专题六物质结构与性质Word文档格式.docx
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结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质互称同系物
对象
原子之间
单质之间
一般为有机化合物之间
有机化合物
化学性质
几乎完全相同
相似，一定条件下可以相互转变
可能相似也可能不同
相似
实例
H、
H
金刚石、石墨、C60；
红磷、白磷；
O2与O3
CH3COOH与HCOOCH3
如甲烷、乙烷、丙烷；
乙烯、丙烯；
甲酸、乙酸
4.注意易混淆的问题
（1）同种元素，可以有若干种不同的核素，即核素种类远大于元素种类。
（2）元素有多少种核素，就有多少种原子。
（3）同位素是同一元素不同原子的互相称谓，不指具体原子。
（4）同一元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物的化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。
5．巧记10e－、18e－微粒
10电子体和18电子体是元素推断题的重要突破口。
以Ne为中心记忆10电子体：
Ne
以Ar为中心记忆18电子体：
Ar
此外，由10电子体中的CH4、NH3、H2O、HF失去一个H剩余部分的—CH3、—NH2、—OH、—F为9电子体，两两组合得到的物质如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等也为18电子体。
6．正确理解微粒间的相互作用力
（1）当一个化合物中只存在离子键时，该化合物是离子化合物。
（2）当一个化合物中同时存在离子键和共价键时，该化合物是离子化合物。
（3）当化合物中只存在共价键时，该化合物才是共价化合物。
（4）在离子化合物中一般既含有金属元素又含有非金属元素（铵盐除外）；
共价化合物一般只含有非金属元素，但个别含有金属元素，如AlCl3也是共价化合物；
只含有非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如铵盐。
（5）非金属单质只有共价键（稀有气体除外）。
（6）气态氢化物是共价化合物，只含共价键，而金属氢化物（如NaH）是离子化合物，含离子键。
（7）离子晶体熔化时破坏离子键，原子晶体熔化时破坏共价键，而分子晶体熔化时破坏分子间作用力。
（8）分子的稳定性与分子间的作用力无关，而与分子内部的化学键的强弱有关。
题组一 辨析概念 比较数量
1．（2014·
上海，1）“玉兔”号月球车用
Pu作为热源材料，下列关于
Pu的说法正确的是（ ）
A.
Pu与
U互为同位素
B.
Pu互为同素异形体
C.
U具有完全相同的化学性质
D.
Pu具有相同的最外层电子数
2．现有下列几组粒子：
①N2、CO、C2H2；
②NH
、H3O＋、OH－；
③C
、O
、CN－；
④PO
、SO
、ClO
。
对上述四组粒子归类正确的是（ ）
A．质子数相等、电子数和原子数不相等：
①
B．质子数和电子数相等、原子数不相等：
②
C．电子数相等、质子数和原子数不相等：
③
D．原子数和电子数相等、质子数不相等：
④
题组二 等电子微粒的正确判断与灵活应用
3．（2014·
上海，7）下列各组中两种微粒所含电子数不相等的是（ ）
A．H3O＋和OH－B．CO和N2
C．HNO2和NO
D．CH
和NH
4．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）。
题组三 微粒组成与相互作用力
5．（2012·
大纲全国卷，6）下列有关化学键的叙述，正确的是（ ）
A．离子化合物中一定含有离子键
B．单质分子中均不存在化学键
C．含有极性键的分子一定是极性分子
D．含有共价键的化合物一定是共价化合物
6．（2014·
上海，4）在“石蜡→液体石蜡→石蜡蒸气→裂化气”的变化过程中，被破坏的作用力依次是（ ）
A．范德华力、范德华力、范德华力
B．范德华力、范德华力、共价键
C．范德华力、共价键、共价键
D．共价键、共价键、共价键
考点二 正确把握元素周期表 多角度运用元素周期律
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，往往以选择题、填空题形式出现。
在综合题部分，会以元素化合物知识为载体，结合物质的性质，根据元素周期律进行定性推断和运用。
在复习时，可从以下三个方面突破。
1．强化认识元素周期表的结构
（1）记住元素周期表的18个纵行及对应的族
（2）记住元素周期表的边界
（3）记住元素周期表的一些特点
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；
③ⅠA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。
2．探究元素周期表中的规律
（1）电子排布规律
最外层电子数为1或2的原子可以是ⅠA族、ⅡA族或副族元素的原子；
最外层电子数是3～7的原子一定是主族元素的原子，且最外层电子数等于主族的族序数。
（2）序数差规律
①同周期相邻主族元素原子的“序数差”规律
a．除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1。
b．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”规律
a．第二、三周期的同族元素原子序数相差8。
b．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。
c．第四、五周期的同族元素原子序数相差18。
d．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。
e．第六、七周期的同族元素原子序数相差32。
（3）奇偶差规律
元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。
若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数（N、Cl元素除外，N元素有多种价态，Cl元素也有ClO2）。
0族元素的原子序数为偶数，其化合价看作0。
（4）半径大小比较规律
在中学化学要求的范畴内，可按“三看”规律来比较粒子半径的大小：
“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＋） r（Fe）>
r（Fe2＋）
“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）元素金属性、非金属性强弱规律
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非金属性比A强
3.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。
题组一 记住规律，把握特殊，准确判断
海南，2）下列有关物质性质的说法错误的是（ ）
A．热稳定性：
HCl＞HI
B．原子半径：
Na＞Mg
C．酸性：
H2SO3＞H2SO4
D．结合质子能力：
S2－＞Cl－
2．（2014·
山东理综，8）根据原子结构及元素周期律的知识，下列推断正确的是（ ）
A．同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱
B．核外电子排布相同的微粒化学性质也相同
C．Cl－、S2－、Ca2＋、K＋半径逐渐减小
D.
Cl与
Cl得电子能力相同
上海，6）今年是门捷列夫诞辰180周年。
下列事实不能用元素周期律解释的只有（ ）
A．碱性：
KOH＞NaOHB．相对原子质量：
Ar＞K
HClO4＞H2SO4D．元素的金属性：
Mg＞Al
题组二 根据位置，推断元素，灵活应用
4．（2014·
广东理综，23改编）甲～辛等元素在周期表中的相对位置如右表。
甲与戊的原子序数相差3，戊的一种单质是自然界硬度最大的物质，丁与辛属同周期元素，下列判断正确的是（ ）
A．金属性：
甲>
乙>
丁
辛>
己>
戊
C．丙与庚的原子核外电子数相差3
D．乙的单质在空气中燃烧生成只含离子键的化合物
5．（2014·
浙江理综，9）如表所示的五种元素中，W、X、Y、Z为短周期元素，这四种元素的原子最外层电子数之和为22。
下列说法正确的是（ ）
X
Y
W
Z
T
A.X、Y、Z三种元素最低价氢化物的沸点依次升高
B．由X、Y和氢三种元素形成的化合物中只有共价键
C．物质WY2、W3X4、WZ4均有熔点高、硬度大的特性
D．T元素的单质具有半导体的特性，T与Z元素可形成化合物TZ4
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个自旋状态不同的电子。
（3）洪特规则：
原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，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：
1．[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________。
2．[2014·
江苏，21（A）－
（1）]Cu＋基态核外电子排布式为
3．[2014·
安徽理综，25
（1）]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______________________
__________________________________________________。
4．[2014·
四川理综，8
（1）]XY2是红棕色气体，Y基态原子的电子排布式是________________________________。
5．[2014·
福建理综，31
（1）]基态硼原子的电子排布式为
6．[2014·
浙江自选模块，15
（1）节选]31Ga基态原子的核外电子排布式是________。
7．[2013·
新课标全国卷Ⅱ，37
（1）]Ni2＋的价电子排布图为
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。
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。
（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）
新课标全国卷Ⅱ，37
（1）改编]在N、O、S中第一电离能最大的是________。
四川理综，8
（1）]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______________________。
3．[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）。
4．[2013·
山东理综，32（3）]第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有______种。
5．（2013·
安徽理综，25改编）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：
（1）W位于元素周期表第______周期第______族。
（2）Z的第一电离能比W的________（填“大”或“小”）。
6．[2013·
山东理综，32
（1）]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________。
福建理综，31
（1）]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。
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
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
成键对数
孤电子对数
电子对空间构型
分子空间构型
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
中心原子的杂化方式
示例
AB2
AB3
AB4
江苏，21（A）－（3）节选]醛基中碳原子的轨道杂化类型是__________________。
新课标全国卷Ⅰ，37（3）节选]乙醛中碳原子的杂化类型为________。
福建理综，31（5）]NH4BF4（氟硼酸铵）是合成氮化硼纳米管的原料之一。
1molNH4BF4含有________mol配位键。
四川理综，8
（2）]已知XY2为红棕色气体，X与H可形成XH3，则XY
离子的立体构型是________，R2＋离子的3d轨道中有9个电子，则在R2＋的水合离子中，提供孤电子对的原子是________。
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。
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______________。
福建理综，31（3）
中阳离子的空间构型为__________，阴离子的中心原子轨道采用________杂化。
山东理综，32（3）]BCl3和NCl3中心原子的杂化方式分别为________和________。
8．[2013·
江苏，21（A）－
（2）（4）]已知元素Y基态原子的3p轨道上有4个电子，元素Z的原子最外层电子数是其内层的3倍，则在Y的氢化物（H2Y）分子中，Y原子轨道的杂化类型是__________，YZ
的空间构型为________________。
9．[2012·
新课标全国卷，37
（1）]S单质的常见形式为S8，其环状结构如下图所示，S原子采用的轨道杂化方式是______；
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