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 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]3d64s2 3d64s2

26

Fe2+：[Ar]3d6 3d6

26Fe3+：[Ar]3d5 3d5

29

Cu：[Ar]3d104s1 3d104s1

29Cu +：[Ar]3d10 3d10

29

Cu 2+：[Ar]3d9 3d9

24Cr： [Ar]3d54s1 3d54s1

24

Cr3＋[Ar] 3d3 3d3

30Zn : [Ar]3d104s2 3d104s2

30

Zn2+ [Ar]3d10 3d10

22Ti2+ [Ar]3d2 3d2

25

Mn [Ar]3d54s2 3d5 4s2

31Ga[Ar]3d104s24P1 4s24P1

32

Ge[Ar]3d104s24P2 4s24P2

33

As: [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）CH 4< NH 3< H 2O

HF ＞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

（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)

3

KOH＞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NH

3> PH

3

（NH

3

分子间形成氢键）②沸点H

2

O> H

2

S（H

2

O

分子间形成氢键）③沸点HF> HCl④C

2H

5

OH沸点高于CH

3

OCH

3

（C

2

H

5

OH分子间形成氢键）⑤

CH 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

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