2020版高考化学一轮复习原子结构与性质学案 7页

选修3　物质结构与性质 第一节　原子结构与性质 ‎[高考备考指南]‎ 考纲定位 ‎1.了解原子核外电子的运动状态、排布原理和能级分布，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电子排布图。‎ ‎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。‎ 核心素养 微观探析——能从原子的微观层面理解其结构和性质的联系，形成“结构决定性质，性质决定应用”的观念；能根据原子的微观结构预测物质在特定条件下可能具有的性质。‎ ‎　原子核外电子排布 ‎(对应复习讲义第158页)‎ ‎1．能层、能级和原子轨道 能层 K L M N 能级 ‎1s ‎2s、2p ‎3s、3p、3d ‎4s、4p、4d、4f 原子轨道 数目 ‎1‎ ‎1＋3＝4‎ ‎1＋3＋5＝9‎ ‎1＋3＋5＋7＝16‎ 最多容纳 电子数目 ‎2‎ ‎8‎ ‎18‎ ‎32‎ ‎2.原子轨道的形状、数目及能量关系 ‎(1)轨道形状 ‎(2)s、p、d、f能级上原子轨道数目依次为1、3、5、7，其中npx、npy、npz三个原子轨道在三维空间相互垂直，各能级的原子轨道半径随能层数(n)的增大而增大。‎ ‎(3)能量关系 ‎3．原子核外电子排布规律 ‎(1)能量最低原理：原子的电子排布遵循构造原理，能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。‎ 构造原理：原子的核外电子在填充原子轨道时，随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按着能级的能量由低到高的顺序依次填充的，填满一个能级再填一个新能级，这种规律称为构造原理。‎ 构造原理示意图：‎ ‎(2)泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，且它们的自旋状态相反。‎ ‎(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优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。‎ ‎[注]　洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。如24Cr的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，而不是1s22s22p63s23p63d44s2。‎ ‎4．电子的跃迁与原子光谱 ‎(1)电子的跃迁 ‎①基态―→激发态：‎ 当基态原子的电子吸收能量后，电子会从低能级跃迁到较高能级，变成激发态原子。‎ ‎②激发态―→基态：‎ 激发态原子的电子从较高能级跃迁到较低能级时会释放出能量。‎ ‎(2)原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同的光，‎ 用光谱仪记录下来便得到原子光谱。包括吸收光谱和发射光谱。用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。‎ ‎[提醒]　“七基色”与波长的关系为，按“红、橙、黄、绿、青、蓝、紫”的顺序，波长逐渐减小。‎ ‎1．(1)(2018·全国卷Ⅰ，T35(1)(2))(1)下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为________________________________________________________________________、‎ ‎______(填标号)。‎ A.(1)电子排布式lc{(avs4alco1(核外电子排布式：如Fe：[Ar]3d64s2‎ 价(外围)电子排布式：如Fe：3d64s2))‎ ‎(2)电子排布图)lc{(avs4alco1(核外电子排布图：‎ ‎　如N：↑↓1s　↑↓2s　‎ ‎↑‎ ‎↑‎ ‎↑2p 价电子或外围电子排布图：如 ‎　N：↑↓2s　↑‎ ‎↑‎ ‎↑‎ ‎2p ))‎ ‎[注意]　①上述两类化学用语还应注意是原子还是离子，对于阳离子，先失去最外层电子再失去次外层的电子，如Fe2＋的电子排布式为[Ar]3d6‎ ‎②电子排布图常出现以下错误 a.avs4al(↑‎ ‎)　↑‎ ‎↑‎ ‎(违背能量最低原理)‎ b.avs4al(↑↑‎ ‎)(违背泡利原理)‎ c.↑↓‎ ‎(违背洪特规则)‎ d.↑‎ ‎↓‎ ‎(违背洪特规则))Ｋ ‎　原子结构与元素的性质 ‎(对应复习讲义第159页)‎ ‎1．元素周期表的结构与性质特点 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 p区 ⅢA族～‎ ⅦA族、0族 ns2np1～6‎ ‎(He除外)‎ 最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑)‎ d区 ⅢB族～‎ ⅦB族、Ⅷ族 ‎(镧系、‎ 锕系除外)‎ ‎(n－1)d1～9ns1～2‎ ‎(Pd除外)‎ d轨道也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——元素周期律 ‎(1)原子半径 ‎①影响因素 ‎②变化规律 元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。‎ ‎(2)电离能 ‎①定义：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叫做第一电离能。‎ ‎②规律 a．同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右增大的变化趋势。‎ b．同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。‎ c．同种元素的逐级电离能逐渐增大，即I1INi的原因是________。‎ ‎(6)(2016·全国卷Ⅲ)根据元素周期律，原子半径Ga________As，第一电离能Ga________As。(填“大于”或“小于”)‎ ‎[答案](1)①[Ar]3d104s2或1s22s22p63s23p63d104s2‎ ‎②大于　Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子 ‎(2)O ‎(3)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原子的2p轨道为半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子 ‎(4)O>Ge>Zn ‎(5)铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子 ‎(6)大于　小于 ‎2．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。请根据表中所列数据判断，下列说法错误的是(　　)‎ 元素 I1‎ I2‎ I3‎ I4‎ X ‎500‎ ‎4 600‎ ‎6 900‎ ‎9 500‎ Y ‎580‎ ‎1 820‎ ‎2 750‎ ‎11 600‎ A.元素X的常见化合价是＋1价 B．元素Y是第ⅢA族元素 C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应 D　[由数据分析X中I2≫I1，X易呈＋1价，为第ⅠA族元素，A、C均正确；Y中I4≫I3，Y易呈＋3价，应在第ⅢA族，B正确；若Y处于第三周期，则Y为铝元素，Al不与冷水反应，D错误。]‎ 电离能与电负性理解应注意4点 ‎(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，不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。如I1(Mg)>I1(Na)，但活泼性Na>Mg。‎ ‎(2)第二、三、四周期的同周期主族元素，ⅡA族(ns2np0)和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ⅢA族和ⅥA族元素，‎ 如第一电离能Mg>Al，P>S。‎ ‎(3)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。‎ ‎(4)同周期稀有气体元素的第一电离能最大，但电负性不是最大。‎ 角度2　“位—构—性”的应用 ‎3．现有属于前四周期的A、B、C、D、E、F、G七种元素，原子序数依次增大。A元素的价电子构型为nsnnpn＋1；C元素为最活泼的非金属元素；D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的1/6；E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态；F元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒。‎ ‎(1)A元素的第一电离能________(填“<”“>”或“＝”)B元素的第一电离能，A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为________________(用元素符号表示)。‎ ‎(2)D元素原子的价电子排布式是________。‎ ‎(3)C元素的电子排布图为________________________________________________________________________；‎ E3＋的离子符号为________，E2＋易被氧化为Fe3＋的理由是________(从原子结构解释)。‎ ‎(4)F元素位于元素周期表的________区，其基态原子的电子排布式为________________________________________________________________________。‎ ‎(5)G元素可能的性质________。‎ A．其单质可作为半导体材料 B．其电负性大于磷 C．其原子半径大于锗 D．其第一电离能小于硒 ‎(6)活泼性：D________Al(填“>”或“<”，下同)，I1(Mg)________I1(Al)，其原因是________________________________________________________________________。‎ ‎[答案](1)>　N　>　镁原子的3p轨道处于全空状态，比较稳定，而铝原子3p轨道只有一个电子，不稳定