物质结构与性质知识点总结1

1、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

2、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、氯化葩晶体。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

3、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（T键和兀键的形成条件，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：大冗键不作要求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

4、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。专题五一一了解即可。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Wf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

5、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轨道呈琰形、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136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

6、两个电子（2）原子核外电子排布原理. .能量最低原理：电子先占据能量低幽轨道，再依次进入能量高的制遵. .泡利不相容原理：每个轨道最多容纳两上自旋状态不同的电子 .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叫道，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 Ar3d 54s1、一29CU Ar3d 104s1.掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.1 根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图箭头所示的顺序。根据构造原理，可以将各

7、能级按能量的差异分成能级组如图所示，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 一简化电子排布式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+： 1s22s22p63s23p

8、63d5nni it ii 川 u 1t i轨道表布式：如Na 1三 2sAWm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（基态一激发态）和放出（基态一激发态）能量，产生不

9、同的光谱一一原子光谱（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至兀宗。二、元素性质递变规律5个区域。具体地说是根据最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 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ns12,主要包括I A和n A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ns2np16,主要包括周期表中出 A到皿A和0族共6个主族元素，这些元素随

10、 着最外层电子数的增加，原子失去电子变彳#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)d 19ns12,主要包括周期表中出B到VHB和皿族，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)d10ns12。包B 和n B,全是金属元素(5) ) f区元素：

11、包括例系元素和舸系元素，它们的原子的价电子排布是 (n-2)f014(n-1)d02ns2,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，因此例系元素和舸系元素的化学性质非常相似。2. s区、p区、d区、ds区元素的电子层结构特点包括兀素外围电子排布化学性质s区I a n A 族ns12除氢外，都是活泼金属)区m A WA 0 族ns2np 16非金属性增强、金属性减弱d区m Bvn b皿族(n-1)d 19ns12均为金属，d轨道上的电子口参与化 学键的形成ds区i b n b 族(n-1)d 10ns12均为金属，d轨道上的电子不参与化 学键的

12、形成:区斓系舸系(n-2)f0-14(n-1)d。2n例系兀素化学性质相似 舸系元素化学性质相似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Ii表示，单位为kJ/mol。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nU 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

13、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：同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。 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 nA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 3Liv 5B 4Bev 6c 8。v 7N 9F i0Ne ）.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 .Ii越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱也仇性哭卜|Z1HAIII

14、AIVAVAVIAVIIALiBeBcNoF1 O1.52 07 531.口3.岳4.0NtMgA)SiPSClD.S1.21.51.8Z.lNGMOKCaGaGeAsScRr0 81.01.61.02.02,42.BRhSrInSbTp10.01.01.71.B1.9z.sc4gTlPbBiPoAtG 7o.y1.91.9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，左下角葩元素的电负

15、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

16、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.化学键包括离壬键、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：离子半径越离子所带电荷越多，亶子键越强，离壬晶体的熔沸点越运.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& 离子晶体的熔点越高、翅度越大 _用电子式表示Na

17、Cl、K2s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 .连接号为“ 一”3 .用O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 殳个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有 4_个钠离子和4_个氯离子；氯化葩 晶体中，每个葩离子周围有 8个氯离子，每个氯离子周围有 8个葩离子，每个氯化葩晶胞 中含有L个葩离子和1个氯离子.CsCl型晶体NaCl型晶体每个Na+离子周围被6个C1一离子所包围, 同样每个C1也被6个

18、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）.晶胞中粒子数的计算方法-均摊法.ag顶点棱边面心体心贝瞅1/81/41/21共价键分子晶体一一原子晶体2 .了解共价键的主要类型 。键和兀键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对（T键和兀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共价键的分类和判断：6他（“头碰头”重叠）和兀记（“肩碰肩”重叠）、极性键和非 极性键，还有一类特殊的共价键一一配位键（水合氢离子、俊根离子、氯化铝分子

19、等含有配位键)图例！共价键一、归他博(2)共价键三参数概念对分子的影响键能拆开1mol共价键所吸收的能量(单位：kJ/mol )键能越大，键越牢固，分子越稳定成键的两个原子核间的平均距离(单位：10-10 米)键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳士7E键角分子中相邻键之间的夹角(单位：度)键角决定了分子的空间构型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

20、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： .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 .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非极性分子和极性分子的比较非极性分子极性分子形成原因整个分子的电荷分布均匀， 对称整个分子的电荷分布/、均匀、不对称存在的共价键非极性键或极性键极性键分子内原子排列对称不对称举例说明:分子共价键的极性分子中正负 电荷中心结论举例同核双原子分子非极性键重合非极性分子H2、N2、02异核双原子分子极性键/

21、、重合极性分子CO、HF、HCl异核多原子分子分子中各键的向 量和为零重合非极性分子CO 2、BF3、CH 4分子中各键的向 量和不为零/、重合极性分子H2O、NH3、CH3Cl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 CO 2易溶于CS2中）.Numl of Bo4.分子的空间立体结构（记住） 常见分子的类型与形状比较NumhPr分子类 型AA2boof BondsABABAABA分子形状钿角颜直线形 V形形形180木80Numbeiof Bond正四面体A43AB 3AB 3AB 4三角锥形正四面体60120丰 120109A

22、B 3C四面体:形28；AB 2C2四面体:彩328Number of LoneNumberof ChargePairs键的极者褊理非极性 极性 极性 极性非极性 O H , , , O O H N N H , , N6 .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 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

23、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晶体类型离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体构成微粒阳阴离子原子分子金属离子 和自由电子微粒间作用力肯定有离子键可能 后具价键共价键分子间：范德华力和 氢键分子内：共价键（除金属键稀有气体）是否有分子存在无无分子、是巨大网 状结构有分子无导电性熔化时或水溶液能 导电无或差晶体不导电，溶于水 能电离的，其水溶液 能导电；熔化不导

24、电导电熔化时键的变化断开离子键、共价键 不TW断键不断键减弱物质种类大多数盐、强碱 活泼金属 氧化物金刚石、Si、SiO2、SiC、B气体、多数非金属单 质、酸、多数有机物金属四、几种比较1、离子键、共价键和金属键的比较化学键类型离了键共价键金属键概念阴、阳离子间通过静 电作用所形成的化学 键原子间通过共用电子对 所形成的化学键金属阳离子与自由电子通过相 互作用而形成的化学键成键微粒阴阳离子原子金属阳离子和自由电子成键性质静电作用共用电子对电性作用形成条件活泼金属与活泼的非 金属兀系非金属与非金属元素金属内部实例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg方向性和饱 和性无P39有P44无P33配位键是特殊的共价键。氢键不是化学键也有方向性有饱和性。2、非极性键和极性键的比较非极性键极性键概念同种兀素原子形成的共价 键不同种兀素原子形成的共价键， 共用电子对发生偏移原子吸引电子能力相同不同共用电子对不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的原子成键原子电性电中性显电性形成条件由同种非金属兀素组成由不同种非金属兀素组成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