原子结构与元素性质高考总复习Word格式.docx

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元素周期系的周期不是的，而是随周期序号的增

逐增加，同，金属元素的数目也逐增加。

2.原子核外子排布与族的划分

（1）将以下各主族元素的价子数、价子排布式填入表中

族数

ⅠA

ⅡA

ⅢA

ⅣA

ⅤA

ⅥA

ⅦA

价子排布式

ns1

ns2

ns2np1

ns2np2

ns2np3

ns2np4

ns2np5

列数

价子数

（2）以第四周期副族元素例，填写下表

副族元素

ⅢB

ⅣB

ⅤB

ⅥB

ⅦB

ⅠB

ⅡB

3d14s2

3d24s2

3d34s2

3d54s1

3d54s2

3d104s1

3d104s2

价子数目

（3）依照上述表格，族的划分与原子核外子排布的关系

①同主族元素原子的价子排布完好相同，价子全部排布在ns或nsnp道上。

价子数与族序数相同。

②稀有气体的价子排布

1s2或ns2np6。

③渡元素（副族和Ⅷ族）同一行原子的价子排布基真相同。

价子排布

（n－1）d1～

10ns1～2，ⅢB～ⅦB族的价子数与族序数相同，第Ⅰ

B、ⅡB族和第Ⅷ族不相同。

1最外层电子排布与周期表的关系

①原子的电子层数＝能级中最高能层序数＝周期序数。

②主族元素原子的最外层电子数＝主族元素原子的价电子数＝主族序数。

2对价电子认识的误区提示

①价电子不用然是最外层电子，只有主族元素的价电子才是最外层电子。

对于过渡元素还包

括部分内层电子。

②元素的价电子数不用然等于其所在族的族序数，

这只对主族元素成立，

对部分过渡元素是

不成立的。

③同一族元素的价电子排布不用然相同，

如过渡元素中的镧系元素和锕系元素就不相同，

在

第Ⅷ族中部分元素的价电子排布也不相同。

例1

价电子排布式为

5s25p3的主族元素是（

）

A.第五周期ⅢA族

B.51号元素

C.非金属元素

【考点】原子结构与元素周期表的关系

【题点】价电子与元素周期表的关系

答案

解析

5s25p3，5指的是电子层数，即属于第五周期，价电子指的是最外层电子数，主族元素

所在族序数等于最外层电子数，即属于第Ⅴ

A族元素，依照核外电子排布的规律，推出此元

素是锑（Sb），B正确。

例2

某元素的原子序数为

29，试问：

（1）此元素原子的电子总数是

________个。

（2）它有________个电子层，有________个能级。

（3）它的价电子排布式是

________________。

（4）它属于第________周期________族。

（5）它有________个未成对电子。

【考点】原子结构与元素周期表的综合

【题点】原子结构与元素周期表的综合

（1）29

（2）47

（3）3d104s1（4）四

（5）1

解答该题需掌握原子核外电子排布与元素周期表的关系和原子核外电子排布的规律。

依照核外电子排布原理，该元素的电子排布式应为

1s22s22p63s23p63d104s1，共有

29个电子，

故为Cu元素。

从核外电子排布式中能够得出

n＝4，有四个电子层，所以为第四周期元素，

价电子排布式为3d104s1，所以在ⅠB族。

价电子的电子排布图为

，

所以有1个未成对电子。

1.依照核外电子的排布分区

按电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表分为s、p、d、f4个区，而ⅠB、

ⅡB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了（n－1）d能级此后再填充ns能级而得名ds区。

5个区的地址关系以以下列图所示。

2.依照元素的金属性和非金属性分区

依照原子结构特点判断元素在元素周期表的地址

确定确定

电子排布式――→价电子排布式――→

例

（2018·

扶余市第一中学期末

）依照电子排布的特点，

Cu在周期表属于

（

A.ds区

B.p区

区

D.s区

【考点】元素周期表的分区

【题点】元素周期表的分区及应用

学习小结：

核外电子排布与元素周期表的关系

电子的原子A.②③

④最外层电子形成全满结构的原子

B.①③C.②④D.①④

【题点】元素周期表分区的应用

答案B

解析最外层有3个电子的原子，其最外层电子排布式为ns2np1，只能是第ⅢA族元素的原

子，①正确；

最外层电子排布式为ns2的原子，既可能是第ⅡA族元素的原子，也可能是过

渡元素的原子，还可能是He原子，②错误；

最外层有3个未成对电子的原子，其最外层电

子排布式必然为ns2np3，位于第ⅤA族，③正确；

最外层电子形成全满结构的原子，

包括ns2、

ns2np6等结构的原子及钯原子，可能位于多个区，

④错误。

1.比较判断以下各组微粒半径的大小，并说明原因。

（1）Ba>

Sr，同族元素，电子的能层数越多，半径越大。

（2）Ca>

Sc，同周期元素，电荷数越大，半径越小。

（3）S2－>

S，同一元素，电子数越多，半径越大。

（4）Na＋>

Al3＋，拥有相同的电子层结构的离子，核电荷数越大，半径越小。

（5）Pb2＋>

Sn2＋，同族元素的离子，所带电荷相同，电子层数越多，半径越大。

（6）Fe2＋>

Fe3＋，同一元素的离子，电子数越少，正电荷数越高，半径越小。

2.微粒半径大小的判断方法规律。

（1）同周期元素的原子半径、最高价阳离子半径、最低价阴离子半径：

随着核电荷数增加，都依次减小（稀有气体除外）。

（2）同主族元素的原子半径、相同价态阳离子半径和阴离子半径：

随着核电荷数增加，都依次增大。

（3）核外电子排布（即电子层结构）相同的离子半径：

随核电荷数增加，半径依次减小。

（4）同种元素形成的粒子半径：

阳离子<

中性原子<

阴离子，且阳离子价态越高，半径越小。

如：

Fe3

＋

－

＋－

。

Fe2

Fe，Cl<

，H<

（5）核电荷数和电子数都不相同的粒子，一般要找参照物。

如比较

Al3＋和S2－，可找出与

Al3＋电

子数相同，与S2－同一主族的元素O2－来比较，由于Al3＋<

O2－，且O2－<

S2－，故Al3＋<

S2－。

“三看”比较微粒半径的大小

“一看”电子的能层数：

当电子的能层数不相同时，能层数越多，半径越大。

“二看”核电荷数：

当电子的能层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

“三看”核外电子数：

当电子的能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

例5以下原子半径大小序正确的选项是（）

①1s22s22p3②1s22s22p63s23p3③1s22s22p5④1s22s22p63s23p2

A.③＞④＞②＞①B.④＞③＞②＞①

C.④＞③＞①＞②D.④＞②＞①＞③

【考点】微粒半径的大小与比

【点】原子半径的大小与比

答案D

解析由核外子排布式可知，①、②、③、④四种元素分是N、P、F、Si，合原子半径的律可知，大小序④＞②＞①＞③。

例6以下化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是（）

【点】离子半径的大小与比

答案A

碱金属离子半径：

r（Li

）<

r（Na

r（K

r（Cs），素离子半径：

r（F

r（Cl

r（Br

r（I），

然，阴离子半径和阳离子半径之比最大的是

LiI。

1.元素第一离能的看法与意

（1）看法：

①第一离能：

气中性基原子失去一个子化气基正离子所需要的最低能量

叫做第一离能，符号：

I1。

②逐离能：

气基一价正离子再失去一个子成气基二价正离子所需的最低能量叫做第二离能，第三离能和第四、第五离能依此推。

由于原子失去子形成离子

后，若再失去子会更加困，所以同一原子的各离能之存在以下关系：

I1<

I2<

I3⋯⋯

（2）意：

能够衡量元素的原子失去一个子的易程度。

第一离能数越小，原子越简单失去一个子；

第一离能数越大，原子越失去一个子。

2.元素第一离能化律

（1）第一离能的化以下所示：

（2）察解析上，元素第一离能的化律

①同一周期的元素而言，从左到右，元素的第一离能在体上呈从小到大的化，表示元素原子越来越失去子。

②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表示自上而下原子越来越易失去电子。

③拥有全充满、半充满及全空的电子构型的元素牢固性较高，其电离能数值较大。

如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。

3.电离能的应用

（1）依照电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。

如Li：

I1?

I2<

I3，表示

原子核外的三个电子排布在两个能层上（K、L能层），且最外层上只有一个电子，易失去一个

电子形成＋1价阳离子。

（2）判断元素的金属性、非金属性强弱：

越大，元素的非金属性越强；

越小，元素的金属

性越强。

电离能的变化规律

（1）电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。

（2）第一电离能的变化规律

以下有关电离能的说法，正确的选项是

A.第一电离能越大的原子失电子的能力越强

B.第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量

C.同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大

D.可经过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价

【考点】元素的电离能

【题点】元素第一电离能的看法及递变规律

解析①第一电离能是气态电中性原子失去核外第一个电子需要的能量；

一电离能越大，表示该元素的原子越难失去电子；

③从总的变化趋势上看，

的第一电离能从左到右逐渐增大，但有失态，如I1（N）>

I1（O）。

②元素原子的第同一周期中元素

例8

元素X的各级电离能数据以下：

－1

578

1817

2745

11578

14831

18378

I/kJ·

mol

则元素X的常有价态是（）

A.＋1

B.＋2C.＋3

D.＋6

比较表中电离能数据可知，

数值相对较小，至

数值突然增大，说明元素X

、I

的原子中，有3个电子简单失去，所以，该元素的常有化合价为＋

3。

方法规律

元素的各级电离能逐渐增大并且会有突跃，一般第一次突跃前的电离能所对应的电子是最外

层电子，对于金属元素来说，该类电子的个数就是该元素的最高正化合价。

1.微粒半径大小是电子的能层数和核电荷数共同作用的结果，电子的能层数增加，使微粒半径增大，核电荷数增加，微粒半径减小。

2.元素的第一电离能的大小反响了原子失去电子的难易程度。

一般情况下，第一电离能越小，

越易失电子，金属性越强，非金属性越弱；

第一电离能越大，越难失电子，金属性越弱，非

金属性越强（提示：

元素为全充满、半充满及全空电子构型的拥有特别性）。

1.电负性的有关看法与意义

（1）

键合电子与电负性：

元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。

电负

性用来描述不相同元素的原子对键合电子吸引力的大小。

（2）

电负性的意义：

电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。

（3）

电负性大小的标准：

以氟的电负性为

4.0作为相对标准。

2.电负性的变化规律

随原子序数的递加，元素的电负性呈周期性变化。

（1）同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。

（2）同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。

3.电负性的应用

（1）判断元素的金属性和非金属性及其强弱

①金属的电负性一般小于，非金属的电负性一般大于，而位于非金属三角区界线的“类金属”（如锗、锑等）的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

②金属元素的电负性越小，金属元素越爽朗；

非金属元素的电负性越大，非金属元素越爽朗。

（2）判断元素的化合价

①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正当。

②电负性数值大的元素在化合物中吸取电子的能力强，元素的化合价为负值。

电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系

注①稀有气体电离能为同周期中最大。

②第一电离能：

Ⅱ

ⅢA，ⅤA>

ⅥA。

③比较电负

性大小时，不考虑稀有气体元素。

例9以下有关电负性的说法中，不正确的选项是（）

A.元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强

B.主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能必然越大

C.在元素周期表中，元素电负性从左到右呈递加的趋势

D.形成化合物时，电负性越小的元素越简单显正价

【考点】元素的电负性

【题点】元素的电负性的综合

本题观察的是对电负性的理解。

B中，元素的电负性与第一电离能的变化有不相同之处，

如电负性：

N，第一电离能为

N。

例10

一般以为若是两个成键元素的电负性相差大于

，它们平时形成离子键；

若是两个

成键元素的电负性相差小于

，它们平时形成共价键。

查阅以下元素的电负性数值，判断

以下化合物①NaF②AlCl3

③NO

④MgO

⑤BeCl2

⑥CO2中

（1）属于共价化合物的是

______________________________________________________。

（2）属于离子化合物的是

元素

电负性

【题点】元素的电负性的应用

（1）②③⑤⑥

（2）①④

依照表格中的数据分别解析上述各化合物中两种元素的电负性的差值与

1.7做比较，

得出结论。

方法规律——依照电负性的相对大小判断化学键的种类

（1）若是两个成键元素原子间的电负性差值大于

，它们之间平时形成离子键。

（2）若是两个成键元素原子间的电负性差值小于

，它们之间平时形成共价键。

1.观察Li-Mg、Be-Al、B-Si在周期表中的地址，思虑为什么它们的性质拥有相似性？

答案这能够由元素的电负性获取讲解：

Li、Mg的电负性分别为

、；

Be、Al的电负性

分别为、；

B、Si的电负性分别为

、。

它们的电负性凑近，说明它们对键合电子

的吸引力相当，从而表现出相似的性质。

2.试写出Mg在空气中燃烧的化学方程式：

（已知Mg与O、N

、CO都能反响）

点燃

2Mg＋O=====2MgO、3Mg＋N

=====MgN

、2Mg＋CO=====2MgO＋C。

3.试设计实考据明

BeCl是共价化合物。

答案将BeCl2

加热到熔融状态，不能够导电则证明

元素的对角线规则

（1）在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素（如图）的有些性质是相似的（如硼和

硅的含氧酸盐都能形成玻璃，且互熔），被称为“对角线规则”。

（2）处于“对角线”地址的元素，它们的性质拥有相似性的根根源因是由于它们的电负性凑近，说明它们对键合电子的吸引力相当，所以表现出相似的性质。

例11仔细观察以下列图，回答以下问题：

（1）B的原子结构表示图为______，B元素位于元素周期表的第______周期_______族。

（2）铍的最高价氧化物的水化物是________化合物（填“酸性”“碱性”或“两性”），证明这一结论的

有关离子方程式是___________________________________________________

_________________________________________________________________________。

（3）依照周期律知识，硼酸酸性比碳酸______________，原因是_____________________

（4）依照Mg在空气中的燃烧情况，Li在空气中燃烧生成的产物为_____（用化学式表示）。

【考点】元素的对角线规则

【题点】元素的对角线规则及其应用

二ⅢA

（2）两性

2－

2＋

＋2H

Be（OH）2＋2OH===BeO2

＋2H2O，Be（OH）2＋2H===Be

（3）弱

硼的非金属性比碳弱

（4）LiO、LiN

解析

（1）B是5号元素，原子结构表示图为。

1．以下说法中正确的选项是

A．处于最低能量的原子叫做基态原子

B．3p2表示3p能级有两个轨道

C．同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐减小

D．同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增加

2．以下有关认识正确的选项是

A．各能级的原子轨道数按

s、p、d、f的序次分别为

1、3、5、7

B．各能层的能级都是从

s能级开始至f能级结束

C．各能层含有的能级数为

n－1

D．各能层含有的电子数为

2n2

3．以下各组原子中，相互化学性质必然相似的是

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