高考化学总复习考点试题53Word文件下载.docx

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HCl、H2S、PH3、SiH4、

F2、H2O2、N2H4、C2H6

CH3OH、CH3F

Cl-、S2-、HS-、O22-

K+、Ca2+

三、原子核外电子的运动特征

1、电子层：

原子中由内向外的电子层数n可依次取1、2、3、4、5等正整数，

对应的电子层符号分别为。

2、原子轨道：

同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动。

用小写英文字母、、、分别表示不同形状的轨道。

3、伸展方向：

s轨道只有个轨道，p轨道有个轨道，d轨道有个轨道

4、自旋方向；

原子核外的电子自旋可以有两种不同的状态，用，表示。

四、原子（离子）核外电子的排布的规律

（一）原子核外电子排布所遵循的原理：

1、能量最低原理：

轨道能量顺序

2、：

每个原子轨道上最多只能容纳的电子。

3、：

在相同能级轨道上排布时，电子，且自旋状态。

4、两个特例：

24Cr，29Cu

原因：

形成，结构。

（二）同种表示式：

1-36号元素为必需掌握

1、原子结构示意图：

N，

2、电子排布式：

N，

3、外围电子表示式：

（主族为价电子排布式）N

4、轨道表示式：

　　N，

5、价电子轨道表示：

练习：

原子结构示意图：

Cl，Fe

电子排布式：

Cl，KCr，

FeCu，Br

外围电子表示式：

Cl，KCr，Ge

FeCu，Br，As

元素核外电子排布的周期性与元素的分区，元素在周期表中的位置（周期、族、区）

Cl，KCr，Ge

FeCu，Br，As

阅读P15拓展视野：

了解电子跃迁原理及应用。

第二单元元素性质递变规律

一、元素周期律

1、定义：

元素的性质随着的递增，而呈现变化。

2、内容：

原子核外电子排布周期性变化导导致元素的、

、、以及、等呈现周期性变化。

3、变化规律：

①原子半径：

同一周期，从左到右，

　　　　　同一主族，从上到下，

②主要化合价：

同一主族，从上到下，

最高正价==

+=8

③金属性与非金属性：

同一周期，从左到右，金属性，非金属性

　同一主族，从上到下，金属性，非金属性

4、实质：

元素性质的周期性变化实质是的必然结果。

二、元素第一电离能的周期性变化

失去一个电子形成＋1价所需的最低能量，叫做元素的第一电离能，用符号表示。

2、变化规律：

同一周期，从左到右，第一电离能呈现趋势，但　　　，　　　。

同一主族，从上到下，元素的第一电离能逐渐。

3、意义：

元素的第一电离能可以衡量。

元素第一电离能越小，原子越容易一个电子。

三、元素电负性的周期性变化

用电负性来来衡量元素　　　　　　　　　　　　　　　　　　。

　同一周期，从左到右，元素的电负性

　　　　　　同一主族，从上到下，元素的电负性

3、应用：

①断元素的金属性或非金属性。

一般认为，电负性大于的元素为非金属，电负性小于的元素为金属；

②离子键或共价键：

两种成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间形成，如果两种成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成；

③化合价显正价或负价：

电负性大的元素化合价为，电负性小的为。

④金属性、非金属性的强弱：

元素的电负性越大，表明其的能力逐渐增强，

元素的金属性，元素的非金属性。

专题3微粒间作用力和物质性质

第一单元金属键金属晶体

一、金属晶体

1、构成微粒：

和。

2、作用力：

3、性质：

4、熔沸点、硬度

金属的硬度过熔沸点等物理性质与有关。

影响金属键强弱的主要因素有、等。

一般而言，金属元素的原子半径，单位体积内的数目，金属键越，金属晶体的熔沸点，硬度。

一、原子晶体

。

原子晶体的硬度、熔沸点等物理性质与有关。

影响共价键强弱的主要因素有、、等。

对于结构相似的原子晶体，共价键的键长，键能，

晶体的熔沸点，硬度。

5、常见原子晶体有：

二、金属晶体

金属晶体的特性　　　　　　、　　　　　　、　　　　　　　　。

合金的性质与结构：

合金的某些金属比纯金属更优越如　　　　、　　　　　

合金的熔点、硬度等的改变。

金属晶体的堆积方式：

简单立方堆积、　　　　　、　　　　　、六方堆积。

配位数分别为：

　　　　　　　　　　　　　　、　　　　　、　12　　

第二单元离子键离子晶体

一、离子键

1、离子键的定义：

2、离子键的特征：

和。

3、离子键的成键元素：

4、存在（物质种类）：

5、强弱影响因素：

离子晶体中阴、阳离子间的静电作用的大小可用来衡量。

影响离子键强弱的主要因素有、等。

如：

MgONaClCaOMgONaClKCl

6、对物质性质的影响：

----影响物质的、、溶解性、化学性质等

一般而言，离子半径，离子电荷数，离子键，晶格能

离子晶体的熔沸点，硬度。

7、表示：

----电子式

MgO的电子式　　　　　　　　　　　Na2O的电子式

　NaOH的电子式：

，Na2O2电子式：

NH4Cl的电子式：

，CaCl2电子式：

离子化合物：

一定含有　　　　　键，可能含有　　　　键。

NH4Cl中含有有化学键类型有　　　　　　　　　　　　　　　　　　。

二、离子晶体：

离子晶体的硬度、熔沸点等物理性质与有关。

MgO的熔点高达，是一种优良的材料。

5、常见的离子晶体有：

第三单元共价键原子晶体

一、共价键

当成键原子相互接近时，原子轨道发生，的电子

形成，两原子核间的电子密度增加，体系的能量。

2、特征：

3、成键元素：

原子半径越小，共价键的键长，键能。

反应热与键能的关系：

△H=。

----影响原子晶体的、、稳定性，

影响分子晶体的等

由分子构成的物质共价键的键长，键能，物质稳定性。

比较C（金刚石）、晶体硅、金刚砂（SiC）熔点由高到低的顺序为　　　　　　

稳定性：

NH3H2O，沸点：

NH3H2O

----电子式、结构式

N2：

电子式　　　　　　　　　　　，结构式：

CO2：

电子式　　　　　　　　　　　，结构式：

H2O：

NH3：

CCl4：

HClO：

8、分类：

按电子云重叠程度：

和，　　呈轴对称，　　呈镜面对称。

按电子对是否偏移：

和

按电子对数目：

：

、、

按电子对提供方式：

二、原子晶体

第四单元分子间作用力分子晶体

一、分子间作用力

使分子聚集在一起，形成物质的作用力，称为分子间作用力。

分子间作用力实质是一种作用，它比化学键得多。

3、存在（物质种类）：

4、分类：

分子间作用力有和两种。

氢键的表示方法：

影响范德华力的因素很多，如　　、以及分子中电荷分布是否均匀等。

组成和结构相似的分子（如　　等），范德华力一般随着　　　的增大而增大。

　　　　，则其熔沸点越　　　　，溶解度　　　　　。

----范德华力的大小，影响分子晶体的、、等

分子间氢键，使其　　　　　　　升高，　　　　　增大；

NH3极易溶于水，乙醇与水任意比互溶的理论解释。

分子间形成分子间氢键数目越多，对其物理性质影响越大

沸点：

H2O　HF

分子间氢键还影响物质的比热，密度等。

ρ水ρ冰

分子内氢键一般使物质的熔沸点降低。

二、分子晶体

，包括和。

分子晶体的硬度、熔沸点、溶解度等物理性质与有关。

分子晶体中若存在氢键，则溶沸点，如：

NH3PH3，H2OH2S.

若不存在氢键，则由决定。

对于组成和结构相似的分子，其一般随着的增大而增大。

越大，分子晶体的熔沸点。

5、稳定性：

由分子构成的物质的稳定性取决于。

6、分子晶体有：

　　　　　、　　　　　　、　　　　　　　。

除　　　　外。

所有的非金属氢化物，大多数的非金属单质（除　　　　、　　　　　等几种原子晶体外），大多数的非金属氧化物（除　　　　　　外），几乎所有的酸，大多数的有机物。

几种典型晶胞

晶胞中粒子数目的计算----均摊法

立方体晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献：

顶点—棱--面--心--

晶胞模型

堆积方式

原子个数

配位数

例子

Po

Na、K、Cr

Au、Ag、Cu、Pb

二、离子晶体

典型代表

NaCl型晶体

CsCl型晶体

每个晶胞中有　个Na+、Cl-

每个晶胞中有　个Cs+、Cl-

每个Na+周围有　　个C1-

每个C1-周围有　　个Na+

形成形。

每个Cs+周围有　　个C1-

每个C1-周围有　　个Cs+。

其它

每个Na+离子连　个Na+离子形成形（最小多面体）。

每个Cs+周围有　个Cs+

每个C1-周围有　　个Cl-

三、原子晶体中两种典型晶胞：

代表

金刚石晶体

SIO2晶体

晶胞

模型

原子数

一个晶胞中含有　　　个C原子

1个C原子与个C原子形成碳碳键，围成　　　形；

1个Si连个O，

1个O连个Si，

Si原子与O原子之比为

晶体中，形成最小的环有个碳原子

最小的环有原子，

其中个Si，个O。

1mol金刚石晶体中含mol共价键。

1molSiO2中有molSi-O键。

四、分子晶体典型晶胞

CO2晶体（干冰）

石墨晶体（特殊晶体类型）

层状

分子数目

层内是共价键，层间是分子间作用力

CO2相紧邻个CO2

1mol石墨晶体中有molC-C键。

用于人工降雨

石墨，能导电的非金属晶体

五、几种微粒间作用力的比较

微粒间作用力

金属键

离子键

共价键

氢键

范德华力

微粒

N、O、F-H

---N、O、F

分子间

方向性

饱和性

强弱影响因素

氢键>

六、几种类型的晶体的比较

晶体类型

金属晶体

离子晶体

原子晶体

分子晶体

结

构

构成

性

质

熔、沸点

硬度

导电性

举例

七、微粒半径大小的比较：

“三看”

1、一看，越多，微粒半径。

2、二看，当电子层数相同时，越多，微粒半径。

3、三看，当电子层数，核电荷数相同时，越多，微粒半径。

八、晶体熔点高低（稳定性强弱）的判断：

1、一看晶体类型：

一般有晶体>

晶体>

晶体

2、同种晶体，看作用力大小：

金属晶体，比金属键强弱，实际比原子半径、单位体积内的自由电子数。

离子晶体，比，实际比、。

原子晶体，比，实际比、。

分子晶体，比分子间作用力，实际比有无氢键、无氢键，比相对分子质量。

九、晶体类型判断：

1、从构成微粒：

2、从作用力：

3、从性质、用途：

专题4分子空间结构与物质性质

第一单元　分子构型与物质的性质

一、分子的空间构型：

杂化理论、价电子对互斥理论、等电子原理等理论相结合

ABm型分子：

价电子对数n=

1、中心原子的价电子数=；

N=，O、S=，

2、配位原子为卤素原子、氢原子时，提供价电子数=，

配位原子为O、S原子时，提供价电子数=。

杂化

类型

轨道数

价电子对数n

n=σ+孤电子对数

分子空间构型

实例

sp

sp2

3=3+0

3=2+1

sp3

4=4+0

4=3+1

4=2+2

等电子原理：

　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。

N2与　　　　、　CN-　；

SO2与

　CO2与　　　　、　N3-　　、　BeCl2CH4与

　SO42-与　　　、　　　、　NH3与

二、分子的极性

为极性分子，

为非极性分子。

2、判断方法：

（1）双原子分子的极性取决于　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　，

以极性键结合的双原子分子是　　　分子，

以非极性键结合的双原子分子是　　　分子。

（2）以极性键结合的多原子分子，分子是否极性取决于分子的　　　　　　　　。

如　　、、等分子，都是含有极性键的非极性分子。

　　即合力法，若F合＝0，则为非极性分子。

（3）经验方法：

ABm型

　　①　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

　　②　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。

3、对物质性质的影响

分子的极性对物质的　　　　、　　　　、　　等物理性质有显著的影响。

一般情况下，由极性分子构成的物质易溶于　　　　　　，

由非极性分子构成的物质易溶于　　　　　　，

这在化学上称为　　　　　　　　　　。

三、手性分子

1、手性碳原子：

2、手性异构体：

3、手性分子：

第二单元配合物的形成的应用

一、配合物的形成

往CuSO4（aq）中逐滴滴入氨水

往AgNO3（aq）中逐滴滴入氨水

现象：

方程式：

Ag++NH3·

H2O=AgOH+NH4+

AgOH+2NH3·

H2O=[Ag（NH3）2]++OH-+2H2O

配合物

[Ag（NH3）2]+

1、配合物的定义：

由提供配位体与接受的中心原子

以结合形成的称为配合物。

2、形成条件：

中心原子有，配位体有

3、组成：

------信息提示

中心原子　配位体　　　配位数

　　　　内界　　　外界

中心原子——提供。

常见的是过渡金属的原子或离子，如：

（也可以是主族元素阳离子，如：

）

配位体——提供。

内界常见的有：

阴离子，如：

中性分子，如：

（配位原子——指配合物中直接与中心原子相联结的配位体中的原子，它含有孤电子对）

配位数——配位体的数目

外界：

内界以外的其他离子构成外界。

有的配合物只有内界，没有外界，如：

。

注：

（1）配离子的电荷数=中心离子和配位体总电荷的代数和，

配合物整体（包括内界和外界）应显电中性。

（2）配合物的内界和外界通过离子键结合，在水溶液中较易电离；

中心原子和配位体通过配位键结合，一般很难电离。

二、配合物的应用：

（1）湿法冶金：

（2）分离提纯；

（3）配合催化；

（4）利用形成配合物的方法检验离子，如Fe3+的检测；