高二化学-知识讲解——原子结构与元素周期表及元素性质（基础）.doc

原子结构与元素周期表及元素性质（基础）编稿：房鑫 审稿：张灿丽【学习目标】1掌握基态原子核外电子排布规律，能准确书写136号元素原子的核外电子排布式和轨道表示式。2掌握周期表的结构，了解核外电子排布与周期表的关系。3了解原子半径的周期性变化。4理解原子结构与元素性质的关系，理解电离能与电负性及其变化规律。【要点梳理】要点一、基态原子核外电子排布 1基态原子的核外电子排布原则 （1）能量最低原则：基态原子核外电子的排布总是尽可能排布在_的原子轨道，然后由里及外逐渐排布在能量升高的原子轨道上。 （2）泡利不相容原理：一个原子轨道中最多只能容纳_个电子，且电子的自旋方向_。 （3）洪特规则：对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占_且自旋_。 2基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序 （1）排布顺序：_ _ 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s（2）洪特规则特例：能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、_（如p3和d5）和全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。 3价电子 一般化学反应只涉及外层原子轨道上的电子，人们称这些电子为_。元素的化学性质与_密切相关。要点诠释：核外电子排布的表示形式 （1）电子排布式用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式。例如，K：1s22s22p63s23p64s1。 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结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示。例如，K：Ar4s1。 （2）轨道表示式 每个圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。如第2周期元素基态原子的电子排布如下图所示。 答案：1（1）能量低 （2）2 相反 （3）不同轨道 方向平行2（1）1s 2s 2p 3s 3p （2）半充满 3价电子 价电子的数目要点二、核外电子排布与元素周期表 1核外电子排布与周期的划分 （1）鲍林近似能级图：能量_的原子轨道连在一起；能量_的原子轨道归为一组。 （2）周期的划分：第一能级组对应第1周期，第二、三能级组分别对应第2、3周期；第四能级组对应第_周期，从19号到36号共18种元素，其中过渡元素的原子中的电子逐渐填入_轨道。（3）原子核外电子排布与元素周期表中周期划分有本质联系：一个能级组最多所能容纳的电子数等于对应周期所包含的元素种数，周期表中的7个周期分别对应7个_。各周期所包含的元素种数分别是2、8、8、18、18、32，第7周期为不完全周期。（4）周期与主量子数n相关，最外层电子所在的轨道的主量子数为n时，该原子所属元素属于第_周期。要点诠释：每一个周期元素原子的核外电子排布情况及元素种数分别如下表所示：周期序数电子层数元素原子的电子排布式该周期的元素种数111s12222He2s122p06833Ne3s123p06844Ar4s123d0104p061855Kr5s124d0105p061866Xe6s124f0105d0106p063277Rn7s125f0146d0107p0632 2核外电子排布与族的划分 （1）同族元素的价电子数相同，主族元素的价电子全部排布在最外层的_和_轨道上。并且主族元素所在族的序数等于该元素原子的_。 （2）同一副族内不同元素原子的电子层数不同，价电子排布却基本_，而且_ _族元素原子的价电子的数目仍然与族序数相同。 B和B则根据ns轨道上的有1个还是_个电子来划分。要点诠释：元素周期表中共有18列分为16个族（1）主族元素的价电子全部排布在最外层为ns或np的轨道上。主族元素的族序数等于该元素原子的价电子数，也就是原子最外层电子数（ns+np）。如Mg原子的价电子排布为3s2，Mg属于第A族。 （2）除氦元素外，稀有气体元素原子的最外层电子排布为ns2np6。 （3）过渡元素的原子，价电子排布为(n1)d110ns12。第BB族价电子数等于族序数，如锰元素的价电子排布为3d54s2，价电子数为7，对应的族序数为。价电子排布为(n1)d68ns12的三个纵行的元素统称为族。价电子排布为(n1)d10ns12，根据ns轨道上是有一个还是两个电子划分为B和B。答案：1（1）相同 相近 （2）1 2、3 4 3d （3）所包含的元素种数 能级组 2、8、8、18、18、32 不完全周期 （4）n2（1）ns np 价电子数 （2）相同 BB 2个要点三、 核外电子排布与原子半径 1同周期元素原子半径变化规律 同周期中除稀有气体元素外，随着原子序数的增大，元素的原子半径自左至右_ _，这是因为增加一个电子，有效核电荷_，结果使原子半径_ 。 2同主族元素原子半径变化规律 对于同主族元素的原子来说，随着原子序数的逐渐增大，原子半径自上而下_ 。这是因为电子层数依次增加，导致核对外层电子的吸引作用处于次要地位。 3同周期过渡元素原子半径变化规律 从总的变化趋势来看，同一周期的过渡元素，从左到右原子半径的减小幅度_。这是因为增加的电子都分布在_轨道上，它对外层电子的排斥作用与核电荷增加带来的核对电子的吸引作用大致相当，使有效核电荷的变化幅度_。要点诠释：微粒半径大小判断的规律 （1）电子层数相同，最外层电子数不同的原子，最外层电子数越多，其相应的原子半径越小。如：NaMgAl。 （2）最外层电子数相同，电子层数不同的原子，电子层数越多，相应的原子半径越大。如：FClBrI。 （3）电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，其微粒半径越小。如：O2FNa+Mg2+Al3+。 （4）同一元素阳离子的半径小于其原子半径，而同一元素阴离子半径大于其原子半径。如：NaNa+，ClCl。答案：1逐渐减小 增加 逐渐减小 2逐渐增大 3越来越小 (n1)d 不大要点四、电离能及其变化规律 1主族元素原子得失电子能力的规律 （1）元素原子得、失电子的能力取决于_ 。金属原子容易_电子变成_离子，非金属原子容易_电子变成阴离子。 （2）人们可以定性地从原子半径和_来分析周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律，同周期各元素原子的电子层数_，从左到右原子半径逐渐_，有效核电荷数依次_，原子核对电子的吸引作用逐渐_，因而原子_电子的能力越来越弱，_电子的能力越来越强。同主族元素价电子数相同，但自上而下原子半径逐渐_，原子核对最外层电子吸引作用逐渐_。所以金属元素原子_的能力越来越强，非金属元素的原子_电子的能力越来越弱。位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线附近的元素，原子获得或失去电子的能力居中。此外，人们还常用电离能、电子亲和能、_来定量地比较原子获得或失去电子的能力。 2电离能及其变化规律（1）气态原子或气态离子_ 所需要的_叫电离能，常用符号_表示，单位为_。电离能越_，表示气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越_，表示在气态时该原子越难失去电子。要点诠释：处于基态的气态原子失去一个电子，生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I1表示。由+1价气态阳离子再失去一含电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示。依次还有第三、第四电离能等。即： M（g）=M+（g）+e I1（第一电离能） M+（g）=M2+（g）+e I2（第二电离能） M2+（g）=M3+（g）+e I3（第三电离能） （2）通过观察发现同一周期的元素从左到右元素的第一电离能在总体上呈现从_到_的变化趋势，表示元素的原子越来越_失去电子。同主族元素，自上而下第一电离能逐渐_，表明自上而下原子越来越_失去电子。但在同一副族中，自上而下电离能变化幅度_，且不太_。（3）元素的一个气态原子_成为气态阴离子时所_称为电子亲和能，常用符号_表示，单位为_。电子亲和能越_，该元素的原子就越容易_。要点诠释：电离能的应用： 根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1I2I3，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。 根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K元素I1I2I3表明K原子易失去一个电子形成+1价阳离子。 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。答案：1（1）元素的原子结构 失去 阳 获得 （2）价电子数 相同 减小 增大 增强 失去 获得 增大 减弱 失去电子 获得 （3）电负性2（1）失去一个电子 最小能量 I kJ·mol1 小 大 （2）小 大 难 减小 容易 不大 规则 （3）获得电子 放出的能量 E kJ·mol1 大 与电子结合要点五、 元素的电负性及其变化规律 1元素的电负性 （1）电负性是元素的原子在化合物中_能力的标度。元素的电负性越_，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越_，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。 （2）同一周期，从左到右，元素的电负性_；同一主族，自上而下，元素的电负性_。对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势。因此，电负性大的元素集中在元素周期表的_，电负性小的元素集中在元素周期表的_。 （3）通常电负性小于2的元素，大部分是_；电负性大于2的元素大部分是_。非金属元素的电负性越_，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越_，金属元素越活泼。 （4）利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负：电负性大的元素易呈现_，电负性小的元素易呈现_。利用元素的电负性可以判断化学键的性质：电负性差值大的元素原子之间的化学键主要是_，电负性相同或差值小的非金属原子之间形成的化学键主要是_。要点诠释：元素电负性的应用 用于判断元素的金属性和非金属性 通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于2的元素，大部分是非金属元素。非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。例如，氟的电负性为4.0，是最强的非金属元素，钫的电负性为0.7，是最强的金属元素。 判断化合物中元素化合价的正负 利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负：电负性大的元素易得电子而呈现负价，电负性小的元素易失去电子而呈现正价。 可以判断化学键的性质 电负性差值大的元素原子间形成的化学键主要是离子键。电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是共价键。当电负性差值为0时，通常形成非极性共价键；差值不为0时，形成极性共价键，而且差值越小，形成的共价键极性越弱。电负性相等或相近的金属元素的原子间以金属键结合。 2元素的化合价 元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是_排布有密切关系。元素的最高正化合价等于它所在_；非金属的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和_8（氢元素除外）；稀有气体元素原子的电子层结构是_的稳定结构，其原子既不易_电子也不易_电子，因此稀有气体元素的化合价在通常情况下为_；过渡金属元素的价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态，如锰元素的化合价为_。 3对元素周期律的理解 （1）同族元素在性质上的相似性，取决于原子_ 的相似性；而同族元素在性质上的递变性，取决于原子_ 的增加。 （2）主族元素是金属元素还是非金属元素取决于原子中_的多少。通常，原子核外价电子少的元素为_元素，价电子多的元素为_元素，处于二者之间的元素兼有_ 和_ 的性质。总之，元素性质变化的周期性取决于元素_ 的周期性，这就是元素周期律的实质。答案：1（1）吸引电子 大 小 （2）递增 递减 右上角 左下角 （3）金属元素 非金属元素 大 小 （4）负价 正价 离子键 共价键2价电子 族的序数 等于 全充满 失去 获得 0 +2+73（1）价电子排布 核外电子层数 （2）价电子 金属 非金属 金属元素 非金属元素 原子核外电子排布【典型例题】类型一、基态原子的核外电子的排布 例1、下列各原子的电子排布式正确的是( ) A钠原子：1s22s22p7 B铜原子：1s22s22p63s23p63d94s2 C铁原子：1s22s22p63s23p63d8 D氪原子：1s22s22p63s23p63d104s24p6 【思路点拨】本题考查电子排布式的表达及意义，注意正确理解数字、字母及角标的意义。 【答案】D【解析】本题考查电子排布的规则。在分析核外电子排布时，能量最低原理、泡利原理和洪特规则要综合考虑。A项违背了泡利原理；B项违背了能量相同的原子轨道在全空、半充满、全充满时是稳定状态；C项违背了能量最低原理；D项正确。【总结升华】关于能层、能级、轨道：同一电子层称为同一能层，同一能层中电子亚层能量有差异，又按能量高低分为不同的能级，同一能级中有多个轨道，其能量相同。例如，镍（Ni）的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，其中1、2、3、4称为能层，2s、2p表明第2能层上有2个能级，即镍原子核外电子排布有4个能层，7个能级（1s、2s、2 p、3s、3 p、3d、4s）。轨道：s、p、d、f所含轨道数分别为1、3、5、7，如1s、2s、3s、4s能级的能量不同，但是轨道数相同。电子进入能级的顺序是（按能量高低排序）1s、2s、2p、3s、3 p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s、5f、6d举一反三：【高清课堂：原子结构与性质#例题4】【变式1】下列各原子或离子的电子排布式错误的是A、Al 1s22s22p63s23p1 B、O2- 1s22s22p6 C、Na+ 1s22s22p6 D、 Si 1s22s22p2 【高清课堂：原子结构与性质#例题7-8】【变式2】判断下列表达是正确还是错误（1）1s22p1属于基态；（2）1s22s2 2p63p1属于基态； （3）1s22s2 2p63d1属于激发态；【答案】（1）错误；（2）错误；（3）激发态 例2、根据下列原子结构示意图的共同特征，可把三种微粒归为一类，下面的微粒可以归入此类的是（ ） 【答案】C【解析】题中三种微粒均归类的依据是均为阳离子。A项表示氖原子，B项表示S2，C项表示Mg2+，D项表示F，故选C。【总结升华】原子结构示意图中“”表示原子核，“”内数字为质子数，即核电荷数，“）”表示电子层，“）”上的数字为该层上容纳的电子数，若核内质子数=核外电子总数，该微粒为原子；若核内质子数核外电子数，该微粒为阳离子；若核内质子数核外电子数，该微粒为阴离子。 类型二、元素周期表 例3、指出下列元素是主族还是副族元素？位于周期表中第几周期？第几族？ （1）1s22s22p63s23p5 （2）Kr4d105s25p2 （3）Ar3d34s2 （4）Ar3d104s1 （5）Ar4s1 【思路点拨】核外电子排布与族序数之间的关系可以按照下列方法进行判断：按电子填充顺序，由最后一个电子进入的情况决定，具体情况如下：（1）进入ns（ns12，其中1s除外）为A、A族元素（2）进入np np15 为AA族元素 np6 为0族元素（3）进入(n1)d (n1)d15 为BB族数=(n1)d+ns电子总数 (n1)d68 为族 (n1)d10 为B、B族数=ns电子数B（4）进入(n2)f 4f镧系元素 5f锕系元素【答案】（1）主族，第三周期第A族 （2）主族，第五周期第A族（3）副族，第四周期第B族 （4）副族，第四周期第B族 （5）主族，第四周期第A族【解析】（1）最后一个电子填充在p轨道，属于p区，族序数等于ns+np，即2+5=7，是第三周期第A族。 （2）最后一个电子填充在p轨道，属于p区，族序数等于ns+np，即2+2=4，是第五周期第A族。 （3）最后一个电子填充在d轨道，且小于10，属于d区，族序数等于(n1)d+ns，即3+2=5，是第四周期第B族。 （4）最后一个电子填充在d轨道，且d轨道上电子数为10，属于ds区，族序数等于ns电子数，是第四周期第B族。 （5）最后一个电子填充在s轨道，属于s区，族序数等于ns电子数，是第四周期第A族。 【总结升华】解题时若已知电子排布式，可以从电子排布式求出核外电子数，也就求出了核电荷数，依据外围电子排布情况，可以确定元素在周期表中的位置和名称。若给定某几个量子数确定位置时，应结合核外电子的排布规律，首先确定外围电子排布，然后根据外围电子排布即可确定元素在周期表中的位置、名称、符号等内容。举一反三：【变式1】前四周期元素中，基态原子中未成对电子数与其所在周期数相同的元素种类数为（ ）A3种 B.4种 C.5种 D.6种【答案】5种类型三、原子或离子半径大小的比较例4、（2015 黄冈期中）现有具有相同的电子层结构的三种微粒：An+、Bn、C，下列有关分析正确的是（ ）。 A原子序数：CBA B微粒半径：r（Bn）r（An+） CC是稀有气体元素的原子 D原子半径：AB【思路点拨】原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数 ，另一个是核电荷数。电子层数越多，原子半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小。【答案】C【解析】设C的原子序数为m，则A的原子序数为m+n，B的原子序数为mn，所以原子序数的大小为ACB，A项错误；因为An+、Bn具有相同的电子层结构，而阴离子的半径大于阳离子的半径，即r（Bn）r（An+），B项错误；An+、Bn都应具有稀有气体元素的电子层结构，所以C为稀有气体元素的原子。C项正确；因为A处于B的下一周期，则A的原子半径应大于B，D项错误。【总结升华】同周期中，从左向右，分两个方面看: 核电荷数增大，对核外电子吸引力增大，原子半径减小， 核外电子数增加，之间排斥力增大，原子半径增大。这是一对矛盾，应以为主。同族中半径变化，自上而下:核电荷数增大，对电子吸引力增大，原子半径减小，核外电子数增多，电子层增加，原子半径增大。这是一对矛盾， 应以为主。举一反三：【变式1】下列微粒半径大小比较正确的是（ ） ALiBF BAlMgNa CClAlNa DBrSeCa 【答案】A【解析】A、B、C、D四选项中，每一选项中原子都为同周期，核电荷数越大，半径越小，只有A正确。掌握同周期元素原子半径的变化规律，即同周期内随着原子序数的递增，原子半径逐渐变小。 类型四、电离能及其变化规律 例5、下列有关电离能的说法中正确的是（ ） A电离能是原子失去核外第一个电子需要的能量 B在元素周期表中，同一周期的主族元素，原子第一电离能从左到右越来越大 C通常原子的第二电离能高于第一电离能 D第一电离能越大的原子，元素的金属性越强【答案】C【解析】电离能是气态原子或离子失去核外一个电子需要的最小能量，A项错误；总体趋势：同一周期中，第一电离能从左到右越来越大。其中有反常，如NO，B项错误；电离能越大，说明元素的原子越难失电子，金属性越弱，D项错误。【总结升华】气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫电离能，处于基态的气态原子失去一个电子，生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，由+1价气态阳离子再失去一个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，通常原子的第二电离能高于第一电离。运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；电离能越大，表示气态时该原子越难失去电子。举一反三：【变式1】某原子的第一电离能为I1，第二电离能为I2，第三电离能为I3，它们的大小关系通常为（ ） AI1=I2=I3 BI1I2I3 CI1I2I3 D不能确定【答案】C【解析】一般情况下，对同种元素的原子来说，各电离能之间的大小关系是：I1I2I3。 【变式2】下列各组元素按第一电离能大小排列正确的是（ ） ABCN BOSF CAsPN DC1SAs【答案】D【解析】第一电离能的变化规律一般是：同一周期，从左到右，第一电离能呈现由小到大的变化趋势；同一主族，自上而下逐渐递减。所以，NCB、FOS、NPAs、ClSAs。 类型五、电负性及其变化规律例6、已知X、Y元素同周期，且电负性XY，下列说法错误的是（ ） A第一电离能：Y小于X B气态氢化物的稳定性：HmY强于HnX C最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性强于Y的 DX和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价 【答案】B【解析】根据电负性XY，可推知同周期元素X、Y的原子序数大小关系为XY，第一电离能XY，A正确；氢化物的稳定性HmYHnX，B不正确；含氧酸的酸性XY，C正确；因电负性XY，即X吸引电子的能力大于Y，因此，在X、Y形成的化合物中，X显负价，Y显正价，D正确。 【总结升华】元素的电离能、电负性是定量地衡量或比较元素周期表中元素原子得、失电子能力强弱的两个参数，其实，起决定作用的还是原子结构。也就是说元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电子排布的周期性，这就是元素周期律的实质。举一反三：【变式1】（2015 福建厦门期中）下列各组中，元素的电负性递增的是（ ）ANa K Rb BN B Be CO S Se DNa P Cl【答案】D【解析】根据电负性变化规律，同主族自上而下电负性逐渐变小，A、C项错误；同周期从左到右电负性逐渐变大，B项错误、D项正确。