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1、第3讲元素周期律及其应用2017级教学指导意见核心素养1.以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变性与原子结构的关系。2以A和A族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。3了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。4了解电离能、电负性的概念，并能用此说明元素的某些性质。1.证据推理与模型认知：具有证据意识，能基于实验现象和事实对物质的组成、结构及其变化分析得出元素周期律；能基于元素周期律理解元素周期表的编排方法，能运用元素周期表提示元素周期律。2科学探究与创新意识：在探究同周期、同主族元素性质递变性的实验中，要明确探究目的，设计实验方案，并在探究中学会合作，结合
2、核外电子排布，元素第一电离能的特殊性等异常现象提出自己的见解。考点一元素周期律及其应用学在课内1两个重要数据(1)电离能第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号I1，单位kJmol1。同种元素的逐级电离能越来越大(即I1I2I3)。(2)电负性含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。变化规律金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于
3、非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。名师点拨(1)第二、三、四周期的同周期主族元素，第A族(ns2np0)和第A族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第A族和第A族元素的，如第一电离能：MgAl，PS。(2)金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。2元素周期律(1)(2)具体表现形式项目同周期(左右)同主族(上下)原子结构核电荷数逐渐增大逐渐增大原子核外电子排布电子层数相同，最外层电子数逐渐增多最外层电子数相同，能层数递增原子半
4、径逐渐减小逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小r(阴离子)r(阳离子)逐渐增大性质元素主要化合价最高正价由17(O、F除外)，最低负价由41最高正价主族序数(O、F除外)，非金属最低负价主族序数8原子得、失电子能力得电子能力逐渐增强；失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱；失电子能力逐渐增强第一电离能 逐渐增大逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小元素金属性、非金属性金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强金属性逐渐增强；非金属性逐渐减弱离子的氧化性、还原性阳离子氧化性逐渐增强阴离子还原性逐渐减弱阳离子氧化性逐渐减弱阴离子还原性逐渐增强非金属气态氢化物的形成难易(稳定性)形成由难易(稳定性逐渐增强)形
5、成由易难(稳定性逐渐减弱)最高价氧化物对应的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名师点拨（1）金属性是指金属气态原子失电子能力的性质，金属活动性是指单质在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。（2）借助含氧酸酸性强弱比较元素非金属性强弱时一定要强调最高价含氧酸。3.对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。如图所示。4.元素周期表及元素周期律的应用（1）科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。（2）寻找新材料。（3）用于工农业生产。对探矿有指导意义的是地球化学元素的分布与它们在元素
6、周期表中的位置关系，研制农药、材料等。考在课外教材延伸判断正误（1）电子层数越多，半径越大。（）（2）同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小。（）（3）Cl、S2、Ca2、K半径依次减小。（）（4）第二周期元素从左到右，最高正价从1递增到7。（）（5）元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强。（）（6）元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强；碱性越强，金属性越强。（）（7）元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱。（）（8）还原性ClOFC。（）（19）钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。（）（20
7、）主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。（）（21）Be（OH）2属于两性氢氧化物。（）拓展应用（1）已知非金属性：CSi，OC，则气态氢化物的稳定性H2OCH4SiH4。（2）已知Ca（OH）2微溶，Mg（OH）2难溶，则Be（OH）2难溶。（3）F、Cl、Br、I电负性的大小顺序为FClBrI。思维探究（1）已知某主族元素的逐级电离能为I1500 kJ/mol、I24 600 kJ/mol，I36 900 kJ/mol，I49 500 kJ/mol，该元素位于A族，最高化合价为1。（2）电离能（kJmol1）I1I2铜745.51 957.9锌906.41 733.3铜的第二
8、电离能（I2）大于锌的第二电离能的原因是什么？答案Cu失去一个电子后，会变成稳定的3d10全满结构，所以Cu就比较难失去第二个电子，而Zn失去两个电子后，会变成稳定的3d10全满结构，所以Cu的第二电离能比Zn大基础点巩固1.如图是部分短周期元素的化合价与原子序数的关系图，下列说法正确的是（）A.原子半径：RWZYXB.氧化物对应水化物的酸性：RWC.气态氢化物的稳定性：WXD.Y、Z、W最高价氧化物对应的水化物两两之间均能相互反应解析由题图可推知，X、Y、Z、W、R分别是O、Na、Al、S、Cl。同一周期主族元素从左到右原子半径依次减小，同一主族元素从上到下原子半径依次增大，故原子半径：Na
9、AlSClO，A项错误；S、Cl对应氧化物的水化物均既有强酸又有弱酸，故无法比较其氧化物对应水化物的酸性大小，而最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO4H2SO4，B项错误；非金属性：OS，则气态氢化物的稳定性：H2OH2S，C项错误；Na、Al、S最高价氧化物对应的水化物分别是NaOH、Al（OH）3、H2SO4，三者两两之间均能相互反应，D项正确。答案D2.元素周期表中短周期的一部分如下图，关于X、Y、Z、W、Q说法正确的是（）A.元素Y与元素Z的最高正化合价之和的数值等于9B.原子半径的大小顺序为WZYC.离子半径的大小顺序为W2Y2Z3D.W的气态氢化物的热稳定性和还原性均比Q强解析根
10、据元素在周期表中的位置，可以推断Q为Cl，W为S，Y为O，X为N，Z为Al。A项，氧无最高正价；B项，原子半径应为ZWY；D项，H2S的稳定性小于HCl，还原性强于HCl。答案C3.下列实验不能达到实验目的的是（）选项实验操作实验目的ACl2、Br2分别与H2反应比较氯、溴的非金属性强弱B向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3比较镁、铝的金属性强弱C测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH比较碳、硫的非金属性强弱DFe、Cu分别与稀盐酸接触比较铁、铜的金属性强弱解析A项，Cl2、Br2分别与H2反应，根据反应条件的难易，即可判断出氯、溴的非金属性强弱，正确；B项，向Mg
11、Cl2、AlCl3溶液中分别通入NH3，MgCl2与NH3H2O反应生成Mg（OH）2，AlCl3与NH3H2O反应生成Al（OH）3，但无法比较二者的金属性强弱，错误；C项，测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH，根据pH可判断出Na2CO3与Na2SO4水解程度的大小，即判断出酸性H2CO3H2SO4，从而判断出碳、硫的非金属性强弱，正确；D项，利用Fe、Cu与稀盐酸接触现象的不同即可判断出Fe、Cu的金属性强弱，正确。答案B4.下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是（）序号事实推论A与冷水反应，Na比Mg剧烈金属性：NaMgBCa（OH）2的碱性强于Mg（
12、OH）2金属性：CaMgCSO2与NaHCO3溶液反应生成CO2非金属性：SCDt 时，Br2H22HBrK5.6107I2H22HIK43非金属性：BrI解析金属元素金属性越强，其单质化学性质越活泼，其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，A、B正确；非金属性越强，其单质越易与H2发生化合反应，D正确；C中SO2并不是S元素的最高价氧化物，无法以此为依据判断S、C元素的非金属性强弱，错误。答案C名师点拨1.微粒半径大小的比较方法【总结】高中阶段微粒半径比较的快捷方法：先看电子层数，一般的层数多则半径大；若层数相同，看核内质子数，质子数多，半径小。2.元素的金属性、非金属性强弱的实验比较法能力点
13、提升5.下图所示是第三周期1117号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是 （）y轴表示的可能是第一电离能y轴表示的可能是电负性y轴表示的可能是原子半径y轴表示最外层的电子数A. B.C. D.解析同一周期元素随着原子序数递增，其第一电离能呈增大趋势，但是在半满、全满和全空时有反常，错；同一周期元素随着原子序数递增，电负性逐渐增大，正确；同一周期元素随着原子序数递增原子半径逐渐减小，错；同一周期元素随着原子序数递增，其最外层电子数逐渐增大，正确。答案B6.下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是（）元素ABCDE最低化合价42121电负性2.52.53.03.54.0A.C、D、E的氢化物的稳定性：CDEB.元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子C
