2020高考化学物质结构与性质考点

高考化学物质结构与性质考点
①核外电子排布规律；
②书写原子或离子核外电子排布式、电子排布图(即轨道表示式)；
③第一电离能、电负性的变化规律及其应用；
④物质中化学键类型的判断；
⑤分子中的原子轨道杂化类型及分子的空间构型的判断；
⑥分子间作用力、氢键及分子的性质；
⑦常见四种晶体的判断方法及性质；
⑧金属晶体的堆积模型；
⑨均摊法求解晶体化学式；
⑩常见晶体结构分析；
⑪有关晶胞的计算。

一、原子结构与性质
解题方法与技巧
（1）核外电子排布式：用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数。

例如，K：
1s22s22p63s23p64s1。

为了简化，通常把内层已达稀有气体电子结构的部分称为“原子实”，用该稀有气体的元素符号加方括号来表示。

例如，K：[Ar]4s1。

（2）核外电子排布图：用□表示原子轨道，↑和↓分别表示两种不同自旋方向的电子。

如氧原子的核外电子排布图可表示为。

核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。

（3）价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。

价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。

（4）构造原理是书写基态原子的电子排布式的依据，也是绘制基态原子的电子排布图的主要依据之一。

基态原子的核外电子排布的表示方法（以硫原子为例）
3、电离能的应用：
①判断金属性与非金属性强弱；
②分析原子核外电子层结构，如某元素的I n＋1≫I n，则该元素的最外层电子数为n；
③判断化学键类型。

4、电负性的应用：
①判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及金属性与非金属性的强弱；
②判断元素在化合物中的价态；
③判断化学键类型。

标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。

变化规律：
①金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。

②在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。

二、分子结构与性质
1、共价键类型
2、分子的立体构型与性质
（1）价层电子对互斥模型
注意：
运用价层电子对互斥模型可预测分子或离子的立体结构，但要注意判断其价层电子对数，对ABm型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为：n＝(中心原子的价电子数＋每个配位原子提供的价电子数×m)/2
（2）杂化轨道类型与分子立体构型
（3）分子的极性：分子中正电中心和负电中心重合的分子是非极性分子，分子中正电中心和负电中心不重合的分子是极性分子。

3、配合物的组成、结构、性质
（1）概念：由金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合而成的化合物。

4、分子间作用力与物质性质：分子间作用力最常见的是范德华力和氢键，其中范德华力＜氢键＜化学键
解题方法与技巧
（1）怎样判断化学键的类型和数目？
①只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，这时形成离子键。

②通过物质的结构式，可以快速有效地判断共价键的种类及数目；判断成键方式时，需掌握：共价单键全为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。

（2）三点说明：
①s轨道与s轨道重叠形成σ键时，电子不是只在两核间运动，而是电子在两核间出现的概率增大。

②因s轨道是球形的，故s轨道和s轨道形成σ键时，无方向性。

两个s轨道只能形成σ键，不能形成π键。

③两个原子间可以只形成σ键，但不能只形成π键。

（3）分子极性判断：分子中的中心原子的最外层电子若全部成键，此分子一般为非极性分子；分子中的中心原子的最外层电子若未全部成键，此分子一般为极性分子。

如CH4、BF3、CO2等分子中的中心原子的最外层电子均全部成键，它们都是非极性分子。

而H2O、NH3、NF3等分子中的中心原子的最外层电子均未全部成键，它们都是极性分子。

（4）含氧酸酸性比较：同种元素的含氧酸的强弱规律，其酸性具有如下规律：对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。

（5）氢键应用要注意：
①有氢键的分子间也有范德华力，但有范德华力的分子间不一定有氢键。

②一个氢原子只能形成一个氢键，这就是氢键的饱和性。

③分子内氢键基本上不影响物质的性质。

（6）判断分子的中心原子杂化轨道类型的方法
①根据杂化轨道的空间分布构型判断：若杂化轨道在空间的分布为正四面体或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。

（2）根据杂化轨道之间的夹角判断：若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子发生sp杂化。

（3）记住常见的一些典型分子中中心原子的杂化方式。

三、晶体结构与性质
一、晶体判断
1、依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断
（1）离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。

（2）原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。

（3）分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。

（4）金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。

2、依据物质的分类判断
（1）金属氧化物(如K2O等)、强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。

（2）大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。

（3）常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。

三、晶胞中微粒的计算方法——均摊法。