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高中化学人教版 (2019)必修 第一册第二节 元素周期律精品课件ppt
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这是一份高中化学人教版 (2019)必修 第一册第二节 元素周期律精品课件ppt，共44页。PPT课件主要包含了元素周期律，元素周期表等内容，欢迎下载使用。
1.通过对元素周期性变化规律的再认识，理解基于元素“位置-结构-性质”认识元素性质，基于“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的基本方法。 2.通过讨论交流，归纳总结，掌握利用元素周期律，推测元素单质及其化合物性质的基本方法，提高逻辑推理能力，发展证据推理与模型认知的化学核心素养。 3.通过信息分析，问题探究，进一步认识和理解元素周期表是元素周期律的具体体现，体会元素周期律（表）在学习元素单质及其化合物知识、科学研究中的重要作用。
元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。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年后该元素家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命名为“锗”。本节课我们将进一步探究元素性质、原子结构和元素在周期表中的位置之间的密切关系，以及利用这些关系可以解决那些问题。
元素周期表与元素周期律的关系
活动一、金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律
任务一、阅读教材P110页4、5自然段，观察图4-3（如下图），思考金属元素与非金属元素的分区及性质有何递变规律？可得到什么结论？
既表现金属元素的性质,又表现非金属元素的性质。
【结论】同周期元素从左到右→电子层数相同、核电荷数增加→原子半径减小 →原子核的吸引能力增强→原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强
【温馨提示】①在元素周期表中，主族元素从上到下，从左到右，元素的金属 性和非金属性存在着一定的递变规律。
②在金属与非金属分界线附件的元素既表现金属元素的性质,又表现非金属元素的性质。
③周期表的左下方是金属性最强的元素，是碱金属元素(放射性元素除外)；右上方是非金属性最强的元素，是卤族元素；最后一个纵行是0族元素。
任务二、结合元素周期律分析，同周期、同主族元素金属性合非金属性有哪些递变规律？在现有元素中金属性和非金属性最强的分别是什么元素？
①由元素周期律可知，同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；
②同一主族自上而下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
③金属性最强的元素位于元素周期表的左下角，非金属性最强的元素位于元素周期表的右上角，即金属性最强的应该为钫元素，但由于钫是放射性元素，在自然界中不能稳定存在，所以一般认为铯的金属性最强，氟的非金属性最强。
任务三、总结归纳：元素周期表中金属元素与非金属元素的分区有哪些特点及规律？
①分界线：沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②分界线附近元素既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
③各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。自然界中最强的金属是铯，最强的非金属为氟。
④第二、三、四、五、六周期除过渡元素外，依次有2、3、4、5、6种金属元素，有6、5、4、3、2种非金属元素(含稀有气体元素)。
【典例1】元素周期表中某区域的一些元素多用于制造半导体材料， 它们是（ ） A．左下方区域的金属元素 B．右上方区域的非金属元素 C．金属元素和非金属元素分界线附近的元素 D．稀有气体元素
【解析】元素周期表中金属元素位于元素周期表的左边，可以用来做导体材料，A项错误；非金属元素一般位于元素周期表的右边，氢元素除外，非金属元素一般不导电，是绝缘体材料，B项错误； 在金属与非金属元素交界处的元素大多数可用于制作半导体材料，C项正确； 稀有气体元素属于非金属元素，它们的性质更稳定，一般不用来做半导体材料，D项错误。
【典例2】元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是( )A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性B．第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数C．短周期元素形成离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构D．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相
【解析】处于元素周期表金属与非金属分界线附近的元素，既表现金属性，又表现非金属性，A错误；主族元素(F、O除外)的最高正化合价等于它所处的主族序数，也等于其最外层电子数，B正确；H＋的最外层电子数是0，C项错误；同一主族元素的原子最外层电子数虽相同，但是核电荷数、原子半径不同，化学性质不完全相同，D错误。
活动二、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系
任务一、阅读教材P111页第3自然段，结合上表，思考主族元素的最高正价和最低负价与元素原子的核外电子排布以及主族序数之间的关系？
①同周期由左向右主族元素的最高正价逐渐有+1价升高至+7价（O和F一般不呈现正价）
②同主族元素的最高正价和最低负价相同（注意O和F）
③主族元素的最高正价等于该元素的原子最外层电子数，也等于其主族序数
④非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8（H的最低负价为-1）
任务二、阅读教材P111页“标注①”，思考什么是价电子？具体内容是什么？
①定义：可在化学反应中发生变化、与元素的化合价有关的电子（或原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子）
②具体内容：主族元素的价电子就是最外层电子，过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。一般来说，原子的价电子数愈少，活性就愈高。
【典例1】X、Y、Z、M、Q、R皆为前20号元素，其原子半径与主要 化合价的关系如图所示。下列说法错误是（ ） A．Q位于第三周期IA族 B．X、Y、Z三种元素组成的化合物可能是盐或碱 C．Z与M的最高价氧化物对应水化物均为强酸 D．简单离子半径：M- > Q+ > R2+
【解析】X、Y、Z、M、Q、R皆为前20号元素，根据原子半径与主要化合价的关系图，X有+1价，其原子半径最小，则X为H；Y只有-2价，则Y为O；M存在+7、-1价，则M为Cl；Z存在+5、-3价，其原子半径小于Cl，而大于O，则Z为N元素；Q只有+1价，R只有+2价，且原子半径R＞Q＞M(Cl)，则R为Ca，Q为Na元素，以此分析解答。根据上述分析可知，X为H，Y为O，Z为N，M为Cl，Q为Na，R为Ca元素。A．Na的原子序数为11，在周期表中位于第三周期ⅠA族，故A正确；B．X、Y、Z三种元素组成的化合物可为HNO3、NH3•H2O或NH4NO3，分别为酸、碱、盐，故B正确；C．Z为N、M为Cl，Z与M的最高价氧化物对应水化物分别为硝酸、高氯酸，均为强酸，故C正确；D．一般而言，电子层数越多，半径越大，电子层数相同，原子序数越大，半径越小，则简单离子半径：M-＞R2+＞Q+，故D错误。
【典例2】砷为第4周期第ⅤA族元素，根据它在周期表中的位置推测， 砷不可能具有的性质是（ ） A．砷的非金属性比磷弱 B．可以存在-3、+3、+5等多种化合价 C．As2O5对应水化物的酸性比H3PO4弱 D．AsH3比NH3稳定
【解析】砷与磷同主族，且砷在磷的下一周期，则砷的非金属性比磷弱，故A正确；砷与氮元素同主族， 氮元素的化合价有-3、+3、+5价，则As可以存在-3、+3、+5等多种化合价，故B正确；同主族从上到下最高价含氧酸的酸性逐渐减弱，则As2O5对应水化物的酸性比H3PO4弱，故C正确；同主族从上到下元素对应的氢化物的稳定性降低，则NH3比AsH3稳定，故D错误；故答案选D。
活动三、判断金属性与非金属性强弱的方法
任务一、讨论交流：金属性强弱的实质是什么？比较元素金属性强弱的方法有哪些？
①比较金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，其原子越易失去电子，该元素的金属性越强 。
②比较元素金属性强弱的方法：
a.根据元素周期表判断:同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱；同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强。
b.根据元素单质及其化合物的相关性质判断：金属单质与水(或酸)反应越剧烈，元素的金属性越强。如Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更容易，则金属性：Zn＞Fe；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。如碱性：NaOH＞Mg(OH)2，则金属性：Na＞Mg；金属单质间的置换反应。如Zn＋Cu2＋=Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn＞Cu；元素的原子对应阳离子的氧化性越强，则元素的金属性越弱。如氧化性：Mg2＋＞Na＋，则金属性：Mg＜Na。
c.根据金属活动性顺序判断:一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。如Fe排在Cu的前面，则金属性：Fe＞Cu。
【温馨提示】金属性强弱的比较，关键是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子数的多少。如Na失去一个电子，而Mg失去两个电子，但Na的金属性比Mg强。
任务二、讨论交流：非金属性强弱的实质是什么？比较元素非金属性强弱的方法有哪些？
①比较非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越易得到电子，非金属性越强。
②比较元素非金属性强弱的方法：
a.根据元素周期表判断：同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐减弱。
b.根据元素单质及其化合物的相关性质判断：非金属单质越易跟H2化合，其非金属性越强。如F2与H2在暗处即可反应，Br2与H2在加热条件下才能反应，则非金属性：F＞Br；气态氢化物越稳定，其非金属性越强。如稳定性：HF＞HCl，则非金属性：F＞Cl；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。如酸性：H2SO4＞H3PO4，则非金属性：S＞P；非金属单质间的置换反应。如Cl2＋2KI=2KCl＋I2，则非金属性：Cl＞I；元素的原子对应阴离子的还原性越强，其非金属性就越弱。如还原性：S2－＞Cl－，则非金属性：Cl＞S。
【典例1】碲(Te)是52号元素，位于周期表中VIA族，处于金属区与非金属区的交界线上。下列叙述错误的是（ ） A．碲的单质具有半导体的性能 B．碲化氢(H2Te)比H2S更稳定 C．碲可在空气中燃烧生成二氧化碲(TeO2) D．H2TeO4的酸性比H2SO4弱
【解析】碲处于金属区与非金属区的交界线上，其单质具有半导体的性能，A正确；碲的非金属性比硫弱，则其简单氢化物的稳定性比H2S弱，B错误；硫与碲在同一主族，硫可在空气中燃烧生成二氧化硫，则碲可在空气中燃烧生成二氧化碲(TeO2)，C正确；碲的非金属性比硫弱，则其最高价氧化物的水化物H2TeO4的酸性比硫的最高价氧化物的水化物H2SO4弱，D正确；故选B。
【典例2】请运用元素周期表的有关理论分析判断，下面几种元素及其化合物性质的推断中正确的是 ( )A．铊(Tl)的氧化物的水化物可能具有两性B．砹(At)为无色固体，HAt不稳定，AgAt具有感光性，且不溶于水C．硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体D．H2Se 是无色、有毒、比H2S稳定的气体
【解析】同主族元素从上到下金属性增强，Tl的金属性大于Al的金属性，则铊的氧化物的水化物为强碱，故A错误；同主族元素从上到下非金属性减弱，且化合物性质相似，则砹为有色固体，HAt不稳定，AgAt具有感光性，且不溶于水，故B错误；硫酸钡、硫酸钙均不溶于水，则硫酸锶是难溶于水的白色固体，故C正确；非金属性：S＞Se，可知H2Se 是无色、有毒、不如H2S稳定的气体，D错误。
元素周期表和周期律的应用
活动一、根据元素周期表和周期律预测元素的性质
任务一、讨论交流：根据元素周期表中同周期、同主族元素性质的相似性和递变性，完成表格内容。
任务二、根据元素周期表和元素周期律，预测元素“硒（Se）”的相关性质，并填写下表内容。
H2SO4>H2SeO4
【典例1】如图是元素周期表的一部分，关于元素X、Y、Z的叙述正 确的是（ ）
A．Y的最高价氧化物对应的水化物是强酸 B．X、Y的气态氢化物的水溶液的酸性：X>YC．Z的单质在常温下是固体，可与铁粉反应 D．Z所在的周期中含有26种元素
【解析】X为N元素，Y为S元素，Z为Br元素。由分析可知，Y为S元素，S元素的最高价氧化物对应的水化物为硫酸，硫酸是强酸，A正确；X的气态氢化物的水溶液为氨水，氨水是碱，Y的气态氢化物的水溶液为氢硫酸，则酸性：氢硫酸>氨水，即Y>X，B错误；由分析可知，Z为Br元素，常温下溴单质为液体，C错误；Z为Br元素，位于第四周期，第四周期含有18种元素，D错误。
【典例2】下列比较中正确的是（ ） A．离子的还原性：S2－＞Cl－＞Br－＞F－ B．热稳定性：HF＞HCl＞H2S C．酸性：HClO＞H2SO4＞H3PO4 D．碱性：Al(OH)3＞Mg(OH)2＞Ca(OH)2
【解析】非金属性F＞Cl＞S＞Br，对应的离子还原性越弱，则离子还原性：S2－＞Br－＞Cl－＞F－，A错误；非金属性F＞Cl＞S，气态氢化物稳定性HF＞HCl＞H2S，B正确；非金属性Cl＞S＞P，对应的最高价氧化物的水化物的酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4，HClO不是最高价的含氧酸，是弱酸，其酸性比硫酸弱，C错误；金属性：Ca＞Mg＞Al，对应的最高价氧化物的水化物的碱性：Al(OH)3＜Mg(OH)2＜Ca(OH)2，D错误。
活动二、元素周期表和周期律的应用
任务一、阅读教材P111页内容，思考如何根据元素周期表和周期律寻找新物质？
①在金属与非金属分界线附近寻找半导体材料，如：Si、Ge、Ga等；
②研究氟、氯、硫、磷附近的元素，制造新品种农药；
③在过渡元素中寻找制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素，如：Fe、Ni、Pd等。
任务二、讨论交流：如何根据元素周期表和周期律指导新元素的发现及预测它们的原子结构和性质？
任务三、问题探究：如何根据元素周期表和周期律中元素“位、构、性”的关系比较元素的性质？
①元素周期表是元素周期律的具体表现形式，根据元素“位、构、性”的关系可以比较元素的性质。如图：
②根据同周期、同主族元素性质的相似性和递变性，可以比较元素的性质。
如：酸性HClO4>HBrO4>H2SeO4;稳定性H2SeBr－>Cl－等。
【典例1】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上方区域内 D．在过渡元素中可以寻找作耐高温和耐腐蚀的合金材料的元素
【解析】锗、硅、砷化镓、磷化镓等常用作半导体材料，其所含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，A正确；农药中常含有氟、氯、硫、磷等元素，它们通常在元素周期表的右上方区域内，B正确；构成催化剂的元素通常为过渡元素，它们位于元素周期表的过渡区域内，C错误；耐高温和耐腐蚀的合金材料中常含有铬、镍，它们在过渡元素中，所以可以在过渡元素中寻找耐高温和耐腐蚀的合金材料，D正确。
【典例2】下表显示了元素周期表中的一部分，其中①-⑦为短周期元素，已知③与氢元素能组成生活中最常见的化合物，有关叙述错误的是（ ）
A．最高价氧化物对应水化物酸性：①<② B．③与氢元素形成10电子化合物呈中性 C．离子半径：⑤>④ D．⑦位于金属与非金属分界线附近，可作半导体材料
【解析】③与氢元素能组成生活中最常见的化合物，应为H2O，故③为H，根据元素在周期表中的位置：②为N，①为C，④为Na，⑤为Mg，⑦为Si，⑥为Cl。A．①为C，②为N，同周期从左往右非金属性增强，故非金属性N>C，最高价氧化物对应水化物酸性：H2CO3Mg2+，C错误；D．⑦为Si，位于金属与非金属分界线附近，可作半导体材料，D正确；故选C。
1．应用元素周期律分析下列推断，其中错误的是（ ） ①电子层数相同的元素的最高正价随原子序数的增大而升高 ②电子层数为2的非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性 ③原子核外有3层电子的金属元素的最高价氧化物对应的水化物，其碱性随原子序数的增大而减弱 A．①② B．①③ C．②③ D．只有③
【解析】O无最高正价，F无正价，①错误；氮元素的氢化物是氨，水溶液呈碱性，②错误。原子核外有3层电子指第三周期的金属元素，同周期随着原子序数增大，金属性减弱，金属元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性也减弱，③正确；故选：A。
2．科学家根据元素周期律和原子结构理论预测原子序数为114的元素位于第7周期IVA族，称为类铅元素。下面关于它的原子结构和性质预测正确的是（ ）A．类铅元素原子的最外层电子数为6 B．其常见价态为＋4、-4C．它的金属性比铅强 D．它的原子半径比铅小
【解析】A．114的元素位于第7周期IVA族，因此其原子最外层电子数为4，故A错误；B．金属元素没有负化合价，故B错误；C．同一主族从上到下，元素的金属性逐渐增强，故114号类铅元素是一种典型的金属元素，且其金属性比铅强，故C正确；D．同一主族从上到下，元素的原子半径逐渐增大，所以该元素的原子半径比铅大，故D错误；答案选C。
3．部分短周期元素的原子半径及主要化合价如下，根据表中信息，判断以下叙述正确的是（ ）A．氢化物的稳定性为H2T L
【解析】L和Q的化合价都为+2价，应为周期表第ⅡA族，根据半径关系可知Q为Be，L为Mg；R和T的化合价都有-2价，应为周期表第ⅥA族元素，R的最高价为+6价，应为S元素，T无正价，应为O元素；M的化合价为+3价，应为周期表第ⅢA族元素，根据M原子半径大于R小于L可知应和L同周期，为Al元素，结合元素周期律知识解答该题。根据以上分析可知L、M、Q、R、T分别是Mg、Al、Be、S、O。则A．非金属性O＞S，非金属性越强，氢化物越稳定，所以氢化物的稳定性为H2O＞H2S，A错误；B．金属性Mg＞Be，则Mg与酸反应越剧烈，则相同条件下单质与稀盐酸反应的剧烈程度为Q＜L，B错误；C．M与T形成的化合物是氧化铝，氧化铝是两性氧化物，溶于强酸、强碱，C正确；D．金属性Mg大于Al，故最高价氧化物水化物的碱性氢氧化镁大于氢氧化铝，D错误；答案选C。
4．元素的原子结构决定其性质和在周期表中的位置。下列说法正确的是（ ）A．元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价B．元素核外电子排布时，先排满K层，再排L层，先排满M层，再排N层C．P、S、Cl得电子能力和最高价氧化物对应的水化物的酸性均依次增强D．元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素
【解析】A．第二周期的元素 O、F无正价，故A错误；B．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较低，元素核外电子排布时，先排满K层，再排L层，L层排满后、再排M层，但N层有些电子能量较低，所以M层排了8个电子、没有排满时会先有2个电子排N层，故B错误；C． P、S、Cl同周期，且原子序数依次增大，非金属性递增，得电子能力和最高价氧化物对应水化物的酸性均依次增强，故C正确；D．位于金属和非金属分界线附近的元素，表现一定的金属性与非金属性，而过渡元素包含副族元素与第Ⅷ族元素，故D错误；答案选C。
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
1.通过对元素周期性变化规律的再认识，理解基于元素“位置-结构-性质”认识元素性质，基于“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的基本方法。 2.通过讨论交流，归纳总结，掌握利用元素周期律，推测元素单质及其化合物性质的基本方法，提高逻辑推理能力，发展证据推理与模型认知的化学核心素养。 3.通过信息分析，问题探究，进一步认识和理解元素周期表是元素周期律的具体体现，体会元素周期律（表）在学习元素单质及其化合物知识、科学研究中的重要作用。
元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。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年后该元素家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命名为“锗”。本节课我们将进一步探究元素性质、原子结构和元素在周期表中的位置之间的密切关系，以及利用这些关系可以解决那些问题。
元素周期表与元素周期律的关系
活动一、金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律
任务一、阅读教材P110页4、5自然段，观察图4-3（如下图），思考金属元素与非金属元素的分区及性质有何递变规律？可得到什么结论？
既表现金属元素的性质,又表现非金属元素的性质。
【结论】同周期元素从左到右→电子层数相同、核电荷数增加→原子半径减小 →原子核的吸引能力增强→原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强
【温馨提示】①在元素周期表中，主族元素从上到下，从左到右，元素的金属 性和非金属性存在着一定的递变规律。
②在金属与非金属分界线附件的元素既表现金属元素的性质,又表现非金属元素的性质。
③周期表的左下方是金属性最强的元素，是碱金属元素(放射性元素除外)；右上方是非金属性最强的元素，是卤族元素；最后一个纵行是0族元素。
任务二、结合元素周期律分析，同周期、同主族元素金属性合非金属性有哪些递变规律？在现有元素中金属性和非金属性最强的分别是什么元素？
①由元素周期律可知，同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；
②同一主族自上而下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
③金属性最强的元素位于元素周期表的左下角，非金属性最强的元素位于元素周期表的右上角，即金属性最强的应该为钫元素，但由于钫是放射性元素，在自然界中不能稳定存在，所以一般认为铯的金属性最强，氟的非金属性最强。
任务三、总结归纳：元素周期表中金属元素与非金属元素的分区有哪些特点及规律？
①分界线：沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②分界线附近元素既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
③各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。自然界中最强的金属是铯，最强的非金属为氟。
④第二、三、四、五、六周期除过渡元素外，依次有2、3、4、5、6种金属元素，有6、5、4、3、2种非金属元素(含稀有气体元素)。
【典例1】元素周期表中某区域的一些元素多用于制造半导体材料， 它们是（ ） A．左下方区域的金属元素 B．右上方区域的非金属元素 C．金属元素和非金属元素分界线附近的元素 D．稀有气体元素
【解析】元素周期表中金属元素位于元素周期表的左边，可以用来做导体材料，A项错误；非金属元素一般位于元素周期表的右边，氢元素除外，非金属元素一般不导电，是绝缘体材料，B项错误； 在金属与非金属元素交界处的元素大多数可用于制作半导体材料，C项正确； 稀有气体元素属于非金属元素，它们的性质更稳定，一般不用来做半导体材料，D项错误。
【典例2】元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是( )A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性B．第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数C．短周期元素形成离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构D．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相
【解析】处于元素周期表金属与非金属分界线附近的元素，既表现金属性，又表现非金属性，A错误；主族元素(F、O除外)的最高正化合价等于它所处的主族序数，也等于其最外层电子数，B正确；H＋的最外层电子数是0，C项错误；同一主族元素的原子最外层电子数虽相同，但是核电荷数、原子半径不同，化学性质不完全相同，D错误。
活动二、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系
任务一、阅读教材P111页第3自然段，结合上表，思考主族元素的最高正价和最低负价与元素原子的核外电子排布以及主族序数之间的关系？
①同周期由左向右主族元素的最高正价逐渐有+1价升高至+7价（O和F一般不呈现正价）
②同主族元素的最高正价和最低负价相同（注意O和F）
③主族元素的最高正价等于该元素的原子最外层电子数，也等于其主族序数
④非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8（H的最低负价为-1）
任务二、阅读教材P111页“标注①”，思考什么是价电子？具体内容是什么？
①定义：可在化学反应中发生变化、与元素的化合价有关的电子（或原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子）
②具体内容：主族元素的价电子就是最外层电子，过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。一般来说，原子的价电子数愈少，活性就愈高。
【典例1】X、Y、Z、M、Q、R皆为前20号元素，其原子半径与主要 化合价的关系如图所示。下列说法错误是（ ） A．Q位于第三周期IA族 B．X、Y、Z三种元素组成的化合物可能是盐或碱 C．Z与M的最高价氧化物对应水化物均为强酸 D．简单离子半径：M- > Q+ > R2+
【解析】X、Y、Z、M、Q、R皆为前20号元素，根据原子半径与主要化合价的关系图，X有+1价，其原子半径最小，则X为H；Y只有-2价，则Y为O；M存在+7、-1价，则M为Cl；Z存在+5、-3价，其原子半径小于Cl，而大于O，则Z为N元素；Q只有+1价，R只有+2价，且原子半径R＞Q＞M(Cl)，则R为Ca，Q为Na元素，以此分析解答。根据上述分析可知，X为H，Y为O，Z为N，M为Cl，Q为Na，R为Ca元素。A．Na的原子序数为11，在周期表中位于第三周期ⅠA族，故A正确；B．X、Y、Z三种元素组成的化合物可为HNO3、NH3•H2O或NH4NO3，分别为酸、碱、盐，故B正确；C．Z为N、M为Cl，Z与M的最高价氧化物对应水化物分别为硝酸、高氯酸，均为强酸，故C正确；D．一般而言，电子层数越多，半径越大，电子层数相同，原子序数越大，半径越小，则简单离子半径：M-＞R2+＞Q+，故D错误。
【典例2】砷为第4周期第ⅤA族元素，根据它在周期表中的位置推测， 砷不可能具有的性质是（ ） A．砷的非金属性比磷弱 B．可以存在-3、+3、+5等多种化合价 C．As2O5对应水化物的酸性比H3PO4弱 D．AsH3比NH3稳定
【解析】砷与磷同主族，且砷在磷的下一周期，则砷的非金属性比磷弱，故A正确；砷与氮元素同主族， 氮元素的化合价有-3、+3、+5价，则As可以存在-3、+3、+5等多种化合价，故B正确；同主族从上到下最高价含氧酸的酸性逐渐减弱，则As2O5对应水化物的酸性比H3PO4弱，故C正确；同主族从上到下元素对应的氢化物的稳定性降低，则NH3比AsH3稳定，故D错误；故答案选D。
活动三、判断金属性与非金属性强弱的方法
任务一、讨论交流：金属性强弱的实质是什么？比较元素金属性强弱的方法有哪些？
①比较金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，其原子越易失去电子，该元素的金属性越强 。
②比较元素金属性强弱的方法：
a.根据元素周期表判断:同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱；同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强。
b.根据元素单质及其化合物的相关性质判断：金属单质与水(或酸)反应越剧烈，元素的金属性越强。如Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更容易，则金属性：Zn＞Fe；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。如碱性：NaOH＞Mg(OH)2，则金属性：Na＞Mg；金属单质间的置换反应。如Zn＋Cu2＋=Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn＞Cu；元素的原子对应阳离子的氧化性越强，则元素的金属性越弱。如氧化性：Mg2＋＞Na＋，则金属性：Mg＜Na。
c.根据金属活动性顺序判断:一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。如Fe排在Cu的前面，则金属性：Fe＞Cu。
【温馨提示】金属性强弱的比较，关键是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子数的多少。如Na失去一个电子，而Mg失去两个电子，但Na的金属性比Mg强。
任务二、讨论交流：非金属性强弱的实质是什么？比较元素非金属性强弱的方法有哪些？
①比较非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越易得到电子，非金属性越强。
②比较元素非金属性强弱的方法：
a.根据元素周期表判断：同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐减弱。
b.根据元素单质及其化合物的相关性质判断：非金属单质越易跟H2化合，其非金属性越强。如F2与H2在暗处即可反应，Br2与H2在加热条件下才能反应，则非金属性：F＞Br；气态氢化物越稳定，其非金属性越强。如稳定性：HF＞HCl，则非金属性：F＞Cl；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。如酸性：H2SO4＞H3PO4，则非金属性：S＞P；非金属单质间的置换反应。如Cl2＋2KI=2KCl＋I2，则非金属性：Cl＞I；元素的原子对应阴离子的还原性越强，其非金属性就越弱。如还原性：S2－＞Cl－，则非金属性：Cl＞S。
【典例1】碲(Te)是52号元素，位于周期表中VIA族，处于金属区与非金属区的交界线上。下列叙述错误的是（ ） A．碲的单质具有半导体的性能 B．碲化氢(H2Te)比H2S更稳定 C．碲可在空气中燃烧生成二氧化碲(TeO2) D．H2TeO4的酸性比H2SO4弱
【解析】碲处于金属区与非金属区的交界线上，其单质具有半导体的性能，A正确；碲的非金属性比硫弱，则其简单氢化物的稳定性比H2S弱，B错误；硫与碲在同一主族，硫可在空气中燃烧生成二氧化硫，则碲可在空气中燃烧生成二氧化碲(TeO2)，C正确；碲的非金属性比硫弱，则其最高价氧化物的水化物H2TeO4的酸性比硫的最高价氧化物的水化物H2SO4弱，D正确；故选B。
【典例2】请运用元素周期表的有关理论分析判断，下面几种元素及其化合物性质的推断中正确的是 ( )A．铊(Tl)的氧化物的水化物可能具有两性B．砹(At)为无色固体，HAt不稳定，AgAt具有感光性，且不溶于水C．硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体D．H2Se 是无色、有毒、比H2S稳定的气体
【解析】同主族元素从上到下金属性增强，Tl的金属性大于Al的金属性，则铊的氧化物的水化物为强碱，故A错误；同主族元素从上到下非金属性减弱，且化合物性质相似，则砹为有色固体，HAt不稳定，AgAt具有感光性，且不溶于水，故B错误；硫酸钡、硫酸钙均不溶于水，则硫酸锶是难溶于水的白色固体，故C正确；非金属性：S＞Se，可知H2Se 是无色、有毒、不如H2S稳定的气体，D错误。
元素周期表和周期律的应用
活动一、根据元素周期表和周期律预测元素的性质
任务一、讨论交流：根据元素周期表中同周期、同主族元素性质的相似性和递变性，完成表格内容。
任务二、根据元素周期表和元素周期律，预测元素“硒（Se）”的相关性质，并填写下表内容。
H2SO4>H2SeO4
【典例1】如图是元素周期表的一部分，关于元素X、Y、Z的叙述正 确的是（ ）
A．Y的最高价氧化物对应的水化物是强酸 B．X、Y的气态氢化物的水溶液的酸性：X>YC．Z的单质在常温下是固体，可与铁粉反应 D．Z所在的周期中含有26种元素
【解析】X为N元素，Y为S元素，Z为Br元素。由分析可知，Y为S元素，S元素的最高价氧化物对应的水化物为硫酸，硫酸是强酸，A正确；X的气态氢化物的水溶液为氨水，氨水是碱，Y的气态氢化物的水溶液为氢硫酸，则酸性：氢硫酸>氨水，即Y>X，B错误；由分析可知，Z为Br元素，常温下溴单质为液体，C错误；Z为Br元素，位于第四周期，第四周期含有18种元素，D错误。
【典例2】下列比较中正确的是（ ） A．离子的还原性：S2－＞Cl－＞Br－＞F－ B．热稳定性：HF＞HCl＞H2S C．酸性：HClO＞H2SO4＞H3PO4 D．碱性：Al(OH)3＞Mg(OH)2＞Ca(OH)2
【解析】非金属性F＞Cl＞S＞Br，对应的离子还原性越弱，则离子还原性：S2－＞Br－＞Cl－＞F－，A错误；非金属性F＞Cl＞S，气态氢化物稳定性HF＞HCl＞H2S，B正确；非金属性Cl＞S＞P，对应的最高价氧化物的水化物的酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4，HClO不是最高价的含氧酸，是弱酸，其酸性比硫酸弱，C错误；金属性：Ca＞Mg＞Al，对应的最高价氧化物的水化物的碱性：Al(OH)3＜Mg(OH)2＜Ca(OH)2，D错误。
活动二、元素周期表和周期律的应用
任务一、阅读教材P111页内容，思考如何根据元素周期表和周期律寻找新物质？
①在金属与非金属分界线附近寻找半导体材料，如：Si、Ge、Ga等；
②研究氟、氯、硫、磷附近的元素，制造新品种农药；
③在过渡元素中寻找制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素，如：Fe、Ni、Pd等。
任务二、讨论交流：如何根据元素周期表和周期律指导新元素的发现及预测它们的原子结构和性质？
任务三、问题探究：如何根据元素周期表和周期律中元素“位、构、性”的关系比较元素的性质？
①元素周期表是元素周期律的具体表现形式，根据元素“位、构、性”的关系可以比较元素的性质。如图：
②根据同周期、同主族元素性质的相似性和递变性，可以比较元素的性质。
如：酸性HClO4>HBrO4>H2SeO4;稳定性H2Se
【典例1】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上方区域内 D．在过渡元素中可以寻找作耐高温和耐腐蚀的合金材料的元素
【解析】锗、硅、砷化镓、磷化镓等常用作半导体材料，其所含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，A正确；农药中常含有氟、氯、硫、磷等元素，它们通常在元素周期表的右上方区域内，B正确；构成催化剂的元素通常为过渡元素，它们位于元素周期表的过渡区域内，C错误；耐高温和耐腐蚀的合金材料中常含有铬、镍，它们在过渡元素中，所以可以在过渡元素中寻找耐高温和耐腐蚀的合金材料，D正确。
【典例2】下表显示了元素周期表中的一部分，其中①-⑦为短周期元素，已知③与氢元素能组成生活中最常见的化合物，有关叙述错误的是（ ）
A．最高价氧化物对应水化物酸性：①<② B．③与氢元素形成10电子化合物呈中性 C．离子半径：⑤>④ D．⑦位于金属与非金属分界线附近，可作半导体材料
【解析】③与氢元素能组成生活中最常见的化合物，应为H2O，故③为H，根据元素在周期表中的位置：②为N，①为C，④为Na，⑤为Mg，⑦为Si，⑥为Cl。A．①为C，②为N，同周期从左往右非金属性增强，故非金属性N>C，最高价氧化物对应水化物酸性：H2CO3
1．应用元素周期律分析下列推断，其中错误的是（ ） ①电子层数相同的元素的最高正价随原子序数的增大而升高 ②电子层数为2的非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性 ③原子核外有3层电子的金属元素的最高价氧化物对应的水化物，其碱性随原子序数的增大而减弱 A．①② B．①③ C．②③ D．只有③
【解析】O无最高正价，F无正价，①错误；氮元素的氢化物是氨，水溶液呈碱性，②错误。原子核外有3层电子指第三周期的金属元素，同周期随着原子序数增大，金属性减弱，金属元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性也减弱，③正确；故选：A。
2．科学家根据元素周期律和原子结构理论预测原子序数为114的元素位于第7周期IVA族，称为类铅元素。下面关于它的原子结构和性质预测正确的是（ ）A．类铅元素原子的最外层电子数为6 B．其常见价态为＋4、-4C．它的金属性比铅强 D．它的原子半径比铅小
【解析】A．114的元素位于第7周期IVA族，因此其原子最外层电子数为4，故A错误；B．金属元素没有负化合价，故B错误；C．同一主族从上到下，元素的金属性逐渐增强，故114号类铅元素是一种典型的金属元素，且其金属性比铅强，故C正确；D．同一主族从上到下，元素的原子半径逐渐增大，所以该元素的原子半径比铅大，故D错误；答案选C。
3．部分短周期元素的原子半径及主要化合价如下，根据表中信息，判断以下叙述正确的是（ ）A．氢化物的稳定性为H2T
【解析】L和Q的化合价都为+2价，应为周期表第ⅡA族，根据半径关系可知Q为Be，L为Mg；R和T的化合价都有-2价，应为周期表第ⅥA族元素，R的最高价为+6价，应为S元素，T无正价，应为O元素；M的化合价为+3价，应为周期表第ⅢA族元素，根据M原子半径大于R小于L可知应和L同周期，为Al元素，结合元素周期律知识解答该题。根据以上分析可知L、M、Q、R、T分别是Mg、Al、Be、S、O。则A．非金属性O＞S，非金属性越强，氢化物越稳定，所以氢化物的稳定性为H2O＞H2S，A错误；B．金属性Mg＞Be，则Mg与酸反应越剧烈，则相同条件下单质与稀盐酸反应的剧烈程度为Q＜L，B错误；C．M与T形成的化合物是氧化铝，氧化铝是两性氧化物，溶于强酸、强碱，C正确；D．金属性Mg大于Al，故最高价氧化物水化物的碱性氢氧化镁大于氢氧化铝，D错误；答案选C。
4．元素的原子结构决定其性质和在周期表中的位置。下列说法正确的是（ ）A．元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价B．元素核外电子排布时，先排满K层，再排L层，先排满M层，再排N层C．P、S、Cl得电子能力和最高价氧化物对应的水化物的酸性均依次增强D．元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素
【解析】A．第二周期的元素 O、F无正价，故A错误；B．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较低，元素核外电子排布时，先排满K层，再排L层，L层排满后、再排M层，但N层有些电子能量较低，所以M层排了8个电子、没有排满时会先有2个电子排N层，故B错误；C． P、S、Cl同周期，且原子序数依次增大，非金属性递增，得电子能力和最高价氧化物对应水化物的酸性均依次增强，故C正确；D．位于金属和非金属分界线附近的元素，表现一定的金属性与非金属性，而过渡元素包含副族元素与第Ⅷ族元素，故D错误；答案选C。
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
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