全国通用版2019版高考化学一轮复习第十二章物质结构与性质12.1原子结构与性质课件.ppt

1、第一节 原子结构与性质,考点一原子结构 【基础回顾】 1.能层与能级: (1)能层符号及各能层最多容纳电子数。,K,L,M,N,O,8,18,32,50,(2)能级的符号和所能容纳的最多电子数。,1s,2s,2p,3s,3p,3d,4s,4p,4d,4f,2,6,2,6,10,2,6,10,14,2.原子轨道的形状及能量关系:,球形,哑铃,相等,3.基态原子核外电子排布规律: (1)能量最低原理:电子总是先占有能量低 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_。即原子的电子排布 遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。如 图为构造原理示意图:,最低状态,(2)泡利原理。

2、在一个原子轨道中,最多只能容纳_个电子,并且这两 个电子的自旋状态_。如2s轨道上的电子排布 为 ,不能表示为 。,2,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_占据一个轨道,并且自旋状态_。 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_(p6、d10、 f14)、_(p3、d5、f7)和_(p0、d0、f0)状态时, 体系的能量最低,如:24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。,单独,相同,全满,半满,全空,4.基态原子核外电子排布的表示方法:,1s22s22p63s23p4,5.原子

3、状态与原子光谱: (1)原子的状态。 基态原子:处于_的原子。 激发态原子:基态原子的电子吸收能量后,从_ _跃迁到_状态的原子。,最低能量,低能,级,高能级,(2)原子光谱:不同元素的原子发生跃迁时会_或 _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。,吸收,释放,【思维诊断】(正确的打“”,错误的打“”) (1)某元素原子核外电子总数是最外层电子数的5倍,则其最高正价为+7。() 提示:。某元素原子核外电子总数是最外层电子数的5倍,此元素是Br,位于第A族,最高正价为+7。,(2)第4周期元素中,锰元素价

4、电子层中未成对电子数最多。() 提示:。第4周期元素中,锰原子价电子排布式为3d54s2,含5个未成对电子,而铬原子价电子排布式为3d54s1,含有6个未成对电子。,(3)电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原理。() 提示:。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。,(4)2s和3s轨道形状均为球形对称,能量也相同。 () 提示:。2s和3s轨道能量不同,3s轨道能量高于2s。,(5)磷原子的基态电子排布图为 () 提示:。违反洪特规则,正确写法为,【方法点拨】 1.核外电子排布规律: (1)遵守三大基本

5、原理:能量最低原理、泡利原理、洪特规则。,(2)能级交错现象:核外电子的能量并不是完全按能层序数的增加而升高,不同能层的能级之间的能量高低有交错现象,如E(3d)E(4s)、E(4d)E(5s)、E(5d)E(6s)、E(6d)E(7s)、E(4f)E(5p)、E(4f)E(6s)等。,2.核外(价)电子排布的表示方法:,【题组过关】 1.(1)(2017全国卷)Co基态原子核外电子排布式为_。 (2)(2016浙江高考)基态磷原子外围电子的轨道表示式为_。,(3)(2016全国卷)镍元素基态原子的电子排布式为_,3d能级上的未成对电子数为_。 (4)(2015浙江高考)Cu2+的电子排布式是

6、_。 (5)(2014上海高考)氮元素原子最外层电子排布的轨道表示式是_。,【解析】(1)Co是27号元素,位于第4周期第族,其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2。 (2)磷(P)是15号元素,位于元素周期表第3周期第A族,因此其外围电子的轨道表示式为 。,(3)镍是28号元素,位于第4周期第族,根据核外电子排布规则,其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2或Ar 3d84s2,3d能级有5个轨道,先占满5个自旋状态相同的电子,再分别占据三个轨道,电子自旋状态相反,所以未成对的电子数为2。,(4)Cu是29号元素,基态铜原子的电子排布式

7、为1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1;铜原子失去最外层1个电子和次外层1个电子得到Cu2+,其电子排布式为1s22s22p63s23p63d9或Ar3d9。 (5)氮原子核外有7个电子,最外层上有5个电子,2s和2p轨道上分别有2、3个电子。,答案:(1)1s22s22p63s23p63d74s2 (2) (3)1s22s2 2p63s23p63d84s2(或Ar 3d84s2)2 (4)1s22s22p63s23p63d9(或Ar3d9) (5),2.A、B、C、D四种元素核电荷数均小于18。B元素L层两种能量不同的电子个数比为12,A、C元素的原子最外层电子数

8、相等,C、D元素原子电子层数相同。A原子最外层电子数等于电子层数,C原子最外层电子数是K层上电子数的一半。D-电子层结构与氩原子电子层结构相同。导学号79100192,(1)写出元素的化学式A_,B_, C_,D_。 (2)C+的结构示意图为_。 (3)B原子的电子排布图为_,C原子有_种不同运动状态的电子。,(4)D离子的最外层电子排布式为_。 (5)D单质与A2B反应的化学方程式为_。,【解析】B元素L层两种能量不同的电子个数比为12,L层有两种能量,即s、p,电子个数比为12,B的电子排布式为1s22s22p4,即B为O,A原子最外层电子数等于电子层数,A可能是H、Be、Al,C原子最外

9、层电子数是K层上电子数的一半,根据核外电子排布规律,K层最多容纳2个电子,即C原子最外层电子数为1,A、C,元素的原子最外层电子数相等,A的最外层电子数为1, 即A为H,因为都是前18号元素,即C为Na,D-电子层结构 与氩原子电子层结构相同,即D为Cl,(1)根据上述分 析,A为H,B为O,C为Na,D为Cl;(2)根据上述分析,C+为 Na+,则其结构示意图为 ;(3)氧原子电子排布 图为 ,因为每一个电子运动状态不同,因此有多少个电子,就有多少种不同运动状态的电子, 因此钠原子有11种不同运动状态的电子;(4)Cl-最外 层电子排布式为3s23p6;(5)氯气与水反应的化学方程 式为Cl

10、2+H2O HCl+HClO。,答案:(1)HONaCl(2) (3) 11 (4)3s23p6(5)Cl2+H2O HCl+HClO,【加固训练】 1.(2018商丘模拟)下列说法或有关化学用语的表达不正确的是() A.在基态多电子原子中,p轨道电子能量不一定高于s轨道电子能量 B.核外电子排布由1s22s22p63s11s22s22p6 的变化需要吸收能量,C.Ca2+基态电子排布式为1s22s22p63s23p6 D.氧元素基态原子的电子排布图为,【解析】选D。2 p轨道电子能量低于3s轨道电子能量, 故A正确;由基态到激发态需要吸收能量,故B正确;Ca2+ 有18个电子,基态电子排布式

11、为1s22s22p63s23p6,故C正 确;氧元素基态原子的电子排布图为 , 故D错误。,2.气态中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化,吸收能量最多的是() A.1s22s22p63s23p21s22s22p63s23p1 B.1s22s22p63s23p31s22s22p63s23p2 C.1s22s22p63s23p41s22s22p63s23p3 D.1s22s22p63s23p63d104s24p11s22s22p63s23p63d104s2,【解析】选B。能级上电子处于半满、全满、全空,这样的原子相对稳定,不易失去电子,p能级上最多容纳6个电子,s能级上最多容纳2个电子,选项

12、B中3p能级上有3个电子处于半满,相对稳定,不易失去电子,即失去电子消耗的能量多,故选项B正确。,3.有A、B、C、D四种元素,其中A和B原子都有1个未成对电子,A+比B-少一个电子层。B原子得一个电子填入3p轨道后,3p轨道已充满,C原子的p轨道中有3个未成对电子,其气态氢化物的水溶液的pH在同族氢化物中最大,D的最高化合价和最低化合价的代数和为4,其最高价氧化物中含D 40%,且其核内质子数等于中子数,据此判断:,(1)D是_(填元素名称)。 (2)B-的电子排布式_,A+的结构示意图_,D原子的电子排布图为_。 (3)在A、B、D三种元素的简单离子中,其离子还原性最强的是_(填离子符号)

13、。 (4)用电子式表示化合物AB的形成过程_。,【解析】B原子得一个电子填入3p轨道后,3p轨道已充满,B是氯。A+比B-少一个电子层,A是钠。C原子的p轨道中有3个未成对电子,C属于A,其气态氢化物的水溶液的pH在同族氢化物中最大,C是氮。D的最高化合价和最低化合价的代数和为4,D属于A族元素,其最高价氧化物中含D 40%,D是硫。,(1)D是硫。 (2)B-的电子排布式1s22s22p63s23p6 ,A+的结构示意图 为 ,D原子的电子排布图为 。,(3)A、B、D三种元素的简单离子分别是Na+、Cl-、S2-,其离子还原性最强的是离子半径最大的S2-。 (4)用电子式表示化合物AB的形

14、成过程:,。,答案:(1)硫 (2)1s22s22p63s23p6 (3)S2- (4),考点二原子结构与元素的性质 【基础回顾】 1.原子结构与元素周期表: (1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格)。,Ne3s1,18,1s22s22p63s23p6,Ar4s1,36,1s22s22p63s23p63d104s24p6,(2)每族元素的价电子排布特点。 主族。,ns1,ns2,ns2np1,ns2np2,ns2np3,ns2np4,ns2np5,0族:He:1s2;其他:ns2np6。 过渡元素(副族和第族):(n-1)d110ns12(Pd除外)。,(3)元素周期表的分区。 周期表的分

15、区。,各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点。,ns12,ns2np16,元素的分布:非金属在元素周期表中主要集中在右 上角三角区内;处于非金属三角区与金属接近的边缘 的元素常被称为_或_。,半金属,准金属,2.元素周期律: (1)电离能、电负性。 第一电离能:气态电中性基态原子_一个电子转 化为气态基态正离子所需的最低能量。 电负性:用来描述不同元素的原子对键合电子_ _的大小。,失去,吸引,力,(2)原子结构与元素性质的递变规律。,相同,逐渐,增多,相同,递增,逐渐减小,逐渐增大,+1+7,-4-1,主族序数,主族序数-8,逐渐,增强,逐渐,减弱,逐渐减,弱,逐渐增,强,增大的趋势,逐渐

16、减小,逐渐增大,逐渐减小,逐渐减,弱,逐渐,增强,逐渐增强,逐渐减弱,(3)对角线规则。 在元素周期表中,某些主族元素与_的主族元素 的有些性质是相似的,如,右下方,【思维诊断】(正确的打“”,错误的打“”) (1)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。() 提示:。金属钠比镁活泼,容易失电子,因此钠的第一电离能小于镁的第一电离能,钠最外层只有一个电子,再失去一个电子,出现能层变化,需要的能量增大,镁最外层2个电子,失去第二个电子时能层不变,故钠的第二电离能大于镁的第二电离能。,(2)第2周期主族元素的原子半径随核电荷数增大依次减小。() 提示:。同周期主族元素的原子半径随

17、核电荷数增大依次减小。,(3)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是NOFC。() 提示:。同一周期第一电离能总体呈增大趋势,但氮原子的p轨道为半充满状态,比较稳定,所以四种元素第一电离能从大到小的顺序是FNOC。,(4)正三价阳离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5的元素在周期表中位于族。() 提示:。由离子的电子排布式可推出原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,为过渡元素铁,位于族。,(5)价电子排布式为4s24p3的元素位于第4周期A族,是p区元素。() 提示:。价电子排布式为4s24p3,说明最外电子层为第4层,因此属于第4周期元素,最

18、外层电子数为2+3=5,为第A族元素,属于p区元素。,(6)元素的电负性越大,非金属性越强,第一电离能也越大。() 提示:。元素的电负性和第一电离能的变化规律并不是完全相同,同一周期第一电离能总体呈增大趋势,但第A、A族元素由于最外层原子轨道处于全空或半充满状态,比较稳定,因此第一电离能较大。,【典题探究】 角度一 电离能及其应用 【典题1】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:,导学号79100193 (1)元素p为26号元素,请写出其基态原子的电子排布式_。 (2)c与a组成的最简单的有机物分子中,中心原子的杂化形式为_。 (3)h的单质在空气中燃烧

19、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:,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)第3周期8种元素按单质熔点高低的顺序如图所示,其中电负性最大的是_(填图中的序号)。 (6)上述元素周期表中所列的某主族元素的电离能情况如图所示,则该元素是_(填元素符号)。,【解析】根据元素周期表知,ap各元素分别是H、 Li、C、N、O、F、Na、Mg、Al、Si、S、Cl、Ar、K、 Mn、Fe,则(1)Fe原子核外电子数为26,根据能量最低 原理可知,其核外电子排布式为1s22

20、s22p63s23p63d64s2;,(2)c与a组成的最简单的有机物为甲烷,根据中心原子 碳原子的价层电子对数为 =4,所以碳原子的杂化 方式为sp3;(3)镁在空气中燃烧发出耀眼的白光,在反 应过程中电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨 道时,以光(子)的形式释放能量;(4)由Mn2+转化为Mn3+ 时,3d能级由较稳定的3d5半充满状态转为不稳定的3d4,状态需要的能量较多;而Fe2+到Fe3+时,3d能级由不稳定的3d6到稳定的3d5半充满状态,需要的能量相对要少;(5)第3周期8种元素,只有Si单质为原子晶体,熔点最大,与图中8对应;分子晶体的熔点低,有磷、硫、氯气、氩气几种物质,

21、但Cl的电负性最大,与图中2对应;(6)根据表中所列的某主族元素的电离能可知,该元素原子最外层电子数为3,所以该元素为Al元素。,答案:(1)1s22s22p63s23p63d64s2(2)sp3 (3)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时,以光(子)的形式释放能量 (4)Mn2+的3d轨道电子排布为半满状态,比较稳定 (5)2(6)Al,【归纳提升】电离能的应用规律 (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(I1、I2表示各级电离能)。 如果某元素的In+1In,则该元素的常见化合价为+n。如钠元素I2I1,所以钠元素

22、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级增大,有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时,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,当元素的最外层原子轨道处于全空、半充满和全充满状态时,第一电离能就会反常得大。,角度二 电负性及其应用 【典题2】(2018芜湖模拟)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)根据对角线规则,Be、Al的最高价氧化物对

23、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_。 (2)通过分析电负性值的变化规律,确定Mg的电负性值的最小范围为_。,(3)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是_。 (4)从电负性角度,判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物,说出理由并写出判断的方法_。,【解析】(1)根据对角线规则,Al(OH)3与Be(OH)2的性质相似,Be(OH)2应具有两性,根据Al(OH)3+NaOH= NaAlO2+2H2O,Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O可以类似地写出Be(OH)2与酸、碱反应的离子方程式。,(2)根据电负性的递变规律:同周期元素,

24、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NaMgCa,最小范围应为0.91.5。,(3)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,原子吸引电子的能力越强,非金属性越强,反之金属性越强。 (4)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.5,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。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在,可以导电,但共价化合物不能导电。,答案:(1)两Be(OH)2+2H+=Be2+2H2O、 Be(OH)2+2OH-=Be +2H2O (2)0.91.5 (3)非金属性越强,电负性越大;金属性

25、越强,电负性越 小,(4)Al和Cl的电负性差值为1.51.7,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,【母题变式】 (1)根据铝及其化合物的性质分析BeCl2与Na2BeO2溶液的酸碱性,若把这两种溶液混合会有什么现象?写出反应的化学方程式。 提示:BeCl2溶液水解显酸性,Na2BeO2溶液水解显碱性。二者混合会有白色沉淀生成,反应的化学方程式为2H2O +BeCl2+Na2BeO2=2NaCl+2Be(OH)2。,(2)从电负性角度,判断BeF2和BeCl2是离子化合物还是共价化合物。 提示:BeF2为离子化合物,BeCl2为共价

26、化合物。BeF2中Be与F的电负性差值为2.5,根据信息,电负性差值若大于1.7,则形成离子键,所以BeF2为离子化合物。BeCl2中Be与Cl的电负性差值为1.5,根据信息,电负性差值若小于1.7,则形成共价键,所以BeCl2为共价化合物。,【归纳提升】电负性的应用规律,【题组过关】 1.(1)(2017全国卷节选)元素Mn与O中,第一电离能较大的是_,基态原子核外未成对电子数较多的是_。,(2)(2015安徽高考节选)C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。 Si位于元素周期表第_周期第_族。 N的基态原子核外电子排布式为_; Cu的基态原子最外层有_个电子。,用“”或“”填空:,(

27、3)(2016海南高考节选)氯元素基态原子的核外电子排布式为_,其同周期元素中,第一电离能最大的是_(写元素符号)。氯元素的含氧酸中,酸性最强的是_(写化学式),该酸根离子的立体构型为_。 (4)(2016浙江高考节选)与氮(N)相比,第一电离能P_N(填“=”“”或“”)。,【解析】(1)O是非金属元素而Mn是过渡元素,所以第一电离能较大的是O;O基态原子价电子排布式为2s22p4,核外未成对电子数是2,而Mn基态原子价电子排布式为3d54s2,其核外未成对电子数是5。,(2)Si是14号元素,位于元素周期表的第3周期A族。 N的核电荷数为7,其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p3,

28、Cu的4s轨道有1个电子。,同周期由左向右元素原子半径逐渐减小,即原子半径AlSi;同周期元素的电负性由左向右逐渐增大,则电负性:NO;CC键的键长比SiSi键短,则CC键比SiSi键牢固,金刚石的熔点大于硅;组成与结构相似的物质,相对分子质量大的分子间作用力大,沸点高,即CH4SiH4。,(3)氯元素基态原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p5;同周期元素中,从左到右第一电离能 有逐渐增大的趋势,第3周期中第一电离能最大的是Ar; 氯元素的含氧酸中,酸性最强的是HClO4;根据价层电 子对互斥模型分析Cl 中心原子没有孤电子对,立体 构型为正四面体。 (4)N和P位于同一主族,

29、从上到下元素的第一电离能逐 渐减小,因此第一电离能PN。,答案:(1)OMn(2)3A1s22s22p31 (3)1s22s22p63s23p5ArHClO4正四面体(4),2.(2018黄冈模拟)自然界中不存在氟的单质,得到单质氟共经历了一百多年时间,不少科学家为此献出了宝贵的生命,氟及其化合物在生产及生活中有着广泛的用途。请回答下列问题:导学号79100194,(1)氟磷灰石可用于制取磷肥,其中钙原子的L层电子 排布式为_。磷原子有_个未成对 电子, 的中心磷原子的杂化方式为_。 (2)氟气可以用于制取火箭燃料的氧化剂ClF3和BrF3, 其中沸点较高的是_(填化学式),原因是_。,(3)氟气可以用于制取惰性强于N2的保护气SF6;可以用于制取聚合反应的催化剂PF3,可以作为工业制取硅单质的中间体(SiCl4)的原料。 SiCl4分子的空间构型为_。 S、P、Si的第一电离能由大到小的顺序为_。,(4)氟气可以用于制取高化学稳定性材料聚四氟乙烯的原料四氟乙烯,50 g四氟乙烯含键的数目为_。 (5)工业上电解Al2O3制取单质铝,常利用冰晶石NaAlF6降低Al2O3的熔点。Na、Al、F的电负性由小到大的顺序为_,工业上不用电解AlCl3制取铝的原因为_。,【解析】(1)钙原子的L层电子排布式为2s22p6。磷原 子有3个未成对电子, 的中心磷