高考化学复习考点知识专题讲解21 物质结构

1 / 19 高考化学复习考点知识专题讲解

专题二十一、物质结构

考点知识

本高考化学复习考点知识专题讲解 专题重点内容有原子核外电子排布规律、化学键类型及晶体类型。在高考中重点考查微粒的质子数、中子数、质量数、核外电子数、原子序数、核电荷数等相互求算；判断化学键类型，并常与分子极性的判断或与晶体类型的判断结合一起考查。预计今年的高考可能会将核外电子排布的规律性变化与元素性质规律结合起来，同时可能会结合NaCl、CsCl、干冰、SiO2、金刚石的结构为载体，进行其它结构的分析。知识将以题型以选择题、填空题、计算题的形式出现。

重点、难点探源

一、 原子核外电子排布

1、在同一原子中各电子层之间的关系

电子层数（n） 1 2 3 4 5 6 7

符号 K L M N O P Q

电子层能量的关系（由低到高） 从K→Q能量逐渐增高

电子层离核远近的关系（由近到远） 从K→Q离核越来越远

2、原子核外电子排布规律

⑴核外电子一般总是尽先排布在最低的电子层里。 2 / 19 ⑵每个电子层最多容纳的电子数为2n2个。

⑶最外层最多容纳电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）

⑷次外层最多容纳的电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个。

3、原子核外电子层排布的表示方法——原子或离子结构示意图

下面为钠的原子结构示意图：

二、化学键

1、化学键：

（1）概念：使离子或原子相结合的作用力。

（2）形成与分类

（3）化学反应的本质：反应物分子内化学键的断裂和生成物分子内化学键的形成。

2、离子键

（1）概念：带相反电荷离子之间的相互作用。

（2）离子化合物：由离子键构成的化合物。

（3）离子化合物的形成过程：

3、共价键： 3 / 19 （1）概念：原子间通过共用电子对形成的相互作用。

（2）共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物。

（3）共价化合物的形成过程：

三、晶体结构及性质

1、根据构成晶体的粒子种类及粒子之间的相互作用不同，可把晶体分为：离子晶体、分子晶体、原子晶体、金属晶体等。

2、四种晶体的比较

晶体类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体

晶体质点 阴阳离子 原子 分子 金属阳离子、自由电子

作用力 离子键 共价键 范德瓦尔斯力 金属键

熔沸点 较高 很高 很低 一般较高，少部分低

硬度 较硬 很硬 一般很软 一般较硬，少部分软

溶解性 易溶于极性溶剂 难溶解 相似相溶 难溶（Na等与水反应）

导电情况 晶体不导电；能溶于水的其水溶液导电，熔化导电 有的能导电 晶体不导电，溶于水后能电离的，其水溶液可导电；熔化不导电 晶体导电；熔化导电

实例 NaCl、CaCO3、NaOH 金刚石、水晶、碳化硅 干冰、冰、纯磷酸、HCl（s）、H2(s) Na、Mg、Al、Fe、Hg(s)

4 / 19 追踪高考

1．【2022新课标2卷】W、X、Y和Z为原子序数依次增大的四种短周期元素。W与X可生成一种红棕色有刺激性气味的气体；Y的周期数是族序数的3倍；Z原子最外层的电子数与W的电子总数相同。下列叙述正确的是

A．X与其他三种元素均可形成两种或两种以上的二元化合物

B．Y与其他三种元素分别形成的化合物中只含有离子键

C．四种元素的简单离子具有相同的电子层结构

D．W的氧化物对应的水化物均为强酸

【答案】A

【解析】W、X、Y和Z为原子序数依次增大的四种短周期元素。W与X可生成一种红棕色有刺激性气味的气体，W是N，X是O；Y的周期数是族序数的3倍，因此Y只能是第三周期，所以Y是Na；Z原子最外层的电子数与W的电子总数相同，Z的最外层电子数是7个，Z是Cl，则A．氧元素与其N、Na、Cl三种元素均可形成两种或两种以上的二元化合物，例如NO、NO2、Na2O、Na2O2、Cl2O7、ClO2等，A正确；B．过氧化钠中含有离子键和共价键，B错误；C．N、O、Na三种元素的简单离子具有相同的电子层结构，均是10电子，氯离子是18电子微粒，C错误；D．亚硝酸为弱酸，D错误。答案选A。

2．【2022新课标2卷】a、b、c、d为原子序数依次增大的短周期主族元素，a原子核外电子总数与b原子次外层的电子数相同；c所在周期数与族数相同；d与a同族。下列叙述正确的是

A．原子半径：d>c>b>aB．4种元素中b的金属性最强

C．c的氧化物的水化物是强碱D．d单质的氧化性比a单质的氧化性强 5 / 19 【答案】B

【解析】a、b、c、d分别为O、Na或Mg、Al、S。A、一般电子层数越多，半径越大，同周期从左向右原子半径减小，因此半径大小顺序是Na(Mg)>Al>S>O，故A错误；B、同周期从左向右金属性减弱，因此Na或Mg在4种元素中金属性最强，故B正确；C、c的氧化物的水化物为氢氧化铝，为两性氢氧化物，属于弱碱，故C错误；D、同主族从上到下非金属性减弱，因此S的氧化性比氧气弱，故D错误。

指点迷津

一、原子的构成及几个概念的区别

1、构成原子的粒子

2、元素、核素、同位素的关系

3、同位素、同素异形体、同系物、同分异构体的比较： 6 / 19 同位素 同素异形体 同系物 同分异构体

对象 原子 单质 有机化合物 无机、有机化合物

特点 ①质子数相同

②中子数不同

③原子之间 ①属同一元素

②单质之间 ①符合同一通式

②结构相似

③组成相差一个或若干个CH2原子团 ①分子式相同

②结构式不同

实例 H、D、和T；35Cl和37Cl O3和O2；金刚石和石墨 甲烷、乙烷 正戊烷、异戊烷、新戊烷

二、特殊核外电子排布的微粒

1、核外电子数相同的微粒

10电子微粒 18电子微粒

分子 Ne、HF、H2O、NH3、CH4 Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、CH3OH、N2H4、CH3F、CH3CH3。

阴离子 F－、O2－、OH－、NH2－ Cl－、S2－、HS－、O22－

阳离子 Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH4＋、H3O＋ Ca2＋、K＋

2、1——20号元素中具有特殊核外电子排布的原子

（1）原子核中无中子的原子：H

（2）最外层只有一个电子的原子：H、Li、Na、K；

最外层有两个电子的原子：He、Be、Mg、Ca。

（3）最外层电子数是次外层电子数整数倍的原子一定在第二周期。 7 / 19 ①最外层电子数等于次外层电子数的原子：Be 、Ar ；

②最外层电子数是次外层电子数2倍的原子：C；

③最外层电子数是次外层电子数3倍的原子：O。

（4）最外层电子数是内层电子数一半的原子：Li、P。

（5）最外层电子数是次外层电子数一半的原子：Li、Si。

（6）最外层电子数与电子层数相等的原子：H、Be、Al。

（7）内层电子数等于最外层电子数的原子：Be。

三、离子化合物和共价化合物的比较和判断

1、离子化合物和共价化合物的比较

离子化合物 共价化合物

化学键类型 一定含有离子键，可能含有共价键 只含有共价键

构成粒子 阴、阳离子 原子

易形成化合物元素 一般由第ⅠA族（H除外）、第ⅡA族活泼金属与第ⅥA族、第ⅦA族活泼非金属形成 一般是由非金属元素形成（铵盐除外）

2、离子化合物和共价化合物的判断 8 / 19

四、化学键与物质类别的关系

1、只含共价键的物质

⑴同种非金属元素组成的单质，如I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。

⑵不同非金属元素组成的共价化合物，如HCl、NH3、SiO2、CS2等。

2、只含有离子键的物质

活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等。

3、既含有离子键又含有共价键的物质，如Na2O2、NH4Cl、NaOH、Na2SO4等。

4、无化学键的物质，稀有气体，如氩气、氦气等。

五、晶体的类型及性质

（一）、晶体类型的判断

1、依据组成晶体的粒子及粒子之间的作用力判断。

离子晶体由阴阳离子通过离子键构成；原子晶体由原子通过共价键构成；金属晶体由金属离子和自由电子通过金属键构成；而分子晶体由分子通过分子之间作用力（或氢键）构成。

2、依据物质分类判断。

金属氧化物（如氧化钠、氧化钾等）、强碱和绝大多数的盐类是离子晶体。多数9 / 19 非金属单质（金刚石、石墨、硅、硼等例外）、气态氢化物、非金属氧化物（二氧化硅例外）、酸、绝大多数有机物（有机盐例外）是分子晶体。常见原子晶体：单质有金刚石、石墨、硅晶体、硼等；化合物有二氧化硅、氮化铝、碳化硅等。金属单质（汞例外）和合金属于金属晶体。

3、依据导电性判断。

离子晶体在水溶液或熔化状态时能导电；原子晶体一般是非导体；分子晶体为非导体，而有的分子晶体（主要是酸和非金属性强的元素的氢化物）在溶于水时，可电离出自由移动的离子而能导电；金属晶体是电的良导体。

4、依据晶体熔点判断。

原子晶体熔点高，离子晶体熔点较高，分子晶体熔点较低，而金属晶体熔点有些高，有些较低。

（二）、晶体熔沸点高低规律

1、不同类型晶体。一般地原子晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体有的高（如钨），有的低（如汞）。

2、原子晶体。原子半径越小，熔沸点越高。如金刚石（C-C）>二氧化硅（Si-O）>碳化硅（C-Si）>晶体硅（Si-Si）。

3、离子晶体。离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，熔沸点越高。例如，MgO>NaCl>CsCl。

4、金属晶体。金属阳离子所带电荷数越高，原子半径越小，熔沸点越高。例如，Al>Mg>Na。Li>Na>K>Cs。

5、分子晶体。分子间作用力越强，熔沸点越高。（1）组成和结构相似的分子晶体，一般相对分子质量越大，分子间作用力越强，熔沸点越高。例如，