高考化学复习专题14物质结构与性质(教师版)-高考化学三轮复习精品资料.docx

高中化学学习材料（灿若寒星**整理制作）2014年高考三轮冲刺必备之《核心考点总动员》核心考点十四物质结构与性质☆★两年真题重温★☆1．【2013•全国新课标卷1，37】[化学—选修3:物质结构与性质]硅是重要的半导体材料，构成了现代电子工业的基础。

回答下列问题:（1）基态Si原子中，电子占据的最高能层符号，该能层具有的原子轨道数为、电子数为。

（2）硅主要以硅酸盐、等化合物的形式存在于地壳中。

（3）单质硅存在与金刚石结构类似的晶体，其中原子与原子之间以相结合，其晶胞中共有8个原子，其中在面心位置贡献个原子。

（4）单质硅可通过甲硅烷(SiH4)分解反应来制备。

工业上采用Mg2Si和NH4CI在液氨介质中反应制得SiH4,，该反应的化学方程式为。

（5）碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实:①硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是。

②SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是。

（6）在硅酸盐中，SiO44－四面体(如下图(a))通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、层状、骨架网状四大类结构型式。

图(b)为一种无限长单链结构的多硅酸根；其中Si原子的杂化形式为。

Si与O 的原子数之比为化学式为【答案】（1）M；9；4 （2）二氧化硅；（3）共价键；3 （4）Mg2Si＋4NH4Cl=SiH4＋4NH3＋2MgCl22．【2013•全国新课标卷2，37】[化学——选修3：物质结构与性质]前四周期原子序数依次增大的元素A，B，C，D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，并且A －和B+的电子相差为8；与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。

回答下列问题：（1）D2+的价层电子排布图为_______。

（2）四种元素中第一电离最小的是____，电负性最大的是____。

（填元素符号）（3）A、B和D三种元素组成的一个化合物的晶胞如图所示。

①该化合物的化学式为_________；D的配位数为_______；②列式计算该晶体的密度_______g·cm-3。

（4）A－、B+和C3+三种离子组成的化合物B3CA6，其中化学键的类型有_____；该化合物中存在一个复杂离子，该离子的化学式为_______，配位体是____。

3．【2012·山东理综化学卷，32】[化学一物质结构与性质】金属镍在电池、合金、催化剂等方面应用广泛。

（1）下列关于金属及金属键的说法正确的是_。

a.金属键具有方向性与饱和性b.金属键是金属阳离子与自由电子间的相互作用c.金属导电是因为在外加电场作用下产生自由电子d.金属具有光泽是因为金属阳离子吸收并放出可见光（2）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。

CO与N2结构相似，CO分子内σ键与π键个数之比为。

（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= 。

（4）甲醛(H2C=O)在Ni催化作用下加氢可得甲醇(CH3OH )。

甲醇分子内C原子的杂化方式为，甲醇分子内的O-C-H键角(填“大于”“等于”或“小于”）甲醛分子内的O-C-H键角。

【答案】（1）b （2）C （3）4 1：2 （4）sp3＞【解析】试题分析：（1）金属键没有方向性和饱和性，a错；金属键是金属阳离子和自由电子间的相互作用，b对；金属导电是因为在外加电场作用下发生定向移动，c错；金属具有光泽是因为自由电子能够吸收并放出可见光，d错。

（2）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。

（3）CO中C和O为叁键，含有1个σ键、2个π键。

（4）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O−C−H键角比甲醛分子内O−C−H键角大。

☆★命题意图猜想★☆从近三年的高考试题来看，试题本身的难度并不大，且对于知识点的考查基本稳定，尤其是对核外电子排布，等电子原理与等电子体，氢键对物质性质的影响，分子或离子的空间构型及中心原子的轨道杂化类型，分子中σ键、π键数目的确定，晶胞中微粒的个数，晶体结构的识别等这些知识点的考查成为固定形式。

但是由于化学试卷整体阅读信息量较大，不少考生在前面做题花费的时间过多，到选做题时时间仓促，又未能认真审题，导致实际得分并不是很理想。

展望2014不会有较大调整，在复习过程中针对常考知识点，要切实地回归课本狠抓重要知识点，强化主干知识的巩固和运用。

☆★最新考纲解读★☆（一）原子结构与元素的性质1．了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素（1~36号）原子核外电子的排布。

了解原子核外电子的运动状态。

2．了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。

3．了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。

4．了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。

（二）化学键与物质的性质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．了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。

3．了解简单配合物的成键情况。

4．了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。

5．理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。

6．了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp,sp2,sp3），能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。

（三）分子间作用力与物质的性质1．了解化学键和分子间作用力的区别。

2．了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质。

3．了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。

☆★回归课本整合★☆（一）原子结构与原子核外电子能级分布1．电子云和原子轨道（1）电子运动的特点：①质量极小②运动空间极小③极高速运动。

电子云：电子在原子核外空间一定范围内出现，可以想象为一团带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，人们形象地把它叫做“电子云”称作电子云。

电子云轮廓图称原子轨道。

S的原子轨道是球的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。

s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，n p能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表示）；n d能级各有5个原子轨道；n f能级各有7个原子轨道。

2．泡利原理和洪特规则量子力学告诉我们：ns能级各有1个轨道，n p能级各有3个个轨道，n d能级各有5个轨道，n f能级各有7个个轨道。

而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。

一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。

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反，这个规则是洪特规则。

洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。

3．能层与能级对多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的能层(n)；各能层最多容纳的电子数为2n2。

对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的能级(l)；能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。

各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：能层(n) 一二三四五六七符号K L M N O P Q能级(l) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s ………最多电子数2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 ………2 8 18 32 ……2n24．核外电子排布（1）构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f……构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。

从中可以看出，不同能层的能级有交错现象，如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)、E(4f)＞E(6s)等。

构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一。

（2）能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。

即在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。

（3）表示方法：电子排布式和轨道表示式。

（二）元素周期律1．元素周期律元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素律。

元素性质的周期性变化的本质原因是核外电子排布呈周期性变化。

2．元素性质周期性变化的具体表现随着核电荷数的递增，每隔一定数目的元素①原子半径由大到小；②主要化合价：正价由+1→+7，负价由-4→-1；③元素性质：同一周期由前往后金属性减弱，非金属性增强，同一主族，由上往下金属性增强，非金属性减弱；④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能量叫做第一电离能。

电离能的大小决定了该元素的原子失电子能力大小，第一电离能越大，越难失电子，金属活动性越弱。

同一主族，由上往下第一电离能减小，同一周期由前往后电离能增大，但二、三周期中的Be、N、Mg 和P四种元素的原子第一电离能大于相邻的前后元素的原子（为什么？）⑤电负性：电负性是原子在化学键中对键合电子吸引能力的标度。

电负性越大，吸引电子的能力越强。

电负性的大小也可作为衡量金属性、非金属性强弱的尺度，在元素周期表中，电负性最大的是F，金属的电负性一般＜1.8；同一周期由前往后电负性增大，同一主族，由上往下电负性减小。

（三）共价键理论1．共价键价键理论（1）共价键①定义：原子之间通过共用电子对所形成的化学键②实质：形成共用电子对或电子云重叠③类型：σ键和π键a．δ键：沿健轴(两原子核的连线)方向以“头碰头”的方式发生原子轨道(电子云)的重叠所形成的共价键称为σ键——单键。

种类：S-S重叠，S-P重叠，P-P重叠特点：轴对称(即以成键的两原子核为连线为轴作旋转操作，共价键电子云的图形不变)b．π键：两个原子沿键轴平行以“肩碰肩”方式发生原子轨道(电子云)重叠所形成的共价键称为π键。

(只有在生成σ键后，余下的p轨道才能生成π键)特点：镜像对称(重叠形成的电子云由两块形成，分别位于两原子核构成的平面的两侧，互为镜像) c．δ键和π键比较重叠方式：δ键——头碰头；π键——肩并肩。

键的强度：δ键＞π键成键电子：δ键（S-S；S-P；P-P）；π键（P-P）。