2019届高考化学一轮复习原子结构与性质学案
第一单元 原子结构与元素的性质
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。
原子核外电子的排布
[知识梳理]
1．核外电子的排布特征
(1)电子云
用小点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会的大小所得到的图形。
(2)电子层(又称为能层)
①在多电子原子中，核外电子的能量是不同的。能量不同的电子在核外不同的区域内运动，这种不同的区域称为电子层。
②习惯上人们用英文字母n表示电子层。原子中由里向外的电子层数可取1、2、3、4、5等正整数，对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O等。每一电子层最多容纳的电子数为2n2。
③离核越近的电子层，能量越低。不同电子层的能量是不连续的。
(3)原子轨道(又称为能级)
①在多电子原子中，同一电子层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分占在不同的原子轨道，不同形状的原子轨道分别用s、p、d、f表示。
②原子轨道有不同的形状：s轨道呈球形，p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂。形状相同的原子轨道在原子核外空间还有不同的伸展方向。
2．原子核外电子排布的原理
(1)能量最低原理
电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，
使整个原子的能量处于最低状态。如图为原子核外电子排布的轨道能量顺序图：
(2)泡利不相容原理
每个原子轨道最多容纳2个电子，并且自旋状态相反。
(3)洪特规则
当电子排布在不同轨道时，原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，并且自旋状态相同。
洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(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。
3．原子核外电子排布的表示方法
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
轨道表示式
外围电子排布式
3s23p4
4.基态、激发态与光谱
(1)基态原子：处于最低能量的原子。
(2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到能量较高的原子轨道，变成激发态原子。
(3)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的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
[自我检测]
1．写出下列原子的电子排布式与简化电子排布式。
原子
电子排布式
简化电子排布式
N
Cl
Ca
Fe
Cu
答案：
原子
电子排布式
简化电子排布式
N
1s22s22p3
[He]2s22p3
Cl
1s22s22p63s23p5
[Ne]3s23p5
Ca
1s22s22p63s23p64s2
[Ar]4s2
Fe
1s22s22p63s23p63d64s2
[Ar]3d64s2
Cu
1s22s22p63s23p63d104s1
[Ar]3d104s1
2.请用核外电子排布的相关规则解释Fe3＋较Fe2＋更稳定的原因。
答案：26Fe外围电子的电子排布式为3d64s2，Fe3＋外围电子的电子排布式为3d5，Fe2＋外围电子的电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低”的原则，3d5处于半满状态，结构更为稳定，所以Fe3＋较Fe2＋更为稳定。
(1)第一电子层(K)只有s一种原子轨道；第二电子层(L)有s、p两种原子轨道；第三电子层(M)有s、p、d三种原子轨道。
(2)s轨道只有1个轨道，p轨道有3个轨道，d轨道有5个轨道，f轨道有7个轨道。
(3)核外电子的能量并不是完全按电子层序数的增加而升高，不同电子层的原子轨道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。
(4)原子轨道的能量关系
①相同电子层上原子轨道能量的高低：ns
Al，P>S。
(3)如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠原子的最外层电子数为1，钠元素I2≫I1，其化合价为＋1。多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，当电离能的变化出现突变时，电子所在的电子层数就可能发生变化。
(1)[2017·高考全国卷Ⅱ，35(2)]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_________________________。
(2)[2017·高考全国卷Ⅲ，35(1)]研究发现，在CO2低压合成甲醇反应(CO2＋3H2===CH3OH＋H2O)中，Co氧化物负载的Mn氧化物纳米粒子催化剂具有高活性，显示出良好的应用前景。Co基态原子核外电子排布式为____________________。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____________。
(3)[2016·高考全国卷Ⅰ，37(4)]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____________。
(4)[2016·高考全国卷Ⅲ，37(2)]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”)
(5)[2015·高考全国卷Ⅱ，37(1)改编]O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是__________(填元素符号)。
[解析] (1)从题图可以看出：除N外，同周期元素随核电荷数依次增大，E1逐渐增大，这是因为随原子半径逐渐减小，结合一个电子需要释放出更多的能量；N原子的2p轨道处于半充满状态，不易再结合一个电子，故E1呈现异常。(2)根据构造原理可写出Co基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2。O是非金属元素，而Mn是金属元素，前者易得电子而不易失电子，后者则反之， 所以O的第一电离能大于Mn。Mn和O的基态原子核外电子排布式分别为1s22s22p63s23p63d54s2、1s22s22p4，前者的3d轨道中5个电子均未成对，后者的2p轨道中有2个电子未成对，所以Mn的基态原子核外未成对电子数较多。(3)锌、锗位于同周期，同一周期从左至右元素的电负性逐渐增大(稀有气体元素除外)，而氧位于元素周期表右上角，电负性仅次于氟，由此得出氧、锗、锌的电负性依次减小。(4)同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，第一电离能呈增大趋势，但ⅡA和ⅤA族元素例外。Ga的原子半径大于As，Ga的第一电离能小于As。(5)四种元素中，氧元素的非金属性最强，故其电负性最大。
[答案] (1)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，具有额外稳定性，故不易结合一个电子
(2)1s22s22p63s23p63d74s2(或[Ar]3d74s2) O Mn
(3)O>Ge>Zn (4)大于 小于 (5)O
(1)N、O、S三种元素中电负性最大的是________(填元素符号)。
(2)F、K、Fe、Ni中第一电离能最大的元素是________，第一电离能最小的元素是________。
答案：(1)O (2)F K
第一电离能与电负性的比较
1．(1)镁所在周期中第一电离能最大的主族元素是________。
(2)第一电离能：Si________S(用“>”或“<”填空)。
(3)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________。
解析：(1)～(2)第3周期的第一电离能的大小为Cl>P>S>Si>Mg>Al>Na，则第一电离能最大的是Cl。(3)元素非金属性越强，电负性越大。同主族元素自上而下非金属性逐渐减弱，电负性逐渐降低，a正确；F的非金属性最强，没有正价，b错误；HF分子间存在氢键，其沸点高于HCl和HBr，c错误；卤素单质自上而下熔点逐渐升高，d错误。
答案：(1)Cl (2)< (3)a
2．(1) 依据第2周期元素第一电离能的变化规律，参照如图中B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。
(2)请回答下列问题：
①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能
I1
I2
I3
I4
……
Ia/kJ·mol－1
578
1 817
2 745
11 578
……
则该元素是________(填写元素符号)。
②Ge的最高价氯化物的分子式是________。该元素可能的性质或应用有________(填字母)。
A．是一种活泼的金属元素
B．其电负性大于硫
C．其单质可作为半导体材料
D．其最高价氯化物的沸点低于其溴化物的沸点
(3)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__________。
解析：(1)第2周期从左向右元素的第一电离能呈增大趋势，但氮元素因为p轨道电子为半充满状态，其第一电离能大于氧。(2)①分析表中数据可知，该元素的逐级电离能中，I1、I2、I3与I4相差较大，说明该元素原子最外层有3个电子，显然该元素为Al元素。②
锗原子基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s24p2，最高化合价为＋4，其氯化物为GeCl4。Ge元素处于金属与非金属分界线附近，表现出一定的金属性和非金属性，其单质常用作半导体材料，不属于活泼金属。Ge元素的电负性小于Si元素的电负性，而Si元素的电负性小于S元素的电负性，则S元素的电负性大于Ge元素的。GeCl4的相对分子质量小于GeBr4，则GeCl4的分子间作用力小于GeBr4的分子间作用力，GeCl4的沸点低于GeBr4的沸点。(3)同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小。
答案：(1)
(2)①Al ②GeCl4 CD
(3)O＞S＞Se
第一电离能与电负性的应用
3．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ/mol)。
电离能
I1
I2
I3
I4
……
R
740
1 500
7 700
10 500
……
下列关于元素R的判断中一定正确的是( )
A．R元素的最高正价为＋3价
B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C．R元素的原子最外层共有4个电子
D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
解析：选B。由表中数据I3≫I2知其最高正价为＋2价，R元素位于第ⅡA族，最外层有2个电子，R不一定是Be元素，故电子排布式不一定是1s22s2。
4．(2018·延安调研)已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是( )
A．X与Y形成的化合物中，X显负价，Y显正价
B．第一电离能可能Y小于X
C．最高价含氧酸的酸性：X弱于Y
D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX
解析：选C。由题意，非金属性：X>Y，所以最高价含氧酸的酸性：X强于Y。
电负性的应用
[课后达标检测]
一、选择题
1．以下表示氦原子结构的化学用语中，对电子运动状态描述最详尽的是( )
A.He B．
C．1s2 D.
解析：选D。A、B、C三个选项只是表达出氦原子核外有2个电子，而D项能详尽地描述出电子的运动状态。
2．(2018·大原模拟)下列各项叙述正确的是( )
A．镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子释放能量，由基态转化成激发态
B．价电子排布式为5s25p1的元素位于第5周期第ⅠA 族，是s区元素
C．所有原子任一电子层的s电子云轮廓图都是球形，但球的半径大小不同
D．24Cr原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d44s2
解析：选C。镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子吸收能量，由基态转化成激发态，A错误；价电子排布式为5s25p1的元素，位于第5周期第ⅢA 族，是p区元素，B错误；所有原子任一电子层的s电子云轮廓图都是球形，电子层越大，球的半径越大，C正确；24Cr原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d54s1，半充满轨道能量较低，D错误。
3．下列说法中正确的是( )
A．第3周期所含元素中钠的第一电离能最小
B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C．在所有元素中，氟的第一电离能最大
D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大
解析：选A。同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大，故A正确，C错误；由于镁的外围电子排布式为3s2，而铝的外围电子排布式为3s23p1，
故铝的第一电离能小于镁的，故B错误；钾比镁更易失电子，钾的第一电离能小于镁的，故D错误。
4．如图是第3周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是( )
A．y轴表示的可能是第一电离能
B．y轴表示的可能是电负性
C．y轴表示的可能是原子半径
D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数
解析：选B。对于第3周期11～17号元素，随着原子序数的增大，第一电离能呈现增大的趋势，但Mg、P特殊，A项错误；原子半径逐渐减小，C项错误；形成基态离子转移的电子数依次为Na为1，Mg为2，Al为3，Si不易形成离子，P为3，S为2，Cl为1，D项错误。
5．美国“海狼”号潜艇上的核反应堆内使用了液体铝钠合金做载热介质，下列关于Al、Na原子结构的分析中正确的是( )
A．原子半径：Al＞Na
B．第一电离能：Al＞Na
C．电负性：Na＞Al
D．基态原子未成对电子数：Na＞Al
解析：选B。根据元素周期律，原子半径：Na＞Al，电负性：Na＜Al，Al基态原子的电子排布式为[Ne]3s23p1，Na基态原子的电子排布式为[Ne]3s1，故未成对电子数相等。
6．下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是( )
A．OX，电负性X>Y，A错误，B正确；电子层结构相同，核电荷数越多，离子半径越小，故X阴离子半径大于Y阳离子半径，C错误；X为非金属元素易得电子形成阴离子，而Y为金属元素易失电子形成阳离子，故其第一电离能X>Y，D错误。
9．A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素；D元素在第3周期中第一电离能最大。下列有关叙述错误的是( )
A．四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar
B．元素A、B、C两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等
C．元素A、C简单离子的半径大小关系为A＜C
D．元素B、C电负性大小关系为BC>Si F>N>O>C (2)1s22s22p63s2
(3)有 (4)Cl
11．下表为元素周期表中第4周期的部分元素(从左到右按原子序数递增排列)，根据要求回答下列各小题：
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
(1)在以上元素的基态原子的电子排布中，4s轨道上只有1个电子的元素有________(填元素名称)。
(2)试比较：第一电离能I1(Cr)________I1(Co)(填“＞”“＜”或“＝”，下同)；晶格能U(FeO)________U(NaCl)(FeO与NaCl的晶胞结构相似)。
(3)前四周期元素中，基态原子中未成对电子数与其所在周期数相同的元素有________种。
解析：(1)4s轨道只有1个电子，则3d轨道可能为0、5(半充满)、10(全充满)，则有1s22s22p63s23p63d04s1、1s22s22p63s23p63d54s1、1s22s22p63s23p63d104s1，分别为钾、铬、铜。(2)铬元素的外围电子排布为3d54s1，钴元素的外围电子排布为3d74s2，前者第一电离能更小。晶格能与阴、阳离子所带电荷的乘积成正比，与阴、阳离子的半径成反比。(3)分周期一一讨论，第1周期中基态原子中未成对电子数为1个，是H原子；第2周期中基态原子中未成对电子数为2个，可以是1s22s22p2或1s22s22p4，是C原子或O原子；第3周期中基态原子中未成对电子数为3个，是1s22s22p63s23p3，是P原子；第4周期中基态原子中未成对电子数为4个，只能是过渡元素，可以是1s22s22p63s23p63d64s2，是Fe原子，因此共有5种元素符合题意。
答案：(1)钾、铬、铜 (2)＜ ＞ (3)5
12．(1)(2016·高考四川卷)M、R、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z是一种过渡元素。M基态原子L层中p轨道电子数是s轨道电子数的2倍，R是同周期元素中最活泼的金属元素，X和M形成的一种化合物是引起酸雨的主要大气污染物，Z
的基态原子4s和3d轨道半充满。R基态原子的电子排布式是_________________________，
X和Y中电负性较大的是________(填元素符号)。
(2)根据下列五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mo1－1)，回答下列各题：
元素代号
I1
I2
I3
I4
Q
2 080
4 000
6 100
9 400
R
500
4 600
6 900
9 500
S
740
1 500
7 700
10 500
T
580
1 800
2 700
11 600
U
420
3 100
4 400
5 900
①在周期表中，最可能处于同一族的是________。
A．Q和R B．S和T
C．T和U D．R和T
E．R和U
②每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明：____________________________；如果U元素是短周期元素，你估计它的第2次电离能飞跃数据将发生在失去第______个电子时。
③如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是____________，其中________元素的第一电离能异常高的原因是___________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)R为钠元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s1；X为硫元素，Y为氯元素，氯比硫活泼，故电负性较大的是Cl。
(2)①根据电离能的变化趋势知，Q为稀有气体元素，R为第ⅠA族元素，S为第ⅡA族元素，T为第ⅢA族元素，U为第ⅠA族元素，所以R和U处于同一主族。
②电离能的突跃变化，说明核外电子是分层排布的，各电子层能量不同。若U是短周期元素，则U是Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1，由于2s22p6所处电子层相同，所以它的第2次电离能飞跃数据发生在失去第10个电子时。
③同一周期，第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族比相邻元素要高，因为其最外层电子呈全充满或半充满状态。
答案：(1)1s22s22p63s1(或[Ne]3s1) Cl
(2)①E ②电子分层排布，各电子层能量不同 10
③R
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