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1、word一、考纲考点展示选修3：物质的结构与性质高考试题中9种常考点序号考点考察内容1电子排布式电子轨道【2011新课标卷】B原子电子排布式【2012新课标卷】Se原子M层电子排布式【2013新课标卷】Ni2+价层电子排布式【2014新课标卷】Fe3+电子排布式【2015新课标卷】P电子排布式【2014新课标卷】Cu价层电子轨道2电负性大小第一电离能大小【2011新课标卷】比拟B与N电负性【2013新课标卷】F、Fe、Ni、K电负性最大的是【2015新课标卷】O、Na、P、Cl电负性最大的是【2012新课标卷】O、S、Se第一电离能由大到小排序【2013新课标卷】F、Fe、Ni、K第一电离能最
2、小的是【2014新课标卷】N、O、S第一电离能最大的是3杂化方式、键角、构型的判断分子中键数【2011新课标卷】BF3杂化方式【2012新课标卷】S8杂化方式，SeO3构型、SO32构型【2013新课标卷】SiO44杂化方式【2014新课标卷】CH3CHO碳杂化方式【2014新课标卷】SO32构型，NH3杂化方式【2015新课标卷】CS2杂化方式【2015新课标卷】Cl2O构型，PCl3构型和杂化方式【2014新课标卷】1molCH3CHO分子中键数4晶体密度计算【2011新课标卷】金刚石型晶体BN密度计算【2012新课标卷】金刚石型晶体ZnS密度计算【2013新课标卷】K4NiF8晶体密度计
3、算【2014新课标卷】面心立方Al晶体密度计算【2015新课标卷】Na2O晶体密度计算5氢化物酸性比拟含氧酸的酸性比拟与解释【2012新课标卷】H2Se与H2S酸性比拟【2012新课标卷】H2SeO4比H2SeO3酸性强解释6配位数【2013新课标卷】K2NiF4晶体中Ni配位数【2014新课标卷】面心立方Al晶体配位数【2015新课标卷】金刚石型晶体Na2O中O的配位数7熔沸点比拟【2014新课标卷】解释乙酸比乙醛沸点高8等电子体【2015新课标卷】写出两个CS2的等电子体9石墨和金刚石结构【2015新课标卷】石墨每个C连接几个环，每个环占有几个C金刚石晶体中每个C连接几个环，每个环最多几个
4、C共面。本统计只包含全国卷，不包含地方卷。普通高等学校招生全国统一考试理科综合化学局部考试大纲的说明节选必修2：物质结构和元素周期律了解元素、核素和同位素的含义。了解原子构成。了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以与它们之间的相互关系。 了解原子核外电子排布。掌握元素周期律的实质。了解元素周期表长式的结构周期、族与其应用。以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。以IA和VIIA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。了解金属、非金属在元素周期表中的位置与其性质递变的规律。了解化学键的定义。了解离子键、共价键的形成。选修3：物质结构与性质
5、1原子结构与元素的性质了解原子核外电子的排布原理与能级分布，能用电子排布式表示常见元素136号原子核外电子、价电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。2化学键与物质的性质理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。了解共价键的形成，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。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。理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。了解金属晶体常见的堆积方
6、式。了解杂化轨道理论与常见的杂化轨道类型sp、sp2、sp3 能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。3分子间作用力与物质的性质了解化学键和分子间作用力的区别。了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质。了解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。能根据晶胞确定晶体的组成并进展相关的计算。了解晶格能的概念与其对离子晶体性质的影响。二、考点逐项过关考点1电子排布式和电子轨道示意图1能层、能级和最多容纳电子数之间的关系能层n能级最多容纳电子数图1序数符号符号原子轨道数各能级各能层一K1s122二L2s1282p36三M3s
7、12183p363d510四N4s12324p364d5104f714n2n22原子轨道的形状和能量关系1轨道形状：s电子的原子轨道呈球形。p电子的原子轨道呈纺锤形。2能量关系：一样能层上原子轨道能量的上下：nsnpndnf。形状一样的原子轨道能量的上下：1s2s3s4s同一能层内形状一样而伸展方向不同的原子轨道如npx、npy、npz的能量相等。3原子核外电子的排布规律三个原理：能量最低原理：原子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。构造原理示意图如上图1。泡利原理：在一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋状态相反。洪特规如此：电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子
8、中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态一样。4电子的跃迁与原子光谱1电子的跃迁：基态激发态：当基态原子的电子吸收能量后，会从低能级跃迁到较高能级_，变成激发态原子。激发态基态：激发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。2原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。基态原子核外电子排布的表示方法表示方法以硫原子为例电子排布式1s22s22p63s23p4简化电子排布式Ne3s23p4稀有气体价层电子价电子排布式3s23p4电子排布图或轨道表示式价电子轨道表示式S的原子结构示意图【过关练习】1【2011
9、新课标卷】基态B原子的电子排布式为_2【2011某某卷】基态氮原子的价电子排布式是_3【2012某某卷】基态Mn2的核外电子排布式为_4【2012新课标卷】Se的其核外M层电子的排布式为_5【2013新课标全国】Ni2的价层电子排布图为_6【2014某某卷】基态镓Ga原子的电子排布式为_7【2014新课标全国】三价铁离子的电子排布式为_8【2014新课标全国】Cu的价层电子轨道示意图为_9【2015新课标全国】P原子的核外电子排布式为_答案：11s22s22p1 22s22p3 31s22s22p63s23p63d5或Ar3d543s23p63d10 5 61s22s22p63s23p63d1
10、04s24p171s22s22p63s23p63d5 8 91s22s22p63s23p3或Ne 3s23p3考点2电负性和第一电离能大小比拟元素第一电离能的递变性第一电离能同周期从左到右增大趋势注意A、A的特殊性；同主族自上而下依次减小。A族元素的第一电离能大于A族元素的第一电离能，A族元素的第一电离能大于A族元素的第一电离能。1特例当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空p0、d0、f0、半充满p3、d5、f7和全充满p6、d10、f14的结构时，原子的能量较低，为稳定状态，该元素具有较大的第一电离能，如：第一电离能，BeB；MgAl；NO；PS。2应用判断元素金属性的强弱。电离能越小
11、，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。判断元素的化合价。如果某元素的In1In，如此该元素的常见化合价为n，如铝元素I4I3，所以铝元素的化合价为3。而过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价，如锰元素有2价7价。元素电负性的递变性1规律同一周期，从左到右，元素的电负性递增；同一主族，自上到下，元素的电负性递减。氢氦2.1锂铍硼碳氮氧氟氖钠镁铝硅磷硫氯氩钾钙镓锗砷硒溴氪钪钛钒铬锰铁钴镍铜锌2应用确定元素类型电负性1.8，非金属元素；电负性1.8，金属元素；确定化学键类型两元素电负性差值1.7，离子键；两元素电负性差值1.7，共价键；判断元素价态正负电负性大的
12、为负价，小的为正价；电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。电离能与电子的分层排布一般来说，对于一个原子I1I2I3这很容易理解，因为从正一价的气态阳离子中去掉一个电子需克制的电性引力比从中性原子中掉一个电子要大，消耗的能量就更多。因此，一个原子的电离能是依次增大的，甚至是成倍增长，但增大的倍数并不一样。有的增大的多，有的增大的很多逐级递增，存在突跃。我们结合下表说明：IkJ/molI112I3I4I5I6I7Na496456269129543133531661020114Mg7381451773310540136301799521703Al5781817274511575148301837623293Na，I3比I2增大不到一倍，但I2比I1却增大了近百倍。这说明I1比I2、I3小得多，说明有一个电子能量较高，在离核较远的区域运动，容易失去。另外的几个电子能量较低，在离核较近的区域运动。Mg，按照上面的分析，I2比I1增大不到一
