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1、2022年高考化學(xué)第一輪復(fù)習(xí) 專題 原子結(jié)構(gòu)、元素周期律學(xué)案 蘇教版 【本講教育信息】 一. 教學(xué)內(nèi)容： 原子結(jié)構(gòu)、元素周期律 二. 教學(xué)目標(biāo)： 了解元素、核素和同位素的含義。知道原子序數(shù)、核電荷數(shù)、質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)、核外電子數(shù)以及它們之間的相互關(guān)系； 了解1～18號元素的原子核外電子排布，能用原子結(jié)構(gòu)示意圖表示原子和簡單離子的結(jié)構(gòu)； 了解元素周期表（長式）的結(jié)構(gòu)（周期、族）及其應(yīng)用； 認(rèn)識元素周期律的本質(zhì)。掌握同一周期、同一主族元素的原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)遞變規(guī)律的關(guān)系； 了解原子結(jié)構(gòu)、元素在周期表中的位置及其性質(zhì)遞變的規(guī)律。 三. 教學(xué)重點、難點： 1～18號元素的

2、原子核外電子排布，能用原子結(jié)構(gòu)示意圖表示原子和簡單離子的結(jié)構(gòu)； 元素周期律的本質(zhì)。掌握同一周期、同一主族元素的原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)遞變規(guī)律的關(guān)系； 四. 教學(xué)過程： （一）原子結(jié)構(gòu)： 原子的組成 ［說明］ 1、與原子結(jié)構(gòu)有關(guān)的量之間的計算關(guān)系式： （1）質(zhì)子數(shù)＝核電荷數(shù)＝核外電子數(shù)＝原子序數(shù) （2）質(zhì)量數(shù)（A）＝質(zhì)子數(shù)（Z）＋中子數(shù)（N） 2、人們把具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子叫做核素。同一元素的不同核素之間互稱同位素。同位素所研究的對象是微觀粒子。 同位素的特征： （1）同一元素的各種同位素質(zhì)量數(shù)不同，但化學(xué)性質(zhì)幾乎完全相同。 （2）在天

3、然存在的某種元素里，不論是游離態(tài)還是化合態(tài)，各種同位素所占的原子個數(shù)百分比一般是不變的。 3、能層與能級： 按核外電子能量的的差異將其分成不同的能層（用符號n表示）；各能層最多容納的電子數(shù)為2n2，對于同一能層里能量不同的電子，還可將其分成不同的能級（l）。各能層所包含的能級類型及各能層、能級最多容納的電子數(shù)見下表： 能 層（n） 一 二 三 四 五 六 七 符 號 K L M N O P Q 能 級（l） 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s … …… 最 多 電 子 數(shù) 2 2

4、 6 2 6 10 2 6 10 14 2 … …… 2 8 18 32 …… 2n2 4、基態(tài)與激發(fā)態(tài)的區(qū)別，原子的核外電子排布符合能量最低原理等核外電子排布規(guī)律，處于能量最低狀態(tài)的就是基態(tài)，不符合排布規(guī)律的當(dāng)然其能量也不處于最低態(tài)，這時原子的核外電子排布當(dāng)然就不是基態(tài)而是激發(fā)態(tài)。如：C的核外電子排布如果是 1s22s12p3就不是基態(tài)而是激發(fā)態(tài)。因為基態(tài)應(yīng)該是1s22s22p2。 5、核外電子排布規(guī)律： ①構(gòu)造原理：隨著原子序數(shù)的遞增，絕大多數(shù)元素的基態(tài)原子核外電子的排布都遵循下列順序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、

5、6s、4f……；構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能級分布。 ②能量最低原理：原子核外電子遵循構(gòu)造原理排布時，原子的能量處于最低狀態(tài)。即在基態(tài)原子里，電子優(yōu)先排布在能量低的能級里，然后排布在能量較高的能級里。 ③泡利原理：每個原子軌道里最多只能容納2個自旋方向相反的電子。 ④洪特規(guī)則： a：電子排布在同一能級不同軌道時，電子總是盡可能分占不同的軌道 ，且自旋方向相同； b：有少數(shù)元素的氣態(tài)基態(tài)原子的電子排布對于構(gòu)造原理有1個電子的偏差。因為能量相同的原子軌道在全充滿、半充滿和全空狀態(tài)時，體系的能量最低，原子較穩(wěn)定。此為洪特規(guī)則的特例。 6、原子結(jié)構(gòu)的表示方法： （1）原子結(jié)構(gòu)示意圖：表

6、示原子的核電荷數(shù)和核外電子在各電子層上排布的圖示； （2）電子式：用“?”或“?”在元素符號周圍表示最外層電子的圖示； （3）電子排布式：用數(shù)字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數(shù)。如：鉻原子的電子排布式可寫成：1s22s22p63s23p63d54s1，也可寫成：[Ar]3d54s1 （4）軌道表達(dá)式：每個方框代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子，按照能量由低到高的順序由下而上所表示的電子排布圖。如： 7、光譜：不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收（基態(tài)→激發(fā)態(tài)）和放出（激發(fā)態(tài)→基態(tài)）能量，產(chǎn)生不同的光譜—原子光譜（吸收光譜和發(fā)射光譜）。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線

7、鑒定元素。 （二）元素周期律與元素周期表： 1、元素周期律：元素的性質(zhì)隨著元素原子序數(shù)的遞增而呈周期性的變化，這個規(guī)律叫元素周期律。元素性質(zhì)的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果，這就是元素周期律的實質(zhì)。 2、元素周期表是元素周期律的具體表現(xiàn)形式。在元素周期表中，把電子層數(shù)即能層相同的元素按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排成一個橫行，稱為周期；再把最外層電子數(shù)相同的元素從上往下排成一個縱行，稱為族。元素周期表共分為七個周期，18個縱行，分為七個主族，七個副族，3個第Ⅷ族和1個0族。 在元素周期表中，我們也可以按照元素原子基態(tài)的電子排布式最后一個電子所處的能級對元素周

8、期表進(jìn)行分區(qū)： s區(qū) p 區(qū) d 區(qū) ds 區(qū) f 區(qū) 分區(qū)原則 ns1～2 ns2np1～6 （n－1）d1～8 ns1～2 （n－1）d10 ns1～2 最后電子排在f區(qū) 縱列數(shù) 2 6 8 2 鑭系和錒系元素 是否都是金屬 否 否 是 是 是 3、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表關(guān)系的規(guī)律： （1）電子層數(shù)＝能層數(shù)＝周期數(shù)（電子層數(shù)決定周期數(shù)） （2）最外層電子數(shù)＝主族數(shù)＝最高正價數(shù)＝價電子數(shù) （3）負(fù)價絕對值＝8—主族數(shù)（限ⅣA－ⅦA） （4）原子半徑越大，失電子越易，還原性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)，形成的最高價氧化物的對應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)，其離

9、子的氧化性越弱；原子半徑越小，得電子越易，氧化性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)，形成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，形成最高價氧化物的對應(yīng)水化物的酸性越強(qiáng)，其離子的還原性越弱。 4、粒子半徑大小比較的規(guī)律 （1）同一主族各元素，原子半徑大小看電子層數(shù)； （2）同一周期各元素，原子半徑隨原子序數(shù)遞增而遞減，陰離子半徑一定大于陽離子半徑； （3）陰離子半徑大于相應(yīng)原子半徑，陽離子半徑小于相應(yīng)原子半徑； （4）核外電子排布相同的離子，原子序數(shù)愈小，離子半徑愈大。 5、電離能是指氣態(tài)基態(tài)原子或離子失去電子所需要的能量，常用符號I表示，單位：kJ。電離能越小，表示在氣態(tài)時該原子越容易失去電子，電離能越大，表明在氣態(tài)

10、時該原子越難失去電子。 6、電負(fù)性是指元素的原子吸引電子的能力標(biāo)度。元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越弱。 ［說明］ 1、同周期元素結(jié)構(gòu)性質(zhì)的遞變規(guī)律： 性質(zhì) 同周期（從左→右） 電子層結(jié)構(gòu) 電子層數(shù)（能層數(shù)）相同，最外層電子數(shù)逐漸增多 原子半徑 逐漸減小 第一電離能 一般規(guī)律是由小→大，但ⅡA和ⅤA族由于半充滿和全充滿狀態(tài)比較穩(wěn)定，比相鄰主族元素的第一電離能大 電負(fù)性 逐漸增大 主要化合價 最高價由＋1→＋7，非金屬負(fù)價＝－（8－族序數(shù)） 非金屬氣態(tài)氫化物形成的難易及熱穩(wěn)定性 形

11、成條件由難→易，穩(wěn)定性逐漸增強(qiáng) 最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸堿性 酸性逐漸增強(qiáng)，堿性逐漸減弱 得失電子能力 失電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強(qiáng) 2、同主族元素的性質(zhì)遞變規(guī)律： 性質(zhì) 同主族（由上→下） 電子層結(jié)構(gòu) 電子層數(shù)（能層數(shù)）遞增 最外層電子數(shù)相同 原子半徑 逐漸增大 第一電離能 逐漸減小 電負(fù)性 逐漸減小 得失電子能力 失電子能力逐漸增強(qiáng)，得電子能力逐漸減弱 主要化合價 最高正價＝族序數(shù)（O，F(xiàn)除外） 非金屬負(fù)價＝－（8－族序數(shù)） 最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸堿性 酸性逐漸減弱，堿性逐漸增強(qiáng) 非金屬氣態(tài)氫化物形成的難易及熱穩(wěn)定性

12、 形成由易到難，穩(wěn)定性逐漸減弱 金屬性與非金屬性 金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱 3、元素金屬性或非金屬性強(qiáng)弱的實驗標(biāo)志： （1）金屬性強(qiáng)弱： ①單質(zhì)與水或酸反應(yīng)置換出H2的難易； ②元素最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性強(qiáng)弱； ③單質(zhì)的還原性強(qiáng)弱或離子的氧化性強(qiáng)弱； ④原電池反應(yīng)中的正負(fù)極； ⑤與同氧化劑反應(yīng)時放出能量的高低。 （2）非金屬性強(qiáng)弱： ①單質(zhì)與H2化合生成氣態(tài)氫化物的難易； ②生成氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性； ③元素最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性強(qiáng)弱； ④單質(zhì)的氧化性強(qiáng)弱或簡單離子的還原性強(qiáng)弱； ⑤與同還原劑反應(yīng)時放出能量的高低 4、電負(fù)性X相差很大的元素

13、相互化合通常形成離子鍵 。電負(fù)性相差不大的兩種非金屬元素相互化合時，通常形成極性鍵，電負(fù)性相同的元素相互化合時，通常形成非極性鍵。電負(fù)性相差越大的元素形成共價鍵時，共用電子對偏向電負(fù)性大的原子趨勢越大，鍵的極性越大。一般，ΔX＞1.7，形成離子鍵；ΔX＜1.7，形成共價鍵。 5、元素的電離能和電負(fù)性都可以用來判斷元素的金屬性或非金屬性的相對強(qiáng)弱。 6、對角線規(guī)則：某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)相似，被稱為對角線原則。如：鋰與鎂、鈹與鋁等。它們的電負(fù)性相差不大，性質(zhì)較為相似。 【典型例題】 例1. 氯的原子序數(shù)為17，35Cl是氯的一種同位素，下列說法正確的是 A.

14、 35Cl原子所含質(zhì)子數(shù)為18 B. 1/18 mol的H35Cl分子所含中子數(shù)約為6.02×1023 C. 3.5 g的35Cl2氣體的體積為2.24 L D. 35Cl2氣體的摩爾質(zhì)量為70 g·mol－1 解析：本題信息是氯的同位素：35Cl。則由此可得：質(zhì)子數(shù)＝17，中子數(shù)＝18，35Cl2的質(zhì)量數(shù)總和為70，但相對原子質(zhì)量卻不一定是70，因此，其摩爾質(zhì)量也不一定為，而3.5g35Cl2氣體的物質(zhì)的量應(yīng)近似為0.05mol，體積約為1.12L。在H35Cl分子中質(zhì)子和中子總數(shù)均為18，故1/18 mol的H35Cl分子所含中子數(shù)為NA，約為6.02×1023。綜上所述

15、，本題的答案為：B 答案：B 例2. 已知A為ⅡA族元素，B為ⅢA族元素，它們的原子序數(shù)分別為m和n，且A、B為同一周期元素。下列關(guān)系式錯誤的是 A. n＝m＋1 B. n＝m＋11 C. n＝m＋25 D. n＝m＋10 解析：本題的信息是A為ⅡA族元素，B為ⅢA族元素。根據(jù)元素周期表的結(jié)構(gòu)： 第ⅡA族與ⅢA族元素既可能相鄰，也可能相隔過渡元素。即同周期第ⅡA族與ⅢA族元素原子序數(shù)間既可以相差1，也可以相差11、25等，因此原子序數(shù)間的相互關(guān)系可以是：n＝m＋1、n＝m＋11、n＝m＋25等。故本題答案為D 答案：D 例3. A、B、C、D、

16、E代表5種元素。請?zhí)羁眨? （1）A元素基態(tài)原子的最外層有3個未成對電子，次外層有2個電子，其元素符號為_______； （2）B元素的負(fù)一價離子和C元素的正一價離子的電子層結(jié)構(gòu)都與氬相同，B的元素負(fù)一價離子的電子式為 ，C元素正一價離子的結(jié)構(gòu)示意圖為 ； （3）D元素的正三價離子的3d能級為半充滿，D的元素符號為 ，其基態(tài)原子的電子排布式為 。 （4）E元素基態(tài)原子的M層全充滿，N層沒有成對電子，只有一個未成對電子，E的元素符號為________，

17、其基態(tài)原子的電子排布式為 。 解析：在主族元素中，第ⅠA、ⅢA、ⅦA族元素原子最外層中有1個不成對電子，而ⅣA、ⅥA族元素原子最外層有2個不成對電子，ⅤA族元素原子最外層有3個不成對電子，則根據(jù)題給信息（1）可知，該元素為N元素；由題給信息（2）：B元素的負(fù)一價離子和C元素的正一價離子的電子層結(jié)構(gòu)都與氬相同，從而說明B為氯元素，其電子排布式為1s22s22p63s23p5；C為K元素。由題給信息（3）：D元素的正三價離子的3d能級為半充滿，說明其核電荷數(shù)為26，屬于Fe元素，其基態(tài)原子的電子排布式為：1s22s22p63s23p

18、63d64s2。由題給信息（4）：E元素基態(tài)原子的M層全充滿，N層沒有成對電子，只有一個未成對電子得出：該元素的M層填充了18個電子，N層上只有1個電子，則該元素為Cu，電子排布式為：1s22s22p63s23p63d104s1。 答案：（1）N；（2）B為Cl，C為K；（電子式與原子結(jié)構(gòu)示意圖略）； （3）D的元素符號為Fe，電子排布式為1s22s22p63s23p63d64s2； （4）E元素為Cu，電子排布式為：1s22s22p63s23p63d104s1。 例4. X、Y兩元素的原子分別獲得兩個電子而形成稀有氣體原子的電子結(jié)構(gòu)時，X放出的能量大于Y放出的能量；Z、W兩元素的

19、原子分別失去一個電子而形成稀有氣體原子的電子層結(jié)構(gòu)時；W吸收的能量小于Z吸收的能量，則X、Y和Z、W分別形成的化合物中，是離子化合物的可能性最大的是 A. Z2X B. Z2Y C. W2X D. W2Y 解析：活潑的金屬和活潑的非金屬容易形成離子化合物。則根據(jù)題給信息：X、Y得電子后，X放出的能量大說明 X活潑。W、Z失電子后，W吸收的能量小，說明W活潑。所以應(yīng)該是X和W容易形成離子化合物。因此，本題答案是C 答案：C 例5. 居里夫人發(fā)現(xiàn)的鐳是主族元素，鐳原子核外有7個電子層，最外層有2個電子。下列有關(guān)它的描述中錯誤的是

20、 A. 在化合物中呈現(xiàn)＋2價 B. 氫氧化物呈兩性 C. 原子半徑在本族元素中最大 D. 單質(zhì)與水反應(yīng)能放出氫氣 解析：本題信息為：鐳是主族元素，核外有7個電子層，最外層有2個電子。則說明鐳的性質(zhì)與鎂的性質(zhì)相似，都顯＋2價，都能與水反應(yīng)放出H2，但原子半徑更大、密度更大、熔沸點更低、金屬性更強(qiáng)、最高價氧化物對應(yīng)的水化物堿性更強(qiáng)、與水反應(yīng)更劇烈，同時鐳還是一種放射性元素。綜上所述，本題的答案為：B 答案：B 例6. 1932年美國化學(xué)家鮑林（L.Pauling）首先提出了電負(fù)性的概念。電負(fù)性（用X表示

21、）也是元素的一種重要性質(zhì)，下表給出的是原子序數(shù)小于20的16種元素的電負(fù)性數(shù)值： 元素 H Li Be B C N O F 電負(fù)性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 元素 Na Mg Al Si P S Cl K 電負(fù)性 0.9 1.2 1.5 1.7 2.1 2.3 3.0 0.8 請仔細(xì)分析，回答下列有關(guān)問題： （1）預(yù)測周期表中電負(fù)性最大的元素應(yīng)為__________；估計鈣元素的電負(fù)性的取值范圍：__________＜X＜__________。 （2）根據(jù)表中的所給數(shù)據(jù)分析，同主

22、族內(nèi)的不同元素X的值變化的規(guī)律是____________ ______________________________；簡述元素電負(fù)性X的大小與元素金屬性、非金屬性之間的關(guān)系______________________________________________________________。 （3）經(jīng)驗規(guī)律告訴我們：當(dāng)形成化學(xué)鍵的兩原子相應(yīng)元素的電負(fù)性差值大于1.7時，所形成的一般為離子鍵；當(dāng)小于1.7時，一般為共價鍵。試推斷AlBr3中形成的化學(xué)鍵的類型為________，其理由是___________________________________________________

23、_。 解析：（1）根據(jù)題給信息可知：元素的非金屬性越強(qiáng)，元素的電負(fù)性越大，則元素的電負(fù)性最大的元素應(yīng)為F，同時根據(jù)同周期以及同主族元素的性質(zhì)遞變規(guī)律，可知：鈣元素的電負(fù)性小于Mg但大于K，故0.8＜X＜1.2。 （2）由表中信息可知：同主族元素的電負(fù)性按原子序數(shù)遞增的順序依次減小，同周期元素的電負(fù)性按原子序數(shù)遞增的順序依次增大，說明元素的電負(fù)性與元素的金屬性和非金屬性之間的關(guān)系為：金屬性越大，電負(fù)性越小；非金屬性越大，電負(fù)性越大。 （3）根據(jù)信息：當(dāng)形成化學(xué)鍵的兩原子相應(yīng)元素的電負(fù)性差值大于1.7時，所形成的一般為離子鍵；當(dāng)小于1.7時，一般為共價鍵。查表可得：Al與Br的電負(fù)性的差值小于Cl與Al的電負(fù)性的差值，即小于1.5，說明AlBr3中形成的化學(xué)鍵的類型為共價鍵。 答案：（1）F、0.8＜X＜1.2 （2）同主族元素的電負(fù)性按原子序數(shù)遞增的順序依次減小，元素的金屬性越大，電負(fù)性越??；非金屬性越大，電負(fù)性越大。 （3）共價鍵，理由是：Al與Br的電負(fù)性的差值小于Cl與Al的電負(fù)性的差值，即小于1.5，按照題給信息，所形成的化學(xué)鍵為共價鍵。