XX高考化学二轮物质结构与性质自选模块复习资料.docx
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XX高考化学二轮物质结构与性质自选模块复习资料
XX高考化学二轮物质结构与性质（自选模块）复习资料
本资料为woRD文档，请点击下载地址下载全文下载地址 [考纲要求] 1.原子结构与元素的性质：
（1）了解原子核外电子运动状态的描述。
了解原子核外电子的能级分布。
能用电子排布式和轨道表示式表示常见元素（1-36号）原子的核外电子排布。
（2）了解元素电离能的含义、电负性的概念及其周期性变化规律，并能用以说明元素的某些性质。
（3）了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
（4）了解根据原子外围电子排布特征对元素周期表进行分区的方法。
2.微粒间作用力与物质性质：
（1）了解离子键的形成，了解典型离子晶体的结构类型。
了解晶格能的应用，知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱。
能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
（2）了解共价键的形成，了解共价键的类型和特征，了解共价键的极性。
了解配位键的概念。
能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。
理解键能与化学反应热之间的关系。
（3）了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。
（4）了解金属键的含义，能解释金属的一些物理性质。
了解影响金属键强弱的主要因素。
（5）了解化学键和分子间作用力的区别。
了解分子间作用力的常见类型（范德华力、氢键）及其对物质性质的影响。
了解分子晶体的特征。
考点一 基态原子的核外电子排布
．排布规律
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。
泡利不相容原理：
每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态不同的电子。
洪特规则：
原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。
2．表示方法
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
简化电子排布式
“[稀有气体]＋价层电子”的形式表示。
如：
cu：
[Ar]3d104s1
轨道表示式
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：
．[XX•新课标全国卷Ⅰ，37]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。
2．[XX•江苏，21－]cu＋基态核外电子排布式为
________________________________________________________________________。
答案 [Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10
解析 cu的原子序数为29，根据洪特规则特例：
能量相同的原子轨道在全充满、半充满和全空状态时，体系的能量较低，原子较稳定，因此cu原子的基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故cu＋核外基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d10。
3．[XX•安徽理综，25]Na位于元素周期表第____周期第____族；S的基态原子核外有________个未成对电子；Si的基态原子核外电子排布式为______________________
__________________________________________________。
答案 三 ⅠA 2 1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2
解析 Na元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s1，则Na位于元素周期表中第三周期第ⅠA族。
S元素基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，其中3p轨道有两个未成对电子。
Si元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2。
4．[XX•四川理综，8]Xy2是红棕色气体，y基态原子的电子排布式是________________________________。
答案 1s22s22p4
5．[XX•福建理综，31]基态硼原子的电子排布式为
________________________________________________________________________。
答案 1s22s22p1
解析 B的原子序数为5，故其基态原子的电子排布式为1s22s22p1。
6．[XX•浙江自选模块，15节选]31Ga基态原子的核外电子排布式是________。
答案 1s22s22p63s23p63d104s24p1
7．[XX•新课标全国卷Ⅱ，37]Ni2＋的价电子排布图为
________________________________________________________________________。
答案
“两原理，一规则”的正确理解
．原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利不相容原理，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
考点二 元素的电离能和电负性
．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。
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。
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。
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。
如Be、N、mg、P。
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
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。
．[XX•新课标全国卷Ⅱ，37改编]在N、o、S中第一电离能最大的是________。
答案 N
2．[XX•四川理综，8]已知Z基态原子的m层与k层电子数相等，则Z所在周期中第一电离能最大的主族元素是______________________。
答案 cl
解析 第三周期元素中第一电离能最大的主族元素为cl元素。
3．[XX•新课标全国卷Ⅱ，37]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__________。
答案 k F
4．[XX•山东理综，32]第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有______种。
答案 3
5．已知Z的基态原子最外层电子排布式为3s23p1，w的一种核素的质量数为28，中子数为14。
则：
w位于元素周期表第______周期第______族。
Z的第一电离能比w的________。
答案 三 ⅣA 小
6．[XX•山东理综，32]下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是________。
答案 a
7．[XX•福建理综，31]依据第二周期元素第一电离能的变化规律，参照下图中B、F元素的位置，用小黑点标出c、N、o三种元素的相对位置。
答案
考点三 微粒作用与分子性质
．共价键
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。
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。
②键长：
形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
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。
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。
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＋4可表示为，在NH＋4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[cu4]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
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
类型
实例
键的极性
空间构型
分子极性
X2
H2、N2
非极性键
直线形
非极性分子
Xy
Hcl、No
极性键
直线形
极性分子
Xy2
co2、cS2
极性键
直线形
非极性分子
So2
极性键
V形
极性分子
H2o、H2S
极性键
V形
极性分子
Xy3
BF3
极性键
平面三角形
非极性分子
NH3
极性键
三角锥形
极性分子
Xy4
cH4、ccl4
极性键
正四面体形
非极性分子
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。
无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸可写成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
氢、氟、氮、氧原子
原子
特征
无方向性、无饱和性
有方向性、有饱和性
有方向性、有饱和性
强度比较
共价键＞氢键＞范德华力
影响强度的因素
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
对物质性质的影响
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
．[XX•新课标全国卷Ⅰ，37]1mol乙醛分子中含有σ键的数目为________，乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是______________________________________________。
答案 6NA cH3cooH存在分子间氢键
2．[XX•新课标全国卷Ⅱ，37改编]已知a是H，b是N，c是o，d是S，a与其他元素形成的二元共价化合物中，分子中既含有极性共价键，又含有非极性共价键的化合物是________________________________。
答案 N2H4、H2o2
3．[XX•浙江自选模块，15]维生素B1可作为辅酶参与糖的代谢，并有保护神经系统的作用。
该物质的结构式为
以下关于维生素B1的说法正确的是________。
A．只含σ键和π键
B．既有共价键又有离子键
c．该物质的熔点可能高于Nacl
D．该物质易溶于盐酸
维生素B1晶体溶于水的过程中要克服的微粒间作用力有________。
A．离子键、共价键
B．离子键、氢键、共价键
c．氢键、范德华力
D．离子键、氢键、范德华力
答案 BD D
4．[XX•安徽理综，25]用“>”或“<”填空：
第一电离能
离子半径
熔点
酸性
Si____S
o2－____Na＋
Nacl____Si
H2So4____Hclo4
答案 < > < <
解析 同周期元素的第一电离能随原子序数的递增呈增大趋势，但s、p、d等轨道处于全空、半满、全满的稳定状态时，则出现反常现象。
Si、S元素基态原子的价电子排布式分别为3s23p2、3s23p4，其中3p轨道均处于不稳定状态，因此Si的第一电离能小于S。
o2－与Na＋的核外电子排布相同，其电子排布式均为1s22s22p6，离子核外电子排布相同时，原子序数越大，离子半径越小，因此o2－的离子半径大于Na＋。
Nacl为离子晶体，Si为原子晶体，因此Si的熔点高于Nacl。
一般来说，元素的非金属性越强，该元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，cl元素的非金属性强于S元素，则Hclo4的酸性强于H2So4。
5．[XX•江苏，21—]已知元素X位于第四周期，其基态原子的内层轨道全部排满电子，且最外层电子数为2，元素y基态原子的3p轨道上有4个电子，元素Z的最外层电子数是其内层的3倍。
Z的氢化物在乙醇中的溶解度大于H2y，其原因是_________________________
_______________________________________________。
X的氯化物与氨水反应可形成配合物[X4]cl2，1mol该配合物中含有σ键的数目为__________。
答案 水分子与乙醇分子之间形成氢键16mol或16×6.02×1023个
解析 X的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，为30号元素锌。
y核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，为16号元素硫，Z为氧。
（3）在乙醇中的溶解度H2o大于H2S，是因为水分子与乙醇间能形成分子间氢键。
（5）[Zn4]2＋中Zn与NH3之间以配位键相连，共4个σ键，加上4个NH3的12个σ键，共16个σ键。
6．[XX•山东理综，32]若Bcl3与Xyn通过B原子与X原子间的配位键结合形成配合物，则该配合物中提供孤电子对的原子是________。
答案 X
解析 由于在Bcl3中B原子无孤电子对，但有空轨道，所以提供孤电子对的原子是X。
7．[XX•新课标全国卷Ⅰ，37]碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实：
化学键
c—c
c—H
c—o
Si—Si
Si—H
Si—o
键能/
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______________________。
答案 ①c—c键和c—H键较强，所形成的烷烃稳定，而硅烷中Si—Si键和Si—H键的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成
②c—H键的键能大于c—o键，c—H键比c—o键稳定。
而Si—H键的键能却远小于Si—o键，所以Si—H键不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si—o键
8．[XX•福建理综，]BF3与一定量的水形成2•BF3晶体Q，Q在一定条件下可转化为R：
晶体Q中各种微粒间的作用力不涉及________。
a．离子键 b．共价键 c．配位键 d．金属键
e．氢键 f．范德华力
已知苯酚具有弱酸性，其ka＝1.1×10－10；水杨酸第一级电离形成的离子能形成分子内氢键。
据此判断，相同温度下电离平衡常数ka2________ka，其原因是________________。
答案 ad
＜ 中形成分子内氢键，使其更难电离出H＋
考点四 微粒作用与晶体结构
．离子键——离子晶体
化学键：
相邻原子之间强烈的相互作用。
化学键包括离子键、共价键和金属键。
离子键：
阴、阳离子通过静电作用形成的化学键。
离子键强弱的判断：
离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高。
离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。
晶格能越大，离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。
离子晶体：
通过离子键作用形成的晶体。
①典型的离子晶体结构：
Nacl型晶体
cscl型晶体
每个Na＋周围被6个cl－所包围，同样每个cl－也被6个Na＋所包围
每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围
②晶胞中粒子数的计算方法——均摊法
位置
顶点
棱边
面心
体心
贡献
/8
/4
/2
2.共价键——原子晶体
原子晶体：
所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体。
典型的原子晶体有金刚石、晶体硅、二氧化硅。
典型原子晶体结构
金刚石
二氧化硅
结构示意图
晶胞示意图
特点
正四面体空间网状结构，最小的碳环中有6个碳原子，每个碳原子与周围4个碳原子形成四个共价键，1mol金刚石中含有2mol碳碳键
二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有6个硅原子和6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键，1molSio2中含有4mol硅氧键
共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：
原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高。
如熔点：
金刚石>碳化硅>晶体硅。
3．分子间作用力——分子晶体
分子间作用力：
把分子聚集在一起的作用力。
分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键。
范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性。
①分子晶体：
分子间以分子间作用力相结合的晶体，典型的有冰、干冰。
其晶体结构模型及特点为
干冰
冰
晶体模型
结构特点
干冰晶体是一种立方面心结构——每8个co2分子构成立方体，在六个面的中心又各占据1个co2分子。
每个co2分子周围，离该分子最近且距离相等的co2分子有12个
每个水分子周围只有4个紧邻的水分子，在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子相互吸引，这一排列使冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙。
当冰刚刚融化为液态水时，热运动使冰的结构部分解体，水分子的空隙减小，密度反而增大，超过4℃时，才由于热运动加剧，分子间距离加大，密度逐渐减小
②分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：
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，克服分子间作用力使物质熔化和汽化就需要更多的能量，熔沸点越高。
但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高。
NH3、H2o、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其他元素氢化物的沸点反常地高。
影响物质的性质方面：
增大物质的熔沸点，增大物质的溶解性。
表示方法：
X—H…y，一般都是氢化物中存在。
4．金属键——金属晶体
金属键：
金属离子和自由电子之间强烈的相互作用。
运用自由电子理论可解释金属晶体的导电性、导热性和延展性。
晶体中的微粒
导电性
导热性
延展性
金属离子和自由电子
自由电子在外加电场的作用下发生定向移动
自由电子与金属离子碰撞传递热量
晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用
①金属晶体：
通过金属键作用形成的晶体。
②金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律：
阳离子所带电荷数越多，半径越小，金属键越强，熔沸点越高，如熔点：
Na<mg<Al，Li>Na>k>Rb>cs。
金属键的强弱可以用金属的原子化热来衡量。
5．分子晶体、原子晶体、离子晶体与金属晶体的结构微粒，以及微粒间作用力的区别
晶体类型
原子晶体
分子晶体
金属晶体
离子晶体
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