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第一章

原子结构与性质

【复习目标】

1. 了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理,能正确书写136号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和轨道表达式。

2. 了解电离能的含义,并能用以说明元素的某些性质。

3. 了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。

4. 了解电负性的概念,并能用以说明元素的某些性质。

考点一

原子结构

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

能层

符号

能级

最多

电子数

电子离

核远近

电子能

量高低

二、熟记原子轨道的形状、数目和能量关系

2 2 6 2

6 10

2 6 1014 一

K 1s 二

L 2s 2p 三

M 3s 3p 3d 四

N 4s 4p 4d 4f 五……

O……

5s 5p……

26……

近→远

低→高

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)

电子排布式

简化电子排布式

电子排布图(或轨道表示式)

价电子排布式

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。

3s23p4

以硫原子为例

1s22s22p63s23p4

[Ne]3s23p4

3．基态、激发态及光谱示意图

【巩固练习】

1．按要求填空。

(1)(2016·全国甲卷)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________。

(2)(2016·全国乙卷)基态Ge原子的核外电子排布式为________，有________个未成对电子。

(3)(2016·江苏高考)Zn2基态核外电子排布式为______。

＋(4)(2015·全国卷Ⅰ)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。

(5)(2014·全国卷Ⅰ)基态Fe原子有________个未成对电子。Fe3的电子排布式为＋________________________________________________________________________。

(6)(2014·福建高考)基态硼原子的电子排布式为______________。

(7)(2014·安徽高考)S的基态原子核外有________个未成对电子；Si的基态原子核外电子排布式为______________。

(8)(2013·全国卷Ⅰ)基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为________，该能层具有的原子轨道数为________、电子数为________。

2．(2017·太原模拟)下列各项叙述正确的是(

) A．镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子释放能量，由基态转化成激发态

B．价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素

C．所有原子任一能层的s电子云轮廓图都是球形，但球的半径大小不同

D．24Cr原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d44s2

3．(2017·天水模拟)下列轨道表示式能表示氮原子的最低能量状态的是(

)

4．下列关于钠元素的几种表达式错误的是(

)

C．Na的电子排布式：1s22s22p53s2

D．Na的简化电子排布式：[Ne]3s1

1．核外电子排布的表示方法

表示方法

含义

表示核外电子分层排布和核内质子数

Na：电子式

表示原子最外层电子数目

S：1s22s22p63s23p4

核外电子排布式

表示每个能级上排布的电子数

－＋举例

Na：

原子或离子结构示意图

或[Ne]3s23p4

S2：1s22s22p63s23p6

电子排布图(轨道表示式) 表示每个原子轨道中电子的运动状态

O：

价电子排布式或排布图

表示价电子的排布

2．“两原理，一规则”的正确理解

(1)原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则原子能量不处于最低状态。

[注意]

在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：

(2)半充满、全充满状态的原子结构稳定，即ns2、np3、np6等处于相对稳定结构状态。如Cr：3d54s1、Mn：3d54s2、Cu：3d104s1、Zn：3d104s2。

(3)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写时，仍把(n－1)d放在ns前。

考点二

原子结构与元素的性质

一、熟记原子结构与元素周期表的关系

1．每族元素的价电子排布特点

(1)主族

主族

排布

特点

ⅠA ns1

ⅡA ns2

ⅢA ns2np1

ⅣA ns2np2

ⅤA ns2np3

ⅥA ns2np4

ⅦA ns2np5

(2)0族：He：1s2；其他：ns2np6。

(3)过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d12．元素周期表的分区

(1)根据原子核外电子排布分区

①分区简图：

～10ns12。

～

②各区元素分布及性质与价电子排布特点：

分区

s区

元素分布

ⅠA、ⅡA族

ⅢA族～ⅦA 族、0族

ⅢB族～ⅦB d区

族、Ⅷ族(除

镧系、锕系外) ds区

f区

ⅠB族、ⅡB族

镧系、锕系

(n－1)d10ns12

～价电子排布

ns1～2元素性质特点

除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应

通常是最外层电子参与反应

p区

ns2np16

～(n－1)d1～9ns1～2

d轨道可以不同程度地参与化学键的形成

金属元素

ns

2(n－2)f0～14(n－1)d0～2镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近

(2)根据元素金属性与非金属性分区

①分区简图：

②特别说明：处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。

二、掌握元素周期律

1．电离能、电负性

(1)第一电离能：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。

(2)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。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越强。

2．原子结构与元素性质的递变规律

项目

原子核外

电子排布

原子半径

元素主要

化合价

原子得、

失电子能力

第一电离能

电负性

元素金属性、

非金属性

能层数同周期(从左→右) 相同，最外层电子数逐渐增多

逐渐减小(0族除外) 同主族(从上→下) 最外层电子数相同，能层数递增

逐渐增大

最高正价由＋1→＋7(O，F除外)，最高正价＝主族序数(O，F除外)，最低负价由－4→－1 得电子能力逐渐增强；

失电子能力逐渐减弱

增大的趋势

11增大

逐渐□非金属最低负价＝主族序数－8 得电子能力逐渐减弱；

失电子能力逐渐增强

10减小

逐渐□12减小

逐渐□金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强

金属性逐渐增强；

非金属性逐渐减弱

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。如右所示。

【巩固练习】

1．第四周期中，未成对电子数最多的元素是________。(填名称) (1)它位于第________族。

(2)核外电子排布式是_______________________________________。

(3)它有________个能层，________个能级，________种运动状态不同的电子。

(4)价电子排布式：________，价电子排布图：__________________________________。

(5)属于________区。

2．为什么Mg的第一电离能比Al大，P的第一电离能比S大？

3．为什么Na容易形成＋1价离子，而Mg、Al易形成＋2价、＋3价离子？

题点(一)

电离能及其应用

4．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol1。请根据表中所列数据判断，－下列说法错误的是(

) 元素

X Y I1

500 580 I2

4 600 1 820 I3

6 900 2 750 I4

9 500 11 600 A.元素X的常见化合价是＋1价

B．元素Y是第ⅢA族元素

C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应

电离能应用的规律

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(I1、I2……表示各级电离能。如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n。如钠元素I2≫I1，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跃时，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。

题点(二)

电负性及其应用

5．下表为一些元素的电负性：

元素

符号

电负Li 0.98 Be 1.57 B 2.04 C 2.55 O 3.44 F 3.98 Na 0.93 Al 1.61 Si 1.90 P 2.19 S 2.58 Cl 3.16

性

回答下列问题：

(1)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，它们都具有两性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是

________________________________________________________________________。

(2)通过分析电负性变化规律，确定Mg元素电负性的最小范围__________。

(3)请归纳元素的电负性和金属、非金属的关系是________________________________________________________________________。

(4)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，并设计一个实验方案证明上述所得结论。

6．(2017·信阳模拟)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，其元素名称为________。

(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能级为半充满，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________________________。

7．(1)(2015·安徽高考)C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。

①Si位于元素周期表第________周期第________族。

②N的基态原子核外电子排布式为________；Cu的基态原子最外层有________个电子。

③用“＞”或“＜”填空：

原子半径

电负性

熔点

沸点

Al____Si

N____O 金刚石____晶体硅

CH4____SiH4

(2)(2015·全国卷Ⅱ)O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)，其中P原子的核外电子排布式为_____________________________________。

(3)(2014·全国卷Ⅱ)周期表前四周期的元素a、b、c、d、e，原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。b、c、d中第一电离能最大的是______________(填元素符号)，e的价层电子轨道示意图为________________________________________________________________________。

(4)(2013·浙江高考)①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：

电离能

In/(kJ·mol1) －I1

578 I2

1 817 I3

2 745 I4

11 578 ……

……

则该元素是________(填写元素符号)。

②基态锗(Ge)原子的电子排布式是________。Ge的最高价氯化物的分子式是________。

③Ge元素可能的性质或应用有________。

A．是一种活泼的金属元素

B．其电负性大于硫

C．其单质可作为半导体材料

D．其最高价氯化物的沸点低于其溴化物的沸点

8．Ⅰ.Na、Cu、O、Si、S、Cl是常见的六种元素。

(1)Na位于元素周期表第________周期第__________族；S的基态原子核外有________个未成对电子；Si的基态原子核外电子排布式为_____________________________________。

(2)用“>”或“<”填空：

第一电离能

Si______S

Ⅱ.下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。

离子半径

O2______Na

－＋熔点

NaCl______Si 酸性

H2SO4______HClO4

试回答下列问题：

(3)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：

________________________________________________________________________。

(4)o、p两元素的部分电离能数据列于下表：

元素

电离能/(kJ·mol)

比较两元素的I2、I3可知，气态o2再失去一个电子比气态p2再失去一个电子难。对＋＋－1o I1

I2

I3

717 1 509 3 248 p 759 1 561 2 957 此，你的解释是___________________________________________________________________。

(5)第三周期8种元素按单质熔点高低的顺序如图甲所示，其中电负性最大的是____________(填图中的序号)。

(6)表中所列的某主族元素的电离能情况如图乙所示，则该元素是____________(填元素符号)。