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高考化学二轮精品教学案131原子结构与性质
2019高考化学二轮精品教学案:
13.1原子结构与性质
【2018高考考纲解读】
考纲导引
考点探究
1.了解原子核外电子的能级分布,能用电子排布式表示常见元素的〔1~36号〕原子核外电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态。
2.了解元素电离能的含义,并能用以说明元素的某种性质
3.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。
4.了解电负性的概念,知道元素的性质与电负性的关系。
1.原子结构
2.原子结构与元素周期表
3.元素周期律
【重点知识梳理】
一.原子结构
1.能级与能层
能层(N)
一
二
三
四
五
六
七
符号
K
L
N
O
P
Q
能级(L)
1S
2S
2P
3S
3P
3D
4S
4P
4D
4F
5S
…
最多
电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
…
……
2
8
18
32
……
2N2
2.原子轨道
3.原子核外电子排布规律
⑴构造原理:
随着核电荷数递增,大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道〔能级〕,叫做构造原理。
能级交错:
由构造原理可知,电子先进入4S轨道,后进入3D轨道,这种现象叫能级交错。
说明:
构造原理并不是说4S能级比3D能级能量低〔实际上4S能级比3D能级能量高〕,而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说,整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
〔2〕能量最低原理
现代物质结构理论证实,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。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低,而不局限于某个能级。
〔3〕泡利〔不相容〕原理:
基态多电子原子中,不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之,一个轨道里最多只能容纳两个电子,且电旋方向相反〔用“↑↓”表示〕,这个原理称为泡利〔PAULI〕原理。
〔4〕洪特规那么:
当电子排布在同一能级的不同轨道〔能量相同〕时,总是优先单独占据一个轨道,而且自旋方向相同,这个规那么叫洪特〔HUND〕规那么。
比如,P3的轨道式为
或
,而不是
。
洪特规那么特例:
当P、D、F轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时,原子处于较稳定的状态。
即P0、D0、F0、P3、D5、F7、P6、D10、F14时,是较稳定状态。
前36号元素中,全空状态的有4BE2S22P0、12MG3S23P0、20CA4S23D0;半充满状态的有:
7N2S22P3、15P3S23P3、24CR3D54S1、25MN3D54S2、33AS4S24P3;全充满状态的有10NE2S22P6、18AR3S23P6、29CU3D104S1、30ZN3D104S2、36KR4S24P6。
4.基态原子核外电子排布的表示方法
(1)电子排布式
①用数字在能级符号的右上角说明该能级上排布的电子数,这就是电子排布式,例如K:
1S22S22P63S23P64S1。
②为了避免电子排布式书写过于繁琐,把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示,例如K:
【AR】4S1。
(2)电子排布图(轨道表示式)
每个方框或圆圈代表一个原子轨道,每个箭头代表一个电子。
如基态硫原子的轨道表示式为
二.原子结构与元素周期表
1.原子的电子构型与周期的关系
(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为NS1。
每周期结尾元素的最外层电子排布式除HE为1S2外,其余为NS2NP6。
HE核外只有2个电子,只有1个S轨道,还未出现P轨道,所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。
但一个能级组不一定全部是能量相同的能级,而是能量相近的能级。
2.元素周期表的分区
(1)根据核外电子排布
①分区
②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
③假设元素的外围电子排布,可直接判断该元素在周期表中的位置。
如:
某元素的外围电子排布为4S24P4,由此可知,该元素位于P区,为第四周期ⅥA族元素。
即最大能层为其周期数,最外层电子数为其族序数,但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数,外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。
三.元素周期律
〔3〕电负性的应用
①判断元素的金属性和非金属性及其强弱
②金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性那么在1.8左右,它们既有金属性,又有非金属性。
③金属元素的电负性越小,金属元素越活泼;非金属元素的电负性越大,非金属元素越活泼。
④同周期自左到右,电负性逐渐增大,同主族自上而下,电负性逐渐减小。
2.原子结构与元素性质的递变规律
性质
同周期〔从左往右
同主族〔自上而下〕
〔1〕能层数
相同
从1递增到6〔或7〕
(2)最外层电子数
从1递增到8〔第一周期例外〕
相同
(3)原子半径
减小〔稀有气体除外〕增强
增大减弱
(4)金属性〔原子失电子能力〕
减弱
增强
(5)非金属性〔原子得电子能力〕
增强
减弱
(6)电负性
增强
减弱
(7)第一电离能
增大的趋势
减小
(8)单质还原性
减弱
增强
(9)单质氧化性
增强
减弱
(10)最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性减弱,酸性增强
碱性增强,酸性减弱
(11)非金属形成气态氢化物的难易程度
由难到易
由易到难
(12)气态氢化物的稳定性
增强
减弱
(13)主要化合价
最高正价从+1递增到+7〔O、F例外〕,最低负价从第ⅣA族-4递增到-1
相同
(14)离子半径
R(阴离子〕减小,R(阳离子)减小,R〔阴离子〕》R(阳离子)
增大
3.对角线规那么
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
【高频考点突破】
考点一:
原子结构与核外电子排布.
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
BB与A同周期,其最高价氧化物的水化物呈两性
C元素的气态氢化物极易溶于水,可用作制冷剂
D是海水中除氢、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________________________、
(2)B元素在周期表中的位置__________________________;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______________________,与D的氢化物的水化物反应的化学方程式为________________________、
【答案】
(1)1S22S22P63S1
(2)第3周期第ⅢA族小于
(3)
(4)1S22S22P63S23P5或【NE】3S23P5
(5)NAOH+AL(OH)3===NAALO2+2H2O3HCL+AL(OH)3===ALCL3+3H2O
试题类型二:
原子结构与元素周期律
在元素周期表中,一稀有气体元素原子的最外层电子构型为4S24P6,与其同周期的A、B、C、D四种元素,它们的原子的最外层电子数依次为2、2、1、7,其中A、C两元素原子的次外层电子数为8,B、D两元素原子的次外层电子数为18,E、D两元素处于同族,且在该族元素中,E的气态氢化物的沸点最高。
(1)B元素在周期表中的位置________________,B元素原子的价层电子排布为________。
(2)E的气态氢化物在同族元素中沸点最高的原因是________________________________。
(3)A、C两元素第一电离能________》_____。
(填元素符号)
(4)D元素原子的结构示意图为______________。
(5)A、E所形成化合物的电子式为_______________________________。
【高考真题解析】
【2018高考】
〔2018·上海〕4、PH3是一种无色剧毒气体,其分于结构和NH3相似,但P-H键键能比N—H键键能低。
以下判断错误的选项是
A、PH3分子呈三角锥形
B、PH3分子是极性分子
C、PH3沸点低于NH3沸点,因为P-H键键能低
D、PH3分子稳定性低于NH3分子,因为N-H键键能高
〔2018·福建〕30、【化学一物质结构与性质】〔13分〕
(1)元素的第一电离能:
AL_SI〔填“》”或“《"〕。
(2)基态M矿+的核外电子排布式为_。
(3)硅烷〔SINH2N+2〕的沸点与其相对分子质量的变化关系如右图所示,呈现这种变化关系的原因是_。
(4〕硼砂是含结晶水的四硼酸钠,其阴离子XM-〔含B、0、H三种元素〕的球棍模型如右下图所示:
①在XM-中,硼原子轨道的杂化类型有;配位键存在于原子之间〔填原子的数字标号〕;M=〔填数字〕。
②硼砂晶体由NA+、XM-和H2O构成,它们之间存在的作用力有〔填序号〕。
A.离子键B.共价键C.金属键D.范德华力E.氢键
〔2018·海南〕【选修3——物质结构与性质】(20分)
19-I〔6分〕以下有关元素锗及其化合物的表达中正确的选项是
A、锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳
B、四氯化锗与四氯化碳分子都是四面体构型
C、二氧化锗与二氧化碳都是非极性的气体化合物
D、锗和碳都存在具有原子晶体结构的单质
19-II(14分)铜在我国有色金属材料的消费中仅次于铝,广泛地应用于电气、机械制造、国防等领域。
回答以下问题:
(1)铜原子基态电子排布式为;
(2)用晶体的X射线衍射法可以测得阿伏加德罗常数。
对金属铜的测定得到以下结果:
晶胞为面心立方最密堆积,边长为361PM。
又知铜的密度为9.00G·CM-3,那么铜晶胞的体积是
CM3、晶胞的质量是G,阿伏加德罗常数为(列式计算,己知AR(CU)=63.6);
(3)氯和钾与不同价态的铜可生成两种化合物,这两种化合物都可用于催化乙炔聚合,其阴离子均为无限长链结构(如下图),A位置上CL原子的杂化轨道类型为。
其中一种化合物的化学式为KCUCL3,另一种的化学式为;
(4)金属铜单独与氨水或单独与过氧化氢都不能反应,但可与氨水和过氧化氢的混合溶液反应,其原因是,反应的化学方应程式为。
〔2018·江苏〕A、【物质结构与性质】
一项科学研究成果说明,铜锰氧化物(CUMN2O4)能在常温下催化氧化空气中的一氧化碳和甲醛(HCHO)。
(1)向一定物质的量浓度的CU(NO3)2和MN(NO3)2溶液中加入NA2CO3溶液,所得沉淀经高温灼烧,可制得CUMN2O4。
MN2+基态的电子排布式可表示为。
NO3-的空间构型是(用文字描述)。
(2)在铜锰氧化物的催化下,CO被氧化为CO2,HCHO被氧化为CO2和H2O。
根据等电子体原理,CO分子的结构式为。
H2O分子中O原子轨道的杂化类型为。
1MOLCO2中含有的σ键数目为。
(3)向CUSO4溶液中加入过量NAOH溶液可生成【CU(OH)4】2-。
不考虑空间构型,【CU(OH)4】2-的结构可用示意图表示为。
【答案】
A、【物质结构与性质】
(1)
1S22S22P63S23P63D5(或【AR】3D5)
平面三角形
(2)
C≡O
SP3
2×6.02×1023个(或2MOL)
(3)
〔2018·全国新课标卷〕37.【选修3物质结构与性质】〔15分〕
VIA族的氧、硫、硒(SE)、碲(TE)等元素在化合物中常表现出多种氧化态,含VIA族元素的化台物在研究和生产中有许多重要用途。
请回答以下问题:
〔1〕S单质的常见形式为S8,其环状结构如下图所示,S原子采用的轨道杂化方式是;
〔2〕原子的第一电离能是指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,O、S、SE原子的第一电离能由大到小的顺序为;
〔3〕SE原子序数为,其核外M层电子的排布式为;
〔4〕H2SE的酸性比H2S〔填“强”或“弱”〕。
气态SEO3分子的立体构型
为,SO32-离子的立体构型为;
〔5〕H2SEO3的K1和K2分别为2.7XL0-3和2.5XL0-8,H2SEO4第一步几乎完全电离,
K2为1.2X10-2,请根据结构与性质的关系解释:
①H2SEO3和H2SEO4第一步电离程度大于第二步电离的原因:
;
②H2SEO4比H2SEO3酸性强的原因:
〔6〕ZNS在荧光体、光导体材料、涂料、颜料等行业中应用广泛。
立方ZNS晶体结构如下图所示,其晶胞边长为540.0PM、密度为〔列式并计算〕,A位置S2-离子与B位置ZN2+离子之间的距离为PM〔列示表示〕
〔2018·山东〕32、〔8分〕【化学——物质结构与性质】金属镍在电池、合金、催化剂等方面应用广泛。
〔1〕以下关于金属及金属键的说法正确的选项是_______。
A、金属键具有方向性和饱和性
B、金属键是金属阳离子与自由电子间的相互作用
C、金属导电是因为在外加电场作用下产生自由电子
D、金属具有光泽是因为金属阳离子吸收并放出可见光
〔2〕NI是元素周期表中第28号元素,第二周期基态原子未成对电子数与NI相同且电负性最小的元素是______。
〔3〕过渡金属配合物NI〔CO〕的中心原子价电子数与配体提供电子总数之和为18,那么N=______。
CO与N2结构相似,CO分子内O-建于π键个数之比为________。
〔4〕甲醛〔H2C=O〕在NI催化作用下加氢可得甲醛〔CH2OH〕。
甲醛分子内C原子的杂化方式为________,甲醛分子内的O—C—H键角_______〔填“大于”“等于”或“小于”〕甲醛分子内的O—C—H键角。
1.〔2017·安徽高考·11〕中学化学中很多“规律”都有其使用范围,以下根据有关“规律”推出的结论合理的是
A.根据同周期元素的第一电离能变化趋势,推出AL的第一电离能比MG大
B.根据主族元素最高正化合价与族序数的关系,推出卤族元素最高正价都是+7
C.根据溶液的PH与溶液酸碱性的关系,推出PH=6.8的溶液一定显酸性
D.根据较强酸可以制取较弱酸的规律,推出CO2通入NACLO溶液中能生成HCLO
【答案】选D。
【解析】此题考查各种“规律”,综合考查化学原理中的共性与特性。
选项具体分析结论
A同一同期,第一电离能呈现增大趋势,但由于P轨道处于全空、半充满或全充满时相对稳定,这使得第IIA族与第
A族、第
A族与第
A族反常,故MG比AL的第一电离能要大错误
BF的电负性最大,没有正化合价。
错误
C溶液的酸碱性受PH和温度共同影响。
常温下,PH《7的溶液才为酸性错误
D由于酸性:
H2CO3》HCLO,故能发生反应:
NACLO+CO2+H2O=HCLO+NAHCO3正确
2.〔2017上海卷〕20、几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表:
元素代号
X
Y
Z
W
原子半径/PM
160
143
70
66
主要化合价
+2
+3
+5、+3、-3
-2
以下表达正确的选项是
A、X、Y元素的金属性X《Y
B、一定条件下,Z单质与W的常见单质直接生成W2
C、Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水
D、一定条件下,W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来
【答案】D
【解析】此题考查了物质结构与元素周期律知识。
根据题给数据,X、Y的化合价不同,但原子半径相差较小,可知两者位于同一周期相邻主族,故金属性X》Y,A错;根据Z、W的原子半径相差不大,化合价不同,且W只有负价,那么其可能是O,Z是N,两者的单质直接生成NO,B错;据此判断可知X是MG,Y是AL;Y的最高价氧化物的水化物是氢氧化铝,其不溶于氨水,C错;一定条件下,氧气可以和氨气反应生成水和氮气,D对。
3.〔09江苏卷2.〕以下有关化学用语使用正确的选项是
A.硫原子的原子结构示意图:
B、NH4CL的电子式:
C、原子核内有10个中子的氧原子:
D、对氯甲苯的结构简式:
4.〔2017·安徽高考〕W、X、Y、Z是四种常见的短周期元素,其原子半径随原子序数变化如下图。
W的一种核素的质量数为18,中子数为10;X和NE原子的核外电子数相差1;Y的单质是一种常见的半导体材料;Z的电负性在同周期主族元素中最大。
〔1〕X位于元素周期表中第周期第族;W的基态原子核外有个未成对电子。
〔2〕X的单质和Y的单质相比,熔点较高的是〔写化学式〕;Z的气态氢化物和溴化氢相比,较稳定的是〔写化学式〕。
〔3〕Y与Z形成的化合物和足量水反应,生成一种弱酸和一种强酸,该反应的化学方程式是。
〔4〕在25ºC、101KPA下,Y的气态氢化物在氧气中完全燃烧后恢复至原状态,平均每转移1MOL电子放热190.0KJ,该反应的热化学方程式是
5.〔2017·海南高考·19-II〕铜是重要金属,CU的化合物在科学研究和工业生产中具有许多用途,如CUSO4溶液常用作电解液、电镀液等。
请回答以下问题:
〔1〕CUSO4可由金属铜与浓硫酸反应制备,该反应的化学方程式为__________________;
〔2〕CUSO4粉末常用来检验一些有机物中的微量水分,其原因是______________;
〔3〕SO42-的立体构型是________,其中S原子的杂化轨道类型是______________;
〔4〕元素金〔AU〕处于周期表中的第六周期,与CU同族,AU原子最外层电子排布式为______;一种铜合金晶体具有立方最密堆积的结构,在晶胞中CU原子处于面心,AU原子处于顶点位置,那么该合金中CU原子与AU原子数量之比为_______;该晶体中,原子之间的作用力是________;
〔5〕上述晶体具有储氢功能,氢原子可进入到由CU原子与AU原子构成的四面体空隙中。
假设将CU原子与AU原子等同看待,该晶体储氢后的晶胞结构与CAF2的结构相似,该晶体储氢后的化学式应为__________。
〔4〕铜的价电子构型为3D104S1,最外层只有1个电子,最外层电子排布式为4S1,所以与CU同族的第六周期的AU原子最外层电子排布式为6S1。
立方最密堆积的结构中,顶点有8个AU原子,顶点上的原子为8个晶胞共用,完全属于该晶胞的有8×
=1〔个〕,6个面的中心共有6个CU原子,面上的原子被2个晶胞共用,完全属于该晶胞的有6×
=3〔个〕,所以CU原子与AU原子数量之比为3∶1。
金属和合金属于金属晶体,微粒间的作用力为金属键。
〔5〕氟化钙的晶胞如下图,在立方体里面有8个F-,每个F-恰好处于4个CA2+围成四面体的中间。
,假设把该铜合金中的CU原子和AU原子等同看待,那么CU原子和AU原子相当于CAF2中的CA2+所储H原子相当于F—,故其化学式为CU3AUH8。
6.【2017·北京卷】在温度T1和T2下,X2(G)和H2反应生成HX的平衡常数如下表:
化学方程式
K(T1)
K(T2)
F2+H22HF
1.8×1036
1.9×1032
CL2+H22HCL
9.7×1012
4.2×1011
BR2+H22HBR
5.6×107
9.3×106
I2+H22HI
43
34
(1)T2》T1,HX的生成反应是__________反应(填“吸热”或“放热”)。
(2)HX的电子式是__________。
(3)共价键的极性随共用电子对偏移程度的增大而增强,HX共价键的极性由强到弱的顺序是__________。
(4)X2都能与H2反应生成HX,用原子结构解释原因:
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(5)K的变化表达出X2化学性质的递变性,用原子结构解释原因:
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________,
原子半径逐渐增大,得电子能力逐渐减弱。
(6)仅依据K的变化,可以推断出:
随着卤素原子核电荷数的增加,________(选填字母)。
A、在相同条件下,平衡时X2的转化率逐渐降低
B、X2与H2反应的剧烈程度逐渐减弱
C、HX的还原性逐渐减弱
D、HX的稳定性逐渐减弱
【解析】
(1)温度越高K值越小,说明升温平衡逆向移动,那么正反应(HX的生成反应)是放热反应;
(2)卤原子最外层有7个电子,与H以共价键结合为卤化氢分子,其电子式为H
。
(3)F、CL、BR、I原子得电子能力依次减弱,共用电子对偏移程度依次减小,因而HX共价键的极性依次减弱。
(4)卤原子最外层有7个电子,易得到1个电子形成8电子稳定结构,而氢原子最外层1个电子,恰好与卤原子形成一对共用电子,也达到2电子稳定结构。
7.〔2017山东卷,32〕
碳族元素包括:
C、SI、GE、SN、PB。
(1)碳纳米管有单层或多层石墨层卷曲而成,其结构类似于石墨晶体,每个碳原子通过杂化与周围碳原子成键,多层碳纳米管的层与层之间靠结合在一起。
(2)CH4中共用电子对偏向C,SIH4中共用电子对偏向H,那么C、SI、H的电负性由大到小的顺序为。
(3)用价层电子对互斥理论推断SNBR2分子中SN—BR的键角120°〔填“》”“《”或“=”〕。
(4)铅、钡、氧形成的某化合物的晶胞结构是:
PB4+处于立方晶胞顶点,BA2+处于晶胞中心,O2-处于晶胞棱边中心,该化合物化学式为,每个BA2+与个O2-配位。
8.〔2017安徽卷,25〕
X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中的四种常见元素,其相关信息如下表:
元素
相关信息
X
X的基态原子核外3个能级上有电子,且每个能级上的电子数相等
Y
常温常压下,Y单质是淡黄色固体,常在火山口附近沉积
Z
Z和Y同周期,Z的电负性大于Y
W
W的一种核素的质量数为63,中子数为34
〔1〕Y位于元素周期表第周期表族,Y和Z的最高价氧化物对应的水化物的酸性较强的是〔写化学式〕。
〔2〕XY2是一种常用的溶剂,XY2的分子中存在个σ键。
在H―Y、H―Z两种共价键中,键的极性较强的是,键长较
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