高考化学 第二部分 考前静悟篇 专题1 九 物质结构与性质常考点归纳
物质结构与性质--高考化学知识点归纳
物质结构与性质--高考化学知识点归纳 -CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN物质结构与性质18种元素72种元素15、16、17纵列依次称为A、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族、7、11、12纵列依次称为B、ⅥB、ⅦB、ⅠB、ⅡB族常考Fe，Cu及其离子的电子排布式）第18纵列称为零族（稀有气体元素）、2两个纵列划为s区（价电子电子在s轨道）13~18六个纵列划为p区（价电子在p轨道）3~10八个纵列划为d区（价电子在d轨道）ds区第11、12两个纵列划为ds区（价电子在d、s轨道）f区镧系和锕系元素属于f区（价电子在f轨道）Ps：价电子指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子。
第一部分：元素周期表知识点1 单核微粒半径大小判断规律（1）先看电子层数，若不同，则层数多者微粒半径大（如：Br>Cl>F)（2）若电子层数相同，再看原子序数，序数小者半径大（如：Na+>Mg+>Al3+）（3）若是同种元素化合价不同的离子或原子，核外电子多者半径大（如：Fe>Fe2+>Fe3+)知识点2 有关周期和族的几个关系（1）周期序数=电子层数（2）主族（ⅠA~ⅦA）和副族ⅠB、ⅡB族的族序数=原子最外层的电子数（ns+np或ns）。
（3）副族ⅢB~ⅦB族的族序数=最外层s电子数+次外层d电子数。
（4）零族：最外层电子数等于8或2。
第二部分：元素周期律知识点1 周期律基本内容知识点2 同周期、同主族元素性质递变规律1、元素原子失电子（还原性）能力强弱比较依据（1）依据金属活动性顺序表，越靠前元素原子失电子能力越强。
（2）比较元素单质与水（或酸）的反应置换出氢的难易程度。
越易发生，失电子能力越强。
（3）比较元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。
碱性越强，失电子能力越强。
（4）根据金属与盐溶液间的置换反应，失电子能力强的置换成失电子能力弱的。
（5）一般金属阳离子的氧化能力越强，则对应的金属单质的还原性越弱（Fe对应的是Fe2+）（6）电化学原理：不同金属形成原电池时，通常作负极的金属性强；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属性弱。
高中化学物质结构与性质专题讲解
高中化学物质结构与性质专题讲解乐享集团公司，写于2021年6月16日一. 学习内容：分子结构与晶体结构二.学习目标了解化学键的含义,理解并掌握共价键的主要类型及特点,共价键、离子键及金属键的主要区别及对物质性质的影响;能根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型,了解等电子体的含义;了解原子晶体、分子晶体和金属晶体的结构特征,掌握不同晶体的构成微粒及微粒间的相互作用力,掌握影响晶体熔沸点、溶解性的因素;三.学习重点、难点分子结构与晶体结构的特点,影响物质熔沸点和溶解性、酸性的因素四.学习过程一化学键与分子结构：1、化学键：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用,通常叫做化学键;三种化学键的比较：离子键共价键金属键形成过程阴阳离子间的静电作用原子间通过共用电子对所形成的相互作用金属阳离子与自由电子间的相互作用构成元素典型金属含NH4+和典型非金属、含氧酸根非金属金属实例离子化合物,如典型金属氧化物、强碱、大多数盐多原子非金属单质、气态氢化物、非金属氧化物、酸等金属配位键：配位键属于共价键,它是由一方提供孤对电子,另一方提供空轨道所形成的共价键,例如：NH4+的形成在NH4+中,虽然有一个N－H键形成过程与其它3个N－H键形成过程不同,但是要存在于双键、叁键以及环状化合物中;σ键较稳定,而π键一般较不稳定;共价键具有饱和性和方向性两大特征;2、分子结构：价层电子对互斥理论：把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键;如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子;它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测,另一类是中心原子上有孤对电子未用于形成共价键的电子对的分子;如H2O和NH3中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间,并参与互相排斥;因而H2O分子呈V型,NH3分子呈三角锥型;杂化轨道理论：在形成多原子分子的过程中,中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合,形成一组新的轨道,这个过程叫做轨道的杂化,产生的新轨道叫杂化轨道;据参与杂化的s轨道与p轨道的数目,存在sp3、sp2、sp三种杂化;CO202sp直线型NH314sp3三角锥型NH4+04sp3正四面体H2O 24sp3V形H3O+14sp3三角锥型价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型电子对数目电子对的空间构型成键电子对数孤电子对数电子对的排列方式分子的空间构型实例2 直线 2 0 直线CO2、C2H23 三角形3 0 三角形BF3、SO32 1 V形SnCl2、PbCl24 四面体4 0 四面体CH4、SO42-CCl4、NH4+3 1 三角锥NH3、PCl32 2 V形H2O、H2S说明：1等电子原理是指原子总数相同,价电子总数相同的分子或离子,对于主族元素而言,价电子就是其最外层电子数,即为最外层电子总数相等;这一类分子或离子具有相似的化学键特征、分子结构以及部分物理性质相似,但一般情况下,化学性质并不相似;同样,化学键相似,并不是指键角等一定相同;利用等电子原理可判断一些简单分子或离子的主体构型,如：CO2、CNS－、NO2＋、N3－的原子总数均为3,价电子总数均为16,因此,它们的空间构型均为直线型;2运用价层电子对互斥模型可预测分子或离子的空间构型,但要注意判断其价层电子对数,对ABn型分子或离子,其价层电子对数的判断方法为：n＝在确定中心原子的价层电子对数时应注意如下规定：①作为配体原子,卤素原子和氢原子提供一个电子,氧族元素的原子不提供电子；②作为中心原子,卤素原子按提供7个电子计算,氧族元素的原子按提供6个电子计算；③对于复杂离子,在计算价层电子对数时,还应加上负离子的电荷数或减去正离子的电荷数；④计算电子对数时,若剩余1个电子,也当作1对电子处理,双键、叁键等多重键作为1对电子看待;3、杂化类型的判断：①公式：n＝；或：n＝中心原子的孤对电子对数＋配位原子总数②根据n值判断杂化类型：n＝2时,sp杂化；n＝3时,sp2杂化；n＝4时,sp3杂化；③当电荷数为正值时,公式中取“－”,当电荷数为负值时,公式中取“＋”；当配位原子为氧原子或硫原子时,成键电子数为0;④杂化轨道所形成的化学键一般为单键,即为σ键;4、价层电子对互斥模型和杂化轨道理论：说明的是价层电子对杂化轨道形成的σ键的共用电子对和孤对电子对的空间构型,而分子的空间构型指的是形成σ键电子对的空间构型,不包括孤对电子; 它包括两种类型：①当中心原子无孤对电子时,两者的构型一致；②当中心原子有孤对电子时,两者的构型不一致;如：物质H2O NH3CH4CCl4中心原子孤对电子对数2 1 无无价层电子对互斥模型四面体四面体四面体四面体分子的空间构型V 三角锥正四面体正四面体键角105°107°109°28′109°28′杂化类型sp3sp3sp3sp3 5、键的极性和分子的极性并非完全一致,只有极性键形成的分子不一定是极性分子,如CH4、CO2等;极性分子中也不一定不含非极性键;所以,二者不是因果关系;只含非极性键的分子是非极性分子,如H2、N2等；含极性键的分子,若分子空间构型是对称的是非极性分子,如CO2、CH4等,分子空间构型不对称的是极性分子;如H2O、NH3等;它们的关系表示如下：6、配合物的命名①关键在于配合物内界即配离子的命名;其命名顺序一般为：自左向右：配位体数即配位体右下角的数字－配位体名称－“合”字或“络”字－中心离子的名称－中心离子的化合价;如：ZnNH32SO4内界为二氨合锌ⅡK 3FeCN6内界合称为：六氰合铁Ⅲ②配合物可看作盐类,若内界为阳离子,则外界必为阴离子;若内界为阴离子,则外界必为阳离子;可按盐的命名方法命名：自右向左为：某酸某或某化某;③配合物易溶于水电离为内界配体离子和外界离子,而内界的配体离子和分子通常不能电离;二晶体结构：几种类型的晶体的比较晶体类型金属晶体离子晶体原子晶体分子晶体结构构成微粒金属阳离子和自由电子阴、阳离子原子分子微粒间作用力金属键离子键共价键分子间作用力性质熔、沸点随金属键强弱变化,差别较大较高很高较低硬度随金属键强弱变化,差别较大较大很大较小导电性良好水溶液和熔融状态能导电一般不导电一般不导电举例所有固态金属NaCl、CsCl、CaF2金刚石、晶体硅、SiO2干冰、冰、I2典型离子晶体的结构特征NaCl型晶体CsCl型晶体每个Na+离子周围被六个离子所包围,同样每个离子也被六个Na+所包围; 每个正离子被8个负离子包围着,同时每个负离子也被8个正离子所包围;金属通性解释金属光泽金属中的自由电子能在一定范围内自由活动,无特征能量限制,可以在较宽范围内吸收可见光并随即放出,因而使金属不透明、具一定金属光泽多数为银白色;导电在外加电场的作用下,自由电子在金属内部发生定向运动,形成电流;导热自由电子把能量从温度高的区域传到温度低的区域,从而使整块金属达到同样的温度;有延展性当金属受到外力作用时,金属原子之间发生相对滑动,表现为良好的延展性;钠、钾、铬、钨等体心立方堆积镁、钛、锌等六方堆积金、银、铜、铝等面心立方堆积1、分子晶体的微粒间以分子间作用力或氢键相结合,因此,分子晶体具有熔沸点低、硬度密度小,较易熔化和挥发等物理性质;影响分子间作用力的大小的因素有分子的极性和相对分子质量的相对大小;一般而言,分子的极性越大、相对分子质量越大,分子间作用力越强;分子晶体的熔沸点的高低与分子的结构有关：在同样不存在氢键时,组成与结构相似的分子晶体,随着相对分子质量的增大,分子间作用力增大,分子晶体的熔沸点增大；对于分子中存在氢键的分子晶体,其熔沸点一般比没有氢键的分子晶体的熔沸点高,存在分子间氢键的分子晶体的熔沸点比存在分子内氢键的分子晶体的熔沸点高;分子晶体的溶解性与溶剂和溶质的极性有关：一般情况下,极性分子易溶于极性溶剂,非极性分子易溶于非极性溶剂――这就是相似相溶原理;如：HCl、NH3等分子晶体易溶于水,而溴和碘等分子则易溶于汽油和四氯化碳等非极性溶剂;分子间作用力不具有方向性和饱和性,而氢键具有方向性和饱和性;所以,不存在氢键的分子晶体可以以紧密堆砌的方式排列,而存在氢键的分子晶体则必须在一定的方向上堆砌排列;由于水中存在氢键,所以水在凝结成冰时,体积增大,密度减小;2、原子晶体的构成微粒是原子,原子间通过共价键相互结合,因此原子晶体的物理性质与分子晶体有明显的不同,熔沸点高,硬度、密度大等特点;原子晶体中不存在分子,其化学式表示晶体中各组成微粒的原子个数比;3、金属晶体的熔沸点差异很大,主要与金属键的相对强弱有关,一般情况下,金属原子半径越小,电荷越大,金属键越强,金属晶体的熔沸点越高,反之越低;4、离子键的实质是阴阳离子间的静电作用,它包括阴、阳离子间的静电引力和两种离子的核之间以及它们的电子之间的静电斥力两个方面,当静电引力与静电斥力之间达到平衡时,就形成了稳定的离子化合物,它不再显电性;离子键不具有方向性和饱和性;决定离子晶体结构的因素有几何因素和电荷因素,除此以外还有键性因素;1几何因素：晶体中正负离子的半径比2电荷因素：晶体中阴、阳离子电荷比3键性因素：离子键的纯粹程度对晶体构型相同的离子化合物,离子电荷数越多,核间距越小,晶格能越大；晶格能越大,离子键越强,晶体越稳定,熔点越高,硬度越大;典型例题例1. 若ABn的中心原子A上没有未用于形成共价键的孤对电子,运用价层电子对互斥模型,下列说法正确的是：A、若n＝2,则分子的立体构型为V形B、若n＝3,则分子的立体构型为三角锥形C、若n＝4,则分子的立体构型为正四面体形D、以上说法都不正确解析：若ABn的中心原子A上没有未用于形成共价键的孤对电子,则根据斥力最小的原则,当n＝2时,分子结构为直线形；n＝3时,分子结构为平面三角形；n＝4时,分子结构为正四面体形;故本题答案为C答案：C例2. 向盛有少量NaCl溶液的试管中滴入少量的AgNO3溶液,再加入氨水,下列关于实验现象的叙述不正确的是A、生成白色沉淀,加入足量氨水后沉淀消失B、生成的沉淀为AgCl,它不溶于水,但溶于氨水,重新电离成Ag＋和Cl－C、生成的沉淀为AgCl,加入氨水后生成可溶性的配合物AgNH32ClD、若向AgNO3溶液直接滴加氨水,产生的现象也是先出现白色沉淀后消失解析：本题要从所学的配合物的知识解释沉淀消失的原因;Ag＋和NH3能发生如下的反应：Ag＋＋NH3·H2O＝AgOH＋NH4＋；AgOH＋2NH3＝AgNH32＋＋OH－,而AgCl存在微弱的电离：AgCl Ag＋＋Cl－,向其中滴加氨水后会使电离平衡向右移动,最终因生成可溶性的AgNH32Cl而溶解;故本题答案为B答案：B例3.试判断下列分子中中心原子的杂化类型：1NI3 2CH3Cl3CO2 4SO2解析：根据杂化轨道数的计算方法：n＝；或：n＝中心原子的孤对电子对数＋配位原子总数1中n＝1＋3＝4,属于sp3杂化2中n＝0＋4＝4,属于sp3杂化3中n＝0＋2＝2,属于sp杂化4中n＝1＋2＝3,属于sp2杂化答案：1sp3杂化2sp3杂化3sp杂化4sp2杂化例4.在短周期元素中,由三种元素组成的既有离子键又有共价键和配位键,且阴阳离子含电子总数相等的物质是,物质的电子式为;解析：配位键是单方提供孤对电子而另一方有接受孤对电子的空轨道,短周期元素中常见的如：NH4＋与H3O＋;本题中含有三种化学键的物质一般为铵盐,而铵根离子含有10个电子,所以阴离子必为10个电子,即为F－,则该化合物为NH4F;有的同学可能会考虑到10个电子的OH－,但OH－与NH4＋会反应生成NH3·H2O,是一种共价化合物,不含有离子键故不正确;答案：NH4F 电子式略。
高考化学各章知识点总结
高考化学各章知识点总结高考是每个学生都十分重视的一个考试，而化学作为其中一门科目，对于许多学生来说是十分头疼的存在。
面对众多的知识点，如何有条理地总结并掌握，成为了考生们的一大难题。
为了帮助同学们更好地备考化学，本文将对高考化学各章的知识点进行总结，以希望对大家有所帮助。
第一章：物质的组成和结构这一章主要介绍了物质的基本组成和基本结构。
包括原子、分子、离子等基本概念的了解。
另外还介绍了原子核结构和元素周期表等内容。
这些都是化学理论的基础，对于后续章节的学习至关重要。
第二章：化学的语言这一章主要介绍了化学中常用的符号和化学方程式的书写、平衡等内容。
对于化学反应的描述和计算有着重要的作用。
在学习这一章的过程中，需要掌握准确的化学名词和符号。
第三章：气体气体是一种常见的物质状态，本章主要介绍了气体的性质和基本运动规律。
包括气体的压强、温度、体积等物理量的关系，以及气体的扩散和气压的测量等内容。
理解这些知识点对于解决气体相关的计算题目具有重要的意义。
第四章：溶液溶液是由溶质和溶剂组成的混合物，这一章主要介绍了溶质和溶剂的性质以及溶解度等内容。
包括溶液的浓度计算、溶解度曲线的理解等。
掌握这些知识点对于化学实验和化学反应的理解有着重要的作用。
第五章：化学平衡化学平衡是化学反应达到稳定状态的一种现象。
这一章主要介绍了化学平衡的判断和描述。
包括平衡常数的计算、平衡位置的变化等内容。
理解化学平衡对于后续的酸碱和电化学等章节的学习至关重要。
第六章：酸碱酸碱是化学中的重要概念，本章主要介绍了酸碱的性质和酸碱中和反应等内容。
包括酸碱的定义、酸碱指示剂的选择等。
了解酸碱的性质和计算方法对于理解酸碱滴定、电离度等内容有着重要的作用。
第七章：氧化还原氧化还原是化学中重要的反应类型，本章主要介绍了氧化还原反应的判断和计算。
包括氧化还原反应的电子转移、半反应的书写和配平等内容。
掌握氧化还原反应对于理解电化学和电解质溶液等章节有着重要的作用。
2022届高三化学高考备考二轮复习专题：物质结构与性质综合题课件
(
)，三种分子中键角由大到小的顺序为________________。
[解析] N、P、As 属于同一主族元素，其电负性：N＞P＞As，因三种氢化 物分子中的中心原子电负性逐渐减弱，则分子中成键电子对逐渐远离中心原子， 致使成键电子对的排斥降低，键角逐渐减小，即键角由大到小的顺序为 NH3＞PH3 ＞AsH3。
的沸点比
高，原因是_______________。
(4)硼酸晶体是片层结构，其中一层的结构如图所示。硼酸在冷水中溶解度很小，但在 热水中较大，原因是_____________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。
(3)HF、C2H2 都是由分子构成的分子晶体，分子晶体的熔、沸点受分子间作用力的影响，由于 在 HF 分子之间除了存在范德华力外，还存在氢键，增加了分子之间的吸引力，使物质气化需 要消耗的能量比一般的普通分子消耗的能量高，即 HF 的沸点比乙炔的高。在 BF3 分子中的 B 原子上有空轨道，而 HF 分子中的 F 原子上有孤电子对，当 BF3 与 HF 靠近时，HF 分子中 F 原子的孤电子对填充 BF3 分子中 B 原子的空轨道，二者形成配位键，从而结合形成 HBF4。
间难以形成双键或三键。从原子结构角度分析，原因是______________。
(2)比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因________________
高考化学结构知识点归纳总结
高考化学结构知识点归纳总结化学结构是化学学科中的重要部分，涉及到物质的构成、组成以及性质等方面。
在高考化学考试中，结构知识点的掌握对于考生来说至关重要。
本文将对高考化学结构知识点进行归纳总结，帮助考生更好地准备考试。
一、元素与化合物的结构1. 元素的结构元素的结构由原子组成，原子由质子、中子和电子构成。
质子和中子位于原子核中，而电子则绕着核运动。
元素的结构决定了它的化学性质。
2. 化合物的结构化合物是由不同元素通过化学键结合而成的物质。
化合物的结构包括分子结构和晶体结构两种。
分子结构指的是化合物中原子通过共价键连接形成的分子，而晶体结构则指的是化合物的离子排列方式。
二、键的类型与性质1. 化学键的类型化学键根据电子云的共享情况可分为离子键、共价键和金属键三种。
离子键是由正离子和负离子之间的相互作用力形成的，共价键是由原子间电子云的重叠形成的，而金属键则是金属中自由电子的共享形成的。
2. 化学键的性质化学键的性质主要包括键长、键能和键级等。
键长是指两个原子之间的距离，键能是断裂化学键需要吸收的能量，而键级则指化合物中特定键的数量。
三、分子式与结构式1. 分子式分子式是用来表示化合物中原子种类和数量的简略符号。
分子式由元素符号和原子个数构成，根据不同元素之间的比例关系可以确定化合物的分子式。
2. 结构式结构式是用来表示分子中原子的排列方式和连接关系的符号。
结构式通过线段、化学键和它们之间的角度来表示原子的空间位置关系。
四、同分异构体同分异构体是指化学式相同、结构不同的化合物。
同分异构体的存在丰富了化学物质的多样性，并对化学性质和应用产生了重要影响。
1. 空间异构体空间异构体是指分子结构中原子或基团的空间位置不同，但它们的化学键相同。
空间异构体可以通过立体化学、手性等方面进行分类。
2. 功能异构体功能异构体是指分子结构中原子或基团的变化导致了不同的化学性质。
功能异构体主要包括官能团变化引起的异构体和骨架变化引起的异构体。
化学结构与性质高考知识点总结
化学结构与性质高考知识点总结化学是一门研究物质组成、性质和变化的科学。
在高考中，化学结构与性质是一个重要的考点。
本文将从分子结构、离子结构和晶体结构三个方面来总结化学结构与性质的高考知识点。
一、分子结构分子是由原子通过化学键连接而成的最小化学单位。
分子结构的性质决定了物质的化学性质。
1. 极性与非极性分子极性分子由于原子之间电子分布的不均匀，使得分子整体呈现出一个正、负两极性的特征。
而非极性分子则是由于电子分布均匀，没有正负两极性。
极性分子在溶液中可以与极性溶剂相互溶解，而非极性分子主要溶解于非极性溶剂中。
例如，酒精是极性分子，因此可以与水溶解，而油是非极性分子，不能与水溶解。
2. 氢键氢键是分子之间的一种特殊的化学键。
当氢原子与高电负性原子（如氮、氧和氟）结合时，会出现氢键。
氢键在分子结构的稳定性和化学反应中起着重要作用。
例如，水分子之间的氢键使得水具有较高的沸点和比热容。
二、离子结构离子是带正电荷或负电荷的原子或分子，在溶液中可以自由移动。
离子结构的性质决定了离子化合物的性质。
1. 阳离子和阴离子阳离子是带正电荷的离子，通常由金属原子失去电子而形成。
阴离子是带负电荷的离子，通常由非金属原子获得电子而形成。
阳离子和阴离子之间通过电子转移形成离子键，这种键是离子结构中的主要化学键。
2. 晶体结构晶体是由大量离子、原子或分子按照一定的规则排列而成的固体。
晶体结构的性质决定了晶体的物理性质。
晶体结构通常可以分为离子晶体、原子晶体和分子晶体三类。
离子晶体是由正离子和负离子通过离子键结合而成的晶体。
原子晶体是由相同或不同的原子通过共价键或金属键结合而成的晶体。
分子晶体是由分子通过分子间力结合而成的晶体。
晶体结构的密堆率决定了晶体的硬度和密度。
例如，金刚石的密堆率很高，因此具有很高的硬度；而钻石的密堆率较低，因此有较低的硬度。
三、结构与性质的关系化学结构与性质密切相关。
不同的结构决定了不同的性质。
1. 分子结构与物质的性质分子结构的不同决定了物质的化学性质。
物质结构与性质--高考化学知识点归纳汇编
物质结构与性质三短 第1、2、3周期共18种元素三长 第4、5、6周期共72种元素一不全 第7周期（未排满） 第1、2、13、14、15、16、17纵列依次称为第ⅠA 、ⅡA 、ⅢA 、ⅣA 、ⅤA 、ⅥA 、ⅦA 族 第3、4、5、6、7、11、12纵列依次称为第ⅢB 、ⅣB 、ⅤB 、ⅥB 、ⅦB 、ⅠB 、ⅡB 族 第8、9、10三纵列合称为第Ⅷ族（常考Fe ，Cu 及其离子的电子排布式）第18纵列称为零族（稀有气体元素） s 区 第1、2两个纵列划为s 区（价电子电子在s 轨道） p 区 第13~18六个纵列划为p 区（价电子在p 轨道）d 区 第3~10八个纵列划为d 区（价电子在d 轨道）ds 区 第11、12两个纵列划为ds 区（价电子在d 、s 轨道） f 区 镧系和锕系元素属于f 区（价电子在f 轨道）Ps ：价电子指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子。
第一部分：元素周期表知识点1 单核微粒半径大小判断规律（1） 先看电子层数，若不同，则层数多者微粒半径大（如：Br>Cl>F) （2） 若电子层数相同，再看原子序数，序数小者半径大（如：Na +>Mg +>Al 3+）（3） 若是同种元素化合价不同的离子或原子，核外电子多者半径大（如：Fe>Fe 2+>Fe 3+)知识点2 有关周期和族的几个关系 （1） 周期序数=电子层数（2） 主族（ⅠA~ⅦA ）和副族ⅠB 、ⅡB 族的族序数=原子最外层的电子数（ns+np 或ns ）。
（3） 副族ⅢB~ⅦB 族的族序数=最外层s 电子数+次外层d 电子数。
（4） 零族：最外层电子数等于8或2。
第二部分：元素周期律知识点1 周期律基本内容 原子序数 电子层数 最外层电子数原子半径 主要化合价 横行 增大 不变 增多 减小 增大 纵列 增大增大不变 增大不变行与行间 周期性变化元素周期表的结构7个周期16个族 （18纵列） 七主 七副 一八 一零 5个区知识点2 同周期、同主族元素性质递变规律1、元素原子失电子（还原性）能力强弱比较依据（1）依据金属活动性顺序表，越靠前元素原子失电子能力越强。
高考化学二轮复习知识点总结物质结构与性质
高考化学二轮复习知识点总结物质结构与性质2023高考化学二轮复习名师学问点总结：物质结构与性质一、选择题1短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W、X原子的最外层电子数之比为4:3，Z原子比X原子的核外电子数多4。
下列说法正确的是()AW、Y、Z的电负性大小挨次肯定是ZYWBW、X、Y、Z的原子半径大小挨次可能是WXYZCY、Z形成的分子的空间构型可能是正四周体DWY2分子中键与键的数目之比是2:1解析：依据所给信息和原子的结构推断出详细的元素，然后依据详细的元素及其化合物性质进行解答。
由于原子的最外层电子数不超过8个，且W、X为主族元素，故W、X的最外层电子数分别为4和3；结合Z的电子数比X多4且W、X、Y、Z原子序数依次增大可知，W为C元素，则X为Al元素，Z为Cl元素，Y为Si、P、S三种元素中的一种。
A.若Y为Si元素，则电负性ClCSi。
B.由于C元素在其次周期，其余三种元素在第三周期，故原子半径XYZW。
C.若Y为Si元素，SiCl4的空间构型为正四周体。
D.CS2分子的结构式为S=C=S，一个分子中含有两个键和两个键。
答案：C点拨：学问：元素推断、元素电负性、原子半径、分子空间结构、共价键类型。
力量：考查考生规律推理力量以及分析解决问题的力量。
试题难度：中等。
2(2023安徽卷7)我国科学家研制出一种催化剂，能在室温下高效催化空气中甲醛的氧化，其反应如下：HCHOO2CO2H2O。
下列有关说法正确的是()A该反应为吸热反应BCO2分子中的化学键为非极性键CHCHO分子中既含键又含键D每生成1.8gH2O消耗2.24LO2解析：从题给信息入手分析，结合原子成键特点，在精确理解相关概念的前提下进行推断。
A通过分析化学方程式可知，该反应等同于甲醛的燃烧，属于放热反应。
B.CO2的结构式为O=C=O，可见CO2中的共价键是由不同元素的原子形成的，属于极性键。
C.甲醛中碳原子实行sp2杂化，有三个等同的sp2杂化轨道伸向平面三角形的三个顶点，分别形成3个键，一个未参与杂化的p轨道与O原子的2p轨道形成键。
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九、物质结构与性质常考点归纳(选考)
1．核外电子排布表示法
(1)注意涉及洪特规则特例元素的电子排布式
如Cr ：1s22s22p63s23p63d54s1，可简化为[Ar]3d54s1 (2)价层电子排布式，如Fe ：3d64s2 (3)电子排布图，如
O
2．第一电离能的周期性变化规律
(1)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，但ⅡA 、ⅤA 族部分元素例外，比同周期相邻族的元素的第一电离能都高。
(2)同一主族，随电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。
3．σ键和π键的数目⎩⎪⎨⎪
⎧
共价单键：σ键共价双键：1个σ键，1个π键
共价三键：1个σ 键，2个π键
4．常见分子的空间构型及杂化轨道类型归纳
价层电
子对数 成键对数 孤电子对数 VSEPR 模型 名称 分子空间构型名称 中心原子 杂化类型 实例 2 2 0 直线形 直线形 sp BeCl2 3
3 0 平面 三角形
平面三角形 sp2
BF3 2 1 V 形 SO2 4
4
0 正四 面体形 正四 面体形 sp3 CH4 3 1 三角 锥形 NH3 2
2
V 形
H2O
5.键角大小的判断——价层电子对互斥理论的应用
孤电子对之间斥力>孤电子对与σ键电子对斥力>σ键电子对斥力，如H2O 分子键角<NH3分子键角<CH4分子键角。
6．等电子原理
(1)基本观点：原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，且具有许多相近的性质。
(2)实例：如SO2－4、PO3－4为等电子体，其中心原子均采用sp3杂化，离子构型均为正四面体形；O3和SO2均为V 形。
7．氢键
氢键是与电负性很强的原子(如N 、O 、F 等)形成共价键的H 原子和另外一个电负性很强的原子之间的静电作用。
氢键通常用X —H…Y(X 、Y 表示电负性很强的原子)表示，“—”表示共价键，“…”表示氢键。
氢键介于化学键和范德华力之间，是较强的分子间作用力。
氢键可以存在于分子间，也可存在于分子内，分子间氢键的形成能使某些物质的熔沸点升高。
8．晶体结构
记住一些常见晶体的晶胞，如氯化钠(配位数为6，一个晶胞中有4个Na＋、4个Cl－)；氯化铯(配位数为8，一个晶胞中有1个Cs＋、1个Cl－)；金刚石(一个晶胞中有8个碳原子)
等。