原子结构与性质

篇一：原子结构与性质

一.原子结构与性质.

一.认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义.

1.电子云：用小黑点的疏密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，电子出现的机会大，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.

电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.

原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.

例1.下列关于氢原子电子云图的说法正确的是

A.通常用小黑点来表示电子的多少，黑点密度大，电子数目大

B.黑点密度大，单位体积内电子出现的机会大

C.通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动

D.电子云图是对运动无规律性的描述

例2.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

2.(构造原理）

了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.

(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.

(2).原子核外电子排布原理.

①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.

②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.

③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、

f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如51

101(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.

①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图?箭头所示的顺序。

②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图?所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。

例3.表示一个原子在第三电子层上有10个电子可以写成

A.310 B.3d10 C.3s23p63d2 D. 3s23p64s2

例4.下列电子排布中，原子处于激发状态的是

A.1s22s22p5 B. 1s22s22p43s2

C. 1s22s22p63s23p63d44s2 D. 1s22s22p63s23p63d34s2

例5.下列关于价电子构型为3s3p的粒子描述正确的是

A.它的元素符号为O

B.它的核外电子排布式为1s2s2p3s3p

C.它可与H2生成液态化合物

D.

1s 2s 2p 3s 3p

例6．按所示格式填写下表有序号的表格：

2262424

例6．①.1s22s22p63s23p5 ②.3s23p5 ③.3 ④.ⅦA ⑤.10 ⑥.2s22p6

⑦.2 ⑧.0 ⑨.24 ⑩.1s22s22p63s23p63d54s1 ⑾.4

例7.(1).砷原子的最外层电子排布式是4s4p，在元素周期表中，砷元素位于__________ 周期 族；最高价氧化物的化学式为 ，砷酸钠的化学式是 . 23

(2).已知下列元素在周期表中的位置，写出它们最外层电子构型和元素符号：

①.第4周期ⅣB族 ；

②.第5周期ⅦA族.

例7.(1).4 ⅤAAs2O5Na3AsO4

(2).①.3d4s Ti ②.5S5p I

3.元素电离能和元素电负性

第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做

第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。

(1).原子核外电子排布的周期性.

随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns到nsnp的周期性变化.

(2).元素第一电离能的周期性变化.

随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化: ★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小； ★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势.

说明：

①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P ②.元素第一电离能的运用：

a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.

b.用来比较元素的金属性的强弱.I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱

. 1262225

(3).元素电负性的周期性变化.

元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。

随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.

电负性的运用:

a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素).

b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键).

c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）.

d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）. 例8.下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是

A．K、Na、LiB．N、O、C C．Cl、S、PD．Al、Mg、Na

例9.已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是 ．．

A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价

B．第一电离能可能Y小于X

C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性

D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX

例10.气态中性原子失去一个电子转化为气态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能（I1），气态正离子继续失去电子所需最低能量依次称为第二电离能（I2）、第三电离能（I3）??下表是第三周期部分元素的电离能［单位：eV（电子伏特）］数据.

下列说法正确的是

A.甲的金属性比乙强 B.乙的化合价为＋1价

C.丙一定为非金属元素 D.丁一定是金属元素

例11.在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是

A.ns2np3 B.ns2np5 C.ns2np4D.ns2np6

例12.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阳离子X+（g）所需的能量.下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.

请回答以下问题：

(1).认真分析上图中同周期元素第一电离能的变化规律，将Na——Ar之间六种元素用短线连接起来，构成完整的图像.

(2).从上图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是______________；

(3).上图中5号元素在周期表中的位置是________________________________________；

(4).上图中4、5、6三种元素的气态氢化物的沸点均比同主族上一周期的元素气态氢化物低很多，原因是：__________________________________.

例12.(1).见上图（右）

(3).第三周期，ⅤA族(2).从上到下依次减小

(4).因同主族上一周期的元素的氢化物分子间存在氢键

例13.1932年美国化学家鲍林首先提出了电负性的概念.电负性(用X表示)也是元素的一种重要性质，若 x 越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方.下面是某些短周期元素的 x 值：

＜x (N)＜ ， ＜x (Mg)＜ .

?.推测x值与原子半径的关系是；根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的 变化规律.

?.某有机化合物结构中含S－N键，其共用电子对偏向 （写原子名称）. ?.经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的 x 差值△x＞1.7时，一般为离子键，当△ x＜1.7时，一般为共价键.试推断AlBr3中化学键类型是 .

?.预测周期表中， x 值最小的元素位于 周期 族.（放射性元素除外） 例13.(1).2.553.44 0.93 1.57

篇二：原子结构与性质

选修3 物质结构与性质 第一单元 原子结构与性质

课时训练练知能、提成绩限时测评

(时间:40分钟)

测控导航表

基础过关

1.(2012年上海化学改编)元素周期表中铋元素的数据如图,下列说法正确的是( B )

A.Bi元素的质量数是209

B.Bi元素的相对原子质量是209.0 C.Bi原子6p能级有一个未成对电子 D.Bi原子最外层有5个能量相同的电子

解析:209.0表示的是Bi元素的相对原子质量,A错误,B正确;根据洪特规则,Bi原子6p原子轨道中的3个电子分别占据3个轨道,故有三个未成对电子,C项错;Bi原子最外层6p原子轨道中的3个电子的能量略高于6s原子轨道中的2个电子的能量,D项错。

2.下列表达式中不正确的是( C ) A.S2-的电子排布式为1s22s22p63s23p6 B.47号元素的电子排布式为[Kr]4d105s1 C.基态C原子的轨道表示式为

D.基态N原子的轨道表示式为

解析:根据洪特规则,当电子排布在能量相同的不同轨道时,总是优先单独占据1个轨道,而且自旋方向相同,基态C

原子的轨道表示式应为

,C不正确。

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( C ) 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

解析:能量越高的电子在离核越远的区域内运动,也就越容易失去,A项正确;电离能是失去电子时所要吸收的能量,能量越高的电子在失去时消耗的能量也就越少,因而电离能也就越低,B项正确;同一层即同一能级中的p轨道电子的能量一定比s轨道电子能量高,但外层s轨道电子能量则比内层p轨道电子能量高,C项错误;电子首先进入能量最低、离核最近的轨道,D项正确。

4.(2013龙岩质检)在第二周期中,B、C、N、O四种元素的第一电离能由大到小的排列顺序正确的是( C )

A.I1(N)>I1(C)>I1(O)>I1(B) B.I1(N)>I1(O)>I1(B)>I1(C) C.I1(N)>I1(O)>I1(C)>I1(B) D.I1(O)>I1(N)>I1(C)>I1(B)

解析:同周期元素,从左到右第一电离能呈现增大的趋势,但由于氮原子的p原子轨道中的电子处于半充满状态,所以第一电离能N>O。 5.(2012年浙江自选模块)(1)可正确表示原子轨道的是。 A.2s B.2d C.3pz D.3f

(2)写出基态镓(Ga)原子的电子排布式: 。 (3)下列物质变化,只与范德华力有关的是。 A.干冰熔化 B.乙酸汽化

C.乙醇与丙酮混溶

D.溶于水

E.碘溶于四氯化碳 F.石英熔融

(4)下列物质中,只含有极性键的分子是,既含离子键又含共价键的化合物是;只存在σ键的分子是,同时存在σ键和π键的分子是 A.N2 B.CO2 C.CH2Cl2 D.C2H4 E.C2H6 F.CaCl2 G.NH4Cl (5)用“>”、“<”或“=”填空: 第一电离能的大小:MgAl; 熔点的高低:KClMgO。

解析:(1)第2电子层上只有s和p轨道,故B错误;第3电子层上有s、p、d轨道,没有f轨道,故D错误。(2)镓(Ga)在元素周期表中位于Al的下面,即第四周期第ⅢA族,其原子的核外电子排布为:1s22s22p63s23p63d104s24p1。(3)B项,乙酸汽化破坏范德华力和氢

键;C项,乙醇与丙酮因分子间产生氢键而混溶;D项,因能与

H2O分子间产生氢键而溶于水;F项,石英熔融破坏的是共价键。(4)N2的结构式为N≡N,三键中有一个σ键、两个π键

;O

CO中的每个

CO中有一个σ键、一个π键;CH2Cl2的结构式为:,四个键均

为σ键

:中的

CC中有一个σ键、一个π键

;中的C

—H和C—C 均为σ键;CaCl2为离子化合物,含有离子键;NH4Cl中

[]+的四个N—H 均为σ键,但N错误！未找到引用源。与Cl-

之间是离子键。(5)Mg的最外层电子排布为3s2,为全充满,Al的最外层排布为3s23p1,因而Al易失去1个电子变成较稳定结构,故第一电离能:Mg>Al。离子键的强弱与离子半径和离子所带的电荷数有关,离子半径越小,离子所带电荷数越多,离子键越强。在KCl和MgO中,离子半径:K+>Mg2+,Cl->O2-;离子所带电荷数:Mg2+>K+,O2->Cl-,所以MgO中的离子键强,熔点高。 答案:(1)AC

(2)1s22s22p63s23p63d104s24p1 (3)AE

(4)BC G CE ABD (5)> <

6.(2013泉州五中模拟)纳米技术制成的金属燃料、非金属固体燃料、氢气等已应用到社会生活和高科技领域。

(1)A和B的单质单位质量的燃烧热大,可用作燃料。已知A和B为短周期元素,其原子的第一至第四电离能如表所示:

A元素的名称是 。某同学推断A、B两元素中有一种元素原子的核外电子排布如图所示,则该同学所画的核外电子轨道表示式违背了 原理。

(2)氢气作为一种清洁能源,必须解决它的储存问题,C60可用作储氢材料。

①已知金刚石中的C—C的键长为154.45 pm,C60中的 C—C 的键长为

140～145 pm,有同学据此认为C60的熔点高于金刚石,你认为是否正确?

篇三：原子结构与性质相关知识点(答案)

原子结构与性质相关知识点

1.能层：不同的能层，并用符号K、L、M、N、O、P、Q…表示相应的第一、二、三、四、五、六、七…能层。

2.能级： 3.各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数：

4.构造原理：理。

5.电子填入能级的顺序：6.能量最低原理量最低原理。

7.电子云描述。

8.原子轨道： 9.泡利原理原理称为泡利原理。

10.洪特规则：一个轨道，而且自旋状态相同，这个规则称为洪特规则。

11.基态原子的电子排布遵循 和 12.元素周期律：(分周期和族进行比较、不考虑稀有气体元素)

原子半径： 同周期元素从左到右逐渐减小，同主族元素从上到下逐渐增大。

得失电子能力： 同周期元素从左到右得电子能力逐渐增强，同主族元素从上到下得电子能力逐渐减弱。

氧化性： 同周期元素从左到右氧化性逐渐增强，同主族元素从上到下氧化性逐渐减弱。 还原性： 同周期元素从左到右还原性逐渐减弱，同主族元素从上到下还原性逐渐增强。 化合价： 同周期元素从左到右最高正价逐渐增大（除O和F）。

金属性： 同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，同主族元素从上到下金属性逐渐增强。 非金属性： 同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱。

气态氢化物的稳定性： 同周期元素从左到右逐渐增大，同主族元素从上到下逐渐减小。 最高价氧化物对应水化物的酸碱性：同周期元素从左到右酸性逐渐增大，同主族元素从上到下碱性逐渐减大。

第一电离能： 同周期元素从左到右第一电离能呈逐渐上升趋势（第三主族和第六主族特殊），同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小。

电负性：同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小。 13.易混概念比较：

分别写出下列元素的原子结构示意图、电子排布式、电子排布图： CaFe

ClCr

分别写出下列元素的外围电子(价电子)排布图和最外层电子排布图： MnP

写出下列元素的能层数、能级数、轨道数： Mg

SCu

本文来源：https://www.bwwdw.com/article/t61b.html