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(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?！局R(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(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。泡利原理：每個(gè)原子軌道里最多只能容納2個(gè)自旋方向相反的電子。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原子半徑：同周期，隨原子序數(shù)遞增，原子半徑減小；同主族，隨原子序數(shù)遞增，原子半徑增大離子半徑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(jià)陽離子大于高價(jià)陽離子電子層結(jié)構(gòu)相同的離子帶相同電荷的離子，電子層越多，半徑越大。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)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)；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；依據(jù)金屬活動(dòng)性順序表（極少數(shù)例外）；常溫下與酸反應(yīng)的劇烈程度；常溫下與水反應(yīng)的劇烈程度；與鹽溶液之間的置換反應(yīng)；高溫下與金屬氧化物間的置換反應(yīng)。（4）比較非金屬性強(qiáng)弱的依據(jù)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；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；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)；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)；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(qiáng)。如Br2+2KI=2KBr=I2；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；其他：如2CuSCu2S CuCl2CuCl2 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(jià)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(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 > 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： 原子晶體：半徑和越小，即鍵長越短，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。 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。 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(diǎn)相對較大，且分子間氫鍵作用強(qiáng)于分子內(nèi)氫鍵 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。