专题十五物质结构与性质选考Word下载.docx
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1．排布规律
（1）能量最低原理：
基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge：
1s22s22p63s23p63d104s24p2。
（2）泡利原理：
每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子。
（3）洪特规则：
原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
2．表示方法
（1）电子排布式
按电子排入各电子层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。
如：
Cu：
1s22s22p63s23p63d104s1
（2）简化电子排布式
“[稀有气体]＋价层电子”的形式表示。
[Ar]3d104s1
（3）电子排布图
用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。
如S：
3．元素的电离能
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叫做第一电离能。
常用符号I1表示，单位为kJ·
mol－1。
（1）原子核外电子排布的周期性
随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：
每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。
（2）元素第一电离能的周期性变化
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：
同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；
同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。
说明 同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。
同能级的轨道为全满、半满时较相邻元素要大，即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。
如Be、N、Mg、P。
（3）元素电离能的应用
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价，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。
4．元素的电负性
（1）元素电负性的周期性变化
元素的电负性：
不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：
同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；
同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。
（2）
题组一 基态原子的核外电子排布
1．[2017·
江苏，21（A）－
（1）]Fe3＋基态核外电子排布式为____________。
答案 [Ar]3d5（或1s22s22p63s23p63d5）
2．[2017·
全国卷Ⅰ，35
（1）
（2）]
（1）元素K的焰色反应呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长为________nm（填标号）。
A．404.4 B.553.5 C．589.2 D．670.8 E．766.5
（2）基态K原子中，核外电子占据的最高能层的符号是________，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为________。
答案
（1）A
（2）N 球形
3．[2017·
全国卷Ⅱ，35
（1）]氮原子价层电子的轨道表达式（电子排布图）为________。
答案
（或
）
4．[2017·
全国卷Ⅲ，35
（1）]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__________________。
答案 1s22s22p63s23p63d74s2（或[Ar]3d74s2） O Mn
5．[2016·
江苏，21（A）－
（1）]Zn2＋基态核外电子排布式为________。
答案 1s22s22p63s23p63d10（或[Ar]3d10）
6．[2016·
全国卷Ⅰ，37
（1）]基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]________，有________个未成对电子。
答案 3d104s24p2 2
7．[2016·
全国卷Ⅱ，37
（1）]镍元素基态原子的电子排布式为________，3d能级上的未成对的电子数为________。
答案 1s22s22p63s23p63d84s2（或[Ar]3d84s2） 2
8．[2016·
全国卷Ⅲ，37
（1）]写出基态As原子的核外电子排布式：
________________。
答案 1s22s22p63s23p63d104s24p3（或[Ar]3d104s24p3）
“两原理，一规则”的正确理解
（1）原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。
易误警示 在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：
①
（违反能量最低原理）
②
（违反泡利原理）
③
（违反洪特规则）
④
（违反洪特规则）
（2）同能级的轨道半充满、全充满或全空状态的原子结构稳定。
如np3、np6
Cr：
3d54s1 Mn：
3d54s2 Cu：
3d104s1 Zn：
3d104s2
（3）31Ga、33As等基态原子核外电子排布（简写）常出现错误：
31Ga [Ar]4s24p1应为[Ar]3d104s24p1
33As [Ar]4s24p3应为[Ar]3d104s24p3
题组二 元素的电离能和电负性
9．[2017·
江苏，21（A）－（3）]C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为______________。
答案 H<
C<
O
10．[2017·
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____________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 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的2p能级处于半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子
11．[2016·
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________。
答案 O>
Ge>
Zn
12．[2016·
全国卷Ⅱ，37（3）]元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1959kJ·
mol－1，INi＝1753kJ·
mol－1，ICu>
INi的原因是______________________________________________。
答案 铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子
13．在N、O、S中第一电离能最大的是________。
答案 N
14．第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有______种。
答案 3
15．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
16．依据第二周期元素第一电离能的变化规律，参照下图中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。
考点二 分子结构与性质
1．分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点
当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。
杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道夹角
立体构型
实例
sp
2
180°
直线形
BeCl2
sp2
3
120°
平面三角形
BF3
sp3
4
109°
28′
正四面体形
CH4
2.分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对立体构型，不包括孤电子对。
（1）当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致。
（2）当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。
电子对数
成键对数
孤电子对数
电子对立体构型
分子立体构型
三角形
1
V形
SO2
四面体
四面体形
三角锥形
NH3
H2O
3.中心原子杂化类型和分子立体构型的相互判断
中心原子的杂化类型和分子立体构型有关，二者之间可以相互判断。
分子组成（A为中心原子）
中心原子的孤电子对数
中心原子的杂化方式
AB2
AB3
AB4
特别提醒
（1）用价电子对互斥理论判断分子的立体构型时，不仅要考虑中心原子的孤电子对所占据的空间，还要考虑孤电子对对成键电子对的排斥力大小。
排斥力大小顺序为LP—LP≫LP—BP>
BP—BP（LP代表孤电子对，BP代表成键电子对）。
（2）三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序：
三键—三键>
三键—双键>
双键—双键>
双键—单键>
单键—单键。
（3）排斥力大小对键角的影响
分子
杂化轨道角度
排斥力分析
实际键角
LP—LP≫LP—BP>
BP—BP
105°
LP—BP>
107°
COCl2
C==O对C—Cl的排斥力大于C—Cl对C—Cl的排斥力
形成两种键角分别为124.3°
、111.4°
4.共价键
（1）共价键的类型
①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键和三键。
②按共用电子对
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