非金属P2O5 酸H3PO4磷酸中强酸相当困难容易PH3 不稳定强（3 ）比较活泼的非金属SO3 酸H2SO4强酸加热容易H2S 较稳定较高温度分解强（4 ）很活泼非金属C12O7 酸HC1O4高氯酸更强光照或点燃HCI十分稳定5 ．减弱增强极其稳定核外电子层数核电荷数原子半径减弱增强周而复始性质原子序数周期性课时检测1~10 D、D、CD、B、B 、B、BD、C 、BD 、C第二课时预测同主族元素的性质自主学习1 ．相同类似 F 、Cl 、Br 、I 7 强活泼非金属+7 -1 酸气态氢化物氧化剂2 ．增多增大增强减弱递变电子层数原子半径得电子能力氟碘难暗处剧烈爆炸光照或点燃剧烈500 ℃较缓慢更高温度缓慢很不稳定分解氟碘置换Cl 2+ 2Br 一= 2CI 一＋Br2, Cl2 + 21 一= 2Cl-＋I2置换Br2 + 2I 一=2Br 一＋I23 ．相似性递变规律锂（Li ）、钠（Na ）、钾（K ）、铆：( Rb ）、艳（cs ) 1 个单质化合物活泼＋1 氯气水很强核电荷数电子层数增强增强不如燃烧更剧烈轻微燃烧爆炸二1 .相似的性质新材料半导体材料催化剂耐高温、耐腐蚀超导材料、磁性材料2 ．多少多少高价态低价态亲石最上部同生矿课时检测1~8D、B、A、D、A、C、C 、AC（4）Na Mg (5)OH-H3O+。
元素性质及其变化规律高中化学鲁科版2019选修二教案
第2课时研究同主族元素的性质和预测元素及其化合物的性质发展目标体系构建1.通过分析ⅠA族、ⅦA族元素性质的变化规律，认识同主族元素性质的递变规律及其与原子结构的关系，学会利用“证据推理与模型认知”的思维解决实际问题。
2．能通过卤素有关实验探究同主族元素性质的变化，培养科学探究精神与创新意识。
3．能利用同周期、同主族元素性质的递变规律，预测元素及其化合物的性质。
一、同主族元素原子结构和元素性质的递变关系1．碱金属元素原子结构和元素性质的递变关系(1)碱金属元素的原子结构。
元素―――――――――――→Li Na K Rb Cs相同点最外电子层上都只有1个电子递变性核电荷数逐渐增大电子层数逐渐增多原子半径逐渐增大(2)(1)相似性单质与H2化合的条件暗处爆炸点燃或光照加热(200 ℃)更高温度下，缓慢反应，可逆氢化物的稳定性逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的酸性—逐渐减弱(3)探究卤族元素性质的相似性和递变性实验操作实验现象化学方程式静置后，液体分层，上层无色，下层橙色Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2静置后，液体分层，上层无色，下层紫色Br2＋2KI===2KBr＋I2静置后，液体分层，上层无色，下层紫色Cl2＋2KI===2KCl＋I2结论：卤素单质的氧化性：Cl2>Br2>I2；卤素离子的还原性：I－>Br－>Cl－。
微点拨：(1)F无含氧酸，因F无正价。
(2)HF为弱酸，HCl、HBr、HI均为强酸。
3．理论解释4．碱金属单质与卤素单质的物理性质递变规律(1)碱金属元素单质的物理性质。
元素――――――――――→Li Na K Rb Cs相似性颜色银白色(除Cs外)硬度柔软导电、导热性很强递变性密度逐渐增大(但ρK<ρNa) 熔、沸点逐渐降低(2)卤族元素单质的物理性质及递变性。
单质物理性质F2Cl2Br2I2颜色淡黄绿色黄绿色深红棕色紫黑色状态气体气体液体固体密度逐渐增大熔、沸点逐渐升高二、预测元素及化合物的性质(以硅为例)1．性质的预测(1)硅元素的原子结构及性质分析。
2020(春)化学 必修 第二册 鲁科版(新教材)第2课时 研究同主族元素的性质
第2课时研究同主族元素的性质学业要求核心素养对接1.了解碱金属、卤素在周期表中的位置。
2．了解碱金属、卤素原子结构特点。
3．了解硅及其化合物的性质。
4．了解主族元素的性质递变规律。
1.通过对碱金属、卤素性质的相似性与递变性的了解，培养学生宏观辨识与微观探析素养水平。
2．通过对硅及其化合物性质的预测提高学生证据推理与模型认知能力。
3．通过元素周期律、元素周期表的应用的探究，培养学生科学态度与社会责任、证据推理与模型认知能力。
[知识梳理]知识点一碱金属元素如上图是碱金属的单质存在形式或元素标识，他们之间有什么相似之处和递变性？完成下列知识点你就会明白：1．碱金属元素的原子结构及特点(1)元素符号与原子结构示意图Li Na K Rb Cs(2)原子结构特点结构特点⎩⎨⎧相似性：最外层电子数都是1递变性（从Li→Cs）⎩⎨⎧核电荷数增大电子层数增多原子半径增大注意结构变化2．碱金属的性质(1)物理性质(2)化学性质①与O2反应碱金属化学反应方程式反应程度产物复杂程度活泼性Li 4Li＋O2=====点燃2Li2ONa 2Na＋O2=====点燃Na2O2K K＋O2=====点燃KO2Rb －Cs －②与水反应注意对比实验碱金属钾钠实验操作实验现象熔成小球，浮于水面，四处游动，有轻微爆炸声，反应熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，后溶液加酚酞变红反应后溶液加酚酞变红实验原理2K＋2H2O===2KOH＋H2↑2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑结论钾比钠的活动性强知识点二卤族元素如图是卤素单质，他们的颜色越来越深，由气体逐渐变为固体，那么他们的性质有何相似性和递变性？请完成下列知识点：1．原子结构特点(1)原子结构示意图F Cl Br I(2)结构特点①相同点：最外层都有7__个电子。
②递变性：从F→I，核电荷数逐渐增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
2．卤族元素单质的性质(1)物理性质(2)化学性质①与H2反应反应条件化学方程式产物稳定性F2暗处H2＋F2===2HF 很稳定Cl2光照或点燃H2＋Cl2=====光照或点燃2HCl 较稳定Br2加热H2＋Br2=====△2HBr 不稳定I2不断加热H2＋I2△2HI 很不稳定得出结论：从F2到I2，与H2反应所需要的条件逐渐升高，反应剧烈程度依次减弱，生成气态氢化物的稳定性依次减弱②卤素单质间的置换反应实验操作实验现象化学方程式静置后，液体分层，上层无色，下层橙红色2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2静置后，液体分层，上层无色，下层紫红色2KI＋Br2===2KBr＋I2静置后，液体分层，上层无色，下层紫红色2KI ＋Cl 2===2KCl ＋I 2得出结论：Cl 2、Br 2、I 2三种卤素单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl 2＞Br 2＞I 2，相应卤素离子的还原性由强到弱的顺序是I －＞Br －＞Cl －。
元素性质的递变规律完整版课件
时 栏
素的性质主要指_原__子__半__径__、__主__要__化__合__价__、__金__属___性__、_
目 开
__非__金__属__性__、__第__一__电__离__能__、__电___负__性__等____。
关
(1)同周期主族元素的化合价规律：同一周期主族元
素的最高正价逐渐 升高 ，数值上等于 主族序数 ；
下列说法错误的是
()
A．第一电离能 Y 可能大于 X
本 课
B．气态氢化物的稳定性：HnY 大于 HmX
时 栏
C．最高价含氧酸的酸性：X 对应的酸的酸性强于 Y
目 开
对应的酸的酸性
关
D．X 和 Y 形成化合物时，X 显负价，Y 显正价
解析 据电负性 X>Y 可推知，原子序数 X>Y，由于 X、
Y 为同周期元素，故第一电离能 Y 一般小于 X，非金属
(1)键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成
___化__学__键___的电子称为 键合电子 。电负性用来描述不同元
本
素的原子对键合电子 吸引力 的大小。
课
时
(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引
栏 目
力 越大 。
开
关
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为 4.0 作为相对标准。
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 弱 ，
元素的化合价为 正值 。
本 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 强 ，
课 时
元素的化合价为 负值 。
栏 目
(3)判断化学键的类型
开 关
①如果两个成键元素间的电负性差值 大于 1.7，它们之间
高中化学鲁科版2019必修第二册学案13第2课时研究同主族元素的性质
第2课时研究同主族元素的性质[素养发展目标]1．以ⅠA族和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系，学会运用证据推理与模型认知的核心素养解决实际问题。
2．以宏观辨识与微观探析的视角学习金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
3．能设计实验探究同主族元素的非金属性及金属性强弱，培养科学探究与创新意识的化学学科核心素养。
碱金属元素原子结构和元素性质的递变关系1．碱金属元素原子结构的比较元素――――――――――→Li Na K Rb Cs相同点最外层上都只有1个电子递变性核电荷数逐渐增大电子层数逐渐增多原子半径逐渐增大2．碱金属元素单质的物理性质元素―――――――→Li Na K Rb Cs相似性颜色银白色(除Cs外) 硬度柔软导电导热性较好递变密度变逐渐增大[但ρ(K)<ρ(Na)]性化熔、沸点变化逐渐降低3．碱金属元素单质的化学性质元素Li Na K Rb Cs 相似性都是活泼金属，化合价为＋1价，单质都能与氧气、水等物质反应，最高价氧化物对应的水化物都有较强的碱性递变性与O2反应反应越来越剧烈，产物越来越复杂，Li生成Li2O；Na能生成Na2O和Na2O2；K能生成K2O2和KO2，Rb和Cs遇到空气会立即燃烧与H2O反应反应越来越剧烈，Na与水剧烈反应，K能发生轻微爆炸，Rb、Cs遇水则发生爆炸结论――――――――――――――――――――――――――――――――――――――――→Li Na K Rb Cs随着核电荷数增加，原子半径增大，失电子能力逐渐增强（钫是放射性元素，不予考虑）[问题探讨]1．元素周期表中ⅠA族元素全部是碱金属元素吗？提示：ⅠA族元素除H外均属于碱金属元素。
2．将钠投入到硫酸铜溶液中能否置换出铜？提示：不能。
钠很活泼，会先与溶液中的水反应。
[名师点拨](1)碱金属单质与水反应的通式：2R＋2H2O===2ROH＋H2↑(R代表碱金属单质)。
同周期同主族元素性质的递变实验教案
同周期同主族元素性质的递变实验教案教案一：同周期、同主族元素性质的递变实验，氧族元素的氧化性递变实验一、实验目的：1.了解同周期元素的氧化性递变规律；2.掌握进行同周期、同主族元素性质实验的实验方法和步骤；3.锻炼观察、记录、分析实验数据的能力。
二、实验器材：1.氧族元素样品：氧、硫、硒、碲；2.实验器皿：试管、试管夹、玻璃棒；3.实验试剂：氢氧化钠溶液、稀硫酸溶液。
三、实验步骤：1.实验前准备：将氧族元素样品准备好，并放置在实验台上，防止受潮氧化。
2.实验操作：（1）分别取一只试管，分别放入氧、硫、硒、碲样品；（2）依次将每种样品与少量氢氧化钠溶液混合，并用玻璃棒搅拌均匀；（3）记录下每个样品与氢氧化钠混合后的现象和观察结果；（4）再分别将每个样品与少量稀硫酸溶液混合，并用玻璃棒搅拌均匀；（5）记录下每个样品与稀硫酸混合后的现象和观察结果。
四、实验结果与分析：根据实验操作和观察结果，列出以下数据表格：元素，与氢氧化钠混合后的观察结果，与稀硫酸混合后的观察结果------，--------------，--------------氧，硫，硒，碲，根据数据表格，我们可以进行以下分析：1.与氢氧化钠混合后的观察结果：-氧（O）和硫（S）样品与氢氧化钠溶液混合后产生氧化物（氧气、硫化物）；-硒（Se）和碲（Te）样品与氢氧化钠溶液混合后没有明显反应。
2.与稀硫酸混合后的观察结果：-氧（O）样品与稀硫酸混合后没有明显反应；-硫（S）样品与稀硫酸混合后产生二氧化硫气体；-硒（Se）和碲（Te）样品与稀硫酸混合后产生二氧化硒和二氧化碲气体。
五、实验结论：通过本次实验，可以得出以下结论：1.同周期元素中，氧化性随原子序数的增加而增强。
2.同主族元素的氧化性一般是逐渐增强的。
六、教学总结：通过本次实验，学生不仅可以了解氧族元素的氧化性递变规律，还锻炼了观察、记录、分析实验数据的能力。
此外，本实验设计的操作步骤简单明了，适合学生自主操作，培养了学生的实践能力和动手操作技能。
元素性质的递变性规律
第二单元元素性质的递变规律【学海导航】元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
一、原子核外电子排布的周期性元素按原子序数递增的顺序依次排列时，原子的最外层上的电子数，由1（s1）到8（s2p6）,呈现出周期性变化。
相应于这种周期性变化，每周期以碱金属开始，以稀有气体结束。
元素的化学性质，主要取决于元素原子的电子结构，特别是最外层电子结构。
所以元素性质的周期性，来源于原子电子层结构的周期性。
根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d 区、ds区、f区。
二、元素第一电离能的周期性变化1、定义：从气态的基态原子中移去一个电子变成＋1价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅰ电离能。
常用符号I1表示。
M（g）→ M+（g）+ e-,＋1价气态阳离子移去一个电子变成＋2价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅱ电离能。
依次类推。
元素的第一电离能越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。
2、影响电离能的因素电离能的大小主要取决于原子的核电荷、原子半径及原子的电子构型。
一般说来，核电荷数越大，原子半径越小，电离能越大。
另外，电子构型越稳定，电离能也越大。
3. 电离能的周期性变化同周期中, 从左向右，核电荷数增大，原子半径减小, 核对电子的吸引增强, 愈来愈不易失去电子, 所以 I 总的趋势是逐渐增大。
但有些元素（如Be、Mg、N、P等）的电离能比相邻元素的电离能高些，这主要是这些元素的最外层电子构型达到了全充满或半充满的稳定构型。
同主族元素自上而下电离能依次减小。
但在同一副族中，自上而下电离能变化幅度不大，且不甚规则。
4.电离能与价态之间的关系失去电子后, 半径减小, 核对电子引力大, 更不易失去电子, 所以有: I1 < I2 < I3 < I4…., 即电离能逐级加大.三、元素电负性的周期性变化1、定义：电负性: 表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力. 元素的电负性越大，表示原子吸引成键电子的能力越强，该元素的非金属性也就越强；电负性越小，该元素的金属性越强。
元素周期律-化学键
概念
阴阳离子 间通过静 电作用所 形成的化 学键
原子间通 过共用电 子对所形 成的化学 键
金属离子 与自由电 子间的强 烈的相互 作用
成键 微粒
特征
阴、 阳 离 子
无无 饱方 和向 性性
原子
有有 饱方 和向 性性
金属离 无 无
子、自 由电子
饱方 和向 性性
形成 条件
影响因素
存在 范围
一般为活 泼金属与 活泼非金 属
D、 Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来。
5、已知短周期元素的离子。aA2＋、bB＋、cC3－、dD －都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是
A.原子半径 A＞B＞D＞C
B.原子序数 d＞c＞b＞a
C
C.离子半径 C＞D＞B＞A
D.单质的还原性 A＞B＞D＞C
6、“构—位—性”的相互关系
➢定
义： 原子间通过共用电子所形成的化学键
➢形成条件：非金属原子间
➢形成特征：有电子的偏移共用，没有电子得失 ➢成键粒子： 原子
➢成键结果：形成共价化合物或单质
氢分子的形成：
··
H ·＋ ·H → H H H﹣H（结构式）
共价键特点： 共用电子对不偏移，成键原子不显电性
氯化氢分子的形成：
H ·＋
·C····l: → H
··
C··l ··
··
H﹣Cl（结构式）
共价键特点： 共用电子对偏向氯原子，
氯原子带部分负电荷，氢原子带部分正电荷。
1.共价键的形成条件: 一般是非金属原子之间
如：H2 N2 HCl H2O HF 等均以共价键形成分子 电子式分别为：
用一跟短线表示一对共用电子对，表示如下：
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原子结构 原子序数= 核电荷数 电子层数 金属性、非金属 最外层电子数 性强弱
原子结构决定元素在周期表 (主族)最外层电子数 主族序数=最外层电子数 = 最高正价数 中的位置和性质。元素在周 8 －最外层电子数= 最低负价数 期表中的位置，反映了元素 同位素－化学性质相同 表中位置 元素性质 的原子结构和元素的性质。
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
A.O、S、Na的原子半径依次增大
( AB )
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
金属性减、非金属性增 金属性增、非金属性减
最高正价+1→+7 最高价氧化物对应的 碱性逐渐减弱 水化物酸碱性 酸性逐渐增强 形成：难→易 非金属元素气态氢 化物的形成与稳定性 稳定性：弱→强
最高正价=族系数 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱
形成：易→难 稳定性：强→弱
思考与交流
你能理解“位(位置)—— 构(结构)——性(性质)”三者之 间的关系吗？
密度
1.69g\L (15℃) 3.214 g\L (0℃) 3.119 g\cm3 (20℃) 4.93 g\cm3
熔点℃
-101
沸点℃
-188.1 -34.6
F2 Cl2
Br2 I2
变化 规律
-7.2 113.5
58.78 184.4
依次加深
依次升高 依次升高 依次升高
2、卤族元素单质与氢气化合的反应条件
F2 反应条件 反应程度 氢化物的 稳定性
表现为： （1）卤素单质与H2化合的难易关系：F2 >Cl2> Br2> I 2 (2)卤化氢的稳定性关系：HF > HCl > HBr > HI
Cl2 光照或 点燃 剧烈 稳定
Br2 加热 缓慢 较稳定
I2 不断加 热 缓慢
暗处
爆炸 很稳定
不稳定 易分解
3、卤素间的相互置换 (1) Cl2＋ 2Br－ ===== 2Cl－＋Br2 (2) Cl2＋ 2I－ ===== 2Cl－＋I2 (3) Br2+ ２I－ ===== ２Br－＋I2 思考：根据上述实验，排出Cl2、Br2、I2的 氧化性强弱顺序及Ｃｌ－、Ｂｒ－、Ｉ－的还 原性强弱顺序
的是
A.X的主要化合价是-2、+4、+6
( AD)
B.X可以形成稳定的气态氢化物
C.X的最高价氧化物对应水化物的酸性 比HBrO4的酸性强 D.X原子的还原性比碘原子强
5.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 ( AC ) A.铍的原子半径大于硼的原子半径 B.氯化铍化学式中铍原子的最外层电子 数是8* C.氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱 D.单质铍跟冷水反应产生氢气
A．n = m+1
C．n = m + 25
B．n = m + 11
D．n = m + 10
例题5：X、Y两元素处于同一主族相邻周期，则X、 Y两元素的原子序数相差不可能为下列哪一数值 ( ) A．2 B．8 C．10 D．18 例题6：第114号元素是化学家和物理学家很感兴趣 的元素，试推测此元素在周期表中的位置 ( ) A．第八周期ⅢA族 B．第六周期ⅤA族 C．第七周期ⅣB族 D．第七周期ⅣA族
特性
碘遇淀粉显蓝色。 氟气和水的反应：
2F2 +2H2O=4HF+ O2
小结
• 对ⅦA族元素原子从上到下，电子层数依 次增多，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。其单质的熔、沸 点在依次的增大。
对其它的主族而言适应吗？
碱金属元素
碱金属元素原子结构 化学性质 决定 原子结构
1.相同点：原子最 外层电子都只有一 个电子。
2.递变规律：Li Cs ， 电子层数递增，原子半 径渐大，核对最外层电 子的引力下降。
都易失电子， 具强还原性。 Li Cs越来 越容易失电 子，还原性 逐渐增强。
请您小结
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，元素的金属性逐渐增强，非金属性 逐渐减弱。 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， 电子层数增多，原子半径增大，失电子的能力逐渐 增强，得电子的能力逐渐减弱。
原子半径依次增大
表格
元素 最外层 电子数 氟（F） 氯（Cl） 溴（Br） 碘（I） 7 0 -1 HF 7 +7 -1 HCl 7 +7 -1 HBr 7 +7 -1 HI
最高化 合价
最低化 合价 气态氢 化物
最高价 含氧酸
无
HClO4
HBrO4
HIO4
1、卤素单质物理性质的递变
单质 色态
淡黄绿色 气体 黄绿色 气体 深红棕色 液体 紫黑色 固体
D ⑹ 元素主要化合价由______决定
D ⑺ 元素的化学性质主要由______决定 D ⑻ 价电子通常是指_______
填空
元素的性质 原子序数 （1）定义：____________随着原子________ ___________________________ 的 规 律 叫 做 元 的递增而呈现周期性的变化 素周期律。 （2）内容：元素性质的周期性变化主要体现在 原子核外电子排布的周期性变化 原子 _________________________、_____ 半径的周期性变化 元素主要化合价的 ________________、______________ 周期性变化 ___________等方面。 元素 （3）实质：元素性质周期性变化是由于______ 的原子核外电子排布的周期性变化 ___________________________周期性 变化的必然结果。
鲁科版普通高中课程标准实验教科书
化学2（必修）
第一章
第三节 元素周期律的应用(2)
认识同主族元素性质的递变规律
复习回顾：
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，元素的金属性逐渐减弱，非 金属性逐渐增强。
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，电子层数相同。从左向右，核 电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减
例1：下列各组元素性质递变情况错误的是（ C ）
A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高 C．B、C、N、O、F 原子半径依次增大 D．Li、Na、K、Rb 的金属性依次增强 例2 ：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 （ B ） A．H2RO3 C．HRO3 B．H2RO4 D．H3RO4
A. 酸性强弱: HClO4 > H2SO4 > H3PO4 > H4SiO4
B. 原子半径大小: Na > S > O
C. 碱性强弱: KOH > NaOH > LiOH D. 还原性强弱: F- > Cl- > I8、下列各组中，属于同位素的是：（
D
）
A．H2、D2、T2 B 金刚石和足球烯C60 C。H2O和D2O D
16O和18O
结论：
氧化性：Cl2＞Br2＞I2 还原性：Ｉ－＞Ｂｒ－＞Ｃｌ－
小结
卤素原子结构的相似性，决定了单质化学性质的
相似性。
与金属反应，生成卤化物。 与氢气反应，生成卤化氢。 与水反应，生成卤化氢和次卤酸。
卤素原子结构的差异性，决定了单质化学性质的
差异性和递变性
与氢反应的能力渐弱 氢化物的稳定性渐弱 与水反应的能力渐弱
在周期表中元素原子的变化规律
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
原 子 序 数 递 增 原 子 半 径 增 大 元 素 原 子 得 电 子 能 力 减 弱 。 元 素 原 子 失 电 子 能 力 增 强 ，
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA B Al Si Ge As Sb Te Po ⅥA ⅦA 0
弱，得电子的能力逐渐增强。
在周期表中的变化规律
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
二、预测同主族元素的性质
1、ⅦA族元素
（1） ⅦA族元素的原子结构
原子结构
最外层7个电子 核电荷数递增
决定
性质
易得一个电子， 具氧化性 得电子能力逐 渐减弱
电子层数递增
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： AB ⑴ 原子(核素)种类由_____决定 A ⑵ 元素种类由_____决定 B ⑶ 元素同位素由 _____决定
DE ⑷ 元素在周期表中的位置由______决定
AE ⑸ 元素的原子半径由_______决定
周期数= 电子层数
1、F 同主族 没有正价，O 通常不显示正价； 递变性(从上至下,金属性增强,非金属性减弱) 2、金属元素只有正化合价而无负价。
同周期 递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强)
相似性
元素周期表及元素周期律的三大意义
⑴ 学习和研究化学的规律和工具 ⑵ 研究发现新物质
预言新元素，研究新农药，寻找新的半 导体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料、寻 找新的矿物质。
例题3：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，它们形成化合物时原子
数之比为1∶2。写出这些化合物的化学式是_____