1.2.1元素周期律1课时
高一化学 1_2_1 元素周期律教学设计
（2）最外层电子数不超过______个电子（K层为最外层时不超过______个）；
（3）次外层电子数不超过_______个电子；
学生回忆知识，并回答。
学生阅读课本，完成问题。
通过学过的知识，引入核外电子排布规律。
通过学生阅读课本，完成问题，培养学生总结归纳能力。
【展示】
Mg
Al
现象
反应剧烈，放出大量的H2
反应迅速，放出大量的H2
反应方程式
Mg+2HCl=MgCl2+H2↑
2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
结论
Mg、Al都很容易与稀盐酸反应，放出H2，但Mg比Al更剧烈
【过渡】通过两个实验，我们是否可以总结出金属性强弱的规律呢？
（2）原子核外各电子层最多容纳的电子数目是2n2个（n为电子层序数）
（3）最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）；次外层电子数目不超过18个（K层为次外层时不超过2个）；倒数第三层电子数目不超过32个。这几条不是孤立存在，它们是有联系的。
习题巩固
1．下列微粒的结构示意图，正确的是（ ）
【板书】1．2元素周期律
聆听、思考
通过学过的知识引入新课。
合作探究
展示归纳
【复习】同学们回忆原子的构成？
【讲解】原子由原子核和核外电子构成，电子在核外高速绕核运动。
【过渡】有的同学就要想了，多个电子运动会不会出现碰撞，那电子运动的轨迹是怎么样的呢？
【板书】一、原子核外电子的排布
【阅读】阅读课本P13页表1-2，小结出原子核外电子排布规律思考以下问题：
元素周期律
课题
1-2-1元素周期律
化学必修2新课标备课教案：1.2.1 元素周期律(人教版)
元素周期律【学习目标】1.知识与技能：⑴知道同一周期和同一主族元素性质的递变规律；⑵掌握元素金属性和非金属性的比较方法；⑶理解原子结构对元素性质的影响，并能尝试运用这一规律预测元素的性质；⑷掌握元素周期律与元素周期表在实际生活、生产、科研领域中的应用。
2.过程与方法：⑴通过实验探究，总结归纳得到元素性质的递变规律；⑵运用元素性质的递变规律来预测元素的性质，并会设计实验进行证明；⑶能够运用元素周期表，理解位置、结构、性质三者的关系，培养分析与推理能力。
3.情感、态度与价值观：⑴通过对元素周期律的发现的学习，认识量变到质变的规律，认识特殊到一般，再运用一般规律解决实际问题的辩证唯物主义观点；⑵通过对元素周期表的学习，了解化学知识的功能与价值，树立爱科学、用科学、为科学努力学习的品质，提高自身的科学素养。
【学法指导】基础理论的教学模式一般为：提出课题→列出理论研究的要点→应用实验或资料，分析阐述以得出规律性结论→结合新的事实，检验、应用得出的结构。
根据教材的安排以及高一学生的实际情况，关于原子核外电子的排布，只要求学生掌握1~20号元素的原子核外电子的排布，并会十分熟悉的应用。
重点是元素周期律、元素周期表和元素周期律的应用，关于这部分内容的教学可采用问题探究教学模式组织教学过程。
利用问题探究的形式组织学生活动。
§1－2 元素周期律(第1课时)【温故知新】1.(回忆、思考)碱金属元素的单质及其化合物的性质有什么递变规律？它们的性质为什么会存在这样的递变规律？2.(回忆、思考)卤族元素的单质及其化合物的性质有什么递变规律？它们的性质为什么会存在这样的递变规律？3.(回忆、思考)元素的原子是由哪些基本微粒组成的？【设计说明】本节课要探究学习以第三周期元素为例同周期元素性质的变化规律，所以设计第1、2小题，综合本节课的学习可以得出同周期及同主族元素的性质变化规律。
通过上节课的学习发现有的学生竟然不知道原子结构，本节课又要学习原子的核外电子排布，所以设计第3小题进行温故知新。
1.2.1元素周期律学案
元素周期律学案（第I 课时）[课前准备]画出核电荷数为1～18的元素原子结构示意图。
（分三行，1、2号元素一行，3～10为一行，11～18为一行）[探究活动1]2、画出函数图象（横坐标---原子序数，纵坐标---原子的最外层电子数）[探究活动2] 仔细观察所给表格，完成表2的填空；并请相互讨论随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径变化有何规律，总结如下。
2、画出函数图象（横坐标---原子序数，纵坐标---原子半径）0 2 4 6 8 10 12 14 16 18最外层电子数[深入探究1]1、电子层数相同的元素（除稀有气体元素）的原子半径：2、当原子的电子层数不同而最外层电子数相同时，元素的原子半径： [探究活动3]2、画出函数图象（横坐标---原子序数，纵坐标---元素的主要化合价）[深入探究2]（1）、原子序数为11～17的元素的最高化合价和最低化合价的变化规律是 。
原子半径 40 80 元素的主要化合价（2）、序数为11～17的元素的最高化合价和最低化合价的数值与原子核外最外层电子数的关系是。
[反馈练习]例题1、元素的微粒半径大小比较有何规律？Li____Na____K，Li+____Na+____K+，F____Cl____Br___I， F－____Cl－____Br－___I－，Na____Mg____Al，P____S____Cl，Na____Na+，Cl____ Cl－，Fe____ Fe2+____ Fe3+，N3－____O2－____F－____Na+____Mg2+____Al3+，P3－____S2－____Cl－____K+____Ca2+，例2、同周期的X、Y、Z三种元素，已知其氢化物分别为XH3、H2Y、HZ，则下列判断正确的是A．原字半径Z > Y > X B．Z的非金属性最强C．氢化物还原性XH3 > H2Y > HZ，稳定性XH3 > H2Y > HZD．最高氧化物对应水化物H3XO4酸性最强例3、有a、b、c、d四种元素，a、b为同一周期元素，c、d为同一主族元素。
【南方新课堂 金牌学案】2017春高中化学鲁科版必修2课件1.2.1 元素周期律
D.I<Br<Cl<F
解析:A中,四种离子核外电子排布相同,核电荷数越大,半径越小;B中,S2-与Cl-、 Na+与Al3+的核外电子排布相同,微粒半径S2->Cl-,Na+>Al3+,又S2-与Cl-比Na+与Al3+
多一个电子层,微粒半径前者大;C中,电子层数相同,核电荷数越大,半径应越小;D
中,最外层电子数相同而电子层数不同,电子层数越多,半径应越大。 答案:B
原子序数 1~2 3~10 11~18
电子层数 1 2 3
最外层电子数 1 1 1 2 8 8
达到稳定结构时的 最外层电子数 2 8 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周期性 变化
自主预习
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合作探究
②原子半径的变化规律:
原子序数 3~9 11~17
原子半径的变化 0.134 99 nm 大 小
①电子层数不同,最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大;②电子层数相同 时,核电荷数越大,半径越小;③电子层结构相同时,核电荷数越大,半径越小;④核电 荷数相同时,电子数越多,半径越大。
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问题导学 即时检测 一 二
合作探究
迁移与应用 例2下列微粒半径大小比较正确的是( A.Na+<Mg2+<Al3+<O2B.S2->Cl->Na+>Al3+ C.Na<Mg<Al<Si )
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第2节
元素周期律和元素周期表
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第 1 课时
元素周期律
人教版高中化学必修二 1.2元素周期律第1课时(教案1)
课题：第二节元素周期律(一) 授课班级课时知识与技能1、引导学生了解原子核外电子排布规律，使他们能画出1-18号元素的原子结构示意图；2、了解原子的最外层电子排布与元素的原子得、失电子能力和化合价的关系过程与方法培养学生对事物认识的方法：从宏观到微观，从特殊到一半情感态度价值观引导学生形成正确的物质观重点原子核外电子的排布规律难点原子核外电子的排布规律知识结构与板书设计第二节元素周期律(一)一、原子核外电子的排布1、电子层的划分电子层（n）1、2、3、4、5、6、7电子层符号K、L、M、N、O、P、Q离核距离近远能量高低低高2、核外电子的排布规律教学步骤、内容【引言】我们已学习了元素周期表的结构，那么这张表又有何意义呢？我们能否从其中总结出元素的某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题呢？这就是我们本节课所要研究的内容。
【板书]】第二节元素周期律【教师】元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，因此我们讨论性质之前，必须先来熟悉一下原子的结构。
【展示】电子层模型示意图【讲解】原子是由原子核和核外电子构成的，原子核相对于原子很小，即在原子内部，原子核外，有一个偌大的空间供电子运动。
如果核外只有一个电子，运动情况比较简单。
对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？它们有没有一定的组织性和纪律性呢？下面我们就来学习有关知识。
【板书】一、原子核外电子的排布【讲解】科学研究证明，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动。
我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，分别用n=1、2、3、4、5、6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q来表示。
通常，能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。
这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。
【板书】1、电子层的划分电子层（n）1、2、3、4、5、6、7电子层符号K、L、M、N、O、P、Q离核距离近远能量高低低高【设疑】由于原子中的电子是处于原子核的引力场中，电子总是尽可能的从内层排起当一层充满后在填充下一层。
2020版新教材高中化学1.2.1元素周期律课件鲁教版必修2
一、原子序数
1.概念:元素在元素周期表中的序号。
2.原子序数与原子结构的关系:原子序数=_________=
_______=___________。
核电荷数
质子数 核外电子数
【巧判断】(1)原子和离子都满足“原子序数=核电荷 数=核外电子数”的关系。 ( ) 提示:×。因离子一定有电子的得失,所以一定不满足 这个关系。
(2)二看核电荷数 电子层数相同时,核电荷数越多,半径越小。例如 :r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl),r(S2-)>r(Cl-) >r(K+)>r(Ca2+)。 (3)三看电子数 核电荷数相同时,电子数越多,半径越大。例如:r(Na+) <r(Na),r(Cl-)>r(Cl)。
2.离子 (1)同一纵列,自上而下,电子层数依次增多,离子半径 依次增大。如r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)。 (2)具有相同电子层结构的离子,随核电荷数的增大, 离子半径依次减小。如r( )>r(Cl-)>r(K+)>r(Ca2+)。
S2
3.同一元素的不同粒子:核外电子数越多,半径越大。 (1)阳离子:r(原子)>r(阳离子)。如r(Na)>r(Na+)。 (2)阴离子:r(原子)<r(阴离子)。如r(Cl)<r(Cl-)。 (3)多种价态的离子:价态越高,半径越小。如 r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)。
1→_2_
1.2.1 原子结构与元素周期律 第一课时 教案
《原子结构与元素的性质》第一课时教学设计增排列的序列称为元素周期系。
3.元素周期表元素周期表是呈现元素周期系的表格。
元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
注意：1 .元素周期系与元素周期表的关系_呈现元素周期系. X，尸元素周期表!决定I只有一种绘制‘右干种.原子序数、核电荷数、质子数与核外电子数的关系原子序数二核电荷数=质子数=核外电子数二、构造原理与元素周期表1.元素周期表的结构：根据构造原理得出的核外电子排布，可以解释元素周期系的基本结构。
（1）周期（七横七周期，三短四长）（2）核外电子排布与周期的划分i根据构造原理，将能量相近的能级分为一组,按能量由低到高可分为7个能级组，同一能级组内,各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。
ii每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最高的能级对通过观察元素周期表和表格数据特点，归纳总结元素周期表的结构，应的能层数等于元素的周期序数。
生周期性的重复。
的关系同军褥丽西丸制作的。
元素形成周期系的根本原因是元素的原子核外电子的排布发（3）根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数 元素周期系中每个周期的元素数，第一周期从IS 】开始，以"2结束，只有两种元素。
中间按照构造原理依次排满各能级。
其余各周期总是从〃 S 能级开始，以〃 p 结束，递增的核电荷数（或电子数）就等于每个周期里的元素数。
具体数据如下:周期ns —*np 电子数 元素数目—• Is 1-2 2 2 二 2sL2 2P 「6 8 8 三 3s 1 23p, 68 8 四 4s l-23d l-104p |-6 18 18 五 5s i-24d l-105p |-618 18 六 6sl 2 4f l i4 5dl l0 6P 「6 32 32 七7sL2 5fll4 6d 「l 。
7P 「63232小V f - 546讣77f5£ Kd 访］规律：递增的核电荷数二元素个数六32七32五18周期一元素数三 四18若以一个方格代表一种元素，每个周期排成一个横排，并按S 、p 、d 、f 分段，左侧对齐，可得到如下元素周期表:【思考与讨论】1950年国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC ）推荐了一张元素周期表，书末的元素周期表就是参照其新版 请问：怎样将图1-17变成书末的元素周期表？思考交流理解核外 电子排布 与元素周 期表中周 期与族之 间的关系。
1.2.1元素周期律(第一课时教案)
青州三中高一化学导学案编号 课型 主备教师 把关教师 使用教师 使用班级、时间020104 新授崔斌王文刚高一化学组教学课题 1-1元素周期律（第一课时）教 学 目 标 1．了解元素原子最外层电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，2. 认识元素周期律。
3．在总结原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价周期性变化过程中，培养学生观察、分析、归纳总结能力，初步掌握用事实和数据分析、总结规律、透过现象看本质的科学方法； 教学 重难点1. 元素周期律2.元素周期律的实质【学习内容】 一．元素周期律 1. 原子序数：原子序数与原子中各组成微粒数之间的关系：【交流与研讨】教材P11 元素周期律初探【方法引导】 原子序数为横坐标、原子最外层电子数为纵坐标的直方图。
12345678123456789101112131415161718最外层电子数原子序数原子序数和最外层电子数的关系2. 原子核外电子排布（最外层电子数）原子序数 电子层数最外层电子数1 ——23 —— 10 11 —— 18【小结】随着原子序数的递增， 3. 周期与周期性：1．周期：每完成一个循环往复的运动（变化过程）所消耗的时间。
2．周期性：周而复始、循环往复的现象。
【方法引导】为了观察原子半径随原子序数变化而变化的情况，分别画出以原子序数为横坐标、原子半径为纵坐标的折线图。
4. 原子半径原子序数 电子层数原子半径1 ——23 —— 10 11 —— 18【小结】随着原子序数的递增， 。
【小组讨论】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？（3）如何根据粒子结构示意图，判断原子半径和简单离子半径大小？5．影响原子半径大小的主要因素： 1..电子层数：电子层数越多半径越大2. 核电荷数：电子层数相同，核电荷数越大半径越小3. 核外电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多，半径越大。
1.2.1《原子核外电子排布》教学设计(含解析)2020-2021学年人教版高一化学必修二
（人教版必修2）第一章《物质结构元素周期律》教学设计第二节元素周期律（第一课时原子核外电子排布）【情景导入】我们已学习了元素周期表的结构，那么这张表又有何意义呢？我们能否从其中总结出元素的某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题呢？这就是我们本节课所要研究的内容。
【板书】活动一、电子的能量及电子层【思考】阅读教材P13页内容，思考在多电子原子中的电子的能量与运动区域有何关系？【交流投影】【讨论】阅读教材P13页第二自然段内容，回答电子层及其与能量有何关系？【交流1】（1）科学研究证明，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动。
我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，分别用n=1、2、3、4、5、6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q来表示。
【交流2投影】（2）能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。
这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。
如下表：各电子层（由内到外）序号（n） 1 2 3 4 5 6 7 符号K L M N O P Q 与原子核的距离近→远能量低→高【交流3投影】（3）电子层模型示意图【问题探究】在理解核外电子排布时要注意哪些问题？【交流1】(1)核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当M层不是最外层时，最多可以排18个电子，而当它是最外层时，最多可以排8个电子。
【交流2】(2)电子不一定排满M层才排N层，如K和Ca的核外电子排布情况分别为。
【典例1】某短周期元素的原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，那么该原子()A．有3个电子层B．有2个电子层C．最外层电子数是8 D．核电荷数是10【答案】 B【解析】第一层排满为2个电子，第二层排满为8个电子，第三层为最外层时，最多排8个电子，若该原子有3个电子层，依题意可知最外层(第3层)要排到24个电子，这不可能，则该原子只有2个电子层，第一层为2个电子，第二层为6个电子。
1.2.1元素周期律
汝阳县实验高中2012——2013学年第二学期高一化学学案第一章第二节元素周期律和元素周期表(第一课时)制作人：赵润豪审核人：赵润豪包科领导：徐正武2013.3.3【课前自主复习】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。
3．排布规律⑴按能量由低到高，即由内到外，分层排布。
①第1层最多只能排____个电子②第2层最多排____个电子③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)⑵根据核外电子排布的规律，能画出1－18号原子结构示意图。
二、元素周期律结论：随着原子序数的递增，元素也呈现周期性变化。
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。
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。
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，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力，半径。
（2）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种微粒，核外电子数越多，半径，高价阳离子半径低价离子半径。
3．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2~3 ml水，并滴入两滴酚酞溶液。
观察现象。
[[总结]第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl，金属性逐渐，非金属性逐渐。
4．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。
元素周期律（1）定义：。
（2）实质：。
三、元素周期表和元素周期律的应用1．元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系2．主族元素最高正化合价＝＝＝3．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(2)寻找所需物质在能找到制造半导体材料，如；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。
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结论金属性：Mg>Mg>Al 结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增 加金属性减弱。
金属性强弱判断依据：
单质与水反应的难易程度
小结：
钠镁铝的金属性逐渐减弱
单质与酸反应的剧烈程度
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
金属元素的性质 单质与水或酸反应 Na 与冷水剧烈反应 Mg
与沸水反应;与 酸剧烈反应
5.下列半径最大的微粒是 （ C ） A. F B. Mg 2+ C. ClD. Ca2+ 6．主族元素X的阳离子和Y元素的阴离子具有 与氩原子相同的电子层结构,下列叙述正确的是 ( CD ) (A)X的原子序数比Y的小 (B)X原子的最外层电子数比Y的大 (C)X的原子半径比Y的大 (D)X元素的最高正价比Y的小
单质与氢气 的化合条件
高温下少量反应 磷蒸气，困难 加热反应 光照或点燃
氢化物的 稳定性
很不稳定 不稳定 较不稳定 稳定
17Cl
非金属性：Si < P < S < Cl
从最高价氧化物的水化物看 元素
14Si 15P
最高价 氧化物 最高价氧化物的水化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 硅 酸 磷 酸 硫 酸 高氯酸 极弱酸 中强酸 强 酸 最强酸
和2mL 1mol/L
盐酸反应。
2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2
结论
镁的金属性比铝强
Na
与冷水反 单质与水 应:
Mg
Al
与冷水反应缓 与酸反应： 慢，与沸水反 应迅速、与酸 （或酸） 迅速 剧烈 反应剧烈，放 反应 金属性：Na>Mg>Al 出氢气。
最高价氧 化物对应 水化物碱 性强弱
最高正价== 主族元素的最 最外层电子数 最低负化合价 高正化合价与 随着原子序数的递增，原子的核外电子层排 绝对值 = 8 – 最 最外层电子数 布呈现什么规律性的变化？元素的化合价、原子 外层电子数 半径呈现什么规律性的变化？ 有何关系？
原子序 数 电子层 最外层电 数 子数 化合价的变化 原子半径
第一章 《物质结构 元素周期律》
第二节《元素周期律》
第1课时
现代物质结构理论
核外电子
带负电荷
• 原子
原子核
质子： 中子：
带正电荷
不带电荷
【思考】在多电子原子里，电子在核外是如何运动
的？是杂乱无章地运动，还是有规律可循？ 【阅读】教材P13第1、2段，电子在核外如何排布， 有哪些规律可循？
分层排布
作业：上作业本
写出前18号元素的元素符号、位置关系、电 子排布、半径递变及化合价
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？这 是我们下一节课将要探讨的内容。
实 验 二
取铝片和镁 带，用砂纸擦 去氧化膜,分别
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
（3）最外层电子数是次外层电子数２倍 的元素： C （4）最外层电子数是次外层电子数３倍 的元素： O
（5）最外层电子数等于电子层数的元素：
H
Be Al
请阅读并比较表1-2中1~18号 元素的有关数据，从中能找出什 么规律？
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
结论一：随着原子序数的递增，原 子核外电子排布呈周期性 变化 结论二：随着原子序数的递增，元 素的化合价周期性变化
结论三：随着原子序数的递增，元 素的原子半径呈周期性变化
讨论第三周期元素的性质递变 现象： 镁与冷水反应缓慢， 产生少量气泡，滴入酚酞 实 验 试液后不变色。 放少许镁 带于试管中， 加热后镁与沸水反应 加2mL水，滴 较剧烈，产生较多气泡，溶 入2滴酚酞试 液变为红色。
元素的性质随着原子序数的递增而呈 周期性的变化。
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
C、酸性HCl ＞H2S S的最高正价为+6
AB
D、Cl的最高正价为+7，
3.下列递变规律不正确的是 （ C ） A．Na．Mg、Al还原性依次减弱 B．I2、Br2、Cl2氧化性依次增强 C．C、N、O原子半径依次增大 D．P、S、Cl最高正价依次升高
H3PO4
H2SO4 HClO4
磷 酸
硫 酸 高氯酸
中强酸
强 酸 更强酸
17Cl
非金属性：Si < P < S < Cl
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。
小结
钠与冷水反应，镁与沸水反应，铝不 与水反应。 钠与酸反应很剧烈，镁与酸反应剧烈， 铝与酸反应平缓 NaOH 是强碱，Mg(OH)2 是中强碱， Al(OH)3 是两性氢氧化物。 金属性强弱顺序：
Na > Mg > Al
硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl)
非金属性的比较(课本15页表)
性质
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
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
主要化合价：正价+1→0 主要化合价：正价+1→+5 ，负价：-4 →-1 → 0
主要化合价：正价+1→+7 ，负价：-4 →-1→0
氢化物 化学式
化合条件
高温下少量反应
稳定性
很不稳定 不稳定 较不稳定 稳定
SiH4
PH3
H2S HCl
磷蒸气，困难
加热反应 光照或点燃化合
17Cl
非金属性：Si < P < S < Cl
元素 氧化物 最高价氧化物的水化物
14Si 15P 16S
SiO2
H2SiO3
硅
酸 弱 酸
P2O5
SO3 Cl2O7
4．在1~18号元素中，除稀有气体元素外： (1)原子半径最大的元素是 Na ， (2)原子半径最小的元素是 H 。
【巩固训练】
1．下列说法中正确的是 （ A ） A．非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的 最外层电子数 B．非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元 素原子的最外层电子数 C．最外层有2个电子的原子都是金属原子 D．最外层有5个电子的原子都是非金属原子
光照或 磷蒸气 单质与 氢气反 高温 与氢气 须加热 点燃爆 炸 应条件 能反应
含氧酸 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 的酸性 弱酸 中强酸 强酸 最强酸
结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增 加非金属性增强。
Si
P
S
Cl
从氢化物看
元素
14Si 15P 16S
氢化物 化学式
SiH4 PH3 H2S HCl
16S
17Cl
Байду номын сангаас
非金属性：Si < P < S < Cl
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
用结构观点解释：
同周期元素 从左到右 原子核对最 外层电子的 吸引力增强 电子层数相同 核电荷数增多 原子半 径减小
原子失电子能力 逐渐减弱，得电 子能力逐渐增强
4、阳离子半径小于对应的原子半径；如Na＞ Na+
5、电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数 的递增而减小。
随着原子序数的递增
引起了
小结
最外层电子数 1→8 （K层电子数 1→2）
核外电子排布呈周期性变化
决定了
元素性质呈周期性变化
归纳出
原子半径 大→小 （稀有气体元素突然增大）
化合价：+1→+7 －4→－1 （稀有气体元素为零） 元素化学性质金属性非金属性变化
元素周期律
练习
1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：
A、Na最外层有一个电子，
Mg最外层有2个电子；
BC
B、Na能与冷水反应，而Mg不能；
C、碱性NaOH ＞Mg（OH）2
D、 Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；
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
C、酸性HCl ＞H2S S的最高正价为+6
AB
D、Cl的最高正价为+7，
3.下列有关元素周期律的叙述正确的（ C ）
A. 元素周期律的本质是元素原子核外电子排布 呈周期性变化 B. 元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化 C. 元素周期律的本质是元素的性质随原子序数 的递增呈周期性变化 D. 元素周期律的本质是元素的性质随原子量 的递增而呈周期性变化
Al 与酸缓慢反应
最高价氧化物对应 水化物 碱性强弱
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
Al(OH)3
两性氢氧化物
两性氢氧化物: 既能与酸起反应生成盐和 水,又能与碱反应生成盐和水的氢氧化物, 叫做两性氢氧化物 Al(OH)3制备: AlCl3+3NaOH=Al(OH)3↓+3NaCl 与酸: Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O 与碱: Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O 两性氧化物: 既能与酸起反应生成盐和 水,又能与碱反应生成盐和水的氧化物, 叫做两性氧化物(课本99页) 与酸: Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O 与碱: Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O