《2019-2020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.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2019-2020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.doc（4頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

2019-2020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，此部分知識點的考查多以填空形式考查，試題難度不是很大。在復(fù)習(xí)時對照考綱和考試說明，注重基礎(chǔ)知識的復(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，覆蓋主要知識點，配合基礎(chǔ)知識點的督查，提高學(xué)生該部分知識點的得分率。 【知識網(wǎng)絡(luò)】 一．網(wǎng)絡(luò)構(gòu)建 二．重點突破 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)造原理揭示了原子核外電子的能級分布。從中可以看出，不同能層的能級有交錯現(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，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里，然后排布在能量逐漸升高的能級里。當(dāng)某能級中的原子軌道處于全充滿或半充滿狀態(tài)時能量較低。 ③泡利原理：每個原子軌道里最多只能容納2個自旋方向相反的電子。 ④洪特規(guī)則：電子排布在同一能級的各個軌道時，優(yōu)先占據(jù)一個軌道，且自旋方向相同。 2. 原子半徑的大小取決于兩個相反的因素： （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，核電荷數(shù)越大，核對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，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子 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； ②依據(jù)最高價氧化物的水化物堿性的強弱；堿性愈強，其元素的金屬性也愈強；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）比較非金屬性強弱的依據(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； 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)最高價氧化物的水化物酸性的強弱：酸性愈強，其元素的非金屬性也愈強；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，非金屬性愈強； 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； 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。如Br2+2KI=2KBr=I2； ⑥相互化合后的價態(tài)：如S+O2 SO2 說明O的非金屬性強于S； ⑦其他：如2Cu＋SCu2S Cu＋Cl2CuCl2 所以，Cl的非金屬性強于S。 4. 等電子原理 等電子體：原子數(shù)相同，價電子數(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。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。 （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，第一電離能呈增大的趨勢 從上到下，第一電離能呈減小趨勢。 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層電子對互斥模型。 （1）雜化軌道數(shù)=中心原子的孤對電子數(shù) +中心原子鍵合原子數(shù) （2）雜化軌道的形狀 2個sp雜化軌道呈直線型，3個sp2雜化軌道呈平面三角型，4個sp3雜化軌道呈正四面體型。 7.晶體類型判斷及熔沸點高低比較 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、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 > 分子晶體，如SiO2 > NaCl > CO2(干冰)。金屬晶體熔、沸點變化大，根據(jù)實際情況分析。 （2）同類晶體： ① 原子晶體：半徑和越小，即鍵長越短，共價鍵越強，晶體的熔、沸點越高，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相對較大，且分子間氫鍵作用強于分子內(nèi)氫鍵④ 金屬晶體：價電子數(shù)越多，半徑越小，金屬鍵越強，熔、沸點越高。 如Na < Mg < Al。 （3）一般，合金的熔沸點低于成分金屬的熔沸點，如生鐵 < 純鐵。