物质结构常考要点
物质结构与性质高考热点归纳 分子空间构型、分子极性和键角的确定
物质结构与性质高考热点归纳分子空间构型、分子极性和键角的确定键角大小比较一、中心原子杂化类型对键角大小有决定性的影响中心原子杂化类式是决定键角大小的最根本的原因。
上表由前（左）到后（右）的顺序就基本是一个键角逐渐减小的顺序。
例1，对CH4、BF3、CO2这一分子序列，中心原子分别为sp3、sp2和sp杂化，它们对应的键角为109°28′、120°、180°，键角会依次增大。
二、中心原子孤电子对数目对键角的影响由于中心原子的孤对电子的电子云肥大，对成键电子对有较大的排斥力，所以孤对电子能使成键电子对彼此离得更近，键角被压缩而变小。
且中心原子的孤电子对数越多，键角会变得越小。
例2，对H2O、NH3、CH4分子系列。
这3个分子的中心原子采取的都是sp3杂化，但孤电子对数不同。
其孤电子对数分别为2、1、0.。
在H2O分子中，键角要受2个孤电子对的压缩，键角应该会最小。
这就导致出推断：该序列是一个键角逐渐增大的序列。
可查得它们的键角分别是104.5°、107.1°、109.5°。
三、配原子电负性对键角的影响当同一种原子中心原子种类相同、杂化类型也相同，而配原子种类不同时，由于配原子的电负性不同，会使键角有区别。
因为当相邻的两个成键电子对更靠近中心原子时、相互间的斥力会增大。
反之，当相邻的两个成键电子对远离近中心原子时、相互间的斥力会变小。
例3，将NF3与NH3比较，中心原子都是n(原子)、且都为sp3杂化，但因为F原子的电负性大于H原子，使成键电子离n(原子更远)，两个N－F键间的斥力减小、可以靠的更近，所以其键角更小。
实际上：NH3的键角是107°，NF3的键角是102.5°.对常遇到的H2O与OF2分子的键角和极性比较，也可照上例来判断。
四、中心原子电负性对键角的影响当同主族中心原子种类不同，但杂化类型相同、且配原子种类相同时，中心原子的电负性大，成键电子对更靠近中心原子，成键电子对间的斥力要变大，键角要变大。
高中化学物质结构与性质知识点归纳
物质结构与性质--高考化学知识点归纳
物质结构与性质--高考化学知识点归纳 -CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN物质结构与性质18种元素72种元素15、16、17纵列依次称为A、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族、7、11、12纵列依次称为B、ⅥB、ⅦB、ⅠB、ⅡB族常考Fe，Cu及其离子的电子排布式）第18纵列称为零族（稀有气体元素）、2两个纵列划为s区（价电子电子在s轨道）13~18六个纵列划为p区（价电子在p轨道）3~10八个纵列划为d区（价电子在d轨道）ds区第11、12两个纵列划为ds区（价电子在d、s轨道）f区镧系和锕系元素属于f区（价电子在f轨道）Ps：价电子指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子。
第一部分：元素周期表知识点1 单核微粒半径大小判断规律（1）先看电子层数，若不同，则层数多者微粒半径大（如：Br>Cl>F)（2）若电子层数相同，再看原子序数，序数小者半径大（如：Na+>Mg+>Al3+）（3）若是同种元素化合价不同的离子或原子，核外电子多者半径大（如：Fe>Fe2+>Fe3+)知识点2 有关周期和族的几个关系（1）周期序数=电子层数（2）主族（ⅠA~ⅦA）和副族ⅠB、ⅡB族的族序数=原子最外层的电子数（ns+np或ns）。
（3）副族ⅢB~ⅦB族的族序数=最外层s电子数+次外层d电子数。
（4）零族：最外层电子数等于8或2。
第二部分：元素周期律知识点1 周期律基本内容知识点2 同周期、同主族元素性质递变规律1、元素原子失电子（还原性）能力强弱比较依据（1）依据金属活动性顺序表，越靠前元素原子失电子能力越强。
（2）比较元素单质与水（或酸）的反应置换出氢的难易程度。
越易发生，失电子能力越强。
（3）比较元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。
碱性越强，失电子能力越强。
（4）根据金属与盐溶液间的置换反应，失电子能力强的置换成失电子能力弱的。
（5）一般金属阳离子的氧化能力越强，则对应的金属单质的还原性越弱（Fe对应的是Fe2+）（6）电化学原理：不同金属形成原电池时，通常作负极的金属性强；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属性弱。
化学知识点总结物质结构
化学知识点总结物质结构一、物质结构的概念物质结构是指构成物质的基本单位以及它们之间的排列方式。
物质结构的研究是化学领域的重要内容，它对于解决物质的性质和变化规律有着重要的意义。
根据物质的构成和排列方式的不同，可以将物质结构划分为原子结构、分子结构和晶体结构等几个方面。
二、原子结构1. 原子的组成原子是物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。
质子和中子构成了原子的核，而电子则绕核轨道运动。
2. 原子的排列方式原子的排列方式决定了物质的性质，不同元素的原子排列方式也是不同的。
例如，金属元素的原子一般是紧密排列的，而非金属元素的原子一般是松散排列的。
3. 原子结构的研究方法X射线衍射、高分辨透射电子显微镜等是研究原子结构的常用方法，通过这些方法可以观察到原子的排列方式和结构特征。
三、分子结构1. 分子的组成分子是由两个或者多个原子通过共价键连接而成的物质单位。
分子的组成决定了物质的种类和性质。
2. 分子的排列方式分子的排列方式会影响物质的性质，例如固体、液体和气体等状态的物质，分子的排列方式不同，性质也会有所区别。
3. 分子结构的研究方法红外光谱、核磁共振等是研究分子结构的常用方法，通过这些方法可以了解到分子的组成和排列方式。
四、晶体结构1. 晶体的组成晶体是由高度有序排列的原子、分子或者离子构成的固体物质。
晶体的组成决定了晶体的性质和外观。
2. 晶体的排列方式晶体的排列方式有规则的、有序的排列，而无晶体则是无规则的排列。
晶体的排列方式对其性质有着重要的影响。
3. 晶体结构的研究方法X射线衍射、电子显微镜等是研究晶体结构的常用方法，通过这些方法可以观察到晶体的结构和特征。
五、物质结构的应用1. 新材料的研发对物质结构的深入研究可以为新材料的研发提供重要的参考。
例如，了解材料的原子、分子或者晶体结构可以为新材料的设计和合成提供理论依据。
2. 化学反应的控制了解物质的结构可以为化学反应的控制提供帮助，可以通过调节物质的结构来控制化学反应的进行方向和速率。
物质结构知识
物质结构知识一、化学键与物质类别关系规律（1）只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如I2、N2、P4、金刚石、晶体等。
（2）只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物，如：HCl、NH3、SiO2、CS2等（3）既有极性键又有非极性键的物质：如：H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6（苯）等。
（4）只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如：Na2S、CsCl、K2O、NaH等。
（5）既有离子键又有非极性键的物质，如：Na2O2、Na2S x、CaC2等。
（6）由离子键、共价键、配位键构成的物质，如：NH4Cl等。
（7）由强极性键构成但又不是强电解质的物质，如HF。
（8）只含有共价键而无范德瓦尔斯力的化合物，如：原子晶体SiO2、SiC等。
（9）无化学键的物质：稀有气体，如氩等。
二、共价键的极性与分子极性关系规律共价键包括非极性键和极性键。
化学键有无极性，是相对共价键而言的，即共用电子对是否发生偏移。
而共用电子对的偏移，又取决于成键原子吸引电子能力的大小。
按上述推理归纳为：A—A型，即相同元素原子间成键形成的是非极性键；A—B型，即不同元素原子间成键形成的是极性键。
分子是否存在极性，不能简单地只看分子中的共价键是否有极性，而要看整个分子中的电荷分布是否均匀、对称。
根据组成分子的原子种类和数目的多少，可将分子分为单原子分子、双原子分子和多原子分子，其各类分子极性的判断依据是：（1）单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如He、Ne等。
（2）双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如HCl、HBr等；若含非极性键，就是非极性分子，如O2、I2等（3）以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。
若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如BF3、CH4等。
若分子中的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如NH3、SO2等。
高中化学物质结构知识点总结
分子结构与性质共价键：原子间通过共用电子对形成的化学键。
极性键和非极性键判别规律：极性键：正电中心和负电中心不重合；非极性键：正电中心和负电中心重合；分子极性与非极性判别：极性：中心原子最外层电子未全部成键；非极性：中心原子最外层电子全部成键；氢键：氢键是由已经与电负性很强的原子(如N、F、O)形成共价键的氢原子与另一个分子中或同一分子中电负性很强的原子之间的作用力。
氢键对物质性质的影响(1)当形成氢键时，物质的熔、沸点将升高。
(2)氢键不属于化学键；σ键、π键判别规律：1.共价单键全部都是σ键；2.共价双键中一个是σ键，一个是π键；3.共价三键中一个是σ键，两个是π键；价层电子对互斥理论：价层电子对数目=（中心原子的价电子数+配位原子提供的电子数）/2a、如果是离子团，离子的价电子对数应考虑离子所带的电荷：(1)负离子的价电子数=中心原子的价电子数+所带的负电子数；(2)正离子的价电子数=中心原子的价电子数-所带的正电荷数；b、如果成键原子是配位原子，与中心原子之间的化学键是单键时，配位原子提供的价电子数是1，如H、卤素原子；双键时，配位原子提供的价电子数为0，如氧原子，三键时，配位原子提供的原子为-1，如乙炔。
双键、三键都当做一个配位原子。
c、σ键电子对数：由分子式确定。
如H2O、NH3、CH4分子中的中心原子O、N、C 分别含有2、3、4对σ键电子对。
d、中心原子上的孤对电子数：为，式中a为中心原子的价电子数（主族元素的价电子数就是最外层电子数）；x为与中心原子结合的原子数；b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数（氢为1，其他原子等于“8-该原子的价电子数”）分子构型价层电子对数σ键电子对数孤电子对数VSEPR模型名称立体构型名称实例220直线型直线型330三角形平面三角形21∨形440四面体型正四面体型31三角锥型22∨形杂化类型判断：无机化合物价层电子对数为2时，sp杂化；价层电子对数为3时，sp2杂化；价层电子对数为4时，sp3杂化；有机化合物：碳原子与几个原子相连，两个为sp杂化，三个为sp2杂化，四个为sp3杂化。
高中化学物质结构与性质考点整理
一、原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。
2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。
原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。
根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。
（5）基态和激发态①基态：最低能量状态。
处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。
基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。
利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
1。
物质结构与性质常考点归纳
物质结构与性质常考点归纳物质的结构与性质是化学的重要内容之一，涉及到物质的组成、分子构型、化学键等方面，对于我们理解物质的物理和化学性质具有重要的意义。
下面是对物质结构与性质的常考点的归纳：1.原子结构与元素周期表原子是物质的基本组成单位，由电子、质子和中子组成。
电子在不同的能级上分布，通过填充不同的电子壳层，形成不同元素的原子结构。
元素周期表是根据元素的原子结构和元素性质所进行的分类，鼓励掌握元素周期表的排列规律，了解元素的周期性变化和元素性质之间的关系。
2.化学键与分子构型化学键是原子间相互作用的结果，包括离子键、共价键和金属键等。
离子键是电子从一个原子转移到另一个原子形成的，如盐的结构。
共价键是原子通过共享电子形成的，如氢气的结构。
金属键是金属中自由电子负责连接金属原子形成的良好的自由度。
掌握化学键的形成和性质可帮助我们理解物质的分子构型和分子间的相互作用。
3.有机化合物的结构与性质有机化合物是由碳元素组成的化合物，包括碳氢化合物、含氧、氮、硫等元素的化合物。
了解有机化合物的结构与性质对于学习有机化学具有重要意义。
常见的有机化合物常考点包括碳链结构、立体化学、官能团、同分异构体等。
4.物质的晶体结构与性质晶体是具有有序、周期排列的结晶体系，它们是由离子、分子或原子按照一定的规则进行排列和成键形成的。
晶体的结构与性质密切相关，例如晶体的硬度、熔点和导电性等。
了解晶体的结构可以帮助我们理解物质的各种性质，并对材料的应用有所启示。
5.溶液的结构与性质溶液是由溶质和溶剂组成的，涉及到物质在不同状态下的相互转化和相互作用。
了解溶液的结构与性质，例如溶解度、溶解热等对于理解溶液的稳定性及其应用有重要意义。
6.气体的结构与性质气体是一种无定形的物质状态，气体分子之间的距离和相互间的相互作用力较小。
气体的结构与性质涉及到气体分子的运动方式、压力、体积和温度之间的关系，了解气体的结构与性质对于理解气体的物理性质和工业应用有重要意义。
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四川省通江中学 2014.10 雷斌
构造原理
基态原子核外电子所遵循的原则
基态原子核外电子排布的表示方法
基态原子的轨道表示式常见错误
常考的几种物质的电子式
次氯酸的电子式 : ； 结构式:
二氧化碳的电子式：
氯化铵的电子式：
氮分子的电子式：
过氧化钠的电子式：
某些微粒的结构示意图
• 鲍林经验规则：设含氧酸的化学式为HnROm，其 中(m－n)为非羟基氧原子数。非羟基氧原子数越 多酸性越强。一般地，非羟基氧原子氧原子数大于 或等于2为强酸。
•
H3PO3和H3AsO3的形式一样，但酸性强弱 相差很大。已知H3PO3为中强酸，H3AsO3为 弱酸，试推断H3PO3和H3AsO3的分子结构：
原 子 SiO2 晶 体
晶胞 晶胞是描述晶体结构的基本单元。晶胞在晶体中的排列呈 “无隙并置”。 晶胞中微粒数的计算方法——均摊法 如某个粒子为 n个晶胞所共有，则该粒子有 1/n属于这个晶胞。 中学中常见的晶胞为立方晶胞(如图42－1)。
图42－1
立方晶胞中微粒数的计算方法如下：
注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶 胞的形状。
分子 晶体
干 冰
晶体
晶体结构
晶体详解 (1)每个碳与4个碳以 共价键结合，形成正 四面体结构 (2)键角均为109°28′ (3)最小碳环由6个C组 成且六原子不在同一 平面内 (4)每个C参与4条C— C键的形成，C原子数 与C—C键之比为1∶2
原 子 晶 体
金 刚 石
晶体
晶体结构
晶体详解
(1)每个 Si 与 4 个 O 以共 价键结合， 形成正四面体 结构(2)每个正四面体占 1 有 1 个 Si,4 个“ O”， 2 n(Si)∶n(O)＝1∶2 (3)最小环上有 12 个原子， 即 6 个 O,6 个 Si
第一电离能的特殊性：
通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大， 但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为 ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素 原子第一电离能反常。电离能突然变大时说明电 子的能层发生了变化。
• 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，它们的许多性质相近。 • 氢键的表示方法： A－H…B
元素周期表的分区
图39－2
几个有趣的数字（推断元素位置）
• 2 8 8 18 • 2 • 10 • 18 • 36 • 54 • • 18 32 32
86 118
• 元素在周期表中的位置：第Ⅷ族元素 外，大多元素所在族的族序数等于(n －1)d＋ns(n为最外层)的电子数。
• 某能级（核外）上未成对电子数： Cr [Ar] 3d54s1 ; Mn [Ar] 3d54s2 ; Fe [Ar] 3d64s2 ;Co [Ar] 3d74s2; Ni [Ar] 3d84s2; Cu [Ar] 3d104s1
(1)每个Cs＋(Cl－)周围 等距且紧邻的Cl－(Cs＋) 有8个，每个Cs＋(Cl－) 周围等距且紧邻的Cs＋ (Cl－)有6个 (2)如图为8个晶胞，每 个晶胞中含1个Cs＋、1 个Cl－
晶体
晶体结构
晶体详解 (1)8个CO2分子 构成立方体且在 6个面心又各占 据1个CO2分子 (2)每个CO2分子 周围等距紧邻的 CO2分子有12个
需要掌握的几种典型晶胞
晶体 晶体结构 晶体详解
离子 晶体
氯化 钠型 (NaCl)
(1)每个Na＋(Cl－)周 围等距且紧邻的Cl－ (Na＋)有6个。每个 Na＋(Cl－)周围等距 且紧邻的Na＋(Cl－) 有12个 (2)每个晶胞中含4个 Na＋和4个Cl－
晶体
晶体结构
晶体详解
氯化铯 离子 型 晶体 (CsCl)
键
• 价层电子对互斥模型与分子的空间构型： 价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型， 而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤 对电子。 (1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致； (2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。
价层电子对互斥模型、杂化轨道理论与分子 空间构型的关系
分子极性的判断方法
• 首先看键是否有极性，然后再看各键的空间排列 状况。 • 键无极性，分子必无极性； • 键有极性，各键空间排列均匀，正、负电荷重心 重叠，使键的极性相互抵消，分子无极性; • 各键空间排列不均匀，正、负电荷重心不重叠， 不能使键的极性相互抵消，分子有极性。 • [注意]O3为极性分子。