高中化学第1章原子结构与元素周期第3节元素周期表的应用(第1课时)认识同周期元素性质的递变规律
②据金属活动性顺序判断。
③据单质及其化合物的性质判断。 a．金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性越强。 b．最高价氧化物的水化物的碱性越强，元素的金属性越 强。
④金属单质间的置换反应： 较活泼的金属将较不活泼 的金属从其盐中置换出来：如 Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu， 则金属性：Zn＞Cu(但活泼金属与水反应剧烈，在水溶液 中不能置换出其他金属单质)。
③非金属单质间的置换反应： 活泼的非金属将较不活 泼的非金属从其盐中置换出来：如 Cl2＋2Br－===2Cl－＋ Br2，则非金属性：Cl＞Br。 ④据离子的还原性性强弱判断： 非金属阴离子的还原 性越强，元素的非金属性越弱。如：还原性：Cl－<I－， 非金属性：Cl＞I。
[例] 下列事实不能用于判断金属性强弱的是( A．金属间发生的置换反应 B．1 mol 金属单质在反应中失去电子的多少
Байду номын сангаас
知识衔接 1．元素周期表中，第 3 周期主族元素的名称是钠、 镁、铝、硅、磷、硫、氯。 2．元素周期表中的周期数等于该周期元素原子的电 子层数，主族元素族序数等于原子的最外层电子数。同 一主族自上而下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
自主学习 一、钠、镁、铝三种元素失电子能力的比较 1．实验探究。 (1)置换氢气。
解析：(1)L 层电子数为 2×3＝6，其原子结构示意图 为 ，为氧元素。 (2)结合周期数＝电子层数，故该元
素最外层电子数是 3 ，即铝元素，其最高价氧化物是 Al2O3，最高价氧化物的水化物是 Al(OH)3，与强碱反应 的离子方程式是 Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－。
(3)Ar 的质子数与电子数都是 18， 则这四种氢化物分 别是 SiH4、PH3、H2S、HCl。(4)最高正价与最低负价的 代数和为 4，且最高正价与最低负价的绝对值之和是 8， 则该元素最外层电子数是 6，即第ⅥA 族元素，又因为氧 元素无最高正价，故只能是硫元素。
第1章
原子结构与元素周期律
第 3 节 元素周期表的应用 第 1 课时 认识同周期元素 性质的递变规律
[学习目标] 1.以第 3 周期元素为例，掌握同周期元 素性质的递变规律。2.能运用原子结构理论初步解释同周 期元素性质的递变规律。3.了解原子结构、元素性质及该 元素在周期表中的位置三者之间的关系。
(3)原子序数依次递增的同周期四种元素，它们氢化 物的质子数与电子数都与 Ar 相同，这些氢化物的化学式 分别为________、________、________、________。 (4)短周期中某元素的最高正价与最低负价的代数和 为 4，则该元素的原子结构示意图是________________。
实验 与水反应 与酸反应
置换氢气的难易顺序 Na＞Mg Mg＞Al
(2)镁、铝氢氧化物性质的比较(用化学方程式表示)。 ① MgCl2 溶 液 中 加 入 NaOH 溶 液 ： MgCl2 ＋ 2NaOH===Mg(OH)2↓＋2NaCl。 ②AlCl3 溶液中逐滴加入 NaOH 溶液： AlCl3 ＋ 3NaOH===Al(OH)3 ↓＋ 3NaCl 、 Al(OH)3 ＋ NaOH===Na[Al(OH)4]。 结论：碱性强弱顺序为 Mg(OH)2＞Al(OH)3。
解析：对于同周期元素，从左到右，随着原子序数的 递增，最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小，最高 正化合价逐渐升高(但第 2 周期 O、F 例外)，非金属性逐 渐增强。故 A、B、D 正确，C 错误。 答案：C
3．根据提供的条件推断元素，并按要求填空： (1)某元素原子 L 层电子数是 K 层电子数的 3 倍，该 元素的元素名称是________。 (2)第 3 周期元素，其最外层电子数与电子层数相同。 该元素最高价氧化物的化学式为________， 最高价氧化物 的水化物与强碱反应的离子方程式为________________ ____________________。
易错提醒 通过化合物的酸碱性比较金属性和非金属性强弱时， 必须比较两种元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性强 弱。
自我检测 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 同周期中，第ⅠA 族元素金属性最强，第ⅦA 族元素 的非金属性最强。( 答案：√ )
2．对于第 2 周期元素从左到右(稀有气体元素除外)， 下列说法中不正确的是( A．原子半径逐渐减小 B．最外层电子数逐渐增多 C．最高正化合价逐渐升高 D．元素的非金属性逐渐增强 )
2．钠、镁、铝失电子能力的比较。 钠、镁、铝失电子能力由强到弱的顺序依次为：Na ＞Mg＞Al。
二、硅、磷、硫、氯四种元素原子得电子能力的比较
三、同周期元素的原子得失电子能力的变化规律及原因 1．变化规律。 同周期从左到右，元素的原子得电子能力逐渐增强，失 电子能力逐渐减弱。
2．同周期元素的性质递变的原因。 同一周期中，各元素原子的核外电子层数相等，但从 左到右核电荷数依次增大，原子半径逐渐减小(稀有气体 除外)，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。
⑤据离子的氧化性强弱判断： 金属阳离子的氧化性越 强，元素的金属性越弱。如：氧化性： Cu2＋＞Fe2＋，则 金属性：Cu＜Fe。
(2)非金属性强弱的判断。 ①据元素周期表判断。 a．同一周期，从左到右：元素的非金属性逐渐增强。 b．同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐减弱。
②据单质及其化合物的性质判断。 a．单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)，元素 的非金属性越强。 b．最高价氧化物的水化物的酸性越强，元素的非金 属性越强。
答案：(1)氧 (2)Al2O3 Al(OH)3＋OH ===[Al(OH)4]
－
－
(3)SiH4 PH3 H2S HCl (4)
要点 元素的金属性与非金属性强弱的判断 问题：如何判断元素的金属性与非金属性的强弱？ 提示：(1)金属性强弱的判断。 ①据元素周期表判断。
a．同一周期，从左到右：元素的金属性逐渐减弱。 b．同一主族，从上到下：元素的金属性逐渐增强。
高中化学鲁科版2019必修第二册课件第1章第3节基础课时5认识同周期元素性质的递变规律
NO.2
关键能力·情境探究达成
学习任务1 学习任务2
同周期原子结构与元素性质递变规律 NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3 碱性强弱的实验探究：
1．叙述甲、乙、丙实验过程中的实验现象。 提示：甲：溶液出现白色沉淀；
乙：溶液中出现白色沉淀，后又逐渐溶解消失；
丙：加氨水后出现白色沉淀，加盐酸后沉淀又溶解消失。 2．由上述实验你会得出什么结论？ 提示：由上述实验可得出：①NaOH 为强碱、Mg(OH)2 为中强碱、 Al(OH)3 为两性氢氧化物。②三种金属单质失电子能力：Na>Mg>Al。
B [活泼性强的金属能置换出活泼性弱的金属；最高价氧化物对 应水化物碱性越强，元素原子失电子能力越强；金属越活泼越容易置 换出氢。]
2．下列不能说明氯的得电子能力比硫强的事实是( )
①HCl 比 H2S 稳定；②HClO 氧化性比 H2SO4 强；③HClO4 酸性
比 H2SO4 强；④Cl2 能与 H2S 反应生成 S；⑤氯原子最外层有 7 个电
B [同一周期，其气态氢化物分别是 HX、H2Y、ZH3，自左到 右分别为 Z、Y、X，非金属性逐渐增强，因此非金属性：X>Y>Z。 非金属性越强，气态氢化物越稳定，因此热稳定性：HX>H2Y>ZH3， 故 A 正确；非金属性越强，气态氢化物越不易失电子，还原性越弱， 故 B 错误；非金属性越强，最高价含氧酸酸性越强，酸性： H3ZO4<H2YO4<HXO4，故 C 正确；同一周期，其气态氢化物分别是 HX、H2Y、ZH3，自左到右分别为 Z、Y、X，非金属性逐渐增强， 因此非金属性：X>Y>Z，故 D 正确。]
2．元素原子得电子能力强弱的判断依据 (1)同周期的非金属元素，从左到右得电子能力逐渐增强(不包括 稀有气体)。 (2)非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，得电子能力 越强。
人教版高中化学必修二第一章完整ppt课件
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第1课时 元素周期表
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学习目标
1.简单了解元素周期表的发展历程。 2．了解元素周期表的编排规则及结构。 3．能描述元素在元素周期表中的位置。
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一、元素周期表的完善历程 1. 第一张元素周期表 (1)时间 1869 年，俄国化学家门__捷__列__夫__绘制出第一张元素周期 表，是化学发展史上的重要里程碑。 (2)编排原则 ①将元素按照_相__对__原__子__质__量_____由小到大依次排列。 ②将_化__学__性__质_相似的元素放在一个纵行。
答案：C
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解析：考查元素周期表的结构。对主族元素，其族序数 等于最外层电子数，但副族则不是；18 列构成 16 个族，其 中第Ⅷ族包含 3 列。
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3. 已知某离子的结构示意图为 的是( )
A. 该元素位于第二周期第ⅡA 族 B. 该元素位于第二周期第Ⅷ族 C. 该元素位于第三周期第ⅡA 族 D. 该元素位于第三周期 0 族
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4. 确定该元素在周期表中的位置，形式为“第几周期第 几族”，要注意分清主族、副族、0 族、第Ⅷ族
在应用上述方法推断元素的族序数时，要特别注意第 六、七周期第ⅢB 族的锕系和镧系元素，它们的每个空格都 有 15 种元素，其后的元素需再减去 14，然后定位。
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例 2 俄罗斯科学家用含 20 个质子的钙的一种原子轰击 含 95 个质子的镅原子，结果 4 次成功合成 4 个第 115 号元 素的原子。这 4 个原子生成数微秒后衰变成第 113 号元素。 下列有关叙述正确的是( )
高中化学 第1章 第3节 原子结构与元素性质 第1课时 电离能及其变化规律教案 高二化学教案
第1课时电离能及其变化规律[学习目标定位] 1.知道原子结构与元素性质间的关系规律。
2.正确理解元素电离能的含义及其变化规律，会用电离能的概念分析解释元素的某些性质。
一、元素的电离能及其变化规律1．元素第一电离能的概念与意义(1)概念：①电离能：气态原子或气态离子失去一个电子所需的最小能量。
符号：I，单位：kJ·mol－1。
②逐级电离能：第一电离能：处于基态的气态原子失去一个电子转化为正一价气态离子所需要的能量叫做第一电离能。
元素第一电离能符号：I1。
第二电离能：气态正一价离子再失去一个电子成为气态正二价离子所需的能量叫做第二电离能；第三电离能和第四、第五电离能依此类推。
通常情况下，第一电离能小于第二电离能小于第三电离能……(2)意义：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，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
2．元素第一电离能变化规律(1)每个周期的第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。
(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。
1．电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子排布。
(1)核电荷数、原子半径对电离能的影响①同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1总体上有增大的趋势。
碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。
②同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。
(2)核外电子排布对电离能的影响某原子或离子具有全充满、半充满或全空时的电子排布时，电离能较大。
如第ⅡA族元素、第ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，原因是第ⅡA族元素最外层n s2全充满，第ⅤA族元素最外层n p3半充满，比较稳定。
各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。
高中化学鲁科版2019必修第二册第1章第3节第1课时认识同周期元素性质的递变规律课件37张
3
另一份加入NaOH溶液,沉 定的两性,既能溶
淀不溶解
于强酸又能溶于
强碱。
加入NaOH溶液后产生白色 碱性:Mg(OH) >
2
沉淀,把沉淀分成两份,一 Al(OH)
3
份加入稀盐酸,沉淀溶解,
另一份加入NaOH溶液,沉
淀溶解
②NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱的比较。
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
强碱
中强碱
两性氢氧化物
碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
失电子能力:Na>Mg>Al
3.Al(OH)3的两性
(1)既能与强酸反应又能与强碱反应的氢氧化物,叫作两性氢氧化物。
+
3+
(2)与盐酸的反应:Al(OH)3+3HCl
AlCl3+3H2O;Al(OH)3+3H
明元素原子失电子的能力越强。
2.Na、Mg、Al失电子能力的比较
(1)Na、Mg、Al与H2O、酸的反应。
实验方案
实验操作
实验现象
实验结论
Na、Mg与水的
反应
Na常温下反应剧烈,溶液变红色;
Mg加热反应缓慢,溶液变浅红色
Mg、Al与酸的
反应
两支试管内都有无色气泡冒出,但 失电子能力:
放Mg的试管中生成气体速率较快
Mg(OH)2为中强碱,Al(OH)3为两性氢氧化物,则金属性Na>Mg>Al。
(3)根据金属单质与水或酸反应置换出氢气的难易判断。
金属单质与水或酸反应置换出氢气越容易、反应越剧烈,对应元素的金属
鲁教版高中化学必修二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教案教学设计
第1课时 认识同周期元素性质的递变规律一、同周期元素原子失电子能力的比较 1．钠、镁、铝失电子能力强弱(1)实验①中，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色。
该实验说明钠与冷水反应剧烈，反应的化学方程式为2Na ＋2H 2O===2NaOH ＋H 2↑。
(2)实验②中，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。
该实验说明镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg ＋2H 2O=====△Mg(OH)2↓＋H 2↑。
(3)实验③和④中的两支试管内都有无色气泡产生，但实验③中试管放出气体的速率较快。
反应的化学方程式为 Mg ＋2HCl===MgCl 2＋H 2↑； 2Al ＋6HCl===2AlCl 3＋3H 2↑。
(4)结论：钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序为Na＞Mg＞Al。
钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3。
钠、镁、铝的失电子能力由强到弱的顺序为Na＞Mg＞Al。
2．同周期元素原子失电子能力的递变规律在同一周期中，各元素原子的核外电子层数相同，但从左到右核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，原子核对外层电子的吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。
例1研究表明，26Al可以衰变为26Mg，下列比较这两种元素金属性强弱的方法正确的是( )A．比较这两种元素单质的硬度和熔点B．在AlCl3和MgCl2溶液中分别滴加少量的NaOH溶液C．将打磨过的镁条和铝片分别与热水作用，并向其中滴入酚酞溶液D．将空气中放置已久的26Al、26Mg的单质分别与热水作用答案 C解析通过比较两单质分别与水(或非氧化性酸)反应的剧烈程度或比较Al(OH)3和Mg(OH)2碱性强弱，进而判断Mg、Al的金属性强弱。
第一课时 同一周期元素性质的递变规律
结论：Mg的金属性不如Na 结论：Mg的金属性不如Na 的金属性不如
第二组实验： 、 与盐酸反应 第二组实验：Mg、Al与盐酸反应 反应物 Mg、盐酸 、 Al、盐酸 、 现 象
反应迅速， 反应迅速，产生 大量气泡 反应较慢，缓 反应较慢， 缓产生气泡
离子方程式
Mg + 2H+ ═ Mg2+ +H2 ↑ 2Al + 6 H+ ═ 2Al 3+ + 3H2 ↑
元素
14Si 15P 16S 17Cl
氢化物 化学式
化合条件
高温下少量反应 磷蒸气， 磷蒸气，困难 加热反应 光照或点燃化合
稳定性
很不稳定 不稳定 较不稳定 稳定
SiH4 PH3 H2S HCl
非金属性： 非金属性：Si < P < S < Cl
根据实验，可得出第三周期元素金属性、 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: 非金属性的递变规律
结论： 的金属性不如Mg 结论：Al 的金属 溶液
MgCl2溶液
AlCl3溶液
现象： 现象： 白色沉淀Mg(OH)2 白色沉淀Al(OH)3
加稀硫酸 溶液 加NaOH溶液 加稀硫酸 加NaOH溶液 溶液
现象： 现象：
Na
与冷水反 单质与水 应:
Mg
Al
与酸反应： 与冷水反应缓 与酸反应： 慢，与沸水反 应迅速、 应迅速、与酸 或酸） （或酸） 迅速 剧烈 反应剧烈， 反应剧烈，放 反应 金属性： 金属性：Na>Mg>Al 出氢气。 出氢气。
最高价氧 化物对应 水化物碱 性强弱
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱
第一章第一节、二节、三节、第二章第一节学案
第一章 原子结构和元素周期律第一节 原子结构学案（第1课时）【学习目标】1、知道原子核的构成，知道质量数与质子数、中子数的关系，知道质子数、核电荷数、核外电子数的关系，能说出A Z X 的含义。
2、能举例说明什么是元素、什么是核素、什么是同位素；知道核素在医疗、新能源开发等方面的应用。
重点、难点：构成原子的微粒间的关系【思考】阅读课本第3页“交流·研讨”中的表格并根据表中所列数据思考下列问题：（1）在原子中，质子数、核电荷数和核外电子数之间存在着什么关系？为什么？（2）原子的质量主要由哪些微粒决定？（3）如果忽略电子的质量，质子、中子的相对质量分别取其近似整数值，那么，原子的相对质量在数值上与原子核内的质子数和中子数有什么关系?一、原子核和核素1．卢瑟福提出的核式原子模型的内容是 。
2．原子是由 和 构成的，而 又是由更小的微粒 和 构成的。
3．对于一个原子来说：质子数＝ 。
原子的质量几乎全部上， 称为质量数。
可表示 。
4．一般用符号Z AX 代表 。
5、元素：核素：同位素： 【训练巩固】1、填写下表：微粒符号质子数 中子数 质量数 电子数 C 12688 O 188Cl 351718 35第1节原子结构学案（第2课时）【学习目标】1、了解核外电子的排布的规律，会画出1-20号元素原子结构示意图、离子结构示意图。
2、并利用原子结构的知识解释某些元素的部分性质，使学生初步了解原子的最外层电子排布与元素的性质（得失电子能力、化合价等）的关系。
其中重难点：原子核外电子排布规律【自学探究】1、在含有多个电子的原子里，能量低的电子通常在的区域运动，能量高的电子通常在的区域运动，也就是说核外电子是分层排布的，每层最多容纳的电子数为个，而最外层电子数则不超过个（第一层为最外层时电子数不超过个），次外层电子数最多不超过个，倒数第三层不超过个。
2、元素的化学性质与元素原子的密切相关。
稀有气体原子最外层电子数为8（氦除外），结构稳定，性质；金属原子最外层电子数一般少于4个，易电子；表现性；非金属原子最外层电子数4个，较易获得电子，表现性。
高中新教材人教版化学课件+选择性必修2+第一章第2节+第1课时 原子结构与元素周期表
自主预习·新知导学
原子结构与元素周期表 1.元素周期律、元素周期系和元素周期表 (1)元素周期律的含义:元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性 递变。 (2)元素周期系:元素的这一按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周 期系。 (3)元素周期系与元素周期表的关系: ①元素周期表是呈现元素周期系的表格。 ②元素周期系只有一个,元素周期表多种多样。
金属 金属
合作探究·释疑解惑
探究任务1 价层电子排布与元素周期表中周期与族的划分
【问题引领】
请你阅读分析下列元素周期表并回答问题:
1.元素周期表中周期的划分与构造原理有何联系?每个周期各排了多少种 元素? 提示:除第一周期外,其余各周期总是从ns能级开始,以np能级结束,而从ns 能级开始以np能级结束递增的核电荷数就等于每个周期里的元素数。因 为第一周期元素只有一个1s能级,其结尾元素的电子排布式为1s2,跟其他周 期的结尾元素的电子排布式不同。7个周期,每个周期包括的元素数目分 别为:第一周期2种;第二周期8种;第三周期8种;第四周期18种;第五周期18 种;第六周期32种;第七周期32种。 2.元素周期表共有18个纵列,其中族的划分依据是什么?主族元素的主族序 数与价层电子数有什么关系? 提示:族的划分依据是原子的价层电子排布。主族元素的主族序数等于价 层电子数。
3.副族元素的副族序数是否只与最外层电子排布有关系? 提示:副族元素的副族序数除了与最外层电子排布有关系之外,还与次外层 电子排布有关。 4.为什么在元素周期表中金属元素主要集中在左下方区域,而非金属元素 主要集中在右上角区域? 提示:这是由元素原子的价电子层结构和元素周期表中元素性质的递变规 律决定的。在元素周期表中,同周期主族元素从左到右非金属性逐渐增强, 金属性逐渐减弱;同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱,金属性逐渐增强, 结果使元素周期表左下方区域内的元素主要表现出金属性,右上角三角区 域内的元素主要表现出非金属性。
高中化学_认识同周期元素性质的递变规律教学设计学情分析教材分析课后反思
《必修2》第一章原子结构与元素周期律第三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【学习目标】以第三周期元素为例，使学生掌握同周期元素性质的递变规律，并能运用原子结构的理论初步解释这些递变规律了解元素“位、构、性”三者间的关系，并初步学会运用元素周期表。
3、通过“钠、镁、铝原子失电子能力的递变”等探究活动，培养学生的实验能力以及对实验结果的分析、处理、总结的能力；通过对“硅、磷、硫、氯原子得电子能力的递变”探究，培养学生获取信息能力；通过利用原子结构的理论解释这些规律，培养学生的分析推理能力。
4、了解元素周期表在指导生产实践等方面的作用【学习重难点】1、同周期元素性质的递变规律2、“位、构、性”之间的关系。
【学习建议】建议边探究边实验方法，让学生根据设计方案开放性的交流探索【课前预习区】1、写出第3周期元素的元素名称、元素符号，并画出其原子结构示意图：2、第3周期元素原子的结构是如何递变的？3、复习Na、Al、S、Cl2的化学性质；并写出相应的化学反应方程式。
4、第三周期元素原子核外电子排布规律为。
根据这种电子排布规律预测第三周期元素原子得失电子能力相对强弱为；其中主要体现为得电子；主要体现为失电子，性质稳定。
【课堂互动区】【问题组一】1、请回忆所学知识，从氧化还原反应的角度看Na、Mg、Al在化学反应中表现还原性还是氧化性？其实质是什么？2、根据元素周期律预测Na、Mg、Al失电子能力的大小？【实验探究】请根据【方法导引】并以下所给实验用品设计实验比较Na、Mg、Al三种元素原子失电子能力的强弱.【方法导引】元素原子失电子能力的强弱，可以采用下列方法间接判断：1、比较元素单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度。
置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强。
2、比较元素最高价氧化物对应水化物（碱）的碱性强弱。
一般说来，碱性越强，元素原子失电子的能力越强。
试剂：表面积相同的镁条和铝条，金属钠（切成小块），蒸馏水，盐酸（1mol/L），酚酞溶液。
必修二第一章第三节元素周期表的应用_衣学鹏
③元素最高价氧化物对应的水化物酸性越强，原子的非金属性越。
【活动探究】完成下表（填写化学式）
原子序数
11
12
13
14
15
16
17
元素符号
氢化物
最高价氧化物
最高价氧化物对应水化物
结合实验探讨研究同周期元素性质递变
Na
Mg
Al
单质与水或
酸反应情况
与冷水
难与反应，
与反应
与很难反应
【教学过程】
教师寄语：成功源于不断的积累
第一章第三节元素周期表的应用（第一课时）
【学习目标】
1、以第3周期元素和ⅦA、ⅠA族元素为例，使学生掌握同周期、同主族元素性质递变规律，并能用原子结构理论初步加以解释；
2、了解元素“位、构、性”三者间的关系，初步学会运用元素周期表；
3、通过“实验探究”、“观察思考”，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力；
总结：同周期元素，从左到右，金属性越来越，非金属性越来越。最后以性质及其稳定的元素。
【课堂练习】
1、已知磷元素位于第3周期ⅤA族，（1）画出磷的原子结构示意图；（2）磷元素的最高化学价为，其氢化物的化学式为。
2、某元素的最高正价与负价的代数和为4，则元素原子的最外层电子数为（）
A、4B、5C、6D、7
4、了解元素周期表在指导生产实践等方面的作用。
【重点难点】同周期同主族元素性质递变规律。
【自主学习】
一、认识同周期元素性质的递变规律：
1、元素周期律和元素周期表的诞生，开创了化学科学的新纪元。利用元素周期表可以系统的总结已有的元素知识，而且可以结合的知识，研究的，并在此基础上未发现的和。