同周期元素性质递变规律

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 。

必修2第1章第3节元素周期表的应用——同主族元素性质递变规律

B
D. CO2 ＜ P2O5 ＜ SO3＜ SiO2
拓展引伸
4、X、Y、Z三种元素位于周期表中同一周期，它们的最高价氧化
物分别为酸性氧化物、碱性氧化
物、两性氧化物，则三种元素原子序数的大小顺序为____
巩固 · 拓展思考：还有哪些方法可判断非金
下列实验事实能说明Cl原子得电子能力属元素得电子能力？比S原子强的是 1.H2和Cl2在光照条件下即可爆炸；H2和S蒸汽在高温条件下发生可逆反应；置换反应 2. Cl2通入到Na2S溶液中出现淡黄色浑浊； 3.HClO3的酸性比H2SO3同周期金属元素原的酸性强； 4.S、Cl同周期，且S在Cl 的左边；子性质递变 5.在反应中，Cl得1个电子,S得2个电子； 6.与Fe反应，分别生成FeCl 3、FeS 与变价金属反应
问题引领
自主探究
4、写出ⅦA族元素的最高正价、最低负价、气态氢化物以及最高价氧
化物对应的水化物的化学式
5、回忆必修1中卤族元素性质，有哪些反应体现了这种递变？写出反
应方程式
问题引领
1、碱金属元素符号，前三种元素原子的原子结构示意图 2、分析这三种元素原子的原子结构有何特点？（从上到下） 3、试根据这三种元素原子结构特点，分析其性质的相似性和递变规律（得失电子能力、氧化性还原性强弱、金属性非金属性强弱）
B.酸性：HClO4 ＞H2SO4 ＞ H3PO4 C.碱性：KOH ＜ NaOH ＜ Mg(OH)2
D.还原性：F- ＞ Cl- ＞ Br-
B
拓展引伸
3、下列氧化物按其形成的含氧酸酸性递增的顺序排列的是
A.SiO2 ＜ CO2 ＜ SO3 ＜ P2O5
B.SiO2 ＜ CO2 ＜ P2O5 ＜ SO3 C. CO2 ＜ SiO2 ＜ P2O5 ＜ SO3

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。

同主族同周期元素性质递变规律探究

同主族同周期元素性质递变规律探究同主族同周期元素性质递变规律是指在元素周期表中，同一主族（即同一列）和同一周期（即同一横行）的元素，在一定程度上存在着性质的递变规律。

这种递变规律是由于元素的原子结构和电子排布的变化所引起的，以下将对同主族同周期元素性质递变规律进行探究。

1.同主族元素性质递变规律：同一主族的元素具有相似的外层电子配置，因此它们的化学性质有很多共同点。

主要有以下几个规律：(1)原子半径递增规律：同一主族元素的原子半径随着周期数的增加而逐渐增大。

这是因为随着周期数的增加，核电荷数也逐渐增加，而外层电子又在同一能级上，因此电子屏蔽效应增大，使得电子云更加扩散，导致原子半径增大。

(2)电离能递减规律：同一主族元素的第一电离能随着周期数的增加而逐渐降低。

这是由于随着周期数的增加，电子屏蔽效应增强，外层电子离核距离增加，对核的吸引力减弱，因而电子更容易被移去。

(3)电负性递增规律：同一主族元素的电负性随着周期数的增加而逐渐增加。

原子的电负性是指原子吸引价电子的能力，而原子的吸引力与原子半径和核电荷数有关。

同一主族元素的核电荷数逐渐增加，而半径逐渐变大，使得同一主族元素的电负性增加。

2.同周期元素性质递变规律：同一周期的元素具有相似的内层电子配置，因此它们的化学性质也有很多共同点。

主要有以下几个规律：(1)原子半径递减规律：同一周期元素的原子半径随着主量子数（或周期数）的增加而逐渐减小。

这是由于周期数的增加，进一层的电子壳不断增加，而内层电子壳并没有明显增加，因此电子云边界更加靠近核，使得原子半径减小。

(2)电离能递增规律：同一周期元素的第一电离能随着主量子数（或周期数）的增加而逐渐增大。

这是由于主量子数的增加，原子中的价电子离核距离增加，外层电子屏蔽效应增强，导致原子对电子的吸引力增大，因而电子更不容易被移去。

(3)电负性递减规律：同一周期元素的电负性随着主量子数（或周期数）的增加而逐渐减小。

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。

元素周期表及其规律

非金属氧性化渐性强渐氢化物渐稳定强还原熔氢原子沸化性半点物渐径渐渐熔强渐大稳沸金大定点属最高价氧化物的水合物的酸性渐强渐性最高价氧化物的水合物的碱性渐强大渐强原子半径渐大化合价＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 ＋6 ＋6 ＋6 ＋2 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7＋3 ＋4 ＋3 ＋3 ＋3 ＋1 ＋2 ＋4 ＋4 ＋5 化合价最高正价渐高＋3 ＋2 ＋2 ＋2 ＋3 ＋4＋2 ＋3＋1 ＋1－4 －3 －2 －11. 元素周期表中元素性质的递变规律2.3.几个规律:①.金属性强弱：单质与水或非氧化性酸反应难易；单质的还原性（或离子的氧化性）；M(OH)n的碱性；金属单质间的置换反应；原电池中正负极判断，金属腐蚀难易；非金属性强弱：与氢气反应生成气态氢化物难易；单质的氧化性（或离子的还原性）；最高价氧化物的水化物（H n RO m）的酸性强弱；非金属单质间的置换反应。

② .半径比较三规律：阴离子与同周期稀有气体电子层结构相同；阳离子与上周期稀有气体电子层结构相同。

(1)电子层数越多,半径越大(2)电子层数相同,核电荷数越多,半径越小(3)电子层数和核电荷数相同,最外层电子数越多,半径越大③ .元素化合价规律主族最高正价 == 最外层电子数，非金属的负化合价 == 最外层电子数－8，最高正价数和负化合价绝对值之和为8；其代数和分别为：0、2、4、6。

化合物氟元素、氧元素只有负价（-1、-2），但HFO中0为+1价；金属元素只有正价；④. 熔沸点高低的比较：原子晶体>离子晶体>分子晶体⑤. 1-20号元素符号、名称、原子结构、特殊化学性质。

⑥ .电子式的书写原子的电子式离子的电子式：分子或共价化合物电子式离子化合价电子式同周期元素性质的递变规律：同一周期元素(稀有气体元素除外)的原子，从左往右，最外层电子数逐渐增加，原子半径逐渐减小，元素的原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强第3周期：元素原子失电子能力(元素的金属性、元素单质的还原性)Na > Mg > Al氧化性：Na+< Mg2+< Al3+（相反）与水或酸反应置换出氢的难易程度：Na > Mg > Al易难剧烈不剧烈最高价氧化物对应的水化物的碱性NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3元素原子得电子能力(元素的非金属性)Si < P < S < Cl还原性：P3->S2->Cl-(Si4-不存在) （相反）元素单质的氧化性Si < P < S < Cl2单质与氢气化合的难易程度Si < P < S < Cl2难易气态氢化物的稳定性SiH4< PH3< H2S < HCl最高价氧化物对应的水化物的酸性H4SiO4(或H2SiO3) < H3PO4< H2SO4< HClO4第2周期：元素原子失电子能力(元素的金属性、元素单质的还原性)Li > Be氧化性：Li+< Be2+（相反）与水或酸反应置换出氢的难易程度：Li > Be易较难剧烈较不剧烈最高价氧化物对应的水化物的碱性LiOH > Be(OH)2元素原子得电子能力(元素的非金属性)C < N < O < F还原性：N3->O2->F-(C4-不存在) （相反）元素单质的氧化性C < N2< O2< F2单质与氢气化合的难易程度C < N2< O2< F2难易气态氢化物的稳定性CH4< NH3< H2O < HF最高价氧化物对应的水化物的酸性H2CO3< HNO3同主族元素性质的递变规律：同主族元素从上到下，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，元素的原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱即元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱ⅦA族ⅠA族(除氢H外，即碱金属元素)ⅤA族。

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。

2020化学新鲁科必修：认识同周期元素性质的递变规律含解析

第3节元素周期表的应用第1课时认识同周期元素性质的递变规律[目标导航]1.以第3周期为例，掌握同周期元素性质的递变规律。

2.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。

3.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。

4.初步学会利用元素周期表。

一、第3周期元素原子得失电子能力的比较1.钠、镁、铝三种元素原子失电子能力的比较实验方案实验操作实验现象实验结论钠、镁、铝与水的反应钠与水剧烈反应；镁与水加热前不反应，加热后反应缓慢，有无色气泡冒出，溶液变为浅红色；铝与冷水无现象，与热水无现象钠与冷水反应，反应方程式：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑；镁与冷水不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2H2O=====△Mg(OH)2＋H2↑；铝与水不反应镁和铝与酸的反应两支试管内都有无色气泡冒出，但放镁条的试管中生成气体速率较快镁、铝都能置换出酸中的氢，但镁更容易，反应的化学方程式为Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑，2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑比较NaOH、Mg(O H)2的碱性强弱加入NaOH溶液后产生白色沉淀，把沉淀分成两份，其中一份加入稀盐酸，沉淀溶解，另一份加入NaOH溶液，沉淀不溶解碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3比较NaOH、Al(O H)3的碱性强弱加入NaOH溶液后产生白色沉淀，把沉淀分成两份，其中一份加入稀盐酸，沉淀溶解，另一份加入NaOH溶液，沉淀溶解结论钠、镁、铝元素原子失去电子能力：Na>Mg>Al 2.硅、磷、硫、氯四种元素原子得电子能力的比较元素Si P S Cl单质与H2反应条件高温、生成少量化合物磷蒸气与H2能反应需加热光照或点燃、剧烈反应单质与H2化合的难易由难到易气态氢化物化学式SiH4PH3H2S HCl 稳定性很不稳定不稳定较稳定很稳定由弱到强最高价氧化物SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物的水化物化学式H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4酸性弱酸中强酸强酸强于硫酸由弱到强结论硅、磷、硫、氯元素原子得电子能力：Si＜P＜S＜Cl 【议一议】1.元素原子得(失)电子数目越多，得(失)电子能力越强吗？答案不一定，元素原子得(失)电子能力与得失电子的难易有关，而与得失电子的多少无关。

同周期同主族元素性质的递变规律

同周期同主族元素性质的递变规律
原子周期性
1、原子半径：原子半径是指原子核中心与最外层电子外围之间的距离。

它有正规半径和偏半径两种，前者是原子的实际尺寸，后者是用于计
算的有效尺寸，通常更小。

原子半径随原子序数的增加而减小。

2、原子重量：不同元素的原子重量不等，按照原子序数的增加而增加。

3、把原子的结构：原子的结构可以分为核心层，电子层，亲核子层，
超核子层和在核外的电子层。

原子的电子数和核中核子数之间有定律
性关系，元素周期性表中双旗标列出各电子层中电子的大小关系，描
述原子随原子序数增加而能添加电子层的次序。

4、原子电负性：原子电负性指原子在亲核子角或超核子角带出一层负
电子而形成一个负离子，可用布居里氏复合模型来解释，这个取决于
原子核中核子数和电子的大小。

原子的电负性呈周期性变化，变化的
趋势与原子半径的变化趋势一致。

5、化学性质：它是指原子在其他物质作用下產生的相互间的力或作用
的性质。

原子的化学性质与原子的构型有关，根据元素周期性表可知，同一主族元素的原子极性周期性变化，原子的核电荷数随原子序数增
加而增大，原子就逐渐变得更稳定，从而在其他物质作用下更容易发生化学反应。

元素周期表规律总结(同一主族,对角线规则)

知识网络中子N原子核质子Z原子结构：电子数（Z 个）核外电子排布规律 → 电子层数周期序数及原子半径表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质）元素周期律 ②、原子半径的周期性变化③、元素主要化合价的周期性变化④、元素的金属性与非金属性的周期性变化①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；元素周期律和排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。

①、短周期（一、二、三周期）周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期）周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个）元素周期表族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律①、核外电子排布②、原子半径性质递变 ③、主要化合价④、金属性与非金属性⑤、气态氢化物的稳定性⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性电子层数相同条件下，电子层越多，半径越大。

判断的依据核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

决定原子呈电中性编排依据 X)(A Z 七主七副零和八三长三短一不全最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

微粒半径的比较1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。

如：Li<Na<K<Rb<Cs具体规律 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。

如：F --<Cl --<Br --<I --4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。

如：F -> Na +>Mg 2+>Al 3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。

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。

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。，

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）。

同周期元素性质递变规律

化学：1.3.1《认识同周期元素性质的递变规律》15009

高一化学认识同周期元素性质的递变规律

必修2第1章第3节 元素周期表的应用——同主族元素性质递变规律

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

同主族同周期元素性质递变规律探究

元素周期表中同周期同主族元素性质递变规律

元素周期表及其规律

认识同周期元素性质的递变规律

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

2020化学新鲁科必修：认识同周期元素性质的递变规律含解析

同周期同主族元素性质的递变规律

元素周期表规律总结(同一主族,对角线规则)

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

元素周期表规律总结(同一主族,对角线规则)

化学认识同周期元素性质的递变规律 2.20

元素周期表规律总结(同一主族,对角线规则)

必修2第1章第3节元素周期表的应用——同主族元素性质递变规律