中学物质结构部分十个重要知识点

1、中学物质结构部分十个重要知识点十堰市一中 牛楚华1.三组电子层结构相同的微粒及在表中的位置关系:He:H ;Li+;Be2+; Ne:N3-;O2-;F-;Na+;Mg2+;Al3+; Ar:P3-;S2-;Cl-;K+;Ca2+; 电子层结构相同的离子在下一周期金属元素与上一周期非金属元素之间。2具有10个电子的微粒:分子：CH4；NH3；H2O；HF；Ne； 阴离子：N3-;O2-;F-；OH-；阳离子：NH4+；H3O+；Na+；Mg2+；Al3+；3怎样比较微粒半径的大小:、原子之间, 阳离子之间，阴离子之间半径的变化都可以用下列示意图表示 减 小 增 小 大 减、同种元素，阳离子半径

2、小于原子半径，阴离子半径大于原子半径。（3）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。4怎样判断化学键的类型和强弱（1）键的类型判断：同种非金属元素的原子之间形成非极性键，不同种非金属元素的原子之间形成极性键。金属元素与非金属元素的原子之间大多形成离子键。（铵根离子所形成化合物含离子键。）（2）键的强弱判断：离子键：离子半径越小，所带电荷数越多，离子键越强；共价键：原子半径越小，键长越短，键能越高；分子间作用力：一般而言，相对分子质量越大，分子间作用力越强。含有氢键的分子，分子间作用力更强。5极性分子与非极性分子的判断:极性分子中可能含非极性键（H2O2），非极性分子中不一定含非极性键，可

3、能只含极性键（CH4）。经验规律：在ABn型分子中，当A 的化合价数值等于其族序数时，该分子为非极性分子，否则是极性分子。示例如下：极性分子非极性分子双原子分子极性键相结合的分子非极性键相结合的分子三原子分子H2O；H2S；SO2；CO2；CS2；四原子分子NH3 ；PH3 ；H2O2 ; PCl3BF3；BCl3 ；P4；五原子分子CH3ClCH4 ；CCl4 ；SiH4 6周期表中元素性质的递变规律:随着核电荷数的增大结论原因表现形式同一周期金属性递减非金属性递增原子半径变小，原子核对核外电子吸引力能力加大1、单质的还原性减弱，氧化性增强。2、单质与水（或酸）反应置换出氢的能力减弱。3、单

4、质与氢气反应变易以及生成的氢化物稳定性增强。4、最高价氧化物对应的水化物碱性减弱，酸性增强。同一主族金属性递增非金属性递减原子半径变大原子核对核外电子吸引能力减弱1、单质的还原性增强，氧化性减弱。2、单质与水（或酸）反应置换出氢的能力增强。3、单质与氢气反应变难以及生成的氢化物稳定性减弱。4、最高价氧化物对应的水化物碱性增强，酸性减弱。7怎样写电子式确定化合物类型 判断化合价 共价化合物中不同原子间共用电子对数等于其化合价数值；离子化合物中离子所带电荷数等于其化合价数值；同种离子须分开写，阴离子要加括号；电子要守恒，通常还须满足8电子结构。8晶体类型的判断与比较1、判断晶体类型的方法（1）依据

5、物质的分类判断金属氧化物（如K2O、Na2O2等），强碱（如NaCl、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）是分子晶体。常见的原子晶体单质有金刚石、石墨、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）与合金都是金属晶体。（2）依据物质的性质判断离子晶体的熔点较高，常在数百至1000余度；原子晶体熔点高，常在1000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。离子晶体水溶液及熔化时能导电，晶体

6、不导电；原子晶体一般为非导体，但石墨等导电；分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质（主要是酸和非金属氢化物）溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子也能导电，但熔化不导电，金属晶体是良导体。2、晶体中的几个不一定（1）离子晶体除含离子键外不一定不含其他化学键。如氨盐中除含离子键，还含极性键和配位键；Na2O2中除含离子键还含非极性键。（2）离子晶体不一定肯定含金属阳离子，如NH4Cl中含的阳离子是NH4+(凡是氨盐、肯定同时含离子键、极性键和配位键)。（3）离子晶体的熔点不一定肯定低于原子晶体，如MgO的熔点高于SiO2。（4）含有阳离子的晶体不一定是离子晶体，如金属晶体中就含有金属阳离

7、子。（5）金属和非金属形成的晶体不一定都是离子晶体，如AlCl3就是含共价键的分子晶体（6）具有金属光泽且能导电的单质不一定就是金属，如石墨具有金属光泽且能导电，却是非金属。3、四类晶体的比较：晶体类型离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体晶体质点（粒子）阴、阳离子原子分子金属阳离子、自由电子粒子间作用（力）离子键共价键分子间作用力复杂的静电作用熔沸点较高很高很低一般较高，少部分低硬度较硬很硬一般较软一般较硬，少部分软溶解性易溶于极性溶剂难溶解相似相溶难溶（Na等与水反应）导电情况固体不导电，熔化或溶于水后导电不导电（除硅）一般不导电良导体事例NaCl、CaCO3NaOH等金刚石、水晶、碳化硅等干冰

8、、冰、纯硫酸、H2(S)Na、Mg、Al等9怎样比较熔点的高低1）先看晶体的类型。不同晶体类型的物质其熔点的一般规律为：原子晶体离子晶体分子晶体；但是要注意金属晶体的熔、沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞、铯等。2）同一晶体类型的物质，需比较晶体内部结构粒子间作用力，作用力越大，熔沸点越高。原子晶体：要比较共价键的强弱，一般地说，原子半径越小，形成共价键的键长越短，键能越大，其晶体熔沸点越高。如熔点：金刚石碳化硅晶体硅。离子晶体：要比较离子键的强弱，一般地说，阴、阳离子的电荷数越大，离子半径越小，则离子间作用就越强，其离子晶体熔沸点越高。如熔点：MgOMgCl2NaClKCl。分子晶体

9、：组成结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高，如熔沸点：O2N2, HIHBrHCl。组成结构不相似的物质，分子的极性越大，其熔沸点就越高，如熔沸点：CON2。金属晶体：要比较离子的电荷数和离子的半径，离子的电荷数越多，半径越小，其金属键就越强，金属熔沸点越高，如熔点:AlMgNa。由上述可知，同类晶体熔沸点比较思路为：原子晶体共价键键能键长原子半径分子晶体分子间作用力相对分子质量离子晶体离子键强弱离子电荷、离子半径（3）常温常压下状态：熔点：固体物质液态物质 沸点：液态物质气态物质10晶体结构的计算晶体结构类习题最常见的题型就是已知晶胞的结构而求晶体的化学式。解答这类习题首先要明确一个

10、概念：由晶胞构成的晶体，其化学式不一定是表示一个分子中含有多少个原子，而是表示每个晶胞中平均含有各类原子的个数，即各类原子的最简个数比。解答这类习题，通常采用分摊法。在一个晶胞结构中出现的多个原子，这些原子并不是只为这个晶胞所独立占有，而是为多个晶胞所共有，那么，在一个晶胞结构中出现的每个原子，这个晶体能分摊到多少比例呢。这就是分摊法。分摊法的根本目的就是算出一个晶胞单独占有的各类原子的个数。分摊法的根本原则是：晶胞任意位置上的一个原子如果是被x个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是1/x。在立体晶胞中，原子可以位于它的顶点，也可以位于它的棱上，还可以在它的面上（不含棱），当然，

11、它的体内也可以有原子；（1） 每个顶点被8个晶胞共有，所以晶胞对自己顶点上的每个原子只占1/8份额；（2） 每条棱被4个晶胞共有，所以晶胞对自己棱上的每个原子只占1/4份额；（3） 每个面被2个晶胞共有，所以晶胞对自己面上（不含棱）的每个原子只占1/2晶胞体内的原子不与其他晶胞分享，完全属于该晶胞。常见的几种晶体结构分析（1）氯化钠晶体NaCl晶体中Na+和Cl-交替占据立方体的顶点而向空间延伸。在每个Na+周围最近的等距离（设为a）的Cl-有6个（上、下、左、右、前、后），在每个Cl-周围最近的等距离的Na+ 亦有6个；在每个Na+周围最近的等距离（必为a）的Na+有12个（同层4个，上层4

12、个，下层4个），在每个Cl-周围最近的等距离的Cl-亦有12个。（2）氯化铯晶体CsCl晶体是一种立方体结构每8个Cs+、8个Cl-各自构成立方体，在每个立方体的中心有一个异种离子（Cl-或Cs+）。在每个Cs+周围最近的等距离（设为a/2）的Cl-有8个，在每个Cl-周围最近的等距离的Cs+亦有8个；在每个Cs+周围最近的等距离（必为a）的Cs+有6个（上、下、左、右、前、后），在每个Cl-周围最近的等距离的Cl-亦有6个。（3）二氧化碳晶体干冰晶体中每8个CO2构成立方体且再在6个面的中心又各占据1个CO2。在每个CO2周围等距离（a/2, a为立方体棱长）最近的CO2有12个（同层4个，上层4个、下层4个）。（4）金刚石晶体金刚石晶体是一种空间网状结构每个C与另4个C以共价键结合，前者位于正四面体顶点。晶体中所有C-C键长相等、键角相等（均为109028）；晶体中最小碳环由6个C组成且它们不在同一平面内；晶体中每个C参与了4个C-C键的形成，而在每条键中的贡献只有一半，故C原子个数与C-C键数之比为1： 4=1:2。（7）二氧化硅晶体SiO2中每个Si与4个O结合，每个o与2个Si结合，故晶体中S