元素周期表和元素周期律的应用(教学课件) 高一化学同步备课系列(人教版2019必修第一册)
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②比较元素非金属性强弱的方法： a.根据元素周期表判断：同一周期，从左到右，随着原子序的递增，元素的非 金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的非金属性 逐渐减弱。
01 元素周期表与元素周期律的关系
b.根据元素单质及其化合物的相关性质判断：非金属单质越易跟H2化合，其非 金属性越强。如F2与H2在暗处即可反应，Br2与H2在加热条件下才能反应，则非 金属性：F＞Br；气态氢化物越稳定，其非金属性越强。如稳定性：HF＞HCl， 则非金属性：F＞Cl；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。 如酸性：H2SO4＞H3PO4，则非金属性：S＞P；非金属单质间的置换反应。如Cl2 ＋2KI=2KCl＋I2，则非金属性：Cl＞I；元素的原子对应阴离子的还原性越强， 其非金属性就越弱。如还原性：S2－＞Cl－，则非金属性：Cl＞S。
【温馨提示】金属性强弱的比较，关键是比较原子失去电子的难易，而不是失去 电子数的多少。如Na失去一个电子，而Mg失去两个电子，但Na的金属性比Mg强。
01 元素周期表与元素周期律的关系
任务二、讨论交流：非金属性强弱的实质是什么？比较元素非金属性 强弱的方法有哪些？
①比较非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越易得到电 子，非金属性越强。
增强 Al Si
增
强
增
增强
强
既表现金 属元素的 性质,又 表现非金 属元素的 性质。
01 元素周期表与元素周期律的关系
【结论】同周期元素从左到右→电子层数相同、核电荷数增加→原子半径减小 →原子核的吸引能力增强→原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强 【温馨提示】①在元素周期表中，主族元素从上到下，从左到右，元素的金属 性和非金属性存在着一定的递变规律。 ②在金属与非金属分界线附件的元素既表现金属元素的性质,又表现非金属元 素的性质。
A．Q位于第三周期IA族 B．X、Y、Z三种元素组成的化合物可能 是盐或碱 C．Z与M的最高价氧化物对应水化物均为强酸 D．简单 离子半径：M- > Q+ > R2+
01 对应训练
【解析】X、Y、Z、M、Q、R皆为前20号元素，根据原子半径与主要化合价的 关系图，X有+1价，其原子半径最小，则X为H；Y只有-2价，则Y为O；M存在+7 、-1价，则M为Cl；Z存在+5、-3价，其原子半径小于Cl，而大于O，则Z为N元素 ；Q只有+1价，R只有+2价，且原子半径R＞Q＞M(Cl)，则R为Ca，Q为Na元素， 以此分析解答。根据上述分析可知，X为H，Y为O，Z为N，M为Cl，Q为Na，R为 Ca元素。A．Na的原子序数为11，在周期表中位于第三周期ⅠA族，故A正确；B ．X、Y、Z三种元素组成的化合物可为HNO3、NH3•H2O或NH4NO3，分别为酸、 碱、盐，故B正确；C．Z为N、M为Cl，Z与M的最高价氧化物对应水化物分别为 硝酸、高氯酸，均为强酸，故C正确；D．一般而言，电子层数越多，半径越大， 电子层数相同，原子序数越大，半径越小，则简单离子半径：M-＞R2+＞Q+，故D 错误。
01 对应训练
【典例2】元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素 的性质，下列说法正确的是( B ) A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性 B．第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数 C．短周期元素形成离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构 D．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相
01 对应训练
【典例1】碲(Te)是52号元素，位于周期表中VIA族，处于金属区与 非金属区的交界线上。下列叙述错误的是（ B ） A．碲的单质具 有半导体的性能
B．碲化氢(H2Te)比H2S更稳定 C．碲可在空气中燃烧生成二氧化 碲(TeO2)
【解析】碲处于金属区与非金属区的交界线上，其单质具有半导体的性能，
【解析】处于元素周期表金属与非金属分界线附近的元素，既表现金属 性，又表现非金属性，A错误；主族元素(F、O除外)的最高正化合价等于 它所处的主族序数，也等于其最外层电子数，B正确；H＋的最外层电子数 是0，C项错误；同一主族元素的原子最外层电子数虽相同，但是核电荷数 、原子半径不同，化学性质不完全相同，D错误。
01 对应训练
【典例2】请运用元素周期表的有关理论分析判断，下面几种元素及其 化合物性质的推断中正确的是 ( C ) A．铊(Tl)的氧化物的水化物可能具有两性 B．砹(At)为无色固体，HAt不稳定，AgAt具有感光性，且不溶于水 C．硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体 D．H2Se 是无色、有毒、比H2S稳定的气体
01 对应训练
【典例2】砷为第4周期第ⅤA族元素，根据它在周期表中的位置推测， 砷不可能具有的性质是（ D ） A．砷的非金属性比磷弱 B．可以存在-3、+3、+5等多种化合价 C．As2O5对应水化物的酸性比H3PO4弱 D．AsH3比NH3稳定
【解析】砷与磷同主族，且砷在磷的下一周期，则砷的非金属性比磷弱，故 A正确；砷与氮元素同主族， 氮元素的化合价有-3、+3、+5价，则As可以存在 -3、+3、+5等多种化合价，故B正确；同主族从上到下最高价含氧酸的酸性逐 渐减弱，则As2O5对应水化物的酸性比H3PO4弱，故C正确；同主族从上到下元 素对应的氢化物的稳定性降低，则NH3比AsH3稳定，故D错误；故答案选D。
①由元素周期律可知，同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐 增强； ②同一主族自上而下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
③金属性最强的元素位于元素周期表的左下角，非金属性最强的元素位于元素 周期表的右上角，即金属性最强的应该为钫元素，但由于钫是放射性元素，在 自然界中不能稳定存在，所以一般认为铯的金属性最强，氟的非金属性最强。
01 元素周期表与元素周期律的关系
活动三、判断金属性与非非金属性强弱的方法 任务一、讨论交流：金属性强弱的实质是什么？比较元素金属性强弱 的方法有哪些？
①比较金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，其原子越易失 去电子，该元素的金属性越强 。
②比较元素金属性强弱的方法：
a.根据元素周期表判断:同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属 性逐渐减弱；同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增 强。
01 对应训练
【典例1】元素周期表中某区域的一些元素多用于制造半导体材料， 它们是（ C ） A．左下方区域的金属元素 B．右上方区域的非 金属元素 C．金属元素和非金属元素分界线附近的元素 D．稀有 气体元素
【解析】元素周期表中金属元素位于元素周期表的左边，可以用来做导 体材料，A项错误；非金属元素一般位于元素周期表的右边，氢元素除外， 非金属元素一般不导电，是绝缘体材料，B项错误； 在金属与非金属元素 交界处的元素大多数可用于制作半导体材料，C项正确； 稀有气体元素属 于非金属元素，它们的性质更稳定，一般不用来做半导体材料，D项错误。
①定义：可在化学反应中发生变化、与元素的化合价有关的电子（或原子 核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子）
②具体内容：主族元素的价电子就是最外层电子，过渡元素的价电子包括 最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。一般来说，原子的价电子 数愈少，活性就愈高。
01 对应训练
【典例1】X、Y、Z、M、Q、R皆为前20号元素，其原子半径与主要 化合价的关系如图所示。下列说法错误是（ D ）
③周期表的左下方是金属性最强的元素，是碱金属元素(放射性元素除外)；右 上方是非金属性最强的元素，是卤族元素；最后一个纵行是0族元素。
01 元素周期表与元素周期律的关系
任务二、结合元素周期律分析，同周期、同主族元素金属性合非金 属性有哪些递变规律？在现有元素中金属性和非金属性最强的分别 是什么元素？
01 元素周期表与元素周期律的关系
b.根据元素单质及其化合物的相关性质判断：金属单质与水(或酸)反应越剧烈， 元素的金属性越强。如Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更容易，则金属性：Zn＞Fe； 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。如碱性：NaOH＞ Mg(OH)2，则金属性：Na＞Mg；金属单质间的置换反应。如Zn＋Cu2＋=Zn2＋＋ Cu，则金属性：Zn＞Cu；元素的原子对应阳离子的氧化性越强，则元素的金属 性越弱。如氧化性：Mg2＋＞Na＋，则金属性：Mg＜Na。 c.根据金属活动性顺序判断:一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面 的强。如Fe排在Cu的前面，则金属性：Fe＞Cu。
01 元素周期表与元素周期律的关系
任务三、总结归纳：元素周期表中金属元素与非金属元素的分区有哪 些特点及规律？
①分界线：沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处 画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②分界线附近元素既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
③各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。自 然界中最强的金属是铯，最强的非金属为氟。 ④第二、三、四、五、六周期除过渡元素外，依次有2、3、4、5、6种金属元素， 有6、5、4、3、2种非金属元素(含稀有气体元素)。
01 元素周期表与元素周期律的关系
活动二、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系
01 元素周期表与元素周期律的关系
任务一、阅读教材P111页第3自然段，结合上表，思考主族元素的 最高正价和最低负价与元素原子的核外电子排布以及主族序数之 间的关系？
①同周期由左向右主族元素的最高正价逐渐有+1价升高至+7价（O和F一般不 呈现正价）
第2课时：元素周期表和元素 周期律的应用
目录
CONTENTS
01 元素周期表与元
素周期律的关系
0 元素周期表和 2 周期律的应用
学习目标
1.通过对元素周期性变化规律的再认识，理解基于元素“位置结构-性质”认识元素性质，基于“结构-性质-用途”认识物质性质， 基于元素性质递变的本质原因认识物质世界的基本方法。
DA．正确H；2T碲eO的4的非酸金属性性比比H硫2S弱O，4弱则其简单氢化物的稳定性比H2S弱，B错误；
硫与碲在同一主族，硫可在空气中燃烧生成二氧化硫，则碲可在空气中燃烧 生成二氧化碲(TeO2)，C正确；碲的非金属性比硫弱，则其最高价氧化物的水 化物H2TeO4的酸性比硫的最高价氧化物的水化物H2SO4弱，D正确；故选B。
01 元素周期表与元素周期律的关系
活动一、金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律 任务一、阅读教材P110页4、5自然段，观察图4-3（如下图），思 考金属元素与非金属元素的分区及性质有何递变规律？可得到什么 结论？
01 元素周期表与元素周期律的关系
族 周期
1 2 3 4 5 6 7
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
新课导入
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。门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种尚未 发现的元素，为它们在周期表中留下了空位。例如，他认为在铝的 下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年， 法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。镓的 性质与门捷列夫推测的一样。门捷列夫还预测在硅 和锡之间存在一种元素——“类硅”，15年后该元素 被德国化学家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将 其命名为“锗”。本节课我们将进一步探究元素性质、原子结构和元 素在周期表中的位置之间的密切关系，以及利用这些关系可以解决 那些问题。
2.通过讨论交流，归纳总结，掌握利用元素周期律，推测元素 单质及其化合物性质的基本方法，提高逻辑推理能力，发展证据推 理与模型认知的化学核心素养。
3.通过信息分析，问题探究，进一步认识和理解元素周期表是 元素周期律的具体体现，体会元素周期律（表）在学习元素单质及 其化合物知识、科学研究中的重要作用。
②同主族元素的最高正价和最低负价相同（注意O和F）
③主族元素的最高正价等于该元素的原子最外层电子数，也等于其主族序数 ④非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8（H的最低负价为-1）
01 元素周期表与元素周期律的关系
任务二、阅读教材P111页“标注①”，思考什么是价电子？具体内 容是什么？
01 元素周期表与元素周期律的关系
b.根据元素单质及其化合物的相关性质判断：非金属单质越易跟H2化合，其非 金属性越强。如F2与H2在暗处即可反应，Br2与H2在加热条件下才能反应，则非 金属性：F＞Br；气态氢化物越稳定，其非金属性越强。如稳定性：HF＞HCl， 则非金属性：F＞Cl；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。 如酸性：H2SO4＞H3PO4，则非金属性：S＞P；非金属单质间的置换反应。如Cl2 ＋2KI=2KCl＋I2，则非金属性：Cl＞I；元素的原子对应阴离子的还原性越强， 其非金属性就越弱。如还原性：S2－＞Cl－，则非金属性：Cl＞S。
【温馨提示】金属性强弱的比较，关键是比较原子失去电子的难易，而不是失去 电子数的多少。如Na失去一个电子，而Mg失去两个电子，但Na的金属性比Mg强。
01 元素周期表与元素周期律的关系
任务二、讨论交流：非金属性强弱的实质是什么？比较元素非金属性 强弱的方法有哪些？
①比较非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越易得到电 子，非金属性越强。
增强 Al Si
增
强
增
增强
强
既表现金 属元素的 性质,又 表现非金 属元素的 性质。
01 元素周期表与元素周期律的关系
【结论】同周期元素从左到右→电子层数相同、核电荷数增加→原子半径减小 →原子核的吸引能力增强→原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强 【温馨提示】①在元素周期表中，主族元素从上到下，从左到右，元素的金属 性和非金属性存在着一定的递变规律。 ②在金属与非金属分界线附件的元素既表现金属元素的性质,又表现非金属元 素的性质。
A．Q位于第三周期IA族 B．X、Y、Z三种元素组成的化合物可能 是盐或碱 C．Z与M的最高价氧化物对应水化物均为强酸 D．简单 离子半径：M- > Q+ > R2+
01 对应训练
【解析】X、Y、Z、M、Q、R皆为前20号元素，根据原子半径与主要化合价的 关系图，X有+1价，其原子半径最小，则X为H；Y只有-2价，则Y为O；M存在+7 、-1价，则M为Cl；Z存在+5、-3价，其原子半径小于Cl，而大于O，则Z为N元素 ；Q只有+1价，R只有+2价，且原子半径R＞Q＞M(Cl)，则R为Ca，Q为Na元素， 以此分析解答。根据上述分析可知，X为H，Y为O，Z为N，M为Cl，Q为Na，R为 Ca元素。A．Na的原子序数为11，在周期表中位于第三周期ⅠA族，故A正确；B ．X、Y、Z三种元素组成的化合物可为HNO3、NH3•H2O或NH4NO3，分别为酸、 碱、盐，故B正确；C．Z为N、M为Cl，Z与M的最高价氧化物对应水化物分别为 硝酸、高氯酸，均为强酸，故C正确；D．一般而言，电子层数越多，半径越大， 电子层数相同，原子序数越大，半径越小，则简单离子半径：M-＞R2+＞Q+，故D 错误。
01 对应训练
【典例2】元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素 的性质，下列说法正确的是( B ) A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性 B．第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数 C．短周期元素形成离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构 D．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相
01 对应训练
【典例1】碲(Te)是52号元素，位于周期表中VIA族，处于金属区与 非金属区的交界线上。下列叙述错误的是（ B ） A．碲的单质具 有半导体的性能
B．碲化氢(H2Te)比H2S更稳定 C．碲可在空气中燃烧生成二氧化 碲(TeO2)
【解析】碲处于金属区与非金属区的交界线上，其单质具有半导体的性能，
【解析】处于元素周期表金属与非金属分界线附近的元素，既表现金属 性，又表现非金属性，A错误；主族元素(F、O除外)的最高正化合价等于 它所处的主族序数，也等于其最外层电子数，B正确；H＋的最外层电子数 是0，C项错误；同一主族元素的原子最外层电子数虽相同，但是核电荷数 、原子半径不同，化学性质不完全相同，D错误。
01 对应训练
【典例2】请运用元素周期表的有关理论分析判断，下面几种元素及其 化合物性质的推断中正确的是 ( C ) A．铊(Tl)的氧化物的水化物可能具有两性 B．砹(At)为无色固体，HAt不稳定，AgAt具有感光性，且不溶于水 C．硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体 D．H2Se 是无色、有毒、比H2S稳定的气体
01 对应训练
【典例2】砷为第4周期第ⅤA族元素，根据它在周期表中的位置推测， 砷不可能具有的性质是（ D ） A．砷的非金属性比磷弱 B．可以存在-3、+3、+5等多种化合价 C．As2O5对应水化物的酸性比H3PO4弱 D．AsH3比NH3稳定
【解析】砷与磷同主族，且砷在磷的下一周期，则砷的非金属性比磷弱，故 A正确；砷与氮元素同主族， 氮元素的化合价有-3、+3、+5价，则As可以存在 -3、+3、+5等多种化合价，故B正确；同主族从上到下最高价含氧酸的酸性逐 渐减弱，则As2O5对应水化物的酸性比H3PO4弱，故C正确；同主族从上到下元 素对应的氢化物的稳定性降低，则NH3比AsH3稳定，故D错误；故答案选D。
①由元素周期律可知，同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐 增强； ②同一主族自上而下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
③金属性最强的元素位于元素周期表的左下角，非金属性最强的元素位于元素 周期表的右上角，即金属性最强的应该为钫元素，但由于钫是放射性元素，在 自然界中不能稳定存在，所以一般认为铯的金属性最强，氟的非金属性最强。
01 元素周期表与元素周期律的关系
活动三、判断金属性与非非金属性强弱的方法 任务一、讨论交流：金属性强弱的实质是什么？比较元素金属性强弱 的方法有哪些？
①比较金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，其原子越易失 去电子，该元素的金属性越强 。
②比较元素金属性强弱的方法：
a.根据元素周期表判断:同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属 性逐渐减弱；同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增 强。
01 对应训练
【典例1】元素周期表中某区域的一些元素多用于制造半导体材料， 它们是（ C ） A．左下方区域的金属元素 B．右上方区域的非 金属元素 C．金属元素和非金属元素分界线附近的元素 D．稀有 气体元素
【解析】元素周期表中金属元素位于元素周期表的左边，可以用来做导 体材料，A项错误；非金属元素一般位于元素周期表的右边，氢元素除外， 非金属元素一般不导电，是绝缘体材料，B项错误； 在金属与非金属元素 交界处的元素大多数可用于制作半导体材料，C项正确； 稀有气体元素属 于非金属元素，它们的性质更稳定，一般不用来做半导体材料，D项错误。
①定义：可在化学反应中发生变化、与元素的化合价有关的电子（或原子 核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子）
②具体内容：主族元素的价电子就是最外层电子，过渡元素的价电子包括 最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。一般来说，原子的价电子 数愈少，活性就愈高。
01 对应训练
【典例1】X、Y、Z、M、Q、R皆为前20号元素，其原子半径与主要 化合价的关系如图所示。下列说法错误是（ D ）
③周期表的左下方是金属性最强的元素，是碱金属元素(放射性元素除外)；右 上方是非金属性最强的元素，是卤族元素；最后一个纵行是0族元素。
01 元素周期表与元素周期律的关系
任务二、结合元素周期律分析，同周期、同主族元素金属性合非金 属性有哪些递变规律？在现有元素中金属性和非金属性最强的分别 是什么元素？
01 元素周期表与元素周期律的关系
b.根据元素单质及其化合物的相关性质判断：金属单质与水(或酸)反应越剧烈， 元素的金属性越强。如Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更容易，则金属性：Zn＞Fe； 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。如碱性：NaOH＞ Mg(OH)2，则金属性：Na＞Mg；金属单质间的置换反应。如Zn＋Cu2＋=Zn2＋＋ Cu，则金属性：Zn＞Cu；元素的原子对应阳离子的氧化性越强，则元素的金属 性越弱。如氧化性：Mg2＋＞Na＋，则金属性：Mg＜Na。 c.根据金属活动性顺序判断:一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面 的强。如Fe排在Cu的前面，则金属性：Fe＞Cu。
01 元素周期表与元素周期律的关系
任务三、总结归纳：元素周期表中金属元素与非金属元素的分区有哪 些特点及规律？
①分界线：沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处 画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②分界线附近元素既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
③各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。自 然界中最强的金属是铯，最强的非金属为氟。 ④第二、三、四、五、六周期除过渡元素外，依次有2、3、4、5、6种金属元素， 有6、5、4、3、2种非金属元素(含稀有气体元素)。
01 元素周期表与元素周期律的关系
活动二、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系
01 元素周期表与元素周期律的关系
任务一、阅读教材P111页第3自然段，结合上表，思考主族元素的 最高正价和最低负价与元素原子的核外电子排布以及主族序数之 间的关系？
①同周期由左向右主族元素的最高正价逐渐有+1价升高至+7价（O和F一般不 呈现正价）
第2课时：元素周期表和元素 周期律的应用
目录
CONTENTS
01 元素周期表与元
素周期律的关系
0 元素周期表和 2 周期律的应用
学习目标
1.通过对元素周期性变化规律的再认识，理解基于元素“位置结构-性质”认识元素性质，基于“结构-性质-用途”认识物质性质， 基于元素性质递变的本质原因认识物质世界的基本方法。
DA．正确H；2T碲eO的4的非酸金属性性比比H硫2S弱O，4弱则其简单氢化物的稳定性比H2S弱，B错误；
硫与碲在同一主族，硫可在空气中燃烧生成二氧化硫，则碲可在空气中燃烧 生成二氧化碲(TeO2)，C正确；碲的非金属性比硫弱，则其最高价氧化物的水 化物H2TeO4的酸性比硫的最高价氧化物的水化物H2SO4弱，D正确；故选B。
01 元素周期表与元素周期律的关系
活动一、金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律 任务一、阅读教材P110页4、5自然段，观察图4-3（如下图），思 考金属元素与非金属元素的分区及性质有何递变规律？可得到什么 结论？
01 元素周期表与元素周期律的关系
族 周期
1 2 3 4 5 6 7
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
新课导入
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。门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种尚未 发现的元素，为它们在周期表中留下了空位。例如，他认为在铝的 下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年， 法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。镓的 性质与门捷列夫推测的一样。门捷列夫还预测在硅 和锡之间存在一种元素——“类硅”，15年后该元素 被德国化学家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将 其命名为“锗”。本节课我们将进一步探究元素性质、原子结构和元 素在周期表中的位置之间的密切关系，以及利用这些关系可以解决 那些问题。
2.通过讨论交流，归纳总结，掌握利用元素周期律，推测元素 单质及其化合物性质的基本方法，提高逻辑推理能力，发展证据推 理与模型认知的化学核心素养。
3.通过信息分析，问题探究，进一步认识和理解元素周期表是 元素周期律的具体体现，体会元素周期律（表）在学习元素单质及 其化合物知识、科学研究中的重要作用。
②同主族元素的最高正价和最低负价相同（注意O和F）
③主族元素的最高正价等于该元素的原子最外层电子数，也等于其主族序数 ④非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8（H的最低负价为-1）
01 元素周期表与元素周期律的关系
任务二、阅读教材P111页“标注①”，思考什么是价电子？具体内 容是什么？