2019届一轮复习江苏专版原子结构与性质学案
专题十一 物质结构与性质(选修3)
第一单元 原子结构与性质
[教材基础—自热身]
1．能层、能级与原子轨道
(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。
(2)能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(ns)
1.8，非金属元素；电负性<1.8，金属元素。
(2)确定化学键类型：两成键元素电负性差值>1.7，离子键；两成键元素电负性差值<1.7，共价键。
(3)判断元素价态正负：电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价。
(4)电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一(表征原子得电子能力强弱)。
[对点练]
1．镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
2．Na容易形成＋1价离子，而Mg、Al易形成＋2价、＋3价离子，原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
3．从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物，说出理由并写出判断的方法________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案：1.Mg：1s22s22p63s2 P：1s22s22p63s23p3。镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于全满或半满状态，相对比较稳定，失电子较难
2．Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子
3．Al和Cl的电负性差值为1.5<1.7，所以形成共价键，AlCl3为共价化合物。将AlCl3加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物
[题点全练—过高考]
题点一 电离能与元素的性质
1．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，故第一电离能依次增大
C．最外层电子排布为ns2np6(若只有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I1Ge>Zn
(4)金属 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)N (7)K F
[课下能力测评—查缺漏]
1．下列有关化学用语正确的是( )
A．某元素基态原子的电子排布图：
B．NH4Cl电子式为
C．Ca2＋基态电子排布式为1s22s22p63s23p6
D．F原子的结构示意图：
解析：选C A中电子排布图应为，错误；B中电子式为，错误；D中结构示意图应为，错误。
2．(2018·唐山模拟)在d轨道中电子排布成，而不能排布成，其最直接的根据是( )
A．能量最低原理 B．泡利原理
C．原子轨道构造原理 D．洪特规则
解析：选D 据图知，4个电子占据不同的轨道且自旋状态相同，其根据是洪特规则。
3．下列关于价电子构型为4s24p4的原子的描述正确的是( )
A．其电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d104p4
B．其价电子排布图为
C．其4p轨道电子排布图为
D．其电子排布式可以简化为[Ar]3d104s24p4
解析：选D A项，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p4，错误；B项，违反了洪特规则，错误；C项，违反了泡利原理，错误。
4．(2018·银川模拟)下列基态原子的核外电子在原子轨道上的能量大小关系不正确的是( )
A．5s＞4s B．4s>3d
C．5d＞4f D．5p＞4d
解析：选B B项，3d能级的能量高于4s能级的能量，B项错误。
5．(2018·忻州模拟)下列叙述中正确的是( )
A．同周期元素中，第ⅦA族元素的原子半径最大
B．第ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
C．当各轨道处于全满、半满、全空时原子较稳定
D．同一周期中，碱金属元素的第一电离能最大
解析：选C 同周期元素中，从左至右原子半径依次减小，所以同周期元素中，第ⅦA族元素的原子半径最小，A错误；第ⅥA族元素的原子，其半径越大，越不容易得电子，B错误；当各轨道处于全满、半满、全空时，能量最低，原子较稳定，C正确；同一周期中，碱金属元素的第一电离能最小，D错误。
6．(2018·潍坊模拟)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：选A 同主族元素从上到下电负性依次减小，A正确；卤族元素中氟无正价，B错误；HF分子间存在氢键，HF熔沸点最高，C错误；卤族元素从上到下单质分子间范德华力依次增大，熔点依次升高，D错误。
7．下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是( )
A．原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子
B．原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子
C．2p轨道上只有两个电子的X原子与3p轨道上只有两个电子的Y原子
D．最外层都只有一个电子的X、Y原子
解析：选C C项，2p轨道上只有两个电子的X原子是C原子，3p轨道上只有两个电子的Y原子是Si原子，两者化学性质相似。
8．下列关于电离能和电负性的说法不正确的是( )
A．第一电离能的大小：Mg>Al
B．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳
C．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碳
D．F、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是F
解析：选B 锗是金属元素而碳是非金属元素，第一电离能低于碳，B不正确。
9．长式周期表共有18个纵行，从左到右排为1～18列，即碱金属为第1列，稀有气体元素为第18列。按这种规定，下列说法正确的是( )
A．第9列中元素中没有非金属元素
B．只有第2列的元素原子最外层电子排布为ns2
C．第四周期第9列元素是铁元素
D．第10、11列为ds区
解析：选A A项，第9列中元素是第Ⅷ族元素，都是金属元素，没有非金属元素，正确；B项，第2列的元素原子最外层电子排布为ns2，此外He核外电子排布是1s2，也符合该最外层电子排布，错误；C第四周期第9列元素是Co元素，错误；D项，第11、12列元素为ds区，错误。
10.如图是第三周期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 对于第三周期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。
11．(2018·南充模拟)若某原子在处于能量最低状态时，外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是( )
A．该元素原子处于能量最低状态时，原子中共有3个未成对电子
B．该元素原子核外共有5个电子层
C．该元素原子的M能层共有8个电子
D．该元素原子最外层共有3个电子
解析：选B A项，该元素原子处于能量最低状态时，只有4d能级上有1个未成对电子，错误；C项，该元素原子M能层电子排布为3s23p63d10，共有18个电子，错误；D项，该原子最外层上有2个电子，错误。
12．X、Y、Z、W是短周期元素，X元素原子的最外层未达到8电子稳定结构，工业上通过分离液态空气获得其单质；Y元素原子最外电子层上s、p电子数相等；Z元素＋2价阳离子的核外电子排布与氖原子相同；W元素原子的M层有1个未成对的p电子。下列有关这些元素性质的说法一定正确的是( )
A．X元素的氢化物的水溶液显碱性
B．Z元素的离子半径大于W元素的离子半径
C．Z元素的单质在一定条件下能与X元素的单质反应
D．Y元素最高价氧化物的晶体具有很高的熔点和沸点
解析：选C 根据题意，Z为Mg元素，Y原子最外层电子排布为ns2np2
，是C或Si元素，X为N或O元素，W为Al或Cl元素。N的氢化物的水溶液显碱性，但O的氢化物的水溶液显中性或弱酸性，A错误；Al3＋的半径比Mg2＋小，Cl－的半径比Mg2＋大，B错误；氮气、氧气均能与镁反应，C正确；CO2形成的晶体熔、沸点低，D错误。
13．以下有关元素性质的说法不正确的是( )
A．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
B．具有下列价电子排布式的原子中：①3s23p1，②3s23p2，③3s23p3，④3s23p4，第一电离能最大的是③
C．①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、Cl中，元素的电负性随原子序数增大而递增的是④
D．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＋
解析：选D A项，①为Si，②为N，③为C，④为S，原子半径最大的为Si，正确；B项，①为Al，②为Si，③为P，④为S，第一电离能最大的为P，正确；C项，同一主族元素，电负性从上到下逐渐减小；同一周期元素，从左到右电负性逐渐增大，正确；D项，根据各级电离能变化趋势，基态原子的最外层应有2个电子，所以与Cl2反应时应显＋2价，D项错误。
14．(1)C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。
①Si位于元素周期表第________周期第________族。
②N的基态原子核外电子排布式为____________；Cu的基态原子最外层有________个电子。
③用“＞”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
(2)O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)，其中P原子的核外电子排布式为_________________________________________________________。
(3)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
……
In/(kJ·mol－1)
578
1 817
2 745
11 578
……
则该元素是________(填写元素符号)。
②基态锗(Ge)原子的电子排布式是________________________________________________________________________。
Ge的最高价氯化物的分子式是________。
③Ge元素可能的性质或应用有________。
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
解析：(1)①Si是14号元素，位于元素周期表中第三周期第ⅣA族。②N是7号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p3；Cu是29号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故最外层有1个电子。③同周期元素，原子序数越大，原子半径越小，电负性越强，故原子半径：Al＞Si，电负性：N＜O；金刚石和晶体硅都是原子晶体，但键能：CC＞SiSi，故熔点：金刚石＞晶体硅；CH4和SiH4都是分子晶体，且两者结构相似，SiH4的相对分子质量大，故沸点：CH4＜SiH4。(2)O、Na、P和Cl四种元素中，O元素的电负性最大。P原子核外有15个电子，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p3(或[Ne]3s23p3)。(3)①由电离能数据可知，该元素呈＋3价。②Ge的最高正价为＋4价。③Ge位于金属和非金属的分界线上，故其可作半导体材料，其氯化物和溴化物为分子晶体，相对分子质量越大，其沸点越高。
答案：(1)①三 ⅣA ②1s22s22p3 1
③＞ ＜ ＞ ＜
(2)O 1s22s22p63s23p3(或[Ne]3s23p3)
(3)①Al ②1s22s22p63s23p63d104s24p2(或[Ar]3d104s24p2)
GeCl4 ③CD
15. (1)钒在元素周期表中的位置为_________________________________________，
其价层电子排布图为__________________________________________________。
(2)Cr3＋基态核外电子排布式为_______________________________________________。
(3)Cu＋基态核外电子排布式为____________________________________________。
(4)①Na、Cu、O、Si、S、Cl是常见的六种元素。Na位于元素周期表第______周期第______族；S的基态原子核外有________个未成对电子；Si的基态原子核外电子排布式为________________________。
②用“>”或“<”填空：
第一电离能
离子半径
熔点
酸性
Si____S
O2－____Na＋
NaCl____Si
H2SO4____HClO4
(5)下列微粒中基态原子的电子排布中未成对电子数最多的是________(填字母)。
a．H B．N c．Cu d．Cr e．C
(6)Ga与B同主族，Ga的基态原子核外电子排布式为________________。B、C、O三元素的第一电离能由大到小的顺序是__________。
答案：(1)第四周期第ⅤB族
(2)1s22s22p63s23p63d3(或[Ar]3d3)
(3)1s22s22p63s23p63d10(或[Ar]3d10)
(4)①三 ⅠA 2 1s22s22p63s23p2 ②< > < <
(5)d (6)1s22s22p63s23p63d104s24p1(或[Ar]3d104s24p1)
O＞C＞B
16．下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。
试回答下列问题：
(1)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)o、p两元素的部分电离能数据列于下表：
元素
o
p
电离能/(kJ·mol－1)
I1
717
759
I2
1 509
1 561
I3
3 248
2 957
比较两元素的I2、I3可知，气态o2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是_______________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)第三周期8种元素按单质熔点高低的顺序如图甲所示，其中电负性最大的是____________(填图中的序号)。
(4)表中所列的某主族元素的电离能情况如图乙所示，则该元素是____________(填元素符号)。
解析：(1)h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，原因是电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量。(2)o元素为Mn，Mn2＋
的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满结构，相对比较稳定，当失去第三个电子时比较困难，而p元素为Fe，Fe2＋的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满结构，形成相对比较稳定的结构，故其失去第三个电子比较容易。(3)第三周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成原子晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，故8种元素按单质熔点由高到低的顺序为硅、铝、镁、硫、磷、钠、氯、氩，其中电负性最大的为氯。(4)由图可知，该元素的电离能I4 远大于I3，故为第ⅢA族元素，周期表中所列的第ⅢA族元素i属于第三周期，应为Al。
答案：(1)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量
(2)Mn2＋的3d轨道电子排布为半满状态，比较稳定
(3) 2 (4)Al
