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【高考研究】
2012-2016年全国高考理综(Ⅰ)（物质结构选做37题）
年份
2016年
2015年
2014年
2013年
2012年
载体
锗及其化合物
碳单质及化合物
AI、Cu、Fe 组成准晶粒
硅及化合物
ⅥA元素O、S、Se
作答量
9空(填空6个、简答2个、计算1个
11空（简答1个、填空6个、计算4个）
10空（简答1个、填空5个、计算4个)
12空(简答2个、填空8个、写方程1个、计算1个)
10空(简答2个、填空7个、计算1个)
涉及知识点
(1)Ge电子排布式(2)Ge难形成双键叁键的原因(3)电负性比较(4) 杂化方式、微粒间作用力判断(5)原子坐标（6）晶体密度的计算
(1)电子云、孤对电子数;(2)硅形成共价原因；(3)CS2共价键类型、杂化类型、相同键型和空间结构分子；(4)由熔沸点判断晶体类型；(5)石墨烯、金刚石1个原子连几个环、每环中原子数、共面原子数
(1)检验晶体方法； (2) 铁未成对电子数、电子排布式、硫氰化物颜色； (3)乙醛中C杂化类型、σ 键数、氢键、晶胞中原子数；(4)晶胞中原子配位数、计算密度
(1)硅原子能层符号、轨道数、电子数;(2)硅在地壳存在形式；(3)硅晶体成键类型、算面心原子个数；(4)写制硅烷方程;(5)由键能答硅烷种类少于烷烃、稳定性比甲烷差原因；(6)多硅酸硅原子杂化形式、原子个数比和化学式
(1) S8杂化方式；(2) O、S、Se原子第一电离能大小顺序；(3)Se原子序数、M层电子排布;(4)H2Se与H2S酸性强弱、 SeO3和SO32-立体构型;（5）H2SeO3和H2SeO4电离程度K1大于K2原因、正亚硒酸的酸性强弱原因；（6）列式计算晶胞密度、微粒间距
【高考复习策略】
试题基本以原新课标卷和宁夏卷化学试题为模板，经过不断改造与创新，已基本上趋于稳定，在知识块的考查上基本没有发生过大的变化，题型比例和分值分配基本不变。10空左右，有简答和计算。每年几乎都有电子排布、轨道、键型、杂化类型、空间结构，多数有涉及晶胞的计算，偶尔有共面原子数、电负性或电离能等。从形式上看，新课标Ⅰ卷四年来题干中都不含元素的推断，直接给出相应设问元素及其相关物质。而新课标Ⅱ卷都是给出4－5种未知元素的代号以及相关的信息，需要考生先进行推导，然后才能进行答题。四年来的八份试题中除2014年新课标Ⅰ卷外，都给出了一幅到三幅晶胞图或晶体结构示意图。要求考生从图中提取相关信息做答。
【最新考纲】
1．原子结构与元素的性质
（1）了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1~36号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和轨道表达式。
（2）了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
（3）了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。
（4）了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。
2．化学键与分子结构
（1）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。
（2）了解共价键的形成、极性、类型（σ键和π键），了解配位键的含义。
（3）能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。
（4）了解杂化轨道理论及简单的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3）。
（5）能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测简单分子或离子的空间结构。
3．分子间作用力与物质的性质
（1）了解范德华力的含义及对物质性质的影响。
（2）了解氢键的含义，能列举存在氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。
4．晶体结构与性质
（1）了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别。
（2）了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响。
（3）了解分子晶体结构与性质的关系。
（4）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。
（5）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式。
（6）了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。
【考查特点】
以非选择题形式命题，从元素推断、元素周期表内容出发，以重要元素与化合物为载体，在元素和性质推断的基础上进行考查：
(1)考查“式子”：原子或离子核外电子、价电子排布式或排布图，以及与此相关的内容如未成对电子数的确定、能级符号的书写等。
(2)考查“性质”：元素第一电离能和电负性的大小比较及应用、分子的极性、氢键对物质性质的影响、晶体的熔沸点高低比较等。
(3)考查“结构”：元素周期表、微粒的空间构型、常见晶体结构的分析等。
(4)考查“类型”：化学键类型，共价键类型，微粒中中心原子杂化类型，晶体类型等的判断。
(5)考查“计算”：有关晶胞的计算，包括晶体化学式、密度或晶胞体积等。
1．排布规律
(1)能量最低原理：基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。
(2)泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子。
(3)洪特规则：原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
2．表示方法
(1)电子排布式
按电子排入各电子层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。
如：Cu：1s22s22p63s23p63d104s1
(2)简化电子排布式
“＋价层电子”的形式表示。
如：Cu：3d104s1
(3)电子排布图
用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。
如S：
3．元素的电离能
第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。
(1)原子核外电子排布的周期性
随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。
(2)元素第一电离能的周期性变化
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：
同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；
同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。
说明：同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。如Be、N、Mg、P。
(3)元素电离能的应用
①判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
②判断元素的化合价
如果某元素的In＋1 In，则该元素的常见化合价为＋n价，如钠元素I2 I1，所以钠元素的化合价为＋1价。
4．元素的电负性
(1)元素电负性的周期性变化
元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。
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