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文档介绍
2020届一轮复习鲁科版第12章第37讲原子结构与元素周期表、元素性质学案
第37讲 原子结构与元素周期表、元素性质 考纲要求 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。 考点一 原子核外电子排布原理 1．电子层、能级与原子轨道 (1)电子层(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电子层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。 (2)能级：同一电子层里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，同一电子层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。 (3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。 原子轨道 轨道形状 轨道个数 s 球形 1 p 哑铃形 3 特别提醒 第一电子层(K)，只有s能级；第二电子层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三电子层(M)，有s、p、d三种能级。 2．基态原子的核外电子排布 (1)能量最低原则：即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。 如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图： 注意 所有电子排布规则都需要满足能量最低原则。 (2)泡利不相容原理 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。 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或[Ar]3d54s1。 3．基态、激发态及光谱示意图 (1)p能级的能量一定比s能级的能量高(×) (2)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多(×) (3)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等(×) (4)2px、2py、2pz的能量相等(√) (5)铁元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d6(×) (6)Cr的基态原子的简化电子排布式为[Ar]3d44s2(×) (7)基态原子电子能量的高低顺序为E(1s)＜E(2s)＜E(2px)＜E(2py)＜E(2pz)(×) (8)电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原则(×) (9)磷元素基态原子的轨道表示式为(×) 2．写出下列原子或离子的①电子排布式、②价电子轨道表示式、③电子占的原子轨道数、④未成对电子数。 (1)N：①________________②_____________________________ ③____________________④_______________________________。 (2)Cl：①________________②_____________________________ ③____________________④_______________________________。 (3)Fe2＋：①____________②_______________________________ ③____________________④_______________________________。 (4)Cu：①______________②_______________________________ ③____________________④_______________________________。 (5)Se：①______________②_______________________________ ③____________________④________________________________。 (6)Br－：①____________②__________________________________ ③____________________④_________________________________。 答案 (1)①1s22s22p3 ② ③5 ④3 (2)①1s22s22p63s23p5(或[Ne]3s23p5) ② ③9 ④1 (3)①1s22s22p63s23p63d6(或[Ar]3d6) ② ③14 ④4 (4)①1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1) ② ③15 ④1 (5)①1s22s22p63s23p63d104s24p4(或[Ar]3d104s24p4) ② ③18 ④2 (6)①1s22s22p63s23p63d104s24p6(或[Ar]3d104s24p6) ② ③18 ④0 核外电子排布常见错误 (1)在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误： ①(违反能量最低原则) ②(违反泡利不相容原理) ③(违反洪特规则) ④(违反洪特规则) (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，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，而失电子时，却先失4s轨道上的电子，如Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5。 (3)注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、价电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；价电子排布式：3d104s1。 1．第三代半导体材料的优异性能和对新兴产业的巨大推动作用，使得发达国家都把发展第三代半导体材料及其相关器件等列为半导体重要新兴技术领域，投入巨资支持发展。第三代半导体材料有氮化镓、碳化硅等。请回答下列问题： (1)硅原子占据电子的能级符号有________________，其中占据电子的能量最高的能级符号为________，该电子层已经容纳了________个电子。 (2)N原子中，有电子占据的最高电子层符号为________，该电子层已经容纳的电子数为________个。 (3)镓为元素周期表中第31号元素，位于元素周期表第4周期。镓原子具有________个电子层，每个电子层已经容纳的电子数之比为______________。 答案 (1)1s、2s、2p、3s、3p 3p 2 (2)L 5 (3)4 2∶8∶18∶3 解析 (1)硅位于元素周期表第3周期，有3个电子层，分别为K、L、M，每个电子层的能级数分别为1、2、2，其能级符号为1s、2s、2p、3s、3p，其中占据电子的最高能级为3p，s能级最多容纳2个电子，p能级最多容纳6个电子，故3p能级容纳的电子数为14－2－2－6－2＝2。(2)N原子位于元素周期表第2周期，共2个电子层，符号分别为K、L，L为最高电子层，该电子层包括2s能级的2个电子和2p能级的3个电子，共5个电子。(3)通过比较，可以得出规律，电子层数与元素原子所在的周期数相等，故Ga有4个电子层，每层的电子数为2、8、18、3。 2．(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 ________；其价电子轨道表示式为_____________________________________________。 (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离子的结构示意图为________________________________________________。 (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，轨道表示式为______________________________________________________。 答案 (1)N (2)Cl (3)Fe 1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2) (4)Cu 1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1) (5)2 2p 考点二 原子结构与周期表、元素性质的关系 1．原子结构与周期表的关系 (1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格) 周期 电子层数 每周期第一个元素 每周期最后一个元素 原子序数 基态原子的简化电子排布式 原子序数 基态原子的电子排布式 2 2 3 [He]2s1 10 1s22s22p6 3 3 11 [Ne]3s1 18 1s22s22p63s23p6 4 4 19 [Ar]4s1 36 1s22s22p63s23p6 3d104s24p6 5 5 37 [Kr]5s1 54 1s22s22p63s23p63d10 4s24p64d105s25p6 6 6 55 [Xe]6s1 86 1s22s22p63s23p63d104s24p6 4d104f145s25p65d106s26p6 (2)每族元素的价层电子排布特点 ①主族 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA 排布特点 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 主族 ⅤA ⅥA ⅦA 排布特点 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ②0族：He：1s2；其他ns2np6。 ③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。 (3)元素周期表的分区与价层电子排布的关系 ①周期表的分区 ②各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除氦外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除钯外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 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)第一电离能：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，符号：I1，单位：kJ·mol－1。 (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，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。 ②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。 ③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1＜I2＜I3…)。 4．电负性 (1)含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。 (2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。 (3)变化规律 金属元素的电负性一般小于2，非金属元素的电负性一般大于2，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2左右。 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．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。 (1)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能(×) (2)第2周期主族元素的原子半径随核电荷数的增大依次减小(√) (3)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>F>C(×) (4)正三价阳离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5的元素在周期表中位于Ⅷ族(√) (5)价电子排布式为4s24p3的元素位于第4周期ⅤA族，是p区元素(√) (6)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(×) (1)第3周期所有元素的第一电离能(I1)大小顺序为 ___________________________________________________________(用元素符号表示)。 (2)Na的逐级电离能中有________次突跃。分别是哪级电离能发生突跃？________、________。 (3)F、Cl、Br、I的第一电离能由大到小的顺序为_________________________________，电负性由大到小的顺序为________________。 答案 (1)Na＜Al＜Mg＜Si＜S＜P＜Cl＜Ar (2)2 I2≫I1 I10≫I9 (3)F＞Cl＞Br＞I F＞Cl＞Br＞I 1．(2018·安徽省淮南模拟)表1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： 表1 (1)元素p为26号元素，请写出其基态原子电子排布式： ________________________________________________________________________。 (2)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：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)o、p两元素的部分电离能数据如表2： 元素 电离能/kJ·mol－1 o p I1 717 759 I2 1 509 1 561 I3 3 248 2 957 表2 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________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (4)第3周期8种元素单质熔点高低的顺序如图1所示，其中电负性最大的是_____(填图1中的序号)。 (5)表1中所列的某主族元素的电离能情况如图2所示，则该元素是__________(填元素符号)。 答案 (1)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2) (2)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 (3)Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定 (4)2 (5)Al 解析 (2)h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，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。(3)o元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，Mn2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满状态，相对比较稳定，当其失去第3个电子时比较困难，而Fe2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，故其失去第3个电子比较容易。(4)第3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，8种元素熔点最低的为氩，其次为氯，其中电负性最大的为氯。(5)由图可知，该元素的电离能I4 远大于I3，故为第ⅢA族元素，应为Al。 2．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 3．(2018·南阳一中模拟)明代宋应星所著《天工开物》中已经记载了我国古代用炉甘石(主要成分为ZnCO3)和煤冶锌工艺，锌的主要用途是制造锌合金和作为其他金属的保护层。回答下列问题： (1)Zn基态原子核外电子排布式为_________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)硫酸锌溶于氨水形成[Zn(NH3)4]SO4溶液。 ①与SO互为等电子体的阴离子化学式为________(写出一种)。 ②氨的热稳定性强于膦(PH3)，原因是___________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)黄铜是由铜和锌所组成的合金，元素铜与锌的第一电离能分别为ICu＝746 kJ·mol－1，IZn＝906 kJ·mol－1，ICu查看更多