高考化学全国卷Ⅰ-结构化学知识点考点总结(含答案)

高考化学全国卷I专题结构化学知识点考点总结（含答案）

考点逐项过关

考点1•电子排布式和电子轨道示意图

1.能层、能级和最多容纳电子数之间的关系

能层（〃）能级最多容纳电子数

序数符号符号原子轨道数各能级各能层

-'K1s122

2s12

二L8

2p36

3s12

三M3P3618

3d510

4s12

4p36

四N32

4d510

4f714

图1

n2n2

2.原子轨道的形状和能量关系

（1）轨道形状：①s电子的原子轨道呈球形。②p电子的原子轨道呈纺锤形。

（2）能量关系：①相同能层上原子轨道能量的高低：ws<wp<Md</?fo

②形状相同的原子轨道能量的高低：ls<2s<3s<4s…

③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道如"Px、“Py、“Pz

的能量相等。

3.原子核外电子的排布规律

三个原理：

①能量最低原理：原子核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。

构造原理示意图如上图1o

②泡利原理：在一个原子轨道里最多只能容纳1个电子，而且自旋状态相反。

③洪特规则：电子排布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,而且自旋状态相同。

4.电子的跃迁与原子光谱

（1）电子的跃迁：

①基态一激发态：当基态原子的电子吸收能量后，会从低能级跃迁到较高能级一，变成

高考化学全国卷I专题结构化学知识点考点总结(含答案)

激发态原子。

②激发态—基态：激发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。

(2)原子光谱：

不同元素的原子发生跃迁时会吸收或也放不同的光,可以用光谱仪摄取各种元素原子的

吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。

基态原子核外电子排布的表示方法

表示方法以硫原子为例

电子排布式Is22s22P63s23P4

「Nel3s23P4

简化电子排布式

［稀有气体］+价层电子

价电子排布式3s23P4

|tl||M|惘|tl||M|t|”

电子排布图(或轨道表示式)

IS2S2p3S3p

|"iT|1t1

价电子轨道表示式

3S3p

S的原子结构示意图(+16)286

【过关练习】

1.基态B原子的电子排布式为___________________________________

2.基态氮原子的价电子排布式是__________________________________

3.基态M「+的核外电子排布式为_________________________________

4.Se的其核外M层电子的排布式为

5.Ni2+的价层电子排布图为_________________________________

6.基态线(Ga)原子的电子排布式为

7.三价铁离子的电子排布式为_______________________________

8.Cu的价层电子轨道示意图为______________________________

9.P原子的核外电子排布式为________________________________

高考化学全国卷I专题结构化学知识点考点总结（含答案）

答案：1.Is22s22Pl2.2s22P33.1s22s22P63s23P63d5

或[Ar]3d5

4.3s23P63di°

3d

6.Is22s22P63s23P63di04s24Pl

7.Is22s22P63s23P63d58.tlHtltltl9.Is22s22P63s23P3(或

3d4S

[Ne]3s23P3)

考点2・电负性和第一电离能大小比较

元素第一电离能的递变性

第一电离能同周期从左到右增大灯势（注意HA、VA的特殊性）；同主族（自上而下）

依然减小。

nA族元素的第一电离能大于niA族元素的第一电离能，VA族元素的第一电离能大于

VIA族元素的第一电离能。

（1）特例

当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p°、d°、曰）、半充满（p\d\f7）

和全充满（p6、/0、f"）的结构时，原子的能量较低，为稳定状态，该元素具有较大的第一

电离能，如：第一电离能，Be>B；Mg>Al；N>O；P>S»

（2）应用

①判断元素金属性的强弱。电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。

②判断元素的化合价。如果某元素的/■+>>/",则该元素的常见化合价为+〃，如铝元素

/4>>心，所以铝元素的化合价为+3。而过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不

大，所以常表现多种化合价，如镒元素有+2价〜+7价。

元素电负性的递变性

高考化学全国卷I专题结构化学知识点考点总结（含答案）

②确定化学键类型（两元素电负性差值＞1.7,离子键；两元素电负性差值＜1.7,共价

键）；

③判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）；

④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。

电离能与电子的分层排布

一般来说，对于一个原子……这很容易理解，因为从正一价的气态阳离子中去

掉一个电子需克服的电性引力比从中性原子中掉一个电子要大，消耗的能量就更多。

因此，一个原子的电离能是依次增大的，甚至是成倍增长，但增大的倍数并不相同。有

的增大的多，有的增大的很多（逐级递增，存在突跃）。我们结合下表说明：

I216

I(kJ/mol)IiI3I4I5I7

Na496456269129543133531661020114

Mg7381451|773310540136301799521703

Al57818172745|11575148301837623293

Na,L比I2增大不到一倍，但12比L却增大了近百倍。这说明L比12、L小得多，说

明有一个电子能量较高，在离核较远的区域运动，容易失去。另外的几个电子能量较低，在

离核较近的区域运动。

Mg,按照上面的分析，b比L增大不到一倍、14比13增大不到一倍，但13比12却增大

了好几倍。因此可认为有两个电子能量较高，在离核较远的区域运动，另外的几个电子能量

较低，在离核较近的区域运动。

至于A1元素，请同学自己分析一下。通过分析电离能的数据，我们也可以看到14比13

增大了好几倍，在多电子原子中，电子是分层排布的。

金属活动顺序与电离能大小顺序不一致的原因

我们知道金属活动顺序中Ca元素排在Na元素的前面，而我们查的第一电离能的数据

发现，钠元素的L=496kJ/mol,钙元素的L=590kJ/mol；1145kJ/moL为什么第一电离

能表现出来的金属性顺序与金属活动性顺序表现出来的不一样呢？其实,这是因为两个概念

表达的内容不同并且测量的手段也不一样，金属活动性顺序指的是水溶液中金属单质中的原

子失去电子的难易程度。而电离能指的是气态的金属原子失去电子成为气态阳离子的能力，

它是金属原子在气态时的活泼型量度。二者所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。

高考化学全国卷I专题-----结构化学知识点考点总结(含答案)

由此可以知道，我们在分析某个问题时，一定要注意具体的条件。

对角线规则

Li与Mg,Be与Al,B与Si这三对元素在周期表中处于对角线位置，相应的两元素及

其化合物的性质有许多相似之处，这种相似性称为对角线规则。

Li与Mg的相似性叼」

★锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物

★锂、镁都能与氮气直接化合而生成氮化物

★锂、镁与水反应均较缓慢

★锂、镁的氟化物、碳酸盐、磷酸盐均难溶于水

★锂、镁的碳酸盐在加热时均能分解为相应的氧化物和二氧化碳

★锂、镁的氯化物均能溶于有机溶剂中，表现出共价特性

值得注意的是，锂的金属性比镁强，氢氧化锂为强碱，氢氧化镁为中强碱，锂与水反应

平缓不剧烈，镁则缓慢，氢氧化锂易溶，20度是溶解度12.8g,氢氧化镁难溶20度时溶解

度0.00095g

Be与Al的相似性

★镀、铝都是两性金属，既能溶于酸，也能溶于强碱

★镀和铝都能被冷的浓硝酸钝化

★镀和铝的氧化物均是熔点高、硬度大的物质

★镀和铝的氢氧化物Be(OH)2>Al(OH)3,都是两性氢氧化物，而且都难溶于水

B与Si的相似性

★硼与硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔

★单质的制备，与酸碱的作用，氢化物的制备与性质等都相似

★硼和硅的卤化物水解性也相似SiCl4+4H2O=H4SiO4+4HCl,BC13+3H2O=

H3BO3+3HC1

【过关练习】

1.试用“尹、“<”、"="表示元素C、N、0、Si的下列关系：(用元素符号表示，下同)

(1)第一电离能：____________________________________

(2)电负性：________________________________________

(3)非金属性：______________________________________

2.比较大小

(1)第一电离能C、N、O、SiHe、N、P、F

(2)电负性Na、Mg、AlO、S、

P_____________________

答案：1.(1)N>O>C>Si(2)0>N>C>Si(3)0>N>C>Si

2.(1)Si<C<O<NP<N<F<He(2)Na<Mg<AlP<S<0

考点3•杂化方式、键角、构型、分子中。键数的判断

分子或离子的空间构型及杂化方式的判断方法

一、价层电子对互斥理论

高考化学全国卷I专题结构化学知识点考点总结(含答案)

分子或离子的空间构型与中心原子的价层电子对数目有关；价层电子对=成键电子对+

孤对电子对；价层电子对尽可能远离，以使斥力最小。

1.杂化轨道类型的判断方法

(1)看中心原子有没有形成双键或三键，如果有1个三键，则其中有2个兀键，用去

了2个p轨道，则为sp杂化；如果有1个双键则其中有1个兀键，则为sp2杂化；如果全部

是单键，则为sp3杂化。

(2)由分子的空间构型结合价电子对互斥理论判断。没有填充电子的空轨道一般不参

与杂化，1对孤电子对占据1个杂化轨道。如NH3为三角锥形，且有一对孤电子对，即4

个杂化轨道应呈四面体形，为sp3杂化。

(3)价电子法：对于AB„,型分子，若A原子的价电子数目有尤个，B原子的价电子数

目有了个，则杂化轨道数目=Cx+my)/2。例如CH4杂化轨道数目=(4+4x1)/2=4,则

碳原子为sp3杂化。使用这个公式计算杂化轨道数目时：当。和S元素作为中心原子时提供

6个电子，作为配位原子时提供0个电子；而F、ChBr、I等原子作为中心原子时提供7

个电子，而作为配位原子时提供1个电子。例如：CCh中中心碳原子的杂化轨道数目=(4

+0x2)2=2,则为sp杂化；又如BF3中中心硼原子的杂化轨道数目=(3+3x1)/2=3,

则硼原子为sp?杂化。

(4)公式法：多原子的离子也可使用这个公式计算。需要对阳离子(或阴离子)减去

(或加上)所带电荷。例如NH：中N原子的杂化轨道数目=(5+4X1-1)/2=4,则N原

子的杂化方式为sp3杂化；又如H3O+中。原子的杂化轨道数目=(6+1x3-1)/2=4,则O

原子的杂化方式为sp3杂化；再如SO/中S原子的杂化轨道数目=(6+0+2)/2=4,则S

原子的杂化方式为sp3杂化。

2.价层电子对的空间构型

由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可能的相互远离，于是价层电子对

的空间构型与价层电子对数目关系如下

价层电子对数23456

价层电子对构型直线正三角形正四面体三角双锥正八面体

3.分子空间构型

价层电子对有成键电子对和孤对电子对之分，中心原子周围配位原子(或原子团)数,

即ABn中n值就是成键对数，价层电子对的总数减去成键对数，得孤对电子对数。若孤对

电子对=0：分子的构型等于电子对的空间构型，孤对电子对加：分子的构型不同于电子对

的空间构型。

价层电子对数目电子对的空间构型成键电子对数孤对电子数分子的空间构型实例

2直线20直线BeCb、CO2

30正三角形BF3、SO3

3三角形

21V形SnBr2>PbCh

正四面体

40CH4>CC14

4四面体31三角锥NH3、PCI3

22V形H2O

5三角双锥50三角双锥PCI5

八面体八面体

660SF6

注意：如果在价层电子对中出现孤对电子对时，价层电子对空间构型还与下列斥力顺序

相关：孤对一孤对〉孤对一键对,键对一键对。因此价层电子对空间构型为正三角形和正四

面体时，孤对电子对对成键电子对斥力较大，使成键电子对夹角变小，所以SnB"的键角应

小于120°,NH3、H2O分子的键角应小于109.5%

高考化学全国卷I专题结构化学知识点考点总结（含答案）

对于分子中有双键、三键等多重键时，使用价层电子对理论判断其分子构型时，双键的

两对电子和三键的三对电子只能作为一对电子来处理，或者说在确定中心原子的价电子层电

子对总数时，不包括兀键电子。

二、杂化轨道理论

1.杂化轨道理论的基本要点

同一原子中不同的类型的能量相近的原子轨道在成键时，互相混合，重新组合成一组新

的原子轨道的过程叫做轨道的杂化，所形成的一组新轨道叫做杂化轨道。（1）有几条原子轨

道参与杂化就能形成几条杂化轨道；（2）杂化轨道分等性杂化（无孤对电子对）与不等性杂

化（有孤对电子对）轨道；（3）杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理，与其他成。键或

被孤对电子对占有。

2.中学常见的杂化轨道类型

杂化类型spsp2sp3

参与杂化的原子轨道1个s+1个p1个s+2个p1个s+3个p

杂化轨道数2个sp杂化轨道3个sp2杂化轨道4个sp3杂化轨道

夹角180°120°109.5°

空间构型直线正三角形正四面体

3.s—p杂化轨道和简单分子几何构型的关系

（1）对ABn类型的分子来说，当中心原子无孤对电子对时，分子空间构型和杂化轨道

的空间构型相同；当中心原子有孤对电子对时，分子空间构型和杂化轨道的空间构型不一致。

23

杂化方式spspSp2不等性杂化spSp3不等性杂化

轨道夹角180°120°<120109.5°<109.5°

杂化轨道数2334444

键数2324321

中心原子孤对电子数0010123

分子几何构型直线形正三角形V形正四面体三角锥V形直线形

实例SO2

BeCLBF3CH4NH3H2OHC1

HS

HgCbNO2"SiCl4PH32

（2）对两中心或多中心的分子来说，运用杂化轨道理论判断比较方便。

C2H2每个中心原子C形成2条◎键，无孤对电子对，共需要2个杂化轨道，则采用sp

杂化；

c2H4每个中心原子C形成3条◎键，无孤对电子对，共需要3个杂化轨道，则采用sp2

杂化；

N2H4每个中心原子N形成3条。键，有1对孤对电子对，共需要4个杂化轨道，则采

用sp3杂化。

（3）对给定结构的微粒来说，运用杂化轨道理论判断比较方便。

金刚石每个C与另外4个C形成4条◎键，无孤对电子对，则C采用sp3杂化；

石墨每个C与另外3个C形成3条。键，无孤对电子对，则C采用sp?杂化。

【过关练习】

1.常见分子的极性、空间构型与杂化方式

类型实例键角键的极性分子的极性空间构型杂化方式

XY2co2cs2

高考化学全国卷I专题结构化学知识点考点总结(含答案)

SO2

X2YH2OH2S

BF3

XY3

NH3

XY4CH4CC14

2.按要求填空

(1)HCHO中心原子的杂化方式,其空间构型为,◎键和兀键个数比

(2)C2H2中心原子的杂化方式，其空间构型为，。键和兀键个数比

(3)HCN中心原子的杂化方式,其空间构型为,◎键和无键个数比

(4)CH2=CH—OC—CN,C原子的杂化方式是,0键和兀键个数比

(5)N2H4中心原子的杂化方式,◎键数

(6汨3。+中0原子采用杂化。+中H-O-H键角比H20中H-O-H键角大,

因为：

答案：

1.常见分子的极性、空同构型与杂化方式

键角键的极性分子的极性空间构型杂化方式

180°极性键非极性分子直线形sp

<120°极性键极性分子V形sp2

105°极性键极性分子V形sp3

120°极性键非极性分子平面三角形sp2

107°极性键极性分子三角锥形sp3

109°28r极性键非极性分子正四面体形sp3

2.按要求填空

(1)sp2平面三角形3:1(2)sp直线形3:2(3)sp直线形1:1

(4)sp和sp28:5(5)sp35

3

(6)spH2O中0原子有2对孤对电子，而H3。+中0原子有1对孤对电子，排斥力

高考化学全国卷I专题结构化学知识点考点总结（含答案）

小。

考点4•晶体密度计算

对于立方晶胞，无论是求其晶体密度、还是晶胞体积、边长等，都可建立如下思维途径:

一个晶胞中摩尔质量（M）.求一个晶

粒子数目⑺阿伏加德”胞的质量

罗常数（M）晶胞的

密度（P）

晶胞边长（或求一个晶

离子半径）（0胞的体积

获得关系式：比，再根据题目已知条件代入数据，移项、化简即可。

ClK/VA

【特别提醒】晶胞中微粒的计算方法一一均摊法

①长方体晶胞中粒子对晶胞的贡献顶角占棱上占面上占内部1。

842

②非长方体（非正方体）晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定。如石墨晶胞每一

层内碳原子排成六边形，其顶点（1个碳原子）对六边形的贡献为1/3o再如图所示的正三

棱柱形晶胞中：

?---------顶点:为12个晶胞共有,出属于该晶胞

------为4个晶胞共有,今属于该晶胞

）---------为6个晶胞共有］属于该晶胞

O-------处于晶胞内部，全部属于该晶胞

熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目

A.NaCl（含4个Na+,4个CD

B.干冰（含4个CO2）

C.CaF2（含4个Ca2+,8个广）

D.金刚石（含8个C）

E.体心立方（含2个原子）

F.面心立方（含4个原子）

【过关练习】

1.NaCl晶胞边长为acm,NaCl的密度为

2.离子化合物CaF2晶体的密度为ag-cm^3,则晶胞的体积是（写出表达式即可）

3.化合物DB（摩尔质量为bg-mo「i）晶胞结构与金刚石相似，晶胞的边长为acm。该晶

高考化学全国卷I专题结构化学知识点考点总结（含答案）

体的密度为g-cm-3»

4.若铜原子半径为acm,则铜单质晶体（面心立方最密堆积）的密度为g-cnT3（只

列出计算式）。

内心，4x58.5-4x78g♦w/T。4bA64x4

答案：［/=,不N，.卷-~~尸二---

gcm2.-----------3-----------------2--3-------1r3Na44.3

aNA-cmx6.02x10mof^'（2V2a）NA

考点5•氢化物和含氧酸的酸性比较

酸性强弱与分子结构的关系

一、含氧酸的酸性与分子结构的关系

含氧酸的分子中，原子的排列顺序是H—O—R,（有的含氧酸有配位键H-O—R—O）。

含氧酸的酸性强弱主要取决于结构中的两个因素：

1.比较中心原子跟氧的化学键的极性和氢氧键的极性，如果R—O键的极性越小，对于

氢氧键来说极性就越大，就越容易发生H—O键的断裂，酸性就越强。我们知道，同周期元

素中，随R的电荷数的增大，半径变得越小，R—O键的极性就越小，R—O间的引力加大，

含氧酸的酸性就越强。因此，Si、P、S、Cl的电荷数从4到7,而原子半径减小，所以

H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4的酸性依次增强。

2.含氧酸分子中未被氢化的氧原子数越多，含氧酸的酸性就越强。因为，未被氢化的

氧原子数越多，因氧的电负性大，中心原子电子向未被氢化的氧原子转移，中心原子从O

—H键中吸引的电子也就越多，更易离解出H+。所以，酸性HCK）4>HC1C>3>HC1O,因为

HC1CU分子中有三个未被氢化的氧原子，而次氯酸分子中没有未被氢化的氧原子。

名称次氯酸磷酸硫酸高氯酸

含氧酸分子式

HC1OH3P。4H2so4HC1O4

?H?H?

结构简式HO-CIHO-^Oo=s=o0=(JI=0

1

OHOHOH

非羟基氧原子数0123

酸性弱酸中强酸强酸最强酸

二、无氧酸的酸性强度

无氧酸的酸性强度是指氢化物水溶液的酸性强度。同主族元素的氢化物水溶液的酸性自

上而下增强。如酸性HF<HCl<HBr<HLH20VHzSvESevHzTe。同主族自左至右酸性增强，

如H2O<HF,H2S<HC1»那么又该如何理解？

在HF、HC1、HBr、HI分子中，HF分子的化学键极性最强，离解能特别大，说明吸热

多，虽然F原子的电子亲合能和F离子水合能也稍大，但总的热效应仍以离解能为主，因

此，HF更难电离，酸性也在同类中最弱。

在H2O与HF、H2s与HC1的比较中，由于X原子的电子亲合能和离子水合能的影响

大于离解能的影响，HF的离解能虽然比H2O大，HC1的离解能也比H2S大，但因电子亲合

能和离子水合能的关系，总的效应还是放热多，因此HF比H2O容易电离，HC1比H2s容

易电离，所以酸性HF比H2O强、HC1比H2s强。

【过关练习】

1.（1）LSe的酸性比H2s.（填“强”或“弱叽

（2）HzSeCh的Ki和冷分别为2.7xlO-3^2.5xlO_8,HzSeCU第一步几乎完全电离，出为

1.2x10-2,请根据结构与性质的关系解释：①HzSeCh和HzSeCh第一步电离程度大于第二步

高考化学全国卷I专题结构化学知识点考点总结（含答案）

电离的原因:

②H2SeC>4比HzSeCh酸性强的原因:________________________________________________

答案：（1）强（2）①第一步电离后生成的负离子较难再进一步电离出带正电荷的氢离

子;②HzSeCh和H2SeO4可表示成（HO）2SeOW（HO）2SeO2oH2SeO3中的Se为+4价，而H2SeO4

中的Se为+6价，正电性更高，导致Se—O—H中O的电子更向Se偏移，越易电离出H+。

考点6•配位数的确定

配位数确定中常见的误区

NaCl晶体中阴离子的配位数为6,而C「按面心立方堆积的配位数是12。怎

么都是配位数一会儿是6,一会儿又是12,这怎么理解？

氯离子按面心立方堆积是没错，但那不是真正的配位数，因为氯离子是同号

离子，是相互斥的；同理，钠离子也是按面心立方堆积的，这两种离子形成的面

心立方堆积都产生八面体空穴，彼此进入对方八面体空穴中就对了，此时异号离

子之间的接触才算配位数，这样配位数就是真正的配位数，即6。

面心立方堆积如果是金属原子，则其配位数是12,因为周围的原子都与该

原子形成金属键的，这时也是真正的配位数。

高考化学全国卷I专题结构化学知识点考点总结（含答案）

第三步：以右侧

面心为参照物

观察最近距离

原子

与右侧面心最近等距离的12个原子标注成深色，其他距

离较远的标注成白色（黑色白色都是Cu原子！）

第四步：取出与

右侧面心最近

距离的12个原

子

一个粒子周围曩近邻的粒子数：配位数12

离子周围鬟近的耳电性离子的数目

NaCl型

面心五方

配位数6

配位数含义

我们在提到配位数时应当注意晶体学和配位化学中的配位数含义不同的。

晶体学中，一个粒子周围鬟近邻的粒子数称为配位数。（离子晶体中，指一个离子周围

最近的耳电性离子的数目。）

配位化学中，配位数指化合物中中心原子周围的配位原子个数。

高考化学全国卷I专题结构化学知识点考点总结(含答案)

1.晶体中配位数问题

晶体晶体结构晶体详解

(1)每个碳与相邻生个碳以共价键结合，形成正四面体结构

m

p

4

m5(2)键角均为109°28'

Ph<

4

金刚石5-(3)最小碳环由6个C组成且六原子不在同一平面内

Jr

(4)每个C参与4条C—C键的形成，C原子数与C—C键

数之比为1：2

原子晶体

(1)每个Si与生个O以共价键结合，形成正四面体结构

Si—

(2)每个正四面体占有1个Si,4个90"，a(Si)：n(0)

SiO2

=1：2

(3)最小环上有£个原子，即6个0,6个Si

(1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个

分子晶体干冰CO2分子

-c

10(2)每个C02分子周围等距紧邻的CCh分子有12_个

)

(1)每个Na+(CID周围等距且紧邻的C广(Na+)有6个。

NaCl__i'-t-7

离子晶体卅每个Na+周围等距且紧邻的Na+有整个

(/;/

(型)!>—r-0-7

0—(2)每个晶胞中含生个Na+和生个C「

•Na+^oci-

高考化学全国卷I专题结构化学知识点考点总结（含答案）

a）每个cs+周围等距且紧邻的cr有&个,每个cs+（cr）

CsCl

J周围等距且紧邻的Cs+（C广）有8个

（型）蕤J

1（2）如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs+、1个cr

oCs*

OCl-

a

简单立方尸

典型代表P。，配位数为空间利用率52%

堆积

x>——-

a

面心立方又称为Ai型或铜型，典型代表Cu、Ag、Au,配位数为12，

C>o0o

最密堆积空间利用率74%

金属晶体〉

体心立方<9又称为A2型或钾型，典型代表Na、K、Fe,配位数为苴，空

堆积属¥间利用率68%

O

六方最密又称为A3型或镁型，典型代表Mg、Zn、Ti,配位数为12，

o

堆积空间利用率74%

0

2.配位化合物中的配位数问题

配合物是“配位化合物”的简称，曾经也称为“络合物”。最初这一类的化合物都是由稳定

的简单化合物进一步合成得到的，如COC13-6NH3,PtCb・2NH3等。后来发现绝大多数的无

机化合物，包括盐类的水合晶体，都是以配合物形式存在的。

（1）配合物的定义

金属原子或金属离子与其他分子或离子以配位键结合而形成的复杂离子或化合物，称为

配离子或配合物。

（2）配合物的组成

①中心离子（或原子）

配离子中心位置的离子（或原子），通常把它叫做中心离子（或原子），如［Cu（NH3）4产

和［Fe（C0）5］中的Cu2+和Fe原子。中心离子（或原子）的特征是，必须具有可以接受孤电子

对的空轨道，一般为带正电荷的阳离子，常见的为过渡元素离子（或原子）。

②配体和配位原子

在配合物中和中心离子（或原子）结合的分子或离子称为配体。如［CU（NH3）4产中的NH3

分子和［Fe（SCN）6］中的SCN,提供配体的物质称为配位剂。配体中与中心离子（或原子）

成键的原子称为配位原子，如［Cu（NH3）4产中的N原子和［Fe（SCN）6］中的S原子。配位原子

提供孤电子对给中心离子（或原子）的空轨道，从而形成配位键。通常，配位原子是电负性

较大的非金属原子，如0、S、N、P、C、F、Cl、Br、I等。

③配位数

在配合物中和中心离子（或原子）结合的配位原子总数，称为该中心离子（或原子）配

位数。在［Cu（NH3）4产中，Ci?+配位数为4；［Fe（C0）5］中，Fe原子的配位数为5等。目前已

证实的配合物中，中心离子的配位数可以从1〜12,其中最常见的是4、6。

④配合物的内界和外界

高考化学全国卷I专题结构化学知识点考点总结(含答案)

从配合物整体来看，配合物可以分为内界和外界两个组成部分。内界为配合物的特征部

分，是由中心离子和配体结合而成的I二个完整的稳定的整体,.即配离子。在配合物的化

学式中，用方括号表示。处界由与配离子电荷相反的其它离子构成,距离配离子的中心较远。

由于配合物整体呈电中性，所以，也可以根据外界离子的电荷总数来确定配离子的电荷数。

例如，K3［Fe(CN)6］和K4Fe(CN)6］中，可由外界确定配离子所带电荷分别为一3和一4,

进而可以确定二者中铁元素的化合价为+3和+2。

综上所述，关于配合物的组成，以［Cu(NH3)4］SO4和K4Fe(CN)6］为例，图示如下:

酉哈物配合物

/------工-----\

外界内界

内界外界

(配离子)

(配离子)

中心离子酉1体

中心离子配体

+

K4［Fe(CN)］4i

26

［CU(沙3)4片SO4-tt

Jf配位原子

配位原子