2020届高考化学一轮复习原子结构与性质学案(1) 24页

原子结构与性质 考试说明 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。‎ 考点一　原子核外电子排布原理 ‎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K、L、M、N、O、P、Q……表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层,且按此顺序能量依次升高。每个能层最多能容纳的电子数为　　　　。 ‎ ‎(2)能级 同一能层的电子,　　　　也可能不同,又将其分成不同的能级,通常用能级符号　　　　　　等表示,同一能层里,各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高。 ‎ 不同能层的能级表示方法是在能级符号前面加能层序号,如第3层的各能级表示为3s、3p、3d。则第n 能层各能级的能量顺序为　　　　　　　　。 ‎ ‎2.原子轨道 ‎(1)原子轨道 电子云轮廓图给出了电子在　　　　　　的立体空间区域。电子在原子核外运动占据的立体空间区域就是原子轨道。原子轨道表示电子在原子核外的一个空间运动状态。同一能层中各能级的电子分别占据各自的原子轨道,它们有不同的形状、个数和伸展方向。 ‎ 原子轨道 轨道形状 轨道个数 伸展方向 s p ‎(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:1s<2s<3s<4s…。‎ ‎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.原子核外电子的排布规律 ‎(1)原子核外电子排布遵循三个原理 ‎①能量最低原理:原子的核外电子排布遵循构造原理,使整个原子的能量处于　　　　　,即电子尽先占有能量低的轨道,然后依次进入能量较高的轨道。 ‎ 构造原理示意图如下:‎ 图12-40-1‎ ‎②泡利原理 ‎1个原子轨道里最多只能容纳　　　　个电子,而且自旋方向　　　　。 ‎ ‎③洪特规则 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　　　　　　,而且自旋方向　　　　。洪特规则特例:当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时,体系的能量最低,如:24Cr的电子排布式为 　 。 ‎ ‎(2)核外电子排布表示方法 ‎①电子排布式 按电子排入各电子层中各能级的先后顺序,用能级符号依次写出各能级中的电子数,同时注意洪特规则特例。如Cr、Cu:　　　　　　　　、　　　　　　　　　。 ‎ ‎②简化电子排布式 用“[稀有气体]+价层电子”的形式表示。如Zn:　　　　　　　　。 ‎ ‎③价电子排布式 如铁原子的电子排布式为　　　　　　　,价电子排布式为　　　　。价层电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。 ‎ ‎④电子排布图(轨道表示式)‎ 用方框表示原子轨道,用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子,按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。如S:　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(3)基态原子核外电子排布的表示方法 表示方法 以硫原子为例 电子排布式 ‎　　　　　　　　　　 ‎ 简化电子排布式 ‎　　　　　　　　　　 ‎ 电子排布图(轨道表示式)‎ ‎　　　　　　　　　　 ‎ 价层电子排布式 ‎　　　　　　　　　　 ‎ ‎ 4.电子跃迁与原子光谱 图12-40-2‎ ‎1.[2018·衡水中学高二检测] 下列关于能层与能级的说法中不正确的是 (　　)‎ A.原子的核外各能层最多可容纳的电子数为2n2‎ B.各能层的能级总是从s能级开始,‎ 而且所含能级数等于该能层的序数 C.同是s轨道,不论在哪个能层中所能容纳的最多电子数相同 D.1个原子轨道里最多只能容纳2个电子,且自旋状态相同 ‎2.某原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1,下列说法中不正确的是 (　　)‎ A.该元素原子中共有24个电子 B.该元素原子核外有4个能层 C.该元素原子核外有7个能级 D.该元素原子M电子层共有8个电子 ‎3.[2018·衡水月考] 有四种短周期元素,它们的结构、性质等信息如下表所述:‎ 元素 结构、性质等信息 A ‎　短周期中(除稀有气体外)原子半径最大的元素,该元素的某种合金是原子反应堆的导热剂 B ‎　B与A同周期,其最高价氧化物对应的水化物呈两性 C ‎　在空气中含量第二,在地壳中含量第一 D ‎　海水中除氢、氧元素外含量最多的元素,其单质或化合物也是自来水生产过程中常用的消毒杀菌剂 请根据表中信息填写:‎ ‎(1)A元素原子的核外电子排布式为　　　　　　　。 ‎ ‎(2)B元素在周期表中的位置是　　　　;离子半径:B　　　　(填“大于”‎ 或“小于”)A。 ‎ ‎(3)C元素原子的电子排布图是　　　　　　　　,其原子核外有　　　　个未成对电子,能量最高的电子为　　　　轨道上的电子,其轨道呈　　　　形。 ‎ ‎(4)D元素原子的电子排布式为　　　　,D-的结构示意图是　　　　　　。 ‎ ‎(5)B的最高价氧化物对应的水化物与A的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为　　　　　　　　　　。与D的氢化物的水溶液反应的化学方程式为　　　　　　　　　　　　。 ‎ 规律小结　核外电子排布的4种表示方法 ‎(1)电子排布式 按各电子层中各能级的先后顺序,用能级符号依次写出各能级中的电子数,同时注意特例。如Cr:1s22s22p63s23p63d54s1,Cu:1s22s22p63s23p63d104s1。‎ ‎(2)简化电子排布式 用“[稀有气体]+价层电子”的形式表示。如Cu:[Ar]3d104s1。‎ ‎(3)电子排布图(轨道表示式)‎ 用方框(或圆圈)表示原子轨道,用“↑”或“↓”表示自旋状态不同的电子,按各电子层中各能级的先后顺序和在轨道 中的排布情况书写。‎ 如S:‎ ‎(4)原子结构示意图 如S的原子结构示意图为。‎ 考点二　原子结构与元素性质 ‎1.原子结构与元素周期表的关系 ‎(1)各周期原子核外电子排布 周期 电子层数 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 ‎10‎ ‎1s22s22p6‎ 三 ‎3‎ ‎11‎ ‎　　　 ‎ ‎　 ‎ ‎　　　 ‎ 四 ‎4‎ ‎19‎ ‎　　　 ‎ ‎　 ‎ ‎　　　 ‎ 五 ‎5‎ ‎37‎ ‎[Kr]5s1‎ ‎54‎ ‎1s22s22p63s23p63d10‎ ‎4s24p64d105s25p6‎ 六 ‎6‎ ‎55‎ ‎[Xe]6s1‎ ‎86‎ ‎1s22s22p63s23p63d104s24p6‎ ‎4d104f145s25p65d106s26p6‎ ‎(2)各族元素的价层电子排布特点 ‎①主族:‎ 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA 价电子排布特点 ns1‎ ns2‎ ns2np1‎ ns2np2‎ 主族 ⅤA ⅥA ⅦA 价电子排布特点 ns2np3‎ ns2np4‎ ns2np5‎ ‎②0族:He为1s2;其他为ns2np6。‎ ‎③过渡元素(副族和第Ⅷ族,不包括镧系和锕系):‎ ‎(n-1)d1~10ns1~2(钯为4d10)。‎ ‎(3)元素周期表的分区与价电子排布的关系 ‎①元素周期表的分区:‎ 图12-40-3‎ ‎②各区元素价电子排布特点:‎ 分区 价电子排布 s区 ‎　　　 ‎ p区 ‎　　　　(除He外) ‎ d区 ‎(n-1)d1~9ns1~2(除钯外)‎ ds区 ‎(n-1)d10ns1~2‎ f区 ‎(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2‎ ‎ 2.元素周期律 ‎(1)电离能 ‎①第一电离能:气态电中性基态原子失去一个电子转化为　　　　　　　　　所需要的最低能量,符号:I1;单位:kJ·mol-1。 ‎ ‎②规律 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　　　　　的变化趋势。第二、三、四周期的同周期主族元素,第ⅡA族(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　　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。 ‎ b.同族元素:从上至下第一电离能　　　　　　。 ‎ c. 同种原子:随着电子的逐个失去,阳离子所带的正电荷数越来越　　　　,再失去电子需克服的电性引力越来越　　　　,消耗的能量越来越　　　　,逐级电离能越来越　　　　(即I1　　　　I2　　　　I3……)。根据各电离能差别的突变可以判断原子核外电子排布的分层情况。 ‎ ‎(2)电负性 ‎①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　　　　。 ‎ ‎②标准:以最活泼的非金属氟的电负性为　　　　作为相对标准,计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。 ‎ ‎③变化规律 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　　　　。 ‎ 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　　　　。 ‎ ‎④电负性的应用 a.判断元素金属性、非金属性强弱。电负性越大,非金属性　　　,金属性　　　　。 ‎ b.判断化学键的类型。一般认为如果两种成键原子间的电负性差值大于1.7,通常形成　　　　;若差值小于1.7,通常形成　　　　。 ‎ 对点自测 ‎1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)‎ ‎(1)每个原子轨道里最多能容纳2个自旋方向相同的电子 (　　)‎ ‎(2)电子排布在同一能级的不同轨道时,排满一个轨道排下一个轨道 (　　)‎ ‎(3) 基态原子核外电子排布严格按照构造原理排布 (　　)‎ ‎(4)电负性大的元素非金属性强 (　　)‎ ‎(5)主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大 (　　)‎ ‎(6)在元素周期表中,同周期主族元素电负性从左到右越来越大 (　　)‎ ‎(7)金属元素电负性一定小于非金属元素电负性 (　　)‎ ‎(8)在形成化合物时,电负性越小的元素越容易显示正价 (　　)‎ ‎(9)在元素周期表中,元素的第一电离能从左到右越来越大 (　　)‎ ‎1.[2018·河北武邑中学月考] 如图12-40-4是第三周期11~17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 (　　)‎ 图12-40-4‎ A.y轴表示的可能是第一电离能 B.y轴表示的可能是电负性 C.y轴表示的可能是原子半径 D.y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数 ‎2.[2018·济南外国语学校第二学期模块考试] 有A、B、C、D、E五种元素,它们的核电荷数依次增大,且都小于20。其中C、E是金属元素;A和E属同一族,它们原子的最外层电子排布式为ns1。B和D也属同一族,它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍,C原子最外层电子数等于D原子最外层上电子数的一半。请回答下列问题:‎ ‎(1)写出C元素基态原子的电子排布式:　　　　　　　。 ‎ ‎(2) 用轨道表示式表示D元素原子的价电子构型:　　　　　　　。 ‎ ‎(3)写出E离子的结构示意图:　　　　。 ‎ ‎(4)元素B与D的电负性的大小关系:B　　　　(填“>”“<”或“=”,下同)D,C与E的第一电离能的大小关系:C　　　　E。 ‎ ‎(5)由这五种元素组成的一种化合物是(写化学式)　　　　　　　　　　　　　　。写出该物质的一种主要用途:　　　　　　。 ‎ 规律小结　原子结构与元素性质的关系 项目 同周期(从左到右)‎ 同主族(从上到下)‎ 原子核外 电子排布 ‎　电子层数相同,最外层电子数逐渐增多:1→7(第一周期1→2)‎ ‎　最外层电子数相同,电子层数递增 原子得、失 ‎　得电子能力逐渐增强 ‎　得电子能力逐渐减弱 电子能力 ‎　失电子能力逐渐减弱 ‎　失电子能力逐渐增强 原子半径 ‎　逐渐减小 ‎　逐渐增大 元素的第 一电离能 ‎　第一电离能呈增大的趋势 ‎　第一电离能逐渐减小 元素的电负性 ‎　电负性逐渐增大 ‎　电负性逐渐减小 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 单质氧化性、‎ 还原性 ‎　氧化性逐渐增强 ‎　还原性逐渐减弱 ‎　氧化性逐渐减弱 ‎　还原性逐渐增强 ‎1.(1)[2018·全国卷Ⅰ节选] Li是最轻的固体金属,采用Li作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能,得到广泛应用。回答下列问题:‎ 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. B. C. D.‎ ‎(2)[2018·全国卷Ⅱ节选] 硫及其化合物有许多用途,相关物质的物理常数如下表所示:‎ H2S S8‎ FeS2‎ SO2‎ SO3‎ H2SO4‎ 熔点/℃‎ ‎-85.5‎ ‎115.2‎ ‎>600‎ ‎(分解)‎ ‎-75.5‎ ‎16.8‎ ‎10.3‎ 沸点/℃‎ ‎-60.3‎ ‎444.6‎ ‎-10.0‎ ‎45.0‎ ‎337.0‎ 基态Fe原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为　　　　　,基态 S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为　　　　形。 ‎ ‎(3)[2018·全国卷Ⅲ节选] 锌在工业中有重要作用,也是人体必需的微量元素。回答下列问题:‎ ‎①Zn原子核外电子排布式为　　　　。 ‎ ‎②黄铜是人类最早使用的合金之一,主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)　　(填“大于”或“小于”)I1(Cu)。原因是　　　　　　　　。 ‎ ‎2.(1)[2017·全国卷Ⅰ节选] 钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。回答下列问题:　　　　　　　　　　　　　　　　　　‎ ‎①元素K的焰色反应呈紫红色,其中紫色对应的辐射波长为　　　　(填标号)nm。 ‎ A.404.4　　　B.553.5　　　C.589.2 D.670.8　　　E.766.5‎ ‎②基态K原子中,核外电子占据最高能层的符号是　　　　　　,占据该能层电子的电子云轮廓图形状为　　　　。K和Cr属于同一周期,且核外最外层电子构型相同,但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低,原因是　　　　　　。 ‎ ‎(2)[2017·全国卷Ⅱ节选] 我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)。回答下列问题:‎ ‎①氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为　　　　　。 ‎ ‎②元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图12-40-5所示,其中除氮元素外,其他元素的E1自左而右依次增大的原因是 　 ; ‎ 氮元素的E1呈现异常的原因是 　 。 ‎ 图12-40-5‎ ‎(3)[2017·江苏卷节选] 铁氮化合物(FexNy)在磁记录材料领域有着广泛的应用前景。某FexNy的制备需铁、氮气、丙酮和乙醇参与。‎ ‎①Fe3+基态核外电子排布式为　　　　。 ‎ ‎②C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为　　　　。 ‎ ‎【考点互动探究】‎ 考点一 ‎•知识梳理 ‎1.(1)能量　能量　2n2‎ ‎(2)能量　s、p、d、f　ns　>‎ b.逐渐减小　c.多　大　大　大　<　<‎ ‎(2)①强　②4.0　③小于1.8　大于1.8　1.8左右　增大　减小 ‎④a.越强　越弱　b.离子键　共价键 对点自测 ‎1.(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)×　(6)√　(7)×　(8)√　(9)×‎ ‎[解析] (1)同一原子轨道2个电子自旋方向相反。‎ ‎(2)先分占不同轨道。‎ ‎(3)有时微粒符合能量最低原理,半充满时更稳定,不一定完全依据构造原理。‎ ‎(4)电负性越大非金属性越强,电负性越小,金属性越强。‎ ‎(5)例外如镁、氮等元素。‎ ‎(6)同周期主族元素从左到右非金属性增强,电负性变大。‎ ‎(7)Pb的电负性大于Si的电负性。‎ ‎(8)电负性是获得电子能力,所以电负性大的为负价,小的为正价。‎ ‎(9)在元素周期表中,同周期元素的第一电离能从左到右呈增大趋势,ⅡA族和ⅤA族元素特殊。‎ ‎•题组训练 ‎1.B　[解析] 对于第三周期11~17号元素,随着原子序数的增大,第一电离能呈现增大的趋势,但Mg、P特殊,A项错误;原子半径逐渐减小,C 项错误;形成基态离子转移的电子数依次是:Na为1,Mg为2,Al为3,Si不易形成离子,P为3,S为2,Cl为1,D项错误。‎ ‎2.(1)1s22s22p63s23p1‎ ‎(2)‎ ‎(3)‎ ‎(4)>　>‎ ‎(5)KAl(SO4)2·12H2O　作净水剂 ‎[解析] 由已知信息“A、E同主族,最外层电子排布式为ns1,且E为金属”,可确定A为H、E为Na或K。因“B、D的最外层p能级电子数是s能级电子数的两倍”,则其价电子排布式为ns2np4,可确定B为O、D为S。再由C、D关系推出C为Al,而E的核电荷数最大,故E只能是K。‎ ‎【考例考法直击】‎ ‎1.(1)D　C ‎(2)　哑铃(纺锤)‎ ‎(3)①[Ar]3d104s2‎ ‎②大于　Zn核外电子排布为全满稳定结构,较难失电子 ‎[解析] (1)基态Li原子能量最低,而电子排布图中D图所示状态为基态。处于激发态的电子数越多,原子能量越高,A中只有1个1s电子跃迁到2s轨道;B中1s轨道中的两个电子一个跃迁到2s轨道,另一个跃迁到2p轨道;C中1s轨道的两个电子都跃迁到2p轨道,故C表示的原子能量最高。‎ ‎(2)基态Fe原子核外电子排布式为[Ar]3d64s2,则价层电子排布图为。基态S原子的核外电子排布式为[Ne]3s23p4,电子占据最高能级为3p能级,电子云轮廓图为哑铃(纺锤)形。‎ ‎(3)①Zn为30号元素,价层电子数为12,则电子排布式为[Ar]3d104s2。‎ ‎②Zn的电子排布式为[Ar]3d104s2,Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1,故Zn的第一电离能比Cu大。‎ ‎2.(1)①A ‎②N　球形　K原子半径较大且价电子数较少,金属键较弱 ‎(2)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原子的2p轨道为半充满状态,具有额外稳定性,故不易结合一个电子 ‎(3)①[Ar]3d5或1s22s22p63s23p63d5‎ ‎②HO>C (2)sp2　OCS　平面三角形 (3)4∶1‎ ‎(4)[Ar]3d54s1　H2O和NH3‎ ‎[解析] (1)C、N、O同处第二周期,总体第一电离能递增,但是由于N原子核外电子排布为1s22s22p3, 2p轨道处于半充满状态,第一电离能比相邻的原子都更大,所以第一电离能的顺序为N>O>C。CH2CH2CHO分子中,醛基的碳原子通过σ键直接连接三个原子,‎ 但是和氧原子的连接中还存在一个π键,因此该碳原子不存在孤电子对,所以醛基碳原子的成键电子对和孤电子对共有3对,杂化方式为sp2杂化。(2)OCS与CO2原子数和价电子数分别相等,属于等电子体,所以OCS分子结构为直线形即OCS。光气的各原子最外层都满足8电子稳定结构,电子式为,中心原子碳含有3对成键电子对,没有孤电子对,成键电子对和孤电子对共有3对,杂化方式为sp2,因此分子空间构型为平面三角形。(3)HCOOH的结构式为,CO中存在一个π键数和一个σ键,所以1 mol HCOOH中σ键共4 mol,π键1 mol,比值为4∶1。(4)Cr为24号元素,核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。配合物[Cr(NH3)4(H2O)2]Cl3中心离子是Cr3+,配体为NH3和H2O分子。‎