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1、专题四物质结构与元素周期律,第一部分 知能方法大提升,高考定位,知识对接,1原子的构成微粒及其数量关系。 2原子核外电子排布规律。 3同主族、同周期元素的性质。 4元素的电离能、电负性。 5共价键类型、极性与分子的极性。 6杂化轨道理论、价层电子对互斥理论。 7分子间的作用力与氢键。 8晶体结构及类型对物质性质的影响。,1核外电子排布遵循哪些原理？ 答案(1)能量最低原理：原子核外的电子排布遵循构造原理使整个原子的能量处于最低状态；(2)泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反；(3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。
2、,2元素性质周期性变化规律的内容是什么？ 答案(1)原子半径：同一周期元素从左到右，原子半径越来越小；同一主族元素从上到下，原子半径越来越大。(2)电离能：同一周期元素从左到右，电离能呈增大趋势(A和A元素的第一电离能大于同周期相邻元素的第一电离能)；同一主族元素从上到下，电离能逐渐减小。(3)电负性：同一周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同一主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。,3共价键有哪些类型？ 答案共价键的分类：(1)根据原子间形成共价键时共用电子对是否偏移(或根据形成共价键的原子是否属于同种元素)分为极性键和非极性键；(2)根据形成共价键的原子轨道重叠方式的不同分为键和键；
3、(3)根据形成共价键的共用电子对数的多少分为单键、双键和叁键。,4几种常见晶体的结构特征是什么？ 答案(1)金刚石晶体：空间正四面体的网状结构，其中每个碳原子与4个碳原子最近且距离相等，金刚石属于原子晶体；(2)石墨晶体：平面层状结构，其中每个正六边形占有的碳原子数平均为2个；(3)NaCl晶体：每个Na(Cl)周围与它距离最近且相等的Cl(Na)有6个，每个Na周围与它距离最近且相等的Na有12个，属于离子晶体；(4)CsCl晶体：每个Cs(Cl)周围与它距离最近且相等Cl(Cs)有8个，属于离子晶体；(5)干冰晶体：每个CO2分子周围与它距离最近且相等CO2分子有12个，属于分子晶体。,能
4、力对接,考点一元素周期表中的重要规律及“位、构、性”的关系 常以原子序数、原子或离子半径大小、离子氧化性或还原性强弱、物质的组成、元素位置及化合价、化合物的性质和结构推断等为切入点进行考查。,【典例1】 (2012江苏，12)短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X原子的最外层电子数是其内层电子总数的3倍，Y原子的最外层只有2个电子，Z单质可制成半导体材料，W与X属于同一主族。下列叙述正确的是()。 A元素X的简单气态氢化物的热稳定性比W的强 B元素W的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的弱 C化合物YX、ZX2、WX3中化学键的类型相同 D原子半径的大小顺序：rYrZrWrX,解析短周期
5、元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X原子的最外层电子数是其内层电子总数的3倍，因此可确定X为氧元素；Y原子的最外层只有2个电子，且原子序数大于氧元素，则Y为Mg；Z单质可制成半导体材料，应为Si；W与X属于同一主族，则W为S元素。氧的非金属性强于硫的，故H2O的热稳定性强于H2S，A项正确；同周期S非金属性强于Si，H2SO4的酸性强于H2SiO3，B项错误；MgO是离子化合物，存在离子键，SiO2、SO3属于共价化合物，存在共价键，C项错误；根据同周期、同主族元素原子的半径大小的规律得出rMgrSirSrO，D项正确。 答案AD,【预测1】 (2012合肥第一次质量检测)X、Y、Z、W为
6、四种短周期元素，它们在周期表中位于连续的四个主族，如图所示。Z元素原子核外K层与M层电子数相等。下列说法中正确的是()。 AY元素最高价氧化物对应的水化物化学式为H3YO4 BY最简单气态氢化物的水溶液显弱碱性 C原子半径由小到大的顺序为：XZYW DX、Z两种元素的氧化物中所含化学键类型相同,解析由Z的电子排布可知为Mg，则X、Y、W分别为碳、氮、铝。A项氮的最高价氧化物的水化物为HNO3；四种原子的原子半径最大的是Mg(Z)，C项不正确；CO2所含的化学键为共价键，MgO所含的化学键为离子键，D项不正确。 答案B,1元素周期表中的递变规律(“三角”规律) 若A、B、C三种元素位于周期表中如
7、图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序(但D不能参与排列)。 (1)原子半径：CAB； (2)金属性：CAB； (3)非金属性：BAC。,2元素周期表中的相似规律 (1)同主族元素性质相似； (2)元素周期表中位于对角线位置(上图中A、D位置)的元素性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等； (3)相邻元素性质差别不大。 3微粒半径大小判断的“三看” 一看电子层数：电子层数越多，半径越大； 二看核电荷数：电子层结构相同的不同微粒，核电荷数越多，半径越小； 三看最外层电子数：若微粒电子层数与核电荷数都相同，则最外层电子数越多，半径越大。,1判断元素非金属性强弱，根据含氧酸的酸性强弱进行比
8、较，对应的酸必须是最高价氧化物的水化物。 2气态氢化物水溶液的酸性强弱不能判断元素非金属性强弱，如HCl的酸性HF的酸性，不能证明氯的非金属性强于氟的非金属性。,考点二原子结构与性质 主要考查原子核外电子的排布规律和元素性质的周期性变化规律，其中以电子排布式和轨道表示式的书写、电离能和电负性的大小比较及应用等命题为主。,【典例2】 (2012高考试题汇编)请根据要求，回答下列问题： (1)可正确表示原子轨道的是_。 2012浙江自选，15(1) A2s B2d C3px D3f (2)原子的第一电离能是指气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，O、S、Se原子的第一
9、电离能由大到小的顺序为_。 2012课标，37(2),(3)Se的原子序数为_，其核外M层电子的排布式为_。2012课标，37(3) (4)基态Mn2的核外电子排布式为_。 2012福建，30(2) (5)Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是_。 2012山东，32(2),解析(1)第2层电子层上只有s和p原子轨道，故A对、B错；第3层电子层上有s、p、d原子轨道，故C对、D错；(2)根据第一电离能的定义及变化规律知，同一主族元素，从上到下第一电离能逐渐增强，故O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为OSSe；(3)根据核外电子排布规律
10、可写出Se的M层电子的排布式为3s23p63d10；(4)基态Mn2的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或Ar3d5；(5)Ni的外围电子排布为3d84s1,3d能级上有2个未成对电子。第二周期中未成对电子数为2的元素有C、O，其中C的电负性小。 答案(1)AC(2)OSSe(3)343s23p63d10 (4)1s22s22p63s23p63d5或Ar3d5(5)C,【预测2】 按要求回答下列问题： (1)氧元素基态原子核外未成对电子数为_个。 (2)C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是_；这三种元素的电负性从大到小的顺序是_。 (3)某元素基态原子的最外层有3个未
11、成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为_，该元素的基态原子的价电子排布式是_。 (4)某元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，该元素的元素符号为_，其2价离子的电子排布式为_。,解析(1)氧元素核外有8个电子，其基态原子核外电子排布为1s22s22p4，所以氧元素基态原子核外未成对电子数为2个。(2)N原子p轨道处于半充满状态，能量较低，因而第一电离能比O大，C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是NOC；根据同周期的电负性的递变规律可知，C、N、O三种元素的电负性从大到小的顺序是ONC。(3)元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，则其价电子构
12、型为2s22p3，元素符号为N，其基态氮原子的价电子排布式是2s22p3。,(4)元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子即价电子构型为3d104s1，所以它的元素符号为Cu，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，其2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d9(或Ar3d9)。 答案(1)2(2)NOCONC(3)N2s22p3(4)Cu1s22s22p63s23p63d9(或Ar3d9),1电负性的应用 (1)判断元素种类：一般来说，电负性1.8，为非金属元素；电负性1.7时，形成离子键，两元素电负性差值1.7时，形成共价键
13、。,(3)判断元素价态的正负：化合物中电负性大的元素为负价，小的元素为正价。 (4)电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一(表征原子得电子能力强弱)，电负性越大，其非金属性越强，反之亦然。,2电离能的应用 可以根据元素电离能的突变判断元素的主要化合价和原子的电子层结构，如果某元素的In1In，则该元素的常见化合价为n，原子的最外层电子数或价电子数一般为n个，如镁元素I3I2I1，可判断镁元素的化合价为2，最外层电子有两个。,2洪特通过分析光谱实验得出：能量相同的原子轨道在全充满(如d10)、半充满(如d5)和全空(如d0)时体系能量较低，原子较稳定。如Cr原子的电子排布式为：1s2
14、2s22p63s23p63d54s1或Ar3d54s1，Cu原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1。 3书写基态原子或价电子的电子排布式时，虽说能量E(n1)dE(ns)，但书写排布式时，应将(n1)d排在ns前。如Fe：正确应为1s22s22p63s23p63d64s2，错误的是1s22s22p63s23p64s23d6。,4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。但要注意反常情况：同周期元素第A族的元素的第一电离能大于第A族元素的第一电离能，同周期元素第A族元素的第一
15、电离能大于第A族元素的第一电离能，如：BeB，NO，MgAl，PS等。,考点三分子结构与性质 主要考查分子结构中键和键、配位键、键的极性、分子的极性、分子间氢键、杂化轨道理论、价层电子对互斥理论和分子的立体结构等。,【典例3】 (2012高考试题汇编)请按所给的要求，回答下列问题： (1)在铜锰氧化物的催化下，CO被氧化成CO2，HCHO被氧化成CO2和H2O。 根据等电子体原理，CO分子的结构式为_。 H2O分子中O原子轨道的杂化类型为_。 1 mol CO2中含有的键数目为_。 2012江苏，21(A),(2)甲醛(H2C=O)在Ni催化作用下加氢可得甲醇(CH3OH )。甲醇分子内C原子
16、的杂化方式为_，甲醇分子内的OCH键角_(填“大于”“等于”或“小于”)甲醛分子内的OCH键角。2012山东，32(4) (3)过渡金属配合物Ni(CO)n的中心原子价电子数与配体提供电子总数之和为18，则n_。CO与N2结构相似，CO分子内键与键个数之比为_。2012山东，32(3),解析(1)CO和N2(直线形结构)互为等电子体，根据等电子体理论，可写出CO的结构式为CO；H2O分子中O原子采取sp3杂化；CO2分子的结构式为O=C=O，双键中1个键，1个键，故1 mol CO2中所含键的数目为26.021023。(2)甲醇分子内C的成键电子对为4，无孤电子对，杂化类型为sp3，甲醇分子内OC
