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第一章教案

高一化学《必修2》第一章物质结构元素周期律

第一节元素周期表教案

【教学目标】

1、初步掌握周期表的结构。

2、初步掌握元素性质与原子结构的关系。

【重点难点】

重点：

周期表的结构。

难点：

周期表中元素性质与原子结构的关系。

【教学过程】

【引入】同学们，你们知道门捷列夫吗？

他的伟大成就是什么？

【学生】知道！

他是俄国伟大的化学家，他的伟大成就在于绘出了元素周期表，发现了元素周期律。

【教师】非常正确！

这节课我们就来学习元素周期表。

结合刚才我们观看的门捷列夫事迹介绍，请同学们看书，并思考。

1、门捷列夫开始是按照什么原则来排列元素的？

2、现在的周期表编排的依据是什么？

【学生】一开始，门捷列夫对元素排列的依据将元素按照相对原子质量由小到大的顺序排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行。

【学生】现行的元素周期表

（1）按原子序数递增的顺序从左到右排列，把电子层数相同的元素排成一横行。

（2）把不同横行中最外层电子数相等的元素，按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。

【教师】初中我们已知道原子的组成。

知道原子是不显电性的，现在又出现了“原子序数”这一新概念，它们之间有没有关系呢？

关系怎样？

请大家分别数一下Na、C、O三种原子中的质子数、电子数。

【学生】它们之间有关系：

原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数。

【板书】原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

【教师】请同学们翻看元素周期表认真分析、研究这张表看看：

（1）它有什么排列规律？

有什么特点？

（2）有多少横行，多少纵行？

（3）每横行、纵行所含的元素种类是否相同？

【学生】（讨论）

【教师】（巡视）倾听同学们的意见。

【学生】表排列比较乱——长短不一，而且表中各元素颜色也不一样。

有7个横行，18个纵行。

每横行、纵行所含的元素种类有的相同，有的不相同。

【教师】同学们观察得很仔细。

现在请同学们看书并思考：

什么叫周期？

什么叫族？

表中A、B、0的含义是什么？

【总结】二、元素周期表的结构

1、周期（横行）：

在元素周期表中共有7个周期，可分为短周期、长周期：

短周期：

第一周期（共2种元素）；第二周期（共8种元素）；第三周期（共8种元素）；

长周期：

第四周期（共18种元素）；第五周期（共18种元素）；第六周期（共32种元素）；

第七周期（也称不完全周期，若排满可排32种元素）。

三、族（纵行）：

在元素周期表中共有18个纵行，16个族：

主族：

由短周期和长周期共同构成的纵行，族序数后标A，共有7个主族，

分别可以表示为：

ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA

副族：

完全由长周期元素构成的纵行，族序数后标B，共有7个副族，

分别可以表示为：

ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB

第Ⅷ族：

在周期表中第8、9、10三个纵行；

0族：

第18纵行，由稀有气体元素组成，最外层电子数是8。

（氦是2）

【课件】知识链接

①碱金属元素

碱金属是元素周期表中第IA族元素锂﹑钠﹑钾﹑铷﹑铯﹑钫六种金属元素的统称，因它们都易溶于水生成氢氧化物，且对应的氢氧化物都呈强碱性，故此命名为碱金属。

②卤族元素（卤素）

卤素是周期表中第ⅦA族元素的统称，在自然界都以典型的盐类存在，是成盐元素。

卤的原意是盐碱地的意思。

③稀有气体元素

稀有气体在元素周期表中位于第18纵行，它们的单质在常温下为气体，且除氩气外，其余几种在大气中含量很少（尤其是氦），故得名“稀有气体”。

其因化学性质很不活泼，不易发生化学反应，曾被称为“惰性气体”。

④主族元素的一些特别名称

第ⅠA族：

碱金属、第ⅡA族：

碱土金属、第ⅣA族：

碳族元素、第ⅤA族：

氮族元素

第ⅥA族：

氧族元素、第ⅦA族：

卤素

【学案指导】请大家根据我们本节课的学习内容，完成有关学案的填空及交流讨论的有关内容。

【板书设计】

元素周期表

一、元素周期表的发展历程

1、第一张元素周期表（门捷列夫）

2、现行的元素周期表

（1）按原子序数递增的顺序从左到右排列，把电子层数相同的元素排成一横行。

（2）把不同横行中最外层电子数相等的元素，按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。

原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

二、元素周期表的结构

高一化学《必修2》第一章物质结构元素周期律

第二节元素的性质与原子结构

（1）教案

【教学目标】

1、了解碱金属、卤素在周期表中的位置。

2、了解碱金属、卤素的原子结构特点及原子结构与元素性质的关系。

3、了解碱金属、卤素性质的相似性与递变性，并能初步运用原子结构理论进行解释。

【重点难点】

重点：

碱金属元素的原子结构与性质的关系。

难点：

碱金属元素的原子结构与性质的关系。

【教学过程】

【引入】在专题1，我们已经学习了Na的性质，现象是本质的反映，宏观是微观的体现。

现在让我们从原子结构这一微观角度来研究微观结构与宏观性质的关系。

【板书】元素的性质与原子结构

【教师】请同学们看书P5，科学探究，并完成该表。

你可以总结出碱金属元素的哪些相同点和不同点？

【学生】核电荷数从Li→Cs逐渐增多。

最外层电子数都相同为1。

电子层数依次增多，从2层增大到6层，原子半径逐渐增大。

【教师】非常正确！

我们知道，元素的性质和最外层电子数有密切的关系，碱金属元素的最外层电子数相同，它们的化学性质应该相似，但是由于它们原子半径不同，所以它们的性质也会有不同的地方，到底它们的性质有什么相同点和不同点呢？

我们接下来通过实验来验证一下。

【实验】Na、K在空气中燃烧（有哪些现象？

）

【学生】都熔化成银白色的小圆球，但K先燃烧。

通过蓝色钴玻璃观察，火焰颜色不一样。

【实验】Na、K与H2O反应（让两位学生上来同时进行演示实验）

【学生】Na、K与H2O反应都很容易，但K更剧烈，在烧杯中发出了“啪”“啪”的响声。

烧杯中滴入酚酞后，颜色都变为红色——有碱性物质生成。

【课件】Na、K性质比较表

表

（一）Na、K与O2反应

Na

K

现象

易燃烧，火焰呈黄色

易燃烧，透过蓝色钴玻璃观察火焰呈紫色

结论

Na、K都易与O2反应，K先燃烧

表

（二）Na、K与H2O反应

Na

K

现象

（1）钠浮在水面上

（2）熔化成银白色

（3）在水面四处游

（4）溶液呈红色

（1）熔化成银白色

（2）小球在水面四处游动

（3）溶液呈红色

（4）有轻微爆炸

反应方程式

2Na+2H2O====2NaOH+H2↑

2K+2H2O====2KOH+H2↑

结论

Na、K都易与水反应，但K比Na反应更剧烈

【教师】实际上，碱金属与氧气、与水都可以反应，下面我们通过课件来看看反应的不同之处。

【课件】碱金属与氧气反应产物的不同。

【课件】碱金属与水反应产物的不同。

【教师】由上述碱金属与氧气、与水的反应，你有什么发现？

【学生】与氧气反应越来越剧烈，产物也越来越复杂。

与水反应越来越剧烈。

【教师】为什么会出现这样的情况呢？

【分析】碱金属化学性质递变性分析

碱金属元素的最外层都只有一个电子，容易失去电子表现出很强的还原性。

随着核电荷数的增加，碱金属元素的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，从而失电子越来越容易，金属性逐渐增强。

【教师】金属性是指在化学反应中原子、分子或离子失去电子的能力。

失电子能力越强的粒子所属的元素金属性就越强。

【课件】知识链接------金属性强弱比较的一些依据：

1、根据金属活动顺序表：

位置越靠前，金属性越强。

2、单质与水（或酸）反应置换出氢越容易，金属性越强。

3、元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性越强，对应元素的金属性越强。

4、金属与盐溶液间的置换反应：

金属性强的金属能置换出金属性弱的金属。

【教师】碱金属不仅在化学性质上有很多相似的地方，在物理性质上也有很多相似之处，请同学们根据刚才的实验及表1﹣1推导出碱金属物理性质及变化规律。

【学生】除Cs外，都是银白色，质地较软，例如，用小刀很容易切割。

密度都较小，但从Li到Cs依次增大（K的密度较特殊）。

熔点低，且熔沸点从Li到Cs，逐渐降低。

【教师】同学们归纳得很好，指出了规律性的知识。

【教师】请大家完成学案上的填空及交流与讨论的有关内容。

【板书设计】

元素的性质与原子结构

（1）

一、碱金属元素

1、结构最外层电子数都相同为1。

电子层数依次增多，原子半径逐渐增大。

2、化学性质

（1）与氧气反应：

产物越来越复杂。

（2）与水反应：

2R+2H2O====2ROH+H2↑反应越来越剧烈

失电子越来越容易，金属性逐渐增强。

3、物理性质

除铯外，其余的碱金属都是银白色金属，质软，有良好的导电性、导热性及延展性。

随着核电荷数的递增，

它们的密度逐渐增大（K元素反常），熔点和沸点逐渐降低。

高一化学《必修2》第一章物质结构元素周期律

第二节元素的性质与原子结构

（2）教案

【教学目标】

1、了解碱金属、卤素在周期表中的位置。

2、了解碱金属、卤素的原子结构特点及原子结构与元素性质的关系。

3、了解碱金属、卤素性质的相似性与递变性，并能初步运用原子结构理论进行解释。

【重点难点】

重点：

卤素的原子结构与性质的关系。

难点：

卤素的原子结构与性质的关系。

【教学过程】

【引入】上一节我们学习了碱金属元素性质的相似性和递变性，有哪些相似性和递变性呢？

【学生】碱金属元素的最外层都只有一个电子，容易失去电子表现出很强的还原性。

随着核电荷数的增加，碱金属元素的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，从而失电子越来越容易，金属性逐渐增强。

【教师】在必修1中我们已经学过氯气的性质，请同学们画出Cl原子结构示意简图。

并在周期表中找到氯元素所在的位置，说出卤族元素包含哪几种元素。

【学生】看书。

翻阅周期表。

【教师】借鉴上节课推导碱金属元素的性质递变规律的方法，结合已学过的氯元素的性质，根据教材提供的卤素的原子结构，请同学们推测氟、溴、碘的可能性质，并比较与Cl2的相同与不同之处。

【学生】氯原子最外层有7个电子，很容易得到1个电子而表现出很强的氧化性，Cl2很活泼，是典型的强氧化剂，可以和金属、H2、H2O等反应，我认为F、Br、I原子结构与Cl原子相似，最外层都有7个电子，F2、Br2、I2也应该是较强的氧化剂，也可以和金属、H2、H2O等发生反应。

从Li→Cs，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的引力逐渐减弱，越来越容易失去电子。

卤族元素与之相似，从F→I，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，因此，F2、Cl2、Br2、I2的氧化性可能依次减弱。

【教师】同学们分析得很有道理，理论推测是否正确呢？

如何验证？

【课件】卤素单质与氢气反应

【学生】卤素单质与氢气反应，剧烈程度：

F2>Cl2>Br2>I2，生成氢化物稳定性：

HF>HCl>HBr>HI

【实验】单质间的置换反应。

（总结现象和结论）

（1）在NaBr溶液中滴加氯水，再加入少量四氯化碳，振荡。

观察。

（2）在KI溶液中滴加氯水，再加入少量四氯化碳，振荡。

观察。

（3）在KI溶液中滴加溴水，再加入少量四氯化碳，振荡。

观察。

【学生】

（1）反应后NaBr溶液中出现橙色。

入少量四氯化碳后，溶液分层，上层无色，下层橙色。

（2）反应后KI溶液中出现紫红色。

入少量四氯化碳后，溶液分层，上层无色，下层紫红色。

（3）反应后KI溶液中出现紫红色。

入少量四氯化碳后，溶液分层，上层无色，下层紫红色。

【教师】请同学们思考：

加入CCl4的作用是什么？

【学生】根据相似相溶原理，Br2、I2在CCl4中的溶解度较大，使得现象明显，易于观察。

【教师】根据卤素相互间的置换反应，可以得出哪些结论？

【学生】根据卤素相互间的置换反应，可以得出结论，氧化性Cl2>Br2>I2

【教师】总结：

卤素化学性质递变性分析

卤素元素的最外层都有七个电子，容易得到电子表现出很强的氧化性。

随着核电荷数的增加，卤素元素的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，从而得电子的能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。

【课件】非金属性是指在化学反应中原子、分子或离子得到电子的能力。

得电子能力越强的粒子所属的元素非金属性就越强。

知识链接------判断元素非金属性强弱的方法

1、单质与氢气化合越容易，则对应元素的非金属性越强。

2、氢化物越稳定，则对应元素的非金属性越强。

3、元素最高价氧化物的水化物——含氧酸的酸性越强，对应元素的非金属性越强。

4、盐溶液间的置换反应：

非金属性强的单质能置换出非金属性弱的单质。

【教师】碱金属和卤素都属于同一主族的元素，大家根据我们前面的学习，可以总结出主族元素有哪些相似性和递变性？

【学生】同主族元素，从上→下，原子核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。

所以，元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

【教师】同学们归纳得很好，指出了规律性的知识。

【教师】请大家完成学案上的填空及交流与讨论的有关内容。

【板书设计】

元素的性质与原子结构

（2）

二、卤素

1、结构最外层电子数都相同为7。

电子层数依次增多，原子半径逐渐增大。

2、化学性质

（1）与氢气反应：

反应越来越困难，产物越来越不稳定。

（2）相互置换：

Cl2＋2Br¯＝2Cl¯＋Br2Cl2＋2I¯＝2Cl¯＋I2Br2＋2I¯＝2Br¯＋I2

得电子越来越困难，非金属性逐渐减弱。

氧化性：

F2>Cl2>Br2>I2

三、同主族元素的递变规律

同主族元素，从上→下，原子核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能

力逐渐减弱。

所以，元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

高一化学《必修2》第一章物质结构元素周期律

第三节核素教案

【教学目标】

1、理解核素、元素、同位素的含义。

2、掌握原子核的结构、原子的表示方法及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。

3、简单了解元素的相对原子质量的计算方法。

【重点难点】

重点：

核素、同位素的概念。

难点：

元素的相对原子质量的相关计算。

【教学过程】

【引入】据圣经新约上记载：

耶稣在十字架上被钉死后，门徒逃的逃、散的散，剩下一干妇女在那里哀哀哭泣，尸体无人收殓。

幸好有一个好心人用细麻布裹好尸体，安放在石头凿成的坟墓里。

不久，耶稣复活，墓穴洞开，人已经不见了踪影，而裹尸布则留在了一边。

后来，这件裹尸布被基督教徒尊为“圣物”。

后来，教会用高科技澄清了一个历史大悬案，这就是关于耶稣裹尸布的真伪鉴定，鉴定证明了那块使人崇敬了多年的裹尸布是假的，它的原料纤维是13世纪才种出来的，而此时耶稣已被钉在十字架上1200多年了。

这个轰动世界的年代鉴定是由一种具有放射性的原子------碳14做出的。

碳14原子与我们熟悉的碳12原子有什么相同和不同的地方呢？

通过本节课的学习，大家就会知道。

【教师】我们在前边学习过原子的结构，那原子的结构是怎样的？

哪位同学来给我们说说？

【学生】作答……

【课件】展示原子的结构

【教师】下面我们来看看构成原子的微粒的质量的特点。

【课件】

【教师】原子质量主要集中在原子核上，所以，原子质量主要由质子和中子的质量决定。

【课件】二、质量数

1、原子是由原子核和核外电子构成的，其中原子核中含有质子和中子，原子的质量主要集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫作质量数。

2、质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）

【教师】了解完原子的结构，我们再来看看原子的表示方法。

【课件】

X为原子的符号，表示一种质子数为Z，中子数为A－Z，质量数为A的X原子

【提问】在元素符号周围的一些符号，你都知道它的意思了吗？

【学生】作答……

【课件】填写下表，总结质量数（A）与相对原子质量之间的关系

【学生】作答……

【课件】展示1H、2H、3H原子（它们的结构有什么特点）

【学生】它们的质子数相同，但是中子数不同。

【教师】三、核素　同位素

1、核素

（1）核素是具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。

（2）氢的三种核素：

1H、2H、3H

2、同位素

（1）定义：

同种元素的不同核素互称为同位素。

（2）特点：

①同位素的质子数相同，中子数不同。

②同位素的化学性质几乎完全相同。

③天然存在的同位素,相互间保持一定的比率，即自然界中每种元素的各种同位素的原子个数百分比（丰度）一般为定值。

（3）一些核素的用途

14C在考古工作中用于测定文物的年代，2H、3H用于制造氢弹等，放射性同位素用于治疗恶性肿瘤等。

【教师】请大家完成学案上的填空及交流与讨论的有关内容。

【板书设计】

核素

一、原子的结构

二、质量数

1、忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫作质量数。

2、质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）

三、核素　同位素

1、核素

（1）核素是具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。

（2）氢的三种核素：

1H、2H、3H

2、同位素

（1）定义：

同种元素的不同核素互称为同位素。

（2）特点：

①同位素的质子数相同，中子数不同。

②同位素的化学性质几乎完全相同。

③天然存在的同位素,相互间保持一定的比率,即自然界中每种元素的各种同位素的原子个数百分比（丰度）一般为定值。

（3）一些核素的用途

高一化学《必修2》第一章物质结构元素周期律

第四节原子核外电子的排布教案

【教学目标】

1、了解原子核外电子的能量高低与分层排布的关系。

2、了解原子核外电子的分层排布规律。

【重点难点】

重点：

原子核外电子排布的规律；

难点：

原子核外电子排布的规律。

【教学过程】

【引入】在进入新课内容之前，我们先来复习一下以前学习的内容。

初中的时候在《物质构成的奥秘》这一章当中我们就学习了原子的相关知识，下面我们来回顾一下，什么是原子？

原子由什么微粒构成？

【学生】回顾……

【教师】原子由原子核和核外电子构成，而原子核又由质子和中子构成，其中质子带一个单位的正电荷，中子不带电。

核外电子则带一个单位的负电荷。

【提问】那么为什么原子对外显电中性呢？

【学生】质子所带的正电荷数等于核外电子所带的负电荷数，所以原子不显电性。

【教师】很好，其中我们还学习到了一个重要的等式关系：

核电荷数=质子数=核外电子数。

所以质子所带的正电荷与核外电子所带的负电荷相互抵消，导致原子不显电性。

【过渡】我们在初中还学习了前20号元素的原子结构，请大家在学案上画出前20号元素的原子结构示意图。

【课件】展示前20号元素的原子结构示意图。

【过渡】从前20号元素的原子结构示意图我们可以看出，当原子的核电荷数较大，电子数目较多的时候，电子实际上并不都是挤在一起，核外电子的运动有自己的特点，它不像行星绕太阳旋转有固定的轨道，但却有经常出现的区域，科学家把这些区域称为电子层。

而核外电子就是在这样不同的电子层内运动，我们把这种现象称为核外电子的分层排布。

【教师】请大家根据课本13-14页，完成学案第二个内容的有关填空。

【课件】展示、问答

二、原子核外电子的排布

1、电子层

（1）电子层的含义

多电子原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，人们把不同的区域简化为不连续的壳层称之为电子层。

（2）电子层表示方法

电子层数n

1

2

3

4

5

6

7

字母

K

L

M

N

O

P

Q

（3）电子的能量与运动区域

①在离核较近的区域运动的电子能量较低②在离核较远的区域运动的电子能量较高

2、原子核外电子排布的“能量最低原则”

电子总是尽可能地先从内层排起，当一层充满后再填充下一层，即原子核外电子排布时，先排K层，充满后再填充L层，依次往后填充。

【过渡】除了能量最低原理，核外电子的排布还有哪些规律呢？

【课件】展示，问答

【教师】核外电子排布规律：

（1）各电子层最多容纳的电子数为2n2（n为层数）；

（2）最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个）；

（3）次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个；

（4）电子从内到外依次排布（以上四点同时满足，相互联系，不能孤立理解）。

【学生】完成“交流与讨论”及课后练习。

【板书设计】

原子核外电子的排布

一、前20号元素的原子结构示意图

二、原子核外电子的排布

1、电子层

（1）电子层的含义

（2）电子层表示方法

（3）电子的能量与运动区域

2、原子核外电子排布的“能量最低原则”

核外电子排布规律：

（1）各电子层最多容纳的电子数为2n2（n为层数）；

（2）最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个）；

（3）次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个；

（4）电子从内到外依次排布（以上四点同时满足，相互联系，不能孤立理解）。

高一化学《必修2》第一章物质结构元素周期律

第五节元素周期律教案

【教学目标】

1、了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。

2、理解元素周期律的实质和内容，能比较微粒半径的大小，掌握同周期元素性质递变的规律。

【重点难点】

重点：

元素性质的周期性变化。

难点：

比较微粒半径的大小，掌握同周期元素性质递变的规律。

【教学过程】

【引入】我们在前边已经学习了碱金属和卤素两个主族元素的有关性质，它们的结构性质又哪些相似点和不同点呢？

【学生】同一主族的元素，最外层电子数相同，化学性质相似。

从上到下，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

【教师】这是同一主族元素性质的变化规律，今天我们要研究的是同一周期元素性质的变化规律。

【提问】什么是元素周期律呢？

请大家根据课本P14---15页的内容，思考一下几个问题：

随着原子序数的递增：

1、原子的核外电子排布有何变化？

2、原子半径如何变化？

3、元素的主要化合价如何变化？

（讨论、问答）

【学生】1、随着原子序数的递增，同周期元素原子的最外层电子排布呈现从1到8的周期性变化

（第一周期为1到2）。

2、随着原子序数的递增，同周期元素的原子半径呈现从左到右依次减小的周期性变化。

3、随着原子序数的递增，元素的主要化合价一般从+1价依次递增到+7价,经过稀有气体，然后又重复出现。

负价从-4价变化到-1价。

【教师】关于元素的最高正价和最低负价，有些注意事项要说明一下：

①一般而言，元素的最高正化合价存在于最高价氧化物及酸根中，最低负化合价通常存在与氢化物中，金属元素无负价。

②氢元素与金属元素化合时，显负价；与非金属化合时，显正价。

③F元素只有0价和－1价，没有正化合价，无含氧酸，也无含氧酸盐；氧通常无正化合价（只有与氟化合时才显正价）。

【总结】随着原子序数的递增，原子的核外电子排布、原子半径、元素的主要化合价均呈现周期性的变化。

【过渡】那随着原子序数的递增，元素的性质又会呈现怎样的变化呢？

【实验】课本P15---16页，演示实验：

镁条与水的反应、镁和铝分别与酸的反应。

【分析】钠、镁、铝金属性的递变规律

单质

与水反应的条件

与酸反应剧烈

程度比较

生成碱的碱性强弱

钠

可以与冷水反应

钠＞镁＞铝

N