2024年高中化学《物质的结构与性质》知识

2024年高中化学《物质的结构与性质》知识汇总

原子核外电子排布原理

1.能层、能级与原子轨道

(1)能层(〃)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按

照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、

N……表示，能量依次升高。

(2)能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不

同的能级，通常用s、p、d、r等表示，同一能层里，各能级

的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：

E(s)<E(p)<E(d)<E(f)o

(3)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。

原子轨道轨道形状轨道个数

S球形1

P哑铃形3

【特别提示】

(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层

序数。

(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次

为1、3、5、7……的二倍。(3)构造原理中存在着能级交错现

象。由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电

子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道

上的电子。

(4)前四周期的能级排布(Is、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。

第一能层(K),只有s能级；第二能层(L),有s、p两种能级，

p能级上有三个原子轨道p,、p.v、pz,它们具有相同的能量；

第三能层(M),有s、p、d三种能级。

(5)当出现d轨道时，虽然电子按ns,(n—l)d,np顺序填充，

但在书写电子排布式时,仍把(n—l)d放在ns前。

(6)在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]+价电

子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。

2.基态原子的核外电子排布

(1)能量最低原理

电子尽可能地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干最低状态°如图为构造原理示意图，即

基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图。

注意：所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。

（2）泡利原理

每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。

（3）洪特规则

当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，且自旋状态相同。

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满（p6、dl0>P，、

半满（p3、d\f，）和全空（p。、d。、f°）状态时,体系的能量最

低。

3.基态、激发态及光谱示意图

吸收光谱吸收能量I释放能量述风发射光谱

①主族

主族IAIIAIIIAIVAVAVIAVDA

排布特点MS1MS2后噌店wp2店喈后即4nsrup5

②0族：He：1s2；其他〃s2〃p6。

③过渡元素（副族和第w族）：（〃一1）十~|。叔〜2。

（3）元素周期表的分区

①根据核外电子排布

a.分区

b.各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

分区元素分布外围电子排布元素性质特点

除氢外都是活泼金属元素；

s区IA、HA族ns1-2

通常是最外层电子参与反应

P区inA族〜VIA族、0族心2«pL6通常是最外层电子参与反应

IHB族〜VDB族、皿族d轨道可以不同程度地参与

d区(n-l)d1-1W2

（除斓系、洞系外）化学键的形成

ds区IB族、IIB族(?i-l)d10?ts1-2金属元素

斓系元素化学性质相近，瓶

f区斓系、制系

(M-l)d°-2?ts2系元素化学性质相近

②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区

和非金属元素区（如下图），处于金属与非金属交界线（又称梯形

线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准

金属，但不能叫两性非金属。

非

金

嘘

属

元

元

素

素

区

区

【特别提示】

“外围电子排布”即“价电子层”，对于主族元素，价电子层就是

最外电子层，而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如

Fe的价电子层排布为3d64s2。

2.对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性

质是相似的。

3.元素周期律

(1)原子半径

①影响因素

能层数：能层数越多，原子半径越大。

核电荷数：能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小。

②变化规律

元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减

小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。

(2)电离能

①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态

基态正离子所需要的最低能量，符号：L,单位：kJ/molo

②规律

a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第

一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。

b.同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。

C.同种原子：逐级电离能越来越大(即11<12<[3…)。

(3)电负性

①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元

素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力

越强。

②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，

计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。

③变化规律

金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大

于1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”(如错、铢等)的

电负性则在1.8左右。

在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，

同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。

4.电离能、电负性的应用

(1)电离能的应用

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(L、b……表示各级电离能)

如果某元素的则该元素的常见化合价为如钠元

素所以钠元素的化合价为+1。

③判断核外电子的分层排布情况

多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律

性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。

④反映元素原子的核外电子排布特点

同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，

当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时;第一

电离能就会反常的大。

(2)电负性的应用

金属元素的电负性一般小于

1.8,金属元素的电负性越小,

金属元素越活泼

判断金属性

与非金属性非金属元素的电负性一般大于

i的强弱1.8,非金属元素的电负性越大,

非金属元素越活泼

机判断元素电负性大的元素易呈现负价

在化合物

的

中的化合

应价的正负电负性小的元素易呈现正价

用

电负性差值大的元素原子之间

形成的化学键主要是离子键

判断化学

键类型

电负性差值小的元素原子之间

形成的化学键主要是共价键

共价键

1.本质

在原子之间形成共用电子对（电子云的重叠）。

2.特征

具有饱和性和方向性。

3.分类

分类依据类型

形成共价键的原子0键电子云“头碰头”重嶷

轨道重鑫方式冗键电子云“肩并肩”重盘

形成共价键的电子极性健共用电子对发生偏移

对是否偏移非极性键共用电子对不发生偏移

单键原子间有一对共用电子对

原子间共用电子对

双键原子间有两对共用电子对

的数目

三键原子间有三对共用电子对

【特别提示】

（1）只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子

对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大（大于1.7）时，

不会形成共用电子对，而形成离子键。

（2）同种元素原子间形成的共价键为非极性键，不同种元素

原子间形成的共价键为极性键。

（3）在分子中，有的只存在极性键，如HC1、NH3等，有的

只存在非极性键，如N?、H?等，有的既存在极性键又存在非

极性键，如H2O2、C2H4等；有的不存在化学键，如稀有气体

分子。

（4）在离子化合物中，一定存在离子键，有的存在极性共价

键，如NaOH、Na2so4等；有的存在非极性键，Na2O2>

CaCz等。

（5）通过物质的结构式，可以快速有效地判断键的种类及数

目；判断成键方式时，需掌握：共价单键全为。键，双键中有

一个。键和一个兀键，三键中有一个。键和两个兀键。

4.键参数

（1）概念

鲤:气态基态原子形成1mol化学键释放

的最低能量

键参数丁鲤:形成共价键的两个原子之间的核间距

一键一:在原子数超过2的分子中，两个共

价键之间的夹角

（2）键参数对分子性质的影响

键能越大，键长越短，分子越稳定。

L键能

世决定

分子的稔定性-

参决定

分了的性质

数

分子的空间构型

一键角」

5.等电子原理

原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特

征，物理性质相近，但化学性质不同。

常见的等电子体

微粒通式价电子总数立体构型

CO：、CNS，N/、环AX：16e-直线形

24e-平面三角形

COf、NOfsS03AX5

SO?、O3、NO?AX：18e-V形

SOT、POTAX432e-正四面体形

26e-

pof、sof、cio;AX5三角锥形

CO、N：AX10e-直线形

CH4、NH；AX48e-正四面体形

分子的立体结构

1.价层电子对互斥理论

（1）价层电子对在球面上彼此相距最远时，排斥力最小，体

系的能量最低。

（2）孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强,

键角越小。

(3)用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型的关键是判

断分子中中心原子上的价层电子对数。

价

。锹电广对数中心原子结合的原广数

乂I=1I

电

子

对(

1心原子上的孤电7对数|=va--加

其中：。是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子

要加上电荷数)，b是1个与中心原子结合的原子提供的价电子

数，x是与中心原子结合的原子数。

(4)价层电子对互斥理论与分子构型

电子成键孤电子电子对立体

分子立体构型实例键角

对数对数对数犍

220直线形直线形BcCL180°

30平面正三角形BF120°

3三角形3

21V形SnBr：105°

40正四面体形CH4109°28?

431正四面体形三角锥形NHS107°

22V形105°

H2O

2,杂化轨道理论

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，形成分子的空间结构不同。

sp杂化轨道由1个s轨道和1个P轨道组合

SP杂化I-而成•杂化轨道间夹角为180°,呈立线形.

如HC-C一H。

sp2杂化轨道由1个s轨道和2个P轨道组

卜11杂化|一合而成.杂化轨道间夹角为皿,呈平面三

角一,如HCH（）0

sp3杂化轨道由1个S轨道和3个P轨道组

|sp3杂化]一合而成,杂化轨道间夹角为109。28',呈正

四面体形.如CHt。

3.配位键

（1）孤电子对

分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。

（2）配位键

①配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空

轨道形成共价键C

②配位键的表示：常用“一一/来表示配位键，箭头指向接受孤

电子对的原子，如NH4+可表示如下，在NH4+中，虽然有一个

N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过程不同，但是一

旦形成之后，4个共价键就完全相同。

H

t

[H—N—H]+

H

（3）配合物

$D[CU（NH3）4]SO4

配位原子（提供孤电子对）

（提中供心空原轨壬道、二I配位体

[CNN%），坐

^界编配位数

配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F，C「、CN一等。

中心原子有空轨道，如Fe3+、Cu2\Zn2\Ag+等。

【特别提示】

（1）价层电子对互斥理论说明的是价层电子对的立体构型，

而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电

子对。

①当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；

②当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。

如：中心原子采取Sp3杂化的，其价层电子对模型为四面体

形，其分子构型可以为四面体形（如CH4）,也可以为三角锥

形（如NH3）,也可以为V形（如H20）。

（2）价层电子对互斥理论能预测分子的几何构型，但不能解

释分子的成键情况，杂化轨道理论能解释分子的成键情况，但

不能预测分子的几何构型。两者相结合，具有一定的互补性，

可达到处理问题简便、迅速、全面的效果。

（3）杂化轨道间的夹角与分子内的键角不一定相同，中心原

子杂化类型相同E寸孤电子对数越多，键角越小。

（4）杂化轨道与参与杂化的原子轨道数目相同，但能量不

同。

分子间作用力与分子的性质

1.分子间作用力

(1)概念

物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。

(2)分类

分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。

(3)强弱

范德华力〈氢键(化学键。

(4)范德华力

范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范

德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。一般来

说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范

德华力逐渐增大。

(5)氢键

①形成

己经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几

乎为裸露的质了)与另•个分了中电负性很强的原了之间的

作用力，称为氢键。

②表示方法：A—H...B

【特别提示】

a.A、B是电负性很强的原子，一般为N、O、F三种元

素。

b.A、B可以相同，也可以不同。

③特征

具有一定的方向性和饱和性。

④分类

氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。

⑤分子间氢键对物质性质的影响

主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生

影响。

2.分子的性质

(1)分子的极性

类型非极性分子极性分子

正电中心和负电中心正电中心和负电中心

形成原因

重合的分子不重合的分子

存在的共价键非极性键或极性键非极t生键或极性键

分子内原子排列对称不对称

(2)分子的溶解性

①“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，

极性溶质一般能溶于极性溶剂。若溶剂和溶质分子之间可以

形成氢键，则溶质的溶解度增大。

②随着溶质分子中憎水基个数的增大，溶质在水中的溶解度

减小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶

解度明显减小。

(3)分子的手性

①手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，

如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现

象。

②手性分子：具有手性异构体的分子。

③手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子

的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子。

(4)无机含氧酸分子的酸性

无机含氧酸的通式可写成(HO),〃RO〃，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，如酸性：HCIO<HCIO2<HCIO3<HCIO4O

晶体和晶胞

1.晶体与非晶体

比较晶体非晶体

结构特征结构粒子周期性有序排列结构粒子无圉非列

自范性有无

性质

熔点,固定不固定

特征

异同表现各向异性各向同■性

间接方法：测定其是否有固定的熔点

二者区别方法

科学方法：对固体进行X-射线衍射实睑

2.得到晶体的途径

(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.晶胞

(1)概念

描述晶体结构的基本单元。

(2)晶体中晶胞的排列一一无隙并置

①无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。

②并置：所有晶胞平行排列、取向相同。

4.晶胞计算的思维方法

晶胞计算是晶体考查的重要知识点之一，也是考查学生分析

问题、解决问题能力的较好素材。晶体结构的计算常常涉及

如下数据：晶体密度、NA、M、晶体体积、微粒间距离、微

粒半径、夹角等，密度的表达式往往是列等式的依据。解决

这类题，一是要掌握晶体"均摊法''的原理，二是要有扎实的

立体几何知识，三是要熟悉常见晶体的结构特征，并能融会

贯通，举一反三。

(1)“均摊法”原理

有1/8属于

该立方体

有1/4属于

该立方体

有1/2属于

该立方体

完全^于

该立方体

【特别提示】

①在使用均摊法计算品胞中微粒个数时，要注意品胞的形

状，不同形状的晶胞，应先分析任意位置上的一个粒子被几

个品胞所共有，如六棱柱品胞中，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在计算晶胞中粒子个数的过程中，不是任何晶胞都可用均

摊法。

(2)晶体微粒与M、〃之间的关系

若1个晶胞中含有x个微粒，则1mol晶胞中含有xmol微

粒，其质量为为微粒的相对“分子''质量)；1个晶胞

的质量为为晶胞的体积，〃为晶胞的密度)，则1

mol晶胞的质量为〃/NAg,因此有不加="3必。

常见晶体类型

1.四类晶体的比较

匕表、分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体

金属阳离子

构成粒子分子原子阴、阳离子

自由电子

粒子间的

相互作用分子间作用力共价链金属键离子键

力

有的很大，有

硬度按小很大较大

的很小

有的很高，有

熔、沸点较低做较高

的很低

难溶于任何溶常见溶剂大多数易溶于水

溶解性柜似相溶

剂难溶等极性溶剂

一般不具有导

导电一般不导电，溶于水后有电和热晶体不导电，水溶

电性，个别为

导热性的导电的良导体液或熔融态导电

半导体

所有非金属氨化物俊口水、部分非金属单

金属氧化物位口

硫化氢）、部分非金属单质质俊口金刚石、

金属单质与K：0、Na：。）、强

位口卤素X。、部分非金属硅、晶体硼），

物质类别含金如Na、碱如KOH、

氧化物如co：、so。、几部分非金属化

Al、Fe、青洞）NaOH）、绝大部分

乎所有的酸、绝大多数有合物（如S1C、

盐加Nad）

机物借机盐除外）SQ9

2.离了晶体的晶格能

（1）定义

气态离子形成1mol离子晶体释放的能量，通常取正值，单

位：kJ/molo

（2）影响因素

①离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越人。

②离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。

（3）与离子晶体性质的关系

晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越

大。

3.晶体类型的5种判断方法

（1）依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断

①离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子

键。

②原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。

③分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用

力。

④金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的

作用是金属键。

（2）依据物质的分类判断

①金属氧化物（如K2O、Na2O2等）、强碱（NaOH、KOH等）

和绝大多数的盐类是离子晶体。

②大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅等）、非金属

氢化物、非金属氧化物（除SiO2外）、几乎所有的酸、绝大多

数有机物（除有机盐外）是分子晶体。

③常见的单质类原子晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常

见的化合类原子晶体有碳化硅、二氧化硅等。

④金属单质是金属晶体。

(3)依据晶体的熔点判断

①离子晶体的熔点较高。

②原子晶体的熔点很高。

③分子晶体的熔点低。

④金属晶体多数熔点高，但也有少数熔点相当低。

(4)依据导电性判断

①离子晶体溶于水及熔融状态时能导电。

②原子晶体一般为非导体。

③分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和

强极性非金属氢化物)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。

④金属晶体是电的良导体。

(5)依据硬度和机械性能判断

①离子晶体硬度较大、硬而脆。

②原子晶体硬度大。

③分子晶体硬度小且较脆。

④金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。

【注意事项】

(1)常温下为气态或液态的物质，其晶体应属于分子晶体(Hg

除外)。

(2)石墨属于混合型晶体，但因层内原子之间碳碳共价键的

键长为1.42xlO-,om,比金刚石中碳碳共价键的键长(键长为

1.54xW,0m)^,所以熔、沸点高于金刚石。

(3)AlCb晶体中虽含有金属元素，但属于分子晶体，熔、沸

点低(熔点190℃)o

(4)合金的硬度比其成分金属大，熔、沸点比其成分金属

低。

4.分类比较晶体的熔、沸点

(1)不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律

原子晶体〉离子晶体〉分子晶体

金属晶体的熔、沸点差别很大，如鸨、伯等熔、沸点很高，

如汞、钱、艳等熔、沸点很低，金属晶体一般不参与比较。

(2)原子晶体

由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能

大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石〉石英〉碳化硅〉

硅。

(3)离子晶体

一般地说，阴、阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，则

离子间的作用就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔

点：MgO>MgCl2>NaCl>CsClo

（4）分子晶体

①分子间作用力越大