人教版高中化学必修二第一章第二节元素周期律 课件(共
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：
原子序数 电子层数最外层电子数
1～2
1
3～10
2
1～2 1～8
11～18
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。
一、原子核外电子排布
1、电子层的划分 2、核外电子排布规律 二、元素周期律：
原子的最外层电子排布
随着原子序数的递增 原子的半径
呈现周期性变化
元素化合价
第二节 元素周期律
1871年，门捷列夫根 据元素周期律预测：
类铝
布瓦博德朗 镓（Ga）
原子核外电子排布
电子层(n) 字母表示 离核距离 能量高低
1 2 34567
KL MNOPQ
近
远
低
高
思考：（结合教材最后一页元素周期表） 每个电子层最多可以排布多少个电子呢？
原子核外电子排布
规律：
（1）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后 由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布(即 排满K层再排L层，排满L层才排M层，不能依次类推)。 （2）各电子层最多容纳的电子数是2n2个(n表示电子层) 特殊性：最外层电子数不超过8个(K层是最外层时，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，以小的为标准。
原子半径的变化规律
讨论二：
元素符号 H
He
原子半径nm 0.037
元素符号
Li Be B
C
— —
N
OF
Ne
原子半径nm 0.152 0.089 0.082 0.077 元素符号 Na Mg Al Si
0.075 0.074 0.071 — —
P
S Cl Ar
原子半径nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 ——
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
元素化合价变化规律
原子序数 主要化合价的变化
规律：
1-2 3-10
11-18
+1→0 +1→+5
-4→-1→0
+1→+7 -4→-1→0
随着原子序数的增大， 元素化合价呈周期性变化
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
能力拓展（粒子半径比较）
规律：
1一般而言，电子层数不同时 电子层数越多，半径越大
2当电子层数相同时，原子序数越 大，半径越小
3核电荷数相等时，电子越多，半 径越大
元素化合价变化规律
讨论三：
原子序数
1
2
元素符号
H
He
元素主要化合价 +1
0
原子序数
34
5
67
89
10
元素符号
Li Be B C N
OF
元素符号Li Beຫໍສະໝຸດ BC— —N
OF
Ne
原子半径nm 0.152 0.089 0.082 0.077 元素符号 Na Mg Al Si
0.075 0.074 0.071 — —
P
S Cl Ar
原子半径nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 ——
能力拓展（粒子半径比较）
最低负极相等，均等于其族序数-8
元素化合价变化规律
特殊性：
原子序数
1
2
元素符号
H
He
元素主要化合价 +1
0
原子序数
34
5
67
89
10
元素符号
Li Be B C N
OF
Ne
元素主要化合价 +1 +2 +3 +4 -4 +5，-3 -2 -1
0
原子序数
11 12 13 14 15
16 17
18
元素符号
原子半径的变化规律
规律：
原子序数 3-9 11-17
原子半径的变化
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
元素符号 H
He
原子半径nm 0.037
Ne
元素主要化合价 +1 +2 +3 +4 -4 +5，-3 -2 -1
0
原子序数
11 12 13 14 15
16 17
18
元素符号
Na Mg Al Si P
S Cl
Ar
元素主要化合价 +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 +6 -2 +7 -1 0
思考： 1、最高正价与最外层电子数的关系 2、最低负价与最外层电子数的关系 3、非金属元素最高正价和最低负价的关系
Na Mg Al Si P
S Cl
Ar
元素主要化合价 +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 +6 -2 +7 -1 0
元素化合价变化规律
特殊性：
（1） 金属元素无负价 （2） 氟无正价，氧一般表现负价 （3）稀有气体元素的化合价一般表现为0 （4）H也有-1价（NaH、LiH）
牛刀小试
1、下列元素的原子半径依次减小的是（ B ）
A．Na、S、Al
B． N、O、F
C． P、Si、Al
D． C、Si、P
2、下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是（ B ）
A．C．N、O、F B．K、Mg、C．S
C．F、Cl、Br、I D．Li、Na．K、Rb
3、下列半径最大的微粒是 （ C）
A．F
B．Mg2+ C．Cl- D．Ca2+
课堂小结
合集下载
化学：1.1《元素周期表》PPT课件(新人教版-必修2)
1869年2月 门捷列夫(俄)的第一张周期表
1871年
门捷列夫(俄)的第二张周期表
一、元素周期表编排原则：
1、把电子层数相同的元素按原 子序数递增的顺序由左到右排 成一个横行。 2、把不同横行中最外层电子数 相同的元素按电子层数递增的顺 序由上到下排成纵行。
二、元素周期表的结构： 1、周期：
难易程度。置换出氢越容易，则金属性越强。
2、根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性 强弱。碱性越强，则原金属元素的金属性越强。
已知NaOH为强碱、Mg(OH)2为中 强碱、 Al(OH)3为两性氢氧化物， 则Na、Mg、Al的金属性强弱顺序 如何？
金属性
Na〉Mg〉Al
元素金属性强弱判断依据：
1、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的
牢记短周期元素：
熟记主族元素和0族元素：
Li 3锂 Na 11钠 K 19钾 Rb 37铷 Cs 55铯
它们的性质具有哪些相似 点？又有什么样的不同呢？
碱金属元素单质：
Rb
三、元素的性质与原子结构
1、碱金属元素
（1）碱金属的原子结构
【自主学习】 教材第5页“科学探究”，填写第5页表 格
思考与交流
碱金属元素的用途：
1.锂电池是一种高能电池。 锂有机化学中重要的催化剂。 锂制造氢弹不可缺少的材料。 锂是优质的高能燃料（已经 用于宇宙飞船、人造卫星和 超声速飞机）。 2．钾的化合物最大用途是做钾肥。 硝酸钾还用于做火药。 3．铷铯主要用于制备光电管、 真空管。铯原子钟是目前最准确的 计时仪器。
根据实验讨论钠与钾的性质有 什么相似性和不同性。你认为元素 的性质与他们的原子结构有关系吗？ 其余碱金属的性质又如何？
钠与钾都能与氧气、水发生 反应，但反应的剧烈程度不同
元素周期律(原子半径、电离能、电负性)课件高二化学人教版(2019)选择性必修2
（金属性越强，单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱）
3.主族元素原子半径的周期性变化 左大下大
同主族
原 子
能层
半
占主导
径 增
大
同周期:左大 同主族:下大
原子半径增大
影响因素及结果： 1.电子的能层越多， 电子之间的排斥作用 越大，将使原子的半 径增大。 2.核电荷数越大，核 对电子的吸引作用也 就越大，将使原子的 半径减小。
注意：这两种作用是
同时存在，相互竞争
的关系。
同周期 核电荷数 占主导
知识拓展 常见简单微粒半径比较的方法和规律: 不同 原子 同周期 左大 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
同主族 下大 Cs>Rb>K＞Na＞Li>H
元 素
离子
电子层不同
层多径大
①r(K＋)>r(Mg2＋) ②r(Cl－)>r(Na＋)
4.电负性的应用：
2)判断化学键的类型
通常
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7) 通常 共价键
电负性递变规律：
电负性 0.9
3.0
电负性差 2.1
离子化合物
特例：NaH、 CaS 为离子化合物；
思考: 电负性的差: 化学键类型:
AlCl3(BeCl3)
1.5 共价
电负性 2.1 3.0 电负性差 0.9
第一电离能（kJ·mol-1）
全充满，较稳定
半充满，较稳定
2s22p3 2s2
纵列序数 族序数
价电子排布式 最外层电子数
人教版高中化学必修二课件：1.1《元素周期表》(共37张PPT)
2KI＋Br2 = I2＋2KBr 静置后，液体分层， 氧化性： Br2 > I2
上层 无色 ，
下层 紫色 。
结论
氧化性：Cl2 > Br2 > I2 还原性：I - > Br - > Cl 小结： 氧化性：F2> Cl2> Br2>I2 还原性：F-> Cl- > Br- > I-
氧化性：F2> Cl2> Br2>I2。 Cl2可从溴、碘的盐 溶液中置换出相应的卤素单质，F2与氯、溴、 碘的盐溶液可以置换出相应的卤素单质吗？
H2+F2 = 2HF H2+Cl2 = 2HCl 暗处剧烈反应并爆炸；HF很稳定 光照或点燃反应；HCl较稳定
H2+Br2 = 2HBr
H2+I2
加热500℃ ，HBr不稳定
2HI 需不断加热，HI同时分解
■都能跟氢气反应，体现相似性 反应通式：H2 + X2 = 2HX (X= F、Cl、Br、I) ■单质氧化性减弱，体现递变性
① 除9、10、18纵行(列序)外，族序数=列序个位数。(记忆方法) ②18个纵行，只16个族；0族和第VIII族不属主族，也不属副族。
一、碱金属元素结构和化学性质的相似性和递变性
Li Na K Rb Cs
1.相似性：
最外层上都只 有一个电子 2.递变性： 核电荷数↑ 电子层数↑ 原子半径↑ 失电子能力↑ 化学性 质相似
3.请在下面的线框中用色笔画出周期表的轮廓。并标出族序数，写
出七个主族元素(可参考课本）和 0族元素的元素符号。
周期 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB VIIB
IB IIB ⅢA ⅣA ⅤA Ⅵ AⅦA 0 种类
高中化学 元素周期表第二节元素周期律课件 新人教必修2
元素化合价与最外层电子排布的关系
3．随原子序数的递增元素主要化合价呈周期性变化
常见元素化合价的一般规律
①1~20号元素中，除了O、F外，
｛元素的最高正价等于最外层电子数； 最低负价与最高正价的关系为： 最高正价+ /最低负价/ = 8 ②金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）； 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；
2．随原子序数的递增原子半径呈周期性变化
微粒半径大小比较规律
⑴一般情况下，电子层数相同时，随着核电荷数的递增， 原子半径逐渐 变小
⑵一般情况下，最外层电子数相同时，随着核电荷数的递 增， 原子半径逐渐 增大 ⑶ 对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半
径 越小 ⑷ 对于同种元素：
①阴离子半径 > 原子半径 > 阳离子半径 ②阳离子所带正电荷数越多，则离子半径 越小 ③阴离子所带负电荷数越多，则离子半径 越大。
3、短周期元素M和N的离子M2+和N2-具有相同电子
层结构，则下列说法正确的是（ A ） A.M2+的离子半径比N2-的小 B.M的原子序数比N小 C.M和N原子的电子层数相等
D.M和N原子最外层电子数相等
核外电子总是尽先排满能量最低、离核最
核 4 近的电子层，然后才由里往外，依次排在
外 能量较高，离核较远的电子层。
电
子
以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，
排 注 必须同时满足各项要求。 布 意 上述乃核外电子排布的初步知识，只能解
规 事 释1～18号元素的结构问题，若要解释更多 律 项 问题，有待进一步学习核外电子排布所遵
练习
下列各组微粒，半径由小到大的顺序排列的是（ A ） A. Mg2+ 、 Na+ 、 K+ B. S2- 、 O2- 、 FC. Al 、Si 、P
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2课时 元素周期律
【变式训练1】 下列各组粒子半径的比较正确的是( )。 ①Cl<Cl-<Br- ②F-<Mg2+<Al3+ ③Ca2+<Ca<Ba ④S2-<Se2-<BrA.①和③ B.①和② C.③和④ D.①和④ 答案:A 解析:对于同种元素来说,阳离子半径<原子半径,原子半径<阴离子半径,则 粒子半径:Cl<Cl-,Ca2+<Ca。①Cl-、Br-的最外层电子数相同,能层数越多,离 子半径越大,所以离子半径:Cl-<Br-,①正确;②Al3+、Mg2+、F-的核外电子排 布相同,核电荷数越小,离子半径越大,则离子半径:Al3+<Mg2+<F-,②错误;③ Ca、Ba的最外层电子数相同,能层数越多,粒子半径越大,则粒子半 径:Ca<Ba,③正确;离子半径大小应为Se2->Br-,④错误。
探究任务2 电离能的递变规律与应用
【问题引领】
1.下表是第二、第三周期元素的第一电离能数据:
元素
Li Be B
C
N
O
F
Ne
第一电离能 (kJ ·mo l-1)
502.3
899.5
800.6
1 086.4 1 402.3 1 314.0 1 681.0 2 038
元素
Na Mg Al Si P
S
Cl Ar
【归纳提升】
1.电离能的有关规律 (1)第一电离能。 ①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小,稀有气体元素 原子的第一电离能最大,同周期从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势, 表示元素原子越来越难失去电子。 ②同主族元素原子的第一电离能从上到下依次减小,表示元素原子越来越 容易失去电子。 ③过渡元素的第一电离能变化不太规则,随原子序数的递增从左至右略有 增加。
人教版高中化学必修二《元素周期律》课件
2．化合价指的是一定数目的一种元素的原子与一定 数目的其他元素的原子化合的性质，元素化合价的数值与 原子的电子层结构，特别是最外层电子数有关。例如，稀 有气体原子核外电子排布已达稳定结构，既不易得到电子 也不易失去电子，所以稀有气体元素的常见化合价为0。 镁原子最外层只有2个电子，容易失去这两个电子而达到 稳定结构，因此镁元素在化合物中通常显＋2价；氯原子 最外层有7个电子，只需得到1个电子便可达到稳定结构， 因此氯元素在化合物中可显－1价。
原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元 素的主要化学性质。从初中所学知识我们知道，金属元素 的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中比较容 易失去电子，达到相对稳定结构；而非金属元素的最外层 一般多于4个电子，在化学反应中易得到电子而达到8个电 子的相对稳定结构。原子得到或失去电子后的阴、阳离子 也可用结构示意图来表示。
层，弧形上的数字表示该层的电子数。
二、元素性质与原子核外电子排布的关系 1．最外层电子数排满8个(He为2个)形成稳定结构， 不易得失电子，化学性质稳定。
最外层电子较少的(<4)易失去电子，达到稳定结构， 表现出金属性；最外层电子较多的(>4)易得电子或形成共 用电子对，从而形成稳定结构，表现出非金属性。通常， 我们把最外层8个电子(只有K层时为2个电子)的结构，称 为相对稳定结构，一般不与其他物质发生化学反应。当元 素原子的最外层电子数小于8(K层小于2)时，是不稳定结 构。在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方 设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。
3．画出下列微粒的结构示意图 C________ O________ Al3＋________ Si________ Cl－________ Ar________ K________ Ca________
人教版高中化学必修二全册教学课件
● A．54 ● C．81
B ． 11 6 C
D．88
● 解析：Ⅲ是奇数，第ⅢA的元素的原子序数都是奇数。题中四个选项中只有C选项的原子序数是 奇数，答案选C。
课堂探究研析
● 问题探究：
知识点1 元素周期表的结构
1．元素周期表中，周期序数由什么决定？主族族序数由什么决定？ 2．元素周期表从左到右一共有 18 列，哪一列所含元素种类最多？
● 二、认识元素周期表的结构 ● 1．编排原则：
● 2．周期表中周期的划分和一般特点：
个数
元素周期表中有7个横行，共有____7______个周期
特点
同周期中的元素的_电__子_层__数____相同 周期序数＝_电__子_层__数____
分类
短周期 长周期
共有___3_______个，包括第__1_、__2、__3___周期 共有___4 _______个，包括第4_、__5、__6_、_7___周期
18
4
36
长周
5
Rb～Xe
18
5
54
期
6
Cs～Rn
32
6
86
7
Fr～Uuo
32
7
118
位置与结 构的关系
周期序数 ＝电子层
数
● 2．族(每一纵行)：
族
周期表中有18 个纵行，除第 8、9、10三个 纵行为第Ⅷ族 外，其余15个 7个 纵行，每个纵 主 行为一族；周 族 期表中包括7个 主族，7个副 族，一个0族，
1
新课标导学
化学
必修② ·人教版
第一章
物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表
第1课时 元素周期表
高中化学必修二元素周期律PPT课件
• ② 在离核较近的区域运动的电子能量较低， 在离核较远的区域运动的电子能量较高， 原子核外的电子总是尽可能地先从内层排 起；
1234567
K L MN OP Q
由内到外，能量逐渐升高
第2页/共28页
3. 核外电子的排布规律
(1)各电子层最多容纳2n2个电子； (2)最外层电子数不超过8个电子(K层为不超过2个)；
分界线左边是金属元素，分界线右边是非 金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见 下图：
第7页/共28页
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2 3 4 5
金 属 性 逐 渐 增 强
B
非金属区
Al Si
Ge As
金属区 Sb Te
非零
金
属 性
族
逐
渐 增
元
强
6
Po At 素
7
周期序数＝电子层数
主族序数＝最外层电子数
第10页/共28页
（2）结构决定性质： 最外层电子数＝主族元素的最高正价数 ＝8－负价数
最外层电 子数和原 子半径
原子得 失电子 的能力
元素的金属 性、非金属 性强弱
单质的氧 化性、还 原性强弱
第11页/共28页
（3）位置决定性质： 同周期：从左到右，递变性
金属性第8逐页/共渐28页增强
1、 ①根据同周期、同主族元素性质的递变规律 可推知：金属性最强的元素是—铯—（—Cs—） , 位于 第6周期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素 是—氟—（—F）— ,位于第2周期第ⅦA族（右上角 ）。 ②位于—分界—线—附—近 的元素既有一定的金属性， 又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。
1234567
K L MN OP Q
由内到外，能量逐渐升高
第2页/共28页
3. 核外电子的排布规律
(1)各电子层最多容纳2n2个电子； (2)最外层电子数不超过8个电子(K层为不超过2个)；
分界线左边是金属元素，分界线右边是非 金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见 下图：
第7页/共28页
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2 3 4 5
金 属 性 逐 渐 增 强
B
非金属区
Al Si
Ge As
金属区 Sb Te
非零
金
属 性
族
逐
渐 增
元
强
6
Po At 素
7
周期序数＝电子层数
主族序数＝最外层电子数
第10页/共28页
（2）结构决定性质： 最外层电子数＝主族元素的最高正价数 ＝8－负价数
最外层电 子数和原 子半径
原子得 失电子 的能力
元素的金属 性、非金属 性强弱
单质的氧 化性、还 原性强弱
第11页/共28页
（3）位置决定性质： 同周期：从左到右，递变性
金属性第8逐页/共渐28页增强
1、 ①根据同周期、同主族元素性质的递变规律 可推知：金属性最强的元素是—铯—（—Cs—） , 位于 第6周期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素 是—氟—（—F）— ,位于第2周期第ⅦA族（右上角 ）。 ②位于—分界—线—附—近 的元素既有一定的金属性， 又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。
人教版高中化学必修2原子的核外电子排布课件
P
+15
2 85
2021/2/4
19
第二关：画图
画出下列微粒的结构示意图。
19K 35Br 53I S2- K+
2021/2/4
20
第三关：元素推断
最外层电子数是电子层数2倍的短周期元素是:
He、C、S
内层电子数是最外层电子数2倍的元素是：
Li、P
某短周期元素的核电荷数是电子层数的5倍，其
具体示例
Mg2＋ Cl－
2021/2/4
17
过关斩将
第一关 下列粒子的结构示意图正确的是( ⑦)
①Li
②Na
③Na+
④Cl
⑤Cl-
⑥K
⑦Ca2+
2021/2/4
⑧Xe
18
第三关：元素推断
最外层电子数是电子层数2倍的元素是:
He、C、S、Kr
内层电子数是最外层电子数2倍的元素是：
Li、P
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
自主学习任务一
请画出元素周期表中1-18号元素原子的结 构示意图
2021/2/4
11
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
2021/2/4
12
自主学习任务二
观察稀有气体原子的核外电子的排布，你 发现了什么？
2021/2/4
13
自主学习任务二 稀有气体元素原子电子层排布
核电 元素 元素
英国物理学家 汤姆生 J.J.Thomson,1856~1940
山西省运城中学高中化学人教版必修2备课资料第一章第二节 元素周期律(课件+教案+学案,9份)元素周期
元素周期律教学目标1、了解主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。
2、了解元素周期表和元素周期律的意义。
3、认识事物变化由量变引起质变的规律。
重点难点元素周期表和元素周期律的意义 教学过程[复习]1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律；2、填写1——18号元素符号以及它们的原子结构示意图。
[学生活动][投影展示]1～18号元素原子结构示意图。
[提问]请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性变化。
[板书]二、元素周期律 [学生活动][投影展示] 随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性[讲述]从上表可以看出：随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况(H 、He 除外)，这种周而复始的重现(但并不是简单的重复)的现象，我们称之为周期性。
这就如同我们一年一年的四季更替及学生活中的每天都是24小时一样。
因此，原子核外电子层排布的这种规律性变化，我们便称之为周期性变化。
由此，可得出如下[讲述并板书][过渡]元素的性质是由元素的原子结构决定的，那么，随着原子序数的递增，元素的性质是否也会像元素原子最外层电子排布一样呈现周期性变化？我们从元素的化合价和元素的金属性与非金学反应，因此，把它们的化合价看作0。
［学生］原子序数为1～2时，化合价从+1下降到0；原子序数为3～9时，随着原子序数的递增，最高正价从+1到+5，最低负价从-4到-1；原子序数为11～17时，随着原子序数的递增，最高正价从+1到+7，最低负价从-4到-1。
稀有气体元素的化合价均为0。
［教师］很好！那么，能不能由此说明：随着原子序数的递增，元素的化合价也呈周期性变化呢？［过渡］下面我们通过第三周期元素的一些化学性质来探讨元素的金属性与非金属性有何变化。
［提问］假如我们要用实验来验证这个结论，又应从哪些方面着手呢？［学生回答，教教师板书］1.单质跟水(或酸)2.最高价氧化物的水化物——1.2.［教师］一般，对于金属元素我们主要研究其金属性，对于非金属元素我们主要研究其非金属性。