届高考化学二轮复习专题五物质结构与性质专题复习新人教版Word文档下载推荐.docx
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【例2】已知A、B、C、D四种物质均是由短周期元素原子组成的，它们之间有如图所示的转化关系，且A是一种含有18电子的微粒，C是一种含有10电子的微粒。
请完成下列各题：
（1）若A、D均是气态单质分子，写出A与B反应的化学方程式：
______________________
__________________________________________________。
（2）若B、D属同主族元素的单质分子，写出C的电子式：
________________。
（3）若A、B均是含2个原子核的微粒，其中B中含有10个电子，D中含有18个电子，则A、B之间发生反应的离子方程式为________________________________________________。
（4）若D是一种含有22电子的分子，则符合如图关系的A的物质有____________（写物质的化学式，如果是有机物则写相应的结构简式）。
【答案】
（1）2F2＋2H2O===4HF＋O2
（2）
（3）HS－＋OH－===S2－＋H2O
（4）CH3CH3、CH3OH
【解析】
（1）18电子的气态单质分子为F2，则C为HF、B为H2O、D为O2，反应方程式为2F2＋2H2O===4HF＋O2。
（2）B、D为同主族元素的单质，且A含有18个电子，C含有10个电子时，则B为O2、A为H2S、C为H2O、D为S，即2H2S＋O2===2H2O＋2S↓。
（3）含2个原子核的18电子的微粒为HS－，10电子的微粒为OH－，反应离子方程式为HS－＋OH－===S2－＋H2O。
（4）含22电子的分子为CO2，则A为含18电子的含C、H或C、H、O的化合物，可能为CH3CH3和CH3OH。
考点二 正确把握元素周期表 准确运用元素周期律
在历年高考中，元素周期表、元素周期律的知识点属于高频考点，在复习时，可从以下六个方面突破：
1．强化记忆元素周期表的结构
2．注意把握元素周期表的特点
（1）短周期元素只有前三周期；
（2）主族中只有ⅡA族元素全部为金属元素；
（3）ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素；
（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）长周期不一定是18种元素，第六周期有32种元素。
3．理清原子序数与元素位置的“序数差值”规律
（1）同周期相邻主族原子的“序数差值”规律
①除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1。
②同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为第二、三周期时相差1，第四、五周期时相差11，第六、七周期时相差25。
（2）同主族相邻元素的“序数差值”规律
①第二、三周期的同族元素原子序数相差8。
②第三、四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：
第ⅠA族、ⅡA族相差8，其他族相差18。
③第四、五周期的同族元素原子序数相差18。
④第五、六周期的同族元素原子序数镧系之前的相差18，镧系之后的相差32。
⑤第六、七周期的同族元素原子序数相差32。
4．“三看”比较微粒半径大小
“一看”电子层数：
当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
例：
r（Li）<
r（Na）<
r（K）<
r（Rb）<
r（Cs）
r（O2－）<
r（S2－）<
r（Se2－）<
r（Te2－）
r（Na）>
r（Na＋）
“二看”核电荷数：
当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
r（Mg）>
r（Al）>
r（Si）>
r（P）>
r（S）>
r（Cl）
r（O2－）>
r（F－）>
r（Na＋）>
r（Mg2＋）>
r（Al3＋）
“三看”核外电子数：
当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
r（Cl－）>
r（Cl） r（Fe2＋）>
r（Fe3＋）
5．金属性、非金属性的多方面比较
金属性比较
本质
原子越易失电子，金属性越强
判断
依据
①在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
③单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y的金属性比X强
非金属性比较
原子越易得电子，非金属性越强
①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
④An－＋B―→Bm－＋A，则B的非金属性比A强
6.重视几个易忽略的问题
（1）比较物质非金属性强弱时，应是最高价氧化物对应水化物酸性的强弱，而不是非金属元素对应氢化物酸性的强弱。
（2）所含元素种类最多的族是ⅢB族，形成化合物种类最多的元素在第ⅣA族。
（3）化学键影响物质的化学性质，如稳定性等；
分子间作用力和氢键影响物质的物理性质，如熔、沸点等。
（4）并非所有非金属元素的氢化物分子间都存在氢键，常见的只有非金属性较强的元素如N、O、F的氢化物分子间可形成氢键。
（5）金属性是指金属气态原子失电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。
如金属性Pb>
Sn，而金属活动性Sn>
Pb。
（6）利用原电池原理比较元素金属性时，不要忽视介质对电极反应的影响。
如Al—Mg—NaOH溶液构成原电池时，Al为负极，Mg为正极；
Fe—Cu—HNO3（浓）构成原电池时，Cu为负极，Fe为正极。
【例3】在元素周期表中的前四周期，两两相邻的5种元素如图所示，若B元素的核电荷数为a。
下列说法正确的是（ ）
A．B、D的原子序数之差可能为2
B．E、B的原子序数之差可能是8、18或32
C．5种元素的核电荷数之和可能为5a＋10
D．A、E的原子序数之差可能是7
【答案】C
【解析】由题中所给5种元素的位置关系可以看出D一定不是第一周期元素（因为如果D是第一周期元素，则D一定属于元素周期表最左边的第ⅠA族元素或最右边的0族元素），所以A选项错误；
由题意可知5种元素在前四周期，所以D、B、E分别为第二、三、四周期的元素，由元素周期表的结构可知5种元素一定在过渡元素右边，所以D、E的原子序数分别为a－8、a＋18，A、C的原子序数分别为a－1、a＋1，即只有C选项正确。
【例4】
山东理综，8）短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示。
已知Y、W的原子序数之和是Z的3倍，下列说法正确的是（ ）
Y
Z
X
W
A.原子半径：
X<
Y<
B．气态氢化物的稳定性：
X>
C．Z、W均可与Mg形成离子化合物
D．最高价氧化物对应水化物的酸性：
Y>
【解析】由题意可知，短周期元素X、Y、Z、W分别位于2、3周期，设Z的原子序数为x，则Y、W的原子序数分别为x－1、x＋9，则有x－1＋x＋9＝3x，解得x＝8，则元素X、Y、Z、W分别为Si、N、O、Cl。
A项，原子半径应为X>
Z，错误；
B项，气态氢化物的稳定性应为X<
C项，O、Cl分别与Mg反应生成的MgO、MgCl2均为离子化合物，正确；
D项，非金属性：
N<
Cl，则最高价氧化物对应水化物的酸性：
HNO3<
HClO4，错误。
【例5】
全国卷Ⅱ，9）原子序数依次增大的元素a、b、c、d，它们的最外层电子数分别为1、6、7、1。
a－的电子层结构与氦相同，b和c的次外层有8个电子，c－和d＋的电子层结构相同。
下列叙述错误的是（ ）
A．元素的非金属性次序为c>
b>
a
B．a和其他3种元素均能形成共价化合物
C．d和其他3种元素均能形成离子化合物
D．元素a、b、c各自最高和最低化合价的代数和分别为0、4、6
【答案】B
【解析】a－的电子层结构与氦相同，则a为氢元素；
b和c的次外层有8个电子，且最外层电子数分别为6、7，则b为硫元素，c为氯元素；
d的最外层电子数为1，且c－和d＋的电子层结构相同，则d为钾元素。
A项，元素的非金属性次序为Cl>
S>
H，正确；
H2S和HCl是共价化合物，KH、K2S和KCl是离子化合物，B项错误，C项正确；
D项，氢、硫、氯三种元素的最高和最低化合价分别为＋1和－1、＋6和－2、＋7和－1，因此它们各自最高和最低化合价的代数和分别为0、4、6，正确。
考点三 基态原子的核外电子排布
1．排布规律
（1）能量最低原理：
基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge：
1s22s22p63s23p63d104s24p2。
（2）泡利原理：
每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子。
（3）洪特规则：
原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
2．表示方法
（1）电子排布式
按电子排入各电子层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。
如：
Cu：
1s22s22p63s23p63d104s1
（2）简化电子排布式
“[稀有气体]＋价层电子”的形式表示。
[Ar]3d104s1
（3）电子排布图
用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。
如S：
【例6】[2014·
新课标全国卷Ⅰ，37
（2）]基态Fe原子有________________________个未成对电子。
Fe3＋的电子排布式为________________。
可用硫氰化钾检验Fe3＋，形成的配合物的颜色为________。
【答案】4 1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5 血红色
【解析】基态Fe原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，其中3d轨道有4个轨道未充满，含有4个未成对电子。
Fe原子失去4s轨道的2个电子和3d轨道的1个电子形成Fe3＋，则其电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5。
检验Fe3＋时，Fe3＋与SCN－形成配合物而使溶液显血红色。
【点睛】
“两原理，一规则”的正确理解
1．原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。
易误警示 在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：
2．同能级的轨道半充满、全充满或全空状态的原子结构稳定。
如np3、np6
Cr：
3d54s1 Mn：
3d54s2 Cu：
3d104s1 Zn：
3d104s2
考点四 元素的电离能和电负性
1．元素的电离能
第一电离能：
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能量叫做第一电离能。
常用符号I1表示，单位为kJ·
mol－1。
（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ns1到ns2np6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 同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。
同能级的轨道为全满、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。
如Be、N、Mg、P。
（3）元素电离能的应用
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价，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。
2．元素的电负性
（1）元素电负性的周期性变化
元素的电负性：
不同元素的原子对键合电子吸引力的大小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。
（2）
【例6】[2013·
新课标全国卷Ⅱ，37
（2）]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，并且A－和B＋的电子数相差为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。
四种元素中第一电离能最小的是__________，电负性最大的是__________（填元素符号）。
【答案】K F
考点五 两大理论与分子构型
1．分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点
当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。
杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。
杂化
类型
杂化轨道数目
杂化轨道夹角
空间构型
实例
sp
2
180°
直线形
BeCl2
sp2
3
120°
平面三角形
BF3
sp3
4
109°
28′
正四面体形
CH4
2.分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤电子对。
（1）当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致。
（2）当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。
电子
对数
成键
孤电子
电子对空
间构型
分子空
三角形
1
V形
SO2
四面体
四面体形
三角锥形
NH3
H2O
3.中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断
中心原子的杂化类型和分子空间构型有关，二者之间可以相互判断。
分子组
成（A为
中心原子）
中心原子的
孤电子对数
杂化方式
示例
AB2
AB3
平面三
角形
AB4
【例7】[2014·
新课标全国卷Ⅱ，37
（2）（3）改编]周期表前四周期的元素a、b、c、d、e原子序数依次增大。
a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族；
e的最外层只有一个电子，但次外层有18个电子。
则a和其他元素形成的二元共价化合物中，分子呈三角锥形，该分子的中心原子的杂化方式为______________；
这些元素形成的含氧酸中，分子的中心原子的价层电子对数为3的____________；
酸根呈三角锥结构的酸是______________。
【答案】sp3 HNO2、HNO3 H2SO3
考点六 微粒作用与分子性质
1．共价键
（1）共价键的类型
①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。
（2）键参数
①键能：
气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
③键角：
在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
④键参数对分子性质的影响
键长越短，键能越大，分子越稳定。
（3）σ键、π键的判断
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σ键；
双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。
③由成键轨道类型判断
s轨道形成的共价键全部是σ键；
杂化轨道形成的共价键全部为σ键。
（4）等电子原理
原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征。
物理性质相似，化学性质不同。
常见等电子体：
微粒
通式
价电子总数
立体构型
CO2、SCN－、NO
、N
AX2
16e－
CO
、NO
、SO3
AX3
24e－
SO2、O3、NO
18e－
SO
、PO
AX4
32e－
PO
、SO
、ClO
26e－
CO、N2
AX
10e－
CH4、NH
8e－
（5）配位键
①孤电子对
分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。
②配位键
a．配位键的形成：
成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键；
b．配位键的表示：
常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH
可表示为，在NH
中，虽然有一个N—H键形成的过程与其他3个N—H键形成的过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。
③配合物
如[Cu（NH3）4]SO4
配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。
中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。
2．分子性质
（1）分子的极性
①分子构型与分子极性的关系
②键的极性与分子的极性的关系
键的极性
分子极性
X2
H2、N2
非极性键
非极性分子
XY
HCl、NO
极性键
极性分子
XY2
（X2Y）
CO2、CS2
H2O、H2S
XY3
XY4
CH4、CCl4
（2）溶解性
①“相似相溶”规律：
非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂，若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。
②“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。
（3）无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸可写成（HO）mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如HClO<
HClO2<
HClO3<
HClO4。
3．范德华力、氢键、共价键的比较
范德华力
氢键
共价键
作用
粒子
分子或原子（稀有气体）
氢、氟、氮、氧原子（分子内、分子间）
原子
特征
无方向性、无饱和性
有方向性、有饱和性
强度
比较
共价键>
氢键>
影响
的因
素
①随着分子极性和相对分子质量的增大而增大
②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大
对于A—H…B—，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大
成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定
对物
质性
质的
①影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质
②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔沸点升高，如F2<
Cl2<
Br2<
I2，CF4<
CCl4<
CBr4
分子间氢键的存在，使物质的熔沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔沸点：
H2O>
H2S，HF>
HCl，NH3>
PH3
①影响分子的稳定性
②共价键键能越大，分子稳定性越强
【例8】[2015·
江苏，21（A）－
（1）
（2）（3）节选]下列反应曾用于检测司机是否酒后驾驶：
2Cr2O
＋3CH3CH2OH＋16H＋＋13H2O―→
4[Cr（H2O）6]3＋＋3CH3COOH
（1）配合物[Cr（H2O）6]3＋中，与Cr3＋形成配位键的原子是________（填元素符号）。
（2）1molCH3COOH分子含有σ键的数目为________。
（3）与H2O互为等电子体的一种阳离子为__________（填化学式）；
H2O与CH3CH2OH可以任意比例互溶，除因为它们都是极性分子外，还因为____________________________________
____________________________________。
（1）O
（2）7mol（或7×
6.02×
1023）
（3）H2F＋ H2O与CH3CH2OH之间可以形成氢键
考点七 微粒作用与晶体结构
1．离子键——
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