2018版 第1章 第3节 第1课时 认识同周期元素性质的递变规律
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
高中化学 第1章 第3节 第1课时 认识同周期元素性质的递变规律课件 鲁科版
(3)比较金属阳离子氧化性的强弱。对主族元素而言，最高 价金属阳离子的氧化性越强，则对应金属元素原子失电子的能 力越弱。
(4)比较金属单质(dānzhì)间的置换反应。在水溶液里若Xn＋ ＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X失电子能力强。
第十一页，共29页。
1．判断正误。
(1)还原性：Na>Mg>Al。
结论
―失―电―N子―a能―M力―g―逐―渐A―减l ―弱→
第九页，共29页。
[师生互动·解疑难] 元素原子失电子(diànzǐ)能力(即金属性)强弱的判断依据 (1)比较元素的单质与水(或非氧化性酸)反应置换出氢气的难 易程度。置换反应越容易发生，元素原子失电子(diànzǐ)的能力 越强。 (2)比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。一般 来说，碱性越强，元素原子失电子(diànzǐ)的能力越强。
[答案] B
第二十二页，共29页。
解答此类题目须明确(míngquè)原子结构与元素性质的 关系：
第二十三页，共29页。
下列叙述中能肯定说明金属A比金属B的活泼性强的是 ()
A．A原子最外层电子(diànzǐ)数比B原子的最外层电子(diànzǐ)数少 B．A原子电子(diànzǐ)层数比B原子的电子(diànzǐ)层数多 C．1 mol A从酸中置换H＋生成H2比1 mol B从酸中置换H＋
D．若X的最高化合价为＋5，则五种元素都是非金属元 素
第二十六页，共29页。
[解析] R(OH)n为强碱(qiánɡ jiǎn)，W(OH)n＋1不一定 为强碱(qiánɡ jiǎn)，故A错误；HnXOm为强酸，说明X的非 金属性强，但Y的非金属性比X的更强，且知Y不是稀有气体， 故B正确；若Y为氧元素，则Z为氟元素，只有负价，而没有 ＋6价，故C错误；若五种元素均位于第3周期时，当X的最高 化合价为＋5时，R可能为金属元素，故D错误。
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。
(完整版)同主族元素性质的递变规律
金属性减、非金属性增 金属性增、非金属性减
主要化合价
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
非金属元素气态氢 形成：难→易
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？
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
B．H2RO4
C．HRO3
D．H3RO4
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_____
____________________________。
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。
F2 Cl2 Br2 I2
变化 规律
色态
淡黄绿色 气体 黄绿色 气体 深红棕色 液体 紫黑色 固体
依次加深
密度
1.69g\L (15℃) 3.214 g\L (0℃) 3.119 g\cm3 (20℃) 4.93 g\cm3
熔点℃ 沸点℃
-219.6 -188.1
高中化学第1章原子结构与元素性质第3节第1课时原子半径及其变化规律课后练习鲁科版选择性必修第二册
第1课时原子半径及其变化规律课后篇素养形成必备知识基础练1.下列元素性质的递变规律正确的是( )A.原子半径:C<N<SB.非金属性:C<N<OC.最高价氧化物的水化物的碱性:Na<Mg<AlD.与氢气化合的难易程度:N<O<S,电子层数越多,原子半径越大,同周期主族元素从左向右,原子半径逐渐减小,则原子半径N<C<S,故A错误;C、N、O属于同一周期元素且原子序数依次增大,非金属性逐渐增强,故B正确;金属性越强,最高价氧化物的水化物的碱性越强,金属性:Na>Mg>Al,则最高价氧化物的水化物的碱性:Na>Mg>Al,故C错误;元素非金属性越强,越容易与氢气化合,非金属性O>S、O>N,与氢气化合的难易程度:O>S、O>N,故D错误。
2.X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构,X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径,Z和Y两元素的原子核外电子层数相同,Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。
X、Y、Z三种元素原子序数的关系是( ) A.X>Y>Z B.Y>X>ZC.Z>X>YD.Z>Y>X、Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构,二者处于同一周期,X元素的阳离子半径大于Y元素阳离子半径,由于原子序数越大,离子半径越小,则原子序数为Y>X,又Z和Y两元素的原子核外电子层数相同,则在同一周期,Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径,则原子序数为Z>Y,所以X、Y、Z三种元素原子序数的关系为Z>Y>X。
3.已知短周期主族元素的离子a A2+、b B+、c C3-、d D-都具有相同的电子层结构,则下列叙述中正确的是( )A.原子半径:A>B>D>CB.原子序数:d>c>b>aC.离子半径:C>D>B>AD.单质的还原性:A>B>D>C4种元素在元素周期表中的相对位置,均为短周期主族元素,则原子序数均小于18。
高中化学精品教案：《元素性质的周期性变化规律》 教学设计
元素性质的周期性变化规律一、教材分析本单元第一节第一课时已经学习了原子结构示意图的书写与核外电子排布规律，学生初步认识到从微观的角度了解不同元素原子结构的不同，初步建立起有关于“构”-“性”之间的认知模型。
第一节第二课时已经学习元素同期表编制时的规律，元素周期表中的位置可以体现出元素原子的结构，初步建立起有关于“构”-“位”之间的认知模型。
第一节第三课时以碱金属与卤族元素为例，构建了同主族元素性质变化的相似性与递变性规律，使学生初步建立起有关于“构”-“位”-“性”三者之间的认知模型，并学习了比较金属性与非金属性的方法。
本节在此基础上，以第三周期元素为代表，分微观与宏观两种角度，阐述元素结构的周期性变化规律与元素性质的周期性变化规律，从而归纳出元素周期律。
二、学情分析学生在第一节《原子结构与元素周期表》第一课时的学习中掌握了原子核外电子排布的规律，了解了元素周期表的排列规律。
在第一节《原子结构与元素周期表》第二时课的学习过程量，通过对碱金属和卤族元素的研究，学生也能够明确主族元素的电子层数、最外层电子数与其在周期表中的位置之间的关系，了解同主族元素性质的相似性和递变性，学生在碱金属和卤族元素的研究过程中，掌握了将结构与性质的关联的判断能力，但是，学生还没有认识到同周期元素性质的变化，还不能建立完整的元素周期律的概念。
三、素养目标【教学目标】1.结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。
2.以第三周期元素为例,同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律,建构元素周期律。
3.完善元素“位置-结构-性质”的认知模型，基于元素性质的递变的本质原因，类比归纳出元素的性质。
4.加深对分类法，类比归纳法等科学方法的认知，提高逻辑推理能力，论证能力，从而发展证据推理与模型认识的化学学科核心素养。
【评价目标】1.宏观辨识与微观探析:从微观上理解同周期元素原子核外电子排布的相似性和递变规律，明确宏观上的元素性质与微观上的原子核外电子排布之间的关系，理解结构决定性质，性质反映结构的基本规律。
同周期、同主族元素性质的递变规律
稳定性逐渐增强，还原性逐渐减 稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增
弱，酸性逐渐增强
强，酸性逐渐增强
简单微粒半径的比较方法
①同一周期元素，随原子序数递增，原子半径减小； 例：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl） 原子半径 ②同一主族元素，随电子层数递增，原子半径增大 例：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs）
同周期、同主族元素性质的递变规律
性质
以第3周期为例同周期(左→右)
以IA和VIIA族为例同主族(左→ 右)
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
原子结构
电子层数
相同
逐渐增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
元素性质
化合物
元素的金属性和 非金属性 单质的氧化性和 还原性 最高价氧化物的 水化物的酸碱性 气态氢化物的稳 定性、还原性， 水溶液的酸性
①同一种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价 阳离子。例：r（Cl ）＞r（Cl），r（Fe）＞r（Fe ）＞r（Fe ）
②电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小 例：r（O ）＞r（F ）＞r（Na ）＞r（Mg ）＞r（Al ） 离子半径 ③同一主族元素的离子，核电荷数越大，半径越大 例：r（Li ）＜r（Na ）＜r（K ）＜r（Rb ）＜r（Cs ）； r（O ）＜r（S ）＜r（Se ）＜r（Te ） ④既不同周期、也不同主族的离子可选一种离子参照比较。 例：比较r（K ）与r（Mg ），可选r（Na ）为参照，可知r（K）＞r（Na)＞r(Mg )
①最高正价由+1→+7;
② ①最高正价和合价 ②主族序数=最外层电子数=元素
高中化学第1章 第3节 第1课时 电离能及其变化规律名师优质课件
本 课 时 栏 目 开 关
学习·探究区
第1课时
④氮、磷、镁、锌等元素的第一电离能的变化出现反 常的原因是什么？
答案
能量相同的轨道具有全充满、半充满及全空的电
本 课 时 栏 目 开 关
子构型的元素稳定性较高，其第一电离能数值较大。如 稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N、P 的 p 轨 道为半充满，Mg 的 p 轨道为全空状态，Zn 的 d 轨道为 全充满，其第一电离能均比同周期相邻元素大。
该原子越 容易 失去电子；反之，电离能越大，表 示在气态时该原子越 难失去 电子。
学习·探究区
第1课时
(2)第一电离能是处于 基态的气态 原子失去 一个 电子，生 成 ＋1 价气态阳离子所需要的能量，符号为 I1。 M(g)===M＋(g)＋e－ I1 阳离子再失去 一个电子 形 原子为基态时，失去电子时消耗的能量 最低 。 (3)第二电离能是由 ＋1价气态 电离能 I3，第四电离能 I4 等。 M＋(g)===M2＋(g)＋e－ M2＋(g)===M3＋(g)＋e－ I2 I3 成 ＋2价 气态阳离子所需要的能量，符号为 I2。依次还有第三
第1课时
本 课 时 栏 目 开 关
学习·探究区
第1课时
③过渡元素的第一电离能变化有何特点？其原因是 什么？
答案 过渡元素的第一电离能变化不太规则，同一周期， 从左到右，第一电离能略有增加。 原因：对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排布 在(n－1)d 或(n－2)f 轨道上， 原子核对外层电子的有效吸 引作用变化不是太大。
学习·探究区
第1课时
本 课 时 栏 目 开 关
学习·探究区
[归纳总结]
第1课时Байду номын сангаас
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
1.3.1 认识同周期、同主族元素性质的递变规律 高一化学(鲁科版2019必修第二册)(解析版)
第1章原子结构元素周期律第3节元素周期表的应用1.3.1 认识同周期、同主族元素性质的递变规律一、单选题1.下列物质能与盐酸反应且反应最慢的是 ()A．Al B．Mg C．K D．S【答案】A【解析】元素的金属性越弱,其单质与酸反应时反应越慢。
单质硫与盐酸不反应,铝的金属性比镁、钾都弱,故A项正确。
2.下列有关性质的比较,不能用元素周期律解释的是()A．酸性:H2SO4>H3PO4B．非金属性:Cl>BrC．碱性:NaOH>Mg(OH)2D．热稳定性:Na2CO3>NaHCO3【答案】D【解析】元素的非金属性越强,最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,非金属性:S>P,则酸性:H2SO4>H3PO4,能用元素周期律解释,故A不选;同主族元素从上到下非金属性依次减弱,则非金属性:Cl>Br,能用元素周期律解释,故B不选;元素的金属性越强,最高价氧化物对应的水化物的碱性越强,金属性:Na>Mg,则碱性:NaOH>Mg(OH)2,能用元素周期律解释,故C不选;碳酸氢盐易分解,碳酸盐难分解,所以热稳定性:Na2CO3>NaHCO3,不能用元素周期律解释。
3.已知同周期X、Y、Z三种元素的单质与等量H2化合时,释放出的能量大小关系为X>Y>Z,下列判断不正确的是()A．元素原子得电子能力:X>Y>ZB．原子半径:X<Y<ZC．阴离子还原性:Z>Y>XD．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序逐渐增强【答案】D【解析】由“已知”可判断非金属性:X>Y>Z,气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序逐渐减弱。
4.卤族元素位于元素周期表第ⅦA族,应用广泛,其中的一个作用就是可以制造卤素大灯。
卤素大灯是新一代白炽灯,充有溴、碘等卤族元素或卤化物的钨灯,虽然这种灯亮度欠佳(很多司机称它为“蜡烛灯”) ,但这种灯的造价低,穿透力强,所以应用最广泛,目前国内在售车型基本上用的都是卤素灯。
元素性质的递变规律第一电离能电负性
2、同周期元素第一电离能从左到 右有增大的趋势，为什么？
友情提示：从原子结构的变化来解释
参考答案：同周期元素从左到右，随核电荷数增大， 原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐 渐增大，原子失电子能力逐渐减小，第一电离能有 逐渐增大的趋势。
3、同主族元素第一电离能从上到下 逐渐减小，为什么？
化规律
原子核外电子 排布的周期性
交流与讨论 p17
周期
1 2 3 4 5 6
元素
数目
2
8
8 1 81 83 2
外围电子排布 最多可容纳的 ⅠA族 0族 外围电子数
1s1 1s2
2
2s1 2s22p6
8
3s1 3s23p6
8
4s1 4s24p6
8
5s1 5s25p6
8
6s1 6s26p6
8
随着原子序数的增加，元素原子的外 围电子排布呈现周期性的变化：
VIII
IB IIB
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 21 钪 22钛 23钒 24铬 25锰 26铁 27钴 28镍 29铜 30锌
IA
H
1
1氢 IIA
Li Be
2
3锂 4铍
Na Mg
3
11钠 12镁
K Ca
4
19钾 20钙
A：主族
B：副族
IIIA B 5硼 Al
13铝 Ga 31镓
f区元素
镧系和锕系元素
最后1个电子填充在f轨道上， 它包括镧系和锕系元素（各有15种元素）。
元素的外围电子构型与其 在周期表中的位置的关系
• 外围电子构型中无d电子的为
元
素，分布在 区、 区；若有d电子
第1章 第3节 第1课时 原子半径及其变化规律 课件 【新教材】鲁科版高中化学选择性必修2
-16-
探究1
探究2
素养脉络
随堂检测
课堂篇素养提升
元素性质的递变规律 问题探究 1.同周期元素性质的递变规律有哪些? 提示:同周期自左向右,电子层数相同,最外层电子数逐渐增多,原子 核对外层电子的吸引力逐渐增强,元素的原子失电子能力逐渐减弱, 得电子能力逐渐增强。 2.同主族元素性质的递变规律有哪些? 提示:同主族元素自上而下,最外层电子数相同,电子层数递增,原子 核对外层电子的吸引力逐渐减弱,元素的原子失电子能力逐渐增强, 得电子能力逐渐减弱。
知识铺垫
必备知识
正误判断
2.元素原子得失电子的能力
利用原子半径和价电子数,人们可以定性解释元素周期表中元素原
子得失电子能力所呈现的递变规律。
(1)同周期主族元素原子的电子层数相同,从左到右原子半径逐渐减
小,原子核对外层电子的吸引作用逐渐增强。因此,同一周期主族
元素从左到右,元素原子失去电子的能力越来越弱,获得电子的能
②基态Y原子的价电子排布式:3s23p5
③基态Z2-的轨道表示式:
··
④基态W原子有2个电子层,电子式为 W···· A.①>②>③>④ B.③>④>①>② C.③>①>②>④ D.①>②>④>③
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探究1
探究2
素养脉络
随堂检测
课堂篇素养提升
答案:C 解析:由题意可知,X、Y、Z2-、W分别为S、Cl、S2-、F。S、Cl、 S2-、F四种粒子半径由大到小排列顺序为r(S2-)>r(S)>r(Cl)>r(F),故 C项正确。
力越来越强。
(2)同主族元素原子的价电子数相同,但自上而下原子半径逐渐增大,
认识同周期元素性质的递变规律PPT精品课件
课堂练习：
1、判断下列说法是否正确：
(1) C、N、O、F原子半径依次增大 错
(2) PH3、H2S、HCl 稳定性依次增强 对
(3) HClO比H2SO4酸性强。
错
(4)甲、乙两种非金属元素与金属钠反应时，
甲得电子的数目多，所以甲活泼。
错
2、已知X、Y、Z三种元素原子的电子层数相同， 且原子序数X<Y<Z，则下列说法正确的是：
新知初探自学导引
一、法拉第的贡献 在人类研究电磁学的过程中，法拉第创造性 地用_“__力__线__”____和“__场__”____ 的概念来描 述电荷之间、磁体之间以及电与磁之间的相 互作用．它使人们对物质概念的认识提升到 一个新的高度．
二、电磁场理论的两大支柱 1.变化的磁场产生电场 假说的由来：麦克斯韦认为，在下图所示的 实验中,由于变化的磁场产生_感__应_电__场_____， 才使得线圈中产生_感__应__电__流___,进而他设想, 在线圈所在的空间即使没有闭合线圈，也存 在__感_应__电__场____，即空间磁场的变化，就会 产生_电__场_____．
金属性 Na>Mg
( 2) 向盛有已擦去表面氧化膜的镁条和铝片的试 管中，各加入2mL 1mol/L的盐酸。
镁
铝
观察: 镁、铝和盐酸的反应的现象
镁、铝和盐酸的反应
金属性 Mg > Al
Mg
Al
现象 有气泡放出,镁反应剧烈 有气泡放出,反应较剧烈
方程 Mg + 2HCl = MgCl2+H2 式
2Al + 6HCl = 2AlCl3+3H2
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。
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[认知升华]
同周期元素性质递变规律
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(O、F除外)，负价－4→－1
原子半径
逐渐减小
原子得、失电子能力
失电子能力减弱，得电子能力增强
单质的氧化性、还原性
知
知
识
识
点
点
一
第3节 元素周期表的应用
三
第1课时 认识同周期元素性质的递变规律
学
业
知 识 点
分 层
二
测
评
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1．以第3周期元素为例，掌握同周期元素的性质递变规律。(重点) 2．了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者之间的关系。 (重点) 3．能运用原子结构理论初步解释同周期元素性质的递变规律。(难点) 4．初步学会应用元素周期表进行物质推断。
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钠、镁、铝三种金属元素原子失电子能力比较
[基础·初探] 1．钠、镁、铝与水或酸反应的实验探究
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结论
失电子能力： 钠＞镁＞铝
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2.钠、镁、铝最高价氧化物对应的水化物的碱性比较
钠
镁
铝
强碱 中强碱 氢氧化物比较
碱性逐渐 减弱
两性氢氧化物
结论
失电子能力： 钠＞镁＞铝
还原性减弱，氧化性增强
最高价氧化物对应的水 化物的酸碱性
碱性减弱，酸性增强
气态氢化物
生成由难到易，稳定性由弱到强
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学业分层测评（五）点击图标进入上一页返回首页
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[认知升华]
元素金属性强弱的判断方法
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【温馨提醒】 一般可以认为：元素金属性＝金属还原性＝金属原子失电子 能力。
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硅、磷、硫、氯四种非金属原子得电子能力比较
[基础·初探]
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同周期元素的原子得失电子能力的变化规律
[基础·初探] 1．规律：同一周期，从左往右，随着原子序数的递增，元素原子失电子能力 逐渐 减弱 ，得电子能力逐渐 增强 。
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[思考探究]
[探究·升华]
某同学做同周期元素性质递变规律实验时，自己设计了一套实验方案，并记
录了有关实验现象如下表：
实验方案
实验现象
①钠与滴有酚酞试液的冷水反应
②用砂纸打磨后的镁带与沸水反 应，再向反应液中滴加酚酞 ③铝条与2 mol·L－1的盐酸反应 ④镁带与2 mol·L－1的盐酸反应 ⑤向新制的H2S饱和溶液中滴加新 制的氯水
A.浮在水面上，熔成小球，四处游动， 逐渐缩小，溶液变红色B.反应不十分 剧烈，产生的气体可燃
C.产生气体，气体可燃，溶液变浅红 色