专题18 物质结构与性质(选修)(讲)-2018年高考化学二轮复习讲练测(解析版)

一、原子结构与性质 1.基态原子的核外电子排布 （1）排布规律

能量最低原理 泡利不相容原理 洪特规则 原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道 每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋方向相反的电子 当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同 61014357000【特别提醒】能量相同的原子轨道在全满(p、d、f)、半满(p、d、f)和全空(p、d、f)状态时，体系的能量最低。如

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Cr的基态原子的核外电子排布式为1s2s2p3s3p3d4s，而不是

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1s2s2p3s3p3d4s。 （2）四种表示方法

表示方法 电子排布式 简化表示式 价电子排布式 电子排布图(或 轨道表示式) 书写技巧(以第四周期元素为例)

①第四周期的元素从K开始数，数到几，外围电子数就是几，例如Fe，从钾开始数到铁为8，其电子排布式为Ar]3d4s；Se，从钾开始数到Se为16，其电子排布式为Ar]3d4s4p。 ②由原子序数书写：

a．原子序数大于18的，如31号元素，我们也可以用31－18＝13，然后再填充13个电子，如Ar]3d4s4p。 b．21～30号元素除Cr和Cu外，4s能级上都是2个电子，个位数是3d能级上的电子数。如23号元素钒(Ⅴ)为Ar]3d4s，27号元素钴(Co)为Ar]3d4s。

c．31～36号元素，个位数就是4p能级上的电子数如35号元素溴(Br)为：Ar]3d4s4p。 2.元素第一电离能和电负性的变化规律

第一电离能 电负性 010

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2举例 Cr：1s2s2p3s3p3d4s Cu：[Ar]3d4s Fe：3d4s 62101262651 同周期(从左到右) 增大趋势(注意ⅡA、ⅤA的特殊性) 依次增大 23同主族(自上而下) 依次减小 依次减小 【特别提醒】同周期元素，ⅡA族(np)和ⅤA族(nsnp)，因p轨道处于全空或半满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期右侧相邻的ⅢA族、ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。

二、分子结构与性质 1.共价键的分类

分类依据 形成共价键的原子轨道重叠方式 σ键 π键 极性键 形成共价键的电子对是否偏移 非极性键 类型 “头碰头”重叠 “肩并肩”重叠 共用电子对发生偏移 共用电子对不发生偏移 原子间有一对共用电子对 原子间有两对共用电子对 原子间有三对共用电子对 单键 原子间共用电 子对的数目 双键 三键 【特别提醒】 ①单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。

②配位键为一种特殊的共价键，形成配位键的条件是成键原子一方(A)能够提供孤电子对，另一方(B)具有能够接受孤电子对的空轨道，可表示为A―→B。。

③s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。 2．价层电子对互斥理论的两大应用 应用Ⅰ：判断分子空间构型

略去孤电子对（1）判断思路：价层电子对数目→价层电子对空间构型―――――――→分子的空间构型 （2）各种电子对的计算方法及其关系

价层电子对数＝中心原子形成σ键电子对数＋中心原子上的孤电子对数 ①中心原子形成σ键电子对数＝与中心原子结合的原子数目 1

②中心原子上的孤电子对数＝(a－xb)

2

其中a为中心原子价电子数(若为离子，则加上阴离子所带的负电荷数或减去阳离子所带的正电荷数)。

x为与中心原子结合的原子数。

b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数。

（3）常见的分子空间构型与价层电子对空间构型的关系

价层电 子对数 2 3 σ键电 子对数 2 3 2[来源:学科网ZXXK]孤电子 对数 0 0 价层电子对 空间构型 直线形 平面三角形 分子空 间构型 直线形 平面三角形 V形 正四面体形 实例 BeCl2 BF3 SnBr2 CH4 NH3 H2O 1 0 4 4 3 2 1 2 正四面体形 三角锥形 V形 应用Ⅱ：判断杂化轨道类型 （1）判断思路：价层电子对数目→杂化轨道数目→杂化类型 （2）相互关系

价层电子对数 2 3 4 3.分子构型与分子极性的关系 杂化轨道数 2 3 4 杂化类型 sp sp sp 32

4.三种作用力及对物质性质的影响

范德华力 氢键 共价键

作用微粒[来源:Z§xx§k.Com] 分子 H与N、O、F 共价键＞氢键＞范德华力 原子 强度比较 组成和结构相似的物质，相形成氢键元素的电负影响因素 对分子质量越大，范德华力性 越大 对性质 的影响

三、晶体结构与性质 1.晶体类型的判断

（1）据各类晶体的概念判断，即根据构成晶体的粒子和粒子间的作用力类别进行判断。如由分子通过分子

间作用力(范德华力、氢键)形成的晶体属于分子晶体；由原子通过共价键形成的晶体属于原子晶体；由阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体；由金属阳离子和自由电子通过金属键形成的晶体属于金属晶体。

（2）据各类晶体的特征性质判断，如低熔、沸点的晶体属于分子晶体；熔、沸点较高，且在水溶液中或熔

融状态下能导电的晶体属于离子晶体；熔、沸点很高，不导电，不溶于一般溶剂的晶体属于原子晶体；能导电、传热、具有延展性的晶体属于金属晶体。 2．立方体(长方体)晶胞组成的计算方法—均摊法

影响物质的熔、沸点、溶解度等物理性质[来源:学科网]原子半径 分子间氢键使熔、沸点升高，溶解度增大 键能越大，稳定性越强

3．晶胞各物理量的计算

对于立方晶胞，可简化成下面的公式进行各物理量的计算：a×ρ×NA＝n×M，a表示晶胞的棱长，ρ表示密度，NA表示阿伏加德罗常数的值，n表示1 mol晶胞中所含晶体的物质的量，M表示晶体的摩尔质量。

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