第四章 第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律（配套课件PPT）-【步步高】2025-2026学年高一化学必修第一册学习笔记（人教版 基础版）

该高中化学课件聚焦元素性质的周期性变化规律，系统梳理核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化及同周期元素金属性和非金属性递变规律，通过1-18号元素实例导入，结合图示分析与“三看法”等方法，设置思考问题和应用体验作为学习支架，帮助学生构建知识脉络。 其亮点在于注重科学探究与实践，设计Na、Mg、Al金属性比较实验及Si、P、S、Cl非金属性递变分析，促进证据推理与模型认知。通过应用体验和课时对点练巩固知识，助力学生深化化学观念，教师可借助此资料提升教学效率，培养学生科学思维与探究能力。

元素性质的周期性变化规律 第1课时 第 四 章 　 第 二 节 1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质。 2.会设计实验探究同周期元素性质的变化规律，会比较元素的金属性或非金属性的强弱，促进“证据推理与模型认知”化学核心素养的发展。 核 心 素 养 发 展 目 标 课时对点练 内 容 索 引 一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化 二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律 < 一 > 核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化 1.原子核外电子排布的周期性变化 以原子序数为1~18的元素为例，探究原子最外层电子数的变化，图示如下： 规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现 的周期性变化(第一周期除外)。 由1到8 2.原子半径的周期性变化 以第二、三周期元素为例，探究元素的原子半径的变化，图示如下： 规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现 的周期性变化。 由大到小 提醒　原子半径的递变规律指同一周期第ⅠA族~第ⅦA族之间的变化规律，不包括稀有气体元素。 试比较下列微粒的半径大小(填“>”“<”或“=”)。 (1)Mg　　　Ca　　　K；  (2)P　　　S　　　Cl；  (3)Fe3+　　　Fe2+　　　Fe；  (4)S2-　　　Cl-　　　Na+　　　Mg2+。  < < > > < < > > > 思考1 “三看法”比较微粒半径的大小 一看层，层多径大； 二看核，层同核多径小； 三看电子，层同核同电子多径大，如Cl->Cl、Fe2+>Fe3+。 归纳总结 3.元素化合价的周期性变化 以原子序数为1~18的元素为例，探究元素化合价的变化，图示如下： 规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈 变化，即每周期，最高正价为 (O无最高正价、F无正价)，负价为 。 周期性 +1→+7 -4→-1 主族元素的最高化合价等于其族序数，这句话对吗？为什么？ 提示　不对。主族元素形成最高化合价时，失去(或偏移)最外层的全部电子达到稳定结构，但O、F元素因原子半径很小，非金属性很强，所以在反应中不能失去(或偏移)最外层的全部电子，故O元素没有最高正化合价、F元素无正价。 思考2 主族元素主要化合价的确定方法 (1)最高正价=主族序数=最外层电子数(O、F除外)。 (2)最低负价=最高正价-8(H、O、F除外)。 (3)H的最高价为+1，最低价为-1；O最低价为-2；F无正化合价，最低价为-1。 归纳总结 1.判断正误 (1)第二周期元素从左至右，最高正价从+1递增到+7 (2)原子半径最小的元素是氢元素 (3)氢元素除了有+1价外，也可以有-1价，如NaH (4)主族元素的最低负价等于其族序数-8 (5)第三周期原子半径最大的元素为钠 × × √ √ √ 应用体验 2.下列说法正确的是 A.原子序数越大，原子半径一定越大 B.电子层数多的原子半径一定比电子层数少的原子半径大 C.元素性质的周期性变化不是元素性质的简单重复 D.按C、N、O、F的顺序，元素的最高正化合价依次升高 √ 应用体验 氯原子比锂原子多一个电子层，但原子半径：r(Li)>r(Cl)，故B错误； 元素性质的周期性变化不是简单的重复，变化的程度不同，变化的起点和终点也不同，故C正确； 氟是最活泼的非金属元素，它只有负化合价，没有正化合价，故D项错误。 返回 < 二 > 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。 1.预测：元素性质的递变规律 第三周期元素电子层数 ，由左向右核电荷数依次增多，原子半径依次 ，失电子的能力依次 ，得电子的能力依次 ，预测它们的金属性依次 ，非金属性依次 。 减小 减弱 增强 减弱 增强 相同 2.实验探究：金属性的递变规律 (1)Na、Mg元素金属性强弱比较 原理 金属与水反应置换出H2的难易程度 操作     现象 镁条表面附着________ 剧烈反应，溶液变成浅红色 化学反应 - Mg+2H2O Mg(OH)2+H2↑ 结论 镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，结合Na与水的反应的现象，Na与水反应置换H2比Mg ，则金属性：________ 少量气泡 容易 Na>Mg (2)Mg、Al元素金属性强弱比较 原理 金属的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱 物质 Al(OH)3 Mg(OH)2 操作     现象 A中沉淀______ B中沉淀______ C中沉淀______ D中沉淀________ 溶解 溶解 溶解 不溶解 原理 金属的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱 A、B、C、D试管中的离子方程式 A：________________ ____________ B：________________ ____________ C：__________________________ D：________ 结论 碱性： ；则金属性：__________ Al(OH)3+3H+=== Al3++3H2O Al(OH)3+OH-=== [Al(OH)4]- Mg(OH)2+2H+===Mg2++2H2O 不反应 NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 Na>Mg>Al 下列物质①NaHCO3　②Na2CO3　③Al(OH)3　④AlCl3　⑤Al　⑥Al2O3中，既能与盐酸反应，又能与氢氧化钠溶液反应的是　　　　　　。  ①③⑤⑥ ②Na2CO3只能与盐酸反应生成NaCl、CO2和H2O，不能与NaOH溶液反应；④AlCl3只能与NaOH溶液反应，不能与盐酸反应。 思考1 3.信息获取：非金属性的递变规律   Si P S Cl 判断 依据 与氢气化合 - 磷蒸气与氢气反应 加热 光照或点燃 由易到难的顺序是___________ 判断 依据 最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸(酸性比H2SO4强) 酸性： > > >________ 结论 随着原子序数的递增，同周期的Si、P、S、Cl得电子的能力 ，非金属性_________ Cl、S、P HClO4 H2SO4 H3PO4 H2SiO3 逐渐增强 逐渐增强 4.元素周期律 (1)内容：元素的性质随着 的递增而呈周期性的变化。 (2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的 周期性变化的必然结果。 原子序数 核外电子排布 从原子结构角度解释同周期元素从左至右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的原因。 提示　在同一周期中，各元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左至右，随核电荷数的增加，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强。 思考2 1.判断正误 (1)第三周期元素中，最高价氧化物对应水化物的酸性最强的为H2SO4 (2)可以通过简单气态氢化物的稳定性比较元素的非金属性 (3)Al(OH)3是两性氢氧化物，与氨水、盐酸均可反应 (4)盐酸可以与Na2CO3溶液反应生成CO2，可由此推出非金属性：Cl>C (5)因为金属钠常失去1个电子，而铝失去3个电子，所以钠的金属性小于铝的金属性 √ × × × × 应用体验 2.元素周期表是学习和研究化学的重要工具，如图是元素周期表的一部分，下列说法不正确的是 A.非金属性：Cl>X>P B.Cl2从Na2X溶液中置换出X单质， 说明非金属性：Cl>X C.含氧酸的酸性：Cl>X>P D.X元素与氧元素的化学性质相似 √ 应用体验 X元素在元素周期表中位于O元素的下方，为S元素。根据各元素在周期表中的位置可知非金属性：Cl>S>P，则最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4，O元素与S元素位于同一主族，化学性质相似，故选C。 返回 课时对点练 对一对 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 题号 1 2 3 4 5 6 7 8 答案 B D B B C C B B 题号 9 10 11 12 　 答案 B D B C　 　 13. (1)第二周期第ⅣA族　SiH4 (2)>　<　= (3)①锥形瓶　防倒吸　②变蓝　Cl2+2OH-===Cl-+ClO-+H2O　③有白色沉淀生成　饱和NaHCO3 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 (1)HClO4 (2)Cl->N3->Mg2+ (3)OH-+Al(OH)3===[Al(OH)4]- (4)Na原子半径比Mg大，Na的核电荷数比Mg小，Na原子核对最外层电子的吸引力较弱，更易失电子，故Na的金属性比Mg强 (5)NH3　N元素的非金属性比P元素强 14. 题组一　1~18号元素性质的周期性变化规律 1.如图表示1~18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。该图中纵坐标表示 A.电子层数 B.最外层电子数 C.最高化合价 D.原子半径 对点训练 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 √ 2.下列说法正确的是 A.随着元素原子序数的递增，P、S、Cl、Ar的最高正化合价依次升高 B.随着元素原子序数的递增，Na、Mg、Al、Si的最低负化合价依次降低 C.原子序数为15的元素最高化合价为+3 D.随着原子序数的递增，第三周期主族元素的最高正化合价依次升高 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 A项，P、S、Cl的最高正化合价依次升高，但是Ar为稀有气体，主要化合价为0，错误； C项，P的最高化合价为+5，错误； D项，第三周期主族元素从Na到Cl的最高正化合价从+1到+7，依次升高，正确。 3.下列粒子半径大小顺序正确的是 A.Na+<Mg2+<Al3+<O2- B.S2->Cl->Na+>Al3+ C.Na<Mg<Al<S D.Cs<Rb<K<Na 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 四种离子核外电子排布相同，随着核电荷数的增加，离子半径依次减小，即半径：Al3+<Mg2+<Na+<O2-，A错误； 由于S2-、Cl-比Na+、Al3+多一个电子层，则S2-、Cl-的半径比Na+、Al3+的大，而S2-、Cl-和Na+、Al3+分别为核外电子排布相同的离子，则核电荷数越大，离子半径越小，故半径：S2->Cl->Na+>Al3+，B正确； Na、Mg、Al、S属于同周期元素，随着核电荷数的增加，原子半径依次减小，C错误； Cs、Rb、K、Na属于同主族元素，同主族元素随着核电荷数增加，原子半径依次增大，D错误。 4.下列说法正确的是 A.11~17号元素的原子半径越小越容易失去电子 B.一般元素的最高化合价与元素原子核外电子排布有关 C.从Li→F、Na→Cl，元素的最高化合价均呈现从+1价→+7价的变化 D.电子层数相同的原子，其最外层电子数均呈现从1到8的周期性变化 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 √ O无最高正价，F无正价，C错误； H、He的最外层电子数从1到2，D错误。 题组二　元素周期律 5.元素性质呈周期性变化的决定因素是 A.元素原子半径大小呈周期性变化 B.元素相对原子质量依次增大 C.元素原子核外电子排布呈周期性变化 D.元素的最高正化合价呈周期性变化 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 √ 结构决定性质，即原子的核外电子排布尤其是最外层电子排布决定了元素的性质。 6.比较镁和铝元素金属性强弱的方法正确的是 A.将空气中放置已久的两种元素的单质分别与热水作用，比较产生气泡 的快慢 B.比较两种金属的熔点 C.氢氧化镁的碱性比氢氧化铝强 D.将形状、大小相同的两种金属单质与足量盐酸反应，比较产生气体的量 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 将空气中久置的镁和铝分别置于热水中，由于二者表面有氧化膜，所以不与水反应，均无现象，故A错误； 熔点属于物理性质，不能用于比较元素的金属性，故B错误； 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则对应元素的金属性越强，因为碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3，可说明镁、铝金属性依次减弱，故C正确； 比较产生气体的量，不能判断金属性强弱，应比较金属和酸反应的剧烈程度，故D错误。 7.下列说法正确的是 A.非金属性：Cl>F B.原子半径：Ca >S C.碱性：KOH<LiOH D.热稳定性：PH3>H2S 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 √ 非金属性：Cl<F， A错误； KOH的碱性比LiOH强，C错误； 热稳定性：PH3<H2S，D错误。 8.下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是 A.非金属性：O>N>P B.酸性：H2SO3>H2SiO3>H2CO3 C.碱性：KOH>NaOH>LiOH D.热稳定性：HF>HCl>HBr 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 周期表中同主族从下到上，同周期从左到右，元素的非金属性逐渐增强，非金属性：O>N>P，故A不符； H2SO3不是硫的最高价氧化物对应的水化物，酸性：H2SO3>H2SiO3>H2CO3，不能用元素周期律解释，故B符合； 周期表中同主族从上到下，元素的金属性逐渐增强，最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强，碱性：KOH>NaOH>LiOH，故C不符； 周期表中同主族从下到上，元素的非金属性逐渐增强，元素的简单氢化物热稳定性逐渐增强，热稳定性：HF>HCl>HBr，故D不符。 9.根据元素周期律，下列说法不正确的是 A.将钠和镁分别投入冷水中，根据现象可判断钠与镁的金属活动性强弱 B.铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液中不能置换出 铜，判断铁比钠的金属活动性强 C.根据酸性：H2CO3<H2SO4，可判断碳的非金属性弱于硫 D.根据Br2与I2分别与足量的H2反应的难易程度，可判断溴与碘的非金 属活动性强弱 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 元素的金属性越强，其单质与水反应越剧烈，Na能和冷水剧烈反应生成氢气，Mg和冷水反应缓慢，A正确； Na投入硫酸铜溶液中时，Na先和水反应生成NaOH，NaOH再和硫酸铜发生复分解反应，Na的金属性比Fe强，B错误； 元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物酸性越强，酸性：H2CO3<H2SO4，则非金属性：C<S，C正确； 元素的非金属性越强，其单质与氢气化合越容易，溴单质与氢气化合比碘单质与氢气化合容易，则非金属性：Br>I，D正确。 10.已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC2-、dD-都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是 A.原子半径：A>B>D>C B.原子的最外层电子数目：A>B>D>C C.原子序数：d>c>b>a D.离子半径：C2->D->B+>A2+ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 √ 综合强化 11.几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表所示。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 下列说法正确的是 A.简单氢化物的稳定性：T<Z B.离子半径：T2->X2+>R3+ C.元素最高价氧化物对应水化物的碱性：Y>R>X D.相同条件下，单质与稀硫酸反应的剧烈程度：R>Y>X 元素符号 X Y Z R T 原子半径/nm 0.160 0.089 0.102 0.143 0.074 主要化合价 +2 +2 -2，+4，+6 +3 -2 √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 X、Y均显+2价，X的原子半径大于Y，则X是Mg元素，Y是Be元素；Z的最高正价是+6价，且原子半径小于X，则Z是S元素；R显+3价，且R的原子半径介于X和Z之间，则R是Al元素；T元素显-2价，则T是O元素。元素的非金属性：S<O，则简单氢化物的稳定性：H2S<H2O，A错误； 三种离子的电子层结构相同，则离子半径：>Mg2+>Al3+ ，B正确； 元素的金属性：Mg>Be、Mg>Al，则Mg(OH)2的碱性最强，C错误； 元素的金属性：Mg>Be、Mg>Al，则Mg与稀硫酸反应最剧烈，D错误。 12.W、X、Y、Z、Q为原子序数依次增大的短周期主族元素，W元素的一种同位素常用于文物考古，X和Z同族，Z的原子序数是X的2倍，Y是第三周期中金属性最强的元素。下列说法不正确的是 A.原子半径大小顺序：W>X B.非金属性强弱：Q>Z C.Y的单质在X的单质中燃烧，产物为白色固体 D.Y和Q两者的最高价氧化物对应的水化物反应的离子方程式为H++OH- ===H2O 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 W、X、Y、Z、Q为原子序数依次增大的短周期主族元素，W元素的一种同位素常用于文物考古，则W为C元素；X和Z同族，Z的原子序数是X的2倍，则X为O元素，Z为S元素；Y是第三周期中金属性最强的元素，则 Y为Na元素；Q的原子序数大于Z，则Q为Cl元素，据此分析解答。同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径大小顺序：C>O，故A正确； 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，则非金属性强弱：Cl>S，故B正确； Na在O2中燃烧生成Na2O2，为淡黄色固体，故C错误； Y和Q两者的最高价氧化物对应的水化物分别为NaOH、HClO4，二者反应的离子方程式为H++OH-===H2O，D正确。 13.C、O、Na、Al、Si、S、Cl是常见的几种元素。请回答下列问题： (1)C在元素周期表中的位置为　 　　　　，在C、O、Si、S、Cl元素形成的简单氢化物中，稳定性最差的氢化物的化学式为　　　　。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 第二周期第ⅣA族 SiH4 C的原子序数为6，位于周期表中第二周期第ⅣA族。在CH4、H2O、SiH4、H2S、HCl几种氢化物中，SiH4的稳定性最差。 (2)用“>”“<”或“=”填空。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 离子半径 酸性 得电子能力 O2-　　　Al3+  H2SO4　　　HClO4  35Cl　　　37Cl  > < = 由于O2-、Al3+具有相同的电子层结构，原子序数越小，其离子半径越大，所以O2-的离子半径大于Al3+的离子半径。Cl的非金属性大于S，所以H2SO4的酸性小于HClO4的酸性。35Cl和37Cl互为同位素，其电子排布相同，得电子能力也相同。 (3)利用如图所示的装置可验证同主族元素非金属性的变化规律。 ①仪器B的名称为　　　，干燥管D的作用是　　　 。  答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 锥形瓶 由于Cl2与装置C中的溶液反应后导致装置B中压强降低形成倒吸，干燥管D能起到防倒吸的作用。 防倒吸 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 ②若要证明非金属性：Cl>I，则A中加浓盐酸，B中加KMnO4(KMnO4与浓盐酸常温下反应生成Cl2)，C中加KI⁃淀粉溶液，观察到C中溶液_____ 的现象，即可证明。从环境保护的观点考虑，此装置缺少尾气处理装置，请用离子方程式表示尾气处理原理：　　　　 　　。  Cl2+2OH-===Cl-+ClO-+H2O 变蓝 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 本实验利用KMnO4与浓盐酸反应制备氯气，然后让氯气与KI⁃淀粉溶液反应，根据溶液颜色的变化来判断Cl2能否从KI中置换出I2，进而比较氯和碘的非金属性强弱。过量的氯气会逸散到空气中，污染环境，可用NaOH等溶液吸收。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 ③已知H2SiO3是白色沉淀，酸性比H2CO3弱。若要证明非金属性：C>Si，则在A中加盐酸、B中加CaCO3、C中加Na2SiO3溶液，观察到C中溶液 　　　　　　　　的现象，即可证明。但有的同学认为盐酸具有挥发性，可进入C中干扰实验，应在两装置间添加装有　　　　　　　溶液的洗气瓶。  饱和NaHCO3 有白色沉淀生成 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 利用强酸制弱酸的原理比较硅和碳的非金属性强弱，制CO2过程中有杂质HCl存在，不能说明一定是CO2与Na2SiO3溶液反应生成白色沉淀，故应先用饱和NaHCO3溶液除去HCl。 14.右表为元素周期表的一部分。 请回答下列问题： (1)⑦⑧⑨三种元素最高价氧化物对应的水化物中酸性最强的是　　　　　(填化学式)。  答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 HClO4 元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物酸性越强，P、S、Cl三种元素的非金属性依次增强，故三种元素的最高价氧化物对应的水化物中，酸性最强的是HClO4。 (2)②⑤⑨三种元素的简单离子半径由大到小排序为_______________(填离子符号)。   答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Cl->N3->Mg2+ N3-、Mg2+具有相同的电子层结构，Mg2+的核电荷数更大，原子核对核外电子吸引更强，故离子半径：N3->Mg2+，Cl-比N3-多一个电子层，则离子半径：Cl->，故离子半径由大到小的顺序为Cl->N3->Mg2+。 (3)元素④和⑥的最高价氧化物对应的水化物反应的离子方程式为__________________________。  答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 OH-+Al(OH)3===[Al(OH)4]- 元素④和⑥的最高价氧化物对应的水化物分别为NaOH、Al(OH)3，二者反应生成Na[Al(OH)4]，反应的离子方程式为OH-+Al(OH)3===[Al(OH)4]-。 (4)从原子结构的角度分析④与⑤的金属性强弱：_____________________ ________________________________________________________________________________________。  答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Na的核电荷数比Mg小，Na原子核对最外层电子的吸引力较弱，更易失电子，故Na的金属性比Mg强 Na原子半径比Mg大， (5)②、⑦的简单气态氢化物中较稳定的是　　　(填化学式)，判断依据是　　　　　 。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 NH3 元素非金属性越强，则相应的简单气态氢化物越稳定，非金属性：N>P，则简单气态氢化物中较稳定的是NH3。 N元素的非金属性比P元素强 返回 本课结束 第 四 章 　 第 二 节 $