专题二 物质结构与性质-【步步高·考前三个月】2025年高考化学复习讲义课件（江苏专用）（课件PPT+word教案）

一、元素周期表、元素周期律 (一)元素周期表 1.元素周期表的分区简图 2.各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 ns1~2 p区 ns2np1~6(除He外) d区 (n-1)d1~9ns1~2(除钯外) ds区 (n-1)d10ns1~2 f区 (n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2 (二)元素周期律 1.同周期、同主族元素性质的递变规律 性质 同周期(自左而右) 同主族(自上而下) 电子层结构 层数相同 层数增大 失电子能力 减弱 增强 得电子能力 增强 减弱 金属性 减弱 增强 非金属性 增强 减弱 主要化合价 最高正价升高(O、F除外) 最高正价相同(O、F除外) 最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 酸性增强： H2SiO3<H3PO4<H2SO4<HClO4 碱性减弱： NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 酸性减弱： HNO3>H3PO4 碱性增强： LiOH<NaOH<KOH 非金属气态氢化物的稳定性 增强：SiH4<PH3<H2S<HCl 减弱：HF>HCl>HBr>HI 原子半径 减小：Si>P>S>Cl 增大：F<Cl<Br<I 阳离子半径 减小：Na+>Mg2+>Al3+ 增大：Li+<Na+<K+ 阴离子半径 减小：P3->S2->Cl- 增大：F-<Cl-<Br-<I- 2.1~36号元素的第一电离能(I1)变化规律 说明：①同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，第ⅡA、ⅤA族反常； ②同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。 3.元素第一电离能的周期性变化 随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期元素从左到右，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，氢和碱金属的第一电离能最小。同族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。 4.主族元素的电负性 说明：①同周期元素从左到右，电负性增大； ②同主族元素从上到下，电负性减小。 常考归纳 (1)比较金属性、非金属性强弱 同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 (2)比较原子半径、离子半径大小 一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 二看核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。 三看核外电子数：当核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大。 (3)电离能差异原因解释 答题模板　A原子的价层电子排布式为×××，处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子。 应用举例 (1)第一电离能N大于O，原因：N原子的价层电子排布式为2s22p3，处于半充满，比较稳定，难失电子。 (2)从结构上分析Fe3+比Fe2+稳定的原因：Fe3+价层电子排布式为3d5，为半充满结构，较稳定，而F价层电子排布式为3d6。 4.元素推断 1.判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。　 (1)(2021·江苏，2D)Cl-与Na+具有相同的电子层结构(　　) (2)Mg2+与具有相同的电子层结构(　　) (3)Al在元素周期表中位于第四周期第ⅢA族(　　) (4)Cu元素位于元素周期表d区(　　) (5)Fe元素位于元素周期表第ⅧB族(　　) (6)元素Mg在周期表中位于第三周期第ⅡA族(　　) (7)(2020·江苏，9C)原子半径：r(Br)>r(Cl)>r(Mg)>r(Na)(　　) (8)第一电离能：I1(Al)<I1(P)<I1(S)(　　) (9)最高价氧化物对应的水化物的酸性：P<S<Cl(　　) (10)电负性：F>N>H(　　) (11)基态Cu+转化为基态Cu2+，失去3d轨道上的电子(　　) 答案　(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×　(6)√　(7)×　(8)×　(9)√　(10)√　(11)√ 2.(2024·盐城市学业水平合格性考试模拟)硼和氮都属于元素周期表第二周期元素，它们原子结构中相同的是(　　) A.电子层数 B.质子数 C.最外层电子数 D.核外电子数 答案　A 3.(2022·湖南，5)科学家合成了一种新的共价化合物(结构如图所示)，X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期元素，W的原子序数等于X与Y的原子序数之和。下列说法错误的是(　　) A.原子半径：X>Y>Z B.非金属性：Y>X>W C.Z的单质具有较强的还原性 D.原子序数为82的元素与W位于同一主族 答案　C 解析　由共价化合物的结构可知，X、W形成4个共价键，Y形成2个共价键，Z形成1个共价键，X、Y、Z、W是原子序数依次增大的短周期元素，W的原子序数等于X与Y的原子序数之和，则X为C元素、Y为O元素、Z为F元素、W为Si元素。同周期元素从左到右原子半径依次减小，则C、O、F的原子半径：C>O>F，故A正确；同周期元素从左到右元素的非金属性依次增强，同主族元素从上到下元素的非金属性依次减弱，则C、O、Si的非金属性：O>C>Si，故B正确；氟元素的非金属性最强，单质具有很强的氧化性，故C错误；原子序数为82的元素为铅元素，与硅元素都位于元素周期表第ⅣA族，故D正确。 4.[2020·全国卷Ⅰ，35(2)]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是　　　　　　　　　　　　　。I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是　　　　。  I1/(kJ·mol-1) Li 520 Be 900 B 801 Na 496 Mg 738 Al 578 答案　Na与Li同主族，Na的电子层数多，原子半径大，故第一电离能更小　Li、Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态Be原子的2p能级处于全空状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的 二、化学键　分子结构与性质 (一)化学键及分类 1.化学键的存在 2.共价键的类型 共价键 举例 说明 σ键、 π键 单键(σ键) ①相同原子之间形成的共价键可能是非极性键，也可能是极性键，如O2中的共价键是非极性键，O3中的共价键是极性键；不同原子之间形成的共价键是极性键。 ②分子中的大π键可用符号表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数。如苯分子中的大π键可表示为。 ③配位键也是共价键： A.含有常见配体的配合物举例： 注：冰晶石——六氟合铝酸钠(工业上用于电解制铝，可以降低氧化铝的熔融温度)。 B.含有特殊配体：π键配位体[CO、环戊二烯基(C5H5—)等]和螯合配位体的配合物举例： 双键 (1个σ键、1个π键) 三键 (1个σ键、2个π键) 大π键 配位键 ①配合物的组成。以[Cu(NH3)4](OH)2为例： 一般来说，配合物内界与外界之间为离子键，电荷相互抵消。 ②配体可能有多个配位原子与中心离子或原子形成螯合物。 以C与乙二胺形成的配离子为例： 3.共价键对物质化学性质的影响 (1)共价键的强弱对物质稳定性的影响：键能越大，键长越短，分子越稳定。 (2)共价键的极性对羧酸酸性的影响：键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的极性而实现的，羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H+，则羧酸的酸性越大。 注意　与羧基相连的基团会影响羧基中羟基的极性。 ⅰ.烷基是推电子基团，烷基越长推电子效应越大，使羧基中的羟基的极性越小，羧酸的酸性越小； ⅱ.与羧基相邻的共价键的极性越大，通过传导作用使羧基中羟基的极性越大，则羧酸的酸性越大。 (二)分子、离子的空间结构 1.价层电子对互斥模型 (1)公式 对于ABn型分子或A型离子： 价层电子对数=。 (2)注意事项 ①O、S作中心原子提供6个价电子，作配位原子提供0个价电子。 ②当出现单电子时，单电子算一对。如价层电子对数为≈4。 2.VSEPR模型和微粒空间结构的区别 常见微粒 中心原子的杂化方式 VSEPR模型 孤电子对数 微粒的空间结构 迁移 CH4 sp3 正四面体形 0 正四面体形 N、B、 P、Cl H2O sp3 四面体形 2 V形 H2S NH3 sp3 四面体形 1 三角锥形 H3O+、NF3 BF3 sp2 平面三角形 0 平面三角形 SO3、N、 C、HCHO SO2 sp2 平面三角形 1 V形 N CO2 sp 直线形 0 直线形 CS2 注意　原子总数相同、价电子总数相同的分子(或离子)互为等电子体。等电子体具有相同的结构特征(空间结构和化学键类型)及相近的性质。 3.中心原子的成键特点与杂化方式的关系 (1)单键C、N、O(、、—O—)：　　　　　　　杂化。  (2)双键C、N、O(、、)：　　　杂化；  (3)“==C==”：　　　杂化。  (4)三键C、N(—C≡C—、—C≡N)：　　　杂化。  (三)分子间作用力　分子性质 1.键的极性与分子的极性 分子类型 典型分子 键的极性 空间结构 分子极性 三原子分子 H2O、H2S、SO2 极性键 V形 极性分子 CS2、CO2 极性键 直线形 非极性分子 四原子 分子 NH3 极性键 三角锥形 极性分子 BF3、SO3 极性键 平面正三角形 非极性分子 P4 非极性键 正四面体形 非极性分子 五原子分子 CH3Cl 极性键 四面体形 极性分子 CH4、CCl4 极性键 正四面体形 非极性分子 2.氢键及其对物质性质的影响 氢键不属于化学键，氢键的作用力要大于范德华力。 对物理性质的影响： (1)分子间氢键使物质沸点较高 例如，沸点：NH3>PH3(NH3分子间形成氢键)、H2O>H2S(H2O分子间形成氢键)、HF>HCl(HF分子间形成氢键)、C2H5OH>CH3OCH3(C2H5OH分子间形成氢键)。 (2)分子内氢键使物质的熔、沸点降低，如熔、沸点：<。 (3)使物质易溶于水：如NH3、C2H5OH、CH3CHO、H2O2、CH3COOH等易溶于水(分子与水分子间形成氢键)。 (4)解释一些特殊现象：例如水结冰体积膨胀(水分子间形成氢键，体积大，密度小)。 常考归纳 1.σ键和π键、配位键、配位数的识别和计算 2.键角大小的比较 (1)杂化类型不同 键角：中心原子sp杂化>sp2杂化>sp3杂化。如CH4、BF3、CO2的中心原子分别为sp3、sp2和sp杂化，它们对应的键角分别为109°28'、120°、180°。 (2)杂化类型相同 ①孤电子对数越多，键角越小，如键角：H2O<NH3<CH4。 ②孤电子对数相同，中心原子电负性越大，键角越大，如键角：H2O>H2S。 ③孤电子对数相同，中心原子相同，配位原子电负性越大，键角越小，如键角：NF3<NCl3。 3.物质稳定性分析 4.某些物质的熔点、沸点、气体溶解性分析 5.结构型元素推断 方法技巧　熟悉常见结构中的共价键数目 (1)卤素原子或氢原子能形成一个共价键。 (2)O、S能形成两个共价键，也可能形成若干配位键。 (3)N、P能形成三个共价键，也可能形成三个共价键、一个配位键，P还能形成五个共价键。 (4)C、Si能形成四个共价键，C也可以形成双键或三键。 (5)B能形成三个共价键，也可以形成三个共价键、一个配位键。 应用举例 (2023·辽宁，9)某种镁盐具有良好的电化学性能，其阴离子结构如图所示。W、X、Y、Z、Q是核电荷数依次增大的短周期元素，W、Y原子序数之和等于Z，Y原子价电子数是Q原子价电子数的2倍。下列说法错误的是(　　) A.W与X的化合物为极性分子 B.第一电离能：Z>Y>X C.Q的氧化物是两性氧化物 D.该阴离子中含有配位键 [思路分析] 第一步　锁定范围 第二步　确定元素 根据W、X、Y、Z、Q是核电荷数依次增大的短周期元素，结合第一步可知，W为H。结合W、Y原子序数之和等于Z可得，Y、Z的原子序数相差1，则Y、Z为O、F或S、Cl。又Y原子价电子数为Q原子价电子数的2倍，则Q原子价电子数为3且其原子序数最大，则Q为Al，原子序数：X<Y<Z<Q，则X、Y、Z分别为C、O、F。 第三步　逐项分析判断 答案　A 1.正误判断 (1)s⁃s σ键与s⁃p σ键的电子云形状对称性相同(　　) (2)氢键是一种特殊的化学键，它广泛存在于自然界中(　　) (3)H2O比H2S稳定是因为水分子间存在氢键(　　) (4)碳碳三键和碳碳双键的键能分别是碳碳单键键能的3倍和2倍(　　) (5)凡中心原子采取sp3杂化的分子，其VSEPR模型都是四面体(　　) (6)NH3和CH4两个分子中的中心原子N和C都是sp3杂化(　　) (7)PCl3分子是三角锥形，这是因为P原子是以sp2杂化的结果(　　) (8)P4与PC中的键角相同(　　) (9)SO2和SO3中的键角相等(　　) (10)CO2中的键角比CH4的大(　　) 答案　(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√　(6)√　(7)×　(8)×　(9)×　(10)√ 2.短周期主族元素X、Y、Z的原子序数依次增大，可与C、H形成结构如图所示的离子液体。已知阳离子中的环状结构与苯环类似，下列说法错误的是(　　) A.原子半径：Z>X>Y B.第一电离能：Y>X>Z C.阳离子中存在大π键： D.X2Y2电子式 答案　D 解析　由题图可知，X形成3个或4个共价键，整个粒子带一个单位的正电荷，则X原子最外层有5个电子，故X为N；Z形成6个共价键，且带有一个单位的负电荷，则Z原子最外层有5个电子，Z为P；Y形成1个共价键，且原子序数小于P，则Y为F。同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，则原子半径：P>N>F，A正确；同周期元素从左到右第一电离能整体呈增大的趋势，同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，则第一电离能：F>N>P，B正确；已知该阳离子中的环状结构与苯环类似，故该阳离子中形成大π键的原子数为5，电子数为6，则该阳离子中存在的大π键为，C正确；N2F2的电子式为，D错误。 3.(1)[2018·江苏，21A(4)]N2分子中σ键与π键的物质的量之比n(σ)∶n(π)=　　　　。  (2)[2020·江苏，21A(1)节选][Fe(H2O)6]2+中，与Fe2+配位的原子是　　　(填元素符号)。  (3)[2019·江苏，21A(2)节选]Cu2+与OH-反应能生成[Cu(OH)4，[Cu(OH)4中的配位原子为　　　(填元素符号)。  (4)[2018·江苏，21A(5)][Fe(H2O)6]2+与NO反应生成[Fe(NO)(H2O)5]2+，NO以N原子与Fe2+形成配位键。[Fe(NO)(H2O)5]2+的结构如图所示，请在相应位置补填缺少的配体。 (5)一种钴的配合物乙二胺四乙酸合钴的结构如图。 1 mol该配合物形成的配位键有　　　　 mol，配位原子是　　　　　，碳原子的杂化类型有　　　　。  答案　(1)1∶2　(2)O　(3)O　(4)　(5)6　N、O　sp2、sp3 三、晶体结构与性质 1.不同晶体的特点比较 比较项目 离子晶体 金属晶体 分子晶体 共价晶体 概念 阳离子和阴离子通过离子键结合而形成的晶体 通过金属离子与自由电子之间的较强作用形成的晶体 分子间以分子间作用力相结合的晶体 相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体 晶体微粒 阴、阳离子 金属阳离子、自由电子 分子 原子 微粒之间作用力 离子键 金属键 分子间作用力 共价键 物 理 性 质 熔、沸点 较高 有的高、有的低 低 很高 硬度 硬而脆 有的大、有的小 小 很大 溶解性 一般情况下，易溶于极性溶剂(如水)，难溶于有机溶剂 钠等可与水、醇类、酸类反应 极性分子易溶于极性溶剂；非极性分子易溶于非极性溶剂 难溶于一般溶剂 2.晶体熔、沸点高低的判断规律 (1)一般来说，熔、沸点：共价晶体>离子晶体>分子晶体。 (2)同种类型晶体的熔、沸点的判断 晶体类型 判断依据 举例(熔、沸点) 分子晶体 组成、结构相似的物质，存在氢键的物质的熔、沸点高 HF>HCl 组成、结构相似的物质，一般相对分子质量越大，熔、沸点越高 HI>HBr>HCl 分子的极性越大，熔、沸点越高 CO>N2 同分异构体的支链越多，熔、沸点越低 正戊烷>异戊烷>新戊烷 共价晶体 原子半径小的键长短，键能大，熔、沸点高 金刚石>碳化硅>硅 金属晶体 离子半径越小、所带电荷数越多，熔、沸点越高 Al>Mg>Na、Li>Na>K 离子晶体 离子半径越小、所带电荷数越多，离子键越强，熔、沸点越高 MgO>NaCl>CsCl 3.常见共价晶体结构分析 (1)金刚石 ①每个C与相邻4个C以共价键结合，形成正四面体结构； ②键角均为109°28'； ③最小碳环由6个C组成且6个C不在同一平面内； ④每个C参与4个C—C的形成，C原子数与C—C数之比为1∶2； ⑤密度ρ=g·cm-3(a/cm为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 (2)SiO2 ①每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构； ②每个正四面体占有1个Si，4个“O”，因此二氧化硅晶体中Si与O的个数之比为1∶2； ③最小环上有12个原子，即6个O、6个Si； ④密度ρ= g·cm-3(a/cm为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 (3)SiC、BP、AlN ①每个原子与另外4个不同种类的原子形成正四面体结构； ②密度：ρ(SiC)= g·cm-3；ρ(BP)= g·cm-3；ρ(AlN)= g·cm-3(a/cm为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 4.常见分子晶体结构分析 (1)干冰 ①8个CO2位于立方体的顶角且在6个面的面心各有1个CO2； ②每个CO2分子周围紧邻的CO2分子有12个； ③密度ρ= g·cm-3(a/cm为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 (2)白磷 ①面心立方最密堆积； ②密度ρ= g·cm-3(a/cm为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 5.常见离子晶体结构分析 晶体 晶胞 配位数 NaCl Na+、Cl-的配位数均为6 CsCl Cs+、Cl-的配位数均为8 CaF2 Ca2+()的配位数为8；F-()的配位数为4 1.正误判断 (1)Na2O中离子键的百分数为62%，则Na2O不是纯粹的离子晶体，是离子晶体与共价晶体之间的过渡晶体(　　) (2)碳、硅均为第ⅣA族元素，因而CO2与SiO2的晶体类型相同(　　) (3)金属晶体的熔点都比分子晶体的熔点高(　　) (4)晶体熔点由低到高：CH4<SiH4<GeH4<SnH4(　　) 答案　(1)√　(2)×　(3)×　(4)√ 2.分析下列晶胞中指定微粒个数 (1)[2014·江苏，21A(5)]Cu2O在稀硫酸中生成Cu和CuSO4，铜晶胞结构如图所示，铜晶体中每个铜原子周围距离最近的铜原子数目为12。 (2)[2013·江苏，21A(1)]Zn与S所形成化合物晶体的晶胞如图所示。 ①1个晶胞中，锌离子的数目为4。 ②该化合物的化学式为ZnS。 学科网（北京）股份有限公司 $$ 考前必备 专题二　物质结构与性质 一、元素周期表、元素周期律 二、化学键　分子结构与性质 内容索引 三、晶体结构与性质 一、元素周期表、元素周期律 PART ONE (一)元素周期表 1.元素周期表的分区简图 2.各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 ns1~2 p区 ns2np1~6(除He外) d区 (n-1)d1~9ns1~2(除钯外) ds区 (n-1)d10ns1~2 f区 (n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2 (二)元素周期律 1.同周期、同主族元素性质的递变规律 性质 同周期(自左而右) 同主族(自上而下) 电子层结构 层数　　  层数　　  失电子能力 _____  _____ 得电子能力 _____ _____ 金属性 _____ _____  非金属性 _____ _____ 相同 增大 减弱 增强 增强 减弱 减弱 增强 增强 减弱 性质 同周期(自左而右) 同主族(自上而下) 主要化合价 最高正价升高(O、F除外) 最高正价相同(O、F除外) 最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 酸性增强： H2SiO3　H3PO4　H2SO4 　HClO4  碱性减弱： NaOH　Mg(OH)2　Al(OH)3  酸性减弱： HNO3　H3PO4  碱性增强： LiOH　NaOH　KOH  < < < > > > < < 性质 同周期(自左而右) 同主族(自上而下) 非金属气态氢化物的稳定性 增强：SiH4　PH3　H2S　HCl  减弱：HF　HCl　HBr 　HI  原子半径 减小：Si　P　S　Cl  增大：F　Cl　Br　I  阳离子半径 减小：Na+　Mg2+　Al3+  增大：Li+　Na+　K+  阴离子半径 减小：P3-　S2-　Cl-  增大：F-　Cl-　Br-　I-  < < > < > > > > > < < < > > < < > > < < < 2.1~36号元素的第一电离能(I1)变化规律 说明：①同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，第ⅡA、ⅤA族反常； ②同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。 3.元素第一电离能的周期性变化 随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期元素从左到右，第一电离能有逐渐 的趋势，稀有气体的第一电离能最 ，氢和碱金属的第一电离能最 。同族元素从上到下，第一电离能逐渐_____。 增大 大 小 减小 4.主族元素的电负性 说明：①同周期元素从左到右，电负性增大； ②同主族元素从上到下，电负性减小。 常考归纳 (1)比较金属性、非金属性强弱 同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 (2)比较原子半径、离子半径大小 一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 二看核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。 三看核外电子数：当核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大。 (3)电离能差异原因解释 答题模板　A原子的价层电子排布式为×××，处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子。 应用举例 (1)第一电离能N大于O，原因：___________________________________ _____________________________。 (2)从结构上分析Fe3+比Fe2+稳定的原因：___________________________ _______________________________________________。 N原子的价层电子排布式为2s22p3，处于半充满，比较稳定，难失电子 Fe3+价层电子排布式为3d5，为半充满结构，较稳定，而F价层电子排布式为3d6 4.元素推断 1.判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)(2021·江苏，2D)Cl-与Na+具有相同的电子层结构(　　) (2)Mg2+与具有相同的电子层结构(　　) (3)Al在元素周期表中位于第四周期第ⅢA族(　　) (4)Cu元素位于元素周期表d区(　　) (5)Fe元素位于元素周期表第ⅧB族(　　) (6)元素Mg在周期表中位于第三周期第ⅡA族(　　) × × × × 自我检测 √ √ (7)(2020·江苏，9C)原子半径：r(Br)>r(Cl)>r(Mg)>r(Na)(　　) (8)第一电离能：I1(Al)<I1(P)<I1(S)(　　) (9)最高价氧化物对应的水化物的酸性：P<S<Cl(　　) (10)电负性：F>N>H(　　) (11)基态Cu+转化为基态Cu2+，失去3d轨道上的电子(　　) × √ × √ √ 2.(2024·盐城市学业水平合格性考试模拟)硼和氮都属于元素周期表第二周期元素，它们原子结构中相同的是 A.电子层数 B.质子数 C.最外层电子数 D.核外电子数 √ 3.(2022·湖南，5)科学家合成了一种新的共价化合物(结构如图所示)，X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期元素，W的原子序数等于X与Y的原子序数之和。下列说法错误的是 A.原子半径：X>Y>Z B.非金属性：Y>X>W C.Z的单质具有较强的还原性 D.原子序数为82的元素与W位于同一主族 √ 由共价化合物的结构可知，X、W形成4个共价键，Y形成2个共价键，Z形成1个共价键，X、Y、Z、W是原子序数依次增大的短周期元素， W的原子序数等于X与Y的原子序数之和，则X为C元素、Y为O元素、Z为F元素、W为Si元素。同周期元素从左到右原子半径依次减小，则C、O、F的原子半径：C>O>F，故A正确； 同周期元素从左到右元素的非金属性依次增强，同主族元素从上到下元素的非金属性依次减弱，则C、O、Si的非金属性：O>C>Si，故B正确； 氟元素的非金属性最强，单质具有很强的氧化性，故C错误； 原子序数为82的元素为铅元素，与硅元素都位于元素周期表第ⅣA族，故D正确。 4.[2020·全国卷Ⅰ，35(2)]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是_____________________________________ 　 　　　　　 　　　　。I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是___________________________________ _________________________________________ I1/(kJ·mol-1) Li 520 Be 900 B 801 Na 496 Mg 738 Al 578 Na与Li同主族，Na的电子层数多，原子半径大，故第一电离能更小 Li、Be和B为同周期元素，同周期元素 从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由 于基态Be原子的2p能级处于全空状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的 __________________________________________________________________________。 二、化学键　分子结构与性质 PART TWO (一)化学键及分类 1.化学键的存在 2.共价键的类型 共价键 举例 σ键、π键 单键(σ键)   双键(1个σ键、1个π键)   三键(1个σ键、2个π键)   大π键   共价键 举例 配位键 ①配合物的组成。以[Cu(NH3)4](OH)2为例： 一般来说，配合物内界与外界之间为离子键，电荷相互抵消。 ②配体可能有多个配位原子与中心离子或原子形成螯合物。 以C与乙二胺形成的配离子为例：   说明 ①相同原子之间形成的共价键可能是非极性键，也可能是极性键，如O2中的共价键是非极性键，O3中的共价键是极性键；不同原子之间形成的共价键是极性键。 ②分子中的大π键可用符号表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数。如苯分子中的大π键可表示为。 ③配位键也是共价键： 说明 A.含有常见配体的配合物举例：   注：冰晶石——六氟合铝酸钠(工业上用于电解制铝，可以降低氧化铝的熔融温度)。 B.含有特殊配体：π键配位体[CO、环戊二烯基(C5H5—)等]和螯合配位体的配合物举例：   3.共价键对物质化学性质的影响 (1)共价键的强弱对物质稳定性的影响：键能越 ，键长越 ，分子越稳定。 (2)共价键的极性对羧酸酸性的影响：键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的极性而实现的，羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H+，则羧酸的酸性越大。 大 短 注意　与羧基相连的基团会影响羧基中羟基的极性。 ⅰ.烷基是推电子基团，烷基越长推电子效应越大，使羧基中的羟基的极性越小，羧酸的酸性越小； ⅱ.与羧基相邻的共价键的极性越大，通过传导作用使羧基中羟基的极性越大，则羧酸的酸性越大。 (二)分子、离子的空间结构 1.价层电子对互斥模型 (1)公式 对于ABn型分子或A型离子： 价层电子对数=。 (2)注意事项 ①O、S作中心原子提供 个价电子，作配位原子提供 个价电子。 ②当出现单电子时，单电子算一对。如价层电子对数为≈4。 6 0 2.VSEPR模型和微粒空间结构的区别 常见微粒 中心原子的杂化方式 VSEPR模型 孤电子对数 微粒的空 间结构 迁移 CH4 ___ __________ ___ __________ N、B、 P、Cl H2O ___ _________ ___ ____ H2S NH3 ___ ________ __ ________ H3O+、NF3 sp3 正四面体形 0 正四面体形 sp3 四面体形 2 V形 sp3 四面体形 1 三角锥形 常见微粒 中心原子的杂化方式 VSEPR模型 孤电子对数 微粒的空间结构 迁移 BF3 ____ __________ __ __________ SO3、N、 C、HCHO SO2 ____ __________ __ ____ N CO2 ___ _______ __ ______ CS2 注意　原子总数相同、价电子总数相同的分子(或离子)互为等电子体。等电子体具有相同的结构特征(空间结构和化学键类型)及相近的性质。 sp2 平面三角形 0 平面三角形 sp2 平面三角形 1 V形 sp 直线形 0 直线形 3.中心原子的成键特点与杂化方式的关系 (1)单键C、N、O( 、 、—O—)：　　　　　　　杂化。  (2)双键C、N、O( 、 、 )：　　　杂化；  (3)“==C==”：　　　杂化。  (4)三键C、N(—C≡C—、—C≡N)：　　　杂化。  (三)分子间作用力　分子性质 1.键的极性与分子的极性 分子类型 典型分子 键的极性 空间结构 分子极性 三原子分子 H2O、H2S、SO2 极性键 形 分子 CS2、CO2 极性键 形 分子 四原子 分子 NH3 极性键 形 分子 BF3、SO3 极性键 形 分子 P4 非极性键 形 分子 五原子分子 CH3Cl 极性键 形 分子 CH4、CCl4 极性键 形 分子 V 极性 直线 非极性 三角锥 极性 平面正三角 非极性 正四面体 非极性 四面体 极性 正四面体 非极性 2.氢键及其对物质性质的影响 氢键不属于化学键，氢键的作用力要大于范德华力。 对物理性质的影响： (1)分子间氢键使物质沸点较高 例如，沸点：NH3>PH3(NH3分子间形成氢键)、H2O>H2S(H2O分子间形成氢键)、HF>HCl(HF分子间形成氢键)、C2H5OH>CH3OCH3(C2H5OH分子间形成氢键)。 (2)分子内氢键使物质的熔、沸点降低，如熔、沸点： < 。 (3)使物质易溶于水：如NH3、C2H5OH、CH3CHO、H2O2、CH3COOH等易溶于水(分子与水分子间形成氢键)。 (4)解释一些特殊现象：例如水结冰体积膨胀(水分子间形成氢键，体积大，密度小)。 常考归纳 1.σ键和π键、配位键、配位数的识别和计算 2.键角大小的比较 (1)杂化类型不同 键角：中心原子sp杂化>sp2杂化>sp3杂化。如CH4、BF3、CO2的中心原子分别为sp3、sp2和sp杂化，它们对应的键角分别为109°28'、120°、180°。 (2)杂化类型相同 ①孤电子对数越多，键角越小，如键角：H2O<NH3<CH4。 ②孤电子对数相同，中心原子电负性越大，键角越大，如键角：H2O>H2S。 ③孤电子对数相同，中心原子相同，配位原子电负性越大，键角越小，如键角：NF3<NCl3。 3.物质稳定性分析 4.某些物质的熔点、沸点、气体溶解性分析 5.结构型元素推断 方法技巧　熟悉常见结构中的共价键数目 (1)卤素原子或氢原子能形成一个共价键。 (2)O、S能形成两个共价键，也可能形成若干配位键。 (3)N、P能形成三个共价键，也可能形成三个共价键、一个配位键，P还能形成五个共价键。 (4)C、Si能形成四个共价键，C也可以形成双键或三键。 (5)B能形成三个共价键，也可以形成三个共价键、一个配位键。 应用举例 (2023·辽宁，9)某种镁盐具有良好的电化学性能，其阴离子结构如图所示。W、X、Y、Z、Q是核电荷数依次增大的短周期元素，W、Y原子序数之和等于Z，Y原子价电子数是Q原子价电子数的2倍。下列说法错误的是 A.W与X的化合物为极性分子 B.第一电离能：Z>Y>X C.Q的氧化物是两性氧化物 D.该阴离子中含有配位键 √ [思路分析] 第一步　锁定范围 第二步　确定元素 根据W、X、Y、Z、Q是核电荷数依次增大的短周期元素，结合第一步可知，W为H。结合W、Y原子序数之和等于Z可得，Y、Z的原子序数相差1，则Y、Z为O、F或S、Cl。又Y原子价电子数为Q原子价电子数的2倍，则Q原子价电子数为3且其原子序数最大，则Q为Al，原子序数：X<Y<Z<Q，则X、Y、Z分别为C、O、F。 第三步　逐项分析判断 1.正误判断 (1)s⁃s σ键与s⁃p σ键的电子云形状对称性相同(　　) (2)氢键是一种特殊的化学键，它广泛存在于自然界中(　　) (3)H2O比H2S稳定是因为水分子间存在氢键(　　) (4)碳碳三键和碳碳双键的键能分别是碳碳单键键能的3倍和2倍(　　) (5)凡中心原子采取sp3杂化的分子，其VSEPR模型都是四面体(　　) 自我检测 × × × √ √ (6)NH3和CH4两个分子中的中心原子N和C都是sp3杂化(　　) (7)PCl3分子是三角锥形，这是因为P原子是以sp2杂化的结果(　　) (8)P4与PC中的键角相同(　　) (9)SO2和SO3中的键角相等(　　) (10)CO2中的键角比CH4的大(　　) × × × √ √ 2.短周期主族元素X、Y、Z的原子序数依次增大，可与C、H形成结构如图所示的离子液体。已知阳离子中的环状结构与苯环类似，下列说法错误的是 A.原子半径：Z>X>Y B.第一电离能：Y>X>Z C.阳离子中存在大π键： D.X2Y2电子式 √ 由题图可知，X形成3个或4个共价键，整个粒子带一个单位的正电荷，则X原子最外层有5个电子，故X为N；Z形成6个共价键，且带有一个单位的负电荷，则Z原子最外层有5个电子，Z为P；Y形成1个共价键，且原子序数小于P，则Y为F。同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下，原子半径逐渐 增大，则原子半径：P>N>F，A正确； 同周期元素从左到右第一电离能整体呈增大的趋势，同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，则第一电离能：F>N>P，B正确； 已知该阳离子中的环状结构与苯环类似，故该阳离子中形成大π键的原子数为5，电子数为6，则该阳离子中存在的大π键为，C正确； N2F2的电子式为，D错误。 3.(1)[2018·江苏，21A(4)]N2分子中σ键与π键的物质的量之比n(σ)∶n(π)= 　　　。 (2)[2020·江苏，21A(1)节选][Fe(H2O)6]2+中，与Fe2+配位的原子是　 (填 元素符号)。 (3)[2019·江苏，21A(2)节选]Cu2+与OH-反应能生成[Cu(OH)4，[Cu(OH)4中的配位原子为　　(填元素符号)。 1∶2 O O (4)[2018·江苏，21A(5)][Fe(H2O)6]2+与NO反应生成[Fe(NO)(H2O)5]2+，NO以N原子与Fe2+形成配位键。[Fe(NO)(H2O)5]2+的结构如图所示，请在相应位置补填缺少的配体。 答案　 (5)一种钴的配合物乙二胺四乙酸合钴的结构如图。 1 mol该配合物形成的配位键有　　 mol，配位原子是　　　，碳原子的杂化类型有　　　　。 6 N、O sp2、sp3 三、晶体结构与性质 PART THREE 1.不同晶体的特点比较 比较项目 离子晶体 金属晶体 分子晶体 共价晶体 概念 阳离子和阴离子通过离子键结合而形成的晶体 通过金属离子与自由电子之间的较强作用形成的晶体 分子间以分子间作用力相结合的晶体 相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体 晶体微粒 阴、阳离子 金属阳离子、自由电子 分子 原子 微粒之间作用力 离子键 金属键 分子间作用力 共价键 比较项目 离子晶体 金属晶体 分子晶体 共价晶体 物 理 性 质 熔、沸点 较高 有的高、有的低 低 很高 硬度 硬而脆 有的大、有的小 小 很大 溶解性 一般情况下，易溶于极性溶剂(如水)，难溶于有机溶剂 钠等可与水、醇类、酸类反应 极性分子易溶于极性溶剂；非极性分子易溶于非极性溶剂 难溶于一般溶剂 2.晶体熔、沸点高低的判断规律 (1)一般来说，熔、沸点：共价晶体>离子晶体>分子晶体。 (2)同种类型晶体的熔、沸点的判断 晶体类型 判断依据 举例(熔、沸点) 分子晶体 组成、结构相似的物质，存在氢键的物质的熔、沸点高 HF>HCl 组成、结构相似的物质，一般相对分子质量越大，熔、沸点越高 HI>HBr>HCl 分子的极性越大，熔、沸点越高 CO>N2 晶体类型 判断依据 举例(熔、沸点) 分子晶体 同分异构体的支链越多，熔、沸点越低 正戊烷>异戊烷>新戊烷 共价晶体 原子半径小的键长短，键能大，熔、沸点高 金刚石>碳化硅>硅 金属晶体 离子半径越小、所带电荷数越多，熔、沸点越高 Al>Mg>Na、Li>Na>K 离子晶体 离子半径越小、所带电荷数越多，离子键越强，熔、沸点越高 MgO>NaCl>CsCl 3.常见共价晶体结构分析 (1)金刚石 ①每个C与相邻4个C以共价键结合，形成正四面体结构； ②键角均为109°28'； ③最小碳环由6个C组成且6个C不在同一平面内； ④每个C参与4个C—C的形成，C原子数与C—C数之比为1∶2； ⑤密度ρ=g·cm-3(a/cm为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 (2)SiO2 ①每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构； ②每个正四面体占有1个Si，4个“O”，因此二氧 化硅晶体中Si与O的个数之比为1∶2； ③最小环上有12个原子，即6个O、6个Si； ④密度ρ= g·cm-3(a/cm为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 (3)SiC、BP、AlN ①每个原子与另外4个不同种类的原子形成正四面体结构； ②密度：ρ(SiC)= g·cm-3；ρ(BP)= g·cm-3；ρ(AlN) = g·cm-3(a/cm为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 4.常见分子晶体结构分析 (1)干冰 ①8个CO2位于立方体的顶角且在6个面的面心各有1个CO2； ②每个CO2分子周围紧邻的CO2分子有12个； ③密度ρ= g·cm-3(a/cm为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 (2)白磷 ①面心立方最密堆积； ②密度ρ= g·cm-3(a/cm为晶胞边长，NA为阿伏加德罗 常数的值)。 5.常见离子晶体结构分析 晶体 晶胞 配位数 NaCl   Na+、Cl-的配位数均为6 CsCl   Cs+、Cl-的配位数均为8 CaF2   Ca2+( )的配位数为8；F-( )的配位数为4 1.正误判断 (1)Na2O中离子键的百分数为62%，则Na2O不是纯粹的离子晶体，是离子晶体与共价晶体之间的过渡晶体(　　) (2)碳、硅均为第ⅣA族元素，因而CO2与SiO2的晶体类型相同(　　) (3)金属晶体的熔点都比分子晶体的熔点高(　　) (4)晶体熔点由低到高：CH4<SiH4<GeH4<SnH4(　　) 自我检测 × × √ √ 2.分析下列晶胞中指定微粒个数 (1)[2014·江苏，21A(5)]Cu2O在稀硫酸中生成Cu和CuSO4，铜晶胞结构如图所示，铜晶体中每个铜原子周围距离最近的铜原子数目为 。 (2)[2013·江苏，21A(1)]Zn与S所形成化合物晶体的晶胞如图所示。 ①1个晶胞中，锌离子的数目为 。 ②该化合物的化学式为 。 12 4 ZnS $$