1、选修3 物质结构与性质专题1 原子结构与元素的性质一、原子核外电子的运动规律1.电子层与原子轨道及最多容纳的电子数的关系电子层原子轨道最多容纳电子数序数符号符号原子轨道数1K1s1_2L2s1_2p328电子层原子轨道最多容纳电子数序数符号符号原子轨道数3M_1_3_54N4s1_4p34d5_7n_3s3p3d184f322n22.原子轨道(1)轨道符号及形状:符号_df形状_纺锤形形状较复杂个数1_sp357球形(2)能量关系:nsnpndnf1s2s3s4s=3.核外电子排布的原理能量最低原理原子核外电子先占据_的轨道,然后依次进入_的轨道,这样使整个原子处于_的能量状态。泡利不相容原理
2、每个原子轨道上最多只能容纳两个_的电子。洪特规则原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时,电子尽可能_,且自旋状态_,这样整个原子的_。能量低能量较高最低自旋状态不同分占不同的原子轨道相同能量最低4.基态原子核外电子排布的表示方法(以S为例)表示方法举 例原子结构示意图_电子排布式_1s22s22p63s23p4表示方法举 例简化电子排布式_轨道表示式_外围电子排布式_Ne3s23p43s23p45.电子的跃迁与原子光谱(1)基态与激发态:吸收低高高低释放(2)原子光谱:不同元素的原子发生电子跃迁时会_或_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
3、析。吸收放出二、元素性质的递变规律1.原子核外电子排布的周期性(1)各周期元素外围电子排布:周期元素数目外围电子排布最多可容纳的外围电子数目A族0族1_22_83_821s11s282s12s22p683s13s23p6周期元素数目外围电子排布最多可容纳的外围电子数目A族0族4_185_186_32726(未完)_未满184s14s24p6185s15s25p6326s16s26p67s1(2)元素周期表中区的划分:sfddsp2.第一电离能定义某元素的_失去1个电子形成+1价_所需的_能量。意义第一电离能数值_,原子越容易失去一个电子;第一电离能数值_,原子越难失去一个电子。变化规律同主族元
4、素从上到下,第一电离能_;同周期元素从左到右,第一电离能_。气态原子气态阳离子最低越小越大逐渐减小逐渐增大3.元素的电负性(1)定义:衡量元素的原子在化合物中_能力的数值。(2)变化规律:同一周期,主族元素的电负性从左到右_;同一主族,元素的电负性从上到下呈现_的趋势。吸引电子逐渐增大减小【思考辨析】1.p轨道的能量一定比s轨道的能量高。()【分析】决定电子能量高低的首先是电子层,2p轨道的能量比3s轨道能量低。2.钾元素的基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d1。()【分析】基态原子的电子排布要遵守能量最低原理,3d轨道的能量高于4s轨道,所以钾元素的基态原子的电子排布式为
5、1s22s22p63s23p64s1。3.铁元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d6。()【分析】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,应按电子层顺序,而不按填充顺序。4.磷元素基态原子的轨道表示式为。()【分析】由洪特规则可知,磷元素基态原子的轨道表示式为。5.非金属元素均在周期表的p区。()【分析】非金属元素除H位于s区之外,其余均在p区。6.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。()【分析】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。7.某元
6、素X的电负性为0.9,元素Y的电负性为3.0,两者形成的化合物为离子化合物。()【分析】X、Y两元素的电负性差值为2.1,大于1.7,因此两者形成的化合物为离子化合物。考点 1原子核外电子排布规律及表示方法1.核外电子排布规律(1)遵守三大基本原理:能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则。(2)核外电子排布的轨道能量顺序:能量交错现象:核外电子的能量并不是完全按电子层序数的增加而升高,不同电子层的原子轨道之间的能量高低有交错现象,如E(3d)E(4s)、E(4d)E(5s)、E(5d)E(6s)、E(6d)E(7s)、E(4f)E(5p)、E(4f)E(6s)等。(3)洪特规则特例:当能量相同
7、的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时,体系的能量最低。如24Cr的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1,而不是1s22s22p63s23p63d44s2。2.表示方法(1)电子排布式:按电子排入各电子层中各原子轨道的先后顺序,用轨道符号依次写出各轨道中的电子数,同时注意特例。如Cu:1s22s22p63s23p63d104s1(2)简化电子排布式:“稀有气体+价层电子”的形式表示。如Cu:Ar3d104s1(3)轨道表示式:用方框表示原子轨道,用“”或“”表示自旋方向不同的电子,按排入各电子层中各轨道的先后
8、顺序和在轨道中的排布情况书写。如S:【误区警示】(1)在写基态原子的轨道表示式时,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正确,Fe:1s22s22p63s23p64s23d6错误。【典例1】(2013舟山模拟)A、B、C、D、E、F代表6种元素。请根据各项信息填空:(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子,次外层有8个电子,则A的元素符号为。(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,则B的元素符号为,C的元素符号为。(3
9、)D元素的正三价离子的3d轨道为半充满,则D的元素符号为,其基态原子的轨道表示式为。(4)E元素基态原子的M层全充满,N层只有一个电子,则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,其原子轨道呈_形。【解题指南】解答本题应注意以下2点:(1)要明确电子层与原子轨道之间的关系,确定好电子数。(2)注意洪特规则特例。【解析】(1)根据A元素基态原子的电子排布情况:最外层有3个未成对电子,次外层有8个电子,其轨道表示式为,则该元素核外有15个电子,为磷元素,其元素符号为P。(2)B-、C+的电子层结构都与Ar相同,即
10、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。(5)s轨道只有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是氮元素;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轨道能量最高,p电子的原子轨道呈纺锤形。答案:(1)P(2)ClK(3)Fe(4)Cu1s2
11、2s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1(5)22p 纺锤【互动探究】(1)F元素的气态氢化物与其最高价氧化物对应的水化物能够反应,试写出反应的离子方程式。提示:NH3+H+=NH4+(2)G元素基态原子的N层只有一个电子,若M层未填满,则M层的未成对电子最多能有几个?G是什么元素?提示:N层有一个电子时,M层的未成对电子只能在3d轨道,3d轨道最多能有5个不成对电子。该原子的价电子排布为3d54s1,是铬元素。【变式训练】下列说法错误的是()A.ns电子的能量不一定高于(n-1)p电子的能量B.6C的电子排布式写为1s22s22px2,违反了洪特规则C.电子排布式(21Sc
12、)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理D.电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利不相容原理【解析】选A。根据原子核外电子排布的轨道能量顺序图可知,ns电子的能量一定高于(n-1)p电子的能量,所以选项A不正确;2p轨道有3个轨道,根据洪特规则,电子应尽量分占不同的轨道,B项正确;4s的能量低于3d的能量,电子应先排满4s后再排布3d,违反了能量最低原理,C项正确;3p轨道有3个轨道,最多容纳6个电子,3p10违反了泡利不相容原理,D项正确。考点 2 原子结构与元素周期表、元素的性质的关系1.原子结构与元素周期表(1)周期数=基态原子电子层数。(2)主
13、族序数=基态原子的最外层电子数=元素的最高化合价(O,F除外)。(3)元素的外围电子:主族元素(s、p区):最外层电子。过渡元素(d、ds、f区):最外层电子+次外层(甚至倒数第三层)部分电子。2.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)原子核外电子排布电子层数相同,最外层电子数逐渐增多最外层电子数相同,电子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);非金属最低负价=主族序数-8项 目同周期(从左右)同主族(从上下)原子得、失电子能力得电子能力逐渐增强;失电子能力逐渐减
14、弱得电子能力逐渐减弱;失电子能力逐渐增强元素的第一电离能增大的趋势逐渐减小元素的电负性逐渐增大逐渐减小元素金属性、非金属性金属性逐渐减弱;非金属性逐渐增强金属性逐渐增强;非金属性逐渐减弱【误区警示】元素的第一电离能大小还与其电子的核外电子排布(特别是外围电子排布)有关。通常情况下,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0),半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能,如第2、3、4周期的同周期主族元素,第A族(ns2np0)和第A族(ns2np3),因p轨道处于全空和半充满状态,比较稳定,所以其第一电离能大于同
15、周期相邻的A和A族元素,如第一电离能MgAl,PS。【典例2】如图为一张没有填写内容的元素周期表。(1)已知A、B、C、D、E、F 6种短周期元素的原子半径和某些化合价如下表所示:试将B、E两种元素的元素符号填入上图所示周期表中的相应位置。(2)写出基态G原子的电子排布式:。(3)图中阴影部分所示区域属于区元素,下列元素属于该区域的是。A.BaB.FeC.BrD.Rb(4)A、B、C三种元素原子的电离能大小为(填元素符号)。元素ABCDEF化合价-2+5、-3+4、-4+6、-2+2+1原子半径/nm0.0740.0750.0770.1020.1600.186【解题指南】解决本题要注意以下3点
16、:(1)熟练掌握原子序数与周期表之间的关系。(2)根据表中数据推出各元素。(3)氮原子的2p轨道的电子填充为半满状态。【解析】(1)根据原子半径及化合价可以推知B、E分别为氮、镁。(2)根据G在元素周期表中的位置可推断G为铜元素。(3)阴影部分的元素属于d区和ds区元素。(4)比较电离能时要注意氮元素的反常现象。答案:(1)(2)1s22s22p63s23p63d104s1(3)d区与dsB(4)NOC【互动探究】(1)如何判断C元素在周期表中的位置?提示:根据主族元素的周期数=电子层数,主族序数=最外层电子数可以判断C元素即碳元素的位置为第2周期A族。(2)D元素的原子核外有几个不成对电子?
17、提示:D元素为S,其电子排布式为1s22s22p63s23p4轨道表示式为,因此D元素的原子核外有2个不成对电子。【变式训练】元素在元素周期表中的位置与结构、性质密切相关。.某元素原子的电子排布式为Ar3d104s24p1,根据原子核外电子排布与元素在元素周期表中的位置关系,完成下列各题:(1)该元素处于元素周期表的第周期,该周期的元素种数是;(2)该元素处于元素周期表的第族,该族的非金属元素种数是;(3)该元素处于元素周期表的区,该区包括的元素族有。.根据元素周期表及元素周期律的知识回答下列问题:(1)金属钠在一定条件下可与氢气反应生成氢化钠(2Na+H2 2NaH)。则生成物中的阴离子的半
18、径与Li+相比是(填“大”“相等”或“小”)。(2)元素周期表中元素的性质存在递变规律,下列比较正确的是。a.离子半径:Na+Mg2+S2-Cl-b.酸性:H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4c.氢化物稳定性:PH3H2SMgAl一定条件(3)第3周期元素的气态原子失去最外层一个电子所需能量(设为E)如图所示:同周期内,随着原子序数的增大,E值变化的总趋势是。根据上图提供的信息,试推断E氟E氧(填“”“Mg2+,S2-Cl-,Cl-有3个电子层,Na+有2个电子层,所以Cl-Na+,非金属性越强,最高价氧化物对应水化物酸性越强,则酸性H4SiO4H3PO4H2SO4E氧。答案:.(1)4
19、18(2)A1(3)pAA族、0族.(1)大(2)c(3)增大 考点 3 电离能和电负性的应用1.电离能的应用(1)判断元素金属性的强弱:电离能越小,金属越容易失去电子,金属性越强;反之越弱。(2)判断元素的化合价:如果某元素的In+1In,则该元素的常见化合价为+n,如钠元素I2I1,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变时,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,当元素原子的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时,
20、该元素第一电离能就会大于与其相邻的后一种元素的第一电离能。2.电负性的应用判断金属性与非金属性的强弱金属的电负性一般小于1.8,金属元素的电负性越小,金属元素越活泼非金属的电负性一般大于1.8,非金属元素的电负性越大,非金属元素越活泼续表判断元素在化合物中的价态电负性大的元素易呈现负价电负性小的元素易呈现正价判断化学键类型电负性差值大于1.7的元素原子之间形成的化学键主要是离子键电负性差值小于1.7的元素原子之间形成的化学键主要是共价键【误区警示】利用“电负性与1.8的关系”判断金属性与非金属性只是一般规律,不是绝对的,如第族元素。利用电负性的差值判断化学键类型也不是绝对的。【典例3】(201
21、3宁波模拟)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:元素符号LiBeBCOFNaAlSiPSCl电负性值0.981.572.042.553.443.980.931.611.902.192.583.
22、16(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)通过分析电负性值变化规律,确定镁元素电负性值的最小范围;(5)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是;(6)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)。【解题指南】解答本题要注意3点:(1)熟练掌握元素的第一电离能、电负性的周期性变化规律。(2)根据原子结构的特点把握规律中共性与个性的
23、关系。(3)认真分析图标的含义,与已知知识有机结合。【解析】(1)由所给的图可以看出,同周期的A族元素的第一电离能最小,而A族元素第一电离能小于A族元素第一电离能,故NaAlMg。(2)同主族元素第一电离能从图中可看出从上到下逐渐减小。(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5周期第A族。(4)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,最小范围应为0.931.57。(5)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
24、金属性越强。(6)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。答案:(1)NaMg(2)从上到下依次减小(3)5A(4)0.931.57(5)非金属性越强,电负性越大;金属性越强,电负性越小(6)铝元素和氯元素的电负性差值为1.55B.原子半径:C.电负性:D.最高正化合价:【解析】选A。根据电子排布式,可得为S,为P,为F,F为最活泼非金属元素,第一电离能最大(除稀有气体);S和P为同周期相邻元素,由于磷元素3p处于半充满状态,因此第一电离能PS,A正确。根据同周期和同主族元素性质的递变规律,原子半径:PSClF,
25、因此,B错误。电负性:FSP,即,C错误。最高正价SP,F无正价,D错误。1.(2013沧州模拟)下表列出了核电荷数为2125的元素的最高正化合价,回答下列问题:元素名称钪钛钒铬锰元素符号ScTiVCrMn核电荷数2122232425最高正价+3+4+5+6+7(1)写出下列元素基态原子的核外电子排布式:Sc。Ti。V。Mn。(2)已知基态铬原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d54s1,并不符合构造原理,为什么核外电子这样排布呢?。(3)对比上述五种元素原子的核外电子排布与元素的最高正化合价,你发现的规律是;出现这一现象的原因是。【解析】(1)根据核电荷数和构造原理可以写出4种
26、元素原子的核外电子排布式。(2)由洪特规则,可知等价轨道全充满、半充满或全空的状态一般比较稳定。(3)由最高正化合价数值与对应的核外电子排布式,可以得出最高正化合价数值等于各元素基态原子的最高能层s电子和次高能层d电子数目之和;并且d电子也参与了化学反应。答案:(1)1s22s22p63s23p63d14s2(或Ar3d14s2)1s22s22p63s23p63d24s2(或Ar3d24s2)1s22s22p63s23p63d34s2(或Ar3d34s2)1s22s22p63s23p63d54s2(或Ar3d54s2)(2)由洪特规则可知,等价轨道半充满状态一般比较稳定(3)五种元素的最高正化
27、合价数值等于各元素基态原子的最高能层s电子和次高能层d电子数目之和能量交错使得d电子也参与了化学反应2.(2013济南模拟)已知元素X、Y的原子最外层分别有n个和(m-5)个电子,次外层分别有(n+2)个和m个电子,据此推断:(1)元素X和Y分别是和(填元素符号);其电子排布式分别为和;其外围电子的轨道表示式分别为和。(2)这两种元素最高价氧化物对应水化物和NaOH三者之间发生反应的离子方程式为。【解析】元素X的原子的最外层电子数为n个,次外层电子数为(n+2)个,则X不可能位于第2周期(否则最外层无电子,那么只有一个电子层,不可能),只可能是第3周期元素,次外层电子数为8,则n=6,X是硫元
28、素;同理元素Y也是第3周期元素,m=8,Y为铝元素。答案:(1)SAl1s22s22p63s23p41s22s22p63s23p1(2)3H+Al(OH)3=Al3+3H2O,H+OH-=H2O,Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O3.A、B、C、D是短周期的四种主族元素,它们的原子序数依次增大,四种元素中只有C是金属元素,A与C的最外层电子数相等,C、D两元素原子的电子数之和为A、B两种元素原子的电子数之和的3倍。试推断:(1)写出A、B、C、D的元素符号:A、B、C、D;(2)写出D元素基态原子的电子排布式;(3)B、C、D三元素的第一电离能由大到小的顺序为(填名称)。【解析】(1
29、)只有C是金属元素,A与C的最外层电子数相等,则A可能是氢元素,C可能是钠元素,由C、D两元素原子的电子数之和为A、B两种元素原子的原子数之和的3倍,设B、D的电子数分别为x、y,则11+y=3(1+x),根据B是非金属元素,且3x=8+y,D的原子序数最大,则D的原子序数为16,B的原子序数为8。(2)D元素即硫元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4;(3)B、C、D三元素的第一电离能大小顺序为氧硫钠。答案:(1)HONaS(2)1s22s22p63s23p4(3)氧硫钠4.W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素,其原子序数依次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主
30、要物质,X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子,Z能形成红色(或砖红色)的Z2O和黑色的ZO两种氧化物。(1)W位于元素周期表第周期第族。W的气态氢化物稳定性比H2O(g)(填“强”或“弱”)。(2)Y的基态原子核外电子排布式是,Y的第一电离能比X的(填“大”或“小”)。(3)Y的最高价氧化物对应水化物的浓溶液与Z的单质反应的化学方程式是。(4)写出X的单质和FeO反应的化学方程式是。【解析】形成酸雨的主要物质是氮和硫的氧化物,Y的原子序数比W大,由此可推出W为氮元素,Y为硫元素;根据基态原子核外电子排布所遵循的原则,可以写出X的电子排布式为1s22s22p63s23p1,X为铝元素;Z能够形成红色(或砖红色)的Z2O和黑色ZO两种氧化物,推知Z为铜元素。(1)W是氮元素,同周期元素气态氢化物稳定性从左到右逐渐增强。(2)S的原子半径比Al的小,更难失电子,第一电离能S的大于Al。(4)属于铝热反应。3FeO+2Al=Al2O3+3Fe。高温答案:(1)2A 弱(2)1s22s22p63s23p4 大(3)Cu+2H2SO4(浓)=CuSO4+SO2+2H2O(4)3FeO+2Al=Al2O3+3Fe高温
