2019年高考化學大二輪專題復習與增分策略訓練 專題06 物質結構與性質.doc

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2019年高考化學大二輪專題復習與增分策略訓練 專題06 物質結構與性質 [考綱要求]　 1.原子結構與元素性質：（1）了解元素、核素和同位素的含義；（2）了解原子構成、原子序數、核電荷數、質子數、中子數、核外電子數、質量數以及它們之間的相互關系；（3）了解多電子原子的核外電子分層排布規(guī)律，能用電子排布式表示常見元素1~36號元素的原子核外電子及簡單離子的排布；（4）理解元素周期律的實質，了解元素周期表（長式）的結構（周期、族）及其應用;（5）以第三周期為例，掌握同一周期內元素性質的遞變規(guī)律與原子結構的關系;（6）以ⅠA和ⅦA族為例，掌握同一主族內元素性質的遞變規(guī)律與原子結構的關系；（7）了解金屬、非金屬在元素周期表中的位置及其性質遞變的規(guī)律；（8）了解元素電離能的含義，并能用以說明元素的某些性質，了解電負性的概念，知道元素的性質與電負性的關系，了解主族元素第一電離能、電負性等性質的周期性變化規(guī)律。2.化學鍵與物質的性質：（1）理解離子鍵的形成，能根據離子化合物的結構特征解釋其物理性質；（2）了解共價鍵的主要類型σ鍵和π鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等說明簡單分子的某些性質；（3）能用價層電子對互斥理論推測常見的簡單分子或者離子的空間結構，了解雜化軌道理論及常見的雜化軌道類型（sp、sp2、sp3）；（4）理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵理論解釋金屬的一些物理性質；（5）了解鍵的極性和分子的極性；（6）了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結構與性質的關系。3.分子間作用力與物質的性質：（1）了解分子間作用力和化學鍵的區(qū)別,了解分子間作用力的大小對物質某些物理性質的影響；（2）了解氫鍵的存在對物質性質的影響，能列舉含有氫鍵的物質；（3）了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結構微粒、微粒間作用力的區(qū)別。 考點一　微粒結構及相互作用力 原子結構、離子結構是物質結構的核心內容，同樣也是高考的重要考點。復習時，注意掌握常用規(guī)律，提高解題能力；重視知識遷移、規(guī)范化學用語。根據考綱，應從以下六個方面掌握。 1．突破原子或離子微粒組成的“數量關系” 中性原子：核電荷數＝核內質子數＝核外電子數＝原子序數 陰離子：核外電子數＝質子數＋所帶的電荷數 陽離子：核外電子數＝質子數－所帶的電荷數 2．正確把握一個信息豐富的符號 如過氧根離子 3．辨析“四同”概念 同位素 同素異形體 同分異構體 同系物 概念 質子數相同，中子數不同的同一種元素的原子之間互為同位素 同種元素組成的結構不同的單質之間互為同素異形體 分子式相同，結構不同的化合物互為同分異構體 結構相似，在分子組成上相差一個或若干個CH2原子團的物質互稱同系物 對象 原子之間 單質之間 一般為有機化合物之間 有機化合物 化學性質 幾乎完全相同 相似，一定條件下可以相互轉變 可能相似也可能不同 相似 實例 H、H、H 金剛石、石墨、C60；紅磷、白磷；O2與O3 CH3COOH與HCOOCH3 如甲烷、乙烷、丙烷；乙烯、丙烯；甲酸、乙酸 4.注意易混淆的問題 (1)同種元素，可以有若干種不同的核素，即核素種類遠大于元素種類。 (2)元素有多少種核素，就有多少種原子。 (3)同位素是同一元素不同原子的互相稱謂，不指具體原子。 (4)同一元素的不同同位素原子其質量數不同，核外電子層結構相同，其原子、單質及其構成的化合物的化學性質幾乎完全相同，只是某些物理性質略有差異。 5．巧記10e－、18e－ 微粒 10電子體和18電子體是元素推斷題的重要突破口。以Ne為中心記憶10電子體： Ne 以Ar為中心記憶18電子體： Ar 此外，由10電子體中的CH4、NH3、H2O、HF失去一個H剩余部分的—CH3、—NH2、—OH、—F為9電子體，兩兩組合得到的物質如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等也為18電子體。 6．正確理解微粒間的相互作用力 (1)當一個化合物中只存在離子鍵時，該化合物是離子化合物。 (2)當一個化合物中同時存在離子鍵和共價鍵時，該化合物是離子化合物。 (3)當化合物中只存在共價鍵時，該化合物才是共價化合物。 (4)在離子化合物中一般既含有金屬元素又含有非金屬元素(銨鹽除外)；共價化合物一般只含有非金屬元素，但個別含有金屬元素，如AlCl3也是共價化合物；只含有非金屬元素的化合物不一定是共價化合物，如銨鹽。 (5)非金屬單質只有共價鍵(稀有氣體除外)。 (6)氣態(tài)氫化物是共價化合物，只含共價鍵，而金屬氫化物(如NaH)是離子化合物，含離子鍵。 (7)離子晶體熔化時破壞離子鍵，原子晶體熔化時破壞共價鍵，而分子晶體熔化時破壞分子間作用力。 (8)分子的穩(wěn)定性與分子間的作用力無關，而與分子內部的化學鍵的強弱有關。 題組一　辨析概念　比較數量 1．(xx上海，1)“玉兔”號月球車用Pu作為熱源材料，下列關于Pu的說法正確的是(　　) A.Pu與U互為同位素 B.Pu與Pu互為同素異形體 C.Pu與U具有完全相同的化學性質 D.Pu與Pu具有相同的最外層電子數 答案　D 解析　本題考查同位素。Pu與U是兩種不同的元素，Pu與Pu的質子數相同(質子數＝核外電子數)，中子數不同，互為同位素，故D正確。 2．現有下列幾組粒子：①N2、CO、C2H2；②NH、H3O＋、OH－；③C、O、CN－；④PO、SO、ClO。對上述四組粒子歸類正確的是(　　) A．質子數相等、電子數和原子數不相等：① B．質子數和電子數相等、原子數不相等：② C．電子數相等、質子數和原子數不相等：③ D．原子數和電子數相等、質子數不相等：④ 答案　D 解析　本題考查一些陰離子、陽離子和分子的電子數、質子數的計算。陽離子：電子總數＝質子總數－所帶的電荷總數；陰離子：電子總數＝質子總數＋所帶的電荷總數。①N2、CO、C2H2的質子數和電子數都等于14，原子數不等；②NH、H3O＋、OH－的原子數和質子數不等，電子數都為10；③C、O、CN－的原子數和電子數都相等，質子數不同；④P、S、Cl所含的電子數分別為15、16、17，酸根離子中所含氧原子數均相等，得電子數依次為3、2、1，三種酸根離子所含的總電子數相等(18＋32)、原子數都為5，但三種酸根離子的質子數不相等。 題組二　等電子微粒的正確判斷與靈活應用 3．(xx上海，7)下列各組中兩種微粒所含電子數不相等的是(　　) A．H3O＋ 和OH－ B．CO和N2 C．HNO2和NO D．CH 和NH 答案　D 解析　本題考查微粒中電子數目的計算。CH中的電子數為8，NH中電子數為10，二者不相等。 4．已知A、B、C、D四種物質均是由短周期元素原子組成的，它們之間有如圖所示的轉化關系，且A是一種含有18電子的微粒，C是一種含有10電子的微粒。請完成下列各題： (1)若A、D均是氣態(tài)單質分子，寫出A與B反應的化學方程式：_______________。 (2)若B、D屬同主族元素的單質分子，寫出C的電子式： ________________________________________________________________________。 (3)若A、B均是含2個原子核的微粒，其中B中含有10個電子，D中含有18個電子，則A、B之間發(fā)生反應的離子方程式為____________________________________________。 (4)若D是一種含有22電子的分子，則符合如圖關系的A的物質有____________(寫物質的化學式，如果是有機物則寫相應的結構簡式)。 答案　(1)2F2＋2H2O===4HF＋O2　(2)HH (3)HS－＋OH－===S2－＋H2O (4)CH3CH3、CH3OH 解析　(1)18電子的氣態(tài)單質分子為F2，則C為HF、B為H2O、D為O2，反應方程式為2F2＋2H2O===4HF＋O2。 (2)B、D為同主族元素的單質，且A含有18個電子，C含有10個電子時，則B為O2、A為H2S、C為H2O、D為S，即2H2S＋O2===2H2O＋2S↓。 (3)含2個原子核的18電子的微粒為HS－，10電子的微粒為OH－，反應離子方程式為HS－＋OH－===S2－＋H2O。 (4)含22電子的分子為CO2，則A為含18電子的含C、H或C、H、O的化合物，可能為CH3CH3和CH3OH。 題組三　微粒組成與相互作用力 5．(xx大綱全國卷，6)下列有關化學鍵的敘述，正確的是(　　) A．離子化合物中一定含有離子鍵 B．單質分子中均不存在化學鍵 C．含有極性鍵的分子一定是極性分子 D．含有共價鍵的化合物一定是共價化合物 答案　A 解析　特別注意：離子化合物中一定含有離子鍵，共價化合物中一定含有共價鍵；含有離子鍵的化合物一定是離子化合物，但含有共價鍵的化合物不一定為共價化合物，如NaOH、NH4Cl等，故A項正確，D項錯誤；化學鍵既可以存在于化合物中，也可以存在于雙原子或多原子的單質分子中，如O2、O3，故B項錯誤；C項中，含有極性鍵的分子不一定是極性分子，若分子結構對稱，則為非極性分子，如CO2、CH4等為非極性分子。 6．(xx上海，4)在“石蠟→液體石蠟→石蠟蒸氣→裂化氣”的變化過程中，被破壞的作用力依次是(　　) A．范德華力、范德華力、范德華力 B．范德華力、范德華力、共價鍵 C．范德華力、共價鍵、共價鍵 D．共價鍵、共價鍵、共價鍵 答案　B 解析　本題考查微粒之間的作用力?！笆灐后w石蠟→石蠟蒸氣”是石蠟的固、液、氣三種狀態(tài)的轉變，屬于物理變化，需要克服分子之間的作用力即范德華力，“石蠟蒸氣→裂化氣”是化學變化，破壞的是化學鍵，所以選B。 考點二　正確把握元素周期表　多角度運用元素周期律 在歷年高考中，元素周期表、元素周期律的知識點屬于高頻考點，往往以選擇題、填空題形式出現。在綜合題部分，會以元素化合物知識為載體，結合物質的性質，根據元素周期律進行定性推斷和運用。在復習時，可從以下三個方面突破。 1．強化認識元素周期表的結構 (1)記住元素周期表的18個縱行及對應的族 (2)記住元素周期表的邊界 (3)記住元素周期表的一些特點 ①短周期元素只有前三周期； ②主族中只有ⅡA族元素全部為金屬元素； ③ⅠA族元素不等同于堿金屬元素，H元素不屬于堿金屬元素； ④元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族； ⑤長周期不一定是18種元素，第六周期有32種元素。 2．探究元素周期表中的規(guī)律 (1)電子排布規(guī)律 最外層電子數為1或2的原子可以是ⅠA族、ⅡA族或副族元素的原子；最外層電子數是3～7的原子一定是主族元素的原子，且最外層電子數等于主族的族序數。 (2)序數差規(guī)律 ①同周期相鄰主族元素原子的“序數差”規(guī)律 a．除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相鄰元素序數差為1。 b．同周期第ⅡA族和第ⅢA族為相鄰元素，其原子序數差為第二、三周期時相差1，第四、五周期時相差11，第六、七周期時相差25。 ②同主族相鄰元素的“序數差”規(guī)律 a．第二、三周期的同族元素原子序數相差8。 b．第三、四周期的同族元素原子序數相差有兩種情況：第ⅠA族、ⅡA族相差8，其他族相差18。 c．第四、五周期的同族元素原子序數相差18。 d．第五、六周期的同族元素原子序數鑭系之前的相差18，鑭系之后的相差32。 e．第六、七周期的同族元素原子序數相差32。 (3)奇偶差規(guī)律 元素的原子序數與該元素在周期表中的族序數和該元素的主要化合價的奇偶性一致。若原子序數為奇數時，主族族序數、元素的主要化合價均為奇數，反之則均為偶數(N、Cl元素除外，N元素有多種價態(tài)，Cl元素也有ClO2)。0族元素的原子序數為偶數，其化合價看作0。 (4)半徑大小比較規(guī)律 在中學化學要求的范疇內，可按“三看”規(guī)律來比較粒子半徑的大?。? “一看”電子層數：當電子層數不同時，電子層數越多，半徑越大。 例：r(Li)r(Na＋)　r(Fe)>r(Fe2＋) “二看”核電荷數：當電子層數相同時，核電荷數越大，半徑越小。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋) “三看”核外電子數：當電子層數和核電荷數均相同時，核外電子數越多，半徑越大。 例：r(Cl－)>r(Cl)　r(Fe2＋)>r(Fe3＋) (5)元素金屬性、非金屬性強弱規(guī)律 金屬性比較 本質 原子越易失電子，金屬性越強 判斷依據 ①在金屬活動性順序中位置越靠前，金屬性越強 ②單質與水或非氧化性酸反應越劇烈，金屬性越強 ③單質還原性越強或離子氧化性越弱，金屬性越強 ④最高價氧化物對應水化物的堿性越強，金屬性越強 ⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，則Y金屬性比X強 非金屬性比較 本質 原子越易得電子，非金屬性越強 判斷依據 ①與H2化合越容易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強 ②單質氧化性越強，陰離子還原性越弱，非金屬性越強 ③最高價氧化物對應水化物的酸性越強，非金屬性越強 ④An－＋B―→Bm－＋A，則B非金屬性比A強 3.重視幾個易忽略的問題 (1)比較物質非金屬性強弱時，應是最高價氧化物對應水化物酸性的強弱，而不是非金屬元素對應氫化物酸性的強弱。 (2)所含元素種類最多的族是ⅢB族，形成化合物種類最多的元素在第ⅣA族。 (3)化學鍵影響物質的化學性質，如穩(wěn)定性等；分子間作用力和氫鍵影響物質的物理性質，如熔、沸點等。 (4)并非所有非金屬元素的氫化物分子間都存在氫鍵，常見的只有非金屬性較強的元素如N、O、F的氫化物分子間可形成氫鍵。 (5)金屬性是指金屬氣態(tài)原子失電子能力的性質，金屬活動性是指在水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質，二者順序基本一致，僅極少數例外。如金屬性Pb>Sn，而金屬活動性Sn>Pb。 (6)利用原電池原理比較元素金屬性時，不要忽視介質對電極反應的影響。如Al—Mg—NaOH溶液構成原電池時，Al為負極，Mg為正極；Fe—Cu—HNO3(濃)構成原電池時，Cu為負極，Fe為正極。 題組一　記住規(guī)律，把握特殊，準確判斷 1．(xx海南，2)下列有關物質性質的說法錯誤的是(　　) A．熱穩(wěn)定性：HCl＞HI B．原子半徑：Na＞Mg C．酸性：H2SO3＞H2SO4 D．結合質子能力：S2－＞Cl－ 答案　C 解析　A項，同主族自上而下，元素非金屬性減弱，非金屬性越強氫化物越穩(wěn)定，故穩(wěn)定性HCl＞HI，正確；B項，同周期從左到右，元素原子半徑逐漸減小，所以原子半徑：Na＞Mg，正確；C項，H2SO3屬于中強酸，H2SO4屬于強酸，故酸性：H2SO4＞H2SO3，錯誤；D項，酸性越弱，酸越難電離，對應的酸根離子越易結合氫離子，因為HCl酸性強于H2S，所以結合質子能力：S2－＞Cl－，正確。 2．(xx山東理綜，8)根據原子結構及元素周期律的知識，下列推斷正確的是(　　) A．同主族元素含氧酸的酸性隨核電荷數的增加而減弱 B．核外電子排布相同的微?；瘜W性質也相同 C．Cl－、S2－、Ca2＋、K＋半徑逐漸減小 D.Cl與Cl得電子能力相同 答案　D 解析　A項，同主族的非金屬元素，從上到下非金屬性逐漸減弱，最高價含氧酸的酸性依次減弱。含氧酸不一定是最高價含氧酸，該選項錯誤；B項，K＋、Ca2＋、S2－、Cl－的核外電子排布相同，都是，但化學性質不同，如S2－、Cl－具有還原性，而K＋、Ca2＋具有氧化性，該選項錯誤；C項，根據“具有相同電子層結構的離子，核電荷數越大微粒半徑越小”可知，半徑：S2－>Cl－>K＋>Ca2＋，該選項錯誤；D項，Cl與Cl屬于同種元素，具有相同的核外電子排布：，得電子能力相同，該選項正確。 3．(xx上海，6)今年是門捷列夫誕辰180周年。下列事實不能用元素周期律解釋的只有(　　) A．堿性：KOH＞NaOH B．相對原子質量：Ar＞K C．酸性：HClO4＞H2SO4 D．元素的金屬性：Mg＞Al 答案　B 解析　本題考查元素周期律。元素周期律是隨著原子序數的增大，元素的化學性質(原子半徑、最高正價和最低負價、金屬性與非金屬性等)出現了周期性的遞變規(guī)律；而元素的相對原子質量在數值上近似等于質子數＋中子數，與元素周期律無關。 題組二　根據位置，推斷元素，靈活應用 4．(xx廣東理綜，23改編)甲～辛等元素在周期表中的相對位置如右表。甲與戊的原子序數相差3，戊的一種單質是自然界硬度最大的物質，丁與辛屬同周期元素，下列判斷正確的是(　　) A．金屬性：甲>乙>丁 B．原子半徑：辛>己>戊 C．丙與庚的原子核外電子數相差3 D．乙的單質在空氣中燃燒生成只含離子鍵的化合物 答案　B 解析　根據特征法(周期表的特殊結構和微粒的特殊性質等)確定出具體元素的名稱，再結合元素周期律的知識，逐項進行分析判斷。由“戊的一種單質是自然界硬度最大的物質”可知戊為碳元素；由“甲與戊的原子序數相差3”可知，甲為鋰元素。A項，同主族元素從上到下金屬性逐漸增強，即金屬性乙>甲，A錯誤；B項，同主族元素從上到下原子半徑逐漸增大，同周期元素從左到右原子半徑逐漸減小，即原子半徑大小順序為庚>己>戊，辛>庚，因此原子半徑大小順序為辛>己>戊，B正確；C項，根據元素周期表的結構可知丙和庚在第四周期中，排在ⅡA族和ⅢA族元素中間的是10種過渡金屬元素，從而可知丙與庚的原子序數差為13，C錯誤；D項，鈉在空氣中燃燒生成過氧化鈉，其中的過氧根離子中存在共價鍵，D錯誤。 5．(xx浙江理綜，9)如表所示的五種元素中，W、X、Y、Z為短周期元素，這四種元素的原子最外層電子數之和為22。下列說法正確的是(　　) X Y W Z T A.X、Y、Z三種元素最低價氫化物的沸點依次升高 B．由X、Y和氫三種元素形成的化合物中只有共價鍵 C．物質WY2、W3X4、WZ4均有熔點高、硬度大的特性 D．T元素的單質具有半導體的特性，T與Z元素可形成化合物TZ4 答案　D 解析　由W、X、Y、Z為短周期元素，這四種元素的原子最外層電子數之和為22，及W、X、Y、Z、T在元素周期表中的位置關系，確定這五種元素分別是X為氮、Y為氧、Z為氯、W為硅、T為鍺。A項中，NH3、H2O、HCl三種氫化物沸點的高低順序為H2O>NH3>HCl，該項錯誤；B項中，由N、O、H三種元素形成的化合物NH4NO3中存在離子鍵，該項錯誤；C項中，SiO2、Si3N4、SiCl4中SiO2、Si3N4為原子晶體，熔點高、硬高大，SiCl4為分子晶體，熔點低、硬度小，該項錯誤；D項中，鍺為半導體材料，可以形成GeCl4，所以該項正確。 “位—構—性”之間的關系 考點三　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：基態(tài)原子核外電子優(yōu)先占據能量最低的原子軌道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。 (2)泡利原理：每個原子軌道上最多只能容納2個自旋狀態(tài)不同的電子。 (3)洪特規(guī)則：原子核外電子在能量相同的各軌道上排布時，電子盡可能分占不同的原子軌道，且自旋狀態(tài)相同。 2．表示方法 (1)電子排布式 按電子排入各電子層中各能級的先后順序，用能級符號依次寫出各能級中的電子數，同時注意特例。 如：Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 (2)簡化電子排布式 “[稀有氣體]＋價層電子”的形式表示。 如：Cu：[Ar]3d104s1 (3)電子排布圖 用方框表示原子軌道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的電子，按排入各電子層中各能級的先后順序和在軌道中的排布情況書寫。 如S： 1．[xx新課標全國卷Ⅰ，37(2)]基態(tài)Fe原子有______________________________ 個未成對電子。Fe3＋的電子排布式為________。可用硫氰化鉀檢驗Fe3＋，形成的配合物的顏色為________。 答案　4　1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5　血紅色 解析　基態(tài)Fe原子的核外電子排布式為[Ar]3d64s2，其中3d軌道有4個軌道未充滿，含有4個未成對電子。Fe原子失去4s軌道的2個電子和3d軌道的1個電子形成Fe3＋，則其電子排布式為1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5。檢驗Fe3＋時，Fe3＋與SCN－形成配合物而使溶液顯血紅色。 2．[xx江蘇，21(A)－(1)]Cu＋基態(tài)核外電子排布式為 ________________________________________________________________________。 答案　[Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10 解析　Cu的原子序數為29，根據洪特規(guī)則特例：能量相同的原子軌道在全充滿(如p6和d10)、半充滿(如p3和d5)和全空(如p0和d0)狀態(tài)時，體系的能量較低，原子較穩(wěn)定，因此Cu原子的基態(tài)核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s1，故Cu＋核外基態(tài)電子排布式為1s22s22p63s23p63d10。 3．[xx安徽理綜，25(1)]Na位于元素周期表第____周期第____族；S的基態(tài)原子核外有________個未成對電子；Si的基態(tài)原子核外電子排布式為______________________ __________________________________________________。 答案　三?、馎　2　1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2 解析　Na元素基態(tài)原子的核外電子排布式為1s22s22p63s1，則Na位于元素周期表中第三周期第ⅠA族。S元素基態(tài)原子核外電子排布式為1s22s22p63s23p4，其中3p軌道有兩個未成對電子。Si元素基態(tài)原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2。 4．[xx四川理綜，8(1)]XY2是紅棕色氣體，Y基態(tài)原子的電子排布式是________________________________。 答案　1s22s22p4 5．[xx福建理綜，31(1)]基態(tài)硼原子的電子排布式為 ________________________________________________________________________。 答案　1s22s22p1 解析　B的原子序數為5，故其基態(tài)原子的電子排布式為1s22s22p1。 6．[xx浙江自選模塊，15(1)節(jié)選]31Ga基態(tài)原子的核外電子排布式是________。 答案　1s22s22p63s23p63d104s24p1 7．[xx新課標全國卷Ⅱ，37(1)]Ni2＋的價電子排布圖為 ________________________________________________________________________。 答案　　　 　　　 “兩原理，一規(guī)則”的正確理解 1．原子核外電子排布符合能量最低原理、洪特規(guī)則、泡利原理，若違背其一，則電子能量不處于最低狀態(tài)。 易誤警示　在寫基態(tài)原子的電子排布圖時，常出現以下錯誤： (1) (違反能量最低原理) (2) (違反泡利原理) (3) (違反洪特規(guī)則) (4) (違反洪特規(guī)則) 2．同能級的軌道半充滿、全充滿或全空狀態(tài)的原子結構穩(wěn)定 如np3、np6 Cr：3d54s1　 Mn：3d54s2　 Cu：3d104s1　 Zn：3d104s2 考點四　元素的電離能和電負性 1．元素的電離能 第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJmol－1。 (1)原子核外電子排布的周期性 隨著原子序數的增加，元素原子的外圍電子排布呈現周期性的變化：每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現從ns1到ns2np6的周期性變化。 (2)元素第一電離能的周期性變化 隨著原子序數的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化： 同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最??； 同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。 說明　同周期元素，從左到右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。如Be、N、Mg、P。 (3)元素電離能的應用 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價，如鈉元素I2?I1，所以鈉元素的化合價為＋1價。 2．元素的電負性 (1)元素電負性的周期性變化 元素的電負性：不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小叫做該元素的電負性。 隨著原子序數的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢。 (2) 1．[xx新課標全國卷Ⅱ，37(1)改編]在N、O、S中第一電離能最大的是________。 答案　N 2．[xx四川理綜，8(1)]已知Z基態(tài)原子的M層與K層電子數相等，則Z所在周期中第一電離能最大的主族元素是______________________。 答案　Cl 解析　第三周期元素中第一電離能最大的主族元素為Cl元素。 3．[xx新課標全國卷Ⅱ，37(2)]前四周期原子序數依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的價電子層中未成對電子均只有1個，并且A－和B＋的電子數相差為8；與B位于同一周期的C和D，它們價電子層中的未成對電子數分別為4和2，且原子序數相差為2。 四種元素中第一電離能最小的是__________，電負性最大的是__________(填元素符號)。 答案　K　F 4．[xx山東理綜，32(3)]第一電離能介于B、N之間的第二周期元素有______種。 答案　3 5．(xx安徽理綜，25改編)已知Z的基態(tài)原子最外層電子排布式為3s23p1，W的一種核素的質量數為28，中子數為14。 則：(1)W位于元素周期表第______周期第______族。 (2)Z的第一電離能比W的________(填“大”或“小”)。 答案　(1)三　ⅣA　(2)小 6．[xx山東理綜，32(1)]下列曲線表示鹵族元素某種性質隨核電荷數的變化趨勢，正確的是________。 答案　a 7．[xx福建理綜，31(1)]依據第二周期元素第一電離能的變化規(guī)律，參照下圖中B、F元素的位置，用小黑點標出C、N、O三種元素的相對位置。 答案　 考點五　兩大理論與分子構型 1．分子構型與雜化軌道理論 雜化軌道的要點 當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。 雜化類型 雜化軌道數目 雜化軌道夾角 空間構型 實例 sp 2 180 直線形 BeCl2 sp2 3 120 平面三角形 BF3 sp3 4 10928′ 正四面體形 CH4 2.分子構型與價層電子對互斥模型 價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構型，而分子的空間構型指的是成鍵電子對空間構型，不包括孤電子對。 (1)當中心原子無孤電子對時，兩者的構型一致。 (2)當中心原子有孤電子對時，兩者的構型不一致。 電子對數 成鍵對數 孤電子對數 電子對空間構型 分子空間構型 實例 2 2 0 直線形 直線形 BeCl2 3 3 0 三角形 三角形 BF3 2 1 V形 SO2 4 4 0 四面體 四面體形 CH4 3 1 三角錐形 NH3 2 2 V形 H2O 3.中心原子雜化類型和分子空間構型的相互判斷 中心原子的雜化類型和分子空間構型有關，二者之間可以相互判斷。 分子組成(A為中心原子) 中心原子的孤電子對數 中心原子的雜化方式 分子空間構型 示例 AB2 0 sp 直線形 BeCl2 1 sp2 V形 SO2 2 sp3 V形 H2O AB3 0 sp2 平面三角形 BF3 1 sp3 三角錐形 NH3 AB4 0 sp3 正四面體形 CH4 1．[xx江蘇，21(A)－(3)節(jié)選]醛基中碳原子的軌道雜化類型是__________________。 答案　sp2 2．[xx新課標全國卷Ⅰ，37(3)節(jié)選]乙醛中碳原子的雜化類型為________。 答案　sp3、sp2 3．[xx福建理綜，31(5)]NH4BF4(氟硼酸銨)是合成氮化硼納米管的原料之一。1 mol NH4BF4含有________ mol配位鍵。 答案　2 4．[xx四川理綜，8(2)]已知XY2為紅棕色氣體，X與H可形成XH3，則XY離子的立體構型是________，R2＋離子的3d軌道中有9個電子，則在R2＋的水合離子中，提供孤電子對的原子是________。 答案　V形　O 5．[xx新課標全國卷Ⅱ，37(2)(3)改編]周期表前四周期的元素a、b、c、d、e原子序數依次增大。a的核外電子總數與其周期數相同，b的價電子層中的未成對電子有3個，c的最外層電子數為其內層電子數的3倍，d與c同族。 則a和其他元素形成的二元共價化合物中，分子呈三角錐形，該分子的中心原子的雜化方式為____________________________；這些元素形成的含氧酸中，分子的中心原子的價層電子對數為3的____________；酸根呈三角錐結構的酸是______________。 答案　sp3　HNO2、HNO3　H2SO3 6．[xx福建理綜，31(3) 中陽離子的空間構型為__________，陰離子的中心原子軌道采用________雜化。 答案　三角錐形　sp3 7．[xx山東理綜，32(3)]BCl3和NCl3中心原子的雜化方式分別為________和________。 答案　sp2　sp3 8．[xx江蘇，21(A)－(2)(4)]已知元素Y基態(tài)原子的3p軌道上有4個電子，元素Z的原子最外層電子數是其內層的3倍，則在Y的氫化物(H2Y)分子中，Y原子軌道的雜化類型是__________，YZ的空間構型為________________。 答案　sp3　正四面體 9．[xx新課標全國卷，37(1)]S單質的常見形式為S8，其環(huán)狀結構如下圖所示，S原子采用的軌道雜化方式是______； 答案　sp3 10．[xx江蘇，21(A)－(1)(2)]NO的空間構型是_____________________________， H2O分子中O原子軌道的雜化類型為________。 答案　平面三角形　sp3 11．[xx山東理綜，32(4)]甲醛(H2C==O)在Ni催化作用下加氫可得甲醇(CH3OH)。甲醇分子內C原子的雜化方式為____________，甲醇分子內的O—C—H鍵角________(填“大于”、“等于”或“小于”)甲醛分子內的O—C—H鍵角。 答案　sp3　小于 考點六　微粒作用與分子性質 1．共價鍵 (1)共價鍵的類型 ①按成鍵原子間共用電子對的數目分為單鍵、雙鍵、三鍵。 ②按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。 ③按原子軌道的重疊方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者的電子云具有鏡像對稱性。 (2)鍵參數 ①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol化學鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學鍵越穩(wěn)定。 ②鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩(wěn)定。 ③鍵角：在原子數超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。 ④鍵參數對分子性質的影響 鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定。 (3)σ鍵、π鍵的判斷 ①由軌道重疊方式判斷 “頭碰頭”重疊為σ鍵，“肩并肩”重疊為π鍵。 ②由共用電子對數判斷 單鍵為σ鍵；雙鍵或三鍵，其中一個為σ鍵，其余為π鍵。 ③由成鍵軌道類型判斷 s軌道形成的共價鍵全部是σ鍵；雜化軌道形成的共價鍵全部為σ鍵。 (4)等電子原理 原子總數相同、價電子總數相同的分子或離子具有相似的化學鍵特征。物理性質相似，化學性質不同。 常見等電子體： 微粒 通式 價電子總數 立體構型 CO2、SCN－、NO、N AX2 16e－ 直線形 CO、NO、SO3 AX3 24e－ 平面三角形 SO2、O3、NO AX2 18e－ V形 SO、PO AX4 32e－ 正四面體形 PO、SO、ClO AX3 26e－ 三角錐形 CO、N2 AX 10e－ 直線形 CH4、NH AX4 8e－ 正四面體形 (5)配位鍵 ①孤電子對 分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。 ②配位鍵 a．配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成的共價鍵； b．配位鍵的表示：常用“―→”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如NH可表示為，在NH中，雖然有一個N—H鍵形成的過程與其他3個N—H鍵形成的過程不同，但是一旦形成之后，4個共價鍵就完全相同。 ③配合物 如[Cu(NH3)4]SO4 配位體有孤電子對，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。中心原子有空軌道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。 2．分子性質 (1)分子的極性 ①分子構型與分子極性的關系 ②鍵的極性與分子的極性的關系 類型 實例 鍵的極性 空間構型 分子極性 X2 H2、N2 非極性鍵 直線形 非極性分子 XY HCl、NO 極性鍵 直線形 極性分子 XY2 (X2Y) CO2、CS2 極性鍵 直線形 非極性分子 SO2 極性鍵 V形 極性分子 H2O、H2S 極性鍵 V形 極性分子 XY3 BF3 極性鍵 平面三角形 非極性分子 NH3 極性鍵 三角錐形 極性分子 XY4 CH4、CCl4 極性鍵 正四面體形 非極性分子 (2)溶解性 ①“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質一般能溶于非極性溶劑，極性溶質一般能溶于極性溶劑，若存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。 ②“相似相溶”還適用于分子結構的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。 (3)無機含氧酸分子的酸性 無機含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使R—O—H中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。 3．范德華力、氫鍵、共價鍵的比較 范德華力 氫鍵 共價鍵 作用粒子 分子或原子(稀有氣體) 氫、氟、氮、氧原子(分子內、分子間) 原子 特征 無方向性、無飽和性 有方向性、有飽和性 有方向性、有飽和性 強度比較 共價鍵＞氫鍵＞范德華力 影響強度的因素 ①隨著分子極性和相對分子質量的增大而增大 ②組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大 對于A—H…B—，A、B的電負性越大，B原子的半徑越小，氫鍵鍵能越大 成鍵原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，共價鍵越穩(wěn)定 對物質性質的影響 ①影響物質的熔沸點、溶解度等物理性質 ②組成和結構相似的物質，隨相對分子質量的增大，物質的熔沸點升高，如F2＜Cl2＜Br2＜I2，CF4＜CCl4＜CBr4 分子間氫鍵的存在，使物質的熔沸點升高，在水中的溶解度增大，如熔沸點：H2O＞H2S，HF＞HCl，NH3＞PH3 ①影響分子的穩(wěn)定性 ②共價鍵鍵能越大，分子穩(wěn)定性越強 1．[xx新課標全國卷Ⅰ，37(3)]1 mol乙醛分子中含有σ鍵的數目為________，乙酸的沸點明顯高于乙醛，其主要原因是______________________________________________。 答案　6NA　CH3COOH存在分子間氫鍵 2．[xx江蘇，21(A)—(2)]與OH－互為等電子體的一種分子為________________(填化學式)。 答案　HF 3．[xx新課標全國卷Ⅱ，37(3)改編]已知a是H，b是N，c是O，d是S，a與其他元素形成的二元共價化合物中，分子中既含有極性共價鍵，又含有非極性共價鍵的化合物是________________________________(填化學式，寫出兩種)。 答案　N2H4、H2O2 4．[xx浙江自選模塊，15(2)(3)](2)維生素B1可作為輔酶參與糖的代謝，并有保護神經系統(tǒng)的作用。該物質的結構式為 以下關于維生素B1的說法正確的是________。 A．只含σ鍵和π鍵 B．既有共價鍵又有離子鍵 C．該物質的熔點可能高于NaCl D．該物質易溶于鹽酸 (3)維生素B1晶體溶于水的過程中要克服的微粒間作用力有________。 A．離子鍵、共價鍵 B．離子鍵、氫鍵、共價鍵 C．氫鍵、范德華力 D．離子鍵、氫鍵、范德華力 答案　(2)BD　(3)D 5．[xx安徽理綜，25(2)]用“>”或“<”填空： 第一電離能 離子半徑 熔點 酸性 Si____S O2－____Na＋ NaCl____Si H2SO4____HClO4 答案　<　>　<　< 解析　同周期元素的第一電離能隨原子序數的遞增呈增大趨勢，但s、p、d等軌道處于全空、半滿、全滿的穩(wěn)定狀態(tài)時，則出現反常現象。Si、S元素基態(tài)原子的價電子排布式分別為3s23p2、3s23p4，其中3p軌道均處于不穩(wěn)定狀態(tài)，因此Si的第一電離能小于S。O2－與Na＋的核外電子排布相同，其電子排布式均為1s22s22p6，離子核外電子排布相同時，原子序數越大，離子半徑越小，因此O2－的離子半徑大于Na＋。NaCl為離子晶體，Si為原子晶體，因此Si的熔點高于NaCl。一般來說，元素的非金屬性越強，該元素的最高價氧化物對應水化物的酸性越強，Cl元素的非金屬性強于S元素，則HClO4的酸性強于H2SO4。 6．[xx江蘇，21(A)節(jié)選]已知元素X位于第四周期，其基態(tài)原子的內層軌道全部排滿電子，且最外層電子數為2，元素Y基態(tài)原子的3p軌道上有4個電子，元素Z的最外層電子數是其內層的3倍。 則①與YZ互為等電子體的分子的化學式__________________________(任寫一種)。 ②X的氯化物與氨水反應可形成配合物[X(NH3)4]Cl2，1 mol該配合物中含有σ鍵的數目為__________。 ③Z的氫化物(H2Z)在乙醇中的溶解度大于H2Y，其原因是_________________________ _______________________________________________。 答案?、貱Cl4或SiCl4等　②16 mol或166.021023個?、鬯肿优c乙醇分子之間形成氫鍵 解析　X的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s2，為30號元素鋅。Y核外電子排布式為1s22s22p63s23p4，為16號元素硫，Z為氧。①與SO互為等電子體的分子可以采用“左右移位，同族替換”的方法，SO→SiF4→SiCl4→CCl4等。②[Zn(NH3)4]2＋中Zn與NH3之間以配位鍵相連，共4個σ鍵，加上4個NH3的12個σ鍵，共16個σ鍵。③在乙醇中的溶解度H2O大于H2S，是因為水分子與乙醇間能形成分子間氫鍵。 7．[xx山東理綜，32(4)]若BCl3與XYn通過B原子與X原子間的配位鍵結合形成配合物，則該配合物中提供孤電子對的原子是________。 答案　X 解析　由于在BCl3中B原子無孤電子對，但有空軌道，所以提供孤電子對的原子是X。 8．[xx新課標全國卷Ⅰ，37(5)]碳和硅的有關化學鍵鍵能如下所示，簡要分析和解釋下列有關事實： 化學鍵 C—C C—H C—O Si—Si Si—H Si—O 鍵能/ (kJmol－1) 356 413 336 226 318 452 ①硅與碳同族，也有系列氫化物，但硅烷在種類和數量上都遠不如烷烴多，原因是______________________。 ②SiH4的穩(wěn)定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是______________________。 答案?、貱—C鍵和C—H鍵較強，所形成的烷烴穩(wěn)定，而硅烷中Si—Si鍵和Si—H鍵的鍵能較低，易斷裂，導致長鏈硅烷難以生成 ②C—H鍵的鍵能大于C—O鍵，C—H鍵比C—O鍵穩(wěn)定。而Si—H鍵的鍵能卻遠小于Si—O鍵，所以Si—H鍵不穩(wěn)定而傾向于形成穩(wěn)定性更強的Si—O鍵 9．[xx福建理綜，(3)(4)](3)BF3與一定量的水形成(H2O)2BF3晶體Q，Q在一定條件下可轉化為R： 晶體Q中各種微粒間的作用力不涉及________(填序號)。 a．離子鍵　b．共價鍵　c．配位鍵　d．金屬鍵 e．氫鍵　f．范德華力 (4)已知苯酚()具有弱酸性，其Ka＝1.110－10；水楊酸第一級電離形成的離子能形成分子內氫鍵。據此判斷，相同溫度下電離平衡常數Ka2(水楊酸)________Ka(苯酚)(填“＞”或“＜”)，其原因是________________。 答案　(3)ad (4)＜　中形成分子內氫鍵，使其更難電離出H＋ 考點七　微粒作用與晶體結構 1．離子鍵——離子晶體 (1)化學鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用。化學鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。 (2)離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵。 離子鍵強弱的判斷：離子半徑越小，離子所帶電荷數越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高。 離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1 mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量。晶格能越大，離子晶體的熔、沸點越高，硬度越大。 (3)離子晶體：通過離子鍵作用形成的晶體。 ①典型的離子晶體結構： NaCl型晶體 CsCl型晶體 每個Na＋周圍被6個Cl－所包圍，同樣每個Cl－也被6個Na＋所包圍 每個正離子被8個負離子包圍著，同時每個負離子也被8個正離子所包圍 ②晶胞中粒子數的計算方法——均攤法 位置 頂點 棱邊 面心 體心 貢獻 1/8 1/4 1/2 1 2.共價鍵——原子晶體 (1)原子晶體：所有原子間通過共價鍵結合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間立體網狀結構的晶體。 (2)典型的原子晶體有金剛石(C)、晶體硅(Si)、二氧化硅(SiO2)。 (3)典型原子晶體結構 金剛石 二氧化硅 結構示意圖 晶胞示意圖 特點 正四面體空間網狀結構，最小的碳環(huán)中有6個碳原子，每個碳原子與周圍4個碳原子形成四個共價鍵，1 mol金剛石中含有2 mol碳碳鍵 二氧化硅晶體是空間網狀結構，最小的環(huán)中有6個硅原子和6個氧原子，每個硅原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個硅原子成鍵，1 mol SiO2中含有4 mol硅氧鍵 (4)共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高。如熔點：金剛石>碳化硅>晶體硅。 3．分子間作用力——分子晶體 (1)分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子間作用力是一種靜電作用，比化學鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵。范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性。 (2)①分子晶體：分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結合的晶體，典型的有冰、干冰。其晶體結構模型及特點為 干冰 冰 晶體模型 結構特點 干冰晶體是一種立方面心結構——每8個CO2分子構成立方體，在六個面的中心又各占據1個CO2分子。每個CO2分子周圍，離該分子最近且距離相等的CO2分子有12個(同層4個，上層4個，下層4個) 每個水分子周圍只有4個緊鄰的水分子，在四面體中心的每個水分子與四面體頂角方向的4個相鄰水分子相互吸引，這一排列使冰晶體中的水分子的空間利用率不高，留有相當大的空隙。當冰剛剛融化為液態(tài)水時，熱運動使冰的結構部分解體，水分子的空隙減小，密度反而增大，超過4 ℃時，才由于熱運動加劇，分子間距離加大，密度逐漸減小 ②分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，克服分子間作用力使物質熔化和汽化就需要更多的能量，熔沸點越高。但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高。 (3)NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其他元素氫化物的沸點反常地高。 影響物質的性質方面：增大物質的熔沸點，增大物質的溶解性。表示方法：X—H…Y(N、O、F)，一般都是氫化物中存在。 4．金屬鍵——金屬晶體 (1)金屬鍵：金屬離子和自由電子之間強烈的相互作用。 運用自由電子理論可解釋金屬晶體的導電性、導熱性和延展性。 晶體中的微粒 導電性 導熱性 延展性 金屬離子和自由電子 自由電子在外加電場的作用下發(fā)生定向移動 自由電子與金屬離子碰撞傳遞熱量 晶體中各原子層相對滑動仍保持相互作用 (2)①金屬晶體：通過金屬鍵作用形成的晶體。 ②金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規(guī)律：陽離子所帶電荷數越多，半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高，如熔點：NaNa>K>Rb>Cs。金屬鍵的強弱可以用金屬的原子化熱來衡量。 5．分子晶體、原子晶體、離子晶體與金屬晶體的結構微粒，以及微粒間作用力的區(qū)別 晶體類型 原子晶體 分子晶體 金屬晶體 離子晶體 結構微粒 原子 分子 金屬陽離子、自由電子 陰、陽離子 微粒間作用(力) 共價鍵 分子間作用力 復雜的靜電作用 離子鍵 熔沸點 很高 很低 一般較高，少部分低 較高 硬度 很硬 一般較軟 一般較硬，少部分軟 較硬 溶解性 難溶解 相似相溶 難溶(Na等與水反應) 易溶于極性溶劑 導電情況 不導電(除硅) 一般不導電 良導體 固體不導電，熔化或溶于水后導電 實例 金剛石、水晶、碳化硅等 干冰、冰、純硫酸、H2(S)等 Na、Mg、Al等 NaCl、CaCO3、NaOH等 6.物質熔沸點的比較 (1)不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體。 (2)同種類型晶體：構成晶體質點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。 ①離子晶體：離子所帶的電荷數越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。 ②分子晶體：對于同類分子晶體，相對分子質量越大，則熔沸點越高。 ③原子晶體：鍵