专题二 物质结构与性质 选择题专攻 1.元素周期律、化学键与分子结构（共45张PPT）-2024年高考化学二轮复习

(共45张PPT)
1.元素周期律、化学键与分子结构
选择题专攻
核心精讲
01
1.元素第一电离能的周期性变化
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期元素从左到右，第一电离能有逐渐　　　的趋势，稀有气体的第一电离能最　　，氢和碱金属的第一电离能最　　。同族元素从上到下，第一电离能逐渐　　　。
增大
大
小
减小
说明　同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道为全充满、半充满时，元素的第一电离能较相邻元素要大，即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能均大于同周期相邻元素。例如，Be、N、Mg、P。
2.元素的电负性
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐　　　；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐
　　　。
增大
减小
3.共价键
(1)σ键、π键(以碳原子之间成键为例)
共价键 举例 说明
单键 (σ键) ①相同原子之间形成的共价键是非极性键，如Cl2；不同原子之间形成的共价键是极性键，如HCl；
②分子中的大π键可用符号　 表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为 )，
双键(1个 σ键、1个 π键) 共价键 举例 说明
三键(1个 σ键、2个 π键) －C≡C－ ①相同原子之间形成的共价键是非极性键，如Cl2；不同原子之间形成的共价键是极性键，如HCl；
②分子中的大π键可用符号　 表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为 )，
大π键 (2)配位键
①配合物的组成：以[Cu(NH3)4]SO4为例，如图1所示。
②一般来说，配合物内界与外界之间为离子键，电荷相互抵消。
③配体有多个配位原子，与中心原子形成螯合物，
如铜离子与乙二胺形成配离子(图2)。
4.中心原子杂化类型和分子空间结构的相互判断
中心原子的杂化类型和分子的空间结构有关，二者之间可以相互判断。
分子组成(A为中心原子) 中心原子的 孤电子对数 中心原子的 杂化方式 分子的 空间结构 实例
AB2 0 sp 直线形 BeCl2
1 sp2 V形 SO2
2 sp3 V形 H2O
AB3 0 sp2 平面三角形 BF3
1 sp3 三角锥形 NH3
AB4 0 sp3 正四面体形 CH4
特别提醒　(1)用价层电子对互斥模型判断分子的空间结构，不仅要考虑中心原子的孤电子对所占据的空间，还要考虑孤电子对对成键电子对的排斥力大小。排斥力大小顺序为LP—LP>LP—BP>BP—BP(LP代表孤电子对，BP代表成键电子对)。
(2)键角大小的判断方法
①不同杂化类型
如键角：CH4②单键、双键、三键的影响(较少考查，了解)
三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序：
三键—三键>三键—双键>双键—双键>双键—单键>单键—单键。
如乙烯分子中H—C==C的键角是121.3°；H—C—H的键角是117.4°，均接近120°。
③杂化类型相同，中心原子的孤电子对数越多，键角越小
如键角：CH4>NH3>H2O； >NH3；H3O＋>H2O。
④杂化类型和孤电子对数均相同，中心原子的电负性越大，键角越大
键角：NH3>PH3>AsH3。
解释：N、P、As的电负性逐渐减小，中心原子的电负性越大，成键电子对越靠近中心原子，成键电子对排斥力增大，键角增大。
⑤杂化类型和孤电子对数均相同，配位原子的电负性越大，键角越小
键角：NF3解释：F的电负性比H大，NF3中成键电子对偏向F，成键电子对排斥力比NH3小，且NF3的孤电子对偏向N，孤电子对对成键电子对的排斥力较大。
对于第④、⑤种类型，可以归纳为判断中心原子的电子云密度，中心原子的电子云密度越大，则该分子的成键电子对排斥力越大，则键角越大。
真题演练
02
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1.(2023·江苏，4)元素C、Si、Ge位于周期表中第ⅣA族。下列说法正确的是
A.原子半径：r(C)>r(Si)>r(Ge)
B.第一电离能：I1(C)C.碳单质、晶体硅、SiC均为共价晶体
D.可在周期表中元素Si附近寻找新半导体材料
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同主族元素从上往下原子半径逐渐增大，故原子半径：r(C)同主族元素，从上往下原子半径逐渐增大，更易失电子，第一电离能：I1(C)>I1(Si)>I1(Ge)，B错误；
晶体硅、SiC均为共价晶体，碳单质中金刚石为共价晶体，而石墨为混合型晶体，C60为分子晶体，C错误；
周期表中元素Si附近存在许多准金属，可在其周围寻找新的半导体材料，D正确。
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H2O2分子中的化学键既存在O—H极性共价键，也存在O—O非极性共价键，C错误；
CaH2晶体中存在Ca2＋与H－之间的离子键，不存在Ca与H2之间的强烈相互作用，D错误。
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3.(2022·江苏，3)工业上电解熔融Al2O3和冰晶石(Na3AlF6)的混合物可制得铝。下列说法正确的是
A.半径大小：r(Al3＋)B.电负性大小：χ(F)<χ(O)
C.电离能大小：I1(O)D.碱性强弱：NaOH√
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核外电子数相同时，核电荷数越大，离子半径越小，故半径大小为r(Al3＋)同周期元素核电荷数越大电负性越大，故χ(F)＞χ(O)，故B错误；
同周期元素从左往右第一电离能呈增大趋势，同主族元素从上往下第一电离能呈减小趋势，故电离能大小为I1(O)＞I1(Na)，故C错误；
元素金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故碱性强弱为NaOH＞Al(OH)3，故D错误。
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硝酸根离子的空间结构为平面三角形，B错误；
[Ag(NH3)2]＋中含有2个配位键，D错误。
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5.(2020·江苏，9)下列关于Na、Mg、Cl、Br元素及其化合物的说法正确的是
A.NaOH的碱性比Mg(OH)2的强
B.Cl2得到电子的能力比Br2的弱
C.原子半径r：r(Br)＞r(Cl)＞r(Mg)＞r(Na)
D.原子的最外层电子数n：n(Na)＜n(Mg)＜n(Cl)＜n(Br)
√
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金属性：Na＞Mg，故碱性：NaOH＞Mg(OH)2，A项正确；
氯和溴均属于卤族元素，同一主族元素从上到下，单质的氧化性逐渐减弱，得电子能力：Cl2＞Br2，B项错误；
同一周期主族元素，从左到右原子半径依次减小，则r(Br)>r(Na)＞r(Mg)＞r(Cl)，C项错误；
氯和溴属于同一主族，最外层电子数相等，D项错误。
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6.(2023·北京，10)下列事实不能通过比较氟元素和氯元素的电负性进行解释的是
A.F—F键的键能小于Cl—Cl键的键能
B.三氟乙酸的Ka大于三氯乙酸的Ka
C.氟化氢分子的极性强于氯化氢分子的极性
D.气态氟化氢中存在(HF)2，而气态氯化氢中是HCl分子
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F原子半径小，电子云密度大，两个原子间的斥力较强，F—F不稳定，因此F—F的键能小于Cl—Cl的键能，与电负性无关，A符合题意；
氟的电负性大于氯的电负性，F—C的极性大于Cl—C的极性，使F3C—的极性大于Cl3C—的极性，导致三氟乙酸的羧基中的羟基的极性更大，更容易电离出氢离子，酸性更强，B不符合题意；
氟的电负性大于氯的电负性，F—H的极性大于Cl—H的极性，导致HF分子极性强于HCl，C不符合题意；
氟的电负性大于氯的电负性，与氟原子相连的氢原子可以与另外的氟原子形成分子间氢键，因此气态氟化氢中存在(HF)2，D不符合题意。
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7.(2023·湖北，9)价层电子对互斥理论可以预测某些微粒的空间结构。下列说法正确的是
A.CH4和H2O的VSEPR模型均为四面体
C.CF4和SF4均为非极性分子
D.XeF2与XeO2的键角相等
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甲烷分子的中心原子的价层电子对数为4，水分子的中心原子价层电子对数也为4，所以VSEPR模型均为四面体，A正确；
CF4为正四面体结构，为非极性分子，SF4的中心原子有孤电子对，为极性分子，C错误；
XeF2和XeO2分子中，中心原子孤电子对数不相等，所以键角不等，D错误。
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8.(2023·浙江1月选考，12)共价化合物Al2Cl6中所有原子均满足8电子稳定结构，一定条件下可发生反应：Al2Cl6＋2NH3===2Al(NH3)Cl3，下列说法不正确的是
A.Al2Cl6的结构式为
B.Al2Cl6为非极性分子
C.该反应中NH3的配位能力大于氯
D.Al2Br6比Al2Cl6更难与NH3发生反应
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由双聚氯化铝分子中所有原子均满足8电子稳定结构可知，分子的结
构式为 ，是结构对称的非极性分子，故A、B正确；
由反应方程式可知，氨分子更易与具有空轨道的铝原子形成配位键，配位能力大于氯原子，故C正确；
溴元素的电负性小于氯元素，原子的原子半径大于氯原子，则铝溴键弱于铝氯键，所以双聚溴化铝的铝溴键更易断裂，比双聚氯化铝更易与氨气反应，故D错误。
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考向预测
03
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1.(2023·海安高级中学高三下学期3月月考)实验室可以用KMnO4和浓盐酸制Cl2。下列说法正确的是
A.半径大小：r(K＋)＞r(Cl－)
B.KMnO4仅含离子键
C.电负性大小：χ(O)＞χ(Cl)
D.Mn元素在元素周期表的ds区
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K＋与Cl－的电子层结构相同，但K＋的核电荷数比Cl－大，所以半径大小：r(K＋)＜r(Cl－)，A不正确；
氧和氯形成的化合物ClO2中Cl显正价，则电负性大小：χ(O)＞χ(Cl)，C正确；
Mn元素的价电子排布式为3d54s2，在元素周期表的d区，D不正确。
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2.(2023·连云港高级中学高三5月模拟)黑火药爆炸时发生反应2KNO3＋S＋3C===K2S＋N2↑＋3CO2↑。下列说法正确的是
A.半径：r(S2－)＜r(K＋)
B.熔点：K2S＜S
C.第一电离能：I1(N)＜I1(O)
D.电负性：χ(S)＜χ(O)
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硫离子和钾离子具有相同的电子层数，核电荷数越大半径越小，即半径：r(S2－)＞r(K＋)，A错误；
K2S是离子晶体，S为分子晶体，一般情况下，离子晶体的熔点大于分子晶体的熔点，B错误；
同一主族元素的电负性从上到下逐渐减小，即电负性：χ(S)＜χ(O)，D正确。
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3.(2023·连云港市高三下学期2月调研)祖母绿(主要成分Be3Al2Si6O18)被称为宝石之王，与其相似的天然绿色宝石有萤石[主要成分CaF2]、磷灰石[主要成分Ca5(PO4)3F]。下列说法正确的是
A.半径：r(Al3＋)＞r(O2－)
B.电负性：x(P)＞x(Si)
C.第一电离能：I1(F)＜I1(O)
D.碱性：Ca(OH)2＜Al(OH)3
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电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则铝离子的半径小于氧离子，故A错误；
同周期元素，从左到右元素的非金属性依次增强，电负性依次增大，则磷元素的电负性大于硅元素，故B正确；
同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，故C错误；
金属性：Ca＞Al，则氢氧化钙的碱性强于氢氧化铝，故D错误。
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4.下列关于BeF2和SF2的说法错误的是
A.BeF2分子中，中心原子Be的价层电子对数等于2，成键电子对数也等
　于2
B.BeF2分子的孤电子对数为0
C.SF2分子中，中心原子S的价层电子对数等于4，其空间结构为四面体
　形，成键电子对数等于2，没有孤电子对
D.在气相中，BeF2是直线形而SF2是V形
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5.关于化学式为[TiCl(H2O)5]Cl2·H2O的配合物，下列说法正确的是
A.配位体是Cl－和H2O，配位数是8
B.中心离子是Ti4＋，配离子是[TiCl(H2O)5]2＋
C.内界和外界中Cl－的数目比是1∶2
D.在1 mol该配合物中加入足量AgNO3溶液，可以得到3 mol AgCl沉淀
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配合物[TiCl(H2O)5]Cl2·H2O中配位体是Cl－和H2O，配位数是6，故A错误；
中心离子是Ti3＋，故B错误；
加入足量AgNO3溶液，外界中Cl－与Ag＋反应，内界中Cl－不与Ag＋反应，1 mol该配合物只能生成2 mol AgCl沉淀，故D错误。
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6.铝离子电池常用离子液体AlCl3/[EMIM]Cl作电解质，其中阴离子有
　　 ，阳离子为EMIM＋( )，EMIM＋以单个形
式存在时可以获得良好的溶解性能。下列说法错误的是
C.1 mol EMIM＋中所含σ键为17 mol
D.为使EMIM＋获得良好的溶解性，不能将与N原子相连的—CH3、—C2H5
　替换为H原子
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　　　　　 中环上由5个原子参与成键，与乙基相连的N原子提供
2个电子，每个碳原子提供1个电子，与甲基相连的N原子提供1个电子，故该大π键应表示为 ，A正确；
中每个Al原子周围形成4对共用电子对，则其结构式为
，各原子最外层均达到8电子稳定结构，B正确；
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一个单键为一个σ键，一个双键中含有一个σ键和一个π键，1个EMIM＋中所含σ键有19个，1 mol EMIM＋中所含σ键为19 mol，C错误；
氮原子上连H原子形成分子间氢键，使该离子不易以单个形式存在，所以与N原子相连的—CH3、—C2H5不能被氢原子替换，D正确。
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7.检验Ni2＋反应的一种生成物为丁二酮肟镍，是一种鲜红色沉淀，其分子结构如图所示。下列说法正确的是
A.Ni2＋核外有14种运动状态不同的电子
B.该分子内微粒之间存在的作用力有共价键、
　配位键、离子键、氢键
C.基态N原子的价层电子轨道表示式为
D.H2O中有2个由s轨道与sp3杂化轨道形成的σ键
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Ni2＋的价层电子排布式为3d8，能级、轨道中的电子运动状态各不相同，则Ni2＋核外有26种运动状态不同的电子，A说法错误；
该分子不是离子化合物，不含离子键，B说法错误；
基态N原子的价层电子排布式为2s22p3，价层电子轨道表示式为
　　　　　　　　，C说法错误。
本课结束