苏教版高考化学一轮复习专题12物质结构与性质第37讲原子结构与性质学案

第37讲　原子结构与性质

【课标要求】　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1　原子核外电子排布原理

授课提示：对应学生用书第259页

1．能层、能级与原子轨道之间的关系

2.原子轨道的形状及能量关系

3．基态原子核外电子排布依据

(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。

构造原理示意图：

(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。

如2s轨道上的电子排布图为，不能表示为。

(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。

如2p3的电子排布图为，不能表示为。

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(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。

4．基态原子核外电子排布的表示方法

5．原子状态与原子光谱

(1)原子的状态

①基态原子：处于最低能量的原子。

②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。

(1)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等。(　　)

(2)2px、2py、2pz的能量相等。(　　)

(3)铁元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d6。(　　)

(4)磷元素基态原子的电子排布图为

(5)电子排布式1s22s22p63s23p10违反了能量最低原理。(　　)

(6) 表示的原子能量处于最低

状态。(　　)

答案：(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×

题组一　由电子排布式(图)判断能量高低

1．气态电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．1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1

B．1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2

C．1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3

D.1s22s22p63s23p63d104s24p2→1s22s22p63s23p63d104s24p1

解析：np3处于半充满结构，稳定，失去一个电子吸收能量多。

答案：B

2．下列电子排布图所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是________(填序号)。

解析：①、④不符合能量最低原理；②不符合洪特规则。

答案：③⑤

题组二　判断未成对电子数

3．(1)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__________。

(2)元素Mn和O，基态原子核外未成对电子数较多的是________(填元素符号)。

解析：(1)28Ni基态原子电子排布图为

[Ar]，有2个未成对电子。

(2)25Mn基态原子电子排布图为[Ar]，有5个未成对电子；8O基态原子电子排布图为，有2个未成对电子。

答案：(1)[Ar]3d84s2　2　(2)Mn

题组三　基态原子(离子)核外电子排布

4．写出下列微粒的①电子排布式、②价层电子排布图、③电子占的原子轨道数、④未成对电子数，填写下表。

(1)1s22s22p3　 　5　3

(2)1s22s22p63s23p5(或[Ne]3s23p5)

 (3)1s22s22p63s23p63d6(或[Ar]3d6)

 (4)1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)

(5)1s22s22p63s23p63d104s24p4(或[Ar]3d104s24p4)

 (6)1s22s22p63s23p63d104s24p6(或[Ar]3d104s24p6)

考点2　原子结构与周期表、元素性质的关系

授课提示：对应学生用书第261页

1．原子结构与元素周期表

(1)原子核外电子排布与周期的关系

 (2)每族元素的电子排布特点

①主族

②0族：He：1s2；其他：ns2np6。

③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。

(3)元素周期表的分区

①根据核外电子排布分区

②各区外围电子排布特点

2.原子半径

(1)

(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。

3．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。

(2)规律

①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，总体呈现增大的变化趋势。

②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。

③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1<I2<I3…)。

4．电负性

(1)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。

(2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为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，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。

5．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相似，如

　(1)价层电子排布式为5s25p1的元素位于第5周期ⅠA族，是s区元素。(　　)

(2)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。(　　)

(3)某元素气态基态原子的逐级电离能分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X3＋。(　　)

(4)具有下列电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2、②1s22s22p3、③1s22s22p2、④1s22s22p63s23p4，

原子半径最大的是①。(　　)

(5)①Na、K、Rb；②N、P、As；③O、S、Se；④Na、P、Cl，元素的电负性随原子序数增大而递增的是④。(　　)

(6)具有下列价层电子排布式的原子中，①3s23p1、②3s23p2、③3s23p3、④3s23p4，第一电离能最大的是③。(　　)

答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)√　(6)√

题组一　电离能及其应用

1．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)________I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是_____________________________________________________________

_____________________________________________________________。

答案：大于　Zn的核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子

2．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I 1、I 2……表示，单位为kJ·mol－1)。

(1)元素R基态原子的价层电子排布式可表示为________，该元素位于第________族。

(2)R原子最外层有________个电子，其最高正价为________。

(3)R元素的第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能________。

解析：由I3≫I2知R原子最外层有2个电子，其价层电子排布式为ns2；因ns轨道为全满状态，属于能量低的较稳定状态，故比同周期相邻元素的第一电离能大。

答案：(1)ns2　ⅡA　(2)2　＋2　(3)大

题组二　电负性及其应用

3．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14种元素的电负性：

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。

(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_____________________________________________________________。

(2)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为_____________________________________________________________。

(3)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：

A．Li3N　 　　　　　　B．BeCl2

C．AlCl3        D．SiC

①属于离子化合物的是_____________________________________________________________(填字母，下同)；

②属于共价化合物的是_____________________________________________________________；

请设计一个实验方案证明上述所得到的结论_____________________________________________________________

_____________________________________________________________

_____________________________________________________________。

解析：(1)元素的电负性是元素的基本性质，且随着原子序数的递增呈周期性变化。

(2)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：Na<Mg<Al，同主族：Be>Mg>Ca，最小范围应为0.9～1.5。

(3)根据已知条件及表中数值：Li3N电负性差值为2.0，大于1.7形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，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，但共价化合物却不能。

答案：(1)随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化　(2)0.9～1.5

(3)①A　②BCD　测定各物质在熔融状态下能否导电，若能导电则为离子化合物，反之则为共价化合物

题组三　新素材命题

4．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变化趋势如图所示。

问题1.第一电子亲和能有什么变化规律？

提示：非金属性越强，易得电子，且放出能量多，故同一周期元素，从左至右，第一电子亲和能总体呈现增大趋势。

问题2.N的第一电离能比相邻元素大，但是第一电子亲和能却比相邻元素小，原因是什么？

提示：由于氮原子的2p轨道内的电子为半充满的稳定状态，所以氮原子不易失电子，所以第一电离能较大。氮原子也不易得电子，所以第一电子亲和能较小。

授课提示：对应学生用书第263页

1．电子排布式

(1)(2019·高考全国卷Ⅱ)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Ⅲ)Zn原子核外电子排布式为

_____________________________________________________________。

(3)(2017·高考全国卷Ⅲ)Co基态原子核外电子排布式为_____________________________________________________________。

(4)(2016·高考全国卷Ⅰ)基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]________________。

(5)(2016·高考全国卷Ⅱ)镍元素基态原子的电子排布式为_____________________________________________________________。

(6)(2016·高考全国卷Ⅲ)写出基态As原子的核外电子排布式_____________________________________________________________。

答案：(1)4s　4f5

(2)[Ar]3d104s2(或1s22s22p63s23p63d104s2)

(3)1s22s22p63s23p63d74s2(或[Ar]3d74s2)

(4)3d104s24p2

(5)1s22s22p63s23p63d84s2(或[Ar]3d84s2)

(6)1s22s22p63s23p63d104s24p3(或[Ar]3d104s24p3)

2．核外未成对电子数

(1)(2020·高考全国卷Ⅰ)基态Fe2＋与Fe3＋离子中未成对的电子数之比为________。

(2)(2016·高考全国卷Ⅰ)基态Ge原子有________个未成对电子。

(3)(2016·高考全国卷Ⅱ)镍元素基态原子的3d能级上的未成对电子数为________。

答案：(1)4∶5　(2)2　(3)2

3．电子云和电子运动状态

(1)(2019·高考全国卷Ⅲ)在周期表中，与Li的化学性质最相似的邻族元素是________，该元素基态原子核外M层电子的自旋状态________(填“相同”或“相反”)。

(2)(2018·高考全国卷Ⅰ)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)。

 (3)(2018·高考全国卷Ⅱ)基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为________形。

(4)(2017·高考全国卷Ⅰ)基态K原子中，核外电子占据的最高能层的符号是________，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为________。

答案：(1)Mg　相反　(2)D　C　(3)哑铃(纺锤)　(4)N　球形

4．电离能

(1)(2020·高考全国卷Ⅰ)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。 I1(Li)>I1(Na)，原因是__________________________________________。I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是________________________________________。

(2)(2019·高考全国卷Ⅰ)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)。

A．[Ne]　　　　　　　B．[Ne]

C．[Ne]    D．[Ne]

(3)(2017·高考全国卷Ⅲ)元素Mn与O中，第一电离能较大的是________。

(4)(2016·高考全国卷Ⅱ)元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1 958 kJ·mol－1、INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu>INi的原因是_____________________________________________________________

_____________________________________________________________。

(5)(2016·高考全国卷Ⅲ)根据元素周期律，第一电离能Ga________As(填“大于”或“小于”)。

答案：(1)Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子　Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加。Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能最大。与Li相比，B核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大

(2)A　(3)O　(4)铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子　(5)小于

5．电负性

(1)(2019·高考全国卷Ⅰ)NH4H2PO4中，电负性最高的元素是________。

(2)(2016·高考全国卷Ⅰ)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________________。

答案：(1)O　(2)O＞Ge＞Zn

6．原子半径或离子半径

(1)(2019·高考全国卷Ⅱ)比较离子半径：F－________(填“大于”“等于”或“小于”)O2－。

(2)(2018·高考全国卷Ⅰ)Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是_____________________________________________________________。

答案：(1)小于　(2)Li＋核电荷数较大