2021年高中化学专题5第1单元第1课时元素周期律课件苏教版必修一
综上所述，我们可以从 11～18 号元素性质的变化中得出结论： 从左往右金属性逐渐 减弱，非金属性逐渐增强 。
3．探究 Al(OH)3 的两性 (1)在试管中加入 2 mL 1 mol·L－1 的 AlCl3 溶液，然后滴加氨水至 过量，观察到的实验现象是 产生白色胶状物质 。反应的化学方程 式是 AlCl3＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4Cl ，离子方程式是 _A_l_3＋_＋__3_N__H_3_·_H_2_O__=_=_=_A_l_(_O_H__)3_↓__＋__3_N_H__＋ 4_。
[问题 1] 第三周期主族元素的原子半径变化规律是什么？
[提示] 第三周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小。 [问题 2] 影响原子半径的因素有哪些？ [提示] 电子层数、核电荷数、核外电子数。
1．比较原子半径的方法如下 (1)具有相同电子层数的原子，随原子序数的递增，原子半径逐 渐减小。 (2)具有相同最外层电子数的原子，随着电子层数的增加，原子 半径逐渐增大。 (3)比较电子层数和最外层电子数都不同的原子半径找对照原子 比较。
Mg
与沸水迅速反应， Mg(OH)2＋H2↑ ； Mg(OH)2中强 碱
放出氢气；与酸剧 Mg＋2HCl===
烈反应，放出氢气 MgCl2＋H2↑
与酸迅速反应， 2Al ＋ 6HCl===2AlCl3 Al(OH)3 两性氢
Al
放出氢气
＋3H2↑
氧化物
结论：①金属性强弱顺序为 Na＞Mg＞Al ；
三、元素周期律 1．内容 元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化 的规律。 2．实质 元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化 的 必然结果。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”。)
(1)同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐
渐减小。
(× )
(2)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1 递增到
(5)金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的 金属性越弱(注：Fe 的阳离子仅指 Fe2＋)。
2．非金属性强弱的判断依据 (1)非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易 进行，则其非金属性越强。 (2)非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越 强。 (3)元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则其非金属 性越强。
＋7。
(× )
(3)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属
性越强。
(× )
(4)元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强；元素
的氧化物对应的水化物碱性越强，金属性越强。
( ×)
2．元素性质呈周期性变化的决定因素是( ) A．元素原子半径大小呈周期性变化 B．元素相对原子质量依次递增 C．元素原子核外电子排布呈周期性变化 D．元素的最高正化合价呈周期性变化 C [元素性质呈周期性变化的决定因素是元素原子核外电子排 布呈周期性变化。]
(2)将实验(1)所得的 Al(OH)3 沉淀分装在两支试管中，向其一支 试管中滴加 2 mol·L－1 盐酸，观察到的实验现象是白__色__胶__状__物__质__逐__渐__ __溶__解__，__得__到__澄__清__溶__液__，反应的离子方程式为_A_l_(_O_H__)3_＋__3_H__＋_=_=_=___ _A__l3_＋_＋__3_H__2_O___；向另一支试管中滴加 2 mol·L－1NaOH 溶液，观察 到的实验现象是 白色胶状物质逐渐溶解，得到澄清溶液 ，反应的 离子方程式为 Al(OH)3＋OH－===AlO－ 2 ＋2H2O 。
_H__C_l__
气态氢化物的 _不__稳__定__
热稳定性 最高价氧化物 对应水化物的 _H__2_S_iO__3_
化学式 酸性强弱 _弱__酸___
不稳定 _H__3P__O_4__ 中强酸
受热分 解
_H_2_S_O__4 _ __强__酸___
_稳__定___ _H_C__lO__4_ 酸性更强
2．离子半径比较时，先确定相关离子是属于哪种情况，再依据 相关规律比较
(1)离子所带电荷相同、电子层数不同：电子层数越多半径越大。 (2)离子电子层结构相同、核电荷数不同：核电荷数越大半径越 小。 (3)离子所带电荷、电子层结构均不相同：找对照离子进行比较。
3．下列各组微粒半径比较，错误的是( )
A．Cl－<Br－<I－
B．Al3＋>Mg2＋>Na＋
C．Rb>K>Na
D．P>S>O
B [Cl－、Br－、I－最外层电子数相同，Cl－、Br－、I－电子层数 依次增多，所以离子半径：Cl－<Br－<I－，故 A 正确；Al3＋、Mg2＋、 Na＋核外电子排布相同，Al3＋、Mg2＋、Na＋核电荷数依次减小，所以 离子半径：Al3＋<Mg2＋<Na＋，故 B 错误；Rb、K、Na 最外层电子数 相同，Rb、K、Na 电子层数依次减少，所以原子半径：Rb>K>Na， 故 C 正确；P、S 电子层数相同，核电荷数 P<S，所以原子半径：P>S； S、O 最外层电子数相同，电子层数 S>O，所以原子半径 S>O，所以 微粒半径：P>S>O，故 D 正确。]
3．原子序数为 11～17 号的元素。随核电荷数的递增，以下各项
内容的变化是[填“增大(强)”、“减小(弱)”或“相同(不变)”]
(1)各元素的原子半径依次
，其原因是
。
(2) 各 元 素 原 子 的 电 子 层 数
，最外层电子数依
次
。
(3)元素的金属性逐渐
，而非金属性逐渐
，
元素失电子能力逐渐
，得电子能力逐渐
(4)非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若 A 置换 出 B，并且 A 体现出氧化性，则 A 的非金属性强于 B。
(5)非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素 的非金属性越弱。
1．下列实验不能达到实验目的的是( )
序号
实验操作
实验目的
A Cl2、Br2 分别与 H2 反应 比较氯、溴的非金属性强弱 B 向 MgCl2、AlCl3 溶液中 比较镁、铝的金属性强弱
[问题 1] 铝单质为什么跟氢氧化钠溶液反应？ [提示] Al 与水反应产生 Al(OH)3，Al(OH)3 难溶于水，阻止了 铝单质与水的反应，但 Al(OH)3 易溶于氢氧化钠溶液，使铝与水的反 应得以继续。 [问题 2] 铝元素金属性与钠元素金属性相比，哪个强？ [提示] Na 的金属性强。
ห้องสมุดไป่ตู้
3．原子半径的变化规律
3～9 号元素
Li Be B C N O F
原子半径/pm 变化趋势
152 111 88 77 70 66 64 逐渐_变__小___
11～17 号元素
Na Mg Al Si P S Cl
原子半径/pm 变化趋势
186 160 143 117 110 104 99 逐渐_变__小___
(3)结论：Al(OH)3 是两性氢氧化物，铝虽是金属，但已表现出一 定的非金属性。
为什么用氨水与铝盐反应制取 Al(OH)3，而不用 NaOH 溶液呢？
[提示] 因 NaOH 溶液能溶解 Al(OH)3，二者的反应方程式： NaOH＋Al(OH)3===NaAlO2＋2H2O，而氨水是弱碱溶液，与 Al(OH)3 不反应，故实验室常用氨水制备 Al(OH)3。
②随着核电荷数减小，与水(酸)反应越来越 容易 ，氢氧化物的碱性越来
越强
2.硅、磷、硫、氯非金属性的递变规律
单质
Si
P
S
Cl
单质与氢气反
磷蒸气与氢气
__高__温__
_加__热___ _光__照___或_点__燃__
应的条件
反应
气态氢化物的
化学式
__S_i_H_4__
___P_H_3___
__H_2_S___
专题5 微观结构与物质的多样性
第一单元 元素周期律和元素周期表 第1课时 元素周期律
发展目标 1.能从物质变化的实验事实和有关数 据中提取证据。 2.能从宏观和微观结合的视角进行分 析、比较，得出规律性的结论。 3.能依据原子结构特征分析元素性质 的递变规律，形成结构决定性质的观 念。
体系构建
必备 知识 自 主 预 习
2．甲、乙两种非金属元素：①甲的单质比乙的单质容易与 H2 化合；②甲的单质能与乙的阴离子发生置换反应；③甲的最高价氧
化物对应水化物的酸性比乙的最高价氧化物对应水化物的酸性强；
④与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多；⑤甲的单质熔、
沸点比乙的低。能说明甲比乙的非金属性强的是( )
A．①②④
B．②③⑤
结论：随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现 周期性 变化
4.元素主要化合价的变化规律
随着元素核电荷数的递增，元素的主要化合价呈现周期性 变化 [每周期：最高正价：＋1→＋7(第 2 周期为＋5)，负价：－4 → －1 →0]。
二、探究第三周期元素性质的递变规律
1．钠、镁、铝性质的比较
单质 Na
C．①②③
D．①②③④
C [得失电子数目多少与单质熔、沸点高低和非金属性无直接 关系。]
粒子半径大小的比较——“四同”规律
(素养养成——宏观辨识与微观探析)
原子半径是指以实验方法测定的相邻两种原子核间距离的一 半。从理论上说，核外电子无严格固定的运动轨道，所以原子的大 小无严格的边界，无法精确测定一个单独原子的半径，因此通常所 使用的原子半径数据只有相对的、近似的意义。根据测定的方法不 同，有 3 种以下原子半径：
。
[答案] (1)减小 电子层数相同时，随核电荷数增大，原子核对 最外层电子的引力增大，因此原子半径减小 (2)相同 增大 (3)减 弱 增强 减弱 增强
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2021年高中化学 第1章 物质结构元素周期律 第1节 元素周期表（第1课时）作业 新人教版必修2
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2．(2017·邯郸高一检测)下列说法中正确的是 ( C )A．每一周期的元素都是从碱金属开头，最终以稀有气体结束B．同一主族元素都是从非金属元素开头，以金属元素结束C．第2、3周期上下相邻元素的原子核外电子数相差8D．第3周期有4种金属元素和4种非金属元素3．(2017·长春高一检测)下列说法正确的是 ( C )A．同一主族相邻两个周期的元素的原子序数差肯定等于上一周期所含元素种数B．11号元素为非金属元素C．在元素周期表中114号元素的上一周期同一族元素的原子序数是82D．目前使用的元素周期表中，最长的周期含36种元素4．(2017·海口高一检测)元素周期表是一座开放的“元素大厦”，元素大厦尚未客满。
若发觉119号元素，请在“元素大厦”中支配好它的“房间” ( B )A．第7周期0族B．第8周期第ⅠA族C．第6周期第ⅡA族D．第7周期第ⅦA族5．(2017·无锡高一检测)关于元素周期表的说法正确的是 ( B )A．元素周期表有7个周期，8个主族B．元素周期表有18个纵行，共16个族C．短周期元素中可能有副族元素D．元素周期表中的过渡元素是指副族6．下图为镁元素的相关信息，从中不能得到的信息是 ( D )12 Mg镁24.31A．相对原子质量B．元素名称C．原子序数D．原子的真实质量7．(2017·成都高一检测)原子序数为Z的元素在周期表中位于A、B、C、D四种元素的中间，则A、B、C、D四种元素的原子序数之和(如图所示)不正确的是(镧系、锕系元素除外；且A、B、C、D中间再无其他元素) ( B )A．4Z B．4Z＋8 C．4Z＋10 D．4Z＋14二、非选择题8．下表是元素周期表的一部分。
苏教版高中化学必修第1册 课后习题 专题5 微观结构与物质的多样性 第一单元 第1课时 元素周期律
专题5微观结构与物质的多样性第一单元元素周期律和元素周期表第1课时元素周期律课后篇素养形成合格考达标练1.下列说法正确的是( )A.元素性质的周期性变化是指原子半径、元素的主要化合价及元素金属性和非金属性的周期性变化B.元素的最高正化合价等于元素原子核外电子数C.从Li到F、从Na到Cl,元素的最高正化合价均呈现从+1价到+7价的变化D.电子层数相同的原子,其最外层电子数均从1个递变到8个,F无正价,B、C错误;H、He的最外层电子数从1到2,D错误。
2.随着原子序数递增,元素的性质呈周期性变化的根本原因是( )A.元素相对原子质量的递增,量变引起质变B.元素原子的最外层电子数依次增多C.元素原子的核外电子排布呈周期性变化D.元素的金属性和非金属性呈周期性变化性变化的必然结果。
3.下列各组化合物的性质比较中,不正确的是( )A.酸性:H2SO4>H3PO4B.碱性:NaOH>Mg(OH)2C.稳定性:H2O>HFD.半径:F->Na+,最高价氧化物对应水化物的酸性越强,则酸性H2SO4>H3PO4,A正确;元素的金属性越强,最高价氧化物对应水化物的碱性越强,则碱性NaOH>Mg(OH)2,B正确;元素的非金属性越强,对应气态氢化物越稳定,则稳定性H2O<HF,C错误;电子层结构相同的离子,核电荷数越多半径越小,则半径大小:F->Na+,D正确。
4.下列有关元素周期律的叙述中,正确的是( )A.最高正价:N<FB.金属性强弱:K<NaC.氢化物稳定性:H2S<HClD.碱性强弱:NaOH<Mg(OH)2元素最高正价为+5价,而F无正价,A错误;最外层电子数相同时,核电荷数越大,元素的金属性越强,金属性Na<K,B错误;电子层数相同时,核电荷数增大,元素的金属性减弱,非金属性增强,则气态氢化物稳定性H2S<HCl,最高价氧化物对应水化物碱性NaOH>Mg(OH)2,D错误,C正确。
高中教育化学必修第一册苏教版《5.1.1 元素周期律》教学课件
[提升1] 已知下列原子的半径：
原子
N
S
O
Si
半径r/10－10 m 0.75 1.02 0.74 1.17
根据以上数据，P原子的半径可能是( )
A.1.10×10－10 m
B．0.80×10－10 m
C.1.20×10－10 m
D．0.70×10－10 m
答案：A
关键能力
微粒半径大小的比较方法 1．同种元素的微粒半径比较
(2)元素的非金属性变化规律：
单质与H2反应
14Si
15P
16S
高温下反应
磷蒸气 能反应
加热时反应
气态氢化物 化学式
__S_iH_4 __
热稳定性 不稳定
__P_H_3 __ __H_2_S __ 不稳定 受热分解
最高价氧化 化学式 物的水化物 酸性
_H_2S_iO_3__ __弱_酸___
_H_3_PO_4__ _中_强_酸___
3．已知33As、35Br 位于同一周期。下列关系正确的是( ) A．原子半径：As>Cl>P B．热稳定性：HCl>HBr>AsH3 C．还原性：As3－<S2－<Cl－ D．酸性：H3AsO4>H2SO4>H3PO4
答案：B
解析：As与P同主族，P与Cl同周期，原子半径As>P>Cl，A项错误；Cl与Br同主族，As与Br同周期，热稳 定性，HCl>HBr>AsH3，B项正确；元素非金属性越强，其阴离子的还原性越弱，即离子的还原性：As3－>S2 － >Cl － ， C 项 错 误 ； 非 金 属 性 越 强 ， 最 高 价 氧 化 物 对 应 水 化 物 的 酸 性 越 强 ， 所 以 酸 性 强 弱 为 ： H2SO4>H3PO4>H3AsO4，D项错误。
人教版高中化学必修一《化学键》物质结构元素周期律PPT(第1课时)
Na+ [ ··O ··H ] －
（2）请用电子式表示过氧化钠
Na + [··O · ·]2- Na+ *含有共价键的化合物不一定是共价化合物
·O ·
：：
思考与交流 电子对偏向 ？
·· ··
··
HH
H C····l
电子对不
电子对
8.共价键的分类
非极性键：同种原子形成的共价键，共用电子
对不偏移，成键原子不显电性。 极性键：不同种元素原子形成的共价键共用电子
______________；
MgS__
___________________；
K2O__________
__________。
归纳总结
书写电子式的注意事项 (1)一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”) 的个数即原子的最外层电子数。 (2)同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。 (3)“[ ]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。
第四章 物质结构 元素周期律 第三节 化学键 第2课时
➢离子键的定义？
使阴、阳离子结合成化合物的静电作用。
➢哪些元素化合时可形成离子键？
一般是活泼金属和活泼非金属离子间能形成
➢用电子式表示出K、S、K+、S2-、K2S？
··
❖H· 和 C·l··原子形成HCl过程中，能否形成离子键？ ··
为什么？ 不能，因非金属元素的原子均有获得电子的倾向。
如：H－H、H－Cl、O＝C＝O等
练习2.写出下列物质的电子式与结构上
HCl H2 N2
H2S CO2
电子式
结构式
H—Cl H—H NN H—S—H
练习作业：
（2）请用电子式表示过氧化钠
Na + [··O · ·]2- Na+ *含有共价键的化合物不一定是共价化合物
·O ·
：：
思考与交流 电子对偏向 ？
·· ··
··
HH
H C····l
电子对不
电子对
8.共价键的分类
非极性键：同种原子形成的共价键，共用电子
对不偏移，成键原子不显电性。 极性键：不同种元素原子形成的共价键共用电子
______________；
MgS__
___________________；
K2O__________
__________。
归纳总结
书写电子式的注意事项 (1)一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”) 的个数即原子的最外层电子数。 (2)同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。 (3)“[ ]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。
第四章 物质结构 元素周期律 第三节 化学键 第2课时
➢离子键的定义？
使阴、阳离子结合成化合物的静电作用。
➢哪些元素化合时可形成离子键？
一般是活泼金属和活泼非金属离子间能形成
➢用电子式表示出K、S、K+、S2-、K2S？
··
❖H· 和 C·l··原子形成HCl过程中，能否形成离子键？ ··
为什么？ 不能，因非金属元素的原子均有获得电子的倾向。
如：H－H、H－Cl、O＝C＝O等
练习2.写出下列物质的电子式与结构上
HCl H2 N2
H2S CO2
电子式
结构式
H—Cl H—H NN H—S—H
练习作业：
新苏教版高中化学必修1课件3：5.1.1 元素周期律
由上述实验可知 ①钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时,由易到难的顺序为Na>Mg>Al; ②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; ③钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al
硫、氯的顺序,随着元素核电荷数的递增,与氢气化合越来越 容易 ,气态氢化物
越来越 稳定 ,非金属性越来越 强 。
c.最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱:从钠元素到氯元素,随着核电荷数
的 递增 ,最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐 减弱 ,酸性逐渐 增强 ,金属
性逐渐 减弱 ,非金属性逐渐 增强 。
3.元素周期律实质 元素性质的周期性变化是 然结果。
元素原子序数 11 12 13
14 15
16
17
最高正价 +1 +2 +3
+4 +5
+6
Hale Waihona Puke +7最低负价
……
-4 -3
-2
-1
化合价的变化 规律
最高正价由+1→+7,非金属最低负价=最外层电子数-8
原子半径的变化规律 得失电子能力
金属性和非金属性的变化规律 最高价氧化物对应水化物的酸碱性
逐渐减小
失电子能力逐渐减弱,得电子能力逐渐 增强 金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强
【对点训练1】 下列说法正确的是( B ) A.在元素周期表中金属与非金属分界线左边的元素均为金属元素 B.Na、Mg、Al的还原性依次减弱 C.F、Cl、Br的非金属性依次增强 D.NaOH、KOH、Mg(OH)2的碱性依次减弱
解析:在元素周期表中金属在分界线左边,但分界线左边的并不都是金属元 素,如氢元素,A错;Na、Mg、Al位于同一周期,根据元素周期律,其还原性 依次减弱,B正确;F、Cl、Br位于同一主族,根据元素周期律,其非金属性依 次减弱,C错;K的金属性强于Na,KOH碱性强于NaOH,D错。
(教师参考)高中化学 1.2.1 元素周期律课件1 苏教版必修2
精选ppt
20
比较下列微粒半径的大小
（1）O 和F （2）Na和Mg （3）Cl和F （4）Na+和Mg2+ （5）Na和Na+ （6）Cl和Cl-
（1）核电荷数不同，电子层数越多，半径越大。 如Cl＞F。
（2）电子层数相同，核电荷数越大，半径越小。
如Na＞Mg，Na+＞Mg2+。 （3）同种元素的原子半径＞阳离子半径。
电荷数由小到大的
顺序给元素编号，
这种编号，叫做原 元素的原子序数= 核电荷数（Z）
＝ 核内质子数
子序数＝ 核外电子数
精选ppt
4
一、元素周期律
精选ppt
5
精选ppt
6
K Ca
精选ppt
7
达到稳定
原子序数
电子层 数
最外层电 子数
结构时的 最外层电
子数
1——23——10 3
1→8
注：由于稀有气体原子半径的测定与相邻非金属元素 的测定依据不同，数字不具有可比性，故不放在一起 比较。
精选ppt
19
1、随着元素原子序数的递增，元素原子 最外层电子排布呈现周期性的变化 。
2、随着元素原子序数的递增，元素 的化合价呈周期性变化。
3、随着元素原子序数的递增，原子半 径呈周期性变化 。
精选ppt
14
元素化合价规律：
1、最高正化合价 = 最外层电子数
2、最高正化合价 + 最低负化合价 = 8 3、最外层电子数大于或等于4则出现负价。
4、最高化合价一般用氧化物表示，最低化合 价一般用氢化物表示。
5、氟无正价，氧无最高正价。
6、稀有气体化学性质不活泼，看作0价
高中化学第1章原子结构元素周期律第2节元素周期律和元素周期表第1课时元素周期律课件鲁科版必修第二册
以原子半径:B>A>C>D。当电子层结构相同时,核电荷数越多,离子半径越
小,则离子半径:C2->D->B+>A2+。由以上分析可知B正确。
重难探究•能力素养全提升
探究一
微粒半径大小比较
[问题探究]
卤水学名为盐卤,是由海水或盐湖水制盐后,残留于盐池内的母液。蒸发冷
却后析出氯化镁结晶,称为卤块。盐卤是我国北方制豆腐常用的凝固剂,能
使豆浆中的蛋白质凝结成凝胶,再挤出多余的水分便可形成豆腐。用盐卤
作凝固剂制成的豆腐,硬度、弹性和韧性较强,称为老豆腐,也称北豆腐、
r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
(2)相同最外层电子数——“序大径大”。
①规律:同一主族元素原子最外层电子数相同,从上到下,原子半径逐渐
增大。
②举例:r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)。
(3)相同元素。
①同种元素的原子和离子半径——“阴大阳小,原子中间”。
D.原子最外层电子数:A>B>D>C
答案 B
解析 原子序数=核电荷数=原子核外电子数,aA2+、bB+、cC2-、dD-的电子层
结构相同,即核外电子数相同,根据离子电荷的多少及正负可推知原子的电
子层数:A=B>C=D,原子序数:a>b>d>c,原子最外层电子数:B<A<C<D。当
电子层数相同时,核电荷数越多,原子半径越小,结合电子层数A=B>C=D,所
[自我检测]
判断下列说法是否正确,正确的画“√”,错误的画“×”。
小,则离子半径:C2->D->B+>A2+。由以上分析可知B正确。
重难探究•能力素养全提升
探究一
微粒半径大小比较
[问题探究]
卤水学名为盐卤,是由海水或盐湖水制盐后,残留于盐池内的母液。蒸发冷
却后析出氯化镁结晶,称为卤块。盐卤是我国北方制豆腐常用的凝固剂,能
使豆浆中的蛋白质凝结成凝胶,再挤出多余的水分便可形成豆腐。用盐卤
作凝固剂制成的豆腐,硬度、弹性和韧性较强,称为老豆腐,也称北豆腐、
r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
(2)相同最外层电子数——“序大径大”。
①规律:同一主族元素原子最外层电子数相同,从上到下,原子半径逐渐
增大。
②举例:r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)。
(3)相同元素。
①同种元素的原子和离子半径——“阴大阳小,原子中间”。
D.原子最外层电子数:A>B>D>C
答案 B
解析 原子序数=核电荷数=原子核外电子数,aA2+、bB+、cC2-、dD-的电子层
结构相同,即核外电子数相同,根据离子电荷的多少及正负可推知原子的电
子层数:A=B>C=D,原子序数:a>b>d>c,原子最外层电子数:B<A<C<D。当
电子层数相同时,核电荷数越多,原子半径越小,结合电子层数A=B>C=D,所
[自我检测]
判断下列说法是否正确,正确的画“√”,错误的画“×”。
专题五第一单元元素周期律课件-高中化学苏教版(2019)必修第一册
问题一：半径：Na_＞___Na+，Cl__＜__Cl-
(填“＜”或“＞”)
问题二：判断下面说法是否正确
离子半径大小：F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+ 是
活动5：P116 交流讨论
总结：
3-9号最高正价从+1到+5，最低负价-4到-1；（O元 素一般不显正价，F元素无正价） 11-17号最高正价从+1到+7，最低负价-4到-1
现象
液无变化。而镁与沸水反应加快，产 生气泡，溶液变红色。铝与冷水、热
水无现象
化学方程式
△
Mg + 2H2O == Mg(OH)2+H2
结论 镁的金属性比钠弱 与金属钠对比
实 验三
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
2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2
活动4：如何比较原子半径的大小？
一般来说，电子层数相同，核电荷数越_多___，原子 半径越_小___.
电子层数不同，核电荷数越__多__，原子半径越_大___.
如何比较离子半径的大小？
电子层结构相同，核电荷数越_多___，原子半径越_小___. 电子层数不同，核电荷数越__多__，原子半径越__大__.
因硅、磷、硫、氯元素的核外电子层数相同， 随着核电荷数的递增，原子半径逐渐_减__小___， 原子得电子能力逐渐__增__强___，所以非金属性 逐渐__增__强____。
阅读分析表5-5，探究元素的金属性和非 金属性的强弱变化规律
分析表5-5，回答下列问题：
从上表分析可知，11-17号元素最高价氧化物的 水化物的酸碱性强弱的变化规律是__________