2012届高考化学一轮复习：物质结构与性质.ppt

1、目录，第39次原子结构和元素的性质第40次化学键第41次分子的结构和性质第42次结晶的结构和性质，主题13物质结构和性质，主题13物质的结构和性质，主题13知识框图，知识框图，主题13知识框图，主题13使用提案，内容特征， 本部分内容对大部分省份的考生理解能力要求高，特别是晶体结构部分对考生的空间想象力要求极高，对晶体的修正需要一定程度的立体几何知识。 由于这一部分在高考中多数省属于选考内容，命题时的难易度不太高，只要掌握基础知识就能充分应对高考。 主题13使用建议，一个主题复习物质结构和性质模块，为了增强相近知识点的复习效果，打破教材中的章的顺序，重组，结合教材中的5章进行4次。 2第39回

2、内容涉及教材中的原子结构和元素周期表。 在写这部分的内容时，知识整理不说明必要部分的内容，重点整理选中的要点，在要点的深化中融入必修部分。构想、主题13使用建议、3第40回化学结合、分散讲义的共价结合、离子结合和金属结合进行讲解。 本文着重比较了三种化学键的特征及其对物质性质的影响。 分子间作用力和氢键不属于化学键，但对物质性质也有一定的影响，为了区别与化学键的关系，在此也进行复习。 4第四十一届是分子结构和性质。 这里重点描述了分子的结构部分，其中关于分子结构的判断是判断分子性质的前提之一。 共价键的性质和分子的空间构型结合起来判断分子的极性，易于理解分子的性质。 因此，书写时分子的空间配置

3、和分子的极性前进，制作理解分子性质的垫子。 主题13使用提案，5关于第42回结晶的构造和性质。 关于结晶的化学式以及结晶的修正算法都被判断为关系到结晶的空间构造，所以将典型的结晶模型作为独立的探索点进行解说。 当然，本论文的突出特征是4种晶体的结构和性质的对比，所以在写作时以列表的形式进行分析比较。 主题13强调使用建议、教育建议、1知识点，重视融合。 本主题的一些知识与必修2有重复性，讲课时应以新知识为主体，然后将这一部分的知识和必修2部分融合，或者相互关残奥词组，提高知识点之间的联系和应用能力。 2加强知识的对比。 本主题的化学键和氢键(分子间作用力)、各种化学键、4种结晶、共价键的极性和

4、分子极性等，存在几个容易混淆的知识点，为了明确知识的内涵和外延，应多采用比较的方法，训练学生的辨别比较能力，防止混淆现象的发生。 应用专题13建议，提高三学生的手能力，使空间结构具体化。 物质结构部分对学生的空间想象能力要求很高，可以通过指导学生建模方法来具体化微观结构，提高学生的手能力，发展空间想象能力和学生解决问题的方法、方法训练。 上课时间安排本主题建议6小时的完成，4小时的上课时间在上课中交互式完成3942小时，2小时的上课时间用于测试和讲评。、第三十九次原子结构和元素的性质、第三十九次原子结构和元素的性质、第三十九次考纲导学、点一原子结构、【知识整理】、第三十九次要点探索、1结构原理

5、是原子，即电子列的能级：1s、2s、2p、3s、3p、4s、_、4p、5s、_ _、5p (2)泡利原理：一个原子轨道只能容纳一个电子，而且自旋方向为：相同能级的不同轨道上放置电子时，总是优先单独占有一个轨道，而且自旋方向为：结构原理、最低、2、相同、第39次要点探索、【点深化】1原子核外电子配置规则、第39次要点探索、2基态原子核外电子配置的表示方法、第39次要点探索【典型例精析】例1以下有关物质结构的表现正确的是() 图3是a次氯酸的电子式b二氧化硅的分子式SiO2 C硫原子的最外层电子配置式3s23p4 D钠离子的结构示意图，第39次点搜索、第39次点搜索、评价本问题从4个不同方面考察了

6、原子核外电子的配置及分子式和化学式的不同。 只有分子晶体具有分子式，原子晶体和离子晶体的化学式只用于表现“最简单的个数比”。 变形问题是调查各种核外电子显示方法的具体意义。 在第39次要点探究、变式题2009上海卷以下表示氦原子结构的化学用语中，关于电子运动状态的记述最详细的是()、第39次要点探究、变式题DA项只表示最外层的电子数，b项只表示核外的电子层的配置状况，c项表示亚层的电子数，d项包含电子层数、亚层， 第39回要点探索、【知识整理】要素周期表有7个横行，可以分为短周期和长周期。 周期表有18列，在系列中，根据原子核外电子的配置， 元素周期表，研究点二元素周期表，16，7，9，8，1

7、0，p，s，d，第三十九次要点研究，【要点深化】1原子的电子配置和周期的关系(1) 每个周期的第一元素的最外层电子的配置式为ns1，各周期末的元素的最外层的电子配置式除了He为1s2以外，其馀的假设为ns2np6。 由于He核外只有两个电子，只有一个s轨道，没有出现p轨道，因此第一周期末元素的电子配置与其他周期不同。 (2)一个能级组容纳最多的电子数与一个周期中包含的元素的种类相等。 但是，一个能级组未必全部能量都是相同的能级，是能量接近的能级。 第39次重点是探讨2原子配置型和族的关系(1)主族元素：主族元素的族序数原子的最外层电子数。 (2)对副族元素：副外层的电子数大于8个且小于18个的

8、一部分元素，除了失去最外层的电子以外，还可以失去副外层的电子的一部分。 例如，元素钪Ar3d14s2能够丢失校准的3个电子，钪是b族元素。 因此，丢失的(或参与反应的)电子的总数等于该元素所在族的数量。 除了第族元素，存在很多元素的族的族号等于(n1)dns(n为最外层)的电子数。 第39次要点探究、第3元素周期表的区分(1)是核外电子配置区分、图392、第39次要点探究、各元素化学性质和原子最外层电子配置特征、第39次要点探究、第39次要点探究，只要知道元素的周边电子配置，就可以直接判断该元素在周期表中的位置例如，元素的外围电子被布置在4s24p4处，这表明该元素位于p区中，并且是第四周期a

9、族元素。 即，应该注意到，最大能量层是其周期数，最外层电子数是其族序数，而过渡元素(副族和第族)的最大能量层是其周期数，周边电子数不是其族序数，而是其纵列数(镧系、锕系除外)。 (2)根据元素金属性和非金属性能够将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(参照图393 )，位于金属和非金属的边界线(也称为梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，也称为半金属或半金属，但不称为两性非金属。 第39次重点方法、第39次重点方法、例2具有以下电子层结构的原子对应元素必须属于同一主族的是() A3p能级有2个未对电子的原子和4p能级有2个未对电子的原子B3p能级有1个空轨道的原子和4p能级有1个空轨道的

10、原子c最外层电子排列为1s2的原子和最外层电子排列为2s22p6的原子d最外层电子排列为1s2的原子和最外层电子排列为2s2的原子根据电子配置的泡利原理和洪特规则，当p能级上有2个电子和4个电子时，由于p能级上有2个未对电子，可能是a族，但a族可能p能级上有1个空轨道，其他2个轨道分别容纳1个电子，s能级上加上2个电子，最外层是4个电子最外层的电子序列为1s2的原子为He，最外层的电子序列为2s22p6的原子为Ne，两者属于0族，因此c不符合题意的最外层的电子序列为1s2的原子为He、0族，最外层的最子序列为2s2的原子为Be、a族，因此d也错误。 探讨了第三十九回要点，评价了这样的问题无视洪

11、特规则容易引起错误。 变形问题根据周期表中要素的位置判断要素的构造和性质等。 第39次重点探讨、变形问题图394是短周期的一部分，以下对y、z、m的正确说法是() AX、y、z、m 4种元素都是s区元素BZM2分子的各原子都满足8e稳定结构c原子半径： MZY DY离子的核外电子配置式。 这些都是p区的元素，a是不正确的原子半径： ZM，c误差y离子的核外电子的序列式是1s22s22p6。 第39次要点探讨，【知识梳理】1电离能(1)概念：气体电中性基态原子失去将一个电子转化为气体基态正离子所需的能量，被称为第1电离能。 (2)对于同一周期的元素，元素的第一电离能最小，元素的第一电离能最大。

12、从左到右，元素的第一电离能总体上呈现出变化趋势，表明元素原子越来越难以失去电子。 点三元素周期表、碱金属、最低、稀有气体、小、大、第三十九次要点探索；(3)同主族元素、自上而下第一电离能逐渐形成_ 2电负性(1)的概念：不同元素对结合电子_ _ _ _ _的大小。 电负性越大的原子，对结合电子的吸引力就越大。 吸引力，越容易，越大，越小，第三十九回要点探讨，(2)元素的电负性规律：同一周期，从左到右，电负性逐渐为_； 同一主族，从上到下，电负性逐渐应用：电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度。 一般电负性大于_的元素是非金属元素。 位于非金属三角区边界的“类金属”(锗、锑等)的电

13、负性为1.8左右1.8，变大，变小，非金属性，金属性，第39次要点探索，【要点深化】1电离能和关系规律(1)第1电离能的每个周期的第1元素(氢和碱金属)第1电离能最小，稀有气体元素原子的第1电离能同主族元素原子的第1电离能第39个要点是，(2)阶段性电离能原子的阶段性电离能越来越大，最初丢失的电子是能量最高的电子，因此第一个电离能小，然后丢失的电子都是能量水平低的电子，需要的能量电离能急剧增大时，表示电子的能量层发生变化，也就是说在同一能量层，电离能接近，根据能量层的不同，电离能存在很大差异。 通常，第一电离能大的主族元素的电负性大，但a族、a族元素原子的价电子配置分别为ns2、ns2np3，

14、全和半全结构，该二族元素原子的第一电离能异常。 第39回要点探讨，2电负性的应用(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱金属的电负性一般不到1.8，非金属的电负性一般超过1.8，非金属三角区边界的“类金属”(例如锗、锑等)的电负性在1.8左右，它们是有金属性的金属元素的同周期从左向右，电负性逐渐增大，同主族从上向下，电负性逐渐减少。 第39个要点是，电负性大的元素集中在周期表的右上角。 电负性数值小的元素对化合物吸引电子的能力弱，元素的化学键价为正值电负性数值大的元素对化合物吸引电子的能力强，元素的化学键价为负值。 (2)关于判断化学键的类型，如果2个键元素原子之间的电负性差超过1.7，则认为

15、在它们之间通常形成离子键的2个键元素原子之间的电负性差不足1.7，则在它们之间通常形成共价键。 并不是所有的电负性差大于1.7都形成离子化合物，例如，h电负性为2.1，f电负性为4.0，电负性差为1.9，HF为共有化合物，因此，需要注意这些特殊情况。 例32010安徽卷x、y、z、w是元素周期表前4个周期中的4种常见元素，其相关信息如下表(2)XY2是常用溶剂在HY、HZ两种共价键中，键极性强的是_ _ _ _ _ _ _，键长度长的是_ _ _ _。 (3)W的基态原子核外电子排列公式为： W2Y在空气中烧成生成W2O的化学方程式是： (4)处理包含XO、YO2的烟道气体污染的一种方法是通过催化作用将其转化为单体y。 已知有XO (g ) o2(g )=XO2h 283.0 kj摩尔1 y (s ) o2(g )=yo2(g