第一节 原子结构与性质（考点考法剖析）-【高考引领教学】高考化学一轮针对性复习方案（全国通用）

第十一章　物质结构与性质（选修）

第一节  原子结构与性质

【必备知识要求】

【关键能力及高考要求】

【学科核心素养解析】

必备知识点1原子核外电子排布

一.能层、能级

1.能层(n):在多电子原子中,核外电子的能量是不同的,按照电子的能量差异将其分成不同能层,即电子层。通常用K、L、M、N……表示,能量依次升高。

2.能级:在多电子原子中,同一能层里的电子,能量也可能不同,又将其分成不同的能级,通常用s、p、d、f等表示,同一能层里,各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高,即:E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。

二.基态原子的核外电子排布

1.排布规律

①能量最低原理:电子排布遵循构造原理使整个原子的能量处于最低状态,即电子尽可能地先占有能量低的轨道,然后进入能量高的轨道。

②泡利原理:在一个原子轨道里,最多只能容纳 2个电子,而且它们的自旋方向相反。

③洪特规则:当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,而且自旋方向相同。

洪特规则特例:当能量相同的原子轨道在全满(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 的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。

2.基态原子核外电子按图所示的能级顺序填充。它是书写基态原子核外电子排布式的依据。

三.核外电子的空间运动状态

1.电子云:由于核外电子的概率分布看起来像一片云雾,因而被形象地称作电子云。

①电子云中小黑点的疏密表示电子在核外空间单位体积内出现的概率的大小。

②电子云很难绘制,常使用电子云轮廓图(把原子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来)。

2.原子轨道:量子力学把电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。

3.能层、能级、原子轨道和容纳电子数之间的关系

四、基态原子的核外电子排布的表示方法

过渡元素原子价电子不仅仅是最外电子层电子,包括部分次外层电子,如Fe的价电子层排布为3d64s2。

五.基态、激发态与原子光谱

1.原子状态

①基态原子:处于最低能量的原子。

②激发态原子:当基态原子的电子吸收能量后,电子会跃迁到较高能级,变成激发态原子。

2.原子光谱:

①当电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时,释放一定频率的光子,这是产生原子发射光谱的原因。

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。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析

【知识理解提点】

1.核外电子排布常见错误

(1)在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：

①(违反能量最低原理)

②(违反泡利原理)

③(违反洪特规则)

④(违反洪特规则)

(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，而失电子时，却先失4s轨道上的电子，如Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5。

(3)注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、价电子排布式的区别与联系。如基态Cu的核外电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；价电子排布式：3d104s1。

2.原子(离子)核外电子排布式(图)的书写

(1)核外电子排布式:按电子排入各能层中各能级的先后顺序,用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。如Cu:1s22s22p63s23p63d104s1,其简化电子排布式为[Ar]3d104s1。

(2)价电子排布式:如铁原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。

(3)电子排布图(或轨道式):方框表示原子轨道,用“↑”或“↓”表示自旋状态不同的电子,按排入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。例如：，核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。

【惑点辨析】

判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。

1.在基态多电子原子中,p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量。(　　)

2.所有原子任意能层的s电子云轮廓图都是球形,但球的半径大小不同。(　　)

3.同一原子中,2px、2py、2pz的能量相等。(　　)

4.2p、3p、4p轨道形状均为哑铃形,但能量依次升高,轨道数依次增多。(　　)

5.铁元素基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d6。(　　)

6.Si的电子排布图:

(　　)

7.电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理。(　　)

8.Cr的基态原子的简化电子排布式为[Ar]3d44s2。(　　)

9.镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时,原子释放能量,由基态转化成激发态。(　　)

10.霓虹灯发出有色光、激光器产生激光、燃放的焰火以及棱镜分光均与核外电子的跃迁有关。(　　)

答案:1.×　2.√　3.√　4.×　5.×　6.×　7.√　8.×　9.×　10.×

【夯基例析·跟踪演练】

【基础例析】核外电子排布的表示方法

例1．下列对电子排布式或轨道表示式书写的评价正确的是

A．A B．B C．C D．D

【答案】C

【解析】A项：相同轨道中的两个电子运动方向相反，违反了泡利不相容原理，不符合题意，A错误；

B项：电子应先充满同能级的轨道，违反了洪特规则，不符合题意，B错误；

C项：K原子的电子排布式：1s22s22p63s23p64s1，违反能量最低原理，符合题意，C正确；

D项：Br-的电子排布式：[Ar]3d104s24p6，正确，评价错误，D错误；答案为C。

【跟踪演练】

1.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1s22s22违反了洪特规则

C.电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理

D.电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理

【答案】A

【解析】:A项：各能级能量的大小顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5s……ns电子的能量一定高于(n-1)p电子的能量,A错误;

B项：对于C原子来说,2p能级有3个能量相同的原子轨道,最后2个电子应以自旋状态相同的方式分布在两个不同的2p轨道上,违反了洪特规则,B正确;

C项：根据轨道能量高低顺序可知E4s<E3d,对于21Sc原子来说,最后3个电子应先排满4s轨道,再排3d轨道,电子排布式应为1s22s22p63s23p63d14s2,故违反了能量最低原理,C正确;

D项：对于22Ti原子来说,3p能级共有 3个轨道,最多可以排6个电子,如果排10个电子,则违反了泡利原理,D正确。

必备知识点2 原子结构与周期表、元素性质的关系

一、原子结构与周期表的关系

(1)原子结构与周期表的关系：原子的最大能层数＝周期序数

 (2)每族元素的价层电子排布特点

①主族

②0族：He：1s2；其他ns2np6。

③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。

(3)元素周期表的分区与价层电子排布的关系

①周期表的分区

②各区价层电子排布特点

二、元素周期律

1.原子半径

(1)影响因素

(2)变化规律：元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。

2.电离能

(1)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。

(2)规律

①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。

②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。

③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1＜I2＜I3…)。

3.电负性

(1)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强。

(2)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)。

(3)变化规律：

①金属元素的电负性一般小于1.8；

②非金属元素的电负性一般大于1.8；

③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。

④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。

4.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。

【知识理解提点】

1.第二、三、四周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素都大。

2．电离能常见的四个应用

(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＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2≫I1，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渐增大，当电离能的变化出现突跃时，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

同周期元素原子的最外层电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大，如第ⅡA族、ⅤA族元素。

3．电负性常见的四个应用

(1)确定元素类型(电负性>1.8，为非金属元素；电负性<1.8，为金属元素)。

(2)确定化学键类型(一般两成键元素电负性差值>1.7，为离子键；两成键元素电负性差值<1.7，为共价键)。

(3)判断元素价态正、负(化合物中电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价)。

(4)判断元素金属性和非金属性强弱(表征原子得电子能力强弱)。

【惑点辨析】

判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。

1.价电子排布为5s25p1的元素位于元素周期表第五周期第ⅠA族,是s区元素。(　　)

2.元素周期表s区全部是金属元素,p区全部是非金属元素。(　　)

3.具有下列电子排布式的原子中,①1s22s22p63s23p1、②1s22s22p2、③1s22s22p4、④1s22s22p63s23p5,原子半径最小的是③。(　　)

4.同一周期元素从左至右原子半径逐渐减小,元素的第一电离能依次增大。(　　)

5.钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。(　　)

6.与Cr同周期且基态原子最外层电子数相同的元素,一定位于周期表中的s区。(　　)

7.电负性越大,非金属性越强,第一电离能也越大。(　　)

8.①Na、K、Rb;②N、P、As;③C、N、O;④F、P、K,元素的电负性随原子序数增大而递增的只有③。(　　)

答案:1.×　2.×　3.√　4.×　5.×　6.×　7.×  8.√

【夯基例析·跟踪演练】

【基础例析】原子结构、元素性质（电负性、电离能、原子半径、化合价）的比较

例2. (2022·河南洛阳模拟)现有四种元素的基态原子的核外电子排布式如下：

①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5

下列有关判断正确的是(　　)

A．第一电离能：④>③>②>①

B．原子半径：④>③>②>①

C．电负性：④>③>②>①

D．最高正化合价：④>③＝②>①

【答案】A

【解析】A项：由电子排布式可知①为S，②为P，③为N，④为F。第一电离能为④>③>②>①，A正确；

B项：原子半径应是②最大，④最小，B不正确；

C项：电负性应是④最大，②最小，C不正确；

D项：F无正价，②③最高正化合价为＋5，①的最高正化合价为＋6，D不正确。

【跟踪演练】

2.(2022·湖南长沙模拟)根据信息回答下列问题:

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)所需的最低能量。下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号至17号元素的有关数据缺失)。

B.不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示,该数值称为电负性。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:

(1)认真分析信息A图中同周期元素第一电离能的变化规律,推断第三周期Na～Ar这几种元素中,Al的第一电离能的大小范围为　　　　<Al<　　　   　(填元素符号)。 

(2)信息A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是　　         　　周期　　　　族。 

(3)根据对角线规则,Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似,它们都具有　　　　性,其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是　    　。 

(4)通过分析电负性值的变化规律,确定Mg元素的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,说出理由并写出判断的方法:      　。 

【答案】:(1)Na　Mg　 (2)第五　第ⅠA

(3)两　Be(OH)2+2H+Be2++2H2O、Be(OH)2+2OH-Be+2H2O

(4)0.9～1.5

(5)非金属性越强,电负性越大;金属性越强,电负性越小

(6)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.5(<1.7),所以形成共价键,为共价化合物;将氯化铝加热到熔融态,进行导电性实验,如果不导电,说明是共价化合物

【解析】:(1)由信息所给的图可以看出,同周期的ⅠA族元素的第一电离能最小,而第ⅢA族元素的第一电离能小于第ⅡA族元素的第一电离能,故Na<Al<Mg。

(2)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,其在周期表中的位置为第五周期第ⅠA族。

(3)根据对角线规则,Al(OH)3与Be(OH)2的性质相似,Be(OH)2应具有两性,根据Al(OH)3+NaOHNaAlO2+2H2O,Al(OH)3+3HClAlCl3+3H2O可以类似地写出Be(OH)2 与酸、碱反应的离子方程式。

(4)根据电负性的递变规律:同周期元素,从左到右电负性逐渐增大,同主族元素从上到下电负性逐渐减小可知,在同周期中电负性Na<Mg<Al,Be>Mg>Ca,最小范围应为0.9～1.5。

(5)因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力的大小,所以电负性越大,原子吸引电子的能力越强,非金属性越强,反之金属性越强。

(6)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.5,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。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在,可以导电,但共价化合物不能导电。

【基础例析】电离能、电负性的应用

例3．下面关于四种微粒的比较正确的是

①基态原子的电子排布式：；②价电子排布式：；③2p轨道为半充满的原子；④原子的2p轨道上只有两对成对电子

A．原子半径：②>①>③>④

B．最高正化合价：④>①>③=②

C．电负性：④>③>②>①

D．第一电离能：④>③>①>②

【答案】A

【解析】由核外电子排布特点可知①为S，②为P，③为N，④为F。

A项：一般而言，电子层越多，原子半径越大，同周期从左向右，原子半径逐渐减小，则原子半径：②>①>③>④，A正确；

B项：N、P最外层电子数相同，最高正化合价相同，都为+5价，S最外层电子数为6，最高正化合价为+6，F没有正价，最高正化合价：①>③=②，B错误；

C项：非金属性越强，元素的电负性越大，则电负性：④>③>①>②，C错误；

D项：同一周期，从左到右，元素的第一电离能逐渐增大，但第ⅡA族、第VA族元素的第一电离能大于相邻元素，P的3p电子为半满稳定结构，第一电离能大于S，同一主族，从上到下，第一电离能逐渐减小，因此第一电离能：④>③>②>①，D错误；故选：A。

【跟踪演练】

3.我国古代炼丹家在炼制丹药过程中发明了火药，涉及的主要反应为：S+2KNO3+3CK2S+N2↑+3CO2↑。下列有关说法正确的是

A．单质S是共价晶体

B．第一电离能：N>O>K

C．电负性：N>O>S

D．基态碳原子核外价电子的轨道表示式为

【答案】B

【解析】A项：单质S是由分子构成的分子晶体，A错误；

B项：N原子的2p能级轨道半满，第一电离能大于O，而K的电子层数较多，且为金属元素，第一电离能较小，所以第一电离能：N>O>K，B正确；

C项：同周期主族元素自左至右电负性增大，同主族自上而下电负性减小，所以电负性O＞N＞S，C错误；

D项：基态碳原子的核外电子排布式为1s22s22p2，其价电子排布图为：，D错误；综上所述答案为B。

【高考应用】

高频考点1核外电子排布的表示方法、比较元素的性质

1.比较原子核外电子的能级、能层高低

2.写出电子排布式、电子排布图

3.比较电负性大小，说明原因

4.比较第一电离能的大小；说明电离能大小的原因

【高考实例】

1．（2021·全国乙卷试题）过渡金属元素铬是不锈钢的重要成分，在工农业生产和国防建设中有着广泛应用。回答下列问题：

（1）对于基态Cr原子，下列叙述正确的是_______(填标号)。

A．轨道处于半充满时体系总能量低，核外电子排布应为

B．4s电子能量较高，总是在比3s电子离核更远的地方运动

C．电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大

【答案】

（1）AC  

【解析】

（1） A. 基态原子满足能量最低原理，Cr有24个核外电子，轨道处于半充满时体系总能量低，核外电子排布应为，A正确；

B. Cr核外电子排布为，由于能级交错，3d轨道能量高于4s轨道的能量，即3d电子能量较高，B错误；

C. 电负性为原子对键合电子的吸引力，同周期除零族原子序数越大电负性越强，钾与铬位于同周期，铬原子序数大于钾，故铬电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大，C正确；

故答案为：AC；

【考点演练】

1．（2021·湖南高考试题）硅、锗(Ge)及其化合物广泛应用于光电材料领域。回答下列问题：

（1）基态硅原子最外层的电子排布图为_______，晶体硅和碳化硅熔点较高的是_______(填化学式)；

【答案】

（1）；    SiC   

【解析】

（1）硅元素的原子序数为14，价电子排布式为3s23p2，则价电子排布图为；原子晶体的熔点取决于共价键的强弱，晶体硅和碳化硅都是原子晶体，碳原子的原子半径小于硅原子，非金属性强于硅原子，碳硅键的键能大于硅硅键、键长小于硅硅键，则碳硅键强于硅硅键，碳化硅的熔点高于晶体硅，故答案为：；SiC；