2020高考化学一轮复习 物质结构与性质 第1节 原子结构与性质学案（选修3）

原子结构与性质明考纲1了解原子核外电子的排布原理及能级分布，能用电子排布式表示常见元素(136号)原子核外电子、价电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。2了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。3了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。4了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。析考情本节是选修3的重要组成部分，在高考中常与必修中所学有关知识联合考查，其主要考点是：原子结构；原子结构与元素的性质。这部分内容可以培养学生探索物质及变化的兴趣，揭示微观世界的本质和规律，是高考中的重点。考点原子核外电子排布原理1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、O、P、Q表示相应的第一、二、三、四、五、六、七能层，能量依次升高。(2)能级：同一能层里的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的顺序升高，即：E(s)E(p)E(d)E(f)。(3)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核外经常出现的区域，这种电子云轮廓图也就是轨道的形象化描述。(4)原子轨道的能量关系 (5)能层、能级与原子轨道关系2.基态原子核外电子排布的三个原理(1)能量最低原理：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，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，亦即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图： 3电子跃迁与原子光谱(1)原子的状态基态原子：处于最低能量的原子。激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从低能级跃迁到高能级状态的原子。(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。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。(3)基态、激发态及光谱示意图易错警示(1)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，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。(2)由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。 (4)注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：Ar3d104s1；外围电子排布式：3d104s1。判断正误，正确的画“”，错误的画“”。(1)p能级能量一定比s能级的能量高。()(2)铁元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d6。() (4)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。()(5)电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原则。()(6)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等。()(7)1s22s12p1表示的是激发态原子的电子排布。()(8)原子光谱是因为电子的跃迁引起的。()提示(1)(2)(3)(4)(5)(6)(7)(8)题组一 原子核外电子排布规律和表示方法1.下列表示钠原子的式子中能反映能级差别和电子自旋状态的是()答案D解析只有轨道排布式(电子排布图)才能反映出电子的自旋状态。2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，各能级能量的大小顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5s，ns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E4sAl，PS。b同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。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多，再失去电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越大，逐级电离能越来越大(即I1I2I3)。(2)电负性含义用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。标准以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为标准，得出了各元素的电负性。规律同一周期，从左至右，电负性逐渐增大，同一主族，从上至下，电负性逐渐减小。(3)对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如：易错警示(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)不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。(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)同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。判断正误，正确的画“”，错误的画“”。(1)136号元素中，原子最外层有3个未成对电子的元素为N、P、As。()(2)最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4。短周期元素中分别为C、Si和O、S。()(3)Fe的价电子排布为3d64s2。()(4)价电子排布为4s24p3的元素位于第四周期第A族，是p区元素。()(5)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第A族，是s区元素。()(6)电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，小于1.7时，一般形成共价键。()(7)根据元素周期律，氮与氧、镁与铝相比，都是后者的第一电离能大。()(8)同一周期第一电离能越大，电负性越强。()提示(1)(2)(3)(4)(5)(6)(7)(8)题组一 元素周期表的分区1.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)d110ns2D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解析A项，s区中氢属于非金属元素；B项，p区中铅、锗等属于金属元素；C项，d区内铬的价电子排布为3d54s1。2已知元素周期表中共有18纵行，如图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，其他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区、p区、d区、ds区的边界线，并分别用阴影和表示d区和ds区。(2)有的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轨道半充满的元素。(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，则元素周期表共可以排布_种元素。答案(1)如下图(2)ds(3)见上表(4)Fe价电子的排布式为3d64s2，Fe2为3d6，Fe3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)118解析本题主要考查原子结构和周期表的关系。(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纵行的铬价电子排布为3d54s1，第7纵行的Mn元素价电子排布为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3d5,3d轨道处于半充满，结构稳定。(5)根据各周期的元素个数规律，第六和第七周期都为32种，则元素周期表共可以排布118种元素。题组二 电离能及其应用3.下列关于元素第一电离能的说法不正确的是()A钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠B因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大C最外层电子排布式为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大D对于同一元素而言，原子的电离能I1I2O、MgAl，B项错；C项所述元素为0族元素，性质稳定，第一电离能都较大。42020长春质检二A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，回答问题：电离能/kJmol1I1I2I3I4A93218211539021771B7381451773310540写出A原子的核外电子排布图_，Al原子的第一电离能_(填“大于”“小于”或“等于”)738 kJmol1，原因是_。答案小于由表中数据判断B为Mg，其最外层电子排布式为3s2，而Al最外层电子排布式为3s23p1，当3p处于全充满、半充满或全空时较稳定，因此，失去p亚层的1个电子相对比较容易5根据信息回答下列问题：信息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。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12号17号元素的有关数据缺失)。信息B：不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用电负性表示。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，铍、铝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，确定镁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_。答案(1)NaMg(2)从上到下依次减小(3)5A(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)铝元素和氯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，说明是共价化合物解析(1)由A中图示可以看出同周期的A元素的第一电离能最小，而A元素中第一电离能小于A族元素中的第一电离能，故NaAlMg。(2)从图中可看出，同主族元素的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得出，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(OH)3与Be(OH)2性质相似，Be(OH)2应为两性，与强酸、强碱反应的离子方程式分别为Be(OH)22H=Be22H2O，Be(OH)22OH=BeO2H2O。(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NaMgMgCa，则Mg的电负性最小范围应为0.931.57。(6)因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力的大小，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。总结提升1电离能的四个应用(1)判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。(2)判断元素的化合价如果某元素的In1In，则该元素的常见化合价为n，如钠元素I2I1，所以钠元素的化合价为1。(3)判断核外电子的分层排布情况多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突跃时，电子层数就可能发生变化。(4)反映元素原子的核外电子排布特点同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。2电负性四个方面的应用(1)确定元素类型(电负性1.8，为非金属元素；电负性1.7，为离子键；两成键元素电负性差值B原子半径：C电负性：D最高正化合价答案A解析、分别为S、P、N、F，只有A选项正确。7下表列出前20号元素中的某些元素性质的一些数据：元素原子半径(1010 m)最高价态最低价态1.02622.2710.7421.4330.77441.10530.99711.8610.75531.1744试回答下列问题：(1)以上10种元素中，第一电离能最小的是_(填编号)。(2)上述、三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的物质可能是_(写分子式)。元素和形成的化合物的化学式为_，元素的原子价电子排布式是_。(3)四种元素的气态氢化物的稳定性，由强到弱的顺序是_(填化学式)。(4)和两元素比较，非金属性较弱的是_(填名称)，可以验证你的结论的是下列中的_(填序号)。A气态氢化物的挥发性和稳定性B单质分子中的键能C两元素的电负性D含氧酸的酸性E氢化物中XH键的键长(X代表和两元素)F两单质在自然界的存在形式答案(1) (2)PCl3或CCl4 Si3N4 3s23p4(3)HClH2SPH3SiH4 (4)氮元素 CE解析根据元素的化合价与原子半径可以判断出是S，是K，是O，是Al，是C，是P，是Cl，是Na，是N，是Si。(1)同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，故第一电离能最小的是K元素。(2)由C、P、Cl中的两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的是CCl4和PCl3，N与Si形成共价化合物Si3N4，S的价电子排布式为3s23p4。(3)同周期主族元素从左到右非金属性增强，气态氢化物的稳定性增强。(4)非金属性的强弱体现在气态氢化物的稳定性强弱上，与挥发性无关，故A错；非金属性强弱与单质分子中的键能无关，故B错；非金属性越强，元素的电负性越强，故C正确；最高价含氧酸的酸性越强，非金属性越强，故D错；共价键越长，越不稳定，非金属性越弱，故E正确；非金属性的强弱与单质在自然界的存在形式无关，故F错。总结提升正确表述元素周期律项目同周期(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，17(第一周期12)最外层电子数相同，电子层数递增原子半径 逐渐减小(0族除外) 逐渐增大元素主要化合价最高正价由17，最低负价由41最高正价主族序数(O、F除外)，非金属最低负价主族序数8项目同周期(从左到右)同主族(从上到下)原子得、失电子能力得电子能力逐渐增强失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱失电子能力逐渐增强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最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱非金属气态氢化物的稳定性生成由难到易稳定性逐渐增强生成由易到难稳定性逐渐减弱1.2020山东高考下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是()答案A解析同主族元素从上到下电负性减小，A项正确；F没有最高正价，Cl、Br的最高正价为7，B项错误；沸点HFHClHBr，因为HF分子间可形成氢键，故C项错误；熔点：F2Cl2Al3，ClMg2，B错；金属Mg在加热的条件下能与O2反应生成MgO，也能与N2反应生成Mg3N2，C正确；CO2晶体为分子晶体，熔、沸点低，而SiO2晶体为原子晶体，熔、沸点高，D错。3高考集萃(1)2020课标全国卷处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用_形象化描述。在基态14C原子中，核外存在_对自旋相反的电子。(2)2020课标全国卷A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2和B具有相同的电子构型；C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。四种元素中电负性最大的是_(填元素符号)，其中C原子的核外电子排布式为_。(3)2020福建高考CH4和CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为_。(4)2020四川高考Si基态原子的电子排布式是_。(5)2020海南高考钒在元素周期表中的位置为_，其价层电子排布图为_。(6)2020江苏高考Cr3基态核外电子排布式为_。答案(1)电子云2(2)O1s22s22p63s23p3(或Ne3s23p3)(3)H、C、O(4)1s22s22p63s23p2(或Ne3s23p2) (6)1s22s22p63s23p63d3(或Ar3d3)解析(1)电子在核外出现的概率密度分布以电子云形象化描述；14C中含有6个电子，其中1s和2s轨道存在自旋相反的电子，2p轨道上有2个未成对电子，所以核外存在2对自旋相反的电子。(2)A为O，B为Na，C为P，D为Cl，四种元素中，电负性最大即非金属性最强的是O，P为15号元素，原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p3。(3)元素的非金属性越强，其电负性越大，故H、C、O的电负性由小到大的顺序为HC”或“O。同主族从上到下，第一电离能逐渐减小，故OS。Cu的价层电子轨道示意图为 (2)根据题给信息，可以推断X为N，Y为O，Z为Mg，R为Cu。O原子核外有8个电子，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p4。Mg位于第三周期，第三周期中第一电离能最大的主族元素为Cl。(5)钠位于第三周期A族；S的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p4，其中3p轨道示意图为，有2个未成对电子；Si的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p2。硅和硫均为第三周期元素，同周期元素从左到右第一电离能呈增大的趋势，硫元素的第一电离能比硅大；O2和Na均为10电子离子，但钠的核电荷数大于氧，所以O2半径大于Na半径；NaCl是离子晶体，硅是原子晶体，所以NaCl晶体的熔点低于硅晶体的熔点；氯比硫的非金属性强，所以硫酸的酸性比高氯酸的酸性弱。5高考集萃(1)2020课标全国卷前四周期原子序数依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，并且A和B的电子数相差为8；与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。回答下列问题：D2的价层电子排