高考专题复习《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 HeLi Be B C N O F NeNa 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：[Ar]3d64s2 3d64s226Fe2+：[Ar]3d6 3d626Fe3+：[Ar]3d5 3d529Cu：[Ar]3d104s1 3d104s129Cu +：[Ar]3d10 3d1029Cu 2+：[Ar]3d9 3d924Cr： [Ar]3d54s1 3d54s124Cr3＋[Ar] 3d3 3d330Zn : [Ar]3d104s2 3d104s230Zn2+ [Ar]3d10 3d1022Ti2+ [Ar]3d2 3d225Mn [Ar]3d54s2 3d5 4s231Ga[Ar]3d104s24P1 4s24P132Ge[Ar]3d104s24P2 4s24P233As: [Ar]3d 104s 24P34s 24P 3 24Se : [Ar]3d 104s 24P34s 24P 33、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）CH 4< NH 3< H 2O <HF ，SiH 4< PH 3< H 2S <HClHF ＞HCl ＞HBr ＞HI H 2O ＞H 2S ＞H 2Se NH 3＞PH 3 CH 4＞SiH 4（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 2SiO 3< H 3PO 4< H 2SO 4<HClO 4 H 2CO 3 ＞H 2SiO 3（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＞LiOH4、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、Ⅷds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＞S7、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）⑤CH 3COOH 沸点高于CH 3COOCH 3（CH 3COOH 分子间形成氢键）HCOOH 沸点高于HCOOCH 3（HCOOH 分子间形成氢键）。

（2）使物质易溶于水：如NH 3、C 2H 5OH 、CH 3CHO 、CH 3COOH 、H 2O 2等易溶于水（某分子与水分子形成氢键，如C 2H 5OH 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（F 2<Cl 2<Br 2<I 2）；有氢键的分子晶体，还要考虑氢键的强弱。

（H 2O ＞H 2S ，NH 3＞PH 3 ，HF ＞HCl ）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：SiO 2 ＞CO 2 SiO 2 ＞NaCl ＞SiCl 4 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键无关中P原子价电子对于离子：阴离子加上离子电荷数，阳离子减去离子电荷数。

如PO3－4数应加上3，而NH＋中N原子的价电子数应减去1。

4(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、CCl4②连有单键的氧原子：H2O、H3O+、－OH、H2O2③连有单键的氮原子（饱和N）：NH3、NH4+、－NH2④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：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①AX 10e- CO、N2、CN－、C22-直线型sp杂化②AX2 16 e- CO2、N2O、CS2、COS 、 SCN－、CNO－、NO2+、N3－直线型sp杂化③AX4 32e- CCl4、SiF4、SO42-、PO43-、ClO4－、SiO44- 正四面体sp3杂化④AX4 8e- CH4NH＋4正四面体 sp3杂化⑤AX2 8e- H2O H2S NH2- V型 sp3杂化⑥AX2 18e- SO2、O3、NO2－ V型 sp2杂化⑦AX3 24 e- CO32-、NO3－、SO3、COCl2平面三角形 sp2杂化⑧AX3 8e- NH3、 H3O＋三角锥形 sp3杂化⑨AX3 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－）①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。

②每个氯化钠晶胞中有4个Na+，有4个Cl－。

（Na+4216818=⨯+⨯，Cl－414112=+⨯）③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：Zn 2+，Y 为S 2-)S 2-最近距离的Zn 2+有4个，S 2-配位数为4；Zn 2+-最近距离的S 2-有4个，Zn 2+配位数为4。

（6）Cu 2O （黑点Cu +，白点O 2-）Cu +最近距离的O 2-有2个，Cu +配位数为2；O 2-最近距离的Cu +有4个，O 2-配位数为2。

（7）常见金属晶体的原子堆积模型（8）MgB 2Mg ：32126112=⨯+⨯ B ：612、配合物组成、结构结构型式 常见金属 配位数面心立方 Cu 、Ag 、Au 12体心立方 Na 、K 、Fe 8六方堆积 Mg 、Zn 12。