高考化学第12章物质结构与性质（选修3）第36讲原子结构与性质学案新人教版.docx

第36讲原子结构与性质考点一原子核外电子排布原理 知识梳理一、能层、能级与原子轨道1能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N表示，能量依次升高。2能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示。同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即E(s)E(p)E(d)E(f)。3原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。4能层、能级与原子轨道之间的关系能层(n)能级最多容纳电子数序数符号符号原子轨道数各能级各能层一K1s122二L2s1282p36三M3s12183p363d510四N4s12324p364d5104f714n2n2二、原子轨道的轨道形状和能量关系1轨道形状(1)s电子的原子轨道呈球形。(2)p电子的原子轨道呈哑铃形。2能量关系(1)相同能层上原子轨道能量的高低：nsnpndnf。(2)形状相同的原子轨道能量的高低：1s2s3s4s(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。（1）第一能层（K）只有s能级；第二能层（L）有s、p两种能级，p能级有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层（M）有s、p、d三种能级。（2）能层数电子层数，每个能层所包含的能级数能层序数。三、基态原子核外电子排布遵循的三个原理1能量最低原理：电子优先占据能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。即原子的核外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。如图为构造原理示意图：所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。2泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳2个电子，而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，而且自旋状态相同，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1s22s22p63s23p63d54s1或Ar3d54s1。四、原子(离子)核外电子排布式(图)的书写1核外电子排布式：用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。在书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边，不能按填充顺序写，如Cu原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，其简化电子排布式为Ar3d104s1，而不能写成Ar4s13d10。2价电子排布式：如Fe原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数、参与成键的电子数以及最外层电子数。3电子排布图：用方框表示原子轨道，用“”或“”表示自旋状态不同的电子，按电子在轨道中的排布情况书写。如S原子的电子排布图为核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子数和未成对电子数。五、基态、激发态、光谱 自主检测1判断正误(正确的打“”，错误的打“”)。(1)p能级的能量一定比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)Fe的基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d6。()(5)Cr的基态原子的简化电子排布式为Ar3d44s2。()(6)基态原子电子能量的高低顺序为E(1s)E(2s)E(2px)E(2py)E(2pz)。()(7)22Ti的电子排布式：1s22s22p63s23p10违反了能量最低原理。()(8)磷元素基态原子的电子排布图为 ()答案：(1)(2)(3)(4)(5)(6)(7)(8)2(1)2018高考全国卷，35(1)Zn原子核外电子排布式为_。(2)2018高考全国卷，35(1)基态Fe原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为_。(3)2017高考全国卷，35(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_nm(填标号)。A404.4B553.5C589.2D670.8 E766.5解析：(1)Zn原子核外有30个电子，电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2或Ar3d104s2。(3)当对金属钾或其化合物进行灼烧时，焰色反应显紫红色，可见光的波长范围为400760 nm，紫色光波长较短(钾原子中的电子吸收较多能量发生跃迁，但处于较高能量轨道的电子不稳定，跃迁到较低能量轨道时放出的能量较多，故放出的光的波长较短)。答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s2(或Ar3d104s2) (2)1s22s22p63s23p5(或Ne3s23p5)(3)A1(教材改编题)写出下列原子或离子的电子排布式、价电子排布图、电子所占的原子轨道数、未成对电子数。(1)N：_；_；_；_。(2)Cl：_；_；_；_。(3)Fe2：_；_；_；_。(4)Cu：_；_；_；_。(5)Se：_；_；_；_。(6)Br：_；_；_；_。答案：(6)1s22s22p63s23p63d104s24p6(或Ar3d104s24p6)2第三代半导体材料的优异性能和对新兴产业的巨大推动作用，使得发达国家都把发展第三代半导体材料及其相关器件等列为半导体重要新兴技术领域，投入巨资支持发展。第三代半导体材料有氮化镓、碳化硅等。请回答下列问题：(1)硅原子中，占据电子的能级符号有_，其中占据电子的能量最高的能级符号为_，该能级已经容纳了_个电子。(2)氮原子中，有电子占据的最高能层符号为_，该能层已经容纳的电子数为_。(3)镓为元素周期表中第31号元素，位于元素周期表第四周期。镓原子具有_个能层，每个能层已经容纳的电子数之比为_。解析：(1)硅位于元素周期表第三周期，有3个能层，分别为K、L、M，每个能层的能级数分别为1、2、2，其能级符号为1s、2s、2p、3s、3p，其中占据电子的最高能级为3p，s能级最多容纳2个电子，p能级最多容纳6个电子，故3p能级容纳的电子数为1422622。(2)氮原子位于元素周期表第二周期，共2个能层，符号分别为K、L，L为最高能层，该能层包括2s能级的2个电子和2p能级的3个电子，共5个电子。(3)通过比较，可以得出规律，能层数与元素原子所在的周期数相等，故镓原子有4个能层，每个能层已经容纳的电子数分别为2、8、18、3。答案：(1)1s、2s、2p、3s、3p3p2(2)L5(3)4281833(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_；其价电子排布图为_。(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离子的结构示意图为_。(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满状态，D的元素符号为_，其基态原子的电子排布式为_，其原子的结构示意图为_。(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子且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_。(5)F元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn2，则n_；原子中能量最高的是_电子，基态原子的核外电子排布图为_。答案：防范两类常见的核外电子排布相关错误1电子排布式(1)3d、4s书写顺序混乱如当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n1)d放在ns前；在失去电子时，先失去4s轨道上的电子，如Fe3：1s22s22p63s23p63d5。 2电子排布图错误类型错因剖析改正违背能量最低原理违背泡利原理违背洪特规则考点二原子结构与元素周期表、元素性质的关系 知识梳理一、原子结构与元素周期表的关系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简化电子排布式原子序数基态原子的电子排布式二23He2s1101s22s22p6三311Ne3s1181s22s22p63s23p6四419Ar4s1361s22s22p63s23p63d104s24p6五537Kr5s1541s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6六655Xe6s1861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6(1)能层数电子层数周期数。(2)价电子数主族序数。二、每族元素的价电子排布特点1主族主族AAAA价电子排布特点ns1ns2ns2np1ns2np2主族AAA价电子排布特点ns2np3ns2np4ns2np52.0族：He为1s2；其他为ns2np6。3过渡元素(副族和第族，Pd、镧系、锕系除外)(n1)d110ns12。三、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2各区元素化学性质及原子价电子排布特点分区元素分布价电子排布元素性质特点s区A族、A族ns12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A族A族、0族ns2np16(He除外)通常是最外层电子参与反应d区B族B族、族(镧系、锕系除外)(n1)d19 ns12(Pd除外)d轨道可以不同程度地参与化学键的形成ds区B族、B族(n1)d10 ns12金属元素f区镧系、锕系(n2)f014(n1)d02 ns2镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近四、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)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，符号为I1，单位为kJmol1。(2)变化规律同周期：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，总体呈现从左到右逐渐增大的变化趋势(注意第A族、第A族的特殊性)。同族元素：从上到下第一电离能逐渐减小。同种原子：逐级电离能越来越大，即I1I2B；MgAl；NO；PS。3电负性(1)含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子的能力大小的一种度量。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。(2)标准：以最活泼的非金属元素氟的电负性为4.0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小于(填“大于”或“小于”，下同)1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。在元素周期表中，同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小。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。例如：自主检测1判断正误(正确的打“”，错误的打“”)。(1)2019高考全国卷，35(4)改编NH4H2PO4中，电负性最高的元素是氧。()(2)2017高考全国卷，35(1)改编元素Mn与O中，第一电离能较大的是Mn。()(3)B和N相比，电负性较大的是N。()(4)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是NOFC。()(5)某正三价阳离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其元素在周期表中位于第族。()(6)价电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期A族，是p区元素。()(7)s区元素全部是金属元素。()(8)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大。()(9)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价。()答案：(1)(2)(3)(4)(5)(6)(7)(8)(9)2(1)2019高考全国卷，35(3)比较离子半径：F_O2(填“大于”“等于”或“小于”)。(2)(2017高考江苏卷)C、H、O 三种元素的电负性由小到大的顺序为_。 (3)第三周期所有元素的第一电离能大小顺序为_。(4)F、Cl、Br、I的第一电离能大小顺序为_，电负性大小顺序为_。答案：(1)小于(2)HCO(3)NaAlMgSiSPClClBrIFClBrI (1)“外围电子排布”即“价电子层”，对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。(2)主族元素的最高正价(O、F除外)族序数8|最低负价|。(3)金属活动性顺序与元素相应的第一电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序判断第一电离能的大小，也不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。(4)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成的共价键的极性就越强。(5)同周期主族元素，从左到右，非金属性逐渐增强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。 1(2020天水高三模拟)现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：1s22s22p63s23p4；1s22s22p63s23p3；1s22s22p5。下列有关比较中正确的是()A最高正化合价：B原子半径：C电负性：D第一电离能：解析：选D。根据核外电子排布式可知是S，是P，是F。F无正价，A错误；同周期主族元素自左向右原子半径逐渐减小，同主族元素自上而下原子半径逐渐增大，则原子半径：，B错误；同周期主族元素自左向右电负性逐渐增大，同主族元素自上而下电负性逐渐减小，则电负性：，C错误；同周期主族元素自左向右第一电离能呈增大趋势，但P的3p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，第一电离能大于S，则第一电离能：，D正确。2明代宋应星所著天工开物中已经记载了我国古代用炉甘石(主要成分为ZnCO3)和煤冶锌工艺，锌的主要用途是制造锌合金和作为其他金属的保护层。回答下列问题：(1)硫酸锌溶于氨水形成Zn(NH3)4SO4溶液。氨的热稳定性强于膦(PH3)，原因是_。(2)黄铜是由铜和锌所组成的合金，元素铜与锌的第一电离能分别为ICu746 kJmol1，IZn906 kJmol1，ICuIZn的原因是_。(3)本草纲目中记载炉甘石(主要成分为ZnCO3)可止血、消肿毒、生肌、明目等。Zn、C、O的电负性由大至小的顺序是_。解析：(1)氮元素的非金属性强于磷元素，故氨的热稳定性比膦强。(2)Cu与Zn的第一电离能分别为ICu746 kJmol1，IZn906 kJmol1，ICuCZn。答案：(1)氮元素的非金属性强于磷元素(2)锌失去的是全充满的4s2电子，铜失去的是4s1电子(3)OCZn3根据信息回答下列问题：(1)如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1217号元素的有关数据缺失)。认真分析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)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。(2)已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出常见元素的电负性。元素AlBBeCClFLi电负性1.52.01.52.53.04.01.0元素MgNNaOPSSi电负性3.00.93.52.12.51.8已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。根据表中给出的数据，可推知元素的电负性的变化规律是_；通过分析电负性变化规律，由表中数据可确定的Mg元素电负性的最小范围为_；判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：ALi3NBBeCl2CAlCl3 DSiC.属于离子化合物的是_(填字母，下同)；.属于共价化合物的是_；.请设计一个实验方案证明上述结论：_。解析：(1)由图可以看出，同周期的第A族元素的第一电离能最小，而第A族元素的第一电离能小于第A族元素的第一电离能，故第一电离能：NaAlMg。图中第一电离能最小的元素应是碱金属元素Rb，在元素周期表中的位置是第五周期A族。(2)将表中数据按照元素周期表的顺序重排，可以看出电负性随着原子序数的递增呈周期性变化。根据电负性的递变规律：同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，可知，在同周期中电负性NaMgMgCa，由表中数据可确定的Mg元素电负性的最小范围为0.91.5。根据已知条件及表中数据可知，Li与N电负性差值为2.0，大于 1.7，形成离子键，Li3N为离子化合物；Be与Cl、Al与Cl、Si与C电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，BeCl2、AlCl3、SiC均为共价化合物。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下能否导电。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物不能。答案：(1)NaMg五A(2)随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化0.91.5ABCD测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电，则为离子化合物；反之，则为共价化合物1(电子排布式和电子排布图)(1)2019高考全国卷，35(2)Fe成为阳离子时首先失去_轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3价层电子排布式为_。(2)2018高考全国卷，35(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.B.C. D.(3)2017高考全国卷，35(1)氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为_。(4)2017高考全国卷，35(1)Co基态原子核外电子排布式为_。答案：(1)4s4f5(2)DC(3) (4)1s22s22p63s23p63d74s2(或Ar3d74s2)2(核外未成对电子数)(1)2016高考全国卷，37(1)基态Ge原子有_个未成对电子。(2)2016高考全国卷，37(1)镍元素基态原子的3d能级上的未成对电子数为_。答案：(1)2(2)23(电子运动状态和电子云)(1)2019高考全国卷，35(1)改编镁元素基态原子核外M层电子的自旋状态_(填“相同”或“相反”)。(2)2018高考全国卷，35(1)基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为_形。答案：(1)相反(2)哑铃4(电离能)(1)2019高考全国卷，35(1)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是_(填标号)。(2)2018高考全国卷，35(4)改编由2Li(晶体)2Li(g)2Li(g)可知，Li原子的第一电离能为_kJmol1。(3)2016高考全国卷，37(2)根据元素周期律，第一电离能Ga_As(填“大于”或“小于”)。答案：(1)A(2)520(3)小于5(电负性)(1)2016高考全国卷，37(4)光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是_。(2)2015高考全国卷，37(1)改编O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是_(填元素符号)。答案：(1)OGeZn(2)O6(离子半径或原子半径)(1)2018高考全国卷，35(2)Li与H具有相同的电子构型，r(Li)小于r(H)，原因是_。(2)2016高考全国卷，37(2)根据元素周期律，原子半径Ga_As(填“大于”或“小于”)。答案：(1)Li核电荷数较大(2)大于1碳、硅、铁、铜、铝、钛是重要的材料元素。请回答下列有关问题：(1)上述元素中属于主族元素的是_(填元素符号，下同)，在元素周期表d区的元素是_。(2)原子核外电子含有四个能层的元素是_，基态原子的原子轨道中未成对电子数最多的是_。(3)基态钛原子外围电子的电子排布图为_。(4)基态铜原子的外围电子排布式为3d104s1，由此可判断铜在元素周期表中位于第_周期_族。解析：(1)C、Si是第A族元素，Al是第A族元素；Cu、Ti是副族元素，Fe是第族元素。C、Si、Al位于p区，Ti、Fe位于d区，Cu位于ds区。(2)第四周期的Ti、Fe、Cu均有四个能层；基态Fe原子的外围电子排布式为3d64s2，d轨道中含有4个未成对电子。(3)钛位于第四周期B族，外围电子排布式为3d24s2。(4)由外围电子排布式中的4s可推知，Cu为第四周期元素，由外围电子排布式中的电子为11个可知，Cu在元素周期表中第11列，位于第B族。答案：(1)C、Si、AlTi、Fe(2)Ti、Fe、CuFe(3) (4)四B2(2020长春月考)如图为元素周期表前三周期的一部分。(1)X的基态原子的电子排布图是_(填序号)；另一电子排布图不能作为基态原子的电子排布图是因为它不符合_(填字母)。A能量最低原理B泡利原理C洪特规则(2)以上五种元素中，_(填元素符号)元素第一电离能最大。(3)由以上某种元素与氢元素组成的三角锥形分子E和由以上某种元素组成的直线形分子G反应，生成两种直线形分子L和M(组成E、G、L、M分子的元素原子序数均小于10)，反应如图所示，该反应的化学方程式是_。解析：根据元素周期表的结构可知X为N，Z为F，R为Ne，W为P，Y为S。(1)当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同，因此氮元素的基态原子的电子排布图为(2)在所给五种元素中，氖元素最外层已达8电子的稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多，即第一电离能最大。(3)根据题给图示可知E为NH3，G为F2，L为HF，M为N2，故该反应的化学方程式为2NH33F2=6HFN2。答案：(1)C(2)Ne(3)2NH33F2=6HFN23(2020衡水月考)现有四种短周期元素，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是短周期中(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与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性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_A(填“大于”或“小于”)。(3)C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_；B的最高价氧化物对应的水化物与D的氢化物的水溶液反应的化学方程式为_。解析：根据题中信息可推出：A为Na，B为Al，C为O，D为Cl。(1)A为Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1或Ne3s1。(2)B为Al，其在元素周期表中的位置为第三周期A族，Na与Al3核外电子排布相同，核电荷数Al3大于Na，故r(Al3)CH。答案：(1)第四周期B族1s22s22p63s23p63d8(或Ar3d8)(2)B(3)OCH5.Na、Cu、O、Si、S、Cl是常见的六种元素。(1)Na位于元素周期表第_周期_族；S的基态原子核外有_个未成对电子；Si的基态原子核外电子排布式为_。(2)用“”或“”填空：第一电离能离子半径熔点酸性Si_SO2_NaNaCl_SiH2SO4_ HClO4.下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：(3)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：_。(4)o、p两元素的部分电离能数据列于下表：元素op电离能/ (kJmol1)I1717759I21 5091 561I33 2482 957比较两元素的I2、I3可知，气态o2再失去一个电子比气态p2再失去一个电子难。对此，你的解释是_。(5)已知稀有气体熔、沸