高中化學《物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》知識

高中化學《物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》知識匯總原子核外電子排布原理1．能層、能級與原子軌道(1)能層(n)：在多電子原子中，核外電子的能量是不同的，按照電子的能量差異將其分成不同能層。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。(2)能級：同一能層里電子的能量也可能不同，又將其分成不同的能級，通常用s、p、d、f等表示，同一能層里，各能級的能量按s、p、d、f的順序依次升高，即：E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。(3)原子軌道：電子云輪廓圖給出了電子在核外經(jīng)常出現(xiàn)的區(qū)域。這種電子云輪廓圖稱為原子軌道?！咎貏e提示】(1)任一能層的能級總是從s能級開始，而且能級數(shù)等于該能層序數(shù)。(2)以s、p、d、f……排序的各能級可容納的最多電子數(shù)依次為1、3、5、7……的二倍。(3)構(gòu)造原理中存在著能級交錯現(xiàn)象。由于能級交錯，3d軌道的能量比4s軌道的能量高，排電子時先排4s軌道再排3d軌道，而失電子時，卻先失4s軌道上的電子。(4)前四周期的能級排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。第一能層(K)，只有s能級；第二能層(L)，有s、p兩種能級，p能級上有三個原子軌道px、py、pz，它們具有相同的能量；第三能層(M)，有s、p、d三種能級。(5)當出現(xiàn)d軌道時，雖然電子按ns，(n－1)d，np順序填充，但在書寫電子排布式時，仍把(n－1)d放在ns前。(6)在書寫簡化的電子排布式時，并不是所有的都是[X]＋價電子排布式(注：X代表上一周期稀有氣體元素符號)。2．基態(tài)原子的核外電子排布（1）能量最低原理電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進入能量高的軌道，使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。如圖為構(gòu)造原理示意圖，即基態(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖。注意：所有電子排布規(guī)則都需要滿足能量最低原理。（2）泡利原理每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋狀態(tài)相反。（3）洪特規(guī)則當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，且自旋狀態(tài)相同。洪特規(guī)則特例：當能量相同的原子軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時，體系的能量最低。3．基態(tài)、激發(fā)態(tài)及光譜示意圖（1）電子的躍遷①基態(tài)→激發(fā)態(tài)當基態(tài)原子的電子吸收能量后，會從低能級躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。②激發(fā)態(tài)→基態(tài)激發(fā)態(tài)原子的電子從較高能級躍遷到低能級時會釋放出能量。（2）原子光譜不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)1.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表（1）原子結(jié)構(gòu)與元素周期表（2）每族元素的價層電子排布特點①主族②0族：He：1s2；其他ns2np6。③過渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。（3）元素周期表的分區(qū)①根據(jù)核外電子排布a.分區(qū)b.各區(qū)元素化學性質(zhì)及原子最外層電子排布特點②根據(jù)元素金屬性與非金屬性可將元素周期表分為金屬元素區(qū)和非金屬元素區(qū)(如下圖)，處于金屬與非金屬交界線(又稱梯形線)附近的非金屬元素具有一定的金屬性，又稱為半金屬或準金屬，但不能叫兩性非金屬。【特別提示】“外圍電子排布”即“價電子層”，對于主族元素，價電子層就是最外電子層，而對于過渡元素原子不僅僅是最外電子層，如Fe的價電子層排布為3d64s2。2.對角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的。3.元素周期律（1）原子半徑①影響因素能層數(shù)：能層數(shù)越多，原子半徑越大。核電荷數(shù)：能層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小。②變化規(guī)律元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小；同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。（2）電離能①第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號：I1，單位：kJ/mol。②規(guī)律a.同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，總體呈現(xiàn)從左至右逐漸增大的變化趨勢。b.同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。c.同種原子：逐級電離能越來越大(即I1<I2<I3…)。（3）電負性①含義：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強。②標準：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。③變化規(guī)律金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右。在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負性逐漸減小。4.電離能、電負性的應用（1）電離能的應用①判斷元素金屬性的強弱電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。②判斷元素的化合價(I1、I2……表示各級電離能)如果某元素的In＋1?In，則該元素的常見化合價為＋n。如鈉元素I2?I1，所以鈉元素的化合價為＋1。③判斷核外電子的分層排布情況多電子原子中，元素的各級電離能逐級增大，有一定的規(guī)律性。當電離能的變化出現(xiàn)突變時，電子層數(shù)就可能發(fā)生變化。④反映元素原子的核外電子排布特點同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時，第一電離能就會反常的大。（2）電負性的應用共價鍵1．本質(zhì)在原子之間形成共用電子對(電子云的重疊)。2．特征具有飽和性和方向性。3．分類【特別提示】（1）只有兩原子的電負性相差不大時，才能形成共用電子對，形成共價鍵，當兩原子的電負性相差很大(大于1.7)時，不會形成共用電子對，而形成離子鍵。（2）同種元素原子間形成的共價鍵為非極性鍵，不同種元素原子間形成的共價鍵為極性鍵。（3）在分子中，有的只存在極性鍵，如HCl、NH3等，有的只存在非極性鍵，如N2、H2等，有的既存在極性鍵又存在非極性鍵，如H2O2、C2H4等；有的不存在化學鍵，如稀有氣體分子。（4）在離子化合物中，一定存在離子鍵，有的存在極性共價鍵，如NaOH、Na2SO4等；有的存在非極性鍵，如Na2O2、CaC2等。（5）通過物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式，可以快速有效地判斷鍵的種類及數(shù)目；判斷成鍵方式時，需掌握：共價單鍵全為σ鍵，雙鍵中有一個σ鍵和一個π鍵，三鍵中有一個σ鍵和兩個π鍵。4．鍵參數(shù)（1）概念（2）鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。5．等電子原理原子總數(shù)相同，價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學鍵特征，物理性質(zhì)相近，但化學性質(zhì)不同。常見的等電子體分子的立體結(jié)構(gòu)1．價層電子對互斥理論（1）價層電子對在球面上彼此相距最遠時，排斥力最小，體系的能量最低。（2）孤電子對的排斥力較大，孤電子對越多，排斥力越強，鍵角越小。（3）用價層電子對互斥理論推測分子的立體構(gòu)型的關(guān)鍵是判斷分子中中心原子上的價層電子對數(shù)。其中：a是中心原子的價電子數(shù)(陽離子要減去電荷數(shù)、陰離子要加上電荷數(shù))，b是1個與中心原子結(jié)合的原子提供的價電子數(shù)，x是與中心原子結(jié)合的原子數(shù)。（4）價層電子對互斥理論與分子構(gòu)型2.雜化軌道理論當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間結(jié)構(gòu)不同。3．配位鍵（1）孤電子對分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。（2）配位鍵①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成共價鍵。②配位鍵的表示：常用“―→”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如NH4+可表示如下，在NH4+中，雖然有一個N—H鍵形成過程與其他3個N—H鍵形成過程不同，但是一旦形成之后，4個共價鍵就完全相同。（3）配合物如[Cu(NH3)4]SO4配位體有孤電子對，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。中心原子有空軌道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等?！咎貏e提示】（1）價層電子對互斥理論說明的是價層電子對的立體構(gòu)型，而分子的立體構(gòu)型指的是成鍵電子對的立體構(gòu)型，不包括孤電子對。①當中心原子無孤電子對時，兩者的構(gòu)型一致；②當中心原子有孤電子對時，兩者的構(gòu)型不一致。如：中心原子采取sp3雜化的，其價層電子對模型為四面體形，其分子構(gòu)型可以為四面體形（如CH4），也可以為三角錐形（如NH3），也可以為V形（如H2O）。（2）價層電子對互斥理論能預測分子的幾何構(gòu)型，但不能解釋分子的成鍵情況，雜化軌道理論能解釋分子的成鍵情況，但不能預測分子的幾何構(gòu)型。兩者相結(jié)合，具有一定的互補性，可達到處理問題簡便、迅速、全面的效果。（3）雜化軌道間的夾角與分子內(nèi)的鍵角不一定相同，中心原子雜化類型相同時孤電子對數(shù)越多，鍵角越小。（4）雜化軌道與參與雜化的原子軌道數(shù)目相同，但能量不同。分子間作用力與分子的性質(zhì)1．分子間作用力(1)概念物質(zhì)分子之間普遍存在的相互作用力，稱為分子間作用力。(2)分類分子間作用力最常見的是范德華力和氫鍵。(3)強弱范德華力<氫鍵<化學鍵。(4)范德華力范德華力主要影響物質(zhì)的熔點、沸點、硬度等物理性質(zhì)。范德華力越強，物質(zhì)的熔點、沸點越高，硬度越大。一般來說，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨著相對分子質(zhì)量的增加，范德華力逐漸增大。(5)氫鍵①形成已經(jīng)與電負性很強的原子形成共價鍵的氫原子(該氫原子幾乎為裸露的質(zhì)子)與另一個分子中電負性很強的原子之間的作用力，稱為氫鍵。②表示方法：A—H…B【特別提示】a．A、B是電負性很強的原子，一般為N、O、F三種元素。b．A、B可以相同，也可以不同。③特征具有一定的方向性和飽和性。④分類氫鍵包括分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵兩種。⑤分子間氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響主要表現(xiàn)為使物質(zhì)的熔、沸點升高，對電離和溶解度等產(chǎn)生影響。2．分子的性質(zhì)(1)分子的極性(2)分子的溶解性①“相似相溶”的規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。若溶劑和溶質(zhì)分子之間可以形成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度增大。②隨著溶質(zhì)分子中憎水基個數(shù)的增大，溶質(zhì)在水中的溶解度減小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。(3)分子的手性①手性異構(gòu)：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能重疊的現(xiàn)象。②手性分子：具有手性異構(gòu)體的分子。③手性碳原子：在有機物分子中，連有四個不同基團或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子。(4)無機含氧酸分子的酸性無機含氧酸的通式可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使R—O—H中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強，如酸性：HClO<HClO2<HClO3<HClO4。晶體和晶胞1．晶體與非晶體2．得到晶體的途徑(1)熔融態(tài)物質(zhì)凝固。(2)氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固(凝華)。(3)溶質(zhì)從溶液中析出。3．晶胞(1)概念描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。(2)晶體中晶胞的排列——無隙并置①無隙：相鄰晶胞之間沒有任何間隙。②并置：所有晶胞平行排列、取向相同。4．晶胞計算的思維方法晶胞計算是晶體考查的重要知識點之一，也是考查學生分析問題、解決問題能力的較好素材。晶體結(jié)構(gòu)的計算常常涉及如下數(shù)據(jù)：晶體密度、NA、M、晶體體積、微粒間距離、微粒半徑、夾角等，密度的表達式往往是列等式的依據(jù)。解決這類題，一是要掌握晶體“均攤法”的原理，二是要有扎實的立體幾何知識，三是要熟悉常見晶體的結(jié)構(gòu)特征，并能融會貫通，舉一反三。(1)“均攤法”原理【特別提示】①在使用均攤法計算晶胞中微粒個數(shù)時，要注意晶胞的形狀，不同形狀的晶胞，應先分析任意位置上的一個粒子被幾個晶胞所共有，如六棱柱晶胞中，頂點、側(cè)棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2個晶胞所共有。②在計算晶胞中粒子個數(shù)的過程中，不是任何晶胞都可用均攤法。(2)晶體微粒與M、ρ之間的關(guān)系若1個晶胞中含有x個微粒，則1mol晶胞中含有xmol

微粒，其質(zhì)量為xMg(M為微粒的相對“分子”質(zhì)量)；1個晶胞的質(zhì)量為ρa3

g(a3為晶胞的體積，ρ為晶胞的密度)，則1mol晶胞的質(zhì)量為ρa3NA

g，因此有xM＝ρa3NA。常見晶體類型1．四類晶體的比較2．離子晶體的晶格能(1)定義氣態(tài)離子形成1mol離子晶體釋放的能量，通常取正值，單位：kJ/mol。(2)影響因素①離子所帶電荷數(shù)：離子所帶電荷數(shù)越多，晶格能越大。②離子的半徑：離子的半徑越小，晶格能越大。(3)與離子晶體性質(zhì)的關(guān)系晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，且熔點越高，硬度越大。3．晶體類型的5種判斷方法(1)依據(jù)構(gòu)成晶體的微粒和微粒間的作用判斷①離子晶體的構(gòu)成微粒是陰、陽離子，微粒間的作用是離子鍵。②原子晶體的構(gòu)成微粒是原子，微粒間的作用是共價鍵。③分子晶體的構(gòu)成微粒是分子，微粒間的作用為分子間作用力。④金屬晶體的構(gòu)成微粒是金屬陽離子和自由電子，微粒間的作用是金屬鍵。(2)依據(jù)物質(zhì)的分類判斷①金屬氧化物(如K2O、Na2O2等)、強堿(NaOH、KOH等)和絕大多數(shù)的鹽類是離子晶體。②大多數(shù)非金屬單質(zhì)(除金剛石、石墨、晶體硅等)、非金屬氫化物、非金屬氧化物(除SiO2外)、幾乎所有的酸、絕大多數(shù)有機物(除有機鹽外)是分子晶體。③常見的單質(zhì)類原子晶體有金剛石、晶體硅、晶體硼等，常見的化合類原子晶體有碳化硅、二氧化硅等。④金屬單質(zhì)是金屬晶體。(3)依據(jù)晶體的熔點判斷①離子晶體的熔點較高。②原子晶體的熔點很高。③分子晶體的熔點低。④金屬晶體多數(shù)熔點高，但也有少數(shù)熔點相當?shù)汀?4)依據(jù)導電性判斷①離子晶體溶于水及熔融狀態(tài)時能導電。②原子晶體一般為非導體。③分子晶體為非導體，而分子晶體中的電解質(zhì)(主要是酸和強極性非金屬氫化物)溶于水，使分子內(nèi)的化學鍵斷裂形成自由移動的離子，也能導電。④金屬晶體是電的良導體。(5)依據(jù)硬度和機械性能判斷①離子晶體硬度較大、硬而脆。②原子晶體硬度大。③分子晶體硬度小且較脆。④金屬晶體多數(shù)硬度大，但也有較低的，且具有延展性。【注意事項】(1)常溫下為氣態(tài)或液態(tài)的物質(zhì)，其晶體應屬于分子晶體(Hg除外)。(2)石墨屬于混合型晶體，但因?qū)觾?nèi)原子之間碳碳共價鍵的鍵長為1.42×10－10m，比金剛石中碳碳共價鍵的鍵長(鍵長為1.54×10－10m)短，所以熔、沸點高于金剛石。(3)AlCl3晶體中雖含有金屬元素，但屬于分子晶體，熔、沸點低(熔點190℃)。(4)合金的硬度比其成分金屬大，熔、沸點比其成分金屬低。4．分類比較晶體的熔、沸點(1)不同類型晶體的熔、沸點高低的一般規(guī)律原子晶體>離子晶體>分子晶體金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鎢、鉑等熔、沸點很高，如汞、鎵、銫等熔、沸點很低，金屬晶體一般不參與比較。(2)原子晶體由共價鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長短，鍵能大，晶體的熔、沸點高。如熔點：金剛石>石英>碳化硅>硅。(3)離子晶體一般地說，陰、陽離子所帶電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用就越強，其離子晶體的熔、沸點就越高，如熔點：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。(4)分子