高考清单七物质结构与性质

高考清单七 物质结构与性质

一、原子核外电子排布原理

(1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。

能层 最多容纳电子数（2n） 离核远近 能量 各能层所含能级 最多容纳电子数 s 2 21 K 2 2 L 8 3 M 18 具有能量由低及高 4 N 32 5 O 50 距离原子核由远及近 sp 2 6 spd spdf ? 2 6 10 2 6 10 14

（2）原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域，这种电子云轮廓图称为原子轨道。

(3)S原子轨道形状：球形，轨道个数：1；P原子轨道形状：哑铃形，轨道个数：3

(4)核外电子排布遵循的三个原理： a．能量最低原理：电子尽先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序又遵循构造原理。其中存在能级交错现象：原子核外电子在填充原子轨道的过程中，并不是按电子层由里到外逐渐排布，不同电子层的不同能级的能量高低有交错现象，如E(3d)＞E(4s)； E(4d)＞E(5s)等。能量顺序：E(ns)くE(n-2)fくE(n-1)dくE(np)

b．泡利原理:一个原子轨道最多容纳2个电子，并且自旋方向相反。

c．洪特规则：当电子在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道,并且自旋方向相同。

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洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p、d、f)、半满(p、d、f)和全空(p、00

d、f)状态时，体系的能量最低。 二、原子结构与元素性质

1.原子的电子构型与周期的关系

主族元素，族序数=最外层电子数。副族元素：价电子数（外围电子数）是（n-1）d+ns的电子数与列序数相同 2.元素周期表的分区

三、元素周期律

核电荷数 电子层结构 原子核对外层 电子的吸引力 主要化合价 元素性质 最高价氧化物 对应水化物的 酸碱性 同周期：从左到右 逐渐增多 电子层数相同，最外层电子数递增 逐渐增强 正价+1到+7 负价-4到-1 同主族：从上到下 逐渐增多 电子层数递增，最外层电子数相同 逐渐减弱 最高正价等于族序数（F、O除外） 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，电离能增大，电负性增大 第一电离能逐渐减小电负性逐渐减小 酸性增强 碱性减弱 酸性减弱 碱性增强 非金属气态氢气态氢化物形成由难到易， 气态氢化物形成由易到难， 化物的形成和 稳定性逐渐增强 稳定性逐渐减弱 热稳定性 1. 第一电离能是指电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。熟记同周期、同族A第一电离能递变及特殊的族与点。

2. 2.属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。熟记同周期、同族A第一电离能递变及特殊的族与点。

3.对角线规则：在元素周期表中，有些性质是相似的，如 四、分子结构与性质

按成键电子云 σ键

π键 的重叠方式

离子键 化学键 按成键原子

共价键 的电子转移（1）微粒间的

金属键 方式 相互作用

范德华力

分子间作用力

氢键 1.微粒间的相互作用

本质：原子之间形成共用电子对（或电子云重叠） 特征：具有方向性和饱和性

σ键 π键

特征

电子云呈轴对称（如s—sσ键、 s—pσ键、p—pσ键)

电子云分布的界面对通过键轴的特征

一个平面对称（如p—pπ键）

一般共价键 配位键

极性键 非极性键

共 价 键

成键方式

共价单键—σ键

规律 共价双键—1个σ键、1个π键

共价叁键—1个σ键、2个π键

键能：键能越大，共价键越稳定

用于衡量共价键的稳定性

键参数 键长：键长越短，共价键越稳定

键角：描述分子空间结构的重要参数

分 子 构 型

构型解释： 杂化理论

定义：原子形成分子时，能量相近的轨道混合重新组合成一组新轨道

sp杂化 2

分类 sp杂化

sp3杂化 实验测定 sp杂化：直线型

2

杂化轨道理论 sp杂化：平面三角形 理论推测 sp3杂化：四面体型 价电子理论 共价键的极性 分子空间构型

构型判断

分 子 决定因素 分 子 极 性

极 性 判 断

由非极性键结合而成的分子是非极性分子（O3除外）,由极性键组成的非对称型分子一般是极性分子，由极性键组成的完全对称型分子为非极性分子。对于ABn型分子，若中心原子A化合价的绝对

相似相溶规则：极性分子构成的物质易溶于极性溶剂，

非极性分子构成的物质易溶于非极性溶剂

手性分子：概念 手性原子：概念

2．分子构型与物质性质 ①分子构型与杂化轨道理论 杂化轨道的要点

当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。 ②分子构型与价层电子对互斥模型

价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。

(1) 当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。

杂化轨道理论、价层电子对互斥模型

杂化 类型 sp Sp2 Sp3 杂化轨 道数目 2 3 4 杂化轨道 间夹角 180o 120o 109o28′ 电子对空 间构型 直线形 三角形 V 形 空间构型 直线形 平面三角形 正四面体形 分子空 间构型 直线形 三角形 实例 BeCl2 BF3 CH4 实例 BeCl2 BF3 SnBr2 杂化 轨道 理论 分 子 构 价 型 层 电 子 对 互 斥 电子 成键 孤对 对数 对数 数 2 3 2 3 2 0 0 1 理 论 4 4 3 2 0 1 2 四面体 四面体形 三角锥形 V 形 CH4 NH3 H2O

思考：价层电子对数=

孤电子对数+σ键电子对，孤电子对数如何计算？

范德华力、氢键、共价键的比较

范德华力 氢键 共价键 由已经与电负性很强的物质分子之间普遍存在的一 原子形成共价键的氯原原子间通过共用电概念 种相互作用的力 ，又称分子子与另一个分子中电负子对所形成的相互间作用力 性很强的原子之间的作作用 用力 作用 氢原子、氟、氮、氧原子分子或原子（稀有气体） 粒子 （分子内、分子间） 特征 无方向性、无饱和性 强度 比较 有方向性、有饱和性 共价健＞氢键＞范德华力 原子 有方向性、有饱和性 ①随着分子极性和相因素对影响 分子质量的增大而增大 对于A—H??B—，A、B成键原子半径越小，强度 ②组成和结构相似的物质，的电负性越大，B原子的键长越短，键能越的因素 相对分子质量越大，分子间半径越小，氢键键能越大 大，共价键越稳定 作用力越大 ①影响物质的熔沸点、溶解分子间氢键的存在，使物度等物质性质 ①影响分子的稳定质的熔沸点升高，在水中对物质性②组成和结构相似的物质，性 的溶解度增大，如熔沸质的影响 随相对分子质量的增大，物②共价键键能越大，点：H2O＞H2S，HF＞HCl，质的熔沸点升高，如F2＜Cl2分子稳定性越强 NH3＞PH3 ＜Br2＜I2,CF4＜CCl4＜CBr4 3.配合物理论

配位键：一个原子提供孤电子对，一个原子提供空轨道而形成的共价键。

①配合物：由提供孤电子对的配体（分子或离子）与接受孤电子对的中心原子（金属离子或原子）以配位键结合的化合物。

＋

②组成：如[Ag(NH3)2]OH，中心离子为Ag，配体为NH3，配位数为2

注意：含配位键的不一定是配合物，配合物中一定含配位键。配合物在水溶液中外界和内界能完全电离，内界几乎不电离。 ③等电子原理

等电子原理是指原子数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，其性质相近。

4.无机含氧酸分子的酸性

无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H

＋

中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H，酸性越强，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4

五.晶体结构与性质

1.晶体与非晶体比较 本质差别 自范性 晶 体 非 晶 体 有 无 微观结构 性质差别 固定熔点 各向异性 有 无 凝固、凝华、结晶 X-衍射 实验等 制法 鉴别方法 呈周期性有序 有 排列 无序排列 无 2.获得晶体的三条途径 ①熔融态物质凝固。 ②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。③溶质从溶液中析出。 3.均摊法确定晶胞化学式的解题通法

通法：晶任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所 ， 那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是。

4.均摊法确定化学式的两大陷阱

①非长方体晶胞误用上述规律计算。均摊法计算晶胞中微粒个数时，要注意晶胞的形状，不同形状的晶胞，先分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞所共有，如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2个晶胞所共有。

②分子（或分子键）中的粒子数目都属于该分子所有，没有被分割。 5. 四类晶体的比较 类型 比较 分子晶体 分子间靠分子间作用力结合而形成的晶体 分子 无 分子间的作用力 较小 原子晶体 原子之间以共价键结合而形成的具有空间网状结构的晶体 原子 无分子、是巨大网状结构 共价键 较大 金属晶体 金属阳离子和自由电子以金属键结合而形成的晶体 金属阳离子、 自由电子 有分子 金属键 有的很大，有的离子晶体 阳离子和阴离子通过离子键结合而形成的晶体 阴、阳离子 无 离子键 较大 概念 构成 粒子 是否有分结 子存在 构 粒子间 的相互 作用力 性 密度

质 硬度 熔、沸点 熔化时键的变化 溶解性 导电、 传热性 延展性 物质种类 较小 较低 断开离子键 很大 很高 断共价键 很小 有的很大，有的很小 有的很高，有的很低 破坏分子间作用力 较大 较高 减弱 大多易溶于水等极性溶剂 晶体不导电，水溶液或熔融态导电 无 金属及合金 相似相溶 难溶于任何溶剂 难溶于常见溶剂 电和热的良导体 良好 一般不导电，溶一般不具有导电于水后有的导电 性 无 无 大多数盐、强碱 金刚石、Si、SiO2、气体、多数非金活泼金属 SiC、B、BN、AlN、 属单质、酸、多氧化物 Si3N4 数有机物 6.晶体熔沸点高低的比较方法 （1）不同类型的晶体

一般规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体（有例外）

（2）金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高；汞、铯等熔、沸点很低。 （3）原子晶体：原子半径越小→键长越短→键能越大，熔沸点越高 如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅

（4）离子晶体

①一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。 ②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。 （5）分子晶体

①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。

②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4。 ③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高，如 CO>N2，CH3OH>CH3CH3。

④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。 （6）金属晶体。

金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na七、几种典型晶体空间结构

+--1.氯化钠晶体中阴、阳离子的配位数是 6 ，即每个Na紧邻 6 个Cl,这些Cl构成的几何

+++

图形是 正八面体；每个Na与12个Na等距离相邻。平均每个氯化钠晶胞含有(4)个Na和

-+-( 4 ) 个Cl。Na位于晶胞的棱心和体心。Cl位于晶胞的顶点和面心。

-++-2.在氯化铯晶体中，每个Cl(或Cs)周围与之最接近且距离相等的Cs(或Cl)共有 8个，

+-++

这几个Cs(或Cl)在空间构成的几何构型为立方体；在每个Cs周围距离相等且最近的Cs

共有 6个，这几个Cs(或Cl)在空间构成的几何构型为 正八面体；一个氯化铯晶胞含有

+- +-（1）个Cs和（1）个Cl。Cs位于晶胞的顶点，Cl位于晶胞的体心。

注意：决定离子晶体结构的重要因素有几何因素和电荷因素。 几何因素：正负离子的半径比。 电荷因素：正负离子的电荷比 3.干冰晶体

(1)二氧化碳分子的位置？（2）每个晶胞含二氧化碳分子的个数 （3）与每个二氧化碳分子等距离且最近的二氧化碳分子有几个？

注意：如果分子晶体中只存在范德华力，若以一个分子为中心，其周围通常有12个紧邻的分子。该特征称为分子密堆积。如C60、O2等

4.金刚石属于原子晶体,这种晶体的特点是 空间网状，无单个分子.金刚石中每个C原子与 4个C原子紧邻，由共价键构成最小环状结构中有6 个C原子.晶体中C原子个数与C-C键数之比为： 1∶(4×1/2)=1∶2 ，金刚石中C原子的位置顶点、面心、体心5个。

5.二氧化硅中每个Si与 4 个O原子形成共价键,每个O与2个Si原子形成共价键。不存在单个二氧化硅分子。在晶体中Si与O原子个数比为1︰2,.平均每1 mol SiO2晶体中含有Si-O键最接近_4mol。

2

6.石墨属于混合晶体,是层状结构, C原子呈sp杂化； 晶体中每个C原子被3个六边形共用,平均每个环占有2个碳原子。 晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为2:1:3。 晶体中存在的作用有：共价键、金属键和范德华力 7.几种金属晶体的晶胞

简单立方(钋) 体心立方(钾型) 镁型 面心立方(铜型)

配位数 6 8 12 12 空间利用率 52% 68% 74% 74% 晶胞平均所 1 2 2 4 含的粒子数

注意：1.简单立方堆积构成的晶胞是简单立方，相邻的原子紧挨

2.体心立方堆积构成的晶胞是体心立方，位于体对角线的三个原子紧挨 3.六方最密堆积（ABABAB?）镁、锌、钛，晶胞为平行六面体

4.面心立方最密堆积（ABCABC?）铜、银、金，晶胞为面心立方，位于面对角线上的三个原子紧挨。

+-

八．晶体的密度及微粒间距离的计算方法

1．计算晶体密度的方法

2．计算晶体中的微粒间距离的方法

若1个晶胞中含有x个微粒，则1 mol晶胞中含有x mol微粒，其质量为x Mg（M为微粒的相对“分子”质量）；又1个晶胞的质量为?ag（a为晶胞的体积），则1 mol晶胞的质

33量为?a3NAg，因此有xM??a3NA。

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