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物质结构与性质考纲解读1. 了解原子核外电子的排布原理及其能级分布，能用电子排布式表示常见元素（1-36号）原子核外电子、价电子的排布；了解原子核外电子的运动状态；了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质；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；了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系2. 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；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；了解简单配合物的成键情况；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；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；了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3）；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者离子的空间结构；了解化学键和分子间作用力的区别；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；能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算、了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响。

知识清单粒子的电子排布式、轨道表示式电负性的大小比较及应用共价键（σ键和π键个数判断）原子结构与性质第一电离能的大小比较及应用配位键理论（配合物的形成、结构）分子结构与性质物质结构与性质分子的极性判断、氢键和范德华力及其对物质性质的影响价层电子对互斥理论（分子的空间构型及键角大小比较）杂化轨道理论（杂化类型判断、分子空间构型预测）晶体结构与性质晶体类型判断晶体熔沸点大小比较晶体的空间结构分析1．粒子核外电子排布及其表示方法（1）能层与能级① 每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……② s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍（2）构造原理 根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布电子排布的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p……（3）元素原子的电子排布：（1—36号）氢 H 1s1 ……钠 Na 1s22s22p63s1 ……钾 K 1s22s22p63s23p64s1 或【Ar】4s1 ……有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：铬 Cr [Ar]3d54s1 铜 Cu [Ar]3d104s12.元素原子的第一电离能大小比较（1）随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势.（2）同周期元素，电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大，即第IIA 族、第VA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。

Be、N、Mg、P（3）金属的活动顺序与相应的电离能的大小顺序不一定一致，金属活动性表示在水溶液中金属原子失去电子的难易；电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度，二者条件不同如金属活泼性：Ca > Na,第一电离能：Na < Ca3.元素原子的电负性大小比较（1）随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.（2）电负性的运用:① 确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素). ② 确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键). ④ 判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价). ③ 电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数(表征原子得电子能力强弱).4．共价键（1）共价键的特点① 共价键的形成是由于原子轨道的重叠，两核间的电子云密度增大② 共价键具有饱和性和方向性的特点2）共价键类型及个数判断 共价单键全为σ键，双键中有1个σ键和1个π键，三键中有1个σ键和2个π键5. 配位键及配位化合物（1）形成条件：其中一个原子的价电子层有孤对电子，另一原子有可接受电子对的空轨道。

表示方法：A B（A为电子对给予体，B为电子对接受体）（2）当配体不止一种，配位数应是所有配体的配位数之和3）常见的配合物有：H3O+ ， NH4+ ，[Fe(SCN)6]3- ，[Ag(NH3)2]+ ，[Cu(NH3)4]2+ ，[Cu(H2O)4]2+6.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，概括如下：ABn立体结构范例n=2直线型CO2n=3平面三角形CH2On=4正四面体型CH4 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 应用VSEPR理论判断下表中分子或离子的构型进一步认识多原子分子的立体结构化学式中心原子含有孤对电子对数中心原子结合的原子数空间构型H2S22V形NH2-22V形BF303正三角形CHCl304四面体SiF404正四面体7. 杂化轨道理论(1) 甲烷分子轨道的形成：形成甲烷分子时，中心原子的2s和2px，2py，2pz等四条原子轨道发生杂化，形成一组新的轨道，即四条sp3杂化轨道，这些sp3杂化轨道不同于s轨道，也不同于p轨道。

2）根据参与杂化的s轨道与p轨道的数目，除了有sp3杂化轨道外，还有sp2 杂化和sp杂化，sp2 杂化轨道表示由一个s轨道与两个p轨道杂化形成的，sp杂化轨道表示由一个s轨道与一个p轨道杂化形成的3）三种杂化轨道的轨道形状：sp杂化：夹角为180°的直线型杂化轨道，sp2杂化：夹角为120°的平面三角形，sp3杂化：夹角为109°28′的正四面体构型4）中心原子的孤对电子对数与相连的其他原子数之和，就是杂化轨道数8.分子的极性判断（1）极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.（2）分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定.非极性分子和极性分子的比较非极性分子极性分子形成原因整个分子的电荷分布均匀，对称整个分子的电荷分布不均匀、不对称存在的共价键非极性键或极性键极性键分子内原子排列对称不对称（3）判断ABn型分子极性的简便方法是：当中心原子A化合价的绝对值与其最外层电子数相同时，为非极性分子，否则为极性分子9.分子间作用力及其对物质性质的影响（1）分子间作用力：比化学键弱得多，包括范德华力和氢键；范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性.（2）分子晶体:分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体.典型的有冰、干冰.(3) 分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地偏高.（4）形成氢键的条件是电负性大、原子半径小、有孤对电子，氢键可表示为A-H…B-，其中“-”表示共价键，“…”表示氢键；NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高；当溶质分子和溶剂分子间形成氢键时，会使溶质的溶解度增大。

10．晶体类型的判断一般地，固态时的离子化合物为离子晶体，固态时的金属是金属晶体，常见的原子晶体有：金刚石、晶体硅、碳化硅、二氧化硅、BN等11．晶体熔、沸点的比较（1）不同晶体类型的物质一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体，而金属晶体的熔沸点差异较大，有的很高（钨），有的很低（汞）；对于有明显状态差异的物质，根据常温下状态进行判断如NaCl>Hg>CO2（2）同种晶体类型①原子晶体：熔沸点取决于共价键的强弱一般，原子半径越大，共价键越长，共价键就越弱，熔沸点越低如：金刚石（C—C）>碳化硅（C—Si）>晶体硅（Si—Si）②离子晶体：熔沸点取决于离子键的强弱，离子所带电荷越多，离子半径越小，则离子键越强，熔沸点越高如：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl③金属晶体：金属阳离子带的电荷越多，半径越小，金属键越强，熔沸点越高如：Al>Mg>Na④分子晶体：分子之间通过分子间作用力形成分子晶体，分子晶体熔沸点比较复杂：a. 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，如I2>Br2>Cl2>F2；CH4

如：HF>HI>HBr>HCl12．几种典型的晶体模型及结构分析 通常采用均摊法来分析这些晶体的结构特点；均摊法的根本原则是：晶胞任意位置上的原子如果是被n个晶胞所共有，则每个晶胞只能分得这个原子的1/n （1）氯化钠晶体 由下图氯化钠晶体结构模型可得：每个Na+紧邻6个，每个紧邻6个（上、下、左、右、前、后），这6个离子构成一个正八面体设紧邻的Na+与Cl-间的距离为a，每个Na+与12个Na+等距离紧邻（同层4个、上层4个、下层4个），距离为由均摊法可得：该晶胞中所拥有的Na+数为，数为，晶体中Na+数与Cl-数之比为1：1，则此晶胞中含有4个NaCl结构单元2）氯化铯晶体 每个Cs+紧邻8个Cl-，每个Cl-紧邻8个Cs+，这8个离子构成一个正立方体设紧邻的Cs+与Cs+间的距离为，则每个Cs+与6个Cs+等距离紧邻（上、下、左、右、前、后）在如下图的晶胞中Cs+数为，在晶胞内其数目为8，晶体中的数与数之比为1：1，则此晶胞中含有8个CsCl结构单元3）干冰 每个CO2分子紧邻12个CO2分子（同层4个、上层4个、下层4个），则此晶胞中的CO2分子数为4）二氧化硅晶体 每个Si原子与4个O原子紧邻成键，每个O原子与2个Si原子紧邻成键。

晶体中的最小环为十二元环，其中有6个Si原子和6个O原子，含有12个Si-O键；每个Si原子被12个十二元环共有，每个O原子被6个十二元环共有，每个Si-O键被6个十二元环共有；每个十二元环所拥有的Si原子数为，拥有的O原子数为，拥有的Si-O键数为，则Si原子数与O原子数之比为1：25）氟化钙晶体其晶体结构特点：在晶胞中，Ca2+位于立方体的8个顶点和6个面上，8个F-位于立方体的内部，Ca2+的配位数是8，F-的配位数是4, 与Ca2+ 最近且等距的F-的个数为8，Ca2+的个数为12，与F-最近且等距的Ca2+ -的个数是4，F-的个数是6历年考法以下是针对全国各省的典型真题绘制了如下表格：典型题源题型考查方向考查知识结构难易度分值2009年上海卷2选择题核外电子排布核外电子排布容易山东卷32填空题原子结构与性质分子结构与性。