高考专题复习《物质结构与性质》知识考点(共6页).doc

精选优质文档-倾情为你奉上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 Ar2、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：Ar3d64s2 3d64s2 26Fe2+：Ar3d6 3d626Fe3+：Ar3d5 3d5 29Cu：Ar3d104s1 3d104s1 29Cu +：Ar3d10 3d10 29Cu 2+：Ar3d9 3d924Cr： Ar3d54s1 3d54s1 24Cr3Ar 3d3 3d3 30Zn : Ar3d104s2 3d104s2 30Zn2+ Ar3d10 3d1022Ti2+ Ar3d2 3d2 25Mn Ar3d54s2 3d5 4s231GaAr3d104s24P1 4s24P1 32GeAr3d104s24P2 4s24P233As: Ar3d104s24P3 4s24P3 24Se: Ar3d104s24P3 4s24P3 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：Al3+Mg2+Na+FO2- Ca2+K+ClS2-（2）p轨道有2个未成对电子，有P2和P4。C:2S22P2 、Si:3S23P2、O：2S22P4、S：3S23P4（3）（3S23P6 3d10）第三周期内层电子全充满，Cu和Zn（4）Cr：3d54s1， 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：F无正价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（HClO4）（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）CH4< NH3< H2O <HF，SiH4< PH3< H2S <HClHFHClHBrHI H2OH2SH2Se NH3PH3 CH4SiH4 （10）最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱：（同周期增强，同主族减弱）H 2SiO3< H3PO4< H2SO4<HClO4 H2CO3 H2SiO3 （11）最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱：（同周期减弱，同主族增强）NaOHMg(OH)2Al(OH)3 KOHNaOHLiOH4、元素周期表中区的划分（5 个区）s区：A、A p区：AA、0族 d区：BB、 ds区：B、B f区： 镧系、锕系5、电离能（1）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(Be>Mg>Ca )。（2）熟记：第一电离能：NOC NOS（3） 第一电离能：Li B Be C O N F （Be 2s2 ，2S全满；N 2s22P3，2P半满） Na Al Mg SiSPCl （Mg 3s2 ，3S全满；P 3s23P3，3P半满）6、电负性同周期从左到右，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。F电负性最大，电负性无反常现象。电负性：O NC ，OS7、氢键（1）使物质有较高的熔沸点：沸点NH3> PH3（NH3分子间形成氢键） 沸点H2O> H2S（H2O分子间形成氢键）沸点HF> HClC2H5OH沸点高于CH3OCH3（C2H5OH分子间形成氢键）CH3COOH沸点高于CH3COOCH3（CH3COOH分子间形成氢键）HCOOH沸点高于HCOOCH3（HCOOH分子间形成氢键）。（2）使物质易溶于水：如NH3、C2H5OH、CH3CHO、CH3COOH、H2O2等易溶于水（某分子与水分子形成氢键，如C2H5OH与水分子形成氢键）。（3）解释一些现象：水结冰体积膨胀（水分子间形成氢键，体积大，密度小）。8物质溶沸点的比较（1）同类晶体离子晶体的熔、沸点取决于离子键的强弱，通常离子半径越小、离子所带电荷数多，晶格能越强，熔、沸点越高。如MgONaCl、NaClKCl, MgOCaO。原子晶体的熔、沸点取决于共价键的键长和键能，键长越短、键越牢固，熔、沸点越高。如：金刚石金刚砂晶体硅。分子晶体的熔、沸点取决于分子间作用力的大小，相对分子质量越大，熔、沸点越高。分子间作用力越强，熔、沸越高（F2<Cl2<Br2<I2）；有氢键的分子晶体，还要考虑氢键的强弱。（H2OH2S，NH3PH3 ，HFHCl ）同类金属晶体中，金属离子半径越小，阳离子带电荷数越高，金属键越强，熔、沸点越高，如：LiNaK，NaMgAl。（2）不同类型的晶体（金属晶体除外），熔、沸点高低顺序为：原子晶体离子晶体分子晶体。如：SiO2 CO2 SiO2 NaClSiCl4 9、杂化（1）公式:对于ABm型分子(A为中心原子，B为配位原子)，分子的价电子对数可以通过下式确定：孤电子对数1/2(a-xb)价电子对数即杂化轨道数，杂化轨道数=键+孤电子对数，与键无关对于离子：阴离子加上离子电荷数，阳离子减去离子电荷数。如PO中P原子价电子数应加上3，而NH中N原子的价电子数应减去1。电子对数成键对数电子对空间构型孤电子对数分子空间构型实例22直线形0直线形BeCl2 CO2 CS2 COS N33平面三角形0平面三角形BF3 SO3 NO CO32- HCHO2三角形1V形O3 SO2 NO2-44正四面体形0正四面体形CH4 NH CCl4 SO PO ClO4- SiO44-3正四面体形1三角锥形NH3 H3O PH3 AsH3 PCl3 NF3 SO32- ClO3-2正四面体形2V形H2O H2S NH2- (2)常用杂化规律sp3杂化：连有四个单键的碳原子(饱和C)：CH4、CH3、烷烃、环烷烃、CCl4连有单键的氧原子：H2O、H3O+、OH、H2O2连有单键的氮原子（饱和N）：NH3、NH4+、NH2空间构型为四面体或者正四面体的中心原子：ClO4、SO42-、PO43-、SiO44-sp2杂化：双键两端的原子：H2CCH2（CC）、HCHO(C=O)、羰基(C=O)、尿素(C=O) H2CNH (CN)平面形分子中的中心原子：BF3、SO3、苯sp杂化：叁键两端的原子：HCCH（CC）、HCN（CN）直线形分子中的中心原子：BeCl2、CO2、CS210、等电子体（1）原子数相同、价电子总数相同的分子或离子，互称为等电子体。（2）等电子体的结构相似。 （2）常见例子 AX 10e- CO、N2、CN、C22- 直线型 sp杂化AX2 16 e- CO2、N2O、CS2 、 COS 、 SCN、CNO、NO2+、N3 直线型 sp杂化AX4 32e- CCl4、SiF4、SO42-、PO43-、ClO4、SiO44- 正四面体 sp3杂化AX4 8e- CH4 NH 正四面体 sp3杂化AX2 8e- H2O H2S NH2- V型 sp3杂化AX2 18e- SO2、O3、NO2 V型 sp2杂化AX3 24 e- CO32-、NO3、SO3、COCl2 平面三角形 sp2杂化AX3 8e- NH3 、 H3O 三角锥形 sp3杂化AX3 26 e- PCl3 、NF3、SO32-、ClO3 三角锥型 sp3杂化11、晶体结构（1）1 mol 金刚石中，C-C键有2 mol，1 mol单晶硅中，Si-Si键有2 mol；（2）1 mol SiO2晶体中，Si-O键有4mol（3）晶体NaCl的空间结构（面心立方，黑点Na+ 白点Cl）每个Na+同时吸引6个 Cl，Na+配位数为6；每个Cl同时吸引6个Na+，Cl配位数为6。 每个氯化钠晶胞中有4个Na+，有4个Cl。（Na+，Cl）每个Na+周围与它最近的且距离相等的Na+有12个，每个Cl周围与它最近的且距离相等的Cl有12个。（4）CsCl型（体心立方）：每个Cl吸引8个Cs，Cl配位数为8；每个Cs吸引8个Cl，Cs配位数为8。（5）ZnS (X为：Zn2+，Y为S2-) S2-最近距离的Zn2+有4个，S2-配位数为4；Zn2+-最近距离的S2-有4个，Zn2+配位数为4。（6）Cu2O（黑点Cu +，白点O2-）Cu +最近距离的O2-有2个，Cu +配位数为2；O2-最近距离的Cu +有4个，O2-配位数为2。（7）常见金属晶体的原子堆积模型结构型式常见金属配位数面心立方Cu、Ag、Au12体心立方Na、K、Fe8六方堆积Mg、Zn12（8）MgB2 Mg： B：6 12、配合物组成、结构专心-专注-专业