第二节元素周期律
【学习目标】
1．了解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，认识元素周期律。

2．了解原子结构与元素性质之间的关系。

3．对比学习同族和同周期的递变规律及差异，理解“位构性”的关系。

一、元素原子结构的周期性变化（科学探究1）
1．钠、镁、铝金属性强弱的比较
[知识回忆]如何判断金属性、非金属性的强弱
[实验探究分组实验]
利用你所知道的知识以及提供的实验仪器，设计实验证明镁铝的金属性质的强弱，记录实验现象，结合前面所学钠的实验综合对比得出结论。

观察并记录实验现象以及发生的反应方程式
；
有出现不能分析的现象吗，如果有，请记录；
分析实验现象，你得到的结论为。

2．硅、磷、硫、氯的性质的比较
根据所学知识，分析填写上表后，你能得出什么结论
三、元素周期律
1．通过对11-17号元素性质的分析，你能得出什么结论?
2．通过对11-17号元素性质的分析，其性质差异的本质原因是什么？
四、归纳对比
1． 元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系 ①同一主族，从上到下，原子半径逐渐________，元素的原子失电子能力逐渐________， 得电子能力逐渐________；元素金属性逐渐________，非金属性逐渐________。

②同一周期，从左向右，原子半径逐渐________，最外层电子数逐渐________，元素的 原子失电子能力逐渐________，得电子能力逐渐________；元素金属性逐渐________， 非金属性逐渐________；
五、课堂练习
1．比较下列性质（填“>”、 “<” 、“=”）：
①半径：N F ②酸性：H 2CO 3 HNO 3 ③ 碱性：KOH Ca(OH)2 ④还原性：K Ca ⑤稳定性：H 2S H 2O ⑥非金属性：O N 2．下列各组中化合物的性质比较，不正确的是 ( ) A.酸性：HClO 4 >HBrO 4 >HIO 4 B. 碱性：NaOH >Mg(OH)2 >Al(OH)3 B.稳定性：PH 3 >H 2S >HCl D. 非金属性：F >O>S
3.下列递变情况中，正确的是： ( )
A. Na 、Mg 、Al 原子的最外层电子数依次减少
B. Li 、Na 、K 的金属性依次减弱
C. C 、N 、O 的原子半径依次减少
D. Si 、P 、S 元素的最高正化合价依次降低 4．X 元素最高价氧化对应水化物为H 3XO 4 ，则它对应的气态氢化物为（ ）
A. HX
B. H 2X
C.XH 4
D. XH 3 5.原子序数从11依次增加到17，下列递变关系中，错误的是 （ ）
A ．电子层数逐渐增多
B ．原子半径逐渐增大
C ．最高正化合价数值逐渐增大
D ．从Si 到Cl ，最低负化合价从-4到-1 6．下列关于元素周期表和元素周期律的叙述正确的是( ) A ．元素的性质随着相对原子质量的递增，呈周期性的变化 B ．周期表中，元素族序数都等于该族元素原子的最外层电子数 C ．第三周期中，随着核电荷数的递增，元素的金属性逐渐增强
D ．随核电荷数的递增，ⅦA 族元素的单质熔、沸点升高，碱金属元素单质熔、沸点降低 7．镭是元素周期表中第七周期ⅡA 族元素，下列关于镭的性质的描述中不正确的是( )
A ．在化合物中显＋2价
B ．单质能与水反应置换出H 2
C ．氢氧化物呈两性
D ．碳酸盐难溶于水
金属性逐渐
金
属
性
逐渐
非金属性逐渐。