专题2原子结构与元素性质-2023-2024学年高二化学单元精讲速记巧练（2019选择性必修2）（原卷版）

专题2原子结构与元素性质必背知识清单01原子核外电子的运动一、人类对原子结构的认识1．原子结构模型的演变(1)实心球模型：19世纪，英国科学家道尔顿提出了______________，认为原子有质量，不可分割。(2)葡萄干面包模型：19世纪末，英国物理学家汤姆生发现了_______，提出_______普遍存在于原子中。(3)有核模型：1911年，英国物理学家卢瑟福根据______________实验，认为原子的质量主要集中在___________上，电子在原子核外空间做_______运动。(4)1913年，丹麦物理学家玻尔研究了______________后，根据量子力学的观点，提出了新的原子结构模型：①原子核外电子在一系列______________上运动，既不______________，也不______________。②不同的原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是_________的，即量子化的。③原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生_______。当电子吸收了能量后，就会从能量较低的轨道_______到能量较高的轨道上。处于能量较高轨道上的电子不稳定，当电子从能量较高的轨道回到能量较低的轨道时，就会发射出光子，发出的光的波长取决于两个轨道的______________。2．现代量子力学模型(1)电子主要在原子核周围的_______区域内运动。运动区域距离核近，电子出现的机会_______；运动区域距离核远，电子出现的机会_______。(2)电子云：用小点的疏密描述电子在原子核外空间______________的大小所得到的图形叫电子云。用小点代表电子在核外空间区域内______________，小点的疏密与电子在该区域内______________大小成正比。二、原子核外电子的运动特征1．电子层根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，认为核外电子处于不同的电子层上。电子层n1234567符号特点离核由_______到_______，能量由_______到_______。2．原子轨道(1)原子轨道：①电子在原子核外的一个______________状态称为一个原子轨道。原子轨道是用______________描述电子在原子核外空间运动的主要区域。②处于同一电子层的原子核外电子，可以在不同_______的原子轨道上运动，其_______也不相同，故可将同一电子层进一步划分为不同的能级。(2)原子轨道的类型和伸展方向①原子轨道的类型不同，能量_______，形状也_______。②形状相同的原子轨道在原子核外空间有不同的______________。(3)原子轨道的表示方法：原子轨道用_____________________和____________________________结合起来共同表示，如1s、2s、2p(2px、2py、2pz)、3d等。原子轨道形状延伸方向轨道数可容纳的电子数spd­­­­­f­­­­­原子轨道的伸展方向=原子轨道数(4)各电子层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数电子层原子轨道类型原子轨道数目可容纳的电子数1234n——(5)原子轨道能量高低相同电子层的原子轨道中ns_____np_____nd_____nf形状相同的原子轨道2p_____3p_____4p电子层数和原子轨道形状均相同2px_____2py_____2pz3．电子的自旋运动原子核外电子有_______种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。三、原子核外电子的排布1．构造原理(1)构造原理：电子是按照一定顺序填充的，_______一个能级之后再填下一个能级，这个规律称为构造原理。原子核外电子的排布遵循构造原理的三大内容：能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。(2)原子核外电子排布的轨道能量顺序原子核外电子排布的能量顺序电子所排的轨道顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、_____、4p、5s、_______、5p、6s、_____、_____、6p、7s……，这是实验得到的规律，适用于大多数基态原子的核外电子排布。三层以上的电子层中出现能级交错现象，对核外电子排布的影响很大。2．原子核外电子排布的构造原理(1)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______________的状态。(2)泡利不相容原理每个原子轨道上最多容纳_______个自旋状态不同的电子。在核外电子的排布中，排在同一轨道上的两个电子，自旋方向_______；而自旋方向相同的电子，必然处于_______的轨道上。可以这样理解：在同一原子中，没有运动状态完全相同的两个电子存在，原子核外有几个电子，就有几种运动状态。(3)洪特规则原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占在______________上，且自旋状态_______，这样整个原子的能量_______。3．核外电子排布遵循的三个原理间的关系在不违反泡利不相容原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布应使整个原子体系的能量_______。我们称原子的最低能量状态为原子的_______，能量高于基态的状态为____________。四、原子核外电子的排布的表示方法1．核外电子排布排布式(1)电子排布式用数字在轨道符号右上角标明该轨道上排布的电子数，例如：15P：____________________________19K：____________________________(2)简化的电子排布式为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子已达到______________结构的部分写成“原子实”，以相应______________符号外加方括号表示，得到简化的电子排布式。例如：16S：_____________________21Sc：_____________________(3)外围电子排布式外围电子又称价电子，对主族元素而言，外围电子就是最外层电子。例如：8O：______________13Al：______________2．轨道表示式将每一个原子轨道用一个方框表示，在方框内标明基态原子核外电子分布的式子称为轨道表示式。例如Al的轨道表示式为：__________________________________________。3．核外电子排布式的书写(1)书写原子的电子排布式时，应按照电子层的顺序书写，如铁原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，而不是1s22s22p63s23p64s23d6。(2)书写离子的电子排布式时，先失去最外层电子，再失去内层电子，如Fe2+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d6，Fe3+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d5。(3)洪特规则特例：能量相同的原子轨道在_______(如p6和d10)、_______(如p3和d5)和_______(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。这称为洪特规则特例。如Cr的电子排布式为____________________________，3d和4s轨道均为半充满状态，原子较为稳定；又如Cu的电子排布式为____________________________，3d轨道为全充满，4s轨道为半充满状态，原子较为稳定。五、原子光谱与光谱分析1．原子光谱形成原因在通常情况下，原子核外电子的排布总是使整个原子处于能量_______的状态。当处于能量最低状态的原子_______能量后，电子能从能量_______的轨道跃迁到能量_______的轨道上。电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，将_______出能量。2．原子光谱分类发射光谱：原子中的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，_______光子，将发出的光通过棱镜就得到原子的原子发射光谱。吸收光谱：原子中的电子_______光子，原子中的电子从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道，然后将透过光通过棱镜，就得到原子吸收光谱。3．光谱分析通过原子发射光谱或吸收光谱_______元素，称为光谱分析。必背知识清单02元素性质的递变规律一、原子核外电子排布的周期性1．最外层电子数目的变化除第1周期外，每隔一定数目的元素，元素原子的最外层电子数重复出现从_____逐渐增加到_____的周期性变化。2．核外电子排布的周期性变化规律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_______到_______的周期性变化(第1周期除外)。3．外围电子排布的变化(1)第2、3周期从左到右，元素原子的外围电子排布呈现从_______到_______的变化。(2)第4周期，从左到右，元素原子的外围电子排布呈现从_______经过____________逐渐过渡到_______。(3)第5周期元素原子的外围电子排布与第4周期元素外围电子排布有相似的变化规律。4．元素周期表中区的划分根据元素原子的_____________________特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区和f区。(1)s区：包含______________两族元素，除氢元素外，其余都是活泼的金属元素。(2)p区：包含_____________________元素，除氢元素外，所有的_______元素都在p区。(3)d区：包含_____________________的元素。(4)ds区：包含_____________________的元素。(5)f区：_____________________元素。二、元素的电离能1．第一电离能的含义某元素的_______原子失去一个电子形成＋1价_______阳离子所需要的_______能量。符号：_______。M(g)e→M+(g)2．第一电离能的意义(1)第一电离能可以衡量元素的_______原子失去一个电子的难易程度。(2)第一电离能数值越小，该气态原子越_______失去一个电子；第一电离能越大，该气态原子越_______失去一个电子。3．元素的第一电离能变化规律(1)同主族元素的原子_________________相同，随着核电荷数的增大，原子半径逐渐_______，失电子能力逐渐_______，第一电离能逐渐_______。(2)同一周期的主族元素具有相同的______________，随着核电荷数的递增，最外层电子数_______，原子半径逐渐_______，失电子能力逐渐_______，第一电离能呈现_______的趋势。对同周期元素来说，__________的第一电离能最小，______________的第一电离能最大，但是第一电离能ⅡA_______ⅢA、ⅤA_______ⅥA。4．元素的电离能与原子结构的关系(1)第一电离能与原子核外电子排布的关系当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成_____________________结构时，原子的能量较低，该元素具有_______的第一电离能。例如，Mg的外围电子排布为3s2，s轨道处于_______状态，P的外围电子排布为3s23p3，p轨道处于_______状态，因此二者电离能相对_______。(2)元素的电离能与原子核外电子排布的关系①同一元素的各级电离能逐级变大，即I1<I2<I3……。②电离能突然变大，说明原子的_______发生了变化，由此可以判断该元素原子的______________和______________。5．元素的逐级电离能的变化规律(1)原子的逐级电离能越来越大。首先失去的电子是能量_______的电子，故第一电离能_______，以后再失去的电子都是原子轨道较低的_______，所需要的能量_______。(2)当电离能突然变大时说明电子的________发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。如Al：I1＜I2＜I3≪I4＜I5……三、电离能的应用1．确定元素的核外电子排布根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布，根据核外电子排布，一个电子层的所有电子均失去之后，换新的电子层再失去电子时，由于内层是饱和结构，难失去，故电离能数值在层与层之间呈现_______变化，而层内电离能数值差别相对较小。如Al的第一到第四级电离能分别为(单位：kJ·mol－1)577、1817、2745、11575。从中明显看出在第三、第四电离能之间有突跃，故可判断Al最外层只有3个电子。2．判断主族元素的外围电子数或最高化合价通常用电离能来表示原子或离子失去电子的______________。如K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K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。一般来说，如果某元素的电离能在In与In＋1之间发生突变，则该元素的原子易形成＋n价离子而不易形成＋(n＋1)价离子。3．判断元素的金属性与非金属性强弱一般地，除稀有气体外，I1越大，元素的非金属性_______；I1越小，元素的金属性_______。四、电负性1．电负性(1)概念：元素的原子在化合物中______________能力的标度。(2)标准：指定氟的电负性为_______，并以此为标准确定其他元素的电负性。2．主族元素电负性的变化规律同一周期，主族元素的电负性从左到右依次_______，表明其吸引电子的能力逐渐_______，_________逐渐减弱，______________逐渐增强。同一主族，元素的电负性从上到下呈现_______的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐_______，_________逐渐增强，____________逐渐减弱。3．电负性的应用(1)衡量元素金属性和非金属性的强弱①金属元素的电负性越小，金属元素越_______；非金属元素的电负性越大，非金属元素越_______。②金属的电负性一般小于_______，非金属的电负性一般大于_______，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_______性，又有_________性。(2)判断化合物中元素化合价的正负电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力_______，元素的化合价为_____值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力_____，元素的化合价为_____值。(3)判断化学键的类型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_______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_______键。如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为_______化合物；Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5＜1.7，因此AlCl3为_______化合物。五、元素周期表的应用1．对人们认识原子结构和___________的关系具有指导意义。2．为人们寻找__________提供了科学的途径：(1)在ⅠA族可以找到制造________材料的元素；(2)在ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到制造优良的_________材料的元素。【典例1】已知几种元素原子的核外电子排布情况，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。元素核外电子排布元素符号原子序数周期族A1s22s22p63s1BC3d104s1D3s23p4E【典例2】如图是元素周期表的简略框架。(1)按外围电子排布，可把元素划分成五个区，不全是金属元素的区为________。(2)根据氢元素最高正化合价与最低负化合价的绝对值相等，还可以把氢元素放在元素周期表中的________族；有人建议将氢元素放在元素周期表的ⅦA族，请写出支持这一观点的一个化学事实_____________________________________________。(3)上表中元素①②原子的最外层电子排布式分别为______________、_______________；比较元素①与元素②的下列性质(填“＞”或“＜”)。原子半径：①______②；电负性：①________②；金属性：①______②；第一电离能：①______②。(4)某短周期元素的最高正化合价为＋7，其原子结构示意图为________________。【典例3】如表列出了元素周期表中前20号元素中某些元素性质的一些数据：序号性质原子半径(1010m)最高价态最低价态①1.02+62②2.27+1—③0.74—2④1.43+3—⑤0.77+44⑥1.10+53⑦0.99+71⑧1.86+1—⑨0.75+53⑩1.17+44试回答下列问题。(1)以上10种元素中，第一电离能最小的是______(填序号)。(2)上述⑤、⑥、⑦三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的物质可能是______________(填分子式，两种即可)。元素⑨和⑩形成的化合物的化学式为________；元素①的原子外围电子排布式是_____________。(3)①、⑥、⑦、⑩四种元素的气态氢化物的稳定性由强到弱的顺序是__________________(填化学式)。(4)③和⑨两元素相比，非金属性较弱的是______(填名称)，可以验证该结论的是____________(填序号)。A．气态氢化物的挥发性 B．单质分子中的键能C．两元素的电负性 D．含氧酸的酸性E．最简单氢化物的稳定性 F．两单质在自然界中的存在形式【典例4】如图是元素周期表的一部分，其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)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：a．原子核对核外电子的吸引力b．形成稳定结构的倾向下表是一些主族元素气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ·mol－1)锂XY失去第一个电子519502580失去第二个电子729645701820失去第三个电子1179969202750失去第四个电子－955011600①锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量，原因是_________________________________