元素周期表和元素周期律的应用 ppt课件
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《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件
(2)试从原子结构角度解释同周期元素性质存在周期性变化的原 因。 提示:核外电子层数相同,随着原子序数(核电荷数)的递增,原子 核对核外电子的引力逐渐增强,原子半径逐渐减小,元素原子的 得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,最终导致元素的非 金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。
【案例示范】 【典例】(2017·全国卷Ⅱ)a、b、c、d为原子序数依 次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子 次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同 族,下列叙述正确的是 ( )
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
-.
一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表:
原子 电子 最外层 序数 层数 电子数
1～2 1
3～ 10
_2_
1～2
_1_～__8_
原子半径的 变化(稀有气 体元素除外)
—
由_大__到_小__
最高或最 低化合价 的变化
+1→0
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
【重点释疑】
项目
同周期(左→右)
原 核电荷数 逐渐增大 子 电子层数 相同 结 构 原子半径 逐渐减小
同主族(上→下) 逐渐增大 逐渐增多
③Al向(OAHl)(3O+H3)H3+沉=淀==中= 加Al入3++盐3H酸2O,发生反应的离子方程式: _________________________。
3.钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH 分类 强碱 碱性强弱 结论
元素周期表和元素周期律课件
3
• 基础知识回顾 • 一、元素周期律 • 1.定义：元素的 性质 随 核电荷数（或原 。 • 子序数） 的递增而呈 周期性 变化的规律称元 素周期律。 • 2.元素周期律的实质：元素原子 。 核外电 • 的周期性变化。 子排布
4
3.元素周期律的具体内容： (1)原子核外电子排布的变化规律： 除H、He元素外，最外电子层上的电子 数重复出现 递增到 的变化。 8 1 • (2)原子半径变化规律：同周期，随 核电荷数（或原子序数）的 ，原子 递增 半径 递减 • ，同主族，随核电荷数（或原子序 递增 递增 数）的 ，原子半径 。（稀有气 体元素原子的半径由于测定方法不同除 外。）
6
• • •
电子层数 • ②将 相同的元素从左到右排成 一横行； 最外层电子数 • ③把 相同的元素按电子层 数递增的顺序从上到下排成纵行。
7
；
二、元素周期表及其应用 1.元素周期表的编排 ①按 原子序数 递增的顺序从左到右排列
• •
2.周期表的结构（横七竖“十八”） (1)周期：在元素周期表中每一横行称为 一个 周期 ，7个横行为7 个周期。短周 期指 三个周期；长周期指 1、2、3 4、5、6 三个周期；第 周期未排满，称作不完全 7 周期。 16 7 • (2)族：18个纵行，共 个族： 个主 7 1 1 18 族、 个副族、 个第Ⅷ族， 个零族， 8、9、10 第 。 • 纵行为零族；第 三个纵行为第Ⅷ族 8 。
•
原子和阴离子的核外电子 层数等于该元素所在的周期数，而 阳离子的核外电子层数比该原子的 核外电子层数少一层；同一主族不 同长周期元素的原子序数可能相差 18个，也可能相差32个。
23
• 方法指导：本题是考查元素周期表的编排规 律，在解答这类问题时，要注意运用同周期 与同主族元素的异同规律，同时既要注意运 用好周期表编排的一般规律，又要注意总结 一些特殊的规律。如稀有气体元素的原子序 数依次为2、10、18、36、54、86，已知元 素的原子序数，该元素的周期数与比其略大 的稀有气体元素的周期数相同，用原子序数 减去比它小的而且相近的稀有气体的原子序 数，就是该元素所在的纵行数。第1、2纵行 为第ⅠA、第ⅡA族，第13至17纵行(要注意 第六、七周期的第3纵行有15种元素)为第 24 ⅢA至第ⅦA族，第18纵行为零族。
• 基础知识回顾 • 一、元素周期律 • 1.定义：元素的 性质 随 核电荷数（或原 。 • 子序数） 的递增而呈 周期性 变化的规律称元 素周期律。 • 2.元素周期律的实质：元素原子 。 核外电 • 的周期性变化。 子排布
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3.元素周期律的具体内容： (1)原子核外电子排布的变化规律： 除H、He元素外，最外电子层上的电子 数重复出现 递增到 的变化。 8 1 • (2)原子半径变化规律：同周期，随 核电荷数（或原子序数）的 ，原子 递增 半径 递减 • ，同主族，随核电荷数（或原子序 递增 递增 数）的 ，原子半径 。（稀有气 体元素原子的半径由于测定方法不同除 外。）
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• • •
电子层数 • ②将 相同的元素从左到右排成 一横行； 最外层电子数 • ③把 相同的元素按电子层 数递增的顺序从上到下排成纵行。
7
；
二、元素周期表及其应用 1.元素周期表的编排 ①按 原子序数 递增的顺序从左到右排列
• •
2.周期表的结构（横七竖“十八”） (1)周期：在元素周期表中每一横行称为 一个 周期 ，7个横行为7 个周期。短周 期指 三个周期；长周期指 1、2、3 4、5、6 三个周期；第 周期未排满，称作不完全 7 周期。 16 7 • (2)族：18个纵行，共 个族： 个主 7 1 1 18 族、 个副族、 个第Ⅷ族， 个零族， 8、9、10 第 。 • 纵行为零族；第 三个纵行为第Ⅷ族 8 。
•
原子和阴离子的核外电子 层数等于该元素所在的周期数，而 阳离子的核外电子层数比该原子的 核外电子层数少一层；同一主族不 同长周期元素的原子序数可能相差 18个，也可能相差32个。
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• 方法指导：本题是考查元素周期表的编排规 律，在解答这类问题时，要注意运用同周期 与同主族元素的异同规律，同时既要注意运 用好周期表编排的一般规律，又要注意总结 一些特殊的规律。如稀有气体元素的原子序 数依次为2、10、18、36、54、86，已知元 素的原子序数，该元素的周期数与比其略大 的稀有气体元素的周期数相同，用原子序数 减去比它小的而且相近的稀有气体的原子序 数，就是该元素所在的纵行数。第1、2纵行 为第ⅠA、第ⅡA族，第13至17纵行(要注意 第六、七周期的第3纵行有15种元素)为第 24 ⅢA至第ⅦA族，第18纵行为零族。
化学课件《元素周期律、元素周期表》优秀ppt2 人教课标版
• (2)最活泼金属在左下角，最活泼非金属在 右上角。
• (3)形成两性氢氧化物的元素为Al， Al(OH)3可分别与KOH和H2SO4反应。
• (4)可根据非金属元素间相互置换关系比较 Cl2和Br2的氧化性强弱。
【答案】 (1)Si Ar (2)K F (3)铝
2Al(OH)3＋3H2SO4===Al2(SO4)3＋6H2O Al(OH)3＋KOH===KAlO2＋2H2O (4)将⑦单质(Cl2)通入盛有 ○ 10 的钠盐(NaBr)溶液中，加 入CCl4看四氯化碳层是否呈橙色，若呈橙色，则说明Cl2氧 化性大于Br2(其他合理答案也可)
作负极
• 【解析】 根据3个实验可判断四种金属 的活动性顺序为W>X>Y>Z。Z与Cu的活 动性无法比较，故C错误。
• 【答案】 C
• 微粒半径大小的比较
• 1．按“三看”规律比较微粒半径的大小
• (1)看电子层数：同主族元素的微粒，电子 层越多，半径越大。
• (2)看核电荷数：在电子层数相同时，核电 荷数越大，半径越小。
• 【规律技巧】 同周期、同主族元素的原 子半径的变化原因：
• ①同周期：同周期中，虽然电子数增多会 使半径增大，但核电荷数越多，核对外层 电子的吸引力越大，使原子的内缩力增大， 这个方面成为矛盾的主要方面，因此，原 子半径越来越小。
• ②同主族：随着原子序数的递增，虽然核 电荷数增大会使半径减小，但电子数的增 多，特别是电子层数的增多成了矛盾的主 要方面，因此，原子半径越来越大。
• (1)根据金属原子失电子吸收的能量判断
• 元素的原子或离子得到或失去电子时必然 伴随着能量的变化，就金属原子失电子而 言，在一定条件下，失电子越容易，吸收 的能量越少，失电子越难，吸收的能量越 多。故根据金属原子在相同条件下失电子 时吸收能量的多少判断金属元素的金属性 强弱。
• (3)形成两性氢氧化物的元素为Al， Al(OH)3可分别与KOH和H2SO4反应。
• (4)可根据非金属元素间相互置换关系比较 Cl2和Br2的氧化性强弱。
【答案】 (1)Si Ar (2)K F (3)铝
2Al(OH)3＋3H2SO4===Al2(SO4)3＋6H2O Al(OH)3＋KOH===KAlO2＋2H2O (4)将⑦单质(Cl2)通入盛有 ○ 10 的钠盐(NaBr)溶液中，加 入CCl4看四氯化碳层是否呈橙色，若呈橙色，则说明Cl2氧 化性大于Br2(其他合理答案也可)
作负极
• 【解析】 根据3个实验可判断四种金属 的活动性顺序为W>X>Y>Z。Z与Cu的活 动性无法比较，故C错误。
• 【答案】 C
• 微粒半径大小的比较
• 1．按“三看”规律比较微粒半径的大小
• (1)看电子层数：同主族元素的微粒，电子 层越多，半径越大。
• (2)看核电荷数：在电子层数相同时，核电 荷数越大，半径越小。
• 【规律技巧】 同周期、同主族元素的原 子半径的变化原因：
• ①同周期：同周期中，虽然电子数增多会 使半径增大，但核电荷数越多，核对外层 电子的吸引力越大，使原子的内缩力增大， 这个方面成为矛盾的主要方面，因此，原 子半径越来越小。
• ②同主族：随着原子序数的递增，虽然核 电荷数增大会使半径减小，但电子数的增 多，特别是电子层数的增多成了矛盾的主 要方面，因此，原子半径越来越大。
• (1)根据金属原子失电子吸收的能量判断
• 元素的原子或离子得到或失去电子时必然 伴随着能量的变化，就金属原子失电子而 言，在一定条件下，失电子越容易，吸收 的能量越少，失电子越难，吸收的能量越 多。故根据金属原子在相同条件下失电子 时吸收能量的多少判断金属元素的金属性 强弱。
元素周期表和元素周期律的应用ppt课件演示文稿
课前自主学案
自主学习
一、元素的金属性和非金属性
二、元素的化合价与元素在周期表中位置之间 的关系 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA 主族 S 元素符号 Na Mg Al Si P 最外层电 1 2 3 4 5 6 子数 最高正化 ＋4 ＋5 ＋6 ＋1 ＋2 ＋3 ___ 合价 最低负化 －4 －3 －2 合价 ⅦA Cl 7
解析：选D。根据题意可设最高价氧化物的水化 物的化学式为 HaXOb 。由化合物中各元素化合 价的代数和为零得：a×(＋1)＋(＋m)＋(－2)×b ＝0，即a＝2b－m。 3．电子层数相同的三种元素 X、Y、Z，已知其 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱为 HXO4＞ H2YO4＞H3ZO4。下列判断错误的是( ) A．原子半径：X＞Y＞Z B．气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3 C．非金属性：X＞Y＞Z D．气态氢化物的还原性：HX＜H2Y＜ZH3
(1) 如在周期表中 ________________ 金属与非金属 的分界处，
可以找到半导体材料。
(2) 在 ____________ 过渡元素 中寻找催化剂和耐高温、耐
腐蚀的合金材料。 (3)在元素周期表的右上角，寻找制取农药的元 素。
思考感悟
金属只有还原性，非金属只有氧化性对吗？ 【提示】 金属没有负化合价，在反应中化合 价只能升高，所以只有还原性；但非金属化合 价可以升高，也可以降低，因此既有氧化性，
又有还原性。
自主体验 1．现代无机化学理论的基石之一——元素周期 律，是1869年门捷列夫在总结前人经验的基础
上发现的，对新元素的发现、化学理论和实验
等研究工作起到了指导作用。元素周期律揭示 的规律包括以下内容： ①元素的性质随相对原子质量的递增呈周期性 的变化
元素周期律、元素周期表-PPT课件
如88号元素，88-86=2，则应在第7周期第ⅡA。
②若比相应的稀有气体元素的原子序数少1~5时，则应在第ⅦA~ⅢA，如84号元素 在第6周期第ⅣA。 ③若预测新元素，可与未发现的稀有气体元素118号相比按上面的方法推算。如 116号元素应在第7周期ⅥA。 （2）同族的上下周期元素原子序数之间的关系 ①第ⅠA、ⅡA的元素上下周期元素原子序数的差值等于上一种元素所在周期所能
【例2】短周期的三种元素分别为X、Y和Z，已知X元素的原子最外层只有一个电
子，Y元素原子的M电子层上的电子数是它的K层和L层电子总数的一半，Z元素 原子的L电子层上的电子数比Y元素原子的L电子层上的电子数少2个，则这三种 元素所组成的化合物的分子式不可能是( A.X2YZ4 B.XYZ3 C.X3YZ4 ) D.X4Y2Z7
考点1一原子结构 一、构成原子或离子微粒间的数量关系： （1）质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数； （2）质量数=质子数+中子数；
（3）质子数=阳离子的核外电子数+阳离子所带电荷数；
（4）质子数=阴离子的核外电子数-阴离子所带电荷数； （5）原子的质量数≈该同位素原子的相对原子量； （6）元素的质量数≈该元素的平均相对原子量。 二、核外电子排布特点归纳 （1）前18号元素排布的特点 ①原子核中无中子的原子为1 1H；
够排列的元素种类数。因此第ⅠA、ⅡA族的元素的原子序数等于上一种元素的原子
序数+上一周期所上一种元素Rb的原 子序数）+18（Rb所在的周期能够排列的元素种类数）=55。
②第ⅢA~0族的元素上下周期元素原子序数的差值等于下一种元素所在周期所能够 排列的元素种类数。因此第ⅢA~0族的元素的原子序数等于上一种元素的原子序数 +下一周期所能排列的元素种类数。如：Se的原子序数=16（上一种元素S的原子序
2023年高中化学第4章第2节元素周期律第2课时元素周期表和元素周期律的应用课件新人教版必修第一册
课堂达标验收
1．镭，元素符号Ra，是一种具有很强的放射性的元素，在化学元
素周期表中位于第七周期第 ⅡA族。1898年12月，玛丽·居里和皮埃
尔·居里从沥青铀矿提取铀后的矿渣中分离出氯化镭。下列关于镭元素单
质及其化合物的性质推测错误的是
( CD )
A．镭的原子半径比钙的大
B．氯化镭的化学式为RaCl2 C．单质镭不能与水反应产生氢气
解析：(1)由主要化合价和原子半径知A为Mg，B为Al，C为S，D为 Cl－，E为O。
(2)B处于周期表中第三周期第ⅢA族。 (3)C、D的简单离子分别为S2－、Cl－，半径大小为S2－＞Cl－。 (4) 最 高 价 氧 化 物 对 应 的 水 化 物 分 别 为 Mg(OH)2 、 Al(OH)3 、 H2SO4、HClO4，其中HCIO4酸性最强。 (5)S与O形成的化合物有SO2和SO3。
3．下列说法错误的是
( C)
A．作半导体材料的元素大多数位于周期表中金属元素和非金属元
素的交界线附近
B．农药中常含有的元素通常在元素周期表的右上方区域内
C．构成催化剂的元素通常在元素周期表的左下方区域内
D．在周期表过渡元素中寻找作耐高温和耐腐蚀的合金材料的元素
解析：构成催化剂的元素为过渡金属元素，在周期表过渡元素中寻
找，故选C。
要点归纳
课堂素能探究
知识点 元素的性质、结构及在周期表中位置的关系
问题探究：1．根据元素周期表的结构可以推出该元素在周期表中 的位置。元素在周期表中的位置与原子结构有何必然联系？
2．主族元素最高正价与原子结构之间存在什么关系？ 探究提示：1．原子有个电子层，元素就位于第几周期；主族元 素的原子的最外电子层有几个电子，元素就位于第几主族。 2．主族元素最高正价与其原子结构的最外层电子数(价电子)密切相 关，等于其原子所能失去或偏移的最外层电子数。
元素周期表+课件+-2024学年高一下学期化学人教版(2019)必修2
包括第_8_、__9_、__1_0__三个纵列
0族
占据元素周期表的第_1_8_纵列，最外层电子数为_8_(He为2)
主族
一
二
三
四
五
六
七
族别名
碱 金 属
碱土 金属
新课讲授
0族
副族
过渡元素
硼 碳 氮 氧 卤 稀有 族 族 族 族 族 气体
典例精讲
【例1】科学家用钙离子撞击放射性元素锫(Bk)，产生了质子数为117的超重元素 Ts。Ts的原子结构示意图如下，试判断它在元素周期表中的位置。
新课讲授
请同学们认真思考，并回答下列问题：
问题1 最外层电子数是2的元素一定为第ⅡA族的元素吗？ 不一定，可能是第ⅡA族，也可能是0族或副族元素。
问题2 在现行周期表中第四、五、六、七周期均有18列，为什么第四、五周期 各有18种元素，而第六、七周期各有32种元素？
第六周期ⅢB为镧系，共15种元素；第七周期ⅢB 为锕系，共15种元素，比四、五周期多出14种元素。
第七周期，第VIIA族
元素周期表 元素周期表中元素的信息
新课讲授
核电荷数 核内质子数 核外电子数 原子序数
元素符号
8
O
氧
16.00
元素名称 相对原子质量
小结 元素周期表
新课讲授
元素周期表 元素周期表的意义
新课讲授
学习和研究化学的重要工具；
为寻找新元素提供了理论依据；
由于在元素周期表中位置越靠近的元素性质越相 似，可以启发人们在元素周期表的一定的区域寻 找新物质(如农药、催化剂、半导体材料等)。
完善期
瑞士化学家 维尔纳
(1866-1919) 1905年制成了 现行周期表
元素周期律上课课件pptx
任务一、探寻短周期元素原子结构-性质变化规律
请同学们思考下列问题并回答： 问题1：为什么同周期元素的原子半径会随着原子序数的递增而逐渐减小呢？
电子层数 相同 核电荷数 增大 核外电子数 增多
原子半径减小 原子半径增大
一般，核电荷数对半径的影响 大于核外电子数
问题2：电子层数多的元素原子半径一定大于电子层数少的元素吗？
增多 原子半径
增大
原子核 对最外 层电子 的引力 减弱
失电子 能力增强 得电子 能力减弱
金属性 增强 非金属性 减弱
最外层电子数
任务一、探寻短周期元素原子结构-性质变化规律 活动1： 探究1-18号元素原子核外电子排布的变化规律
周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数
结论
第一周期
1→2
1
第二周期
非金属性：Si＜P＜S＜Cl
结论
Na Mg Al
Si
P
S
Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
同周期元素性质递变规律 同一周期从左到右，元素金属性逐渐_减__弱__，非金属性逐渐_增__强__。
归纳总结
元素周期律
定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化 本质：是元素原子的核外电子排布呈周期性变化的必然结果。
THANKS
任务一、探寻短周期元素原子结构-性质变化规律
活动2：1-18号元素原子原子半径的变化规律（稀有气体除外）
周期序号 第一周期 第二周期
第三周期
原子序数
原子半径(nm)
结论
1→2
……
同周期由左向右元素的
3→9
0.152→0.071_大__→__小__ _原__子__半__径__逐__渐__减__小__(不包括稀有气
元素周期表和元素周期律的应用 课件 高一上学期化学人教版(2019)必修第一册
若同主族元素A、B、C在同一主族中从上往下排列,则可推知 A、B、C的单质的氧化性依次减弱顺序为？ A、B、C
小试牛刀
3、运用元素周期律分析，下列推断中错误的是 D
A. 已知Ra是第七周期第IIA族元素，故Ra(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱 性强
B. 已知As是第四周期第VA族元素，故AsH3的稳定性比NH3的稳定性弱 C. 已知Cs是第六周期第IA族元素，原子半径比Na的原子半径大，故Cs
2．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
如何变化？
(1)同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小( × )
(2)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7( ×) (3)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强( ×) (4)Al(OH)3为两性氢氧化物，与氨水、盐酸均可反应( × ) (5)AlCl3溶液中加足量氨水可生成Al(OH)3沉淀( √ ) (6)元素的氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强；碱性越强，金属性越强
1、X、Y、Z均是短周期元素，X、Y位于同一周期，X、Z的
最低价离子分别为X2-和Z-，且Y+和Z-离子具有相同的电子层结
构．下列说法正确的是（D ）
X、Y、Z的位置是？
A. 原子最外层电子数：X>Y>Z 正确顺序？
B. 对应气态氢化物的稳定性：X>Z 如何比较？
C. 离子半径：X2->Y+>Z- 正确顺序？
同周期:递变性
一、元素“位置—结构—性质”之间的关系
1.结构与位置的互推 工具：(1)电子层数=周期数。
(2)质子数=原子序数。 (3)主族元素原子最外层电子数=主族序数。 (4)主族元素的最高正价=族序数(氧、氟除外),最低负价=主族序数-8。
小试牛刀
3、运用元素周期律分析，下列推断中错误的是 D
A. 已知Ra是第七周期第IIA族元素，故Ra(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱 性强
B. 已知As是第四周期第VA族元素，故AsH3的稳定性比NH3的稳定性弱 C. 已知Cs是第六周期第IA族元素，原子半径比Na的原子半径大，故Cs
2．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
如何变化？
(1)同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小( × )
(2)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7( ×) (3)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强( ×) (4)Al(OH)3为两性氢氧化物，与氨水、盐酸均可反应( × ) (5)AlCl3溶液中加足量氨水可生成Al(OH)3沉淀( √ ) (6)元素的氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强；碱性越强，金属性越强
1、X、Y、Z均是短周期元素，X、Y位于同一周期，X、Z的
最低价离子分别为X2-和Z-，且Y+和Z-离子具有相同的电子层结
构．下列说法正确的是（D ）
X、Y、Z的位置是？
A. 原子最外层电子数：X>Y>Z 正确顺序？
B. 对应气态氢化物的稳定性：X>Z 如何比较？
C. 离子半径：X2->Y+>Z- 正确顺序？
同周期:递变性
一、元素“位置—结构—性质”之间的关系
1.结构与位置的互推 工具：(1)电子层数=周期数。
(2)质子数=原子序数。 (3)主族元素原子最外层电子数=主族序数。 (4)主族元素的最高正价=族序数(氧、氟除外),最低负价=主族序数-8。
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要点 元素“位、构、性”之间的关系 问题：同置或―体推―现→测原子结构和元素性质。
[例] (2016·全国Ⅲ卷)四种短周期主族元素 W、X、
Y、Z 的原子序数依次增大，W、X 的简单离子具有相同 电子层结构，X 的原子半径是短周期主族元素原子中最 大的，W 与 Y 同族，Z 与 X 形成的离子化合物的水溶液 呈中性。下列说法正确的是( )
A．简单离子半径：W<X<Z B．W 与 X 形成的化合物溶于水后溶液呈碱性 C．气态氢化物的热稳定性：W<Y D．最高价氧化物的水化物的酸性：Y>Z
X、Y、Z 是 3 种短周期元素，在元素周期表中的位 置如图所示，下列有关说法正确的是( )
A.原子半径：Z>Y>X B．氢化物的稳定性：X>Y、Z>Y，可能 X>Z
第一章 物质结构 元素周期律
知识衔接
1．元素周期表中，同一周期，从左到右，金属性逐 渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，自上而下，金 属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
2．元素周期表中，第二周期中金属与非金属分界处 的元素是铍(Be)和硼(B)，第三周期中金属与非金属分界 处的元素是铝(Al)和硅(Si)。
自主学习 一、元素周期表的分区及元素化合价规律 1．金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律。
二、元素周期表和元素周期律的应用 1．对化学研究的指导作用。 为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供 线索。 2．指导其他与化学相关的科学技术。 将下面左右两侧对应内容连线：
提示：①—c ②—a ③—b