物资结构部分十个重要知识点

1、中学物质结构局部十个重要知识点十堰市一中 牛楚华1.三组电子层结构相同的微粒及在表中的位置关系：+2+3- _ 2- -+2+3+3- _2- _ - + _ 2+He:H；Li ;Be ;Ne:N ;O ;F ;Na ;Mg ;AI ; Ar:P ;S ;CI ;K ;Ca ;电子层结构相同的离子在下一周期金属元素与上一周期非金属元素之间。2具有10个电子的微粒：分子：CH4； NH3；出0; HF ； Ne；阴离子：N3-;O2-;F-； OH-;阳离子：NH4+ ； H3O+； Na+； Mg2+ ； Al3+；3怎样比拟微粒半径的大小：、原子之间，阳离子之间，阴离子之间半径的变化都可以

2、用以下示意图表示、同种元素，阳离子半径小于原子半径，阴离子半径大于原子半径。3 电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。4怎样判断化学键的类型和强弱1键的类型判断：同种非金属元素的原子之间形成非极性键，不同种非金属元素的原子之间形成极性键。金属元素与非金属元素的原子之间大多形成离子键。铵根离子所形成化合物含离子键。2键的强弱判断：离子键：离子半径越小，所带电荷数越多，离子键越强；共价键：原子半径越小，键长越短，键能越高；分子间作用力：一般而言，相对分子质量越大，分子间作用力越强。含有氢键的分子，分子间作用力更强。5极性分子与非极性分子的判断 ：极性分子中可能含非极性键H2O2，非极性分子

3、中不一定含非极性键，可能只含极性键CH4。经验规律：在 ABn型分子中，当A的化合价数值等于其族序数时，该分子为非极性分子， 否那么是极性分子。例如如下：极性分子非极性分子双原子分子极性键相结合的分子非极性键相结合的分子三原子分子H2O； H2S; SO2；CO2 ； CS2 ；四原子分子NH3 ； PH3 ； H2O2 ; PC13BF3； BC13 ； P4 ；五原子分子CH3CICH4 ； CCI4 ； SiH46周期表中元素性质的递变规律 随着核电荷数的增大结论原因表现形式同一 周期金属性递减 非金属性递 增原子半径变小， 原子核对核外 电子吸引力能力 加大1、单质的复原性减弱，氧化性

4、增强。2、单质与水或酸反响置换出氢的能力减弱。3、单质与氢气反响变易以及生成的氢化物稳定 性增强。4、最高价氧化物对应的水化物碱性减弱，酸性 增强。同一主族金属性递增 非金属性递 减原子半径变大 原子核对核外电 子吸引能力减弱1、单质的复原性增强，氧化性减弱。2、单质与水或酸反响置换出氢的能力增强。3、单质与氢气反响变难以及生成的氢化物稳定 性减弱。4、最高价氧化物对应的水化物碱性增强，酸性 减弱。7怎样写电子式确定化合物类型判断化合价共价化合物中不同原子间共用电子对数等于其化合价数值;离子化合物中离子所带电荷数等于其化合价数值；同种离子须分开写，阴离子要加括号；电子要守恒，通常还须满足 8电

5、子结构。8晶体类型的判断与比拟1、判断晶体类型的方法1依据物质的分类判断金属氧化物如 K2O NstQ等，强碱如 NaCI、KOH等和绝大多数的盐类是离子晶 体。大多数非金属单质除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外、气态氢化物、非金属氧化物除Si02外、酸、绝大多数有机物除有机盐外是分子晶体。常见的原子晶体单质有 金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。金属单 质除汞外与合金都是金属晶体。2依据物质的性质判断离子晶体的熔点较高， 常在数百至1000余度；原子晶体熔点高，常在1000度至几千度； 分子晶体熔点低，常在数百度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有相

6、当低的。 离子晶体水溶液及熔化时能导电，晶体不导电；原子晶体一般为非导体，但石墨等导电；分 子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质主要是酸和非金属氢化物溶于水，使分子内的 化学键断裂形成自由移动的离子也能导电，但熔化不导电，金属晶体是良导体。2、晶体中的几个不一定1离子晶体除含离子键外不一定不含其他化学键。如氨盐中除含离子键，还含极性键和 配位键；Na<2中除含离子键还含非极性键。2 离子晶体不一定肯定含金属阳离子，如NHCI中含的阳离子是 NHf但凡氨盐、肯定同 时含离子键、极性键和配位键 。3离子晶体的熔点不一定肯定低于原子晶体，如MgO的熔点高于Si02。4 含有阳离子的晶体不一定是

7、离子晶体，如金属晶体中就含有金属阳离子。5 金属和非金属形成的晶体不一定都是离子晶体，如AICI 3就是含共价键的分子晶体6具有金属光泽且能导电的单质不一定就是金属，如石墨具有金属光泽且能导电，却是 非金属。3、四类晶体的比拟：晶体类型离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体晶体质点粒子阴、阳离子原子分子金属阳离子、自由电子粒子间作用力离子键共价键分子间作用力复杂的静电作用熔沸点较咼很高很低一般较咼，少部 分低硬度较硬很硬一般较软一般较硬，少部 分软溶解性易溶于极性溶剂难溶解相似相溶难溶Na等与水 反响导电情况固体不导电，熔 化或溶于水后导 电不导电除硅一般不导电良导体事例NaCI、CaCONaOH等

8、金刚石、水晶、 碳化硅等干冰、冰、纯硫酸、H2SNa、Mg AI 等9怎样比拟熔点的上下1先看晶体的类型。不同晶体类型的物质其 熔点的一般规律为：原子晶体 >离子晶体 >分子晶体；但是要注意 金属晶体的熔、沸点有的很高，如钨、铂等，有的那么很低，如汞、铯等。2同一晶体类型的物质，需比拟晶体内部结构粒子间作用力，作用力越大，熔沸点越 高。原子晶体：要比拟共价键的强弱，一般地说，原子半径越小，形成共价键的键长越短，键能越大，其晶体熔沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅 >晶体硅。离子晶体：要比拟离子键的强弱， 一般地说，阴、阳离子的电荷数越大， 离子半径越小， 那么离子间作用就

9、越强，其离子晶体熔沸点越高。如熔点：MgO>MgC>NaCI>KCI。分子晶体：组成结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高，如熔沸点：O2>N2,HI>HBr>HCI。组成结构不相似的物质， 分子的极性越大，其熔沸点就越高，如熔沸点：CO>N。金属晶体：要比拟离子的电荷数和离子的半径，离子的电荷数越多， 半径越小，其金属键就越强，金属熔沸点越高，如熔点：AI>Mg>Na。由上述可知，同类晶体熔沸点比拟思路为：原子晶体t共价键键能t键长t原子半径分子晶体t分子间作用力t相对分子质量离子晶体T离子键强弱T离子电荷、离子半径3常温常压下状态

10、：熔点：固体物质 >液态物质沸点：液态物质 >气态物质10晶体结构的计算晶体结构类习题最常见的题型就是晶胞的结构而求晶体的化学式。解答这类习题首 先要明确一个概念：由晶胞构成的晶体，其化学式不一定是表示一个分子中含有多少个原子，而是表示每个晶胞中平均含有各类原子的个数，即各类原子的最简个数比。解答这类习题， 通常采用分摊法。在一个晶胞结构中出现的多个原子，这些原子并不是只为这个晶胞所独立占有，而是为多个晶胞所共有，那么，在一个晶胞结构中出现的每个原子，这个晶体能分摊到多少比例呢。这就是分摊法。分摊法的根本目的就是算出一个晶胞单独占有的各类原子的个数。分摊法的根本原那么是：晶胞任意位

11、置上的一个原子如果是被x个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是1/X。在立体晶胞中，原子可以位于它的顶点，也可以位于它的棱上， 还可以在它的面上 不含棱，当然，它的体内也可以有原子；1 每个顶点被8个晶胞共有，所以晶胞对自己顶点上的每个原子只占1/8份额；2 每条棱被4个晶胞共有，所以晶胞对自己棱上的每个原子只占1/4份额；3 每个面被2个晶胞共有，所以晶胞对自己面上不含棱的每个原子只占1/2 晶胞体内的原子不与其他晶胞分享，完全属于该晶胞。常见的几种晶体结构分析1氯化钠晶体NaCI晶体中N/和Cl-交替占据立方体的顶点而向空间延伸。在每个Na+周围最近的等距离设为a的CI-有6

12、个上、下、左、右、前、后，在每个CI-周围最近的等距离的 Na+ 亦有6个；在每个Na+周围最近的等距离必为、2a的Na+有12个同层4个，上层4个， 下层4个，在每个CI-周围最近的等距离的 CI-亦有12个。2氯化铯晶体CsCI晶体是一种立方体结构每8个Cs+、8个CI-各自构成立方体，在每个立方体的中心有一个异种离子CI-或Cs+o在每个Cs+周围最近的等距离设为 j3a/2 的CI-有8 个，在每个 CI凋围最近的等距离的 Cs+亦有8个；在每个 Cs+周围最近的等距离必为 a 的Cs+有6个上、下、左、右、前、后，在每个CI-周围最近的等距离的 CI-亦有6个。3二氧化碳晶体干冰晶体

13、中每8个CQ构成立方体且再在 6个面的中心又各占据 1个CQ。在每个CO 周围等距离.2 a/2, a为立方体棱长最近的 CQ有12个同层4个，上层4个、下层4 个。4金刚石晶体金刚石晶体是一种空间网状结构一一每个C与另4个C以共价键结合，前者位于正四面体顶点。晶体中所有 C-C键长相等、键角相等均为109028'；晶体中最小碳环由 6个C组成且它们不在同一平面内；晶体中每个C参与了 4个C-C键的形成，而在每条键1中的奉献只有一半，故 C原子个数与C-C键数之比为1 : 4 X - =1:2 o27二氧化硅晶体SiQ2中每个Si与4个Q结合，每个o与2个Si结合，故晶体中Si原子与Q原子个数比