高中化学选修3《第一章原子结构与性质》高考复习导学案练习讲解文档格式.docx

资源描述

高中化学选修3《第一章原子结构与性质》高考复习导学案练习讲解文档格式.docx

《高中化学选修3《第一章原子结构与性质》高考复习导学案练习讲解文档格式.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学选修3《第一章原子结构与性质》高考复习导学案练习讲解文档格式.docx（28页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

高中化学选修3《第一章原子结构与性质》高考复习导学案练习讲解文档格式.docx

……

最多

电子数

2n2

2.原子轨道

3.原子核外电子排布规律

⑴构造原理：

随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基

态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。

能级交错：

由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。

说明：

构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。

也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。

（2）能量最低原理

现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最

低原理。

构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。

（3）泡利（不相容）原理：

基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。

换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。

（4）洪特规则：

当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。

比如，p3的轨道式为

或

，而不是

。

洪特规则特例：

当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。

即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。

前36号元素中，全空状态的有4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0；

半充满状态的有：

7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr3d54s1、25Mn3d54s2、33As4s24p3；

全充满状态的有10Ne2s22p6、18Ar3s23p6、29Cu3d104s1、30Zn3d104s2、36Kr4s24p6。

4.基态原子核外电子排布的表示方法

（1）电子排布式

①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：

1s22s22p63s23p64s1。

②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：

[Ar]4s1。

（2）电子排布图（轨道表示式）

每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。

如基态硫原子的轨道表示式为

二.原子结构与元素周期表

1.原子的电子构型与周期的关系

（1

）每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。

每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。

He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。

（2）一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。

但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。

2.元素周期表的分区

（1）根据核外电子排布

①分区

②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。

如：

某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。

即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素（副族与第Ⅷ族）的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数（镧系、锕系除外）。

三.元素周期律

1.电离能、电负性

（1）电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。

第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。

在同一周期的元素中，碱金属（或第ⅠA族）第一电离能最小，稀有气体（或0族）第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。

同主族元素，从上到下

，第一电离能逐渐减小。

同一原子的第二电离能比第一电离能要大

（2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。

以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。

电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8左右。

它们既有金属性，又有非金属性。

（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

②金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，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1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；

非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。

2.原子结构与元素性质的递变规律

性质

同周期（从左往右

同主族（自上而下）

（1）能层数

相同

从1递增到6（或7）

（2）最外层电子数

从1递增到8（第一周期例外）

相同

（3）原子半径

减小（稀有气体除外）增强

增大减弱

（4）金属性（原子失电子能力）

减弱

增强

（5）非金属性（原子得电子能力）

（6）电负性

增强

（7）第一电离能

增大的趋势

减小

（8）单质还原性

（9）单质氧化性

（10）最高价氧化物对应水化物的酸碱性

碱性减弱，酸性增强

碱性增强，酸性减弱

（11）非金属形成气态氢化物的难易程度

由难到易

由易到难

（12）气态氢化物的稳定性

（13）主要化合价

最高正价从+1递增到+7（O、F例外），最低负价从第ⅣA族-4递增到-1

（14）离子半径

r（阴离子）减小，r（阳离子）减小，r（阴离子）＞r（阳离子）

增大

3.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

【要点名师透析】

试题类型一：

原子结构与核外电子排布.

有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所述.

元素

结构、性质等信息

是短周期中（除稀有气体外）原子半径最大的元素，该元素的某种合金是原子反应堆的导热剂

B与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性

元素的气态氢化物极易溶于水，可用作制冷剂

是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物也是自来水生产过程中常用的消毒杀菌剂

请根据表中信息填写：

（1）A原子的核外电子排布式________________________．

（2）B元素在周期表中的位置__________________________；

离子半径：

B________A（填“大于”或“小于”）．

（3）C原子的电子排布图是________，其原子核外有________个未成对电子，能量最高的电子为________轨道上的电子，其轨道呈________形．

（4）D原子的电子排布式为____________________，D－的结构示意图是________．

（5）B的最高价氧化物对应的水化物与A的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为______________________，与D的氢化物的水化物反应的化学方程式为________________________．

【解析】根据题中信息可推出：

A为Na，B为Al，C为N，D为Cl.

（1）Na原子核外电子排布式为1s22s22p63s1.

（2）B为Al，其在元素周期表中的位置为第3周期第ⅢA族，Na＋与Al3＋核外电子排布相同，核电荷数Al3＋大于Na＋，故r（Al3＋）<

r（Na＋）．

（3）C为N，其电子排布图为

，其中有3个未成对电子，能量最高的为p轨道上的电子，其轨道呈纺锤形．

（4）D为Cl，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p5，简化电子排

布式为[Ne]3s23p5，Cl－的结构示意图为

（5）本题考查Al（OH）3分别与NaOH、盐酸反

应的方程式．

Al（

OH）3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al（OH）3＋3HCl===AlCl3＋3H2O.

【答案】

（1）1s22s22p63s1

（2）第3周期第ⅢA族　小于

（3）

（4）1s22s22p63s23p5或[Ne]3s23p5　

（5）NaOH＋Al（OH）3===NaAlO2＋2H2O3HCl＋Al（OH）3===AlCl3＋3H2O

试题类型二：

原子结构与元素周期律

在元素周期表中，一稀有气体元素原子的最外层电子构型为4s24p6，与其同周期的A、B、C、D四种元素，它们的原子的最外层电子数依次为2、2、1、7，其中A、C两元素原子的次外层电子数为8，B、D两元素原子的次外层电子数为18，E、D两元素处于同族，且在该族元素中，E的气态氢化物的沸点最高。

（1）B元素在周期表中的位置________________，B元素原子的价层电子排布为________。

（2）E的气态氢化物在同族元素中沸点最高的原因是________________________________。

（3）A、C两元素第一电离能________＞_____。

（填元素符号）

（4）D元素原子的结构示意图为______________。

（5）A、E所形成化合物的电子式为_______________________________。

【解析】据稀有气体的最外层电子构型，知其为第4周期，则A、B、C、D均为第4周期元素。

D元素最外层电子数为7，则D为Br；

A、C两元素原子的次外层电子数均为8，最外层电子数分别为2、1，则A为Ca，C为K；

B元素原子的次外层电子数为18，最外层电子数为2，则B为Zn；

E、D两元素处于同族，为ⅦA族，且在该族元素中，E的气态氢化物的沸点最高，可知E为F（HF分子间存在氢键）。

【感悟高考真题】

1.（2011·

安徽高考·

11）中学化学中很多“规律”都有其使用范围，下列根据有关“规律”推出的结论合理的是

A.根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出Al的第一电离能比Mg大

B.根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元

素最高正价都是+7

C.根据溶液的pH与溶液酸碱性的关系，推出pH=6.8的溶液一定显酸性

D.根据较强酸可以制取较弱酸的规律，推出CO2通入NaClO溶液中能生成HClO

【答案】选D。

【解析】本题考查各种“规律”，综合考查化学原理中的共性与特性。

选项

具体分析

结论

同一同期，第一电离能呈现增大趋势，但由于p轨道处于全空、半充满或全充满时相对稳定，这使得第IIA族与第

A族、第

A族与第

A族反常，故Mg比Al的第一电离能要大

错误

F的电负性最大，没有正化合价。

溶液的酸碱性受pH和温度共同影响。

常温下，pH<

7的溶液才为酸性

由于酸性:

H2CO3>

HClO,故能发生反应:

NaClO＋CO2＋H2O＝HClO+NaHCO3

正确

2.（2010上海卷）20．几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：

元素代号

原子半径/pm

160

143

主要化合价

+5、+3、-3

-2

下列叙述正确的是

A．X、Y元素的金属性X<

B．一定条件下，Z单质与W的常见单质直接生成2W2

C．Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水

D．一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来

【答案】D

【解析】此题考查了物质结构与元素周期律知识。

根据题给数据，X、Y的化合价不同，但原子半径相差较小，可知两者位于同一周期相邻主族，故金属性X>

Y，A错；

根据Z、W的原子半径相差不大，化合价不同，且W只有负价，则其可能是O，Z是N，两者的单质直接生成NO，B错；

据此判断可知X是Mg，Y是Al；

Y的最高价氧化物的水化物是氢氧化铝，其不溶于氨水，C错；

一定条件下，氧气可以和氨气反应生成水和氮气，D对。

知识归纳：

解答元素推断题的突破口可能是原子结构、元素在周期表中的位置、元素的性质等；

在此题中解答时，关键是抓住元素性质和元素在周期表中的位置的关系，从原子半径的变化和元素的最高正价和最低负价入手寻求突破。

3.（09江苏卷2.

）下列有关化学用语使用正确的是

A.硫原子的原子结构示意图：

B．NH4Cl的电子式：

C．原子核内有10个中子的氧原子：

D．对氯甲苯的结构简式：

【答案】C

【解析】A项，硫原子的原子结构示意图最外电子层应为6个电子，

所以A项错误，

B项，

是由

离子构成，由于

是阴离子，必须写出电子式，

C项，

表示质量数为18，质子数为8的氧原子，所以该原子核内有10个中子

D项，该结构简式是邻氯甲苯，因为氯原子和甲基的位置在相邻的碳原子上。

对氯甲苯中的氯原子和甲基的位置应该处于相对位置。

4.（2011·

安徽高考）W、X、Y、Z是四种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数变化如图所示。

已知W的一种核素的质量数为18，中子数为10；

X和Ne原子的核外电子数相差1；

Y的单质是一种常见的半导体材料；

Z的电负性在同周期主族元素中最大。

（1）X位于元素周期表中第周期第族；

W的基态原子核外有个未成对电子。

（2）X的单质和Y的单质相比，熔点较高的是（写化学式）；

Z的气态氢化物和溴化氢相比，较稳定的是（写化学式）。

（3）Y与Z形成的化合物和足量水反应，生成一种弱酸和一种强酸，该反应的化学方程式是。

（4）在25º

C、101kPa下，已知Y的气态氢化物在氧气中完全燃烧后恢复至原状态，平均每转移1mol电子放热190.0kJ，该反应的热化学方程式是

。

【解析】本题要紧扣原子半径的周期性变化，从而确定四种元素的符号。

本题综合考查元素周期表、晶体结构、元素化合物以及热化学方程式等知识。

根据题意，W的一种核素的质量数为18，中子数为10，则W为0；

X和Ne原子的核外电子数相差1，且原子半径比W大，则X为Na；

Y的单质是一种常见的半导体材料，不难推断Y为Si；

Z的电负性在同周期主族元素中最大，且原子半径比O大，而比Na小,不难推出Z为Cl。

5.（2011·

海南高考·

19－II）铜是重要金属，Cu的化合物在科学研究和工业生产中具有许多用途，如CuSO4溶液常用作电解液、电镀液等。

请回答以下问题：

（1）CuSO4可由金属铜与浓硫酸反应制备，该反应的化学方程式为__________________；

（2）CuSO4粉末常用来检验一些有机物中的微量水分，其原因是______________；

（3）SO42－的立体构型是________，其中S原子的杂化轨道类型是______________；

（4）元素金（Au）处于周期表中的第六周期，与Cu同族，Au原子最外层电子排布式为______；

一种铜合金晶体具有立方最密堆积的结构，在晶胞中Cu原子处于面心，Au原子处于顶点位置，则该合金中Cu原子与Au原子数量之比为_______；

该晶体中，原子之间的作用力是________；

（5）上述晶体具有储氢功能，氢原子可进入到由Cu原子与Au原子构成的四面体空隙中。

若将Cu原子与Au原子等同看待，该晶体储氢后的晶胞结构与CaF2的结构相似，该晶体储氢后的化学式应为__________。

【解析】

（1）金属铜与浓硫酸在加热时反应生成硫酸铜、二氧化硫和水。

（2）白色的CuSO4粉末与水结合生成蓝色的CuSO4·

5H2O晶体，该反应常用于检验微量水的存在。

（3）根据价层电子对互斥理论可以判断，SO42－的价层电子对数n＝

＝4，所以中心硫原子采取sp3杂化，立体构型为正四面体形。

（4）铜的价电子构型为3d104s1，最外层只有1个电子，最外层电子排布式为4s1，所以与Cu同族的第六周期的Au原子最外层电子排布式为6s1。

立方最密堆积的结构中，顶点有8个Au原子，顶点上的原子为8个晶胞共用，完全属于该晶胞的有8×

＝1（个），6个面的中心共有6个Cu原子，面上的原子被2个晶胞共用，完全属于该晶胞的有6×

＝3（个），所以Cu原子与Au原子数量之比为3∶1。

金属和合金属于金属晶体，微粒间的作用力为金属键。

（5）氟化钙的晶胞如图所示，在立方体里面有8个F－，每个F－恰好处于4个Ca2+围成四面体的中间。

，若把该铜合金中的Cu原子和Au原子等同看待，则Cu原子和Au原子相当于CaF2中的Ca2+所储H原子相当于F—，故其化学式为Cu3AuH8。

（1）Cu+2H2SO4（浓）

CuSO4+SO2↑+2H2O

（2）CuSO4粉末和水结合生成蓝色的CuSO4·

5H2O晶体

（3）正四面体形sp3杂化（4）6s13∶1金属键（5）Cu3AuH8

6.[2011·

北京卷]在温度t1和t2下，X2（g）和H2反应生成HX的平衡常数如下表：

化学方程

式

K（t1）

K（t2）

F2＋H22HF

1.8×

1036

1.9×

1032

Cl2＋H22HCl

9.7×

1012

4.2×

1011

Br2＋H22HBr

5.6×

107

9.3×

106

I2＋H22HI

（1）已知t2>

t1，HX的生成反应是__________反应（填“吸热”或“放热”）。

（2）HX的电子式是__________。

（3）共价键的极性随共用电子对偏移程度的增大而增强，HX共价键的极性由强到弱的顺序是__________。

（4）X2都能与H2反应生成HX，用原子结构解释原因：

________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

（5）K的变化体现出X2化学性质的递变性，用原子结构解释原因：

________________________________________________________________________，

原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱。

（6）仅依据K的变化，可以推断出：

随着卤素原子核电荷数的增加，________（选填字母）。

a．在相同条件下，平衡时X2的转化率逐渐降低

b．X2与H2反应的剧烈程度逐渐减弱

c．HX的还原性逐渐减弱

d．HX的稳定性逐渐减弱

（1）放热

（2）H



（3）HF、HCl、HBr、HI

（4）卤素原子的最外层电子数均为7

（5）同一主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多

（6）ad

【解析】

（1）温度越高K值越小，说明升温平衡逆向移动，则正反应（HX的生成反应）是放热反应；

（2）卤原子最外层有7个电子，与H以共价键结合为卤化氢分子，其电子式为H

。

（3）F、Cl、Br、I原子得电子能力依次减弱，共用电子对偏移程度依次减小，因而HX共价键的极性依次减弱。

（4）卤原子最外层有7个电子，易得到1个电子形成8电子稳定结构，而氢原子最外层1个电子，恰好与卤原子形成一对共用电子，也达到2电子稳定结构。

（5）生成HF、HCl、HBr、HI的K依次减小，即各反应进行程度依次减弱，说明F、Cl、Br、I原子得电子能力依次减弱，这是由于同主族元素自上而下电子层数依次增多导致的。

（6）平衡常数K表明了可逆反应进行的程度，K越小，反应进行的程度越小，即相同条件下，平衡时X2的转化率逐渐降低；

同理说明产物HX越易分解，故

HX的稳定性逐渐减弱。

根据K值无法判断反应的剧烈程度。

7.（2010山东卷，32）

碳族元素包括：

C、Si、Ge、Sn、Pb。

（1）碳纳米管有单层或多层石墨层卷曲而成，其结构类似于石墨晶体，每个碳原子通过　　　　杂化与周围碳原子成键，多层碳纳米管的层与层之间靠　　　　结合在一起。

（2）CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为　　　　。

（3）用价层电子对互斥理论推断SnBr2分子中Sn—Br的键角　　　120°

（填“＞”“＜”或“＝”）。

（4）铅、钡、氧形成的某化合物的晶胞结构是：

Pb4+处于立方晶胞顶点，Ba2+处于晶胞中心，O2-处于晶胞棱边中心，该化合物化学式为　　　　　　　，每个Ba2+与　　　　个O2-配位。

（1）石墨的每个碳原子用sp2杂化轨道与邻近的三个碳原子以共价键结合，形成无限的六边形平面网状结构，每个碳原子还有一个与碳环平面垂直的未参与杂化的2P轨道，并含有一个未成对电子，这些平面网状结构再以范德华力结合形成层状结构。

因碳纳米管结构与石墨类似，可得答案。

（2）共用电子对偏向电负性大的原子，故电负性：

C＞H＞Si。

（3）SnBr2分子中，Sn原子的价层电子对数目是（4+2）/2=3，配位原子数为2，故Sn原子含有故对电子，SnBr2空间构型为V型，键角小于120°

（4）每个晶胞含有Pb4+：

8×

=1个，Ba2+：

1个，O2-：

12×

=3个，故化学式为：

PbBaO3。

Ba2+处于晶胞中心，只有1个，O2-处于晶胞棱边中心，共12个，故每个Ba2+与12个O2-配位

（1）sp2范德华力

（2）C＞H＞Si

（3）＜

8.（2010安徽卷，25）

X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中的四种常见元素，其相关信息如下表：