2021高考化学一轮复习专题11第1讲原子结构与性质学案新人教版 16页

高考总复习 第1讲 原子结构与性质 ‎[考纲要求]‎ ‎1．了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和轨道表达式。2.了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。3.了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。4.了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。‎ 　原子结构 知识梳理 ‎1.能层与能级 ‎(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的____是不同的，按照电子的____差异将其分成不同能层。通常用________________表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层，能量依次升高。‎ ‎(2)能级：同一能层的电子的____也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用________等表示，同一能层里，各能级的能量按________的顺序升高，即__________。‎ ‎2．原子轨道 ‎(1)原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态。电子云轮廓图给出了电子在________________的区域。‎ 原子轨道 轨道形状 轨道个数 s 球形 ‎____‎ p 哑铃形 ‎____‎ ‎(2)能量关系 ‎①相同能层上原子轨道能量的高低：____________。‎ ‎②形状相同的原子轨道能量的高低：____________。‎ ‎③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如npx、npy、npz轨道的能量相等。‎ ‎3．基态原子的核外电子排布 ‎(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。‎ 下图为构造原理示意图，即基态原子核外电子原子轨道排布顺序图：‎ 16‎ 高考总复习 ‎(2)泡利原理 每个原子轨道里最多只能容纳____个电子，且自旋状态____。如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。‎ ‎(3)洪特规则 当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是________占据一个轨道，且自旋状态相同。如2p3的电子排布为，不能表示为或。‎ 洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在____(p6、d10、f14)、____(p3、d5、f7)和____(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为________________________________________________________________________。‎ ‎4．基态、激发态及光谱示意图 ‎[回扣判断](正确的打“√”，错误的打“×”)‎ ‎(1)p能级能量一定比s能级的能量高(　　)‎ ‎(2)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多(　　)‎ ‎(3)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等(　　)‎ ‎(4)钠元素的基态原子的电子排布式为1s22s22p62d1(　　)‎ ‎(5)磷元素基态原子的电子排布图为(　　)‎ 16‎ 高考总复习 ‎(6)电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原则(　　)‎ ‎(7)1s22s12p1表示的是激发态原子的电子排布(　　)‎ ‎(8)铁元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d6(　　)‎ ‎(9)Cr的基态原子的简化电子排布式为[Ar]3d44s2(　　)‎ ‎(10)基态原子电子能量的高低顺序为E(1s)＜E(2s)＜E(2px)＜E(2py)＜E(2pz)(　　)‎ ‎(11)某些金属及它们的化合物在灼烧时会产生特殊的颜色，是由于电子跃迁时能量以光的形式释放出来(　　)‎ ‎[重点提醒]‎ ‎(1)原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。‎ ‎(2)在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：‎ ‎(3)半充满、全充满状态的原子结构稳定 如ns2、np3、np6；nd5、nd10‎ Cr：3d54s1　Mn：3d54s2　Cu：3d104s1　Zn：3d104s2‎ ‎(4)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写时，仍把(n－1)d放在ns前。‎ ‎(5)基态原子失电子的顺序 以Fe为例，FeFe2＋Fe3＋。‎ 对点速练 练点一　原子核外电子排布规律及表示方法 ‎1．写出下列原子或离子的①电子排布式、②价电子排布图、③电子占的原子轨道数、④未成对电子数。‎ ‎(1)N：①____________②____________‎ ‎③____________④____________。‎ 16‎ 高考总复习 ‎(2)Cl：①____________②____________‎ ‎③____________④____________。‎ ‎(3)Fe2＋：①____________②____________‎ ‎③____________④____________。‎ ‎(4)Cu：①____________②____________‎ ‎③____________④____________。‎ ‎(5)Se：①____________②____________‎ ‎③____________④____________。‎ ‎(6)Br－：①____________②____________‎ ‎③____________④____________。‎ ‎2．下列电子排布式或轨道表示式正确的是(　　)‎ ‎①C原子的轨道表示式： ‎ ‎②Cr原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d44s2‎ ‎③O原子的轨道表示式： ‎ ‎④Br原子的外围电子排布式：3d104s24p5‎ ‎⑤B原子的轨道表示式： ‎ A．①②③　　B．②③④‎ C．①②④⑤ D．只有③‎ 练点二　核外电子排布中的能量变化 ‎3．气态电中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是(　　)‎ A．1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1‎ B．1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2‎ C．1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3‎ D．1s22s22p63s23p63d104s24p2→1s22s22p63s23p63d104s24p1‎ 方法总结 核外电子排布的五种表示方法 表示方法 含义 举例 原子或离子结构示意图 表示核外电子分层排布和核内质子数 Na：‎ 16‎ 高考总复习 Na＋：‎ 电子式 表示原子最外层电子数目 ‎:·‎ 核外电子排布式 表示每个能级上排布的电子数 S：1s22s22p63s23p4‎ 或[Ne]3s23p4‎ S2－：1s22s22p63s23p6‎ 电子排布图(轨道表示式)‎ 表示每个原子轨道中电子的运动状态 价电子排布式或排布图 表示价电子的排布 　原子结构与性质 ‎1.原子结构与周期表的关系 ‎(1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格)‎ 周 期 能 层 数 每周期第一种元素 每周期最后一种元素 原子 序数 基态原子的 电子排布式 原子 序数 基态原子的 电子排布式 二 ‎2‎ ‎3‎ ‎[He]2s1‎ ‎____‎ ‎________‎ 三 ‎3‎ ‎11‎ ‎______‎ ‎____‎ ‎1s22s22p63s23p6‎ 四 ‎4‎ ‎19‎ ‎________‎ ‎____‎ ‎1s22s22p63s23p6‎ ‎3d104s24p6‎ 五 ‎5‎ ‎____‎ ‎______‎ ‎54‎ ‎1s22s22p63s23p63d10‎ ‎4s24p64d105s25p6‎ 六 ‎6‎ ‎55‎ ‎____‎ ‎____‎ ‎1s22s22p63s23p63d104s24p6‎ ‎4d104f145s25p65d106s26p6‎ 16‎ 高考总复习 ‎(2)每族元素的电子排布特点 ‎①主族 主族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 排布特点 ‎____‎ ‎______‎ ‎______‎ ‎______‎ ‎______‎ ‎______‎ ‎______‎ ‎②0族：He：1s2；其他ns2np6。‎ ‎③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。‎ ‎(3)元素周期表的分区 a．根据核外电子排布分区 b．各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点 分区 元素分布 外围电子排布 元素性质特点 s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2‎ 除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应 p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6(He除外)‎ 通常是最外层电子参与反应 d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外)‎ ‎(n－1)d1～9ns1～2(除钯外 )‎ d轨道可以不同程度地参与化学键的形成 ds区 ⅠB族、ⅡB族 ‎(n－1)d10ns1～2‎ 金属元素 f区 镧系、锕系 ‎(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2‎ 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近 ‎2.元素性质的规律性变化 ‎(1)电离能 ‎①含义 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______，符号____，单位________。‎ ‎②规律 16‎ 高考总复习 a．同周期：第一种元素的第一电离能____，最后一种元素的第一电离能____，总体呈现从左至右逐渐____的变化趋势。‎ b．同族元素：从上至下第一电离能逐渐____。‎ c．同种原子：逐级电离能越来越____(即I1____I2____I3…)。‎ ‎(2)电负性 ‎①含义：不同元素的原子在化合物中____________能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中____________的能力越____。‎ ‎②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为____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)。‎ ‎③变化规律 a．金属元素的电负性一般________，非金属元素的电负性一般________，而位于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，它们既有金属又有非金属性。‎ b．在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐____，同主族从上至下，元素的电负性逐渐____。‎ ‎[回扣判断](正确的打“√”，错误的打“×”)‎ ‎(1)共价化合物中，成键元素电负性大的表现为负价(　　)‎ ‎(2)根据元素周期表，氮与氧相比，后者的第一电离能大(　　)‎ ‎(3)过渡元素中含有非金属元素(　　)‎ ‎(4)s区全部是金属元素(　　)‎ ‎(5)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(　　)‎ ‎(6)价电子排布为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族，是p区元素(　　)‎ ‎(7)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期ⅠA族，是s区元素(　　)‎ ‎[重点提醒]‎ ‎(1)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)第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA(ns2np0)和第ⅤA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ⅢA族和第ⅥA族元素，如第一电离能：Mg>Al，P>S。‎ ‎(3)不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。‎ 对点速练 练点一　原子结构与性质基础判断 ‎1．下列说法中正确的是(　　)‎ A．第三周期所有元素中钠的第一电离能最小 B．钠的第一电离能比镁的第一电离能大 16‎ 高考总复习 C．在所有元素中，氟的第一电离能最大 D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大 ‎2．电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是(　　)‎ A．元素周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大 B．元素周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大 C．电负性越大，金属性越强 D．电负性越小，非金属性越强 ‎3．现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：‎ ‎①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是(　　)‎ A．最高正化合价：③>②>①‎ B．原子半径：③>②>①‎ C．电负性：③>②>①‎ D．第一电离能：③>②>①‎ 练点二　原子结构与性质综合应用 ‎4．根据信息回答下列问题：‎ A．第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的最低能量。下图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。‎ B．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，原子之间通常形成离子键，如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值。‎ 元素 符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl 电负 性值 ‎1.0‎ ‎1.5‎ ‎2.0‎ ‎2.5‎ ‎3.5‎ ‎4.0‎ ‎0.9‎ ‎1.5‎ ‎1.8‎ ‎2.1‎ ‎2.5‎ ‎3.0‎ 16‎ 高考总复习 ‎(1)认真分析信息A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断第三周期Na～Ar这几种元素中，Al的第一电离能的大小范围为________①>③，B错误；非金属性越强，电负性越大，则电负性：③>①>②，C错误；非金属性越强，第一电离能越大，但P的3p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，第一电离能强于S，则第一电离能：③>②>①，D正确。‎ 答案：D ‎4．解析：(1)由信息所给的图可以看出，同周期的ⅠA族元素的第一电离能最小，而第ⅢA族元素的第一电离能小于第ⅡA族元素的第一电离能，故NaMg>Ca，最小范围应为0.9～1.5。‎ ‎(5)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.5，根据信息，电负性差值若小于1.7，则形成共价键，所以AlCl3为共价化合物，离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物不能导电。‎ 答案：(1)Na　Mg ‎(2)第五　第ⅠA ‎(3)两　Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、‎ Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O ‎(4)0.9～1.5‎ ‎(5)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.5(<1.7)，所以形成共价键，为共价化合物；判断方法：将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物 真题全体验 ‎1．解析：(全国卷Ⅰ)：(1)A表示基态镁原子的第二电离能，B表示基态镁原子的第一电离能，则电离能：A>B；C表示激发态镁原子的第一电离能，则电离能：A>C；D表示激发态镁原子的第二电离能，则电离能：A>D。‎ ‎(全国卷Ⅱ)：(2)金属原子变为阳离子，首先失去最外层电子。‎ ‎(3)F－与O2－具有相同电子层结构，F原子序数较大，离子半径较小。‎ ‎(全国卷Ⅲ)：(1)根据对角线原则，Li与Mg的化学性质最相似。基态时Mg原子的两个M层电子处于3s轨道上，且自旋方向相反。‎ 答案：(全国卷Ⅰ)：(1)A ‎(全国卷Ⅱ)：(2)4s　4f5　(3)小于 ‎(全国卷Ⅲ)：(1)Mg　相反 ‎2．解析：(全国卷Ⅰ)：(1)根据能级能量E(1s)O，故第一电离能较大的为O。Mn原子的价电子排布式为3d54s2，根据洪特规则，有5个未成对电子，而O原子的价电子排布式为2s22p4，仅有2个未成对电子，故基态原子核外未成对电子数较多的是Mn。‎ 16‎ 高考总复习 答案：(全国卷Ⅰ)：‎ ‎(1)A ‎(2)N　球形　K原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱 ‎(全国卷Ⅱ)：‎ ‎(1) ‎ ‎(2)同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大　N的p能级处于半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子 ‎(全国卷Ⅲ)：‎ ‎(1)1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2　O　Mn ‎4．解析：(1)锗为32号元素，根据原子核外电子的排布规律，可写出其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2，其核外电子排布简式为[Ar]3d104s24p2，其中4p能级有2个未成对电子。‎ ‎(2)Zn、Ge、O三种元素中，Zn和Ge是金属元素，O是非金属元素。O的电负性比Zn和Ge的大，又根据同周期元素的电负性从左到右逐渐增大的规律，可知电负性：O>Ge>Zn。‎ 答案：(1)3d104s24p2　2‎ ‎(2)O>Ge>Zn 16‎