20202021年高考化学一轮复习知识讲解下原子结构与性质pdf

2020-2021年新高三化学一轮复习讲解《原子结构与性质》【知识梳理】一、原子结构1.能层和能级：在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子能量也可能不同，还可以分成不同的能级。电子层（能层）原子轨道类型（能级）原子轨道数目最多容纳电子数K（1）1s12L（2）2s2p48M（3）3s3p3d918N（4）4s4p4d4f1632O（5）5s5p5d5f5g2550……(n)n22n2（1）任一能层，能级数等于能层序数；（2）s、p、d、f……的轨道数依次是1、3、5、7……，s、p、d、f……可容纳的电子数依次是其轨道数1、3、5、7……的两倍；（3）各电子层最多容纳的电子数为2n2个。最外层最多容纳8个电子；次外层最多容纳18个（若此外层为1或2，最多只能有2或8个电子）；倒数第三层最多只有32个电子（若该层n=1，2，3，最多只能有2，8，18个电子）2.原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。（1）s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能级各有5个原子轨道；nf能级各有7个原子轨道。（2）相同能层上原子轨道能量的高低：nsnpndnf…；形状相同的原子轨道能量的高低：1s2s3s4s…；同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如npx、npy、npz轨道的能量相等。3.原子核外电子排布规律：（1）能量最低原理：基态原子的核外电子排布遵循构造原理，电子总是优先排布在能量最低的原子轨道里，然后再依次进入能量逐渐升高的原子轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。①构造原理示意图如下图：随着原子核电荷数的递增，基态原子的核外电子按照上图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p……该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。②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。温馨提示：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）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。如N原子的轨道表示式是：，不能写成：，也不能写成：。（3）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，而不是。（4）洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。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。温馨提示：能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。4.基态和激发态（1）基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。（2）激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态，处于激发态的原子称为激发态原子。（3）原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。5.基态原子核外电子排布的表示方法：电子排布式在能级符号的右上方用数字表示该能级上排布的电子数的式子17Cl：1s22s22p63s23p521Sc：1s22s22p63s23p63d14s2简化电子排布式把内层已达到稀有气体的电子层写成原子实，并以稀有气体符号加方括号表示17Cl：[Ne]3s23p521Sc：[Ar]3d14s2价电子排布式只标出基态原子的外围电子排布17Cl：3s23p5轨道表示式用方框表示原子轨道，框内的箭头表示电子的式子6C：例题1、(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________。(2)基态Ge原子的核外电子排布式为________，有________个未成对电子。(3)Zn2＋基态核外电子排布式为______。(4)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)基态Fe原子有________个未成对电子。Fe3＋的电子排布式为______________。(6)基态硼原子的电子排布式为______________。(7)S的基态原子核外有________个未成对电子。(8)Si的基态原子核外电子排布式为_________，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________。（9）基态K原子中，核外电子占据的最高能层的符号是_________，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为___________。（10）氮原子价层电子对的轨道表达式（电子排布图）为_____________。（11）Co基态原子核外电子排布式为_____________，元素Mn与O中，基态原子核外未成对电子数较多的是_________________。（12）基态Mn2+的核外电子排布式为，Ni2+的价电子排布图为。[指点迷津](1)在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：(2)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，不能写成1s22s22p63s23p64s23d6。(3)注意对比电子排布式、价电子排布式(即外围电子排布式)的区别与联系。如Fe的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2，价电子排布式：3d64s2。二、原子结构与元素的性质1．元素周期表的结构：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。（1）原子的电子层构型和周期的划分：周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素，即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。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。元素周期表中每周期所含元素种数如下：周期元素数目各周期增加的能级一21s二82s2p三83s3p四184s3d4p五185s4d5p六326s4f5d6p七26(未完)7s5f6d(未完)（2）原子的电子构型和族的划分：族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ族除外），共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。每族元素的价电子排布特点如下：①主族主族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA排布特点ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5②0族：He：1s2；其他：ns2np6。③过渡元素(副族和第Ⅷ族，Pd除外)：(n－1)d1～10ns1～2。（3）原子的电子构型和元素的分区：按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。①周期表的分区：②各区价电子排布特点：分区价电子排布元素性质特点s区ns1～2除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应p区ns2np1～6(除He外)通常是最外层电子参与反应d区(n－1)d1～9ns1～2(除Pd外)d轨道可以不同程度地参与化学键的形成ds区(n－1)d10ns1～2金属元素f区(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近温馨提示：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)。2．元素周期律：（1）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)。+1价正离子再失去一个电子所需能量称为第二电离能，依次类推。电离能的大小取决于原子的有效核电荷、原子半径以及原子的电子层结构。①电离能的变化规律同周期碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的趋势同主族从上到下第一电离能逐渐减小同种元素同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1I2I3I4I5……②电离能的应用规律：判断元素金属性的强弱第一电离能是元素的金属活泼性的衡量尺度，第一电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱判断元素的化合价如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n。如Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子判断核外电子的分层情况多电子原子中，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判断原子的核外电子排布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。如Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小（2）电负性：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。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。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。①电负性的变化规律同周期从左到右，电负性逐渐增大同主族从上到下，电负性逐渐增大逐渐减小②电负性的应用规律：判断元素金属性与非金属性的强弱电负性越大，非金属性越强，金属性越弱判断化学键的类型一般认为，如果两种成键原子间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键，若差值小于1.7，通常形成共价键判断元素在化合物中的价态共价化合物中，成键元素电负性大的表现负价（3）原子结构与元素性质的递变规律项目同周期(从左→右)同主族(从上→下)原子核外电子排布能层数相同，最外层电子数逐渐增多最外层电子数相同，能层数递增原子半径逐渐减小(0族除外)逐渐增大元素主要化合价最高正价由＋1→＋7(O，F除外)，最低负价由－4→－1最高正价＝主族序数(O，F除外)，非金