2025届高考化学二轮复习：专题二十四 物质的结构与性质和元素周期律 教案

这是一份2025届高考化学二轮复习：专题二十四 物质的结构与性质和元素周期律 教案，共31页。教案主要包含了考查方式，解题技巧，真题链接等内容，欢迎下载使用。
【考查方式】
原子结构与元素的性质：
(1)了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写 1～36 号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和电子排布图；
(2)了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质；
(3)了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用；
(4)了解电负性的概念并能用以说明元素的某些性质。
化学键与分子结构：
(1)理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质；
(2)了解共价键的 形成、极性、类型(σ键和π键)，了解配位键的含义；
(3)能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质；
(4) 了解杂化轨道理论及简单的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)；
(5)能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测简单分子或离子的立体构型。
分子间作用力与物质的性质：
(1)了解范德华力的含义及对物质性质的影响；
(2)了解氢键的含义，能列举存在 氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。
【解题技巧】
一、原子核外电子排布原理
1.能层、能级、原子轨道和容纳电子数之间的关系
2.原子轨道的形状和能量高低
3.原子核外电子的排布规律
①能量最低原理：原子的核外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：每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。
③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。
【注意】洪特规则特例：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)状态时，体系的能量最低。如24Cr的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，而不是1s22s22p63s23p63d44s2。
4.基态原子、激发态原子和原子光谱
①基态原子：处于最低能量的原子
②激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
③原子光谱
不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
二、原子结构与元素性质
1.电离能
(1)含义：第一电离能：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，符号I，单位kJ/ml。
(2)规律：
①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。
②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1＜I2＜I3…)。
(3)应用
①判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
②判断元素的化合价：如果某元素的In+1>＞In，则该元素的常见化合价为+n，如钠元素I2>＞I1，所以钠元素的化合价为+1。
③判断核外电子的分层排布情况：多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突跃时，电子层数就可能发生变化。
④反映元素原子的核外电子排布特点：同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素原子的最外层电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常地大。
2.电负性
(1)概念：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
(2)意义：电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强。利用电负性的大小可以判断元素的金属性和非金属性的强弱。如电负性最大的元素为氟元素。
(3)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。
(4)变化规律
a.金属元素的电负性一般较大，非金属元素的电负性一般较小，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
b.在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
(5)应用
①确定元素类型（电负性>1.8，为非金属元素；电负性1.7，为离子键；两成键元素电负性差值ND.第一电离能：F>O>N>S
15.可与某有机多齿配体形成具有较强荧光性能的配合物，其结构如图所示。
下列说法不正确的是( )
A.该配合物中存在着键、键
B.的键角比小
C.配合物分子中N、C原子均存在和杂化轨道
D.1ml有机配体与形成的配位键有3ml
16.我国制备出的晶体可以通过直接倍频实现深紫外激光输出，且其深紫外倍频性能优越。下列有关说法错误的是( )
A.金属性：K>BeB.非金属性：BB>O>FD.该晶体的五种组成元素均位于短周期
17.根据元素周期律判断，下列由事实进行的推测不合理的是( )
A.AB.BC.CD.D
18.物质的结构决定性质，下列实例与解释不相符的是( )
A.AB.BC.CD.D
19.下列对客观事实的原理解释错误的是( )
A.AB.BC.CD.D
20.三卤化硼（）因能接受电子对而被称为路易斯酸，可用作有机合成催化剂，水解时生成硼酸（）和相应的卤化氢（HX）。硼酸具有片层状结构，如图所示。下列说法错误的是( )
A.稳定性：
B.分子间存在氢键，1 ml 分子中有3 ml氢键
C.随着卤素原子半径的增大，卤素原子的p轨道与硼原子的p轨道重叠的程度降低，难形成大π键，因此表现出更强的路易斯酸性
D.溶于水，形成，其结构为正四面体形
21.化学用语可以表达化学过程，下列化学用语的表达错误的是( )
A.分子中s—sσ键与HCl分子中s—pσ键的电子云图形对称性相同
B.的VSEPR模型：
C.的形成过程：
D.己二酸与丁二醇制备聚酯类合成树脂：
22.已知1～18号元素的离子-都具有相同电子层结构，下列关系正确的是( )
A.电负性：
B.氢化物的稳定性：
C.质子数：，离子的还原性：
D.原子半径：，第一电离能：
23.甲硫氨酸是构成人体的必需氨基酸之一，结构简式如图所示。下列有关说法正确的是( )
A.第一电离能：O>N>C>H
B.基态氧原子的电子有8种空间运动状态
C.甲硫氨酸分子中碳原子的杂化类型有和
D.甲硫氨酸分子间不能形成氢键
24.在碱性溶液中，可以与缩二脲形成紫色配离子，其结构如图所示。下列说法错误的是( )
A.该配离子中非金属元素的电负性大小顺序为
B.该配离子中能与水分子形成氢键的原子有、和
C.1ml该配离子中含有的配位键数目为6(设为阿伏加德罗常数的值)
D.已知缩二脲的分子式为，则由尿素生成缩二脲的反应类型为取代反应
25.医疗上常用3%的溶液进行伤口消毒。能与反应生成，的分子结构如图所示。下列说法错误的是( )
A.的结构式为H-O-O-H
B.为含有极性键和非极性键的共价化合物
C.与在水溶液中反应的离子方程式为
D.与反应过程中有共价键断裂，同时有共价键和离子键形成
答案以及解析
1.答案：D
解析：双键键能大于单键键能，故键能：，A错误；同周期主族元素从左到右，电负性依次增强，同主族从上到下，元素的电负性依次减弱，中，P显负价，H显正价，故电负性：，B错误；的价层电子对数为，无孤电子对，故空间构型为正四面体形，C错误；六元环状三磷酸的结构简式为，故分子式为，D正确。
2.答案：B
解析：Br原子的半径大于Cl原子的半径，因此的键长比的长，的键能更低，使更容易发生断键而电离出，即酸性，与非金属性无关，A错误；与分别与钠反应时，都是羟基氢原子参与反应，羟基的极性越大，羟基氢原子越易电离而发生反应，B正确；与的中心原子均为杂化，后者中心原子有1个孤电子对，孤电子对对成键电子对的排斥作用比成键电子对之间的排斥作用更强，因此键角：，C错误；二者均是离子晶体，的半径远大于的半径，故前者熔点较低，D错误。
3.答案：B
解析：基态原子吸收能量，电子跃迁到激发态，从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，能量以光的形式释放，A正确；分子中含有羧基，容易形成分子间氢键，其沸点更高，B错误；Cl的电负性大，是吸电子基团，导致的羧基中的键的极性增强，更容易电离出，酸性更强，C正确；冠醚是皇冠状的分子，有不同大小的空穴适配不同直径的碱金属离子，D正确。
4.答案：B
解析：根据电负性的递变规律，一般来说，同一周期从左往右元素电负性逐渐增强，同一主族从上往下元素电负性逐渐减弱，且中C显负价、H显正价，则电负性：，A正确；根据电离能的递变规律，同一周期元素的第一电离能从左往右呈增大趋势，可知第一电离能：，B错误；由题图可知，该化合物中阳离子半径较大，离子键弱，熔点低，C正确；由题图可知，该化合物中环状结构为平面结构，则该化合物中的N原子均为杂化，D正确。
5.答案：B
解析：由图可知，中心Si原子与Cl原子之间、与N原子之间均形成配位键，故其配位数是6，A项正确；单键为σ键，双键为1个σ键和一个π键，配位键也为σ键，故1个中含有54个σ键，B项错误；由于均为分子晶体，结构相似，随着相对分子质量的增大，分子间作用力增大，沸点逐渐升高，故的沸点依次升高，C项正确；的中心Si原子的价层电子对数为，无孤电子对，故气态分子的空间结构为正四面体形，D项正确。
6.答案：C
解析：为硬酸，为硬碱，为软碱，稳定性：，A正确；属于软酸，属于硬碱，属于软碱，所以稳定性：，B正确；为硬酸，为硬碱，为软碱，稳定性：，反应能向右进行，C错误；转化为，说明更稳定，为硬酸，则碱的“硬度”，D正确。
7.答案：C
解析：分子中N原子形成3个σ键，孤电子对数为，其价层电子对数为4，的空间结构为三角锥形，A错误；中N原子形成4个σ键，孤电子对数为0，故其价层电子对数为4，则中N原子的杂化方式为，B错误；可以电离出和，F电负性较大，之间可以形成或氢键，C正确；和中的N都是杂化，但是中N上有1个孤电子对，孤电子对与成键电子对之间的斥力大于成键电子对之间的斥力，键角小于，D错误。
8.答案：A
解析：键能影响物质的化学性质，不影响物理性质（如沸点），一般结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越大，其沸点越高，A错误：氮原子的2p轨道是半充满稳定状态，比同周期氧元素稳定，其第一电离能较高，B正确；键能越大物质越稳定，N与N的π键比P与P的强，可推断键的稳定性比键的强，C正确；中的配体中N采取杂化，N上没有孤电子对，形成1个配位键和3个键，而中N存在一个孤电子对，孤电子对与成键电子对间的斥力大于成键电子对之间的斥力，所以中的键角大于中的键角，D正确。
9.答案：A
解析：中的N为杂化，中的B为杂化，故键角：，A正确；氟的电负性较大，使键的极性增强，更易电离出氢离子，故酸性：，B错误；该分子中含有两个键和一个键，单键是σ键，双键中有一个σ键和一个π键，C错误；分子的易错空间结构均为V形，均为极性分子，D错误。
10.答案：D
解析：A.分子中O为中心原子，价层有4个电子对，其中含2个孤电子对、2个成键电子对，故空间结构为V形，VSEPR模型为四面体形，A项错误；
B.由分子结构式可知，S原子连有3个σ键，含1个孤电子对，采用杂化，B项错误；
C.分子的结构式为，含极性键，不含非极性键，C项错误；
D.由已知信息可知，是共价化合物，分子含2个C—Cl单键、1个C=O双键，D项正确；
故答案选D。
11.答案：C
解析：A.是元素的不同单质，它们相对分子质量不同，属于同素异形体，不属于同分异构体，故A错误；
B.是离子化合物，由和构成，是离子化合物，由和构成，二者阴阳离子的个数比均为1:2，故B错误；
C.分子结构式为，分子结构式为，原子均含有2对孤电子对，VSEPR模型均为四面体，则氧原子轨道杂化类型均为，故C正确；
D.由图可知，分子空间构型为书页形，正负电荷中心不能重合，属于极性分子，故D错误；
故选C。
12.答案：A
解析：A.正高碘酸为五元酸，分子中含有5个羟基，结构为，故A正确；
B.元素非金属性越强，最高价含氧酸的酸性越强，非金属性Br>I，所以的酸性弱于，故B错误；
C.正高碘酸与反应后溶液呈紫红色，说明被氧化为，氧化性大于，所以还原产物不是，故C错误；
D.根据氧化还原反应规律，正高碘酸隔绝空气加热分解生成、、O2，故D错误；
答案选A。
13.答案：D
解析：A.黑火药燃烧反应为的化合价降低，发生还原反应，则S是氧化剂，具有氧化性，故A错误；
B.都是分子晶体，分子间存在范德华力，相对分子质量越大，其熔沸点越高，相对分子质量，则的沸点比低，与共价键的强弱无关，故B错误；
C.Se单质具有半导体的特性，可以用于制作半导体材料，与Se是非金属元素无关，故C错误；
D.分子中O上有孤对电子对，提供空轨道，二者通过配位键形成，故D正确；
故选D。
14.答案：A
解析：A.由图可知，该分子中S原子形成4个键，且没有孤电子对，价层电子对数为4，故A正确；
B.由结构式可知，该分子中与S相连的N原子价层电子对数为2+1=3，杂化方式为杂化，另外两个N原子价层电子对数为2，杂化方式为sp杂化，故B错误；
C.元素的非金属性越强，其电负性越大，由于元素的非金属性：F>O>N>S，则元素的电负性大小顺序为：F>O>N>S，C错误；
D.元素的非金属性越强，其第一电离能越大；同一周期元素从左往右第一电离能呈增大趋势，但第IIA、第VA元素原子核外电子处于全满、半满的稳定状态，其第一电离能比同周期相邻元素的大，故这四种元素的第一电离能大小顺序：F>N>O>S，D错误；
故选A。
15.答案：B
解析：A.该配合物中存在着碳碳、碳氮等键、在碳氧双键中存在键，A正确；
B.中N原子的价层电子对数为，N为sp杂化，是直线形分子，键角180°；中N原子的价层电子对数为，N为杂化，含有1对孤电子对，离子的空间构型为V形，键角小于180°，故的键角比大，B错误；
C.配合物分子中苯环碳原子为杂化，饱和碳原子为杂化；五元环中氮为杂化，下面六元环中氮为杂化，故N、C原子均存在和杂化轨道，C正确；
D.由图可知，1个与2个氧、1个氮形成3个配位键，则1ml有机配体与形成的配位键有3ml，D正确；
故选B。
16.答案：D
解析：A（√），同主族元素的金属性随着原子序数的增大而增强，所以金属性：BeCa，则金属性：BeF，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，故原子半径：Ca>Be，即原子半径：K>Be>B>O>F；D（×），Be、B、O、F位于短周期，K位于长周期。
17.答案：B
解析：A（√），同主族金属元素从上到下金属性逐渐增强其单质与水反应的剧烈程度逐渐增强，由金属性：Ba>Ca>Mg可知，Ba与水反应更快；B（×），半导体材料通常位于元素周期表中金属元素和非金属元素的分界处，Si和Ge位于金属元素和非金属元素分界处，能作半导体材料，但Pb等不能作半导体材料；C（√），同主族元素从上到下非金属性减弱，气态氢化物的热稳定性减弱，由于非金属性：Cl>Br>I，所以HBr的分解温度介于HCl和HI之间；D（√），同周期元素从左到右非金属性增强，其单质与氢气化合的难度减小，由于非金属性S>P>Si，所以P与在高温时能反应。
18.答案：D
解析：、均为极性分子，根据相似相溶原理，易溶于极性溶剂水，A正确；金刚石中碳原子为s即3杂化，形成共价键三维骨架结构，高硬度高熔点是许多有共价键三维骨架结构的共价晶体的特性，B正确；C和Si虽同属第ⅣA族元素，但是分子晶体，熔化时只破坏分子间作用力，熔点较低；是共价晶体，熔化时破坏共价键，熔点较高，所以和熔点相差很大，C正确；卤族元素原子最外层都有7个电子，都易得电子，氧化性最强是因为氟原子半径最小，得电子能力最强，D错误。
19.答案：A
解析：因为F的电负性比Cl要强很多，F和Al之间形成的是离子键，Al和Cl之间形成的是共价键所以，是分子晶体，而是离子晶体，A错误；Ca的金属活动性强于Mg，则Mg与冷水较难反应，Ca与冷水较易反应，B正确；N原子形成3个σ键，无孤电子对，价层电子对数为3，N原子采用杂化，则为平面结构，C正确；X射线衍射的原理是X射线和晶体中的电子相互作用，D正确。
20.答案：C
解析：的稳定性与其所含化学键（共价键）的强弱有关，随着X原子半径的增大，共价键逐渐减弱，稳定性逐渐变差，故稳定性：，A说法正确；由题图可知，分子间存在氢键，1个B原子与3个OH基团结合成平面三角形结构的单元，各个单元之间通过氢键形成层状结构，1个单元对应6个氢键，1个氢键为2个单元共用，因此1 ml 分子中有3 ml氢键，B说法正确；随着卤素原子半径的增大，卤素原子的p轨道与硼原子的P轨道重叠的程度降低，难形成大π键，但更容易接受电子对，因此表现出更强的路易斯酸性，C说法错误；中B还有一个没有参与杂化的空的p轨道，当溶于水时，水解离出的中的孤电子对进入该空的p轨道中，形成以B为中心的配位单元，结构为正四面体形，D说法正确。
21.答案：D
解析：分子中s—sσ键与HCl分子中s—pσ键的电子云图形都是轴对称的，A正确；中N的孤电子对数为，σ键电子对数为3，价层电子对数为4，故VSEPR模型为四面体形，B正确；的形成过程为Mg原子失去电子，形成，氯原子得到电子，形成， 与通过离子键结合形成，C正确；用化学方程式表示己二酸催化剂与丁二醇制备聚酯类合成树脂：，D错误。
22.答案：A
解析：A.同周期元素随核电荷数的递增电负性逐渐增大，同主族元素随核电荷数的递增电负性逐渐減小，故电负性，故A正确；
B.非金属性越强，其简单氢化物的稳定性越强，非金属性，则氢化物的稳定性，B错误；
C.离子的电子层结构相同，则，则质子数；元素的非金属性越强，其阴离子的还原性越弱，非金属性，则离子的还原性：错误；
D.W是Al元素、X是Na元素，同一周期元素，原子半径随着原子序数增大而减小，所以原子半径WO>C>H，错误；B项，空间运动状态就是原子轨道，不包括电子的自旋方向，空间运动状态与运动状态不是同一概念，基态氧原子的电子有1s、2s和三个2p轨道，共5种空间运动状态，错误；C项，该分子中的羧基碳原子是杂化，其他的碳原子都是杂化，正确；D项，羧基和氨基均是能够形成氢键的基团，错误。
24.答案：C
解析：A.同一周期从左到右主族元素的电负性逐渐变大，故电负性：，且三者电负性均大于氢，A正确；
B.由题图可知，能与水分子中的氢原子形成氢键，能与水分子中的氧原子形成氢键，B正确；
C.由题图可知，该配离子中，1个铜离子与其他原子共形成4个配位键，故1ml该配离子中含有的配位键数目为，C错误；
D.已知缩二脲的分子式为，根据题图可判断出缩二脲的结构简式为，结合尿素的结构简式判断，由尿素生成缩二脲的反应类型为取代反应，D正确；
综上所述故选C。
25.答案：D
解析：由题图可知，的结构式为，A正确；为共价化合物，含有极性键和非极性键，B正确；与在水溶液中反应的化学方程式为，在水溶液中完全电离，则反应的离子方程式为，C正确；与反应的生成物为共价化合物，因此反应过程中没有离子键的形成，D错误。
能层(n)
一
二
三
四
…
n
能层符号
K
L
M
N
…
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
…
…
最多容纳电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
…
…
2
8
18
32
…
2n2
分类依据
类型
形成共价键的原子轨道重叠方式
σ键
电子云“头碰头”重叠
π键
电子云“肩并肩”重叠
形成共价键的电子对是否偏移
极性键
共用电子对发生偏移
非极性键
共用电子对不发生偏移
原子间共用电子对的数目
单键
原子间有一对共用电子对
双键
原子间有两对共用电子对
三键
原子间有三对共用电子对
微粒
通式
价电子总数
立体构型
CO2、CNS－、NOeq \\al(＋,2)、Neq \\al(－,3)
AX2
16
直线形
COeq \\al(2－,3)、NOeq \\al(－,3)、SO3
AX3
24
平面三角形
SO2、O3、NOeq \\al(－,2)
AX2
18
V形
SOeq \\al(2－,4)、POeq \\al(3－,4)
AX4
32
正四面体形
POeq \\al(3－,3)、SOeq \\al(2－,3)、ClOeq \\al(－,3)
AX3
26
三角锥形
CO、N2
AX
10
直线形
CH4、NHeq \\al(＋,4)
AX4
8
正四面体形
价层电子对数
成键
对数
孤电子
对数
电子对立
体构型
分子立体构型
实例
键角
2
2
0
直线形
直线形
BeCl2
180°
3
3
0
三角形
平面三角形
BF3
120°
2
1
V形
SnBr2
105°
4
4
0
四面体形
正四面体形
CH4
109°28′
3
1
三角锥形
NH3
107°
2
2
V形
H2O
105°
代表物
杂化轨道数
中心原子杂化轨道类型
CO2
0＋2＝2
sp
HCHO
0＋3＝3
sp2
CH4
0＋4＝4
sp3
SO2
1＋2＝3
sp2
NH3
1＋3＝4
sp3
H2O
2＋2＝4
sp3
分子组成
(A为中心原子)
中心原子的
孤电子对数
中心原子
的杂化方式
分子立体构型
示例
AB2
0
sp
直线形
BeCl2
1
sp2
V形
SO2
2
sp3
V形
H2O
AB3
0
sp2
平面三角形
BF3
1
sp3
三角锥形
NH3
AB4
0
sp3
正四面体形
CH4
类型
非极性分子
极性分子
形成原因
正电中心和负电中心重合的分子
正电中心和负电中心不重合的分子
存在的共价键
非极性键或极性键
非极性键或极性键
分子内原子排列
对称
不对称
类型
实例
键的极性
空间构型
分子极性
X2
H2、N2
非极性键
直线形
非极性分子
XY
HCl、NO
极性键
直线形
极性分子
XY2
(X2Y)
CO2、CS2
极性键
直线形
非极性分子
SO2
极性键
V形
极性分子
H2O、H2S
极性键
V形
极性分子
XY3
BF3
极性键
平面三角形
非极性分子
NH3
极性键
三角锥形
极性分子
XY4
CH4、CCl4
极性键
正四面体形
非极性分子
选项
实例
解释
A
原子光谱是不连续的线状谱线
原子的能级是量子化的
B
键角依次减小
孤电子对与成键电子对的斥力大于成键电子对之间的斥力
C
CsCl晶体中与8个配位，而晶体中与6个配位
比的半径大
D
逐个断开中的C—H键，每步所需能量不同
各步中的C—H键所处化学环境不同
选项
性质差异
结构因素
A
酸性：HCl