第二课时_同主族元素性质的递变规律
《实验活动3 同周期、同主族元素性质的递变》教学设计
《实验活动3 同周期、同主族元素性质的递变》教学设计一、教学目标1. 知识与技能目标- 学生能够准确说出同周期、同主族元素性质（如原子半径、金属性、非金属性等）的递变规律。
- 学会运用元素周期表预测元素的性质，包括金属性和非金属性的强弱、原子半径的大小等。
- 掌握比较元素金属性和非金属性强弱的实验方法，如金属与水或酸的反应、非金属之间的置换反应等。
2. 能力目标- 通过实验探究同周期、同主族元素性质的递变规律，提高学生的实验操作能力、观察能力和分析数据得出结论的能力。
- 培养学生逻辑思维能力，学会归纳总结元素性质的变化规律，并能进行简单的推理和预测。
- 在小组合作实验中，增强学生的团队协作能力和交流表达能力。
3. 情感态度与价值观目标- 激发学生对化学学科的兴趣，让学生感受到化学规律的奇妙之处，体会化学学科的严谨性。
- 培养学生敢于质疑、勇于创新的科学精神，在实验探究过程中不怕失败，积极探索真理。
- 增强学生对化学在生活和科学研究中重要性的认识，培养学生的科学素养。
二、学情分析1. 已有知识基础- 学生已经学习了元素周期表的结构，对元素周期表有了初步的认识，知道元素周期表中的周期和族的概念。
- 学习了原子结构的相关知识，如原子核、核外电子排布等，这为理解同周期、同主族元素性质的递变规律奠定了一定的基础。
2. 学习能力- 高中学生具备一定的逻辑思维能力和实验操作能力，但在综合运用知识解决问题方面还需要进一步提高。
对于化学实验，他们充满好奇，但在实验过程中的严谨性和规范性还需要加强培养。
3. 兴趣爱好- 这个阶段的学生对新奇的化学现象和实验比较感兴趣，喜欢通过自己动手操作来探索知识。
例如，对于金属与酸反应产生气泡等现象，他们会觉得很有趣。
4. 学习风格- 学生在学习过程中，比较倾向于直观的、有实际操作的学习方式。
对于抽象的理论知识，如果能够结合实验或者实例进行讲解，他们会更容易理解和接受。
三、教学重难点1. 教学重点- 同周期、同主族元素性质（原子半径、金属性、非金属性）的递变规律。
同周期同主族元素电负性的递变规律
同周期同主族元素电负性的递变规律
在化学元素中，电负性是一个重要的物理性质，它描述了一个原子在化学键中
吸引电子的能力。
在同一周期和同一主族中的元素中，电负性的变化规律具有一定的规律性。
本文将探讨同周期同主族元素电负性的递变规律。
同周期元素电负性的变化
同一周期内的元素具有相同的主能级，但随着原子序数的增加，电子的核吸引
力逐渐减弱，因此电负性呈现出递增的趋势。
以第二周期为例，从左到右，从钠到氖，原子序数逐渐增加，电子云对外部电子的吸引力逐渐增强，因此电负性也逐渐增大。
同主族元素电负性的变化
在同一主族中的元素，它们有相同的外层电子结构，外层电子云对中心原子核
的屏蔽效应相似，因此同主族元素的电负性变化不会像同周期元素那样呈现一致的递增趋势。
取第一主族（碱金属）为例，从上到下，从锂到铷，虽然原子序数增大，但由于外层电子数量增加，屏蔽效应也增强，所以电负性呈现出下降的趋势。
同周期同主族元素电负性递变规律的原因
同周期同主族元素电负性递变的规律是由原子结构和电子排布所决定的。
原子
序数增大，电子云对中心核的屏蔽效应增强，核吸引力减弱，使得电负性逐渐增大。
而同主族元素由于拥有相似的外层电子结构，所以外层电子对中心核的作用相近，因此电负性递变不明显。
总的来说，同周期同主族元素电负性的递变规律反映了元素在化学反应中的吸
电子能力，这种规律不仅有助于我们理解元素之间的化学性质，也为化学实验和应用提供了重要的理论依据。
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 －。
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)。
高中化学必修2 第1章 《物质结构 元素周期表》核心知识点
第一章物质结构元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列2、结构周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数短周期（第 1、2、3 周期）周期：7 个（共七个横行）周期表长周期（第 4、5、6、7 周期）主族 7 个：ⅠA -ⅦA族：16 个（共 18 个纵行）副族 7 个：IB-ⅦB第Ⅷ族 1 个（3 个纵行）过渡元素零族（1 个）稀有气体元素二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为 1 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属） 熔点低、易导热、导电、有展性。
（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常）②熔点、沸点逐渐降低结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质（1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 点燃 Li 2O2Na + O 2 点燃 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
结论：碱金属元素原子的最外层上都只有 1 个电子，因此，它们的化学性质相似。
（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
实验10同周期同主族元素性质的递变高一化学教材实验大盘点(原卷版)
【同步实验课】 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。
【实验试剂】镁条、新制的氯水、溴水、NaBr 溶液、NaI 溶液、MgCl 2溶液、AlCl 3溶液、1 mol/LNaOH溶液、酚酞溶液。
【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【实验一】同主族元素性质的递变实验操作 图解操作实验现象 实验结论1.同主族元素性质的递变（1）向三支试管中分别加入2毫升KBr 溶液、KI 溶液和新制的氯水，然后向KBr 溶液和KI 溶液中各滴入3滴新制的氯水。
观察颜色变化，并与氯水的颜色进行比较。
写出反应的化学方程式。
（2）向两支试管中分别加入2毫升KI 溶液和溴水，然后向KI 溶液中滴入1毫升溴水。
观察颜可观察到两种溶液均比氯水颜色深，溴化钾与氯水会发生置换反应，碘化钾与氯水也发生了置换反应。
01实验梳理 02实验点拨 03典例分析 04对点训练 05真题感悟色变化，并与溴水的颜色进行比较。
写出反应的化学方程式。
可观察到溶液颜色比溴水的颜色深，碘化钾与溴水会发生置换反应。
【实验二】同周期元素性质的递变实验操作图解操作实验现象实验结论2.同周期元素性质的递变（1）通过钠、镁与水的反应，比较钠和镁的金属性强弱。
①回忆钠与水反应的实验，写出实验现象和化学方程式。
②设计实验，取一段镁条，用砂纸除去表面的氧化膜，放到试管中，向试管中加入2毫升水，并滴入两滴酚酞溶液，观察现象。
点燃酒精灯，加热试管至沸腾，再观察现象。
比较镁与冷水、热水的反应，观察并记录实验现象。
（2）设计实验，向试管中加入2毫升1mol/LAlCl3溶液，然后滴加氨水，直钠与水反应，钠浮在水面上，四处游动，发出嘶嘶的声音，溶液变红色。
2Na + 2H20 =2NaOH + H2↑镁条表面有微量气泡产生，溶液微微变红。
高中化学元素周期表中主族元素性质递变规律
元素周期表中主族元素性质递变规律金属性强弱的判断依据1．单质跟水或酸反应置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)：反应越容易，说明其金属性越强。
2．最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，说明其金属性越强，反之则越弱。
3．金属间的置换反应：依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙，说明甲的金属性比乙强。
4．金属活动性顺序按Au顺序，金属性逐渐减弱。
5．元素周期表中，同周期元素从左至右金属性逐渐减弱；同主族元素从上至下金属性逐渐增强。
6．原电池中的正负极：一般情况下，活泼金属作负极。
7．金属阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强．对应金属的金属性就越弱。
非金属性强弱的判断依据:1．同周期元素，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；同主族元素，从上到下，随着陔电荷数的增加，非金属性减弱。
2．最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，其元素的非金属性也越强，反之则越弱。
3．气态氢化物的稳定性：稳定性越强，非金属性越强。
4．单质跟氢气化合的难易程度：越易与H2反应，说明其非金属性越强。
5．与盐溶液之间的置换反应：非金属元素甲的单质能从非金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的非金属性比乙强。
如，说明溴的非金属性比碘强。
6．相互化合后的价态：如，说明O 的非金属性强于S。
7．其他：如CuCl2，所以C1的非金属性强于S。
•元素周期律定义:元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。
实质:元素性质随原子序数递增呈现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。
元素周期表中主族元素性质递变规律:微粒半径大小的比较方法：1．同周期元素的微粒同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷数增大而减小(稀有气体元素除外)，如半径：Na>Mg >Al，Na+>Mg2+‘>Al3+。
2．同主族元素的微粒同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而增大，如半径：3．电子层结构相同的微粒电子层结构相同(核外电子排布相同)的微粒半径随核电荷数的增加而减小，如半径：(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的最高价阳离子有此规律)。
元素周期表的应用2同主族
最外层电子数 = 最高正 （主族）化合价 价 最外层电子数－8 Hale Waihona Puke 负 价表中位置同主族
同位－化学性质相同
元素性质
相似性（最外层电子数相同，化学性质相似） 递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱） 电子层数相同 同周期 递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）
【训练】
1.由A、B两种元素组成的化合物，如果A、B两种元素 的原子最外层电子数分别是 1和6，则化合物的化学 式可能是（ ）。 A、AB2 B． A2B C、AB D 、 A 2B 2 2. 有 X 、 Y 、 Z 三种元素，其中 X 、 Y 属于同一主族，加 热时，其单质都能与氢气形成气态氢化物 H2X ， H2Y 。 常温下， X 单质为气态， X与 Y 可形成两种化合物 YX2 和 YX3， Y、 Z均在 X的下一周期，而 Z可与 X生成化合 物Z2X和Z2X2。试写出： （1）元素名称X 、Y 、Z ； （2）化合物Z2X2与H2X反应的化学方程式 ； （3）两个由X、Y、Z三种元素所组成物质的化学 式 。
预言新元素，寻找半导体材料、研究新农药， 催化剂、耐高温耐腐蚀材料、超导材料、磁性材 料、矿物、农药、制冷剂。
⑶ 论证了量变引起质变的规律性
【课堂练习】
1. 砹是原子序数最大的卤族元素，推测砹和 砹的化合物不可能具有的性质是（ C ）。 A.砹是有色固体 B.砹易溶于有机溶剂 C.砹化氢很稳定 D.砹化银不溶于水
【课堂练习】
2. 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( C )
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
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。
高中化学第1章原子结构元素周期律第3节第2课时研究同主族元素性质的递变规律
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知识(zhī shi) 新知(xīn zhī)预 自主(zìzhǔ)测
铺垫
习
试
课前篇自主预习
二、预测元素及其化合物的性质
1.硅元素的单质及其化合物 硅、二氧化硅(SiO2)、硅酸(H2SiO3)、硅酸钠(Na2SiO3)等。 2.硅及其化合物的性质
硅及其化合 物的化学式 Si
垫
新知(xīn zhī)预
习
自主(zìzhǔ)测试
3.下列关于第ⅠA族和第ⅦA族元素的说法正确的是( )
①第ⅠA族元素都是金属元素
②第ⅠA族元素都能形成+1价的离子
③第ⅦA族元素的最高正价都为+7
④第ⅦA族元素从上到下简单气态氢化物的热稳定性逐渐减弱
A.①③ B.②③ C.②④
D.③④
答案:C
解析:第ⅠA族元素还包括氢,氢为非金属元素,①错误;第ⅠA族元素最外层
同主族元素性质的相似性和递变性
问题探究
请从原子结构的角度分析造成碱金属元素、卤族元素性质的相似性和 递变性的原因。你能从中体会出元素之间存在着什么样的内在联系和内部 规律性?
提示:碱金属元素、卤族元素性质相似的原因是各自的最外层电子数 目相同,递变性是由于随着核电荷数的增大电子层数逐渐增多、原子半径 逐渐增大,原子核对外层电子的作用力逐渐减弱所致。根据上述分析可得, 最外层电子数相同的元素的原子,性质具有一定的相似性,且随着电子层数 的增多又具有一定的递变性。
颜色 硬度 导电、导热性 密度 熔、沸点
银白色(除 Cs 外) 柔软 很强 逐渐增大(但 ρK<ρNa) 逐渐降低
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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
同族元素的性质递变规律为
同族元素的性质递变规律为
同主族元素性质递变规律是：从上到下原子序数逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减小，失电子能力逐渐增大，元素金属性逐渐增大，非金属性逐渐减小，气态氢化物稳定性逐渐减小。
主族元素是化学上对元素的一种分类，是指周期表中s区及p区的元素。
主族元素另外一种定义是除了最外层电子层以外的电子层的电子数都是满电子的化学元素。
周期表中除了过渡金属、镧系元素、锕系元素、惰性气体之外的都是主族元素。
化学元素周期表是根据原子序数从小至大排序的化学元素列表。
列表大体呈长方形，某些元素周期中留有空格，使特性相近的元素归在同一族中，如碱金属元素、碱土金属、卤族元素、稀有气体等。
这使周期表中形成元素分区且分有七主族、七副族、Ⅷ族、0族。
由于周期表能够准确地预测各种元素的特性及其之间的关系，因此它在化学及其他科学范畴中被广泛使用，作为分析化学行为时十分有用的框架。
《元素性质的递变规律》 知识清单
《元素性质的递变规律》知识清单一、原子半径的递变规律原子半径是描述原子大小的一个重要物理量。
在元素周期表中，原子半径呈现出一定的递变规律。
同周期元素（从左到右），随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，原子半径逐渐减小。
例如，在第 3 周期中，钠（Na）的原子半径大于镁（Mg），镁的原子半径大于铝（Al）。
同主族元素（从上到下），随着电子层数的增加，原子半径逐渐增大。
比如，第ⅠA 族中，锂（Li）的原子半径小于钠（Na），钠的原子半径小于钾（K）。
需要注意的是，稀有气体元素的原子半径测定方法与其他元素不同，一般不参与原子半径的比较。
二、电离能的递变规律电离能是指气态原子或离子失去一个电子所需要的最小能量。
同一周期，从左到右，元素的第一电离能总体上呈现逐渐增大的趋势。
但也存在一些特殊情况，比如第ⅡA 族元素的第一电离能大于第ⅢA 族元素，第ⅤA 族元素的第一电离能大于第ⅥA 族元素。
这是因为第ⅡA 族元素原子的最外层电子排布处于全满稳定状态，第ⅤA 族元素原子的最外层电子排布处于半满稳定状态，失去一个电子所需的能量较高。
同一主族，从上到下，元素的第一电离能逐渐减小。
这是因为随着电子层数的增加，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引力减弱，使得原子失去电子变得更容易。
电离能的大小可以反映元素原子失去电子的难易程度，电离能越大，原子越难失去电子，元素的金属性越弱；电离能越小，原子越容易失去电子，元素的金属性越强。
三、电负性的递变规律电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
同周期元素，从左到右，电负性逐渐增大。
这是因为随着核电荷数的增加，原子吸引电子的能力逐渐增强。
同主族元素，从上到下，电负性逐渐减小。
原因是电子层数增加，原子半径增大，原子吸引电子的能力减弱。
电负性的大小可以用来判断元素的金属性和非金属性的强弱。
电负性越大，元素的非金属性越强；电负性越小，元素的金属性越强。
一般来说，电负性差值大于 17 的两种元素形成的化合物通常为离子化合物，电负性差值小于 17 的两种元素形成的化合物通常为共价化合物。
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填空
（1）定义：_元__素__的__性__质___随着原子_原__子_序__数__ _的__递__增__而__呈___现__周__期__性__的__变__化___ 的 规 律 叫 做 元
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。
4.某元素X的原子序数为52，下列叙述正确
的是
( AD)
A.X的主要化合价是-2、+4、+6
B.X C.X的最高价氧化物对应水化物的酸性 比HBrO4 D.X
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.
B.氯化铍化学式中铍原子的最外层电子
数是8
C.
D.单质铍跟冷水反应产生氢气
结论： 氧化性：Cl2＞Br2＞I2
还原性：Ｉ－＞Ｂｒ－＞Ｃｌ－
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
原子结构
决定 化学性质
1.相同点：原子最 外层电子都只有一 个电子。
2.卤族元素的原子最外层上的电子数 是7____，其中，非金属性最强的是F ____。卤素的最高价氧化物对应水化 物的化学H式X是O______(以X表示卤素)。
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 ( AB )
A.O、S、Na的原子半径依次增大 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
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：
⑴ 原子(核素)种类由_A__B__决定 ⑵ 元素种类由___A__决定 ⑶ 元素同位素由 ___B__决定 ⑷ 元素在周期表中的位置由__D__E__决定 ⑸ 元素的原子半径由___A_E___决定 ⑹ 元素主要化合价由___D___决定 ⑺ 元素的化学性质主要由___D___决定 ⑻ 价电子通常是指___D____
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
例题4：已知A为ⅡA族元素，B为ⅢA族元素，它们
的原子序数分别为m和n，且A、B为同一周期元素。
下列关系式错误的是
()
A．n = m+1 B．n = m + 11
C．n = m + 25 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_____
____________________________。
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。
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
元元 素素
序
原原
数
子子
递 增
得失 电电
原
子子
子 半
能能 力力
熔点℃ 沸点℃
-219.6 -188.1
-101
-34.6
-7.2
58.78
113.5
184.4
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
反应条件 反应程度
F2 暗处 爆炸
Cl2
Br2
光照或 加热 点燃
剧烈 缓慢
I2 不断加
热
缓慢
氢化物的 稳定性
很稳定
稳定
较稳定
不稳定 易分解
同1主、族F 没有相似正性价，O 通常不显示正价； 2、金属递元变素性只(从有上正至化下合,金价属而性无增强负,非价金。属性减弱)
同周期 递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强)
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。
⑶ 论证了量变引起质变的规律性
课堂练习：
1、相邻三个周期的主族元素A、B、C、D、 E，它们的原子序数依次增大，B、C、D元 素在同一周期，A、E在同一主族。除A外 的各元素的原子的电子层内层已填满电子。 其中B的最外层有4个电子。A与B，B与C 都能生成气态的化合物。D与E生成离子化 合物。在离子化合物中它们化合价的绝对 值相等。试回答：它们各是什么元素？
易得一个电 子，具氧化 性
核电荷数递增
电子层数递增
原子半径依次增 大 原子核与最 外层电子之间的 吸引力逐渐减弱
得电子能力 逐渐减弱
卤族元素性质的相似性
元素 氟（F） 氯（Cl） 溴（Br）
最外层电
子数
7
7
7
碘（I） 7
最高化合 价
最低化合 价
气态氢化 物
最高价含 氧酸
0 +7
+7
+7
-1
-1
-1
6.X、Y是元素周期表中Ⅶ A族中的两种元 素,下列叙述中能说明X的非金属比Y强的是
（C ）
A.X原子的电子层数比Y原子的电子层数多 B.X的氢化物的沸点比Y的氢化物沸点低 C.X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定 D.Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
7、下列变化的比较, 不正确的是:（ D ）
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
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
你能理解“位(位置)—— 构(结构)——性(性质)”三者之 间的关系吗？
原子结构
原子序数= 核电荷数
电子层数 金属性、非金属
周期原数=子电结子层构数 决最定外元层电素子数在性周强期弱 表 主族中序数的=最位外置层电和子数性(主质族。)最外元层素电子=在最数高周正价数
期表中的位置8 －，最外反层电映子了数=元最低素负价数 的表中原位置子同结位构素－和化学元性素质相的同 性元素质性。质
（3）实质：元素性质周期性变化是由于__元__素__ __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。
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
径
减增
增 大
弱强 。，
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 1
2金
3
属 性
4逐
渐
5增
6强
7
B
非
Al Si
金 属
Ge As
性
逐
Sb Te
渐
Po
At
增 强
金Байду номын сангаас性逐渐增强
元素周期表中元素性质递变规律
内容
同周期（从左到右） 同主族（从上到下）
失电子能力 得电子能力
逐渐减小 逐渐增大
-1
HF
HCl
HBr HI
无
HClO4 HBrO4 HIO4
卤素单质物理性质的递变
单质
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
逐渐增大 逐渐减小
金属性非金属性
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水化 物酸碱性
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
最高正价=族序数
碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱
非金属元素气态氢 化物的形成与稳定性