2020届一轮复习通用版11-1教材基础（1）原子结构与性质学案

2020届一轮复习通用版11-1教材基础（1）原子结构与性质学案

考纲要求 ‎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1～36号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和轨道表达式。了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。‎ ‎2．了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。‎ ‎3．理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。了解共价键的形成、极性、类型(σ键和π键)，了解配位键的含义。能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。了解杂化轨道理论及简单的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)。能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测简单分子或离子的空间结构。‎ ‎4．了解范德华力的含义及对物质性质的影响。了解氢键的含义，能列举存在氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。‎ ‎5．了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别。了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响。‎ ‎6．了解分子晶体结构与性质的关系。了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。‎ ‎7．理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。了解金属晶体常见的堆积方式。了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。‎ 教学建议 两个选考题，“物质结构与性质”比“有机化学基础”难度稍低、得分容易，考生选做前者的比率大于后者。‎ 对于本模板的复习，因知识点多面广、零碎难记，建议要以教材为根本，以高考题型为抓手，按照“夯基固本→练明高考”的两级复习方案给予落实，复习重在“全”而不在“深”。‎ 第1课时　教材基础(1)——原子结构与性质 ‎ 知识点一　原子核外电子排布原理 ‎1．能层和能级 ‎(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 一 二 三 四 五……‎ 符号 K L M N O……‎ 能级 ‎1s ‎2s 2p ‎3s 3p 3d ‎4s 4p 4d 4f ‎5s 5p……‎ 最多 电子数 ‎2‎ ‎2 6‎ ‎ 2 6 10 ‎ ‎ 2 61014‎ ‎2 6……　‎ 电子离 核远近 近→远 电子能 量高低 低→高 ‎2．电子云与原子轨道 ‎(1)电子云 ‎①由于核外电子的概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。‎ ‎②电子云轮廓图称为原子轨道。‎ ‎(2)原子轨道 原 子 轨 道 ‎3．基态原子核外电子排布 ‎(1)排布原则 ‎[提醒]　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 ‎(3)基态原子核外电子排布的表示方法 表示方法 以硫原子为例 电子排布式 ‎1s22s22p63s23p4‎ 简化电子排布式 ‎[Ne]3s23p4‎ 电子排布图 ‎(或轨道表示式)‎ 价电子排布式 ‎3s23p4‎ ‎4．电子的跃迁与原子光谱 ‎(1)电子的跃迁 ‎(2)不同元素的原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电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。‎ ‎[对点训练]‎ ‎1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)p能级能量一定比s能级的能量高(×)‎ ‎(2)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多(×)‎ ‎(3)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等(×)‎ ‎(4)2px、2py、2pz的能量相等(√)‎ ‎(5)铁元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d6(×)‎ ‎(6)磷元素基态原子的电子排布图为 ‎ (×)‎ ‎(7)电子排布式1s22s22p63s23p10违反了能量最低原理(×)‎ ‎(8) 表示的原子能量处于最低状态(×)‎ ‎2．按要求书写电子排布式或电子排布图。‎ ‎(1)基态C原子的核外电子排布式为__________________________________________。‎ ‎(2)基态Ni原子的简化电子排布式为_________________________________________。‎ ‎(3)基态Cr3＋的核外电子排布式为___________________________________________。‎ ‎(4)基态Mn2＋的核外电子排布式为__________________________________________。‎ ‎(5)基态氮原子的价电子排布式为____________________________________________。‎ ‎(6)基态钒原子的价电子排布图为____________________________________________。‎ ‎(7)基态镓(Ga)原子的电子排布式为________________________________________。‎ ‎(8)基态铜原子的核外电子排布式为________________________________________。‎ ‎(9)基态Ni2＋的价电子排布图为___________________________________________。‎ 答案：(1)1s22s22p2　(2)[Ar]3d84s2‎ ‎(3)1s22s22p63s23p63d3(或[Ar]3d3)‎ ‎(4)1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)　(5)2s22p3‎ ‎(6) ‎ ‎(7)1s22s22p63s23p63d104s24p1(或[Ar]3d104s24p1)‎ ‎(8)1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)‎ ‎(9) ‎ ‎3．(1)(2018·全国卷Ⅰ)①下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为________、________(填标号)。‎ ‎②Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是________________________________________________________________________。‎ ‎(2)(2017·全国卷Ⅰ)钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。回答下列问题：‎ ‎①元素K的焰色反应呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长为________ nm(填标号)。‎ A．404.4 B．553.5‎ C．589.2 D．670.8‎ E．766.5‎ ‎②基态K原子中，核外电子占据最高能层的符号是______，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为________。‎ ‎(3)(2017·全国卷Ⅱ)氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为____________________________。‎ ‎(4)(2017·全国卷Ⅲ)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________。‎ ‎(5)(2016·全国卷Ⅱ)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________。‎ ‎(6)(2016·全国卷Ⅰ)基态Ge原子的核外电子排布式为________，有________个未成对电子。‎ ‎(7)(2016·江苏高考)Zn2＋基态核外电子排布式为______。‎ 解析：(1)①D选项表示基态，为能量最低状态；A、B、C选项均表示激发态，但C选项被激发的电子处于高能级的电子数多，为能量最高状态。②Li＋与H－具有相同的电子构型，Li的核电荷数大于H的核电荷数，因此Li的原子核对电子的吸引能力强，即Li＋半径小于H－半径。‎ ‎(2)①当对金属钾或其化合物进行灼烧时，焰色反应显紫红色，紫色光的辐射波长范围为400 nm～430 nm。②基态K原子核外有4个能层：K、L、M、N，能量依次增高，处于N层上的1个电子位于s轨道，s电子云轮廓图形状为球形。‎ ‎(3)根据构造原理可知氮原子价电子排布式为2s22p3，根据洪特规则和泡利原理可知其价电子的轨道表达式为。‎ ‎(4)根据构造原理可写出Co基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2。Mn和O的基态原子核外电子排布式分别为1s22s22p63s23p63d54s2、1s22s22p4，前者的3d轨道中5个电子均未成对，后者的2p轨道中有2个电子未成对，所以Mn的基态原子核外未成对电子数较多。‎ ‎(5)Ni是28号元素，根据核外电子的排布规律可知，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2。根据洪特规则可知，Ni原子3d能级上8个电子尽可能分占5个不同的轨道，其未成对电子数为2。‎ ‎(6)Ge(锗)元素在周期表的第四周期、第ⅣA族，因此核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2，p轨道上的2个电子是未成对电子。‎ ‎(7)Zn为30号元素，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，失去最外层的2个电子即可得到Zn2＋，Zn2＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10。‎ 答案：(1)①D　C　②Li＋核电荷数较大 ‎(2)①A　②N　球形 ‎(3)‎ ‎(4)1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2　Mn ‎(5)1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2　2‎ ‎(6)1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2　2‎ ‎(7)1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10‎ 知识点二　原子结构与元素的性质 ‎1．原子结构与元素周期表的关系 周 期 电子层数 每周期第一种元素 每周期最后一种元素 原子 序数 基态原子的 电子排布式 原子 序数 基态原子的电子排布式 二 ‎2‎ ‎3‎ ‎[He]2s1‎ ‎10‎ ‎1s22s22p6‎ 三 ‎3‎ ‎11‎ ‎[Ne]3s1‎ ‎18‎ ‎1s22s22p63s23p6‎ 四 ‎4‎ ‎19‎ ‎[Ar]4s1‎ ‎36‎ ‎1s22s22p63s23p63d104s24p6‎ 五 ‎5‎ ‎37‎ ‎[Kr]5s1‎ ‎54‎ ‎1s22s22p63s23p63d104s24p6‎ ‎4d105s25p6 　　　　　　‎ 六 ‎6‎ ‎55‎ ‎[Xe]6s1‎ ‎86‎ ‎1s22s22p63s23p63d104s24p6‎ ‎4d104f145s25p65d106s26p6 ‎ ‎2．每族元素的价电子排布特点 ‎(1)主族 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 排布 特点 ns1‎ ns2‎ ns2np1‎ ns2np2‎ ns2np3‎ ns2np4‎ ns2np5‎ ‎(2)0族：ns2np6(其中He为1s2)。‎ ‎(3)过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。‎ ‎3．元素周期表的分区与价电子排布的关系 ‎(1)周期表的分区 ‎(2)各区价电子排布特点 分区 价电子排布 s区 ns1～2‎ p区 ns2np1～6(除He外)‎ d区 ‎(n－1)d1～9ns1～2(除Pd外)‎ ds区 ‎(n－1)d10ns1～2‎ f区 ‎(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2‎ ‎4．电离能 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 规律 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 同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小 同种原子：逐级电离能越来越(即I1I2I3…)‎ 注意事项 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 ‎5．电负性 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 标准 以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)‎ 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 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 ‎6.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。‎ ‎[对点训练]‎ ‎1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(1)第四周期元素中，锰原子价电子层中未成对电子数最多(×)‎ ‎(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)价电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族，是p区元素(√)‎ ‎(4)价电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素(×)‎ ‎(5)共价化合物中，成键元素电负性大的表现为负价(√)‎ ‎(6)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(×)‎ ‎(7)电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属(×)‎ ‎(8)电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，小于1.7时，一般形成共价键(√)‎ ‎2．现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：‎ ‎①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。‎ 则下列有关比较中正确的是(　　)‎ A．第一电离能：③>②>① 　B．原子半径：③>②>①‎ C．电负性：③>②>① D．最高正化合价：③>②>①‎ 解析：选A　根据元素的基态原子的电子排布式可知，三种元素分别是S、P、F。一般非金属性越强，第一电离能越大，但P原子的3p轨道处于半充满状态，稳定性强，所以第一电离能大于S，A正确；原子半径应是②>①>③，B不正确；非金属性越强，电负性越大，应是③>①>②，C不正确；F没有正价，S最高价为＋6，P最高价为＋5，D不正确。‎ ‎3．(1)(2018·全国卷Ⅲ)黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)________I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是_________________________。‎ ‎(2)(2017·全国卷Ⅲ)元素Mn与O中，第一电离能较大的是________。‎ ‎(3)(2017·全国卷Ⅱ)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增 大的原因是__________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________；‎ 氮元素的E1呈现异常的原因是___________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)(2017·江苏高考)C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为____________。‎ ‎(5)(2016·全国卷Ⅰ)Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是____________。‎ ‎(6)(2016·全国卷Ⅱ)元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu＝1 958 kJ·mol－1、INi＝1 753‎ ‎ kJ·mol－1，ICu＞INi的原因是_________________________________________________。‎ ‎(7)(2016·全国卷Ⅲ)根据元素周期律，原子半径Ga________As，第一电离能Ga________As。(填“大于”或“小于”)‎ ‎(8)(2015·全国卷Ⅱ)O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是____________。‎ 解析：(1)锌的价层电子排布式为3d104s2，为全充满稳定结构，较难失去电子，铜的价层电子排布式为3d104s1，较易失去一个电子，因此锌的第一电离能大于铜的第一电离能。(2)O是非金属元素，而Mn是金属元素，前者易得电子而不易失电子，后者则反之，所以O的第一电离能大于Mn的。(3)从图中可以看出：除N外，同周期元素随核电荷数依次增大，E1逐渐增大，这是因为随原子半径逐渐减小，结合一个电子需要释放出更多的能量；N原子的2p轨道处于半充满状态，不易再结合一个电子，故E1呈现异常。(4)非金属性：H

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