2022届高考化学（苏教版）全程复习（选修）《原子结构与元素性质》

●考纲研读1．认识原子核外电子的运动状态，了解电子云、电子层、电子轨道的含义；2．了解多电子原子核外电子分层排布遵循的原理；3．了解元素电离能的含义，并用以说明元素的某些性质；4．了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。●考情透析在综合题中考查常见原子核外电子排布以及利用电离能判断元素的性质及递变规律，在选择题中考查电离能、电负性与元素性质的关系。1.电子层2.原子轨道(1)原子轨道：表达电子在空间里经常出现的电子云区域。(2)原子轨道的形状：s能级的原子轨道是

，p能级的原子轨道是

。电子层一二三四五六七……符号KLMNOPQ……最多电子数28183250……球形的纺锤形(3)各能级的原子轨道数：(4)关系①每一个能层中，能级符号的顺序是

。②任一能层的能级总是从

能级开始，且能级数＝

。③以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数为2×1、2×3、2×5、2×7……。能级nsnpndnf原子轨道数1357ns、np、nd、nf……s该能层的序数1.原子核外电子排布原理(1)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。(2)泡利原理：1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。(3)洪特规则：电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同。(4)特例：有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满(如P6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。2．电子排布式(1)随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循1s2s2p3s3p

3d4p

4d5p6s……即ns<(n－2)f<(n－1)d<np，这个排布顺序称为构造原理。4s5s(2)电子排布式：用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数。举例：氧的电子排布式：

，钠的电子排布式：

，铁的电子排布式：

。1s22s22p41s22s22p63s11s22s22p63s23p63d64s21.每周期开始价电子排布式为

，每周期结尾价电子排布式

。(第一周期除外)2．元素周期系的周期不是单调的，随周期序数的递增每一周期里元素的数目递增，金属元素数目也递增。ns1ns2np6周期一二三四五六七元素数目28818183232(？)金属元素数目023141530？3.元素的分区分区s区p区d区ds区f区分布ⅠA、ⅡAⅢA～零族ⅢB～第ⅧⅠB、ⅡB镧系，锕系价电子排布ns1、ns2ns2np1～6(n－1)d1－9ns2(n－1)d10ns1～21.元素的第一电离能(1)概念：处于

失去一个电子，生成＋1价气态基态阳离子所需要的最低能量。(2)符号：I1，单位为

。(3)元素第一电离能的意义：元素的第一电离能可以衡量元素的原子

。第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，该元素的金属性越强；反之第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。基态的气态原子kJ/mol失去一个电子的难易程度(4)第一电离能与原子核外电子排布第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。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)的结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。如磷的第一电离能比硫大，Mg的第一电离能比Al大，还有Be>B，N>O。2．元素的电负性(1)概念：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的引力越大，非金属性

。故电负性的大小可用来衡量元素

。(3)电负性大小的标准以氟的电负性为

和锂的电负性为1.0作为相对标准。(4)电负性的应用①判断元素的金属性和非金属性的强弱：非金属的电负性>1.8；金属的电负性<1.8；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。越强非金属性和金属性的强弱4.0②判断化学键的类型：元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。1．核外电子的运动特征(1)统计学原理说明电子的核外运动核外电子运动状态的形象化描述——电子云：电子在原子核外高速运动，像带负电的“云雾”笼罩在原子核的周围，人们形象地把它叫做电子云。电子云实际上是对电子在原子核外空间某处出现的概率多少的形象化描述。(2)对电子云图的几点认识①电子云图中的每个小黑点并不代表一个电子，只是代表电子曾经出现过一次。②小黑点的疏密程度表示电子在核外出现概率的大小，点疏的地方表示电子在那里出现的概率小，点密的地方表示电子在那里出现的概率大。③离核越近，电子出现的概率越大，电子云越密集。2．基态原子核外电子排布的表示(1)依据①能量最低原理：原子核外电子的排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。②泡利不相容原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子且自旋方向相反。③洪特规则：当电子排布在同一能层的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道且自旋方向相同；洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时是较稳定状态。(2)电子在轨道中填充的顺序1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p。(3)表现形式①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目的式子。如：氯原子的电子排布式为1s22s22p63s23p5或[Ne]3s23p5。②轨道表示式：表示电子所处轨道及自旋状态的式子。如：7N的轨道表示式为：4．第一电离能、电负性的递变规律(1)第一电离能的递变规律①同一周期内，随着原子序数的递增，原子半径逐渐变小，原子核对核外电子的吸引越来越强，元素原子越来越难失电子，故元素的第一电离能呈增大趋势。②同一主族元素，从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸收越来越弱，元素原子越来越易失电子，故元素的第一电离能越来越小。注意：半充满(如ⅤA族元素)、全充满(如ⅡA族元素)、全空状态稳定，第一电离能较高。如：Be、N、Mg、P反常。(2)电负性随元素周期表的变化规律①同周期：从左到右，元素电负性由小到大(稀有气体除外)。②同主族：从上到下，元素电负性由大到小。由以上规律得出：元素周期表中，右上角氟元素的电负性最大，左下角铯元素的电负性最小(放射性元素除外)。[例1]根据下列叙述，写出元素名称，画出原子结构示意图，并写出核外电子排布式及价电子(或最外层电子)的轨道表示式。(1)A元素原子核外M层电子数是L层电子数的一半：__________________；(2)B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍：__________________；(3)C元素的单质在常温下可与水剧烈反应，产生的气体能使带火星的木条复燃：__________________；(4)D元素的次外层电子数是最外层电子数的1/4：____________________；(5)1～36号元素原子核外电子排布中未成对电子数最多：____________________。[解析](1)据题意可知A元素原子的L层电子数为8，M层电子数为4，为硅。(2)最外层电子数比次外层电子数多，则一定为第二周期元素，据题意B为硼。(3)常温下能与水剧烈反应生成O2，则C为氟。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，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亚层为半充满，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____________________。[解析](1)根据A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有两个电子，可推知该元素是氮元素，符号为N。(2)根据B、C元素的离子的电子层结构与氩相同，可推知B为氯(Cl)，C为钾(K)。(3)因D元素的正三价离子的3d亚层为半充满，可知D为铁元素(Fe)，其基态原子的排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。(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，推知E为铜，基态原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s1[答案](1)N

(2)Cl

K

(3)Fe1s22s22p63s23p63d64s2(4)Cu

1s22s22p63s23p63d104s1[例2](2010·安徽理综，25)X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中的四种常见元素，其相关信息如下表：元素相关信息XX的基态原子核外3个能级上有电子，且每个能级上的电子数相等Y常温常压下，Y单质是淡黄色固体，常在火山口附近沉积ZZ和Y同周期，Z的电负性大于YWW的一种核素的质量数为63，中子数为34(1)Y位于元素周期表第________周期第________族，Y和Z的最高价氧化物对应的水化物的酸性较强的是________(写化学式)。(2)XY2是一种常用的溶剂，XY2的分子中存在________个σ键。在H－Y、H－Z两种共价键中，键的极性较强的是________，键长较长的是________。(3)W的基态原子核外电子排布式是____________。W2Y在空气中煅烧生成W2O的化学方程式是__________________。(4)处理含XO、YO2烟道气污染的一种方法，是将其在催化剂作用下转化为单质Y。已知：[解析]通过图表中的信息，不难推断出，X为碳，Y为硫，Z为氯，W为铜。(2)分子的极性取决于形成分子的两元素的电负性，要是电负性相差越大，则分子极性越大；键长越长，则氢化物的稳定性越弱。(4)将题中的两个热化学方程式①②进行恰当的变形，将②式反写，然后再与①式×②相加，故ΔH3＝－ΔH2＋2ΔH1＝－270kJ·mol－1。(4)SO2(g)＋2CO(g)===S(s)＋2CO2(g)ΔH＝－270kJ·mol－1(2009·宁夏)[化学——选修物质结构与性质]已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子。请回答下列问题：(1)X元素原子基态时的电子排布式为________，该元素的符号是________；(2)Y元素原子的价层电子的轨道表示式为________，该元素的名称是________；(3)X与Z可形成化合物XZ3，该化合物的空间构型为________；(4)已知化合物X2Y3在稀硫酸溶液中可被金属锌还原为XZ3，产物还有ZnSO4和H2O，该反应的化学方程式是____________________________。(5)比较X的氢化物与同族第二、第三周期元素所形成的氢化物稳定性、沸点高低并说明理由________________________。[解析]X元素原子基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，是砷元素(As)，Y元素原子基态电子排布式为1s22s22p4，是氧元素(O)，Z的原子序数为42－33－8＝1，是氢元素(H)。[答案](1)1s22s22p63s23p63d104s24p3

As(3)三角锥形(4)As2O3＋6Zn＋6H2SO4===2AsH3↑＋6ZnSO4＋3H2O(5)稳定性：NH3>PH3>AsH3，因为键长越短，键能越大，化合物越稳定；沸点：NH3>AsH3>PH3，NH3可以形成分子间氢键，沸点最高，AsH3相对分子质量比PH3大，分子间作用力大，因而AsH3的沸点比PH3高。[答案]C2．(2008·高考海南卷)在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是 (

)A．最易失去的电子能量最高B．电离能最小的电子能量最高C．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量D．在离核最近区域内运动的电子能量最低[解析]原子在反应中失去的电子应是离核最远的外层电子，其能量最高，A正确；B项，电离能最小的电子离原子核最远，受原子核的吸引力最小，能量最高，B正确；处于高能层中的s轨道电子的能量要比处于较低能层中p轨道电子的能量高，C错误；能量越低的电子尽量排布在离原子核越近的轨道上，D正确。[答案]C3．下列各原子或离子的电子排布式错误的是(

)A．Si

1s2s22p2

B．O2－

1s22s22p6C．Na＋

1s22s22p6

D．Al

1s22s22p63s23p1[解析]Si原子的核外有14个电子，电子排布式为1s22s22p63s23p2。[答案]A4．下列说法中正确的是 (

)A．处于最低能量的原子叫做基态原子B．3p2表示3p能级有两个轨道C．同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐减小D．同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多[解析]3p2表示3p轨道上有2个电子，同一原子中，1s、2s、3s电子能量依次升高，同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数一样。[答案]A5．(1)原子核外电子排布的轨道能量顺序，实质是各轨道能量高低，若以E表示某轨道的能量，下列能量大小顺序中正确的是________。A．E(3s)>E(2s)>E(1s)B．E(3s)>E(3p)>E(3d)C．E(4f)>E(4s)>E(3d)(2)写出下列粒子的最低能量状态的电子排布式：①19K：________________________。②23V：________________________。[答案](1)A

(2)1s22s22p63s23p64s11s22s22p63s23p63d34s2(3)最低能量状较高能量状吸收N原子2p轨道半充满，能量低6．(2008·上海)四种短周期元素的性质或结构信息如下表。请根据信息回答下列问题。元素ABCD性质或结构信息室温下单质呈粉末状固体，加热易熔化单质在氧气中燃烧，发出明亮的蓝紫色火焰单质常温，常压下是气体，能溶于水原子