2018届一轮复习鲁科版专题二十七物质的结构与性质考点一原子结构与性质学案
专题二十七 物质的结构与性质
考纲展示 命题探究
1 能层、能级与原子轨道
(1)概念
①能层：原子核外电子是分层排布的，根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层(n)；各能层最多可容纳的电子数为2n2。
②能级：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，可将不同能量的电子分成不同的能级；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(ns)
E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。
2 基态原子的核外电子排布
(1)排布规律
①能量最低原理
原子核外电子优先占有能量较低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。
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所有电子排布规则都需满足能量最低原理。
②泡利原理
每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。
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。如2p3的电子排布为，不能表示为或。
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当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)或全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，这一点违反了洪特规则，可看成洪特规则的特例。如24Cr
的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1(3d5、4s1均为半充满稳定状态)；29Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1(3d10为全充满稳定状态，4s1为半充满稳定状态)。
(2)表示方法
表示方法
以硫原子为例
电子排布式
1s22s22p63s23p4
简化电子排布式
[Ne]3s23p4
电子排布图(或轨道表示式)
价电子排布式
3s23p4
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(1)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，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。
(3)书写轨道表示式时，空轨道不能省略。如C的轨道表示式为，而不是
(4)在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]＋价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。例如：Mn：[Ar]3d54s2，Br：[Ar]3d104s24p5。
3 电子的跃迁与原子光谱
(1)基态原子：处于最低能量的原子叫基态原子；
(2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
(3)电子的跃迁
①基态→激发态
当基态原子的电子吸收能量后，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低能级时会释放出能量。
(4)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，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。
4 原子结构与元素性质
(1)原子结构与周期表的关系
周期
每周期第一种元素
每周期最后一种元素
电子层数
原子序数
基态原子的电子排布式
原子序数
基态原子的电子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11
[Ne]3s1
18
1s22s22p63s23p6
四
4
19
[Ar]4s1
36
1s22s22p63s23p63d104s24p6
五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6
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。氦原子核外只有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)元素周期表的分区与原子的价电子排布的关系
分区
元素分布
价电子排布
s区
第ⅠA族、第ⅡA族
ns1～2
p区
第ⅢA族～第ⅦA族、0族
ns2np1～6(除He外)
d区
第ⅢB族～第ⅦB族、第Ⅷ族
(n－1)d1～9ns1～2(除钯外)
ds区
第ⅠB族、第ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
f区
镧系、锕系
(n－2)f 0～14(n－1)d0～2ns2
5 第一电离能
(1)含义
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。常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。
(2)电离能的递变规律
①同一元素：I1I1(Al)、I1(P)>I1(S)。这是由于第ⅡA族、第ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，是较稳定的全充满、半充满状态，因而失去电子所需的能量较高。
6 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。
(3)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。
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(1)不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
(2)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。
(3)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。
1.思维辨析
(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。( )
(3)磷元素基态原子的电子排布图为
( )
(4)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。( )
(5)价电子排布为4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族，是p区元素。( )
(6)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素。( )
(7)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。( )
(8)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。( )
(9)同一周期第一电离能越大，电负性越强。( )
答案 (1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)× (7)√ (8)× (9)×
2．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I1O、Mg>Al，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。
[考法综述] 高考对本考点的考法主要围绕微观粒子的几种表现形式(如掌握利用构造原理书写核外电子排布式)以及电离能、电负性的大小比较和应用。
命题法1 原子核外电子排布表示方法
典例1 (1)基态镓(Ga)原子的电子排布式：________。
(2)Fe3＋的电子排布式为________。
(3)基态Mn2＋的核外电子排布式为________。
(4)Ni2＋的价层电子排布图为________。
[解析] (1)镓(Ga)的原子序数为31，电子分布的能级为1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s、4p。
(2)Fe的原子序数为26，Fe3＋的电子分布的能级为1s、2s、2p、3s、3p、3d。
(3)Mn是25号元素，其电子排布式为[Ar]3d54s2，失去最外层2个电子，即得Mn2＋的电子排布式为[Ar]3d5。
(4)Ni2＋的价电子排布图为
[答案] (1)1s22s22p63s23p63d104s24p1
(2)1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)
(3)1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)
(4)
【解题法】 核外(价)电子排布的表示方法
表示方法
含义
举例
原子或离子结构示意图
表示核外电子分层排布和核内质子数
电子式
表示原子最外层电子数
·
核外电子排布式
S：1s22s22p63s23p4或[Ne]3s23p4
表示每个能级上排布的电子数
S2－：1s22s22p63s23p6
电子排布图(轨道表示式)
表示每个原子轨道中电子的运动状态
价层电子排布式或排布图
表示价层电子的排布
命题法2 电离能、电负性的大小比较
典例2 (1)N、O、S中第一电离能最大的是________(填元素符号)。
(2)镁所在周期中第一电离能最大的主族元素是________。
(3)第一电离能：Si________S(用“>”或“<”填空)。
(4)F、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)。
(5)Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子中未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是________。
[解析] 第一电离能一般规律：同周期从左到右呈递增趋势，同主族从上至下递减，当原子轨道呈全满、半满、全空状态时稳定，第一电离能反常的大。第三周期元素的第一电离能的大小顺序为Cl>P>S>Si>Mg>Al>Na，则第一电离能最大的是Cl。
(4)同周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族，从上到下，元素的电负性逐渐减小，由此可知，四种元素中电负性最大的是F元素。
(5)Ni的外围电子排布为3d84s2,3d能级上有2个未成对电子。第二周期中未成对电子数为2的元素有C、O，其中C的电负性小于O。
[答案] (1)N (2)Cl (3)< (4)F (5)C
【解题法】 电离能、电负性的变化规律及应用
(1)变化规律
(2)电离能的应用
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In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2≫I1，所以钠元素化合价为＋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。
(3)电负性的应用
判断金属性与非金属性强弱
金属元素的电负性一般小于1.8，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一般大于1.8，非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼
判断元素在化合物中的价态
电负性大的元素易呈现负价
电负性小的元素易呈现正价
判断化学
键类型
电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键
电负性差值小的元素原子之间形成的化学键主要是共价键
1．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：HF>HCl”或“<”填空：
原子半径
电负性
熔点
沸点
Al____Si
N____O
金刚石____晶体硅
CH4____SiH4
答案 (1)三 ⅣA (2)1s22s22p3 1
(3)> < > <
解析 (1)Si元素位于元素周期表第三周期第ⅣA族。
(2)氮基态原子电子排布式为1s22s22p3；Cu原子核外电子数为29，基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，最外层有1个电子。
(3)同一周期元素的原子半径随着原子序数的增大而减小，所以原子半径：Al>Si；对于非金属而言，非金属性越强电负性越大，所以电负性：O>N；金刚石与晶体硅均属于原子晶体，由于C原子半径小于Si，C—C键的键长小于Si—Si键的键长，键长越短，键能越大，熔点越高，故熔点：金刚石>晶体硅；CH4与SiH4属于结构相似的分子，范德华力随着相对分子质量的增大而增大，范德华力越大，沸点越高，所以沸点：CH4O。同主族从上到下，第一电离能逐渐减小，故O>S。Cu的价层电子轨道示意图为
(3)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。
