人教版高一化学必修二第一章 第二节 元素周期律(第一课时)13张ppt
科学探究
1.实验：取一小段镁带，用砂纸除去表面的氧化膜，放入试管 中。向试管中加入2ml水，并滴入两滴酚酞溶液。观察现象。 过一会儿加热试管至沸腾。观察现象。
现 象
加热前 加热后
无现象 有气泡产生，溶液呈淡红色 Mg+2H2O △ = Mg(OH)2↓ +H2↑
化学方程式
(2)取一小段镁带和一小片铝，用砂纸磨去他们表面的氧化膜， 分别放入两只试管，再各加入2ml/L的盐酸。观察发生的现象。
P: -3,0,+5
S: -2,0,+4,+6 Cl: -1,0,+1,+5,+7
1、以上规律主要是针对主族元素而言的，副族和Ⅷ族情况较复 杂。随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布、原子半径 （稀有气体除外）和化合价均呈现周期性变化。 2、19号以后的元素，上述三个方面的变化规律虽比1到18号元 素的要复杂些，但总的变化趋势是相同的。
2.元素原子半径的周期性变化。
原子序数 3～9 11～17 原子半径的变化 0.152 nm→0.071 nm大→小 0.186 nm→0.099 nm 大→小
结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化
（1）电子层数相同时，核电荷数大的，微粒半径小， 如：Na>Mg ，Na+＜F，F-＜O2-，Na+＞Mg2+。 解释：当微粒的电子层数相同时，微粒的半径大小，主要取决于 原子核对外层电子的引力大小。随着原子序数的递增，原子核所带 的正电荷数逐渐增大，核外电子所带的负电荷数也逐渐增大，两者 之间的引力也在逐渐增大，所以，微粒半径逐渐减小。
第一章 物质结构 元素周期律 第二节元 素 周 期 律
(第一课时)
康北民族高级中学
一、原子核外电子的排布 1、原子结构：由原子核和核外电子构成。 2、电 子 层 ：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不 同的区域内运动。我们把不同的区域简化成不连续的壳层，也 称做电子层。 3、核外电子排布及能量高低情况。
原子核外电子排 布 规 律
①、电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。 1→7 ②、K层为最外层时，最多只能容纳2个电子。
③、其它各层为最外层时，最多只能容纳8个电子。 ④、次外层最多不超过18个电子。 ⑤、每个电子层最多只能排布2n2个电子。
请1、2组的同学画出3～10号元素的原子结构示意图，3、 4组的同学画出11～18号元素的原子结构示意图，全体同学画 出1、2号元素的原子结构示意图。
Mg
现象
化学方程式 2.讨论 剧烈反应，大量气泡产生 Mg+2HCl=MgCl2+H2↑
Al
反应不十分强烈，有气泡产生
2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
(1)回忆钠和水反应的现象，比较钠和镁与水反应的难易程度。
(2)比较镁和铝与盐酸反应的剧烈程度。
(3)比较钠、镁、铝的最高价氧化物的对应的水化物（氢氧化物）碱性强弱。
Na
与冷水反应：
剧烈反应，浮于水 面，四处游动，发 出嘶嘶响声，产生 大量无色气体，加 入酚酞，溶液变红 （浮、熔、游、 响、红）Mg来自Al单质与水（或酸） 反应
与冷水反应缓慢， 与酸反应： 与沸水反应迅速， 放出氢气；与酸反 反应不十分强烈， 应剧烈，放出氢气 有气体产生
最高价氧化物对应 的水化物碱性强弱
归纳小结
金属性的比较： 1、比较金属与水（或酸）反应的剧烈程度。 反应越剧烈，金属性越强。 2、比较金属最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。 碱性越强，金属性越强。
作业：P19 第4和第5题。
K
Ca
二、元素周期律
1.最外层电子排布的周期性变化
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 达到稳定结构时最外层电子 数 2 8 8
结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈 现周期性变化 例1．下列数字为几种元素的核电荷数，其中原子核外最外层电子 数最多的是( D ) A．8 B．14 C．16 D．17
NaOH
( 强碱 )
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3 ( 弱碱 )
(4).通过以上实验和讨论，你能推断出钠、镁、铝的金属性强弱吗？ Na Mg Al → _______________
金属性逐渐减弱
例3．下列叙述中，能肯定a金属比b金属活泼性强的是 （ D ） A．a原子的最外层电子数比b原子的最外层电子数多 B．a原子的电子层数比b原子多 C．1 mol a从酸中置换出的H2比l mol b多 D．常温下，a能从水中置换出氢气，而b不能
（2）电子层数不同时，微粒的电子层数越多，微粒半径越大， 如：Na<K，Cl-＞F-，Mg2+＜Ca2+等。 解释：当微粒的电子层数不相同时，随着原子的原子序数 的递增，原子核对核外电子的引力逐渐减小 ，电子离原子核越 远，半径也就越大。 （3）核电荷数相同时，核外电子数多的，微粒半径大，
如：Cl＜Cl-，Fe3+＜Fe2+，Na＞Na+。
这是因为核电荷数相同时，核外电子数越多，原子核对核 外电子的吸引力越弱，所以微粒的半径越大。 例2、下列元素原子半径最大的是（C ） A、Li B、F C、Na D、Cl
3.元素化合价的周期性变化。
随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化. 1、正化合价：+1 → 0， +1→+7 2、负化合价： -4→-1→0 元素的最高正价=最外层电子数（O、F及稀有气体元素除外） 元素的负化合价（非金属具有）=最外层电子数— 8 非金属元素一般具有可变的化合价，如C、N、P、S、Cl等 C：+4，0，-4 N: -3,0,+2,+4,+5
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人教版化学必修二第一章第二节-元素周期律优秀课件PPT
ds区，它包括
族，Ⅰ处B于和周Ⅱ期B 表d区和p区之间。它们都
是 ，也属过金渡属元素。
f区元素最后1个电子填充在f轨道上，它包括镧系和锕系元素 （各有15种元素）。
小结
包括元素 s区 ⅠA、ⅡA族 p区 ⅢA～零族 d区 ⅢB～Ⅷ族 ds区 ⅠB、ⅡB族 f区 镧系和锕系
价电子排布 ns1、ns2 ns2np1～6
——依据外围电子的排布特征，看最后一个电子填充的轨道类型。
s区元素 最后1个电子填充在 ns 轨道上，价电子的构型是__n_s1___ 或 ns2 ，位于周期表的 左 侧，包括ⅠA 和 ⅡA族，它们都是 _活__泼__金__属，容易失去电子形成 +1 或 +2价离子。
p区元素最后1个电子填充在 轨道np上，价电子构型是 ，ns2np1～6 位于周期表 右侧，包 ⅢA～Ⅶ族A、元零素族。大部分为 元素非。金属
d区元它素们的价层电子构型是 (n－，1)最d1后～81n个s2电子基本都是填充
在 轨道上(n，－位1于)d长周期的中部。这些元素都是 ，常有可变
化金合属价，为过渡元素。它包括 族元素。 ⅢB～Ⅷ
ds区元价层电子构型是
(n－，1)即d1次0n外s1层～2d轨道是 的，最充外满
层素轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，称为
元素周期表结构：七主七副七周期 Ⅷ族0族镧锕系
1、某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的ⅢA族元素 的原子序数是( )
A、只有x+1 B、可能是x+8或x+18 C、可能是x+2 D、可能是x+1或x+11或x+25
2、推测核电荷数为87的元素R在周期表中第_____周期第 _______族,下列关于它的性质的说法中错误的是( ) Ａ.在同族元素原子中它具有最大的原子半径 Ｂ.它的氢氧化物化学式为ROH,是一种极强的碱 C.R在空气中燃烧时,只生成化学式为R2O的氧化物 D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸
高一化学人教版必修二课件：第一章 第二节 元素周期律(106张PPT)
2．原子结构示意图 (1)圆圈和圆圈内的符号及数字表示 原子核及核内质子数。 (2)弧线表示电子层。 (3)弧线上的数字表示该电子层上的 电子数，如
3．离子结构示意图 (1)当主族中的金属元素的原子失去 最外层所有电子变为离子时，电子层数 减少一层，形成与上一周期稀有气体元 素原子相同的电子层结构。如 Na：
解析：K 层、L 层、M 层上最多能容纳的 电子数分别为 2、8、18。K 层上可排 1 个电子， 也可排 2 个电子，所以 A 项有可能；当 M 层 上排有电子时，L 层已经排满电子，即排了 8 个电子，而 M 层最多可以排 18 个电子，所以 B 项不可能；符合“某离子 M 层上和 L 层上电子 数均为 K 层上电子数的 4 倍”的离子可以是 S2 －、Cl－、K＋、Ca2＋等，所以 C 项有可能；
1．钠、镁、铝金属性强弱比较
阅读下列资料内容，思考问题。
Na
Mg
Al
与冷水反应缓
与冷水
与酸反应，放
物质与
慢，与沸水反应
剧烈反
出氢气，但不
水(或与
迅速，放出氢气；
应，放出
如 Mg 反应剧
酸反应)
与酸反应剧烈，
氢气
烈
放出氢气
续表
Na
Mg
Al
最高价氧
化物对应
的水化物 NaOH 强 Mg(OH)2 Al(OH)3
[对点演练] 3．从原子序数 11 依次增加到 17， 下列所述递变关系错误的是( ) A．原子电子层数不变 B．原子半径逐渐增大 C．最高正价数值逐渐增大 D．从硅到氯负价从－4→－1
解析：从原子序数 11 依次增加到 17， 各原子的原子半径逐渐减小，B 选项错误。
答案：选 B
人教版高中化学必修二第一章第二节元素周期律 课件(共16张PPT)
元素化合价变3;1→+5 -4→-1→0
随着原子序数的增大， 元素化合价呈周期性变化
+1→+7 -4→-1→0
同周期元素：随着原子序数的递增，元素的最高正价逐渐升高（+1→+7） 最低负极逐渐升高（-4→-1）
同主族元素：最高正价相等，均等于其族序数
最低负极相等，均等于其族序数-8
规律：
原子半径的变化规律
大→小 大→小
特殊性： 1、稀有气体 的半径
问：原子层 数越多，半 径越大？
规律：随着原子序数的递增，同周期元素原子半径逐渐减小
随着原子序数的递增，同主族元素的原子半径逐渐增大
原子半径的变化规律
能力拓展（粒子半径比较）
思考：如何判断原子半径和简单离子 半径的大小呢？
【例题】 1、比较Na原子与Mg原子的原子半径大小 2、比较Na原子与Li原子的原子半径大小 3、比较Na与Na+的半径大小 4、比较Mg2+与Ca2+的半径大小 5、比较Cl― 与Cl的半径大小 6、比较Fe2+与Fe3+的半径大小 7、比较Na+与Mg2+半径大小 8、比较O2―与Na+ 半径大小
原子核外电子排布
练习： 1.判断下列示意图是否正确？为什么？
2.写出下列离子的离子结构示意图：
Mg2+ Cl- Mg2+ +12 2 8 Cl - +17 2 8 8
原子核外电子排布变化规律
讨论一：
1
1～2
2
1～8
3
1～8
规律：随着原子序数的递增，原子的最外层电子排布呈现周期性变化。
讨论二：
原子半径的变化规律
人教版高中化学必修二第一章第二节元素周期律 课件(共41张PPT)
族 周期
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
原子半径逐渐减小
非金属性(氧化性)逐渐增强
1 原金
注意：非金属性最强的元素
2
子属 半性
B
3 4 5 6
径 逐 渐 增 大
)
还 原 性
逐 渐
(
Al Si Ge As Sb Te Po At
金7属性最强的增 大元素：
金属性逐渐增强
非 金 属 性 逐 渐 增 强
⑤非金属阴离子还原性 阴离子还原性越弱，则对应元素非金属性越强
二、元素周期律
2.金属性与非金属性的周期性 Na Mg Al Si
P S Cl
※结论：同周期元素从左到右：金属性逐渐减弱，
非金属性逐渐增强
电子层数：
相同
核电荷数：
逐渐增加
从元素原子结构判断元素
金属性与非金属性？
失电子能力：
金属性：
逐渐减弱
(2)与Ne电子层结构相同的离子： Na+ 、 Mg2+ 、Al3+ F- 、 O2- 、N3-
（3）你发现了电子层结构相同的离子的元素在 周期表中的位置关系吗？
▲电子层结构相同的离子:阴上,阳下 上一周期的非金属元素形成的阴离子 下一周期的金属元素形成的阳离子
补充习题：
1、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有4个电子，
4、 ★某元素的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数是
最外层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图为
+15 2 8 5
★ ★ 5、今有结构示意图
试指出x的可能数值及相应微粒符号，并画出该 微粒的结构示意图
X值
9
10
11
12
1.2元素周期律(2) —人教版高中化学必修二课件(共13张PPT)
结论
镁的金属性比铝强
活动一、探究同周期元素金属性的变化规律
钠、镁、铝(同周期的金属)的性质
钠
镁
铝
单质与水 （或酸）
反应
与 应 应 放冷 ：出剧水反氢烈，反气。与与与放沸酸冷出较水反水氢快反应反气应应。剧慢烈,都, 。与 氢较酸 气剧，反 。烈放应出
最高价氧化 物对应水化 物碱性强弱
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱
第二节 元素周期律 （第2课时）
复习巩固：
• 原子核外电子运动的特征： – 运动速度快、没有确定的轨道，可用电子云形 象地表示
• 原子核外电子排布： – 电子层的划分 – 核外电子的排布规律
各电子层最多容纳的电子数是2n2个(n表示电子层）；
最外层电子数不超过8个(K层是最外层，最多不超过2 个)；次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过 32个；
金属性和非 金属性递变
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
族 周期
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
非金属性逐渐增强
原子半径逐渐减小
1
氧化性增强
2 还原金
3
原子属 性半性
4 增径逐
5
强逐渐 渐增
6 增强
7大
B
非 金
Al Si
属
Ge As
性 逐
Sb Te
渐
Po At
结论
高温困难 加热困难 加热 点燃或光照
SiH4
PH3
H2S
HCl
稳定性逐渐增强
非金属性逐渐增强
活动二、探究同周期元素非金属性的变化规律
小结：元素非金属性强弱的判断
(人教版)高一化学必修2第一章第二节元素周期律课件(共20张PPT)
根据原子光谱和理论分析 核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排布
K Ca
+352 8 18 7
Br
0
-4 -3 -2 -1
随着原子序数的递增，原子的核外电子层排 布呈现什么规律性的变化？元素的化合价呈现什 么规律性的变化？
原子序数
电子层数
最外层 电子数
最高或最低化合价的 变化
1~2 1 1 2 +1
0
3~10
2
1
8 +1
+5 -4
-1
0
11~18
3
1
8 +1
+7 -4
-1
0
随着原子序数的递增，元素原子的 电子层排布和化合价都呈周期性变化！
Mg
Al
与冷水反 与冷水反应缓 与酸反应：
单质与水 应:
慢，与沸水反
（或酸） 剧烈
应迅速、与酸 迅速
反应
反应剧烈，放
金属性：Na>M出g氢>气Al。
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
元素 氧化物 最高价氧化物的水化物
14Si SiO2 H2SiO3 硅 酸 弱 酸
元素 名称
钠镁
铝
元素 符号
Na Mg
Al
最高正价== 最外层电子数
14 15 16 17 18 硅 磷 硫氯氩
Si P S Cl Ar
电子 排布 2, 8, 1 2, 8, 2 2, 8, 3 2, 8, 4 2, 8,5 2, 8, 6 2, 8, 7 2, 8, 8
化合价 + 1 + 2 + 3 + 4 + 5 +6 +7
人教版高中化学必修二《元素周期律》课件
元素的主要化合价
元素的主要化合价随着原子序数的变化如何？
人教版高中化学必修二《元素周期律 》课件
人教版高中化学必修二《元素周期律 》课件
原子序 数
电子层数
最外层 电子数
V是____W是____X是_____Y是____Z是___
答案：H、O、Al、S、K
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律（第二课时） 元素周期律
观察1-18号元素原子结构示意图,你能发现随原子序 数的递增,元素原子核外电子排布有什么规律吗?
元素原子最外层电子排布呈现周期性变化
K
结论：
小结:原子核外电子排布规律
① 能量最低原理:先排K层，排满K层后再排L层，排 满L层再排M层。注意并不以此类推。 ②每个电子层最多只能容纳2n2个电子。 ③ 最外层最多容纳 8个电子（K为最外层为2个）
次外层最多容纳18个电子（K为次外层为2个） 倒数第三层最多容纳32个电子) 注意：多条规律必须同时兼顾。
X 质量数 — A
— Z 核电荷数（质子数）
—元素符号
质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）
检测反馈:
据最近报道,某放射性元素的原子钬
67
Ho
可有效地
治疗肝癌.该原子核内中子数与核外电子数之差为( A )
A.32 B.67 C.99 D.166
观察教材P2 图1-1 钠原子结构示意图 各电子层电子数
核电荷数
+11 2 8 1
电子层
人教版高中化学必修二《元素周期律 》课件
原子的结构
电子在原子核外作 无规律的高速运动.
原子核外电子是在原子 核外距核由近及远、 能量由低至高的不同电 子层上分层排布；
元素的主要化合价随着原子序数的变化如何？
人教版高中化学必修二《元素周期律 》课件
人教版高中化学必修二《元素周期律 》课件
原子序 数
电子层数
最外层 电子数
V是____W是____X是_____Y是____Z是___
答案：H、O、Al、S、K
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律（第二课时） 元素周期律
观察1-18号元素原子结构示意图,你能发现随原子序 数的递增,元素原子核外电子排布有什么规律吗?
元素原子最外层电子排布呈现周期性变化
K
结论：
小结:原子核外电子排布规律
① 能量最低原理:先排K层，排满K层后再排L层，排 满L层再排M层。注意并不以此类推。 ②每个电子层最多只能容纳2n2个电子。 ③ 最外层最多容纳 8个电子（K为最外层为2个）
次外层最多容纳18个电子（K为次外层为2个） 倒数第三层最多容纳32个电子) 注意：多条规律必须同时兼顾。
X 质量数 — A
— Z 核电荷数（质子数）
—元素符号
质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）
检测反馈:
据最近报道,某放射性元素的原子钬
67
Ho
可有效地
治疗肝癌.该原子核内中子数与核外电子数之差为( A )
A.32 B.67 C.99 D.166
观察教材P2 图1-1 钠原子结构示意图 各电子层电子数
核电荷数
+11 2 8 1
电子层
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原子的结构
电子在原子核外作 无规律的高速运动.
原子核外电子是在原子 核外距核由近及远、 能量由低至高的不同电 子层上分层排布；
【最新】人教版高一化学必修二第一章第二节-元素周期律(公开课)(共24张PPT).ppt
渐增减增力力
减强弱强逐逐
弱
渐渐
减增
弱强
二、元素周期律
科学探究
探究目标
•1、1-18号元素随着核电荷数的递增，元素原子最 外层电子排布呈现出怎样的规律？
•2、1-18号元素（除稀有气体元素外）随着核电荷 数的递增，元素原子半径呈现出怎样的规律?
•3、1-18号元素（除稀有气体元素外）随着核电荷 数的递增，元素的主要化合价（最低和最高）呈现
元素周期律
元素的原子结构和主要化合价及原子半径 的变化规律
原子 电子 最外层 原子半径 最高或最低化 序数 层数 电子数 的变化 合价的变化
1~2 1 12 ——
+10
3~10 2 18 大→小
+1+5 -4-10
11~1 8
3
18
大→小
+1+7 -4-10
随着原子序数的递增，元素原子的电子层 结论 排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化
元素金
元素 非金 属性 强弱 判断
1.单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度
2.最高价氧化物的水化物—氢氧化物碱性的强弱
3.单质与氧气反应的剧烈程度
4.金属间的置换反应
以第三周期元 素为例讨论!
1.与氢气生成气态氢化物的难易 2.氢化物的稳定性 3.最高价氧化物的水化物的酸性强弱
结
论
非金属性逐渐增强
金属性与非金属性的递变规律
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
原子序数 金属性
非金属性
3～9
逐渐减弱
逐渐增强
人教版高一化学必修2第一章第二节元素周期律PPT课件
单质与水 应:
慢，与沸水反
（或酸） 剧烈 应迅速、与酸 迅速
反应 金属性：N反a应出>剧氢M烈气g>，。A放l
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
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， BC
Mg最外层有2个电子； 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；
C．F、Cl、Br、I
D．Li、Na．K、Rb
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
单质与
磷蒸气
光照或
氢气反 高温 与氢气 须加热 点燃爆
应条件
能反应
炸
含氧酸 的酸性
H4SiO4 弱酸
H3PO4 中强酸
H2SO4 强酸
HClO4 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。
从氢化物看
元素
氢化物 化学式
单质与氢气 的化合条件
14Si
SiH4 高温下少量反应
15P
代数和为4，由此可以判断 ( D )
A.R一定是第四周期元素 B.R一定是ⅣA族元素 C.R最高正价氧化物化学式为RO2 D.R气态氢化物化学式为H2R
人教版高中化学必修二第一章第二节元素周期律 课件(共33张PPT)
失 电 子 能 力 依 次 增 强
原 子 半 径 依 次 增 大
原 子 半 径 依 次 减 小
得 电 子 能 力 依 次 增 强
非 金增大 失电子能力依次增强 金属性依次增强
1.X、Y、Z三种金属元素在周期表中的位置如 图： X Y Z 比较它们的金属性 2.金属性最强的元素在周期表中什么位置？ 3.如何确定周期表中元素的位置？ 4.Q是第三周期第一主族的元素，请写出它的 原子结构示意图 5. 的化学性质 6.F是非金属性最强的元素，请写出它的原子 结构示意图
2、元素的化合价与位置、结构的关系 （1）最高正价数＝主族序数＝最外层电子数 （2）最低负价数＝主族序数 － 8 ＝最外层电子数 － 8
注：1）F没有正价，O通常不考虑它的正价 2）金属没有负价 3）H的最低负价=1-2=-1
3、元素周期律的应用和意义
（1）元素周期表是元素周期律的具体表现形 式，是学习化学的一种重要工具。
3、元素周期律的应用和意义
（1）元素周期表是元素周期律的具体表现形 式，是学习化学的一种重要工具。 （2）对于其他与化学相关的科学技术也有指 导作用
寻找半导体材料
3、元素周期律的应用和意义
（1）元素周期表是元素周期律的具体表现形 式，是学习化学的一种重要工具。 （2）对于其他与化学相关的科学技术也有指 导作用
茶壶里煮饺子
肚里有货倒不出
1.元素周期 表中有几种 底色？分别 代表什么？
2.同周期 主族元素 金属性、 非金属性 变化规律
1.元素周期表中有 2.同周期主族元素金 属性、非金属性 几种底色？分别代表 什么？ 变化规律
非金属性依次增强 得电子能力依次增强 原子半径依次减小
金 属 性 依 次 增 强