《2019-2020年高考化学《物质结构与性质》复习指导新人教版.pdf》由会员分享，可在线阅读，更多相关《2019-2020年高考化学《物质结构与性质》复习指导新人教版.pdf（4页珍藏版）》请在三一文库上搜索。
1、2019-2020 年高考化学物质结构与性质复习指导新人教版 【教法指引】 从 2009 年和 2010 年的试题结构和难度来看，此部分知识点的考查多以填空形式考查， 试题难度不是很大。在复习时对照考纲和考试说明，注重基础知识的复习，不宜过多的进行 拓展和延伸；习题的选择以基础题为主，覆盖主要知识点，配合基础知识点的督查，提高学 生该部分知识点的得分率。 【知识网络】 一网络构建 二重点突破 1. 核外电子排布规律 构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序： 1s、2s、2p、3s、 3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f 构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中
2、可以看出，不同能层的能级有交错现象，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。 构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式） 的主要依 据之一 能量最低原理：能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低 状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量较低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能 级里。当某能级中的原子轨道处于全充满或半充满状态时能量较低。 泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2 个自旋方向相反的电子。 洪 特规则：电子排布在同一
3、能级的各个轨道时，优先占据一个轨道，且自旋方向相同。 2. 原子半径的大小取决于两个相反的因素： （1）电子的能层数，电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主 族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。 （2）电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所 以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。 简单微粒半径的比较方法 原子半径：同周期，随原子序数递增，原子半径减小； 同主族，随原子序数递增，原子半径增大 离子半径 同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子 电子层结构相同的离子 带相同电
4、荷的离子，电子层越多，半径越大。 带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。 3. 比较金属性强弱的依据 同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱； 同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强； 依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强，其元素的金属性也愈强；盐溶液水解 后 pH 越小，其元素的金属性越弱； 依据金属活动性顺序表（极少数例外）； 常温下与酸反应的剧烈程度； 常温下与水反应的剧烈程度； 与盐溶液之间的置换反应； 高温下与金属氧化物间的置换反应。 （4）比较非金属性强弱的依据 同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强； 同主族中，由上到下，随核
5、电荷数的增加，非金属性减弱； 依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：酸性愈强，其元素的非金属性也愈强；盐溶液水 解后 pH 越大，其元素的非金属性越弱； 依据其气态氢化物的稳定性：稳定性愈强，非金属性愈强； 单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性:越易 与 H2反应，生成的氢化物 也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强； 与盐溶液之间的置换反应：非金属单质问的置换反应:非金属甲把非金属乙对应的阴离子从 其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。如Br 2+2KI=2KBr=I2； 相互化合后的价态：如S+O2 点燃 =SO2说明 O 的非金属性强于S； 其他：如
6、2CuS =Cu2S CuCl2 点燃 = CuCl2所以， Cl 的非金属性强于S。 4. 等电子原理 等电子体：原子数相同，价电子数也相同的微粒，如：CO 和 N2，CH4和 NH4+；等电子体具 有相似的化学键特征，性质相似 5.电负性和电离能规律 （1）周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小;表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 （2）电离能递变规律 周一周期同一族 第 一 电 离能 从左往右，第一电离能呈增大 的趋势 从上到下，第一电离能呈减小 趋势。 注意第 IIA 族元素和第VA 族元素的特殊性
7、6.中心原子的杂化及价层电子对互斥模型。 （1）杂化轨道数 =中心原子的孤对电子数+中心原子键合原子数 （2）杂化轨道的形状 2 个 sp 杂化轨道呈直线型，3 个 sp 2 杂化轨道呈平面三角型，4 个 sp3杂化轨道呈正四面体 型。 7.晶体类型判断及熔沸点高低比较 晶体类型判断方法： （1）根据物理性质进行判断,如熔沸点、硬度以及导电性等； （2）根据空间结构图、文字表达等； （3）根据常见的物质类型判断。 熔沸点高低比较规律 （1）异类晶体：一般规律：原子晶体 离子晶体 分子晶体，如 SiO2 NaCl CO 2(干冰 )。 金属晶体熔、沸点变化大，根据实际情况分析。 （2）同类晶体： 原子晶体：半径和越小，即键长越短，共价键越强，晶体的熔、沸点越高，如：金刚 石 金刚砂晶体硅。 离子晶体：离子半径越小，离子电荷数越大，离子键越牢固，晶体的熔、沸点越高， 如： LiCl NaClKCl CsCl，MgONaCl 。 组成和结构相似的分子晶体：相对分子质量越大，分子间作用力越大；极性越大，分 子间作用力越大。如F2 N2。氢键的分子晶体熔沸点相对较大，且分子间 氢键作用强于分子内氢键金属晶体：价电子数越多，半径越小，金属键越强，熔、沸点越 高。 如 Na Mg Al 。 （3）一般，合金的熔沸点低于成分金属的熔沸点，如生铁 纯铁。