预测19 物质结构与性质(选考)专题-【临门一脚】2021年高考化学三轮冲刺过关

预测19 物质结构与性质(选考)专题 概率预测 ☆☆☆☆☆ 题型预测 选择题 简答题☆☆☆☆☆ 考向预测 ①核外电子排布式或排布图的书写，电离能、电负性大小的比较与判断，金属性、非金属性的变化规律 ②化学键类型的判断，分子构型的判断，中心原子杂化方式的判断，配位化合物的分析，等电子体的判断与应用 ③晶体类型的判断，晶体熔、沸点的比较与分析，晶胞的计算等 “物质结构与性质”模块作为选考内容，题目一般是以元素推断或某主族元素为背景，以“拼盘”形式呈现，各小题之间相对独立。高考结构题的考点相对稳定，在复习中要让抓住重点，明确考点，辨别易错点。原子核外电子排布式(价电子排布式)、杂化方式、化学键类型、晶体结构、配合物、电负性、电离能大小的比较、等电子体知识是高考的热点。不常见分子或离子的空间构型一定要用价层电子对理论来判断，不要想当然；对等电子体的判断一般是从周期表的相邻位置来考虑；对杂化问题有时也要依据价层电子对理论来判断。另外，需要注意的是在比较第一电离能时要考虑洪特规则，而在比较电负性时，则不需要考虑。对于晶胞结构，要做到识图、辨图、析图，最后深刻记忆，如金刚石、二氧化硅、氯化钠、氯化铯、氟化钙、干冰等；对于金属晶体的四种堆积模型，要理清半径和晶胞棱长的关系，学会空间利用率的计算方法。 1．原子结构与性质 (1)常见原子轨道电子云轮廓 原子轨道 电子云轮廓形状 轨道个数 s 球形 1 p 哑铃形 3(px，py，pz) (2)原子核外电子的排布规律 ①能量最低原理 原子核外电子总是优先占据能量更低的原子轨道 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s… ②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，且自旋状态相同 ③泡利原理 每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋方向相反的电子 (3)基态原子核外电子排布的四种方法 表示方法 举例 电子排布式 K：1s22s22p63s23p64s1 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) ①常见特殊原子或离子基态简化电子排布式 微粒 电子排布式 微粒 电子排布式 微粒 电子排布式 Fe原子 [Ar]3d64s2 Cu＋ [Ar]3d10 Cu2＋ [Ar]3d9 Cr原子 [Ar]3d54s1 Fe2＋ [Ar]3d6 Mn2＋ [Ar]3d5 Cr3＋ [Ar]3d3 Fe3＋ [Ar]3d5 Ni原子 [Ar]3d84s2 ②基态原子电子排布图书写的常见错误 错误类型 错因剖析 改正 违背能量最低原理 违背泡利原理 违背洪特规则 违背洪特规则 (4)电离能、电负性 ①元素第一电离能的周期性变化规律 一般规律 同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小；同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小 特殊情况 第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能 ②电离能、电负性大小判断 规律 在周期表中，电离能、电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小 特性 同周期主族元素，第ⅡA族(ns2)全充满、第ⅤA族(np3)半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素 方法 常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小，如O与Cl的电负性比较：①HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知O的电负性大于Cl；②Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl 2．分子结构与性质 (1)σ键、π键的判断 ①由原子轨道重叠方式判断：“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。 ②由共价键数目判断：单键为σ键；双键或三键中一个为σ键，其余为π键。 ③由成键轨道类型判断：s轨道形成的共价键全是σ键；杂化轨道形成的共价键全是σ键。 (2)中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断 分子(A为 中心原子) 中心原子 杂化方式 中心原子孤 电子对数 分子构型 示例 AB2 sp 0 直线形 BeCl2 sp2 1 V形 SO2 sp3 2 V形 H2O AB3 sp2 0 平面三角形 BF3 sp3 1 三角锥形 NH3 AB4 s