（江苏专用版）2020版高考化学总复习 专题十 第1讲 原子结构与性质课件

第1讲原子结构与性质考点一原子结构考点二元素周期律总纲目录高考演练考点一原子结构1.电子层与原子轨道2.原子轨道(1)轨道形状s电子的原子轨道呈①球形。p电子的原子轨道呈②纺锤形。(2)能量关系相同电子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……同一电子层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等,如2px、2py、2pz轨道的能量相等。3.原子核外电子的排布规律(1)三个原理能量最低原理:原子的核外电子排布遵循构造原理,使整个原子的能量处于最低状态。构造原理示意图:泡利不相容原理:每个原子轨道上最多只能容纳两个电子,而且它们的自旋状态③相反。洪特规则:当电子排布在同一能级的不同轨道时,基态原子中的电子总是优先④单独占据一个轨道,而且自旋状态⑤相同。(2)基态原子核外电子排布的表示方法 特别提醒书写轨道表示式时,空轨道不能省略。4.基态、激发态与光谱(1)基态原子:处于⑩最低能量的原子。(2)激发态原子:当基态原子的电子吸收能量后,电子会跃迁到较高能级,原子变成激发态原子。(3)原子光谱:不同元素的原子中电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光,可以用光谱仪摄取各种元素的原子的吸收光谱或发射光谱,总称原子光谱。1.【易错辨析】判断正误,正确的画“√”,错误的画“✕”。(1)p电子的原子轨道能量一定比s电子的原子轨道的能量高。 (✕)(2)钠元素的基态原子的电子排布式为1s22s22p62d1。 (✕)(3)磷元素基态原子的电子排布图为。 (✕)(4)同一原子中,2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。 (✕)(5)Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d44s2。 (✕)(6)2p和3p轨道形状均为纺锤形,能量也相等。 (✕)(7)1s22s12p1表示的是激发态原子的电子排布。 (√)2.【多维思考】(1)Mn的电子排布式能否书写为1s22s22p63s23p64s23d5?(2)请用核外电子排布的相关规则解释Fe3+比Fe2+更稳定的原因?答案(1)不能。当出现d能级时,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,故Mn的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2。(2)26Fe的价电子排布式为3d64s2,Fe3+的价电子排布式为3d5,Fe2+的价电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低”的原则,3d5处于半满状态,结构更为稳定,所以Fe3+比Fe2+更稳定。题组一根据核外电子排布特点推断元素1.元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的外围电子排布为n npn+1,则下列说法不正确的是 ()1snXYZA.Y元素原子的外围电子排布为4s24p4B.Y元素在周期表的第三周期ⅥA族C.X元素所在周期中所含非金属元素最多D.Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3答案AY元素原子的外围电子排布为nsn-1npn+1,s能级最多容纳2个电子,故n-1=2,解得n=3,故Y元素原子的外围电子排布为3s23p4,Y为S元素,由X、Y、Z在周期表中的位置可知,X为F元素,Z为As元素。S元素原子的外围电子排布为3s23p4,A项错误;Y为S元素,处于第三周期第ⅥA族,B项正确;X为F元素,处于第二周期,第二周期只有2种金属元素,含有6种非金属元素,含非金属元素最多,C项正确;Z为As元素,是33号元素,原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3,D项正确。2.下列各组表述中,两个原子不属于同种元素原子的是 (C)A.3p能级有一个空轨道的基态原子和核外电子的排布式为1s22s22p63s23p2的原子B.2p能级无空轨道且有一个未成对电子的基态原子和原子的价层电子排布式为2s22p5的原子C.M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2的原子D.最外层电子数是核外电子总数的原子和最外层电子排布式为4s24p5的原子解析3p能级有三个轨道,按洪特规则可知,电子先分别排在三个不同轨道,且自旋状态相同,所以3p能级有一个空轨道,说明为3p2,A项不符合题意;2p能级无空轨道且有一个未成对电子的基态原子,则2p能级上是5个电子,B项不符合题意;M层全充满而N层为4s2的原子,M层全充满则M层应为18个电子,而后者的M层上只有8个电子,C项符合题意;最外层电子数是核外电子总数的 的原子中,最外层电子数要小于或等于8个电子,且电子总数为5的倍数,所以可得该原子原子序数可能是5、10、15、20、25、30、35、40,其中满足最外层电子数是核外电子总数15的 且符合核外电子排布规则的只能是35号元素,该元素原子的最外层电子排布式为4s24p5,D项不符合题意。153.A、B、C、D、E、F代表6种元素。请填空:(1)A元素基态原子的最外层有2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原子相同,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;(5)F元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn+1,则n=;原子中能量最高的是电子。答案(1)C或O(2)ClK(3)Fe1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2(4)Cu1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1(5)22p解析(1)A元素基态原子次外层有2个电子,故次外层为K层,A元素有2个电子层,由题意可写出其电子排布图可能为      ,则该元素核外有6个电子,为碳元素,其元素符号为C;另外氧原子同样也符合要求,其电子排布图为      。(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上的电子和1个3d上的电子后变成+3价离子,其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2或[Al]3d64s2,即26号元素铁。(4)根据题意可写出电子排布式:1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1,则该元素为29号元素Cu。(5)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F的原子最外层电子排布式为2s22p3,由此可知F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电子能量最高。方法技巧“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、泡利不相容原理,若违背其一,则电子能量不处于最低状态。在书写基态原子的电子排布图时,常出现以下错误:①  (违反能量最低原理)。② (违反泡利不相容原理)。③ (违反洪特规则)。④ (违反洪特规则)。⑤书写轨道表示式(或电子排布图)时,空轨道不能省略。如C的轨道排布图表示为      ,而不是      。(2)半充满、全充满状态原子结构稳定如ns2、np3、np6Cr:3d54s1Mn:3d54s2Cu:3d104s1Zn:3d104s2题组二电子排布式4.以下对核外电子运动状况的描述正确的是 (B)A.同一原子中,2p、3p、4p能级的轨道依次增多B.当碳原子的核外电子排布由   转变为   时,这一过程中释放能量C.3p2表示3p能级有两个轨道D.在同一能级上运动的电子,其运动状态可能相同解析同一原子中,不同能层,相同能级的轨道数相同,A项错误;   为激发态,能量较高,   为基态,原子由激发态变为基态要放出能量,B项正确;3p2表示3p能级有2个电子,但p能级有3个轨道,C项错误;在同一能级上运动的电子,其运动状态不同,D项错误。5.(2019南京模拟)下列电子排布图所表示的元素原子中,正确的是。        答案③⑤解析①不符合能量最低原理;②不符合洪特规则;④不符合能量最低原理。反思归纳核外电子排布的表示方法考点二元素周期律1.元素周期表中每周期所含元素种数周期元素数目各周期增加的能级一①21s二②82s2p三③83s3p四④184s3d4p五⑤185s4d5p六⑥326s4f5d6p七327s5f6d7p2.每族元素的价电子排布特点(1)主族(2)0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.元素周期表的分区与价电子排布的关系(1)元素周期表的分区(2)各区价电子排布特点4.元素周期律(1)原子半径Ⅰ.影响因素 Ⅱ.变化规律元素周期表中的同周期主族元素从左到右,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Ⅰ.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,符号 I1,单位 kJ·mol-1。Ⅱ.规律a.同周期:第一种元素的第一电离能 最小,最后一种元素的第一电离能 最大,总体呈现从左至右逐渐 增大的变化趋势。b.同族元素:从上至下第一电离能逐渐 减小。c.同种原子:逐级电离能越来越 大(即I1 I2 I3)。 特别提醒第二、三、四周期的同周期主族元素,第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3),因p轨道处于全空或半充满状态,比较稳定,所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素的,如第一电离能:MgAl,PS。(3)电负性Ⅰ.含义:元素的原子在化合物中 吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大,表示其原子在化合物中 吸引键合电子的能力越 强。Ⅱ.标准:以最活泼的非金属氟的电负性为 4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准,计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。Ⅲ.变化规律金属元素的电负性一般 小于1.8,非金属元素的电负性一般 大于1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右,它们既有金属性又有非金属性。在元素周期表中,同周期从左至右,元素的电负性逐渐 增大,同主族从上至下,元素的电负性逐渐 减小。 特别提醒a.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。b.不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。c.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。d.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。1.【易错辨析】判断正误,正确的画“√”,错误的画“✕”。(1)共价化合物中,成键元素电负性大的表现为负价。 (√)(2)根据元素周期律,氮与氧相比,后者的第一电离能大。 (✕)(3)过渡元素中不含有非金属元素。 (√)(4)s区全部是金属元素。 (✕)(5)电负性越大,非金属性越强,第一电离能也越大。 (✕)(6)价电子排布为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族,是p区元素。 (√)(7)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期ⅠA族,是s区元素。 (✕)2.【多维思考】(1)为什么Mg的第一电离能比Al大,P的第一电离能比S大?(2)为什么Na容易形成+1价离子,而Mg、Al易形成+2价、+3价离子?答案(1)Mg的电子排布式为1s22s22p63s2、P的电子排布式为1s22s22p63s23p3,镁原子、磷原子最外层的能级中,电子分别处于全满、半满稳定状态,失电子较难。(2)Na的I1比I2小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多,所以Na容易失去一个电子形成+1价离子;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+2价离子;Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以Al容易失去