高考化学 考点57 原子结构与元素的性质学案（含解析）

这是一份高考化学 考点57 原子结构与元素的性质学案（含解析），共6页。学案主要包含了原子核外电子排布原理，原子结构与元素性质等内容，欢迎下载使用。
一、原子核外电子排布原理
1．能层、能级与原子轨道
（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。通常用K、L、M、N、O、P、Q……表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层，能量依次升高。各能层最多可容纳的电子数为2n2。
（2）能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，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的顺序升高，即：E(s)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】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；原子半径应是②最大，④最小，B不正确；电负性应是④最大，②最小，C不正确；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。
3．下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是
【答案】A
【解析】选A。同主族元素从上到下电负性依次减小，A正确；卤族元素中氟无正价，B错；HF分子间存在氢键，所以HF沸点最高，C错；卤族元素从上到下单质分子间范德华力依次增大，熔点依次升高，D错。
4．如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是
A．y轴表示的可能是第一电离能
B．y轴表示的可能是电负性
C．y轴表示的可能是原子半径
D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数
【答案】B
【解析】选B。对于第三周期11～17号元素，随着原子序数的增大，第一电离能呈现增大的趋势，但Mg、P特殊，A项错误；原子半径逐渐减小，C项错误；形成基态离子转移的电子数依次为Na为1，Mg为2，Al为3，Si不易形成离子，P为3，S为2，Cl为1，D项错误。
5．下表为元素周期表前三周期的一部分：
（1）X的氢化物的稳定性与W的氢化物的稳定性比较________>________(填化学式)，原因是________。
（2）X的基态原子的电子排布图是________(填序号)，
另一电子排布图不能作为基态原子的电子排布图是因为它不符合________(填选项字母)。
A．能量最低原理 B．泡利原理C．洪特规则
（3）以上五种元素中，________(元素符号)元素第一电离能最大。
（4）由以上某种元素与氢元素组成的三角锥形分子E和由以上某种元素组成的直线形分子G反应，生成两种直线形分子L和M(组成E、G、L、M分子的元素原子序数均小于10)，反应如图所示，该反应的化学方程式是________________________________________。
【答案】（1）NH3 PH3 氮元素的非金属性(或电负性)比磷强(或者是N—H键的键长比P—H的短)
（2）② C
（3）Ne
（4）2NH3＋3F2===6HF＋N2
【解析】根据元素周期表的结构可知X为N，Z为F，R为Ne，W为P，Y为S。
（1）X、W的氢化物为NH3和PH3，非金属性越强气态氢化物越稳定。
（2）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，且自旋状态相同，因此氮元素的基态原子的电子排布图为。
（3）原子失电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关，还与形成稳定结构的倾向有关。结构越稳定，失去电子所需能量越高，在所给五种元素中，氖元素最外层已达8电子的稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多，即第一电离能最大。
（4）根据题给图示可知E为NH3，G为F2，L为HF，M为N2，应是2NH3＋3F2===6HF＋N2。
6．A、B、C、D是四种短周期元素，E是过渡元素，A、B、C同周期，C、D同主族，A的原子结构示意图为，B是同周期第一电离能最小的元素，C的最外层有三个成单电子，E的外围电子排布式为3d64s2。回答下列问题：
（1）写出下列元素的符号：A__________，B__________，C__________，D__________。
（2）用化学式表示上述五种元素中最高价氧化物对应水化物酸性最强的是__________(填化学式，下同)，碱性最强的是__________。
（3）用元素符号表示D所在周期第一电离能最大的元素是________，电负性最大的元素是________(填元素符号)。
（4）画出D的核外电子排布图：______________________________________________，这样排布遵循了________原理和________规则。
【答案】（1）Si Na P N （2）HNO3 NaOH
（3）Ne F （4） 泡利 洪特
【解析】由A的原子结构示意图可知x＝2，原子序数为14，A是硅元素，则B是钠元素，C的最外层电子排布式为3s23p3，是磷元素，则短周期D元素是氮元素；E的电子排布式为[Ar]3d64s2，核电荷数为18＋8＝26，是铁元素，位于d区的第四周期Ⅷ族。五种元素中非金属性最强的是N元素，对应的HNO3酸性最强；金属性最强的是Na元素，对应的NaOH碱性最强。D所在周期第一电离能最大的元素是稀有气体氖，电负性最大的元素是非金属最强的氟。
7．有A、B、C、D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中A为非金属元素，A和E属同一族，它们原子最外层电子排布式为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。请回答下列问题：
（1）A是________，B是________，C是________，D是________，E是________。
（2）由这五种元素组成的一种化合物是________(写化学式)。写出该物质的一种主要用途：____________。
（3）写出C元素基态原子的核外电子排布式：________________。
（4）用电子排布图表示D元素原子的价电子排布为__________________。
（5）元素B与D的电负性的大小关系是B________D，C与E的第一电离能的大小关系是C________E(填“＞”“＜”或“＝”)。
【答案】（1）H O Al S K
（2）KAl(SO4)2·12H2O 作净水剂
（3）1s22s22p63s23p1
（4）
（5）＞ ＞
【解析】（1）A、B、C、D、E 5种元素的核电荷数都小于20，故都为主族元素。A、E属同一族且最外层电子排布式为ns1，故为第ⅠA族元素，而A为非金属元素，则A为氢；B、D为同一族，其原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，故其最外层电子排布式为ns2np4，为第ⅥA族元素，B核电荷数小于D，则B为氧，D为硫，E为钾；C原子最外层上的电子数为硫原子最外层上电子数的一半，则C为铝；（5）同主族元素自上而下电负性逐渐减小，故B(氧)的电负性大于D(硫)，E(钾)的第一电离能小于钠，故钠的第一电离能小于C(铝)，故第一电离能Al＞K。
8．（1）C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。
①Si位于元素周期表第______周期第______族。
②N的基态原子核外电子排布式为____________。Cu的基态原子最外层有________个电子。
③用“＞”或“＜”填空：
（2）O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)，其中P原子的核外电子排布式为________________________。
（3）周期表前四周期的元素a、b、c、d、e原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。b、c、d中第一电离能最大的是________(填元素符号)，e的价层电子轨道示意图为___________________________。
（4）①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
则该元素是________(填写元素符号)。
②基态锗(Ge)原子的电子排布式是____________。Ge的最高价氯化物的分子式是__________。
③Ge元素可能的性质或应用有________。
A．是一种活泼的金属元素
B．其电负性大于硫
C．其单质可作为半导体材料
D．其最高价氯化物的沸点低于其溴化物的沸点
【答案】（1）①三 ⅣA ②1s22s22p3 1
③＞ ＜ ＞ ＜
（2）O 1s22s22p63s23p3或[Ne]3s23p3
（3）N
（4）①Al
②1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2 GeCl4
③CD
【解析】（1）③同周期元素，原子序数越大，原子半径越小，故原子半径：Al＞Si；同周期元素，原子序数越大，电负性越强，故电负性：N＜O；金刚石和晶体硅都是原子晶体，但键能：C—C＞Si—Si，故熔点：金刚石＞晶体硅；CH4和SiH4都是分子晶体，且两者结构相似，SiH4的相对分子质量大，故沸点：CH4＜SiH4。
（2）O、Na、P、Cl四种元素中，O元素的电负性最大。P原子核外有15个电子，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p3或[Ne]3s23p3。
（3）由原子序数最小且核外电子总数与其电子层数相同，确定a为H元素，由价电子层中的未成对电子有3个，确定b为N元素，由最外层电子数为其内层电子数的3倍，确定c为O元素，由d与c同主族，确定d为S元素，由e的最外层只有1个电子且次外层有18个电子，确定e为Cu元素。N、O同周期，第一电离能N>O，O、S同主族，第一电离能O>S，即N、O、S中第一电离能最大的是N元素；Cu的价电子排布式为3d104s1，其价层电子轨道示意图为。
（4）①由电离能数据可知，该元素呈＋3价，为Al；②Ge的最高正价为＋4价；③Ge位于金属和非金属的分界线上，故其可做半导体材料，其氯化物和溴化物为分子晶体，相对分子质量越大，其沸点越高。
9．开发新型储氢材料是氢能利用的重要研究方向。
（1）Ti(BH4)3是一种储氢材料，可由TiCl4和LiBH4反应制得。
①基态Ti3＋的未成对电子数有________个。
②LiBH4由Li＋和BHeq \\al(－,4)构成，BHeq \\al(－,4)的等电子体是________(写一种)。LiBH4中不存在的作用力有________(填序号)。
A．离子键 B．共价键C．金属键 D．配位键
③Li、B、H元素的电负性由大到小排列顺序为________。
（2）金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。
①LiH中，离子半径：Li＋________H－(填“＞”“＝”或“＜”)。
②某储氢材料是短周期金属元素M的氢化物，M的部分电离能如表格所示：
M是________(填元素符号)。
（3）某种新型储氢材料的理论结构模型如图所示，图中虚线框内碳原子的杂化轨道类型有________种。
（4）若已知氟元素电负性大于氧元素，试解释H2O沸点高于HF：____________________________；分子X可以通过氢键形成“笼状结构”而成为潜在的储氢材料。X一定不是________(填序号)。
A．H2OB．CH4 C．HFD．CO(NH2)2
【答案】（1）①1 ②NHeq \\al(＋,4)或CH4等 C ③H＞B＞Li
（2）①＜ ②Mg
（3）3
（4）H2O分子间氢键数比HF多，所以H2O沸点高 BC
【解析】（1）①基态Ti3＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d1，其未成对电子数是1；②具有相同的价电子数和原子数的微粒互为等电子本，则BHeq \\al(－,4)的等电子体为NHeq \\al(＋,4)或CH4等；Li＋和BHeq \\al(－,4)之间存在离子键，B原子和H原子之间存在共价键、配位键，所以该化合物中不含金属键；③元素非金属性越强其电负性越大，非金属性最强的是H元素，其次是B元素，最小的是Li元素，所以Li、B、H元素的电负性由大到小排列顺序为H＞B＞Li。
（2）①Li＋和H－的电子层结构相同，Li元素的原子序数大于H元素，所以离子半径：Li＋＜H－；②该元素的第三电离能剧增，则该元素属于第ⅡA族，为Mg元素。
（3）图中虚线框内碳原子之间的化学键有C—C、C===C、C≡C，其杂化类型分别为sp3杂化、sp2杂化、sp杂化，所以杂化轨道类型有3种。
（4）分子间氢键数目越多，则沸点越高，H2O分子间氢键数比HF多，所以H2O沸点高；CH4分子间没有氢键不能形成“笼状结构”，每个HF只能形成2个氢键，所以HF分子间只能形成链状结构。
1．（2020年新课标Ⅰ）Gdenugh等人因在锂离子电池及钴酸锂、磷酸铁锂等正极材料研究方面的卓越贡献而获得2019年诺贝尔化学奖。回答下列问题：
（1）基态Fe2+与Fe3+离子中未成对的电子数之比为_________。
（2）Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)> I1(Na)，原因是_________。I1(Be)> I1(B)> I1(Li)，原因是________。
【答案】（1）4:5
（2）Na与Li同主族，Na的电子层数更多，原子半径更大，故第一电离能更小 Li，Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态Be原子的s能级轨道处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的
【解析】（1）基态铁原子的价电子排布式为，失去外层电子转化为Fe2+和Fe3+，这两种基态离子的价电子排布式分别为和，根据Hund规则可知，基态Fe2+有4个未成对电子，基态Fe3+有5个未成对电子，所以未成对电子个数比为4:5；
（2）同主族元素，从上至下，原子半径增大，第一电离能逐渐减小，所以；同周期元素，从左至右，第一电离能呈现增大的趋势，但由于ⅡA元素基态原子s能级轨道处于全充满的状态，能量更低更稳定，所以其第一电离能大于同一周期的ⅢA元素，因此；
2．（2020年新课标Ⅲ）氨硼烷(NH3BH3)含氢量高、热稳定性好，是一种具有潜力的固体储氢材料。回答下列问题：
（1）H、B、N中，原子半径最大的是______。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素______的相似。
【答案】（1）B Si(硅)
【解析】（1）在所有元素中，H原子的半径是最小的，同一周期从左到右，原子半径依次减小，所以，H、B、N中原子半径最大是B。B与Si在元素周期表中处于对角张的位置，根据对角线规则，B的一些化学性质与Si元素相似。
3．（2020年天津卷）Fe、C、Ni是三种重要的金属元素。回答下列问题:
（1）Fe、C、Ni在周期表中的位置为_________，基态Fe原子的电子排布式为__________。
【答案】（1）第四周期第VIII族 1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2
【解析】（1）Fe、C、Ni分别为26、27、28号元素，它们在周期表中的位置为第四周期第VIII族，基态Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2；故答案为：第四周期第VIII族；1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2；。
4．（2020·天津高考真题）短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。用表中信息判断下列说法正确的是
A．元素电负性：ZX>W
C．简单离子的半径：W>X>Y>ZD．氢化物水溶液的酸性：Y>W
【答案】C
【解析】四种短周期主族元素，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，设若X为第二周期元素原子，则X可能为Be或O，若X为第三周期元素原子，则均不满足题意，Z与X能形成Z2X2的淡黄色化合物，该淡黄色固体为Na2O2，则X为O元素，Z为Na元素；Y与W的最外层电子数相同，则Y为F元素，W为Cl元素，据此分析。A．同一周期从左向右第一电离能总趋势为逐渐增大，同一主族从上到下第一电离能逐渐减小，故四种元素中第一电离能从大到小的顺序为F＞O＞Cl＞Na，A错误；B．单质的氧化性越强，简单离子的还原性越弱，O、F、Cl三种元素中F2的氧化性最强O2的氧化性最弱，故简单离子的还原性O2-＞Cl-＞F-，B错误；C．电子层数越多简单离子半径越大，相同结构的离子，原子序数越大半径越小，故四种元素中离子半径从大到小的顺序为Cl-＞O2-＞F-＞Na+，C正确；D．F元素的非金属性强于Cl元素，则形成氢化物后F原子束缚H原子的能力强于Cl原子，在水溶液中HF不容易发生电离，故HCl的酸性强于HF，D错误；故选C。
6．[2019新课标Ⅰ，节选] 在普通铝中加入少量Cu和Mg后，形成一种称为拉维斯相的MgCu2微小晶粒，其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小，形成所谓“坚铝”，是制造飞机的主要村料。回答下列问题：
（1）下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是 (填标号)。
A．B．C．D．
【答案】（1）A
【解析】（1）A．[Ne]3s1属于基态的Mg+，由于Mg的第二电离能高于其第一电离能，故其再失去一个电子所需能量较高； B． [Ne] 3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基态Mg+； C． [Ne] 3s13p1属于激发态Mg原子，其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子； D．[Ne] 3p1属于激发态Mg+，其失去一个电子所需能量低于基态Mg+，综上所述，电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ne]3s1，答案选A；
7．[2019新课标Ⅱ，节选] 近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料，其中一类为Fe−Sm−As−F−O组成的化合物。回答下列问题：
（1）元素As与N同族。预测As的氢化物分子的立体结构为_______，其沸点比NH3的_______（填“高”或“低”），其判断理由是________________________。
（2）Fe成为阳离子时首先失去______轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3+的价层电子排布式为______________________。
（3）比较离子半径：F−__________O2−（填“大于”等于”或“小于”）。
【答案】（1）三角锥形 低 NH3分子间存在氢键
（2）4s 4f5
（3）小于
【解析】（1）As与N同族，则AsH3分子的立体结构类似于NH3，为三角锥形；由于NH3分子间存在氢键使沸点升高，故AsH3的沸点较NH3低，故答案为：三角锥形；低；NH3分子间存在氢键；
（2）Fe为26号元素，Fe原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，Fe原子失去1个电子使4s轨道为半充满状态，能量较低，故首先失去4s轨道电子；Sm的价电子排布式为4f66s2，失去3个电子变成Sm3+成为稳定状态，则应先失去能量较高的4s电子，所以Sm3+的价电子排布式为为4f5，故答案为：4s；4f5；
（3）F-和O2-的核外电子排布相同，核电荷数越大，则半径越小，故半径：F-