物质结构与性质知识点总结

1、一 .原子结构与性质 .一 .认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义 .1. 电子云 ：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小 . 电子层（能层） ：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层 .原子 由里向外对应的电子层符号分别为 K、L、M 、N、O、P、Q.原子轨道（能级即亚层） ： 处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动， 分别用 s、p、d、f 表示不同形状的轨道， s轨道呈球

2、形、 p轨道呈纺锤形， d 轨道和 f 轨道较复杂 .各 轨道的伸展方向个数依次为 1、3、 5、 7.2.（构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理， 能用电子排布式表示 136 号元素原子核外电子的 排布.（1）.原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道（亚层 ）和自旋方向来进行描述 .在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子 .（2）.原子核外电子排布原理 . .能量最低原理 :电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道 . .泡利不相容原理 :每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子. .洪特规则 :在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨

3、道，且自旋状态相同.洪特规则的特例 :在等价轨道的全充满（ p6、 d10、f14）、半充满（ p3、 d5、 f7）、全空时 （p0、d0、f0）的状 态，具有较低的能量和较大的稳定性.如 24Cr Ar3d 54s1、29Cu Ar3d 104s1.（3）.掌握能级交错图和 1-36 号元素的核外电子排布式 . 根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图箭头所示的顺序。 根据构造原理， 可以将各能级按能量的差异分成能级组如图所示， 由下而上表示七个能级组， 其 能量依次升高； 在同一能级组内， 从左到右能量依次升高。 基态原子核外电子的排布按能量由低到高 的顺序依次排布。3.元素电离能和元

4、素电负性第一电离能： 气态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能量叫做第一电离 能。常用符号 I1 表示，单位为 kJ/mol 。（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 :名师精编 优秀资料 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

5、 .说明： 同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 A 族、第 A 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg 、P.元素第一电离能的运用：a. 电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.b. 用来比较元素的金属性的强弱 . I 1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱.（3）.元素电负性的周期性变化 . 元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力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 .电负性的运用 :a.确定元

6、素类型 （一般 >1.8，非金属元素； <1.8，金属元素 ）.b.确定化学键类型 （两元素电负性差值 >1.7 ，离子键； <1.7，共价键 ）.c. 判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）.d. 电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）.二 .化学键与物质的性质 . 离子键离子晶体 1.理解离子键的含义， 能说明离子键的形成 .了解 NaCl 型和 CsCl 型离子晶体的结构特征， 能用晶格能 解释离子化合物的物理性质 .（1）.化学键： 相邻原子之间强烈的相互作用 .化学键包括离子键、共价键和金属键 .（2）.离子键： 阴、阳

7、离子通过静电作用形成的化学键 .离子键强弱的判断 : 离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高.离子键 的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开 1mol 离子晶体使之形成气态阴离子和阳 离子所吸收的能量 .晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大.离子晶体 :通过离子键作用形成的晶体 .典型的离子晶体结构： NaCl 型和 CsCl 型.氯化钠晶体中， 每个钠离子周围有 6 个氯离子， 每个氯离子 周围有 6 个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有 4 个钠离子和 4 个氯离子；氯化铯晶体中，每个铯离子周 围有 8个氯离子，每个氯离子周围有 8 个铯离子，每个氯化铯晶胞

8、中含有1个铯离子和 1 个氯离子 .CsCl 型晶体NaCl 型晶体每个 Na +离子周围被 6 个 C1离子所包围，同样 每个 C1也被 6 个 Na +所包围。每个正离子被 8 个负离子包围着，同时每个负离 子也被 8 个正离子所包围。(3).晶胞中粒子数的计算方法 -均摊法 .位置顶点棱边面心体心贡献1/81/41/21共价键分子晶体原子晶体2.了解共价键的主要类型 键和 键 ，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质(对 键和 键之间相对强弱的比较不作要求) .(1).共价键的分类和判断： 键(“头碰头”重叠)和 键(“肩碰肩”重叠) 、极性键和非极性键，还 有一类特殊的共价键

9、 -配位键 .(2).共价键三参数 .概念对分子的影响键能拆开 1mol 共价键所吸收的能量(单 位： kJ/mol )键能越大，键越牢固，分子越稳定键长成键的两个原子核间的平均距离(单位： 10-10 米)键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳 定键角分子中相邻键之间的夹角 (单位：度)键角决定了分子的空间构型共价键的键能与化学反应热的关系 :反应热 = 所有反应物键能总和所有生成物键能总和3.了解极性键和非极性键 ，了解 极性分子和非极性分子 及其性质的差异 .(1) .共价键 :原子间通过共用电子对形成的化学键 .(2) .键的极性： 极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的

10、能力不同，共用电子对发生偏移 非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移(3) .分子的极性： .极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子 .分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定非极性分子和极性分子的比较非极性分子极性分子形成原因整个分子的电荷分布均匀， 对称整个分子的电荷分布不均匀、不对称存在的共价键非极性键或极性键极性键分子内原子排列对称不对称举例说明：分子共价键的极性分子中正负电荷中心结论举例同核双原子分子 非极性键 重合非极性分子H2、 N2、 O2异核双

11、原子分子 极性键 不重合极性分子CO、HF、HCl异核多原子分子分子中各键的向量和为零重合分子中各键的向 不重合 量和不为零不重合非极性分子CO2、BF3、 CH4极性分子H2O、NH 3、CH 3Cl .相似相溶原理 :极性分子易溶于极性分子溶剂中 子溶剂中（如 CO2易溶于 CS2 中）. 4.分子的空间立体结构（记住） 常见分子的类型与形状比较 分子类型如 HCl 易溶于水中） ，非极性分子易溶于非极性分A2直线ABABAABAA4AB 3AB 3AB 4AB 3CAB 2C2分子形状 球形 直线形 直线形 直线形 V形 正四面体形 平面三角形 三角锥形 正四面体形 四面体形 四面体形三

12、角形V形键角键的极性180° 180° 60°120°120°109° 28 109°28109°28非极性极性极性极性 非极性分子极性 非极性 非极性 极性 非极性 极性 非极性 非极性 极性 非极性 极性 极性He、H2、HCl代表NeCO2H2O、P4CS2SO23CCl44、四面体三角锥V 形 H2O与性质的关系BF3、NH 3、CHCH 3Cl 、CHCl 3CH 2Cl25.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（1）.原子晶体： 所有 原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相

13、结合而形成空间立体网 状结构的晶体 .（2）.典型的原子晶体有金刚石（ C）、晶体硅 （Si） 、 金刚石是正四面体的空间网状结构， 最小的碳氧化硅（ SiO） .6 个碳原子， 每个碳原子与周围四个碳原子形成名师精编 优秀资料 四个共价键；晶体硅的结构与金刚石相似；二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有 6 个硅原子 和 6 个氧原子，每个硅原子与 4 个氧原子成键，每个氧原子与 2 个硅原子成键 .(3) .共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键 能越大，其晶体熔沸点越高 .如熔点：金刚石 碳化硅 晶体硅 . 7.了解简单配合物的成键情况(配

14、合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求).概念表示条件共用电子对由一个原子单方向 提供给另一原子共用所形成的 共价键。A B 电子对给予体 电子对接受体其中一个原子必须提供孤对电 子，另一原子必须能接受孤对电 子的轨道。(1) . 配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键.即成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键 .(2) . .配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子(或离子 )以配位键形成的化合物称配合物 ,又称络合物 . .形成条件： a.中心原子 (或离子 )必须存在空轨道 . b.配位体具有提供孤电子对的原子 . .配合物

15、的组成 . .配合物的性质：配合物具有一定的稳定性.配合物中配位键越强，配合物越稳定.当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关 .三 .分子间作用力与物质的性质 .1. 知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别.分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键 .范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性.2. 知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响.(1).分子晶体 :分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体.典型的有冰、干冰 .(2) .分子间作用力

16、强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大， 分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高 .例 33.在常温常压下呈气态的化合物、降温使其固化得到的晶体属于A. 分子晶体B.原子晶体C.离子晶体D.何种晶体无法判断3. 了解氢键的存在对物质性质的影响(对氢键相对强弱的比较不作要求).NH3、H2O、HF 中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高.影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性 表示方法： X H Y(N O F) 一般都是氢化物中存在4. 了解分子晶体与

17、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.晶体类型原子晶体分子晶体金属晶体离子晶体粒子原子分子金属阳离子、自由电子阴、阳离子粒子间作 用(力)共价键分子间作用力复杂的静电作用离子键熔沸点很高很低一般较高，少部分低较高硬度很硬一般较软一般较硬，少部分软较硬溶解性难溶解相似相溶难溶（ Na 等与水反应）易溶于极性溶剂导电情况不导电（除硅）一般不导电良导体固体不导电，熔 化或溶于水后导电实例金刚石、水 晶、碳化硅等干冰、 冰、纯硫 酸、 H2（S）Na、Mg 、Al 等NaCl 、 CaCO3NaOH 等四、几种比较1、离子键、共价键和金属键的比较化学键类型离子键共价键金属键概念阴

18、、阳离子间通过静 电作用所形成的化学 键原子间通过共用电子对所形成的化学键金属阳离子与自由电子通过相互作用而形成的化学键成键微粒阴阳离子原子金属阳离子和自由电子成键性质静电作用共用电子对电性作用形成条件活泼金属与活泼的非金属元素非金属与非金属元素金属内部实例NaCl、 MgOHCl 、H2SO4Fe、 Mg2、非极性键和极性键的比较非极性键极性键概念同种元素原子形成的共价键不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移原子吸引电子能力相同不同共用电子对不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的原子成键原子电性电中性显电性形成条件由同种非金属元素组成由不同种非金属元素组成3物质溶沸点的比较（ 重点 ）（

19、 1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体离子晶体 分子晶体（2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。 离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。 分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。（3）常温常压下状态熔点：固态物质 液态物质沸点：液态物质 气态物质名师精编 优秀资料知识建构： 本章以学习几种典型的晶体模型为主线，通过引导学生认识宏观物质的主要聚集状 态及其性质特征， 使他们从孤立的微观的认识构成物质的微粒发展到联系地、 宏观的认识物质的聚集 状态和性质，从而建立系统、完整的物质结构观。专题

20、归纳：一、四种晶体的比较晶体类型离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体结 构构成晶体的 粒子阴阳离子分子原子金属离子、自 由电子微粒间 作用力离子键分子间作用力共价键金属键性 质熔沸点熔沸点高熔沸点低熔沸点很高熔沸点高或低硬度硬而脆硬度小质地硬硬度大或小溶解性易溶于极性溶 剂水溶液能够导 电不溶于大多数 溶剂导 电 性晶体不导电不导电不导电导电熔融液导电不导电不导电导电溶液导电可能导电不溶于水不溶于水熔化时克服 的作用力离子键共价键范德华力金属键实例食盐晶体氨、氯化氢金刚石镁、铝、重要经验规律及特殊规律（ 1）物质中有阴离子必有阳离子，但有阳离子不一定有阴离子（如合金及金属）。（2）共价化合物中一定

21、无离子键，离子化合物中不一定无共价键。（3）离子、原子晶体中一定无分子存在，亦无范德华力，只有分子晶体中存在范德华力，唯一无共 价键的是稀有气体晶体。（4）非金属元素间一般不能形成离子化合物，但铵盐却是离子化合物。（5）构成分子的稳定性与范德华力无关，由共价键强弱决定。分子的熔沸点才与范德华力有关，且 随着分子间作用力增强而增高。（6）原子晶体的熔沸点不一定比金属高，金属的熔沸点也不一定比分子晶体高。 三、晶体类型的判断方法掌握晶体类型对推断物质的结构、性质、用途等意义重大，对晶体类型的判断常从以下几个方面 进行。1. 依据物质的分类判断金属氧化物（如 K2O、Na2O2等）、强碱（如 NaO

22、H、 KOH等）和绝大多数的盐类是离子晶体。大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外）、气态氢化物、非金属氧化物（除SiO2 外）、酸、绝大多数有机物（除有机盐外）都是分子晶体。常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼 等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。金属单质（除汞外）与合金是金属晶体。2. 依据组成晶体的晶格质点和质点间的作用判断 离子晶体的晶格质点是阴、阳离子，质点间的作用是离子键；原子晶体的晶格质点是原子，质点 间的作用是共价键；分子晶体的晶格质点是分子，质点间的作用为分子间作用力；金属晶体的晶格质 点是金属离子和自由电子，质点间的作用是金属键。3. 依据晶体的

23、熔点判断 离子晶体的熔点较高，常在数百度至一千余度；原子晶体熔点高，常在一千度至几千度；分子晶 体熔点低，常在数百度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。4. 依据导电性判断 离子晶体水溶液及熔化时能导电；原子晶体一般为非导体，但有些能导电，如晶体硅；分子晶体 为非导体，而分子晶体中的电解质（如酸和部分非金属气态氢化物）溶于水，使分子内的化学键断裂 形成自由离子也能导电；金属晶体是电的良导体。5. 依据硬度和机械性能判断 离子晶体硬度较大或略硬而脆； 原子晶体硬度大； 分子晶体硬度小且较脆； 金属晶体多数硬度大， 但也有较低的，且具有延展性。四、晶体熔沸点高低比较的规律1.相同条

24、件不同状态物质的比较规律 在相同条件下，不同状态的物质的熔、沸点的高低是不同的，一般有：固体液体 气体。例如：NaBr（固） Br 2HBr （气）。2. 不同类型晶体的比较规律一般来说，不同类型晶体的熔、沸点的高低顺序为：原子晶体 离子晶体 分子晶体，而金属晶体的熔、沸点有高有低。这是由于不同类型晶体的微粒间作用不同，其熔、沸点也不相同。原子晶体间 靠共价键结合，一般熔、沸点最高；离子晶体阴、阳离子间靠离子键结合，一般熔、沸点较高；分子 晶体分子间靠范德 华力结合，一般熔、沸点较低；金属晶体中金属键的键能有大有小，因而金属晶 体熔沸点有高有低。例如：金刚石 食盐 干冰3. 同种类型晶体的比较

25、规律（1）原子晶体：熔、沸点的高低，取决于共价键的键长和键能，键长越短，键能越大，熔沸点越 高。例如：晶体硅、金刚石和碳化硅三种晶体中，因键长CC<C Si< Si Si，所以熔沸点高低为：金刚石 > 碳化硅 >晶体硅。（ 2）离子晶体：熔、沸点的高低，取决于离子键的强弱。一般来说，离子半径越小，离子所带电 荷越多，离子键就越强，熔、沸点就越高。例如：MgO>CaO ， NaF>NaCl>NaBr>NaI 。（3）分子晶体：熔、沸点的高低，取决于分子间作用力的大小。 一般来说，组成和结构相似的物质，其分子量越大，分子间作用力越强，熔沸点就越高。（

26、但这不包括具有氢键的分子晶体其熔沸点出现反常得高的现象，如H2O、HF 等）。例如： F2<Cl 2<Br 2;CCl 4<CBr 4<CI 4。组成和结构不相似的物质（相对分子质量相近） ，分子极性越大，其熔、沸点就越高，如： CO>N2,CH3OH>C3HCH3在高级脂肪酸形成的油脂中，不饱和程度越大，熔、沸点越低。如： C17H35COOH>1C7H33COOH硬脂酸 油酸 金属晶体：熔、沸点的高低，取决于金属键的强弱。一般来说，金属离子半径越小，离子所带 电荷越多，其金属键越强，金属熔沸点就越高。例如： Na<Mg<Al ， Li>Na>K 。五、单质、氧化物晶体类型的变化（以第三周期为例）单质NaMgAlSiPS8Cl2Ar熔点97.8651660141