物質結構與性質考點解讀

■鄭州外國語學校 王紀學

2017年12月15日，教育部發布2018年普通高等學校招生全國統一考試大綱，它是高考命題的規范性文件和標準。2018年考試大綱相對于2017年的考試大綱無明顯變化，大綱保持穩定。結合考試大綱內容和筆者教學經驗，針對高中物質結構與性質相關內容總結如下。

一、物質結構和元素周期律

1.了解元素、核素和同位素的含義。

2.了解原子的構成。

解讀:“元素”是具有相同核電荷數的一類原子的總稱，這里的“一類原子”具有相同的質子數，它們之間互稱為“同位素”，每一種特定的原子都是一種“核素”。

例 1在HHH、C、C、C、NN中，核素、元素的種數分別為____種、____種C、C、C的關系為____，因為它們是具有____的同一元素的不同原子。其化學性質幾乎完全____。

答案:83互為同位素 相同的質子數和不同的中子數 相同

例2某元素的一種原子X的質量數為A，含N個中子，它與1H原子組成HmX分子，在ag HmX中所含質子的物質的量是( )。

答案:A

3.了解原子核外電子排布規律。

(1)電子層的表示方法及能量變化。

(2)核外電子排布規律。

解讀:核外電子排布遵循能量最低原理，按照由里向外的順序依次排布在能量逐漸升高的電子層里。每層最多容納的電子數為2n2個，最外層不超過8個(K層為最外層時不超過2個)，次外層不超過18個，倒數第三層不超過32個。

例3下面為幾種粒子的結構示意圖，完成以下填空。

(1)屬于陽離子結構的粒子是____(填編號，下同)。

(2)具有穩定性結構的原子是____。

(3)只能得電子的粒子是____；只能失電子的粒子是____；既能得電子，又能失電子的粒子是____。

(4)③粒子半徑____④粒子半徑(填“大于”“小于”或“等于”)。

答案:(1)③⑤⑧ (2)②(3)③⑤ ①④⑥ ⑦⑧ (4)小于

4.掌握元素周期表的結構。

5.掌握元素在元素周期表中的位置及其性質的遞變規律。

6.了解金屬、非金屬元素在周期表中的位置及其性質遞變規律。

解讀:要了解元素周期表(長式)的結構(周期、族)，知道周期和族的編排原則，?？家族e的是0族和第Ⅷ族；以第3周期為例，掌握同一周期內元素性質的遞變規律與原子結構的關系，如鈉、鎂、鋁與水反應的情況；以ⅠA堿金屬和ⅦA鹵素為例，掌握同一主族內元素性質遞變規律與原子結構的關系；掌握元素金屬性與非金屬性強弱的判斷依據。

例4(1)甲、乙是元素周期表中同一主族相鄰周期的兩種元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序數為x，則乙的原子序數可能是____。

(2)若甲、乙分別是同一周期的ⅡA族和ⅦA族元素，原子序數分別為m和n，則m和n的關系為____。

答案:(1)x+2、x+8、x+18、x+32(2)n=m+5、n=m+15、n=m+29

例5下列事實能說明氯元素原子得電子能力比硫元素原子強的是____。

①HCl的溶解度比H2S的大；

②HCl的酸性比H2S的強；

③HCl的穩定性比H2S的大；

④HCl的還原性比H2S的弱；

⑤HClO4的酸性比H2SO4的強；

⑥Cl2與鐵反應生成FeCl3，而S與鐵反應生成FeS；

⑦Cl2能與H2S反應生成S；

⑧在周期表中Cl處于S同周期的右側；

⑨還原性:Cl-＜S2-。

答案:③④⑤⑥⑦⑧⑨

例6有 A、B、C、D、E五種短周期元素，A是地殼中含量最多的元素，B元素有3種同位素B1、B2、B3，B3原子的質量數是B1的3倍，C是非金屬性最強的元素，D和C可以形成D C型化合物，且離子的電子層結構相同，E元素原子的最外層電子數比內層電子總數少6個。下列說法正確的是 ( )。

A.D元素的金屬性在短周期元素中最強

B.E單質常用作半導體材料和光導纖維

C.A和B只能形成原子個數比為1∶2的化合物

D.以上元素中形成的最高價氧化物對應的水化物酸性最強的是C

答案:A

7.了解化學鍵的定義。了解離子鍵、共價鍵的形成。

解讀:原子結構示意圖為初中學習內容，考查較少；原子、離子、分子和離子化合物電子式的書寫及用電子式表示物質的形成過程是考查重點。

思考:哪些物質能形成離子鍵?

(1)活潑的金屬元素(ⅠA，ⅡA族)和活潑的非金屬元素(ⅥA，ⅦA族)形成的化合物。

(2)活潑的金屬元素和酸根離子形成的鹽。

(3)NH和酸根離子(或活潑非金屬元素)形成的鹽。

例7(1)寫出 H2O2、Na2O2、NH4Cl、HClO的電子式:___。

(2)用電子式表示Na2S的形成過程:___。

例8下列物質中所有原子均滿足最外層8電子穩定結構的化合物是( )。

A.PCl5B.P4C.CCl4D.NH3

答案:C

例9有以下9種物質:

①Ne②NH4Cl ③KNO3④NaOH

⑤Cl2⑥SO2⑦H2S⑧Na2O2

⑨MgCl2

請用上述物質的數字序號填空:

(1)只存在離子鍵的是____。

(2)只存在共價鍵的是____。

(3)只存在共價鍵的電解質是____。

(4)既存在離子鍵又存在共價鍵的是____。

(5)不存在化學鍵的是____。

答案:(1)⑨ (2)⑤⑥⑦ (3)⑦(4)②③④⑧ (5)①

二、原子結構與性質

1.了解原子核外電子的運動狀態、能級分布和排布原理。

解讀:理解并掌握能層、能級的概念、符號，結合排布規律(構造原理、泡利原理、洪特規則)，能正確書寫1～36號元素原子核外電子和價電子的電子排布式和電子排布圖(或稱軌道表示式)。

例10基態Fe原子有____個未成對電子。Fe3+的電子排布式為____?？捎昧蚯杌洐z驗Fe3+，形成的配合物的顏色為____。

答案:41s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5血紅色

2.了解電離能的含義，并能用以說明元素的某些性質。

解讀:氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的能量叫作第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ·mol-1。隨著原子序數的增加，元素原子的外圍電子排布呈現周期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現從ns1到ns2np6的周期性變化。元素的第一電離能呈周期性變化:同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最?。煌髯鍙纳系较?，第一電離能有逐漸減小的趨勢。

【高頻考點】

(1)同周期元素，從左到右第一電離能呈增大趨勢。

(2)判斷元素金屬性的強弱:電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之金屬性越弱。

(3)判斷元素的化合價:如果某元素的第(n+1)電離能遠大于第n電離能，即In+1?In，則該元素的常見化合價為+n價，如鈉元素I2?I1，所以鈉元素的化合價為+1價。

3.了解電負性的概念，并能用以說明元素的某些性質。

解讀:不同元素的原子對電子吸引力的大小叫作該元素的電負性。

隨著原子序數的遞增，元素的電負性呈周期性變化:同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢。

【高頻考點】

(1)判斷金屬性與非金屬性的強弱:金屬電負性一般小于1.8，電負性越小，金屬越活潑；非金屬電負性一般大于1.8，電負性越大，非金屬元素越活潑。

(2)判斷元素在化合物中的價態:電負性大的元素控制電子能力強，呈負價，否則，呈正價。

(3)判斷化學鍵類型:電負性差值(一般為1.7)大的元素原子之間形成的化學鍵主要是離子鍵，差值小的化學鍵主要是共價鍵。

例11前四周期原子序數依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的價電子層中未成對電子均只有1個，并且A-和B+的電子數相差為8；與B位于同一周期的C和D，它們價電子層中的未成對電子數分別為4和2，且原子序數相差為2。

四種元素中第一電離能最小的是____，電負性最大的是____(填元素符號)。

答案:KF

4.了解電子在原子軌道之間的躍遷及其簡單應用。

解讀:處于最低能量的原子叫基態原子，當基態原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高的能級，變成激發態原子。它們之間有如下轉化關系:

原子由基態躍遷到激發態的過程叫作激發。激發態是一種壽命極短的不穩定狀態，原子隨即躍遷回基態，這一過程叫作退激。通過原子光譜發現新元素，如1868年科學家們通過太陽光譜的分析發現了稀有氣體氦；化學研究中利用光譜分析檢測一些物質的存在與含量等。

例12下列敘述中，正確的是( )。

A.1s電子云界面圖是一個球面，表示在這個球面以外，電子出現的概率為零

B.σ鍵鏡面對稱，而π鍵軸對稱

C.在能層、能級以及電子云的伸展方向確定時，電子的運動狀態才能確定下來

D.在現代化學中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析

答案:D

三、分子結構與性質

1.理解離子鍵的形成，能根據離子化合物的結構特征解釋其物理性質。

2.了解共價鍵的形成、極性、類型(σ鍵和π鍵)。了解配位鍵的含義。

3.能用鍵能、鍵長、鍵角等說明簡單分子的某些性質。

解讀:離子鍵的強度與離子的電荷、離子的構型和離子的半徑有密切關系。離子鍵的強度影響著離子化合物的性質，如熔點高低、硬度大小、熱膨脹系數和壓縮系數。

價鍵理論主要指電子配對原理和最大重疊原理，前者是兩原子各自提供1個自旋方向相反的電子彼此配對；后者是兩個原子軌道重疊部分越大，兩核間電子的概率密度越大，形成的共價鍵越牢固，分子越穩定。

共價鍵的類型:按成鍵原子間共用電子對的數目分為單鍵、雙鍵、三鍵；按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵；按原子軌道的重疊方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者的電子云具有鏡像對稱性。

鍵參數主要指鍵能、鍵長和鍵角，一般而言，鍵能越大，化學鍵越穩定；鍵長越短，共價鍵越穩定；鍵角決定著分子的空間構型。

4.了解雜化軌道理論及簡單的雜化軌道類型(sp、sp2、sp3)。

解讀:當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同(見表1)。

表1

例13已知元素Y基態原子的3p軌道上有4個電子，元素Z的原子最外層電子數是其內層的3倍，則在Y的氫化物(H2Y)分子中，Y原子軌道的雜化類型是____，YZ的空間構型為____。

答案:sp3正四面體

例14甲醛(H2C═O)在N i催化作用下加氫可得甲醇(CH3OH)。甲醛分子內C原子的雜化方式為____，甲醇分子內的O—C—H鍵角____(填“大于”“等于”或“小于”)甲醛分子內的O—C—H鍵角。

答案:sp2小于

5.能用價層電子對互斥理論或者雜化軌道理論推測簡單分子或離子的空間結構。

解讀:(1)價層電子對在球面上彼此相距最遠時，排斥力最小，體系的能量最低。

(2)孤電子對的排斥力較大，孤電子對越多，排斥力越強，鍵角越小(見表2)。

表2

6.了解范德華力的含義及對物質性質的影響。

7.了解氫鍵的含義，能列舉存在氫鍵的物質，并能解釋氫鍵對物質性質的影響。

解讀:見表3。

表3

例15維生素B1可作為輔酶參與糖的代謝，并有保護神經系統的作用。該物質的結構式為:

(1)以下關于維生素B1的說法正確的是____。

A.只含σ鍵和π鍵

B.既有共價鍵又有離子鍵

C.該物質的熔點可能高于NaCl

D.該物質易溶于鹽酸

(2)維生素B1晶體溶于水的過程中要克服的微粒間作用力有____。

A.離子鍵、共價鍵

B.離子鍵、氫鍵、共價鍵

C.氫鍵、范德華力

D.離子鍵、氫鍵、范德華力

答案:(1)BD(2)D

例16已知鄰羥基苯甲酸與對羥基苯甲酸的沸點相差較大，根據結構分析，前者的沸點____后者(填“高于”或“低于”)，解釋原因:____。

答案:低于 前者形成分子內氫鍵，而后者形成分子間氫鍵

四、晶體結構與性質

1.了解晶體的類型，了解不同類型晶體中結構微粒、微粒間作用力的區別。

解讀:四類晶體的比較(見表4)。

表4

2.了解晶格能的概念，了解晶格能對離子晶體性質的影響。

解讀:(1)定義:氣態離子形成1mol離子晶體釋放的能量，通常取正值，單位:kJ·mol-1。

(2)與離子晶體性質的關系:晶格能越大，形成的離子晶體越穩定，且熔點越高，硬度越大。

3.了解分子晶體結構與性質的關系。

解讀:(1)如圖1，干冰晶體中，每個CO2分子周圍等距且緊鄰的CO2分子有12個。

(2)如圖2，冰的結構模型中，每個水分子與相鄰的4個水分子以氫鍵相連接，含1molH2O的冰中，最多可形成2mol“氫鍵”。

圖1

圖2

4.了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結構與性質的關系。

解讀:(1)如圖3，金剛石晶體中，每個C與另外4個C形成共價鍵，C—C鍵之間的夾角是109°28'，最小的環是六元環。含有1molC的金剛石中，形成的共價鍵有2mol。

(2)如圖4，SiO2晶體中，每個Si原子與4個O成鍵，每個O原子與2個硅原子成鍵，最小的環是十二元環，在“硅氧”四面體中，處于中心的是Si原子。

圖3

圖4

5.理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵理論解釋金屬的一些物理性質。了解金屬晶體常見的堆積方式。

【高頻考點】

?？嫉膸追N晶體主要有干冰、冰、金剛石、SiO2、石墨、CsCl、NaCl、K、Cu等，要熟悉以上代表物的空間結構。

6.了解晶胞的概念，能根據晶胞確定晶體的組成并進行相關的計算。

解讀:晶胞計算的思維方法。

①“均攤法”原理，如圖5。

圖5

②在使用均攤法計算晶胞中微粒個數時，要注意晶胞的形狀，不同形狀的晶胞，應先分析任意位置上的一個粒子被幾個晶胞所共有，如六棱柱晶胞中，頂點、側棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2個晶胞所共有。

圖6

例17圖6是由Q、R、G三種元素組成的一種高溫超導體的晶胞結構，其中R為+2價，G為-2價，則Q的化合價為____。

答案:+3價

圖7

例18圖7是金屬原子M和非金屬原子N構成的氣態團簇分子，則其分子式為____。

答案:M14N13

注意:對于氣態團簇分子，其本身就是獨立的，不再適用均攤法。