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專題二十七 物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
考綱展示 命題探究
1 能層、能級與原子軌道
(1)概念
①能層：原子核外電子是分層排布的，根據(jù)電子的能量差異，可將核外電子分成不同的能層(n)；各能層最多可容納的電子數(shù)為2n2。
②能級：在多電子原子中，同一能層的電子，能量也可能不同，可將不同能量的電子分成不同的能級；同一能層里，能級的能量按s、p、d、f的順序升高，即E(ns)
E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。
2 基態(tài)原子的核外電子排布
(1)排布規(guī)律
①能量最低原理
原子核外電子優(yōu)先占有能量較低的軌道，然后依次進入能量較高的軌道，這樣使整個原子處于能量最低的狀態(tài)。
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所有電子排布規(guī)則都需滿足能量最低原理。
②泡利原理
每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋狀態(tài)相反。如2s軌道上的電子排布為，不能表示為。
③洪特規(guī)則
當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，且自旋狀態(tài)相同。如2p3的電子排布為，不能表示為或。
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當(dāng)能量相同的原子軌道在全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)或全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時，體系的能量最低，這一點違反了洪特規(guī)則，可看成洪特規(guī)則的特例。如24Cr 的電子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1(3d5、4s1均為半充滿穩(wěn)定狀態(tài))；29Cu的電子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1(3d10為全充滿穩(wěn)定狀態(tài)，4s1為半充滿穩(wěn)定狀態(tài))。
(2)表示方法
表示方法
以硫原子為例
電子排布式
1s22s22p63s23p4
簡化電子排布式
[Ne]3s23p4
電子排布圖(或軌道表示式)
價電子排布式
3s23p4
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(1)當(dāng)出現(xiàn)d軌道時，雖然電子按ns、(n－1)d、np的順序填充，但在書寫電子排布式時，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正確，F(xiàn)e：1s22s22p63s23p64s23d6錯誤。
(2)由于能級交錯，3d軌道的能量比4s軌道的能量高，排電子時先排4s軌道再排3d軌道，而失電子時，卻先失4s軌道上的電子。
(3)書寫軌道表示式時，空軌道不能省略。如C的軌道表示式為，而不是
(4)在書寫簡化的電子排布式時，并不是所有的都是[X]＋價電子排布式(注：X代表上一周期稀有氣體元素符號)。例如：Mn：[Ar]3d54s2，Br：[Ar]3d104s24p5。
3 電子的躍遷與原子光譜
(1)基態(tài)原子：處于最低能量的原子叫基態(tài)原子；
(2)激發(fā)態(tài)原子：當(dāng)基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。
(3)電子的躍遷
①基態(tài)→激發(fā)態(tài)
當(dāng)基態(tài)原子的電子吸收能量后，會從低能級躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。
②激發(fā)態(tài)→基態(tài)
激發(fā)態(tài)原子的電子從較高能級躍遷到低能級時會釋放出能量。
(4)原子光譜
不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。利用原子光譜的特征譜線可以鑒定元素，稱為光譜分析。
4 原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)
(1)原子結(jié)構(gòu)與周期表的關(guān)系
周期
電子層數(shù)
每周期第一種元素
每周期最后一種元素
原子序數(shù)
基態(tài)原子的電子排布式
原子序數(shù)
基態(tài)原子的電子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11
[Ne]3s1
18
1s22s22p63s23p6
四
4
19
[Ar]4s1
36
1s22s22p63s23p63d104s24p6
五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6
①每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結(jié)尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。氦原子核外只有2個電子，只有1個s軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期不同。
②一個能級組最多容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種類。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。
(2)元素周期表的分區(qū)與原子的價電子排布的關(guān)系
分區(qū)
元素分布
價電子排布
s區(qū)
第ⅠA族、第ⅡA族
ns1～2
p區(qū)
第ⅢA族～第ⅦA族、0族
ns2np1～6(除He外)
d區(qū)
第ⅢB族～第ⅦB族、第Ⅷ族
(n－1)d1～9ns1～2(除鈀外)
ds區(qū)
第ⅠB族、第ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
f區(qū)
鑭系、錒系
(n－2)f 0～14(n－1)d0～2ns2
5 第一電離能
(1)含義
氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫作第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJmol－1。
(2)電離能的遞變規(guī)律
①同一元素：I1I1(Al)、I1(P)>I1(S)。這是由于第ⅡA族、第ⅤA族元素原子的價電子排布分別為ns2、ns2np3，是較穩(wěn)定的全充滿、半充滿狀態(tài)，因而失去電子所需的能量較高。
6 電負性
(1)含義
用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。
(2)標(biāo)準(zhǔn)
以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負性。
(3)規(guī)律
同一周期，從左至右，電負性逐漸增大，同一主族，從上至下，電負性逐漸減小。
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(1)不能將電負性1.8作為劃分金屬和非金屬的絕對標(biāo)準(zhǔn)。
(2)共價化合物中，兩種元素電負性差值越大，它們形成共價鍵的極性就越強。
(3)同周期元素，從左到右，非金屬性越來越強，電負性越來越大，第一電離能總體呈增大趨勢。
1.思維辨析
(1)p能級能量一定比s能級的能量高。( )
(2)鐵元素基態(tài)原子的電子排布式為1s22s22p63s23p64s23d6。( )
(3)磷元素基態(tài)原子的電子排布圖為
( )
(4)同一原子中，2p、3p、4p能級的軌道數(shù)依次增多。( )
(5)價電子排布為4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族，是p區(qū)元素。( )
(6)價電子排布為5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s區(qū)元素。( )
(7)電負性差值大于1.7時，一般形成離子鍵，小于1.7時，一般形成共價鍵。( )
(8)根據(jù)元素周期律，氮與氧、鎂與鋁相比，都是后者的第一電離能大。( )
(9)同一周期第一電離能越大，電負性越強。( )
答案 (1) (2) (3) (4) (5)√ (6) (7)√ (8) (9)
2．下列關(guān)于元素第一電離能的說法不正確的是( )
A．鉀元素的第一電離能小于鈉元素的第一電離能，故鉀的活潑性強于鈉
B．因同周期元素的原子半徑從左到右逐漸減小，故第一電離能必依次增大
C．最外層電子排布式為ns2np6(當(dāng)只有K層時為1s2)的原子，第一電離能較大
D．對于同一元素而言，原子的電離能I1O、Mg>Al，B項錯；C項所述元素為0族元素，性質(zhì)穩(wěn)定，第一電離能都較大。
[考法綜述] 高考對本考點的考法主要圍繞微觀粒子的幾種表現(xiàn)形式(如掌握利用構(gòu)造原理書寫核外電子排布式)以及電離能、電負性的大小比較和應(yīng)用。
命題法1 原子核外電子排布表示方法
典例1 (1)基態(tài)鎵(Ga)原子的電子排布式：________。
(2)Fe3＋的電子排布式為________。
(3)基態(tài)Mn2＋的核外電子排布式為________。
(4)Ni2＋的價層電子排布圖為________。
[解析] (1)鎵(Ga)的原子序數(shù)為31，電子分布的能級為1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s、4p。
(2)Fe的原子序數(shù)為26，F(xiàn)e3＋的電子分布的能級為1s、2s、2p、3s、3p、3d。
(3)Mn是25號元素，其電子排布式為[Ar]3d54s2，失去最外層2個電子，即得Mn2＋的電子排布式為[Ar]3d5。
(4)Ni2＋的價電子排布圖為
[答案] (1)1s22s22p63s23p63d104s24p1
(2)1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)
(3)1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)
(4)
【解題法】 核外(價)電子排布的表示方法
表示方法
含義
舉例
原子或離子結(jié)構(gòu)示意圖
表示核外電子分層排布和核內(nèi)質(zhì)子數(shù)
電子式
表示原子最外層電子數(shù)
核外電子排布式
表示每個能級上排布的電子數(shù)
S：1s22s22p63s23p4或[Ne]3s23p4
S2－：1s22s22p63s23p6
電子排布圖(軌道表示式)
表示每個原子軌道中電子的運動狀態(tài)
價層電子排布式或排布圖
表示價層電子的排布
命題法2 電離能、電負性的大小比較
典例2 (1)N、O、S中第一電離能最大的是________(填元素符號)。
(2)鎂所在周期中第一電離能最大的主族元素是________。
(3)第一電離能：Si________S(用“>”或“<”填空)。
(4)F、K、Fe、Ni四種元素中電負性最大的是________(填元素符號)。
(5)Ni是元素周期表中第28號元素，第二周期基態(tài)原子中未成對電子數(shù)與Ni相同且電負性最小的元素是________。
[解析] 第一電離能一般規(guī)律：同周期從左到右呈遞增趨勢，同主族從上至下遞減，當(dāng)原子軌道呈全滿、半滿、全空狀態(tài)時穩(wěn)定，第一電離能反常的大。第三周期元素的第一電離能的大小順序為Cl>P>S>Si>Mg>Al>Na，則第一電離能最大的是Cl。
(4)同周期，從左到右，元素的電負性逐漸增大，同主族，從上到下，元素的電負性逐漸減小，由此可知，四種元素中電負性最大的是F元素。
(5)Ni的外圍電子排布為3d84s2,3d能級上有2個未成對電子。第二周期中未成對電子數(shù)為2的元素有C、O，其中C的電負性小于O。
[答案] (1)N (2)Cl (3)< (4)F (5)C
【解題法】 電離能、電負性的變化規(guī)律及應(yīng)用
(1)變化規(guī)律
(2)電離能的應(yīng)用
①判斷元素金屬性的強弱：電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。
②判斷元素的化合價
如果某元素的In＋1?In，則該元素的常見化合價為＋n，如鈉元素I2?I1，所以鈉元素化合價為＋1。
③判斷核外電子的分層排布情況
多電子原子中，元素的各級電離能逐級增大，有一定的規(guī)律性。當(dāng)電離能的變化出現(xiàn)突變時，電子層數(shù)就可能發(fā)生變化。
④反映元素原子的核外電子排布特點
同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當(dāng)元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時，第一電離能就會反常地大。
(3)電負性的應(yīng)用
判斷金屬性與非金屬性強弱
金屬元素的電負性一般小于1.8，金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑
非金屬元素的電負性一般大于1.8，非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑
判斷元素在化合物中的價態(tài)
電負性大的元素易呈現(xiàn)負價
電負性小的元素易呈現(xiàn)正價
判斷化學(xué)
鍵類型
電負性差值大的元素原子之間形成的化學(xué)鍵主要是離子鍵
電負性差值小的元素原子之間形成的化學(xué)鍵主要是共價鍵
1．下列曲線表示鹵族元素某種性質(zhì)隨核電荷數(shù)的變化趨勢，正確的是( )
答案 A
解析 同主族元素從上到下電負性減小，A項正確；F沒有最高正價，Cl、Br的最高正價為7，B項錯誤；沸點：HF>HCl”或“<”填空：
原子半徑
電負性
熔點
沸點
Al____Si
N____O
金剛石____晶體硅
CH4____SiH4
答案 (1)三?、鬉 (2)1s22s22p3 1
(3)> < > <
解析 (1)Si元素位于元素周期表第三周期第ⅣA族。
(2)氮基態(tài)原子電子排布式為1s22s22p3；Cu原子核外電子數(shù)為29，基態(tài)原子核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s1，最外層有1個電子。
(3)同一周期元素的原子半徑隨著原子序數(shù)的增大而減小，所以原子半徑：Al>Si；對于非金屬而言，非金屬性越強電負性越大，所以電負性：O>N；金剛石與晶體硅均屬于原子晶體，由于C原子半徑小于Si，C—C鍵的鍵長小于Si—Si鍵的鍵長，鍵長越短，鍵能越大，熔點越高，故熔點：金剛石>晶體硅；CH4與SiH4屬于結(jié)構(gòu)相似的分子，范德華力隨著相對分子質(zhì)量的增大而增大，范德華力越大，沸點越高，所以沸點：CH4O。同主族從上到下，第一電離能逐漸減小，故O>S。Cu的價層電子軌道示意圖為
(3)根據(jù)題給信息，可以推斷X為N，Y為O，Z為Mg，R為Cu。O原子核外有8個電子，基態(tài)原子的核外電子排布式為1s22s22p4。Mg位于第三周期，第三周期中第一電離能最大的主族元素為Cl。
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