物質(zhì)結(jié)構與性質(zhì)知識點總結(jié)

1、一 .原子結(jié)構與性質(zhì) .一 .認識原子核外電子運動狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義 .1. 電子云 ：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機會大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機會大，電子云密度越大；離核越遠，電子出現(xiàn)的機會小，電子云密度越小 . 電子層（能層） ：根據(jù)電子的能量差異和主要運動區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層 .原子 由里向外對應的電子層符號分別為 K、L、M 、N、O、P、Q.原子軌道（能級即亞層） ： 處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動， 分別用 s、p、d、f 表示不同形狀的軌道， s軌道呈球

2、形、 p軌道呈紡錘形， d 軌道和 f 軌道較復雜 .各 軌道的伸展方向個數(shù)依次為 1、3、 5、 7.2.（構造原理）了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理， 能用電子排布式表示 136 號元素原子核外電子的 排布.（1）.原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道（亞層 ）和自旋方向來進行描述 .在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態(tài)完全相同的兩個電子 .（2）.原子核外電子排布原理 . .能量最低原理 :電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道 . .泡利不相容原理 :每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子. .洪特規(guī)則 :在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌

3、道，且自旋狀態(tài)相同.洪特規(guī)則的特例 :在等價軌道的全充滿（ p6、 d10、f14）、半充滿（ p3、 d5、 f7）、全空時 （p0、d0、f0）的狀 態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如 24Cr Ar3d 54s1、29Cu Ar3d 104s1.（3）.掌握能級交錯圖和 1-36 號元素的核外電子排布式 . 根據(jù)構造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖箭頭所示的順序。 根據(jù)構造原理， 可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖所示， 由下而上表示七個能級組， 其 能量依次升高； 在同一能級組內(nèi)， 從左到右能量依次升高。 基態(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高 的順序依次排布。3.元素電離能和元

4、素電負性第一電離能： 氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去 1 個電子， 轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離 能。常用符號 I1 表示，單位為 kJ/mol 。（1）.原子核外電子排布的周期性 .隨著原子序數(shù)的增加 ,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現(xiàn)從 ns1 到 ns2np6 的周期性變化 .（2）.元素第一電離能的周期性變化 . 隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化 :名師精編 優(yōu)秀資料 同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離 能最小；同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢

5、 .說明： 同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 A 族、第 A 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg 、P.元素第一電離能的運用：a. 電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證.b. 用來比較元素的金屬性的強弱 . I 1越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱.（3）.元素電負性的周期性變化 . 元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。 隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同 一主族從上到下，元素電負性呈現(xiàn)減小的趨勢 .電負性的運用 :a.確定元

6、素類型 （一般 >1.8，非金屬元素； <1.8，金屬元素 ）.b.確定化學鍵類型 （兩元素電負性差值 >1.7 ，離子鍵； <1.7，共價鍵 ）.c. 判斷元素價態(tài)正負（電負性大的為負價，小的為正價）.d. 電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(shù)（表征原子得電子能力強弱）.二 .化學鍵與物質(zhì)的性質(zhì) . 離子鍵離子晶體 1.理解離子鍵的含義， 能說明離子鍵的形成 .了解 NaCl 型和 CsCl 型離子晶體的結(jié)構特征， 能用晶格能 解釋離子化合物的物理性質(zhì) .（1）.化學鍵： 相鄰原子之間強烈的相互作用 .化學鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵 .（2）.離子鍵： 陰、陽

7、離子通過靜電作用形成的化學鍵 .離子鍵強弱的判斷 : 離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高.離子鍵 的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開 1mol 離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽 離子所吸收的能量 .晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大.離子晶體 :通過離子鍵作用形成的晶體 .典型的離子晶體結(jié)構： NaCl 型和 CsCl 型.氯化鈉晶體中， 每個鈉離子周圍有 6 個氯離子， 每個氯離子 周圍有 6 個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有 4 個鈉離子和 4 個氯離子；氯化銫晶體中，每個銫離子周 圍有 8個氯離子，每個氯離子周圍有 8 個銫離子，每個氯化銫晶胞

8、中含有1個銫離子和 1 個氯離子 .CsCl 型晶體NaCl 型晶體每個 Na +離子周圍被 6 個 C1離子所包圍，同樣 每個 C1也被 6 個 Na +所包圍。每個正離子被 8 個負離子包圍著，同時每個負離 子也被 8 個正離子所包圍。(3).晶胞中粒子數(shù)的計算方法 -均攤法 .位置頂點棱邊面心體心貢獻1/81/41/21共價鍵分子晶體原子晶體2.了解共價鍵的主要類型 鍵和 鍵 ，能用鍵能、鍵長、鍵角等數(shù)據(jù)說明簡單分子的某些性質(zhì)(對 鍵和 鍵之間相對強弱的比較不作要求) .(1).共價鍵的分類和判斷： 鍵(“頭碰頭”重疊)和 鍵(“肩碰肩”重疊) 、極性鍵和非極性鍵，還 有一類特殊的共價鍵

9、 -配位鍵 .(2).共價鍵三參數(shù) .概念對分子的影響鍵能拆開 1mol 共價鍵所吸收的能量(單 位： kJ/mol )鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定鍵長成鍵的兩個原子核間的平均距離(單位： 10-10 米)鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn) 定鍵角分子中相鄰鍵之間的夾角 (單位：度)鍵角決定了分子的空間構型共價鍵的鍵能與化學反應熱的關系 :反應熱 = 所有反應物鍵能總和所有生成物鍵能總和3.了解極性鍵和非極性鍵 ，了解 極性分子和非極性分子 及其性質(zhì)的差異 .(1) .共價鍵 :原子間通過共用電子對形成的化學鍵 .(2) .鍵的極性： 極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的

10、能力不同，共用電子對發(fā)生偏移 非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發(fā)生偏移(3) .分子的極性： .極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子.非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子 .分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構型兩個方面共同決定非極性分子和極性分子的比較非極性分子極性分子形成原因整個分子的電荷分布均勻， 對稱整個分子的電荷分布不均勻、不對稱存在的共價鍵非極性鍵或極性鍵極性鍵分子內(nèi)原子排列對稱不對稱舉例說明：分子共價鍵的極性分子中正負電荷中心結(jié)論舉例同核雙原子分子 非極性鍵 重合非極性分子H2、 N2、 O2異核雙

11、原子分子 極性鍵 不重合極性分子CO、HF、HCl異核多原子分子分子中各鍵的向量和為零重合分子中各鍵的向 不重合 量和不為零不重合非極性分子CO2、BF3、 CH4極性分子H2O、NH 3、CH 3Cl .相似相溶原理 :極性分子易溶于極性分子溶劑中 子溶劑中（如 CO2易溶于 CS2 中）. 4.分子的空間立體結(jié)構（記?。?常見分子的類型與形狀比較 分子類型如 HCl 易溶于水中） ，非極性分子易溶于非極性分A2直線ABABAABAA4AB 3AB 3AB 4AB 3CAB 2C2分子形狀 球形 直線形 直線形 直線形 V形 正四面體形 平面三角形 三角錐形 正四面體形 四面體形 四面體形三

12、角形V形鍵角鍵的極性180° 180° 60°120°120°109° 28 109°28109°28非極性極性極性極性 非極性分子極性 非極性 非極性 極性 非極性 極性 非極性 非極性 極性 非極性 極性 極性He、H2、HCl代表NeCO2H2O、P4CS2SO23CCl44、四面體三角錐V 形 H2O與性質(zhì)的關系BF3、NH 3、CHCH 3Cl 、CHCl 3CH 2Cl25.了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的（1）.原子晶體： 所有 原子間通過共價鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相

13、結(jié)合而形成空間立體網(wǎng) 狀結(jié)構的晶體 .（2）.典型的原子晶體有金剛石（ C）、晶體硅 （Si） 、 金剛石是正四面體的空間網(wǎng)狀結(jié)構， 最小的碳氧化硅（ SiO） .6 個碳原子， 每個碳原子與周圍四個碳原子形成名師精編 優(yōu)秀資料 四個共價鍵；晶體硅的結(jié)構與金剛石相似；二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構，最小的環(huán)中有 6 個硅原子 和 6 個氧原子，每個硅原子與 4 個氧原子成鍵，每個氧原子與 2 個硅原子成鍵 .(3) .共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵 能越大，其晶體熔沸點越高 .如熔點：金剛石 碳化硅 晶體硅 . 7.了解簡單配合物的成鍵情況(配

14、合物的空間構型和中心原子的雜化類型不作要求).概念表示條件共用電子對由一個原子單方向 提供給另一原子共用所形成的 共價鍵。A B 電子對給予體 電子對接受體其中一個原子必須提供孤對電 子，另一原子必須能接受孤對電 子的軌道。(1) . 配位鍵：一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵.即成鍵的兩個原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵 .(2) . .配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子 )以配位鍵形成的化合物稱配合物 ,又稱絡合物 . .形成條件： a.中心原子 (或離子 )必須存在空軌道 . b.配位體具有提供孤電子對的原子 . .配合物

15、的組成 . .配合物的性質(zhì)：配合物具有一定的穩(wěn)定性.配合物中配位鍵越強，配合物越穩(wěn)定.當作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關 .三 .分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì) .1. 知道分子間作用力的含義，了解化學鍵和分子間作用力的區(qū)別.分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子間作用力是一種靜電作用，比化學鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵 .范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.2. 知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對物質(zhì)某些物理性質(zhì)的影響.(1).分子晶體 :分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結(jié)合的晶體.典型的有冰、干冰 .(2) .分子間作用力

16、強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結(jié)構相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大， 分子間作用力越大，克服分子間引力使物質(zhì)熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點越高.但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高 .例 33.在常溫常壓下呈氣態(tài)的化合物、降溫使其固化得到的晶體屬于A. 分子晶體B.原子晶體C.離子晶體D.何種晶體無法判斷3. 了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響(對氫鍵相對強弱的比較不作要求).NH3、H2O、HF 中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸點反常地高.影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大溶沸點，增大溶解性 表示方法： X H Y(N O F) 一般都是氫化物中存在4. 了解分子晶體與

17、原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結(jié)構微粒、微粒間作用力的區(qū)別.晶體類型原子晶體分子晶體金屬晶體離子晶體粒子原子分子金屬陽離子、自由電子陰、陽離子粒子間作 用(力)共價鍵分子間作用力復雜的靜電作用離子鍵熔沸點很高很低一般較高，少部分低較高硬度很硬一般較軟一般較硬，少部分軟較硬溶解性難溶解相似相溶難溶（ Na 等與水反應）易溶于極性溶劑導電情況不導電（除硅）一般不導電良導體固體不導電，熔 化或溶于水后導電實例金剛石、水 晶、碳化硅等干冰、 冰、純硫 酸、 H2（S）Na、Mg 、Al 等NaCl 、 CaCO3NaOH 等四、幾種比較1、離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較化學鍵類型離子鍵共價鍵金屬鍵概念陰

18、、陽離子間通過靜 電作用所形成的化學 鍵原子間通過共用電子對所形成的化學鍵金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學鍵成鍵微粒陰陽離子原子金屬陽離子和自由電子成鍵性質(zhì)靜電作用共用電子對電性作用形成條件活潑金屬與活潑的非金屬元素非金屬與非金屬元素金屬內(nèi)部實例NaCl、 MgOHCl 、H2SO4Fe、 Mg2、非極性鍵和極性鍵的比較非極性鍵極性鍵概念同種元素原子形成的共價鍵不同種元素原子形成的共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移原子吸引電子能力相同不同共用電子對不偏向任何一方偏向吸引電子能力強的原子成鍵原子電性電中性顯電性形成條件由同種非金屬元素組成由不同種非金屬元素組成3物質(zhì)溶沸點的比較（ 重點 ）（

19、 1）不同類晶體：一般情況下，原子晶體離子晶體 分子晶體（2）同種類型晶體：構成晶體質(zhì)點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。 離子晶體：離子所帶的電荷數(shù)越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。 分子晶體：對于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點越高。原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點越高。（3）常溫常壓下狀態(tài)熔點：固態(tài)物質(zhì) 液態(tài)物質(zhì)沸點：液態(tài)物質(zhì) 氣態(tài)物質(zhì)名師精編 優(yōu)秀資料知識建構： 本章以學習幾種典型的晶體模型為主線，通過引導學生認識宏觀物質(zhì)的主要聚集狀 態(tài)及其性質(zhì)特征， 使他們從孤立的微觀的認識構成物質(zhì)的微粒發(fā)展到聯(lián)系地、 宏觀的認識物質(zhì)的聚集 狀態(tài)和性質(zhì)，從而建立系統(tǒng)、完整的物質(zhì)結(jié)構觀。專題

20、歸納：一、四種晶體的比較晶體類型離子晶體分子晶體原子晶體金屬晶體結(jié) 構構成晶體的 粒子陰陽離子分子原子金屬離子、自 由電子微粒間 作用力離子鍵分子間作用力共價鍵金屬鍵性 質(zhì)熔沸點熔沸點高熔沸點低熔沸點很高熔沸點高或低硬度硬而脆硬度小質(zhì)地硬硬度大或小溶解性易溶于極性溶 劑水溶液能夠?qū)?電不溶于大多數(shù) 溶劑導 電 性晶體不導電不導電不導電導電熔融液導電不導電不導電導電溶液導電可能導電不溶于水不溶于水熔化時克服 的作用力離子鍵共價鍵范德華力金屬鍵實例食鹽晶體氨、氯化氫金剛石鎂、鋁、重要經(jīng)驗規(guī)律及特殊規(guī)律（ 1）物質(zhì)中有陰離子必有陽離子，但有陽離子不一定有陰離子（如合金及金屬）。（2）共價化合物中一定

21、無離子鍵，離子化合物中不一定無共價鍵。（3）離子、原子晶體中一定無分子存在，亦無范德華力，只有分子晶體中存在范德華力，唯一無共 價鍵的是稀有氣體晶體。（4）非金屬元素間一般不能形成離子化合物，但銨鹽卻是離子化合物。（5）構成分子的穩(wěn)定性與范德華力無關，由共價鍵強弱決定。分子的熔沸點才與范德華力有關，且 隨著分子間作用力增強而增高。（6）原子晶體的熔沸點不一定比金屬高，金屬的熔沸點也不一定比分子晶體高。 三、晶體類型的判斷方法掌握晶體類型對推斷物質(zhì)的結(jié)構、性質(zhì)、用途等意義重大，對晶體類型的判斷常從以下幾個方面 進行。1. 依據(jù)物質(zhì)的分類判斷金屬氧化物（如 K2O、Na2O2等）、強堿（如 NaO

22、H、 KOH等）和絕大多數(shù)的鹽類是離子晶體。大多數(shù)非金屬單質(zhì)（除金剛石、石墨、晶體硅、晶體硼外）、氣態(tài)氫化物、非金屬氧化物（除SiO2 外）、酸、絕大多數(shù)有機物（除有機鹽外）都是分子晶體。常見的原子晶體單質(zhì)有金剛石、晶體硅、晶體硼 等；常見的原子晶體化合物有碳化硅、二氧化硅等。金屬單質(zhì)（除汞外）與合金是金屬晶體。2. 依據(jù)組成晶體的晶格質(zhì)點和質(zhì)點間的作用判斷 離子晶體的晶格質(zhì)點是陰、陽離子，質(zhì)點間的作用是離子鍵；原子晶體的晶格質(zhì)點是原子，質(zhì)點 間的作用是共價鍵；分子晶體的晶格質(zhì)點是分子，質(zhì)點間的作用為分子間作用力；金屬晶體的晶格質(zhì) 點是金屬離子和自由電子，質(zhì)點間的作用是金屬鍵。3. 依據(jù)晶體的

23、熔點判斷 離子晶體的熔點較高，常在數(shù)百度至一千余度；原子晶體熔點高，常在一千度至幾千度；分子晶 體熔點低，常在數(shù)百度以下至很低溫度；金屬晶體多數(shù)熔點高，但也有相當?shù)偷摹?. 依據(jù)導電性判斷 離子晶體水溶液及熔化時能導電；原子晶體一般為非導體，但有些能導電，如晶體硅；分子晶體 為非導體，而分子晶體中的電解質(zhì)（如酸和部分非金屬氣態(tài)氫化物）溶于水，使分子內(nèi)的化學鍵斷裂 形成自由離子也能導電；金屬晶體是電的良導體。5. 依據(jù)硬度和機械性能判斷 離子晶體硬度較大或略硬而脆； 原子晶體硬度大； 分子晶體硬度小且較脆； 金屬晶體多數(shù)硬度大， 但也有較低的，且具有延展性。四、晶體熔沸點高低比較的規(guī)律1.相同條

24、件不同狀態(tài)物質(zhì)的比較規(guī)律 在相同條件下，不同狀態(tài)的物質(zhì)的熔、沸點的高低是不同的，一般有：固體液體 氣體。例如：NaBr（固） Br 2HBr （氣）。2. 不同類型晶體的比較規(guī)律一般來說，不同類型晶體的熔、沸點的高低順序為：原子晶體 離子晶體 分子晶體，而金屬晶體的熔、沸點有高有低。這是由于不同類型晶體的微粒間作用不同，其熔、沸點也不相同。原子晶體間 靠共價鍵結(jié)合，一般熔、沸點最高；離子晶體陰、陽離子間靠離子鍵結(jié)合，一般熔、沸點較高；分子 晶體分子間靠范德 華力結(jié)合，一般熔、沸點較低；金屬晶體中金屬鍵的鍵能有大有小，因而金屬晶 體熔沸點有高有低。例如：金剛石 食鹽 干冰3. 同種類型晶體的比較

25、規(guī)律（1）原子晶體：熔、沸點的高低，取決于共價鍵的鍵長和鍵能，鍵長越短，鍵能越大，熔沸點越 高。例如：晶體硅、金剛石和碳化硅三種晶體中，因鍵長CC<C Si< Si Si，所以熔沸點高低為：金剛石 > 碳化硅 >晶體硅。（ 2）離子晶體：熔、沸點的高低，取決于離子鍵的強弱。一般來說，離子半徑越小，離子所帶電 荷越多，離子鍵就越強，熔、沸點就越高。例如：MgO>CaO ， NaF>NaCl>NaBr>NaI 。（3）分子晶體：熔、沸點的高低，取決于分子間作用力的大小。 一般來說，組成和結(jié)構相似的物質(zhì)，其分子量越大，分子間作用力越強，熔沸點就越高。（

26、但這不包括具有氫鍵的分子晶體其熔沸點出現(xiàn)反常得高的現(xiàn)象，如H2O、HF 等）。例如： F2<Cl 2<Br 2;CCl 4<CBr 4<CI 4。組成和結(jié)構不相似的物質(zhì)（相對分子質(zhì)量相近） ，分子極性越大，其熔、沸點就越高，如： CO>N2,CH3OH>C3HCH3在高級脂肪酸形成的油脂中，不飽和程度越大，熔、沸點越低。如： C17H35COOH>1C7H33COOH硬脂酸 油酸 金屬晶體：熔、沸點的高低，取決于金屬鍵的強弱。一般來說，金屬離子半徑越小，離子所帶 電荷越多，其金屬鍵越強，金屬熔沸點就越高。例如： Na<Mg<Al ， Li>Na>K 。五、單質(zhì)、氧化物晶體類型的變化（以第三周期為例）單質(zhì)NaMgAlSiPS8Cl2Ar熔點97.8651660141