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(共17张PPT)
专题3　物质结构与性质
选择题型2　物质结构与性质
高考重点：试题主要考查原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质。命题 情境新颖，注重考查电离能、电负性、化学键类型、分子结构、中心原子杂化方式、 晶体类型等必备知识。此类试题难度适中，主要考查学生识记能力、信息获取和逻辑 推理能力。
B. 与氨形成配位键的能力：H＋ ＞Cu2＋
C. H2O和NH3分子中的键长：O—H＞N—H
B
选项 事实 结构因素
A K与Na产生的焰色不同 能量量子化
B SiH4的沸点高于CH4 分子间作用力
C 金属有良好的延展性 离子键
D 刚玉（Al2O3）的硬度大，熔点高 共价晶体
C
解析：K和Na产生的焰色不同，是因为能量是量子化的，二者核外电子从高能级跃 迁回低能级释放的能量不同，A正确；SiH4和CH4均为分子晶体，SiH4的相对分子质 量更大，分子间作用力更强，故SiH4的沸点高于CH4 ，B正确；金属晶体中不存在离 子键，当金属受到外力作用时，晶体中的原子层间会发生相对滑动，而金属键未被 破坏，所以金属有良好的延展性与离子键无关，C错误；Al2O3为共价晶体，故其硬 度大、熔点高，D正确。
A. 反应中各分子的σ键均为p－p σ键
B. 反应中各分子的VSEPR模型均为四面体形
C. Cl—O键长小于H—O键长
D. HClO分子中Cl的价电子层有2个孤电子对
解析：H2O中的H—O为s－sp3 σ键，Cl2O中的Cl—O为p－sp3 σ键，HClO中的H—O 和Cl—O也为s－sp3 σ键和p－sp3 σ键，A错误；Cl2O、H2O和HClO的中心O原子均为 sp3杂化，分子的VSEPR模型均为四面体形，B正确；原子半径：Cl＞H，则键长： Cl—O＞H—O，C错误；HClO分子的结构式为H—O—Cl，Cl原子只形成一个共用 电子对，故其有3个孤电子对，D错误。
B
■重点理解
1. 三看法比较微粒半径
（1）“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
如：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs）；r（O2－）＜r（S2－）＜r （Se2－）＜r（Te2－）；r（Na）＞r（Na＋）。
（2）“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
如：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）；r（O2 －）＞r（F－）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋）。
（3）“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半 径越大。
如：r（Cl－）＞r（Cl）；r（Fe2＋）＞r（Fe3＋）。
2. 元素金属性、非金属性强弱判断
金 属 性 比 较 本质 原子越易失电子，金属性越强（与原子失电子数目无关）
判断
依据 在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强
单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
单质还原性越强或对应的阳离子氧化性越弱，金属性越强
最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
非 金 属 性 比 较 本质 原子越易得电子，非金属性越强（与原子得电子数目无关）
判断
依据 单质与H2越容易化合，简单气态氢化物越稳定，非金属性越强
单质氧化性越强或对应的阴离子还原性越弱，非金属性越强
最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
3. 第一电离能及应用
（1）第一电离能变化规律
①同一周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体 呈从左到右增大的变化趋势，但受电子层结构的影响有曲折起伏；通常第ⅡA族和第 ⅤA族元素的第一电离能分别高于同周期相邻元素；第ⅡA族元素原子的价电子排布式 ns2（全充满）；第ⅤA族元素原子的价电子排布式为ns2np3，其中np轨道为半充 满。全充满、半充满状态均比较稳定，具有较大的第一电离能。
②同主族：从上到下，第一电离能逐渐减小。
（2）同种元素电离能逐级增大，即I1＜I2＜I3……
（3）应用
①判断元素的金属性或非金属性强弱：一般情况下，第一电离能越小，元素的原子越 容易失去电子，元素金属性越强、非金属性越弱。
②判断元素的最外层电子数：如果某主族元素的In＋1 In（n≤7），则该元素的最外 层电子数为n，如Na的I2 I1，所以Na的最外层电子数为1。
4. 电负性的应用
（1）判断元素金属性与非金属性的强弱
①金属元素的电负性一般小于1.8，电负性越小，金属元素越活泼。
②非金属元素的电负性一般大于1.8，电负性越大，非金属元素越活泼。
（2）判断元素在化合物中价态的正负
①电负性大的元素易呈现负价。
②电负性小的元素易呈现正价。
（3）判断化学键类型
①电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键（一般大于1.7）。
②电负性差值小的元素原子之间形成的化学键主要是共价键（一般小于1.7）。
■题组演练
A. P4分子的键角为109°28'
B. 第一电离能：P＜S
C. P4S3分子中所有P的杂化方式都是sp2
D. P4S3分子中极性键与非极性键的个数比为2∶1
D
解析：白磷（P4）分子空间结构为正四面体形，P—P间夹角（键角）为60°，A错 误；同一周期元素的第一电离能：第ⅤA族＞第ⅥA族，故第一电离能：P＞S，B错 误；根据题中P4S3的分子结构可知，每个P原子均形成3个σ键，且含有1个孤电子对， 故所有P原子的杂化方式都为sp3，C错误；根据题中P4S3的分子结构可知，每个P4S3 分子中含有6个P—S极性键和3个P—P非极性键，极性键与非极性键个数比为2∶1， D正确。
A. AB型离子晶体，阳离子的配位数均相同
B. 等物质的量的HCN和CO2含π键数目和中心原子的杂化类型均相同
C. 邻羟基苯甲酸比对羟基苯甲酸的沸点高，前者更易形成分子间氢键
D. AB3型分子都是由极性键构成的非极性分子
B
A. 电负性：P＜O＜N
B. 基态Cr原子的价电子排布式为4s1
D. 该催化剂中B和P均采取sp3杂化
解析：同周期从左往右元素电负性递增，同主族从上往下元素电负性递减，电负 性：P＜N＜O，A错误；Cr位于第四周期第ⅥB族，价电子排布式为3d54s1，B错 误；1 mol 中，含有12 mol×4＝48 mol σ键，C错误；由结构可知，B和P 均形成了4个共价键，均为sp3杂化，D正确。
D(共22张PPT)
专题3　物质结构与性质
选择题型1　元素“位—构—性”关系及综合推断
高考重点：试题主要考查学生对原子结构和元素性质的掌握和理解，解题的关键是根 据题给信息和物质的结构特点推断出元素的名称，依据它们在元素周期表中的位置及 元素周期律推测出元素具有的性质，涉及原子结构、元素周期律、化学键、物质的性 质等必备知识。此类试题要求学生在推断的基础上进行分析判断，考查学生信息获取 和加工及逻辑推理与论证能力。
A. 元素电负性：X＞Z＞Y
B. 该物质中Y和Z均采取sp3杂化
C. 基态原子未成对电子数：W＜X＜Y
D. 基态原子的第一电离能：X＞Z＞Y
D
解析：已知W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素，X与Z同主族。在题给 化合物结构中，X、Z原子均形成2个共价键，则X、Z均为第ⅥA族元素，所以X为 O，Z为S；Y原子形成5个共价键，则Y为第ⅤA族元素，原子序数：O＜Y＜S，可知 Y为P；W原子形成1个共价键，原子序数：W＜O，可知W为H。同主族元素从上到 下，电负性逐渐减弱，同周期元素从左到右，电负性逐渐增强，因此元素电负性：O ＞S＞P，A正确；该物质中，P原子形成3个单键和1个双键，成键电子对数为4，孤 电子对数为0，P原子杂化方式为sp3，S原子形成2个单键，成键电子对数为2，孤电子 对数为2，杂化方式也为sp3，B正确；根据电子排布的一般规律，基态H、O、P原子 的未成对电子数依次为1、2、3，则基态原子未成对电子数：H＜O＜P，C正确；同 主族元素从上到下第一电离能减小，同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势， 但第ⅤA族元素的np轨道处于半充满的稳定状态，其第一电离能大于同周期第ⅥA族 元素的第一电离能，即基态原子的第一电离能：O＞S、P＞S，D错误。
A. X与Q组成的化合物具有还原性
B. Y与Q组成的化合物水溶液显碱性
C. Z、W的单质均可在空气中燃烧
D. Z与Y按原子数1∶1组成的化合物具有氧化性
B
解析：X、Y、Z、W、Q分别为原子序数依次增大的短周期主族元素，Y、Q基态原 子的价电子数相同，均为其K层电子数的3倍，则Y、Q基态原子的价电子数均为6， Y、Q分别为O、S；X与Z同族，W为金属元素，其原子序数等于X与Z的原子序数之 和，则X为H、Z为Na、W为Mg。H与S组成的H2S中S为－2价，能被氧化，故H2S具 有还原性，A正确；O与S组成的化合物有SO2、SO3，二者均为酸性氧化物，其水溶 液显酸性，B错误；Na、Mg的单质均能在空气中燃烧，C正确；Na与O按原子数 1∶1组成的化合物为Na2O2，其中O为－1价，故Na2O2具有氧化性，D正确。
A. 第二电离能：X＜Y B. 原子半径：Z＜W
C. 单质沸点：Y＜Z D. 电负性：W＜X
A
解析：
基态X（O）原子失去一个电子后电子排布式为1s22s22p3，基态Y（N）原子失去一个 电子后电子排布式为1s22s22p2，基态O原子失去一个电子后为半充满的稳定结构，则 第二电离能：O＞N，即X＞Y，A错误；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大， 则原子半径：O＜S，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，则原子半径：F ＜O，故原子半径：F＜S，即Z＜W，B正确；Y的单质为N2，Z的单质为F2，二者均 为分子晶体，一般来说，相对分子质量越大，沸点越高，则单质沸点：N2＜F2，即Y ＜Z，C正确；同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，则电负性：S＜O，即 W＜X，D正确。
■重点理解
1. “位—构—性”综合应用
2. 元素周期律的考查
项目 同周期（左→右） 同主族（上→下）
原 子 结 构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大
电子层数 相同 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（阴离子）＞r（阳离子） 逐渐增大
项目 同周期（左→右） 同主族（上→下）
元 素 性 质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7 （O、F除外）
负化合价＝－（8－主族序数）（H除外） 最高正化合价＝主族序数（O、F 除外）
元素的金属性
和非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减 弱
离子的氧化 性、还原性 阳离子氧化性逐渐增强
阴离子还原性逐渐减弱 阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子还原性逐渐增强
项目 同周期（左→右） 同主族（上→下）
元 素 性 质 气态氢化物稳 定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物 对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强 碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
元素的第一电 离能 呈增大趋势 呈减小趋势
元素的电负性 逐渐增大 逐渐减小
3. 核外电子排布特征和元素化合物特性
（1）明确短周期元素原子核外电子排布的特征
①最外层电子数等于次外层电子数→Be、Ar。
②电子层数与最外层电子数相等→H、Be、Al。
③最外层电子数是内层电子总数的一半→Li、P。
④次外层电子数是最外层电子数的2倍→Li、Si。
⑤电子层数是最外层电子数的2倍→Li。
⑥最外层电子数是电子层数的2倍→He、C、S。
⑦最外层电子数是次外层电子数的2倍→C。
⑧最外层电子数是次外层电子数的3倍→O。
（2）熟记常见元素及其化合物的特性
①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中存在的硬度最大的物质的元素、气态 氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。
②空气中含量最多的元素、气态氢化物水溶液呈碱性的元素：N。
③地壳中含量最多的元素：O。
④常见的具有漂白性的物质：氯水、SO2、Na2O2、H2O2等。
⑤单质是最活泼的非金属元素、无正价的元素或无含氧酸的非金属元素、气态 氢化物的水溶液可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素、阴离子还原性 最弱的元素：F。
⑥单质密度最小的元素：H；密度最小的金属元素：Li。
⑦常温下单质呈液态的非金属元素：Br；常温下单质呈液态的金属元素：Hg。
⑧最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应又能与强碱反应的元素：Al。
⑨元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能化合的元素：N；元素的气 态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生氧化还原反应的元素：S。
⑩元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。
4. 短周期元素的成键特点
短周期
元素 H F、 Cl C、Si N、P O、S B
族 ⅠA ⅦA ⅣA ⅤA ⅥA ⅢA
共价键 —X —X 或
或
—X≡
或
（注：X表示对应表格中的元素）
■题组演练
A. 电负性：Y＞M
B. 原子半径：Z＞Y＞X
C. 第一电离能：N＜M
D. 简单氢化物的键角：M＜Z＜Y
D
A. 简单离子半径：W＞M
B. 简单氢化物稳定性：Z＜Y
C. M和Z既能形成极性分子，也能形成非极性分子
D. 第二周期中第一电离能比Z大的元素有2种
C
A. 电负性：Z＞Y＞X
B. XM属于酸，但能与某酸性氧化物反应
C. W的最高价氧化物的水化物能溶于强酸，但不溶于任何碱
D. 该配离子中σ键与π键个数比为8∶1
C
解析：X、Y、Z、M、W五种元素原子序数依次增大，Y、Z、M同周期，基态Y原 子各能级上的电子数相等，Y能形成4个共价键，Y是C元素；Z能形成2个共价键，Z 是O元素；M能形成1个共价键，M是F元素；X形成1个共价键，X是H元素；W2＋离 子的价电子排布式为3d9，W是Cu元素。元素非金属性越强，电负性越大，电负性： O＞C＞H，A正确；HF属于酸，能与酸性氧化物SiO2反应，B正确；Cu的最高价氧 化物的水化物Cu（OH）2能溶于强酸，也能溶于氨水，C错误；配位键属于σ键，该 配离子中σ键个数是32，π键个数是4，σ键与π键个数比为8∶1，D正确。

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