高考化学二轮精品练习学案第一章原子结构与性质3.docx
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高考化学二轮精品练习学案第一章原子结构与性质3
2019高考化学二轮精品练习学案-第一章原子结构与性质（3）
【高考新动向】
考点梳理
1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态。
2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质。
3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
【考纲全景透析】
一.原子结构
1.能级与能层
能层（n）
一
二
三
四
五
六
七
符号
K
L
N
O
P
Q
能级（l）
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
…
……
最多
电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
…
……
2
8
18
32
……
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〕洪特规那么：
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，这个规那么叫洪特〔Hund〕规那么。
比如，p3的轨道式为
或
，而不是
。
洪特规那么特例：
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说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假设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）的电负性那么在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〕
增强
减弱
（6）电负性
增强
减弱
（7）第一电离能
增大的趋势
减小
（8）单质还原性
减弱
增强
（9）单质氧化性
增强
减弱
（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
增强
减弱
（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
相同
（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.对角线规那么
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
【热点难点全析】
※考点一基态原子核外电子排布的表示方法
1、核外电子排布规律
（1）遵守能量最低原理、泡利原理、洪特规那么。
（2）能级交错现象：
核外电子的能量并不是完全按能层序数的增加而升高，不同能层的能级之间的能量高低有交错现象，如E（3d）>E（4s）、E（4d）>E（5s）、E（5d）>E（6s）、E（6d）>E（7s）、E（4f）>E（5p）、E（4f）>E（6s）等。
（3）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的基态原子电子排布式为：
1s22s22p63s23p63d54s1，而不是：
1s22s22p63s23p63d44s2。
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。
如：
Cu：
［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：
【典例1】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
A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
BB与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性
C元素的气态氢化物极易溶于水，可用作制冷剂
D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＋）（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）此题考查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
※考点二电离能和电负性的应用
1、电离能
（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＋1In，那么该元素的常见化合价为＋n，
如钠元素I2I1，所以钠元素的化合价为＋1。
（3）判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。
当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。
（4）反映元素原子的核外电子排布特点
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。
2.电负性
【典例2】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
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