2020届高考化学二轮复习专题：物质结构与性质

2020届高考化学二轮复习专题：物质结构与性质

考点一电子排布式、电离能和电负性

1.原子核外电子排布的“三个原理”及其表示方法

(1)三个原理:能量最低原理、泡利原理、洪特规则。

能量最低原理原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道

泡利不相容原理每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋方向相反的电子

洪特规则

当电子排布在同一能级的不同轨道时,基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道,而且自旋状态相同

注意:能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时,体系的能量最低。如24Cr的基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1,而不是

1s22s22p63s23p63d44s2。

(2)基态原子核外电子排布的表示方法

表示方法举例

电子排布式Cr:1s22s22p63s23p63d54s1

简化表示式Cu:[Ar]3d104s1

价电子排布式Fe:3d64s2

电子排布图(或轨道表示式) O:

(3)常见原子轨道电子云轮廓图

原子轨道电子云轮廓形状轨道个数

s 球形 1

p 哑铃形3(p x,p y,p z)

2.电离能

(1)电离能的应用

图 1

(2)第一电离能的周期性

随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化:同周期元素从左到右,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;同主族元素从上到下,第一电离能有逐渐减小的趋势。

图 2

3.元素电负性

(1)规律

同周期元素从左到右,电负性依次增大;同主族元素自上而下,电负性依次减小。

(2)应用

图 3

例1 (1) Fe成为阳离子时首先失去轨道电子,Sm的价层电子排布式为4f66s2,Sm3+价层电子排布式为。

(2)①Zn原子核外电子排布式为。

②黄铜是人类最早使用的合金之一,主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn) (填“大于”或“小于”)I1(Cu)。原因是。

(3)①元素K的焰色反应呈紫红色,其中紫色对应的辐射波长为(填标号)nm。

A.404.4

B.553.5

C.589.2

D.670.8

E.766.5

②基态K原子中,核外电子占据最高能层的符号是,占据该能层电子的电子云轮廓图形状为。K和Cr属于同一周期,且核外最外层电子构型相同,但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低,原因是。

(4)锗(Ge)是典型的半导体元素,在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题:

①基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar] ,有个未成对电子。

②光催化还原CO

2制备CH

4

反应中,带状纳米Zn

2

GeO

4

是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电

负性由大至小的顺序是。

变式 (1)基态Fe3+的价电子排布式为。

(2)基态Cr原子的价电子排布式为;C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序为。

(3)锰元素在周期表中的位置是,基态锰原子的外围电子排布式

为,该原子能量最高的电子的电子云轮廓图形状为;N、C和Mn电负性由大到小的顺序为。

(4)氧元素位于元素周期表中区;第二周期元素中,第一电离能比氧大的有种。

(5)基态铜原子的价电子排布式为,价电子中未成对电子占据原子轨道的形状是。

(6)已知铜和M的电负性分别为1.9和3.0,则铜与M形成的化合物属于(填“离子”或“共价”)化合物。

(7)①基态Cu+的核外价层电子排布式为;Be、B、Al的第一电离能由大到小的顺序是。

②硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物,若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素,氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,则硒与硅的电负性相对大小为Se (填“>”或“<”)Si。

(8)镓失去电子的逐级电离能(单位:kJ·mol-1)的数值依次为577、1985、2962、6192,由此可推知镓的主要化合价为和+3。砷的电负性比镓(填“大”或“小”)。

(9)①基态Ti原子的价电子排布图为。

②已知电离能:I2(Ti)=1310 kJ·mol-1,I2(K)=3051 kJ·mol-1。I2(Ti)

为。

(10)钴元素基态原子的电子排布式为,P、S、Cl的第一电离能由大到小顺序为。

考点二共价键类型、杂化轨道、空间结构

1.σ键、π键的判断方法

(1)由轨道重叠方式判断

“头碰头”重叠为σ键,“肩并肩”重叠为π键。

(2)由共用电子对数判断

单键为一个σ键;双键为一个σ键、一个π键;三键为一个σ键、两个π键。

(3)由成键轨道类型判断

s轨道形成的共价键全都是σ键;杂化轨道形成的共价键全部为σ键。

2.杂化轨道与分子空间构型

(1)价层电子对互斥理论

①基本观点:分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)由于相互排斥作用,尽可能趋向彼此远离。

②AB m型分子或离子价电子对数的计算

价层电子对数=成键电子对数+中心原子的孤电子对数=

成键电子对数+(中心原子的价电子数-中心原子结合的原子最多能接受的电子数×m±电荷数)÷2

注意:ⅰ.中心原子的价电子数=中心原子的最外层电子数;

ⅱ.中心原子结合的原子最多能接受的电子数,氢为1,其他原子等于“8-该原子的价电子数”;

ⅲ.阴离子则加上电荷数,如S O42-:中心原子孤电子对数=6-2×4+2

2

=0;阳离子则减去电荷数,

如N H4+:中心原子孤电子对数=5-1×4-1

2

=0。

(2)中心原子价层电子对数、杂化类型与粒子的立体构型

价层电子对数 2 3 4

杂化轨道类型sp sp2sp3

价层电子对模型直线形平面三角形四面体形

粒子组成形式与构型

AB

2

直线形

AB

2

V形

AB

3

三角形

AB

2

V形

AB

3

三角锥形

AB

4

正

四面体形

实例CO

2

、

CS

2

SnCl

2

、

PbCl

2

BF

3

、

SO

3

H

2

O、

H

2

S

NH

3

、

PH

3

CH

4

、

S O42-、

CCl

4

、

N H4+

规律

当中心原子无孤电子对时,分子构型与价层电子对模型一致;当有孤电子对时,分子的模型为去掉孤电子对后剩余部分的空间构型

(3)等电子原理

①基本观点:原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征,其物理性质相似,化学性质不同。

②熟记下列常见的等电子体

微粒原子个数价电子总数立体构型CO

2

、SCN-、N O2+、N3- 3 16e-直线形

C O32-、N O3-、SO

3

4 24e-平面三角形

SO

2、O

3

、N O2- 3 18e-V形

S O42-、P O43- 5 32e-正四面体形P O33-、S O32-、Cl O3- 4 26e-三角锥形CO、N

2

2 10e-直线形

CH

4

、N H4+ 5 8e-正四面体形

3.化学键的极性与分子极性的关系

分子类型空间构型键角键的极性分子极性代表物AB 直线形—极性极性HCl、NO

AB

2直线形180°极性非极性CO

2

、CS

2

AB

3平面三角形120°极性非极性BF

3

、SO

3

AB

4正四面体形109°28'极性非极性CH

4

、CCl

4

注意:AB n型分子极性简便判别方法

①孤电子对法:在AB n型分子中,若中心原子A无孤电子对(未成对电子),则是非极性分子,

若中心原子A有孤电子对则是极性分子。例如:CO

2、CH

4

、SO

3

中心原子(C、S)无孤电子对,是非

极性分子。而像H

2O、NH

3

中心原子(O、N)有孤电子对,则为极性分子。

②空间形状法:具有平面三角形、直线形、正四面体形等完全对称结构的分子为非极性分

子;而折线形、三角锥形等非完全对称型分子为极性分子。例如:SO

3、BF

3

(平面三角形),CO

2

、

CS

2(直线形)、CH

4

、CCl

4

(正四面体形)的分子为非极性分子;H

2

O、H

2

S(折线形),NH

3

、PH

3

(三角锥

形)的分子是极性分子。

③化合价法:AB n型分子中中心原子的化合价的绝对值等于该元素的价电子数(最高正价)

时,该分子为非极性分子。例如:PCl

5中P的化合价为+5价,所以PCl

5

是非极性分子。PCl

3

中P

的化合价为+3价,所以PCl

3

是极性分子。

4.配位键与配位化合物的结构(以[Cu(NH

3)

4

]SO

4

为例)

图17-4 (1)配合物的组成

①配体:含有孤电子对的分子或离子,如NH

3、H

2

O、Cl-、Br-、I-、SCN-等。

②中心离子:一般是金属离子,特别是过渡金属离子,如Cu2+、Fe3+等。

③配位数:直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或离子)的数目。

(2)常见配合物:如[Cu(NH

3)

4

](OH)

2

、[Cu(NH

3

)

4

]SO

4

、[Ag(NH

3

)

2

]OH、Fe(SCN)

3

、[Fe(SCN)

6

]3-

等。

例2 (1)元素As与N同族。预测As的氢化物分子的立体结构为。

(2) 《中华本草》等中医典籍中,记载了炉甘石(ZnCO

3

)入药,可用于治疗皮肤炎症或表面

创伤。ZnCO

3

中,阴离子空间构型为,C原子的杂化形式为。

(3) X射线衍射测定等发现,I

3AsF

6

中存在I3+。I3+的几何构型为,中心原子的杂化

形式为。

变式 (1)KSCN是检验Fe3+的试剂之一,与SCN-互为等电子体的分子为(任写一种),SCN-中碳原子的杂化类型为。

(2)①P O43-的空间构型为,中心原子的杂化方式为。

②无水CrCl

3和氨分子作用能形成某种配合物,该配合物的组成相当于CrCl

3

·6NH

3

。已知:

若加入AgNO

3

溶液,能从该配合物的水溶液中将所有的氯沉淀为AgCl;若加入NaOH溶液并加热,无刺激性气体产生。请从配合物的形式推算出它的内界和外界,写出该配合物的结构

式: ,1 mol该配合物中含有σ键的数目为。

(3)图17-5是某含铜配合物的晶体结构示意图。

图17-5

①晶体中H

2O和S O42-的中心原子的杂化类型为,试判断H

2

O和S O42-的键角大小关

系: 。

②图中的氢键有(H

2O)O—H…O(H

2

O)和。

③写出该配合物的化学式: 。

考点三结构决定性质——解释原因类简答

1.孤电子对对键角的影响

(1)孤电子对比成键电子对的斥力大,排斥力大小顺序为LP—LP?LP—BP>BP—BP(LP代表孤电子对,BP代表成键电子对)。

(2)排斥力大小对键角的影响

分子杂化轨道角度排斥力分析实际键角

H

2

O 109°28'LP—LP?LP—BP>BP—BP 105°

NH

3

109°28'LP—BP>BP—BP 107°

COCl

2120°

C O对C—Cl的排斥力大于C—Cl

对C—Cl的排斥力

形成两种键角分别为

124.3°、111.4°

2.范德华力、氢键、共价键对物质性质的影响

范德华力氢键共价键作用微粒分子H与N、O、F 原子强度比较共价键>氢键>范德华力

影响因素

组成和结构相似的

物质,相对分子质量越

大,范德华力越大

形成氢键元素的电负性原子半径

对性质的影响

影响物质的熔点、沸

点、溶解度等物理性质

分子间氢键使熔、沸点升

高,溶解度增大

键能越大,稳

定性越强

3.晶体熔、沸点高低的比较

(1)一般情况下,不同类型晶体的熔、沸点高低规律:原子晶体>离子晶体>分子晶体,如:金

刚石>NaCl>Cl

2;金属晶体>分子晶体,如:Na>Cl

2

(金属晶体熔、沸点有的很高,如钨、铂等,有的

则很低,如汞等)。

(2)形成原子晶体的原子半径越小、键长越短,则键能越大,其熔、沸点就越高,如:金刚石>石英>碳化硅>晶体硅。

(3)形成离子晶体的阴、阳离子的电荷数越多,离子半径越小,则离子键越强,熔、沸点就越高,如:MgO>MgCl

2

,NaCl>CsCl。

(4)金属晶体中金属离子半径越小,离子所带电荷数越多,其形成的金属键越强,金属单质的熔、沸点就越高,如Al>Mg>Na。

(5)分子晶体的熔、沸点比较规律

①组成和结构相似的分子,相对分子质量越大,其熔、沸点就越高,如:HI>HBr>HCl;

②组成和结构不相似的分子,分子极性越大,其熔、沸点就越高,如:CO>N

2

;

③同分异构体分子中,支链越少,其熔、沸点就越高,如:正戊烷>异戊烷>新戊烷;

④同分异构体中的芳香烃及其衍生物的沸点,邻位取代物>间位取代物>对位取代物,如:邻二甲苯>间二甲苯>对二甲苯。

4.答题模板——结构决定性质简答题

首先叙述结构,然后阐述原理,最后回扣本题结论。

例3 (1)元素As与N同族。预测As的氢化物分子的立体结构为,其沸点比

NH

3

的(填“高”或“低”),其判断理由是。

(2) ZnF

2具有较高的熔点(872 ℃),其化学键类型是;ZnF

2

不溶于有机溶剂而

ZnCl

2、ZnBr

2

、ZnI

2

能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂,原因是。

(3)在CO

2低压合成甲醇反应(CO

2

+3H

2

CH

3

OH+H

2

O)所涉及的4种物质中,沸点从高到低

的顺序为,原因是。

(4)乙醇的沸点高于丙酮,这是因为。

变式 (1)碳化硅(SiC)晶体具有类似金刚石的结构,其中碳原子和硅原子的位置是交替的,但是碳化硅的熔点低于金刚石,原因是。

(2)N和P的价电子相同,但磷酸的组成为H

3PO

4

,而硝酸的组成不是H

3

NO

4

,其原因

是。

(3)①从核外电子排布角度解释高温下Cu

2

O比CuO更稳定的原因是。

②由铜、钡、钙及铊的氧化物可以制得高温超导体,CaO的熔点比BaO的熔点高,其原因是。

考点四晶体结构及简单计算

1.晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法

(1)长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算

图17-6

(2)非长方体晶胞中粒子视具体情况而定,如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形,其顶点

(1个碳原子)被3个六边形共用,每个六边形占1

3

。

2.典型晶体模型

晶体晶体结构晶体详解

离子晶体NaCl

(型)

(1)每个Na+(Cl-)周围等距且紧邻的Cl-(Na+)有6个,每个

Na+周围等距且紧邻的Na+有12个;

(2)每个晶胞中含4个Na+和4个Cl-

CsCl

(型)

(1)每个Cs+周围等距且紧邻的Cl-有8个,每个Cs+(Cl-)周

围等距且紧邻的Cs+(Cl-)有6个;

(2)如图为8个晶胞,每个晶胞中含1个Cs+、1个Cl-

CaF

2

(型)

在晶体中,每个F-吸引4个Ca2+,每个Ca2+吸引8个F-,Ca2+

的配位数为8,F-的配位数为4

(续表) 晶体晶体结构晶体详解

金属晶体

简单立方

堆积

典型代表Po,空间利用率为52%,配位数为6 体心立方

堆积

典型代表Na、K、Fe,空间利用率为68%,配位数

为8

六方最密

堆积

典型代表Mg、Zn、Ti,空间利用率为74%,配位

数为12

面心立方最密

堆积

典型代表Cu、Ag、Au,空间利用率为74%,配位

数为12

分子晶体干冰

(1)8个CO

2

分子构成立方体且在6个面心又各

占据1个CO

2

分子;

(2)每个CO

2

分子周围等距紧邻的CO

2

分子有12

个

混合型晶体石墨

晶体

层与层之间的作用是分子间作用力,平均每个

正六边形拥有的碳原子个数是2,C采取的杂化方

式是sp2杂化

原子晶体金刚

石

(1)每个碳原子与相邻的4个碳原子以共价键

结合,形成正四面体结构;

(2)键角均为109°28';

(3)最小碳环由6个C组成且六原子不在同一平

面内;

(4)每个C参与4条C—C键的形成,C原子数与

C—C键数之比为1∶2

SiO

2

(1)每个Si与4个O以共价键结合,形成正四面

体结构;

(2)每个正四面体占有1个Si,4个

“1

2

O”,n(Si)∶n(O)=1∶2;

(3)最小环上有12个原子,即6个O,6个

Si

3.答题模板

(1)计算晶体密度的方法

图17-7

ρ=n×M

a 3×N A

(a 表示晶胞边长,ρ表示密度,N A 表示阿伏伽德罗常数的数值,n 表示1 mol 晶胞

所含基本粒子或特定组合的物质的量,M 表示摩尔质量)

(2)计算晶体中微粒间距离的方法

图17-8

(3)晶胞中原子空间利用率=晶胞中含有粒子的体积

晶胞体积

×100%。

(4)原子分数坐标

晶胞中的任一个原子的中心位置均可用3个分别小于1的数在立体坐标系中表示出来,如位于晶胞原点(顶角)的原子的坐标为(0,0,0);位于晶胞体心的原子的坐标为(12,12,1

2);位于xOy 面心的原子坐标为(12,1

2,0);位于xOz 面心的原子坐标为(1

2,0,1

2);等等(如图17-9)。

图17-9

例4 一种四方结构的超导化合物的晶胞如图17-10甲所示。晶胞中Sm 和As 原子的投影位置如图乙所示。

图17-10

图中F -和O 2-共同占据晶胞的上下底面位置,若两者的比例依次用x 和1-x 代表,则该化合物的化学式表示为 ;通过测定密度ρ和晶胞参数,可以计算该物质的x 值,完成它们关系表达式:ρ= g·cm -3。

以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置,称作原子分数坐标,例如图甲中原子1的坐标为(12,12,1

2),则原子2和3的坐标分别为 、 。

变式 Pb(CH 2CH 3)4是一种难电离且易溶于有机溶剂的配合物,其晶体类型属于 晶体。已知Pb(CH 2CH 3)4晶体的堆积方式如下。

图17-11

Pb(CH 2CH 3)4在xy 平面上的二维堆积中的配位数是 。设阿伏伽德罗常数为N A mol -1,Pb(CH 2CH 3)4的摩尔质量为M g·mol -1,则Pb(CH 2CH 3)4晶体的密度是 g·cm -3 (列出计算式即可)。

1. 在普通铝中加入少量Cu 和Mg 后,形成一种称为拉维斯相的MgCu 2微小晶粒,其分散在Al 中可使得铝材的硬度增加、延展性减小,形成所谓“坚铝”,是制造飞机的主要材料。回答下列问题:

(1)下列状态的镁中,电离最外层一个电子所需能量最大的是 (填标号)。

A. B. C. D.

(2)乙二胺(H

2NCH

2

CH

2

NH

2

)是一种有机化合物,分子中氮、碳的杂化类型分别

是、。乙二胺能与Mg2+、Cu2+等金属离子形成稳定环状离子,其原因是,其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是(填“Mg2+”或“Cu2+”)。

(3)一些氧化物的熔点如下表所示:

氧化物Li

2O MgO P

4

O

6

SO

2

熔点/℃1570 2800 23.8 -75.5

解释表中氧化物之间熔点差异的原因: 。

(4)图17-12(a)是MgCu

2

的拉维斯结构,Mg以金刚石方式堆积,八面体空隙和半数的四面体空隙中,填入以四面体方式排列的Cu。图(b)是沿立方格子对角面取得的截图。可见,Cu原子之间最短距离x= pm,Mg原子之间最短距离y= pm。设阿伏伽德罗常数的值为N A,则

MgCu

2

的密度是g·cm-3(列出计算表达式)。

图17-12

2. Li是最轻的固体金属,采用Li作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能,得到广泛应用。回答下列问题:

(1)下列Li原子电子排布图表示的状态中,能量最低和最高的分别为、

(填标号)。

A. B. C. D.

(2)Li+与H-具有相同的电子构型,r(Li+)小于r(H-),原因是。

(3)LiAlH

4是有机合成中常用的还原剂,LiAlH

4

中的阴离子空间构型是、中心原子的杂

化形式为,LiAlH

4

中,存在(填标号)。

A.离子键

B.σ键

C.π键

D.氢键

(4)Li

2

O是离子晶体,其晶格能可通过图17-13(a)的Born-Haber循环计算得到。

(a) (b)

图17-13

可知,Li 原子的第一电离能为 kJ·mol -1,O O 键键能为 kJ·mol -1,Li 2O 晶格能为 kJ·mol -1。

(5)Li 2O 具有反萤石结构,晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.466 5 nm,阿伏伽德罗常数的值为N A ,则Li 2O 的密度为 g·cm -3(列出计算式)。

3.我国科学家在某杂志上发表研究报告称,利用铬同位素的系统分析发现,“古代大气氧含量高于现代水平的1%”。铬的同位素有 2450

Cr 、2452Cr 、2453Cr 、2454

Cr 。铬及其化合物在生活、

生产中有广泛应用。回答下列问题:

(1)基态

2453Cr

的价层电子排布图为 。

(2)以前交警用“酒精仪”查酒驾,其化学反应原理如下:2K 2Cr 2O 7+3CH 3CH 2OH+8H 2SO 4

3CH 3COOH+2Cr 2(SO 4)3+2K 2SO 4+11H 2O

①CH 3CH 2OH 、CH 3COOH 的沸点高于对应的CH 3OCH 3(二甲醚)、HCOOCH 3(甲酸甲酯),其主要原因是 。

②CH 3COOH 分子中碳原子的杂化类型是 ;CH 3COOH 分子中σ键和π键数目之比为 。

③K 2SO 4晶体中阴离子的空间构型是 。上述反应中,只含极性键的极性分子有 (填分子式)。

(3)晶体铬的晶胞结构如图17-14(a)所示,其堆积模型为 ;铬原子的配位数为 。

图17-14

(4)铬的一种氧化物晶胞结构如图(b)所示。六棱柱边长为a nm,高为b nm,N A代表阿伏伽德罗常数的值。该晶体的化学式为;该晶体的密度ρ= g·cm-3。

【典例探究】

例1 (1)4s 4f5

(2)①[Ar]3d104s2

②大于Zn核外电子排布为全满稳定结构,较难失电子

(3)①A

②N 球形K原子半径较大且价电子数较少,金属键较弱

(4)①(1)3d104s24p2 2 ②O>Ge>Zn

[解析] (1)原子失去电子时,先从最外层开始,Fe的核外电子排布式为[Ar]3d64s2,先失去4s轨道的电子。Sm失电子时,先失去6s轨道的电子,然后再失去4f轨道的一个电子,则Sm3+

的价层电子排布式为4f5。(2)①Zn为30号元素,价层电子数为12,则电子排布式为[Ar]3d104s2。

②Zn的电子排布式为[Ar]3d104s2,Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1,故Zn的第一电离能比Cu大。

(3)①紫色波长在400 nm~430 nm间,因此结合选项知A项正确。②基态K原子的价层电子排布式为4s1,故其核外电子占据最高能层为第四层,其能层的符号是N;因最后一个电子填充在s轨道(能级)上,其电子云轮廓图为球形;K和Cr虽属于同一周期,且核外最外层电子构型相同,但因金属K的原子半径较大且价电子数较少,金属键较弱,故K的熔点、沸点等都比金属Cr低。

(4)①Ge是32号元素,根据构造原理可写出基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s24p2,其中4p能级上有2个未成对电子。②根据三种元素在周期表中的位置关系和电负性递变规律可知,电负性O>Ge>Zn。

变式(1)3d5

(2)3d54s1N>O>C

(3)第四周期第ⅦB族3d54s2球形N>C>Mn

(4)p 3

(5)3d104s1球形

(6)共价

(7)①3d10Be> B>Al ②>

(8)+1 大

(9)①

②K+失去的是全充满的3p6电子,Ti+失去的是4s1电子

(10)1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2Cl>P>S

[解析] (1) Fe是26号元素,原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d64s2,Fe原子先失去4s 能级2个电子、再失去3d能级1个电子形成Fe3+,Fe3+价电子排布式为3d5。(2)基态Cr原子核外有24个电子,电子排布式为[Ar]3d54s1,故价电子排布式为3d54s1;同周期主族元素从左到右

第一电离能呈增大趋势,但由于N的2p能级上电子半充满,为较稳定结构,故其第一电离能大于O的第一电离能。(3)锰元素的原子序数为25,在周期表中的位置是第四周期第ⅦB族,基态锰

原子的外围电子排布式为3d54s2,最高能层电子为4s2,电子云轮廓图形状为球形;电负性是衡量元素吸引电子的能力,N、C和Mn电负性由大到小的顺序为N>C>Mn。(4)除了ds区外,区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号,O原子最后填入的电子是p电子,所以O位于p区;第二周期元素中,第一电离能比O大的有N、F、Ne,所以有3种元素。(5)Cu是29号元素,原子核外电子数为29,铜的基态原子价电子排布式为3d104s1,价电子中未成对电子占据原子轨道的

形状是球形。(6)一般认为两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7形成离子键,小于1.7

形成共价键,铜与M电负性差值3.0-1.9=1.1<1.7,该化合物属于共价化合物;(7)①Cu的原子序数为29,原子的外围电子排布式为[Ar]3d104s1,失去一个电子后基态Cu+的核外价电子排布式为

3d10;Be与B处于同一周期,同一周期元素自左到右的第一电离能有增大的趋势,但Be的2p能

级处于全空状态,稳定性好,故第一电离能Be>B,B与Al处于同一主族,同一主族元素自上而下第一电离能逐渐减小,即B>Al;②“Si—H”中共用电子对偏向氢元素,说明非金属性H>Si,氢

气与硒反应时单质硒是氧化剂,说明非金属性Se>H,即非金属性Se>Si,非金属性越强电负性越大,则硒与硅的电负性相对大小为Se>Si。(8)根据Ga失去电子的逐级电离能数值,第一电离能和第二电离能差值较大,且第三电离能和第四电离能数值差别较大,说明失去第二个电子和失

去第四个电子较困难,所以呈现的价态是+1和+3;Ga、As是同一周期的元素,一般情况下,同一周期的元素,原子序数越大,元素的非金属性越强,其电负性越大,所以电负性As>Ga。(9) ①Ti 原子中3d、4s能级上电子为其价电子,其价电子排布图为;②轨道中电子处于全满、全空或半满时较稳定,K+失去的是全充满的3p6电子,Ti+失去的是4s1电子,失电子前者较后者难,所以I2(Ti)

3p能级上电子半充满,为稳定结构,第一电离能较高,高于S而低于Cl,故第一电离能大小顺序为Cl>P>S。

例2 (1)三角锥形

(2)平面三角形sp2

(3)V形sp3

[解析] (1)AsH

3中As存在一对孤电子对,价层电子对数为3+1=4,As为sp3杂化,AsH

3

的立

体结构为三角锥形。(2)C O32-中C的孤电子对数为0,价层电子对数为0+3=3,则C原子的杂化形式为sp2杂化,C O32-的空间构型为平面三角形。(3)在I3+中中心原子I的价层电子对数为4(其中2个σ键、2个孤电子对),因此其轨道杂化类型为sp3杂化,但离子的空间几何构型同水分子一样为V形。

变式(1)CO

2

sp

(2)①正四面体形sp3

②[Cr(NH

3)

6

]Cl

3

24N A

(3)①sp3、sp3H

2

O分子键角小于的S O42-键角

②(H

2O)O—H…O(S O42-) ③[Cu(H

2

O)

4

]SO

4

·H

2

O

[解析] (1)用2个O原子替换S原子、N原子与1个单位负电荷可得SCN-的一种等电子体

分子为CO

2

,等电子体价键结构相似,故SCN-为直线形结构,C原子采取sp杂化。(2)①P O43-中P 无孤电子对,形成的σ键数目为4个,空间构型为正四面体形,中心原子P的杂化方式为sp3杂

化;②加入AgNO

3

溶液,能将所有氯沉淀,说明Cl-为外界,加入NaOH溶液并加热,无刺激性气体

产生,说明NH

3在内界,故该配合物的结构式为[Cr(NH

3

)

6

]Cl

3

,该配合物中Cr3+与6个NH

3

之间的

配位键均为σ键,NH

3

中N—H键为σ键,故1 mol该配合物中含有σ键的数目为24N A。(3)

①晶体中H

2O和S O42-的价层电子对数均为4对,故中心原子的杂化类型均为sp3;H

2

O的键角小于

S O42-的键角,因为H

2

O中O存在2对孤电子对而S O42-中的S没有孤电子对,孤电子对对成键电子

对的斥力大于成键电子对对成键电子对的斥力,故键角更小;②图中的氢键有(H

2O)O—H…O(H

2

O)

和(H

2O)O—H…O(S O42-);③该配合物中,中心离子是Cu2+,配位体是H

2

O,配位数是4,阴离子是

S O42-,还有一个结晶水。

例3 (1)三角锥形低NH

3

分子间存在氢键

(2)离子键 ZnF 2 为离子化合物,ZnCl 2、ZnBr 2、ZnI 2的化学键以共价键为主,极性较小 (3)H 2O>CH 3OH>CO 2>H 2 H 2O 与CH 3OH 均为极性分子,H 2O 中氢键比甲醇多;CO 2与H 2均为非极性分子,CO 2的相对分子质量较大、范德华力较大

(4)乙醇分子间存在氢键

[解析] (1)AsH 3中As 存在一对孤电子对,价层电子对数为3+1=4,As 为sp 3杂化,AsH 3的立体结构为三角锥形。NH 3分子间存在氢键,所以其沸点比AsH 3高。(2)ZnF 2的熔点较高,故为离子晶体。离子晶体难溶于乙醇,分子晶体可以溶于乙醇。(3)反应CO 2+3H 2

CH 3OH+H 2O 中四种物质

的沸点高低顺序为H 2O>CH 3OH>CO 2>H 2。(4)乙醇分子间容易形成氢键,所以乙醇的沸点高于丙酮。

变式 (1)两种晶体都是原子晶体,原子半径越小,键长越短,键能越大,熔点越高。原子半径:C

(2)原子半径N 小于P,N 原子周围空间小,不能同时容下四个氧原子成键

(3)①亚铜离子核外电子处于稳定的全充满状态 ②CaO 的晶格能大于BaO 的晶格能 [解析] (1)从晶体类型来说,两者都属于原子晶体,原子晶体的熔、沸点与原子间形成共价键的强弱有关,共价键的强弱与形成原子的半径相关,半径越小,形成的键能越强,熔、沸点越高。(3)①失去一个电子后,亚铜离子核外电子处于稳定的全充满状态,所以高温下Cu 2O 比CuO 稳定;②CaO 和BaO 都是离子晶体,因为Ca 2+半径小于Ba 2+,CaO 的晶格能大于BaO 的晶格能,所以CaO 的熔点比BaO 的熔点高。

例4 SmFeAs O 1-x F x 2[281+16(1-x )+19x ]

a cN A ×10-30

(12,1

2,0) (0,0,1

2)

[解析] 晶胞中4个Sm 均位于面上,则Sm 为4×1

2=2,Fe 有4个位于棱上,有1个位于体心,则Fe 为4×1

4+1=2,As 有4个位于面上,则As 为4×1

2=2,O 和F 共有8×1

8+2×1

2=2,若F 为2x 个,则O 为2(1-x )个,所以该化合物的化学式为SmFeAsO 1-x F x 。该晶胞中含有2个SmFeAsO 1-x F x ,其质量为

2[281+16(1-x )+19x ]

N A g,晶胞的体积为a 2c pm 3,则密度为

2[281+16(1-x )+19x ]

a 2cN A ×10-30

g·cm -3。由晶胞图知,

若原子1的坐标为(12,12,1

2),则根据原点位置,原子2的坐标为(12,1

2,0) ,原子3的坐标为(0,0,1

2)。

变式 分子 6

21√3M A 2

[解析] Pb(CH 2CH 3)4是一种难电离且易溶于有机溶剂的配合物,属于分子晶体,由图可知,Pb(CH 2CH 3)4在xy 平面上的二维堆积中的配位数是6,根据晶胞的结构图求出V =√3

2a ×10-7 cm×a ×10-7 cm×b ×10-7 cm=√3

2a 2b ×10-21 cm 3,根据均摊法属于该晶胞的Pb(CH 2CH 3)4的个数为8×1

8+1=2,故

ρ=M M =M

A

×2√32

M M ×10

=4×1021

3M A 2。 1.(1)A

(2)sp 3

sp 3

乙二胺的两个N 提供孤对电子给金属离子形成配位键 Cu 2+

(3)Li 2O 、MgO 为离子晶体,P 4O 6、SO 2为分子晶体。晶格能MgO>Li 2O 。分子间力(分子量)P 4O 6>SO 2 (4)√2

4a

√3

4

a 8×24+16×64

M A M 3×10

[解析] (1)根据电子排布式特点,Mg 的第二电离能大于第一电离能,另外基态为稳定状态,能量较低,难以失去电子,A 中Mg 的结构特点恰好符合该规律,其电离时所需能量最大,选A;(2)根据分子结构中N 、C 原子形成化学键特点,其价层电子对数均为4,容易得出N 、C 原子的杂化类型均为sp 3杂化;根据形成配位键的条件,可以得出乙二胺的两个N 提供孤对电子给金属离子容易形成配位键,从而形成稳定的环状离子,另外Cu 2+半径大,更容易提供空轨道,Cu 2+与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高;(3)根据表格中提供的信息,四种氧化物中有两种熔点相对较高,另外两种相对较低,可以推出前者为离子晶体,后者为分子晶体,借助影响离子晶体、分子晶体的熔点高低的因素,可以得出答案;(4)根据晶胞结构特点及图示,可以得出Cu 原子之间最短距离x 为晶胞面对角线的1

4,晶胞参数为a pm,其面对角线为√2a pm,x =√2

4 pm;Mg 原子之间最短距离为晶胞体对角线的1

4,即y =√34a pm;根据晶胞结构特点及Cu 、Mg 原子在晶胞中分布位置,可以得出该晶胞中含有8个Mg 原子 (8×1

8+6×1

2+4=8),含有16个Cu 原子(4×4=16),所以该晶胞密度为

8×24+16×64

M A M 3×10

-30

g·cm -3

。

2.(1)D C

(2)Li +核电荷数较大 (3)正四面体 sp 3 AB (4)520 498 2908 (5)

8×7+4×16

M A (0.466 5×10-7)

3

物质结构与性质知识点归纳

物质结构与性质知识点总结 专题一了解测定物质组成和结构的常用仪器（常识性了解）。 专题二第一单元 1.认识卢瑟福和玻尔的原子结构模型。 2.了解原子核外电子的运动状态，了解电子云的概念。 3.了解电子层、原子轨道的概念。 4.知道原子核外电子排布的轨道能级顺序。知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁。 5.了解能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则，能用电子排布式、轨道表示式表示1-36号元素原子的核外电子排布。 第二单元 1.理解元素周期律，了解元素周期律的应用。 2.知道根据原子外围电子排布特征，可把元素周期表分为不同的区。 3.了解元素第一电离能、电负性的概念及其周期性变化规律。（不要求用电负性差值判断共价键还是离子键） 4.了解第一电离能和电负性的简单应用。 专题三第一单元 1.了解金属晶体模型和金属键的本质。 2.能用金属键理论解释金属的有关物理性质。了解金属原子化热的概念。 3.知道影响金属键强弱的主要因素。认识金属物理性质的共性。 4.认识合金的性质及应用。 注：金属晶体晶胞及三种堆积方式不作要求。 第二单元 1.认识氯化钠、氯化铯晶体。 2.知道晶格能的概念，知道离子晶体的熔沸点高低、硬度大小与晶格能大小的关系。 3.知道影响晶格能大小的主要因素。 4.离子晶体中离子的配位数不作要求。 第三单元 1.认识共价键的本质，了解共价键的方向性和饱和性。 2.能用电子式表示共价分子及其形成过程。认识共价键形成时，原子轨道重叠程度与共价键键能的关系。 3.知道σ键和π键的形成条件，了解极性键、非极性键、配位键的概念，能对一些常见简单分子中键的类型作出判断。注：大π键不作要求 4.了解键能的概念，认识影响键能的主要因素，理解键能与化学反应热之间的关系。 5.了解原子晶体的特征，知道金刚石、二氧化硅等常见原子晶体的结构与性质的关系。 第四单元 1.知道范德华力和氢键是两种最常见的分子间作用力。 2.了解影响范德华力的主要因素，知道范德华力对物质性质的影响。 3.了解氢键的概念和成因，了解氢键对物质性质的影响。能分析氢键的强弱。

2019年高考化学真题分类汇编专题18 物质结构与性质(选修) (解析版)

专题18 物质结构与性质（选修） 1．[2019新课标Ⅰ]在普通铝中加入少量Cu和Mg后，形成一种称为拉维斯相的MgCu2微小晶粒，其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小，形成所谓“坚铝”，是制造飞机的主要村料。回答下列问题： （1）下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是 (填标号 )。 A．B．C．D． （2）乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物，分子中氮、碳的杂化类型分别 是、。乙二胺能与Mg2+、Cu2+等金属离子形成稳定环状离子，其原因是，其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是(填“Mg2+”或“Cu2+”)。 （3）一些氧化物的熔点如下表所示： 氧化物Li2O MgO P4O6SO2 熔点/°C 1570 2800 23.8 ?75.5 解释表中氧化物之间熔点差异的原因。 （4）图(a)是MgCu2的拉维斯结构，Mg以金刚石方式堆积，八面体空隙和半数的四面体空隙中，填入以四面体方式排列的Cu。图(b)是沿立方格子对角面取得的截图。可见，Cu原子之间最短距离= pm，Mg原子之间最短距离y= pm。设阿伏加德罗常数的值为N A，则MgCu2的密度是 g·cm?3(列出计算表达式)。 【答案】（1）A （2）sp3sp3乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键Cu2+ （3）Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgO>Li2O。分子间力（分子量）P4O6>SO2 （4 23 330 A 824+1664 10 N a- ?? ? 【解析】（1）A.[Ne]3s1属于基态的Mg+，由于Mg的第二电离能高于其第一电离能，故其再失去一个电子所需能量较高； B. [Ne] 3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基态Mg+； C. [Ne] 3s13p1属于激发态

(完整版)化学选修3《物质结构与性质》全国卷高考真题2011-2017

化学高考真题 选修3 2011-2017 全国卷1．[化学—选修3：物质结构与性质]（15分） 硅是重要的半导体材料，构成了现代电子工业的基础。 请回答下列问题： （1）基态Si原子中，电子占据的最高能层符号 为，该能层具有的原子轨道数为、 电子数为。 （2）硅主要以硅酸盐、等化合物的形式 存在于地壳中。 （3）单质硅存在与金刚石结构类似的晶体，其中原子 与原子之间以相结合，其晶胞中共有8个 原子，其中在面心位置贡献个原子。 （4）单质硅可通过甲硅烷（SiH4）分解反应来制备。工 业上采用Mg2Si和NH4Cl在液氨介质中反应制得SiH4， 该反应的化学方程式 为。 （5）碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和 化学键C— C C— H C— O Si—S i Si— H Si— O 键能 /(kJ?mol- 1 356 413 336 226 318 452 ①硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是。 ②SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是。 （6）在硅酸盐中，SiO4- 4 四面体（如下图（a））通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、层状、骨架网状四大类结构型式。图（b）为一种无限长单链结构的多硅酸根，其中Si原子的杂化形式为，Si与O的原子数之比为，化学式为。 2．[化学—选修3：物质结构与性质]（15分） 前四周期原子序数依次增大的元素A，B，C，D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，平且A-和B+的电子相差为8；与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。 回答下列问题： （1）D2+的价层电子排布图为_______。 （2）四种元素中第一电离最小的是________，电负性最大的是________。（填元素符号） （3）A、B和D三种元素责成的一个化合物的晶胞如图所示。 ①该化合物的化学式为_________________；D的配位数为___________； ②列式计算该晶体的密度_______g·cm-3。 （4）A-、B+和C3+三种离子组成的化合物B3CA6，其中化学键的类型有_____________；该化合物中存在一个复杂离子，该离子的化学式为_______________，配位体是____________。 3．〔化学—选修3：物质结构与性质〕(15分) 早期发现的一种天然准晶颗粒由三种Al、Cu、Fe元素组成。回答下列问题： （1）准晶是一种无平移周期序，但有严格准周期位置序的独特晶体，可通过方法区分晶体、准晶体和非晶体。 （2）基态铁原子有个未成对电子，三价铁离子的电子排布式为：可用硫氰化钾奉验三价铁离子，形成配合物的颜色为 （3）新制备的氢氧化铜可将乙醛氧化为乙酸，而自身还原成氧化亚铜，乙醛中碳原子的杂化轨道类型为；一摩尔乙醛分子中含有的σ键的数目 为：。乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是：。氧化亚铜为半导体材料，在其立方晶胞内部有四个氧原子，其余氧原子位于面心和顶点，则该晶胞中有个铜原子。 （4）铝单质为面心立方晶体，其晶胞参数a＝0．405nm，晶胞中铝原子的配位数为。列式表示铝单质的密度g·cm－3(不必计算出结果) 4．[化学—选修3：物质结构与性质]（15分）A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元索，A2-和B+具有相同的电子构型；C、D为同周期元索，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。

高中化学选修3-物质结构与性质-全册知识点总结

高中化学选修3知识点总结 主要知识要点： 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （ 1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、 d、 f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④ s、 p、 d、 f,, 可容纳的电子数依次是1、 3、 5、7,, 的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （ 2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（ n：能层的序数）。

主要知识要点： 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （ 1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、 d、 f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④ s、 p、 d、 f,, 可容纳的电子数依次是1、 3、 5、7,, 的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （ 2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（ n：能层的序数）。

主要知识要点： 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （ 1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、 d、 f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④ s、 p、 d、 f,, 可容纳的电子数依次是1、 3、 5、7,, 的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （ 2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（ n：能层的序数）。

(完整版)苏教版化学选修3物质结构与性质专题3知识点

第一单元 金属键 金属晶体 金 属 键 与 金 属 特 性 [基础·初探] 1.金属键 (1)概念：金属离子与自由电子之间强烈的相互作用称为金属键。 (2)特征：无饱和性也无方向性。 (3)金属键的强弱 ①主要影响因素：金属元素的原子半径、单位体积内自由电子的数目等。 ②与金属键强弱有关的性质：金属的硬度、熔点、沸点等(至少列举三种物理性质)。 2.金属特性 特性 解释 导电性 在外电场作用下，自由电子在金属内部发生定向移动，形成电流 导热性 通过自由电子的运动把能量从温度高的区域传 到温度低的区域，从而使整块金属达到同样的 温度 延展性 由于金属键无方向性，在外力作用下，金属原 子之间发生相对滑动时，各层金属原子之间仍 保持金属键的作用 [核心·突破] 1.金属键????? 成键粒子：金属离子和自由电子 成键本质：金属离子和自由电子间 的静电作用 成键特征：没有饱和性和方向性存在于：金属和合金中

2.金属晶体的性质 3.金属键的强弱对金属物理性质的影响 (1)金属键的强弱比较：金属键的强度主要取决于金属元素的原子半径和外围电子数，原子半径越大，外围电子数越少，金属键越弱。 (2)金属键对金属性质的影响 ①金属键越强，金属熔、沸点越高。 ②金属键越强，金属硬度越大。 ③金属键越强，金属越难失电子。如Na的金属键强于K，则Na比K难失电子，金属性Na比K弱。 【温馨提醒】 1.并非所有金属的熔点都较高，如汞在常温下为液体，熔点很低，为－38.9 ℃；碱金属元素的熔点都较低，K-Na合金在常温下为液态。 2.合金的熔点低于其成分金属。 3.金属晶体中有阳离子，无阴离子。 4.主族金属元素原子单位体积内自由电子数多少，可通过价电子数的多少进行比较。

(完整word版)人教版高中化学选修3物质结构与性质教案

物质结构与性质 第一章原子结构与性质 第一节原子结构 第二节原子结构与元素的性质 归纳与整理复习题 第二章分子结构与性质 第一节共价键 第二节分子的立体结构 第三节分子的性质 归纳与整理复习题 第三章晶体结构与性质 第一节晶体的常识 第二节分子晶体与原子晶体 第三节金属晶体 第四节离子晶体 归纳与整理复习题 （人教版）高中化学选修3 《物质结构与性质》全部教学案 第一章原子结构与性质 教材分析： 一、本章教学目标 1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。 2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。 5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。 本章知识分析： 本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。 通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。 注意本章不能挖得很深，属于略微展开。

专题复习 选修三 物质结构与性质部分(共10题)无答案

物质结构与性质部分（共10题） 1、【2019 江苏 （物质结构与性质）】臭氧（O 3）在[Fe(H 2O)6]2+催化下能将烟气中的SO 2、NO x 分别氧化为24SO -和3NO - ，NO x 也可在其他条件下被还原为N 2。 （1）24SO -中心原子轨道的杂化类型为___________；3NO -的空间构型为_____________（用 文字描述）。 （2）Fe 2+基态核外电子排布式为__________________。 （3）与O 3分子互为等电子体的一种阴离子为_____________（填化学式）。 （4）N 2分子中σ键与π键的数目比n （σ）∶n （π）=__________________。 （5）[Fe(H 2O)6]2+与NO 反应生成的[Fe(NO)(H 2O)5]2+中，NO 以N 原子与Fe 2+形成配位键。 请在[Fe(NO)(H 2O)5]2+结构示意图的相应位置补填缺少的配体。 2、【2019 全国Ⅰ35（15分）】 Li 是最轻的固体金属，采用Li 作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能，得到广泛应用。回答下列问题： （1）下列Li 原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为_____、_____（填标号）。 A ． B ． C ． D ． （2）Li +与H ?具有相同的电子构型，r (Li +)小于r (H ?)，原因是______。 （3）LiAlH 4是有机合成中常用的还原剂，LiAlH 4中的阴离子空间构型是______。中心原子的杂化形式为______，LiAlH 4中，存 在_____（填标号）。 A ．离子键 B ．σ键 C ．π键 D ．氢键 （4）Li 2O 是离子晶体，其品格能可通过图(a)的 born?Haber 循环计算得到。 可知，Li 原子的第一电离能为 kJ·mol ?1，O=O 键键能为 kJ·mol ?1，Li 2O 晶格能为 kJ·mol ?1。 （5）Li 2O 具有反萤石结构，晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.4665 nm ，阿伏加德罗常数的值为N A ，则Li 2O 的密度为 ______g·cm ?3（列出计算式）。 3、【2019 全国Ⅱ35．（15分）】硫及其化合物有许多用途，相关物质的物理常数如下表所示： 回答下列问题： （1）基态Fe 原子价层电子的电子排布图（轨道表达式）为__________，基态S 原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为_________ 形。 （2）根据价层电子对互斥理论，H 2S 、SO 2、SO 3的气态分子中，中心原子价层电子对数不同其他分子的是_________。 （3）图（a ）为S 8的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为__________。 （4）气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为_____形，其中共价键的类型有______种；固体三氧化硫中存在如图 （b ）所示的三聚分子，该分子中S 原子的杂化轨道类型为________。 （5）FeS 2晶体的晶胞如图（c ）所示。晶胞边长为a nm 、FeS 2相对式量为M ，阿伏加德罗常数的值为N A ，其晶体密度的计算表达 式为___________g·cm ?3；晶胞中Fe 2+位于22S -所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长为______nm 。 4、【2019 全国Ⅲ 35．（15分）】锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。回答下列问题： （1）Zn 原子核外电子排布式为________________。 （2）黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn 和Cu 组成。第一电离能Ⅰ1（Zn ） _______Ⅰ1（Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是________________。

物质结构与性质知识点总结78465

物质结构与性质知识点总结 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. 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24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1. (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⑴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⑵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，

【化学选修—物质结构与性质】专题训练

【化学选修—物质结构与性质】专题训练 1、有A、B、C、D四种元素，其中A元素和B元素的原子都有1个未成对电子，A+比B—少一个电层，B原子得一个电子后3p轨道全满；C原子的p轨道中有3个未成对电子，其气态氢化物在水中的溶解度在同族元素所形成的氢化物中最大；D的最高化合价和最低化合价的代数和为4，其最高价氧化物中含D 的质量分数为40%，且其核内质子数等于中子数。R是由A、D两元素形成的离子化合物，其中A与D 离子的数目之比为2：1。请回答下列问题。 （1）A单质、B单质、化合物R的熔点高低顺序为__②___(填序号) ①A单质> B单质> R ②R > A单质> B单质 ③B单质> R > A单质④A单质> R > B单质 （2）CB3分子的空间构型是__三角锥形___，其固态时的晶体类型为__分子晶体_ _____。 （3）写出D原子的核外电子排布式__1S22S22P63S23P4_______，C的氢化物比D的氢化物在水中溶解度大得多的原因__ NH3与水分子形成氢键且发生化学反应__________。 （4）B元素和D元素的电负性大小关系为Cl＞S（用元素符号表示）。 （5）A与B形成的离子化合物的晶胞中，每个A+周围与它距离相等且最近的B—有6个，这些B—围成的空间几何构型为正八面体。 2、已知R、W、X、Y、Z是周期表中前四周期元素，它们的原子序数依次递增.R的 基态原子中占据哑铃形原子轨道的电子数为1;W的氢化物的沸点比同族其它元素氢 化物的沸点高;X2 +与W2-具有相同的电子层结构;Y元素原子的3P能级处于半充满状 态;Z+的电子层都充满电子。请回答下列问题： (2)R的某种钠盐晶体,其阴离子A m- (含R、W、氢三种元素）的球棍模型如上图所示:在A m-中，R原 (3)经X射线探明，X与W形成化合物的晶体结构与NaCl的晶体结构相似,X2+的配位离子所构成的立 (4)往Z的硫酸盐溶液中加入过量氨水，可生成[Z(NH3)4]S04，说法正确的是__ A D ___ A. [Z(NH3)4]SO4中所含的化学键有离子键、极性键和配位键 B. 在[Z(NH3)4]2+中Z2+给出孤对电子,NH3提供空轨道 C. [Z(NH3)4]SO4组成元素中第一电离能最大的是氧元素 D. SO42-与PO43-互为等电子体，空间构型均为四面体 (5)固体YCl5的结构实际上是YCl4+和YCl6-构成的离子晶体，其晶体结构与CsCl相似。若晶胞边长

高中化学选修3：物质结构与性质-知识点总结

选修三物质结构与性质总结 一.原子结构与性质. 1、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. 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. 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24Cr[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s1. (3).掌握能级交错1-36号元素的核外电子排布式. ns<(n-2)f<(n-1)d

(完整版)物质结构与性质知识点总结

高中化学物质结构与性质知识点总结 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. 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24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1. (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⑴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⑵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。 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。

高考化学-专题18物质结构与性质

专题18 物质结构与性质 1．锗(Ge)是典型的半导体元素，在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题： (1)基态Ge 原子的核外电子排布式为[Ar]________，有________个未成对电子。 (2)Ge 与C 是同族元素，C 原子之间可以形成双键、叁键，但Ge 原子之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析，原因是________________________________________。 (3)比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因_________________。 (4)光催化还原CO 2制备CH 424Zn 、Ge 、O 电负性由大至小的顺序是________。 (5)Ge 单晶具有金刚石型结构，其中Ge 原子的杂化方式为________，微粒之间存在的作用力是________。 (6)晶胞有两个基本要素： ①原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置。如图为Ge 单晶的晶胞，其中原子坐标参数A 为(0,0,0)；B 为(12，0，12)；C 为(12，1 2 ，0)。则D 原子的坐标参数为________。 ②晶胞参数，描述晶胞的大小和形状。已知Ge 单晶的晶胞参数a ＝565.76 pm ，其密度为________g·cm －3 (列出计算式即可)。

对照晶胞图示，坐标系以及A 、B 、C 点坐标，选A 点为参照点，观察D 点在晶胞中位置(体对角线1 4处)，由 B 、 C 点坐标可以推知 D 点坐标。②类似金刚石晶胞，1个晶胞含有8个锗原子，ρ＝ 8×736.02×565.76 3×107 g·cm －3 。 答案：(1)3d 10 4s 2 4p 2 2 (2)Ge 原子半径大，原子间形成的σ单键的键长较长，p-p 轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键 (3)GeCl 4、GeBr 4、GeI 4的熔、沸点依次增高。原因是分子结构相似，相对分子质量依次增大，分子间相互作用力逐渐增强 (4)O>Ge>Zn (5)sp 3 共价键 (6)①(14，14，14) ②8×736.02×565.76 3×107 2．东晋《华阳国志·南中志》卷四中已有关于白铜的记载，云南镍白铜(铜镍合金)闻名中外，曾主要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。回答下列问题： (1)镍元素基态原子的电子排布式为________，3d 能级上的未成对电子数为________。 (2)硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH 3)6]SO 4蓝色溶液。 ①[Ni(NH 3)6]SO 4中阴离子的立体构型是________。 ②在[Ni(NH 3)6]2＋ 中Ni 2＋与NH 3之间形成的化学键称为________，提供孤电子对的成键原子是________。 ③氨的沸点________(填“高于”或“低于”)膦(PH 3)，原因是________；氨是________分子(填“极性”或“非极性”)，中心原子的轨道杂化类型为________。 (3)单质铜及镍都是由________键形成的晶体；元素铜与镍的第二电离能分别为：I Cu ＝1 958 kJ·mol －1 、I Ni ＝1 753 kJ·mol －1 ，I Cu >I Ni 的原因是___________________。 (4)某镍白铜合金的立方晶胞结构如图所示。

高中化学物质结构与性质结构梳理

物质结构与性质 原子结构与性质 考点1、原子核外电子排布原理 [知识梳理] 1．能层、能级与原子轨道之间的关系 (1)轨道形状 ①s电子的原子轨道呈_____。 ②p电子的原子轨道呈________。 (2)能量关系 ①相同能层上原子轨道能量的高低：ns

(2)泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳____个电子，而且它们的__________相反。 (3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先_________________，而且自旋状态______。 洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在_______ (p6、d10、f14)、________ (p3、d5、f7)和________ (p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。 4．原子(离子)核外电子排布式(图)的书写 (1)核外电子排布式：按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。如Cu：1s22s22p63s23p63d104s1，其简化电子排布式为[Ar]3d104s1。 (2)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。 (3)电子排布图：方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。 例如：S的电子排布图为 核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。 5．基态原子、激发态原子和原子光谱 (1)基态原子：处于__________的原子。 (2)激发态原子：当基态原子的电子__________后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。 (3)原子光谱 ①当电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，释放一定频率的光子，这是产生原子发射光谱的原因。 ②不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。 【习题练习】 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 (1)硫原子的价电子排布式是3s23p4。( ) (2)多电子原子中，在离核较近区域运动的电子能量较高。( ) (3)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。( ) (4)电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原理。( ) (5)2s和3s轨道形状均为球形对称，能量也相同。( ) (6)基态磷原子的核外电子排布图为( )

物质结构与性质汇总(精华版)

物质结构与性质补充练习 1．（1）中国古代四大发明之一——黑火药，它的爆炸反应为： 2KNO3 + 3C + S == A + N2↑+ 3CO2↑ (已配平) ①除S外，上列元素的电负性从大到小依次为； ②在生成物中，A的晶体类型为，含极性共价键的分子的中心原子轨道杂化类型 为； ③已知CN-与N2结构相似，推算HCN分子中σ键与π键数目之比为； （2）原子序数小于36的元素Q和T，在周期表中既处于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q 多2。T的基态原子外围电子（价电子）排布为，Q2+的未成对电子数是（3）在CrCl3的水溶液中，一定条件下存在组成为[CrCl n(H2O)6-n]x+（n和x均为正整数）的配离子，将其通过氢离子交换树脂（R-H），可发生离子交换反应： 交换出来的H+经中和滴定，即可求出x和n,确定配离子的组成。 将含0．0015 mol [CrCl n(H2O)6-n]x+的溶液，与R-H完全交换后，中和生成的H+需浓度为0．1200 mol·L-1 NaOH溶液25．00 mL，该配离子的化学式为。 2．（2010省质检）X元素在第3周期中电负性最大，Y、Z元素同主族且位置相邻，Y原子的最外层电子排布为ns n np n+2。请填写下列空白。 （1）第一电离能：Y Z（填“>”、“<”或“=”）； （2）XY2是一种高效安全的消毒剂，熔点-59.5℃，沸点10℃，构成该晶体的微粒之间的作用力是； （3）ZX2常用于有机合成。已知极性分子ZX2中Z原子采用np3杂化，则该分子的空间构型是，分子中X、Z原子之间形成键（填“σ”或“π”）； （4）胆矾晶体（CuSO4·5H2O）中4个水分子与铜离子 形成配位键，另一个水分子只以氢键与相邻微粒结合。 某兴趣小组称取2.500g胆矾晶体，逐渐升温使其失水， 并准确测定不同温度下剩余固体的质量，得到如右图所示 的实验结果示意图。以下说法正确的是（填标号）； A．晶体从常温升至105℃的过程中只有氢键断裂 B．胆矾晶体中形成配位键的4个水分子同时失去 C．120℃时，剩余固体的化学式是CuSO4·H2O D．按胆矾晶体失水时所克服的作用力大小不同， 晶体中的水分子可以分为3种 （5）右图中四条曲线分别表示H2、Cl2、Br2、I2分子的 形成过程中能量随原子核间距的变化关系，其中表示v的是 曲线（填“a”、“b”或“c”），理由是。 3．（2010年厦门质检卷）A、B、C、D、E、F、G七种前 四周期元素，其原子序数依次增大。A的原子中没有成对 电子；B的基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道，

2017年高考真题-专题18+物质结构与性质(选修)Word版含解析

2017年高考真题-专题18+物质结构与性质(选修)Word版含解析

1．【2017新课标1卷】（15分） 钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。回答下列问题： （1）元素K的焰色反应呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长为_______nm（填标号）。 A．404.4 B．553.5 C．589.2 D．670.8 E．766.5 （2）基态K原子中，核外电子占据最高能层的符号是_________，占据该能层电子的电子 云轮廓图形状为___________。K和Cr属于 同一周期，且核外最外层电子构型相同，但 金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低，原 因是___________________________。 （3）X射线衍射测定等发现，I3AsF6中存在+3I离子。+3I离子的几何构型为_____________，中 心原子的杂化形式为________________。 （4）KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料，具有钙钛矿型的立方结构，边长为 a=0.446 nm，晶胞中K、I、O分别处于顶 角、体心、面心位置，如图所示。K与O间 的最短距离为______nm，与K紧邻的O个

学式，以及晶胞结构，可知K处于体心，O处于棱心。【名师点睛】本题考查化学选修3《物质结构与性质》的相关知识，以填空或简答方式考查，常涉及如 下高频考点：原子结构与元素的性质(基态微粒的 电子排布式、电离能及电负性的比较)、元素周期 律；分子结构与性质(化学键类型、原子的杂化方 式、分子空间构型的分析与判断)；晶体结构与性 质(晶体类型、性质及与粒子间作用的关系、以晶 胞为单位的密度、微粒间距与微粒质量的关系计 算及化学式分析等)。只有掌握这些，才可以更好 的解决物质结构的问题。 2．【2017新课标2卷】（15分） 我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl（用R代表）。回答下列问题： （1）氮原子价层电子的轨道表达式（电子排布图）为_____________。 （2）元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电 子亲和能（E1）。第二周期部分元素的E1变 化趋势如图（a）所示，其中除氮元素外，

苏教版化学选修物质结构与性质专题知识点

第一单元金属键金属晶体 金属键与金属特性 [基础·初探] 1.金属键 (1)概念：金属离子与自由电子之间强烈的相互作用称为金属键。 (2)特征：无饱和性也无方向性。 (3)金属键的强弱 ①主要影响因素：金属元素的原子半径、单位体积内自由电子的数目等。 ②与金属键强弱有关的性质：金属的硬度、熔点、沸点等(至少列举三种物理性质)。 2.金属特性

[核心·突破] 1.金属键????? 成键粒子：金属离子和自由电子 成键本质：金属离子和自由电子间 的静电作用 成键特征：没有饱和性和方向性存在于：金属和合金中 2.金属晶体的性质 3.金属键的强弱对金属物理性质的影响 (1)金属键的强弱比较：金属键的强度主要取决于金属元素的原子半径和外围电子数，原子半径越大，外围电子数越少，金属键越弱。 (2)金属键对金属性质的影响 ①金属键越强，金属熔、沸点越高。 ②金属键越强，金属硬度越大。 ③金属键越强，金属越难失电子。如Na 的金属键强于K ，则Na 比K 难失电子，金属性Na 比K 弱。

【温馨提醒】 1.并非所有金属的熔点都较高，如汞在常温下为液体，熔点很低，为－38.9 ℃；碱金属元素的熔点都较低，K-Na合金在常温下为液态。 2.合金的熔点低于其成分金属。 3.金属晶体中有阳离子，无阴离子。 4.主族金属元素原子单位体积内自由电子数多少，可通过价电子数的多少进行比较。 金属晶体 [基础·初探] 1.晶胞：反映晶体结构特征的基本重复单位。 2.金属晶体 (1)概念：金属阳离子和自由电子之间通过金属键结合而形成的晶体叫金属晶体。 (2)构成微粒：金属阳离子和自由电子。 (3)微粒间的作用：金属键。 (4)常见堆积方式 ①平面内 金属原子在平面上(二维空间)紧密放置，可有两种排列方式。

高考化学物质结构与性质常考点总结

2015高考化学物质结构与性质常考点总 结 2015高考化学物质结构与性质常考点总结 1．核外电子排布表示法 (1)注意涉及洪特规则特例元素的电子排布式 如Cr：1s22s22p63s23p63d54s1，可简化为[Ar]3d54s1 (2)价层电子排布式，如Fe：3d64s2 (3)电子排布图，如O 2．第一电离能的周期性变化规律 (1)同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，但ⅡA、ⅤA族部分元素例外，比同周期相邻族的元素的第一电离能都高。 (2)同一主族，随电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。 3．σ键和π键的数目共价单键：σ键共价双键：1个σ键，1个π键共价三键：1个σ键，2个π键 4．常见分子的空间构型及杂化轨道类型归纳 价层电子对数成键对数孤电子对数VSEPR 模型 名称分子空间构型名称中心原子 杂化类型实例

220直线形直线形spBeCl2 330平面 三角形平面三角形sp2BF3 21V形SO2 440正四 面体形正四 面体形sp3CH4 31三角 锥形NH3 22V形H2O 5.键角大小的判断——价层电子对互斥理论的应用 孤电子对之间斥力孤电子对与σ键电子对斥力σ键电子对斥力，如H2O分子键角NH3分子键角CH4分子键角。6．等电子原理 (1)基本观点：原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，且具有许多相近的性质。 (2)实例：如SO2－4、PO3－4为等电子体，其中心原子 均采用sp3杂化，离子构型均为正四面体形；O3和SO2 均为V形。 7．氢键 氢键是与电负性很强的原子(如N、O、F等)形成共价键 的H原子和另外一个电负性很强的原子之间的静电作用。

高考专题复习《物质结构与性质》知识考点

《物质结构与性质》精华知识点 课本：1、熟记1-36号元素电子排布 1、核电荷数从1到18的元素的原子结构示意图 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si p S Cl Ar 2、原子的核外电子排布式和外围电子（价电子）排布式（原子核外电子排布时，先排4s 后排3d，形成离子时先失去最外层电子） 核外电子排布式外围电子排布式核外电子排布式外围电子排布式 26Fe：[Ar]3d64s2 3d64s2 26 Fe2+：[Ar]3d6 3d6 26Fe3+：[Ar]3d5 3d5 29 Cu：[Ar]3d104s1 3d104s1 29Cu +：[Ar]3d10 3d10 29 Cu 2+：[Ar]3d9 3d9 24Cr： [Ar]3d54s1 3d54s1 24 Cr3＋[Ar] 3d3 3d3 30Zn : [Ar]3d104s2 3d104s2 30 Zn2+ [Ar]3d10 3d10 22Ti2+ [Ar]3d2 3d2 25 Mn [Ar]3d54s2 3d5 4s2 31Ga[Ar]3d104s24P1 4s24P1 32 Ge[Ar]3d104s24P2 4s24P2

33 As: [Ar]3d 104s 24P 3 4s 24P 3 24Se : [Ar]3d 104s 24P 3 4s 24P 3 3、元素周期表（对应选择第11题） （1）同周期，原子半径减小，同主族原子半径增加；对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径越小：Al 3+＜Mg 2+＜Na +＜F －＜O 2- Ca 2+＜K +＜Cl －＜S 2- （2）p 轨道有2个未成对电子，有P 2和P 4。C:2S 22P 2 、Si:3S 23P 2、O ：2S 22P 4、S ：3S 23P 4 （3）（3S 23P 6 3d 10）第三周期内层电子全充满，Cu 和Zn （4）Cr ：3d 54s 1， 6个未成对电子数，第四周期未成对电子数最多 （5）氟元素的非金属性最强，因此：①F 无正价②气态氢化物中最稳定的是HF 。 （6）最高价含氧酸酸性最强的是：高氯酸（HClO 4） （7）Al 元素：原子有三个电子层，简单离子在本周期中半径最小 （8）某元素的最高价氧化物对应的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，则该元素是：氮 （氨气和硝酸反应生成硝酸铵）。 （9）气态氢化物的稳定性：（同周期增强，同主族减弱）CH 4< NH 3< H 2O