物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識點總結(jié)

1、物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識點總結(jié)一.原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì).一.認識原子核外電子運動狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義.1.電子云：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機會大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機會大，電子云密度越大；離核越遠，電子出現(xiàn)的機會小，電子云密度越小.電子層（能層）：根據(jù)電子的能量差異和主要運動區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應(yīng)的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.原子軌道（能級即亞層）：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡

2、錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個數(shù)依次為1、3、5、7.2.(構(gòu)造原理）了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示136號元素原子核外電子的排布.(1).原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態(tài)完全相同的兩個電子.(2).原子核外電子排布原理.能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道.泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子.洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同.洪特規(guī)則的特例:在等價軌道的全充滿（p6、d10、

3、f14）、半充滿（p3、d5、f7）、全空時(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr Ar3d54s1、29Cu Ar3d104s1.(3).掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖箭頭所示的順序。根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高；在同一能級組內(nèi)，從左到右能量依次升高。基態(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。3.元素電離能和元素電負性第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，

4、單位為kJ/mol。 (1).原子核外電子排布的周期性.隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.(2).元素第一電離能的周期性變化.隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最??；同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.說明：同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 A 族、第 A 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P.元

5、素第一電離能的運用：a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證. b.用來比較元素的金屬性的強弱. I1越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱.(3).元素電負性的周期性變化. 元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性呈現(xiàn)減小的趨勢.電負性的運用:a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素；<1.8，金屬元素). b.確定化學(xué)鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵；<1.7，共價鍵). c.判斷元素價態(tài)正負（電負性大的為負價，

6、小的為正價）. d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(shù)（表征原子得電子能力強弱）.二.化學(xué)鍵與物質(zhì)的性質(zhì).離子鍵離子晶體1.理解離子鍵的含義，能說明離子鍵的形成.了解NaCl型和CsCl型離子晶體的結(jié)構(gòu)特征，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質(zhì).(1).化學(xué)鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用.化學(xué)鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵.(2).離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學(xué)鍵.離子鍵強弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高.離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點

7、越高、硬度越大.離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體.典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6個氯離子，每個氯離子周圍有6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有4個鈉離子和4個氯離子；氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有8個氯離子，每個氯離子周圍有8個銫離子，每個氯化銫晶胞中含有1個銫離子和1個氯離子.NaCl型晶體CsCl型晶體每個Na+離子周圍被6個C1離子所包圍，同樣每個C1也被6個Na+所包圍。每個正離子被8個負離子包圍著，同時每個負離子也被8個正離子所包圍。(3).晶胞中粒子數(shù)的計算方法-均攤法. 位置頂點棱邊面心體心貢獻1/81/41/21共價鍵分子晶體原子晶體

8、2.了解共價鍵的主要類型鍵和鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等數(shù)據(jù)說明簡單分子的某些性質(zhì)（對鍵和鍵之間相對強弱的比較不作要求）.(1).共價鍵的分類和判斷：鍵（“頭碰頭”重疊）和鍵（“肩碰肩”重疊）、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價鍵-配位鍵.(2).共價鍵三參數(shù).概念對分子的影響鍵能拆開1mol共價鍵所吸收的能量（單位：kJ/mol）鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定鍵長成鍵的兩個原子核間的平均距離（單位：10-10米）鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定鍵角分子中相鄰鍵之間的夾角(單位：度）鍵角決定了分子的空間構(gòu)型共價鍵的鍵能與化學(xué)反應(yīng)熱的關(guān)系:反應(yīng)熱= 所有反應(yīng)物鍵能總和所有生成物鍵能總和.3

9、.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質(zhì)的差異.(1).共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學(xué)鍵.(2).鍵的極性：極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發(fā)生偏移.非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發(fā)生偏移.(3).分子的極性：.極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子.非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子.分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構(gòu)型兩個方面共同決定. 非極性分子和極性分子的比較非極性分子極性分子形成原因整個分子的電荷分布均勻，對稱整個分子的電荷分布不均勻

10、、不對稱存在的共價鍵非極性鍵或極性鍵極性鍵分子內(nèi)原子排列對稱不對稱舉例說明：分子共價鍵的極性分子中正負電荷中心結(jié)論舉例同核雙原子分子非極性鍵重合非極性分子H2、N2、O2異核雙原子分子極性鍵不重合極性分子CO、HF、HCl異核多原子分子分子中各鍵的向量和為零重合非極性分子CO2、BF3、CH4分子中各鍵的向量和不為零不重合極性分子H2O、NH3、CH3Cl.相似相溶原理:極性分子易溶于極性分子溶劑中（如HCl易溶于水中），非極性分子易溶于非極性分子溶劑中（如CO2易溶于CS2中）.4.分子的空間立體結(jié)構(gòu)（記?。┏Ｒ姺肿拥念愋团c形狀比較分子類型分子形狀鍵角鍵的極性分子極性代表物A球形非極性He、

11、NeA2直線形非極性非極性H2、O2AB直線形極性極性HCl、NOABA直線形180°極性非極性CO2、CS2ABAV形180°極性極性H2O、SO2A4正四面體形60°非極性非極性P4AB3平面三角形120°極性非極性BF3、SO3AB3三角錐形120°極性極性NH3、NCl3AB4正四面體形109°28極性非極性CH4、CCl4AB3C四面體形109°28極性極性CH3Cl、CHCl3AB2C2四面體形109°28極性極性CH2Cl2直 線三角形V形四面體三角錐V形 H2O5.了解原子晶體的特征，能描述金剛石、

12、二氧化硅等原子晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)系.(1).原子晶體：所有原子間通過共價鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體.(2).典型的原子晶體有金剛石（C）、晶體硅(Si)、二氧化硅（SiO）.金剛石是正四面體的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有6個碳原子，每個碳原子與周圍四個碳原子形成四個共價鍵；晶體硅的結(jié)構(gòu)與金剛石相似；二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的環(huán)中有6個硅原子和6個氧原子，每個硅原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個硅原子成鍵.(3).共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高.如熔點：金剛石&g

13、t;碳化硅>晶體硅.7.了解簡單配合物的成鍵情況（配合物的空間構(gòu)型和中心原子的雜化類型不作要求）.概念表示條件共用電子對由一個原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價鍵。 A B電子對給予體 電子對接受體 其中一個原子必須提供孤對電子，另一原子必須能接受孤對電子的軌道。 (1).配位鍵：一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵.即成鍵的兩個原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵.(2).配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡(luò)合物.形成條件：a.中心原子(或離子)必須存在空軌道. b.配位體具有提供孤電

14、子對的原子.配合物的組成.配合物的性質(zhì)：配合物具有一定的穩(wěn)定性.配合物中配位鍵越強，配合物越穩(wěn)定.當作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān).三.分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì).1.知道分子間作用力的含義，了解化學(xué)鍵和分子間作用力的區(qū)別.分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子間作用力是一種靜電作用，比化學(xué)鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵.范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對物質(zhì)某些物理性質(zhì)的影響.(1).分子晶體:分子間以分子間作用力（范德華力、氫鍵）相結(jié)合的晶體.典型的有冰、干冰.(2).分子間作用力強弱和

15、分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質(zhì)熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點越高.但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高.例33.在常溫常壓下呈氣態(tài)的化合物、降溫使其固化得到的晶體屬于A.分子晶體 B.原子晶體 C.離子晶體D.何種晶體無法判斷3.了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響（對氫鍵相對強弱的比較不作要求）.NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸點反常地高.影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大溶沸點，增大溶解性 表示方法：XHY(N O F) 一般都是氫化物中存在4.了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金

16、屬晶體的結(jié)構(gòu)微粒、微粒間作用力的區(qū)別.晶體類型原子晶體分子晶體金屬晶體離子晶體粒子原子分子金屬陽離子、自由電子陰、陽離子粒子間作用（力）共價鍵分子間作用力復(fù)雜的靜電作用離子鍵熔沸點很高很低一般較高，少部分低較高硬度很硬一般較軟一般較硬，少部分軟較硬溶解性難溶解相似相溶難溶（Na等與水反應(yīng)）易溶于極性溶劑導(dǎo)電情況不導(dǎo)電（除硅）一般不導(dǎo)電良導(dǎo)體固體不導(dǎo)電，熔化或溶于水后導(dǎo)電實例金剛石、水晶、碳化硅等干冰、冰、純硫酸、H2(S)Na、Mg、Al等NaCl、CaCO3NaOH等四、幾種比較1、離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較化學(xué)鍵類型離子鍵共價鍵金屬鍵概念陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵原子間通過共用電子對所形成的化學(xué)鍵金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學(xué)鍵成鍵微粒陰陽離子原子金屬陽離子和自由電子成鍵性質(zhì)靜電作用共用電子對電性作用形成條件活潑金屬與活潑的非金屬元素非金屬與非金屬元素金屬內(nèi)部實例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg2、非極性鍵和極性鍵的比較非極性鍵極性鍵概念同種元素原子形成的共價鍵不同種元素原子形成的共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移原子吸引電子能力相同不同