人教版化学高考一轮复习选修3 第1节 原子结构与性质.docx

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人教版化学高考一轮复习选修3第1节原子结构与性质

选修

物质结构与性质

第一节　原子结构与性质

考纲定位　1.了解原子核外电子的运动状态、排布原理和能级分布，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电子排布图（轨道表示式）。

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

（对应学生用书第232页）

[考纲知识整合]

1．能层、能级和原子轨道

能层

K

L

M

N

能级

1s

2s、2p

3s、3p、3d

4s、4p、4d、4f

原子轨道数目

1

1＋3＝4

1＋3＋5＝9

1＋3＋5＋7＝16

最多容纳电子数目

2

8

18

32

2.原子轨道的形状、数目及能量关系

（1）轨道形状

（2）s、p、d、f能级上原子轨道数目依次为1、3、5、7，其中npx、npy、npz三个原子轨道在三维空间相互垂直，各能级的原子轨道半径随能层数（n）的增大而增大。

（3）能量关系

示例

（1）（2017·全国Ⅰ卷）基态K原子中，核外电子占据最高能层符号是N，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为球形。

（2）（2015·全国Ⅰ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电子云形象化描述。

3．原子核外电子排布规律

（1）能量最低原理：

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，简称能量最低原理。

构造原理：

原子的核外电子在填充原子轨道时，随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按着能级的能量由低到高的顺序依次填充的，填满一个能级再填一个新能级，这种规律称为构造原理。

构造原理示意图：

（2）泡利原理：

在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，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，且自旋状态相同。

注：

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的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，而不是1s22s22p63s23p63d44s2。

提醒：

（1）一个原子轨道若有2个电子且自旋状态相反，这2个电子称成对电子，即电子对。

（2）一个原子轨道若有1个电子，这个电子称为未成对电子，即单电子。

示例　

氮原子（N）的电子排布式为1s22s22p3，电子排布图（又称轨道表示式）为

，

核外电子占据的原子能级数为3，轨道数为5，未成对电子数为3，存在2对自旋相反的电子。

4．电子的跃迁与原子光谱

（1）电子的跃迁

①基态―→激发态：

当基态原子的电子吸收能量后，电子会从低能级跃迁到较高能级，变成激发态原子。

②激发态―→基态：

激发态原子的电子从较高能级跃迁到较低能级时会释放出能量。

（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。

包括吸收光谱和发射光谱。

用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。

提醒：

“七基色”与波长的关系为：

按“红、橙、黄、绿、青、蓝、紫”的顺序，波长逐渐变小。

[高考命题点突破]

命题点1　核外电子排布及其表示方式

1．（高考组合题）

（1）（2017·全国Ⅱ卷）氮原子价层电子的轨道表示式（电子排布图）为______________________________________________________________

_______________________________________________________________。

（2）（2017·全国Ⅲ卷）Co基态原子核外电子排布式为________________。

元素Mn与O中，基态原子核外未成对电子数较多的是________。

（3）（2016·全国Ⅰ卷）基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]________，有________个未成对电子。

（4）（2016·全国Ⅱ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________。

（5）（2014·全国Ⅰ卷）基态Fe原子有________个未成对电子。

Fe3＋的电子排布式为________。

（6）（2013·全国Ⅰ卷）基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为________，该能层具有的原子轨道数为______、电子数为________。

（7）（2012·全国卷）Se原子序数为________，其核外M层电子的排布式为________。

（8）（2016·江苏高考）Zn2＋基态核外电子排布式为________。

【答案】　

（1）

（2）1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2　Mn　

（3）3d104s24p2　2　（4）[Ar]3d84s2或1s22s22p63s23p63d84s2　2

（5）4　[Ar]3d5或1s22s22p63s23p63d5　（6）M　9　4　（7）34　3s23p63d10　（8）[Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10

2．完成下列化学用语

（1）Cr原子的核外电子排布式________，外围电子排布式________，原子结构示意图________，价电子排布图________________。

（2）Cu2＋的核外电子排布式________，离子结构示意图________。

（3）As的核外电子排布式________，原子结构示意图________，价电子排布图________________。

（4）Co的外围电子排布式_____________，外围电子排布图_______________。

【答案】　

（1）1s22s22p63s23p63d54s1　3d54s1　

（2）1s22s22p63s23p63d9

（3）[Ar]3d104s24p3　

（4）3d74s2　

3．写出下列原子或离子的①电子占的原子轨道数②未成对电子数。

（1）Fe2＋：

①________②________。

（2）Cu：

①________②________。

（3）Se：

①________②________。

（4）Br－：

①________②________。

【答案】　

（1）①14　②4

（2）①15　②1

（3）①18　②2

（4）①18　②0

（1）电子排布式

（2）

注意：

（1）上述两类化学用语还应注意是原子还是离子，对于阳离子，先失去最外层电子再失去次外层的d电子，如Fe2＋的电子排布式为[Ar]3d6。

（2）当出现d轨道时，虽然电子按ns、（n－1）d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把（n－1）d放在ns前。

（3）电子排布图常出现以下错误：

①

；

②

；

③

；

④

。

命题点2　根据核外电子的排布特点推断元素

4．

（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__________；其价层电子排布图为________________________。

（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＋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，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nsnnpn＋2，则n＝________；原子中能量最高的是________电子，核外电子排布图为_________________________。

（6）G基态原子L层中p轨道电子数是s轨道电子数的2倍，则G的价电子排布式为________________。

（7）H的基态原子4s和3d轨道电子半充满，则H的外围电子排布图为________________，未成对电子数为________________。

【解析】　

（1）A元素基态原子的电子排布图由题意可写成：

，则该元素核外有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号元素铁。

（4）E元素的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故E为Cu。

（5）F元素最外层电子排布式为2s22p4。

（6）G基态原子的L层电子排布式为2s22p4，也是价电子排布式。

（7）H基态原子的外围电子排布式为3d54s1，为Cr；其未成对电子数有6个。

【答案】　

（1）N　

（3）Fe　1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2

　（4）Cu　1s22s22p63s23p63d104s1或

[Ar]3d104s1

（5）2　2p　

（6）2s22p4　

分析题意

―→确定元素―→

命题点3　电子跃迁与原子光谱

5．下列原子的电子跃迁能释放光能形成发射光谱的是（　　）

A．1s22s22p63s2―→1s22s22p63p2

B．1s22s22p33s1―→1s22s22p4

C．1s22s2―→1s22s12p1

D．1s22s22p

―→1s22s22p

B　[A项，吸收光能，形成吸收光谱；B项，由激发态→基态，释放光能，形成发射光谱；C项，形成吸收光谱；D项，2px与2py能量相同，不属于电子跃迁。

]

6．（2017·全国Ⅰ卷）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）。

A404.4　　B．553.5　　C．589.2

D．670.8　　E．766.5

A　[紫色光对应的波长最短，一般范围为400～430nm。

]

7．从电子跃迁的角度指出焰色反应呈现不同颜色光的原理是

_______________________________________________________________

______________________________________________________________。

【答案】　吸收能量后，电子从激发态向基态发生跃迁，跃迁时以不同颜色光的形式释放出不同能量

考点2|原子结构与元素的性质

（对应学生用书第234页）

[考纲知识整合]

1．元素周期表的结构与性质特点

分区

元素分布

外围电子排布

元素性质特点

s区

ⅠA族、ⅡA族

ns1～2

除氢外都是活泼金属元素

p区

ⅢA族～ⅦA族、

0族

ns2np1～6

（He除外）

最外层电子参与反应（0族元素一般不考虑）

d区

ⅢB族～ⅦB族、

Ⅷ族（镧系、

锕系除外）

（n－1）d1～9ns1～2

（Pd除外）

d轨道也不同程度地参与化学键的形成

ds区

ⅠB族、ⅡB族

（n－1）d10ns1～2

金属元素

f区

镧系、锕系

（n－2）f0～14

（n－1）d0～2ns2

镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近

示例

第四周期中，未成对电子数最多的元素是铬（填名称）。

（1）它位于ⅥB族。

（2）核外电子排布式是[Ar]3d54s1。

（3）它有4个能层，7个能级，24种运动状态不同的电子。

（4）价电子排布式为3d54s1，价电子排布图为

（5）属于d区。

2．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。

3．电离能

（1）定义：

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叫作第一电离能。

（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，总体呈现从左至右增大的变化趋势。

②同族元素：

从上至下第一电离能逐渐减小。

③同种元素的逐级电离能逐渐增大，即I1

不同能层的逐级电离能发生突跃，如Na的I1≪I2。

（3）电离能的3个重要应用

①判断元素的金属性和非金属性强弱。

I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。

②判断元素在化合物中的化合价。

如K：

I1≪I2

③判断元素核外电子的分层排布情况。

如Li：

I1≪I2

提醒：

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地大。

示例

（1）第三周期所有元素的第一电离能（I1）大小顺序为Na

（2）Na的逐级电离能中有2次突跃。

分别是哪级电离能发生突跃？

I2≫I1、I10≫I9。

（3）高温条件下Cu2O比CuO稳定的原因是Cu2O中Cu＋3d轨道电子全充满，稳定、难失电子。

4．电负性

（1）概念

用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。

（2）意义

电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强。

利用电负性的大小可以判断元素的金属性和非金属性的强弱。

如电负性最大的元素为氟元素。

（3）标准

以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性（稀有气体元素未计）。

（4）变化规律

①金属元素的电负性一般较小，非金属元素的电负性一般较大，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，它们既有金属性，又有非金属性。

②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）电负性的一般应用

①判断元素金属性、非金属性强弱。

电负性越大，非金属性越强，金属性越弱。

②判断化学键的类型。

一般认为：

如果两种成键原子间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键，若差值小于1.7，通常形成共价键。

③判断元素在化合物中的价态。

共价化合物中，成键元素电负性大的表现负价。

如ClO2中氯呈＋4价。

（6）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

。

[高考命题点突破]

命题点1　元素周期律（原子半径、电离能、电负性）

1．高考组合题

（1）（2017·全国Ⅲ卷）元素Mn与O中，第一电离能较大的是________。

（2）（2017·全国Ⅱ卷）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，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是_______________________________________________________________；

氮元素的E1呈现异常的原因是____________________________________。

（3）（2016·全国Ⅰ卷）Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是________。

（4）（2016·全国Ⅱ卷）元素铜与镍的第二电离能分别为：

ICu＝1958kJ·mol－1、INi＝1753kJ·mol－1，ICu>INi的原因是___________________________________。

（5）（2016·全国Ⅲ卷）根据元素周期律，原子半径Ga________As，第一电离能Ga________As。

（填“大于”或“小于”）

（6）（2013·全国Ⅱ卷）F、K、Fe、Ni四种元素中第一电离能最小的是________（填元素符号）。

【答案】　

（1）O　

（2）同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大　N原子的2p轨道为半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子　（3）O>Ge>Zn

（4）铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子

（5）大于　小于

（6）K

2．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。

请根据表中所列数据判断，下列说法错误的是（　　）

元素

I1

I2

I3

I4

X

500

4600

6900

9500

Y

580

1820

2750

11600

A．元素X的常见化合价是＋1

B．元素Y是ⅢA族元素

C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl

D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应

D　[由数据分析X中I2≫I1，X易呈＋1价，为ⅠA族元素，A、C均正确；Y中I4≫I3，易呈＋3价，应在ⅢA族，B正确；若Y处于第三周期，则Y为铝元素，Al不与冷水反应，D错误。

]

3．根据信息回答下列问题：

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：

元素符号

Li

Be

B

C

O

F

Na

Al

Si

P

S

Cl

电负性值

1.0

1.5

2.0

2.5

3.5

4.0

0.9

1.5

1.8

2.1

2.5

3.0

（1）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_______

________________________________________________________________。

（2）通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围___。

（3）请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是

_______________________________________________________________。

（4）推测AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物。

AlF3________，AlCl3________，AlBr3________。

【答案】　

（1）两　Be（OH）2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be（OH）2＋2OH－===BeO

＋2H2O　

（2）0.9～1.5

（3）非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小

（4）离子化合物　共价化合物　共价化合物

（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，不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。

如I1（Mg）>I1（Na），但活泼性Na>Mg。

（2）第二、三、四周期的同周期主族元素，ⅡA族（ns2np0）和ⅤA族（ns2np3），因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA族和ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。

（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）同周期稀有气体元素的第一电离能最大，但电负性不是最大。

命题点2　“位—构—性”的应用

4．A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的六种元素，其中A、B、C、D、E为短周期元素，F为第四周期元素，F还是前四周期中电负性最小的元素。

已知：

A原子的核外电子数与电子层数相等；B元素原子的核外p电子数比s电子数少1个；C原子的第一至第四电离能为I1＝738kJ·mol－1，I2＝1451kJ·mol－1，I3＝7733kJ·mol－1，I4＝10540kJ·mol－1；D原子核外所有p轨道为全充满或半充满；E元素的族序数与周期序数的差为4。

【导学号：

97500215】

（1）写出E元素在周期表中的位置：

________；D元素原子的核外电子排布式：

________。

（2）某同学根据题目信息和掌握的知识分析C的核外电子排布图为

。

该同学所画的核外电子排布图违背了________。

（3）已知BA5为离子化合物，写出其电子式：

___________________________。

（4）基态F原子的电子排布式为______________________________________。

【解析】　由题意分析知F为K，A为H，B为N；由电离能知C的＋2价稳定，为Mg，D为P，E为Cl。

（2）该同学未排满3s能级就排3p能级，违背了能量最低原理。

（3）NH5为离子化合物，则为铵盐，存在NH

和H－。

（4）F为19号元素钾，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s1。

【答案】　

（1）第三周期ⅦA族　1s22s22p63s23p3

（2）能量最低原理　（3）

（4）1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1

5．（2018·双鸭山模拟）现有属于前四周期的A、B、C、D、E、F、G七种元素，原子序数依次增大。

A元素的价电子构型为nsnnpn＋1；C元素为最活泼的非金属元素；D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的1/6；E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态；F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；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒。

（1）A元素的第一电离能________（填“<”“>”或“＝”）B元素的第一电离能，A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为________________（用元素符号表示）。

（2）D元素原子的价电子排布式是________。

（3）C元素的核外电子排布图为_____________________________________；

E3＋的符号为____________________。

（4）F元素位于元素周期表的________区，其基态原子的电子排布式为_______________________________________________________________。

（5）G元素可能的性质________。

A．其单质可作为半导体材料

B．其电负性大于磷

C．其原子半径大于锗

D．其第一电离能小于硒

（6）活泼性：

D________Al（填“>”或“<”，下同），I1（Mg）________I1（Al），其原因是_______________________________________________________________

________________________________________________________________。

【解析】　A元素的价电子构型为nsnnpn＋1，则A是N；C元素为最活泼的非金属元素，则C是F，那么B是O；D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核