资源简介

(共18张PPT)
共价键
习
学
目
标
1.通过氯化钠的形成过程，认识离子键的概念与形成。
2.了解离子化合物的概念，会判断离子化合物。
3.会用电子式表示常见离子化合物的形成过程。
情 境 导 入
从元素周期表可以看出，到目前为止，已经发现的元素有一百多种。然而，由这一百多种元素的原子构成的物质已超过一亿种。
那么，元素的原子之间通过什么作用形成如此丰富多彩的物质呢？
Na
+11
8
1
2
Cl
+17
8
7
2
Na+
Cl-
+11
8
2
+17
8
8
2
Na+
Cl-
⑴钠在氯气中燃烧的化学方程式为______________________。
(2)从原子结构知识解释：
1、NaCl的形成过程
2、定义：
阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键。
3、成键要素：
成键微粒：
成键本质：
成键元素：
活泼金属
+
活泼非金属
IA族、IIA族
VIA族、VIIA族
（或NH4+）
（或原子团）
练一练
1.下列关于离子键的说法错误的是(　　)
A．离子键是阴、阳离子之间的静电作用力
B．离子键是阴、阳离子这样的正、负电荷之间的相互吸引力
C．H－与Ca2＋两种微粒之间可以形成离子键
D．F－与K＋两种微粒之间可以形成离子键
B
① 强碱，如：NaOH、Mg(OH)2等
② 活泼金属氧化物和金属氢化物，如：Na2O、MgO、NaH等
③ 绝大多数盐，如：NaCl、MgCl2、MgSO4 、NH4Cl、NH4NO3等
① 熔、沸点较高，硬度较大；
② 通常呈固态，固态不导电，熔融态或溶于水后能导电。
1. 概念：
由离子键构成的化合物叫做离子化合物。
2. 常见类型：
3. 性质 ：
微点拨
(1)三个“一定”
①离子化合物中一定含有 离子键
②含有离子键的物质一定是离子化合物
③离子化合物中一定含有阴离子和阳离子。
(2)两个“不一定”
①离子化合物中不一定含有金属元素，如NH4Cl、NH4NO3等；
②含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3。
练一练
2.下列关于离子化合物的叙述正确的是(　　)
A．离子化合物中不一定存在离子键
B．离子化合物中阳离子不一定是金属离子
C．离子化合物的水溶液一定能导电
D．离子化合物中阴离子和阳离子所带的电荷数一定相等
B
在元素符号周围用小黑点·（或×）来表示原子的最外层电子(价电子) 的式子。
1、定义：
2、书写
Na ·
· Mg ·
·N·
··
·
Cl ·
··
··
··
·C·
·
·
·O·
··
··
写出钠、镁、碳、氮、氧、氯原子的电子式
如钠、镁离子
如氮、氧、氯离子
写出OH-、O22-、NH4+的电子式
原子：
离子：
简单阳离子：
简单阴离子：
多核离子：
思考：什么时候需要写中括号？
直接用离子符号
Na+
Mg2+
一般用 表示
【思考】离子化合物的电子式如何表示？
3、离子化合物的电子式：
（1）AB型
eg：NaCl、MgO
Na+
-
Cl
2-
O
Mg2+
（2）A2B型
eg：Na2O
2-
O
Na+
Na+
（3）AB2型
eg：MgCl2
Mg2+
-
Cl
-
Cl
(1)一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”)的个数即原子的最外层电子数。
(2)同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。
(3)“[　]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。
(4)在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是间隔的，即不能将两个阴离子或两个阳离子写在一起，如CaF2要写成
，不能写成 ，也不能写成 。
(5)用电子式表示化合物形成过程时，由于不是化学方程式，不能出现“===”。“―→”前是原子的电子式，“―→”后是化合物的电子式。
归纳总结
书写电子式的注意事项
练一练
3.写出下列离子化合物的电子式
（2）Na2O2
（3）Ba(OH)2
（1）NH4Cl
Na+
Na+
2-
O
O
-
O
H
Ba2+
-
O
H
+
N
H
H
H
H
-
Cl
练一练
4.用电子式表示下列离子化合物的形成过程：
BaCl2_______________________________；
NaF ；
MgS ；
K2O ；
1.判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1） 熔融状态下能导电的物质一定是离子化合物。( )
×
（2） 由金属元素和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物。 ( )
×
（3） 阴、阳离子间通过离子键一定能形成离子化合物。( )
√
×
（4） 最外层只有一个电子的元素原子跟卤素原子结合时，所形成的化学键一定是离子键。( )
2.MgF2在灯光下能发出荧光，不溶于水和乙醇，可用于生产印刷纸币的光变色防伪油墨。下列有关MgF2的说法正确的是(　　)
A．F－和Mg2＋的电子层结构不同
B．电子式为
C．只含有离子键的离子化合物
D．水溶液具有强导电性
　C
3.下列关于离子键和离子化合物的说法正确的是(　　)
A．阴、阳离子通过静电引力形成离子键
B．离子化合物都易溶于水
C．离子化合物不一定能导电
D．只有在活泼金属元素和活泼非金属元素化合时，才能 形成离子键
　C
4.M元素的1个原子失去2个电子转移到Y元素的2个原子中去，形成离子化合物Z。下列说法中正确的是(　　)
A．Z可表示为MY2
B．Z可表示为M2Y
C．Z的电子式可表示为
D．M形成＋1价阳离子
　A(共19张PPT)
原子结构
习
学
目
标
了解原子的表示方法，掌握有关质量数、质子数、中子数、电子数的相关计算 。
能从微观角度认识原子的构成，掌握原子核外电子排布规律，能画出1～20号元素的原子结构示意图。
能根据原子的结构特征确定元素。
情 境 导 入
电子云模型
电子云模型
现代物质结构学说
阅读教材《科学史话》，了解原子结构模型的演变；
知识点一 原子结构
【思考】如何根据所含微粒（质子、中子或电子）确定一种元素或一种原子？
原子核
核外电子
（n-）
质子
中子
（不带电）
（每个电子带一个单位负电荷,共带n- ）
（每个质子带一个单位正电荷,共带n+）
①核电荷数＝质子数＝核外电子数
（n+）
因此，原子呈电中性。
(Z)
(N)
＝原子序数
一、原子结构
知识点一 原子结构
原子的质量主要集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似值加起来，所得的数值叫做质量数。
A = Z + N
质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）
知识点一 原子结构
X
A
Z
—— 元素符号
质量数——
核电荷数（核内质子数）——
原子 质子数(Z) 中子数(N) 表示方法
F 9 10
Na 11 12
Al 13 14
F
19
9
Na
23
11
Al
27
13
如果是离子，各微粒数如何变化？
粒子符号 质子数 (Z) 质量数(A) 中子数(N) 电荷数 核外电子数
10
11
23
12
17
37
20
1
1
18
阳离子：核外电子数=质子数－电荷数
阴离子：核外电子数=质子数＋电荷数
23
11
Na
Cl
37
17
＋
－
知识点一 原子结构
A
练一练
知识点二 原子核外电子排布
【资料卡片】根据数据分析电子运动的特征：
①速度：炮弹 2 km/s，人造卫星 7.8 km/s，宇宙飞船 11 km/s，氢核外电子2.2×108 m/s；
②乒乓球半径：4×10-2 m；原子半径：约10-10 m。
【信息解读】根据“资料卡片”，解读电子在核外运动特点是什么？
绕核高速运动
知识点二 原子核外电子排布
(2) ①多电子原子中，电子的能量不同。②在离核近区域运动的电子能量较低，在离核远区域运动的电子能量较高。
(1) 概念：在多电子原子里，把电子运动的能量不同的区域简化为不连续的壳层，称作电子层。
M
L
K
原子核
电子层(n) 1 2 3 4 5 6 7
字母表示
能量
离核远近
K
L
M
N
O
P
Q
低
高
N
二、原子核外电子排布
近
远
知识点二 原子核外电子排布
思考与讨论
元素 各电子层的电子数
K L M N O P
2He（氦） 2
10Ne（氖） 2 8
18Ar（氩） 2 8 8
36Kr（氪） 2 8 18 8
54Xe（氙） 2 8 18 18 8
86Rn（氡） 2 8 18 32 18 8
（1）当K层为最外层时，最多能容纳的电子数是多少？除了K层，其他各层为最外层时，最多能容纳的电子数是多少？
当K层为最外层时，最多能容纳的电子数是2个
除了K层，其他各层为最外层时， 最多能容纳的电子数是8个
知识点二 原子核外电子排布
元素 各电子层的电子数
K L M N O P
2He（氦） 2
10Ne（氖） 2 8
18Ar（氩） 2 8 8
36Kr（氪） 2 8 18 8
54Xe（氙） 2 8 18 18 8
86Rn（氡） 2 8 18 32 18 8
（2）次外层最多能容纳的电子数是多少？
次外层电子数不超过18个
（3）你能归纳出第n层最多能容纳的电子数吗？
2×12
2×22
2×32
2×42
各层电子数不超过2n2个（n为电子层数）
思考与讨论
知识点二 原子核外电子排布
能量最低
由内向外
能量较高
2n2
8
2
18
32
即按K→L→M→N……顺序排列。
知识点二 原子核外电子排布
原子(或离子)结构示意图
粒子符号
原子核
质子数(或核电荷数)
电子层
该电子层上的电子数
+11
2 8 1
Na
画出下列原子或离子的结构示意图
①S： ，S2－： ； ②Ca： ，Ca2＋： 。
知识点二 原子核外电子排布
(1)当M层上有电子时,L层上的电子是否已排满
由于L电子层能量比M层低，故电子先排满L层后再排M层；因此，当M层上有电子时，L层上一定排布8个电子。
(2) M电子层上最多可容纳18个电子，为什么钾原子的核外电子排布不是
而是 ？
最外层不超过8个
(3)生物体在生命存续期间保留的一种碳原子——碳-14( )会在其死亡后衰变,测量考古遗址中发现的遗物里碳-14的数量,可以推断出它的存在年代。你知道碳-14的“14”是什么含义吗 这种碳原子的质子数、中子数、核外电子数分别是多少
碳-14的“14”是指这种碳原子的质量数为14,此碳原子的质子数为6、中子数为8、核外电子数为6。
思考与讨论
② 最外层电子数是次外层电子数的2倍的元素：___ __
是次外层3倍的是：____________
③ 电子层数与最外层电子数相等的元素：__________
① 最外层电子数等于次外层电子数的一半的元素： 。
④ M层电子数是L层电子数的一半的元素：__________
⑤ 核电荷数是电子层数的5倍的元素：__________
C
O
H、Be、Al
Si
P
Li、Si
2.根据电子排布情况，推断前20号元素中，符合要求的所有元素
练一练
【课 堂 小 结】
原子
结构
原子核外
电子排布
构成原子的微粒及性质—质子、中子、电子
构成原子的微粒之间的关系—A=Z+N
原子的表示方法—
核外电子排布的表示方法—原子结构示意图
X
A
Z
原子的构成
核外电子运动规律—高速无规则运动
电子层的表示方法及能量—由里到外升高
随 堂 训 练
1、已知A、B、C三种元素的原子中，质子数为A(1)三种元素的元素符号：
A________；B________；C________。
(2)画出三种元素的原子结构示意图：
A________；B________；C_________。
C
Si
Cl
随 堂 训 练
2、下面关于多电子原子的核外电子的运动规律的叙述正确的是( )
① 核外电子是分层运动的　
② 所有电子在同一区域里运动　
③ 能量高的电子在离核近的区域内运动　
④ 能量低的电子在离核近的区域内运动
A. ①④ B. ②③ C. ①③ D. ②④
A
随 堂 训 练
3、下列各组粒子中，具有相同的质子数和电子数的是（ ）
A. OH-、F-、O2-、Ne
B．CH4、NH3、H2O、HF
C. NH4+、Na+、H3O+、PH4+
D. F-、O2-、Mg2+、A13+
B(共36张PPT)
共价键
习
学
目
标
1.理解共价键的含义及分类。
2.能用电子式表示共价化合物的形成过程。
3.了解化学键的含义,并从化学键角度理解化学反应的实质。
4.了解分子间作用力和氢键的形成原因及对物质熔、沸点 的影响。
情 境 导 入
金属元素与非金属元素一般以离子键形成化合物，那么非金属与非金属元素如何结合在一起形成物质呢？
我只有一个电子，太少了
我也少一个电子
e
H原子
Cl原子
e
e
e
e
e
e
e
知识点一 共价键和共价化合物
+1
+17
共用电子对
偏向
偏离
H
·
··
Cl
··
··
·
1、共价键
知识点一 共价键和共价化合物
原子之间通过共用电子对所形成的强烈相互作用
原子
共用电子对
（1）概念
（2）成键粒子
（3）成键本质
（4）成键元素
由非金属与非金属元素形成
1、共价键
知识点一 共价键和共价化合物
共用电子对不偏移
共用电子对偏移
由不同非金属元素形成
由同种非金属元素形成
非极性键
极性键
共价键
Cl







Cl







H

Cl







(不显电性)
(吸电子能力强的显负电性，
吸电子能力弱的显正电性)
（5）分类：
0
0
+1
-1
知识点一 共价键和共价化合物
以共用电子对形成分子的化合物
（1）定义：
（2）常见类型：
①非金属氢化物，如：NH3、H2S、H2O、HCl、CH4 等
②非金属氧化物，如：CO、CO2、SO2、H2O等
③酸，如：H2SO4、HNO3、HClO等
④大多数有机化合物，如：CH4、CH3CH2OH等
⑤其他化合物，如：AlCl3、NH3· H2O
2.共价化合物
知识点一 共价键和共价化合物
【易错提醒】
①含有共价键的分子不一定是共价化合物，也可能是单质。如：H2、O2等单质
②含有共价键的化合物不一定是共价化合物，如：NaOH、Na2O2
③离子化合物中可能含有共价键，共价化合物中一定不含离子键，只有共价键
④均由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物(NH4CI、CI2)。
⑤判断共价化合物的经验之谈
化学式中不含金属元素的化合物。(铵盐除外，是离子化合物)，特殊的比如AlCl3、PbCl2、Pb(AC)2、Hg2Cl2等是共价化合物。
⑥离子化合物和共价化合物的本质区别(熔融状态是否导电)：
离子化合物在熔融时能导电，共价化合物在熔融时不能导电
知识点一 共价键和共价化合物
练一练
1.下列说法错误的是（ ）
A.含有共价键的化合物一定是共价化合物
B.在共价化合物中一定含有共价键
C.构成单质分子的微粒不一定含有共价键
D.双原子单质分子中的共价键一定是非极性键
A
知识点二 共价分子结构的表示方法
共价分子是由原子通过共用电子对结合而形成的，书写电子式时，应把共用电子对写在两成键原子之间，然后不要忘记写上未成键电子(孤电子对)
(1)共价型分子
H Cl







X
【注意】没有形成阴阳离子，不需标离子电荷和[ ]
1、共价分子的电子式
知识点二 共价分子结构的表示方法
(2)共价型离子(离子团)
先写出电子分布情况，原子团整体用[ ]扩起来，还需要标电荷
[ ]
－
·
H
·
﹕
﹕
·
·
O
OH－
NH4+
O
·
·
：
：
[ ]
O
·
·
：
：
·
·
2-
O2 2-
[
]
C2 2-
过碳根离子
知识点二 共价分子结构的表示方法
2.共价分子的结构式
用一根短线表示一对共用电子的式子(未成键的电子不用标明)
H Cl







X
（单键）
（叁键）
（双键）
氢氰酸
【注意】分别用“—、═、≡”表示一对、二对和三对共用电子对
知识点二 共价分子结构的表示方法
过氧化氢
甲烷
﹕
H C H
﹕
﹕
﹕
H
H
﹕
H O O H
﹕
﹕
﹕
·
·
·
·
·
·
H－C －H
H
H
－
－
H－O－O－H
分子具有一定的空间结构。
如：CO2是直线形， H2O呈V形，CH4呈正四面体形等。
通过现代实验手段（如X射线衍射法等）可以测定某些分子的结构。
知识点二 共价分子结构的表示方法
分子 电子式 结构式 分子结构模型
N2
CO2
H2O
CH4
NH3
N N
O C O
O
H
H
H C H
H
H
N
H
H
H
V形
正四面体
三角锥形
直线型
几种常见的以共价键形成的分子及其结构
知识点二 共价分子结构的表示方法
共价键的形成用电子式表示时，同样是前面写出成键原子的电子式，后面写出共价分子的电子式，中间用一箭头“→”连起来即可，如：
3、共价键的形成 (共价分子的形成过程)
原子电子式 + 原子的电子式 → 共价分子的电子式
H + O + H → H O H
×
×
×
×
HCl
H2O
F2
×
H
Cl
+
→
×
H Cl
F
+
→
F
F
F
知识点二 共价分子结构的表示方法
二氧化碳
氨气
硫化氢
2 H ·
＋
→
﹕
H S H
﹕
﹕
﹕
··
· S ·
··
3 H ·
＋
→
· N
··
·
·
﹕
H N
﹕
﹕
﹕
H
H
知识点二 共价分子结构的表示方法
判断电子式是否正确应注意以下几点：
①每个原子周围是否满足了8电子稳定结构（H为2电子稳定结构）
共价化合物中8电子稳定结构的判断规律
ⅰ．对原子序数不大于5的元素，形成化合物时，一般不可能为8电子稳定结构。如HCl中的H，BeCl2中的Be，BF3中的B等。
ⅱ．对原子序数大于5的元素，形成化合物时，若|元素化合价|＋原子最外层电子数＝8，则该化合物中该元素满足8电子稳定结构；否则不满足。
如CO2中的C：|＋4|＋4＝8，满足，O：|－2|＋6＝8，也满足；PCl5中的P：|＋5|＋5＝10≠8，不满足，Cl：|－1|＋7＝8，满足。
ⅲ。对于共价单质，方法与上面类似，只是将“|元素的化合价|”换成共用电子对数即可。
②所标的电子总数是否等于所有原子的最外层电子数之和。
【易错提醒】
知识点二 共价分子结构的表示方法
练一练
2.根据已知结构写出下列物质的电子式
(1)H—O—Cl： ；(2)H2O2： 。
3.用电子式表示下列共价分子的形成过程
(1)H2：________________；
(2)NH3： ；
(3)CO2： 。
H·＋·H―→H∶H
知识点三 化学键及分子间作用力
1、化学键
（1）概念
相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用叫化学键(使离子相结合或使原子相结合的作用力)
【注意】
①相邻是指原子之间几乎紧紧靠近
②化学键是相邻的原子之间的强烈的相互作用，它不存在于分子之间
③强烈的相互作用(引力和斥力)，指一般消耗120kJ/mol～800kJ/mol能量才能破坏这种作用(能量大)
知识点三 化学键及分子间作用力
（2）分类
①离子键：存在于离子化合物中
②共价键：除稀有气体外的非金属单质、部分离子化合物、共价化合物中
③金属键：金属单质中
（3）化学反应的实质
一个化学反应的过程，是原子重新组合的过程；而原子的重新组合，就要克服原来的相互作用，即断裂原来的化学键，在重新组合时又要形成新的化学键，才能构成新的物质。因此，化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程
稀有气体没有化学键
知识点三 化学键及分子间作用力
反应物分子被破坏
生成物分子生成
新化学键的生成
吸收能量
放出能量
旧化学键被破坏
知识点三 化学键及分子间作用力
思考
有化学键断裂的过程一定是化学反应吗？
有化学键形成的过程一定有新物质生成吗？
不一定。
如NaCl受热熔化断裂离子键，HCl溶于水断裂共价键，但都不是化学变化，NaCl溶液蒸发结晶，有离子键形成，但过程为物理变化，没有新物质生成。
知识点三 化学键及分子间作用力
2.分子间作用力(范德华力)
(1)定义
把分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力，又称范德华力
(2)证明分子间作用力的存在
降低气体的温度时，气体分子的平均动能逐渐减小。随着温度降低，分子间的距离逐渐减小，最后凝聚在一起，形成液态或固体。在这个过程中，分子由不规则运动的混乱状态转变为有规则排列，这个事实证明分子间存在着相互作用
知识点三 化学键及分子间作用力
(3)主要特征
①广泛存在于分子之间
②只有分子间充分接近时才有分子间的相互作用力，如固体和液体物质中，气体没有
③分子间作用力(不是化学键)的能量远远小于化学键
④由分子构成的物质，其熔点、沸点、溶解度等物理性质主要由分子间作用力的大小决定
(4)范德华力对物质性质的影响
范德华力影响物质的物理性质，主要包括熔点、沸点。一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子量越大，范德华力越大，克服范德华力所需消耗的能量越大，物质的熔、沸点就越高
知识点三 化学键及分子间作用力
3、氢键
(1)氢键的形成
当氢原子与非金属性很大的F、O、N原子形成H—F、H—O、H—N共价键时，由于F、O、N的非金属性比氢大得多，致使这些共价键的电子对会强烈的偏向F、O、N原子的一边，会使F、O、N原子带有“少量的负电荷”，而氢原子带有“少量的正电荷”
(2)氢键的定义
由已经与非金属性很强的原子(N、O、F)形成共价键的氢原子(如：水分子中的氢)与另一个分子中非金属性很强的原子(N、O、F)(如：水中的氧)之间的作用力。氢键是比分子间作用力强的分子间作用，但它不是化学键，仍属于分子间作用力的范畴
知识点三 化学键及分子间作用力
氢键是怎样形成的？
Ｆ
Ｈ
O
Ｈ
O
Ｈ
O
Ｈ
共价键
氢键
d-
d+
d-
d+
d-
d+
d-
d+
(静电吸引作用)
Ｈ
Ｈ
d+
d+
形成氢键的分子：HF、H2O、NH3
氢键通常可用X-H Y来表示(X,Y=N,O,F)
…
知识点三 化学键及分子间作用力
(3)氢键表示方法
X—H…Y（X、Y可相同或不同，一般为F、O、N）“—”表示共价键，“…”表示氢键
如：HF 分子间的氢键可表示为：F—H…F—H
(4)氢键对物质性质的影响
①分子间有氢键的物质熔化或汽化时，除了要克服纯粹的分子间作用力外，还必须提高温度、额外地提供一份能量来破坏分子间的氢键，所以这些物质的熔、沸点比同系列氢化物的熔、沸点高。如：HF、H2O、NH3沸点反常
②溶解性：若溶质分子和溶剂H2O分子之间可以形成氢键，则物质的溶解度增大
如：NH3极易溶于水就是因为NH3分子与H2O分子之间形成氢键，还有水以乙醇可以任意比例互溶
知识点三 化学键及分子间作用力
知识点三 化学键及分子间作用力
4、化学键、分子间作用力和氢键的比较
相互作用 化学键 分子间作用力 氢键
存在范围 相邻原子(离子)之间 分子之间 某些含强极性键氢化物分子之间(如HF、H2O、NH3等)
作用力比较 强 很弱 比化学键弱，比分子间作用力强
影响范围 物质的物理性质及化学性质 物质的物理性质 物质的物理性质
知识点三 化学键及分子间作用力
(1)单质分子中一定含有共价键(　　)
(2)CO2的电子式为 (　　)
(3)NaOH中含有离子键和极性键(　　)
(4)化学键既可存在于分子内的原子间，又可存在于分子之间(　　)
(5)氢键是化学键的一种(　　)
(6)稀有气体不存在化学键(　　)
(7)水分子稳定，是因为水分子间存在氢键(　　)
×
√
×
×
4.判断正误
×
√
×
练一练
知识点三 化学键及分子间作用力
练一练
5.下面是中学化学实验中经常进行的操作，请将对应序号填在横线上。
①碘的升华　②加热熔化氢氧化钠　③食盐溶解于水　④氯化氢溶解于水　⑤氧气溶解于水　⑥过氧化钠溶解于水
其中没有发生化学键断裂的是_______；只发生离子键断裂的是________；只发生共价键断裂的是______；既发生离子键断裂，又发生共价键断裂的是______。
①⑤
②③
④
⑥
【课 堂 小 结】
随 堂 训 练
1.下列叙述正确的是（ ）
A.O2分子间存在着非极性共价键
B.SO2和H2O反应的产物是离子化合物
C.CO2分子内存在着极性共价键
D.盐酸中含有H＋和Cl－，故HCl是离子化合物
C
随 堂 训 练
2.下列分子的电子式书写正确的是（ ）
A.氨　 B.四氯化碳　
C.氮气　 D.二氧化碳
C
随 堂 训 练
3.下列用电子式表示物质的形成过程，正确的是（ ）
A.
B.
C.
D.
D
随 堂 训 练
4．关于氢键及范德华力，下列说法正确的是（ ）
A．氢键比范德华力强，所以它属于化学键
B．分子间形成的氢键使物质的熔点和沸点升高
C．沸点HI＞HBr＞HCl＞HF
D．H2O是一种稳定的化合物，这是由于H2O之间形成氢键所致
B(共20张PPT)
元素性质的周期性变化
习
学
目
标
结合有关数据和实验事实，认识原子核外电子排布、原子半径、主要化合价等随元素原子序数变化
以第三周期元素为例，认识同周期元素的金属性、非金属性随元素原子序数的变化。
根据第三周期元素金属性、非金属性周期性变化的规律，构建元素周期律。
体会元素周期律在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。
情 境 导 入
非金属性（卤素）
卤素
原子
半径
原子得电
子能力
单质的
氧化性
结合氢
的能力
最高价氧化物对
应水化物的酸性
F
Cl
Br
I
离子的
还原性
HX
酸性
金属性（碱金属）
Li
Na
K
Rb
Cs
碱金属
原子
半径
原子失电
子能力
单质的
还原性
置换氢
的能力
氢氧化物
的碱性
离子的
氧化性
逐渐增大
逐渐增强
逐渐增强
逐渐增强
逐渐增强
逐渐减弱
逐渐增大
逐渐减弱
逐渐减弱
逐渐减弱
逐渐减弱
逐渐增强
逐渐增强
同一周期元素的性质又有什么变化规律？
金属性增强
非金属性减弱
知识回顾
根据课本表4-5中信息，以原子序数为横坐标，原子最外层电子数为纵坐标，绘作成折线图。
17
9
原子序数
1
2
3
4
5
6
7
8
10
11
12
13
14
15
16
18
7
8
6
4
5
3
1
2
0
最外层电子数
随着原子序数的递增，原子的最外层电子数重复出现从1到8周期性变化(H、He除外)。
1.最外层电子数
7
14
根据课本表4-5中信息，以原子序数为横坐标，元素主要化合价为纵坐标，绘作成折线图。
7
8
6
4
5
3
1
2
0
＋6
＋7
＋5
＋3
＋4
＋2
0
＋1
1
3
2
最外层电子数
原子序数
1
2
3
4
5
6
10
11
12
13
15
16
17
18
化合价
4
9
8
非金属元素：最高正价＋|最低负价|＝8
主族元素：最高正价＝主族序数＝最外层电子数（O、F除外）
随着原子序数的递增，元素的最高正价呈现由+1到+7、最低负价呈现由－4到－1的周期性变化
2.化合价
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
0.18
0.20
0.16
0.12
0.14
0.10
0.06
0.08
0.04
原子半径
nm
0.02
0
原子序数
电子层数相同，核电荷数越大，原子核对核外电子吸引能力越强，原子半径越小。
随着元素核电荷数的递增，原子半径周期性变化
3.原子半径
根据课本表4-5中信息，以原子序数为横坐标，原子半径为纵坐标，绘作成折线图。
（1）电子层数相同时，质子数（核电荷数）越多，吸引力越大， 原子半径越小。　　　　
Na ＞Mg＞Al＞Si
（2）最外层电子数相同的原子（或离子），电子层越多，原子半径（离子半径）越大。
（3）核外电子排布相同的单核微粒，核电荷数越多，半径越小。
O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋　
（4）核电荷数相同的单核微粒，价态越高半径越小。
Cl－＞Cl
比较 Na 、Mg、Al、Si的原子半径大小？
比较Cs、Rb、K、Na、Li、H原子半径？
比较O2－、F－、Na＋、Mg2＋原子半径？
比较Cl－、Cl 原子半径？
Cs>Rb>K＞Na＞Li>H 　
1.下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（ ）
r(K)>r(Na)>r(Li)
r(Mg2+)>r(Na+)>r(F-)
r( Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)
r(Cl-)>r(F-)>r(F)
B
练一练
随着原子序数的递增
核外电子排布呈周期性变化
原子结构呈周期性变化
最外层电子数 1→8
（K层电子数 1→2）
原子半径 大→小
（稀有气体元素突然增大）
化合价：+1→+7 ，－4→－1
（稀有气体元素为零）
元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的变化呈现周期性变化呢？
电子层数相同，核电荷数增大，
失电子能力（ ），得电子能力（ ）　
原子半径逐渐减小
原子核对最外层电子的引力逐渐增强
结构
性质
决定
性质预测
减弱
增强
金属性逐渐（ ），非金属性逐渐（ ）　
减弱
增强
如何用事实证明？以第三周期为例，
证明金属性Na>Mg>Al，非金属性Si依据金属性强弱比较方法： 方案
（1）单质与水反应的难易程度
（2）单质与酸反应的剧烈程度
（3）最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
（4）金属间的置换反应
1、设计方案：如何证明金属性Na>Mg>Al？尽可能提出多种方案。理论依据是什么？
2、设计反思：
评价上述方案,哪些方案可行性高？
本实验重在不同金属的金属性，为了使实验更严谨，要注意控制哪些实验条件？
酚酞变红、气泡等
控制变量法：固体表面积、c盐酸、温度等
条件、操作简单，现象明显
【实验探究1-金属性探究】
AlCl3溶液
氨水
HCl溶液
NaOH溶液
Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+
Al(OH)3+3H+ =Al3++3H2O
Al(OH)3+OH－=[Al(OH)4]－
白色絮状沉淀
两性氢氧化物
比较钠、镁单质与水反应的难易程度
比较镁、铝单质与盐酸反应置换出氢气的难易程度
实验验证
金属性：Na>Mg>Al
金属性：Na>Mg
金属性：Mg>Al
铝盐与碱的反应
Na Mg Al
与水反应 剧烈反应
反应缓慢
——
与盐酸的反应 ——
剧烈反应 反应较快
最高价氧化物
对应水化物碱性 NaOH
_______ Mg(OH)2
_________ Al(OH)3
______________
结论
与冷水剧烈反应
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
与冷水反应慢，热水较快
Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2↑
在常温或加热时，与水很难反应
遇盐酸剧烈反应
（先酸后水）
与盐酸反应较剧烈
Mg+2HCl=MgCl2+H2↑
与盐酸较快
2Al+6H+=2Al3++3H2↑
①随核电荷数的增大，与水（或酸）反应越来越 ，生成的氢氧化物碱性越来越 。
②元素金属性：Na Mg Al
原子序数 14 15 16 17
元素符号 Si P S Cl
与H2化合难易
气态氢化物的
稳定性
最高价氧化物对应水化物的酸性
结论 非金属性：Si P S Cl
H4SiO4极弱酸
H3PO4中强酸
H2SO4强酸
HClO4最强酸
高温
光照或点燃爆炸化合
磷蒸气
加热
很不稳定
SiH4
PH3不稳定
H2S较稳定
HCl稳定
元素非金属性增强
＜
＜
＜
经验事实
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化
化合价
原子半径
金属性、非金属性
元素周期律
元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果
2、氢氧化铝凝胶液和干燥凝胶在医药上用作治酸药，有中和胃酸和保护溃疡面的作用，主要用于医治胃和十二指肠溃疡病和胃酸过多症等。
(1)实验室制Al(OH)3时一般选用氨水不选用NaOH溶液的原因是什么？
(2)用什么试剂可以鉴别MgCl2与AlCl3溶液？
Al(OH)3易溶于NaOH，不容易控制NaOH的量。
过量的NaOH溶液。
练一练
原子半径依次减小
原子半径依次减小
原子半径依次增大
原子半径依次增大
失电子能力依次增大
非金属性依次增强
失电子能力依次增大
得电子能力依次增大
得电子能力依次增大
非金属性依次增强
金属性依次增强
金属性依次增强
H
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca Ga Ge As Se Br
Rb Sr In Sn Sb Te I
Cs Ba Tl Pb Bi Po At
非金属最强的在右上角
金属最强的在左下角
1、下列各组粒子按半径由大到小的顺序排列正确的是(　　 )。 A．Mg、Ca、K、Na
B．S2－、Cl－、K＋、Na＋
C．Br－、Br、Cl、S
D．Na＋、Al3＋、Cl－、F－
B
2、不能说明钠的金属性比镁强的事实是（ ）
A．钠的最高化合价为+1，镁的最高化合价为+2
B．NaOH的碱性比Mg(OH)2强
C．钠与冷水反应剧烈，镁与冷水不易反应
D．在熔化状态下，钠可以从MgCl2中置换出镁
A
3、下列不能说明氯的非金属性比硫强的事实是（ ）
① HCl比H2S稳定
② HCl和H2S的水溶液前者的酸性强
③ HClO4酸性比H2SO4强
④ Cl2能与H2S反应生成S
⑤ 氯原子能得1个电子变成稳定离子，而硫原子能得两个电子
⑥ Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeS
A.①②④　 B.①③⑥ C.②⑤ D.③⑤
C(共16张PPT)
元素金属性和非金属性强弱的比较
习
学
目
标
掌握判断元素金属性、非金属性强弱的常用方法。
建立比较元素金属性、非金属性的思维模型。
情 境 导 入
元素金属性
金属原子失电子的能力，与失电子多少无关
元素非金属性
非金属原子得电子的能力，与失电子多少无关
元素的金属性和非金属性强弱如何判断？
知识点一 金属性强弱的判断
一、金属性强弱的判断
(1)根据元素周期表判断
①同一主族，从上到下：元素的金属性逐渐增强。
②同一周期，从左到右：元素的金属性逐渐减弱。
(2)根据金属活动性顺序判断
K　Ca　Na　Mg　Al　Zn　Fe　Sn　Pb　(H)
金属单质的活动性减弱，元素的金属性也减弱。
知识点一 金属性强弱的判断
(3)根据单质及其化合物的性质判断
①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性越强。
②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。
(4)金属单质间的置换反应
较活泼的金属将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来，
如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn＞Cu。
(5)根据离子的氧化性强弱判断
金属阳离子的氧化性越强，元素的金属性越弱，
如氧化性：Cu2＋＞Fe2＋，则金属性：Cu＜Fe。
知识点一 金属性强弱的判断
　有a、b、c、d四种金属，最高价氧化物对应的水化物的碱性：a >b。将a、d分别投入等浓度的盐酸中，d比a反应剧烈。将Cu浸入b的盐溶液里，无明显变化。如果把Cu浸入c的盐溶液里，有c的单质析出。据此判断它们的金属活动性由强到弱的顺序是(　　)
A．d、c、a、b　　　　 B．d、a、b、c
C．d、b、a、c D．b、a、d、c
例1
知识点一 金属性强弱的判断
[解析]　最高价氧化物对应的水化物的碱性：a >b，说明a的金属性比b强；将a、d分别投入等浓度的盐酸中，d比a反应剧烈，说明d的金属性比a强；将Cu浸入b的盐溶液里，无明显变化，说明b的金属性比铜强；如果把Cu浸入c的盐溶液里，有c的单质析出，说明Cu的金属性比c强；因此金属活动性由强到弱的顺序是d、a、b、c，故B正确。
[答案]B
知识点一 金属性强弱的判断
1．下列事实不能用于判断元素金属性强弱的是(　　)
A．金属单质间发生的置换反应
B．1 mol金 属单质在反应中失去电子的多少
C．金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
D．金属元素的单质与水或酸反应置换出氢气的难易程
练一练
B
知识点二 非金属性强弱的判断
(1)根据元素周期表判断
①同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐减弱。
②同一周期，从左到右：元素的非金属性逐渐增强。
(2)根据单质及其化合物的性质判断
①单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)，元素的非金属性越强。
②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。
一、非金属性强弱的判断
知识点二 非金属性强弱的判断
(3)非金属单质间的置换反应
活泼的非金属将较不活泼的非金属从其盐溶液中置换出来，
如Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2，则非金属性：Cl＞Br。
(4)根据离子的还原性强弱判断
非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱，
如还原性：Cl－＜I－，非金属性：Cl＞I。
知识点二 非金属性强弱的判断
下列有关叙述能说明非金属元素M比N的非金属性强的是(　　)
①M单质能从N的化合物中置换出N单质
②M原子比N原子容易得到电子
③M单质跟H2反应比N单质跟H2反应容易得多
④气态氢化物的酸性：HmM>HnN
⑤氧化物对应水化物的酸性：HmMOx>HnNOy
⑥M单质的熔点高于N单质
⑦M原子在反应中得到的电子数比N原子在反应中得到的电子数多
⑧M单质能与N的氢化物反应生成N单质
A．②⑤　　　B．①②③⑧ C．①②③⑤ D．全部
例2
B
知识点二 非金属性强弱的判断
2.不能作为判断硫、氯两种元素非金属性强弱的依据是(　　)
A．对应简单阴离子的还原性强弱
B．单质沸点的高低
C．单质与氢气化合的难易
D．最高价氧化物对应的水化物酸性的强弱
练一练
B
【课 堂 小 结】
元素金属性和非金属性强弱的比较
根据元素周期表判断
根据离子的还原性强弱判断
根据单质及其化合物的性质判断
非金属单质间的置换反应
根据金属活动性判断
根据单质及其化合物的性质判断
金属单质间的置换反应
根据离子的氧化性强弱判断
根据元素周期表判断
随 堂 训 练
1.下列事实不能用于比较元素金属性或非金属性强弱的是(　　)
A．Na比Mg与冷水反应剧烈，金属性：Na＞Mg
B．F2比Cl2更容易与H2化合，非金属性：F＞Cl
C．KOH的碱性强于 NaOH，金属性：K＞Na
D．盐酸的酸性强于H2CO3，非金属性：Cl＞C
D
随 堂 训 练
2．X、Y是同主族的两种元素，下列叙述能说明X的非金属性比Y强的是(　　)
A．X原子的电子层数比Y原子的电子层数多
B．Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比X的最高价氧化物对应水化物的酸性强
C．X的简单气态氢化物比Y的简单气态氢化物稳定
D．Y的单质能从KX的溶液中置换出X的单质
C
随 堂 训 练
实验内容 实验现象
1.各取1.0 g金属X和金属Z，分别加入到5 mL水中 金属X与水反应比金属Z剧烈
2.各取1.0 g的金属Z和金属Y(形状相同)，分别加入到5 mL 1.0 mol/L盐酸中 金属Z与盐酸反应比金属Y剧烈
3.某化学课外活动小组为了验证元素化学性质递变规律，进行如下实验探究。探究：验证同周期X、Y、Z三种元素金属性递变规律
(1)通过实验验证三种元素金属性由强到弱是____________，则下列判断正确的是__________(填字母)。
A．原子序数：Y＞Z＞X B．原子的最外层电子数：X＞Y＞Z
C．原子半径：Y＞Z＞X D．Y的最高价氧化物对应水化物的碱性最强
(2)同主族元素的同类化合物的化学性质相似，分别写出过氧化铷与CO2反应的化学方程式：____________________________，过量的RbOH与AlCl3反应的离子方程式： ___________________________________________________。
　X＞Z＞Y　
A
2Rb2O2＋2CO2===2Rb2CO3＋O2
Al3＋＋4OH－===Al(OH)(共26张PPT)
原子结构与元素性质
习
学
目
标
知道碱金属元素、卤族元素原子的结构和特点。
能说出碱金属元素、卤族元素性质的递变规律。
初步学会根据原子结构的特点，推测元素的化学性质。
体会元素周期表在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。
情 境 导 入
原子 最外层电子数特点 得失电子情况 化学性质
稀有气体元素 都为8(氦为2) 不易_____ _____
金属元素 一般_____4 易_____ _______
非金属元素 _____4 易_____ ______
得失
稳定
少于
失去
不稳定
多于
得到
不稳定
原子的最外层电子数决定原子的化学性质。
知识点一 碱金属元素
元素名称 元素符号 核电荷数 原子结构示意图 最外层电子数 电子层数 原子半径/nm
锂 0.152
钠 0.186
钾 0.227
铷 0.248
铯 0.265
Li
Na
K
Rb
Cs
3
11
19
37
55
1
1
1
1
1
2
3
4
5
6
从上到下碱金属元素原子的核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐增大。
(1)在周期表中，从上到下碱金属元素原子的核电荷数、原子半径的变化有什么特点？
知识点一 碱金属元素
元素名称 元素符号 核电荷数 原子结构示意图 最外层电子数 电子层数 原子半径/nm
锂 Li 3 1 2 0.152
钠 Na 11 1 3 0.186
钾 K 19 1 4 0.227
铷 Rb 37 1 5 0.248
铯 Cs 55 1 6 0.265
(2)观察碱金属元素的原子结构示意图，它们的原子核外电子排布有什么特点？从哪一点推断出碱金属元素的化学性质具有相似性？
最外层电子数都是1；随核电荷数的增大，电子层数逐渐增多。
知识点一 碱金属元素
从上到下随原子序数递增，碱金属元素的原子核外电子层数递增，原子半径递增。
相同点：
原子核外最外层电子数都为1
递变性：
1.碱金属元素的原子结构特点与规律
知识点一 碱金属元素
1
增多
增大
与O2、水、酸、盐溶液反应
还原性
锂、钠和钾最外层都只有1个电子，都易失去最外层电子，表现出较强的还原性。锂、钾和钠相似，都能与O2、水、酸、盐溶液反应。
知识点一 碱金属元素
【实验1】碱金属与O2的反应
现象：剧烈燃烧
发出黄色火焰 生成淡黄色固体
现象：剧烈燃烧
发出紫色火焰
生成黄色固体
浮、熔、游、响、红
浮、熔、游、响、烧、爆、红
2Na+2H2O=2NaOH+H2 ↑ 2K+2H2O=2KOH+H2↑
【实验2】碱金属与H2O的反应
2.碱金属元素化学性质的递变性
【观察并思考】Na与K分别与水、O2反应现象有何不同？试从原子结构角度解释。
知识点一 碱金属元素
单质 与氧气反应的产物 反应程度 活泼性 结论
Li
Na
K
Rb
Cs
更为复杂
K2O、K2O2、KO2
Li2O
更为复杂
Na2O、Na2O2
(1)与O2的反应
越来越复杂
越来越活泼
从Li—Cs，单质的还原性逐渐增强；金属元素的金属性逐渐增强。
越来越剧烈
知识点一 碱金属元素
单质 与水反应的现象 反应程度 活泼性 结论
Li
Na
K
Rb
Cs
(2)与H2O的反应
越来越剧烈
越来越活泼
从Li—Cs，单质的还原性逐渐增强；金属元素的金属性逐渐增强。
剧烈，生成H2
更剧烈，生成H2
轻微的爆炸，生成H2
遇水立即燃烧，爆炸
遇水立即燃烧，爆炸
知识点一 碱金属元素
元素符号 原子结构示意图 原子半径/nm
Li 0.152
Na 0.186
K 0.227
Rb 0.248
Cs 0.265
碱金属元素原子
最外层只有一个电子
原子结构的相似性
元素性质的相似性
决定
在化合物中化合价+1
易失电子，表现金属性（还原性）
随核电荷数增加
电子层数逐渐增大
原子结构的递变性
元素性质的递变性
决定
原子半径逐渐增大
元素的金属性逐渐增强单质的还原性逐渐增强
原子失电子能力
逐渐增强
知识点一 碱金属元素
锂(Li) 钠(Na) 钾(K) 铷(Rb) 铯(Cs)
随着核电荷数增加，碱金属的性质逐渐增强
与水反应越来越剧烈，生成氢气速率越来越快；
通式： 2M+2H2O=2MOH+H2↑
碱性：LiOH ＜ NaOH ＜ KOH ＜ RbOH ＜ CsOH
元素金属性逐渐增强，单质还原性逐渐增强
知识点一 碱金属元素
元素名称 元素符号 核电荷数 颜色和状态 密度g/cm3 熔点℃ 沸点℃
锂 Li 3 银白色, 柔软 0.534 180.5 1347
钠 Na 11 银白色, 柔软 0.97 97.81 882.9
钾 K 19 银白色, 柔软 0.86 63.65 774
铷 Rb 37 银白色, 柔软 1.532 38.89 688
铯 Cs 55 略带金色光泽,柔软 1.879 28.40 678.4
递增
注意：锂是最轻的金属，保存在石蜡里；其他保存在煤油中。
递增
递减
递减
钠钾反常
3、碱金属单质的物理性质
练一练
1、下列关于Li、Na、K、Rb、Cs的叙述均正确的一组是( )
① 金属性最强的是锂
② 形成的离子中，氧化性最强的是锂离子
③ 在自然界中均以化合态形式存在
④ Na在空气中久置后，成分为Na2CO3
⑤ 均可与水反应，产物均为MOH和H2
⑥ 它们在氧气中燃烧的产物都有M2O和M2O2两种形式
⑦ 粒子半径：Rb+>K+>Na+，Cs>Cs+
A. ①②③④⑤ B. ③④⑤⑥⑦ C. ①②④⑥⑦ D. ②③④⑤⑦
D
知识点二 卤族元素
位于元素周期表VIIA族(第17纵列)的元素氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)、砹(At)、Ts 都能与Na、K、Ca、Mg等金属化合成盐，所以统称为卤素(成盐元素之意)。
卤族元素(简称卤族)是典型的非金属元素，它们在自然界中都以化合态存在。
卤
族
元
素
知识点二 卤族元素
卤素单质 颜色和状态 密度(g.cm3) 熔点(℃) 沸点(℃)
F2 淡黄绿色， 气体 1.69 -219.6 -188.1
Cl2 黄绿色， 气体 3.214 -101 -34.6
Br2 深红棕色， 液体 3.119 -7.2 58.78
I2 紫黑色， 固体 4.93 113.5 184.4
密度增大
颜色加深
熔点升高
沸点升高
1.卤素单质的物理性质
知识点二 卤族元素
元素 核电荷数 原子结构示意图 最外层电子数 电子层数 原子半径(nm)
氟(F) 0.071
氯(Cl) 0.099
溴(Br) 1.12
碘(I) 1.32
结论
9
17
35
53
7
2
3
4
5
① 相似性： 。
② 递变性：从上到下，随着核电荷数的逐渐 ，原子的电子层数
逐渐 ，原子半径逐渐 。
原子的最外层电子数均为7
增加
增多
增大
2.卤素元素的原子结构规律
知识点二 卤族元素
『思考与讨论』根据卤素的原子结构，请你试着推测氟、氯、溴、碘在化学性质上表现出的相似性和递变性。
F
Cl
Br
I
结 构
相似：最外层电子数都是7
递变：核电荷数(Z)增加，
电子层数(n)增多，
原子半径(r)增大。
相似性:容易得到1个电子
强氧化性(似Cl2，与金属、H2、水、碱、 卤化物反应)
递变性：
得电子能力逐渐减弱
单质氧化性逐渐减弱
与H2、水等反应越来越难
化学性质
知识点二 卤族元素
卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性
F2
Cl2
Br2
I2
暗处
H2＋F2===2HF
很稳定
光照或点燃
较稳定
加热
不如氯化氢稳定
不断加热
不稳定
（1）卤素单质与氢气的反应
递变性
①与氢气反应的难易程度：
②生成的氢化物的稳定性：
③卤素的非金属性强弱：
逐渐变得困难
逐渐减弱
逐渐减弱
3.卤素单质的化学性质元素的原子结构规律
知识点二 卤族元素
无色溶液变成棕黄色
无色溶液变成橙色
无色溶液变成棕黄色
2KBr＋Cl2=2KCl＋Br2
2KI＋Cl2=2KCl＋I2
2KI＋Br2=2KBr＋I2
注意：因为F2能与H2O发生反应（2F2 + 2H2O = 4HF + O2），所以F2不能从其他卤化物的盐溶液中置换出卤素单质。
2Br－＋Cl2==Br2 ＋2Cl－
2I－+Cl2 == I2＋2Cl－
2I－＋Br2==I2 ＋2Br－
Cl2>Br2
Cl-
Cl2>I2
Cl- < I-
Br2>I2
Br - < I-
（2）卤素单质氧化性比较
实验
现象
知识点二 卤族元素
Cl-
Cl2>Br2>I2
F2 Cl2 Br2 I2
氧化性逐渐减弱
（2）卤素单质氧化性比较
X2＋H2O===HX＋HXO
Cl2＋H2O=== HCl＋HClO
X2为Cl2、Br2、I2
Br2＋H2O=== HBr＋HBrO
I2＋H2O=== HI ＋HIO
强酸
2F2 + 2H2O = 4HF + O2
弱酸
（3）卤素单质与水反应
2.下列关于卤族元素由上到下性质递变的叙述，正确的是(　　)
①单质的氧化性增强　②单质的颜色加深　③气态氢化物的稳定性增强　④单质的沸点升高　⑤阴离子的还原性增强
A．①②③ B．②③④
C．②④⑤ D．④⑤
知识点二 卤族元素
C
练一练
【课 堂 小 结】
锂 Li
钠 Na
钾 K
铷 Rb
铯 Cs
卤族元素 ⅦA
氟
氯
溴
碘
碱金属元素ⅠA
半径递增
电子层数递增
失电子能力递增
得电子能力递减
金属性递增
F
Cl
Br
I
最外层电子数相同
随 堂 训 练
1.如图表示第ⅠA族金属(又称为碱金属)的某些性质与核电荷数的变化关系，则下列各性质不符合图示关系的是（ ）
A.金属性
B.与水反应的剧烈程度
C.阳离子的氧化性
D.原子半径
C
随 堂 训 练
1.已知常温下氯酸钾与浓盐酸反应放出氯气，现进行氯气的性质实验(如图)。玻璃管内装有分别滴有不同溶液的白色棉球，反应一段时间后，对图中指定部位颜色描述正确的是(　　)
C
选项 ① ② ③ ④
A 黄绿色 橙色 蓝色 无色
B 无色 橙色 紫色 白色
C 黄绿色 橙色 蓝色 白色
D 黄绿色 无色 紫色 白色
随 堂 训 练
3.依据下列说法来判断相应元素的金属性、非金属性强弱，不合理
的是:(　　)
A．卤素单质Cl2、Br2、I2的氧化性强弱
B．气态氢化物 NH3、H2O、HF的稳定性
C．碱金属单质 Li、Na、K与水反应的剧烈程度
D．1 mol Na、Mg、Al分别与足量盐酸反应时失去电子数的多少
D(共21张PPT)
元素周期表和元素周期律的应用
习
学
目
标
基于元素“位置 结构 性质”认识元素性质。
基于物质“结构 性质 用途”认识物质性质。
基于元素性质递变的本质原因认识物质世界。
体会元素周期律在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。
情 境 导 入
门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种尚未发现的元素，为它们在周期表中留下了空位。例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。镓的性质与门捷列夫推测的一样。门捷列夫还预测在硅和锡之间存在一种元素——“类硅”，15年后该元素被德国化学家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命名为“锗”。
知识点一 元素周期表中元素的分区及性质
　族
周期　　 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1
2
3
4
5
6
7
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
Po
At
非金属元素
金属元素
稀有气体元素
非金属性增强
非
金
属
性
增
强
金属性增强
金
属
性
增
强
F
Cs
除放射性元素外，高中阶段不研究
1.元素周期表中元素的分区及性质
知识点一 元素周期表中元素的分区及性质
比较内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
原子结构 电子层数
最外层电子数
原子半径
元素的性质 金属性
非金属性
主要化合价
化合物性质 最高价氧化物对应水化物
氢化物稳定性
相同
依次增加
依次增加1个
相同
逐渐减小
逐渐增大
逐渐减弱
逐渐增强
逐渐增强
逐渐减弱
最高正价：+1→+7 (O F 除外)
最低负价=最高正价 8
最高正价=主族序数
(O F 除外)
酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱
酸性逐渐减弱
碱性逐渐增强
逐渐增强
逐渐减弱
2.同主族同周期元素性质递变规律
知识点二 元素周期表和元素周期律的应用
3、启发人们在周期表中一定的区域内，寻找新的物质。
预言新元素，研究新农药，寻找半导体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料。
元素周期律和元素周期表，揭示了元素之间的内在联系，反映了元素性质与它的原子结构的关系。
1、 学习和研究化学的规律和工具。
2、为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了新的线索。
知识点二 元素周期表和元素周期律的应用
碱性：Ca(OH)2___Ba(OH)2
稳定性：CH4___SiH4
（1） 比较同主族元素的性质
（2）比较同周期元素的性质
酸性：H2SO4___HClO4
稳定性：H2S___HCl
（3）比较不同周期不同主族元素的性质
碱性：KOH___Mg(OH)2
1.比较元素及其化合物的性质
知识点二 元素周期表和元素周期律的应用
1、已知电子层数相同的三种元素X、Y、Z，其最高价含氧酸酸性：H3XO4A、原子半径XB、得电子能力X、Y、Z逐渐减弱
C、单质与氢气反应按照X、Y、Z顺序越来越容易
D、气态氢化物的稳定性按照X、Y、Z顺序减弱
C
练一练
知识点二 元素周期表和元素周期律的应用
2.预测元素及其化合物的性质
在“脑白金”中含有一种营养元素---34号元素,大量基础研究和临床实践证实：34号是一种维持生命的物质，当摄入量不足时，将会出现细胞病变，造成多种疾病发生。 34号对心脏病、心血管疾病、肝脏疾病、消化性溃疡、肿瘤等有显著的预防作用，并能有效清除人体自由基，解除重金属毒性，增强免疫功能，延缓衰老。
知识点二 元素周期表和元素周期律的应用
(1)请推导34号元素在周期表的具体位置并标出其符号。
方法一、原子结构示意图法。
a.周期序数＝电子层数
b.主族序数＝最外层电子数
方法二、利用稀有气体原子序数，通过加减判断。
第四周期第VIA族
知识点二 元素周期表和元素周期律的应用
(2)结构决定性质
元素名称 硒 元素符号 Se
原子序数 34 金属还是非金属？
原子结构示意图
最高正价 最低负价
常见中间价 气态氢化物化学式
最高价氧化物 最高价氧化物对应水化物
与硫酸酸性比较 与硫化氢稳定性比较
与S半径比较 与S非金属性比较
常温下状态
非金属
+6
-2
0、+4
H2Se
SeO3
H2SO4>H2SeO4
H2S>H2Se
H2SeO4
S＜Se
S＞Se
固体
（经验规律：看偏旁）
第四周期第VIA族
知识点二 元素周期表和元素周期律的应用
Og——118号元素
Oganesson是一种人工合成的化学元素，原子量为297，半衰期12毫秒(百分之一秒)。属于气体元素，化学性质很不活泼。属于稀有气体一类。 Og具放射性，其原子十分不稳定。
第七周期第0族（稀有气体）
知识点二 元素周期表和元素周期律的应用
练一练
根据卤族元素的性质递变规律，推知元素砹(At)的性质：有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。
2、镭是第7周期第ⅡA族元素，下列关于镭的性质的描述中不正确的是(　　)
A.镭比钙金属性更强 B.氢氧化物呈两性
C.在化合物中呈+2价 D.碳酸盐难溶于水
B
知识点二 元素周期表和元素周期律的应用
4.寻找有特殊用途的新物质
寻找半导体材料，如硅、锗、镓等
探索制取农药的元素，如氟、氯、硫、磷、砷等
寻找优良催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料
3.下列说法错误的是（ ）
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
交界处
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
C
知识点二 元素周期表和元素周期律的应用
5.对角线规则
相邻周期左上和右下的元素性质相似，以下三组尤为明显：
Li Be B
Mg Al Si
(1) Mg能和空气中的O2、N2反应生成MgO、Mg3N2
Li在空气中燃烧的产物为：____________.
Li2O、Li3N
(2) Be和Al的性质相似，
Be(OH)2的类别属于_____________.
写出相关反应的化学方程式：
________________________________
________________________________.
两性氢氧化物
Be(OH)2+2HCl = BeCl2+2H2O
Be(OH)2+2NaOH = Na2[Be(OH)4]
则Be既能与酸反应又能与碱反应
Be＋2HCl＝BeCl2＋H2↑
Be＋2NaOH＋2H2O＝Na2[Be(OH)4]（四羟基合铍酸钠）＋H2↑
(3) B和Si单质的熔点都很高，在BH3、SiH4中H元素均显-1价。
【课 堂 小 结】
元素周期律
元素周期表
推测元素的位置、结构和性质
根据“位置-结构、性质”，预测新元素
寻找新物质：半导体材料、农药、催化剂及合金等
随 堂 训 练
1.下列说法正确的是( )
A. C、N、O、F原子半径依次增大
B. NH3、H2O(g)、HF 稳定性依次增强
C. HClO比H2SO4酸性强。
D. 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。
B
随 堂 训 练
2. X、Y、Z、W均为短周期元素，它们在元素周期表中的位置如图所示。若Y原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，则下列说法中正确的是( )
A.原子半径： W > Z > Y > X
B. 最高价氧化物对应的水化物的酸性： Z > W > X
C. W单质能与水反应生成两种强酸
D.四种元素的单质中，只有Z单质在常温常压下是固体
D
X
Y
Z
W
随 堂 训 练
3.运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是 (　　)
A.已知Ba是第六周期第ⅡA族的元素，故Ba(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱性强
B.已知As是第四周期第ⅤA族的元素，故AsH3的稳定性比NH3的稳定性强
C.已知Cs是第六周期第ⅠA族的元素，故Cs与水反应比Na与水反应更剧烈
D.已知Cl与Al在同一周期，且Cl的核电荷数比Al的核电荷数大，故Cl的原子半径比Al的原子半径小
B(共29张PPT)
元素周期表 核素
习
学
目
标
通过了解元素周期表的发展历程，体会科学研究方法、观念和科学精神。
通过观察元素周期表，认识元素周期表的编排原则和结构，认识原子结构与元素在周期表中位置间的关系，体会元素周期表在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。
通过氕、氘、氚三种核素的辨析，厘清元素、核素、同位素的含义。
知识点一 元素周期表
元素周期表的发展历程
【阅读归纳】阅读教材科学史话，了解元素周期表的发展历程
（1）拉瓦锡的元素分类表（1789）
气体、金属、非金属、能成盐的土质
（2）德贝赖纳的“三元素组”（1829年）
Li Na K
Cl Br I
S Se Te
Ca Sr Ba
①锂、钠、钾
②钙、锶、钡
③卤素组(氯、溴、碘)
④硫、硒、碲
知识点一 元素周期表
（3）门捷列夫的第一张元素周期表（1869年）
知识点一 元素周期表
（4）迈克的元素周期表（1870年）
迈克发表的第三张元素周期表
原子体积呈周期性变化曲线图
知识点一 元素周期表
（5）门捷列夫的第二张元素周期表（1871年）
门捷列夫的第二张元素周期表
知识点一 元素周期表
元素周期表有终点吗？
知识点一 元素周期表
【回顾总结】回顾初中所学知识，结合教材相关内容，总结原子序数的概念，并理清原子序数与原子结构的关系。
原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号
原子序数＝质子数＝核外电子数＝核电荷数
原子序数与原子结构的关系：
知识点一 元素周期表
【思考】认真观察元素周期表，你能发现当中的排布规律吗？
知识点一 元素周期表
横行
把电子层数相同的元素，按原子序数递增顺序从左到右排列
把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列
纵列
周
期
族
知识点一 元素周期表
横行
纵列
把__________相同的元素，按___________递增顺序从左到右排列
把_______________相同的元素，按__________递增的顺序由上而下排列
电子层数
原子序数
最外层电子数
电子层数
电子层数 =
最外层电子数 =
主族的族序数
周期数
1.编排原则
一、元素周期表
知识点一 元素周期表
短周期
元素周期表共有7个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有7个周期。
长周期
包括元素种数
2种
8种
8种
18种
18种
32种
32种
稀有气体原子序数
2
10
18
36
54
86
118
知识点一 元素周期表
类别 周期序数 起止元素 包括元
素种数 核外电
子层数 稀有气体
原子序数 位置与结
构的关系
短周期 一 H～He 周期序数___电子层数
二 Li～Ne
三 Na～Ar
长周期 四 K～Kr
五 Rb～Xe
六 Cs～Rn
七 Fr～118号
元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有7个周期。
2
1
2
8
2
10
8
3
18
18
4
36
18
5
54
32
6
86
32
7
118
＝
2.周期和族
知识点一 元素周期表
元素周期表有18个纵行
被划分为16个族
主族：
副族：
零族：
A
B
0
7个
8个
1个
知识点一 元素周期表
小结：元素周期表的结构
碱
金
属
元
素
卤
族
元
素
稀
有
气
体
元
素
过渡元素
IA
IIA
IIIB~VIIB
VIII
IB~IIB
IIIA~VIIA
0
镧系
锕系
知识点一 元素周期表
【思考交流】
1. 在周期表中第Ⅷ族元素包含8、9、10三个纵列，而其他族只有一个纵列，故第Ⅷ族元素种类最多，这种判断对吗？
2. 同周期的第ⅡA、ⅢA族元素的原子序数差一定为“1”吗？
错误
不一定
知识点一 元素周期表
3.常见族的元素的别称
族 别称
第ⅠA族(除氢外) 碱金属元素
第ⅦA族 卤族元素
0族 稀有气体元素
碳族
氮族
氧族
卤族
知识点一 元素周期表
原子序数
相对原子质量
元素符号
元素名称
知识拓展
U
铀
5f36d17s2
238.0
元素符号，红色指放射性元素
价层电子排布，括号指可能的电子排布
相对原子质量（加括号的数据为该放射性元素半衰期最长同位素的质量数）
原子序数
元素名称注*的是人造元素
【交流研讨】继续观察教材附加的元素周期表，思考元素周期表中方格里的符号的意义。
知识点一 元素周期表
不一定，可能是第ⅡA族，也可能是0族或副族元素。
2、8、18、32。
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。
1.最外层电子数是2的元素一定为第ⅡA族的元素吗？
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？
3.同主族相邻元素间原子序数差值可能是多少？说明原因。
第二、三周期差1，第四、五周期差11，原因是中间隔10格过渡元素，第六、七周期差25，原因是中间隔10格过渡元素，且ⅢB一格为15种元素。
4.同周期的第ⅡA、ⅢA元素间原子序数差值可能为多少？并说明原因。
【思考交流】
知识点一 元素周期表
练一练
1.下列说法正确的是
A.某短周期元素最外层有2个电子，则其一定是金属元素
B.主族元素的单原子阳离子一定具有稀有气体的电子层结构(H＋除外)
C.元素周期表有7个主族、8个副族和1个0族，副族均由长周期元素组成
D.主族元素在周期表中的位置只取决于该元素的电子层数
C
知识点二 核 素
【交流研讨】表格中同一类型的原子有什么相同点和不同点？它们是同一种元素吗？
原子名称 质子数 核电荷数 中子数 原子符号
氢1(氕 piē) 1 1 0
氢2(氘 dāo ) 1 1 1
氢3(氚 chuān) 1 1 2
具有相同质子数(核电荷数)的一类原子的总称。
具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子
核素
元素
1.元素与核素
知识点二 核 素
2.同位素和同素异形体
(1)同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。如：1H，2H，3H互为同位素。
同位素的性质：①同位素在周期表里占有同一位置
②同位素的化学性质几乎相同
③天然存在的同位素，相互间保持一定的比率
(2)同素异形体：由同种元素形成的不同单质，互称为同素异形体。如：氧气和臭氧、石墨和金刚石、红磷和白磷。
知识点二 核 素
小结：元素、核素、同位素、同素异形体的比较
元素 核素 同位素 同素异形体
本质 质子数(核电荷数)相同的一类原子 质子数、中子数都一定的原子 质子数相同、中子数不同的核素 同种元素组成的不同单质
范畴 同类原子 原子 原子 单质
特性 只有种类，
没有个数 化学反应中的
最小微粒 化学性质几乎相同，物理性质不同 组成元素相同，性质不同
思考：O2和O3互为同位素吗？H2O和D2O互为同位素吗？
O2和O3互为同素异形体； H2O和D2O为同种物质。
知识点二 核 素
3.同位素的应用

2.(1)下列原子： 、 、 、 、 、 、 、 、 ，元素有__种，核素有________种，互为同位素的有_____________________________。
(2)18O2与16O2，二者的关系是________________________(填“互为同位素”“互为同素异形体”或“属于同一种物质”)。
6
9
属于同一种物质
练一练
【课 堂 小 结】
随 堂 训 练
1、 根据元素周期表判断,下列叙述不正确的是(　　)
A.周期表中第七周期最多容纳32种元素
B.周期表中共有18个列,其中形成化合物种类最多的在第14列
C.除过渡元素外周期表中最外层电子数相同的元素都位于同一族中
D.周期表中所含元素种类最多的族在第ⅢB族
C
随 堂 训 练
2．有关元素周期表中的原子序数之差错误的是（ ）
A．同周期的第ⅠA族和0族元素的原子序数之差可能为17
B．同主族两相邻元素的原子序数之差为2、8、18、32
C．两粒子，如果核外电子排布相同，则一定属于同种元素
D．同周期第ⅡA、ⅢA族元素原子序数之差可能为25
C
随 堂 训 练
B(共22张PPT)
元素的“位-构-性”关系及应用
习
学
目
标
1.掌握短周期元素的结构特点、在元素周期表中的位置及其重要化合物的性质。
2.结合元素周期表中“位、构、性”三者之间的关系及利用物质结构和性质进行综合推断。
情 境 导 入
原子结构
表中位置
元素性质
反映
决定
通过位置，应用、递变规律推出
判断元素、推出位置
决定
反映
知识点一 元素“位—构—性”关系
(1)结构与位置的互推是解题的核心
①掌握四个基本关系
对于原子：
A.质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数。
B.电子层数＝周期序数。
C.最外层电子数＝主族序数。
D.主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)；
最低负价＝主族序数－8(H除外) 【金属无负价】
1、结构与位置互推
位置：第三周期第VIA族
知识点一 元素“位—构—性”关系
②掌握周期表中“序、层”规律
若一种阳离子和阴离子的电子层结构相同，则“阴前右”“阳后左”，即阴离子对应元素在前一周期右侧，阳离子对应元素在后一周期左侧。
特殊规律
①“凹”型结构
②各周期元素种类数
③稀有气体的原子序数及在周期表中的位置
④同主族上下相邻元素原子序数的关系
知识点一 元素“位—构—性”关系
2、性质与位置的互推是解题的关键
①简单元素的金属性、非金属性
②简单气态氢化物的稳定性
③最高价氧化物对应水化物的酸、碱性
④金属与水或酸反应置换出氢气的难易程度
金属性Na>Mg
CH4>SiH4
HClO4>H2SO4
同周期的递变性
同主族的递变性
同周期的递变性
同主族的相似性、递变性
知识点一 元素“位—构—性”关系
3.结构和性质的互推是解题的要素
①电子层数和最外层电子数决定元素的金属性和非金属性
②同主族元素最外层电子数相同化学性质相似
③正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点
④判断元素金属性和非金属性的强弱
知识点一 元素“位—构—性”关系
结构
性质
决定
反映
主要化合价
化学式
主族 IVA VA VIA VIIA
氢化物
最高价含氧酸
RH4
RH3
RH2
HR
H4RO4
H2RO3
HRO3
H3RO4
H2RO4
HRO4
知识点一 元素“位—构—性”关系
练一练
约里奥-居里夫妇于1934年在核反应中用α粒子(即氦核42He)轰击金属原子wzX，得到核素30z+2Y，开创了人造放射性核素的先河：wzX＋42He―→30z+2Y＋10n。其中元素X、Y的最外层电子数之和为8。下列叙述正确的是（ ）
A.wzX的相对原子质量为26 B.X、Y均可形成三氯化物
C.X的原子半径小于Y的 D.Y仅有一种含氧酸
B
知识点二 原子的特殊结构、性质
1．常考短周期主族元素原子的核外电子排布特点
(1)最外层电子数为1的原子有H、Li、Na。
(2)最外层电子数为2的原子有He、Be、Mg。
(3)最外层电子数与次外层电子数相等的原子是Be。
(4)最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C。
(5)最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是O。
知识点二 原子的特殊结构、性质
(6)次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li、Si。
(7)内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。
(8)电子层数(周期序数)与最外层电子数(族序数)相等的原子有H、Be、Al。
(9)电子层数为最外层电子数2倍的原子是Li。
(10)最外层电子数是电子层数2倍的原子是C、S。
(11)最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。
知识点二 原子的特殊结构、性质
2．巧记10e－微粒和18e－微粒
10e－微粒和18e－微粒是元素推断题的重要突破口之一。(1)以Ne为出发点记忆10e－微粒
知识点二 原子的特殊结构、性质
(2)以Ar为出发点记忆18e－微粒
知识点二 原子的特殊结构、性质
3．第三周期各元素的性质
Na：
①短周期内原子半径最大的元素.
②短因期内金属性最强的元素，其形成的一元碱为强碱。
Mg：
①最外层电子数多 k 层电子数相同.
②其形成的碱为中强碱
知识点二 原子的特殊结构、性质
Al：
①可做高温耐火材料.
②既可与酸反应产生H2，又可与强碱反应放H2. ③其氧化物是红宝石/蓝星石的主要成分.
④族序数=周期数→第三周期第III A 族
⑤其氧化物为两性氧化物，氢氧化物为两性氢氧化物
知识点二 原子的特殊结构、性质
Si：
①良好的半导体材料.
②其氧化物是光导纤维的主要材料.
③其酸是难溶于水的胶状沉淀.
P：
其最高价含氧酸为中强酸.
知识点二 原子的特殊结构、性质
S：
①其单位在高温下具有杀菌消毒的作用.
②其氧化物的过度排放会造成酸雨.
③其某种氧化物具有暂时的漂白性.
Cl：
①其单质及某种氧化物常用作向来水杀菌清毒.
②人体中含有该元素的某种（强）酸.
③HClO4是短周期中酸性最强的酸.
【课 堂 小 结】
随 堂 训 练
1.短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X和Z位于同一主族，Z与冷水反应生成X的单质，X、Y、Z的原子序数之和为20，W的最外层电子数比次外层少2个。下列说法正确的是( )
A.Y和X形成的化合物液态时只有水
B.简单气态氢化物的稳定性：W>Y
C.简单离子半径大小：Y>Z
D.X和W形成的化合物中，各原子均为8电子稳定结构
C
随 堂 训 练
2.短周期元素W、X、Y和Z在周期表中的相对位置如表所示，这四种元素原子的最外层电子数之和为21。下列关系错误的是( )
A.简单气态氢化物沸点：X>W
B.氧化物对应水化物的酸性：Z＞W
C.Y的氧化物具有两性
D.简单离子的半径：Y＜X
B
随 堂 训 练
3.下列各图是元素周期表的一部分(表中数字代表原子序数)，其中合理的是(　　)
C
随 堂 训 练
4.X、Y、Z、M、Q、R是前20号元素，其原子半径与主要化合价的关系如图所示。下列说法正确的是(　　)
A.简单气态氢化物稳定性：YB.简单离子半径：M>Q>R
C.X、Y、Z三种元素只能组成共价化合物
D.Q与R的最高价氧化物对应水化物均为强碱
D

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