第二课时 同主族元素性质的递变规律
第 3 节 元素周期表的应用答案
第 3 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自主学习1 . ( 1 ）水（或酸）氢强（2 ）最高价氧化物对应的水化物碱碱强2 . ( 1 ）氢气难易程度气态氢化物气态氢化物( 2 ）最高价氧化物对应水化物酸性酸性强3 . ( 1 ）剧烈缓慢迅速．剧烈迅速（2 ）深红NaOH 减弱4 . ( 1 ）非金属SiO2酸H4SiO4原硅酸很弱的酸高温SiH4很不稳定（2 ）非金属P2O5 酸H3PO4磷酸中强酸相当困难容易PH3 不稳定强（3 ）比较活泼的非金属SO3 酸H2SO4强酸加热容易H2S 较稳定较高温度分解强（4 ）很活泼非金属C12O7 酸HC1O4高氯酸更强光照或点燃HCI十分稳定5 ．减弱增强极其稳定核外电子层数核电荷数原子半径减弱增强周而复始性质原子序数周期性课时检测1~10 D、D、CD、B、B 、B、BD、C 、BD 、C第二课时预测同主族元素的性质自主学习1 ．相同类似 F 、Cl 、Br 、I 7 强活泼非金属+7 -1 酸气态氢化物氧化剂2 ．增多增大增强减弱递变电子层数原子半径得电子能力氟碘难暗处剧烈爆炸光照或点燃剧烈500 ℃较缓慢更高温度缓慢很不稳定分解氟碘置换Cl 2+ 2Br 一= 2CI 一＋Br2, Cl2 + 21 一= 2Cl-＋I2置换Br2 + 2I 一=2Br 一＋I23 ．相似性递变规律锂（Li ）、钠（Na ）、钾（K ）、铆：( Rb ）、艳（cs ) 1 个单质化合物活泼＋1 氯气水很强核电荷数电子层数增强增强不如燃烧更剧烈轻微燃烧爆炸二1 .相似的性质新材料半导体材料催化剂耐高温、耐腐蚀超导材料、磁性材料2 ．多少多少高价态低价态亲石最上部同生矿课时检测1~8D、B、A、D、A、C、C 、AC（4）Na Mg (5)OH-H3O+。
元素性质及其变化规律高中化学鲁科版2019选修二教案
第2课时研究同主族元素的性质和预测元素及其化合物的性质发展目标体系构建1.通过分析ⅠA族、ⅦA族元素性质的变化规律，认识同主族元素性质的递变规律及其与原子结构的关系，学会利用“证据推理与模型认知”的思维解决实际问题。
2．能通过卤素有关实验探究同主族元素性质的变化，培养科学探究精神与创新意识。
3．能利用同周期、同主族元素性质的递变规律，预测元素及其化合物的性质。
一、同主族元素原子结构和元素性质的递变关系1．碱金属元素原子结构和元素性质的递变关系(1)碱金属元素的原子结构。
元素―――――――――――→Li Na K Rb Cs相同点最外电子层上都只有1个电子递变性核电荷数逐渐增大电子层数逐渐增多原子半径逐渐增大(2)(1)相似性单质与H2化合的条件暗处爆炸点燃或光照加热(200 ℃)更高温度下，缓慢反应，可逆氢化物的稳定性逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的酸性—逐渐减弱(3)探究卤族元素性质的相似性和递变性实验操作实验现象化学方程式静置后，液体分层，上层无色，下层橙色Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2静置后，液体分层，上层无色，下层紫色Br2＋2KI===2KBr＋I2静置后，液体分层，上层无色，下层紫色Cl2＋2KI===2KCl＋I2结论：卤素单质的氧化性：Cl2>Br2>I2；卤素离子的还原性：I－>Br－>Cl－。
微点拨：(1)F无含氧酸，因F无正价。
(2)HF为弱酸，HCl、HBr、HI均为强酸。
3．理论解释4．碱金属单质与卤素单质的物理性质递变规律(1)碱金属元素单质的物理性质。
元素――――――――――→Li Na K Rb Cs相似性颜色银白色(除Cs外)硬度柔软导电、导热性很强递变性密度逐渐增大(但ρK<ρNa) 熔、沸点逐渐降低(2)卤族元素单质的物理性质及递变性。
单质物理性质F2Cl2Br2I2颜色淡黄绿色黄绿色深红棕色紫黑色状态气体气体液体固体密度逐渐增大熔、沸点逐渐升高二、预测元素及化合物的性质(以硅为例)1．性质的预测(1)硅元素的原子结构及性质分析。
2020(春)化学 必修 第二册 鲁科版(新教材)第2课时 研究同主族元素的性质
第2课时研究同主族元素的性质学业要求核心素养对接1.了解碱金属、卤素在周期表中的位置。
2．了解碱金属、卤素原子结构特点。
3．了解硅及其化合物的性质。
4．了解主族元素的性质递变规律。
1.通过对碱金属、卤素性质的相似性与递变性的了解，培养学生宏观辨识与微观探析素养水平。
2．通过对硅及其化合物性质的预测提高学生证据推理与模型认知能力。
3．通过元素周期律、元素周期表的应用的探究，培养学生科学态度与社会责任、证据推理与模型认知能力。
[知识梳理]知识点一碱金属元素如上图是碱金属的单质存在形式或元素标识，他们之间有什么相似之处和递变性？完成下列知识点你就会明白：1．碱金属元素的原子结构及特点(1)元素符号与原子结构示意图Li Na K Rb Cs(2)原子结构特点结构特点⎩⎨⎧相似性：最外层电子数都是1递变性（从Li→Cs）⎩⎨⎧核电荷数增大电子层数增多原子半径增大注意结构变化2．碱金属的性质(1)物理性质(2)化学性质①与O2反应碱金属化学反应方程式反应程度产物复杂程度活泼性Li 4Li＋O2=====点燃2Li2ONa 2Na＋O2=====点燃Na2O2K K＋O2=====点燃KO2Rb －Cs －②与水反应注意对比实验碱金属钾钠实验操作实验现象熔成小球，浮于水面，四处游动，有轻微爆炸声，反应熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，后溶液加酚酞变红反应后溶液加酚酞变红实验原理2K＋2H2O===2KOH＋H2↑2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑结论钾比钠的活动性强知识点二卤族元素如图是卤素单质，他们的颜色越来越深，由气体逐渐变为固体，那么他们的性质有何相似性和递变性？请完成下列知识点：1．原子结构特点(1)原子结构示意图F Cl Br I(2)结构特点①相同点：最外层都有7__个电子。
②递变性：从F→I，核电荷数逐渐增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
2．卤族元素单质的性质(1)物理性质(2)化学性质①与H2反应反应条件化学方程式产物稳定性F2暗处H2＋F2===2HF 很稳定Cl2光照或点燃H2＋Cl2=====光照或点燃2HCl 较稳定Br2加热H2＋Br2=====△2HBr 不稳定I2不断加热H2＋I2△2HI 很不稳定得出结论：从F2到I2，与H2反应所需要的条件逐渐升高，反应剧烈程度依次减弱，生成气态氢化物的稳定性依次减弱②卤素单质间的置换反应实验操作实验现象化学方程式静置后，液体分层，上层无色，下层橙红色2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2静置后，液体分层，上层无色，下层紫红色2KI＋Br2===2KBr＋I2静置后，液体分层，上层无色，下层紫红色2KI ＋Cl 2===2KCl ＋I 2得出结论：Cl 2、Br 2、I 2三种卤素单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl 2＞Br 2＞I 2，相应卤素离子的还原性由强到弱的顺序是I －＞Br －＞Cl －。
元素性质的递变规律完整版课件
时 栏
素的性质主要指_原__子__半__径__、__主__要__化__合__价__、__金__属___性__、_
目 开
__非__金__属__性__、__第__一__电__离__能__、__电___负__性__等____。
关
(1)同周期主族元素的化合价规律：同一周期主族元
素的最高正价逐渐 升高 ，数值上等于 主族序数 ；
下列说法错误的是
()
A．第一电离能 Y 可能大于 X
本 课
B．气态氢化物的稳定性：HnY 大于 HmX
时 栏
C．最高价含氧酸的酸性：X 对应的酸的酸性强于 Y
目 开
对应的酸的酸性
关
D．X 和 Y 形成化合物时，X 显负价，Y 显正价
解析 据电负性 X>Y 可推知，原子序数 X>Y，由于 X、
Y 为同周期元素，故第一电离能 Y 一般小于 X，非金属
(1)键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成
___化__学__键___的电子称为 键合电子 。电负性用来描述不同元
本
素的原子对键合电子 吸引力 的大小。
课
时
(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引
栏 目
力 越大 。
开
关
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为 4.0 作为相对标准。
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 弱 ，
元素的化合价为 正值 。
本 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 强 ，
课 时
元素的化合价为 负值 。
栏 目
(3)判断化学键的类型
开 关
①如果两个成键元素间的电负性差值 大于 1.7，它们之间
高中化学鲁科版2019必修第二册学案13第2课时研究同主族元素的性质
第2课时研究同主族元素的性质[素养发展目标]1．以ⅠA族和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系，学会运用证据推理与模型认知的核心素养解决实际问题。
2．以宏观辨识与微观探析的视角学习金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
3．能设计实验探究同主族元素的非金属性及金属性强弱，培养科学探究与创新意识的化学学科核心素养。
碱金属元素原子结构和元素性质的递变关系1．碱金属元素原子结构的比较元素――――――――――→Li Na K Rb Cs相同点最外层上都只有1个电子递变性核电荷数逐渐增大电子层数逐渐增多原子半径逐渐增大2．碱金属元素单质的物理性质元素―――――――→Li Na K Rb Cs相似性颜色银白色(除Cs外) 硬度柔软导电导热性较好递变密度变逐渐增大[但ρ(K)<ρ(Na)]性化熔、沸点变化逐渐降低3．碱金属元素单质的化学性质元素Li Na K Rb Cs 相似性都是活泼金属，化合价为＋1价，单质都能与氧气、水等物质反应，最高价氧化物对应的水化物都有较强的碱性递变性与O2反应反应越来越剧烈，产物越来越复杂，Li生成Li2O；Na能生成Na2O和Na2O2；K能生成K2O2和KO2，Rb和Cs遇到空气会立即燃烧与H2O反应反应越来越剧烈，Na与水剧烈反应，K能发生轻微爆炸，Rb、Cs遇水则发生爆炸结论――――――――――――――――――――――――――――――――――――――――→Li Na K Rb Cs随着核电荷数增加，原子半径增大，失电子能力逐渐增强（钫是放射性元素，不予考虑）[问题探讨]1．元素周期表中ⅠA族元素全部是碱金属元素吗？提示：ⅠA族元素除H外均属于碱金属元素。
2．将钠投入到硫酸铜溶液中能否置换出铜？提示：不能。
钠很活泼，会先与溶液中的水反应。
[名师点拨](1)碱金属单质与水反应的通式：2R＋2H2O===2ROH＋H2↑(R代表碱金属单质)。
同周期同主族元素性质的递变实验教案
同周期同主族元素性质的递变实验教案教案一：同周期、同主族元素性质的递变实验，氧族元素的氧化性递变实验一、实验目的：1.了解同周期元素的氧化性递变规律；2.掌握进行同周期、同主族元素性质实验的实验方法和步骤；3.锻炼观察、记录、分析实验数据的能力。
二、实验器材：1.氧族元素样品：氧、硫、硒、碲；2.实验器皿：试管、试管夹、玻璃棒；3.实验试剂：氢氧化钠溶液、稀硫酸溶液。
三、实验步骤：1.实验前准备：将氧族元素样品准备好，并放置在实验台上，防止受潮氧化。
2.实验操作：（1）分别取一只试管，分别放入氧、硫、硒、碲样品；（2）依次将每种样品与少量氢氧化钠溶液混合，并用玻璃棒搅拌均匀；（3）记录下每个样品与氢氧化钠混合后的现象和观察结果；（4）再分别将每个样品与少量稀硫酸溶液混合，并用玻璃棒搅拌均匀；（5）记录下每个样品与稀硫酸混合后的现象和观察结果。
四、实验结果与分析：根据实验操作和观察结果，列出以下数据表格：元素，与氢氧化钠混合后的观察结果，与稀硫酸混合后的观察结果------，--------------，--------------氧，硫，硒，碲，根据数据表格，我们可以进行以下分析：1.与氢氧化钠混合后的观察结果：-氧（O）和硫（S）样品与氢氧化钠溶液混合后产生氧化物（氧气、硫化物）；-硒（Se）和碲（Te）样品与氢氧化钠溶液混合后没有明显反应。
2.与稀硫酸混合后的观察结果：-氧（O）样品与稀硫酸混合后没有明显反应；-硫（S）样品与稀硫酸混合后产生二氧化硫气体；-硒（Se）和碲（Te）样品与稀硫酸混合后产生二氧化硒和二氧化碲气体。
五、实验结论：通过本次实验，可以得出以下结论：1.同周期元素中，氧化性随原子序数的增加而增强。
2.同主族元素的氧化性一般是逐渐增强的。
六、教学总结：通过本次实验，学生不仅可以了解氧族元素的氧化性递变规律，还锻炼了观察、记录、分析实验数据的能力。
此外，本实验设计的操作步骤简单明了，适合学生自主操作，培养了学生的实践能力和动手操作技能。
元素性质的递变性规律
第二单元元素性质的递变规律【学海导航】元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
一、原子核外电子排布的周期性元素按原子序数递增的顺序依次排列时，原子的最外层上的电子数，由1（s1）到8（s2p6）,呈现出周期性变化。
相应于这种周期性变化，每周期以碱金属开始，以稀有气体结束。
元素的化学性质，主要取决于元素原子的电子结构，特别是最外层电子结构。
所以元素性质的周期性，来源于原子电子层结构的周期性。
根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d 区、ds区、f区。
二、元素第一电离能的周期性变化1、定义：从气态的基态原子中移去一个电子变成＋1价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅰ电离能。
常用符号I1表示。
M（g）→ M+（g）+ e-,＋1价气态阳离子移去一个电子变成＋2价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅱ电离能。
依次类推。
元素的第一电离能越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。
2、影响电离能的因素电离能的大小主要取决于原子的核电荷、原子半径及原子的电子构型。
一般说来，核电荷数越大，原子半径越小，电离能越大。
另外，电子构型越稳定，电离能也越大。
3. 电离能的周期性变化同周期中, 从左向右，核电荷数增大，原子半径减小, 核对电子的吸引增强, 愈来愈不易失去电子, 所以 I 总的趋势是逐渐增大。
但有些元素（如Be、Mg、N、P等）的电离能比相邻元素的电离能高些，这主要是这些元素的最外层电子构型达到了全充满或半充满的稳定构型。
同主族元素自上而下电离能依次减小。
但在同一副族中，自上而下电离能变化幅度不大，且不甚规则。
4.电离能与价态之间的关系失去电子后, 半径减小, 核对电子引力大, 更不易失去电子, 所以有: I1 < I2 < I3 < I4…., 即电离能逐级加大.三、元素电负性的周期性变化1、定义：电负性: 表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力. 元素的电负性越大，表示原子吸引成键电子的能力越强，该元素的非金属性也就越强；电负性越小，该元素的金属性越强。
元素周期律-化学键
概念
阴阳离子 间通过静 电作用所 形成的化 学键
原子间通 过共用电 子对所形 成的化学 键
金属离子 与自由电 子间的强 烈的相互 作用
成键 微粒
特征
阴、 阳 离 子
无无 饱方 和向 性性
原子
有有 饱方 和向 性性
金属离 无 无
子、自 由电子
饱方 和向 性性
形成 条件
影响因素
存在 范围
一般为活 泼金属与 活泼非金 属
D、 Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来。
5、已知短周期元素的离子。aA2＋、bB＋、cC3－、dD －都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是
A.原子半径 A＞B＞D＞C
B.原子序数 d＞c＞b＞a
C
C.离子半径 C＞D＞B＞A
D.单质的还原性 A＞B＞D＞C
6、“构—位—性”的相互关系
➢定
义： 原子间通过共用电子所形成的化学键
➢形成条件：非金属原子间
➢形成特征：有电子的偏移共用，没有电子得失 ➢成键粒子： 原子
➢成键结果：形成共价化合物或单质
氢分子的形成：
··
H ·＋ ·H → H H H﹣H（结构式）
共价键特点： 共用电子对不偏移，成键原子不显电性
氯化氢分子的形成：
H ·＋
·C····l: → H
··
C··l ··
··
H﹣Cl（结构式）
共价键特点： 共用电子对偏向氯原子，
氯原子带部分负电荷，氢原子带部分正电荷。
1.共价键的形成条件: 一般是非金属原子之间
如：H2 N2 HCl H2O HF 等均以共价键形成分子 电子式分别为：
用一跟短线表示一对共用电子对，表示如下：
高中化学_元素周期表的应用(第2课时)教学设计学情分析教材分析课后反思
鲁科版高一化学必修2第一章第三节元素周期表的应用第2课时预测同主族元素的性质§1-3 元素周期表的应用（第2课时）预测同主族元素的性质一、【教材分析】（一）知识脉络在学过原子结构、元素周期律和元素周期表之后，结合《化学1（必修）》中学习的大量元素化合物知识，通过对第3周期元素原子得失电子能力强弱的探究，整合ⅧA族元素及其化合物的性质，以及对金属钾性质的预测等一系列活动，归纳得出同周期、同主族元素的性质递变规律，体会元素在周期表中的位置、元素的原子结构、元素性质（以下简称“位、构、性”）三者间的关系，学会运用元素周期律和元素周期表指导化学学习、科学研究和生产实践。
（二）知识框架本节教学知识内容主要包括三个部分，即三个课时完成。
一是认识同周期元素性质递变外规律；二是预测同主族元素的性质递变规律分两个课时完成学习任务；三是“位、构、性”关系规律及应用。
本课时的是第二课时。
（三）与其它版本教材区别人教版教材是在元素周期表基础上，根据第ⅠA族和第ⅦA族元素性质的递变通过归纳得出元素周期律；而鲁科版教材则是在学过元素周期律和元素周期表之后，让学生根据原子结构理论预测第3周期、第ⅠA族和第ⅦA族元素原子得失电子能力的递变规律和金属钾性质，再通过自己设计实验去验证。
教材这样处理旨在培养学生的探究能力，引导学生学会运用元素周期律和元素周期表来指导化学学习和科学研究。
我认为这一点更符合学生认知规律。
（四）本课时地位和作用第二课时更是利用第一课时掌握的研究问题的方式方法的基础上，进一步探究同主族的规律，从而进一步完善元素周期表元素性质的相似性和递变性规律。
为第三课时研究“位、构、性”打下坚实基础。
二、【学情分析】本节是鲁科版《化学2（必修）》第一章《原子结构和元素周期律》第三节，元素周期表的应用。
本章第一节和第二节的内容主要介绍了原子结构、元素周期律和元素周期表的知识，学生已经掌握原子核外电子排布的规律和元素周期律的知识，认识了元素周期律是原子核外电子排布周期性变化的必然结果，元素周期表是周期律的具体表现形式，初步了解了元素周期表的意义和重要用途，知道了元素周期表是今后学习化学和进行科学研究的重要工具。
苏教必修二1.1.2元素周期律(第二课时)
专题一 第一单元教学案 原子核外电子排布与元素周期律元素周期律（第二课时）课程学习目标：（1）了解同一周期和同一主族元素性质的递变规律。
（2）掌握元素金属性和非金属性的变化规律、比较方法。
（3）掌握理解元素原子结构对元素性质的影响，并能尝试运用这一规律预测元素的性质。
（4）运用元素周期表，理解位置、结构、性质三者的关系，培养分析和推理能力。
（5）通过对元素周期表的学习，了解相关的实际应用，树立爱科学、用科学、为科学努力学习的高贵品质。
知识体系梳理：原子的最外层 原子半径 元素性质随 电子数从1个 主要化合价 原子序数的 增加到饱和 原子得失电子能力 递增而呈现 （2个或8个） 金属性和非金属性 周期性变化 的稳定结构 课前预习：一、我们以第三周期为例，通过实验探究元素的金属性和非金属性的递变规律。
科学探究：钠、镁、铝与水（或酸）的反应 金属镁与沸水的反应：（填表）镁、铝与盐酸的反应此处留白，学生填写预习中不明白的课前检测：1、同周期从左到右，金属性逐渐，非金属性逐渐。
2、11—17号元素最高化合价和最低化合价的变化规律是：。
3、元素周期律（1）定义：。
（2）实质：。
课程达标检测：1、X、Y、Z三种非金属元素具有相同的电子层数，它们的气态氢化物的稳定性强弱顺序是：HZ＞ H2Y ＞H3X，下列说法中正确的是（）A、原子序数： X＞Y＞ZB、非金属性：X＜Y＜ZC、原子半径： X＜Y＜ZD、离子半径：X3-＜Y2-＜ Z-2、已知HNO3的酸性强于H3PO4,则N元素的非金属性于P元素的非金属性。
3、已知：Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2,则Ca 元素的金属性强于镁元素的金属性。
4、元素的以下性质，随着原子序数的递增不呈现周期性变化的是（）A、化合价B、原子半径C、元素的得电子能力和失电子能力D、相对原子质量课后练习：1．下列递变规律正确的是 ( ) A．O、S、Na、K原子半径依次增大B．Na、Mg、A1、Si的还原性依次增强 C．HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强D．KOH、Ca(OH)2、Mg(OH)2、A1(OH)3的碱性依次增强2．下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是 ( )A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多C．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多D．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能.3．下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是 ( )A．Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多B．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强C．因为Na比K容易失去电子，所以Na比K的还原性强D．O与S为同主族元素，且O比S的非金属性强4．下列叙述正确的是( )A．同周期元素中，第ⅦA族元素的原子半径最大 B．现已发现的零族元素的单质在常温常压下都是气体C．第ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子D．所有的主族元素的简单离子的化合价与其族序数相等。
鲁科版高中化学必修二 元素周期表的应用 原子结构元素周期律课件(第2课时)
21.在以元第素Ⅶ周A族期为表例中，，请同根主据族同元主素族原元子素的结核构外和电特子点排预布测有什，么同特主点族？ 原子的得失电子能力如何变化？
原
子
半
同主族元素，从上到下，元素原子得电
径
逐 子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强。
渐
增
大ห้องสมุดไป่ตู้
一、同主族元素的性质 1．第ⅦA族元素性质的相似性和递变性
（1）最高价氧化物对应水化物酸性
物质 预测及其依据
实验方案 实验现象
实验结论
结果和结论
氯能置换出溴，溴能置换出碘 同主族元素最外层电子数相同，主要化合价相同；同主族元素 从上到下，随着原子核外电子层数增多，原子半径增大，原子核对 最外层电子的引力减小，元素原子得电子能力减弱。
探究思考
1.由第ⅦA族元素得出同主族元素性质既有相似性，也有递变性，这 对其它的主族而言适应吗？对同主族的金属元素适应吗？
2.第ⅠA族元素性质的相似性和递变性 (1)人们把__Ⅰ__A__族__中__的__金__属__元__素__L_i、__N_a_、__K__、__R_b_、__C_s_____等称为碱金属 元素。
3.请你观察钾元素在元素周期表中的位置，预测金属钾和其他碱金属 元素的性质。并设计实验验证。
(2)碱金属性质的相似性和递变性。
2.决定元素性质递变的本质原因是什么？ 同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，核电荷数依次递增。也就是说， 元素原子结构的递变决定了元素性质的递变。
同主族元素性质的预测
1.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？ 2.以第ⅦA族为例，请根据同主族元素结构和特点预测，同主族 原子的得失电子能力如何变化？
2.元素性质的递变规律 (1)元素原子半径的周期性变化。
元素周期表中元素性质的递变规律
原子半径依次增大
失电子能力依次增大
金属性依次增强
得 电 子 能 力 依 次 增变规律
元素性质
同周期元素（左→右）
同主族元素
（上→下）
最外层电子数
逐渐增多（1e→8e）
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
主要化合价
最高正价逐渐增大
（＋1→＋7）
最低负价＝－(8－主族 序数)
最高正价、最低负 价相同
最高正价＝主族序 数
最高价氧化物对 碱性逐渐减弱，酸性逐 酸性逐渐减弱，碱
应水化物酸碱性
渐增强
性逐渐增强
非金属元素气态 氢化物的稳定性
元素的金属性和 非金属性
逐渐增强
金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强
逐渐减弱
非金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强
非金属性依次增强
得电子能力依次增大
金 属 性 依 次 增 强
失 电 子 能 力 依 次 增 大
原 子 半 径 依 次 增 大
原子半径依次减小 原 子 半 径 依 次 减 小
同主族元素性质递变
10. 第三周期中半径最大原子
N 11.最高价氧化物对应的水化物与其气态氢化物反应生成盐的是____ Li 12.最轻的金属是＿＿＿＿＿＿
2.镭是周期表中第七周期第ⅡA的元素，下 列关于镭的性质的叙述中，不正确的是 （ B ） A.在化合物中呈现+2价 B.氢氧化物显两性 C.单质能够与水剧烈反应生成氢气 D.碳酸盐难溶于水
卤族元素单质与氢气化合的反应条件
F2 反应条件 暗处 爆炸 Cl2 Br2 I2
光照或 点燃
剧烈 稳定
加热 缓慢
较稳定
不断 加热
缓慢 不稳定 易分解
反应程度
氢化物的 很稳定 稳定性
练习
1.下列说法不符合递变规律的是（ D ） A 、F2 、 Cl2、 Br2、 I2的氧化性逐渐减弱
B 、F— 、 Cl —、 Br —、 I — 的还原性逐渐增强
最值填空
1. 2. 3. 4. 5.
6.
7. 8. 9.
金属性最强的元素（不包括放射性元素）是 Cs ； F 最活泼的非金属元素是 ； Cl 最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元素是 ； 最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素（不包括放射性元素 Cs 。 是 HF 最稳定的氢化物是 短周期中原子半径最大的元素(除稀有气体) Na 短周期中原子半径最小的元素(除稀有气体) 短周期中金属性最强的元素 短周期中非金属性最强的元素 Na F 半径最小原子 H
A.锂、钠、钾元素的原子核外电子层数随着 核电荷数的增加而增多
B.第2周期元素从锂到氟，得电子能力逐渐增 强 C.因为钠比钾容易失去电子，所以钠比钾的 还原性强 D.O与S为同主族元素，且O比S的得电子能 力强
小结
元素周期表中每一周期、每一主族 的元素，其性质总是呈现规律性的 变化，所以元素周期表是我们学习 化学的重要工具，也成为化学家的 得力工具，为研究物质结构，发现 新元素，寻找新材料提供了很多有 价值的指导。
元素性质的递变规律
ⅢＡ－ ⅦＡ
０族 1S2
2S22p1 －5 3S23p1 －5 4S24p1 －5 5S25p1 －5 6S26p1 －5
2S22p6 3S23p6 4S24p6 5S25p6 6S26p6
s d ds
p
f
按照电子排布，可把周期表的元素划分为5 按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个 ds区 区：s区、d区、ds区、p区、f区。
外围电子排布 Ｂ－Ⅱ ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ － － 1S1
－ ２S1－2 － ３S1－2 － ４S1－2 － ５S1－2 － ６S1－2 － ３d1－9 4s2 － 4d1－9 5s2 － 4f1－14 － 5d1－10 － 3d104s1－2 － 4d105s1－2 － 5d106s1－2
【规律总结】 规律总结】
1、周期数=电子层数 、周期数 电子层数 2、主族元素： 、主族元素： 族序数=原子的最外层电子数 原子的最外层电子数=价电子数 族序数 原子的最外层电子数 价电子数 副族元素： 副族元素： 大多数族序数=（ 大多数族序数 （n-1)d+ns的电 子数 价 的电 子数=价 电子数 族序数=原子的最外层电子数 ⅠB、ⅡB族序数 原子的最外层电子数 、 族序数
ⅢＡ－ ⅦＡ
０族 1S2
2S22p1 －5 3S23p1 －5 4S24p1 －5 5S25p1 －5 6S26p1 －5
2S22p6 3S23p6 4S24p6 5S25p6 6S26p6
周 期 １ ２ ３ ４ ５ ６
元 素 数 目 2 8 18 18 32 32
外围电子排布 Ｂ－Ⅱ ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ － － 1S1
～ (n－1)d10ns1～2 － 价层电子构型是 ， 即次外层d 即次外层d轨道是充满的，最外层
第二单元元素性质的递变规律
观察思考：为什么钠元素的常见价态为+1价， 镁元素的为+2价，铝元素的为+3价？ 化合价与原子结构有什么关系？
三. 电负性 1、电负性的概念： 、电负性的概念：
电负性是元素的原子在化合物中 能力的标度。 的 吸引电子能力的标度。元素的电负 性越大， 性越大，表示其原子在化合物中吸引 电子的能力越强。 电子的能力越强。
• 1. 从元素原子的第一电离能数据的大小可以 判断出（ c ） A、元素原子得电子的难易 B、元素的主要化合价 C、元素原子失电子的难易 D、核外电子是分层排布的 • 2.下列元素中，第一电离能最小的（ A ） A、 K B、 Na C、P D、Cl
应用
电离能与元素的化合价
（化合价是元素性质的一种体现）
区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号 区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号
各区元素特点
包括元素 价电子排布 化学性质 ⅠA、ⅡA族 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1、ns2 活泼金属 ns2np1～6 p区 ⅢA～ⅦA族 大多为非金属 ⅢA～ⅦA族 d区 ⅢB～Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2 过渡元素 ⅢB～ ds区 ⅠB、ⅡB族 ds区 ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 过渡元素 － f区 镧系和锕系 (n – 2)f (n－1)d ns 过渡元素
2、1—6周期元素原子弹外围电子排布
周期 元素 外围电子排布 最多可容纳的 ⅠA族 数目 ⅠA族 0族 外围电子数 1 2 1s1 1s2 2 2 8 2s1 2s22p6 8 8 3 8 3s1 3s23p6 18 4s1 4s24p6 4 8 5 8 18 5s1 5s25p6 6 6s1 6s26p6 32 8
解疑答惑
• Mg(1s22s22p63s2)正处于全满状态，能量较 低，比较稳定，所以不易失去电子。 同理分析：P和S 同理分析： 和 P(1s22s22p63s23p3)半满状态，比较 稳定，所以不易失去电子。
实验活动 探究同周期、同主族元素性质的递变
实验活动探究同周期、同主族元素性质的递变【实验目的】1．加深对同周期、同主族元素性质递变规律的认识。
2．体会元素周期表和元素周期律在学习元素化合物知识中的重要作用。
【实验仪器】试管、试管夹、试管架、量筒、胶头滴管、酒精灯、白色点滴板、镊子、砂纸、火柴。
【实验药品】镁条、新制的氯水、溴水、NaBr溶液、NaI溶液、MgCl2溶液、AlCl3溶液、1 mol·L—1NaOH溶液、酚酞溶液。
【实验步骤】1．同主族元素性质的递变（1）在点滴板的3个孔穴中分别滴入3滴NaBr溶液、NaI溶液和新制的氯水，然后向NaBr溶液和NaI溶液中各滴入3滴新制的氯水，观察到的现象是滴入浅黄绿色的氯水后，NaBr溶液呈橙色，NaI溶液呈褐色。
化学方程式：2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2，2NaI＋Cl2===2NaCl＋I2。
（2）在点滴板的两个孔穴中分别滴入3滴NaI溶液和溴水，然后向NaI溶液中滴入3滴溴水，观察到的现象是溶液变褐色。
化学方程式：2NaI＋Br2===2NaBr＋I2。
结论：卤素单质的氧化性：Cl2>Br2>I2。
卤族元素的非金属性：Cl>Br>I。
2．同周期元素性质的递变（1）钠、镁与水的反应①向盛有冷水的烧杯中加入一块绿豆粒大小的钠块，用砂纸打磨掉镁条表面的氧化物，向盛有冷水的试管中加入一小块已用砂纸打磨好的镁条，并分别滴入3滴酚酞溶液，观察到烧杯中钠浮在水面上，熔成小球，四处游动，发出响声，溶液变红色，试管内镁条表面产生少量气泡，镁条周围溶液变为浅红色。
化学方程式：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑、Mg＋2H2O===Mg（OH）2＋H2↑。
②向一支试管加入少量冷水，并加入一小块已用砂纸打磨好的镁条，用酒精灯加热至沸腾，滴入3滴酚酞溶液，然后观察到的现象是有较多的无色气泡冒出，溶液变为浅红色。
结论：与水反应的剧烈程度：Na>Mg，金属性：Na>Mg。
化学必修二第二节 元素金属性、非金属性周期性变化规律
二．元素金属性、非金属性周期性变化规律元素的金属性是指元素的原子 电子的能力；元素的非金属性是指元素的原子 电子的能力。
1．碱金属元素 （1）原子结构特点相同点：碱金属元素原子的 相同，都为 。
递变性：从Li 到Cs ，碱金属元素的原子结构中， 依次增多，原子半径依次 。
根据教材实验，完成下表相似性：都能与O 2和H 2O 发生 反应，都有强 。
递变性： 比 的还原性更强，更易与O 2和H 2O 反应。
有关反应方程式：①与O 2反应：锂与氧气反应： 钠在不同条件下与O 2反应：常温下： 加热(或点燃)：小结：从Li 到Cs 在空气中燃烧其产物越来越复杂。
②与水反应：钠与水反应： 钾与水反应： （3）碱金属的物理性质根据教材表1－1碱金属的主要物理性质，归纳碱金属的物理性质的相似性和递变性：相似性：除 略带金色光泽外，其余的都呈 色；它们的质地都比较 ，有 性；密度都比较 ，熔点都比较 ，导电性和导热性 。
递变性：随着核电荷数的增多，碱金属的密度逐渐 （钠除外），熔、沸点逐 。
2．卤族元素卤族元素包括 、 、 、 、5种元素，它们位于元素周期表的第 纵行，属于第 族。
（1）原子结构特点相同点：卤族元素原子的 相同，都为 。
递变性：从F 到I ，卤族元素原子的 增多，原子半径 。
阅读教材的资料卡片，归纳卤素单质物理性质的变化规律：单质的颜色逐渐 ，密度逐渐 ，熔、沸点逐渐 。
（3）．卤族元素的化学性质 ①卤族单质与氢气的反应②卤素单质间的置换反应思考：1．以上卤素单质的置换反应中用三组实验来说明（1）元素性质的影响因素元素的性质主要与原子核外电子的排布，特别是与 有关。
（2）同主族元素性质的递变规律同主族元素从上到下原子核外电子层数 ，原子半径 ，失电子能力 ，得电子能力 ，金属性 ，非金属性 。
4．元素金属性和非金属性的周期性变化 (1)钠、镁、铝金属性强弱的比较[实验探究]钠、镁、铝与水(或酸)反应的剧烈程度逐渐 ，置换出氢越来越 ；最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐 ，因此元素的金属性逐渐 。
综合实验 同周期 同主族元素性质的递变
综合实验1 同周期、同主族元素性质的递变实验目的：1．结合所学知识了解实验方案的意义，巩固对同周期、同主族元素性质递变规律的认识。
2．掌握常见药品的取用、液体的加热以及萃取等基本操作。
3．能准确描述实验现象，并根据现象得出相应结论。
实验原理：同周期元素从左到右，金属性渐弱，非金属性渐强。
同主族元素从上到下，非金属性渐弱，金属性渐强。
元素金属性的强弱可以从元素的单质跟水或酸溶液反应置换出氢气的难易，或由元素最高氧化物对应水化物——氢氧化物的碱性强弱来判断；元素非金属性的强弱可以从元素最高氧化物水化物的酸性强弱，或跟氢化合生成气态氢化物的难易以及氢化物的稳定程度来判断，另外也可以由非金属单质是否能把其它元素从它们的化合物里置换出来加以判断。
实验器材：仪器：试管、小烧杯、酒精灯、胶头滴管、试卷夹。
试剂：钠块、镁条、铝片、氯水（新制）、溴水、氯化钠溶液、溴化钠溶液、碘化钠溶液、稀盐酸（1mol/L）、酚酞试液其它材料：镊子、滤纸、砂纸、玻璃片、火柴（或打火机）。
实验步骤1．同周期元素性质的递变（1）取100mL小烧杯，向烧杯中注入约50mL水，然后用镊子取绿豆大小的一块钠，用滤纸将其表面的煤油擦去，放入烧杯中，盖上玻璃片，观察现象。
反应完毕后，向烧杯中滴入2~3滴酚酞试液，观察现象。
（2）取两支试管各注入约5mL的水，取一小片铝和一小段镁带，用砂纸擦去氧化膜，分别投入两支试管中。
若前面两支试管反应缓慢，可在酒精灯上加热，反应一段时间再加入2~3滴酚酞试液，观察现象。
（3）另取两支试管各加入2mL 1mol/L盐酸，取一小片铝和一小段镁带，用砂纸擦去氧化膜，分别投入两支试管中，观察现象。
2. 同主族元素性质的递变（1）在三支试管里分别加入约3 mL氯化钠、溴化钠、碘化钠溶液，然后在每一支试管里分别加入新制备的氯水2mL，观察溶液颜色的变化。
再各加入少量四氯化碳，振荡试管，观察四氯化碳层的颜色。
（2）在三支试管里分别加入约3 mL氯化钠、溴化钠、碘化钠溶液，然后在每一支试管里分别加入溴水2mL，观察溶液颜色的变化。
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原子结构 原子序数= 核电荷数 电子层数 金属性、非金属 最外层电子数 性强弱
原子结构决定元素在周期表 (主族)最外层电子数 主族序数=最外层电子数 = 最高正价数 中的位置和性质。元素在周 8 －最外层电子数= 最低负价数 期表中的位置，反映了元素 同位素－化学性质相同 表中位置 元素性质 的原子结构和元素的性质。
注:氟元素无最高价氧化物及其水合物，因为氟 元素无正化合价
3.下列性质的递变中，正确的是
A.O、S、Na的原子半径依次增大
( AB )
B.LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增强
C.HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强 D.HCl、HBr、HI的还原性依次减弱
4.某元素X的原子序数为52，下列叙述正确
金属性减、非金属性增 金属性增、非金属性减
最高正价+1→+7 最高价氧化物对应的 碱性逐渐减弱 水化物酸碱性 酸性逐渐增强 形成：难→易 非金属元素气态氢 化物的形成与稳定性 稳定性：弱→强
最高正价=族系数 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱
形成：易→难 稳定性：强→弱
思考与交流
你能理解“位(位置)—— 构(结构)——性(性质)”三者之 间的关系吗？
密度
1.69g\L (15℃) 3.214 g\L (0℃) 3.119 g\cm3 (20℃) 4.93 g\cm3
熔点℃
-101
沸点℃
-188.1 -34.6
F2 Cl2
Br2 I2
变化 规律
-7.2 113.5
58.78 184.4
依次加深
依次升高 依次升高 依次升高
2、卤族元素单质与氢气化合的反应条件
F2 反应条件 反应程度 氢化物的 稳定性
表现为： （1）卤素单质与H2化合的难易关系：F2 >Cl2> Br2> I 2 (2)卤化氢的稳定性关系：HF > HCl > HBr > HI
Cl2 光照或 点燃 剧烈 稳定
Br2 加热 缓慢 较稳定
I2 不断加 热 缓慢
暗处
爆炸 很稳定
不稳定 易分解
3、卤素间的相互置换 (1) Cl2＋ 2Br－ ===== 2Cl－＋Br2 (2) Cl2＋ 2I－ ===== 2Cl－＋I2 (3) Br2+ ２I－ ===== ２Br－＋I2 思考：根据上述实验，排出Cl2、Br2、I2的 氧化性强弱顺序及Ｃｌ－、Ｂｒ－、Ｉ－的还 原性强弱顺序
的是
A.X的主要化合价是-2、+4、+6
( AD)
B.X可以形成稳定的气态氢化物
C.X的最高价氧化物对应水化物的酸性 比HBrO4的酸性强 D.X原子的还原性比碘原子强
5.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 ( AC ) A.铍的原子半径大于硼的原子半径 B.氯化铍化学式中铍原子的最外层电子 数是8* C.氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱 D.单质铍跟冷水反应产生氢气
A．n = m+1
C．n = m + 25
B．n = m + 11
D．n = m + 10
例题5：X、Y两元素处于同一主族相邻周期，则X、 Y两元素的原子序数相差不可能为下列哪一数值 ( ) A．2 B．8 C．10 D．18 例题6：第114号元素是化学家和物理学家很感兴趣 的元素，试推测此元素在周期表中的位置 ( ) A．第八周期ⅢA族 B．第六周期ⅤA族 C．第七周期ⅣB族 D．第七周期ⅣA族
特性
碘遇淀粉显蓝色。 氟气和水的反应：
2F2 +2H2O=4HF+ O2
小结
• 对ⅦA族元素原子从上到下，电子层数依 次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐 增强，得电子能力逐渐减弱。其单质的熔、沸 点在依次的增大。
对其它的主族而言适应吗？
碱金属元素
碱金属元素原子结构 化学性质 决定 原子结构
1.相同点：原子最 外层电子都只有一 个电子。
2.递变规律：Li Cs ， 电子层数递增，原子半 径渐大，核对最外层电 子的引力下降。
都易失电子， 具强还原性。 Li Cs越来 越容易失电 子，还原性 逐渐增强。
请您小结
同一主族元素的金属性和非金属性变化有何规律？ 自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性 逐渐减弱。 试用结构观点解释为什么有这样的变化规律： 同一主族元素，最外层电子数相同。自上而下， 电子层数增多，原子半径增大，失电子的能力逐渐 增强，得电子的能力逐渐减弱。
原子半径依次增大
表格
元素 最外层 电子数 氟（F） 氯（Cl） 溴（Br） 碘（I） 7 0 -1 HF 7 +7 -1 HCl 7 +7 -1 HBr 7 +7 -1 HI
最高化 合价
最低化 合价 气态氢 化物
最高价 含氧酸
无
HClO4
HBrO4
HIO4
1、卤素单质物理性质的递变
单质 色态
淡黄绿色 气体 黄绿色 气体 深红棕色 液体 紫黑色 固体
D ⑹ 元素主要化合价由______决定
D ⑺ 元素的化学性质主要由______决定 D ⑻ 价电子通常是指_______
填空
元素的性质 原子序数 （1）定义：____________随着原子________ ___________________________ 的 规 律 叫 做 元 的递增而呈现周期性的变化 素周期律。 （2）内容：元素性质的周期性变化主要体现在 原子核外电子排布的周期性变化 原子 _________________________、_____ 半径的周期性变化 元素主要化合价的 ________________、______________ 周期性变化 ___________等方面。 元素 （3）实质：元素性质周期性变化是由于______ 的原子核外电子排布的周期性变化 ___________________________周期性 变化的必然结果。
鲁科版普通高中课程标准实验教科书
化学2（必修）
第一章
第三节 元素周期律的应用(2)
认识同主族元素性质的递变规律
复习回顾：
同一周期元素的金属性和非金属性变化有何规律？
从左向右，元素的金属性逐渐减弱，非 金属性逐渐增强。
试用结构观点解释为什么有这样的变化规律： 同一周期元素，电子层数相同。从左向右，核 电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减
例1：下列各组元素性质递变情况错误的是（ C ）
A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高 C．B、C、N、O、F 原子半径依次增大 D．Li、Na、K、Rb 的金属性依次增强 例2 ：某元素的气态氢化物化学式为H2R，此元素 最高价氧化物对应水化物的化学式可能为 （ B ） A．H2RO3 C．HRO3 B．H2RO4 D．H3RO4
A. 酸性强弱: HClO4 > H2SO4 > H3PO4 > H4SiO4
B. 原子半径大小: Na > S > O
C. 碱性强弱: KOH > NaOH > LiOH D. 还原性强弱: F- > Cl- > I8、下列各组中，属于同位素的是：（
D
）
A．H2、D2、T2 B 金刚石和足球烯C60 C。H2O和D2O D
16O和18O
结论：
氧化性：Cl2＞Br2＞I2 还原性：Ｉ－＞Ｂｒ－＞Ｃｌ－
小结
卤素原子结构的相似性，决定了单质化学性质的
相似性。
与金属反应，生成卤化物。 与氢气反应，生成卤化氢。 与水反应，生成卤化氢和次卤酸。
卤素原子结构的差异性，决定了单质化学性质的
差异性和递变性
与氢反应的能力渐弱 氢化物的稳定性渐弱 与水反应的能力渐弱
在周期表中元素原子的变化规律
元素原子序数依次增加，原子半径逐渐减小
元素原子失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强
原 子 序 数 递 增 原 子 半 径 增 大 元 素 原 子 得 电 子 能 力 减 弱 。 元 素 原 子 失 电 子 能 力 增 强 ，
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA B Al Si Ge As Sb Te Po ⅥA ⅦA 0
弱，得电子的能力逐渐增强。
在周期表中的变化规律
元素原子序数依次增加，原子半径逐渐减小
元素原子失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强
二、预测同主族元素的性质
1、ⅦA族元素
（1） ⅦA族元素的原子结构
原子结构
最外层7个电子 核电荷数递增
决定
性质
易得一个电子， 具氧化性 得电子能力逐 渐减弱
电子层数递增
H、C、O、F、Na
2、用A表示质子数，B 中子数，C 核外电子数，
D 最外层电子数，E 电子层数 填写下列各空： AB ⑴ 原子(核素)种类由_____决定 A ⑵ 元素种类由_____决定 B ⑶ 元素同位素由 _____决定
DE ⑷ 元素在周期表中的位置由______决定
AE ⑸ 元素的原子半径由_______决定
周期数= 电子层数
1、F 同主族 没有正价，O 通常不显示正价； 递变性(从上至下,金属性增强,非金属性减弱) 2、金属元素只有正化合价而无负价。
同周期 递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强)
相似性
元素周期表及元素周期律的三大意义
⑴ 学习和研究化学的规律和工具 ⑵ 研究发现新物质
预言新元素，研究新农药，寻找新的半 导体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料、寻 找新的矿物质。
例题3：周期表前20号元素中，某两种元素的原子序
数相差3，周期数相差1，它们形成化合物时原子
数之比为1∶2。写出这些化合物的化学式是_____