2022高考立体设计化学鲁科版①知识研习13

一、原子核外电子排布的周期性1．主族元素原子核外电子排布和元素性质的周期性变化(续表)

2.1～6周期元素原子的外围电子排布3．元素原子核外电子排布的周期性变化每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从(51)

到)(52)

的周期性变化。ns1ns2np6二、元素的第一电离能及周期性变化1．第一电离能(1)含义元素①

失去一个电子形成＋1价②

所需的最低能量，用符号③

表示。(2)应用第一电离能可以衡量元素的气态原子④

的难易程度。第一电离能数值越小，原子越⑤

失去一个电子，第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。

气态原子气态阳离子I1失去一个电子容易(3)变化规律(ⅰ)变化规律(ⅱ)与原子的核外电子排布的关系通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(⑩

)、半满(⑪

)和全满(⑫

)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。2．第二电离能和第三电离能(1)第二电离能⑬

失去1个电子，形成⑭

所需要的最低能量，用I2表示。(2)第三电离能⑮

再失去1个电子，形成⑯

所需要的最低能量，用I3表示。p0、d0、f0p3、d5、f7p6、d10、f14＋1价气态离子＋2价气态离子＋2价气态离子＋3价气态离子三、元素的电负性及周期性变化1．含义电负性是用来衡量元素在化合物中①

能力的物理量。指定F的电负性为②

，并以此为标准确定其他元素的电负性。2．变化规律吸引电子4.0考点一周期表的划分与核外电子排布的内在联系1．核外电子排布与周期的划分周期序数电子层数外围电子对应能级组元素原子的电子排布式该周期的元素种数111s1s1～22222s2p[He]2s1～22p1～68333s3p[Ne]3s1～23p1～68444s3d4p[Ar]3d1～104s1～24p1～618555s4d5p[Kr]4d1～105s1～25p1～618666s4f5d6p[Xe]4f1～145d1～106s1～26p1～632777s5f6d7p[Rn]5f1～146d1～107s1～27p1～6－(1)每种元素的电子层数，就是该元素所处的周期序数，主族元素的最外层电子数为其主族序数。(2)每周期起始元素和结束元素的外围电子排布分别为ns1和ns2np6(第1周期为ns2)。2．核外电子排布与族的划分族的划分依据是原子的外围电子排布(1)主族元素原子的外围电子排布完全相同，外围电子全部排布在ns或nsnp轨道上。外围电子数与族序数相同。(2)稀有气体的外围电子排布为1s2或ns2np6。(3)过渡元素(副族和Ⅷ族)同一纵行原子的外围电子排布基本相同。外围电子排布为(n－1)d1～10ns1－2，ⅢB～ⅦB族的外围电子数与族序数相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族的外围电子数与族序数不相同。3．核外电子排布与元素周期表的分区根据基态下，最后一个电子所填充的轨道类型将元素周期表划分为相应的区：s区、p区、d区、ds区和f区。【特别提醒】上述元素周期表区的划分方法仅适用于多数情况，个别元素则例外，如：锰相对铬而言，最后一个电子填充到4s轨道上，但锰仍属于d区。再如：ⅠB族元素最后一个电子填充到d轨道，而ⅡB族元素最后一个电子填充到s轨道，它们合称ds区等。【案例1】用电子排布式表示Al、Cr(原子序数为24)、Fe(原子序数为26)、As(原子序数为33)等元素原子的价电子排布，并由此判断它们属于哪一周期哪一族，以及哪一区。Al：________________Cr：___________________Fe：______________As：_____________【解析】

Al的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1，其最大电子层数为3，所以其周期数为第3周期；其价电子总数(外围电子总数)为3，所以其位于第ⅢA族。Cr的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，其最大电层数为4，所以其周期数为第4周期；其价电子总数(外围电子总数)为6且具有d轨道，所以其位于第ⅥB族。Fe的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，其最大电子层数为4，所以其周期数为第4周期；其价电子总数(外围电子总数)为8，所以其位于第Ⅷ族。As的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，其最大电子层数为4，所以其周期数为第4周期；其价电子总数(外围电子总数)为5，所以其位于第VA族。又知ⅢA～0族为p区，ⅢB～VⅢ族为d区，故Al、As处于p区，Cr、Fe处于d区。【答案】

Al：1s22s22p63s23p1第3周期第ⅢA族p区Cr：1s22s22p63s23p63d54s1第4周期第ⅥB族d区Fe：1s22s22p63s23p63d64s2第4周期第Ⅷ族d区As：1s22s22p63s23p63d104s24p3第4周期第ⅤA族p区【规律方法】原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。(1)原子核外电子层数决定所在周期数。周期数＝最大电子层数(钯除外，46Pd[Kr]4d10，最大电子层数是4，但是在第5周期)。(2)外围电子总数决定排在哪一族。如：29Cu：3d104s1,10＋1＝11，尾数是1且有d轨道，所以Cu在第ⅠB族。【即时巩固1】已知几种元素原子的核外电子情况，分别判断其元素符号、原子序数并指出其在周期表中的位置。【解析】

A为Mg,12号元素，由电子排布式可知其位置为第3周期ⅡA族；B为23号元素V，电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2，故其位置为第4周期ⅤB族；C为14号元素Si，位于周期表第3周期ⅣA族；D为15号元素P，位于周期表第3周期ⅤA族。【答案】

Mg123ⅡAV234ⅤBSi143ⅣAP153ⅤA考点二电离能的变化规律及应用1．同一主族第一电离能的变化规律随着原子序数的增加，第一电离能减小，自上而下原子越来越容易失去电子。2．同周期元素第一电离能的变化规律(1)随着原子序数的增加，第一电离能增大，从左到右元素原子越来越难失去电子。(2)同周期主族元素中，第ⅡA族(np0)和第ⅤA族(ns2np3)因p轨道处于全空和半充满的特殊稳定状态，所以这两族元素的第一电离能要高于与它相邻主族的第一电离能。(3)过渡元素第一电离能的变化规律第一电离能的变化不太规则，随着原子序数的增加从左到右略有增加。3．同一种元素原子各级电离能的变化规律(1)用Ii表示各级电离能，则有I1<I2<I3……(2)不同电子层之间电离能悬殊较大。4．电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子。(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价如K：I1≪I2<I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。(3)判断元素的金属性、非金属性强弱I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。【特别提醒】由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者并不完全一致。电离能是气态原子或离子失电子的能力，而金属活动性是指金属单质在溶液中的活泼性，受电离能和其他能量变化总和的影响，故二者并不完全一致。【案例2】不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为E)如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题：(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是________________________________________________________________________，各周期中E值的这种变化特点体现了元素性质的_______变化规律。(2)同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是________(填写编号)。①E(砷)>E(硒)

②E(砷)<E(硒)③E(溴)>E(硒) ④E(溴)<E(硒)(3)估计1mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：________<E<________。(4)10号元素E值较大的原因是________________________________________________________________________。【解析】此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力。(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小。从H到He；从Li到Ne；从Na到Ar，均呈现明显的周期性变化。(2)从第2、3周期可以看出，第ⅢA族和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可推测E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。(3)根据同主族、同周期规律可以推测：E(K)<E(Ca)<E(Mg)。(4)10号元素是稀有气体氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。【答案】

(1)随着原子序数增大，E值变小周期性(2)①③

(3)485

738

(4)10号元素为氖。该元素原子最外层电子排布已达到8电子稳定结构【规律方法】同一周期的主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势，原因是核电荷数增多，而能层数不变，原子核对核外电子的吸引力增大；由于第一电离能与原子核外电子排布有关，所以在解答此类题目时注意第一电离能的总体变化趋势与个别元素的反常现象。【即时巩固2】下图是元素周期表的一部分，表中所列字母分别代表一种化学元素。请回答下列问题：(1)请写出元素E的基态原子电子排布式________________________________________________________________________(2)F、G两元素的部分电离能数据列于下表。

比较两元素的I2、I3，气态F2＋、G2＋中________(用离子符号表示)更难失去电子变为＋3价气态离子；请用原子结构理论解释原因________________________________________________________________________。元素FG电离能/kJ·mol－1I1717759I215091561I332482957【解析】

由各元素在周期表中的位置可知A、B、C、D、E、F、G元素分别为N、F、Mg、Al、Cr、Mn、Fe。(1)E元素为24号元素Cr，位于第4周期第ⅥB族，则其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。(2)F、G分别为Mn、Fe。由表中两元素的I2、I3的电离能数据可知Mn2＋比Fe2＋更难失去电子变为＋3价气态离子。因为Mn2＋的电子排布式为[Ar]3d54s2，Fe2＋的电子排布式为[Ar]3d64s2，其中Mn2＋的3d5呈半充满状态，较稳定，再失去电子较困难，而Fe2＋为3d6，失去一个电子后变为半充满状态，故两者相比，Fe2＋易失去一个电子。【答案】

(1)1s22s22p63s23p63d54s1(2)Mn2＋

Mn2＋的外围电子排布为3d5，呈半充满状态，较稳定，再失去电子较难，而Fe2＋外围电子排布为3d6，失去一个电子后为半充满状态，因而相对易失去一个电子考点三电负性的应用1．衡量元素的金属性和非金属性及其强弱(1)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”(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。(2)金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。(3)电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角。2．衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小(1)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；(2)电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。3．判断化学键的类型一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。【案例3】有A、B、C、D、E5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半，A、B、C、D、E五种元素的电负性分别为2.5，3.5，0.8,2.1,1.5，请回答下列问题：(1)A是________，B是________，C是________，D是________，E是________。(用化学符号填空，下同)(2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是________，非金属性最强的是________。(3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显________价，其他元素显________价。(4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是____________，有共价键的是________。【解析】

A、E均为ⅠA族元素且E为金属元素则A为H，由于B、D为同族且最外层的p能级电子数为s能级电子数的两倍，则B、D的价电子排布为ns2np4为ⅥA族元素，则B为O，D为S，E为K，C为3s23p1为Al。五种元素中，属于金属的是Al、K，且活泼性：K>Al，则K的电负性为0.8，Al的电负性为1.5；属于非金属的是H、S、O，非金属性：O>S>H，则电负性O为3.5，S为2.5，H为2.1；当O与H、S、Al形成化合物时，由于O的电负性大，所以O为负价，其他元素为正价。当形成化合物时，电负性差值小于1.7为共价键，电负性差值大于1.7的为离子键。【答案】

(1)H

O

Al

S

K(2)K

O

(3)负正(4)Al2O3、K2O

H2O、SO2、SO3【规律方法】

(1)金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。(2)并不是所有电负性差大于1.7的都形成离子化合物，如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物，应注意这些特殊情况。【即时巩固3】已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_______________________________。(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？Mg3N2________________________________________________________________________；BeCl2________________________________________________________________________；AlCl3________________________________________________________________________；SiC________________________________________________________________________。【解析】

元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值：Mg3N2中电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物：BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。【答案】

(1)随原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化(2)离子化合物共价化合物共价化合物共价化合物考点四核外电子排布、元素周期表、元素性质三者之间的关系1．原子结构、元素在周期表中的位置及元素性质之间的关系2．元素性质的递变规律性质同一周期(从左向右)同一主族(从上到下)核外电子的排布电子层数相同增加最外层电子数1→8相同金属性和非金属性金属性减弱增强非金属性增强减弱原子半径减小增大单质的氧化性和还原性氧化性增强减弱还原性减弱增强性质同一周期(从左向右)同一主族(从上到下)最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性增强减弱碱性减弱增强气态氢化物的稳定性增强减弱第一电离能增大减小电负性变大变小【案例4】下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素。(1)下列________(填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。①a、c、h②b、g、k③c、h、l④d、e、f(2)上述第3周期元素中第一电离能(I1)最大的是________，c和f的I1大小关系是________大于________(用字母表示)。(3)上述元素中________形成的化合物种类最多。有人提出还有一种元素与之媲美，该元素应是________(用字母表示)。(4)上述元素中，原子核未成对电子数最多的是_________________________________，写出该元素的电子排布式_______________________。(5)已知A和B为第3周期元素，其第一至第四电离能如下表所示：A通常显________价，B的基态原子核外电子排布式为________________________________________________________________________电离能(I)/kJ·mol－1I1I2I3I4A5781817274511578B7381451773310540【解析】

(1)①组中a、c、h分别为Na、Mg、C(石墨)可能都是导体；②组中b为氢，其单质H2不导电；③组中l为Cl，Cl2不导电；④组中d、e、f均为金属，是导体。故选①④。(2)同一周期元素中稀有气体原子第一电离能最大，由于c(即Mg)的3s2是全充满状态，故第一电离能反而比f(即Al)大。(3)形成化合物种类最多的一般认为是碳，因为它是形成有机物不可缺少的元素，而氢也存在于大多数有机物中，且还可形成众多无机物，故氢也可看作是形成化合物种类最多的元素。(4)未成对电子数最多的当数ⅤA族的i(即