物质结构与性质复习学案
新高考二轮复习专题五物质结构元素周期律学案
专题五物质结构元素周期律明·课程标准MINGKECHENGBIAOZHUN对应学生用书学案P471．能画出1～20号元素的原子结构示意图，能用原子结构解释元素性质及其递变规律，并能结合实验及事实进行说明。
2．能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构，分析、预测、比较元素及其化合物的性质。
3．能判断简单离子化合物和共价化合物中的化学键类型，能基于化学键解释某些化学反应的热效应。
品·高考真题PINGAOKAOZHENTI对应学生用书学案P47真题细研1．(2022·全国甲卷)Q、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期主族元素，其最外层电子数之和为19。
Q与X、Y、Z位于不同周期，X、Y相邻，Y原子最外层电子数是Q原子内层电子数的2倍。
下列说法正确的是(D)A．非金属性：X>QB．单质的熔点：X>YC．简单氢化物的沸点：Z>QD．最高价含氧酸的酸性：Z>Y【解析】Q、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Q与X、Y、Z不在同一周期，Y原子最外层电子数为Q原子内层电子数的2倍，则Q应为第二周期元素，X、Y、Z位于第三周期，Y的最外层电子数为4，则Y为Si元素，X、Y相邻，且X的原子序数小于Y，则X为Al元素，Q、X、Y、Z的最外层电子数之和为19，则Q、Z的最外层电子数之和为19－3－4＝12，主族元素的最外层电子数最多为7，若Q的最外层电子数为7，为F元素，Z的最外层电子数为5，为P元素，若Q的最外层电子数为6，为O元素，则Z 的最外层电子数为6，为S元素，若Q的最外层电子数为5，为N元素，Z的最外层电子数为7，为Cl元素；综上所述，Q为N或O或F，X为Al，Y为Si，Z为Cl或S或P，据此分析解题。
X为Al，Q为N或O或F，同一周期从左往右元素非金属性依次增强，同一主族从上往下依次减弱，故非金属性：Q>X，A错误；由分析可知，X为Al属于金属晶体，Y为Si属于原子晶体或共价晶体，故单质熔点Si>Al，即Y>X，B错误；含有氢键的物质沸点升高，由分析可知Q为N或O或F，其简单氢化物为H2O或NH3或HF，Z为Cl或S 或P，其简单氢化物为HCl或H2S或PH3，由于前者物质中存在分子间氢键，而后者物质中不存在，故沸点Q>Z，C错误；元素的非金属性越强，其最高价含氧酸的酸性越强，P、S、Cl的非金属性均强于Si，因此最高价含氧酸酸性：Z>Y，D正确。
高二化学物质结构与性质优质学案7：2.3.2配位键 金属键
第2课时配位键金属键学习目标：1.掌握配位键概念及其形成条件。
2.知道配位化合物的形成及应用。
3.掌握金属键的概念，金属键的实质和特征。
4.知道金属的物理性质特点与金属键的关系。
知识梳理：一、配位键1．概念[Cu(H2O)4]2＋读做________________，呈________色。
在此离子中铜离子与水分子之间的化学键是由水分子提供____________给铜离子，铜离子接受水分子提供的孤电子对形成的，这类特殊的________键称为配位键。
2．表示配位键可以用A→B来表示，其中A是________孤电子对的原子，叫做电子给予体；B是________电子的原子，叫做电子接受体。
3．形成条件配位键的形成条件是：(1)一方____________，(2)一方____________。
4．配位化合物通常把金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以________结合形成的化合物称为配位化合物。
各组成名称：[Cu(H2O)4]2＋中Cu2＋称为____________，H2O称为________，4称为____________。
二、金属键1．金属中____________和____________之间存在的强烈的相互作用。
2．成键微粒______________和____________。
3．实质金属键也是一种____________。
4．金属键的特征金属键没有__________和__________，金属键中的电子在整个三维空间运动，属于整个金属。
5．金属的物理性质特点与金属键金属通常有____________、__________，并且有良好的________性、________性、________性等。
金属的这些性质都与__________的特点有关。
（1）导电性：通常情况下金属晶体内部电子的运动是自由流动的，但在外加电场的作用下会定向移动形成电流，所以金属具有导电性。
（2）导热性：金属容易导热，是由于自由电子运动时与金属离子碰撞把能量从温度高的部分传到温度低的部分，从而使整块金属达到相同的温度。
高二化学物质结构与性质优质学案6：2.2.3分子的空间构型与分子性质
第3课时分子的空间构型与分子性质[课标要求]1．了解极性分子和非极性分子。
2．了解“手性分子”在生命科学等方面的应用。
分点突破1 分子的对称性基础1．对称分子概念依据的旋转或借助的反映能够复原的分子性质性与分子性质的关系分子的、旋转性及化学性质都与分子的对称性有关手性一种分子和它在镜中的像，就如同人的左手和右手，相似而不完全相同，即它们不能重叠手性分子具有的分子。
一个手性分子和它的镜像分子构成一对异构体，分别用和标记手性碳原子个不同的原子或原子团连接的碳原子1．在有机物分子中，当碳原子连有4个不同的原子或原子团时，这种碳原子称为“手性碳原子”，凡具有一个手性碳原子的化合物一定具有光学活性。
下列分子中含有“手性碳原子”的是()A．CBr2F2B．CH3CH2OHC．CH3CH2CH3D．CH3CH(OH)COOH2．下列分子含有“手性”碳，属于手性分子的是()A．B．H2NCH2COOHC．D．CH2CH2分点突破2 分子的极性基础1．分子极性的实验探究实验操作在一酸式滴定管中加入四氯化碳，打开活塞，将用毛皮摩擦过的橡胶棒靠近四氯化碳液流在另一酸式滴定管中加入蒸馏水，打开活塞，并将用毛皮摩擦过的橡胶棒靠近水液流现象四氯化碳液流方向水流方向结论四氯化碳液流与橡胶棒电性作用水流与橡胶棒间电性作用四氯化碳分子中无正极和负极之分水分子中存在带正电荷的正极和带负电荷的负极类别极性分子非极性分子概念分子内存在的分子分子内没有的分子双原子分子分子内含键分子内含键多原子分子分子内含键，分子空间构型分子内只含键或分子空间构型对称相似相溶原理是指极性溶质易溶于极性溶剂，非极性溶质易溶于非极性溶剂。
探究1．极性分子中一定含有极性键，一定不含非极性键吗？2．非极性分子中一定含有非极性键吗？归纳判断分子极性的方法(1)根据分子的对称性判断分子结构对称，正电荷重心和负电荷重心重合，则为非极性分子，正、负电荷重心不重合，则为极性分子。
高二化学物质结构与性质优质学案6：1.3.2元素的电负性及其变化规律
第2课时元素的电负性及其变化规律【目标导航】1．了解电负性的概念，掌握电负性的变化规律及应用。
(重点)2．了解原子结构与元素性质的周期性。
(难点)一、元素的电负性、变化规律和应【基础梳理】1．电负性(1)概念：元素的原子在化合物中能力的标度。
(2)标准：指定氟的电负性为，并以此为标准确定其他元素的电负性。
2．电负性的变化规律观察课本P25图1－3－7，总结元素电负性的变化规律。
(1)同一周期，从左到右，元素的电负性。
(2)同一主族，自上而下，元素的电负性。
3．电负性的应用(1)判断金属性和非金属性的强弱通常，电负性小于2的元素为元素(大部分)；电负性大于2的元素为元素(大部分)。
(2)判断化合物中元素化合价的正负化合物中，电负性大的元素易呈现价；电负性小的元素易呈现价。
(3)判断化学键的类型电负性差值大的元素原子之间主要形成；电负性差值小的元素原子之间主要形成。
[深度思考](1)同周期元素中，稀有气体的电负性数值最大。
()(2)非金属性越活泼的元素，电负性越小。
()(3)在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小。
()(4)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价。
()(5)形成离子键的两元素电负性差值一般较大。
()【互动探究】[探究背景]同周期或同主族元素随原子序数的递增，其电负性呈一定的变化规律。
[探究问题]1．电负性最大和最小的元素分别位于周期表什么位置？2．主族元素的电负性约为2的元素在周期表中什么位置？3．Be的电负性与Al的相同都为1.5，则Be能否与强碱溶液反应？[核心突破]1．决定元素电负性大小的因素：质子数、原子半径、核外电子排布。
2．同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。
3．同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，因而电负性递减。
4．在周期表中，右上方氟的电负性最大(稀有气体除外)，左下方铯的电负性最小(放射元素除外)；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的电负性最大。
高二化学物质结构与性质优质学案2：2.3.2配位键与金属键
第2课时配位键与金属键学习目标1.了解简单配位键的形成实质和配位化合物在生物、化学等领域的广泛应用。
2.知道金属键的实质，并能用金属键解释金属的某些特征性质。
自主学习知识点一配位键1.配位键2.配合物(1)概念：组成中含有配位键的物质。
(2)组成思考交流1．配制银氨溶液时，向AgNO3溶液中滴加氨水，先生成白色沉淀，后沉淀逐渐溶解，为什么？知识点二金属键1.含义2.金属性质金属不透明，具有金属光泽及良好的导电性、导热性和延展性，这些性质都与金属键密切相关。
思考交流2．金属导电与电解质溶液导电有什么区别？探究学习探究一配位键与配合物【问题导思】①配位键与共价键有什么区别？【提示】共价键是原子间共用电子对形成的，配位键是成键原子一方有孤对电子，另一方有空轨道。
②微粒之间要形成配位键必须具备什么条件？【提示】形成配位键的一方是能够提供孤对电子的原子，另一方是具有能够接受孤对电子的空轨道的原子。
1．配位键与非极性键、极性键的区别与联系2.配合物的制取(1)配合物形成的条件a．能够提供空轨道的过渡金属的原子或离子b．含有孤对电子的分子或离子(2)两种常见配合物制取的化学方程式a．制取氢氧化二氨合银AgNO3＋NH3·H2O===AgOH↓＋NH4NO3AgOH ＋2NH 3·H 2O===[Ag(NH 3)2]OH ＋2H 2O b ．制取硫酸四氨合铜CuSO 4＋2NH 3·H 2O===Cu(OH)2↓＋(NH 4)2SO 4Cu(OH)2＋(NH 4)2SO 4＋2NH 3·H 2O===[Cu(NH 3)4]SO 4＋4H 2O 3．配合物的结构式举例【例1】向盛有硫酸铜溶液的试管中滴加氨水，先生成难溶物，继续滴加氨水，难溶物溶解，得到蓝色透明溶液。
下列对此现象的说法正确的是( )A ．反应后溶液中不存在任何沉淀，所以反应前后Cu 2＋的浓度不变 B ．沉淀溶解后，生成蓝色的配离子[Cu(NH 3)4]2＋C ．[Cu(NH 3)4]2＋的空间构型为正四面体形D ．在[Cu(NH 3)4]2＋配离子中，Cu 2＋给出孤对电子，NH 3提供空轨道 变式训练1．(2010·福建理综节选)在CrCl 3的水溶液中，一定条件下存在组成为[CrCl n (H 2O)6－n ]x＋(n 和x 均为正整数)的配离子，将其通过氢离子交换树脂(R －H)，可发生离子交换反应：[CrCl n (H 2O)6－n ]x ＋＋x R—H ―→R x [CrCl n (H 2O)6－n ]＋x H ＋交换出来的H ＋经中和滴定，即可求出x 和n ，确定配离子的组成。
2020年春高二化学下学期选修《物质结构与性质》学案3.4.1分子间作用力
专题三第四单元分子间作用力分子晶体第1课时分子间作用力【学习目标】1.熟知常见的分子间作用力(范德华力和氢键)的本质及其对物质性质的影响。
2.会比较判断范德华力的大小，会分析氢键的形成。
【新知导学】一、范德华力1．分析讨论，回答下列问题：(1)液态苯、汽油等发生汽化时，为何需要加热？(2)降低氯气的温度，为什么能使氯气转化为液态或固态？(3)卤素单质F2、Cl2、Br2、I2，按其相对分子质量增大的顺序，物理性质(如颜色、状态、熔点、沸点)有何变化规律？2．上述事实能够说明：(1)固体、液体和气体中分子之间的________叫范德华力。
(2)一般来说，相对分子质量________，范德华力越大。
(3)范德华力一般没有方向性和饱和性，只要分子周围空间允许，当气体分子凝聚时，它总是________________________________________________________________________。
3．范德华力对物质性质的影响(1)对物质熔、沸点的影响①组成和结构相似的分子，相对分子质量________，范德华力________，物质的熔、沸点就越高。
例如熔、沸点：CF4<CCl4<CBr4<CI4。
②组成相似且相对分子质量相近的物质，分子电荷分布越不均匀，范德华力越大，其熔、沸点就越高，如熔、沸点：CO>N2。
③在同分异构体中，一般来说，支链数________，熔、沸点就越低，如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷。
(2)对物质溶解度的影响溶质分子与溶剂分子之间的范德华力越______，溶解度越大。
【归纳总结】1.范德华力普遍存在于________、________和________分子之间。
2．影响范德华力的因素：主要包括__________、________________以及分子中电荷分布是否均匀等。
3．范德华力______，物质的________越高，______越大。
高二化学物质结构与性质优质学案2：1.3.2元素的电负性及其变化规律
第2课时 元素的电负性及其变化规律学习目标 1.掌握电负性的概念，知道元素性质与电负性的关系。
2.能运用电负性说明元素的一些性质。
知识梳理一、元素的电负性及其变化规律1．概念元素的原子在化合物中________________的标度称为电负性。
2．意义电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力__________。
3．电负性的变化规律及应用(1)变化规律①同周期从左到右，元素的电负性________。
②同主族从上到下，元素的电负性________。
③金属元素的电负性________，非金属元素的电负性________。
(2)应用①利用电负性可以判断一种元素是金属元素还是非金属元素。
通常电负性小于2的为金属元素，大于2的为非金属元素。
②利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负。
电负性大的元素易呈________，电负性小的元素易呈________。
③利用电负性差值可以判断化合物中化学键的类型。
电负性差值大的元素原子之间形成__________，电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成__________。
二、元素的化合价1．元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是____________排布有着密切的关系。
2．除第Ⅷ族的某些元素和0族元素外，元素的最高化合价等于它所在____________。
3．非金属元素的______________和它的最低____________的绝对值之和等于8(氢元素、氟元素、氧元素除外)。
4．稀有气体元素的化合价通常为0，过渡金属元素的____________较多，并且各级电离能相差不大，因此过渡元素具有多种价态。
三、元素周期律的实质元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。
1．同周期元素性质的递变性――→取决于元素原子________________的递增。
2.同族元素性质⎪⎪⎪⎪→相似性――→取决于原子价电子排布的相似性→递变性――→取决于原子核外电子层数的递增 3．主族元素是金属还是非金属――→取决于原子中____________的多少。
高二化学物质结构与性质精品学案：1.3.2 元素的电负性及其变化规律
第2课时元素的电负性及其变化规律[目标导航] 1.了解电负性的概念，掌握电负性的变化规律及应用，认识元素性质与电负性的关系。
2.认识原子结构与元素性质周期性变化的本质联系。
一、电负性的变化规律及应用1．电负性(1)定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
(2)意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。
(3)标准：以氟的电负性为4.0作为标准，得出各元素的电负性。
2．电负性周期性变化规律(1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大。
(2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小。
(3)电负性大的元素集中在周期表的右上角，电负性小的元素集中在周期表的左下角。
(4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐减小的趋势。
3．电负性的应用(1)判断元素的类别通常，电负性小于2的元素大部分是金属元素，电负性大于2的元素大部分是非金属元素。
(2)判断元素的性质非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。
(3)判断化合物中元素化合价的正负在化合物中，电负性大的元素易呈现负价，电负性小的易呈现正价。
(4)利用元素的电负性差值可以判断化学键的性质电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键，电负性差值小或相同的非金属元素的原子之间主要形成共价键。
议一议1．同周期第一电离能大的主族元素电负性一定大吗？[答案]不一定。
通常情况下，同周期主族元素第一电离能越大的主族元素电负性越大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为n s2、n s2n p3，为全满和半满结构，同周期这两族元素原子第一电离能反常。
如电负性N<O，第一电离能N >O。
2．电负性差值大于1.7的两种元素一定能够形成离子化合物吗？[答案]不一定能形成离子化合物。
如H的电负性为2.1，氟的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物。
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物质结构与性质复习学案
物质结构与性质》第一章复习学案一、原子结构模型 1. 玻尔原子结构模型：成功地解释了缺陷是：不能解决 2. 四个量子数来源您身边的高考专家
（1）主量子数：
（2）角量子数：同一电子层中（相同），有多少个取值，则有多少个能级电子层主量子数电子亚层能级 K 个 L 个M 个 N 个（3）磁量子数（表示轨道数）①取值：②对于相同电子能级，和确定，轨道数为个③ 相同时取值符号取值每个亚层上的轨道数（的取值个数）
0 1 2 3 电子层电子亚层每层上的轨道数（的个数）
K 1 L 2 M 3 N 4 ④亚层上的轨道数：每层上的轨道数：（4）自旋磁量子数ms 【练习】下列各组量子数哪些是不合理的？① ，，② ，，③ ，，④ ，，⑤ ，，⑥ ，，【小结】决定能级决定轨道决定运动状态排布规则能量最低原则特殊：全充满（p3或p10），半充满（p3或p5）原子核外电子排布泡利不相容原理洪特规则 2..鲍林近级能级图（1）能级组数＝＝（2）能级组中最多容纳的电子数＝（3）主族元素价电子数＝＝＝（4）ⅢB －ⅦB中价的总数＝三、原子结构与元素性质实质：取决于 2. 电离能（1）定义：（2）变化规律： 3. 电负性（1）定义：（2）变化规律中：（3）应用：电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是，电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是。
4. 写出下列原子的核外电子排布式和轨道表示式核外电子排布式轨道表示式 F P Sc Cr Mn Cu Fe 其它规律：主族元素价电子数＝＝副族元素价电子数＝分界线：周期数＝主族序数的线下金属《物质结构与性质》第一章复习学案答案一、1. 氢原子光谱是线状光谱的原因氢原子光谱的多重谱线问题 2. （1）1，2，3，4，5，6，7 K，L，M，N，O，P，Q （2）0，1，2，…， s，p，d，f…… 电子层主量子数电子亚层能级 K 1 0 1个 L 2 0，1 2个 M 3 0，1，2 3个 N 4 0，1，2，3 4个（3）①0，±1，±2，…，± (或0，±1，±2，…， ) ② ③ 取值符号取值每个亚层的轨
道数（的取值个数）
0 s 0 1 1 p 0，±1 3 2 d 0，±1，±2 5 3 f 0，±1，±2，±3 7电子层电子亚层每层上的轨道数（的个数）
K 1 0 1 L 2 0，1 4 M 3 0，1，2 9 N 4 0，1，2，3 16 ④ 【小结】n,l n,l,m n.l,m,ms 1．排布规则：
2． 1s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p 泡利不相容原理：一个轨道最多只能容纳两个电子且自旋方向必须相反洪特规则：基态原子的电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道且自选方向相同 2 （1）周期序数主量子数（2）该周期所包含元素种数（3）主族序数最外层电子数主族元素的最高正价（4）副族序数三、1. 原子核外电子排布的周期
性 2. （1）气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量。
（2）①电离能大的集中在右上角，小的集中在左下角，ⅡA和ⅤA由于半满，比较特特殊②同一元素I1＜I2＜I3…… 3. （1）元素的原子在化合物中吸引电子能力（2）同周期主族元素，从左到右，电负性递增，同一主族，从上向下，电负性递减（3）离子键共价键 4. 核外电子排布式轨道表示式 F 1s22s22p5 P [Ne] 3s23p3 [Ne] Sc [Ar] 3d14s2 [Ar] Cr [Ar] 3d54s1 [Ar] Mn [Ar] 3d54s2 [Ar] Cu [Ar] 3d104s1 [Ar] Fe [Ar] 3d64s2 [Ar] 主族序数最外层电子数最外层电子数+能量高于最外层的层上的电子数。