第3课时 元素周期律的综合应用(能力课) 素养 目标 1．掌握同主族、同周期元素的原子结构和元素性质的递变规律、建立结构决定性质的认知模型。 2．掌握“位、构、性”关系规律，并能利用“位、构、性”关系认知模型解决问题。 旧知 回顾 1．电离能的应用 (1)判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强。 (2)判断元素的化合价：如果某元素的In＋1 In，则该元素的常见化合价为＋n价。 (3)判断核外电子的分层排布情况：当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 2．电负性的应用 (1)判断元素的类别：通常，电负性小于2.0的元素大部分是金属元素，电负性大于2.0的元素大部分是非金属元素。 (2)判断元素的性质：非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。 (3)判断元素化合价的正负：在化合物中，电负性大的元素易呈现负价，电负性小的易呈现正价。 (4)判断化学键的类型：电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键，电负性差值小或相同的非金属元素的原子之间主要形成共价键。 1．同周期主族元素、同主族元素的结构与性质递变规律 同周期(从左向右) 同主族(从上向下) 最外层电子数 从1递增到7(第1周期除外) 相同 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 主要化合价 最高正价从＋1→＋7(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H元素等除外) 最高正价＝族序数(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H元素等除外) 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 简单气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 第一电离能 总体呈增大趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 2．原子结构、元素性质和元素在周期表中的位置关系规律 3．元素“位—构—性”关系 短周期元素X、Y、Z、W、Q原子序数依次增大。基态X、Z、Q原子均有两个单电子，W简单离子在同周期离子中半径最小，Q与Z同主族。下列说法错误的是( ) A．X能与多种元素形成共价键 B．原子半径：X>Y>Q C．第一电离能：Y>Z D．电负性：WX>Y，B错误；Y为N，Z为O，N的最外层2p轨道电子为半充满结构，比较稳定，故其第一电离能比O大，C正确；W为Al，Z为O，O的电负性更大，D正确。] 1．(双选)元素周期表中第3周期三种元素原子①②③的逐级电离能数据如下表所示。下列有关比较错误的是( ) 标号 ① ② ③ 电离能/(kJ·mol-1) 496 578 738 4 562 1 817 1 451 6 912 2 745 7 733 9 543 11 575 10 540 A．最高正价：②>③>① B．离子半径：②>③>① C．电负性：②>③>① D．金属性：①>②>③ BD [由表中数据可知①、②、③分别是钠、铝、镁三种元素；A．钠、铝、镁三种元素的最高正价分别是＋1、＋3、＋2价，所以最高正价：②>③>①，A正确；B．三种元素形成的离子结构相同，核电荷数越大半径越小，所以离子半径：①>③>②，B错误；C．同周期主族元素自左向右电负性依次增大，所以电负性：②>③>①，C正确；D．同周期主族元素自左向右金属性依次减弱，所以金属性：①>③ ... ...
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