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选修3　物质结构与性质
第一节　原子结构
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1．了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。
2．了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
3．了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
4．了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
5．掌握周期表各区、周期、族的原子核外电子排布规律及元素性质的递变规律。
一、原子结构
1．电子云、电子层(能层)、能级与原子轨道
(1)电子云：用小黑点的________来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。离核越近，电子出现的机会________，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小。
(2) 电子层(能层)(n)：在多电子原子中，核外电子的________是不同的，按照电子的________差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。
(3)能级：同一能层里的电子的________也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用____________等表示，同一能层里，各能级的能量按______________________的顺序升高。
(4)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在______________的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。根据量子力学理论，原子中的单个电子的空间运动状态可以用原子轨道来描述，而每个原子轨道由三个只能取整数的量子数，即主量子数n、角量子数l、磁量子数m共同描述。
特别提示：第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。
2．电子层、能级及其最多容纳电子数的关系
电子层(n) 1 2 3 4 …
符号 K L M N …
能级(l) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f …
最多容纳电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 …
2 8 18 32 2n2
3．原子轨道及四个量子数
(1)量子力学对原子核外电子运动状态的描述
①主量子数n对应着电子层；
②主量子数n和角量子数l对应着n电子层中的能级；
③主量子数n，角量子数l，磁量子数m对应着n电子层中L能级中的原子轨道；
④自旋量子数对应着同一原子轨道中的电子的自旋状态。
原子中的电子运动状态可由n、l、m确定的原子轨道来描述，并取两种自旋状态(ms)中的一种。
(2)原子轨道
①s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级上各有1个原子轨道。
②p电子原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直。
③nd能级各有5个原子轨道。
④nf能级有7个原子轨道。
(3)各原子轨道之间的能量大小关系
①原子轨道的能量取决于主量子数和角量子数，若两者相同则能量相等，如：npx＝npy＝npz。
②不同主量子数的相同角量子数的原子轨道，主量子数越大能量越高。例如：1s＜2s＜3s……；2p＜3p＜4p……。
③同主量子数而不同角量子数的原子轨道，角量子数越大能量越高。例如：s＜p＜d＜f。
4．构造原理
(1)构造原理
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遵循如图所示的排布顺序，人们把它称为构造原理。
随着______________的递增，基态原子的核外电子按照上图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p，______，______，______，______，______，______，4d,5p……该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。
(2)电子排布式——构造原理的应用
根据构造原理，按照能级顺序，用能级符号________的数字表示该能级上________________的式子，叫做电子排布式。例如，Na：____________。
特别提示：(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数；(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍；(3)构造原理中存在着能级交错现象；(4)我们一定要记住前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。
即时训练1下列有关认识正确的是(　　)。
A．各能级的原子轨道数按s、p、d、f的顺序分别为1、3、5、7
B．各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束
C．各能层含有的能级数为n－1
D．各能层含有的电子数为2n2
二、原子核外电子排布的原理
1．能量最低原理、基态与激发态
(1)能量最低原理：在不违反__________的前提下，核外电子在各个____________上的排列方式应使__________________最低。
(2)基态原子与激发态原子
处于______________的原子叫做基态原子，当基态原子的电子__________后，电子会跃迁到__________，变成激发态原子。
(3)基态、激发态相互转化与能量转化的关系
基态原子激发态原子
2．泡利不相容原理：一个原子轨道中最多只能容纳________电子，并且这两个电子的____________必须相反；或者说，一个原子中不会存在______________完全相同的电子，如He的轨道表示式为______________。
3．洪特规则：对于基态原子，电子在____________的轨道上排布时，应尽可能______________________并且自旋方向__________(即自旋方向__________)。如氮原子的电子排布式为______________，轨道表示式为____________。
4．洪特规则的特例：能量相同的原子轨道(等价轨道)在__________(如p0、d0)、____________(如p3、d5)、________(如p6、d10)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如基态铬(24Cr)原子和基态铜(29Cu)原子的核外电子排布式分别为____________________________和________________。
特别提示：(1)基态原子：处于最低能量的原子。当基态原子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从激发态跃迁回基态时，释放一定频率的光子，这是产生原子光谱的原因。
(2)由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时是先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。
(3)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n－1)d，np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正确；Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。
即时训练2写出下列原子的电子排布式与简化电子排布式。
原子 电子排布式 简化电子排布式
N
Cl
Ca
Fe
Cu
三、元素周期律
1．原子结构与周期表的关系
(1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格)
周期 能层数 每周期第一种元素 每周期最后一种元素
原子序数 基态原子的电子排布式 原子序数 基态原子的电子排布式
二 2 3 [He]2s1 10 1s22s22p6
三 3 11
四 4 19
五 5 37 [Kr]5s1 54 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6
六 6 55 [Xe]6s1 86 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6
(2)原子构型与族的关系
①对主族元素：主族元素的族序数＝原子的__________________。
②对副族元素：次外层电子数多于8个而少于18个的一些元素，它们除了能失去________的电子外，还能失去________上的一部分电子。例如元素钪[Ar]3d14s2，总共可以失去三个电子，钪为ⅢB族元素。所以，失去的(或参加反应的)电子总数，就等于该元素所在的族数。除第Ⅷ族元素外，大多数元素所在族的族序数等于(n－1)d＋ns(n为最外层)的电子数。
特别提示：(1)周期的序号等于能层数。(2)每一周期都是从活泼碱金属开始逐渐过渡到活泼的非金属，最后以惰性气体结束。(3)主族元素所在族的序数等于该元素原子的价电子数，等于最外层电子数。(4)ⅢB～ⅦB族元素原子的价电子数目与族序数相同。
(3)元素周期表的分区
①根据核外电子排布
a．分区
b．各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
分区 元素分布 外围电子排布 元素性质特点
s区 ns1～2 除氢、氦外都是__________元素；通常是最外层电子参与反应
p区 ⅢA族～ⅦA族、0族(除氦外) 通常是最外层电子参与反应
d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外) (n－1)d1～9ns1～2 d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 金属元素
f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
c．若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。
②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。
2．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________；同主族元素从上到下，原子半径逐渐________。
(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__________，符号：______，单位：____________。
②规律
a．同周期：第一种元素的第一电离能________，最后一种元素的第一电离能________，总体呈现____________________的变化趋势。
b．同族元素：从上至下第一电离能__________。
c．同种原子：逐级电离能越来越______(即I1______I2______I3…)。
(3)电负性
①含义：元素的原子在化合物中__________能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中__________的能力越______。
②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为________和锂的电负性为1.0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
金属元素的电负性一般_________，非金属元素的电负性一般__________，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。
在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐________，同主族从上至下，元素的电负性逐渐________。
即时训练3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
一、原子结构与核外电子排布
1．依据
(1)基态原子核外电子排布顺序。
(2)能量最低原理。
(3)泡利不相容原理，洪特规则。
2．表示形式
表示原子结构的常用化学用语：到目前为止，我们学过的表示原子结构的化学用语有多种，它们各有不同的侧重点。
(1)原子结构示意图只能表示核外电子的分层排布和原子核内的质子数，如。
(2)核组成式：如O，侧重于表示原子核的结构，它能告诉我们该原子核内的质子数和核外电子数以及质量数，并不能反映核外电子的排布情况。
(3)电子排布式：如O原子的电子排布式为1s22s22p4，它能告诉我们氧原子核外的电子分为2个电子层，3个能级，并不能告诉我们原子核的情况，也不能告诉我们它的各个电子的运动状态。
(4)电子排布图：如这个式子，对氧原子核外电子排布的情况表达得就更加详细。
(5)价电子排布式：如Fe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。
特别提示：在写基态原子的轨道表示式时，常出现以下几种错误：
①(违反泡利不相容原理)
②(违反洪特规则)
③(违反洪特规则)
3．各原子轨道的能量高低
多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在以下规律：
(1)相同电子层上原子轨道能量的高低：ns＜np＜nd＜nf。
(2)形状相同的原子轨道能量的高低：1s＜2s＜3s＜4s……
(3)电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。
4．各电子层包含的原子轨道和可容纳的电子数
电子层 原子轨道类型 原子轨道数目 可容纳电子数
1 1s 1 2
2 2s,2p 4 8
3 3s,3p,3d 9 18
4 4s,4p,4d,4f 16 32
n — n2 2n2
5．电子层与原子轨道的类型、原子轨道数目的关系
有n个电子层就有n2个原子轨道，如有3个电子层就有(3s、3p、3d)9个轨道，只是不同的轨道有不同的伸展方向，处在n电子层上的原子轨道类型为ns，np，nd……
6．基态原子核外电子排布的表示方法
(1)原子结构示意图(或称原子结构简图)
可表示核外电子分层排布和核内质子数，如氧：。
(2)电子式
在元素符号周围用“·”或“×”表示原子最外层电子数目的式子，如·∶。
(3)电子排布式
①用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数，如K：1s22s22p63s23p64s1。
②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，如K：[Ar]4s1。
(4)电子排布图(轨道表示式)
每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如氧元素基态原子的电子排布如图所示：。
【例1】有A、B、C、D、E、F、G七种前四周期元素，G的原子序数最大。已知：A、B、C三种元素的原子次外层电子排布都是(n－1)s2(n－1)p6；D、E、F三种元素的原子序数分别等于A、B、C的最外层电子数；G元素原子的最外层电子数和A相同，内层电子排布均符合2n2；C的气态单质在标准状况下每升的质量为3.17 g；A与C能形成离子化合物AC，A离子比C离子少一个能层；E原子的最外层电子中p能级的电子数等于前一能层的电子总数。回答下列问题：
(1)上述元素的基态原子中，含有2个未成对电子的元素是________(填元素符号)；它们位于元素周期表的________区。
(2)A与D能形成离子化合物AD，则AD的电子式是________。
(3)C元素基态原子的价电子排布式为________。F元素基态原子最外层电子的轨道表示式为________。
二、原子结构与元素周期表
1．核外电子排布与周期的划分
(1)鲍林近似能级图
(2)核外电子排布与周期的划分
一个能级组最多所能容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类数，因此元素周期表中7个周期分别对应7个能级组，7个周期对应的元素种数分别为2、8、8、18、18、32、32。
周期与主量子数n相关，最外层电子的主量子数为n时，该原子所属元素属第n周期。
2．核外电子排布与族的划分
(1)价电子与外围电子排布
与化学反应有密切联系的电子，称为价电子。价电子一般是最外层原子轨道上的电子，部分元素涉及次外层及倒数第三层上的电子，故将价电子层排布称为外围电子层排布。
(2)核外电子排布与族的划分
族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关。一般说，同族元素的价电子数目相同。
主族元素价电子全部排在最外层的ns和np轨道上，主族元素族序数等于最外层电子数(价电子数)。稀有气体除氦元素外，最外层电子排布均为ns2np6。
过渡元素中，ⅢB～ⅦB族，价电子数目仍与族序数相同，价电子排布为(n－1)d6～8ns2的为Ⅷ族。ⅠB与ⅡB族则是按ns轨道上的电子数划分的。
3．元素周期表区的划分
s区元素：ⅠA族和ⅡA族；p区元素：ⅢA～ⅦA族和0族；d区元素：ⅢB族～Ⅷ族；ds区元素：包括ⅠB族和ⅡB族；f区元素：包括镧系元素和锕系元素。
【例2】(2012安徽理综)X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中的常见元素，其相关信息如下表：
元素 相关信息
X X的基态原子L层电子数是K层电子数的2倍
Y Y的基态原子最外层电子排布式为：nsnnpn＋2
Z Z存在质量数为23，中子数为12的核素
W W有多种化合价，其白色氢氧化物在空气中会迅速变成灰绿色，最后变成红褐色
(1)W位于元素周期表第______周期第______族，其基态原子最外层有______个电子。
(2)X的电负性比Y的______(填“大”或“小”)；X和Y的气态氢化物中，较稳定的是______(写化学式)。
(3)写出Z2Y2与XY2反应的化学方程式，并标出电子转移的方向和数目：______________。
(4)在X的原子与氢原子形成的多种分子中，有些分子的核磁共振氢谱显示有两种氢。写出其中一种分子的名称：______________。氢元素、X、Y的原子也可共同形成多种分子和某种常见无机阴离子，写出其中一种分子与该无机阴离子反应的离子方程式：______________。
三、原子结构与元素周期律
1．元素周期律所描述内容汇总(0族除外)
项目 同周期(从左→右) 同主族(从上→下)
原子核外电子排布 电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→7(第一周期1→2) 最外层电子数相同，电子层数递增
原子半径 逐渐减小(0族除外) 逐渐增大
元素主要化合价 最高正价由(＋1→＋7) 最低负价由－4→－1 最高正价＝主族序数，非金属最低负价＝主族序数－8
原子得、失电子能力 得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱 得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强
元素的第一电离能 第一电离能呈增大的趋势(特例：Be＞B，N＞O，Mg＞Al，P＞S) 第一电离能逐渐减小
元素的电负性 电负性逐渐增大 电负性逐渐减小
元素金属性、非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
单质氧化性、还原性 氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱 氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
非金属气态氢化物的稳定性 生成由难到易，稳定性逐渐增强 生成由易到难，稳定性逐渐减弱
特别提示：(1)元素在周期表的周期序数＝基态原子的能层数(即电子层数)。
(2)金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。
(3)不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
(4)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。
2．第一电离能的变化规律
根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子。因此，电离能的数值可作为金属原子在气态时失电子难易的判断依据。
第一电离能的变化规律 原因
在同一周期内，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子 同周期元素，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径减小，原子核对外层电子的有效吸引作用增强，失去第一个电子总体趋势变难。价电子排布处于半充满的轨道的元素，其第一电离能比邻近原子的第一电离能大
同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小，表明原子越来越容易失去电子 同主族元素价电子数目相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱，失去第一个电子所需能量减小
过渡元素第一电离能随元素原子序数的增加略有增加，变化不太规律 对过渡元素的原子，增加的电子大部分排布在d轨道上，原子核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大
3．电离能的应用
(1)判断元素的金属性与非金属性强弱：
一般元素的第一电离能越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；元素的第一电离能越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。
(2)化学键类型的判断：当两个电离能相差较大的元素原子成键时，一般为离子键；当两个电离能相差较小的元素原子成键时，一般为共价键。
(3)判断元素在化合物中的化合价，如K元素I1 I2＜I3表明K原子易失去1个电子形成＋1价阳离子。
(4)判断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。
4．电负性的变化规律
电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度，其大小表示该原子在化合物中吸引电子能力的强弱。
变化规律：
(1)同一周期，从左到右，元素电负性递增；
(2)同一主族，自上而下，元素电负性递减；
(3)副族元素的电负性变化不太规律。
电负性的应用：①判断金属元素和非金属元素：电负性小于2的多为金属元素，大于2的多为非金属元素。②判断化合物中元素化合价的正负：化合物中电负性小的元素显正价，而电负性大的显负价，如HCl中，电负性Cl＞H，Cl元素和H元素化合价分别为－1和＋1。③判断化学键的类型：电负性差值大的元素原子间形成的化学键主要是离子键，而电负性差值小的元素原子间形成的化学键主要是共价键。
5．电负性的应用
(1)元素的电负性越大，其金属性越弱，非金属性越强；元素的电负性越小，其金属性越强，非金属性越弱。一般情况下，非金属元素的电负性在1.8以上，金属元素的电负性在1.8以下。
(2)在不同元素形成的化合物中，电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。
(3)两种不同元素原子形成化学键时，一般其电负性差值大于1.7者形成离子键，小于1.7者形成共价键。
6．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
特别提示：同周期主族元素，第ⅡA族(np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素，如第一电离能Mg＞Al、P＞S。
【例3】已知A、B、C、D、E五种短周期元素的原子序数依次增大。A原子核外有3种能量不同的原子轨道且每种轨道中的电子数相同，B原子的价电子构型为nsn npn＋1，C元素的原子最外层电子数是其电子层数的3倍，D元素原子的M电子层的p轨道中有3个未成对电子，E元素的最高化合价和最低化合价的代数和为4。
(1)元素E基态原子的核外电子排布式为__________。
(2)元素B、C、D的电负性大小顺序为________(用元素符号表示，下同)，元素B、D、E的第一电离能大小顺序为________。
(3)元素C、元素E的气态氢化物的沸点高低顺序为__________，其原因是__________________。
1．下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是(　　)。
A．原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子
B．原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子
C．2p轨道上有一个空轨道的X原子与3p轨道上有一个空轨道的Y原子
D．最外层都只有一个电子的X、Y原子
2．某元素＋3价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，则该元素在周期表中的位置为(　　)。
A．ⅤB族 B．ⅢB族 C．Ⅷ族 D．ⅤA族
3．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。请根据下表所列数据判断，错误的是(　　)。
元素 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 580 1 820 2 750 11 600
A．元素X的常见化合价是＋1
B．元素Y是ⅢA族元素
C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应
4．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3　③1s22s22p3　④1s22s22p5
则下列有关比较中正确的是(　　)。
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
5．写出下列原子或离子的核外电子排布式，并判断各对应元素在元素周期表中的位置：
(1)17Cl：____________，________周期________族；
(2)25Mn：____________，________周期________族；
(3)26Fe3＋：____________，________周期________族。
6．原子结构与元素周期表存在着内在联系。根据已学知识，请你回答下列问题：
(1)指出31号元素镓(Ga)在元素周期表中的位置：________周期________族。
(2)写出原子序数最小的Ⅷ族元素原子的核外电子排布式：________________________。
(3)写出3p轨道上只有2个未成对电子的元素的符号：________、________。
7．已知X、Y两种元素的原子序数之和等于41。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。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________。
参考答案
基础梳理整合
一、1．(1)疏密　大　(2)能量　能量　(3)能量　s、p、d、f　E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)　(4)核外经常出现
4．(1)原子核电荷数　3s　3p　4s　3d　4p　5s　(2)右上角　排布的电子数　1s22s22p63s1
即时训练1　A
二、1．(1)泡利不相容原理　原子轨道　整个原子体系的能量　(2)最稳定状态　吸收能量　较高能级
2．两个　自旋方向　四个量子数　
3．能量相同　分占不同的轨道　平行　相同　1s22s22p3　
4．全空　半充满　全充满　1s22s22p63s23p63d54s1　1s22s22p63s23p63d104s1
即时训练2　答案：
原子 电子排布式 简化电子排布式
N 1s22s22p3 [He]2s22p3
Cl 1s22s22p63s23p5 [Ne]3s23p5
Ca 1s22s22p63s23p64s2 [Ar]4s2
Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 [Ar]3d64s2
Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 [Ar]3d104s1
三、1．(1)[Ne]3s1　18　1s22s22p63s23p6　[Ar]4s1　36　1s22s22p63s23p63d104s24p6
(2)①最外层电子数　②最外层　次外层　
(3)ⅠA、ⅡA族及He元素　活泼金属　ns2np1～6
2．(1)①越大　越小　②减小　增大　
(2)①最低能量　I1　kJ·mol－1　②最小　最大　从左至右逐渐增大　逐渐减小　大　＜　＜
(3)①吸引电子　吸引电子　强　②4.0　③小于1.8　大于1.8　增大　减小
即时训练3　C
核心归纳突破
【例1】答案：(1)C、S　p　(2)Na＋[∶H]－　(3)3s23p5　
解析：由于A、B、C三种元素的原子次外层电子排布都是(n－1)s2(n－1)p6，说明A、B、C都在第三周期。由C的气态单质在标准状况下每升的质量为3.17 g，可求得单质C的摩尔质量为71 g·mol－1，即C是氯，F为氮。根据A与C能形成离子化合物AC，A离子比C离子少一个能层，说明A是钠，D为氢。根据G元素原子的最外层电子数和A相同，内层电子排布均符合2n2，且G的原子序数最大，说明G是铜。根据E原子的最外电子层中p能级的电子数等于前一能层的电子总数，说明E是碳，B为硫。
【例2】答案：(1)四　Ⅷ　2
(2)小　H2O
(3)
或
(4)丙烷(其他合理答案均可)　CH3COOH＋HCO===CH3COO－＋H2O＋CO2↑(其他合理答案均可)
解析：X的基态原子L层电子数是K层电子数的2倍，则X应为碳元素；Y的基态原子最外层电子排布式为nsnnpn＋2，则n＝2，所以Y应为氧元素；由Z的质量数和中子数可得其质子数为11，所以Z为钠元素；W的白色氢氧化物在空气中迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，则W应为铁元素。(1)Fe位于第四周期第Ⅷ族，其基态原子最外层有2个电子。(2)O的电负性大于C，所以X的电负性比Y的小。二者的气态氢化物中较稳定的是H2O。(3)Na2O2与CO2反应的化学方程式为2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2，该反应中Na2O2既是氧化剂又是还原剂，生成1 mol O2时转移2 mol电子。(4)核磁共振氢谱显示有两种氢，则说明该种分子中含有两种氢原子，可以是丙烷或丙炔或正丁烷或2－甲基丙烯或1,2,4，5－四甲基苯等；H、C、O形成的一种分子与一种无机阴离子反应的离子方程式可能为CH3COOH＋HCO===CH3COO－＋CO2↑＋H2O。
【例3】答案：(1) 1s22s22p63s23p4　(2)O＞N＞P　N＞P＞S
(3)H2O＞H2S　H2O分子间能形成氢键
解析：根据题中信息，可以推断A为C(碳)，B为N，C为O，D为P，E为S。N、O、P的电负性大小为O＞N＞P，N、P、S的第一电离能大小为N＞P＞S(注意P和S的第一电离能反常)。H2O分子间存在氢键，因此H2O的沸点高于H2S。
演练巩固提升
1．C　解析： A中1s2结构的原子为He，1s22s2结构的原子为Be，两者性质不相似；B项X原子为Mg，Y原子N层上有2个电子的有多种，如第四周期中Ca、Fe等都符合，化学性质不一定相似；C项均为ⅣA族元素，同主族元素，化学性质一定相似；D项最外层只有1个电子的第ⅠA族元素可以，过渡元素中也有很多最外层只有1个电子的，故性质不一定相似。
2．C　解析：由离子的电子排布式可推出原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布为3d64s2，因为排布在d、s轨道，所以为副族，因为共有8个价电子，所以为Ⅷ族。
3．D　解析：由数据分析X中I2 I1，X易呈＋1价，为ⅠA族，所以A、C项均正确。Y中I4 I3，易呈＋3价，应在ⅢA族，B项正确。若Y处于第三周期，则Y为铝元素，Al不与冷水反应，D错。
4．A　解析：①～④四种元素分别为S、P、N、F，第一电离能F＞N、P＞S，又由于第一电离能N＞P，所以A项正确。原子半径N＞F，故B项错误。电负性应S＞P，即①＞②，故C项错误。F无正化合价，N、S、P最高正化合价分别为＋5、＋6、＋5价，故应为①＞③＝②，D项错误。
5．答案：(1)1s22s22p63s23p5　第三　ⅦA
(2)1s22s22p63s23p63d54s2　第四　ⅦB
(3)1s22s22p63s23p63d5　第四　Ⅷ
解析：周期数等于电子层数，主族序数等于价电子数，区分主族、副族的标准是看价层电子排布在哪层，当出现d层排布时为副族，另外，特别注意(3)其原子排布应为1s22s22p63s23p63d64s2，所以其价层电子排布为3d64s2，n＝4，第四周期，价电子数为8，有d层，为Ⅷ族。另外(1)的价电子排布为3s23p5，n＝3，第三周期，价电子数为7，只有s、p层，所以为ⅦA族，(2)价电子排布为3d54s2，n＝4，第四周期，价电子数为7，有d层，为ⅦB族。
6．答案：(1)第4　ⅢA
(2)1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2
(3)Si　S
解析：(1)根据原子序数为31，写出电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p1，n＝4，所以为第4周期，价电子排布为4s24p1，只排s、p层为主族，电子数为3，所以是ⅢA族。
(2)原子序数最小的Ⅷ族元素在第4周期，价电子数为8，为3d64s2，原子的电子排布为[Ar]3d64s2。
(3)3p轨道上有2个未成对电子，为3p2或3p4，排布为1s22s22p63s23p2或1s22s22p63s23p4，电子排布图分别为、，电子数为14或16。元素符号为Si、S。
7．答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3　As
(2)　氧
解析：(1)因为X原子4p轨道上有3个未成对电子，可知其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，并推出其元素符号为As。
(2)根据Y元素的最外层2p轨道上有2个未成对电子，又因为X、Y的原子序数和为41，故Y的原子序数为41－33＝8，为氧，故价层电子的轨道表示式为：，元素名称为氧。
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