高考专题复习总结《物质结构与性质》知识考点

《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 Ar

2、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 ：[Ar]3d 64s 2

3d 64s 2 26Fe 2+：[Ar]3d 6 3d 6

26Fe 3+：[Ar]3d 5

3d 5 29Cu ：[Ar]3d 104s 1 3d 104s 1

29Cu +：[Ar]3d 10

3d 10 29Cu 2+：[Ar]3d 9 3d 9

24Cr ：

[Ar]3d 54s 1 3d 54s 1 24Cr 3＋

[Ar] 3d 3 3d 3

30Zn : [Ar]3d 104s 2 3d 104s 2 30Zn 2+ [Ar]3d 10 3d 10

22Ti 2+

[Ar]3d 2 3d 2 25Mn [Ar]3d 54s 2 3d 5 4s 2

31Ga[Ar]3d

10

4s 24P 1 4s 24P 1 32Ge[Ar]3d 104s 24P 2 4s 24P 2

33As: [Ar]3d 104s 24P 3

4s 24P 3 24Se : [Ar]3d 104s 24P 3 4s 24P 3

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：Al 3+＜Mg 2+＜Na +＜F －＜O 2- Ca 2+＜K +＜Cl －

＜S 2-

（2）p 轨道有2个未成对电子，有P 2和P 4。C:2S 22P 2 、Si:3S 23P 2、O ：2S 22P 4、S ：3S 23P 4 （3）（3S 23P 6 3d 10）第三周期内层电子全充满，Cu 和Zn

（4）Cr ：3d 54s 1， 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：①F 无正价②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（HClO 4）

（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

（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

（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）

NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3KOH＞NaOH＞LiOH

4、元素周期表中区的划分（5 个区）

s区：ⅠA、ⅡA p区：ⅢA～ⅦA、0族d区：ⅢB～ⅦB、Ⅷ

ds区：ⅠB、ⅡB 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：N＞O＞C N＞O＞S

（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＜Si＜S＜P＜Cl （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 ＞N＞C ，O＞S

7、氢键

（1）使物质有较高的熔沸点：①沸点NH3> PH3（NH3分子间形成氢键）②沸点H2O> H2S （H2O分子间形成氢键）③沸点HF> HCl④C2H5OH沸点高于CH3OCH3（C2H5OH分子间形成氢键）⑤CH3COOH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

①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MgO＞NaCl、NaCl＞KCl, MgO＞CaO。

②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。

③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

④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：Li＞Na＞K，Na＜Mg＜Al。

（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＞NaCl＞SiCl4

9、杂化

（1）公式:对于AB m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=σ键+孤电子对数，与π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PO3－4中P原子价电子数应加上3，而NH＋4中N原子的价电子数应减去1。

(2)常用杂化规律

sp3杂化：①连有四个单键的碳原子(饱和C)：CH4、－CH3、CH2、CH、烷烃、环烷烃、CCl4

②连有单键的氧原子：H2O、H3O+、－OH、H2O2

③连有单键的氮原子（饱和N）：NH3、NH4+、－NH2

④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：①双键两端的原子：H2C＝CH2（C＝C）、HCHO(C=O)、羰基(C=O)、尿素(C=O) H2C＝NH (C＝N)

②平面形分子中的中心原子：BF3、SO3、苯

sp杂化：①叁键两端的原子：HC≡CH（C≡C）、H－C≡N（C≡N）

②直线形分子中的中心原子：Be Cl2、C O2、C S2

10、等电子体