2022高考化学第12章物质结构与性质第1节原子结构与性质考点2原子结构与元素性质讲与练含解析

第十二章　物质结构与性质李仕才考点二　原子结构与元素性质　1．原子结构与元素周期表(1)原子结构与元素周期表的关系(2)每族元素的价电子排布特点12\n①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①分区简图：②元素周期表的分区与原子的价电子排布的关系分区元素分布价电子排布s区第ⅠA族、第ⅡA族ns1～2p区第ⅢA族～第ⅦA族、0族ns2np1～6(除He外)d区第ⅢB族～第ⅦB族、第Ⅷ族(n－1)d1～9ns1～2(除钯外)ds区第ⅠB族、第ⅡB族(n－1)d10ns1～2f区镧系、锕系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns22.第一电离能(1)概念：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。(2)规律：①同周期元素：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，总体呈现从左到右逐渐增大的变化趋势。②同族元素：从上到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…)。12\n(3)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，有一定的规律性。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从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。3．电负性(1)概念：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。(2)变化规律：金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，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，同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小。(3)应用：12\n4．元素周期律(1)原子结构与元素性质的递变规律(2)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。如右所示。判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．共价化合物中，成键元素电负性大的表现为负价。(　√　)2．根据元素周期律，氮与氧相比，后者的第一电离能大。(　×　)3．过渡元素中含有非金属元素。(　×　)12\n4．s区全部是金属元素。(　×　)5．电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大。(　×　)6．价电子排布为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族，是p区元素。(　√　)7．价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期ⅠA族，是s区元素。(　×　)1．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．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表来判断电离能的大小。3．第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)或全充满(p6、d10、f14)的状态时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。4．通常同周期第ⅡA族元素的第一电离能大于第ⅢA族元素的，第ⅤA族元素的第一电离能大于第ⅥA族元素的，如I1(Mg)>I1(Al)、I1(P)>I1(S)。这是由于第ⅡA族、第ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，是较稳定的全充满、半充满状态，因而失去电子所需的能量较高。一、原子结构与元素周期表和元素周期律1．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，价电子排布式为3d64s2，共有8个价电子，为Ⅷ族。答案：C2．下列有关元素周期表分区的说法正确的是(　　)A．s区全部是金属元素B．p区全部是非金属元素C．d区内元素原子的价电子排布必为(n－1)d1～10ns2D．除ds区外，以最后填入电子的轨道能级符号作为区的名称解析：A项，H为非金属元素；B项，p区左下角元素为金属元素；C项，d区内Cr为3d54s1。答案：D12\n3．已知33As、34Se、35Br位于同一周期，下列关系正确的是(　　)A．电负性：As>Cl>PB．热稳定性：HCl>HBr>AsH3C．第一电离能：Br>Se>AsD．酸性：H3AsO4>H2SO4>H3PO4解析：电负性Cl>P>As，A错误；非金属性越强，气态氢化物的热稳定性越强，B正确；第一电离能应为Br>As>Se，C错误；非金属性越强，对应最高价含氧酸的酸性越强，故酸性H2SO4>H3PO4>H3AsO4，D错误。答案：B4．下列有关微粒性质的排列顺序中，错误的是(　　)A．元素的电负性：P<O<FB．元素的第一电离能：C<N<OC．离子半径：O2－>Na＋>Mg2＋D．原子的未成对电子数：Mn>Si>Cl解析：得电子能力P<O<F，所以元素的电负性P<O<F，A正确；N的电子排布式：1s22s22p3，p轨道处于半充满状态，N的第一电离能最大，B错误；离子半径：O2－>Na＋>Mg2＋，C正确；Mn、Si、Cl原子的未成对电子数分别为5、2、1，D正确。答案：B5．现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是(　　)A．最高正化合价：③>②>①B．原子半径：③>②>①C．电负性：③>②>①D．第一电离能：③>②>①解析：根据核外电子排布可知①是S，②是P，③是F。F无最高正价，A错误；同周期自左向右原子半径逐渐减小，同主族自上而下原子半径逐渐增大，则原子半径：②>①>③，B错误；非金属性越强，电负性越大，则电负性：③>①>②，C错误；非金属性越强，第一电离能越大，但P的3p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，第一电离能强于S，则第一电离能：③>②>①，D正确。答案：D二、电离能和电负性6．下列说法中正确的是(　　)A．第三周期所含元素中钠的第一电离能最小B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大12\nC．在所有元素中，氟的第一电离能最大D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大解析：同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大，A正确，C不正确；由于Mg的外围电子排布式为3s2，而Al的外围电子排布式为3s23p1，故铝的第一电离能小于镁的；D中钾比镁更易失电子，钾的第一电离能小于镁。答案：A7．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)。I1I2I3I4……R7401500770010500……下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　)A．R的最高正价为＋3价B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族C．R元素的原子最外层共有4个电子D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2解析：由表中数据I3≫I2知其最高正价为＋2价，R元素位于ⅡA族，最外层有2个电子，R不一定是Be元素。答案：B8．电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是(　　)A．同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大B．同主族从上到下，元素的电负性逐渐变大C．电负性越大，金属性越强D．电负性越小，非金属性越强解析：利用同周期从左到右元素电负性逐渐增大，同主族从上到下元素电负性逐渐减小的规律来判断。电负性越大，金属性越弱，非金属性越强。答案：A9．根据信息回答下列问题。信息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基态正离子X＋(g)所需的能量。如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12～17号元素的有关数据缺失)。信息B：不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用电负性表示。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：12\n(1)认真分析A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为________<Al<________(填元素符号)。(2)由图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是__________________________________________________________。(3)图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第________周期________族。(4)根据对角线规则，铍、铝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_______________________________________________________________________________________________________________。(5)通过分析电负性值变化规律，确定镁元素电负性值的最小范围__________________________________________________________。(6)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是______________________________________________________________________________________________________________________。(7)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？请说出理由(即写出判断的方法和结论)：___________________________________________________________________________________；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：__________________________________________________________________________。解析：(1)由所给的图可以看出，同周期的ⅠA族元素的第一电离能最小，而ⅢA族元素第一电离能小于ⅡA族元素第一电离能，故Na<Al<Mg。12\n(2)同主族元素第一电离能从题图中可以看出从上到下逐渐减小。(3)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，其位置为第5周期第ⅠA族。(4)根据对角线规则，Al(OH)3与Be(OH)2性质相似，Be(OH)2应具有两性，根据Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O可以类似地写出Be(OH)2与酸或碱反应的离子方程式。(5)根据电负性的递变规律：同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，可知，在同周期中电负性Na<Mg<Al，同主族Be>Mg>Ca，最小范围应为0.93～1.57。(6)因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力大小，所以，电负性越大，原子吸引电子能力越强，非金属性越强，反之金属性越强。(7)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.55，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，共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下是否导电，离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。答案：(1)Na　Mg(2)从上到下依次减小　(3)5　ⅠA(4)两　Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O(5)0.93～1.57(6)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小(7)铝元素和氯元素的电负性差值为1.55<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，说明是共价化合物三、元素“位—构—性”关系10．现有属于前四周期的A、B、C、D、E、F、G七种元素，原子序数依次增大。A元素的价电子构型为nsnnpn＋1；C元素为最活泼的非金属元素，D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的1/6；E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态，F元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒。(1)A元素的第一电离能________(填“<”“>”或“＝”)B元素的第一电离能，A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为__________(用元素符号表示)。(2)D元素原子的价电子排布式是__________________________。(3)C元素的电子排布图为_______________________________；E3＋的离子符号为________________。(4)F元素位于元素周期表的________区，其基态原子的电子排布式为______________________。12\n(5)G元素可能的性质________。A．其单质可作为半导体材料B．其电负性大于磷C．最高价氧化物对应的水化物是强酸解析：A元素的价电子构型为nsnnpn＋1，则A是N；C元素为最活泼的非金属元素，则C是F，那么B是O；D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的1/6，则D是Mg；E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态，则E是Fe；F元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，则F是Cu；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒，则G是As。(1)由于N的最外层电子处于半充满的稳定状态，失去电子比O难，所以元素的第一电离能A>B；一般情况下同一周期的元素，原子序数越大，元素的电负性越大。所以A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为N<O<F。(2)镁元素原子的价电子排布式是3s2。(3)C元素是F，其电子排布图为；E是Fe，E3＋的离子符号为Fe3＋。(4)F是Cu，Cu位于元素周期表的ds区，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23d63d104s1或[Ar]3d104s1。(5)A.As是非金属，位于金属与非金属交界区，其单质为半导体材料，正确；B.As的电负性小于磷，错误；C.As的最高价氧化物对应的水化物H3AsO4，酸性弱于磷酸，所以是弱酸，错误。答案：(1)>　N<O<F　(2)3s2(3)　Fe3＋(4)ds　1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1(5)A11．Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。已知：①Z的原子序数为29，其余均为短周期主族元素；②Y原子价电子(外围电子)排布为msnmpn；③R原子核外L层电子数为奇数；④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。请回答下列问题：(1)Z2＋的核外电子排布式是_______________________________。12\n(2)R的价电子排布图为___________________________。(3)Q与Y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙，下列判断正确的是________。a．稳定性：甲>乙，沸点：甲>乙b．稳定性：甲>乙，沸点：甲<乙c．稳定性：甲<乙，沸点：甲<乙d．稳定性：甲<乙，沸点：甲>乙(4)Q、R、Y三种元素的第一电离能数值由小至大的顺序为________(用元素符号作答)。(5)Y原子核外有________个运动状态不同的电子，Q、R、X、Y四种元素电负性由大到小的顺序为________(用元素符号作答)。解析：29号元素为Cu，Y原子价电子排布：msnmpn中n只能取2，又为短周期元素，则Y可能为C或Si。R原子的核外L层电子数为奇数，则可能为Li、B、N或F。Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4，则为C(或Si)和O(或S)。又知五种元素原子序数依次递增，所以可推出：Q为C，R为N，X为O，Y为Si。(1)Cu的价电子排布为3d104s1，失去两个电子后得Cu2＋，故Cu2＋的电子排布式为1s22s22p63s23p63d9或[Ar]3d9。(2)N的价电子排布式为2s22p3，因此价电子排布图为。(3)Q、Y的氢化物分别为CH4和SiH4，由于C的非金属性强于Si，则稳定性CH4>SiH4。因为SiH4的相对分子质量比CH4大，故分子间作用力大，沸点高，故答案选b。(4)C、N和Si中，C、Si位于同一主族，则上面的非金属性强，故第一电离能大，而N由于具有半充满状态，故第一电离能比相邻元素大，所以Si<C<N。(5)Y为Si，原子核外有14个电子，每个电子的运动状态均不相同，因此有14个运动状态不同的电子。C、N、O为同周期元素，电负性O>N>C，C和Si为同主族元素，电负性C>Si，因此四种元素的电负性O>N>C>Si。答案：(1)1s22s22p63s23p63d9(或[Ar]3d9)(3)b　(4)Si<C<N(5)14　O>N>C>Si12\n12