学案选31 原子结构与性质.docx

1、学案选31 原子结构与性质第1节原子结构与性质明考纲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(136号)原子核外电子、价电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。2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。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了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。析考情本节是选修3的重要组成部分，在高考中常与必修中所学有关知识联合考查，其主要考点是：原子结构；原子结构与元素的性质。这部分内容可以培养学生探索物质及变化的兴趣，揭示微观世界的本质和规律，是高考中的重点。考点原子核外电子排布原理1能层、能级与原子轨道(

2、1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N、O、P、Q表示相应的第一、二、三、四、五、六、七能层，能量依次升高。(2)能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即：E(s)E(p)E(d)E(f)。(3)原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态。电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域，这种电子云轮廓图也就是轨道的形象化描述。(4)原子轨道的能量关系 (5)能层、能级与原子轨道关系2.基态原子核外电子排布的三个原理(1

3、)能量最低原理：电子尽先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，亦即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图： 3电子跃迁与原子光谱(1)原子的状态基态原子：处于最低能量的原子。激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从低能级跃迁到高能级状态的原子。(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易错警示(1)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n1)d放在n

4、s前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。(2)由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。 (4)注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：Ar3d104s1；外围电子排布式：3d104s1。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。()(2)铁元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p

5、64s23d6。() (4)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。()(5)电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原则。()(6)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等。()(7)1s22s12p1表示的是激发态原子的电子排布。()(8)原子光谱是因为电子的跃迁引起的。()提示(1)(2)(3)(4)(5)(6)(7)(8)题组一 原子核外电子排布规律和表示方法1.下列表示钠原子的式子中能反映能级差别和电子自旋状态的是()答案D解析只有轨道排布式(电子排布图)才能反映出电子的自旋状态。2下列说法错误的是()Ans电子的能量不一定高于(n1)p电子的能

6、量B6C的电子排布式1s22s22p违反了洪特规则C电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理D电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理答案A解析A项，各能级能量的大小顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5s，ns电子的能量一定高于(n1)p电子的能量；B项，对于C原子来说，2p能级有3个能量相同的原子轨道，最后2个电子应以自旋状态相同的方式分布在两个不同的2p轨道上，违反了洪特规则；C项，根据轨道能量高低顺序可知E4sAl，PS。b同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。c同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越多

7、，再失去电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越大，逐级电离能越来越大(即I1I2I3)。(2)电负性含义用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。标准以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为标准，得出了各元素的电负性。规律同一周期，从左至右，电负性逐渐增大，同一主族，从上至下，电负性逐渐减小。(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：易错警示(1)金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。(2)不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标

8、准。(3)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。(4)同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。判断正误，正确的画“”，错误的画“”。(1)136号元素中，原子最外层有3个未成对电子的元素为N、P、As。()(2)最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4。短周期元素中分别为C、Si和O、S。()(3)Fe的价电子排布为3d64s2。()(4)价电子排布为4s24p3的元素位于第四周期第A族，是p区元素。()(5)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第A族，是s区元素。()(6)电负性差值大于1.7时，一般

9、形成离子键，小于1.7时，一般形成共价键。()(7)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。()(8)同一周期第一电离能越大，电负性越强。()提示(1)(2)(3)(4)(5)(6)(7)(8)题组一 元素周期表的分区1.元素周期表可以划分为5个区，下列有关说法正确的是()As区全部是金属元素Bp区全部是非金属元素Cd区内元素原子的价电子排布必为(n1)d110ns2D除ds区外，以最后填入电子的轨道能级符号作为区的符号答案D解析A项，s区中氢属于非金属元素；B项，p区中铅、锗等属于金属元素；C项，d区内铬的价电子排布为3d54s1。2已知元素周期表中共有18纵行，如图实线

10、表示元素周期表的边界。按电子排布，可把周期表里的元素划分为几个区：s区、p区、d区、ds区等。除ds区外，其他区的名称来自按构造原理最后填入的电子的能级符号。(1)请在图中用实线画出s区、p区、d区、ds区的边界线，并分别用阴影和表示d区和ds区。(2)有的同学受这种划分的启发，认为d区内6、7纵行的部分元素可以排在另一区，你认为应排在_区。(3)请在元素周期表中用元素符号标出4s轨道半充满的元素。(4)请利用电子排布的相关知识解释Fe3比Fe2稳定的原因：_。(5)随着科学技术的发展，不断有新的元素被发现。若把第七周期排满，则元素周期表共可以排布_种元素。答案(1)如下图(2)ds(3)见上

11、表(4)Fe价电子的排布式为3d64s2，Fe2为3d6，Fe3为3d5，依据“能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低”的原则，3d5处于半充满状态，结构更稳定，故Fe3比Fe2稳定(5)118解析本题主要考查原子结构和周期表的关系。(1)第1、2纵行为s区，第310纵行为d区，第11、12纵行为ds区，第1318纵行为p区。(2)第6纵行的铬价电子排布为3d54s1，第7纵行的Mn元素价电子排布为3d54s2，可以认为先填了3d能级再填4s能级，所以可以排在ds区。(3)4s半充满的元素为K、Cr和Cu。(4)Fe3的价电子排布为3d5,3d轨道处于半充满，结构稳定。(5)根据各周

12、期的元素个数规律，第六和第七周期都为32种，则元素周期表共可以排布118种元素。题组二 电离能及其应用3.下列关于元素第一电离能的说法不正确的是()A钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠B因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大C最外层电子排布式为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大D对于同一元素而言，原子的电离能I1I2O、MgAl，B项错；C项所述元素为0族元素，性质稳定，第一电离能都较大。42015长春质检二A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，回答问题：电离能/kJmol1I1I2I3I4A9321821153902

13、1771B7381451773310540写出A原子的核外电子排布图_，Al原子的第一电离能_(填“大于”“小于”或“等于”)738 kJmol1，原因是_。答案小于由表中数据判断B为Mg，其最外层电子排布式为3s2，而Al最外层电子排布式为3s23p1，当3p处于全充满、半充满或全空时较稳定，因此，失去p亚层的1个电子相对比较容易5根据信息回答下列问题：信息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17号元素的有关数据缺失)。信息B：不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大

14、小可用电负性表示。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NaAr元素中，Al的第一电离能的大小范围为_Al_(填元素符号)。(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，铍、铝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，

15、确定镁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_。答案(1)NaMg(2)从上到下依次减小(3)5A(4)两Be(OH)22H=Be22H2O，Be(OH)22OH=BeO2H2O(5)0.931.57(6)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小(7)铝元素和氯元素的电负性差值为1.551.7，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，说明是共价化合物解析(1)由A中

16、图示可以看出同周期的A元素的第一电离能最小，而A元素中第一电离能小于A族元素中的第一电离能，故NaAlMg。(2)从图中可看出，同主族元素的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得出，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A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，与强酸、强碱反应的离子方程式分别为Be(OH)22H=Be22H2O，Be(OH)22OH=BeO2H2O。(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NaMgMgCa，则Mg的电负性最小范围应为0.931.57。(6)因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力的大小，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。总结提升1电离能的四个应用(1)判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去