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2022年高考化學(xué) 《物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》 復(fù)習(xí)指導(dǎo) 新人教版

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1、2022年高考化學(xué) 《物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》 復(fù)習(xí)指導(dǎo) 新人教版 【教法指引】 從xx年和xx年的試題結(jié)構(gòu)和難度來看,此部分知識(shí)點(diǎn)的考查多以填空形式考查,試題難度不是很大。在復(fù)習(xí)時(shí)對(duì)照考綱和考試說明,注重基礎(chǔ)知識(shí)的復(fù)習(xí),不宜過多的進(jìn)行拓展和延伸;習(xí)題的選擇以基礎(chǔ)題為主,覆蓋主要知識(shí)點(diǎn),配合基礎(chǔ)知識(shí)點(diǎn)的督查,提高學(xué)生該部分知識(shí)點(diǎn)的得分率。 【知識(shí)網(wǎng)絡(luò)】 一.網(wǎng)絡(luò)構(gòu)建 二.重點(diǎn)突破 1. 核外電子排布規(guī)律 ①構(gòu)造原理:絕大多數(shù)基態(tài)原子核外電子的排布都遵循下列順序: 1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f…… 構(gòu)造原理

2、揭示了原子核外電子的能級(jí)分布。從中可以看出,不同能層的能級(jí)有交錯(cuò)現(xiàn)象,如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。 構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù),也是繪制基態(tài)原子電子排布圖(即軌道表示式)的主要依據(jù)之一 ②能量最低原理:能量最低原理:原子核外電子遵循構(gòu)造原理排布時(shí),原子的能量處于最低狀態(tài)。即在基態(tài)原子里,電子優(yōu)先排布在能量較低的能級(jí)里,然后排布在能量逐漸升高的能級(jí)里。當(dāng)某能級(jí)中的原子軌道處于全充滿或半充滿狀態(tài)時(shí)能量較低。 ③泡利原理:每個(gè)原子軌道里最多只能容納2個(gè)自旋方向相反

3、的電子。 ④洪特規(guī)則:電子排布在同一能級(jí)的各個(gè)軌道時(shí),優(yōu)先占據(jù)一個(gè)軌道,且自旋方向相同。 2. 原子半徑的大小取決于兩個(gè)相反的因素: (1) 電子的能層數(shù),電子的能層數(shù)越大,電子間的負(fù)電排斥將使原子半徑增大,所以同主族元素隨著原子序數(shù)的增加,電子層數(shù)逐漸增多,原子半徑逐漸增大。 (2) 電子能層相同時(shí),核電荷數(shù)越大,核對(duì)電子的吸引力也越大,將使原子半徑縮小,所以同周期元素,從左往右,原子半徑逐漸減小。 ▲簡(jiǎn)單微粒半徑的比較方法 ⑴原子半徑:同周期,隨原子序數(shù)遞增,原子半徑減?。? 同主族,隨原子序數(shù)遞增,原子半徑增大 ⑵離子半徑 ①同種元素的離子半徑:陰離子大于原子,原子大于陽

4、離子,低價(jià)陽離子大于高價(jià)陽離子 ②電子層結(jié)構(gòu)相同的離子 ③帶相同電荷的離子,電子層越多,半徑越大。 ④帶電荷、電子層均不同的離子可選一種離子參照比較。 3. 比較金屬性強(qiáng)弱的依據(jù) ①同周期中,從左向右,隨著核電荷數(shù)的增加,金屬性減弱; 同主族中,由上到下,隨著核電荷數(shù)的增加,金屬性增強(qiáng); ②依據(jù)最高價(jià)氧化物的水化物堿性的強(qiáng)弱;堿性愈強(qiáng),其元素的金屬性也愈強(qiáng);鹽溶液水解后pH越小,其元素的金屬性越弱; ③依據(jù)金屬活動(dòng)性順序表(極少數(shù)例外); ④常溫下與酸反應(yīng)的劇烈程度; ⑤常溫下與水反應(yīng)的劇烈程度; ⑥與鹽溶液之間的置換反應(yīng); ⑦高溫下與金屬氧化物間的置換反應(yīng)。 (4)

5、比較非金屬性強(qiáng)弱的依據(jù) ①同周期中,從左到右,隨核電荷數(shù)的增加,非金屬性增強(qiáng); 同主族中,由上到下,隨核電荷數(shù)的增加,非金屬性減弱; ②依據(jù)最高價(jià)氧化物的水化物酸性的強(qiáng)弱:酸性愈強(qiáng),其元素的非金屬性也愈強(qiáng);鹽溶液水解后pH越大,其元素的非金屬性越弱; ③依據(jù)其氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性:穩(wěn)定性愈強(qiáng),非金屬性愈強(qiáng); ④單質(zhì)跟氫氣化合的難易程度、條件及生成氫化物的穩(wěn)定性:越易與H2反應(yīng),生成的氫化物也就越穩(wěn)定,氫化物的還原性也就越弱,說明其非金屬性也就越強(qiáng); ⑤與鹽溶液之間的置換反應(yīng):非金屬單質(zhì)問的置換反應(yīng):非金屬甲把非金屬乙對(duì)應(yīng)的陰離子從其鹽溶液中置換出來,說明甲的非金屬性比乙強(qiáng)。如Br2

6、+2KI=2KBr=I2; ⑥相互化合后的價(jià)態(tài):如S+O2 SO2 說明O的非金屬性強(qiáng)于S; ⑦其他:如2Cu+SCu2S Cu+Cl2CuCl2 所以,Cl的非金屬性強(qiáng)于S。 4. 等電子原理 等電子體:原子數(shù)相同,價(jià)電子數(shù)也相同的微粒,如:CO和N2,CH4和NH4+;等電子體具有相似的化學(xué)鍵特征,性質(zhì)相似 5.電負(fù)性和電離能規(guī)律 (1)周期表從左到右,元素的電負(fù)性逐漸變大;表明金屬性逐漸減弱,非金屬性逐漸增強(qiáng)。周期表從上到下,元素的電負(fù)性逐漸變小;表明元素的金屬性逐漸減弱,非金屬性逐漸增強(qiáng)。 (2)電離能遞變規(guī)律 周一周期 同一族 第一電離能 從左往右,第

7、一電離能呈增大的趨勢(shì) 從上到下,第一電離能呈減小趨勢(shì)。 注意第IIA族元素和第VA族元素的特殊性 6.中心原子的雜化及價(jià)層電子對(duì)互斥模型。 (1)雜化軌道數(shù)=中心原子的孤對(duì)電子數(shù) +中心原子鍵合原子數(shù) (2)雜化軌道的形狀 2個(gè)sp雜化軌道呈直線型,3個(gè)sp2雜化軌道呈平面三角型,4個(gè)sp3雜化軌道呈正四面體型。 7.晶體類型判斷及熔沸點(diǎn)高低比較 晶體類型判斷方法: (1) 根據(jù)物理性質(zhì)進(jìn)行判斷,如熔沸點(diǎn)、硬度以及導(dǎo)電性等; (2) 根據(jù)空間結(jié)構(gòu)圖、文字表達(dá)等; (3) 根據(jù)常見的物質(zhì)類型判斷。 熔沸點(diǎn)高低比較規(guī)律 (1)異類晶體:一般規(guī)律:原子晶體 > 離子晶體 >

8、 分子晶體,如SiO2 > NaCl > CO2(干冰)。金屬晶體熔、沸點(diǎn)變化大,根據(jù)實(shí)際情況分析。 (2)同類晶體: ① 原子晶體:半徑和越小,即鍵長(zhǎng)越短,共價(jià)鍵越強(qiáng),晶體的熔、沸點(diǎn)越高,如:金剛石 > 金剛砂 > 晶體硅。 ② 離子晶體:離子半徑越小,離子電荷數(shù)越大,離子鍵越牢固,晶體的熔、沸點(diǎn)越高,如:LiCl >NaCl>KCl >CsCl,MgO>NaCl。 ③ 組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體:相對(duì)分子質(zhì)量越大,分子間作用力越大;極性越大,分子間作用力越大。如F2 < Cl2 < Br2 < I2,CO > N2。氫鍵的分子晶體熔沸點(diǎn)相對(duì)較大,且分子間氫鍵作用強(qiáng)于分子內(nèi)氫鍵④ 金屬晶體:價(jià)電子數(shù)越多,半徑越小,金屬鍵越強(qiáng),熔、沸點(diǎn)越高。 如Na < Mg < Al。 (3)一般,合金的熔沸點(diǎn)低于成分金屬的熔沸點(diǎn),如生鐵 < 純鐵。

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