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人教版 (2019)必修 第一册第二节 元素周期律优秀教学设计
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这是一份人教版 (2019)必修 第一册第二节 元素周期律优秀教学设计，共19页。教案主要包含了课后巩固等内容，欢迎下载使用。
第二课时 元素周期表和元素周期律的应用
课题： 4.2.2 元素周期表和元素周期律的应用
课时
1
授课年级
高一
课标要求
体会元素周期律（表）在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。通过族和周期的位置变量可以在不同元素的原子结构和元素性质之间建立关系，实现位-构-性的相互关联和推理。能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构，分析、预测、比较典型元素及其化合物的性质，感受理论对实践的指导作用。
教材
分析
“元素周期律”是人教版（2019版）必修第一册教材第四章第二节内容。该节内容是化学学习的重要基础理论，也是中学化学教学的重要内容。通过本节内容的学习，进一步认识、理解元素化合物性质，并作为理论指导，为学生后续学习打下基本。
本节内容是在原子结构的基础上建立起来的，因此，本章第一节原子结构与核外电子排布的内容是元素周期律的基础，碱金属元素的金属性和卤族元素的非金属性变化规律，构建了同主族元素性质变化的相似性和递变性规律，使学生初步认识了“位、构、性”的关系，本节则在此基础上，以第三周期元素为代表，阐述元素性质的周期性变化，揭示同周期元素从金属元素到非金属元素性质的变化规律。学习族和周期元素性质的变化，可以使学生综合认识元素性质的周期性变化规律，从而归纳出元素周期律，了解元素周期表和周期律的应用，对“位、构、性”的关系有进一步的认识。
本节教材内容仍是以原子结构为基础呈现，第一节已经通过两族元素初步建构了“位、构、性”的认知模型，本节应用认知模型，通过“思考与讨论”和“探究”活动，引导学生思考并参与知识的建构。教材编写充分体现了学科知识的逻辑性，重视推理、借助后续实验和事实进行分析，应用演绎、归纳的方法，培养学生的逻辑思维能力。教材中核外电子排布、原子半径、化合价的变化规律，都是应用归纳的方法由学生讨论得出，元素的金属性和非金属性规律，则是在原子结构知识的基础上先演绎，后通过演绎归纳得出。本节内容共分2课时完成，第1课时“元素性质的周期律变化规律”，教材主要研究第三周元素的性质变化，重在引导学生通过对第三周期元素的单质及化合物性质的递变性研究，从中发现规律，归纳得出同周期元素性质的递变规律，得出元素周期律的内容和本质。第2课时“元素周期表和周期律的应用”，体会元素在周期表中的位置、元素的原子结构、元素的性质三者之间的关系，学会运用元素周期表和周期律指导后续学习、科学研究和生产实践。
本课时为第2课“元素周期表和周期律的运应用”，通过探究第三周期元素原子得失电子能力的强弱，进一步认识同周期元素性质的递变规律，通过整合同主族元素单质及其化合物的性质，进一步认识同主族元素性质的递变规律，通过寻找新物质、探矿等实例，了解元素周期表在哲学、指导生产实际和科学研究等方面的意义，探索科学探究、证据推理、模型认知等化学核心素养。
教学目标
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。
教学重、难点
重点：同周期、同主族元素性质的递变规律；元素“位、构、性”三者之间的关系及应用。
难点：元素性质与原子结构的关系及应用。
核心素养
宏观辨识与微观探析：从微观上理解元素周期律的形成原因是原子核外电子排布的周期性变化结果。明确宏观上的元素性质（包括原子半径、化合价、金属性和非金属性）与微观上的原子核外电子排布之间的关系，理解结构决定性质，性质反映结构的基本规律。
证据推理与模型认知：建立元素原子半径、化合价、金属性和非金属性变化的微观模型，理解根据该模型进行元素性质推理的科学思想。
科学精神与社会责任：学习元素周期律在化学研究中的具体应用，培养学生的科学精神，理解化学在社会发展中的重要作用。
学情分析
初步掌握元素周期表中随着原子序数递增，元素原子核外电子排布的周期性变化，决定了元素的性质（主要化合价、金属性和非金属性等）呈现周期性变化的规律，具备一定的证据推理与模型认知的核心核心素养和归纳总结的能力，但还未清晰建立元素在周期表中位、构、性的关系模型及运用该模型解决实际问题的能力待进一步提高。
教学过程
教学环节
教学活动
设计意图
环节一、
情景导入
生活情境
【回顾1】元素周期表中，同周期元素性质有何递变性？
【学生】同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
【回顾2】元素周期表中，同主族元素性质有何递变性？
【学生】同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，元素原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
【预习1】元素周期表中，1～20号元素性质有何变化规律？
【学生】1～20号元素中,非金属性最强的元素形成的单质是F2，金属性最强的元素形成的单质是K，原子半径最小的是H元素，最高正价与最低负价代数和为0的是C元素。
【预习2】请举例说明不同周期、不同主族元素金属性和非金属性的递变规律。
【学生1】金属性：Mg > Al，Ca > Mg，则碱性：Ca(OH)2eq \a\vs4\al(>)Mg(OH)2eq \a\vs4\al(>)Al(OH)3；
【学生2】非金属性：C > Si，O>C，则氢化物稳定性：H2Oeq \a\vs4\al(>)CH4eq \a\vs4\al(>)SiH4。
【教师】评价、强调：已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(At)的化合物的性质HAt不稳定，水溶液呈强酸性，AgAt不溶于水。
【引入】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”。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。
回顾旧知，预习新知，创设化学史情境，激发学习兴趣和探究的欲望。
环节二、
氧元素周期表与元素周期律的关系
活活动一、金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律
【过渡】门捷列夫是根据同周期、同主族元素性质的递变规律来预言未知元素的性质的。这节课我们来具体研究一下门捷列夫是如何进行推测的，元素周期律和元素周期表在化学研究中的具体的应用又是什么。
【问题1】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？
【教师】投影表格，引导学生观察、思考。
族
周期
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1
2
3
4
5
6
7
【学生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。
【学生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。
【学生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。
【教师】评价、强调：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
【问题2】根据上图中序号所示相关内容，结合元素周期律分析，在现有元素中金属性和非金属性最强的分别是什么元素？
【学生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；
【学生2】同一主族自上而下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
【学生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。
【教师】评价、补充。
【问题3】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？
【学生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。
【学生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。
【学生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。
【教师】评价、强调：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)。
【对应训练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
【答案】C
【解析】A．元素周期表中有金属元素和非金属元素，其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； B．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； C．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； D．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； 答案选：C。
【对应训练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
【答案】B
【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。
回归教材，根据信息，形成元素周期表中同周期、同主族元素金属性和非金属性变化规律模型。
利用同周期、同主族元素金属性和非金属性变化规律模型，认识金属性和非金属性最强元素。
通过归纳总结，强化周期表规律性认识。
。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
活动二、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系
【过渡】通过上面的学习，我们了解了元素周期表中，金属元素和非金属元素的分区及同周期、同主族元素金属性和非金属性的变化规律，下面我们来探究主族元素的化合价与元素原子的核外电子排布以及主族序数之间的关系。
【问题1】阅读教材P111页第3自然段，结合下表，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？
【教师】投影表格，引导分析。
【学生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）
【学生2】同主族元素的最高正价和最低负价相同（注意O和F）
【学生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
【学生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）
【教师】评价、强调：主族元素的最高正化合价等于原子所能失去的最外层电子数（价电子），而非金属的最低负化合价则等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数。所以，非金属元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于8。
【问题2】阅读教材P111页“标注①”，思考什么是价电子？具体内容是什么？
【学生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）。
【学生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。
【教师】评价、补充。
【对应练习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+
【答案】D
【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；故选D。
【对应练习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
【答案】D
【解析】A．同主族从上到下非金属性逐渐减弱，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；B．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；C．同主族从上到下非金属性逐渐减弱，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；D．同主族从上到下非金属性逐渐减弱，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。
结合数据信息，归纳总结同周期元素化合价变化规律，培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
创设问题情境，促进概念的深度理解。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
活动三、判断金属性与非非金属性强弱的方法
【过渡】根据元素周期表中元素金属性和非金属性变化规律，结合所学知识，我们可以得到比较元素的非金属性和金属性强弱的一些方法。
【问题1】思考讨论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？
【学生】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。
【教师】追问：比较元素金属性强弱有哪些基本的方法？
【学生1】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。
【学生2】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。
【学生3】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。
【教师】评价、强调：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。
【问题2】讨论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？
【学生】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。
【教师】追问：比较元素非金属性强弱有哪些基本的方法？
【学生1】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。
【学生2】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。
【教师】评价、强调：短周期主族元素的最高价氧化物的水化物中酸性最强的是高氯酸（HClO4），碱性最强的是氢氧化钠（NaOH），气态氢化物稳定性最强的是氢氟酸（HF）。
【对应练习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
【答案】B
【解析】A．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；B．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；C．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；D．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。
【对应练习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
【答案】C
【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(Tl)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(At)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(SrSO4)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，故D错误。
通过讨论交流，深度理解元素性性和非金属性强弱的实质，为比较元素金属性和非金属性强弱提供理论依据。提供归纳总结，全面掌握判断元素金属性和非金属性强弱的基本方法。培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
环节三、
元素周期表和周期律的应用
活
活活动一、根据元素周期表和周期律预测元素的性质
【过渡】根据上面的总结，我们对于元素周期表和元素周期律的应用已经有了一个基本的认识了。门捷列夫就是根据这样的规律，对于还未发现的元素进行了预测，知道了化学学科的研究。下面我们来模拟一下门捷列夫的研究过程，尝试着对未知元素进行预测。
【问题1】讨论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。
【教师】投影表格，引导分析。
【学生】思考讨论，完成表格内容，展示交流：
性质
同周期
同主族
原子半径
减小
增大
得失电子能力
得增强，失减弱
得减弱，失增强
金属性、非金属性
金减弱，非增强
金增强，非减弱
单质氧化性、还原性
氧增强，还减弱
氧减弱，还增强
单质溶沸点
金属升高，非金属降低
金属降低，非金属升高
最高价氧化物水化物酸碱性
酸性增强，碱性减弱
酸性减弱，碱性增强
气态氢化物稳定性
增强
减弱
【教师】评价、补充。
【问题2】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。
【教师】投影表格，引导分析。
【学生】完成表格内容，展示交流：
元素名称
硒
元素符号
Se
原子序数
34
金属还是非金属？
非金属
原子结构示意图
最高正价
+6
最低负价
-2
常见中间价
0、+2、+4
气态氢化物化学式
H2Se
最高价氧化物
SeO3
最高价氧化物对应水化物
H2SeO4
与硫酸比较酸性
H2SO4>H2SeO4
与硫化氢比较稳定性
H2S>H2Se
【教师】评价、补充完善。
【对应练习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>Y
C．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
【答案】A
【解析】由图可知，X为N元素，Y为S元素，Z为Br元素。A．由上述分析可知，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，故A正确；B．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，故B错误；C．由上述分析可知，Z为Br元素，常温下溴单质为液体，故C错误；D．Z为Br元素，位于第四周期，第四周期含有18种元素，故D错误；故答案选A。
【对应练习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
【答案】B
【解析】A项，元素的非金属性F＞Cl＞S＞Br，非金属性越强其单质的氧化性越强，对应的离子还原性越弱，则离子还原性：S2－＞Br－＞Cl－＞F－，错误；B项，元素的非金属性F＞Cl＞S，气态氢化物稳定性HF＞HCl＞H2S，正确；C项，非金属性Cl＞S＞P，元素的非金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强，即酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4，HClO不是最高价的含氧酸，是弱酸，其酸性比硫酸弱，错误；D项，金属性：Ca＞Mg＞Al，元素的金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的碱性越强，即酸性：Al(OH)3＜Mg(OH)2＜Ca(OH)2，错误。
通过归纳和总结，形成对元素周期表中同周期、同主族元素去化合物性质变化规律的全面认识和理解。
尝试利用元素周期律知识，推测未知（或不熟悉）元素的性质。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
活
活活动二、元素周期表和周期律的应用
【过渡】在生产生活中，周期表和周期律还有更广泛的应用。由于周期表中位置相近的元素的性质相似，所以在一定区域内寻找元素、发现物质的新用途是一种相当有效的方法。
【问题1】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？
【学生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；
【教师】投影、强调：
、
【学生2】研究氟、氯、硫、磷附近的元素，制造新品种农药；
【教师】投影、强调：
【学生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。
【教师】投影、强调：
钯铂铑合金催化剂
【问题2】讨论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？
【学生1】根据同周期、同主族元素性质的相似性和递变性，预测新元素的发现及原子结构和性质。
【教师】追问：请预测118（Og）号元素可能具有哪些性质？
【学生2】118（Og）号元素：第七周期第0族、原子结构示意图、是一种人工合成的化学元素、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。
【教师】评价、补充。
【问题3】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？
【教师】提问：以卤族元素、氧族元素未例，如何比较最高价氧化物对应水化物酸性、氢化物的稳定性及阴离子的还原性强弱？
【学生】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。
酸性HClO4>HBrO4>H2SeO4;稳定性H2SeBr－>Cl－等。
【教师】评价、强调并投影：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：
【对应练习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
【答案】C
【解析】A．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；B．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；C．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；D．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；故选C。
【对应练习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（ ）
①
②
③
④
⑤
⑦
⑥
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
【答案】C
【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。
应用元素周期表和周期律相关知识，解决生产、生活、科研等方面的实际问题，培养科学探究精神，落实社会责任的化学核心素养。
利用所学知识，推测未知元素及其化合物的性质，体验科学探究的过程与方法。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
环节四、课后巩固
作业设计
1．（易）教材作业：P112页练习3、4、5、6、7
2．（易）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．①②B．①③C．②③D．只有③
【答案】A
【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。
3．（易）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、-4
C．它的金属性比铅强 D．它的原子半径比铅小
【答案】C
【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。
4．（中）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（ ）
元素代号
L
M
Q
R
T
原子半径/nm
0.160
0.143
0.089
0.102
0.074
主要化合价
+2
+3
+2
+6、-2
-2
A．氢化物的稳定性为H2TB．单质与稀盐酸反应的剧烈程度为LC．M与T形成的化合物具有两性
D．最高价氧化物水化物的碱性 M > L
【答案】C
【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。
5．（中）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
【答案】C
【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。
6．（易）元素周期表中的金属和非金属元素的分界线处用虚线表示。下列说法正确的是( )
A．事物的性质总在不断的发生明显的变化
B．紧靠虚线两侧的元素都是两性金属元素
C．可在虚线附近寻找半导体材料(如Ge、Si等)
D．可在虚线的右上方寻找耐高温材料
【答案】C
【解析】同族元素的性质是相似的，同周期元素的性质是递变的，A项错误；紧靠虚线两侧的元素既表现金属性又表现非金属性，但没有两性金属元素这一说法，B项错误；耐高温材料应该在过渡元素中寻找，D项错误。
7．（难）X、Y、Z、M是四种短周期主族元素，其中X、Y位于同一主族，Y与M、X与Z位于同一周期。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X原子的少1。M是同周期主族元素中半径最大的。下列说法错误的是
A．X、Y、Z的最简单氢化物中，X的最简单氢化物沸点最高
B．四种元素简单离子的半径大小为Y＞X＞Z＞M
C．Y的最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为HYO3
D．X、Y、M可以组成多种化合物
【答案】BC
【解析】X、Y、Z、M是4种短周期元素，X原子最外层电子数是其电子层数的3倍，X原子有2个电子层，最外层电子数为6，则X为O元素，X、Y位于同一主族，则Y为S元素；Z原子的核外电子数比X原子少1，又X与Z位于同一周期，则Z为N元素；M是同周期中半径最大的元素，应处于IA族元素，由Y与M同一周期，则M为Na元素。
A项，X为O元素，H2O常温下为液体，而氨气、硫化氢为气态，故水的沸点最高，正确；B项，离子的核外电子层数越多半径越大，S2－半径最大，Na＋、O2－、N3－核外电子排布相同，其核电核数越大，离子半径越小，则四种元素简单离子的半径由大到小依次为Y(S2－)＞Z(N3－)＞X(O2－)＞M(Na＋)，错误；C项，S的最高价氧化物对应水化物的化学式为H2SO4，错误；D项，O、S、Na可以组成Na2SO4、Na2SO3等化合物，正确。
8．（中）元素周期表的一部分，按要求完成各小题。
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
0
二
⑥
⑦
⑪
三
①
③
⑤
⑧
⑩
四
②
④
⑨
(1)化学性质最不活泼的元素___________，(填元素符号，下同)非金属性最强的元素是_________，金属性最强的单质与水反应的离子方程式为______________________________________________________。
(2)①③⑤三种元素的最高价氧化物水化物中，碱性最强是_______________。
(3)①③⑤三种元素的原子半径由大到小的顺序为_______________________________。
(4)某元素的最高价氧化物的水化物既能与酸反应生成盐和水又能与碱反应生成盐和水，该元素是_____。
【答案】(1) Ar F 2K+2H2O=2KOH+H2↑
(2)NaOH (3)Na＞Mg＞Al (4)Al
【解析】根据元素在周期表中的相对位置可知①~①吩别是Na、K、Mg、Ca、Al、C、O、Cl、 Br、Ar、F。
（1）稀有气体的最外层电子达到稳定结构，则化学性质最不活泼的元素为Ar。同周期自左向右非金属性逐渐增强，同主族从上到下非金属性逐渐减弱，则非金属性最强的元素是F，金属性最强的元素是K，其单质与水反应的离子方程式为22K+2H2O=2KOH+H2↑；
（2）同周期自左向右金属性逐渐减弱，金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则①③⑤三种元素的最高价氧化物水化物中，碱性最强是NaOH。
（3）同周期自左向右原子半径逐渐减小，则①③⑤三种元素的原子半径由大到小的顺序为Na>Mg> Al。
（4）某元素的最高价氧化物的水化物既能与酸反应生成盐和水又能与碱反应生成盐和水，该氢氧化物是两性氢氧化物氢氧化铝，其元素是Al。
及时巩固、消化所学，促进掌握必备知识，评价教学效果，为后期优化教学方案提供依据，培养分析问题和解决问题等关键能力。
课堂总结
板书
设计
第二节 元素周期律
第二课时 元素周期表和元素周期律的应用
一、元素周期表与元素周期律的关系（位、构、性）
1、金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律
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
2、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系
（1）同周期由左向右主族元素最高正价逐渐有+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.判断金属性与非非金属性强弱的方法
二、元素周期表和周期律的应用
1、根据元素周期表和周期律预测元素的性质
2、元素周期表和周期律的应用
（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。
教学
反思
本课时是元素周期表和周期律知识的延伸与拓展，教学从探究元素周期表金属元素和非金属元素的分区及判断元素金属性和非金属性强弱的依据入手，再介绍金属与非金属的分界线、比较金属性和非金属性强弱方法、相关物质性质变化规律等知识，进一步深化对元素周期律认识的基础上，预测物质的性质或推测未知元素的单质及其化合物性质及用途。通过本节课的学习，可以让学生进一步体会元素周期表和元素周期律对元素单质及其化合物性质的指导意义，培养宏观辨识与微观探析的化学核心素养。
第二课时 元素周期表和元素周期律的应用
课题： 4.2.2 元素周期表和元素周期律的应用
课时
1
授课年级
高一
课标要求
体会元素周期律（表）在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。通过族和周期的位置变量可以在不同元素的原子结构和元素性质之间建立关系，实现位-构-性的相互关联和推理。能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构，分析、预测、比较典型元素及其化合物的性质，感受理论对实践的指导作用。
教材
分析
“元素周期律”是人教版（2019版）必修第一册教材第四章第二节内容。该节内容是化学学习的重要基础理论，也是中学化学教学的重要内容。通过本节内容的学习，进一步认识、理解元素化合物性质，并作为理论指导，为学生后续学习打下基本。
本节内容是在原子结构的基础上建立起来的，因此，本章第一节原子结构与核外电子排布的内容是元素周期律的基础，碱金属元素的金属性和卤族元素的非金属性变化规律，构建了同主族元素性质变化的相似性和递变性规律，使学生初步认识了“位、构、性”的关系，本节则在此基础上，以第三周期元素为代表，阐述元素性质的周期性变化，揭示同周期元素从金属元素到非金属元素性质的变化规律。学习族和周期元素性质的变化，可以使学生综合认识元素性质的周期性变化规律，从而归纳出元素周期律，了解元素周期表和周期律的应用，对“位、构、性”的关系有进一步的认识。
本节教材内容仍是以原子结构为基础呈现，第一节已经通过两族元素初步建构了“位、构、性”的认知模型，本节应用认知模型，通过“思考与讨论”和“探究”活动，引导学生思考并参与知识的建构。教材编写充分体现了学科知识的逻辑性，重视推理、借助后续实验和事实进行分析，应用演绎、归纳的方法，培养学生的逻辑思维能力。教材中核外电子排布、原子半径、化合价的变化规律，都是应用归纳的方法由学生讨论得出，元素的金属性和非金属性规律，则是在原子结构知识的基础上先演绎，后通过演绎归纳得出。本节内容共分2课时完成，第1课时“元素性质的周期律变化规律”，教材主要研究第三周元素的性质变化，重在引导学生通过对第三周期元素的单质及化合物性质的递变性研究，从中发现规律，归纳得出同周期元素性质的递变规律，得出元素周期律的内容和本质。第2课时“元素周期表和周期律的应用”，体会元素在周期表中的位置、元素的原子结构、元素的性质三者之间的关系，学会运用元素周期表和周期律指导后续学习、科学研究和生产实践。
本课时为第2课“元素周期表和周期律的运应用”，通过探究第三周期元素原子得失电子能力的强弱，进一步认识同周期元素性质的递变规律，通过整合同主族元素单质及其化合物的性质，进一步认识同主族元素性质的递变规律，通过寻找新物质、探矿等实例，了解元素周期表在哲学、指导生产实际和科学研究等方面的意义，探索科学探究、证据推理、模型认知等化学核心素养。
教学目标
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。
教学重、难点
重点：同周期、同主族元素性质的递变规律；元素“位、构、性”三者之间的关系及应用。
难点：元素性质与原子结构的关系及应用。
核心素养
宏观辨识与微观探析：从微观上理解元素周期律的形成原因是原子核外电子排布的周期性变化结果。明确宏观上的元素性质（包括原子半径、化合价、金属性和非金属性）与微观上的原子核外电子排布之间的关系，理解结构决定性质，性质反映结构的基本规律。
证据推理与模型认知：建立元素原子半径、化合价、金属性和非金属性变化的微观模型，理解根据该模型进行元素性质推理的科学思想。
科学精神与社会责任：学习元素周期律在化学研究中的具体应用，培养学生的科学精神，理解化学在社会发展中的重要作用。
学情分析
初步掌握元素周期表中随着原子序数递增，元素原子核外电子排布的周期性变化，决定了元素的性质（主要化合价、金属性和非金属性等）呈现周期性变化的规律，具备一定的证据推理与模型认知的核心核心素养和归纳总结的能力，但还未清晰建立元素在周期表中位、构、性的关系模型及运用该模型解决实际问题的能力待进一步提高。
教学过程
教学环节
教学活动
设计意图
环节一、
情景导入
生活情境
【回顾1】元素周期表中，同周期元素性质有何递变性？
【学生】同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
【回顾2】元素周期表中，同主族元素性质有何递变性？
【学生】同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，元素原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
【预习1】元素周期表中，1～20号元素性质有何变化规律？
【学生】1～20号元素中,非金属性最强的元素形成的单质是F2，金属性最强的元素形成的单质是K，原子半径最小的是H元素，最高正价与最低负价代数和为0的是C元素。
【预习2】请举例说明不同周期、不同主族元素金属性和非金属性的递变规律。
【学生1】金属性：Mg > Al，Ca > Mg，则碱性：Ca(OH)2eq \a\vs4\al(>)Mg(OH)2eq \a\vs4\al(>)Al(OH)3；
【学生2】非金属性：C > Si，O>C，则氢化物稳定性：H2Oeq \a\vs4\al(>)CH4eq \a\vs4\al(>)SiH4。
【教师】评价、强调：已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(At)的化合物的性质HAt不稳定，水溶液呈强酸性，AgAt不溶于水。
【引入】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”。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。
回顾旧知，预习新知，创设化学史情境，激发学习兴趣和探究的欲望。
环节二、
氧元素周期表与元素周期律的关系
活活动一、金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律
【过渡】门捷列夫是根据同周期、同主族元素性质的递变规律来预言未知元素的性质的。这节课我们来具体研究一下门捷列夫是如何进行推测的，元素周期律和元素周期表在化学研究中的具体的应用又是什么。
【问题1】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？
【教师】投影表格，引导学生观察、思考。
族
周期
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1
2
3
4
5
6
7
【学生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。
【学生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。
【学生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。
【教师】评价、强调：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
【问题2】根据上图中序号所示相关内容，结合元素周期律分析，在现有元素中金属性和非金属性最强的分别是什么元素？
【学生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；
【学生2】同一主族自上而下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
【学生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。
【教师】评价、补充。
【问题3】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？
【学生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。
【学生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。
【学生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。
【教师】评价、强调：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)。
【对应训练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
【答案】C
【解析】A．元素周期表中有金属元素和非金属元素，其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； B．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； C．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； D．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； 答案选：C。
【对应训练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
【答案】B
【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。
回归教材，根据信息，形成元素周期表中同周期、同主族元素金属性和非金属性变化规律模型。
利用同周期、同主族元素金属性和非金属性变化规律模型，认识金属性和非金属性最强元素。
通过归纳总结，强化周期表规律性认识。
。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
活动二、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系
【过渡】通过上面的学习，我们了解了元素周期表中，金属元素和非金属元素的分区及同周期、同主族元素金属性和非金属性的变化规律，下面我们来探究主族元素的化合价与元素原子的核外电子排布以及主族序数之间的关系。
【问题1】阅读教材P111页第3自然段，结合下表，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？
【教师】投影表格，引导分析。
【学生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）
【学生2】同主族元素的最高正价和最低负价相同（注意O和F）
【学生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
【学生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）
【教师】评价、强调：主族元素的最高正化合价等于原子所能失去的最外层电子数（价电子），而非金属的最低负化合价则等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数。所以，非金属元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于8。
【问题2】阅读教材P111页“标注①”，思考什么是价电子？具体内容是什么？
【学生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）。
【学生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。
【教师】评价、补充。
【对应练习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+
【答案】D
【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；故选D。
【对应练习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
【答案】D
【解析】A．同主族从上到下非金属性逐渐减弱，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；B．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；C．同主族从上到下非金属性逐渐减弱，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；D．同主族从上到下非金属性逐渐减弱，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。
结合数据信息，归纳总结同周期元素化合价变化规律，培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
创设问题情境，促进概念的深度理解。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
活动三、判断金属性与非非金属性强弱的方法
【过渡】根据元素周期表中元素金属性和非金属性变化规律，结合所学知识，我们可以得到比较元素的非金属性和金属性强弱的一些方法。
【问题1】思考讨论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？
【学生】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。
【教师】追问：比较元素金属性强弱有哪些基本的方法？
【学生1】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。
【学生2】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。
【学生3】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。
【教师】评价、强调：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。
【问题2】讨论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？
【学生】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。
【教师】追问：比较元素非金属性强弱有哪些基本的方法？
【学生1】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。
【学生2】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。
【教师】评价、强调：短周期主族元素的最高价氧化物的水化物中酸性最强的是高氯酸（HClO4），碱性最强的是氢氧化钠（NaOH），气态氢化物稳定性最强的是氢氟酸（HF）。
【对应练习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
【答案】B
【解析】A．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；B．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；C．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；D．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。
【对应练习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
【答案】C
【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(Tl)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(At)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(SrSO4)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，故D错误。
通过讨论交流，深度理解元素性性和非金属性强弱的实质，为比较元素金属性和非金属性强弱提供理论依据。提供归纳总结，全面掌握判断元素金属性和非金属性强弱的基本方法。培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
环节三、
元素周期表和周期律的应用
活
活活动一、根据元素周期表和周期律预测元素的性质
【过渡】根据上面的总结，我们对于元素周期表和元素周期律的应用已经有了一个基本的认识了。门捷列夫就是根据这样的规律，对于还未发现的元素进行了预测，知道了化学学科的研究。下面我们来模拟一下门捷列夫的研究过程，尝试着对未知元素进行预测。
【问题1】讨论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。
【教师】投影表格，引导分析。
【学生】思考讨论，完成表格内容，展示交流：
性质
同周期
同主族
原子半径
减小
增大
得失电子能力
得增强，失减弱
得减弱，失增强
金属性、非金属性
金减弱，非增强
金增强，非减弱
单质氧化性、还原性
氧增强，还减弱
氧减弱，还增强
单质溶沸点
金属升高，非金属降低
金属降低，非金属升高
最高价氧化物水化物酸碱性
酸性增强，碱性减弱
酸性减弱，碱性增强
气态氢化物稳定性
增强
减弱
【教师】评价、补充。
【问题2】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。
【教师】投影表格，引导分析。
【学生】完成表格内容，展示交流：
元素名称
硒
元素符号
Se
原子序数
34
金属还是非金属？
非金属
原子结构示意图
最高正价
+6
最低负价
-2
常见中间价
0、+2、+4
气态氢化物化学式
H2Se
最高价氧化物
SeO3
最高价氧化物对应水化物
H2SeO4
与硫酸比较酸性
H2SO4>H2SeO4
与硫化氢比较稳定性
H2S>H2Se
【教师】评价、补充完善。
【对应练习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>Y
C．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
【答案】A
【解析】由图可知，X为N元素，Y为S元素，Z为Br元素。A．由上述分析可知，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，故A正确；B．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，故B错误；C．由上述分析可知，Z为Br元素，常温下溴单质为液体，故C错误；D．Z为Br元素，位于第四周期，第四周期含有18种元素，故D错误；故答案选A。
【对应练习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
【答案】B
【解析】A项，元素的非金属性F＞Cl＞S＞Br，非金属性越强其单质的氧化性越强，对应的离子还原性越弱，则离子还原性：S2－＞Br－＞Cl－＞F－，错误；B项，元素的非金属性F＞Cl＞S，气态氢化物稳定性HF＞HCl＞H2S，正确；C项，非金属性Cl＞S＞P，元素的非金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强，即酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4，HClO不是最高价的含氧酸，是弱酸，其酸性比硫酸弱，错误；D项，金属性：Ca＞Mg＞Al，元素的金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的碱性越强，即酸性：Al(OH)3＜Mg(OH)2＜Ca(OH)2，错误。
通过归纳和总结，形成对元素周期表中同周期、同主族元素去化合物性质变化规律的全面认识和理解。
尝试利用元素周期律知识，推测未知（或不熟悉）元素的性质。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
活
活活动二、元素周期表和周期律的应用
【过渡】在生产生活中，周期表和周期律还有更广泛的应用。由于周期表中位置相近的元素的性质相似，所以在一定区域内寻找元素、发现物质的新用途是一种相当有效的方法。
【问题1】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？
【学生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；
【教师】投影、强调：
、
【学生2】研究氟、氯、硫、磷附近的元素，制造新品种农药；
【教师】投影、强调：
【学生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。
【教师】投影、强调：
钯铂铑合金催化剂
【问题2】讨论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？
【学生1】根据同周期、同主族元素性质的相似性和递变性，预测新元素的发现及原子结构和性质。
【教师】追问：请预测118（Og）号元素可能具有哪些性质？
【学生2】118（Og）号元素：第七周期第0族、原子结构示意图、是一种人工合成的化学元素、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。
【教师】评价、补充。
【问题3】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？
【教师】提问：以卤族元素、氧族元素未例，如何比较最高价氧化物对应水化物酸性、氢化物的稳定性及阴离子的还原性强弱？
【学生】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。
酸性HClO4>HBrO4>H2SeO4;稳定性H2Se
【教师】评价、强调并投影：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：
【对应练习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
【答案】C
【解析】A．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；B．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；C．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；D．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；故选C。
【对应练习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（ ）
①
②
③
④
⑤
⑦
⑥
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
【答案】C
【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
应用元素周期表和周期律相关知识，解决生产、生活、科研等方面的实际问题，培养科学探究精神，落实社会责任的化学核心素养。
利用所学知识，推测未知元素及其化合物的性质，体验科学探究的过程与方法。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
环节四、课后巩固
作业设计
1．（易）教材作业：P112页练习3、4、5、6、7
2．（易）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．①②B．①③C．②③D．只有③
【答案】A
【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。
3．（易）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、-4
C．它的金属性比铅强 D．它的原子半径比铅小
【答案】C
【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。
4．（中）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（ ）
元素代号
L
M
Q
R
T
原子半径/nm
0.160
0.143
0.089
0.102
0.074
主要化合价
+2
+3
+2
+6、-2
-2
A．氢化物的稳定性为H2T
D．最高价氧化物水化物的碱性 M > L
【答案】C
【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。
5．（中）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
【答案】C
【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。
6．（易）元素周期表中的金属和非金属元素的分界线处用虚线表示。下列说法正确的是( )
A．事物的性质总在不断的发生明显的变化
B．紧靠虚线两侧的元素都是两性金属元素
C．可在虚线附近寻找半导体材料(如Ge、Si等)
D．可在虚线的右上方寻找耐高温材料
【答案】C
【解析】同族元素的性质是相似的，同周期元素的性质是递变的，A项错误；紧靠虚线两侧的元素既表现金属性又表现非金属性，但没有两性金属元素这一说法，B项错误；耐高温材料应该在过渡元素中寻找，D项错误。
7．（难）X、Y、Z、M是四种短周期主族元素，其中X、Y位于同一主族，Y与M、X与Z位于同一周期。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X原子的少1。M是同周期主族元素中半径最大的。下列说法错误的是
A．X、Y、Z的最简单氢化物中，X的最简单氢化物沸点最高
B．四种元素简单离子的半径大小为Y＞X＞Z＞M
C．Y的最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为HYO3
D．X、Y、M可以组成多种化合物
【答案】BC
【解析】X、Y、Z、M是4种短周期元素，X原子最外层电子数是其电子层数的3倍，X原子有2个电子层，最外层电子数为6，则X为O元素，X、Y位于同一主族，则Y为S元素；Z原子的核外电子数比X原子少1，又X与Z位于同一周期，则Z为N元素；M是同周期中半径最大的元素，应处于IA族元素，由Y与M同一周期，则M为Na元素。
A项，X为O元素，H2O常温下为液体，而氨气、硫化氢为气态，故水的沸点最高，正确；B项，离子的核外电子层数越多半径越大，S2－半径最大，Na＋、O2－、N3－核外电子排布相同，其核电核数越大，离子半径越小，则四种元素简单离子的半径由大到小依次为Y(S2－)＞Z(N3－)＞X(O2－)＞M(Na＋)，错误；C项，S的最高价氧化物对应水化物的化学式为H2SO4，错误；D项，O、S、Na可以组成Na2SO4、Na2SO3等化合物，正确。
8．（中）元素周期表的一部分，按要求完成各小题。
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
0
二
⑥
⑦
⑪
三
①
③
⑤
⑧
⑩
四
②
④
⑨
(1)化学性质最不活泼的元素___________，(填元素符号，下同)非金属性最强的元素是_________，金属性最强的单质与水反应的离子方程式为______________________________________________________。
(2)①③⑤三种元素的最高价氧化物水化物中，碱性最强是_______________。
(3)①③⑤三种元素的原子半径由大到小的顺序为_______________________________。
(4)某元素的最高价氧化物的水化物既能与酸反应生成盐和水又能与碱反应生成盐和水，该元素是_____。
【答案】(1) Ar F 2K+2H2O=2KOH+H2↑
(2)NaOH (3)Na＞Mg＞Al (4)Al
【解析】根据元素在周期表中的相对位置可知①~①吩别是Na、K、Mg、Ca、Al、C、O、Cl、 Br、Ar、F。
（1）稀有气体的最外层电子达到稳定结构，则化学性质最不活泼的元素为Ar。同周期自左向右非金属性逐渐增强，同主族从上到下非金属性逐渐减弱，则非金属性最强的元素是F，金属性最强的元素是K，其单质与水反应的离子方程式为22K+2H2O=2KOH+H2↑；
（2）同周期自左向右金属性逐渐减弱，金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则①③⑤三种元素的最高价氧化物水化物中，碱性最强是NaOH。
（3）同周期自左向右原子半径逐渐减小，则①③⑤三种元素的原子半径由大到小的顺序为Na>Mg> Al。
（4）某元素的最高价氧化物的水化物既能与酸反应生成盐和水又能与碱反应生成盐和水，该氢氧化物是两性氢氧化物氢氧化铝，其元素是Al。
及时巩固、消化所学，促进掌握必备知识，评价教学效果，为后期优化教学方案提供依据，培养分析问题和解决问题等关键能力。
课堂总结
板书
设计
第二节 元素周期律
第二课时 元素周期表和元素周期律的应用
一、元素周期表与元素周期律的关系（位、构、性）
1、金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律
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
2、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系
（1）同周期由左向右主族元素最高正价逐渐有+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.判断金属性与非非金属性强弱的方法
二、元素周期表和周期律的应用
1、根据元素周期表和周期律预测元素的性质
2、元素周期表和周期律的应用
（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。
教学
反思
本课时是元素周期表和周期律知识的延伸与拓展，教学从探究元素周期表金属元素和非金属元素的分区及判断元素金属性和非金属性强弱的依据入手，再介绍金属与非金属的分界线、比较金属性和非金属性强弱方法、相关物质性质变化规律等知识，进一步深化对元素周期律认识的基础上，预测物质的性质或推测未知元素的单质及其化合物性质及用途。通过本节课的学习，可以让学生进一步体会元素周期表和元素周期律对元素单质及其化合物性质的指导意义，培养宏观辨识与微观探析的化学核心素养。
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