◇　黑龍江　盧國鋒

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2016年《物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》模塊考點剖析與解法指導(dǎo)

◇黑龍江盧國鋒

2016年全國卷和地方卷共10套,《物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》模塊在全國卷3套中以“三選一”的形式作答,海南卷中必考與選考相結(jié)合,江蘇卷“二選一”，四川卷一道必考題,上海卷一道必考題中的一部分,7套卷都涉及此模塊試題.本文按照考試大綱考點,將相關(guān)試題分解,揭示命題規(guī)律,歸納解題常用方法．

1　原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)

1.1基態(tài)原子(離子)的核外電子排布

1) 1～18號元素按構(gòu)造原理1s2s2p3s3p填充電子,19～36號元素E3d>E4s, 1s2s2p3s3p4s3d4p,書寫時按能層調(diào)整為1s2s2p3s3p3d4s4p,同時書寫順序也是由外向內(nèi)失去電子形成離子順序．

2) 畫電子排布圖時遵循泡利原理和洪特規(guī)則,每個軌道最多容納2個自旋狀態(tài)相反的電子,當(dāng)電子排布在等價軌道上時,電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)1個軌道,而且自旋方向相同．

3) 審題時注意書寫微粒狀態(tài)是原子還是離子,是外圍排布式(也叫價電子排布式)還是核外電子排布式,是電子排布式還是電子排布圖．教材第7頁“思考與交流”,提供了電子排布式的簡化書寫方法,[稀有氣體元素符號]外圍排布式．如:鈉原子的電子排布式1s22s22p63s1;鈉離子的電子排布式1s22s22p6．鈉原子可簡寫:[Ne]3s1,若刪除稀有氣體部分得外圍電子排布式3s1．過渡元素中不僅最外層電子為價電子,次外層電子也可成為價電子,如:Cu[Ar] 3d104s1，刪除稀有氣體結(jié)構(gòu)得外圍電子排布式3d104s1,K外圍電子排布式4s1,外圍電子排布式不同,但最外層電子數(shù)相同．

1.2元素性質(zhì)——電離能和電負(fù)性

1) 元素第一電離能變化規(guī)律:每一周期的第一種元素(氫和堿金屬)的第一電離能最小,最后一種元素(稀有氣體)的第一電離能最大,同周期從左到右元素第一電離能呈增大趨勢,但第ⅡA族s2全充滿結(jié)構(gòu)和第ⅤA族p3半充滿結(jié)構(gòu),原子的能量較低,該元素具有的第一電離能比鄰近的元素大．

2) 電離能的應(yīng)用:判斷元素的金屬性強弱．I1越大,元素的金屬性越弱;I1越小,元素的金屬性越強．根據(jù)電離能數(shù)據(jù),確定元素在化合物中的化合價．鈉和鎂第一、二、三電離能,如表1所示.

表1

從表1可以看出鈉的第一電離能較小而第二電離能突躍地升高,表明鈉易失去1個電子達到8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu),形成+1價Na+,不易再失去第2個電子;而鎂的第一、二電離能均較低,第三電離能突躍地升高,說明鎂易失去2個電子,形成+2價Mg2+后達到8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu),再失去第3個電子很困難．

3) 電負(fù)性變化規(guī)律:同一周期從左到右,元素的電負(fù)性逐漸增大,同一主族從上至下電負(fù)性減?。谒性刂?氟的電負(fù)性(4.0)最大,非金屬性最強,鈁的電負(fù)性(0.7)最小,金屬性最強．

2　化學(xué)鍵與物質(zhì)的性質(zhì)考點

2.1σ鍵和π鍵的形成,鍵的極性和分子的極性

1) 共價鍵按成鍵原子關(guān)系分為非極性鍵、極性鍵;按電子云重疊方式分為δ鍵、π鍵;按共用電子對的來源分為一般共價鍵、配位鍵A→B．判斷鍵的極性方法:看成鍵原子是否相同．

2) 判斷分子極性方法:a) 中心原子化合價法.組成為ABn型化合物,若中心原子A的化合價(只考慮數(shù)值)等于族的序數(shù),則該化合物為非極性分子，如CH4、CCl4、SO3、PCl5．b) 受力分析法.若已知鍵角(或空間結(jié)構(gòu)),可進行受力分析,合力為0者為非極性分子，如CO2、C2H4、BF3．

3) 判斷δ鍵和π鍵成鍵數(shù)目方法： 共價單鍵是δ鍵,共價雙鍵有1個δ鍵、1個π鍵,共價三鍵由1個δ鍵、2個π鍵組成．

5) 鮑林從實驗中總結(jié)出經(jīng)驗規(guī)律,含氧酸用通式表示為(HO)mROn，其中n為非羥基氧原子(即不與氫相連的氧原子)的數(shù)目,n越大,酸性越強．結(jié)構(gòu)解釋是成酸R元素相同,n值越大,R的正電性越高,導(dǎo)致R—O—H中O的電子向R偏移,水分子作用下,越容易電離出H+,即酸性越強．如酸性由強到弱為HClO4、HClO3、HClO2、HClO．

2.2簡單配合物的成鍵

配位鍵是特殊的共價鍵．一方有孤對電子,而另一方有空軌道,這是形成配位鍵的必要條件,常用電子對給予體→電子對接受體符號表示．在配合物中,與配合物形成體(中心原子或離子)直接結(jié)合的配位原子總數(shù),叫配位數(shù)．

2.3金屬晶體常見的堆積方式

在討論各種類型晶體結(jié)構(gòu)時,也常借用配位數(shù)這個名詞,指1個原子(或離子)周圍連接的其他原子(或異號離子)的數(shù)目．金屬有4種堆積模型,簡單立方堆積、體心立方堆積、面心立方最密堆積、六方最密堆積,其配位數(shù)分別6、8、12、12．

2.4雜化軌道類型與分子構(gòu)型

3　分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì)考點

3.1氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響

氫鍵是H原子特有的性質(zhì),半徑很小的H原子與電負(fù)性大的X(符合條件的有F、O、N)形成共價鍵后,由于X吸引價電子能力大,使H幾乎成為“裸露”的質(zhì)子,由于質(zhì)子的半徑特別小,可以與另一個電負(fù)性大的Y相互作用形成氫鍵,一般表示為X—H…Y,X—H鍵是共價鍵,其中H…Y的結(jié)合力就是氫鍵．氫鍵是介于化學(xué)鍵和分子間作用力之間的一種特殊的作用,其強度遠(yuǎn)小于化學(xué)鍵,略大于分子間作用力．氫鍵分為分子間氫鍵、分子內(nèi)氫鍵2種．如HF、H2O、HCOOH可以結(jié)合為(HF)n、(H2O)n、(HCOOH)n．分子間形成的氫鍵會使物質(zhì)的熔點和沸點升高．

A第4周期元素中，錳原子價電子層中未成對電子數(shù)最多;

B第2周期主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)增大依次減小;

C鹵素氫化物中，HCl的沸點最低的原因是其分子間的范德華力最小;

D價層電子對互斥理論中，π鍵電子對數(shù)不計入中心原子的價層電子對數(shù)

3.2分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結(jié)構(gòu)微粒、微粒間作用力的區(qū)別

晶體熔、沸點的比較方法: 1) 不同晶體類型的物質(zhì),一般情況下,熔、沸點由高到低順序為原子晶體、離子晶體、分子晶體,而金屬晶體的熔、沸點差異較大,有的很高(鎢),有的很低(汞)．2) 原子晶體:原子半徑越大,共價鍵越長,共價鍵就越弱,熔、沸點越低;離子晶體:離子所帶電荷越多,離子半徑越小,則離子鍵越強,熔、沸點越高;金屬晶體:金屬陽離子帶的電荷越多,半徑越小,金屬鍵越強,熔、沸點越高;分子晶體:組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體,一般相對分子質(zhì)量越大,分子間作用力越強,熔、沸點越高;組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì),分子的極性越大,熔、沸點越高;若分子間存在氫鍵,則熔、沸點會反常高. 3) 對于有明顯狀態(tài)差異的物質(zhì),根據(jù)常溫下狀態(tài)進行判斷．

表2

Ge單晶具有金剛石型結(jié)構(gòu)，微粒之間存在的作用力是________.

3.3根據(jù)晶胞確定晶體的組成并進行相關(guān)計算

1) 用均攤的方法來確定晶體的化學(xué)式(圖1).

圖1

空間利用率=[V(球總體積)/V(晶胞體積)]×100%.

注意單位換算: 1m=10dm=102cm=103mm=106μm=109nm=1012pm.

圖2

圖3

黑龍江省大慶市第五十六中學(xué))