高考专题复习物质结构与性质知识考点

《物质结构与性质》精华知识点

课本：1、熟记1-36号元素电子排布

1、核电荷数从1到18的元素的原子结构示意图

H He

Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si p S Cl Ar

2、原子的核外电子排布式和外围电子（价电子）排布式（原子核外电子排布时，先排4s 后排3d ，形成离子时先失去最外层电子）

核外电子排布式 外围电子排布式 核外电子排布式 外围电子排布式

26

Fe ：[Ar]3d 64s 2 3d 64s 2 26Fe 2+：[Ar]3d 6 3d 6 26

Fe 3+：[Ar]3d 5 3d 5 29Cu ：[Ar]3d 104s 1 3d 104s 1 29

Cu +：[Ar]3d 10 3d 10 29Cu 2+：[Ar]3d 9 3d 9 24

Cr ： [Ar]3d 54s 1 3d 54s 1 24Cr 3＋[Ar] 3d 3 3d 3

30Zn : [Ar]3d 104s 2 3d 104s 2 30Zn 2+ [Ar]3d 10 3d 10

22Ti

2+

[Ar]3d 2 3d 2 25Mn [Ar]3d 54s 2 3d 5 4s 2 31Ga[Ar]3d 104s 24P

1

4s 24P 1 32Ge[Ar]3d 104s 24P 2 4s 24P 2 33As: [Ar]3d 104s 24P

3

4s 24P 3 24Se : [Ar]3d 104s 24P 3 4s 24P 3 3、元素周期表（对应选择第11题）

（1）同周期，原子半径减小，同主族原子半径增加；对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径越小：Al 3+＜Mg 2+＜Na +＜F －＜O 2- Ca 2+＜K +＜Cl －＜S 2-

（2）p 轨道有2个未成对电子，有P 2和P 4。C:2S 22P 2 、Si:3S 23P 2、O ：2S 22P 4、S ：3S 23P 4 （3）（3S 23P 6 3d 10）第三周期内层电子全充满，Cu 和Zn

（4）Cr ：3d 54s 1， 6个未成对电子数，第四周期未成对电子数最多

（5）氟元素的非金属性最强，因此：①F 无正价②气态氢化物中最稳定的是HF 。 （6）最高价含氧酸酸性最强的是：高氯酸（HClO 4）

（7）Al 元素：原子有三个电子层，简单离子在本周期中半径最小

（8）某元素的最高价氧化物对应的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，则该元素是：氮

（氨气和硝酸反应生成硝酸铵）。

（9）气态氢化物的稳定性：（同周期增强，同主族减弱）CH 4< NH 3< H 2O

HF ＞HCl ＞HBr ＞HI H 2O ＞H 2S ＞H 2Se NH 3＞PH 3 CH 4＞SiH 4

（10）最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱：（同周期增强，同主族减弱）

H 2SiO 3< H 3PO 4< H 2SO 4

（11）最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱：（同周期减弱，同主族增强）

NaOH ＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 KOH ＞NaOH ＞LiOH

4、元素周期表中区的划分（5 个区）

s 区：ⅠA 、ⅡA p 区：ⅢA ～ⅦA 、0族 d 区：ⅢB ～ⅦB 、Ⅷ ds 区：ⅠB 、ⅡB f 区： 镧系、锕系 5、电离能

（1）同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势(Be>Mg>Ca )。 （2）熟记：第一电离能：N ＞O ＞C N ＞O ＞S

（3） 第一电离能：Li ＜B ＜Be ＜C ＜ O ＜ N ＜ F （Be 2s 2 ，2S 全满；N 2s 22P 3，2P 半满）

Na ＜ Al ＜ Mg ＜ Si ＜S ＜P ＜Cl （Mg 3s 2

，3S 全满；P 3s 2

3P 3

，3P 半满） 6、电负性

同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。

F 电负性最大，电负性无反常现象。电负性：O ＞N ＞C ，O ＞S 7、氢键

（1）使物质有较高的熔沸点：①沸点NH 3> PH 3（NH 3分子间形成氢键） ② 沸点H 2O> H 2S （H 2O 分子间形成氢键）③沸点HF> HCl ④C 2H 5OH 沸点高于CH 3OCH 3（C 2H 5OH 分子间形成氢键）⑤CH 3COOH 沸点高于CH 3COOCH 3（CH 3COOH 分子间形成氢键）HCOOH 沸点高于HCOOCH 3（HCOOH 分子间形成氢键）。

（2）使物质易溶于水：如NH 3、C 2H 5OH 、CH 3CHO 、CH 3COOH 、H 2O 2等易溶于水（某分子与水分子形成氢键，如C 2H 5OH 与水分子形成氢键）。

（3）解释一些现象：水结冰体积膨胀（水分子间形成氢键，体积大，密度小）。 8．物质溶沸点的比较 （1）同类晶体

①离子晶体的熔、沸点取决于离子键的强弱，通常离子半径越小、离子所带电荷数多，晶格能越强，熔、沸点越高。如MgO ＞NaCl 、NaCl ＞KCl, MgO ＞CaO 。

②原子晶体的熔、沸点取决于共价键的键长和键能，键长越短、键越牢固，熔、沸点越高。如：金刚石＞金刚砂＞晶体硅。

③分子晶体的熔、沸点取决于分子间作用力的大小，相对分子质量越大，熔、沸点越高。 分子间作用力越强，熔、沸越高（F 2

④同类金属晶体中，金属离子半径越小，阳离子带电荷数越高，金属键越强，熔、沸点越高，如：Li ＞Na ＞K ，Na ＜Mg ＜Al 。

（2）不同类型的晶体（金属晶体除外），熔、沸点高低顺序为：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。如：SiO 2 ＞CO 2 SiO 2 ＞NaCl ＞SiCl 4

9、杂化

（1）公式:对于AB m 型分子(A 为中心原子，B 为配位原子)，分子的价电子对数可以通过下式确定：

孤电子对数＝1/2(a-xb)

★★★价电子对数即杂化轨道数，杂化轨道数=σ键+孤电子对数，与π键无关

对于离子：阴离子加上离子电荷数，阳离子减去离子电荷数。如PO 3－

4中P 原子价电子

数应加上3，而NH ＋4中N 原子的价电子数应减去1。