高中化學(xué)《物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

高中化學(xué)《物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》知識(shí)

點(diǎn)總結(jié)全套

一.原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

認(rèn)識(shí)原子核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道

（能級(jí)）的含義。

1.電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大小

所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大電子云密度越大;

離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)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(yùn)動(dòng)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(duì)應(yīng)的電子層符號(hào)分別為Wk

M、N、0、P、Q.

原子軌道（能級(jí)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(yùn)動(dòng)，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，

s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形,d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展

方向個(gè)數(shù)依次為1、3、5、7.

2.（構(gòu)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

1~36號(hào)元素原子核外電子的排布.

Q）.原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特征可以用曳垂、原子軌道（亞層）和自旋方向

來進(jìn)行描述.在含有多個(gè)核外電子的原子中，不存在運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的

兩個(gè)電子.

（2）.原子核外電子排布原理.

①.能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進(jìn)入能量高的軌道.

②.泡利不相容原理:每個(gè)軌道最多容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子.

③?洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時(shí)，電子盡可能分占丕同的軌道,

且自旋狀態(tài)相同.

洪特規(guī)則的特例:在等價(jià)軌道的全充滿（p6、diO、fl4）、半充滿（p3、

d5、f7）、全空時(shí)（pO、dO、fO）的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定

性.如24Cr[Ar]3d54sL29cll[Ar]3d：104sL

（3）.掌握能級(jí)交錯(cuò)圖和1-36號(hào)元素的核外電子排布式.

①根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖（1）箭頭所示的順序。

②根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級(jí)按能量的差異分成能級(jí)組如圖(2)所示,

由下而上表示七個(gè)能級(jí)組，其能量依次升高；在同一能級(jí)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.元素電離能和元素電負(fù)性

第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個(gè)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(hào)口表示，單位為

kJ/molo

(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(fù)出現(xiàn)從回到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：

★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢(shì)，稀有氣體的第一電

離能最大,堿金屬的第一電離能最??；

★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢(shì).

說明：

①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢(shì)。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、

半滿時(shí)較相鄰元素要大即第UA族、第VA族元素的第一電離能分

別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P

②.元素第一電離能的運(yùn)用：

a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證.

b.用來比較元素的金屬性的強(qiáng)弱.II越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電

子能力強(qiáng)弱.

(3).元素電負(fù)性的周期性變化.

元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對(duì)的能力叫做該元素的電

負(fù)性。

隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右,

主族元素電負(fù)性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的

趨勢(shì).

二.化學(xué)鍵與物質(zhì)的性質(zhì)

內(nèi)容：離子鍵一離子晶體

1.理解離子鍵的含義，能說明離子鍵的形成.了解NaCI型和CsCI型離

子晶體的結(jié)構(gòu)特征，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質(zhì).

(1).化學(xué)鍵：相鄰原子之間強(qiáng)烈的相互作用.化學(xué)鍵包括離子鍵、共價(jià)鍵

和金屬鍵.

(2).離子鍵：陰、陽離子通過靜曳作用形成的化學(xué)鍵.

離子鍵強(qiáng)弱的判斷:離子半徑越小,離子所帶電荷越多,離子鍵越強(qiáng)，離

子晶體的熔沸點(diǎn)越高.

離子鍵的強(qiáng)弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開lmol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(diǎn)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(gòu)：NaCI型和CsCI型.氯化鈉晶體中，每個(gè)鈉離子

周圍有a個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周圍有?個(gè)鈉離子，每個(gè)氯化鈉晶胞中

含有生個(gè)鈉離子和生個(gè)氯離子；氯化鈉晶體中，每個(gè)地離子周圍有8

個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周圍有&個(gè)鈉離子，每個(gè)氯化鈉晶胞中含有L個(gè)

鈉離子和L個(gè)氯離子.

（3）.晶胞中粒子數(shù)的計(jì)算方法--均攤法.

內(nèi)容：共價(jià)鍵-分子晶體—原子晶體

2.了解共價(jià)鍵的主要類型。鍵和n犍，能用鍵能、鍵長、鍵角等數(shù)據(jù)說

明簡(jiǎn)單分子的某些性質(zhì)（對(duì)。鍵和n鍵之間相對(duì)強(qiáng)弱的比較不作要求）.

⑴.共價(jià)鍵的分類和判斷：g鍵（"頭碰頭"重疊）和三鍵（"肩碰肩"

重疊）、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價(jià)鍵-配位鍵.

（2）.共價(jià)鍵三參數(shù).

共價(jià)鍵的鍵能與化學(xué)反應(yīng)熱的關(guān)系:反應(yīng)熱=所有反應(yīng)物鍵能總和一所

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.

⑴.共價(jià)鍵:原子間通過英用里迪形成的化學(xué)鍵.

⑵鍵的極性:

極性鍵:不同種原子之間形成的共價(jià)鍵成鍵原子吸引電子的能力丕同,

共用電子對(duì)發(fā)生偏移.

非極性鍵：同種原子之間形成的共價(jià)鍵成鍵原子吸引電子的能力蛔,

共用電子對(duì)不發(fā)生偏移.

⑶分子的極性：

①.極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心丕相重合的分子.

非極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心相重合的分子.

②.分子極性的判斷分子的極性由共價(jià)鍵的極性及分子的空間構(gòu)纓兩個(gè)

方面共同決定.

非極性分子和極性分子的比較

舉例說明:

③.相似相溶原理:極性分子易溶于極性分子溶劑中（如HCI易溶于水中）,

非極性分子易溶于非極性分子溶劑中（如C02易溶于CS2中）.

4.分子的空間立體結(jié)構(gòu)（記?。?/p>

常見分子的類型與形狀比較

5.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結(jié)構(gòu)與

性質(zhì)的關(guān)系.

Q）.原子晶體：所有原子間通過共價(jià)鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共

價(jià)鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體.

⑵典型的原子晶體有金剛石（C）、晶體硅（Si）、二氧化硅（SiO2）.

金剛石是正四面體的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有￡個(gè)碳原子，每個(gè)

碳原子與周圍四個(gè)碳原子形成四個(gè)共價(jià)鍵；晶體硅的結(jié)構(gòu)與金剛石相似；

二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)最小的環(huán)中有旦個(gè)硅原子和自個(gè)氧原子，

每個(gè)硅原子與生個(gè)氧原子成鍵，每個(gè)氧原子與2個(gè)硅原子成鍵.

（3）.共價(jià)鍵強(qiáng)弱和原子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：原子半徑越小，形成共

價(jià)鍵的鍵長越短，共價(jià)鍵的鍵能越大,其晶體熔沸點(diǎn)越宣.如熔點(diǎn)：金剛

石三碳化硅三晶體硅.

6.理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵的自由電子理論解釋金屬的一些物理

性質(zhì).知道金屬晶體的基本堆積方式，了解常見金屬晶體的晶胞結(jié)構(gòu)（晶

體內(nèi)部空隙的識(shí)別、與晶胞的邊長等晶體結(jié)構(gòu)參數(shù)相關(guān)的計(jì)算不作要

求）.

Q）.金屬鍵:金屬離子和宣史曳子之間強(qiáng)烈的相互作用.

請(qǐng)運(yùn)用自由電子理論解釋金屬晶體的導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性和延展性.

⑵?①.金屬晶體:通過金屬鍵作用形成的晶體.

②.金屬鍵的強(qiáng)弱和金屬晶體熔沸點(diǎn)的變化規(guī)律:陽離子所帶電荷越多、

半徑越小_,金屬鍵越強(qiáng)_,熔沸點(diǎn)越高_(dá).如熔點(diǎn)：

Na<Mg<AI,Li>Na>K>Rb>Cs.金屬鍵的強(qiáng)弱可以用金屬的原子化熱

來衡量.

7.了解簡(jiǎn)單配合物的成鍵情況（配合物的空間構(gòu)型和中心原子的雜化類

型不作要求）.

（D配位鍵：一個(gè)原子提供一對(duì)電子與另一個(gè)接受電子的原子形成的共

價(jià)鍵.即成鍵的兩個(gè)原子一方提供咽蚯，一方提供線道而形成的共

價(jià)鍵.

⑵?①酒己合物：由提供孤電子對(duì)的配位體與接受孤電子對(duì)的史遮子（或

離子）以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡(luò)合物.

②.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(duì)的原子.

③酒e合物的組成.

④酒己合物的性質(zhì)：配合物具有一定的穩(wěn)定性酒己合物中配位鍵越強(qiáng)，配

合物越穩(wěn)定.當(dāng)作為中心原子的金屬離子相同時(shí)酒己合物的穩(wěn)定性與配體

的性質(zhì)有關(guān).

三.分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì)

L知道分子間作用力的含義，了解化學(xué)犍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(xué)鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵.

范德華力一般沒亙飽和性和方向性，而氫鍵則直飽和性和方向性.

2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對(duì)物質(zhì)某些物理性質(zhì)

的影響.

Q).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).分子間作用力強(qiáng)弱和分子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：組成和結(jié)構(gòu)相似

的物質(zhì)，相對(duì)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(diǎn)越宣.但存在氫鍵時(shí)分子晶體

的熔沸點(diǎn)往往反常地高.

3.了解氫鍵的存在對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響(對(duì)氫鍵相對(duì)強(qiáng)弱的比較不作要

求).

NH3、H20、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點(diǎn)比同族其它元素氫

化物的沸點(diǎn)反常地高.

影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大溶沸點(diǎn)，增大溶解性

表示方法：X—H……Y(NOF)一般都是氫化物中存在

4.了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結(jié)構(gòu)微粒、微粒間

作用力的區(qū)別.

四、幾種比較

1、離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵的比較

2、非極性鍵和極性鍵的比較

3.物質(zhì)溶沸點(diǎn)的比較(