高考化学大二轮专题复习 专题06 物质结构与性质训练.docx

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高考化学大二轮专题复习专题06物质结构与性质训练

年高考化学大二轮专题复习专题06物质结构与性质训练

[考纲要求]　1.原子结构与元素性质：

（1）了解元素、核素和同位素的含义；

（2）了解原子构成、原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数、质量数以及它们之间的相互关系；（3）了解多电子原子的核外电子分层排布规律，能用电子排布式表示常见元素1~36号元素的原子核外电子及简单离子的排布；（4）理解元素周期律的实质，了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用;（5）以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系;（6）以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系；（7）了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律；（8）了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质，了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系，了解主族元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律。

2.化学键与物质的性质：

（1）理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质；

（2）了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质；（3）能用价层电子对互斥理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构，了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3）；（4）理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质；（5）了解键的极性和分子的极性；（6）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。

3.分子间作用力与物质的性质：

（1）了解分子间作用力和化学键的区别,了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响；

（2）了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质；（3）了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。

考点一　微粒结构及相互作用力

原子结构、离子结构是物质结构的核心内容，同样也是高考的重要考点。

复习时，注意掌握常用规律，提高解题能力；重视知识迁移、规范化学用语。

根据考纲，应从以下六个方面掌握。

1．突破原子或离子微粒组成的“数量关系”

中性原子：

核电荷数＝核内质子数＝核外电子数＝原子序数

阴离子：

核外电子数＝质子数＋所带的电荷数

阳离子：

核外电子数＝质子数－所带的电荷数

2．正确把握一个信息丰富的符号

如过氧根离子

3．辨析“四同”概念

同位素

同素异形体

同分异构体

同系物

概念

质子数相同，中子数不同的同一种元素的原子之间互为同位素

同种元素组成的结构不同的单质之间互为同素异形体

分子式相同，结构不同的化合物互为同分异构体

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、

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．（xx·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与

Pu互为同素异形体

C.

Pu与

U具有完全相同的化学性质

D.

Pu与

Pu具有相同的最外层电子数

答案　D

解析　本题考查同位素。

Pu与

U是两种不同的元素，

Pu与

Pu的质子数相同（质子数＝核外电子数），中子数不同，互为同位素，故D正确。

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

答案　D

解析　本题考查一些阴离子、阳离子和分子的电子数、质子数的计算。

阳离子：

电子总数＝质子总数－所带的电荷总数；阴离子：

电子总数＝质子总数＋所带的电荷总数。

①N2、CO、C2H2的质子数和电子数都等于14，原子数不等；②NH

、H3O＋、OH－的原子数和质子数不等，电子数都为10；③C

、O

、CN－的原子数和电子数都相等，质子数不同；④P、S、Cl所含的电子数分别为15、16、17，酸根离子中所含氧原子数均相等，得电子数依次为3、2、1，三种酸根离子所含的总电子数相等（18＋32）、原子数都为5，但三种酸根离子的质子数不相等。

题组二　等电子微粒的正确判断与灵活应用

3．（xx·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

答案　D

解析　本题考查微粒中电子数目的计算。

CH

中的电子数为8，NH

中电子数为10，二者不相等。

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）。

答案　

（1）2F2＋2H2O===4HF＋O2　

（2）H

H

（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。

题组三　微粒组成与相互作用力

5．（xx·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

答案　A

解析　特别注意：

离子化合物中一定含有离子键，共价化合物中一定含有共价键；含有离子键的化合物一定是离子化合物，但含有共价键的化合物不一定为共价化合物，如NaOH、NH4Cl等，故A项正确，D项错误；化学键既可以存在于化合物中，也可以存在于双原子或多原子的单质分子中，如O2、O3，故B项错误；C项中，含有极性键的分子不一定是极性分子，若分子结构对称，则为非极性分子，如CO2、CH4等为非极性分子。

6．（xx·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

答案　B

解析　本题考查微粒之间的作用力。

“石蜡→液体石蜡→石蜡蒸气”是石蜡的固、液、气三种状态的转变，属于物理变化，需要克服分子之间的作用力即范德华力，“石蜡蒸气→裂化气”是化学变化，破坏的是化学键，所以选B。

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（O2－）

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。

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。

例：

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

本质

原子越易得电子，非金属性越强

判断依据

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

1．（xx·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－

答案　C

解析　A项，同主族自上而下，元素非金属性减弱，非金属性越强氢化物越稳定，故稳定性HCl＞HI，正确；B项，同周期从左到右，元素原子半径逐渐减小，所以原子半径：

Na＞Mg，正确；C项，H2SO3属于中强酸，H2SO4属于强酸，故酸性：

H2SO4＞H2SO3，错误；D项，酸性越弱，酸越难电离，对应的酸根离子越易结合氢离子，因为HCl酸性强于H2S，所以结合质子能力：

S2－＞Cl－，正确。

2．（xx·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

答案　D

解析　A项，同主族的非金属元素，从上到下非金属性逐渐减弱，最高价含氧酸的酸性依次减弱。

含氧酸不一定是最高价含氧酸，该选项错误；B项，K＋、Ca2＋、S2－、Cl－的核外电子排布相同，都是，但化学性质不同，如S2－、Cl－具有还原性，而K＋、Ca2＋具有氧化性，该选项错误；C项，根据“具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大微粒半径越小”可知，半径：

S2－>Cl－>K＋>Ca2＋，该选项错误；D项，

Cl与

Cl属于同种元素，具有相同的核外电子排布：

，得电子能力相同，该选项正确。

3．（xx·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

C．酸性：

HClO4＞H2SO4D．元素的金属性：

Mg＞Al

答案　B

解析　本题考查元素周期律。

元素周期律是随着原子序数的增大，元素的化学性质（原子半径、最高正价和最低负价、金属性与非金属性等）出现了周期性的递变规律；而元素的相对原子质量在数值上近似等于质子数＋中子数，与元素周期律无关。

题组二　根据位置，推断元素，灵活应用

4．（xx·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

B．原子半径：

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

答案　B

解析　根据特征法（周期表的特殊结构和微粒的特殊性质等）确定出具体元素的名称，再结合元素周期律的知识，逐项进行分析判断。

由“戊的一种单质是自然界硬度最大的物质”可知戊为碳元素；由“甲与戊的原子序数相差3”可知，甲为锂元素。

A项，同主族元素从上到下金属性逐渐增强，即金属性乙>甲，A错误；B项，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，即原子半径大小顺序为庚>己>戊，辛>庚，因此原子半径大小顺序为辛>己>戊，B正确；C项，根据元素周期表的结构可知丙和庚在第四周期中，排在ⅡA族和ⅢA族元素中间的是10种过渡金属元素，从而可知丙与庚的原子序数差为13，C错误；D项，钠在空气中燃烧生成过氧化钠，其中的过氧根离子中存在共价键，D错误。

5．（xx·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

答案　D

解析　由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，及W、X、Y、Z、T在元素周期表中的位置关系，确定这五种元素分别是X为氮、Y为氧、Z为氯、W为硅、T为锗。

A项中，NH3、H2O、HCl三种氢化物沸点的高低顺序为H2O>NH3>HCl，该项错误；B项中，由N、O、H三种元素形成的化合物NH4NO3中存在离子键，该项错误；C项中，SiO2、Si3N4、SiCl4中SiO2、Si3N4为原子晶体，熔点高、硬高大，SiCl4为分子晶体，熔点低、硬度小，该项错误；D项中，锗为半导体材料，可以形成GeCl4，所以该项正确。

“位—构—性”之间的关系

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。

如：

Cu：

[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．[xx·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。

2．[xx·江苏，21（A）－

（1）]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（如p6和d10）、半充满（如p3和d5）和全空（如p0和d0）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

（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______________________

__________________________________________________。

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

（1）]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

（1）]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

（1）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

（1）]Ni2＋的价电子排布图为

________________________________________________________________________。

答案　　　　　　

“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