【命題規律】
從近幾年新課標區「物質結構與性質」模組的高考試題來看，穩定和創新是命題的特點，其命題熱點主要集中考察以下知識點：
1．能量最低原理、電子排布式、軌道表示式、電離能、電負性等。
2．σ鍵、π鍵、分子的極性、「相似相溶原理」等分子結構與性質。
3．晶體型別對物質性質的影響，以及四種晶體的結構與性質差異。
從題型上看，一般給出一定的知識背景，然後設定3～4個小問題，每乙個小題考查相應的知識要點仍是今後命題的基本模式。
【知識網路】
【重點知識梳理】
一.原子結構與元素的性質
1.基態原子的核外電子排布
（1）排布規律
構造原理：絕大多數基態原子核外電子的排布都遵循下列順序：
1s、2s、2p、3s、**、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f……
構造原理揭示了原子核外電子的能級分布。從中可以看出，不同能層的能級有交錯現象，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。
構造原理是書寫基態原子電子排布式的依據，也是繪製基態原子電子排布圖（即軌道表示式）的主要依據之一
能量最低原理：能量最低原理：原子核外電子遵循構造原理排布時，原子的能量處於最低狀態。
即在基態原子裡，電子優先排布在能量較低的能級裡，然後排布在能量逐漸公升高的能級裡。當某能級中的原子軌道處於全充滿或半充滿狀態時能量較低。
泡利原理：每個原子軌道裡最多只能容納2個自旋方向相反的電子。
洪特規則：電子排布在同一能級的各個軌道時，優先佔據乙個軌道，且自旋方向相同。
（2）表示方法
①原子結構簡（示意）圖： 圓圈內數字表示質子數，弧線表示能層（電子層），弧線內數字表示該能層（電子層）中的電子數。如鎂原子的原子結構簡圖為（見右圖）：
②電子排布式：在能級符號的右上方用數字表示該能級上排布的電子數目的式子。有原子的電子排布式、原子最外層的電子排布式、離子的電子排布式等不同的用法。
例如，氯原子的電子排布式為1s22s22p63s2**5；氯離子cl-的電子排布式為1s22s22p63s2**6；氯原子最外層的電子排布式3s2**5。
為避免電子結構過長，通常把內層已達到稀有氣體的電子層寫成「原子芯」（原子實），並以稀有氣體符號加方括號表示。例如： 氯 [ne]3s2**5 鈧 [ar] 3d14s2
軌道表示式：表示電子所處軌道及自旋狀態的式子。
如7n的軌道表示式為 1s 2s 2p
t': 'span', 'cr': 'r_5'}]
2.電離能規律
注意：（1）第iia族元素和第va族元素的特殊性。iia族的元素大於ⅲa族元素，ⅴa族元素大於ⅵa族元素的電離能。
（2）如果某主族元素的in+1＞in，則該元素的常見化合價為+n，如鈉元素i2＞i1，所以鈉元素的化合價為+1。而過度元素的價電子數較多，且各級電離能之間相差不大，多以常表現多種化合價，如錳元素+2價~+7價。
3.電負性
週期表從左到右，元素的電負性逐漸變大；表明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。週期表從上到下，元素的電負性逐漸變小;表明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。
二.分子結構與性質
1.共價鍵
（1）本質及特徵
共價鍵的本質是在原子之間形成共用電子對,其特徵是具有飽和性和方向性
（3）鍵引數
①鍵能:氣態基態原子形成1 mol 化學鍵釋放的最低能量,鍵能越大,化學鍵越穩定
②鍵長:形成共價鍵的兩個原子之間的核間距,鍵長越短,共價鍵越穩定
③鍵角:在原子數超過2的分子中,兩個共價鍵之間的夾角
2.分子的立體結構
（1）價層電子對互斥模型的兩種型別
價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構型,而分子的空間構型指的是成鍵電子對空間構型,不包括孤對電子
①當中心原子無孤對電子時,兩者的構型一致;
②當中心原子有孤對電子時,兩者的構型不一致
幾種分子或離子的立體構型
（2）雜化軌道理論
當原子成鍵時,原子的價電子軌道相互混雜,形成與原軌道數目相等且能量相同的雜化軌道雜化軌道數不同,軌道間的夾角不同,形成分子的空間構型不同
（3）鍵的極性和分子極性的關係
3.配合物理論簡介
(1)配位鍵的形成條件
提供共用電子對的原子有孤對電子,接受共用電子對的原子有空軌道
(2)配位化合物
①定義:金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結合形成的化合物
②組成:如對於oh,中心原子為ag,配體為nh3,配位數為2
4.范德華力氫鍵及共價鍵比較
三.晶體結構與性質
1.晶體的基本型別與性質
2.晶胞中粒子數目的計算
3.熔沸點高低比較規律
④ 金屬晶體：價電子數越多，半徑越小，金屬鍵越強，熔、沸點越高。
如na < mg < al。
（3）一般，合金的熔沸點低於成分金屬的熔沸點，如生鐵 < 純鐵。
【考點突破】
【考點1】原子、分子結構分析
【例1】x、y 、z 、w是元素週期表前四週期中的四種常見元素，其相關資訊如下表；
（1）y位於元素週期表第_____週期第）_____族，y和z的最**氧合物對應的水化物的酸性較強的是填化學式）
（2）xy2是一種常用的溶劑，xy2的分子中存在個鍵。在h－y，h－z兩種共
價鍵中，鍵的極性較強的是鍵長較長的是
（3）w的基態原子核外電子排布式是w2y在空氣中煅燒生成的w2o化學方程式是
（4）處理含xo、yo2驗到氣汙染的一種方法，是將其在催化劑作用下轉化為單質y。
已知：xo（g）+1/2o2（g）＝xo2（g） △h＝－283. 0kj·mol－1
y（s）+o2（g）＝yo2（g） △h＝－296.0kj·mol－1
此反應的熱化學方程式是
【解析】（1）通過圖表中的資訊，不難推斷出，x為碳，y為硫，z為氯，w為銅。
（2）分子的極性取決於形成分子的兩元素的電負性的差異，電負性相差越大，則分子極性越大。硫的原子半徑比氯的大，所以h－s的鍵長比h－cl鍵長長。
（4）將題中的兩個熱化學方程式①②進行恰當的變形，將②式反寫，然後再與①式×2相加，故△h3＝－△h2+2△h1＝－270kj/mol
2．蓋斯定律的內容：化學反應不管是一步完成還是分步完成，其反應熱總是相同的。也就是說，化學反應熱只與反應的始態和終態有關，而與具體反應的途徑無關。
因此，它可以計算某些難以直接測量的反應焓變。
3.蓋期定律運用技巧：
（1）運用蓋斯定律的技巧：參照目標熱化學方程式設計合理的反應途徑，對原熱化學方程式進行恰當「變形」（反寫、乘除某乙個數），然後方程式之間進行「加減」，從而得出求算新熱化學方程式反應熱△h的關係式。
（2）具體方法：①熱化學方程式乘以某乙個數時，反應熱也必須乘上該數；②熱化學方程式「加減」時，同種物質之間可相「加減」，反應熱也隨之「加減」；
（3）將乙個熱化學方程式顛倒時，h的「+」「－」號也隨之改變，但數值不變。
【考點2】晶體結構分析
【例2】i（6分）下列描述中正確的是
a．cs2為v形的極性分子
b．clo3－的空間構型為平面三角形
c．sf6中有6對完全相同的成鍵電子對
d．sif4和so32－的中心原子均為sp3雜化
ⅱ（14分）金屬鎳及其化合物在合金材料以及催化劑等方面應用廣泛。請回答下列問題：
（1）ni原子的核外電子排布式為
（2）nio、feo的晶體結構型別均與氯化鈉的相同，ni2+和fe2+的離子半徑分別為69 pm和78 pm，則熔點niofeo（填「＜」或「＞」）；
（3）nio晶胞中ni和o的配位數分別為
（4）金屬鎳與鑭（la）形成的合金是一種良好的儲氫材料，其晶胞結構示意圖如左下圖所示。該合金的化學式為
（5）丁二酮肟常用於檢驗ni2+：在稀氨水介質中，丁二酮肟與ni2+反應可生成鮮紅色沉澱，其結構如右上圖所示。
①該結構中，碳碳之間的共價鍵型別是鍵，碳氮之間的共價鍵型別是氮鎳之間形成的化學鍵是
②該結構中，氧氫之間除共價鍵外還可存在
③該結構中，碳原子的雜化軌道型別有
【思路點撥】（1）根據中心原子的雜化型別，判斷分子的空間構型及分子的極性；
（2）注意晶胞中原子個數的計算方法：在晶胞結構中，頂點原子為8個晶胞所共用，對本晶胞來講，只擁有此原子的1/8，稜上的原子為4個晶胞所共用，對本晶胞來講，只擁有此原子的1/4，面上的原子為2個晶胞所共用，對本晶胞來講，只擁有此原子的1/2，晶胞內的原子完全屬於本晶胞。
【解析】cs2的結構式為s＝c＝s，c與s形成兩個鍵和兩個π鍵，無孤對電子，c為sp雜化，鍵角為180°，故cs2是直線型的非極性分子，a錯誤；clo3－中cl為sp3雜化，cl在四面體中間，3個o原子及一對孤對電子佔據四個頂點，故clo3－的空間構型為三角錐形，b錯誤；sf6中s最外層的6個電子分別於6個f原子各形成一對共用電子對，而且完全相同，c正確；sif4中si與4個f形成4個鍵，故si為sp3雜化；so32－中的s原子與3個o原子形成3個鍵，還有一對孤對電子，故s為sp3雜化，d正確；（1）ni為28號元素，其核外電子數為28，各能級電子排布的順序為1s2、2s2、3s2、**6、4s2、3d8，故ni原子的核外電子排布式為1s22s23s2**63d84s2；
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