物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識點總結(jié)

物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識點總結(jié)高中化學(xué)物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識點總結(jié).原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)..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1～36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.③.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、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[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s1.(3).掌握能級交錯圖和 1-36號元素的核外電子排布式.①根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。②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⑵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?；鶓B(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，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小；★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.說明：①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ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P②.元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，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每個正離子被 8個負離個C1—離子所包圍，同子包圍著，同時每個負樣每個C1—也被6個離子也被8個正離子所Na+所包圍。 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2.了解共價鍵的主要類型σ鍵和π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σ鍵和π鍵之間相對強弱的比較不作要求） .(1).共價鍵的分類和判斷：σ鍵（“頭碰頭”重疊）和π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 對分子的影響拆開1mol共價鍵所鍵 鍵能越大，鍵越牢固，吸收的能量（單位：能 分子越穩(wěn)定kJ/mol）成鍵的兩個原子核 鍵越短，鍵能越大，鍵間的平均距離（單 鍵越牢固，分子越穩(wěn)長位：10-10米） 定鍵分子中相鄰鍵之間鍵角決定了分子的空角的夾角(單位：度）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.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整個分子的電荷分分布均勻，對稱布不均勻、不對稱存在的共非極性鍵或極性極性鍵價鍵鍵分子內(nèi)原對稱不對稱子排列舉例說明：共價鍵的分子中正分子負結(jié)論舉例極性電荷中心同核雙原非極性分22、非極性鍵重合H、N子分子子O2異核雙原極性鍵不重合極性分子CO、HF、子分子HCl異核多原分子中各非極性分CO2、鍵的向量重合子分子子34和為零BF、CH分子中各2、HO鍵的向量不重合極性分子NH3、和不為零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形狀比較分子類分子鍵的分子型鍵角代表物形狀極性極性A球形非極He、Ne性A2直線非極非極形性H2、O2性AB直線極性極性HCl、NO形ABA直線極性非極180°CO2、CS2形性ABAA4AB3AB3AB4AB3CAB2C2

V形≠180°極性極性HO、SO22正四非極非極面體60°性P4形性平面非極三角120°極性33BF、SO形性三角≠120°極性極性NH33錐形、NCl正四109°非極面體極性4428′形性面≠109°四3、CHCl體形28′極性極性CHCl3四面≠109°極性極性CH22體形28′Cl三角四面V形直線V形三角錐形體H2O5.了解原子晶體的特征，能描述金剛石、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（SiO２）.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>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A其中一個原子一個原子單方B必須提供孤對向提供給另一電子對給予體電子，另一原子原子共用所形電子對接受體必須能接受孤成的共價鍵。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).①.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子對的原子.③.配合物的組成.④.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D.何種晶體無法判斷

C.離子晶體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：X—H??Y(NOF)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、金屬晶體的結(jié)構(gòu)微粒、微粒間作用力的區(qū)別.晶體類原子分子晶金屬晶體離子晶型晶體體體金屬陽離陰、陽離粒子原子分子子、自由電子子粒子間共價分子間復(fù)雜的靜電離子鍵作用鍵作用力作用（力）熔沸點很高很低一般較高，較高少部分低硬度很硬一般較一般較硬，較硬軟少部分軟難溶相似相難溶（Na等易溶于極性溶溶解性溶與水反應(yīng)）解劑不導(dǎo)固體不導(dǎo)電，熔導(dǎo)電情電一般不良導(dǎo)體化或溶況（除導(dǎo)電于水后硅）導(dǎo)電金剛干冰、NaCl、石、水Na、Mg、實例冰、純CaCO3晶、碳Al等化硫酸、NaOH等硅H2(S)等四、幾種比較1、離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較化學(xué)鍵類離子鍵共價鍵金屬鍵型陰、陽離子原子間通過金屬陽離子與間通過靜概念共用電子對自由電子通過電作用所所形成的化相互作用而形形成的化成的化學(xué)鍵學(xué)鍵學(xué)鍵成鍵原子金屬陽離子和微粒陰陽離子自由電子成鍵共用電子對電性作用性質(zhì)靜電作用活潑金屬形成與活潑的非金屬與非金屬內(nèi)部條件非金屬元金屬元素素實例NaCl、HCl、H24Fe、MgSOMgO2、非極性鍵和極性鍵的比較非極性鍵極性鍵不同種元素原子概念同種元素原子形成的共價鍵，形成的共