公开课元素周期律
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元素周期表人教版必修公开课一等奖优质课大赛微课获奖课件
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1．下列相关元素周期表说法中不正确是 () A．长周期中，第ⅡA族右侧为第ⅢB族，第 ⅢA族左侧为第ⅡB族 B．元素周期表从左到右共有18列，其中第三 列含有元素种类最多 C．副族和第Ⅷ族中所有元素都是金属元素 D．某元素原子最外层上只有2个电子，该元素 一定位于第ⅡA族
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解析： 依据元素周期表结构，可知选项A正确。 元素周期表第三列因含有镧系、锕系元素，故元 素种类最多，选项B正确。副族和第Ⅷ族统称为 过渡元素，所有为金属元素，选项C正确。某元 素原子最外层上只有2个电子，该元素也许位于 第ⅡA族，也也许为稀有气体元素He(0族)。 答案： D
第35页
热点试验 探究短周期元素—H、He排布 元素周期表中每一纵行元素化学性质含有相同 性。探究H、He在周期表中排布主要依据两原子 原子结构特点和两元素化学性质进行分析，该类 题目的发散思维性较强，主要考察学生对元素周 期表编排原则以及元素化学性质掌握程度、灵活 应用能力。
第36页
[探究举例]某研究性学习小组以元素周期律为 课题研究“短周期元素在周期表中分布”，他 们提出元素在周期表中排布四种方案：
第46页
2．下列关于元素周期表判断中正确是 () A．三个短周期都含有8种元素 B．四个长周期都含有18种元素 C．第ⅠA族，即包括7种碱金属元素 D．0族含有6种元素
第47页
解析： 元素周期表中，每一周期含有元素分别 为2、8、8、18、18、32、26，因此A和B错误； 第ⅠA包括六种碱金属元素和氢元素，C错误；0 族元素包括He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn六种元素， D正确。 答案： D
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2．下列关于元素周期表说法中，正确是 () A．元素周期表是按照元素原子最外层电子数 多少排布而成 B．元素周期表共有7个周期16个族 C．过渡元素都是金属元素，第ⅠA族元素都是 金属元素 D．最外层电子数相同元素在同一族
1．下列相关元素周期表说法中不正确是 () A．长周期中，第ⅡA族右侧为第ⅢB族，第 ⅢA族左侧为第ⅡB族 B．元素周期表从左到右共有18列，其中第三 列含有元素种类最多 C．副族和第Ⅷ族中所有元素都是金属元素 D．某元素原子最外层上只有2个电子，该元素 一定位于第ⅡA族
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解析： 依据元素周期表结构，可知选项A正确。 元素周期表第三列因含有镧系、锕系元素，故元 素种类最多，选项B正确。副族和第Ⅷ族统称为 过渡元素，所有为金属元素，选项C正确。某元 素原子最外层上只有2个电子，该元素也许位于 第ⅡA族，也也许为稀有气体元素He(0族)。 答案： D
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热点试验 探究短周期元素—H、He排布 元素周期表中每一纵行元素化学性质含有相同 性。探究H、He在周期表中排布主要依据两原子 原子结构特点和两元素化学性质进行分析，该类 题目的发散思维性较强，主要考察学生对元素周 期表编排原则以及元素化学性质掌握程度、灵活 应用能力。
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[探究举例]某研究性学习小组以元素周期律为 课题研究“短周期元素在周期表中分布”，他 们提出元素在周期表中排布四种方案：
第46页
2．下列关于元素周期表判断中正确是 () A．三个短周期都含有8种元素 B．四个长周期都含有18种元素 C．第ⅠA族，即包括7种碱金属元素 D．0族含有6种元素
第47页
解析： 元素周期表中，每一周期含有元素分别 为2、8、8、18、18、32、26，因此A和B错误； 第ⅠA包括六种碱金属元素和氢元素，C错误；0 族元素包括He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn六种元素， D正确。 答案： D
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2．下列关于元素周期表说法中，正确是 () A．元素周期表是按照元素原子最外层电子数 多少排布而成 B．元素周期表共有7个周期16个族 C．过渡元素都是金属元素，第ⅠA族元素都是 金属元素 D．最外层电子数相同元素在同一族
高中获奖优质课元素周期律教案.doc
普通高中新课程化学人教版必修2第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律一、学习目标1．知识与技能目标掌握元素周期律的内容和实质，知道同周期元素结构、性质的递变规律，能够从结构的角度解释元素性质的变化规律。
通过让学生画图、设计实验、亲手实验、观察、记录、分析现象得出结论，培养学生实践动手能力和创新能力。
2．过程与方法帮助学生学会利用科学的分类方法寻找规律、从数据中提炼规律，并从原子结构进行分析，形成结构决定性质的科学认识。
帮助学生形成自主探究、归纳概括的方法来学习理论内容。
初步培养学生观察、比较、分析、归纳及演绎推理的能力。
3．情感、态度、价值观让学生体验自主发现元素周期律的喜悦，初步形成世界是有规律的且规律可知的认识；结合元素周期律的学习，体会“结构决定性质”、“量变引起质变”的辩证唯物主义观点。
二、教学重难点教学重点：元素周期律的含义和实质，元素性质与原子结构的关系。
教学难点：元素性质与原子结构的关系三、教学方法实验探究法小组合作学习法分析推理法四、教学过程环节课堂引入教师活动观看图片，简单介绍门捷列夫与元素周期律，引入本节题目并板书学生活动设计思想激发学生兴趣热身练三种主族元素在元素周期表中的位置关系如学生思考AB的两元下：素的得失电子能力A C请思考AB两元素得失电子的能力小组统一答案后回答复习旧知引入新的研究方向习B有什么关系，并从原子结构方面加以解释，AC呢？总结：结构决定性质追问：AC的呢？引入本节课要研究的内容，同周期元素性质的递变规律布置任务：根据预习情况，分析课本14～15分析课本中的数据，页表格中元素原子核外电子排布、原子半径、小组内交流答案，说培养学生分化合价有何递变规律教师总结：随着原子序数的递增，元素原子出递变规律。
析数据能力探究活的电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化。
分析推理能力动一知识链接探究活动二提问：以原子半径为例（展示元素周期表中各元素原子原子模型图），请思考为什么会出现这样的变化呢？教师点拨：可从原子核对核外电子的吸引力方面考虑，而影响原子核对核外电子的吸引力的因素又是什么？总结并板书：同周期从左到右，随着核电荷数的增多，原子的电子层数不变，原子对核外电子吸引力增强，原子半径减小。
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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
《元素周期律》公开课ppt人教1
三个最 多
各电子层最多容纳的电子数是2n2个电子，如K、L、M、N层最多容纳的电子数分别为2、8、 18、32。
最外层电子数最多是8个(K层是最外层时，最多不超过2个)
次外层最多能容纳的电子数不超过18个
2.原子核外电子排布的表示方法： (1)原子结构示意图。
①小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弧线内数字表示该层中的电子数。
(2)离子结构示意图。 ①当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少 一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素 原子相同的电子层结构。
点拨：(1)核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当 M 层不 是最外层时，最多可以排布 18 个电子，而当它是最外层时，最多可以排布 8 个电 子。
D．H2O<H2S
解析：非金属元素的非金属性越强，其氢化物的稳定性越强，原子非金属
性关系：F>I，C>Si，P<S，O>S，所以A正确。
5．下列关于物质性质变化的比较，不正确的是( B ) A．酸性强弱：HClO4>H2SO4>H3PO4 B．原子半径大小：Na<S<Cl C．碱性强弱：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 D．金属性强弱：Na>Mg>Al 解析：同周期主族元素从左到右随着原子序数的增大，原子半径逐渐减 小，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强，故B错误。
预习自我检测
1．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 ) A．电子层数逐渐增多 B．原子半径逐渐减小 C．最高正价数值逐渐增大 D．由硅到氯负价从－4～－1 解析：11－17号元素电子层数均是3层，A错误；同周期元素原子半径从左 到右依次减小，最高正价从＋1～＋7，硅到氯负价从－4～－1，B、C、D正 确。
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（四）元素金属性、非金属性周期性改变
1.判断元素金属性、非金属性强弱办法
金属性
单质跟水或酸反应置换氢难易 最高价氧化物相应水化物碱性强弱 金属单质间置换反应
非金属性
与H2反应难易程度及氢化物稳定性强弱 最高价氧化物相应水化物酸性强弱 非金属单质间置换反应
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2.同主族元素金属性和非金属性递变规律
2、化合价与主族序数关系
(1)最高正价 = 最外层电子数 = 主族序数
(2)︱最高正价︱+︱最低负价︱= 8
(3)最低负价 = – （8 – 最外层电子数）
3、注意
= – （8 – 主族序数）
（1）金属无负价，氟无正价，氧无最高正价 （2）稀有气体元素化学性质不活泼，通常情况下难
以与其它元素化合，要求其化合价为0 （3）价电子：决定元素化合价电子（外层电子）
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4.与稀有气体原子核外电子排布相同离子
阳离子：与上一周期稀有气体原子核外电子排布相同 阴离子：与同周期稀有气体原子核外电子排布相同
（1）与2He原子电子层结构相同离子： 1H-、3Li+、4Be2+
（2）与10Ne原子电子层结构相同离子： 7N3-、8O2-、9F-、11Na+、12Mg2+、13Al3+
氦(He)
锂(Li) 铍(Be) 硼(B) 碳(C) 氮(N) 氧(O) 氟(F) 氖(Ne )
钠(Na) 镁(Mg) 铝(Al) 硅(Si) 磷(P) 硫(S) 氯(Cl) 氩(Ar)
注意：短周期元素原子结构特殊性
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（4）稀有气体元素原子电子层排布
核电 元素 元素 各电子层电子数 荷数 名称 符号
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• r(Li)<r(Na)<r(K)<r (Rb)<r(Cs)
• 不是同周期也不是 同主族的元素原子 可借助某种原子参 照比较。
• r(K)>r(Na)， r(Na)>r(Al)，则 r(K)>r(Al)
同主族
其他
元素周期律
原子半径
比较以下离子半径大小 1 rC－ rC，rFe rFe2＋ rFe3＋ 2 rO2－ rF－ rNa＋ rMg2＋ rA3＋ 3ri＋ rNa＋ r＋ rRb＋ rC＋，rO2－ r2－ re2－ rTe2－ 4 r＋ rNa＋ rMg2＋ 总结离子半径大小判断的方法
第一章 第二节 第2课时 元素周期律
旧知回忆
元素周期律
1含义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元 素周期律。
2实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然 结果。
元素周期律 原子半径
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。
取 原子半径 决
➢ 同周期〔稀有气体元素除外〕，自左向右 ，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属 性逐渐增强、金属性逐渐减弱
➢ 同主族，自上而下，元素的电负性逐渐减 小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐 渐减弱。
元素周期律
电负性 电负性应用
➢ 判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ➢ ①金属的电负性一般小于18，非金属的电负性一般大于18，而位于非金属三角区
元素周期律 电离能 第一电离能 ➢ 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量， ➢ I1表示。
逐级电离能
➢ ＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的 最低能量叫第二电离能，用I2表示；依次类推。
• 不是同周期也不是 同主族的元素原子 可借助某种原子参 照比较。
• r(K)>r(Na)， r(Na)>r(Al)，则 r(K)>r(Al)
同主族
其他
元素周期律
原子半径
比较以下离子半径大小 1 rC－ rC，rFe rFe2＋ rFe3＋ 2 rO2－ rF－ rNa＋ rMg2＋ rA3＋ 3ri＋ rNa＋ r＋ rRb＋ rC＋，rO2－ r2－ re2－ rTe2－ 4 r＋ rNa＋ rMg2＋ 总结离子半径大小判断的方法
第一章 第二节 第2课时 元素周期律
旧知回忆
元素周期律
1含义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元 素周期律。
2实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然 结果。
元素周期律 原子半径
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。
取 原子半径 决
➢ 同周期〔稀有气体元素除外〕，自左向右 ，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属 性逐渐增强、金属性逐渐减弱
➢ 同主族，自上而下，元素的电负性逐渐减 小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐 渐减弱。
元素周期律
电负性 电负性应用
➢ 判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ➢ ①金属的电负性一般小于18，非金属的电负性一般大于18，而位于非金属三角区
元素周期律 电离能 第一电离能 ➢ 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量， ➢ I1表示。
逐级电离能
➢ ＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的 最低能量叫第二电离能，用I2表示；依次类推。
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元素周期律
随原子序数的递增，元素的性质呈周期性变化
元素周期律的实质
核外电子排布周期性变化 导致 元素性质周期性变化
因
果
元素的金属性--指元素的原子失去电子的能力. 元素的非金属性---指元素的原子获得电子的能力。
性质
Na
Mg
Al
单质与水 （或酸）的 反映状况
与冷水水反或激映酸烈反应冷水与置水快酸换缓速激出慢反烈氢、映反的沸，映剧烈与 反程酸 映度快减速弱
素的最高正价从+1—+7，中间出现负价，最低 负价从-4—-1。
元素周期律
随原子序数的递增，元素的性质呈周期性变化
元素周期律的实质
核外电子排布周期性变化 导致 元素性质周期性变化
因
果
元素周期律
最外层电子数 1→8 （K层除外） 原子半径 大→小
化合价 +1→+7 -4→-1 金属性减弱，非金属性增强
化化物物及的水酸最高H价4Si氧O4 化物H的3PO水4 化物酸H2S性O4 增强 HClO4
性
弱酸
中强酸
强酸
最强酸
4.元素金属性和非金属性的周期性变化
同周期元素
左
右
金属性削弱 非金属性增强
1.下列递变状况不对的的是 CD
A.P、S、Cl最高正价依次升高 B.Na＋、Mg2＋、Al3＋半径依次减小 C. C、N、O原子半径依次增大 D.Na、K、Rb原子半径依次减小
D、碱性强弱：
3、对角线原则
4、金属非金属交界
Be
5、对实际生产的指导作用
●耐高温耐腐蚀材料－过渡元素 ●催化剂－Ⅷ族 ●农药－右上角（F、Cl、S、P)
短周期元素的某些性质特点
元素周期律讲课课件
④空气中含量最多的元素是___N_____。⑤族序数与周期 数相等的元素是__H_、_B__e、__A_1 ；族序数等于周期数2倍
的元素是___C__S_____；
O
族序数等于周期数3倍的元素是_________。周期数是族
序数2倍的元素为__L_i_______；周期数是族序数3倍的元
素为___N__a _____。
⑶有助于在工农业生产中寻找新物质和新材料。如： ①在周期表右上角可找到________________________； ②在分界线附近可找到_________________； ③在过渡元素中可找到________________________________。
【总结】元素周期表的几个重要视点：
⑸原子序数为____8_4____及其以后的元素均有放射性， ____9_2___号以后的元素统称为超铀元素。
⑥常温下单质能与水反应放出气体的元素是 F Na Li
___________。
F
⑦气态氢化物稳定性最强的是___C_L______；
气态氢化物溶液酸性最强的是__________。
⑵对于第三周期元素：在第三周期元素中(除稀有气体外)，原子
半径最大的元素是_N__a____，最小的元素是__C_L___；金属性最 强的元素是_N__a____，非金属性最强的元素是_C__L___，最难形
﹥ ﹤ ⑻氢化物的稳定性：H2O_____H2S，H2S_____HCl；
﹥ ⑼酸性：H2CO3_______H2SiO3， ﹤ ﹤ H2SiO3______H3PO4______H2SO4；
﹥ ﹥ ﹤ ﹤ ⑽氧化性：Cl2_____Br2_____I2，N2_____O2_____F2，
元素周期律-公开课课件人教版1
点拨：电子层在原子中并不存在，只是为了表达形象，根据电子经常出现的
区域而设想的结构模型。
2．电子分层排布： 电子总是尽可能地先从____内__层____排起，当一层充满后再填充下一层，即 原子核外电子排布时，先排 ____K______层，充满后再填充____L______层。
二、原子结构的周期性变化 1．原子核外电子排布的周期性变化：
D．H2O<H2S
解析：非金属元素的非金属性越强，其氢化物的稳定性越强，原子非金属
性关系：F>I，C>Si，P<S，O>S，所以A正确。
5．下列关于物质性质变化的比较，不正确的是( B ) A．酸性强弱：HClO4>H2SO4>H3PO4 B．原子半径大小：Na<S<Cl C．碱性强弱：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 D．金属性强弱：Na>Mg>Al 解析：同周期主族元素从左到右随着原子序数的增大，原子半径逐渐减 小，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强，故B错误。
预习自我检测
1．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 ) A．电子层数逐渐增多 B．原子半径逐渐减小 C．最高正价数值逐渐增大 D．由硅到氯负价从－4～－1 解析：11－17号元素电子层数均是3层，A错误；同周期元素原子半径从左 到右依次减小，最高正价从＋1～＋7，硅到氯负价从－4～－1，B、C、D正 确。
点拨：最高价氧化物对应的水化物并不意味着其氧化物能溶于水或者与水
反 应 。 例 如 Al 的 最 高 价 氧 化 物 是 Al2O3 ， 但 是 Al2O3 不 溶 于 水 ， 其 水 化 物 为 Al(OH)3，也不溶于水。
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主要化合价：正价+1→+7 ，负价：-4 →-1→0
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、原子 半径呈现什么规律性的变化？
原子序 数
电子层 最外层电 数 子数
化合价的变化
原子半径
1~2 3~10 11~18
1 2
1 1
2 8
+1→0
+1 -4
3
1
8
+1 -4
②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物） 碱性越强，金属性越强。 ③金属与某些盐溶液的置换（强置换出弱） ④由金属活动顺序表判断
元素非金属性强弱判断依据:
①非金属与H2化合越容易，反应越剧烈，非 金属性越强； ②气态氢化物越稳定, 非金属性越强；
③最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）
酸性越强，非金属性越强。
原子失电子能力 逐渐减弱，得电 子能力逐渐增强
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 原 子 半 径 依 次 增 大
金 属 性 依 次 增 强
失 电 子 能 力 依 次 增 强
预习导学，思考问题
• 1.核外电子是怎样排布的，是否有规 律？ • 2.原子的半径大小和化合价变化呈现 什么规律？ • 3.怎样来比较粒子半径大小？
第一章 《物质结构 元素周期律》
第二节《元素周期律》
第1课时
【学习目标】 1、了解原子核外电子的排布； 2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现 出的周期性变化规律； 3、微粒半径及大小的比较。
（1）P ﹥ S ﹥ Cl （2）F Cl Br （3）Si ﹥ C ﹥ O （4）K ﹥ K+ K+ < ClCl Cl-
﹤ ﹤ ﹤
I
< 一看电子层数，二看核电荷数，三看核外电子数
K
ClCl
三、 粒子半径大小比较
总结： 减小 1、同一周期：从左到右，原子r ________ ; 增大 2、同一主族，从上到下，原子r__________. 3、同种元素： > r（原子） ______ r（阳离子） r（原子） ______r （阴离子） < 4、对于电子层结构相同的离子：
分层排布
电子层(n)
字母表示 能量
1 2
3 4 5 6 7
K L M N O P Q 高 低
能量较低 1、电子总是最先排布在_______ 的轨道。
2、每层最多容纳_______ 2n2 个电子。 8 个电子(K层为最外 3、最外层不超过____ 2 个)；次外层不超过 层时不超 过____ 18 32 _____个电子；倒数第三层不超过_____ 个电子；
HClO4 最强酸
点燃或光照
酸性逐渐增强
加热 PH3 加热 H2S
单质与H2反应条件
气态氢化物 及其稳定性
结论高温 SiH4来自HCl稳定性逐渐增强
非金属性逐渐增强
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 用结构观点解释：
同周期元素 从左到右 原子核对最 外层电子的 吸引力增强 电子层数相同 核电荷数增多 原子半 径减小
K
Ca
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
最外层电子数1→2
最外层电子数1→8
最外层电子数1→8
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
原子半径 大→小
原子半径 大→小
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
主要化合价：正价+1→0 主要化合价：正价+1→+5 ，负价：-4 →-1 → 0
+5 - 1 0 大→小 +7 大→小 -1 0
通过上面的讨论我们知道，随着原 子序数的递增，元素原子的电子层排 布、原子半径和化合价都呈周期性的 变化。
减小 （稀有气体除外） 1、同一周期：从左到右，原子r ________ ; 增大 2、同一主族：从上到下，原子r__________.
4、比较下列微粒半径的大小？
•核电荷数越大，离子r_______. 越小
【课堂练习】
5、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 6．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 。
化学方程式
2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑
钠、镁、铝(同周期的金属)的性质
钠 镁 铝
与冷水反应 慢 , 与冷水反 与沸水反 与酸反应 单质与水 应：反 应 较快 。 （或酸） 较剧烈，放 剧烈 应 ， 反应 剧烈 , 出氢气。 与酸反应 放出氢气。 都放出氢气。
最高价氧化 物对应水化 物碱性强弱
随着原子序数的递增，元素原子的电子层排 布、原子半径和化合价都呈周期性的变化。
元素的金属性和非金属性是否也随 原子序数的变化呈现周期性变化呢？这 是我们下一节课将要探讨的内容。
元素的金属性和非金属 性是否也随原子序数的变化 呈现周期性变化呢？
元素金属性强弱判断依据:
①金属与水或酸反应越容易，金属性越强；
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱 Na Mg Al
Al(OH)3
两性氢氧化物
金属性逐渐 减弱 。
硅、磷、硫、氯(同周期的非金属)的性质
14Si 15P 16S 17Cl
氧化物
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
最 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 高 氧化物的水化物 弱酸 中强酸 强酸 价 及其酸性强弱
④非金属与某些盐溶液的置换（强置换出弱）
科学探究2：元表的性质与其在周期表中位置的 关系。
实验1：镁与水的反应
现 象 未加热时无现象，加热溶液变红色 △ Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2↑
化学方程式
实验2：镁和铝与盐酸的反应
Mg 现 象 剧烈反应生成气体
Mg+2HCl==MgCl2+H2↑
Al 较迅速反应生成气体
【学习重难点】 元素化合价； 原子半径随原子序数的递增的变化规律；原子 及微粒半径大小比较 。
•春山淡冶而如笑 •夏山苍翠而如滴 •秋山明净而如妆 •冬山惨淡而如睡
知识回顾
核外电子
带负电荷
• 原子
原子核
质子： 中子：
带正电荷
不带电荷
【思考】在多电子原子里，电子在核外是如何运动
的？是杂乱无章地运动，还是有规律可循？
【课堂练习】
1、判断下列示意图是否正确？为什么？ A、 +19 2 8 9 B、 +12 2 10
C、 +3 1 2
D、 +54 2 8 18 20 6
２、总结１至１８号原子结构的特殊性。 (1)最外层有１个电子的元素：
H、Li、Na
（2）最外层电子数是次外层电子数２倍 的元素： C
3、写出53号碘的原子结构示意图。