4、元素非金属性的变化 以第三周期非金属元素为例 元素 单质与氢气反应条件 气态氢化物 最高价氧化物对应水化物 化学式 稳定性 化学式 酸性 硅 磷 硫 氯 从Si到Cl，非金属性逐渐 ，对其它周期元素性质进行研究也可以得到类似的结论。
随着原子序数的递增，元素的非金属性呈 5、元素周期律
什么是元素周期律： 【思考交流】
谈谈自己对元素周期律的理解 【疑点反馈】 【科学视野】 （一）、同一周期内原子半径的递变规律
元素符号 元素符号 元素符号 H Li Na Be Mg B Al C Si N P O S F Cl He — Ne — Ar — 原子半径nm 0.037 原子半径nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 原子半径nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 规律：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐 ，呈现周期性变化。 [练习]1、比较Na、S原子半径的大小。 2、比较Na、O原子半径的大小。 （二）、同一主族内原子半径的递变规律
规律：同一主族，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐 ，呈现周期性变化。 （三）、粒子半径大小的比较 1、原子半径大小的比较
同主族，从上到下，原子半径逐渐 ；同周期，从左到右，原子半径逐渐 。
Li＜Na＜K＜Rb＜Cs F＜Cl＜Br＜I ＜＞ Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl 2、离子半径大小的比较 ①同主族离子半径大小的比较
元素周期表中从上到下，电子层数逐渐 ，离子半径逐渐 。 Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+ F-＜Cl-＜Br-＜I- ②同一元素的不同离子的半径大小比较
同种元素的各种离子，核外电子数越多，半径 ，即高价阳离子半径 低价离子半径。 Fe 3+＜Fe2+
③具有相同电子层结构的离子半径大小的比较
电子层数相同，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力 ，半径 。 O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+ 【随堂练习】
1．金属还原能力大小主要是由下列哪些因素决定的 ( ) A．金属原子失去电子的多少 B．1mol金属失去电子的多少 C. 原子失去电子能力的大小
D．1mol金属与水反应放出氢气的多少一 ．
2．M、N两种元素的原子，当它们分别获得两个电子形成稀有气体元素的电子层结构时，放出的能量M大于N，由此可知： ( )
A．M的氧化性小于N B．M的氧化性大于N
C．N的还原性小于M D．N的还原性大于M
2-2-2-2-
第二节 元素周期律学案（第四课时）
【自学目标】
1．知道元素周期表和元素周期律对化学及其它相关学科的指导作用 2．了解周期表中金属元素、非金属元素分区。 3．了解元素的位置、结构、性质之间的关系 【知识建构】
三、元素周期表和元素周期律的应用
元素周期律和元素周期表的诞生是19世纪化学科学的重大成就之一，具有重要的哲学意义、自然科学意义和实际应用价值，请你根据教材所给资料和你在网上查阅结果，分别举例说明。
1、学习和研究化学的重要工具：如查找相对原子质量、核外电子排布等； ⑴同主族元素及化合物的性质具有相似性和递变性
相似：同主族中的代表元素及化合物，如以 代表ⅠA，以 代表ⅦA 递变：同主族元素金属性的递增、非金属性的递减 ⑵斜线原则（对角线规则）
如图，B与C的性质差异较大，A与D性质接近
原子半径：C＞A＞B，金属性：C＞A＞B，非金属性：B＞A＞C ⑶判断元素在周期表中的位置
周期序数==电子层数 主族序数==最外层电子数==元素最高正价 │最高正价│+│负价│== 8
⑷粒子半径与元素在周期表中的位置的关系 ⑸根据某些特性推断元素
如：最外层电子数==次外层电子数的元素是 ，最外层电子数==电子层数的元素是 ，最外层电子数为次外层电子数的2倍的元素是 ，最外层电子数为电子层数的2倍的元素是 ⑹根据元素性质、存在、用途的特殊性推断
如：地壳中含量最多的元素是 ，最活泼的金属元素 ，最活泼的非金属元素 ，形成最强含氧酸的元素 ，气态氢化物中氢含量最大的元素 ，只有质子和电子构成的原子，该元素是 。 2、指导科学研究，如发现新元素：门捷列也夫预言镓、锗等元素； 3、指导生产实践，如寻找新材料、催化剂、制冷剂、探矿等； 4、论证了“量变质变规律”。
A B C D
四、元素“位、构、性”之间的关系：
位 置 周期序数 = ___ ______ 主族序数 = ____________ 反映 反映 反映
决定 决定
原子结构 电子层数= ______ 最外层电子数=____ 反映 决定
性 质 主要化合价 得失电子能力 【疑点反馈】
【例题剖析】
【例3】致冷剂是一种易被压缩、液化的气体，液化后在管内循环，蒸发时吸收热量，使环境温度降低，达到致冷的目的。人们曾用乙醚、NH3、CH3C1等作致
冷剂，但它们不是有毒，就是易燃。于是科学家根据元素性质的递变规律来开发新的致冷剂。
据现有知识，某些元素化合物的易燃性、毒性变化趋势如下： (1)氢化物的易燃性：第2周期： > >H20>HF；
第3周期：SiH4>PH3> >
(2)化合物的毒性：PH3>NH3；H2S H20；CS2 C02；CCl4>CF4(选填
“>”、“<”或“=”)。
于是科学家们开始把注意力集中在含F、C1的化合物上。
(3)已知CCl4的沸点为76．8℃，CF4的沸点为-128℃，新的致冷剂的沸点范围应介于其间。经过较长时间反复试验，一种新的致冷剂氟里昂CF2Cl2终于诞生了，其他类似的还可以是 。
(4)然而，这种致冷剂造成了当今的某一环境问题是 。
第三节 化学键（第一课时）
【知识准备】
氧化还原反应的实质，常见电子式的书写 【自学目标】
1．知道离子键、离子化合物的概念
2．掌握电子式的表示方法，学会用电子式表示离子化合物的的形成 【思考交流】
1、为什么一百多种元素可形成上千万种物质？ 2、原子是怎样结合的？ 3、为什么两个氢原子能自动结合成氢分子，而两个氦原子不能结合在一起？ 【知识建构】 一、离子键
1．离子键的形成 【实验探究】
钠在氯气中燃烧，现象： ；化学方程式： 【思考交流】
为什么它们可以发生反应呢？下面我们一起从微观结构来讨论、分析。 ⑴两种原子要达到稳定结构，它们分别容易发生什么变化？钠原子的电子提供给氯原子
⑵当它们变化后又会发生什么相互影响呢？阴阳离子相互作用
2、离子键：
概念：
成键粒子： 相互作用： 离子化合物
3、电子式：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。