物质结构与性质知识点归纳

物质结构与性质知识点总结

专题一了解测定物质组成和结构的常用仪器（常识性了解）。

专题二第一单元

1.认识卢瑟福和玻尔的原子结构模型。

2.了解原子核外电子的运动状态，了解电子云的概念。

3.了解电子层、原子轨道的概念。

4.知道原子核外电子排布的轨道能级顺序。知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁。

5.了解能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则，能用电子排布式、轨道表示式表示1-36号元素原子的核外电子排布。

第二单元

1.理解元素周期律，了解元素周期律的应用。

2.知道根据原子外围电子排布特征，可把元素周期表分为不同的区。

3.了解元素第一电离能、电负性的概念及其周期性变化规律。（不要求用电负性差值判断共价键还是离子键）

4.了解第一电离能和电负性的简单应用。

专题三第一单元

1.了解金属晶体模型和金属键的本质。

2.能用金属键理论解释金属的有关物理性质。了解金属原子化热的概念。

3.知道影响金属键强弱的主要因素。认识金属物理性质的共性。

4.认识合金的性质及应用。

注：金属晶体晶胞及三种堆积方式不作要求。

第二单元

1.认识氯化钠、氯化铯晶体。

2.知道晶格能的概念，知道离子晶体的熔沸点高低、硬度大小与晶格能大小的关系。

3.知道影响晶格能大小的主要因素。

4.离子晶体中离子的配位数不作要求。

第三单元

1.认识共价键的本质，了解共价键的方向性和饱和性。

2.能用电子式表示共价分子及其形成过程。认识共价键形成时，原子轨道重叠程度与共价键键能的关系。

3.知道σ键和π键的形成条件，了解极性键、非极性键、配位键的概念，能对一些常见简单分子中键的类型作出判断。注：大π键不作要求

4.了解键能的概念，认识影响键能的主要因素，理解键能与化学反应热之间的关系。

5.了解原子晶体的特征，知道金刚石、二氧化硅等常见原子晶体的结构与性质的关系。

第四单元

1.知道范德华力和氢键是两种最常见的分子间作用力。

2.了解影响范德华力的主要因素，知道范德华力对物质性质的影响。

3.了解氢键的概念和成因，了解氢键对物质性质的影响。能分析氢键的强弱。

注：范德华力的分类不要求。分子内氢键不要求。

专题四

1.初步认识简单分子的空间构型、键角、极性分子、非极性分子、手性分子等概念。

2.认识分子的空间构型与极性的关系，能判断一些简单分子的极性，了解“相似相溶规则”的具体应用。

3.理解物质结构与性质之间的辩证关系、性质与应用之间的纽带关系。

注：杂化轨道理论、价电子对互斥理论不要求。不要拓展等电子原理。不要用偶极距来衡量分子极性大小。

专题五——了解即可。

一、原子结构与性质.

1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。小黑点不代表电子。离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.

电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q。

原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.

2.(构造原理）

了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.

(1)原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.

(2)原子核外电子排布原理.

①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.

②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.

③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1. (3)掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.

②根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。

②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。

电子排布式：、

基态锌：1s22s22p63s23p63d104s2 →简化电子排布式［Ar］3d104s2

外围电子排布式：3d104s2

基态钠：外围电子排布式3s1

基态铁26Fe：1s22s22p63s23p63d64s2规范，1s22s22p63s23p64s23d6 不规范。

亚铁离子26Fe2+：1s22s22p63s23p63d6（失电子时，先失去最外层电子）

铁离子26Fe3+：1s22s22p63s23p63d5

轨道表示式：如Na：

几个名词：

1．原子实：原子核外内层电子已达到稀有气体结构的部分

2．外围电子：过渡元素省去原子实的剩余部分。主族、零族元素的最外层电子。3．价电子：主族元素的外围电子排布式，也就是主族元素的最外层电子。副族还通常包括次外层的d电子（不一定是全部）。

4．基态：最低能量状态。如处于最低能量状态的原子称为基态原子。

5．激发态：较高能量状态（相对基态而言）。如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。

6．光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（基态→激发态）能量，产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。光是电子释放能量的重要形式。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。

二、元素性质递变规律

1．根据元素原子外围电子排布的特征，可将元素周期表分成5个区域。具体地说是根据最后一个电子填充在何原子轨道上来分区

（1）s区元素：外围电子只出现在s轨道上的元素。价电子排布为ns1~2，主要包括ⅠA 和ⅡA族元素，这些元素除氢以外都是活泼的金属元素，容易失去1个或2个电

子形成+1价或+2价离子

（2）p区元素：外围电子出现在p轨道上的元素（s 轨道上的电子必排满）。价电子排布为ns2np1~6，主要包括周期表中ⅢA到ⅧA和0族共6个主族元素，这些元素随

着最外层电子数的增加,原子失去电子变得越来越困难,得到电子变得越来越容易。

除氢以外的所有非金属元素都在p区

（3）d区元素：外围电子出现在d轨道上的元素。价电子排布为(n-1)d1~9ns1~2，主要包括周期表中ⅢB到ⅦB和Ⅷ族，d区元素全是金属元素。这些元素的核外电子排布

的主要区别在(n-1)d的d轨道上。由于d轨道未充满电子，因此d轨道可以不同

程度地参与化学键的形成。

（4）ds区元素：ds区元素与s区元素的主要区别是s 元素没有(n-1)d电子，而ds区元素的(n-1)d轨道全充满，因此ds区元素的价电子排布是(n-1)d10ns1~2。包括ⅠB

和ⅡB，全是金属元素

（5）f区元素：包括镧系元素和锕系元素，它们的原子的价电子排布是(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2，电子进入原子轨道(n-2)f中。由于最外层的电子基本相同，

(n-1)d的电子数也基本相同，因此镧系元素和锕系元素的化学性质非常相似。

3.元素电离能和元素电负性

第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。

(1)原子核外电子排布的周期性.

随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.

(2)元素第一电离能的周期性变化.

随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:

★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；

★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势.

说明：

①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。

②基本规律：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半满（p3、

d5、f7）和全满（p6、d10、f14）结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。即第ⅡA 族、第ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。

（第二周期3Li＜5B ＜4Be＜6C ＜8O ＜7N＜9F ＜10Ne ）

②.元素第一电离能的运用：

a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.

b.用来比较元素的金属性的强弱. I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱.

(3).元素电负性的周期性变化.

元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。

元素电负性的周期性变化规律

1．同周期：从左到右，元素电负性由小到大（稀有气体不考虑）。

2．同主族：从上到下，元素电负性由大到小

有以上规律得出：元素周期表中，右上角氟元素的电负性最大，左下角铯元素的电负性最小（放射性元素除外）

电负性的运用:

a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素).

b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键).

c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）.

d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）.

注意：电负性的大小与电离能的大小有一定的一致性，但没有绝对的一致，如镁的电负性比铝小，但镁的电离能比铝大

二.化学键与物质的性质.

金属共同的物理性质：容易导电、导热、有延展性、有金属光泽等。

金属键构成微粒：金属阳离子和自由电子

金属键：金属阳离子和自由电子之间的较强的相互作用

成键特征：自由电子被许多金属离子所共有；无方向性、无饱和性

金属键对金属通性的解释

离子键――离子晶体

1.理解离子键的含义，能说明离子键的形成.了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释离子化合物的物理性质.

(1).化学键：相邻原子之间强烈的相互作用.化学键包括离子键、共价键和金属键.

(2).离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键.

离子键无方向性、无饱和性

离子键强弱的判断:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越

高.

离子键的强弱可以用晶格能（符号为U ）的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol 离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量.晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大. 用电子式表示NaCl 、K 2S 的形成过程 小结：用电子式表示离子键的形成过程

1.左边是组成离子化合物的各原子的电子式 , 右边是离子化合物的电子式

2.

”

3.用 表示电子转移的方向

离子晶体:通过离子键作用形成的晶体.

典型的离子晶体结构：NaCl 型和CsCl 型.氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子；氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子. NaCl 型晶体

CsCl 型晶体

每个Na +离子周围被6个C1—离子所包围，同样每个C1—也被6个Na +所包围。

每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围。 (3).2.了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求）.

共价键的形成：共价键是原子间通过共用电子对所形成的的化学键。 共价键的特点 具有饱和性：形成的共价键数 = 未成对电子数

具有方向性

(1) 共价键的分类和判断：σ键（“头碰头”重叠）和π键（“肩碰肩”重叠）、极性键和非

极性键，还有一类特殊的共价键——配位键（水合氢离子、铵根离子、氯化铝分子等

含有配位键）。

共价键的键能与化学反应热的关系:反应热= 所有反应物键能总和－所有生成物键能总和.

3.了解极性键和非极性键，了解极性分子和非极性分子及其性质的差异.

(1).共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键.

(2).键的极性：

极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对发生偏移.

非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移.

(3).分子的极性：

①.极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.

非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.

②.分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定.

举例说明：

③相似相溶原理:极性分子易溶于极性分子溶剂中（如HCl易溶于水中），非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如CO2易溶于CS2中）.

型分子形状键角

键的极

性

分子极

性

代表物

A球形非极性He、Ne

A2直线形非极性非极性H2、O2 AB直线形极性极性HCl、NO ABA直线形180°极性非极性CO2、CS2 ABA V形≠180°极性极性H2O、SO2

A4正四面体

形

60°非极性非极性P4

AB3平面三角

形

120°极性非极性BF3、SO3

AB3三角锥形≠120°极性极性NH3、NCl3

AB4正四面体

形

109°28′极性非极性CH4、CCl4

AB3C四面体形≠109°

28′

极性极性CH3Cl、CHCl3

AB2C2四面体形≠109°

28′

极性极性CH2Cl2

直线三角形V形四面体三角锥V形H2O

5.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系. (1).原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体.

(2).典型的原子晶体有金刚石（C）、晶体硅(Si)、二氧化硅（SiO２）.

金刚石是正四面体的空间网状结构，最小的碳环中有6个碳原子，每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键；晶体硅的结构与金刚石相似；二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有6个硅原子和6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键.

(3)共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高.如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅.

7.了解简单配合物的成键情况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）.

配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键。

即成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键.

如：铵根离子、水合氢离子、氯化铝分子中均有配位键。

三.分子间作用力与物质的性质.

1.知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别.

分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键。

范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性.

影响范德华力的因素

（1）组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，范德华力越大。

（2）分子的极性越大，范德华力越大，一般来说极性分子间的作用力大于非极性分子间的作用力。

2.知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响.

分子晶体:分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体.典型的有冰、干冰.

范德华力对分子晶体熔沸点的影响

（1）结构相似，相对分子质量越大，范德华力越大，熔沸点越高

（2）相对分子质量相同或相近时，分子的极性越大，范德华力越大, ，其熔沸点越高

例33.在常温常压下呈气态的化合物、降温使其固化得到的晶体属于

A.分子晶体

B.原子晶体

C.离子晶体

D.何种晶体无法判断

常见的分子晶体

(1)所有非金属氢化物：H2O, H2S, NH3, CH4, HX

(2) 部分非金属单质: X2, N2, O2, H2, S8, P4, C60

(3) 部分非金属氧化物: CO2, SO2, N2O4, P4O6, P4O10

(4) 几乎所有的酸：H2SO4, HNO3, H3PO4

(5) 大多数有机物：乙醇，冰醋酸，蔗糖

分子晶体的物理共性

①较低的熔点和沸点

②较小的硬度。

③一般都是绝缘体，熔融状态也不导电。

3.了解氢键的存在对物质性质的影响.

NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高.氢键的相关知识

1．氢健的形成条件：半径小、吸引电子能力强的原子（N 、O 、F ）与H核。（如HF 、H2O、NH3，低级醇、酸与水均能形成氢键）

2．氢键的定义：半径小、吸引电子能力强的原子与H核之间的很强的作用叫氢键。通常我们可以把氢键看做一种比较强的分子间作用力。

3．氢键的表示方法：X—H···Y（X、Y可以相同，也可以不同）

4．氢键对物质的性质的影响：可以使物质的熔沸点升高，还对物质的溶解度等也有影响。

如在极性溶剂中，如果溶质分子和溶剂分子间能形成氢键，就会促进分子间的结合，导致溶解度增大。例如：由于乙醇分子与水分子间能形成不同分子间的氢键，故乙醇与水能以任意比互溶。而乙醇的同分异构体二甲醚分子中不存在羟基，因而在二甲醚分子与水分子间不能形成氢键，二甲醚很难溶解于水。

5.影响氢键强弱的因素：与X—H···Y中X、Y原子的电负性及半径大小有关。X、Y原子的电负性越大、半径越小，形成的氢键就越强。常见的氢键的强弱顺序为：F—H···F ＞O—H···O ＞O—H···N ＞N—H···N

6．说明：氢键与范德华力之间的区别

氢键与范德华力同属于分子间作用力；但两者的不同之处在于氢键具有饱和性与方向性。所谓饱和性是指H原子形成一个共价健后，通常只能再形成一个氢键。这是因为H原子比X、Y原子小得多，当形成X—H···Y后，第二个Y原子再靠近H原子时，将会受到已形成氢键的Y原子的电子云的强烈排斥。而氢键的方向性是指以H原子为中心的3个原子X —H···Y尽可能在一条直线上，这样X原子与Y原子间的距离较远，斥力较小，形成的氢键稳定。综上所述可将氢键看做是较强的、有方向性和饱和性的分子间作用力。

7.氢键可以在分子之间形成，也可在分子内部形成：如邻羟基苯甲酸和对羟基苯甲酸。

4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别.

四、几种比较

3．物质溶沸点的比较（重点）

一、先将物质分类：

从物质的晶体类型上一般分为分子晶体，离子晶体，原子晶体和金属晶体。不同物质类别熔沸点的比较方法不同。一般情况下：原子晶体﹥离子晶体﹥分子晶体。

金属晶体有常温是液态的汞和熔点高达三千多摄氏度的钨。

1.对于分子晶体：

a.结构相似时，相对分子质量越大分子间作用力越强其熔沸点越高。如：CH4﹤SiH4﹤GeH4；CH4﹤C2H6﹤C3H8﹤C4H10

b.能形成分子间氢键时熔沸点陡然增高。如：H2O﹥H2Te﹥H2Se﹥H2S(能形成氢键的元素有N、O、F，如HF 、H2O、NH3，低级醇、醛、酸与水均能形成氢键) 。

c.当形成分子内氢键时熔沸点降低（不要求）。如：邻羟基甲苯的熔沸点低于对羟基甲苯。

d.对于烃类物质碳原子数相同时支链越多熔沸点越低。

2.对于离子晶体：a、要看离子半径的大小和离子所带电荷的多少，离子半径越小，离子所带电荷越多则离子键越强晶格能越大熔沸点越高。如：KCl﹤NaCl﹤MgO （注意：NaCl、MgCl2晶体中离子排列方式不同，不能简单得出熔沸点NaCl﹤MgCl2，实际上刚好相反。有些参考书上熔沸点NaCl﹤MgCl2是错误的，根据所学知识无法比较。）

3.原子晶体：要看原子半径的大小，原子半径越小，则键长越短，导致键能越大，熔沸点越高。如：金刚石﹥碳化硅﹥单晶硅

（注意：金刚石、碳化硅、硅原子晶体中原子排列方式相同，但与二氧化硅不同，不能简单得出二氧化硅熔沸点的位置。有些参考书上熔沸点金刚石﹥二氧化硅﹥碳化硅﹥单晶硅是错误的，根据所学知识无法比较。）

例：C60与金刚石的熔点比较，不应该从键长角度比较。因为C60是分子晶体，熔沸点由分子间作用力决定。C60熔点应该比金刚石的熔点低很多。

4.金属晶体：一般比金属离子的半径和金属阳离子所带电荷的多少（教材：单位体积内自由电子数目的多少）。如Na﹤Mg﹤Al

二、从物质在常温常压下的状态去分析。

常温常压下固体﹥液体﹥气体（熔沸点）如：碘单质﹥水﹥硫化氢

三、易液化的气体沸点较高。

如氨气易液化（熔点-77℃，沸点-33℃），HF在标况下是液态（熔点-35℃，沸点19℃）。

四、注意：

1.熔点高不一定沸点也高。如I2和Hg，熔点I2高，沸点Hg高。

2. MgO和Al2O3由于晶格类型不同，氧化镁的熔沸点高于氧化铝。

3.同主族元素形成的单质熔沸点的变化不能一言概论。（一般是金属部分从上至下熔沸点降低，非金属部分从上至下升高，但都有特例）。