基础梳理篇之物质结构与性质

基础梳理之物质结构与性质一、原子结构与元素的性质1、基态原子的核外电子排布(1)排布规律=1\*GB3①构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f……构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出，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)等。构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一。=2\*GB3②能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量较低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。当某能级中的原子轨道处于全充满或半充满状态时能量较低。=3\*GB3③泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个自旋方向相反的电子。=4\*GB3④洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据一个轨道，且自旋方向相同。警示：①在书写基态原子的电子排布图时，常出现以下几种错误：②当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前。如Fe：1s22s22p63s23p64s23d6，这种书写方式错误。(2)表示方法①原子结构示意图：圆圈内数字表示质子数，弧线表示能层（电子层），弧线内数字表示该能层（电子层）中的电子数。②电子排布式：在能级符号的右上方用数字表示该能级上排布的电子数目的式子。有原子的电子排布式、原子最外层的电子排布式、离子的电子排布式等不同的用法。例如，氯原子的电子排布式为1s22s22p63s23p5；氯离子Cl-的电子排布式为1s22s22p63s23p6；氯原子最外层的电子排布式3s23p5。为避免电子结构过长，通常把内层已达到稀有气体的电子层写成“原子芯”（原子实），并以稀有气体符号加方括号表示。例如：氯[Ne]3s23p5钪[Ar]3d14s2③轨道表示式：表示电子所处轨道及自旋状态的式子。2、电离能规律周一周期同一族第一电离能从左往右，第一电离能呈增大的趋势从上到下，第一电离能呈减小趋势。注意：(1)第IIA族元素和第VA族元素的特殊性。IIA族的元素大于ⅢA族元素，ⅤA族元素大于ⅥA族元素的电离能。(2)如果某主族元素的In+1＞In，则该元素的常见化合价为+n，如钠元素I2＞I1，所以钠元素的化合价为+1。而过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，多以常表现多种化合价，如锰元素+2价~+7价。3、元素电负性的周期性变化(1)随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。(2)电负性的运用：①确定元素类型(电负性>，非金属元素；电负性<，金属元素)；②确定化学键类型(两元素电负性差值>，离子键；两元素电负性差值<，共价键)；③判断元素价态(电负性大的为负价，小的为正价)；④电负性是判断元素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)。二、分子结构与性质1、共价键(1)本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对,其特征是具有饱和性和方向性｡(2)类型①按成键原子间共用电子对的数目分为单键､双键､三键｡②按共用电子对是否偏移分为极性键､非极性键｡③按原子轨道的重叠方式分为σ键､π键,前者的电子云具有轴对称性,后者的电子云具有镜像对称性｡④配位键：形成配位键的条件是成键原子一方（A）能够提供孤电子对，另一方（B）具有能够接受孤电子对的共轨道，可表示为A→B。(3)键参数①键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量，键能越大，键越稳定｡②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定｡③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角｡注意：(1)σ键和π键的区别从轨道重叠方式来看可分为σ键和π键，σ键是指原子轨道以“头碰头”方式相互重叠导致电子在核间出现的概率增大而形成的共价键；π键是指原子轨道以“肩并肩”方式相互重叠导致电子在核间出现的概率增大而形成的共价键。如在氮分子中，存在1个σ键和2个π键；在O2分子中，存在1个σ键和1个π键；在HCl、H2分子中，只存在1个σ键。由此可见，若双原子分子形成的共价键为1个，则该共价键只能是σ键，若存在多个共价键(n个共价键)中，则存在1个σ键和n－1个π键。(2)非极性键的区别从键的极性来看可分为极性键和非极性键，非极性键是指由两个同种元素原子形成的共价键，这种共价键的特点是电子在每个原子周围出现的概率相等，参与成键的原子不显电性；极性键是指由两个不同种元素原子形成的共价键，这种共价键的特点是电子在电负性大的原子附近出现的概率较大，该原子带部分负电荷，而另一个原子带部分正电荷。2、分子的立体结构(1)杂化轨道理论：在外界条件的影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合，形成新的能量相同的原子轨道。(2)常见杂化轨道类型与分子构型规律杂化轨道类型参加杂化的原子轨道分子构型示例sp1个s轨道，1个p轨道直线形CO2、BeCl2、HgCl2sp21个s轨道，2个p轨道平面三角形BF3、BCl3、HCHOsp31个s轨道，3个p轨道等性杂化正四面体CH4、CCl4不等性杂化具体情况不同NH3(三角锥形)、H2S、H2O(V形)(3)键的极性和分子极性的关系类型实例两个键之间的夹角键的极性分子的极性空间构型X2H2、N2－非极性键非极性分子直线形XYHCl、NO－极性键极性分子直线形XY2(X2Y)CO2、CS2180°极性键非极性分子直线形SO2120°极性键极性分子V形H2O、H2S105°极性键极性分子V形XY3BF3120°极性键非极性分子平面三角形NH3107°极性键极性分子三角锥形XY4CH4、CCl4109°28′极性键非极性分子正四面体形3、配合物理论(1)配合物的组成①配体：含有孤电子对的分子或离子，如NH3、H2O、Cl－、Br－、I－、SCN－等。②中心离子：一般是金属离子，特别是过渡金属离子，如Cu2＋、Fe3＋等。③配位数：直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或离子)的数目。(2)常见配合物：如[Cu(NH3)4](OH)2、[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH、Fe(SCN)3、[Fe(SCN)6]3-等。4、价层电子对互斥模型判断共价分子结构的一般规则(1)理论模型分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)，由于相互排斥作用，而趋向尽可能彼此远离以减小斥力，分子尽可能采取对称的空间构型。(2)价电子对之间的斥力①电子对之间的夹角越小，排斥力越大。②成键电子对受两个原子核的吸引，所以电子云比较紧缩，而孤电子对只受到中心原子的吸引，电子云比较“肥大”，对邻近电子对的斥力较大，所以电子对之间斥力大小顺序如下：孤电子对—孤电子对>孤电子对－成键电子>成键电子－成键电子③由于三键、双键比单键包含的电子数多，所以其斥力大小顺序为：三键>双键>单键。(3)价层电子对互斥模型的两种类型价层电子对互斥模型说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的空间构型，不包括孤电子对。①当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；②当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。如下表：物质H2ONH3CH4CCl4价层电子对互斥构型四面体四面体四面体四面体分子的空间构型V形三角锥形正四面体正四面体5、分子间作用力与物质的性质(1)大小判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大；分子的极性越强，分子间作用力越大。(2)对物质的熔、沸点及溶解度影响：①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；②溶质分子与溶剂分子间的分子间作用力越大，则溶质分子的溶解度越大。6、氢键及其对物质性质的影响(1)定义：由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子之间形成的作用力。(2)表示方式：A—H……B—H(A、B为N、O、F，“—”表示共价键，“……”表示形成的氢键)(3)分类eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(分子内氢键：如邻羟基苯甲醛、邻羟基苯甲酸等,分子间氢键：如对羟基苯甲醛、对羟基苯甲酸等))说明：(1)氢键不是化学键，属分子间作用力的范畴。除NH3、H2O、HF外，与其同主族的元素的其他氢化物的沸点还遵循相对分子质量增大，分子间作用力增大，熔、沸点升高的规律。H2O、HF的沸点是同族气态氢化物中最高的。(2)分子间氢键的形成除使物质的熔、沸点升高外，对物质的溶解度、硬度等也都有影响。如NH3极易溶解于水(溶解度为1∶700)，原因就在于氨分子和水分子之间形成了氢键，彼此互相缔合，加大了NH3的溶解。再如，冰的硬度比一般固态共价化合物的硬度大，也是因为冰中有氢键结构。(3)互为同分异构体的物质，能形成分子内氢键的，其沸点和熔点较能形成分子间氢键的物质的熔、沸点要低。三、晶体的类型与性质1、晶体结构类型原子晶体离子晶体分子晶体金属晶体构成微粒原子阴、阳离子分子金属离子和电子微粒间的作用共价键离子键分子间作用力金属键熔、沸点很高较高很低一般较高硬度很大较大很小一般较大导电、导热性一般不导电固体不导电，熔化或水溶液导电固体、液体不导电，部分水溶液导电易导电、导热溶解性不溶多数易溶于水相似相溶不溶于水（部分与水反应）示例金刚石、硅晶体、SiO2NaCl、NaOH、NH4Cl、Na2O2CO2、I2、He、CH3COOH、NH3Na、Al、Fe2、晶体类型的判别①离子晶体：含离子键的化合物，如强碱，大部分盐，活泼金属氧化物及“类盐”。②原子晶体：仅有几种：金刚石、金刚砂（SiC）、石英（SiO2）、单晶硅（Si）。③分子晶体：大部分有机物，所有的酸，弱碱，大部分非金属单质（包括稀有气体）、非金属氢化物、非金属氧化物等。3、物质熔沸点的比较及规律①各类晶体：一般来说，原子晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体差别很大，熔点高的（如钨）比某些原子晶体（Si、SiO2）还高，熔点低的（如H