1、重要考点命题规律1.元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律。2.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；结合实例说明“等电子原理”的应用；了解简单配合物的成键情况。3.判断常见物质的晶体类型与结构特征、用相关理论解释各类晶体的物理性质。4.分子晶体的含义，分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响。5.分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。江苏高考这部分知识的考查一般注重电子排布、电负性、第一电离能的考查，比较复杂的就是氢键问题、分子手性和杂化问题与立体构型，复习中要注意难点突破。高考中用理论解释或比较物质性质类的考查较多，复习时
2、应侧重对基础知识的理解，要关注化学式书写，性质的分析，另外要关注金属晶体的基本堆积方式，这是学生学习的薄弱点。【重要考点1】原子结构 1多电子原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级 里，然后排布在能量逐渐升高的能级里，不同能层的能级有交错现象。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。洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空、半充满或全充满时，整个原子的能量最低，最稳定。2气态原子或离子失去一个电子所需要的最低能量
3、 叫电离能，常用符号 I 表示，单位为kJmol-1，气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需要的最低能量叫第一电离能。第一电离能可以表示原子失去电子的难易程度，电离能越小，表示在气态时该原子金属性越强。同一周期从左到右，元素的第一电离能总体上具有增大的趋势，同一主族从上到下，第一电离能减小。但第A、A(主族)特殊，如Mg的第一电离能比Al大，原因是Mg(1s22s22p63s23p0)p轨道处于全空状态，能量较低，比较稳定，所以不易失去电子。3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形,4个sp3杂化轨道呈四面体型。4具有相同电子数(指分子或离子中全部电子总
4、数)和相同原子数的分子或离子，它们往往具有相同的分子结构(几何构型)及相似的性质。这条规律就叫做等电子原理。【典型例题1】有E、Q、T、X、Z五种前四周期元素，原子序数EQTXZ。E、Q、T三种元素的基态原子具有相同的能层和能级，且I1(E)I1(T)I1(Q)，其中基态Q原子的2p轨道处于半充满状态，且QT与ET2互为等电子体。X为周期表前四周期中电负性最小的元素，Z的原子序数为28。请回答下列问题(答题时如需表示具体元素，请用相应的元素符号)：(1)Q的简单氢化物极易溶于T的简单氢化物，其主要原因有_等两种。(2)化合物甲由T、X两元素组成，其晶胞如图1，甲的化学式为_。(3)化合物乙的晶
5、胞如图2，乙由E、Q两元素组成，硬度超过金刚石。乙的晶体类型为_，其硬度超过金刚石的原因是_。乙的晶体中E、Q两种元素原子的杂化方式均为_。解析：本题解题的关键是E、Q、T、X、Z五种元素的推断，其突破口有多个：“基态Q原子的2p轨道处于半充满状态”，符合这一要求的原子只有N元素；“QT与ET2互为等电子体”，说明E为C元素；“X为周期表前四周期中电负性最小的元素”可推知X为K元素；“Z的原子序数为28”,说明Z是Ni元素等。等电子体的结构相似，故QT的结构与CO2相似。答案：(1)这两种氢化物均为极性分子、相互之间能形成氢键(2)KO2(3)原子晶体 C-N键的键长小于CC键，键能大于CC键
6、 sp3影响溶解性的因素除温度等外因影响外，物质的性质起决定作用，相似相溶，形成氢键可能是溶解度较大的原因。熔沸点高、硬度大一般是原子晶体的性质。【变式1】下表是元素周期表的一部分。表中所列的字母分别代表一种化学元素。(1)请写出元素N的基态原子电子排布式_。(2)D的氢化物的分子构型为_，该氢化物易溶于水的原因_。(3)D和E的第一电离能的大小：_(用元素符号表示)(4)由A、C、D形成的ACD分子中，含有 2 个键，_个p键。答案：(1)1s22s22p63s23p63d64s2(2)三角锥形 都是极性分子且与水形成氢键(3)N O(4)2解析：本题考查基础知识。(1)常见元素的核外电子排
7、布，要求理解构造原理；(2)用价层电子互斥理论分析NH3分子构型；用相似相溶和氢键理论解释溶解性；(3)A、C、D形成的分子是HCN，含有2个键，2个p键；(5)元素M的化合物(MO2Cl2)在有机合成中可作氧化剂或氯化剂，能与许多有机物反应。请回答下列问题：甲：与M同周期的所有元素的基态原子中最外层电子数与M原子相同的元素有 _(填元素符号)，其中一种金属的晶胞结构如右图所示，该晶胞中含有金属原子的数目为_。乙：MO2Cl2常温下为深红色液体，能与CCl4、CS2等互溶，据此可判断MO2Cl2是_(填“极性”或“非极性”)分子。丙：在苯、CH3OH、HCHO、CS2、CCl4五种有机溶剂中，
8、碳原子采取sp2杂化的分子有 _(填序号)，CS2分子的空间构型是_。解析：(5)甲：铬原子最外层电子数为1个，第四周期一共三种元素：K、Cr、Cu；乙：依据相似相溶原理分析；丙：依据分子构型可以反推杂化方式。CS2与CO2结构相似。答案:(5)甲:K、Cu 4乙：非极性 丙：直线形【重要考点2】分子结构 1分子间存在着把分子聚集在一起的作用力，人们将这些作用统称为分子间作用力。其中最常见的是范德华力和氢键。2由非极性键形成的双原子分子，其正电中心和负电中心重合，所以都是非极性分子。3杂化的概念：在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做
9、轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。杂化轨道数=中心原子价电子对数【典型例题2】海底热液研究处于当今科研的前沿。海底热液活动区域“黑烟囱”的周围，存活的长管虫、蠕虫、蛤类、贻贝类等生物，成了极佳的天然海底实验室，且海底“黑烟囱”周围常存在FeS、黄铜矿及锌矿等矿物。(1)有关几种气体分子的说法正确的是_。ACO的结构式可表示为BCO2与COS(硫化羰)互为等电子体CNH3分子中氮原子采用sp2杂化DHCN分子呈直线形(2)酸性热液中大量存在一价阳离子，结构如图2，它的化学式为_。(3)铁原子核外电子排布式为：_。(4)“黑烟囱”热液冷却后若可检测出图3所示分子，该分子中手性碳原子数为_。(5)
10、FeS与NaCl均为离子晶体，晶胞相似，前者熔点为985，后者801，其原因是_。(6)从“黑烟囱”形成的矿床中提取镍，需将其转化为四羰基合镍(结构如上图4)，则该络合物的配位数为_。解析：(1)NH3分子中氮原子采用sp3杂化，分子构型是三角锥形，原因是氮原子存在孤对电子；(2)图2中虚线表示氢键，所以黑球表示氧原子，白球表示氢原子，其为+1价阳离子，所以化学式为H11O；(4)如图表示手性碳原子：(5)离子晶体的熔点从晶格能来比较；(6)分子式为：Ni(CO)4。答案：(1)A、B、D(2)H11O5+(3)1s22s22p63s23p63d64s2或Ar3d64s2(4)4(5)FeS晶
11、体的晶格能比NaCl晶体晶格能大(6)4对于离子晶体，晶格能影响离子晶体的熔点，晶格能越大，熔点越高；对于分子晶体，熔沸点受分子间作用力(含氢键)影响；对于原子晶体，共价键即影响原子晶体的熔点。【变式2】(2011镇江一中模拟)1915年诺贝尔物理学奖授予HenryBragg和LawrenceBragg，以表彰他们用X射线对晶体结构的分析所作的贡献。(1)科学家通过X射线探明，NaCl、KCl、MgO、CaO晶体结构相似，其中三种晶体的晶格能数据如下表：4种晶体NaCl、KCl、MgO、CaO熔点由高到低的顺序是_。晶体NaClKClCaO晶格能/(kJ mol1)7867153401解析：本
12、题全面考查结构基础知识，熔点高低比较要比较晶格能高低，核外电子排布，原子堆积方式、配位键的表示、氢键、分子的空间构型都是高考的重要内容。(1)晶格能越大，离子晶体的熔点越高，根据表格中提供的三种离子晶体的半径、电荷特征可知离子半径越小、电荷数越高晶格能越大，由此判断MgO的晶格能最大，熔点最高。答案：MgOCaONaClKCl(2)科学家通过X射线推测胆矾中既含有配位键，又含有氢键，其结构示意图可简单表示如下，其中配位键和氢键均采用虚线表示。写出基态Cu原子的核外电子排布式_；金属铜采用下列_(填字母代号)堆积方式。写出胆矾晶体中水合铜离子的结构简式(必须将配位键表示出来)。水分子间存在氢键，
13、请你列举两点事实说明氢键对水的性质的影响_。SO42-的空间构型是_。解析：(2)Cu的电子排布及其晶胞具有典型性，学生应能理解和识别；根据胆矾的结构和配位键、氢键的形成条件识别其中的配位键和氢键，配位键成键的两个原子中，由一方提供孤电子对、另一方提供空轨道形成，箭头方向指向提供空轨道的原子；SO42-的正四面体构型可以通过下列方法判断：SO42-中有四个键，没有孤对电子，根据价层电子对互斥理论可知其呈正四面体结构。答案：1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1 C水的熔、沸点较高，结冰时密度减小正四面体【重要考点3】晶体结构 1金属晶体的原子堆积模型：(1)非密置层和
14、密置层：金属原子平面放置，原子横竖对齐排列，所得配位数为4的堆积方式为非密置层；原子交错排列，所得配位数为6的堆积方式为密置层。(2)金属晶体的四种堆积方式2.离子晶体晶格能：气态离子形成1 mol离子晶体释放的能量。通常取正值，数据的大小反映离子晶体的稳稳定性。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，晶体的熔点越高，硬度越大。离子带的电荷越多，晶格能越大；离子半径越大，晶格能越小。(1)NaCl：晶胞中每个Na+周围吸引着6个Cl-，这些Cl-构成的几何图形是正八面体，每个Cl-周围吸引着6个Na+，Na+、Cl-个数比为11，每个Na+与12个Na+等距离相邻，每个氯化钠晶胞含有4个Na+和4个
15、Cl-。(2)CsCl晶胞中每个Cl-(或Cs+)周围与之最接近且距离相等的Cs+(或Cl-)共有8个，这几个Cs+(或Cl-)在空间构成的几何构型为立方体，在每个Cs+周围距离相等且最近的Cs+共有6个，这几个Cs+在空间构成的几何构型为正八面体。【典型例题3】(2011盐城中学模拟)下表列出了前20号元素中的某些元素性质的有关数据：试回答下列问题：(1)以上10种元素的原子中，失去核外第一个电子所需能量最少的是(填写编号)_。(2)上述、三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每个原子都满足最外层为8电子稳定结构的物质可能是(写分子式)_。某元素R的原子 半 径 为 1.0210-10m，该
16、 元 素 在 周 期 表 中 位 于_；若物质Na2R3是一种含有非极性共价键的 离 子 化 合 物，请 你 写 出 该 化 合 物 的 电 子 式_。(3)元素的某种单质具有平面层状结构，同一层中的原子构成许许多多的正六边形，此单质与熔融的单质相互作用，形成某种青铜色的物质(其中的元素用“”表示)，原子分布如图所示，该物质的化学式为_。解析：先根据原子半径和化合价推断出各元素的名称。三种元素为第A族元素，按原子半径由小到大顺序可得是锂、是钾、是钠，两种元素为第A族元素，是氯、是氟，是第A族元素，是磷、是氮，最后推出是氧、是铝、是碳。(1)在上述10种元素中最容易失去电子的是钾元素，即号。(2
17、)、三种元素分别是碳、磷、氯，两两形成的化合物有CCl4、PCl3和PCl5，每个原子都满足8电子稳定结构的物质是CCl4、PCl3。元素R的半径介于上述的号和号元素之间，由此可知R必为硫元素，与钠形成Na2S3，该物质属于离子化合物，其中三个硫原子以共价单键形成多硫离子。(3)题中图示青铜色物质为碳与钾的化合物，可看作在石墨的层状结构中填入钾原子，我们从中截取出如右图所示的结构单元，在该结构单元中四个顶点为钾原子，按均摊法原则，四个钾原子属于该单元的为1个，在该单元内部共有8个碳原子，故该物质的化学式为KC8。答案：(1)(2)PCl3或CCl4 第三周期、A族(3)KC8本题化学式的书写是
18、易失分点，关键是准确选取单元并正确进行计算。【变式3】(2010南通三模)已知：A、B、C、D、E为周期表136号中的元素，它们的原子序数逐渐增大。A的基态原子有3个不同的能级，各能级中电子数相等；C的基态原子2p能级上的未成对电子数与A原子相同；C2-离子与D2+离子具有相同的、稳定的电子层结构；E的基态原子的外围电子排布式为3d84s2。请回答下列问题：(1)A、B、C、D四种元素中，电负性最大的是_(填元素符号)。(2)B的氢化物的沸点远高于A的氢化物的主要原因是_。(3)由A、B、C形成的离子CAB-与AC2互为等电子体，则CAB-中A原子的杂化方式为_。(4)E2+离子能与AC分子形
19、成E(AC)42+，其原因是AC分子中含有_。(5)最近发现，只含A、D、E三种元素的一种晶体(晶胞如右图所示)具有超导性。A原子的配位数为_；该晶体的化学式为_。解析：A为碳元素，C的基态原子2p能级上的未成对电子数与A原子相同，为2个，所以C只能为氧元素，则B为氮元素。C2-离子与D2+离子具有相同的、稳定的电子层结构，说明D为镁元素，E的基态原子的外围电子排布式为3d84s2，说明是Ni元素。(1)元素周期表右上角元素的电负性较大；(2)B的氢化物分子间存在氢键，所以沸点比A的氢化物高；(3)CO2是直线型结构，说明CAB-也是，A的杂化方式应该是sp杂化。(4)配位键形成是由于CO分子中存在孤对电子，Ni2+可以提供空轨道；(5)配位数可由图示直接看出，化学式由均摊法分析。答案:(1)O(2)NH3分子间能形成氢键(3)sp(4)孤对电子(5)6 MgNi3C
