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1、元素的性质随 的递增而发生周期性的变化，这一规律叫元素周期律,原子序数,1.原子半径,（1）原子半径比较,二、元素周期律:,大小,小大,（2）微粒半径的比较,比较下列微粒的半径的大小：（1）Ca AI(2)Na+Na(3)Cl-Cl(4)K+Ca2+S2-CI-,S2-CI-K+Ca2+,2.已知短周期元素aA n+、bB(n+1)+、cCn-、dD(n+1)-都具有相同的电子层结构，根据以下要求填空：A.原子序数：B.原子半径：C.离子半径：,粒子半径大小比较,BACD,ABDC,DCAB,3、具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C下列分析正确的是（）A.原子序数关系：CBAB.微粒
2、半径关系：Bn-An+C.C微粒是稀有气体元素的原子.D.原子半径关系是：AB,BC,最高正价由+1+7 负价由-4-1,（2）主要化合价,最高正化合价相同,（3）最外层电子排布,（同周期）,（同主族）,每一周期都从1开始到8结束（第一周期为2）,4、金属性、非金属性变化规律：周期表左边是金属元素，右边是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见下图：,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,非金属区,金属区,零族元素,甲、乙两种非金属元素：甲单质比乙单质
3、容易与H2化合；甲单质能与乙的简单阴离子反应置换出乙的单质；甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的强；与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多；甲单质的熔、沸点比乙的低。一般能说明甲比乙的非金属性强的是（）A只有 B只有 C D,C,元素的非金属性（氧化性）强弱比较：,元素周期表元素单质与氢气反应的难易，气态氢化物的稳定性 元素最高价氧化物的水化物（HaXOb）的酸性强弱 盐溶液中非金属间的置换关系；在电解池中阴离子在阳极的放电性顺序。,元素的金属性和非金属性强弱的判断依据：,元素的金属性（还原性）强弱比较：,元素周期表元素单质与水或酸反应的难易程度，元素最高价氧化物的水化物 R(OH)n的碱
4、性强弱金属活动性顺序表盐溶液中金属间的置换关系；在电解池中阴极阳离子的放电性顺序原电池时电极材料,4、某元素X的气态氢化物化学式为H2X，则该元素的最高价含氧酸的化学式为（）A.H2XO3 B.H3XO4 C.H2XO4 D.HXO4,C,5、（08年江苏卷）下列排列顺序正确的是（）热稳定性：H2OHFH2S 原子半径：NaMgO酸性：H3PO4H2SO4HClO4 结合质子能力：OH-CH3COO-Cl-A B C D,B,三、了解元素“位”、“构”、“性”的关系1简述主族元素原子结构与元素在周期表中位置的关系,2用自己的话，描述你所知道的原子结构与元素性质的关系,（2007江苏高考）有X、
5、Y两种元素，原子序数20，X的原子半径小于Y，且X、Y原子的最外层电子数相同（选项中m、n均为正整数）。下列说法正确的是（）A若X(OH)n为强碱，则Y(OH)n也一定为强碱B若HnXOm为强酸，则X的氢化物溶于水一定显酸性C若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质一定是Y2D若Y的最高正价为+m，则X的最高正价一定为+m,A,（2007广东理综）下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是（）ALi、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多B第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强C因为Na比K容易失去电子，所以Na比K的还原性强DO与S为同主族元素，且O比S的非金属性强,
6、C,右表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，判断正误：（1）Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同（2）W的氢化物比X的氢化物稳定（3）Y元素的非金属性比W元素的非金属性强,方法：通过周期表的结构和它们所在的位置判断:R为、W为、Y为、X为、Z为。,Ar,P,S,Br,N,四、了解元素周期律和元素周期表的意义请你结合学习本讲内容的体会，说说元素周期律和元素周期表在化学学习和研究中的意义。,1元素周期表是学习和研究化学的一种重要工具。元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间的内在联系。利用元素位、构、性的关系指导对化学的学习和研究。如：预言未知元素、系统研究元素的性质、发现新元素及预测它们的原子结构和性质等。2根据周期表中位置靠近的元素性质相近，可指导人们在周期表中一定的区域内寻找新物质。例如在金属与非金属分界处可以找到半导体材料，在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。3元素周期律从自然科学方面有力地论证了事物变化中量变引起质变的规律性。,
