秘籍09 物质结构与性质（含元素周期律）-备战2023年高考化学抢分秘籍（新高考专用）

秘籍09 物质结构与性质（含元素周期律） 概率预测 ☆☆☆☆☆ 题型预测 选择题 ☆☆☆☆☆ 考向预测 元素周期表、周期律、原子结构与性质、分子结构与性质的综合分析及应用 本专题命题采取结合新科技，新能源等社会热点为背景，命题的形式分为选择题和填空题，原子的结构与性质、分子的结构与性质是命题的三大要点。从大题的构成来看，给出一定的知识背景，然后设置成4—5个小题，每个小题考查一个知识要点是主要的命题模式，内容主要考查基本概念，如电子排布式，轨道式，电离能，电负性，杂化方式以及空间构型等，也可联系有机考查有机物中C原子的杂化。 考点一 、 “位—构—性”的关系及其应用 1．原子序数与元素位置的“序数差值”规律 (1)同周期相邻主族元素的“序数差值”规律。 ①除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1。 ②同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素，其原子序数差分别是：第二、三周期相差1，第四、五周期相差11，第六、七周期相差25。 (2)同主族相邻元素的“序数差值”规律。 ①第二、三周期的同族元素原子序数相差8。 ②第三、四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第ⅠA族、ⅡA族相差8，其他族相差18。 ③第四、五周期的同族元素原子序数相差18。 ④第五、六周期的同族元素原子序数镧系之前的相差18，镧系之后的相差32。 ⑤第六、七周期的同族元素原子序数相差32。 2．元素金属性、非金属性强弱的实验比较法 (1)元素金属性强弱的实验比较法。 ①单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。 ②单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。 ③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 ④若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y金属性比X强。 (2)元素非金属性强弱的实验比较法。 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。 ②单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。 ④An－＋B―→Bm－＋A，则B非金属性比A强。 3．元素性质递变规律 (1)同周期，从左到右，主族元素的金属性减弱，非金属性增强。 (2)同主族，从上到下，元素的金属性增强，非金属性减弱。 4．“四看”突破粒子半径大小比较 (1)“一看”电子层数：当最外层电子数相同，电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。(同主族) (2)“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。(同周期) (3)“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。(同元素) (4)“四看”原子序数：当核外电子数相同时，原子序数越高，离子半径越小。(同结构) 5．建立“位—构—性”关系模型 这类题目往往将元素化合物知识、物质结构理论、化学基本理论等知识串联起来，综合性较强，难度较大，解题的关键是正确推断元素，常用的主要方法有： (1)原子或离子结构示意图。 (2)元素主要化合价的特征关系。 (3)原子半径的递变规律。 (4)元素周期表中短周期的特殊结构。 如：①元素周期表中第一周期只有两种元素H和He，H元素所在的第ⅠA族左侧无元素分布； ②He为0族元素，0族元素为元素周期表的右侧边界，0族元素右侧没有元素分布。 利用这个关系可以确定元素所在的周期和族。 如：已知X、Y、Z、W四种短周期元素的位置关系如图： 则可以推出X为He，再依次推知Y为F、Z为O、W为P。 考点二、第一电离能、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。如同周期主族元素，第ⅡA族元素的原子最外层s能级全充满、ⅤA族元素的原子最外层p能级半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的主族元素 (2)电负性大小判断。 规律 在周期表中，同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大，同主族从上往下逐渐减小 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 考点三、与分子结构有关的两种理论 1.杂化轨道理论 ①基本观点：杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理；杂化轨道形成的共价键更加牢固。 ②杂化轨道类型与分子立体构