2020届高考化学二轮复习专题：物质结构与性质

2020届高考化学二轮复习专题：物质结构与性质

考点一电子排布式、电离能和电负性

1.原子核外电子排布的“三个原理”及其表示方法

(1)三个原理:能量最低原理、泡利原理、洪特规则。

能量最低原理原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道

泡利不相容原理每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋方向相反的电子

洪特规则

当电子排布在同一能级的不同轨道时,基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道,而且自旋状态相同

注意:能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时,体系的能量最低。如24Cr的基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1,而不是

1s22s22p63s23p63d44s2。

(2)基态原子核外电子排布的表示方法

表示方法举例

电子排布式Cr:1s22s22p63s23p63d54s1

简化表示式Cu:[Ar]3d104s1

价电子排布式Fe:3d64s2

电子排布图(或轨道表示式) O:

(3)常见原子轨道电子云轮廓图

原子轨道电子云轮廓形状轨道个数

s 球形 1

p 哑铃形3(p x,p y,p z)

2.电离能

(1)电离能的应用

图 1

(2)第一电离能的周期性

随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化:同周期元素从左到右,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;同主族元素从上到下,第一电离能有逐渐减小的趋势。

图 2

3.元素电负性

(1)规律

同周期元素从左到右,电负性依次增大;同主族元素自上而下,电负性依次减小。

(2)应用

图 3

例1 (1) Fe成为阳离子时首先失去轨道电子,Sm的价层电子排布式为4f66s2,Sm3+价层电子排布式为。

(2)①Zn原子核外电子排布式为。

②黄铜是人类最早使用的合金之一,主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn) (填“大于”或“小于”)I1(Cu)。原因是。

(3)①元素K的焰色反应呈紫红色,其中紫色对应的辐射波长为(填标号)nm。

A.404.4

B.553.5

C.589.2

D.670.8

E.766.5

②基态K原子中,核外电子占据最高能层的符号是,占据该能层电子的电子云轮廓图形状为。K和Cr属于同一周期,且核外最外层电子构型相同,但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低,原因是。

(4)锗(Ge)是典型的半导体元素,在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题:

①基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar] ,有个未成对电子。

②光催化还原CO

2制备CH

4

反应中,带状纳米Zn

2

GeO

4

是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电

负性由大至小的顺序是。

变式 (1)基态Fe3+的价电子排布式为。

(2)基态Cr原子的价电子排布式为;C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序为。

(3)锰元素在周期表中的位置是,基态锰原子的外围电子排布式

为,该原子能量最高的电子的电子云轮廓图形状为;N、C和Mn电负性由大到小的顺序为。

(4)氧元素位于元素周期表中区;第二周期元素中,第一电离能比氧大的有种。

(5)基态铜原子的价电子排布式为,价电子中未成对电子占据原子轨道的形状是。

(6)已知铜和M的电负性分别为1.9和3.0,则铜与M形成的化合物属于(填“离子”或“共价”)化合物。

(7)①基态Cu+的核外价层电子排布式为;Be、B、Al的第一电离能由大到小的顺序是。

②硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物,若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素,氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,则硒与硅的电负性相对大小为Se (填“>”或“<”)Si。

(8)镓失去电子的逐级电离能(单位:kJ·mol-1)的数值依次为577、1985、2962、6192,由此可推知镓的主要化合价为和+3。砷的电负性比镓(填“大”或“小”)。

(9)①基态Ti原子的价电子排布图为。

②已知电离能:I2(Ti)=1310 kJ·mol-1,I2(K)=3051 kJ·mol-1。I2(Ti)

为。

(10)钴元素基态原子的电子排布式为,P、S、Cl的第一电离能由大到小顺序为。

考点二共价键类型、杂化轨道、空间结构

1.σ键、π键的判断方法

(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

单键为一个σ键;双键为一个σ键、一个π键;三键为一个σ键、两个π键。

(3)由成键轨道类型判断

s轨道形成的共价键全都是σ键;杂化轨道形成的共价键全部为σ键。

2.杂化轨道与分子空间构型

(1)价层电子对互斥理论

①基本观点:分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)由于相互排斥作用,尽可能趋向彼此远离。

②AB m型分子或离子价电子对数的计算

价层电子对数=成键电子对数+中心原子的孤电子对数=

成键电子对数+(中心原子的价电子数-中心原子结合的原子最多能接受的电子数×m±电荷数)÷2

注意:ⅰ.中心原子的价电子数=中心原子的最外层电子数;

ⅱ.中心原子结合的原子最多能接受的电子数,氢为1,其他原子等于“8-该原子的价电子数”;

ⅲ.阴离子则加上电荷数,如S O42-:中心原子孤电子对数=6-2×4+2

2

=0;阳离子则减去电荷数,

如N H4+:中心原子孤电子对数=5-1×4-1

2

=0。

(2)中心原子价层电子对数、杂化类型与粒子的立体构型

价层电子对数 2 3 4

杂化轨道类型sp sp2sp3

价层电子对模型直线形平面三角形四面体形

粒子组成形式与构型

AB

2

直线形

AB

2

V形

AB

3

三角形

AB

2

V形

AB

3

三角锥形

AB

4

正

四面体形

实例CO

2

、

CS

2

SnCl

2

、

PbCl

2

BF

3

、

SO

3

H

2

O、

H

2

S

NH

3

、

PH

3

CH

4

、

S O42-、

CCl

4

、

N H4+

规律

当中心原子无孤电子对时,分子构型与价层电子对模型一致;当有孤电子对时,分子的模型为去掉孤电子对后剩余部分的空间构型

(3)等电子原理

①基本观点:原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征,其物理性质相似,化学性质不同。

②熟记下列常见的等电子体