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选修3物质结构与性质,第一讲 原子结构与性质,一 气 贯 通 的 课 堂 学 案,一卷冲关的课后练案,考 点 一,考 点二,考 点 三,1能层与能级,2.原子轨道,3原子核外电子排布规律 (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最低状态。 (2) 泡利原理：1个原子轨道里最多容纳2个电子，且它们的自旋状态相反。 (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单独占据一个轨道，且自旋状态相同。,(4)构造原理示意图：,4基态原子核外电子排布的表示方法,特别提醒 出现d轨道时，虽然电子排布按ns、(n1)d、np的顺序填充，但书写电子式时，仍把(n1)d放在ns前。 如Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 正确， Cr：1s22s22p63s23p64s13d5 错误。,例1 A、B、C、D、E代表5种元素。请填空： (1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为_； (2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为_，C的元素符号为 _；,(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为_，其基态原子的电子排布式为_； (4)E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，E的元素符号为_，其基态原子的电子排布式为_。,解析 本题考查原子的核外电子排布。 (1)A元素基态原子的电子排布图由题意可写成： ，可见该元素核外有7个电子，为氮元素，其元素符号为N。,(2)B、C的电子层结构都与Ar相同，即核外都有18个电子，则B为17号元素Cl，C为19号元素K。 (3)D元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成3价离子，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2即26号元素Fe。 (4)根据题意要求，首先写出电子排布式： 1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号元素Cu。,答案 (1)N (2)Cl K (3)Fe 1s22s22p63s23p63d64s2或Ar3d64s2 (4)Cu 1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1,11.下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是( ) A原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子 排布式为1s22s2的Y原子 B原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外 N层上仅有两个电子的Y原子 C2p轨道上有一个空轨道的X原子与3p轨道上有一个 空轨道的Y原子 D最外层都只有一个电子的X、Y原子,答案： C,解析： A中1s2结构的原子为He,1s22s2结构的原子为Be，两者性质不相似；B项X原子为Mg，Y原子N层上有2个电子的有多种，如第4周期中Ca、Fe等都符合，化学性质不一定相似；C项均为A族元素，同主族元素，化学性质一定相似；D项最外层只有1个电子的第A族元素可以，过渡元素中也有很多最外层只有1个电子的，故性质不一定相似。,12.下列说法错误的是 ( ) Ans电子的能量不一定高于(n1)p电子的能量 B6C的电子排布式1s22s22p违反了洪特规则 C电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理 D电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理,答案： A,解析： A项，关键在于熟记构造原理，各能级能量的大小顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5sns电子的能量一定高于(n1)p电子的能量；B项，对于C原子来说，2p能级有3个能量相同的原子轨道，最后2个电子应该以自旋状态相同的方式分布在两个不同的2p轨道上，违反了洪特规则；C项，根据轨道能量高低顺序可知E4sE3d，对于21Sc来说，最后3个电子应先排满4s轨道，再排3d轨道，应为1s22s22p63s23p63d14s2，故违反了能量最低原理；D项，对于22Ti来说，3p能级共有3个轨道，最多可以排6个电子，如果排10个电子，则违反了泡利原理。,13.下列原子构成的单质中既能与稀硫酸反应又能与烧碱溶液反应且都产生H2的是 ( ) A核内无中子的原子 B外围电子排布为3s23p3的原子 C最外层电子数等于倒数第三层的电子数的原子 DN层上无电子，最外层的电子数等于电子层数的金属原子,答案： D,解析： A项，核内无中子的原子是氢；B项，外围电子排布为3s23p3的原子是磷；C项，最外层电子数等于倒数第三层的电子数的原子是镁，镁与碱不反应；D项，N层上无电子，最外层的电子数等于电子层数的金属原子是铍或铝，根据对角线规则，铍与铝的性质相似，均可与酸、碱反应。,1元素周期表中每周期所含元素种数,2周期表的分区与原子的价电子排布的关系,例2 已知元素周期表中共有18个纵行，下图中实线表示元素周期表的边界。按电子排布，可把周期表里的元素划分为几个区，s区、p区、d区、ds区等，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入的电子的能级符号。,(1)请在图中用实线画出s、p、d、ds区的边界线，并分别用阴影表示d区和ds区。 (2)有同学受这种划分的启发，认为d区内6、7纵行的部分元素可以排在另一区，你认为应排在_区。 (3)请在元素周期表中用元素符号标出4s能级半充满的元素。 (4)请利用电子排布的相关知识解释Fe3比Fe2稳定的原因：_。,(5)随着科学技术的发展，不断有新的元素被发现。若把第七周期排满，则该周期共有_种元素。某同学受镧系、锕系元素排列方式的启发，将元素周期表设计成下列更简明的形式，把118种元素全部排列在内，表中除A、B、C、D外每个位置只表示一种元素。 则该表中的A位置包含_(填数字)种元素。C位置中的元素是否全部是金属元素_(选填“是”或“否”)。,解析 本题主要考查原子结构与元素周期表的关系。 (1)第1、2纵行为s区，第310纵行为d区，第11、12纵行为ds区，第1318纵行为p区。 (2)第6纵行的Cr价电子排布为3d54s1，第7纵行的Mn价电子排布为3d54s2，可以认为先填了3d能级再填4s能级，所以可以排在ds区。,(3)4s半充满的元素为K、Cr和Cu。 (4)Fe3的价电子排布为3d5，轨道处于半充满，结构更稳定。 (5)根据各周期的元素种数规律，第六和第七周期都为32种元素。A位于第四周期，共有18种元素，因此A内应有11种元素，C位于第六周期，第六周期除去At和Rn外均为金属元素。,(2)ds (3)见上表,(4)Fe的价电子排布式为3d64s2，Fe2的价电子排布式为3d6，Fe3的价电子排布式为3d5，依据“能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低”的原则，3d5处于半充满状态，结构更稳定，故Fe3比Fe2稳定 (5)32 11 是,21.如图中，A前面的空格应是_(填元素符号，下同)，A中第一种元素是_。,答案：Ca Sc,22.元素周期表可以划分为5个区，下列有关说法正确 的是 ( ),As区全部是金属元素 Bp区全部是非金属元素 Cd区内元素原子的价电子排布必为(n1)d110ns2 D除ds区外，以最后填入电子的轨道能级符号作为区的符号,答案： D,答案： D,解析： A项，H为非金属，B项，p区左下角元素为金属，C项，d区内Cr为3d54s1。,1微粒半径 (1)微粒半径比较： 在中学要求的范围内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小。 “一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。,“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。,(2)判断微粒半径大小的规律： 同周期从左到右，原子半径依次减小(稀有气体元素除外)。 同主族从上到下，原子或同价态离子半径均增大。 阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na)r(Na)，r(S)r(S2)。,电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2)r(Cl)r(K)r(Ca2)。 不同价态的同种元素的离子，核外电子数多的半径大，如r(Fe2)r(Fe3)，r(Cu)r(Cu2)。,2电离能、电负性 (1)第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。 电离能是衡量气态原子失去电子难易程度的物理量，元素的电离能越小，表示气态时越容易失电子，还原性越强。 镁和铝相比，镁第一电离能大，磷与硫相比，磷第一电离能大。,(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 电负性越大，非金属性越强，反之越弱。 电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。 电负性最大的元素是氟，电负性最小的元素是铯。短周期元素中电负性最小的是钠。,金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8。而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 用电负性判断化学键的类型： 一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。,3性质递变规律,4对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的，如,例3 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大于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：,(1)认真分析A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断NaAr元素中，Al的第一电离能的大小范围为_Al_(填元素符号)； (2)从A图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是_ _；,(3)A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第_周期_族； (4)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有_性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是： _， _。,(5)通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围_； (6)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是 _ _； (7)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？请说出理由(即写出判断的方法和结论)，请设计一个实验方案证明上述所得到的结论。,解析 (1)由信息所给的图可以看出，同周期的A族元素的第一电离能最小，而A族元素中第一电离能小于A族元素中第一电离能，故NaAlMg。 (2)从图中可看出同主族元素第一电离能从上到下逐渐减小。 (3)根据第一电离能的递变规律可以看出，图中所给元素中Rb的第一电离能最小，其位置为第五周期第A族。,(4)根据对角线规则，Al(OH3)与Be(OH)2性质相似，Be(OH)2应为两性，根据Al(OH)3NaOH=NaAlO22H2O，Al(OH)33HCl=AlCl33H2O可以类似的写出Be(OH)2与酸或碱反应的离子方程式。 (5)根据电负性的递变规律：同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，可知，在同周期中电负性NaMgCa，最小范围应为0.931.57。,(6)因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力大小，所以，电负性越大，原子吸引电子能力越强，非金属性越强，反之金属性越强。 (7)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.55，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。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下是否导电，离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。,答案 (1)Na Mg (2)从上到下依次减小 (3)五 A (4)两 Be(OH)22H=Be22H2O Be(OH)22OH=BeO2H2O (5)0.931.57 (6)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小 (7)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.551.7，所以形成共价键，为共价化合物 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。,31.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2表示，单位为kJmol1)。,下列关于元素R的判断中一定正确的是 ( ) AR的最高正价为3价 BR元素位于元素周期表中第A族 CR元素的原子最外层共有4个电子 DR元素基态原子的电子排布式为1s22s2,答案： B,答案： B,解析：由表中数据I3I2知其最高正价为2价，R元素位于A族，最外层有2个电子，R不一定是Be元素。,32.电负性的大小也可以作为判断元素金