物质结构与性质考点解读

■郑州外国语学校 王纪学

2017年12月15日，教育部发布2018年普通高等学校招生全国统一考试大纲，它是高考命题的规范性文件和标准。2018年考试大纲相对于2017年的考试大纲无明显变化，大纲保持稳定。结合考试大纲内容和笔者教学经验，针对高中物质结构与性质相关内容总结如下。

一、物质结构和元素周期律

1.了解元素、核素和同位素的含义。

2.了解原子的构成。

解读:“元素”是具有相同核电荷数的一类原子的总称，这里的“一类原子”具有相同的质子数，它们之间互称为“同位素”，每一种特定的原子都是一种“核素”。

例 1在HHH、C、C、C、NN中，核素、元素的种数分别为____种、____种C、C、C的关系为____，因为它们是具有____的同一元素的不同原子。其化学性质几乎完全____。

答案:83互为同位素 相同的质子数和不同的中子数 相同

例2某元素的一种原子X的质量数为A，含N个中子，它与1H原子组成HmX分子，在ag HmX中所含质子的物质的量是( )。

答案:A

3.了解原子核外电子排布规律。

(1)电子层的表示方法及能量变化。

(2)核外电子排布规律。

解读:核外电子排布遵循能量最低原理，按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里。每层最多容纳的电子数为2n2个，最外层不超过8个(K层为最外层时不超过2个)，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。

例3下面为几种粒子的结构示意图，完成以下填空。

(1)属于阳离子结构的粒子是____(填编号，下同)。

(2)具有稳定性结构的原子是____。

(3)只能得电子的粒子是____；只能失电子的粒子是____；既能得电子，又能失电子的粒子是____。

(4)③粒子半径____④粒子半径(填“大于”“小于”或“等于”)。

答案:(1)③⑤⑧ (2)②(3)③⑤ ①④⑥ ⑦⑧ (4)小于

4.掌握元素周期表的结构。

5.掌握元素在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。

6.了解金属、非金属元素在周期表中的位置及其性质递变规律。

解读:要了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)，知道周期和族的编排原则，常考易错的是0族和第Ⅷ族；以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系，如钠、镁、铝与水反应的情况；以ⅠA碱金属和ⅦA卤素为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系；掌握元素金属性与非金属性强弱的判断依据。

例4(1)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是____。

(2)若甲、乙分别是同一周期的ⅡA族和ⅦA族元素，原子序数分别为m和n，则m和n的关系为____。

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

例5下列事实能说明氯元素原子得电子能力比硫元素原子强的是____。

①HCl的溶解度比H2S的大；

②HCl的酸性比H2S的强；

③HCl的稳定性比H2S的大；

④HCl的还原性比H2S的弱；

⑤HClO4的酸性比H2SO4的强；

⑥Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS；

⑦Cl2能与H2S反应生成S；

⑧在周期表中Cl处于S同周期的右侧；

⑨还原性:Cl-＜S2-。

答案:③④⑤⑥⑦⑧⑨

例6有 A、B、C、D、E五种短周期元素，A是地壳中含量最多的元素，B元素有3种同位素B1、B2、B3，B3原子的质量数是B1的3倍，C是非金属性最强的元素，D和C可以形成D C型化合物，且离子的电子层结构相同，E元素原子的最外层电子数比内层电子总数少6个。下列说法正确的是 ( )。

A.D元素的金属性在短周期元素中最强

B.E单质常用作半导体材料和光导纤维

C.A和B只能形成原子个数比为1∶2的化合物

D.以上元素中形成的最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是C

答案:A

7.了解化学键的定义。了解离子键、共价键的形成。

解读:原子结构示意图为初中学习内容，考查较少；原子、离子、分子和离子化合物电子式的书写及用电子式表示物质的形成过程是考查重点。

思考:哪些物质能形成离子键?

(1)活泼的金属元素(ⅠA，ⅡA族)和活泼的非金属元素(ⅥA，ⅦA族)形成的化合物。

(2)活泼的金属元素和酸根离子形成的盐。

(3)NH和酸根离子(或活泼非金属元素)形成的盐。

例7(1)写出 H2O2、Na2O2、NH4Cl、HClO的电子式:___。

(2)用电子式表示Na2S的形成过程:___。

例8下列物质中所有原子均满足最外层8电子稳定结构的化合物是( )。

A.PCl5B.P4C.CCl4D.NH3

答案:C

例9有以下9种物质:

①Ne②NH4Cl ③KNO3④NaOH

⑤Cl2⑥SO2⑦H2S⑧Na2O2

⑨MgCl2

请用上述物质的数字序号填空:

(1)只存在离子键的是____。

(2)只存在共价键的是____。

(3)只存在共价键的电解质是____。

(4)既存在离子键又存在共价键的是____。

(5)不存在化学键的是____。

答案:(1)⑨ (2)⑤⑥⑦ (3)⑦(4)②③④⑧ (5)①

二、原子结构与性质

1.了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理。

解读:理解并掌握能层、能级的概念、符号，结合排布规律(构造原理、泡利原理、洪特规则)，能正确书写1～36号元素原子核外电子和价电子的电子排布式和电子排布图(或称轨道表示式)。

例10基态Fe原子有____个未成对电子。Fe3+的电子排布式为____。可用硫氰化钾检验Fe3+，形成的配合物的颜色为____。

答案:41s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5血红色

2.了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。

解读: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能量叫作第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ·mol-1。随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。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。

【高频考点】

(1)同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。

(2)判断元素金属性的强弱:电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。

(3)判断元素的化合价:如果某元素的第(n+1)电离能远大于第n电离能，即In+1≫In，则该元素的常见化合价为+n价，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为+1价。

3.了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。

解读:不同元素的原子对电子吸引力的大小叫作该元素的电负性。

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。

【高频考点】

(1)判断金属性与非金属性的强弱:金属电负性一般小于1.8，电负性越小，金属越活泼；非金属电负性一般大于1.8，电负性越大，非金属元素越活泼。

(2)判断元素在化合物中的价态:电负性大的元素控制电子能力强，呈负价，否则，呈正价。

(3)判断化学键类型:电负性差值(一般为1.7)大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键，差值小的化学键主要是共价键。

例11前四周期原子序数依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，并且A-和B+的电子数相差为8；与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。

四种元素中第一电离能最小的是____，电负性最大的是____(填元素符号)。

答案:KF

4.了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。

解读:处于最低能量的原子叫基态原子，当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高的能级，变成激发态原子。它们之间有如下转化关系:

原子由基态跃迁到激发态的过程叫作激发。激发态是一种寿命极短的不稳定状态，原子随即跃迁回基态，这一过程叫作退激。通过原子光谱发现新元素，如1868年科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦；化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量等。

例12下列叙述中，正确的是( )。

A.1s电子云界面图是一个球面，表示在这个球面以外，电子出现的概率为零

B.σ键镜面对称，而π键轴对称

C.在能层、能级以及电子云的伸展方向确定时，电子的运动状态才能确定下来

D.在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析

答案:D

三、分子结构与性质

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.了解共价键的形成、极性、类型(σ键和π键)。了解配位键的含义。

3.能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。

解读:离子键的强度与离子的电荷、离子的构型和离子的半径有密切关系。离子键的强度影响着离子化合物的性质，如熔点高低、硬度大小、热膨胀系数和压缩系数。

价键理论主要指电子配对原理和最大重叠原理，前者是两原子各自提供1个自旋方向相反的电子彼此配对；后者是两个原子轨道重叠部分越大，两核间电子的概率密度越大，形成的共价键越牢固，分子越稳定。

共价键的类型:按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键；按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键；按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。

键参数主要指键能、键长和键角，一般而言，键能越大，化学键越稳定；键长越短，共价键越稳定；键角决定着分子的空间构型。

4.了解杂化轨道理论及简单的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)。

解读:当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同(见表1)。

表1

例13已知元素Y基态原子的3p轨道上有4个电子，元素Z的原子最外层电子数是其内层的3倍，则在Y的氢化物(H2Y)分子中，Y原子轨道的杂化类型是____，YZ的空间构型为____。

答案:sp3正四面体

例14甲醛(H2C═O)在N i催化作用下加氢可得甲醇(CH3OH)。甲醛分子内C原子的杂化方式为____，甲醇分子内的O—C—H键角____(填“大于”“等于”或“小于”)甲醛分子内的O—C—H键角。

答案:sp2小于

5.能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测简单分子或离子的空间结构。

解读:(1)价层电子对在球面上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。

(2)孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小(见表2)。

表2

6.了解范德华力的含义及对物质性质的影响。

7.了解氢键的含义，能列举存在氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。

解读:见表3。

表3

例15维生素B1可作为辅酶参与糖的代谢，并有保护神经系统的作用。该物质的结构式为:

(1)以下关于维生素B1的说法正确的是____。

A.只含σ键和π键

B.既有共价键又有离子键

C.该物质的熔点可能高于NaCl

D.该物质易溶于盐酸

(2)维生素B1晶体溶于水的过程中要克服的微粒间作用力有____。

A.离子键、共价键

B.离子键、氢键、共价键

C.氢键、范德华力

D.离子键、氢键、范德华力

答案:(1)BD(2)D

例16已知邻羟基苯甲酸与对羟基苯甲酸的沸点相差较大，根据结构分析，前者的沸点____后者(填“高于”或“低于”)，解释原因:____。

答案:低于 前者形成分子内氢键，而后者形成分子间氢键

四、晶体结构与性质

1.了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别。

解读:四类晶体的比较(见表4)。

表4

2.了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响。

解读:(1)定义:气态离子形成1mol离子晶体释放的能量，通常取正值，单位:kJ·mol-1。

(2)与离子晶体性质的关系:晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越大。

3.了解分子晶体结构与性质的关系。

解读:(1)如图1，干冰晶体中，每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有12个。

(2)如图2，冰的结构模型中，每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连接，含1molH2O的冰中，最多可形成2mol“氢键”。

图1

图2

4.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。

解读:(1)如图3，金刚石晶体中，每个C与另外4个C形成共价键，C—C键之间的夹角是109°28'，最小的环是六元环。含有1molC的金刚石中，形成的共价键有2mol。

(2)如图4，SiO2晶体中，每个Si原子与4个O成键，每个O原子与2个硅原子成键，最小的环是十二元环，在“硅氧”四面体中，处于中心的是Si原子。

图3

图4

5.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。

【高频考点】

常考的几种晶体主要有干冰、冰、金刚石、SiO2、石墨、CsCl、NaCl、K、Cu等，要熟悉以上代表物的空间结构。

6.了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。

解读:晶胞计算的思维方法。

①“均摊法”原理，如图5。

图5

②在使用均摊法计算晶胞中微粒个数时，要注意晶胞的形状，不同形状的晶胞，应先分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞所共有，如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2个晶胞所共有。

图6

例17图6是由Q、R、G三种元素组成的一种高温超导体的晶胞结构，其中R为+2价，G为-2价，则Q的化合价为____。

答案:+3价

图7

例18图7是金属原子M和非金属原子N构成的气态团簇分子，则其分子式为____。

答案:M14N13

注意:对于气态团簇分子，其本身就是独立的，不再适用均摊法。