高三化学冲刺考前复习资料第37讲原子结构与性质小专题精品学案教案.docx

高三化学冲刺考前复习资料第37讲原子结构与性质小专题精品学案教案.docx

《高三化学冲刺考前复习资料第37讲原子结构与性质小专题精品学案教案.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高三化学冲刺考前复习资料第37讲原子结构与性质小专题精品学案教案.docx（22页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

高三化学冲刺考前复习资料第37讲原子结构与性质小专题精品学案教案

第十二章《物质结构与性质》（选修3）

[五年考情]

[命题分析]

“物质结构与性质”在高考题中以一道选做题的形式出现,命题方式一般有两种:

一是以元素周期表和元素周期律为依托,围绕给定元素的原子结构、形成的物质进行考查;二是给出原子结构的一些特点等,需要先根据题设信息推断出元素,然后再逐渐解答。

所设问题一般是常见设问,如能层、电子云轮廓图形状、杂化轨道及粒子的空间构型、配位数及晶胞计算等,其中根据晶胞结构和已知数据计算晶体密度、晶胞边长等,能更好地考查考生的空间想象能力,具有很高的区分度,是物质结构与性质中的必考点。

[备考策略]

根据近5年全国卷高考命题特点和规律,复习本章时要注意以下几个方面:

（1）原子结构和性质。

这一部分是物质结构与性质的基础,复习时应注意:

①把握电子排布的规律,通过书写一些元素（如N、O、Mg等）原子的电子排布式,加深对泡利不相容原理和洪特规则的理解;②熟悉元素的第一电离能与元素金属性或非金属性的关系,更要注意第一电离能的特例。

（2）分子结构与性质。

复习时要正确理解化学键的概念及其本质,通过分析,明确不同元素的原子之间形成不同类型的化学键的原因。

同时结合实例认识共价分子结构的多样性和复杂性,在分子水平上进一步形成有关物质结构的基本概念。

（3）晶体结构与性质。

这部分知识概念多、理论性强,复习时要结合图形,提高观察能力和空间想象能力,这样才能更好地理解和掌握晶胞的概念和晶体的结构。

第37讲　原子结构与性质

考纲微解读

考向微预测

1.了解原子核外电子的排布原理及能级分布,能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子、价电子的排布

2.了解原子核外电子的运动状态

3.了解元素电离能的含义,并能用以说明元素的某些性质

4.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

5.了解电负性的概念,知道元素的性质与电负性的关系

　　高考对本部分的考查主要有三个方面:

前四周期元素核外电子排布式的书写与推断;运用电离能、电负性解释推断某些元素的性质;原子结构与性质的应用。

考查题型为非选择题,分数约为3～6分。

高考将会稳中有变,可能与元素周期律、元素周期表的知识或元素及其化合物的知识相结合进行考查。

注意本部分考查内容的规律性强,因此命题空间广阔,考查方式也会向多方位、多层次发展。

微考点1　原子结构与核外电子排布

一、理清2个概念

1.能层:

原子核外电子是分层排布的,根据电子的能量差异,可将核外电子分成不同的能层。

2.能级:

在多电子原子中,同一能层的电子,能量也可能不同,不同能量的电子分成不同的能级。

3.能层与能级的关系

二、熟记原子轨道的形状、数目和能量关系

三、掌握基态原子核外电子排布

1.排布原则

注意　当能量相同的原子轨道在全满（p6、d10、f14）、半满（p3、d5、f7）、全空（p0、d0、f0）时原子的能量最低,如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。

2.填充顺序——构造原理

绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循如图所示的排布顺序,人们把它称为构造原理。

它是书写基态原子核外电子排布式的依据。

3.电子排布式和电子排布图（或轨道表达式）

四、明晰原子的状态和原子光谱

1.原子的状态

（1）基态原子:

处于最低能量的原子。

（2）激发态原子:

基态原子的电子吸收能量后,从低能级跃迁到较高能级状态的原子。

2.原子光谱

不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同的光,用光谱仪记录下来便得到原子光谱。

利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素,称为光谱分析。

3.基态、激发态及光谱示意图

三个要点

　原子结构“三、二、一”要点

三个原理:

核外电子排布三个原理——能量最低原理、泡利原理、洪特规则

两个图式:

核外电子排布两个表示方法——电子排布式、电子排布图

一个顺序:

核外电子排布顺序——构造原理

我的警示

　在写基态原子的电子排布图时,常出现以下错误:

【当堂测试】

判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。

1.p能级能量一定比s能级的能量高。

（×）

【温馨提示】决定电子能量高低的首先是能层,2p能级的能量比3s能级能量低。

2.钾元素的基态原子的电子排布式为

1s22s22p63s23p63d1。

（×）

【温馨提示】基态原子的电子排布要遵守能量最低原理,3d能级的能量高于4s能级,所以钾元素的基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s1。

3.铁元素基态原子的核外电子排布式为

1s22s22p63s23p64s23d6。

（×）

【温馨提示】基态原子的核外电子填充原子轨道时,是按构造原理的顺序,但书写电子排布式时,应按能层顺序,而不按填充顺序。

4.磷元素基态原子的电子排布图为

。

（×）

【温馨提示】由洪特规则可知,磷元素基态原子的电子排布图为

小练习一　原子核外电子的排布

1.下列关于钠元素的几种表达式错误的是（　　）

【试题解析】Na的简化电子排布式为[Ne]3s1。

即上一周期的稀有气体[元素符号]＋该原子的价电子排布。

【参考答案】D

2.下列电子排布图所表示的元素原子中,其能量处于最低状态的是________（填序号）。

【试题解析】①④不符合能量最低原理;②不符合洪特规则。

【参考答案】③⑤

3.写出下列原子的电子排布式与简化电子排布式。

【参考答案】1s22s22p3　[He]2s22p3

1s22s22p63s23p5　[Ne]3s23p5

1s22s22p63s23p64s2　[Ar]4s2

1s22s22p63s23p63d64s2　[Ar]3d64s2

1s22s22p63s23p63d104s1　[Ar]3d104s1

1s22s22p63s23p63d104s24p3　[Ar]3d104s24p3

表示原子结构的化学用语

1.原子结构示意图

（1）含义:

表示原子核外电子分层排布和核电荷数。

（2）举例:

硫的原子结构示意图:

。

2.电子式

（1）含义:

表示原子的最外层电子数。

（2）举例:

氮原子的电子式为

。

3.电子排布式

（1）含义:

用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数。

（2）举例:

氯原子的电子排布式:

1s22s22p63s23p5或[Ne]3s23p5。

4.电子排布图

（1）含义:

每个方框代表一个原子轨道,每个箭头代表一个电子。

（2）举例:

氟原子的电子排布图:

小练习二　元素的推断

4.元素X的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋1。

试解答下列各题:

（1）元素X的原子最外层电子排布式中的n＝________;原子中能量最高的是__________电子,其电子云在空间有________方向,原子轨道呈________形。

（2）元素X的名称是__________;它的氢化物的电子式是________;该氢化物分子结构呈________形。

【试题解析】

（1）根据构造原理,先填满ns能级,而s能级只有1个原子轨道,故最多只能容纳2个电子,即n＝2,所以元素X的原子最外层电子排布式为2s22p3,由此可知X是N元素;根据核外电子排布的能量最低原理,可知氮原子的核外电子中的2p能级能量最高,p电子的原子轨道呈纺锤形,在空间有三种互相垂直的伸展方向。

（2）既然已经推断出X是氮元素,则其氢化物分子式为NH3,中心氮原子有4对电子,所以其电子式是

;空间构型就是三角锥形。

【参考答案】

（1）2　2p（写成np也可以）　三种互相垂直的伸展　纺锤（哑铃）　

（2）氮　

　三角锥

5.A、B、C、D、E代表5种元素。

请填空:

（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________。

（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的元素符号为________。

（3）D元素的正三价离子的3d亚层为半充满,D的元素符号为________,其基态原子的电子排布式为________。

（4）E元素的基态原子的M层全充满,N层没有成对电子,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______________________。

【试题解析】

（1）A元素基态原子的电子排布图由题意可写成:

可见该元素原子核外有7个电子,为氮元素,其元素符号为N。

（2）B－、C＋的电子层结构都与Ar相同,即核外都有18个电子,则B为17号元素Cl,C为19号元素K。

（3）D元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子,其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,即26号元素铁。

（4）根据题意要求,首先写出电子排布式:

1s22s22p63s23p63d104s1,该元素为29号元素Cu。

【参考答案】

（1）N　

（2）Cl　K

（3）Fe　1s22s22p63s23p63d64s2（或[Ar]3d64s2）

（4）Cu　1s22s22p63s23p63d104s1（或[Ar]3d104s1）

微考点2　原子结构与元素周期律

1.原子结构与元素周期表

（1）核外电子排布与周期的划分:

一个能级组最多容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种数,因此元素周期表中7个周期分别对应着7个能级组,前6个周期对应的元素种数分别为2、8、8、18、18、32。

周期的划分与主量子数n有关:

最外层电子的主量子数为n时,该元素属第n周期。

（2）核外电子排布与族的划分:

族的划分与原子的价电子数和价电子排布有关。

（3）元素周期表区的划分

s区元素:

ⅠA族和ⅡA族;p区元素:

ⅢA～ⅦA和0族;d区元素:

ⅢB～Ⅷ族;ds区元素:

包括ⅠB和ⅡB族;f区元素:

包括镧系元素和锕系元素。

2.原子半径、电离能、电负性等元素性质的周期性变化

（1）原子半径:

影响原子半径大小的因素有电子的能层数、核电荷数。

同周期元素（稀有气体元素除外）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。

（2）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（用I1表示）,一价气态基态正离子再失去一个电子所需消耗的最低能量叫做第二电离能（用I2表示）,依此类推,可得到I3、I4…同一种元素的逐级电离能的大小关系为I1＜I2＜I3＜I4＜…即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。

这是因为随着电子的逐个失去,阳离子所带的正电荷数越来越大,再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大,消耗的能量也越来越多。

每个周期的第一种元素第一电离能最小,最后一种元素的第一电离能最大;同族元素从上到下第一电离能变小。

（3）电负性:

元素的电负性用以量度原子对成键电子吸引能力的相对大小,所以电负性表示的是原子吸引成键电子能力的相对强弱。

同周期元素从左向右随着原子序数的递增,原子的电负性逐渐增大;同一主族元素从上到下,电负性逐渐减小。

电负性的应用:

①判断金属元素和非金属元素:

电负性小于1.8的多为金属元素,而大于1.8的元素多为非金属元素。

②判断化合物中元素化合价的正负:

化合物中电负性小的元素显正化合价,而电负性大的显负化合价,如HF中,电负性F＞H,F元素和H元素的化合价分别为－1价和＋1价。

③判断化学键的类型:

电负性差值大的元素原子间形成的化学键主要是离子键,而电负性差值小的元素原子间形成的化学键主要是共价键。

两个应用

1.电离能的应用

（1）判断元素金属性强弱。

（2）分析原子核外电子层结构,判断元素最高化合价如某元素的In＋1≫In,则该元素的最外层电子数为n,最高化合价为＋n价。

2.电负性的应用

（1）判断一种元素是金属元素还是非金属元素,以及金属性与非金属性的强弱。

（2）判断元素在化合物中的价态。

（3）判断化学键类型。

【当堂测试】

判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。

1.原子的电子层数越多,原子半径越大。

（×）

【温馨提示】同主族元素原子的电子层数越多,原子半径越大,不同主族的就不一定。

原子半径取决于两个因素:

电子层数和最外层电子数,前者有使原子半径变大的趋势,后者有使原子半径变小的趋势。

例如,锂原子半径比氯原子半径大。

2.根据元素周期律,氮与氧、镁与铝相比,都是后者的第一电离能大。

（×）

【温馨提示】氮原子的2p轨道电子是半充满、镁原子的轨道都是全充满,二者稳定,第一电离能较同周期紧邻的右边原子的大。

3.过渡元素中含有非金属元素。

（×）

【温馨提示】过渡元素是由7个副族和1个第Ⅷ族元素组成,全都是金属。

小练习三　元素周期律的准确判断

6.如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图,下列有关说法中正确的是（　　）

A.y轴表示的可能是第一电离能

B.y轴表示的可能是电负性

C.y轴表示的可能是原子半径

D.y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数

【试题解析】对于第三周期11～17号元素,随着原子序数的增大,第一电离能呈现增大的趋势,但Mg、P特殊,A项错误;第三周期11～17号元素原子半径逐渐减小,电负性逐渐增大,B项正确,C项错误;形成基态离子转移的电子数:

Na为1,Mg为2,Al为3,Si不易形成离子,P为3,S为2,Cl为1,D项错误。

【参考答案】B

小练习四　元素推断与元素的逐级电离能

7.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据（用I1、I2…表示,单位为kJ·mol－1）。

I1

I2

I3

I4

…

R

740

1500

7700

10500

下列关于元素R的判断一定正确的是（　　）

①R的最高正价为＋3价

②R元素位于元素周期表中第ⅡA族

③R元素第一电离能大于同周期相邻元素

④R元素基态原子的电子排布式为1s22s2

A.①②B.②③

C.③④D.①④

【试题解析】由表中数据可知,R元素的第三电离能与第二电离能的差距最大,故最外层有2个电子,最高正价为＋2价,位于第ⅡA族,可能为Be或Mg元素,故①错误,②正确;短周期第ⅡA族（ns2np0）的元素,因p轨道处于全空状态,比较稳定,故其第一电离能大于同周期相邻主族元素,③正确;R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p62s2,④错误。

【参考答案】B

小练习五　元素周期律的综合应用

8.根据信息回答下列问题:

A.第一电离能I1是指气态原子X（g）处于基态时,失去一个电子成为气态阳离子X＋（g）所需的能量。

如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图（其中12号至17号元素的有关数据缺失）。

B.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:

（1）认真分析A图中同周期元素第一电离能的变化规律,推断Na～Ar元素中,Al的第一电离能的大小范围为________

（2）从A图分析可知,同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是__________________________。

（3）A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第________周期________族。

（4）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

_____________________________________________,

______________________________________________。

（5）通过分析电负性值变化规律,确定Mg元素电负性值的最小范围________。

（6）请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是

______________________________________________。

（7）从电负性角度,判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？

________请说出理由_____________________（即写出判断的方法和结论）,请设计一个实验方案证明上述所得到的结论。

__________________________________________。

【试题解析】

（1）由信息所给的图可以看出,同周期的ⅠA族元素的第一电离能最小,而ⅢA族元素中第一电离能小于ⅡA族元素中第一电离能,故Na

（2）从图中可看出同主族元素第一电离能从上到下逐渐减小。

（3）根据第一电离能的递变规律可以看出,图中所给元素中Rb的第一电离能最小,其位置为第五周期第ⅠA族。

（4）根据对角线规则,Al（OH）3与Be（OH）2性质相似,Be（OH）2应为两性,根据Al（OH）3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O,Al（OH）3＋3HCl===AlCl3＋3H2O可以类似的写出Be（OH）2与酸或碱反应的离子方程式。

（5）根据电负性的递变规律:

同周期从左到右电负性逐渐增大,同主族从上到下电负性逐渐减小,可知,在同周期中电负性NaMg>Ca,最小范围应为0.93～1.57。

（6）因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力大小,所以电负性越大,原子吸引电子能力越强,非金属性越强,反之金属性越强。

（7）AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.55,根据信息,电负性差值若小于1.7,则形成共价键,所以AlCl3为共价化合物。

共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下是否导电,离子化合物在熔融状态下以离子形式存在,可以导电,但共价化合物却不能。

【参考答案】

（1）Na　Mg

（2）从上到下依次减小

（3）五　ⅠA

（4）两　Be（OH）2＋2H＋===Be2＋＋2H2O　

Be（OH）2＋2OH－===BeO

＋2H2O

（5）0.93～1.57

（6）非金属性越强,电负性越大;金属性越强,电负性越小

（7）共价化合物　Al元素和Cl元素的电负性差值为1.55<1.7,所以形成共价键,为共价化合物　将氯化铝加热到熔融态,进行导电性实验,如果不导电,说明是共价化合物

元素周期律

一、原子核外电子排布

1.（2018·全国卷Ⅰ,35

（1）、

（2））

（1）下列Li原子电子排布图表示的状态中,能量最低和最高的分别为________、________（填标号）。

（2）Li＋与H－具有相同的电子构型,r（Li＋）小于r（H－）,原因是____________________________。

【试题解析】

（1）根据核外电子排布规律可知Li的基态核外电子排布式为1s22s1,则D中能量最低;选项C中有2个电子处于2p能级上,能量最高。

（2）由于锂的核电荷数较大,原子核对最外层电子的吸引力较大,因此Li＋半径小于H－。

【参考答案】

（1）D　C

（2）Li＋核电荷数较大

2.（2018·全国卷Ⅱ,35

（1））基态Fe原子价层电子的电子排布图（轨道表达式）为________________________________,基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为________形。

【试题解析】基态Fe原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,则其价层电子的电子排布图（轨道表达式）为

;基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4,则电子占据最高能级是3p,其电子云轮廓图为哑铃（纺锤）形。

【参考答案】

　哑铃（纺锤）

3.（2018·全国卷Ⅲ,35

（1））Zn原子核外电子排布式为

________________。

【试题解析】Zn是第30号元素,所以核外电子排布式为[Ar]3d104s2。

【参考答案】[Ar]3d104s2

4.（2017·全国卷Ⅰ,35

（2））基态K原子中,核外电子占据最高能层的符号是________,占据该能层电子的电子云轮廓图形状为________。

K和Cr属于同一周期,且核外最外层电子构型相同,但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低,原因是_________________________________________。

【试题解析】K为19号元素,K的核外电子排布为2、8、8、1,最高能层为N层,此层电子为4s1,电子云轮廓图形状为球形;K和Cr属于金属晶体,K的原子半径大于Cr且价电子数少,金属键弱,故金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低。

【参考答案】N　球形　K原子半径较大且价电子数较少,金属键较弱

5.（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____________________________。

【试题解析】氮原子为7号元素,基态N原子的价层电子排布式为2s22p3,故氮原子价层电子排布图为

。

【参考答案】

6.（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________。

【试题解析】Co为第4周期第Ⅷ族的27号元素,基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2。

Mn是金属元素,而O元素是非金属元素,难失去电子,所以O元素的第一电离能较大。

O基态原子价电子为2s22p4,未成对电子数是p轨道的2个电子,而Mn基态原子价电子排布为3d54s2,未成对电子数是d轨道的5个电子,因此核外未成对电子数较多的是Mn。

【参考答案】[Ar]3d74s2　O　Mn

7.（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。

【参考答案】3d104s24p2　2

8.（2016·全国卷Ⅱ,37

（1））镍元素基态原子的电子排布式为_______________,3d能级上的未成对电子数为________。

【参考答案】1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2　2

9.（2015·全国卷Ⅰ,37

（1））处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用________形象化描述。

在基态14C原子中,核外存在________对自旋相反的电子。

【参考答案】电子云　2

二、原子结构与性质

1.（2018·全国卷Ⅲ,35

（2））黄铜是人类最早使用的合金之一,主要由Zn和Cu组成。

第一电离能

I1（Zn）________I1（Cu）（填“大于”或“小于”）。

原因是

_____________________________________________。

【试题解析】Zn的第一电离能应该高于Cu的第一电离能,原因是Zn的核外电子排布已经达到了每个能级都是全满的稳定结构,所以失电子比较困难。

同时也可以考虑到Zn最外层上是一对电子,而Cu的最外层是一个电子,Zn电离最外层一个电子还要拆开电子对,额外吸收能量。

【参考答案】大于　Zn核外电子排布为全满稳定结构,较难失电子

2.（2017·全国卷Ⅰ,35

（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（填选项字母）。

A.404.4B.553.5

C.589.2D.670.8

E.766.5

【试