物质结构高考真题（高考热点梳理物质结构与性质）

一、原子结构与元素性质，我来为大家科普一下关于物质结构高考真题?以下内容希望对你有帮助!

物质结构高考真题

一、原子结构与元素性质

1、基态原子的核外电子排布

（1）能量最低原则

（2）泡利不相容原理：一个原子轨道中最多只能容纳2个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反。

（3）洪特规则：电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的原子轨道且自旋方向相同。

【特别提醒】①能量相同的轨道在全充满、半充满、全空状态时体系的能量较低，原子较稳定。如基态铬原子的电子排布式不是1s22s22p63s23p63d44s2，而是1s22s22p63s23p63d54s1，原因就是3d5半充满能量低稳定。基态铜原子的电子排布式不是1s22s22p63s23p63d94s2，而是1s22s22p63s23p63d104s1，原因就是3d10全充满能量低稳定。②第n个电子层所含的原子轨道数为n2，最多能容纳的电子数为2n2。每个能级原子轨道数为（2l 1），每个能级最多能容纳的电子数2（2l 1）。

2、电离能与电负性的变化规律

（1）电离能

a.同种元素的原子：电离能逐级增大。

b．同周期元素而言，碱金属第一电离能小，稀有气体第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。

c．同主族，从上到下，第一电离能逐渐减小

【特别提醒】 ① 前四周期中同周期元素中第ⅡA族、第ⅤA族第一电离能比较大，其原因：第ⅡA族价电子排布为ns2呈全满状态，能量低，比较稳定，更难失去电子，第ⅤA族价电子排布为ns2 np3，p轨道半充满，能量低，比较稳定。例如I1(Mg)> I1(Al)，I1(N)> I1(O)。②可以根据同一原子的逐级电离能的突跃，判断元素的主要化合价。例I3》I2,元素呈现 2价。

（2） 电负性.

①变化规律：同周期，从左到右元素的电负性逐渐增大；同主族，从上到下元素的电负性逐渐减小。一般来说，金属元素电负性较小，非金属元素电负性较大。

②应用：a.用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。

b．可以判断化合物中元素化合价的正负。

c．可以判断化学键的性质。

二、化学键、分子间作用力与物质的性质

1、杂化轨道与分子立体构型

几种常见的杂化轨道类型的比较如下表

杂化类型	夹角	分子空间构型	实例
sp杂化	180 o	直线形	C2H2、CO2、BeCl2
sp2杂化	120 o	平面三角形	C2H4、BF3、C6H6
sp3杂化	109．5o	正四面体	CH4、CCl4、NH4
	104．5o	V型	H2O
	107．3o	三角锥型	NH3

2、分子的极性 ——由分子的构型决定

常见键的极性与分子极性的关系见下表

类型	实例	键的极性	分子的极性	空间构型
A2	H2、N2	非极性键	非极性分子	直线形
AB	HCl、NO	极性键	极性分子	直线形
AB2（A2B）	CO2、CS2	极性键	非极性分子	直线形
	SO2、H2O	极性键	极性分子	V形
AB3	BF3	极性键	非极性分子	平面三角形
	NH3	极性键	极性分子	三角锥形
AB4	CH4、SiCl4	极性键	非极性分子	正四面体

【规律方法】 判断AB n 型分子极性的经验规律：若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，否则为极性分子。

三、晶体结构与性质

1、离子晶体、分子晶体、原子晶体和金属晶体比较

		离子晶体	分子晶体	原子晶体	金属晶体
结构	组成晶体微粒	阴阳离子	分子	原子	金属阳离子和自由电子
	微粒间作用力	离子键	范德华力和氢键	共价键	金属键
物理性质	熔沸点	较高	低	很高	一般较高，少部分低
	硬度	硬而脆	小	大	一般较大，少部分小
	导电性	不良（熔融可导电）	不良	不良	良导体
	传热性	不良	不良	不良	良
	延展性	不良	不良	不良	良
	溶解性	易溶于极性溶剂难溶于有机溶剂	极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂	不溶于任何溶剂	一般不溶于溶剂，Na等可溶于水、醇等
典型实例		NaCl、NaOH、CaCO3、KBr	白磷、干冰、硫、冰、固态酸	金刚石、二氧化硅、晶体硅、SiC等	Na、Mg、Al、Fe、Cu

【雾点盲点】同一能层中，各能级之间的能量大小关系是s<p<d<f。但要注意能及交错现象，故能级顺序：1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p···

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知识点	题号(难易度)
原子结构与物质的性质	1（中）4（中）、3（中）
化学键、分子键作用力与物质的性质	1（中）、2（中）、3（中）4（中）
晶体的结构与性质	2（中）、3（中）、4（中）

1．已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子。请回答下列问题：

（1）X元素原子基态时的电子排布式为__________，该元素的符号是__________;

（2）Y元素原子的价层电子的轨道表示式为________，该元素的名称是__________;

（3）X与Z可形成化合物XZ3，该化合物的空间构型为____________;

（4）比较X的氢化物与同族第二、第三周期元素所形成的氢化物稳定性、沸点高低并说明理由____。

【解析】（1）X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，可通过写电子排布式得到X为33号元素As;(2) Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子，同样根据电子排布式得到Y为O;再根据X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42可得到Z为H.

【答案】（1）1s22s22p63s23p63d104s24p3 As(2)

(3)三角锥 (4)稳定性：NH3＞PH3＞AsH3 因为键长越短，键能越大，化合物越稳定 沸点：NH3＞AsH3＞PH3 NH3可形成分子间氢键，沸点最高，AsH3相对分子质量比PH3大，分子键作用力大，因而AsH3比PH3沸点高。

2.已知A、B、C、D和E都是元素周期表中前36号的元素，它们的原子序数依次增大。A与其他4种元素既不在同一周期又不在同一主族。B和C属同一主族，D和E属同一周期，又知E是周期表中1—18列中的第7列元素。D的原子序数比E小5，D跟B可形成离子化合物其晶胞结构如图。 请回答：

(1)A元素的名称是________ ；

(2)B的元素符号是________ ，C的元素符号是________ ，B与A形成的化合物比C 与A形成的化合物沸点高，其原因是________________________________________。

(3)E属元素周期表中第 周期，第 族的元素，其元素名称是 ， 它的 2价离子的电子排布式为 ：________________________________________。

(4)从图中可以看出，D跟B形成的离子化合物的化学式为________ ；该离子化合 物晶体的密度为ag·cm-3，则晶胞的体积是 (只要求列出算式)。

【解析】从D、E是周期表中1—18列中E排第7列可判断E是第4周期VIIB族，所以D也在第4周期；图中离子化合物D：B=1：2，则D为Ca，且B的序数在前面，B为F，C为Cl；A与其他4种元素既不在同一周期又不在同一主族，所以A为H。（2）考查氢键；（3）锰在周期表中的位置， 2价时已经失去个电子，所以排布式为[Ar]3d5；（4）ρ= （40 38）×4÷（6.02×1023）g÷V = a g·cm-3，V =

【答案】（1）氢（2）F Cl 氟化氢分子间存在氢键，氯化氢分子间没有氢键（3）四 VIIB 锰

1s22s22p63s23p63d5 （4）CaF2 见解析

3、碳族元素包括：C、Si、 Ge、 Sn、Pb。

(1)碳纳米管有单层或多层石墨层卷曲而成，其结构类似于石墨晶体，每个碳原子通过_____　　　　杂化与周围碳原子成键，多层碳纳米管的层与层之间靠________结合在一起。

(2)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为________。

(3)用价层电子对互斥理论推断SnBr2分子中Sn—Br的键角___120°（填“＞”“＜”或“＝”）。

(4)铅、钡、氧形成的某化合物的晶胞结构是：Pb4 处于立方晶胞顶点，Ba2 处于晶胞中心，O2-处于晶胞棱边中心，该化合物化学式为______，每个Ba2 与____个O2-配位。

【解析】(1)石墨的每个碳原子用sp2杂化轨道与邻近的三个碳原子以共价键结合，形成无限的六边形平面网状结构，每个碳原子还有一个与碳环平面垂直的未参与杂化的2P轨道，并含有一个未成对电子，这些平面网状结构再以范德华力结合形成层状结构。因碳纳米管结构与石墨类似，可得答案。

(2)共用电子对偏向电负性大的原子，故电负性：C＞H ＞Si。

(3) SnBr2分子中，Sn原子的价层电子对数目是（4 2）/2=3，配位原子数为2，故Sn原子含有故对电子，SnBr2空间构型为V型，键角小于120°。

(4)每个晶胞含有Pb4 ：8×1|8=1个，Ba2 ：1个，O2-：12×1|4=3个，故化学式为：PbBaO3。Ba2 处于晶胞中心，只有1个，O2-处于晶胞棱边中心，共12个，故每个Ba2 与12个O2-配位。

【答案】(1) sp2 范德华力(2) C＞H ＞Si(3) ＜（4）PbBaO3 12