人教版第四章第二节第1课时元素性质的周期性变化规律
高中化学第4章 第2节元素周期律第1课时元素性质的周期性变化规律夯基提能作业新人教版必修第一册
第四章第二节第1课时基础达标一、选择题(每小题只有1个选项符合题意)1．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( A )A．铍的原子半径大于硼的原子半径B．相同条件下，单质铍与酸反应比单质锂与酸反应剧烈C．氢氧化铍碱性比氢氧化钙的强D．单质铍跟冷水反应产生氢气解析：Be、B同周期，根根据“序大径小”可知原子半径：Be>B，A项正确；金属性：Li>Be，故单质锂与酸反应比单质铍与酸反应剧烈，B项错误；金属性Ca>Be，故碱性Ca(OH)2>Be(OH)2，C项错误；活泼性Mg>Be，Mg与冷水反应缓慢，铍与冷水不反应，D项错误。
2．下列化合物中阳离子与阴离子半径比值最小的是( B )A．NaF B．MgI2C．KI D．KBr解析：根据粒子半径大小比较的规律，r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)，r(I－)>r(Br－)>r(F－)，通过比较可得知，MgI2中的阳离子与阴离子半径比值最小。
3．下列说法正确的是( C )A．SiH4比CH4稳定B．O2－半径比F－的小C．Na与Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na强D．P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4酸性比H3AsO4弱解析：A项，C的非金属性比Si强，CH4比SiH4稳定，错误；B项，O2－与F－核外电子排布相同，F原子序数大，F－半径小，错误；D项，P的非金属性比As强，H3PO4酸性比H3AsO4的强，错误。
4．硫和氯为农药的发展做出巨大贡献，但二者的非金属性有较大差异。
为说明氯比硫的非金属性强，下列事实可作依据的是( C )A．HCl的溶解性强于H2SB．氯的最高价为＋7价C．H2S中的S2－能被Cl2氧化D．HClO的氧化性强于H2SO4解析：溶解性的强弱与分子的极性有关，属于物理性质，不能用于比较非金属性强弱，故A错误；化合价的高低与原子最外层电子数有关，不能用于比较非金属性的强弱，故B 错误；元素的非金属性越强，对应单质的氧化性越强，H2S中的S2－能被Cl2氧化，氯气与H2S 能发生置换反应，说明氯气的氧化性大于S，元素的非金属性Cl大于S，故C正确；比较非金属性的强弱不能根据含氧酸的氧化性强弱，如F不存在含氧酸，但F的非金属性最强，故D错误。
2020-2021学年高中化学新人教版必修第一册 第4章 第2节 课时1 元素性质的周期性变化规律
第二节元素周期律课时1元素性质的周期性变化规律发展目标体系构建1.结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布，元素的化合价，原子半径的周期性变化规律，培养学生“证据推理与科学探究”的核心素养。
2．以第三周期元素为例，认识同周期元素的金属性、非金属性的周期性变化规律，培养学生“实验探究与模型认知”的核心素养。
一、元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律1．原子结构的变化规律原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～2 1 1→2 23～10 2 1→8 811～18 3 1→8 8结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化3～10号元素Li Be B C N O F Ne 原子半径/pm152 89 82 77 75 74 71 －―――――→逐渐减小11～18号元素Na Mg Al Si P S Cl Ar 原子半径/pm186 160 143 117 110 102 99 －变化趋势―――――→逐渐减小结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性变化原子序数主要化合价的变化1～2 ＋1―→03～10＋1―→＋5－4―→－1―→011～18＋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二、第三周期元素性质的递变1．钠、镁与水的反应钠镁实验操作实验现象钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，反应后溶液加酚酞变红加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色反应原理2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑Mg＋2H2O=====△Mg(OH)2↓＋3(1)实验探究：①向AlCl3溶液中加入足量氨水，现象为产生白色沉淀，反应的离子方程式为Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH＋4。
②将①实验得到的沉淀分装两支试管中，一支试管中加入盐酸，现象为白色沉淀逐渐溶解，离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O；另一支试管中加入NaOH溶液，现象为白色沉淀逐渐溶解，离子方程式为Al(OH)3＋OH－===AlO－2＋2H2O。
第1课时 元素性质的周期性变化规律
活动3 请根据教材第101页中表4-5的数据,以原子序数为横坐标,元素最高正价和最低负价 为纵坐标,在坐标系中绘出1~17号元素化合价随原子序数变化的关系图,并总结变化规律。
【答案】
变化规律:随着原子序数的递增,元素的主要化合价呈现周期性变化,即同一周期元素的 最高正化合价呈现+1→+7,最低负化合价呈现-4→-1的周期性变化。
目
课前预学区
录
课中导学区
1.同主族元素
(1)从上到下,最外层电子数 相同 ,电子层数 增多 ,原子核对电子的引
力 减弱 ,金属性 增强 ,非金属性 减弱 。
(2)单质的还原性:Na < K;单质的氧化性:F2 > Cl2
> I2。 (3)最高价氧化物对应水化物碱性:NaOH < KOH。
> Br2
水 现象 生气泡,与酸反应更剧烈
盐酸反应比较迅速,产生气泡 稀盐酸反应,产生气泡
反 反应方 2Na+2H2O 应 程式 2Na+2H+
2NaOH+H2↑; 2Mg+2H2O 2Na++H2↑ Mg+2H+
Mg(OH)2+H2↑; 2Al+6H+ Mg2++H2↑
2Al3++3H2↑
结论
金属性:Na > Mg > Al
最低负化合价从 -4 到 -1 的周期性变化。 3.元素的性质随着原子序数的递增而呈 周期性 的变化,这一规律叫作元素周期律。
任务1：探究核外电子排布、原子半径、化合价的周期性变化
2019年对于化学界来说是不同寻常的一年,因为在联合国会议上将2019年定为“国 际化学元素周期表年”以纪念元素周期表诞生150周年。1869年门捷列夫在探索元 素分类的规律性时发现了元素周期律,从此揭开了元素间彼此联系的神秘面纱,为化 学学科的发展奠定了坚实的基础。 通过对碱金属元素、卤素的原子结构和性质的研究,我们已经知道同主族元素的性质 有着相似性和递变性,其本质原因就是原子核外电子排布的相似性和递变性。那么元 素周期表中随着原子序数的递增,原子的核外电子排布又有怎样的变化规律?原子半 径和主要化合价受结构的影响又是如何变化的呢?
第4章 第2节 课时1 元素性质的周期性变化规律 课件 【新教材】人教版高中化学必修1PPT完美课件(共71张)
双 基
自
达
主
预 习
性
性逐渐减弱
·
标 随
堂
关 键
气态氢化物的稳定
检 测
能 力
核
性质 性、还原性
稳定性逐渐增强、还原性逐渐减弱
课
心 突
时
破
最高价氧化物对应
分
学
碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强
科 素
的水化物的酸碱性
层 作 业
养
应
用
养
返
成
首
页
·
32
·
·
必
备 知 识
(3)Na 、 Mg 、 Al
与
H2O
或酸反应的难易程度为由易到难。
课 时
破
分
( )层
学 科 素 养
(4)HClO、H2SO3、H3PO4、H2SiO3 的酸性依次减弱。 (
作
)业
应 用
[答案] (1)× (2)× (3)√ (4)×
养
返
成
首
页
·
23
·
·
必
备
知 识
2．元素性质呈周期性变化的决定因素是( )
用
养
返
成
首
页
·
6
·
·
必
备
知 识
2.原子半径的变化规律
双 基
自
达
主 预
3～10 号
习
·
标 随
Li Be B C N O F Ne
堂
关
元素
键
检 测
能
力
核 心
原子半径 152 89
82
77
4.2.1 元素性质的周期性变化规律
4.2.1 元素性质的周期性变化规律基础落实知识要点一元素性质的周期性变化规律1.原子结构的变化规律（1）随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现的变化，除第一周期外，同周期从左到右，最外层电子数从1→8。
（2）随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现变化，同周期从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐（稀有气体除外）。
（3）随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化，最高正价从→，负价从→，（第二周期氧无最高正价、氟无正价）。
2.元素性质的变化规律随着原子序数的递增，同周期主族元素的金属性逐渐、非金属性逐渐，呈现周期性的变化。
知识要点二元素周期律1.内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈的规律。
2.实质：元素性质的周期性变化是元素的必然结果。
对点题组题组一原子半径、化合价的变化规律1.（2019·淄博高一检测）原子序数为 11～17 的元素，随核电荷数的递增而逐渐减小的是（）A.电子层数B.最外层电子数C.原子半径D.元素最高正化合价2.下列说法中正确的是（）A.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B.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C.最外层有2 个电子的原子都是金属原子D.金属元素只有正价和零价，而非金属元素既有正价又有负价又有零价3.原子N S O Si半径 r/10-10m 0.75 1.02 0.74 1.17根据以上数据，P原子的半径可能是（）A.1.10×10-10mB.0.80×10-10mC.1.20×10-10mD.0.70×10-10m4.下列各组元素中，按从左到右的顺序，原子序数递增、元素的最高正化合价也递增的是（）A.C、N、O、FB.Na、Be、B、CC.P、S、Cl、ArD.Na、Mg、Al、Si题组二元素性质的变化规律5.(2019·沈阳高一检测)如图是部分短周期元素原子（用字母表示）最外层电子数与原子序数的关系。
【人教版】高中化学必修第一册第四章 第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律
(5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是_________。
【解析】原子序数为11～17的元素是同周期元素，电子层数 相同，核电荷数越大，原子半径越小，非金属性越强；核电 荷数越小，金属性越强。(1)原子半径最小的是Cl。(2)金属性 最强的是Na。(3)非金属性越强的元素，其最高价氧化物对应 水化物的酸性越强，氯的非金属性最强，其对应的最高价含 氧酸是HClO4。(4)非金属性最弱的非金属元素Si的气态氢化 物最不稳定。(5)金属性最强的Na对应的NaOH的碱性最强。
(3)写出气态氢化物的分子式：__H__C_l_、__H__2S__，比较其稳
定性强弱：__H__C_l_>_H__2S___。 【解析】因A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相 等，
所以A的核电荷数为2×8＝16，A为硫元素；D原子的K、L层电子 数之和等于电子总数的一半，则D原子的核电荷数是(2＋8)×2＝20， 为钙元素。根据核电荷数依次增大并都能形成离子，排除氩元素， 则B为氯元素，C为钾元素。
4．(1)试从原子结构的角度分析同周期元素性质的递变规律产生 的原因。 (2)同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小吗？ (3)随着原子序数的递增，第二周期元素的最高正价是逐渐 递增的吗？ (4)你能根据元素周期律，比较H3PO4、H2SO4、HClO4的
酸 性强弱以及P3－、S2－、Cl－的还原性强弱吗？
1．“三看”法比较简单粒子的半径大小
2．粒子半径大小的比较
下列粒子半径大小比较正确的是( B ) A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－ B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋ C．Na<Mg<Al<Si D．Cs<Rb<K<Na
元素性质的周期性变化的规律
元素性质的周期性变化的规律元素性质的周期性变化是指元素的一些物理和化学性质随着元素原子序数的增加而出现规律性变化的现象。
这一周期性的变化反映了元素内电子结构的变化。
本文将从周期表的发现开始，介绍元素性质周期性变化的规律、主要原因以及应用。
周期表的发现元素周期表是化学家门捷列夫于1869年提出的化学元素分类图表。
在这个表中，元素按照原子序数的递增排列，同时可以根据元素的周期性变化进行分组。
化学家门捷列夫根据元素的性质绘制了第一版的周期表，并发现了元素周期性变化的规律。
1.原子半径：随着元素原子序数的增加，原子半径呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小。
在同族内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增加。
2.电离能：电离能是指从一个原子或离子中移去一个电子所需要的能量。
随着元素原子序数的增加，第一电离能呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，第一电离能逐渐增加。
在同族内，随着原子序数的增加，第一电离能逐渐减小。
3.电负性：电负性是指元素吸引和结合电子的能力。
随着元素原子序数的增加，电负性呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的电负性逐渐增加。
在同族内，随着原子序数的增加，元素的电负性逐渐减小。
4.酸性：酸性是指物质在溶液中释放出H+离子的能力。
随着元素原子序数的增加，酸性呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的酸性逐渐减弱。
在同族内，随着原子序数的增加，元素的酸性逐渐增强。
5.金属性：金属性是指元素的物理和化学性质，如导电性、延展性和反射性等。
随着元素原子序数的增加，金属性呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐减弱。
在同族内，随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐增强。
6.化合价：化合价是指一个原子和其他原子形成化合物时与其他原子相连的价数，即原子化学价。
随着元素原子序数的增加，化合价呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的最高可达价数逐渐增加。
人教高中化学必修1教学设计：第4章 物质结构 元素周期律
第四章元素周期律第1节原子结构与元素周期表“元素周期表”是必修一模块第四章。
新课程标准对本节内容要求是：认识原子结构、元素性质与元素在元素周期表中位置的关系。
知道元素和核素的含义，了解原子核外电子的排布。
结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈现周期性变化的规律，构建元素周期律。
知道元素周期表的结构，以第三周期的钠、镁、铝、硅、硫、氯，以及碱金属和卤族元素为例，了解同周期和主族元素性质的递变规律。
给出的活动与探究建议是：查阅元素周期律的发现史料，讨论元素周期律的发现对化学科学发展的重要意义。
元素周期律这部分内容始终是高中化学概念理论部分的重点内容之一。
在新课程中，更加关注概念理论知识的建构过程和各部分知识间的联系。
课程标准规定或建议的核心教学活动凸现了概念理论的建构过程，更注重科学学习方法的教育。
【宏观辨识与微观探析】1、知道核外电子能量高低与分层排布的关系。
2、能够根据核外电子排布规律写出常见简单原子的原子结构示意图。
3、能说出元素周期表的编排原则及其结构。
4、能根据原子序数确定元素在周期表中的位置。
5、知道元素、核素的含义。
【科学态度与社会责任】1、了解原子结构模型演变。
2、了解元素周期表的发展历史。
1、核外电子排布规律写出常见简单原子的原子结构示意图。
2、能说出元素周期表的编排原则及其结构。
3、知道元素、核素、同位素的含义。
投影、电脑视频【引入】丰富多彩的物质世界是由一百多种元素组成。
那么这些元素之间有什么内在联系吗？它们是如何相互结合形成多种多样的物质呢？原子结构与元素周期表之间有什么样的关系呢？【科学史话】原子结构模型的演变【提问】原子由什么构成？什么叫质量数？质量数＝质子数+中子数【板书】……【讲解】一、原子结构1.电子层(1)概念：在多电子原子里，把电子运动的的区域简化为的壳层，称作电子层。
(2)不同电子层的表示及能量关系a、在多电子原子里，电子的能量不同。
b、在离核近的区域运动的电子的能量较低，在离核远的区域运动的电子的能量较高。
新2024秋季高中化学必修人教版第四章物质结构元素周期律《第一节原子结构与元素周期表》
教学设计：新2024秋季高中化学必修人教版第四章物质结构元素周期律《第一节原子结构与元素周期表》一、教学目标（核心素养）1.宏观辨识与微观探析：学生能够理解原子的基本构成（质子、中子、电子）及其数量关系，并能从宏观元素性质推断其微观原子结构特征。
2.证据推理与模型认知：通过构建原子结构模型，学生能够运用原子序数、核电荷数、核外电子排布等概念，解释元素性质周期性变化的原因，建立元素周期律的初步认知。
3.科学探究与创新意识：引导学生通过实验数据和周期表信息，探究元素性质与原子结构之间的关系，培养科学探究精神和创新思维。
4.科学态度与社会责任：认识元素周期表在化学科学及现代社会中的重要作用，激发学生对化学学科的兴趣和责任感。
二、教学重点•原子的构成及粒子间的数量关系。
•核外电子排布规律与元素周期表的结构。
•元素性质周期性变化的根本原因。
三、教学难点•深入理解核外电子排布的能级跃迁与电子层、能级的概念。
•元素性质（如金属性、非金属性）与原子结构之间的定量关系。
四、教学资源•高中化学必修人教版教材第四章第一节内容。
•多媒体教学课件（包含原子结构模型动画、元素周期表演示图）。
•实验视频或实物演示（如钠、镁、铝金属性对比实验）。
•互联网资源（科学史话、最新研究成果链接）。
五、教学方法•讲授法结合多媒体演示，直观展示原子结构和周期表。
•小组讨论，围绕元素性质与原子结构的关系进行合作探究。
•问题引导法，通过设置梯度问题，引导学生逐步深入理解概念。
•案例分析，选取典型元素性质变化实例，强化理论与实践结合。
六、教学过程1. 导入新课•情境引入：展示一张色彩斑斓的元素周期表图片，提问：“这张表为何如此重要？它背后的秘密是什么？”激发学生好奇心。
•视频导入：播放一段关于原子结构发现的科学史视频，简述从道尔顿的原子论到现代原子模型的演变过程，引出本节课主题。
2. 新课教学•原子的基本构成：•讲解质子、中子、电子的概念及它们之间的关系（电荷数=质子数=核电荷数，质量数=质子数+中子数）。
元素周期律(第1课时)教学案
课题：第四章第二节元素周期律（第1课时）教学案课标要求1．通过对“同周期元素性质”的学习，培养科学探究和创新意识。
2．通过对“元素周期律内容和实质”的学习，建构微观原子结构特点决定宏观性质的探究思路和模式。
学习目标认识同周期元素的核外电子排布、主要化合价、原子半径等性质的周期性变化规律。
教学重难点同周期、同主族元素性质【情景导入】【问题探究1】原子结构的周期性变化决定反映元素性质的周期性变化归纳出反映元素周期律1．根据P、S、Cl在周期表中位置进行比较(1)H3PO4、H2SO4、HClO4酸性强弱。
(2)P3－、S2－、Cl－还原性强弱。
2．试根据同周期元素非金属性的变化规律，比较SiH4、PH3、H2S和HCl的稳定性。
探究提示：1.(1)非金属性：Cl＞S＞P，酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4。
(2)非金属性：Cl＞S＞P，还原性：P3－＞S2－＞Cl－。
2．元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定。
同周期元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐增强，故非金属性：Si<P<S<Cl，所以它们的氢化物的稳定性顺序为SiH4<PH3<H2S<HCl。
【问题探究2】1．第三周期元素的阳离子半径从左到右逐渐减小，对吗？提示：对。
第三周期元素的阳离子从左到右分别是钠离子、镁离子和铝离学习过程设计核外电子是处在一定的轨道上绕核运行的，正如太阳系的行星绕太阳运行一样；核外运行的电子分层排布，按能量高低而距核远近不同。
这个模型被称为“玻尔原子模型”。
现代物质结构理论在新的实验基础上保留了“玻尔原子模型”合理的部分，并赋予其新的内容。
你想知道核外电子是如何排布的吗？请让我们一起走进教材学习元素性质的周期性变化规律。
氢化物稳定性增强减弱还原性减弱增强最高价氧化物的水化物酸性增强减弱碱性减弱增强【归纳总结】(1)主族元素的最高正价＝最外层电子数(O、F除外)。
(2)只有非金属才有负价，且|最低负价数值|＋|最高正价数值|＝8。
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1．元素主要化合价的变化规律 (1)完成表格：
周期序数 1 2
3
原子序数 化合价(最高价、最低价)的变化
1～2
＋1→0
3～10
最高正价：_＋__1_→__＋__5_， 最低负价：_－__4_→__－__1_
11～18
最高正价：_＋__1_→__＋__7_， 最低负价：_－__4_→__－__1_
人教版（2019）第四章第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律(共47张P PT)
判断 与酸反应
依据 最高价氧化
物对应水化
物及其碱性
与酸反应 极为迅速
NaOH _强__碱__
与酸反应 _剧__烈__
Mg(OH)2 中__强__碱__
与酸反应较快
Al(OH)3 _两__性__氢__氧__化__物__
结论
Na、Mg、Al的金属性逐渐_减__弱__
人教版（2019）第四章第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律(共47张P PT)
解析：同一周期，从左到右，核电荷数越大，原子半径
逐渐减小。
答案：A
2．已知下列原子的半径：
原子
Nቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
S
O
Si
半径r/10－10m 0.75 1.02 0.74 1.17
根据以上数据，磷原子的半径可能是
()
A．1.10×10－10m
B．0.80×10－10m
C．1.20×10－10m
D．0.70×10－10m
人教版（2019）第四章第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律(共47张P PT)
(2)请以原子序数为横坐标，元素最高正价和最低负价为纵坐 标，在坐标系中绘出 1～17 号元素化合价随原子序数变化 的关系图，并总结变化规律。 答案：
人教版（2019）第四章第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律(共47张P PT)
原子序数 1～2 3～10 11～18
电子层数 _1__ _2__ _3__
最外层电子数 _1_～__2_ _1_～__8_ _1_～__8_
(2)请以原子序数为横坐标，元素最外层电子数为纵坐标， 在坐标系中绘出二者变化关系图。 答案：
(3)总结原子核外电子排布的周期性变化规律。 答案：同一周期从左到右，随着原子序数的递增，元 素原子的最外层电子数呈现由1到8的周期性的变化 (第一周期除外)。
原子核对外层电子的引力越大，原子半径越小，失电子 能力减弱，而得电子能力增强。 2．同一主族，最外层电子数相同，从上到下，电子层数越 多，原子半径越大，原子核对最外层电子的引力越小， 越易失电子。
[演练新学考]
1．(2018·北京学考)下列元素中，原子半径最大的是
A．Na
B．Mg
()
C．Al
D．Si
解析：同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小，则原
子半径：Si＞P＞S，即P的原子半径介于1.02×10－10m
和1.17×10－10m之间。 答案：A
人教版（2019）第四章第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律(共47张P PT)
3．元素X形成的离子与钙离子的核外电子排布相同，且X
的离子半径小于－2价硫离子的半径。X元素为( )
人教版（2019）第四章第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律(共47张P PT)
人教版（2019）第四章第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律(共47张P PT)
(3)第三周期元素的最高正化合价为＋7，为什么第二周期元素 的最高正价为＋5价？ 如何理解元素化合价的周期性变化？ 答案：第三周期元素的最外层电子数最多为7个，故最 高正化合价为＋7；第二周期中的氧和氟元素最外层电 子数多、原子半径小，原子核对外层电子吸引能力很 强，不能失去电子，故氧元素、氟元素无最高正价。
第二节 元素周期律
第1课时 元素性质的周期性变化规律
[新教材内容有哪些]
[新课程标准是什么] 1.结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈
周期性变化的规律，建构元素周期律。 2.以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为例，了
解同周期主族元素性质的递变规律。
[自学新教材] 阅读教材，回答下列问题： 1．元素原子核外电子排布的周期性变化 (1)根据1～18号元素的核外电子排布找出规律，完成下表。
人教版（2019）第四章第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律(共47张P PT)
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2．元素金属性和非金属性的周期性变化 (1)钠、镁、铝金属性的递变规律
Na
Mg
Al
与冷水 与沸水 常温或加热下遇 与水反应 _剧__烈__反__应__ _缓__慢__反__应_ 水无明显现象
A．Al
B．P
C．Ar
D．K
解析：Al3＋与Ca2＋的核外电子排布不同，A错误；磷元素
形成的离子半径大于S2－的半径，B错误；Ar原子与Ca2＋
的核外电子排布相同，C错误；K＋与Ca2＋的核外电子排
布相同，且其半径小于S2－的半径，D正确。 答案：D
人教版（2019）第四章第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律(共47张P PT)
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规律：①随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现 周期性变化，即同一周期元素的最高正化合价呈现＋ 1→＋7，最低负化合价呈现－4→－1的周期性变化。 ②元素的最高正价数值上等于该元素原子的最外层电子 数，随元素原子序数的递增，最外层电子数增多，最高 化合价的数值增大；最低负价的绝对值与最外层电子数 之和等于8。
2．原子半径的周期性变化 请用原子序数为横坐标，元素原子半径为纵坐标，分 别在坐标系中绘出第二周期和第三周期元素原子半径 随原子序数变化的关系图，并总结变化规律。 答案：
规律：同一周期从左到右，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。
[落实新知能] 1．同一周期，电子层数相同，从左到右，核电荷数越大，
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