2020届高考化学二轮复习物质结构与性质 试卷

一、原子结构与性质 1.电子在原子轨道上的填充顺序 — 轨道原理1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p2.当能量相同的原子轨道在全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）和全空（p0、d0、f0）体系的能量最低，这一点违反了洪德规则，如Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s13.第一电离能的递变规律  ①同元素：I1 < I2 < I3  ②同一周期，从左→右，元素的第一电离能整体上虽呈现递增趋势，但第ⅡA族和第ⅤA族比同周期相邻元素的I1都高。③同一主族，从上而下，元素第一电离能逐渐减小。4.元素电负性的递变规律 ①除稀有气体外，同一周期元素，从左→右，元素的电负性递增  ②同主族元素，元素的电负性递减。5.电离能的运用  ①判断元素的金属性、非金属性强弱，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。  ②根据电离能数据，确定元素在化合物中蝗化合价。如 k： I1 《 I2 < I3，表明k原子易失去1个电子形成+1价。6.电负性的运用  ①判断元素的金属性与非金属性的相对强弱，金属的电负性一般小于1.8，电负值越小，金属越活泼；非金属的电负性一般大于1.8，电负值越大，非金属越活泼。②判断元素在化合物中的价态：电负性大的易呈现负价，电负性小的易呈现正价。③判断化学键类型：电负性差值大于1.7形成的化学键主要是离子键；电负性差值小于1.7形成的化学键主要是共价键④解释付角线规则：某些主族元素与其右下方的主族元素的性质相似（原因是电负性相近）7.元素周期表的分区与原子的价电子排布的关系s区ns1～2p区ns2np1～6d区(n-1)d1～9ns1～2ds(n-1)d10ns1～2f区(n-2)f0～14 (n-1)d0～2ns2 二、分子结构与性质1.共价键的特征  ①饱和性 ②方向性2.共价键的分类  ①单键、双键、三键  ②极性键、非极性键  ③σ键、π键3.键长、键能决定了分子的稳定性；键长、键角决定分子的空间构型。4.等电子原理：等电子体具有相似的化学键特征，许多性质相近。5.杂化轨道理论预测分子的立体构型杂化类型杂化轨道数目杂化轨道间夹角立体构型SP2180º直线型SP23120º平面三角形SP34109º28´四面体形6.价层电子对互斥模型电子对数成键电子对数孤电子对数价层电子对立体构型分子的立体构型220直线形直线形330三角形三角形421 V形 40 正四面体 31四面体三角锥 22 V形7.范德华力很弱，其主要特征有   ①广泛存在于分子之间  ②只有分子间充分接近时才有分子间的相互作用力；  ③主要影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质。8.氢键不是化学键，其强弱介于范德华力和化学键之间。9.通常用X—H……Y表示氢键，其中X—H表示H与X以共价键相结合，用？？表示，用“……”表示形成的氢键。10.氢键可分为分子内氢键和分子间氢键。11.能形成氢键的元素为N、O、F，分子中氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大12.用元素的含氧酸而言，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强，如HNO3 > HNO2 > HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO 13.配位化合物的形成条件 ①配体有孤电子对  ②中心离子有空轨道14.在配合物中，中心离子与配体的配位原子间以配位键相结合，配合物的内界与外界之间以离子键相结合。15.在水溶液中，配合物易电离出外界离子，而配离子难电离；配合物中配位键越强，配合物越稳定。三、晶体的结构与性质1.原子 晶体概念：原子间以共价键相结合的晶体构成晶体微粒：原子微粒间作用力：共价键物性：高熔点、高硬度、高沸点2 典例：  金刚石、晶体硅、二氧化硅 ①金刚石1´ 每个C与相邻C以共价键连接，形成正四面体2´ 键角为109´28´3´ 最小碳环由6个C组成，且6个C原子不再同一平面内4´ 每个C参与4条C-C键形成，C原子数量与C-C键之比为1：2 ②二氧化硅1´ 每个Si与4个O相结合，Si原子在正四面体中心2´ 键角109´28´3´ 每个正四面体有1个Si,4个 ½ O原子，故Si、O原子个数比为1：24´ 最小环有12个原子，即6个Si，6 个O 3. 分子晶体概念：分子间以分子间作用力相结合而形成的晶体构成晶体微粒：分子微粒间作用力：分子间作用力物性：熔沸点低、硬度小4 典例：  大多数非金属单质、非金属氧化物、所有非金属氢化物、绝大多数有机物 ①干冰1´ 每个CO2分子周围等距离且紧邻的CO2有12个2´ 每8个CO2构成立方体，且在6个面心又各占据1个CO25.金属晶体概念：原子之间以金属键相结合而形成的单质晶体构成晶体微粒：金属阳离子、自由电子微粒间作用力：金属键物性：熔沸点有的高，有的低，硬度有的高，有的低6典例①简单立方堆积（Po）空间利用率为52%，配位数为6。②体心立方堆积（钾型、A2型）空间利用率为68%，配位数为8。③面心立方堆积（铜型、A1型）空间利用率为74%，配位数为12。④立方最密堆积（镁型、A3型）空间利用率为74%，配位数为12。7.离子晶体概念：通过离子键相结合而形成的晶体构成晶体微粒：阴阳离子微粒间作用力：离子键物性：熔沸点高，硬而脆8.典例：①CsCl型1´ 每个晶胞中含1个Cs+、1个Cl-2´  每个Cs+周围等距离且紧邻的Cl- 有8个；每个Cs+（Cl-）周围等距离且紧邻的Cs+（Cl-）有6个 ②NaCl型1´ 每个晶胞中含4个Na+、4个Cl-2´ 每个Na+周围等距离紧邻的Na+有12个；每4个Na+（Cl-）周围等距离且紧邻的Cl-（Na+）有6个 ③CaF2型1´ 与每个Ca2+等距离紧邻的F-有8个，每个F-等距离紧邻的Ca2+有4个2´ 与每个Ca2+等距离紧邻的Ca2+有12个，与每个F-等距离紧邻的F-有6个 四 物质熔沸点高低的比较1.不同类型的物质熔沸点高低顺序一般是 原子晶体 > 离子晶体 > 金属晶体 > 分子晶体2.原子晶体原子半径越小 → 键长越短 → 键能越大→ 熔沸点越高如：金刚石 > 碳化硅 > 硅3.离子晶体①衡量离子晶体的稳定性是晶格能；晶格能越大，离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。 ②一般地说，离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间作用力越强，离子晶体的熔沸点越高。如：熔点：MgO > MgCl2>Nacl>CsCl4.金属晶体金属晶体中离子半径越小，离子所带电荷数越多，金属键越强，金属的熔沸点越高。如沸点： Al>Mg>Na5.分子晶体①分子间作用力越大，物质的熔沸点越高；能形成氢键的分子晶体使熔沸点反常。如：H2O>H2Te>H2Se>H2S②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高。如：HI>HBr>HCl③组成和结构不相似的物质（M相近），分子的极性越大，熔沸点越高。④同分异构体，支链越多，熔沸点越低。CH3|如：CH3CH2CH2CH3 > CH3CHCH2CH3 > CH3-C-CH3|          |