1.3.1元素周期表的应用
化学元素周期表解读
化学元素周期表解读元素周期表是化学中非常重要的工具，它集中展示了所有已知的化学元素，并按照一定规律进行排列。
本文旨在解读元素周期表的结构和意义，以及解释周期表中各个元素的相关特征。
一、元素周期表的结构和意义1.1 元素周期表的组成元素周期表由一系列水平行和垂直列组成。
水平行称为周期，垂直列称为族。
周期数代表了元素的主能级数量，从1到7。
族数代表了元素的价电子层数，从1到18。
1.2 元素周期表的排列规律元素周期表按照原子序数的增加进行排列，即从左上方到右下方。
原子序数是指元素原子核中质子的数量。
周期表的排列方式反映了元素的周期性规律和化学性质。
1.3 元素周期表的分区元素周期表在垂直方向上分为s区、p区、d区和f区。
s区和p区分别包含了主要元素，而d区和f区包含了过渡金属和稀土元素。
1.4 元素周期表提供的信息元素周期表不仅提供了元素的基本信息，如元素符号、原子质量和原子序数，还能展示元素的周期性趋势，如电子亲和能、离子半径和电负性。
二、周期表元素的相关特征2.1 周期性趋势周期表中的元素有着明显的周期性趋势。
例如，原子半径随着周期增加而减小，电离能随着周期增加而增大。
这些趋势有助于预测元素的化学性质和行为。
2.2 主族元素周期表中的主族元素通常以A字母标识，具有相似的化学性质。
例如，1A族元素都是碱金属，2A族元素都是碱土金属。
主族元素的共同特点有利于研究它们的反应性和物理性质。
2.3 过渡金属周期表中的d区元素是过渡金属，它们具有良好的导电性和热导性。
过渡金属的化合物广泛应用于催化剂、合金和电池等领域。
2.4 稀土元素周期表中f区的元素被称为稀土元素，它们在化学和光学等方面具有独特的性质。
稀土元素广泛应用于电子、医学和环境保护等领域。
三、元素周期表的应用3.1 化学反应预测通过研究元素周期表的周期性趋势，可以预测化学反应的可能性和反应产物。
例如，根据电负性趋势可以判断元素间的化学键类型。
3.2 材料研究元素周期表为材料科学提供了重要的指导。
元素周期律教案(详细)
元素周期律教案（详细）第一章：元素周期律的发现1.1 背景介绍讨论化学的发展史，特别是在19世纪初期的化学研究。
介绍道尔顿、阿伏伽德罗、门捷列夫等科学家对化学的贡献。
1.2 元素周期律的发现解释元素周期律的概念，即元素的物理和化学性质具有一定的周期性。
讲述门捷列夫发现元素周期律的过程，以及他编制的第一张元素周期表。
1.3 元素周期律的意义强调元素周期律对化学研究的重要性，如预测新元素、了解元素性质等。
引导学生思考元素周期律对于现代化学科学的应用。
第二章：元素周期表的结构2.1 周期表的基本结构介绍周期表的横行（周期）和纵列（族），以及周期表的扩展。
解释周期表中元素的原子序数、电子排布和价电子等概念。
2.2 周期表的规律讲解周期表中的主要规律，如周期性、递变性、相似性等。
通过实例说明规律在周期表中的体现。
2.3 周期表的应用探讨周期表在元素分类、性质预测、反应规律等方面的应用。
引导学生学会利用周期表解决实际问题。
第三章：主族元素的性质3.1 主族元素的概念介绍主族元素的概念和分类，包括IA族到VIIA族。
解释主族元素的电子排布规律和价电子特点。
3.2 主族元素的性质探讨主族元素的物理和化学性质，如原子半径、电负性、化合价等。
通过实例分析主族元素在实际应用中的特点。
3.3 主族元素的代表性化合物介绍主族元素与非金属元素形成的典型化合物，如酸、碱、盐等。
分析主族元素在生物体和工业中的应用。
第四章：过渡元素的性质4.1 过渡元素的概念解释过渡元素的概念，包括d区元素和f区元素。
介绍过渡元素的电子排布特点和价电子行为。
4.2 过渡元素的性质探讨过渡元素的物理和化学性质，如电子亲和能、电负性、氧化态等。
通过实例说明过渡元素在催化剂和材料科学中的应用。
4.3 过渡元素的代表性化合物介绍过渡元素与非金属元素形成的典型化合物，如配合物、氧化物等。
分析过渡元素在现代化学工业和科学研究中的重要性。
第五章：镧系和锕系的性质5.1 镧系和锕系的概念解释镧系和锕系的概念，它们是周期表中的两个特殊系列。
高中化学人教版必修二《1.3.1化学键——离子键》课件
电子式书写规律： ··
原子的电子式：
·O· ····
··
Na · ·Mg · Cl ·
··
离子的电子式：
原子的电子式：在元素符 号周围用小点“.”或小叉 “×”来表示其最外层电子 数。
H+ Na+ 阳离子的电子式：简单阳离子的电
子式就是它的离子符号，复杂阳离
Mg2+ Ca2+ 子（NH4＋）例外。
Mg2
2-
O
Cl Mg2 Cl
1、下列电子式有误的是（ BC）
A．氯原子
·C····l ：
B.硫离子 ：S··：··
C．溴离子 [：B····r：]
D.钙离子 Ca2+
2.下列化合物的电子式书写正确的是( D )
A Ca 2 Cl 2
-2
B Na S Na
2
2-
C [Mg] O
D Na F
用电子式表示离子化合物的形成过程： ➢用电子式表示氯化钠的形成过程
氯化钠的形成 不稳定
电子转移
稳定 更稳定
Na+ Cl－
在氯化钠中Na+ 和Cl- 间存在哪 些作用力？
一、离子键
定义： 带相反电荷离子之间的静电作 用，叫做离子键。
成键微粒：阴、阳离子
成键本质：阴阳离子的静电作用（静 电引力和静排斥力）
成键的元素：活泼的金属元素（ IA，IIA ） 和活泼 的非金属元素（ VIA，VIIA ）
K+ [：S····：]2-K+
箭头左方相同的原子可以合并，
注意
箭头右方相同的微粒不可以合并。
作业：
1、下列物质中含有离子键的______,属于离子化 合物的是_________
高三化学中的元素周期表和化学反应机理
高三化学中的元素周期表和化学反应机理化学作为一门自然科学，研究物质的组成、结构、性质以及变化规律。
在高三化学的学习中，元素周期表和化学反应机理是两个核心知识点。
掌握这两个知识点，有助于我们深入理解化学世界的奥秘。
一、元素周期表1.1 元素周期表的起源和发展元素周期表是化学家根据元素的原子序数和化学性质，将已知元素排列成一个表格。
最早的元素周期表由俄国化学家门捷列夫于1869年提出，称为“化学元素周期律”。
随着科学技术的不断发展，元素周期表逐渐完善，目前已经成为化学领域中不可或缺的工具。
1.2 元素周期表的构成现代元素周期表主要由横行（周期）和竖列（族）组成。
周期表中的元素按照原子序数递增排列，原子序数相同的元素位于同一周期。
同一族元素具有相似的化学性质，位于周期表的同一竖列。
1.3 元素周期表的应用元素周期表在化学学习和研究中的应用十分广泛。
通过元素周期表，我们可以快速了解元素的电子排布、原子半径、电负性等基本性质。
元素周期表还可以帮助我们预测元素的化合价、反应性质以及化合物类型等。
二、化学反应机理2.1 化学反应的基本概念化学反应是指物质之间在一定条件下发生原子、离子或分子间的电子转移、共用或生成新物质的过程。
化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。
2.2 化学反应的类型化学反应可以根据反应物和生成物的种类、数量以及反应条件等因素分为多种类型，如合成反应、分解反应、置换反应、复分解反应等。
2.3 化学反应机理的研究方法化学反应机理是指化学反应过程中各个步骤的详细描述。
研究化学反应机理的方法有实验方法和理论方法。
实验方法主要包括动力学实验、同位素标记法等；理论方法主要包括量子力学、分子力学等。
2.4 化学反应速率与化学平衡化学反应速率是指反应物浓度变化与时间变化的比率。
化学平衡是指在封闭系统中，正反两个化学反应速率相等时，各种物质的浓度不再发生变化的状态。
化学反应速率和平衡的研究对于理解和控制化学反应过程具有重要意义。
2023年统编版高中化学新教材目录(必修一)
2023年统编版高中化学新教材目录(必修
一)
第一单元原子与元素
1.1 原子的本质与性质
- 1.1.1 原子的发现历程
- 1.1.2 元素与原子的关系
- 1.1.3 原子的组成和结构
1.2 原子的量子结构
- 1.2.1 电子的发现与性质
- 1.2.2 电子结构及其表示方法
- 1.2.3 周期表中的周期性规律
1.3 元素的周期性和规律性
- 1.3.1 元素周期表的结构和特点
- 1.3.2 元素周期律规律的解释和应用
第二单元化学键和化学方程式
2.1 化学键的理论与性质
- 2.1.1 化学键的概念和种类
- 2.1.2 化学键的强度和性质
2.2 分子结构
- 2.2.1 共价分子的结构
- 2.2.2 极性分子的结构
- 2.2.3 金属和离子晶体的结构
2.3 化学方程式的表示和应用
- 2.3.1 化学方程式的基本概念
- 2.3.2 化学方程式和化学反应的平衡- 2.3.3 化学反应中的能量变化
第三单元氧化还原反应
3.1 氧化还原反应的基本概念
- 3.1.1 氧化和还原的概念
- 3.1.2 氧化还原反应的类型和特点
3.2 氧化还原反应的电子观点
- 3.2.1 氧化还原反应中电子的转移
- 3.2.2 氧化还原反应的电子转移数和电荷变化
3.3 化学电池和电解
- 3.3.1 化学电池的基本概念和构成
- 3.3.2 金属活动性和电动势的关系
- 3.3.3 电解反应的基本规律和应用
以上是2023年统编版高中化学新教材目录(必修一)的内容概述。
希望对您有所帮助！。
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。
九年级下册化学复习提纲人教版人教版九年级化学复习提纲
1.元素的周期表1.1元素的原子结构1.1.1原子核的组成1.1.2原子的亏电子和格外电子1.2元素周期表的历史和结构1.2.1门捷列夫的周期表1.2.2长期周期表1.3元素周期表中元素的分类1.3.1金属元素、非金属元素和类金属元素1.3.2原子半径和离子半径1.3.3元素的电负性2.原子与离子的形成2.1原子的稳定结构2.1.1基本原子结构和壳层排布2.1.2原子键属性和核电相互作用2.2原子的共价键和离子键2.2.1共价键的形成和性质2.2.2离子键的形成和性质2.3同位素的概念和应用2.3.1同位素的定义和性质2.3.2同位素的应用3.化学反应和化学方程式3.1化学反应的概念和分类3.1.1化学反应的定义和特征3.1.2化学反应的分类3.1.3反应物和生成物的确定3.2化学方程式的表示和平衡3.2.1化学方程式的表示3.2.2化学方程式的平衡法则3.2.3平衡方程式的应用4.氧化还原反应4.1氧化还原反应的概念和分类4.1.1氧化和还原的定义4.1.2氧化还原反应的分类4.2氧化还原反应的电子转移4.2.1氧化态和还原态的变化4.2.2还原剂和氧化剂的概念4.3氧化还原反应的应用4.3.1电堆和电池的原理4.3.2金属腐蚀和防腐蚀5.酸碱中和反应5.1酸的定义和性质5.1.1酸的定义和酸的特征5.1.2强酸和弱酸的区别5.2碱的定义和性质5.2.1碱的定义和碱的特征5.2.2强碱和弱碱的区别5.3酸碱中和反应的理论5.3.1酸碱中和反应的定义5.3.2酸碱指示剂的作用5.3.3pH值的概念和意义5.4酸碱中和反应的应用5.4.1酸碱滴定和滴定计算5.4.2金属与酸的反应以上是人教版九年级下册化学复习提纲的内容，希望能够帮助到你进行复习。
如果还有其他问题，请继续提问。
元素周期表中的周期性趋势与电负性
元素周期表中的周期性趋势与电负性元素周期表是化学中重要的基础知识，它按照元素的原子序数和电子排布特点将元素分类并组织起来。
元素周期表不仅展示了元素的物理性质和化学性质，还揭示了一些重要的周期性趋势。
本文将探讨元素周期表中的周期性趋势与电负性的关系。
一、周期性趋势概述元素周期表中的周期性趋势指的是随着原子序数的增加，元素特定性质的周期性变化。
这些趋势可以通过观察元素周期表中元素的位置和特性来理解。
1.1 原子半径原子半径是指元素原子核与最外层电子间的距离。
在元素周期表中，元素周期从上到下递增，即原子半径随原子序数的增加而增大。
这是因为随着电子层数的增加，原子内层电子的屏蔽效应增强，原子核与最外层电子之间的吸引力减小，导致原子半径增大。
1.2 电离能电离能是指将原子中最外层电子从原子中完全移除所需的能量。
元素周期表中，电离能从左到右逐渐增加，从上到下逐渐减小。
这是由于原子核电荷的增加导致对最外层电子的吸引力增强，使得电离能增加。
而原子半径增大和屏蔽效应的存在，使得电离能从上到下逐渐减小。
1.3 电负性电负性是元素对电子的吸引能力的度量。
元素周期表中，电负性从左到右逐渐增加，从上到下逐渐减小。
一般来说，非金属元素的电负性较高，而金属元素的电负性较低。
电负性的变化与原子半径、电子层的填充顺序和电子亲和能等因素有关。
二、周期性趋势与电负性的关系电负性是元素性质中的重要指标之一，它影响着元素之间化学键的形成和性质。
周期性趋势与电负性之间存在一定的关系。
2.1 元素周期与电负性从元素周期表中可以看出，电负性随元素周期的增加而增加。
以第二周期为例，从左至右，锂的电负性为0.98，铍的电负性为1.57，硼的电负性为2.04，碳的电负性为2.55。
可见，随着周期数的增加，元素的电负性逐渐增大。
2.2 原子半径与电负性原子半径与元素的电负性之间存在一定的关系。
原子半径较小的元素通常具有较高的电负性，而原子半径较大的元素则通常具有较低的电负性。
1.3.2元素周期表的应用
汝阳县实验高中2012——2013学年第二学期高一化学学案第一章第三节元素周期表的应用(第二课时)制作人：尚朋菊审核人：赵润豪包科领导：徐正武2013班别___________姓名___________座号___________复习练习：1、请完成表格：2、下述事实能够说明硫原子得电子能力比氯弱的是（）A．硫酸比盐酸稳定B．氯化氢比硫化氢稳定C．盐酸酸性比氢硫酸强D．硫酸酸性比高氯酸弱3、电子层数相同的三种元素X、Y、Z，它们最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱顺序为：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，下列判断错误的是（）A．原子半径 X＞Y＞Z B．气态氢化物稳定性X＞Y＞ZC．元素原子得电子能力X＞Y＞Z D．单质与氢气反应难易X＞Y＞Z4、按C、N、O、F的顺序，下列递变规律错误的是（）A．原子半径逐渐增大B．元素原子得电子能力逐渐增强C．最高正化合价逐渐增大D．气态氢化物稳定性逐渐增大二、同主族元素性质的预测［交流与研讨］在元素周期表中，同主族元素原子的核外电子排布有什么特点？它对元素的性质有何影响？结论：[阅读自学]教材P22页最后一自然段至P23页第2自然段。
[归纳]完成表格：[讨论]从上表中你能得出什么结论？[思考]根据F2、Cl2、Br2、I2分别与H2反应条件、程度以及生成的气态氢化物的稳定性等方面分析同主族元素性质的递变规律。
[概括]ⅦA族元素单质与H2反应情况1、[讨论]请你根据钾在周期表中的位置，预测金属钾的性质。
[阅读自学]教材P24页。
[归纳]1、2、练习：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。
[归纳整合]课后练习：1、碘单质及其化合物具有重要应用。
下列说法正确的是( )A ．12953I 与12753I 互为同位素B ．加碘食盐能使淀粉溶液变蓝C ．从海带中提取I 2的过程只发生物理变化D ．I 和Cl 是同族元素，HI 比HCl 稳定 2、对于ⅣA 族元素，下列叙述中不正确的是( )A ．SiO 2和CO 2中Si 和O ，C 和O 之间都是共用电子对B ．C 、Si 、Ge 的最外层电子数都是4，次外层电子数都是8 C ．CO 2和SiO 2都是酸性氧化物，在一定条件下都能和氧化钙反应D ．该族元素的主要化合价是－4和＋23、几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：ⅠA 族元素的性质 相似性：递变性：下列叙述正确的是( )A．X、Y元素的金属性X<YB．一定条件下，Z单质与W的常见单质直接生成2W2C．Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水D．一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来4、下列说法正确的是( )A．原子最外层电子数为2的元素一定处于周期表IIA族B．HF、HCL、HBr、HI的热稳定性和还原性从左到右依次减弱C．第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强D．元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果5、X、Y、Z、M是元素周期表中前20号元素，其原子序数依次增大，且X、Y、Z相邻。
元素周期表中的金属元素
元素周期表中的金属元素元素周期表是化学中的重要工具，它将所有已知的元素按照一定规律进行分类和排列。
其中，金属元素是周期表中的重要组成部分。
本文将介绍元素周期表中的金属元素的特点、应用及其在科学研究和工业中的重要性。
1. 金属元素的特点金属元素是元素周期表中的主要部分，它们表现出一系列特定的物理和化学性质。
以下是金属元素的主要特点：1.1 密度和重量：金属元素通常具有较大的原子质量和较高的密度，这使得它们在实际应用中具有较高的重要性。
1.2 电导率：大多数金属元素具有良好的电导率，能够轻松传导电流。
1.3 导热性：金属元素具有良好的导热性能，可以迅速将热量传递到周围环境。
1.4 延展性和韧性：金属元素具有良好的延展性和韧性，可以被锻造成各种形状和结构。
1.5 金属光泽：金属元素常常呈现出明亮的金属光泽，这是因为它们对光的反射能力很强。
2. 金属元素的应用由于金属元素独特的性质，它们在各个领域都有着广泛的应用。
以下是几个常见的金属元素应用：2.1 铜（Cu）：铜是一种常见的金属元素，它被广泛应用于电缆、电路板和电子设备中，因为它的导电性能非常好。
2.2 铁（Fe）：铁是一种重要的结构材料，广泛应用于建筑、汽车制造和航空航天等领域。
它的高强度和耐腐蚀性使其成为许多工业应用的首选材料。
2.3 铝（Al）：铝是一种轻便且耐腐蚀的金属元素，被广泛应用于飞机、汽车和建筑等领域。
此外，铝还用于食品包装和制造工具。
2.4 锌（Zn）：锌主要用于镀层和防腐处理，以提高其他金属的耐腐蚀性能。
它也是许多电池和合金的重要组成部分。
3. 金属元素在科学研究和工业中的重要性金属元素在科学研究和工业中起着至关重要的作用。
下面将介绍金属元素在这两个领域的重要性：3.1 科学研究：金属元素广泛应用于实验室研究中。
它们被用于制备新材料、合成催化剂和进行电化学实验等。
金属元素的独特性质为研究者提供了探索新科学领域的可能性。
3.2 工业应用：金属元素的工业应用非常广泛。
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汝阳县实验高中2012——2013学年第二学期高一化学学案第一章第三节元素周期表的应用(第一课时)
制作人：尚朋菊审核人：赵润豪包科领导：徐正武2013
班别___________姓名___________座号___________
学习目标：
1、以第3周期元素和ⅦA、ⅠA族元素为例，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”，培养实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力；
4、了解元素周期表在指导生产实践等方面的作用。
教学重点、难点
1、知识上重点、难点：
（1）、同周期、同主族元素性质递变规律；
（2）、元素“位、构、性”三者间的关系。
2、方法上重点、难点：
学会在元素周期律和元素周期表指导下探究和学习元素化合物知识的学习方法。
教学过程：
[联想·质疑]
问题1：你知道门捷列夫是如何做出准确预测的？
问题2：元素周期表中元素的性质呈现怎样的变化规律？
一、认识同周期元素性质的地变规律
逐个周期地研究元素的原子的失电子能力或得电子能力的强弱
1、研究元素的原子失电子能力的强弱的方法：
（1）、元素的单质与酸（或水）反应置换出氢的难易程度（或快慢）。
置换反应越容易发生（或反应速度越快），元素原子的失电子能力越强。
（2）比较元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性的强弱。
碱性越强，元素失电子的能力越强。
（3）根据金属单质与盐的溶液的置换反应。
如A 置换出B ，则A 比B 对应的金属元素的失电子能力强。
（4）根据金属单质的还原性或对应的阳离子的氧化性的强弱。
[活动·探究]验证钠、镁、铝三种元素失电子能力的相对强弱 实验记录：
练习1：下列事实一般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
C.金属元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱
D.金属元素的单质与水或酸反应置换出氢的难易程度
练习2：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（）
2、研究元素原子得电子能力强弱判断的方法： （1）比较元素的单质与氢气化合的难易程度。
（2）根据形成气态氢化物的稳定性或氢化物的还原性。
（3）比较元素最高价氧化物对应的水化物的酸性。
（4）根据非金属单质的氧化性或对应阴离子的还原性的强弱（或置换反应）。
（5）根据产物中元素化合价的高低可比较元素金属性和非金属性的强弱。
练习3：同一周期的X 、Y 、Z 三种元素，已知最高价氧化物对应水化物的酸性顺序为
HXO 4>H 2YO 4>H 3ZO 4，则下列判断错误的是（） A.原子半径：X>Y>ZB.气态氢化物的稳定性：HX>H 2Y>ZH 3
C.元素原子得电子能力：X>Y>Z
D.阴离子的还原性：Z 3->Y 2->X-
练习4：下表是元素周期表的一部分，有关说法正确的是（）
A ．e 的氢化物比d 的氢化物稳定
B ．a 、b 、e 三种元素的原子半径：e>b>a
C ．六种元素中，c 元素单质的化学性质最活泼
D ．c 、e 、f 的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强 （小结）元素周期律中金属性和非金属性
1、下列说法正确的是（）
A ．SiH 4比CH 4稳定
B ．O 2-半径比F -的小
C ．Na 和Cs 属于第ⅠA 族元素，Cs 失电子能力比Na 的强
D ．P 和As 属于第ⅤA 族元素，H 3PO 4酸性比H 3AsO 4的弱
2、X 、Y 均为元素周期表中前20号元素，其简单离子的电子层结构相同，下列说法正确的是( )
A ．由m X a ＋
与n Y b －
得，m ＋a=n －b
B ．X 2－
的还原性一定大于Y －
C ．X 、Y 一定不是同周期元素
D ．若X 的原子半径大于Y ，则气态氢化物的稳定性H m X 一定大于H n Y
3、元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X＋与Z2－具有相同的核外电子层
结构。
下列推测不正确
．．．的是
A．同周期元素中X的金属性最强B．原子半径X＞Y，离子半径X＋＞Z2－
C．同族元素中Z的氢化物稳定性最高D．同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强4、X、Y、Z、W、R是5种短周期元素，其原子序数依次增大。
X是周期表中原子半径最
小的元素，Y原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，Z、W、R处于同一周期，R与Y处于同一族，Z、W原子的核外电子数之和与Y、R原子的核外电子数之和相等。
下列说法正确的是
A．元素Y、Z、W具有相同电子层结构的离子，其半径依次增大
B．元素X不能与元素Y形成化合物X2Y2
C．元素Y、R分别与元素X形成的化合物的热稳定性：X m Y＞X m R
D．元素W、R的最高价氧化物的水化物都是强酸
5、有X、Y两种元素，原子序数≤20，X的原子半径小于Y，且X、Y原子的最外层电子数相同(选项中m、n均为正整数)。
下列说法正确的是( )
A．若X(OH)n为强碱，则Y(OH)n也一定为强碱
B．若H n XO m为强酸，则X的氢化物溶于水一定显酸性
C．若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质一定是Y2
D．若Y的最高正价为+ m，则X的最高正价一定为+ m
６、请设计一个简单实验方案，比较Cl、Br、I元素的非金属性的强弱
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