探究同周期元素金属性的递变规律

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化学：1.3.1《认识同周期元素性质的递变规律》15009

14Si
15P
16S
17Cl
P2O5 对应最高价氧化物 SiO2 最高价氧化物的水 H SiO H PO 4 4 3 4 化物
SO3
Cl2O7
H2SO4 HClO4
最高价氧化物对应水化物酸性强弱
弱酸
中强酸强酸最强酸逐渐增强加热加热点燃或光照 HCl
单质与H2反应条件高温
气态氢化物及稳定性结论
元素原子失电子能力（金属性）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。
实验探究
同时完成学案表格
钠、镁、铝失电子能力比较试剂：酚酞溶液，PH试纸，面积相同的镁条和铝条，MgCl2溶液，金属钠（切成小块），盐酸（1mol/L），NaOH溶液，AlCl3溶液，蒸馏水. 仪器：烧杯，试管，玻璃片，酒精灯，试管夹。
结论
镁与盐酸反应迅速，并放出反应缓慢气泡
强碱
中强碱
两性氢氧化物
失电子能力（金属性）逐渐减弱
方法导引
元素原子得电子能力的强弱，可以采用下列方法间接判断： 1、元素单质与氢气化合的难易程度，一般说来，反应越容易进行，元素原子得电子的能力越强。 2、比较气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，元素原子得电子的能力越强。 3、比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。一般说来，酸性越强，元素原子得电子的能力越强。
金属非金属
≥4 易得e-(8-n个)
一、认识同周期元素性质的递变

高一化学认识同周期元素性质的递变规律

根据单质与H2反应的难易程度可以说明M比N的非金属性强,故③对；例如,Na比Al易失电子,即Na的失电子能力强于
左下方的元素,其金属性就愈强。 Al,但失电子数目Na比Al少；
碱性:NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
(2)最高价氧化物的水化物的碱性愈强,金属性则 (3)单质与水或酸反应置换氢的难易,愈易则金属性愈强。
律
1.规律同周期由左到右,元素的原子得电子能力_增__强___, 失电子能力_减__弱__。
一、同周期元素原子结构与性质的递变规律
项目
同周期(从左到右稀有气体除外)
最外层电子数
由1逐渐增加到7
主要化合价最高正价＋1→＋7,负价－4→－1
原子半径
逐渐减小(稀有气体元素除外)
原子得、失电子能力
解析: C、N、O、F属同一周期的元素,且原子序数依次增大,原子半径逐渐减小,得电子能力依次增强；
1.判断元素金属性强弱名师点拨: 解答本题应抓住以下两点:
名师点睛: O、F两元素常见化合价无正价,最高正价≠最外层电子数,也无最高价氧化物及其水化物。
(1)在元素周期表中的相对位置,在周期表愈位于由于F无正化合价,所以第2周期元素的最高化合价不符合W<X<Y<Z。
二、硅、磷、硫、氯得电子能力的比较
1.单质与H2化合的难易程度为:_S_i_<_P_<_S_<_C__l2_。 2.生成气态氢化物的稳定性强弱顺序为： _S_i_H_4_<_P_H__3<_H__2_S_<_H_C__l。 3.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱顺序为： _H_3_P_O__4_<_H_2_S_O__4<_H__C_l_O_4_。 4.硅、磷、硫、氯得电子能力的强弱顺序为： _C_l_>_S_>_P_>__S_i 。

2020-2021学年高一下学期化学人教版必修2实验汇编(1)元素周期律探究实验

2020-2021学年高一化学人教版必修2实验汇编（1）元素周期律探究实验学校：___________姓名：___________班级：___________考号：___________一、单选题1.通过下列实验可以比较出卤素单质氧化性的强弱。

下列说法错误的是( )A.4CCl 起到萃取、富集2I 的作用 B.a 中下层无色，说明转化为I -C.步骤Ⅱ中发生反应的离子方程式为22Br 2I I 2Br --++D.依据a 、b 中现象，可以证明2Cl 的氧化性比2Br 强二、填空题2.某同学为探究元素周期表中元素性质的递变规律，设计了如下系列实验。

Ⅰ.(1)将钠、钾、镁、铝各1 mol 分别投入到足量的同浓度的盐酸中，试预测实验结果：________________与盐酸反应最剧烈，____________与盐酸反应产生的气体最多。

(2)向2Na S 溶液中通入氯气出现黄色浑浊，可证明非金属性：Cl____________S(填“>”或“<”)，反应的离子方程式为__________________。

Ⅱ.利用如图装置可验证同主族元素非金属性的变化规律。

(3)仪器A 的名称为____________，干燥管D 的作用为____________________。

(4)若要证明非金属性：Cl>I ，C 中为淀粉—碘化钾混合溶液，B 中装有4KMnO 固体，则A 中试剂为______________________，观察到C 中溶液________________(填现象)，即可证明。

从环境保护的观点考虑，此装置缺少尾气处理装置，可用___________________溶液吸收尾气。

(5)若要证明非金属性：C>Si ，则在A 中加盐酸，B 中加3CaCO ，C 中加23Na SiO 溶液。

观察到C 中溶液________________(填现象)，即可证明。

但有的同学认为盐酸具有挥发性，HCl 可进入C 中干扰实验，应在两装置间添加装有____________溶液的洗气瓶除去。

鲁教版高中化学必修二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教案教学设计

第1课时认识同周期元素性质的递变规律一、同周期元素原子失电子能力的比较 1．钠、镁、铝失电子能力强弱(1)实验①中，钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，反应后溶液加酚酞变红色。

该实验说明钠与冷水反应剧烈，反应的化学方程式为2Na ＋2H 2O===2NaOH ＋H 2↑。

(2)实验②中，加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。

该实验说明镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg ＋2H 2O=====△Mg(OH)2↓＋H 2↑。

(3)实验③和④中的两支试管内都有无色气泡产生，但实验③中试管放出气体的速率较快。

反应的化学方程式为 Mg ＋2HCl===MgCl 2＋H 2↑； 2Al ＋6HCl===2AlCl 3＋3H 2↑。

(4)结论：钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序为Na＞Mg＞Al。

钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3。

钠、镁、铝的失电子能力由强到弱的顺序为Na＞Mg＞Al。

2．同周期元素原子失电子能力的递变规律在同一周期中，各元素原子的核外电子层数相同，但从左到右核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，原子核对外层电子的吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。

例1研究表明，26Al可以衰变为26Mg，下列比较这两种元素金属性强弱的方法正确的是( )A．比较这两种元素单质的硬度和熔点B．在AlCl3和MgCl2溶液中分别滴加少量的NaOH溶液C．将打磨过的镁条和铝片分别与热水作用，并向其中滴入酚酞溶液D．将空气中放置已久的26Al、26Mg的单质分别与热水作用答案 C解析通过比较两单质分别与水(或非氧化性酸)反应的剧烈程度或比较Al(OH)3和Mg(OH)2碱性强弱，进而判断Mg、Al的金属性强弱。

元素周期表中同周期同主族元素性质递变规律

1、元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律:(熟记)
性质
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
电子层结构
原子半径
失电子的能力
得电子的能力
金属性
非金属性
主要化合价
最高氧化物对应水化物的
碱性
酸性
气态
氢化物
形成难易程度
稳定性
阴离子的还原性
2、金属性或非金属性的强弱判断依据
金属性强弱
非金属性强弱
与水或酸反应,置换出的易难
与H2化合的易难及生成氢化物稳定性
最高价氧化物水化物强弱
最高价氧化物水化物强弱
活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属
活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质
阳离子氧化性强的为不活泼金属,氧化性弱的为活泼金属
阴离子还原性强的其元素非金属性弱,
阴离子还原性弱的其元素非金属性强
原电池中为活泼金属,正极较不活泼金属
2.寻找所需物质
在能找到制造半导体材料,如;
在能找到制造农药的材料,如
在能找到作催化剂,耐高温,耐腐蚀的合金材料。
4、化学键
(1)化学键就是指:。
(2)化学反应的实质就是指:。
(3)离子键与共价键比较
项目
离子键
共价键
概念
成键微粒
成键元素
一般就是活泼金属元素与活泼非金属元素原子间得失电子能力差别较大(特例铵盐)
同种或不同种的非金属元素间原子未达到饱与状态,不易得失电子
存在范围
离子化合物(碱、盐、活泼金属氧化物)
单质,共价化合物、离子化合物(碱、含氧酸盐、铵盐等)
与性质的关系
一般离子键越强,离子化合物的熔、沸点越高,溶解度越小。

认识同周期元素性质的递变规律

氢化物的水溶液显中性，硫的气态氢化物的水溶液显酸性，故
D不正确。只有选项B符合题意。
4．ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ2012·福州高一检测)现有甲、乙、丙三种元素，其原子
序数都不超过20。有关信息如下：
下列关于甲、乙、丙元素相关的分析正确的是( A．甲的单质难溶于水 B．乙的气态氢化物遇湿润的pH试纸变红色或蓝色 C．丙的最高价氧化物对应的水化物是强碱 D．丙的单质与冷水剧烈反应
⑤项中HClO不是氯元素对应的最高价含氧酸；⑥项的非金属单
质在相同条件下与变价金属反应，产物中变价金属的价态越高，说明非金属元素原子得电子能力越强；⑦项是作为氧化剂的非金属单质在水溶液中置换另一种非金属单质；⑧项是利用元素在周期表中的相对位置进行判断的；⑨项是比较简单非金属阴
离子的还原性强弱，简单非金属阴离子的还原性越强，对应非
Al，D错误。
【误区警示】解答本题时容易出现的错误一是混淆同周期元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性变化规律，二是忽略各个周期中金属、非金属元素数目而造成误选。
6．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+>Z2C．同族元素中Z的氢化物稳定性最高 )
2．已知H2S+Cl2====S↓+2HCl，4NH3+3O2====2N2+6H2O，据此能否确定N和O、S和Cl的非金属性强弱？提示：能。H2S+Cl2====S↓+2HCl说明单质的氧化性Cl2＞S； 4NH3+3O2====2N2+6H2O说明单质的氧化性O2＞N2，故非金属性Cl ＞ S， O＞ N。

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。

第3节+第1课时+认识同周期元素性质的递变规律课件+高一下学期化学鲁科版(2019)必修第二册

【深化拓展】
同周期主族元素从左到右性质的变化规律
比较的内容电子层数
原子结构最外层电子数原子半径
主要化合价
失电子能力元素性质得电子能力
金属性非金属性
变化规律相同依次增大逐渐减小最高化合价由+1→+7(氧、氟除外) 最低化合价由-4→-1 逐渐减弱逐渐增强逐渐减弱逐渐增强
比较的内容
判断依据
结论
单质与氢气化合的难易程度及生成气态氢化物的稳定性最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
非金属单质的氧化性
与氢气化合越容易,生成的气态氢化物越稳定,非金属性越强酸性越强,对应元素非金属性越强非金属单质的氧化性越强,对应元素非金属性越强
元素的原子对应阴离子的还原性
阴离子的还原性越强,对应非金属元素的非金属性越弱
【知识铺垫】 1.同周期元素自左向右元素原子的电子层数相同,核电荷数逐渐增大,原子核对外层电子的吸引力逐渐增强,原子得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱。 2.可以通过单质与水(或酸)反应的剧烈程度判断元素原子失电子的能力。 3.元素原子得失电子的能力与原子的最外层电子数、核电荷数和电子层数都有关系。
选项 A B C D
事实与冷水反应,Na比Mg剧烈 Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2
氧化性:HClO>H2CO3 热稳定性强弱:HBr>HI
推论金属性:Na>Mg 金属性:Ca&g(双选)(2021山东德州高一期末改编)已知短周期元素W、X、Y、Z,原子序数依次增大,最外层电子数之和为15。X、Y、Z为同周期相邻主族元素, 且均不与W同族。下列结论正确的是( BC ) A.原子半径大小为W>X>Y>Z B.元素W、X的简单离子具有相同的电子层结构 C.元素Y的主族序数与周期数相同 D.元素Z的最高价氧化物的水化物酸性强于磷酸

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。

元素周期表规律总结(同一主族,对角线规则)

Al3+／Al，-1.66V）。

②铍和铝经浓硝酸处理都表现钝化，而其它碱土金属均易与硝酸反应。

③铍和铝都是两性金属，既能溶于酸也能溶于碱。

④氢氧化物均为两性，而其它碱土金属氢氧化物均为碱性。

⑤BeO和Al2O3都有高熔点和高硬度。

⑥铝和铍的氯化物是共价分子，能通过氯桥键形成双聚分子，易升华、易聚合，易溶于有机溶剂。

3、硼和硅的相似性。

B和Si虽是不同族元素，在周期表中处于相邻族的对角位置，由于离子极化作用相近(Si4+电荷高一些，但半径大；B3+电荷低一些，但半径小)，性质上有许多相似之处。

①单质晶体都是高熔点原子晶体；与键强度相关。

②在自然界均以含氧化合物存在。

③卤化物都彻底水解，生成含B─O，Si─O键的化合物（硅酸、硼酸）④都有一系列氢化物，氢化物均有挥发性，不稳定。

⑤含氧酸都是弱酸，含氧酸盐都易水解对角线规则是从有关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规律；对此可以用离子极化的观点加以粗略的说明。

同一周期最外层电子构型相同的金属离子，从左至右随离子电荷的增加而引起极化作用的增强；同一族电荷相同的金属离子，自上而下随离子半径的增大而使得极化作用减弱。

因此，处于周期表中左上右下对角线位置上的邻近两个元素，由于电荷和半径的影响恰好相反，它们的离子极化作用比较相近，从而使它们的化学性质比较相似。

由此反映出物质的结构与性质之间的内在联系。

三. 周期表中的变化规律(一) 同一元素：r -离子>r原子>r+离子>r2+离子(二) 同一周期1. 短周期:每一个短周期从左到右,有效核电荷依次增大,所以原子半径依次递减.2. 长周期:过渡元素自左至右,电子逐一填入(n-1)d层,而它对核的屏蔽作用较小,所以自左向右半径减小的幅度不如主族元素那么大.3. 内过渡元素:电子填入再次外层的(n-2)f层,由于f电子对核的屏蔽作用更小,使得原子半径由左至右收缩的平均幅度更小.比较短周期和长周期,相邻元素原子半径减小的平均幅度大致是非过渡元素＞过渡元素＞内过渡元素（~10pm）（~5pm）（＜1pm）(三) 同一族1. 主族：同一主族由上而下,原子半径一般是增大的.因为同族元素原子由上而下电子层数增多,所以半径由上至下依次增大.2. 副族：副族元素由上至下,原子半径增大的幅度较小,特别是五,六周期的同族元素原子半径非常接近,这是由于后面要提到的镧系收缩效应所造成的结果.特殊元素集锦1、最活泼的金属元素、最高价氧化物对应的水化物碱性最强的元素、阳离子氧化性最弱的元素是铯（Cs）。

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。

元素周律递变规律口诀

元素周期律递变规律口诀
一、原子半径
同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。

二、元素化合价
正价（得电子数）：负价（失电子数）= 化合价数值 / 化合价种数
三、单质的活泼性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱。

四、最高价氧化物的水化物酸碱性
最高价氧化物的水化物酸性增强或碱性减弱。

五、非金属气态氢化物
元素的非金属性越强，其对应的气态氢化物的稳定性越强。

六、单质的氧化性、还原性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的还原性增强。

化学认识同周期元素性质的递变规律 2.20

【交流研讨】
2. 你知道判断元素的原子得电子能力（元素的非金属性）的强弱依据（事实）有哪些吗？
①比较元素的单质与氢气化合的难易。反应越容易发生，得电子能力越强。 ②比较氢化物的稳定性。氢化物越稳定，得电子能力越强。 ③比较最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。一般说来，酸性越强，得电子能力越强。 ④根据置换反应判断。若An- +B→A+Bm⑤非金属阴离子的还原性强弱。还原性越强，其对应的非金属元素原子的得电子能力越弱。
交流研讨：
Na Mg Al Si P S
Cl Ar
1.第3周期元素的原子结构有什么特点？
2.第3周期元素原子失电子能力或得电子能力，按照原子序数递增的顺序如何变化？
实验探究比较钠、镁、铝三种元素原子失电子能力
的相对强弱
方法导引
试剂：金属钠（切成小块），表面积相同的镁条和铝条，稀盐酸，NaOH溶液，MgCl2 溶液，AlCl3溶液，蒸馏水
2.下列有关元素性质的递变规律正确的是（ B）
A. 第3周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强 B. HCl、H2S、PH3的稳定性逐渐减弱 C. 第3周期自左往右原子和离子半径均依次减小 D. 向MgCl2溶液中加入金属钠发生 2Na+MgCl2==
2NaCl+Mg , 所以金属性： Na＞Mg
阅读课本P21 ，完成表格内容
第3周期非金属元素
Si
单质与氢气化合的难易
方法导引
由P难到比易较元S素原子得电子C能l 力的常
用方法：
化学式气态氢化物
SiH4
稳定性
P由H弱3 到(其1强元)单素H质的2与S原氢子气得化电合H子反C能应l力越越容强易。，