物质结构和性质知识点归纳习题含答案完美版本.doc

2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》 一、原子结构 1.会画出1到18号的元素的原子结构示意图，注意格式：如Na原子 对于钠原子而言，原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数=11。 对于钠离子Na+，核外电子数已发生改变，电子数=质子数-所带电荷数=10 ；对O2-,电子数=8+2=10 对于化合物H2O，原子序数总和=核电荷数总和=质子数总和=核外电子数总和=2+8=10 2.熟记1-36号元素的元素符号、原子序数、在元素周期表的位置、电子排布式、轨道式、所属分区。 注意：(1) 书写原子核外电子排布时，按照能量最低原则排列1s2s2p3s3p4s3d4p5s…，但书写时，相同电子层的要写在一起，即先写3d后写4s,即1s2s2p3s3p3d4s4p5s…此外，还可以把满足稀有气体结构部分 写成“原子实”形式： 如Zn的电子排布式为 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 或写成 [Ar] 3d10 4s2。 （2）主族元素和0族的外围电子(价电子)为其最外层电子；而过渡元素的外围电子为：简化电子式去掉原子实剩余的部分，如P的外围电子为：3s23p3; Ne的外围电子式为：2s22p6; Zn的外围电子为3d10 4s2 （3）注意24Cr 、29Cu这两个原子的电子排布的特殊性（原子无3d4、3d9排布，不稳定）： 24Cr : [Ar]3d5 4s1 ； 29Cu ： [Ar]3d10 4s1（半满、全满状态能量较低，较稳定） （4）若形成离子，则考虑先失去最外层电子。如Cu+的电子排布式为1s22s22p6 3s23p63d10； 3.会表示电子的轨道表示式。 方法：先写出电子排布式。如Na的电子排布式： 1s2 2s2 2p6 3s1 ，轨道式： 电子排布依据：(1)能量最低原则；(2)“泡利不相容”原则：每个轨道最多只能容纳两个自旋状态不同的电子；(3)洪特规则：电子在相同能量的轨道上排布时，尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。 4.元素周期表分区（5个区）：如右图 经典考题： 写出铁原子的电子排布式：_________________________ 围电子排布式：_______，铁原子共有____个未成对电子。 外围电子轨道表示式：_______________________； 铁原子核外共有_____种能量不同的原子轨道，能量最高的 原子轨道是_______。最高能层有 个轨道，其最外层 电子所在的原子轨道的形状为_______；核外电子有 种运动方式,处于 区。 3.Fe2+的电子排布式：____________________；Fe3+的电子排布式：___________________ 二、元素性质的递变规律 1.第一电离能I1 ：（原子越难失去一个电子，则I1越大；原子越容易失去一个电子，则I1越小） (1) 递变规律：同主族，上 下，I1逐渐减小；同周期，左 右，元素的I1呈增大的趋势， 反常：ⅡA族元素的I1大于ⅢA族的；ⅤA族元素的I1大于ⅥA族的； 反常原因：ⅡA族、ⅤA族的元素，外围电子分别为ns2（全满）、ns2np3（半满），较稳定。 结果：I1最大的为He，最小的为Cs。 （2）应用： = 1 \* GB3 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 \* GB3 ②元素的各级电离能I1＜ I2＜ I3＜...应用：如某元素In+1突跃增大，则表明该元素常见化合价为+n价。 I（kJ/mol） I1 12 I3 I4 I5 I6 I7 Na 496 4562 6912 9543 13353 16610 20114 Mg 738 1451 7733 10540 13630 17995 21703 Al 578 1817 2745 11575 14830 18376 23293 2.元素电负性：衡量元素在化合物中吸引电子的能力。 (1)递变规律：同周期，从左到右，电负性增大（稀有气体除外）；同主族，从上到下，电负性减小。 电负性最大的为F（为4.0），最小的为Cs （2）应用： ①确定元素类型（电负性＞1.8，非金属元素；电负性＜1.8，金属元素）； ②确定化学键类型（两元素电负性差值＞1.7，离子键；两元素电负性差值＜1.7，共价键）； ③判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）； ④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。 三、化学键及分子间作用力 金属键 离子键 共价键 分子间作用力 极性键 非极性键 配位键 范德华力 氢键 本质 金属阳离子与自由电子之间 阴、阳离子之间的静电作用 相邻原子之间原子轨道发生