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=102.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 : Ar3d5 4s1 ； 29Cu ： Ar3d10 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： 1. 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：_；2. 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：A族元素的I1大于A族的；A族元素的I1大于A族的；反常原因：A族、A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：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。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）I112I3I4I5I6I7Na496456269129543133531661020114Mg7381451773310540136301799521703Al57818172745115751483018376232932.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：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）；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）；判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）；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重叠，通过共用电子对结合分子之间的微弱作用力特定分子之间的特殊作用力特征无饱和性、方向性无饱和性、无方向性有饱和性、有方向性*（一般而言，共价键个数=未成对电子数；或者，最外层电子还差几个达到稳定，就形成几个共价键）无饱和性、无方向性有饱和性、有方向性表示方法电子式电子式、结构式XHY存在金属单质或合金中离子化合物(离子晶体)中不同非金属原子之间，如HF同种非金属原子之间,如H-H典型例子如：衡量作用力强弱的量原子化热晶格能键能（常用于计算焓变H）影响作用力强弱的因素金属原子半径越小，价电子数目（电荷数）越多，金属键越强离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强原子半径越小（键长越短）、共价键个数越多，共价键越强对于组成、结构相似的分子，相对分子质量大小越大，分子间作用力越强。（此外，分子极性也会增大分子间作用力）影响的性质金属键越强，金属晶体硬度越大，熔沸点越高。离子键越强，离子晶体硬度越大，熔沸点越高。共价键越强，原子晶体的硬度越大，熔沸点越高。只影响物理性质，如熔沸点、硬度（注意：分子间作用力不影响分子稳定性）分子间氢键的存在能解释熔沸点反常高；溶解度增大；还能解释冰的密度比水小。注意：（1）强度比较：化学键氢键范德华力（2）共价键按照轨道重叠方式还可以分为键、键。成键规律是：单键为键；双键中有一个键，一个键；叁键中有一个键、两个键。（注：配位键通常是单键，即键）（3）配位键的形成条件：中心原子（离子）提供空轨道，配位原子提供孤电子对，形成共用电子对。(4)氢化物和含氧酸的酸性比较I、含氧酸的酸性与分子结构的关系含氧酸的酸性强弱主要取决于结构中的两个因素：比较中心原子跟氧的化学键的极性和氢氧键的极性，如果RO键的极性越小，对于HO键来说极性就越大，就越容易发生HO键的断裂，酸性就越强。同周期元素中，随R的电荷数的增大，半径变得越小，RO键的极性就越小，RO间的引力加大，含氧酸的酸性就越强。因此，Si、P、S、Cl的电荷数逐渐增大，而原子半径减小，所以H4SiO4H3PO4H2SO4 HClO3 HClO，因为HClO4分子中有三个未被氢化的氧原子，而次氯酸分子中没有未被氢化的氧原子。名称次氯酸磷酸硫酸高氯酸含氧酸分子式HClOH3PO4H2SO4HClO4结构简式非羟基氧原子数0123酸性弱酸中强酸强酸最强酸II、无氧酸的酸性强度i、同主族元素的氢化物水溶液的酸性自上而下增强。如酸性HFHClHBrHI，H2OH2SH2SeH2Te。ii同周期自左至右酸性增强，如H2OHF，H2SHCl。四、杂化轨道理论可解释分子成键情况和空间构型：1如何判断 ABm型分子（或离子）的中心原子的杂化方式和空间构型 ？计算其价电子数目n规则：（1）对于主族元素，中心原子价电子数=最外层电子数。如C作中心原子时，价电子数为4； （2）配位原子中卤素原子(如Cl)、氢原子提供价电子数为1，氧原子与硫原子按0算。（3） O、S作中心原子时价电子数为6（4）计算离子的价电子对数时，分子要减去其所带电荷数。 然后，根据n值大小，判断中心原子的杂化方式：价电子对数n中心原子杂化方式价电子对（轨道）构型价电子对（轨道）构型图成键数孤电子对数分子构型实例分子的极性2sp直线形 夹角18020直线形CO2非极性3sp2三角形 夹角12030平面三角形BF3非极性21V形SO2极性4sp3四面体形 夹角 109.5 40正四面体形CH4非极性31三角锥形NH3极性22V形H2O极性注意：（1）分子构型不一定与轨道（价电子）构型相一致，还要看成键原子个数（即有没有孤电子对）才能最终确定。（2）了解：中心原子的杂化方式相同时，孤电子对数越多，键角越小。如：分子CH4NH3H2O中心原子杂化类型sp3sp3sp3孤电子对数012键角109.5107.3104.5（3）等电子体定义：所谓等电子体是指一类分子或离子，组成它们的原子数相同，而且所含的价层电子数相同，则它们互称为等电子体。例子：10个电子的等电子体：N2和CO和NO+，HCN和C2H2；它们具有相似的结构，都有三键：氮氮三键、碳碳三键、碳氧三键、碳氮三键。种类实例结构5原子8价电子CH4、NH4+正四面体3原子16价电子CO2、NO2+、N3、SCN直线形3原子18价电子O3、SO2、NO2V形4原子24价电子SO3、CO32、NO3平面三角形4原子26价电子PO33、SO32、ClO3三角锥5原子32价电子PO43、SO42、ClO4正四面体记忆：等电子体的记忆必须掌握两个技巧：“上下替换”，“左右移动”。“上下替换”：同主族的元素可以替换。例如O3的等电子体，可以把其中一个O换成同主族的S于是得到SO2；“左右移动”：将某原子加减电子换成其他粒子再返回。例如：O3的等电子体，可以把其中的一个O换成N得到NO2。“上下左右”I3+其中I可以换成我们熟悉的Cl 和O，则可以换成ClO2-C可以换成N+于是CH4和NH4+、CO2和NO2+互为等电子体；O既可以换成S又可以换成N于是O3和SO2、NO2互为等电子体；S可以换成O，然后O可以换成C2、N于是SO3和CO32、NO3互为等电子体；P3、S2、Cl三者互换于是PO33、SO32、ClO3互为等电子体；PO43、SO42、ClO4互为等电子体。总结提升：判断中心原子杂化方式的其他方法1. 对熟悉其空间构型的物质，由空间构型反推出。若杂化轨道构型为正四面体形或三角锥形，则中心原子采取sp3杂化。如金刚石、甲烷中的C原子。若杂化轨道构型为平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。如乙烯、甲醛中的C原子。若杂化轨道构型为直线形，则分子的