2025年高三二轮总复习化学考前回归 上篇 回归4 物质结构与性质.pptx

上篇回归教材重点、易忽视点回归4物质结构与性质配套练习

1原子结构质量数(A)=质子数(Z)＋中子数(N)。原子中，质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数。

(2)原子核外电子排布排布规律a.构造原理以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理，构造原理中电子按“3p→4s→3d”顺序填充的现象被称为能级交错。构造原理是被理想化了的，如Cr、Cu的最后两个能级的电子排布分别为3d54s1和3d104s1，并不符合构造原理。b.泡利原理

c.洪特规则d.能量最低原理原子的电子排布遵循构造原理，能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。当相邻能级能量相差不太大时，有1~2个电子占据能量稍高的能级可能反而降低了电子排斥能而使整个原子能量最低(如所有副族元素的基态原子)。

①会书写1~36号元素原子和离子的电子排布式、原子价电子排布式。②电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，将释放出能量。我们在日常生活中看到的霓虹灯光、激光、焰火等，都与原子核外电子跃迁释放能量有关。

2同周期、同主族元素性质的递变规律内容同周期主族元素(从左到右)同主族元素(从上到下)原子结构核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相等逐渐增多原子半径逐渐减小逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小阴离子逐渐减小r(阳离子)r(阴离子)逐渐增大

内容同周期主族元素(从左到右)同主族元素(从上到下)元素性质主要化合价(O、F除外)最高正价：＋1→＋7最低负价：－4→－1最高正价＝主族序数金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱第一电离能总体呈现增大的趋势，但ⅡA族和ⅤA族反常地高逐渐减小电负性逐渐增强逐渐减弱

内容同周期主族元素(从左到右)同主族元素(从上到下)化合物性质最高价氧化物对应的水化物酸性增强碱性减弱酸性减弱碱性增强简单气态氢化物的热稳定性增强减弱

(1)通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成半充满(p3、d5、f7)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。例如，P的外围电子排布为3s23p3，p轨道处于半充满状态，比较稳定，电离能较高。第一电离能BeB、MgAl的原因：B、Al的第一电离能失去的电子是np能级的，该能级电子的能量比左边Be、Mg失去的ns能级电子的高，电离能较低。(2)对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如图所示。

(3)元素常见化合价②非金属元素的最低负化合价=原子核外最外层电子数-8(H除外)；最高正化合价＋|最低负化合价|=8(H、B除外)。

(4)根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区和f区，

(5)有机化合物CH3I和CF3I发生水解时的主要反应分别是：CH3I＋H2O―→CH3OH＋HI和CF3I＋H2O―→CF3H＋HIO。从电负性的角度分析，为什么CF3I水解的产物不是HI?【答案】电负性FIH，导致CF3I中C—I的共用电子对偏离I，I显一定的正电性，故CF3I水解时，生成CF3H和HIO。

3化学键(1)共价键和离子键化学键离子键共价键成键微粒阴、阳离子原子成键本质静电作用共用电子对成键元素一般是活泼金属元素和活泼非金属元素一般是非金属元素存在离子化合物(NH4Cl、NH4NO3等铵盐由非金属元素组成，但含有离子键)共价化合物(如CO2、CH4)、非金属单质(如H2、O2)、某些离子化合物(如NaOH、Na2O2)

(2)共价键分类依据类型按成键方式σ键原子轨道“头碰头”重叠π键原子轨道“肩并肩”重叠按成键过程一般共价键成键时两个原子各自提供1个未成对电子形成的共价键配位键“电子对给予—接受”键按电子偏向极性键共用电子对发生偏移非极性键共用电子对不发生偏移

依据类型按原子间共用电子对的数目单键(1个σ键)原子间有1个共用电子对双键(1个σ键和1个π键)原子间有2个共用电子对三键(1个σ键和2个π键)原子间有3个共用电子对

(3)电负性差值离子键的百分数是依据电负性的差值计算出来的，电负性差值越大，离子键的百分数越大。一般认为，两种成键元素的电负性差值大于1.7时形成离子键，电负性差值小于1.7时形成共价键。4常见分子(或离子)的空间结构(1)价电子对数①方法一

②方法二ABm型分子的价电子对计算方法对于ABm型分子(A是中心原子，B是配位原子)，分子的价电子对数可以通过下式确定：其中，中心原子的价电子数等于中心原子的最外层电子数，配位原子中卤素原子、氢原子提供1个价电子，氧原子和硫原子按不提供价电子计算。

(2)中心原子杂化类型的判断①根据中心原子价层电子对数判断中心原子的价层电子对数依次为4、3、2，杂化类型依次为