2025年高三二輪總復(fù)習化學(xué)考前回歸 上篇 回歸4 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

上篇回歸教材重點、易忽視點回歸4物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)配套練習1原子結(jié)構(gòu)質(zhì)量數(shù)(A)=質(zhì)子數(shù)(Z)＋中子數(shù)(N)。原子中，質(zhì)子數(shù)=核電荷數(shù)=核外電子數(shù)=原子序數(shù)。(2)原子核外電子排布排布規(guī)律a.構(gòu)造原理以光譜學(xué)事實為基礎(chǔ)，從氫開始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入能級的順序稱為構(gòu)造原理，構(gòu)造原理中電子按“3p→4s→3d”順序填充的現(xiàn)象被稱為能級交錯。構(gòu)造原理是被理想化了的，如Cr、Cu的最后兩個能級的電子排布分別為3d54s1和3d104s1，并不符合構(gòu)造原理。b.泡利原理c.洪特規(guī)則d.能量最低原理原子的電子排布遵循構(gòu)造原理，能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。當相鄰能級能量相差不太大時，有1~2個電子占據(jù)能量稍高的能級可能反而降低了電子排斥能而使整個原子能量最低(如所有副族元素的基態(tài)原子)。①會書寫1~36號元素原子和離子的電子排布式、原子價電子排布式。②電子從能量較高的軌道躍遷到能量較低的軌道時，將釋放出能量。我們在日常生活中看到的霓虹燈光、激光、焰火等，都與原子核外電子躍遷釋放能量有關(guān)。2同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律內(nèi)容同周期主族元素(從左到右)同主族元素(從上到下)原子結(jié)構(gòu)核電荷數(shù)逐漸增大逐漸增大電子層數(shù)相等逐漸增多原子半徑逐漸減小逐漸增大離子半徑陽離子逐漸減小陰離子逐漸減小r(陽離子)<r(陰離子)逐漸增大

內(nèi)容同周期主族元素(從左到右)同主族元素(從上到下)元素性質(zhì)主要化合價(O、F除外)最高正價：＋1→＋7最低負價：－4→－1最高正價＝主族序數(shù)金屬性逐漸減弱逐漸增強非金屬性逐漸增強逐漸減弱第一電離能總體呈現(xiàn)增大的趨勢，但ⅡA族和ⅤA族反常地高逐漸減小電負性逐漸增強逐漸減弱

內(nèi)容同周期主族元素(從左到右)同主族元素(從上到下)化合物性質(zhì)最高價氧化物對應(yīng)的水化物酸性增強堿性減弱酸性減弱堿性增強簡單氣態(tài)氫化物的熱穩(wěn)定性增強減弱

(1)通常情況下，當原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成半充滿(p3、d5、f7)結(jié)構(gòu)時，原子的能量較低，該元素具有較大的第一電離能。例如，P的外圍電子排布為3s23p3，p軌道處于半充滿狀態(tài)，比較穩(wěn)定，電離能較高。第一電離能Be>B、Mg>Al的原因：B、Al的第一電離能失去的電子是np能級的，該能級電子的能量比左邊Be、Mg失去的ns能級電子的高，電離能較低。(2)對角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，如圖所示。(3)元素常見化合價②非金屬元素的最低負化合價=原子核外最外層電子數(shù)-8(H除外)；最高正化合價＋|最低負化合價|=8(H、B除外)。(4)根據(jù)元素原子的外圍電子排布的特征，可將元素周期表分成五個區(qū)域：s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)和f區(qū)，(5)有機化合物CH3I和CF3I發(fā)生水解時的主要反應(yīng)分別是：CH3I＋H2O―→CH3OH＋HI和CF3I＋H2O―→CF3H＋HIO。從電負性的角度分析，為什么CF3I水解的產(chǎn)物不是HI?【答案】電負性F>I>H，導(dǎo)致CF3I中C—I的共用電子對偏離I，I顯一定的正電性，故CF3I水解時，生成CF3H和HIO。3化學(xué)鍵(1)共價鍵和離子鍵化學(xué)鍵離子鍵共價鍵成鍵微粒陰、陽離子原子成鍵本質(zhì)靜電作用共用電子對成鍵元素一般是活潑金屬元素和活潑非金屬元素一般是非金屬元素存在離子化合物(NH4Cl、NH4NO3等銨鹽由非金屬元素組成，但含有離子鍵)共價化合物(如CO2、CH4)、非金屬單質(zhì)(如H2、O2)、某些離子化合物(如NaOH、Na2O2)(2)共價鍵分類依據(jù)類型按成鍵方式σ鍵原子軌道“頭碰頭”重疊π鍵原子軌道“肩并肩”重疊

按成鍵過程一般共價鍵成鍵時兩個原子各自提供1個未成對電子形成的共價鍵配位鍵“電子對給予—接受”鍵

按電子偏向極性鍵共用電子對發(fā)生偏移非極性鍵共用電子對不發(fā)生偏移

依據(jù)類型按原子間共用電子對的數(shù)目單鍵(1個σ鍵)原子間有1個共用電子對雙鍵(1個σ鍵和1個π鍵)原子間有2個共用電子對三鍵(1個σ鍵和2個π鍵)原子間有3個共用電子對

(3)電負性差值離子鍵的百分數(shù)是依據(jù)電負性的差值計算出來的，電負性差值越大，離子鍵的百分數(shù)越大。一般認為，兩種成鍵元素的電負性差值大于1.7時形成離子鍵，電負性差值小于1.7時形成共價鍵。4常見分子(或離子)的空間結(jié)構(gòu)(1)價電子對數(shù)①方法一②方法二ABm型分子的價電子對計算方法對于ABm型分子(A是中心原子，B是配位原子)，分子的價電子對數(shù)可以通過下式確定：其中，中心原子的價電子數(shù)等于中心原子的最外層電子數(shù)，配位原子中鹵素原子、氫原子提供1個價電子，氧原子和硫原子按不提供價電子計算。(2)中心原子雜化類型的判斷①根據(jù)中心原子價層電子對數(shù)判斷中心原子的價層電子對數(shù)依次為4、3、2，雜化類型依次為sp3、sp2、sp。②根據(jù)“雜化軌道數(shù)=σ鍵數(shù)＋孤電子對數(shù)”判斷C：2個σ鍵——sp，3個σ鍵——sp2，4個σ鍵——sp3。如CH3CH3中的碳原子采取sp3雜化；乙烯和甲醛中的碳原子采取sp2雜化；苯環(huán)中的碳原子采取sp2雜化；乙炔分子中碳原子采取sp雜化。N：2個σ鍵——sp2，3個σ鍵——sp3。如H—N==N—H中N形成2個σ鍵，還有1個孤電子對，N原子采取sp2雜化。O(S)：2個σ鍵——sp3。如H2O2的分子結(jié)構(gòu)式為H—O—O—H，O形成2個σ鍵，還有2個孤電子對，O原子采取sp3雜化。(3)雜化軌道與分子空間結(jié)構(gòu)的關(guān)系雜化類型雜化軌道數(shù)目雜化軌道間夾角空間結(jié)構(gòu)實例sp2180°直線形BeCl2sp23120°平面三角形BF3sp34109°28′正四面體形CH4(4)分子(或離子)的空間結(jié)構(gòu)分析示例(5)影響鍵角大小的因素①雜化類型不同鍵角(中心原子)：sp3雜化<sp2雜化<sp雜化。如CH4、BF3、CO2，中心原子分別采取sp3、sp2和sp雜化，對應(yīng)的鍵角分別為109°28'、120°、180°。②雜化類型相同a.孤電子對數(shù)越多，鍵角越小，如鍵角：H2O<NH3<CH4。b.孤電子對數(shù)相同，中心原子電負性越大，鍵角越大，如鍵角：H2O>H2S。c.孤電子對數(shù)相同，配位原子電負性越大，鍵角越小，如鍵角NF3<NCl3。(6)分子的極性①非極性分子與極性分子的判斷②鍵的極性與分子極性分子類型典型分子鍵的極性空間結(jié)構(gòu)分子極性三原子分子H2O、H2S、SO2極性鍵V形極性分子CS2、CO2極性鍵直線形非極性分子四原子分子NH3極性鍵三角錐形極性分子BF3、SO3極性鍵平面三角形非極性分子P4非極性鍵正四面體形非極性分子五原子分子CH3Cl極性鍵四面體形極性分子CH4、CCl4極性鍵正四面體形非極性分子5分子間作用力(1)范德華力及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨著相對分子質(zhì)量的增加，物質(zhì)的熔、沸點升高。如熔、沸點：F2<Cl2<Br2<I2、CF4<CCl4<CBr4。(2)氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響①氫鍵表示方法X—H…Y(X、Y為N、O、F原子，可以相同，也可以不同)。②氫鍵對物質(zhì)物理性質(zhì)的影響③解釋一些特殊現(xiàn)象。接近水的沸點時，水蒸氣的相對分子質(zhì)量測定值比按化學(xué)式H2O計算出來的相對分子質(zhì)量大一些(解釋：接近水的沸點的蒸氣中存在一定量的水分子因氫鍵而相互締合，形成締合分子)。HF分子的相對分子質(zhì)量測定結(jié)果比理論值偏大(解釋：HF分子間通過氫鍵形成締合分子，使測定結(jié)果偏大)。6手性碳原子有機物分子中，連有4個不同原子或原子團的碳原子是手性碳原子。7化學(xué)用語(1)兩種模型(2)四種符號①元素符號：O、Na等。(3)十種圖式①化學(xué)式：KAl(SO4)2·12H2O、SiO2等。②分子式：NH3、C6H12O6等。③最簡式(實驗式)：CH2、CH2O等。a.分子晶體的化學(xué)式可表示分子式，如C6H6、H2O2等。b.書寫結(jié)構(gòu)簡式一定要突出官能團，如乙烯的結(jié)構(gòu)簡式不能寫成CH2CH2。c.書寫官能團時不能忽視“—”，如將羧基(—COOH)錯寫成COOH。官能團的書寫方向變化時，原子的書寫順序要隨之變化，如醛基可寫成—CHO或OHC—，但不能寫成HOC—；硝基可寫成—NO2或O2N—，但不能寫成NO2—。8晶體微粒數(shù)計算(1)長方體(含立方體)晶胞中微粒數(shù)計算(2)晶胞中粒子配位數(shù)的計算一個粒子周圍最鄰近的粒子的數(shù)目稱為配位數(shù)。①晶體中原子(或分子)的配位數(shù)：若晶體中的微粒為同種原子或同種分子，則某原子(或分子)的配位數(shù)指的是該原子(或分子)等距離且緊鄰的原子(或分子)的數(shù)目。常見晶胞的配位數(shù)如表：②離子晶體的配位數(shù)：指一個離子周圍等距離且緊鄰的異種電性離子的數(shù)目。圖1

(NaCl晶胞)a.NaCl晶體中，Cl-的配位數(shù)指的是每個Cl-周圍等距離且緊鄰的Na＋的個數(shù)，Na＋的配位數(shù)指的是每個Na＋周圍等距離且緊鄰的Cl-的個數(shù)。由圖1可知，Cl-的配位數(shù)為6，6個Na＋所圍成的圖形為正八面體。Na＋的配位數(shù)也為6。b.由圖2可知，CaF2晶胞內(nèi)白球共有8個，由均攤法知，黑球共有4個，說明黑球是Ca2＋，白球是F-。與F-等距離且緊鄰的Ca2＋有4個，F(xiàn)-的配位數(shù)為4，與Ca2＋等距離且緊鄰的F-有8個，Ca2＋的配位數(shù)為8。圖2

(CaF2晶胞)【提示】在晶胞中,若某種離子的配位數(shù)不好判斷,可以判斷其他離子配位數(shù),然后根據(jù)與化學(xué)式中離子個數(shù)比成反比進行換算。如CaF2晶胞中,容易判斷出白球(F-)的配位數(shù)為4,根據(jù)配位數(shù)與化學(xué)式中離子比成反比,可以得出Ca2+的配位數(shù)為8。9晶體熔、沸點的比較(1)不同類型晶體的熔、沸點高低的一般規(guī)律：共價晶體>離子晶體>分子晶體。如熔點：SiO2>NaCl>CO2。(2)相同類型晶體①金屬晶體：金屬離子半徑越小、離子所帶電荷數(shù)越多，金屬鍵越強，熔、沸點越高。如熔點：Na<Mg<Al。②離子晶體：陰、陽離子所帶電荷數(shù)越多、離子半徑越小，離子鍵越強，熔、沸點越高。如熔點：MgO>NaCl>KCl。③共價晶體：原子半徑越小，鍵長越短，熔、沸點越高。如熔點：金剛石>碳化硅>硅。④分子晶體：a.組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，熔、沸點越