专题十八 物质结构与性质（选修）
【专题要点】
《物质结构与性质》选修模块分为三个部分：原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质；三部分内容既相互独立，又相互关联；原子结构与性质的考查主要在（1）质子数、中子数、质量数的关系，原子组成的表示；（2）同位素的判断；（3）核外电子排布知识运用于元素的推断。分子结构与性质的考查主要在杂化方式、等电子体、判断分子的空间构型、化学键的辨别、电子式、化学键与物质的性质上、分子间作用力对物质性质的影响上。晶体结构与性质的考查主要在晶体类型的判断、晶体结构的特点等上面。
【考纲要求】
1.认识原子核外电子的运动状态，了解电子云、电子层(能层)、原子轨道(能级)的含义。
2．了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布
3．了解同一周期、同一主族中元素第一电离能的变化规律，了解元素电离能和原子核外电子排布的关系。
4．了解同一周期、同一主族中元素电负性的变化规律，能根据元素电负性说明周期表中元素金属性和非金属性的变化规律
5. 理解离子键的含义，能说明离子键的形成。
6. 了解NaCI型和CsCI型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释典型离子化合物的物理性质高考资源网
7. 了解共价键的主要类型仃键和丌键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质(对d键和兀键之间相对强弱的比较不作要求) 高考资源网
8. 了解极性键和非极性键，了解极性分子和非极性分子及其性质的差异。
9． 能根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型(对d轨道参与杂化和AB5型以上复杂分子或离子的空间构型不作要求) 高考资源网
10．了解“等电子原理”的含义，能结合实例说明“等电子原理”的应用高考资源网
11．了解NaCI型和CsCI型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释典型离子化合物的物理性质。
12．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。
13．知道金属晶体的基本堆积方式，了解常见金属晶体的晶胞结构特征(晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不作要求)。
【教法指引】
从2008年和2009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
①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）的主要依据之一高考资源网
②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。
③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。
④洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，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：
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。
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
⑴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
⑵离子半径
①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
②电子层结构相同的离子
③带相同电荷的离子，电子层越多，半径越大。
④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
①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；
②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；
③依据金属活动性顺序表（极少数例外）；
④常温下与酸反应的剧烈程度；
⑤常温下与水反应的剧烈程度；
⑥与盐溶液之间的置换反应；
⑦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
①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，随核电荷数的增加，非金属性减弱；
②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；
③依据其气态氢化物的稳定性：稳定性愈强，非金属性愈强；
④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；
⑤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Br2+2KI=2KBr=I2；
⑥相互化合后的价态：如S+O2 SO2 说明O的非金属性强于S；
⑦其他：如2Cu＋SCu2S Cu＋Cl2CuCl2 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。
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sp2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：
根据物理性质进行判断,如熔沸点、硬度以及导电性等；
根据空间结构图、文字表达等；
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 > CO2(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：
① 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。
② 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 >NaCl>KCl >CsCl，MgO>NaCl。
③ 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 < Cl2 < Br2 < I2，CO > 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。
④ 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。
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