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1、1.2.3元素周期表和 元素周期的应用,第一章 物质结构 元素周期律 第三节元素周期律 第课时,元素的得失电子能力递变规律,得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐增强,得电子能力逐渐增强,元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性,酸性逐渐增强氢化物的稳定性,碱性逐渐增强,碱性逐渐增强,酸性逐渐增强或氢的稳定性化物,元素金属性强弱的判断,金属单质与水（或酸）反应置换出H2的难易程度（越易置换出氢气，说明金属性 ）,最高价氧化物的水化物氢氧化物的碱性强弱（碱性越强，则金属性 ）,金属单质之间的置换 （金属性 的置换金属性 的）,金属活动性顺序表 （位置越靠前，说明金属性 ）,金属阳离子氧
2、化性的强弱 （对应金属阳离子氧化性越弱，金属性 ）,越强,越强,强,弱,越强,越强,单质与H2化合的难易程度 （与H2化合越容易，说明非金属性 ）,形成的气态氢化物的稳定性 （形成的气态氢化物越稳定，则非金属性 ）,最高价氧化物的水化物最高价含氧酸酸性的强弱（酸性越强，说明非金属性 ）,非金属单质之间的置换 （非金属性 的置换非金属性 的）,非金属阴离子还原性的强弱 （对应非金属阴离子还原性越弱，非金属性 ）,越强,越强,强,弱,越强,越强,元素非金属性强弱的判断,1、同一横行X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应的水化物的酸性是 HXO4 H2YO4 H3ZO4，则下列说法判断 的是 A.
3、 阴离子半径 X Y Z B. 气态氢化物稳定性 HX H2Y ZH3C. 元素的非金属性 X Y ZD. 单质的氧化性 X Y Z,错误,A,三、元素周期表和元素周期律的应用,1、元素的位、构、性三者之间的关系及其应用,（1）结构决定位置：核电荷数原子序数电子层数周期序数 最外层电子数主族序数,位置反映结构,最外层电子数和原子半径,原子得失电子的能力,元素的金属性、非金属性强弱,单质的氧化性、还原性强弱,（2）结构决定性质：最外层电子数主族元素的最高正价数负价数+ 最外层电子数 8,性质反映结构,（3）位置反映性质：同周期：从左到右，递变性,同周期、同主族元素结构、性质的递变规律及金属元素、
4、非金属元素的分区： 分界线左边是金属元素，分界线右边是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见下图：,结构,位置,性质,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,0,Po,At,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知：金属性最强的元素是铯（Cs）,位于第6周期第A族（左下角），非金属性最强的元素是氟（F),位于第2周期第A族（右上角）。,位于分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。,2、元素的化合价与位置、结构的关系（1）最高正价数
5、主族序数最外层电子数,（2）最低负价数主族序数 8最外层电子数 8,3,（1）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。,（2）可预测或推测元素的原子结构和性质,（3）在科学研究和生产上也有广泛的应用见课本P.18,（4）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。,3、元素周期律的应用和意义,2、原子序数118号元素中： （1）与水反应最剧烈的金属是_； （2）与水反应最剧烈的非金属单质是_； （3）在室温下有颜色的气体单质是_； （4）在空气中容易自燃的单质名称是_； （5）除稀有气体外
6、，原子半径最大的元素是_； （6）原子半径最小的元素是_； （7）气态氢化物水溶液呈碱性的元素是_； （8）气态氢化物最稳定的化学式是_； （9）最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元素是_。 3、在Na、K、O、N、CLi、F、H八种元素中，原子半径由小到大的顺序为_。,F2,F2 Ci2,白磷,Na,H,N,HF,Cl,HFONCLiNaHNO3H3PO4H2SiO4B稳定性H2SHClHBrHIC熔点PbKNaLiD溶解性NaHCO3Na2CO3NaOH,5、下列半径最大的微粒是 （ ） A. F B. Mg2+ C. Cl- D. Ca2+ 6、A和B是前三周期的元素，它们的离子A2+和B3+具有相同的核外电子层结构，下列说法正确的是 （ ） A. 原子半径:AB B. 原子序数:AB C. 离子半径:A2+B3+ D. 质量数:AB,C,A C,
