高中化学物质的结构与性质命题热点
高考化学考点解读命题热点突破专题物质结构与性质
专题17 物质结构与性质【考向解读】1．原子结构与元素的性质(1)了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态；(2)了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质；(3)了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用；(4)了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
2．化学键与物质的性质(1)理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质；(2)了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质；(3)了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系；(4)理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质；了解金属晶体常见的堆积方式；(5)了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp，sp2，sp3)；(6)能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或离子的空间结构。
3．分子间作用力与物质的性质(1)了解化学键和分子间作用力的区别；(2)了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质；(3)了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别；(4)能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算；(5)了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响。
【命题热点突破一】原子结构与元素性质的关系1．电离能和电负性(1)电离能①含义第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号I，单位kJ·mol－1。
②规律a．同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。
b．同族元素：从上至下元素的第一电离能逐渐减小。
c．同种原子：逐级电离能越来越大(即I1<I2<I3…)。
(2)电负性①含义：不同元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。
专题训练 陌生有机物的结构与性质
12.(2023·湖北宜昌4月调研)陈醋的特殊香气是由吡嗪类化合物、糠醛等 物质共同构成。其中四甲基吡嗪具有芳香性,本质上是一种活性生物碱,相 关结构如图所示。下列有关四甲基吡嗪与糠醛的说法错误的是( C ) A.两者分子中所有碳原子均可能共平面 B.两者都能使酸性KMnO4溶液褪色 C.两者均可与HCl反应,且反应类型相同 D.两者均可产生加成反应、还原反应
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11.(2023·山东聊城二模)化合物P具有抗肿瘤活性,结构简式如图,下列有关 P的说法错误的是( B ) A.存在顺反异构 B.可产生取代反应、氧化反应、消去反应 C.与酸或碱溶液反应均可生成盐 D.水解后可得到三种有机物
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2024
热点提速练6 陌生有机物的结构与性质
命题角度1 侧重有机物的结构及分析 1.(2023·贵州毕节一模)中医推举中成药“藿香正气胶囊”治疗病毒性肺炎, 其主要成分广藿香酮结构简式如图。下列关于广藿香酮的叙述错误的 是( B ) A.分子式为C12H16O4 B.分子中含有苯环 C.分子中含4种官能团 D.能产生酯化反应
性碳原子(用“*”标注):
,D 正确。
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6.(2023·广东湛江二模)海藻酮 糖是一种还原性二糖,有很好 的保健效果。目前海藻酮糖 仅在天然无刺蜂蜂蜜中发现, 难以化学合成,其常见的两种 结构简式如图所示。下列说 法错误的是( A ) A.“1a”和“1b”都只含一种官能团 B.“1a”和“1b”都能产生银镜反应 C.“1a”→“1b”的原子利用率为100% D.“1a”或“1b”中1'和2对应的都是手性碳原子
高中化学物质结构与性质专题讲解
高中化学物质结构与性质专题讲解乐享集团公司，写于2021年6月16日一. 学习内容：分子结构与晶体结构二.学习目标了解化学键的含义,理解并掌握共价键的主要类型及特点,共价键、离子键及金属键的主要区别及对物质性质的影响;能根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型,了解等电子体的含义;了解原子晶体、分子晶体和金属晶体的结构特征,掌握不同晶体的构成微粒及微粒间的相互作用力,掌握影响晶体熔沸点、溶解性的因素;三.学习重点、难点分子结构与晶体结构的特点,影响物质熔沸点和溶解性、酸性的因素四.学习过程一化学键与分子结构：1、化学键：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用,通常叫做化学键;三种化学键的比较：离子键共价键金属键形成过程阴阳离子间的静电作用原子间通过共用电子对所形成的相互作用金属阳离子与自由电子间的相互作用构成元素典型金属含NH4+和典型非金属、含氧酸根非金属金属实例离子化合物,如典型金属氧化物、强碱、大多数盐多原子非金属单质、气态氢化物、非金属氧化物、酸等金属配位键：配位键属于共价键,它是由一方提供孤对电子,另一方提供空轨道所形成的共价键,例如：NH4+的形成在NH4+中,虽然有一个N－H键形成过程与其它3个N－H键形成过程不同,但是要存在于双键、叁键以及环状化合物中;σ键较稳定,而π键一般较不稳定;共价键具有饱和性和方向性两大特征;2、分子结构：价层电子对互斥理论：把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键;如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子;它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测,另一类是中心原子上有孤对电子未用于形成共价键的电子对的分子;如H2O和NH3中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间,并参与互相排斥;因而H2O分子呈V型,NH3分子呈三角锥型;杂化轨道理论：在形成多原子分子的过程中,中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合,形成一组新的轨道,这个过程叫做轨道的杂化,产生的新轨道叫杂化轨道;据参与杂化的s轨道与p轨道的数目,存在sp3、sp2、sp三种杂化;CO202sp直线型NH314sp3三角锥型NH4+04sp3正四面体H2O 24sp3V形H3O+14sp3三角锥型价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型电子对数目电子对的空间构型成键电子对数孤电子对数电子对的排列方式分子的空间构型实例2 直线 2 0 直线CO2、C2H23 三角形3 0 三角形BF3、SO32 1 V形SnCl2、PbCl24 四面体4 0 四面体CH4、SO42-CCl4、NH4+3 1 三角锥NH3、PCl32 2 V形H2O、H2S说明：1等电子原理是指原子总数相同,价电子总数相同的分子或离子,对于主族元素而言,价电子就是其最外层电子数,即为最外层电子总数相等;这一类分子或离子具有相似的化学键特征、分子结构以及部分物理性质相似,但一般情况下,化学性质并不相似;同样,化学键相似,并不是指键角等一定相同;利用等电子原理可判断一些简单分子或离子的主体构型,如：CO2、CNS－、NO2＋、N3－的原子总数均为3,价电子总数均为16,因此,它们的空间构型均为直线型;2运用价层电子对互斥模型可预测分子或离子的空间构型,但要注意判断其价层电子对数,对ABn型分子或离子,其价层电子对数的判断方法为：n＝在确定中心原子的价层电子对数时应注意如下规定：①作为配体原子,卤素原子和氢原子提供一个电子,氧族元素的原子不提供电子；②作为中心原子,卤素原子按提供7个电子计算,氧族元素的原子按提供6个电子计算；③对于复杂离子,在计算价层电子对数时,还应加上负离子的电荷数或减去正离子的电荷数；④计算电子对数时,若剩余1个电子,也当作1对电子处理,双键、叁键等多重键作为1对电子看待;3、杂化类型的判断：①公式：n＝；或：n＝中心原子的孤对电子对数＋配位原子总数②根据n值判断杂化类型：n＝2时,sp杂化；n＝3时,sp2杂化；n＝4时,sp3杂化；③当电荷数为正值时,公式中取“－”,当电荷数为负值时,公式中取“＋”；当配位原子为氧原子或硫原子时,成键电子数为0;④杂化轨道所形成的化学键一般为单键,即为σ键;4、价层电子对互斥模型和杂化轨道理论：说明的是价层电子对杂化轨道形成的σ键的共用电子对和孤对电子对的空间构型,而分子的空间构型指的是形成σ键电子对的空间构型,不包括孤对电子; 它包括两种类型：①当中心原子无孤对电子时,两者的构型一致；②当中心原子有孤对电子时,两者的构型不一致;如：物质H2O NH3CH4CCl4中心原子孤对电子对数2 1 无无价层电子对互斥模型四面体四面体四面体四面体分子的空间构型V 三角锥正四面体正四面体键角105°107°109°28′109°28′杂化类型sp3sp3sp3sp3 5、键的极性和分子的极性并非完全一致,只有极性键形成的分子不一定是极性分子,如CH4、CO2等;极性分子中也不一定不含非极性键;所以,二者不是因果关系;只含非极性键的分子是非极性分子,如H2、N2等；含极性键的分子,若分子空间构型是对称的是非极性分子,如CO2、CH4等,分子空间构型不对称的是极性分子;如H2O、NH3等;它们的关系表示如下：6、配合物的命名①关键在于配合物内界即配离子的命名;其命名顺序一般为：自左向右：配位体数即配位体右下角的数字－配位体名称－“合”字或“络”字－中心离子的名称－中心离子的化合价;如：ZnNH32SO4内界为二氨合锌ⅡK 3FeCN6内界合称为：六氰合铁Ⅲ②配合物可看作盐类,若内界为阳离子,则外界必为阴离子;若内界为阴离子,则外界必为阳离子;可按盐的命名方法命名：自右向左为：某酸某或某化某;③配合物易溶于水电离为内界配体离子和外界离子,而内界的配体离子和分子通常不能电离;二晶体结构：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微粒金属阳离子和自由电子阴、阳离子原子分子微粒间作用力金属键离子键共价键分子间作用力性质熔、沸点随金属键强弱变化,差别较大较高很高较低硬度随金属键强弱变化,差别较大较大很大较小导电性良好水溶液和熔融状态能导电一般不导电一般不导电举例所有固态金属NaCl、CsCl、CaF2金刚石、晶体硅、SiO2干冰、冰、I2典型离子晶体的结构特征NaCl型晶体CsCl型晶体每个Na+离子周围被六个离子所包围,同样每个离子也被六个Na+所包围; 每个正离子被8个负离子包围着,同时每个负离子也被8个正离子所包围;金属通性解释金属光泽金属中的自由电子能在一定范围内自由活动,无特征能量限制,可以在较宽范围内吸收可见光并随即放出,因而使金属不透明、具一定金属光泽多数为银白色;导电在外加电场的作用下,自由电子在金属内部发生定向运动,形成电流;导热自由电子把能量从温度高的区域传到温度低的区域,从而使整块金属达到同样的温度;有延展性当金属受到外力作用时,金属原子之间发生相对滑动,表现为良好的延展性;钠、钾、铬、钨等体心立方堆积镁、钛、锌等六方堆积金、银、铜、铝等面心立方堆积1、分子晶体的微粒间以分子间作用力或氢键相结合,因此,分子晶体具有熔沸点低、硬度密度小,较易熔化和挥发等物理性质;影响分子间作用力的大小的因素有分子的极性和相对分子质量的相对大小;一般而言,分子的极性越大、相对分子质量越大,分子间作用力越强;分子晶体的熔沸点的高低与分子的结构有关：在同样不存在氢键时,组成与结构相似的分子晶体,随着相对分子质量的增大,分子间作用力增大,分子晶体的熔沸点增大；对于分子中存在氢键的分子晶体,其熔沸点一般比没有氢键的分子晶体的熔沸点高,存在分子间氢键的分子晶体的熔沸点比存在分子内氢键的分子晶体的熔沸点高;分子晶体的溶解性与溶剂和溶质的极性有关：一般情况下,极性分子易溶于极性溶剂,非极性分子易溶于非极性溶剂――这就是相似相溶原理;如：HCl、NH3等分子晶体易溶于水,而溴和碘等分子则易溶于汽油和四氯化碳等非极性溶剂;分子间作用力不具有方向性和饱和性,而氢键具有方向性和饱和性;所以,不存在氢键的分子晶体可以以紧密堆砌的方式排列,而存在氢键的分子晶体则必须在一定的方向上堆砌排列;由于水中存在氢键,所以水在凝结成冰时,体积增大,密度减小;2、原子晶体的构成微粒是原子,原子间通过共价键相互结合,因此原子晶体的物理性质与分子晶体有明显的不同,熔沸点高,硬度、密度大等特点;原子晶体中不存在分子,其化学式表示晶体中各组成微粒的原子个数比;3、金属晶体的熔沸点差异很大,主要与金属键的相对强弱有关,一般情况下,金属原子半径越小,电荷越大,金属键越强,金属晶体的熔沸点越高,反之越低;4、离子键的实质是阴阳离子间的静电作用,它包括阴、阳离子间的静电引力和两种离子的核之间以及它们的电子之间的静电斥力两个方面,当静电引力与静电斥力之间达到平衡时,就形成了稳定的离子化合物,它不再显电性;离子键不具有方向性和饱和性;决定离子晶体结构的因素有几何因素和电荷因素,除此以外还有键性因素;1几何因素：晶体中正负离子的半径比2电荷因素：晶体中阴、阳离子电荷比3键性因素：离子键的纯粹程度对晶体构型相同的离子化合物,离子电荷数越多,核间距越小,晶格能越大；晶格能越大,离子键越强,晶体越稳定,熔点越高,硬度越大;典型例题例1. 若ABn的中心原子A上没有未用于形成共价键的孤对电子,运用价层电子对互斥模型,下列说法正确的是：A、若n＝2,则分子的立体构型为V形B、若n＝3,则分子的立体构型为三角锥形C、若n＝4,则分子的立体构型为正四面体形D、以上说法都不正确解析：若ABn的中心原子A上没有未用于形成共价键的孤对电子,则根据斥力最小的原则,当n＝2时,分子结构为直线形；n＝3时,分子结构为平面三角形；n＝4时,分子结构为正四面体形;故本题答案为C答案：C例2. 向盛有少量NaCl溶液的试管中滴入少量的AgNO3溶液,再加入氨水,下列关于实验现象的叙述不正确的是A、生成白色沉淀,加入足量氨水后沉淀消失B、生成的沉淀为AgCl,它不溶于水,但溶于氨水,重新电离成Ag＋和Cl－C、生成的沉淀为AgCl,加入氨水后生成可溶性的配合物AgNH32ClD、若向AgNO3溶液直接滴加氨水,产生的现象也是先出现白色沉淀后消失解析：本题要从所学的配合物的知识解释沉淀消失的原因;Ag＋和NH3能发生如下的反应：Ag＋＋NH3·H2O＝AgOH＋NH4＋；AgOH＋2NH3＝AgNH32＋＋OH－,而AgCl存在微弱的电离：AgCl Ag＋＋Cl－,向其中滴加氨水后会使电离平衡向右移动,最终因生成可溶性的AgNH32Cl而溶解;故本题答案为B答案：B例3.试判断下列分子中中心原子的杂化类型：1NI3 2CH3Cl3CO2 4SO2解析：根据杂化轨道数的计算方法：n＝；或：n＝中心原子的孤对电子对数＋配位原子总数1中n＝1＋3＝4,属于sp3杂化2中n＝0＋4＝4,属于sp3杂化3中n＝0＋2＝2,属于sp杂化4中n＝1＋2＝3,属于sp2杂化答案：1sp3杂化2sp3杂化3sp杂化4sp2杂化例4.在短周期元素中,由三种元素组成的既有离子键又有共价键和配位键,且阴阳离子含电子总数相等的物质是,物质的电子式为;解析：配位键是单方提供孤对电子而另一方有接受孤对电子的空轨道,短周期元素中常见的如：NH4＋与H3O＋;本题中含有三种化学键的物质一般为铵盐,而铵根离子含有10个电子,所以阴离子必为10个电子,即为F－,则该化合物为NH4F;有的同学可能会考虑到10个电子的OH－,但OH－与NH4＋会反应生成NH3·H2O,是一种共价化合物,不含有离子键故不正确;答案：NH4F 电子式略。
高三化学知识点：物质的结构和性质
高三化学知识点：物质的结构和性质物质的结构和性质是化学学科中的重要知识点，对于高三学生来说，理解和掌握这一部分内容对于提高化学成绩和深入理解化学学科有着至关重要的作用。
一、物质的结构1.1 原子结构原子是物质的基本单位，由原子核和核外电子组成。
原子核由质子和中子组成，质子带正电，中子不带电。
核外电子带负电，围绕原子核运动。
1.2 分子结构分子是由两个或多个原子通过共价键连接在一起形成的。
分子中原子之间的连接方式有单键、双键和三键等。
分子结构对分子的性质有着重要影响。
1.3 离子结构离子是由于原子或分子失去或获得电子而带电的粒子。
离子结构对离子的性质有着重要影响。
1.4 晶体结构晶体是由周期性排列的原子、分子或离子组成的有序结构。
晶体有四种基本的晶格结构：立方晶系、六方晶系、四方晶系和单斜晶系。
二、物质的性质2.1 物理性质物理性质是指物质在不发生化学变化的情况下所表现出的性质。
常见的物理性质包括颜色、状态、密度、熔点、沸点等。
2.2 化学性质化学性质是指物质在发生化学变化时所表现出的性质。
常见的化学性质包括氧化性、还原性、酸碱性、稳定性等。
2.3 物质的性质与结构的关系物质的性质与其结构有着密切的关系。
例如，原子的最外层电子数决定了元素的化学性质；分子的结构决定了分子的化学性质和物理性质；离子的结构决定了离子的化学性质等。
三、物质的结构和性质的关系物质的结构和性质之间存在着密切的关系。
结构决定性质，性质反映结构。
了解和掌握物质的结构和性质的关系对于理解化学反应的原理和预测物质的性质有着重要意义。
四、学习方法4.1 理论联系实际学习物质的结构和性质时，要将理论知识与实际例子相结合，通过实际例子来理解和掌握理论知识。
4.2 多做题物质的结构和性质是化学学科中的重要知识点，需要通过多做题来加深理解和掌握。
可以做课后习题、模拟试题等，通过做题来检验自己的学习效果。
4.3 总结归纳学习物质的结构和性质时，可以通过总结归纳的方式来加深理解和记忆。
物质结构与性质常考点归纳
物质结构与性质常考点归纳物质的结构与性质是化学的重要内容之一，涉及到物质的组成、分子构型、化学键等方面，对于我们理解物质的物理和化学性质具有重要的意义。
下面是对物质结构与性质的常考点的归纳：1.原子结构与元素周期表原子是物质的基本组成单位，由电子、质子和中子组成。
电子在不同的能级上分布，通过填充不同的电子壳层，形成不同元素的原子结构。
元素周期表是根据元素的原子结构和元素性质所进行的分类，鼓励掌握元素周期表的排列规律，了解元素的周期性变化和元素性质之间的关系。
2.化学键与分子构型化学键是原子间相互作用的结果，包括离子键、共价键和金属键等。
离子键是电子从一个原子转移到另一个原子形成的，如盐的结构。
共价键是原子通过共享电子形成的，如氢气的结构。
金属键是金属中自由电子负责连接金属原子形成的良好的自由度。
掌握化学键的形成和性质可帮助我们理解物质的分子构型和分子间的相互作用。
3.有机化合物的结构与性质有机化合物是由碳元素组成的化合物，包括碳氢化合物、含氧、氮、硫等元素的化合物。
了解有机化合物的结构与性质对于学习有机化学具有重要意义。
常见的有机化合物常考点包括碳链结构、立体化学、官能团、同分异构体等。
4.物质的晶体结构与性质晶体是具有有序、周期排列的结晶体系，它们是由离子、分子或原子按照一定的规则进行排列和成键形成的。
晶体的结构与性质密切相关，例如晶体的硬度、熔点和导电性等。
了解晶体的结构可以帮助我们理解物质的各种性质，并对材料的应用有所启示。
5.溶液的结构与性质溶液是由溶质和溶剂组成的，涉及到物质在不同状态下的相互转化和相互作用。
了解溶液的结构与性质，例如溶解度、溶解热等对于理解溶液的稳定性及其应用有重要意义。
6.气体的结构与性质气体是一种无定形的物质状态，气体分子之间的距离和相互间的相互作用力较小。
气体的结构与性质涉及到气体分子的运动方式、压力、体积和温度之间的关系，了解气体的结构与性质对于理解气体的物理性质和工业应用有重要意义。
化学必修3《物质结构与性质》高考热点知识归纳
化学选修《物质结构与性质》高考热点知识归纳—2014.121-36号元素基态原子．．的核外电子排布（或轨道式），．．．．或离子依据：能量最低原理、泡利原理、洪特规则（另洪特特例：24Cr、29Cu）。
[例：电子排布] K：1S22S22P63S23P64S1 或[Ar] 4S1Cr：1S22S22P63S23P63d54S1(不是3d44S2) 或[Ar] 3d54S1Cu：1S22S22P63S23P63d104S1(不是3d94S2) 或[Ar] 3d104S1Cu2+：1S22S22P63S23P63d9或[Ar]3d9（阳离子从最外层失起）在推断题中还涉及到：P轨道上有一个未成对电子有两种情况（或）、P轨道上有二个未成对电子有两种情况（或）、P轨道上有三个未成对电子只有一种情况（）。
基态原子或离子电子排布（或轨道式）、价电子（即外围）排布式（或轨道式）、最外层电子排布式（或轨道式）；最高正价数、未成对电子、孤对电子(成对电子)；空间构型、直线形、平面三角形、V形、三角锥形、正四面体；键能、键长、键角；离子键、共价键、极性键、非极性键、金属键、配位键；分子间作用力（范德华力或氢键）。
……第一电离能、电负性、原子和离子半径1、第一电离能的比较：同主族从上到下依次．．减少；从左到右趋势．．增大，但是，有突点(Mg＞Al，因Mg 是3s2全充满的稳定结构，能量较低；Al是3S23P1，失去一个电子后成为3s2稳定结构；P＞S，因P的3P3轨道半充满稳定结构，能量较低)。
[]Na＜Al Si＜S Cl＜Ar）；I2、I3……按I1逐惭后退1、(非金属性)强弱；②判断元素的化合价；③解释：Mn2+、Fe2+的I3大小。
[例题]比较：C N O K Mg Ca F O N2、电负性的比较：非金属性越强电负性越大，氟最大（4）。
反之Fr（Cs）最小。
应用：①判断非金属元素吸引电子的强弱；②判断化合物中化合价的正负符号。
化学结构与性质高考知识点总结
化学结构与性质高考知识点总结化学是一门研究物质组成、性质和变化的科学。
在高考中，化学结构与性质是一个重要的考点。
本文将从分子结构、离子结构和晶体结构三个方面来总结化学结构与性质的高考知识点。
一、分子结构分子是由原子通过化学键连接而成的最小化学单位。
分子结构的性质决定了物质的化学性质。
1. 极性与非极性分子极性分子由于原子之间电子分布的不均匀，使得分子整体呈现出一个正、负两极性的特征。
而非极性分子则是由于电子分布均匀，没有正负两极性。
极性分子在溶液中可以与极性溶剂相互溶解，而非极性分子主要溶解于非极性溶剂中。
例如，酒精是极性分子，因此可以与水溶解，而油是非极性分子，不能与水溶解。
2. 氢键氢键是分子之间的一种特殊的化学键。
当氢原子与高电负性原子（如氮、氧和氟）结合时，会出现氢键。
氢键在分子结构的稳定性和化学反应中起着重要作用。
例如，水分子之间的氢键使得水具有较高的沸点和比热容。
二、离子结构离子是带正电荷或负电荷的原子或分子，在溶液中可以自由移动。
离子结构的性质决定了离子化合物的性质。
1. 阳离子和阴离子阳离子是带正电荷的离子，通常由金属原子失去电子而形成。
阴离子是带负电荷的离子，通常由非金属原子获得电子而形成。
阳离子和阴离子之间通过电子转移形成离子键，这种键是离子结构中的主要化学键。
2. 晶体结构晶体是由大量离子、原子或分子按照一定的规则排列而成的固体。
晶体结构的性质决定了晶体的物理性质。
晶体结构通常可以分为离子晶体、原子晶体和分子晶体三类。
离子晶体是由正离子和负离子通过离子键结合而成的晶体。
原子晶体是由相同或不同的原子通过共价键或金属键结合而成的晶体。
分子晶体是由分子通过分子间力结合而成的晶体。
晶体结构的密堆率决定了晶体的硬度和密度。
例如，金刚石的密堆率很高，因此具有很高的硬度；而钻石的密堆率较低，因此有较低的硬度。
三、结构与性质的关系化学结构与性质密切相关。
不同的结构决定了不同的性质。
1. 分子结构与物质的性质分子结构的不同决定了物质的化学性质。
高考化学《物质结构与性质》命题模块重点与特点分析
高考化学《物质结构与性质》命题模块重点与特点分析作者：吴勇来源：《新教育时代·教师版》2016年第41期摘要：化学是高考理综三科之一，且占有很大分值。
高考化学最后一道选作题在物质结构与性质、有机化学基础、化学工业这几个模块出题难度较大，本文章将研究物质结构与性质模块的命题重点及其特点分析。
关键词：物质结构与性质特点题型模块《物质结构与性质》是化学中的选修课，在最后的选做题中属于较简单、容易拿分的题目，所以要想理综考得好成绩，学好这门课是很有必要的，本文通过分析历年来的高考试卷，归纳了一些高考必考点以及一些例题，还分析了近年来高考对这门学科考试题目的特点，以方便学生们对高考重点的把握。
一、化学中物质结构与性质近年来高考特点1.立足基础和考查主干相结合纵观今年来高考化学物质结构与性质部分的考试内容，基本上考的都是最基本，最典型，最主干的知识点，并没有超出大纲要求，只要平时多用功，是很有机会拿高分的。
以下是高考时时常考的知识点：原子结构与元素的性质方面，如原子电子排布式，元素原子的性质；化学键与物质的性质方面，如杂化轨道类型，分子（离子）空间构型；分子间作用力与物质的性质方面，如晶胞判断与计算。
试题均建构在以教材为主的中学化学基础知识之上，没有偏离教材体系和考试说明的要求，试题基本保持稳定。
试题关注基础知识的理解和运用，试卷并不能把所有的知识面全部覆盖，也不能保证重点知识点可能反复出现。
2.重视基础和突出能力相结合在考查用最基础、最主干的知识点解决物质结构与性质问题的同时，近年来对晶胞判断与计算的考查也成为高考考题中必不可少的内容，以突出考查生的空间想象力及数学基础，特别是知识的迁移和重组能力，这种题通常不会单独考，会有一系列的小问题，最后再进行计算，所以必须保证前面的推算完全正确。
如2012年要求考生通过晶胞结构分析，对晶体的密度和微粒之间的距离进行计算；2011年要求考生通过类比石墨、金刚石结构求算晶胞微粒数和晶体的密度。
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物质结构与性质考点分析
物质的结构与性质命题热点
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；
≫I n，则该元素的最外层电子数为n；
②分析原子核外电子层结构，如某元素的I n
＋1
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。