元素周期表的理解
化学读后感元素周期表的奥秘
化学读后感元素周期表的奥秘化学读后感：元素周期表的奥秘元素周期表是化学中一张重要的“名片”，记录着自然界所有已知元素的基本信息和规律。
读完有关元素周期表的资料后，我深深被它的奥秘所吸引。
以下是我对元素周期表的理解和感受。
1. 元素周期表的结构和组织方式元素周期表是由化学家门捷列夫于1869年首次提出的。
它将元素按照原子数和化学性质排列，并将相似性质的元素放在同一列，形成了周期性的结构。
这种组织方式清晰地展示了元素的变化规律，让我们能够更好地理解和预测元素的性质。
2. 元素周期表的分类和分组元素周期表可以分为主族元素和过渡元素两大类。
主族元素包括第1至第2周期的元素、第13至第18周期的元素，它们的外层电子层都是相对稳定的。
过渡元素包括第3至第12周期的元素，它们的外层电子层没有完全填满，具有较强的化合能力。
此外，周期表还分为7个水平的周期和18个垂直的组。
周期数表示元素的主量子数，组数表示元素的次量子数。
元素周期表的分组方式使得我们能够更好地理解元素的性质和趋势。
3. 元素周期表的周期性趋势元素周期表展示了一系列周期性趋势，包括原子半径、离子半径、电离能、电负性等。
其中，原子半径从左上角到右下角逐渐减小，主要是由于电子层数的增加和核电荷的增强。
电离能则呈现相反的趋势，随着原子序数的增加而增大。
此外，元素周期表还显示了周期性变化的电负性。
通常情况下，非金属元素的电负性较高，而金属元素则较低。
这一规律在元素周期表的左侧和下方特别明显。
4. 元素周期表的应用元素周期表不仅仅是一张分类表格，它的应用贯穿于化学的各个领域。
在化学反应中，我们可以通过元素周期表来预测反应产物的性质和相对分子量。
在材料科学中，元素周期表帮助我们了解和设计各种新材料。
在环境科学中，我们可以通过元素周期表来研究和评估元素的毒性和环境归趋。
总之，元素周期表作为化学的基石，给我们全面理解和探索世界提供了宝贵的信息。
通过研究元素周期表，我们可以更好地理解元素的性质和相互关系，为我们的科学研究和实践提供指导和便利。
元素周期表全解
元素周期表全解元素周期表是一张重要的化学工具，系统地展示了所有已知元素的信息。
每个元素都有其特定的原子序数，原子量，化学符号以及其他重要的化学性质。
本文将详细解析元素周期表，了解其结构和意义。
一、周期和族元素周期表主要由周期和族组成。
周期按照元素的原子序数（即元素的原子核中所含的质子数）排列。
周期从左至右逐渐增加原子序数。
在周期表中，多数基本性质或周期性变化以周期的变化为基础。
周期表中的族则根据元素的化学性质进行分类。
主要有1A至8A族元素，分别是碱金属、碱土金属、硼族、碳族、氮族、氧族、卤素和稀有气体。
每个族都有其独特的性质和特点。
二、元素的原子结构元素周期表中每个元素都有其相应的原子结构。
原子由质子、中子和电子组成。
质子和中子位于原子核中心，而电子位于核外的不同轨道上。
元素周期表中的原子序数就是元素的质子数。
原子量是指元素质子数和中子数之和，反映了元素的整体质量。
化学符号是元素的缩写，通常使用拉丁字母的第一个字母或前几个字母。
三、周期性变化元素周期表的核心是周期性变化。
周期性变化指的是元素的性质和特征随着原子序数的增加而周期性重复出现。
这些性质包括原子半径、离子半径、电离能、电负性等。
原子半径指的是原子的大小。
在周期中，从左至右，原子半径逐渐减小。
而在同一周期中，原子半径随着原子序数的增大而增大。
离子半径是指原子失去或获得电子后形成的带电离子相对于中性原子的大小。
正离子较原子半径小，而负离子较原子半径大。
电离能是电子从原子中移除所需的能量。
从左至右，电离能逐渐增大，因为外层电子与原子核之间的吸引力增强。
而在同一周期中，电离能随着原子序数的增加而减小。
电负性是衡量原子对电子亲和力的指标。
通常，非金属元素的电负性高于金属元素。
四、周期表的应用周期表是化学研究和应用的重要参考工具。
通过周期表，我们可以了解元素的性质和相互关系，研究元素间的反应和化学变化。
周期表也对新元素的发现和命名提供了指导。
根据元素周期表中的结构和性质，化学家可以预测某些元素的特征，并进行实验验证。
化学元素周期表与化学键的理解
化学元素周期表与化学键的理解化学元素周期表和化学键是化学中两个基础而重要的概念。
化学元素周期表是指将化学元素按一定规律排列而成的表格，它对于我们理解元素的性质、结构和反应具有重要意义。
而化学键则描述了原子之间的互相吸引和结合方式，它对物质的性质和化学反应类型起着至关重要的作用。
I. 化学元素周期表的理解化学元素周期表是由俄国化学家门捷列夫所提出的，目前采用的是麦克斯韦尔元素周期表，它是按照原子序数（也称为元素序数）的顺序排列化学元素，并将元素按照周期性特征分组。
每个元素的周期号和族号分别表示了元素的能级数和价电子数。
元素周期表的主要特点包括周期性规律、元素的特性和元素的放射性等。
周期性规律指的是在元素周期表中，相同周期的元素具有类似的化学性质，而周期性表现为元素性质的周期性变化。
这种周期性变化是由元素的原子结构所决定的，如电子层的填充规律。
元素的特性包括原子量、原子半径、电子亲和能、电离能等参数，它们对于元素的性质起着重要的决定作用。
此外，元素周期表还可以用来推断元素的放射性质。
II. 化学键的理解化学键是指原子之间形成化合物时，通过共用或转移电子而产生的相互吸引和结合的力。
化学键能够使得不稳定的原子稳定下来，形成更稳定的化合物。
常见的化学键主要包括共价键、离子键和金属键。
1. 共价键是指两个非金属原子通过共享电子来实现化学结合。
共价键形成的化合物表现出良好的共享电子特性，如氨、水、二氧化碳等。
共价键分为单键、双键和三键，它们的强度与键级数密切相关，键级数越高，键的强度越大。
2. 离子键是指金属与非金属元素之间通过电子转移形成的化学结合。
在离子键中，是通过金属元素失去价电子，形成阳离子，与非金属元素接受电子，形成阴离子，从而形成化合物。
离子键的化合物通常具有离子晶体结构，如氯化钠、氯化镁等。
3. 金属键是金属元素之间通过电子海模型形成的结合。
金属元素的价电子几乎没有定位，形成了一个共享池，使得金属中的正离子能够在电子海中自由运动。
《化学元素周期表》的正确认识与探索
探索篇•课改论坛一、元素周期表中元素的标识及内涵在《元素周期表》中，横行，称为周期，用阿拉伯数字表示。
第1周期只有2种元素，第2、3周期各有8种元素，称为短周期。
其他周期则称为长周期。
纵列，称为族。
共有18列，分为主族、副族和0族（第18列），共16个族。
除0族外，由长短周期元素组成的族为主族（用A表示），只有长周期元素组成的族为副族（用B表示）。
族序数用罗马数字表示。
这样，第1、2、13、14、15、16、17可分别用ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA表示。
第3、4、5、6、7列分别用ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦBA表示；第8、9、10列用ⅧB表示；第11、12列，用ⅠB、ⅡB表示。
其中，第IA族元素（除氢以外），通常又称为碱金属元素；第IIA族元素，称为碱土金属元素；第ⅦA族元素，称为卤族元素。
第18列的0族元素，又称为稀有气体元素，或惰性元素，或饱和元素。
在表的每一方格中，都有4行标识。
第1行有两项内容：一项是用阿拉伯数字，表示该元素的原子序数，另一项是该元素的英文字母标识。
用红色时是指放射性元素。
第2行是该元素的文中名称；第3行是该元素的外围电子层排布，括号指可能的电子层排布。
第4行的数值表示该元素的相对原子质量，加了括号的数据，则表示该放射性元素半衰期最长同位素的质量。
在表中，相同颜色的元素具有相同的属性（金属性或非金属性），而对于过渡元素，特别加了红框。
即通过颜色，即可确定某元素是金属，还是非金属，抑或是过渡性元素。
从列中可见，同一周期的元素，从左到右，具有相同的电子层，最外层电子在逐渐增多；其原子半径逐渐减小；电负性逐渐增大；获得电子的能力在增强；其金属性在减弱，非金属性随之在增强。
其主族元素，从上到下，电子层数依次增加，原子半径在逐渐增大，电负性逐渐减小；失去电子的能力在增加，金属性在增强，非金属性在减弱。
不难看出，在表中，每一周期的元素具有相同的电子层数，并且，其周期数等于其核外电子层数。
化学元素周期表的基本概念和应用
化学元素周期表的基本概念和应用化学元素周期表是一种重要的工具，用于组织和展示所有已知元素的信息。
它是由化学家门捷列夫于1869年首次提出的，至今为止，这个周期表已经成为化学领域的基础知识。
本文将简要介绍化学元素周期表的基本概念和应用。
一、基本概念1. 元素和原子：元素是由一种类型的原子组成的物质。
原子是最小的化学单位，由原子核（包含质子和中子）和电子构成。
元素周期表中的每个方格代表一个元素。
2. 原子序数和原子量：元素周期表中的每个元素都有一个原子序数，表示其核中的质子数。
原子量是一个元素的相对原子质量，通常以标准原子质量单位表示。
3. 周期和族别：元素周期表按照共同的化学性质将元素排列成周期和族别。
周期是指元素主能级的数量，族别是指元素的化学性质。
4. 原子半径和电子亲和能：原子半径是指原子的大小，可以根据元素周期表中的趋势进行比较。
电子亲和能是指一个原子获得一个电子形成负离子时释放的能量。
二、应用1. 预测元素性质：通过周期表的排列，我们可以预测一个元素的性质。
具有相似化学性质的元素通常位于周期表的同一垂直列中，因此我们可以根据这一规律判断未知元素的性质。
2. 研究反应和化合物：周期表提供了各种元素的信息，使得化学家可以更好地理解元素组合成化合物时的反应。
周期表还可以帮助我们研究和预测不同元素之间的反应。
3. 确定元素的电子结构：元素周期表显示了元素的原子序数和核外电子排布。
这些信息对确定元素的电子结构非常重要，并有助于研究原子、分子和离子的行为。
4. 为元素命名和分类：周期表按照一定的规律和特性对元素进行分类。
这种分类使得我们可以更好地命名、理解和研究元素的属性和行为。
5. 促进教学和学习：周期表是教学和学习化学的重要工具。
它使学生能够更好地理解元素和其属性之间的关系，并促进化学知识的学习和记忆。
总结：化学元素周期表作为一种组织和展示元素信息的工具，为科学家研究元素提供了基础。
它的基本概念和应用广泛，帮助我们了解元素的性质、行为和相互作用。
《元素周期律》 知识清单
《元素周期律》知识清单一、元素周期律的定义元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。
这一规律是化学学科中的重要基石，对于理解元素的性质、化合物的形成以及化学反应等方面都具有极其重要的意义。
二、元素周期表的结构1、周期元素周期表共有 7 个周期。
周期的序号等于该周期元素原子具有的电子层数。
第一周期仅有 2 种元素，称为短周期；第二、三周期各有 8 种元素，也属于短周期；第四、五周期各有 18 种元素，称为长周期；第六、七周期包含的元素较多，分别称为长周期和不完全周期。
2、族元素周期表共有 18 个纵行，分为 16 个族。
7 个主族（ⅠA 族至ⅦA 族）、7 个副族（ⅠB 族至ⅦB 族）、1 个第Ⅷ族（包括 3 个纵行）和 1 个 0 族。
主族元素的族序数等于其最外层电子数；副族元素的族序数与最外层电子数和次外层电子数有关。
3、分区根据元素原子的价电子排布，元素周期表可以分为 s 区、p 区、d 区、ds 区和 f 区。
s 区包括第ⅠA 族和第ⅡA 族，价电子排布为 ns1-2；p 区包括第ⅢA 族至第ⅦA 族以及 0 族，价电子排布为 ns2np1-6；d 区包括第ⅢB 族至第ⅦB 族以及第Ⅷ族，价电子排布为（n 1）d1-10ns1-2；ds 区包括第ⅠB 族和第ⅡB 族，价电子排布为（n 1）d10ns1-2；f 区包括镧系和锕系元素。
三、元素性质的周期性变化1、原子半径同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）；同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大。
原子半径的大小主要取决于电子层数和核电荷数。
电子层数越多，原子半径越大；核电荷数越大，对核外电子的吸引力越强，原子半径越小。
2、主要化合价同一周期，从左到右，最高正化合价逐渐升高（第一周期除外），最低负化合价的绝对值逐渐减小；同一主族，化合价相似，最高正化合价等于主族序数（O、F 除外）。
3、金属性和非金属性同一周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
如何帮助初三学生更好地理解化学元素周期表
如何帮助初三学生更好地理解化学元素周期表化学元素周期表是化学中极为重要的基础知识之一，也是初三学生在学习化学时必须要掌握的内容之一。
然而，由于元素周期表的复杂性和抽象性，初三学生往往会面临理解困难的挑战。
本文将探讨如何帮助初三学生更好地理解化学元素周期表，以提高他们的学习成果。
一、引言化学元素周期表是由俄罗斯化学家门捷列夫·门捷列耶夫于1869年发明的，用于分类和组织化学元素。
它是一种将元素按照一定规律排列的表格，其中包括元素的原子序数、元素符号、原子量等信息。
了解和掌握元素周期表的结构和特点，是学习化学的基础。
下面我们将介绍几种方法来帮助初三学生更好地理解和应用元素周期表。
二、化学元素周期表的基本结构化学元素周期表的基本结构可以分为横行（周期）和纵列（族）两个方向。
横行代表了元素的周期性变化，纵列代表了元素有着相似性质。
初三学生可以通过观察周期表的结构和元素分布规律，加深对元素周期表的理解。
三、了解元素周期表上的基本信息元素周期表上的每个元素都有独特的原子序数、元素符号和原子量等信息。
帮助初三学生熟悉和记忆这些基本信息，是掌握元素周期表的第一步。
可以通过制作卡片、组织小游戏等方式，让学生积极参与并巩固知识。
四、研究元素周期表的周期性规律元素周期表的周期性规律是指在周期表中元素的性质呈现出周期性变化。
初三学生可以通过观察周期表中元素的物理性质（如电子层结构、原子半径等）和化学性质（如金属性质、反应活性等）的变化规律，理解元素周期表的周期性。
五、了解元素周期表的分组特点元素周期表中的元素按照纵列（族）进行分类，具有相似性质。
例如，第1族元素都是碱金属，具有类似的化学性质。
初三学生可以通过学习不同族元素的特点和应用，加深对元素周期表的理解。
六、掌握元素周期表的应用元素周期表是化学学习的基础，也是进一步学习化学的必要工具。
帮助初三学生掌握元素周期表的应用，例如通过元素符号推测元素的特性，预测元素的反应活性等，有助于提高他们的学习效果。
元素周期表的基本概念
元素周期表的基本概念元素周期表是化学领域中最重要的工具之一，它对于我们理解和研究元素及其化学性质至关重要。
本文将介绍元素周期表的基本概念，包括其结构、周期性规律以及元素的分类等。
一、元素周期表的结构元素周期表是由俄国化学家门捷列夫于1869年首次提出的，它是按照元素的原子序数（即元素的核中质子的个数）从小到大排列的。
现代元素周期表由18个竖列和7个横行组成，其中横行称为周期，竖列称为族。
在周期表中，元素按照一定的规则排列，使得具有相似性质的元素归为同一周期或同一族。
二、周期性规律元素周期表的核心思想是周期性规律。
根据元素的原子序数递增，我们可以观察到一些规律性的变化。
1. 原子半径：在同一周期中，原子半径随着原子序数增加而递减。
在不同周期中，从左到右，原子半径递减。
这是因为随着电子层的增加，内层电子屏蔽使得外层电子受到的核吸引力增弱，导致原子半径减小。
2. 电离能：电离能是指从一个原子中移去一个电子所需要的能量。
在同一周期中，电离能随着原子序数增加而增加。
而在同一族中，电离能随着原子序数增加而减小。
这是因为原子核中的质子数量增加会提高吸引电子的能力，从而增加电离能。
3. 电负性：电负性是指一个原子吸引和保持其他原子的电子的能力。
在周期表中，从左到右，原子的电负性逐渐增加。
而在同一周期中，从上到下，原子的电负性逐渐减小。
三、元素的分类根据元素周期表的结构和周期性规律，我们可以将元素分为不同的分类。
1. 金属元素：元素周期表中位于周期表左侧的元素大多是金属元素，它们具有良好的导电性、热传导性和延展性等特性。
金属元素可进一步分为碱金属、碱土金属和过渡金属等。
2. 非金属元素：元素周期表中位于周期表右上方的元素大多是非金属元素，它们通常具有较高的电负性、较低的熔点和沸点，并且不具备金属的导电性。
3. 半金属元素：位于元素周期表中间区域的元素则是半金属元素，具有一些金属和非金属的特性。
四、元素的周期性分类除了按照金属、非金属和半金属的分类外，元素周期表还可以按照元素的周期性分类。
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相对原子质量
一、元素周期表的结构： 七 1、周期：元素周期表共有___个横行，每一个横行称为 周期 电子层数 一个____，同周期元素的________相同 不完全周期 短周期：第_____、_____、_____周期 一 二 三 周期 长周期：第____、_____、_____、_____周期 四 五 六 七 8 2、族：元素周期表中共有___个纵行，除了__、__、__ 9 10 18 族 三个纵行称为Ⅷ 外，其余的每一个纵行称为一个____, 最外层电子数 16 共有____个族。主族元素的族序数=__________ 主 7 __族：用罗马字母加A表示，共__个 副 7 __族：用罗马字母加B表示，共__个 稀有 0 族 0族：最右边一列的____元素组成, 化合价为__ 最外层电子数为__（除He为__外）,共__个 8 2 1 8 1 第Ⅷ 族：周期表中第___、___、___纵行，共__个 9 10
第一章 物质结构 元素周期律
俄 1、第一张元素周期表的诞生：1869年，__国化学家 门捷列夫 ________首制。 相对分子质量 2、现行元素周期表编排依据：由原子的_____________ 改为_________按照从小到大的顺序排列，并将 核电荷数 _________相似的元素放在一个纵列。 化学性质 顺序 3、原子序数：按照元素在周期表中_____给元素编号。 4、原子序数与原子结构的关系： 核电荷数 质子数 核外电子数 原子序数=_________=_______=__________
相似性 递变性
除铯外都为银白色金属， 密度依次增大，熔沸点依 质软，熔沸点低，密度小 次降低 都易和氧气反应 和氧气反应生成物越来越 复杂
都和水反应生成碱（强碱）按照锂、钠、钾、铷、铯 放出氢气 的顺序反应越来越剧烈 都表现很强的还原性、金 随原子半径递增，还原性 属性，是典型的金属 递增，金属性递增，活泼 性增强
氧化性强弱顺序：
F2 ＞ Cl2＞Br2＞ I2
。
（2）物理性质
状态: 由气态到液态再到固态 颜色:淡黄绿色 黄绿色 深红棕色 熔沸点:递增 密度:递增
紫黑色(颜色逐渐加深)
课堂小结
层数递增
Li 半径递增
卤族元素(ⅦA) +9 27
氟
+17 2 8 7
氯 Na
K Rb
ⅠA
失电子能力递增 得电子能力递减 金 属 性 递 增 非 金 属 性 递 减 溴
①相同点：碱金属元素最外层电子都为_____，比较 1 失去 还原剂 容易_____,在化学反应中作______，表现出强的 ________。 还原性 ②递变性：随着核电荷数的增加，碱金属元素原子 增大 增多 的电子层数逐渐______，原子半径逐渐______，原 减弱 子核对最外层电子的吸引力逐渐______，因而失电 强 还原性 金属性 子会越来越____,________也越来越强,即______也越 来越强。
+35
2 8 18 7
+53
2818 18 7
碘
Cs
判断元素非金属性强弱（即元素原子的得电子的易 难）的方法
1．从元素原子结构判断 (1)当电子层数相同时，核电荷数越多，非金属性越强。 即：同周期，自左至右，元素非金属性增强。 (2)当最外层电子数相同时，核电荷数越多，非金属性越弱。 即：同主族，自上至下，元素非金属性减弱。 2．从元素单质及其化合物的相关性质判断 (1)单质越易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性 也就越弱，其非金属性也就越强。 (2)最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。 (3)非金属单质间的置换反应。非金属性强的置换出非金属性弱的。 (4)元素的原子对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱。
（A） 2
3 11 19
4 （B）
2
10 11 18 19 7
（C）
6 6 （D） 11 12 13 14 24 31 32
3、如果发现第七周期零族元素，则该元素的原 子序数是（ B ） A. 109 B. 118 C. 173 D. 222
二、元素的性质与原子结构
1、碱金属元素
（1）碱金属的原子结构特点 1、完成下第5页的“科学探究”，碱金属元素在结构 上的相似性和递变性。 ①相似点：碱金属元素原子结构的 最外层电子数相
《学案》相应练习
（1）卤素的原子结构及化学性质 所表现的相似性和递变性
原子结构 相 同 点 原子的最外层均 为7个电子 化学性质 易于得到一个电子（氧 化性），化学性质活泼， 相 体现强非金属性 似 性 随着半径递增，得电子 能力递减，氧化性递减， 递 变 非金属性递减。 性
核电荷数依次增 不 多；电子层数递 同 增；原子半径依 点 次增大
《学案》相应练习
日本福岛第一核电站1号机 组12日下午发生爆炸。
据说目前核电站周围检测到的放射性物 质包括碘131和铯137。碘131一旦被人体吸 入，可能会引发甲状腺疾病。日本政府已计 划向核电站附近居民发放防止碘131辐射的 药物——碘片。铯137会造成造血系统和神 经系统损伤。
碘131和铯137是什么来的？为什么发放 碘片可以防止碘131辐射？
①化学性质相似性 氯气（Cl2）
与金属 2Na+Cl2==2NaCl 反应 跟非金 H2+Cl2=光=2HCl 属反应 跟水的 Cl2+H2O==HCl+HClO
反应
溴（Br2） 2Na+Br2==2NaBr H2+Br2==2HBr Br2+H2O==HBr+HBrO Br2+2NaOH== NaBr+NaBrO+H2O
种原子叫做核素。 (3)同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元素的 不同原子互称为同位素。即同一元素的不同核素之间互 称为同位素。 注意：它反映的是同种元素的不同原子间 的关系。故单质、化合物间不可能是同位素。 H: 11H 2 H 31H C: 12C 13C 146C 6 6 元 素 核素1 … 核素n O: 16O 17O 188O 8 8 35 Cl: 17Cl 37 Cl 17 同位素 U: 234U 235U 238 U 92 92 92
（4）碱金属的物理性质
相 似 性
递 变 性
密 度 依 次 增 大
熔 沸 点 依 次 降 低
课堂小结——元素原子结构决定性质
元素化学性质主要取决于 原子的最外层电子数。 此外，还与 原子的半径 的关系密切
碱金属元素原子结构既有相同点也有相 异点，这决定了碱金属元素的性质既有 相似性又有递变性 Li Na K Rb Cs
小结： 三长三短不完全 七主七副零和八
熟悉元素周期表的结构，背熟 １~20号元素。
1、书本P11的2、7（金、钛）， 10（1） 2、第三周期第IVA族的元素的原 子序数是_____。
3.请大家根据元素周期表，完成下表内容。
类别 周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数
1
短周期 2 3
H—He
Li—Ne Na—Ar
4 长周期 5
6 不完全 周期 7
K—Kr Rb—Xe
Cs—Rn Fr—112号
２ ８ 3 4 5 6 7
练习
第6号元素：
1、 推算原子序数为6,13,34,53,88,82
的元素在周期表中的位置。
6-2=4 第二周期第ⅣA 族。
第13号元素： 13-10=3
判断元素金属性强弱（即元素原子的失电子的易难） 的方法
1．从元素原子结构判断 (1)当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，越易 失电子，金属性越强。 即：同一主族，自上至下，元素金属性逐渐增强。 (2)当电子层数相同时，核电荷数越多越难失电子，金属性越弱。 即：同一周期，自左至右，元素金属性逐渐减弱。 2．从元素单质及其化合物的相关性质判断 (1)金属单质与水或酸反应越剧烈，元素金属性越强。（正比） (2)最高价氧化物的水化物的碱性越强，元素金属性越强。（正比） 3．根据金属活动性顺序判断 一般来说排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。 4．根据离子的氧化性强弱判断 阳离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。 （反比） 如：氧化性Cu2＋＞Fe2＋，则金属性Cu＜Fe。
写出下列反应的化学方程式：
银和硫酸铜溶液反应 铜和硝酸银溶液反应 为什么以上反应（1）不能进行而反应（2）可以？ 这说明了铜和银的还原性谁强谁弱？反映了什么样的化 学反应规律？ 。 。
II、
实 实验
验 现象 结论
氯水和NaBr反应生成了Br2 1.向NaBr溶液 溶液由无色变黄色， 指出右边这三个反应中的氧 中滴加氯水,振 加CCl 振荡后CCl 4 化剂和氧化产物，并比较它 4 Cl2 + 2NaBr == Br2 +2NaCl 荡后加入CCl4 层变橙黄色 们的氧化性的强弱 向KI溶液中滴 氯水和KI反应生成了I2 溶液由无色变棕黄， 加氯水,振荡后 加CCl4振荡后CCl4 Cl2 + 2KI == I2 +2KCl 加入CCl4 层变紫红色 2.向KI溶液中 溶液由无色变棕黄， 溴水和KI反应生成了I2 滴加溴水,振荡 加CCl 振荡后CCl 4 4 后加入CCl4 Br2 + 2KI == I2 +2KBr 层变紫红色
忽略电子的质量，将原子核内所有的质子和中子的相 （2）质量数： 对质量取近似整数值加起来，所得的数值，
②质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
③化学符号： 质量数—— A 核电荷数 ——Z （核内质子数）
1、填表
X
——元素符号
12 6
C
粒子符号
①O ②Al ③Ar ④Cl ⑤H
质子数 （Z ） 8 13 18 17 1