第2课时 元素周期律

第2课时元素周期律

学业要求核心素养建构

1.能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元

素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排

布的角度对这一规律进行解释。

2.能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力

的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性

的强弱，推测化学键的极性。

『知识梳理』

一、原子半径

1.影响原子半径大小的因素

(1)电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大。

(2)核电荷数越大，核对电子的吸引作用也越大，将使原子的半径减小。

2.原子半径大小的变化规律

(1)同周期从左到右，原子半径逐渐减小。

(2)同主族从上到下，原子半径逐渐增大。

[微自测]

判断正误，正确的打“√”；错误的打“×”。

(1)电子层数越多，原子半径一定就越大。()

(2)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大。()

(3)核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同。()

(4)第一电离能的周期性递变规律是原子半径、化合价、电子排布周期性变化的结果。()

答案(1)×(2)√(3)×(4)×

二、电离能

1.概念

气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量，叫做

第一电离能。

2.意义

可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子。

3.元素的第一电离能变化规律

(1)同周期元素从左到右，原子半径逐渐变小(稀有气体除外)，原子核对核外电子的引力越来越大，越来越难失去电子，因此元素的第一电离能呈递增趋势。每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大。

(2)同主族元素自上而下，第一电离能逐渐减小，表示自上而下原子越来越易失去电子。

总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。[微自测]

2.判断正误，正确的打“√”；错误的打“×”。

(1)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小。()

(2)铝的第一电离能比镁的第一电离能大。()

(3)第一电离能小的元素的金属性一定强。()

(4)同周期元素的第一电离能随着原子序数的增加大体上呈现增大的趋势。() 答案(1)√(2)×(3)×(4)√

三、电负性

1.电负性

(1)键合电子和电负性的含义

①键合电子

元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。

②电负性

用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合

电子的吸引力越大。

(2)衡量标准

以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。

(3)递变规律

①同周期，从左到右，元素原子的电负性逐渐变大。

②同主族，从上到下，元素原子的电负性逐渐变小。

[微自测]

3.判断正误，正确的打“√”；错误的打“×”。

(1)电负性是相对的，所以没有单位。()

(2)金属元素的电负性较小、非金属元素的电负性较大。()

(3)电负性小于1.8的元素一定是金属元素。()

(4)根据“对角线”规则，B和Mg元素的电负性接近。()

答案(1)√(2)√(3)×(4)×

探究一、微粒半径大小的比较

从不同类型微粒半径比较建构思维模型[探究素材]

判断微粒半径大小的规律

1.同周期，从左到右，原子半径依次减小。

2.同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。

3.阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)

＜r(Na)，r(S)＜r(S2－)。

4.电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)＞r(Cl－)＞

r(K＋)＞r(Ca2＋)。

5.不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)，r(Cu＋)

第二节元素周期律(第2课时)学案(20200915091648)

学第二节 元素周期律（第 2课时） 课前预习学案 一、预习目标 预习第一章第二节第二课时的内容, 呈现周期性变化的规律。 二、预习内容 （一） 1.钠、镁、铝的性质比较: 三、提出疑惑 同学们，通过你的自主学习，你还有哪些疑惑，请把它填在下面的表格中 咼考总复习同步训练 导学案 初步了解元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而 （二）元素周期律 1. 第三周期元素性质变化规律: 渐 _______ O 2. 同周期元素性质递变规律： 渐 _______ O 3. 元素周期律 （ 从Na 从左 ? C1，金属性逐渐 ■?右，金属性逐渐 ，非金属性逐 ，非金属性逐

课内探究学案 一、学习目标 1. 能够理解元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。 2. 通过实验操作，培养实验技能。 3. 重点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。 4?难点：探究能力的培养 二、学习过程 （一）Na、Mg、Al和水的反应 （二）、和盐酸的反应 （三）（）2的性质 (四) 3 的性质

通过本节课的学习，你对元素周期律有什么新的认识？说说看。 四、当堂检测 7. 用元素符号回答原子序数 11?18号的元素的有关问题 (1) 除稀有气体外，原子半径最大的是 (2) 最高价氧化物的水化物碱性最强的是 (3) 最高价氧化物的水化物呈两性的是 (4) 最高价氧化物的水化物酸性最强的是 (5) _____________________________________________ 能形成气态氢化物且最稳定的是 U 8. 用廉子结构剂观点说明元素性质随.总干序数的递増而呈同期性变化的回因 答: 1.从原子序数11依次增加到 17,下列所叙递变关系错误的是 () A.电子层数逐渐增多 B. .原子半径逐渐增人 C. 最高正价数值逐渐增大 D. 从硅到氯负价从-4-1 2. 已知X 、丫、Z 为三种原子序数相连的元.素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强 弱是：HXO >HYO > HZO.则卜列说法正硝的是 A.气态氢化物的稳定性： HX> HY > ZH B.非金属活泼性：Y v X V Z C.原子半径：X > Y > Z D.原子最外电子层上电子数的关系: Y=-(X+Z) 2 3. 元素性质呈周期性变化的原因是 A. 相对原子质量逐渐增大 核电荷数逐渐增大 C. 核外电子排布呈周期性变化 4. 元素的化合价呈周期性变化 2 元素X 的原子核外M 电子层上有3个电子，元素Y 一的离子核外有18个电子，则这 两种元素可形成的化合物为 A. XW B . X 2Y 3 5. A 、B 均为原子序数1?20的元素，已知 A 的原子序数为 2 + 2 n , A 离子比B 离子少 8个电子，则B 的原子序数为 A. n + 4 B .■□+ 6 n + 8 D .n + 10 6. X 、丫 Z 是3种短周期元素，其中 X 、Y 位于同一族, Z 处于同一周期。X 原子的 最外层电子数是其电子层数的 3倍。Z 原子的核外电子数比 丫原子少1。下列说法正确的是 A. 元素非金属性由弱到强的顺序为 Z V Y V X B. Y 元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为 HYO C. 3种元素的气态氢化物中 Z 的气态氢化物最稳定 D. 原子半径由大到小的顺序为 Z > Y > X

元素周期率与元素周期表

专题六元素周期率与元素周期表 【考点分析】 1．掌握元素周期率的实质，了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 2．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA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。 3．以上知识是高考必考内容，常以选择题、简答题和推断填空题的形式出现。 【典型例题】 【例1】例1（2003上海理综）在人体所需的16种微量元素中有一种被称为生命元素的R 元素，对延长人类寿命起着重要的作用。已知R元素的原子有四个电子层，其最高价氧化物分子式为RO3，则R元素的名称 A．硫B．砷C．硒D．硅 【备选1】：周期表前20号元素中，某两种元素的原子序数相差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______________ 【备选2】：X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别为1、4、6，则由这三种元素组成的化学式不可能是 A. XYZ B.X2YZ C.X2YZ2 D.X3YZ3 【例2】下列有关物质的性质比较正确的是 (1)同主族元素的单质从上到下，非金属性减弱，熔点增高 (2)元素的最高正化合价在数值上等于它所在的族序数 (3)同周期主族元素的原子半径越小，越难失去电子 (4)元素的非金属性越强，它的气态氢化物水溶液的酸性越强 (5)还原性：S2-＞Se2-＞Br-＞Cl- (6)酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3 A.(1)(3) B.(2)(4) C.(3)(6) D.(5)(6) 【备选1】下表是X、Y、Z三种元素的氢化物的某些性质： 元素熔点/℃沸点/℃与水的反应导电性(纯液体) X -283 -162 不反应不导电 Y -102 19 放热反应，形成酸性溶液不导电 Z 680 / 剧烈反应，生成H2，并形成碱性溶液导电 若X、Y、Z这三种元素属于周期表中的同一周期，则它们的原子序数递增的顺序是

高中元素周期律第三课时教案

元素周期律（二） 教学目的：1.了解原子核外电子的排布与元素性质的关系。 2.认识元素周期律的内容，掌握元素金属性、非金属性强弱的 判定方法 教学重点：元素周期律的内涵；元素性质与原子结构的关系 教学难点：元素性质与原子结构的关系 教学过程： 复习：1、同主族元素原子结构与性质递变规律？ 2、金属性强弱判定依据？ 3、非金属性强弱判定依据？ 练习：画第三周期元素的原子结构示意图。 引入：以第三周期元素为例，结合其元素的原子结构特点，推测同周期元素的金属性与非金属性的递变趋势。 板书：元素周期律 一、Na、Mg、Al的金属性比较 学生活动一： 探究实验： 取一小块镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜，放入试管中。向试管中加入2mL 水，并滴入2滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。 结论：钠与水的反应比镁与水的反应容易。 2、比较镁和铝与盐酸的反应难易程度： 取一小段镁带和一小片铝，用砂纸磨去它们表面的氧化膜，分别放入两支试管，在各加入2mL1mol/L盐酸。观察发生的现象。 结论：镁与盐酸的反应比铝与盐酸的反应容易。 3、比较钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性强弱： NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3 总结：Na Mg Al 金属性逐渐增强 判定依据：单质与水（或酸）反应置换氢越容易，以及它们的最高价氧化物的水化物—氢氧化物的碱性越强，则元素金属性越强。 板书：二、Si、P、S、Cl的非金属性比较 学生活动二： 阅读学案资料：

总结：Si P S Cl 非金属性逐渐增强 判定依据：元素最高价氧化物的水化物的酸性越强，或与氢气生成气态氢化物越容易，则元素的非金属性越强。 课堂小结：Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 板书：元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增呈周期性变化规律随堂练习：（多媒体展示） 知识整合：（多媒体展示） 布置作业：《学案》素能培养部分。

高中化学 1.2元素周期律(第2课时)元素周期律学案 新人教版必修2

元素周期律 1．了解元素原子结构的周期性变化。 2．了解元素性质的周期性变化。 3．理解元素周期律的内容及实质。 4．形成结构决定性质的科学思想。 要点元素周期律 1．元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律。 (1)原子结构的变化规律。 原子序数电子层数最外层 电子数 达到稳定结构时的 最外层电子数 1～2 1 1→22 3～10 2 1→88 11～18 3 1→88 结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化 3～10号元素Li Be B C N O F Ne 原子半径/pm 152 89 82 77 75 74 71 —— 11～18号元素Na Mg Al Si P S Cl Ar 原子半径/pm 186 160 143 117 110 102 99 —— 变化趋势 结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性变化 原子序数主要化合价的变化 1～2 ＋1―→0 3～10 ＋1―→＋5

2.探究第三周期元素性质的递变规律。 (2)硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律。 从左往右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 3．元素周期律。 (1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。 (2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。也就是说，由于元素原子结构的周期性变化，引起了元素性质上的周期性变化，这体现了结构

决定性质的规律。 【应用思考】 1．随着原子序数的递增，C、N、O、F的最高正化合价也递增吗？ 提示：不是，因为F无正价，O无最高正化合价。 2．请结合原子结构解释同周期元素随着原子序数的递增，元素性质的递变性。 提示：因同周期元素原子的电子层数相同，但核电荷数依次增大，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引能力依次增强，失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，故金属性依次减弱，非金属性依次增强。 1．下列关于元素周期律的叙述正确的是(B) A．随元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现 B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化 C．随元素原子序数的递增，元素的最高正价从＋1到＋7，负价从－7到－1重复出现D．元素性质的周期性变化的根本原因是：原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化 解析：A项错，第一周期和副族元素除外；C项错，金属无负价，O、F无正价；D项错，元素性质的周期性变化的根本原因是原子结构的周期性变化。 2．能说明钠的金属性比镁强的事实是(B) A．钠的硬度比镁小 B．NaOH的碱性比Mg(OH)2强 C．钠的熔点比镁低 D．Na2O的熔点比MgO低 3．下列说法正确的是(B) A．ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强 B．ⅣA族元素的氢化物中，稳定性最好的是CH4 C．同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强 D．第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小 解析：A项错，H元素是第ⅠA元素，但是它没有金属性；C项错，没有强调最高价非金属氧化物；D项错，同一周期，后面非金属的阴离子的半径比前面金属阳离子的电子层数多，

元素周期律 第二课时 教案设计

教案设计 备课人李国超学科化学年级高一时间2015.3.30 课题元素周期律第（ 2 ）课时课型 三维目标知识与技能：1.元素周期律的涵义和实质。 2.了解随着原子序数的增加原子半径、主要化合价、金属性与非金属性 的周期性变化。 3.理解金属性和非金属性 4.了解比较金属性与非金属性的方法。 过程与方法：1.通过归纳、分析p14表格，得出电子核外排布的简单规律 2.通过实验视频，比较钠、镁、铝的金属性 3.通过实验视频和分析资料卡片，比较Si、P、S、Cl的非金属性 情感态度与价值观：1.归纳总结、演绎，培养学生的逻辑思维能力。 2.让学生认识科学发展历史，培养学生发现问题、克服困难、完 善问题的科学精神。 教 学 重 难 点 元素周期表的涵义、金属性和非金属性比较方法。 学 具 准 备 PPT、实验视频。 教学过程（双边活动） 教师活动学生活动设计意图

同学们好，今天我们来学习第一章第二节第二课时元素周期律。 所谓元素周期律，顾名思义就是元素周期表中体现的规律，元素周期律是元素周期表的编排依据。 我带大家一起回顾一下元素周期律的发展历史。 ①问题的产生．门捷列夫在编写教材中的碱土金属时，不知Mg应该和Ca，Sr，Ba 为伍，还是应该和Zn，Cu，Hg 为伍，认为化学元素缺少严整体系 ②存在的困难．对已发现的63 种元素的相对原子质量和种种基本性质编制卡片、试排．由于相对原子质量测定得不准确，从而遇到了很多困难 ③崭新的论点．1869 年发表了题为《元素的性质和原子量的关系》的论文，阐述了有关基本论点，并且设计出了第一张元素周期表，但没有引起人们的重视 ④理论的完善．改变周期表的形式，将同一周期的元素排在一行，同类元素排在一列，每经过7 种或17 种元素，碱金属或卤素重复出现，周期表趋于完善． 从这段元素周期律发展的历史中，同学们能够得到什么启示？ 咱们书后这种元素周期表的编排依据主要是原子的核外电子层排布，在这节课之间大家已经学习这部分内容，现在请大家完成学案。。。。部每一门学科或者某一个知识的 发展都是曲折前进，螺旋式上升 的，通过不断的修正，逐步接近 自然真实。我相信咱们书后面的 元素周期表也一定有可以完善 的地方。 完成相应学案。 引入新课 让学生认识科学发 展历史，培养学生发 现问题、克服困难、 完善问题的科学精 神。 回顾上节课知识。

第二节 元素周期律(第3课时)教案

前言 我们分析每年考上清华北大的北京考生的成绩，发现能够考上清北的学生化学的平均分都在95分以上，先开始我们认为，学习能力强的孩子化学一定学得好。可是在分析没有考上清北的学生的成绩的时候发现，很多与清北失之交臂的学生，化学的平均分要略低，数学物理的分数却不相上下。我们仔细讨论其中的缘由，通过对学生的调查研究发现一个令人惊讶的结论：化学学的好的学生更容易在理综上考得高分！ 这是因为化学学的好的学生，能够用更快的速度在理综考试中解决100分的分值，之后孩子可以用更多的时间去处理没有见过的物理难题。物理的难题在充分的时间中得到更多考虑的空间，使得考生在理综总分上能够有所突破。所以想上好大学，化学必须学好，化学的使命就是在高考当中帮助考生提速提分。 因此这份资料提供给大家使用，主要包含有一些课件和习题教案。 后序中有提到一些关于学习的建议。 必修Ⅱ第一章物质结构元素周期律 第二节元素周期律（第3课时） 一、教材分析： 本节在物质结构的基础上，将元素周期表的学习和元素周期律的学习结合起来，将学生所学习的知识连汇贯通，体现了由感性认识上升到理性认识的科学认知规律。周期表和元素周期律为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过度元素结构、镧系和锕系结构理论，甚至为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，都是重要工具。 二、教学目标： 1、知识与技能： （1）掌握元素周期表和元素周期律。 （2）掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。 2、过程与方法： （1）归纳、比较。通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。 （2）自主学习。引导自主探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。 3、情感、态度与价值观：培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力。 三、教学重点难点： 重点：周期表、周期律的应用 难点：“位、构、性”的推导 四、学情分析： 本节课在学生已经了解元素周期律的基础上进行教学，主要是让学生认识周期表特别是元素周期律的应用，整体上难度不大，学生能够掌握。所以须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺，从而使学生达到对旧知识的复习，实现由未知向已知、由浅入深的转化。进而学生会了解并掌握元素在周期表中的位置（简称“位”）反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响元素的性质（简称“性”）。 因此，我们只要知道三种量（“位、构、性”）中的一种，即可推出另外2种量。

2021新人教版高中化学必修2第一章《物质结构 元素周期律》(第2课时)word复习教案

【志鸿优秀教案】2013-2014学年高中化学 第一章 物质结构 元 素周期律复习第2课时教案 新人教版必修2 从容说课 元素周期律和元素周期表的知识是整个高中化学的重点。学生在学习过程中，对这部分知识往往是说起来容易做起来难。因此，复习的目的是:不仅要引导学生梳理知识，构建知识网络，更重要的是培养学生应用、迁移知识的能力。本节课所选的例题、练习及参考练习，均是从不同的方面来帮助学生消化和吸收知识的，以利于学生能通过解决实际问题来提高灵活运用知识的能力，并学会用科学的方法和逻辑推理去挖掘物质之间的内在联系。 三维目标 知识与技能 1．掌握元素周期律的实质及元素周期表(长式)的结构(周期、族)。 2．以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质(如:原子半径、化合价、单质及化合物性质)的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA 和ⅡA 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。 过程与方法 1．从对元素周期律的理解去叙述元素周期表的意义、组成结构、元素递变规律与组成元素的粒子结构的联系。 2．初步具有总结元素递变规律的能力；能把元素的性质、元素在周期表中的位置与组成元素的粒子结构联系起来，并能较熟练地运用。 情感、态度与价值观 1．通过对“位置、结构、性质”三者关系的分析，培养学生综合、辩证、创新的精神。 2．培养学生由个别到一般的研究问题的方法。从宏观到微观，从现象到本质的认识事物的科学方法。 要点提示 教学重点:1．元素周期律的实质。 2．位置、结构、性质三者之间的关系。 教学难点:位置、结构、性质三者之间的关系。 教具准备:多媒体课件、投影仪。 教学过程 导入新课 [师] 上节课我们复习了原子结构的知识，本节课我们来复习在此基础上归纳出来的元素周期律和元素周期表的有关知识。 板 书： 复习课 推进新课 [师] 从我们前面研究1～18号元素的核外电子排布可知，元素原子核外电子排布随着原子序数的递增而呈周期性变化。由于元素的性质是由组成它的原子的结构所决定的，因此元素性质随着原子序数的递增也呈周期性变化。在此基础上我们归纳出了元素周期律，并根据元素周期律编制了元素周期表。 板 书： 一、元素周期表 核外电子排布的周期性――→决定元素性质的周期性――→归纳元素周期律――→编制元素周期表 [师] 元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果，这也是元素周期律的实质。 板 书： 实质 [师] 元素周期律包括哪些内容？ [生] 随着原子序数的递增： 1．原子最外层电子数由1～2或1～8呈周期性变化。

元素周期律和元素周期表的重要意义

元素周期律和元素周期表的重要意义 元素周期律和周期表，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，在哲学、自然科学、生产实践各方面都有重要意义。 （1）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。元素周期表是周期律的具体表现形式，它把元素纳入一个系统内，反映了元素间的内在联系，打破了曾经认为元素是互相孤立的形而上学观点。通过元素周期律和周期表的学习，可以加深对物质世界对立统一规律的认识。 （2）在自然科学方面，周期表为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过渡元素结构、镧系和锕系结构理论、甚至为指导新元素的合成、预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，首先是化学、物理学、生物学、地球化学等方面，都是重要的工具。 （3）在生产上的某些应用 由于在周期表中位置靠近的元素性质相似，这就启发人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。 ①农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物。 ②半导体材料都是周期表里金属与非金属接界处的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。 ③催化剂的选择：人们在长期的生产实践中，已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。进一步研究发现，这些元素的催化性能跟它们原子的d轨道没有充满有密切关系。于是，人们努力在过渡元素（包括稀土元素）中寻找各种优良催化剂。例如，目前人们已能用铁、镍熔剂作催化剂，使石墨在高温和高压下转化为金刚石；石油化工方面，如石油的催化裂化、重整等反应，广泛采用过渡元素作催化剂，特别是近年来发现少量稀土元素能大大改善催化剂的性能。 ④耐高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取：在周期表里从ⅢB到ⅥB的过渡元素，如钛、钽、钼、钨、铬，具有耐高温、耐腐蚀等特点。它们是制作特种合金的优良材料，是制造火箭、导弹、宇宙飞船、飞机、坦克等的不可缺少的金属。 ⑤矿物的寻找：地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有密切的联系。科学实验发现如下规律：相对原子质量较小的元素在地壳中含量较多，相对原子质量较大的元素在地壳中含量较少；偶数原子序的元素较多，奇数原子序的元素较少。处于地球表面的元素多数呈现高价，处于岩石深处的元素多数呈现低价；碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈的最上部；熔点、离子半径、电负性大小相近的元素往往共生在一起，同处于一种矿石中。在岩浆演化过程中，电负性小的、离子半径较小的、熔点较高的元素和化合物往往首先析出，进入晶格，分布在地壳的外表面。 有的科学家把周期表中性质相似的元素分为十个区域，并认为同一区域的元素往往是伴生矿，这对探矿具有指导意义。

元素位构性的线性关系--元素周期律(第二课时) 教学设计

课题名称：元素位构性的线性关系--元素周期律(第二课时)

【图文引入】你所不知道的元素周期表 【设计意图】调动学生的学习激情，培养学生崇尚真理、严谨求实的科学精神及勇于担当的社会责任意识；引发学生思考现有元素周期表元素排列的准则依据是什么？过渡引出本节课时的重难点：元素周期律的本质。 【学生活动】 （1）填写教材P14-15中表格所缺的内容； （2）对表中各项内容进行比较、分析，寻找其中的规律。 【设计意图】通过填表，让学生获取感性知识，一方面复习了前面学过的原子结构有关知识，也为元素周期律的探究提供数据方面的支持。 （3）画出以原子序数为横坐标、原子的最外层电子数为纵坐标的直方图 规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)。 （4）画出以原子序数为横坐标、原子半径为纵坐标的折线图（稀有气体除外） 规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。【学以致用】 1．已知下列原子的半径： 原子N S O Si 半径r/10－10 m 0.75 1.02 0.74 1.17 根据以上数据，磷原子的半径可能是( ) A．1.10×10－10 m B．0.80×10－10 m C．1.20×10－10 m D．0.70×10－10 m （5）画出以原子序数为横坐标、化合价为纵坐标的变化图（稀有气体除外）

规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即每周期：最高正价：＋1→＋7(O、F无正价)，负价：－4→－1。 【设计意图】让学生学习常用的数据处理方法和表示方式，培养学生分析、处理数据的能力、相互合作的意识，也让学生获得直观形象的感性知识，为归纳元素周期律奠定基础。 【规律生成】 随着元素原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和元素的主要化合价均呈现周期性的变化。 【过渡】 随着核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布和元素的原子半径（除稀有气体外）呈现出周期性的变化。而元素的性质又与原子半径有关，那么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的变化呢？ 今用以第三周期的11~17 元素为例探究元素的金属性和非金属性的变化规律。【学生活动】 思考：1、金属性与非金属性的定义？金属性即元素原子失电子的能力，金属性越强，越易失电子。非金属性即元素原子得电子的能力，非金属性越强，越容易得电子。 2、判断元素金属性强弱的方法有哪些？①可以从它的单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度；②它的最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱来判断； 3、判断元素非金属性的强弱的方法有哪些？①可以从它的最高价氧化物的水化物的酸性强弱判断，②跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。 【设计意图】通过知识回顾，为接下来的第三周期元素金属性与非金属性的变化规律探究奠定理论基础。 今用以第三周期的11~17 元素为例探究元素的金属性和非金属性的变化规律。【学生活动】 1．试验探究元素的金属性（Na、Mg、Al）强弱。观看视频，完成表格

高中化学《元素周期律》第二课时教学设计

必修2 第一章第二节《元素周期律》第二课时教学设计 一、学习目标 ⑴掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期 性变化的规律。 ⑵认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性 变化的结果，从而理解元素 周期律的实质。通过对元素周期律的了解、掌握和应用，培养总结归纳及逻辑推理能力。 (3) 通过对实验的研究，培养观察能力、实验能力和创造思维能力。 (4)培养勤于思考、勇于探究的科学品质。 (5)了解辩证唯物主义理论联系实际的观点，量变、质变的观点。 (6)通过对元素周期律的学习，初步掌握化学学科的思维方式即透过现象看本质，宏观与微观相互转化等。 二、重点和难点 1、重点： ⑴元素周期律的实质⑵元素金属性和非金属性的变 化规律 2、难点： ⑴元素周期律的实质 ⑵元素金属性和非金属性的变化规律 ⑶通过实验来培养学生的探究能力

三、教学过程 【复习所学知识】请同学们回忆我们上节课所学的内容 1、元素原子核外电子排布规律有哪些？ 2、元素的原子半径、主要化合价、原子核外电子层排布随原子 序数的递增而呈现出怎样变化的？ 【创设问题情境】我们知道，元素的化学性质是由原子结构决定 的。那么，元素的金属性和非金属性是否也将随元素原子序数的 递增而呈现出周期性的变化呢？ 【知识回忆】 金属性和非金属性的强弱的判断依据？ 【实验方案讨论】 以第三周期元素为研究对象，如何通过实验来比较元素(钠、镁、 铝)的金属性强弱呢？（提示：从金属性强弱的判断依据入手来 设计实验。可选用提供的药品与仪器。实验药品：镁条、铝条、 酚酞溶液、蒸馏水、稀盐酸（2mol/L）。实验仪器：试管、试管 夹、酒精灯、砂纸、火柴、滴管） 设计实验比较钠、镁、铝的金属性强弱 方案1 方案2 【板书】3、同周期元素金属性和非金属性的递变

元素周期律和元素周期表易错知识点

元素周期律和元素周期表易错知识点 【判断正误】 1、具有相同质子数的粒子都属于同种元素 2、符合8电子结构的分子都具有稳定的结构，不符合8电子结构的分子都不稳定 3、元素周期表中，含元素种类最多的周期是第6周期，含元素种类最多的族是ⅠA 4、第三周期元素的原子半径都比第二周期元素的原子半径要大 5、在Na2O和Na2O2组成的混合物中，阴离子与阳离子的个数比在1:1至1:2之间 6．原子量是原子质量的简称 7．由同种元素形成的简单离子，阳离子半径＜原子半径、阴离子半径＞原子半径 8．核外电子层结构相同的离子，核电荷数越大半径越大 9．在HF、PCl3、CO2、SF6等分子中，所有原子都满足最外层8e-结构 10．核电荷总数相同、核外电子总数也相同的两种粒子可以是： （1）原子和原子；（2）原子和分子；（3）分子和分子；（4）原子和离子；（5）分子和离子；（6）阴离子和阳离子；（7）阳离子和阳离子 11．元素周期表中，每一周期所具有的元素种数满足2n2（n是自然数） 12．位于同一周期的两元素的原子形成的离子所带负电荷越多，非金属性越强 13．非金属最低价的阴离子，只能失电子而不能再得电子，所以同族非金属最低价阴离子越向下，还原性越强 14．同一主族从上到下元素的非金属性逐渐减弱，所以的酸性逐渐减弱 15．ⅠA族的氢和钾，它们可以形成离子化合物KH，其中有K+离子和H-离子。 16．所有微粒均由质子、中子、电子构成17．同种元素的不同核素化学性质基本相同，物理性质不同。 18．同一周期主族元素原子最外层电子排布都是1→8个电子 19．所有主族元素的最高正价都等于该元素所在的主族序数 20．IA族元素都是碱金属； 21．原子及其离子的核外电子层数都等于该元素所在的周期数 22．ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强 23．气态氢化物与其最高价氧化物对应水化物酸碱性相反，相互反应生成离子化合物的元素是N （对） 24．通过5R-+RO3-+6H+=3R2+3H2O，可以判断R元素位于第ⅤA族。 25．元素周期表第18列是0族，第8.9.10列为第ⅧB族 26．HClO的结构式为H-Cl-O 27．原子核外各层电子数相等的元素一定是非金属元素 28．-和b Y m+两种简单离子（a,b均小于18），已知a X n-比b Y m+多两个电子层，则X一定是含3个电子层的元素 29．m个质子，n个中子，该元素的相对原子质量为m+n 30元素X,Y的原子序数相差2，则X与Y可能形成共价化合物XY 31非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强 化学键易错知识点 【判断正误】 1．熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物；溶解在水中不能电离的化合物通常是共价化合物，但溶解在水中能电离的化合物可能是共价化合物也可能是离子化合物 2．离子化合物中一定含有离子键，有离子键的化合物不一定是离子化合物； 3．共价化合物中一定含有共价键，含有共价键的化合物不一定是共价化合物； 4．共价键和离子键都只有存在于化合物中 5．熔融状态下能导电的化合物一定为离子化合物 6．离子键只能由金属原子与非金属原子之间形成 6．共价键只能由非金属元素的原子之间形成 7．活泼金属元素和活泼非金属元素之间一定形成离子键 8．任何分子内一定存在化学键 9．有的分子，例如稀有气体是单原子分子构成的，分子中没有化学键

湖北省宜昌市高中化学第一章物质结构元素周期律1.2元素周期律(第二课时)练习新人教版必修2

第二节元素周期律（第二课时） 应用时间：20分钟实用时间：分钟 一、选择题 ( ) 1．碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物是 A、NaOH B、Al(OH)3 C、Ca(OH)2 D、RbOH ( )2．右表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是 A、常压下五种元素的单质中，Z单质的沸点最高 B、Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同 C、W的氢化物的沸点比X的氢化物的沸点高 D、Y元素的非金属性比W元素的非金属性弱 ( )3．还原性随核电荷数的增加而增强的是 A、 Na、Mg、Al B、 Li、Na、K C、 I－、Br－、Cl－ D、 P3－、S2－、Cl－ ( )4．下列递变规律不正确的是 A、Na、Mg、Al还原性依次减弱 B、I2、Br2、Cl2氧化性依次增强 C、C、N、O原子半径依次增大 D、P、S、Cl最高正价依次升高 ( )5．砷（As）为第4周期第ⅤA族元素，根据它在元素周期表中的位置推测，砷不可能具有的性质是 A、砷在通常情况下是固体 B、可以存在-3、+3、+5等化合价 C、As2O5对应水化物的酸性比H3PO4弱 D、砷的还原性比磷弱 ( )6．氟、氯、溴、碘四种元素，它们的下列性质的递变规律不正确的是

A、单质密度依次增大 B、单质的熔沸点依次升高 C、Cl2可以从KBr溶液置换出Br2 D、F2可以从NaCl溶液中还原出Cl2 ( )7．同周期的X、Y、Z三种元素的最高价氧化物水化物对应的酸性由强到弱的顺序是：HZO4H2YO4H3XO4，下列判断正确的是 A、阴离子的还原性按X、Y、Z顺序增强 B、单质的氧化性按X、Y、Z顺序增强 C、元素的原子半径按X、Y、Z顺序增大 D、气态氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序减弱 ( )8．HF、H2O、CH4、SiH4四种气态氢化物按稳定性由弱到强排列正确的是 A、CH4＜H2O＜HF＜SiH4 B、SiH4＜HF＜CH4＜H2O C、SiH4＜CH4＜H2O＜HF D、H2O＜CH4＜HF＜SiH4 二、填空简答题 9．元素周期律是指元素的性质随的递增，而呈性变化的规律，这里元素的性质主要是指和；元素性质周期性变化是呈周期性变化的必然结果。 10 ．短周期中置换H能力最强的是元素（符号），化学性质最稳定的元素符号是， 最高价氧化物对应的水化物酸性最强的分子式为，碱性最强的分子式为，显两性的分子式为，原子半径最大的金属元素的符号是，离子半径最小的金属离子结构示意图。 11．下表为元素周期表的一部分。 ⅣA

元素周期律教学设计第一课时

《元素周期律》第(1)课时教学设计 长武中学陈宝凤 一、教材内容分析 (一)教材分析 本节课选自人教版化学必修2第一单元，的第二节.本节包括三个部分内容：原子核外电子排布、元素周期律、元素周期表和周期律的应用.教材以1-18号元素为例，从原子核外电子排布、原子半径和元素金属性非金属性几个方面，阐述元素性质的周期性变化，导出元素周期律。第一课时涉及的主要是原子核外电子排布规则以及原子结构、元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。元素周期表中同周期同主族元素性质的规律，是在原子结构的基础上建立起来的，因此原子结构与核外电子排布的内容是元素周期律和元素周期表的知识基础。考虑到新课改的要求，本部分内容有所降低，只是介绍了电子层的概念，对于排布规律示作介绍，但为了便于教学以及学生对以后知识的理解，可作适当的扩展，让学生了解简单的排布规律。元素周期性的教学要注重“周期性”的理解，同时根据新课改的要求，尽量发挥学生学习的自主性，鼓励学生自主总结出规律。 (二)教学内容与学习水平 二、学情分析 经过初三化学和化学必修1的学习，学生已经学习了一些元素的单质及其化合物的性质，如钠、镁、铝、硅、硫、氯，但对这些元素性质的了解是零散的。已经掌握了核外电子分层排布的知识，会画出1-18号元素的原子结构示意图，具备了学习这节内容的知识基础，为周期律的学习奠定基础。但学生的差异是客观存在的，教师只有全面了解学生情况，才能做到因材施教，有的放矢。本次教学设计主要针对的是普通中学高一年级的学生，该阶段的学生思维敏捷活泼，但不够严谨，抽象思维能力薄弱。虽然学生也已经初步掌握了科学探究的基本程序和方法，具备了自主学习的、合作学习、表达交流的能力,但是对于数据的分析和处理、从大量科学事实中抽象出科学本质的方法还有待进一步学习和加强。而“元素周期律”理论性强，要求他们具备较强的抽象思维能力。所以教师必须营造问题情境，激发学生学习兴趣，帮助学生掌握本节课的内容。 三、教学目标 知识与技能: ①知道元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化。

元素周期律和周期表

元素周期律和周期表 学好元素周期律和元素周期表的知识对学好化学是非常重要的。学好这部分知识： 一、必须熟悉周期表的结构，头脑中必须有一张轮廓清晰的元素周期表。 二、理解位置、结构、性质的关系： 这个三角关系是学习元素化合物知识的主要线索和方法。 三、注意挖掘元素周期表中隐含的重要知识和小规律。 一、元素周期律 随着原子核电荷数的递增，核外电子排布呈现周期性的变化，由此导致元素化学性质（主要是金属性、非金属性、气态氢化物稳定性、氢化物水溶液酸碱性、最高价氧化物对应水化物的酸碱性、氧化还原性……）呈现周期性的变化规律，即元素周期律。 二、元素周期表 1、周期表结构 横行——周期：共七个周期，三短三长一不完全。 各周期分别有2，8，8，18，18，32，26种元素。前三个周期为短周期，第四至第六这三个周期为长周期，第七周期还没有排满，为不完全周期。 纵行——族：七主七副一零一VIII，共16族，18列。要记住零族元素的原子序数以便迅速由原子序数确定元素名称。 周期：一二三四五六七 元素种类：28818183226 零族：2He10Ne 18Ar 36Kr54Xe86Rn 例1 在周期表主族元素中，甲元素与乙、丙、丁三元素上下或左右紧密相邻。甲、乙两元素的原子序数之和等于丙元素的原子序数。这四种元素原子的最外层电子数之和为20。据此

判断：元素甲为，元素丙为，元素乙和丁形成的化合物的分子式为或。 解析熟知元素周期表结构是解题必备的基础知识，对于短周期及主族元素更应了如指掌。本题关键是确定甲、乙、丙、丁四种元素，突破口为甲、乙两元素的原子序数之和等于丙元素的原子序数。若甲、丙同周期，其原子序数之差为1，乙只能是氢元素，不符合四元素原子最外层电子数之和为20。甲，丙必同主族，原子序数之差为2或8，四种元素不可能为氢和氦，则排除原子序数之差为2，甲、丙原子序数之差为8，乙元素原子序数应为8，乙为氧元素，甲为氮元素，丙为磷元素，丁为碳元素。 答案甲：N，丙：P，乙和丁形成的化合物：CO和CO2。 2、原子结构与元素周期表的关系 电子层数= 周期数 主族元素最外层电子数= 主族序数= 最高正化合价 由上述关系，就可以由原子结构找出元素在周期表中的位置，也可以由位置确定原子结构。 3、核外电子排布 ⑴核外电子排布规律 ①核外电子是分层排布的，每层最多排布2n2个电子； ②最外层最多排布8个，K层为最外层时，最多排布2个；次外层最多排布18个，倒数第三层不超过32个电子。这几条规律是相互制约，应综合考虑。 ⑵核外电子排布的表示方法 ①原子结构示意图：书写中注意对核外电子排布规律的理解。 ②电子式：是在元素符号周围用小黑点或×来表示原子的最外层电子的式子。电子式属于化学用语，是帮助我们掌握微粒结构的基础，要熟练掌握。书写前要通过构成元素的种类来判断是离子化合物还是共价化合物（单质）。离子化合物中金属阳离子不用[]括出来，其离子符 号就是它的电子式；而等复杂离子则必须用[]括起来，并且标明所带的电荷；阴、阳离子要间隔开来。共价化合物（或单质）的书写中不能出现[]和电荷。要注意不参与成键的电子不要漏掉。如： ③用电子式表示物质的形成过程：如

人教课标版高中化学必修2《元素周期律》第三课时探究教案

第二节元素周期律 第三课时元素周期表与元素周期律的应用 一、教材分析 本节在物质结构的基础上，将元素周期表的学习和元素周期律的学习结合起来，将学生所学习的知识连汇贯通，体现了由感性认识上升到理性认识的科学认知规律。周期表和元素周期律为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过度元素结构、镧系和锕系结构理论，甚至为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，都是重要工具。 二、教学目标 1、知识与技能： （1）掌握元素周期表和元素周期律。 （2）掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。 2、过程与方法： （1）归纳、比较。通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。 （2）自主学习。引导自主探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。 3、情感、态度与价值观：培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力。 三、教学重点难点 重点：周期表、周期律的应用 难点：“位、构、性”的推导 四、学情分析 本节课在学生已经了解元素周期律的基础上进行教学，主要是让学生认识周期表特别是元素周期律的应用，整体上难度不大，学生能够掌握。所以须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺，从而使学生达到对旧知识的复习，实现由未知向已知、由浅入深的转化。进而学生会了解并掌握元素在周期表中的位置（简称“位”）反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响元素的性质（简称“性”）。因此，我们只要知道

三种量（“位、构、性”）中的一种，即可推出另外2种量。 五、教学方法：启发——归纳——应用 六、课前准备：多媒体、实物投影仪 七、课时安排：1课时 八、教学过程 （一）检查预习，了解学生对已有知识的掌握程度及存在的困惑。 （二）情景导入，展示目标 [新课导入] 元素周期律、元素周期表是一种重要的结构理论，它的重要性体现在什么地方呢？这就是我们这节课要学习的内容。 [板书]三、元素周期表和元素周期律的应用。 （三）合作探究，精讲点拨 师：元素在周期表中的位置（简称“位”）、反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响着元素的性质（称简“性”）。因此，我们只要知道三种量（位、构、性）中的一种，即可推出另外2种量。 师：请同学们打开周期表观察：用绿色、淡绿表示的元素分别是哪种元素？如果沿着硼（B）、铝（A1）；硅（Si）、锗（Ge）；砷（As）、锑（Sb）；碲（Te）钋（Po）画一折线，则位于折线左侧的是什么元素？折线右侧的又是什么元素？ [板书]1、元素的金属性与非金属性元素在周期表中位置的关系 【例题剖析】 【例1】X.Y是元素周期表中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是 A、X原子的电子层比Y原子的电子层数多 B、X的氢化物的沸点性Y的氢化物的沸点低 C、X的气态氢化物比Y的气太氢化物稳定 D、Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来 【教师精讲】本题考查元素的非金属性强弱的判断，要熟记并理解判断标准，不能随意变换标准。 [知识拓展]元素金属性，金属活动性区别（优化设计）

元素周期律第2课时

《必修Ⅱ第1章第2节元素周期律》（第2课时） 【课标要求】 1、通过实验操作，培养学生实验技能。 2、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。 【重点难点】 1、从原子结构角度预测和解释元素的某些性质 2、形成依据“位-构-性”关系研究元素周期律的方法 【基础知识】 一、元素的金属性、非金属性强弱判断依据。 二、第三周期元素性质变化规律 [实验一] Mg、Al和水的反应：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试管中，加入2~3 ml水，并滴入两滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿，分别用酒精灯给两试 [实验二]Mg、Al与稀盐酸反应比较 [总结]1、第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl，金属性逐渐，非金属性逐渐。 2、非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性也越。 三、同周期元素性质递变规律 同周期从左到右，金属性逐渐，非金属性逐渐。 四、元素周期律 （1）定义：。 （2）实质：。 【自我测试】 1．下列各组元素性质的递变情况错误的是 ( ) A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B．P、S、C1元素最高正价依次升高 C．N、O、F原子半径依次增大 D．Na、K、Rb的电子层数依次增多 2．某元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子 A．4 B．5 C .6 D．7 ( ) 3．某元素x的气态氢化物化学式为H2X，下面的叙述不正确的是 ( ) A．该元素的原子最外层上有6个电子 B．该元素最高价氧化物的化学式为XO3 C．该元素是非金属元素 D．该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为H2XO3 4．元素的性质呈周期性变化的根本原因是 ( ) A．元素相对原子质量的递增，量变引起质变 B．元素的原子半径呈周期性变化 C．元素原子的核外电子排布呈周期性变化 D．元素的金属性和非金属性呈周期性变化 5．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 6．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．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能. D．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多 7．超重元素“稳定岛”的预言：自然界中可能存在着原子序数为114的元素的稳定同位素x。请根 据原子结构理论和元素周期律，预测： (1)它在周期表的哪一周期?哪一族?是金属还是非金属? (2)写出它的最高价氧化物、氢氧化物(或含氧酸)的化学式，并估计后者的酸碱性。 (3)它与氯元素能生成几种化合物?哪种较为稳定? 8． W、X、Y、Z是原子序数依次增大的同一短同期元素，W、X是金属元素，Y、Z是非金属元素。 （1）W、X各自的最高价氧化物对应的水化物可以反应生盐和水，该反应的离子方程式为 _________________________________________________。 （2）W与Y 可形成化合物W2Y，该化合物的电子式为_________________。 （3）Y的低价氧化物通入Z单质的水溶液中，发生反应的化学方程式为________。 （4）比较Y、Z气态氢化物的稳定性＿＿＞＿＿（用分子式表示） （5）W、X、Y、Z四种元素简单离子的离子半径由大到小的顺序是：＿＿＞＿＿＞＿＿＞＿＿。 -1- -2-