2024年高考化学物质结构与性质

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.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.

2、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.

3、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、仄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I、3、5、7.

能层、能级、原子轨道之间的关系

原子轨道的能量关系是：ns<(n-2)f<(n-1)d<np

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T激发态）和放出（激发态一较

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。

6、核外电子排布规律

（।）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量

渐高的能级里。

（2）泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。

（3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相

同。

（4）洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、心、f,4l半充满（p\全空时（p°、

d。、P）

s

的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr[Ar]3d4sL2yCu[Ar]34。4sl

能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道

中去，泡利原埋和洪特规则都使',整个原子处于能量最低状态二

（5）（77-1）d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=〃s能级电子数

（6）在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2〃2;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。

元素周期表元素周期律

7.原子的电子层构型和周期的划分原子能层数==周期数

8.同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减,非金属性逐渐增强。

第一电离能呈增大趋势（反常点：HA族〉IIIA族、VA族〉VIA族）。电负性逐渐增大。

（稀有气体除外）

10.同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。第一电离能逐

渐减小。电负性逐渐减小。

11.原子的电子构型和元素的分区

按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除

ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。

外围电子——价电子

s与p区——最外层上的电子

d与ds区——最高能级组上的电子

S区:ns1~2P区：〃s2〃p、6d区：（/?-】对~4/~2ds区：（〃-1对。/小~

2

12.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能量

叫做第一电离能。常用符号II表示，单位为kJ/mol。

★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势（第二、五主族例外，因为外层电子排布

全满、半满时较相邻元素要大），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。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元

素要大即第IIA族、第VA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、

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.II越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱.

13.元素的电负性：元素的原子在分子中吸引键合电子的能力叫做该元素的电负性。

14.随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性

逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.

15.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）.注意：此为一般情况，

不能说绝对。

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）.

项目同周期（从左一右）同主族（从上T下）

电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，

原子核外电子排布最外层电子数相同，电子层数递增

1-7（第一周期1—2）

原子半径逐渐减小（0族除外）逐渐增大

最段）正价由+1—+7

最高正价二主族序数9、F除外），

元素主要化合价最低负价由-4--1

非金属最低负价二主族序数・8

注意：金属没有负价，O、F无正价

得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐得电子能力逐渐减弱，失电子能力

原子得、失电子能力

减弱逐渐增强

元素的第一电离能第一电离能呈增大的趋势第一电离能逐渐减小

元素的电负性电负性逐渐增大电负性逐渐减＜\

金属性逐渐减弱金属性逐渐增强

元素金属性、非金属性

非金属性逐渐增强非金属性逐渐瘀导

氧化性逐渐增强氧化性逐渐减弱

单质氧化性、还原性

还原性逐渐减弱还原性逐渐增强

最高价氧化物对应水碱性逐渐减弱碱性逐渐增强

化物的酸碱性酸性逐渐增强酸性逐渐减弱

非金属气态氨化物的

生成由难到易稳定性逐渐增强生成由易到难稳定性逐渐减弱

稳定性

化学键

16.共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键

运用电子云、原子轨道解释共价键：。键(“头碰头”重叠)——轴对称

兀键("肩碰肩’'重叠)——镜面对称

判断：共价单键——a键共价双键一一个o键一个兀键共价三键——一个o键两个

兀键

17.共价键类型：

(1)。键和兀键

。键兀键

成键方向沿键轴方向''头碰头"平行或“肩并肩”

电子云形状轴对称镜像对称

牢固程度强度大,不易断裂强度小,易断裂

成键判断规律单键是。键；双键有一个是Q键，另一个是H键；三键中一个是。

键，另两个为兀键。

(2)极性键和非极性键

非极性键极性键

定义由同种元素的原子形成由不同种元素的原子形成的共价键，

的共价键，共用电子对不共用电子对发生偏移

发生偏移

原子吸引电子能力相同不同

共用电子对彳源不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的原子一方

成键原子的电性判断依据不显电性显电性

举例单质分子(如此、Ch)气态氢化物，非金属氧化物、酸根和

和某些化合物(如Na2O2.氢氧根中都含有极性键

H2O2)中含有非极性键

(3)配位键：一类特殊的共价键，一个原子提供空轨道，另一个原子提供一对电子所形成

的共价键。

①配位化合物：金属离子与配位体之间通过配位健形成的化合物。如：Cu(H2O)4SO4.

CU(NH3)4(OH)2.Ag(NH3)>OH、Fe(SCN)3等。

②配位化合物的组成：

配合物的组成内界外界

配离子

中心原子配位体配位数

18、共价键的三个键参数

概念对分子的影响

键长分子中两个成键原子核间距离(米)键长越短，化学键越强，形成的分子越稳定

键能对于气态双原子分子AB,拆开键能越大，化学键越强，越牢固，形成的分

ImolA-B键所需的能量子越稳定

键角键与键之间的夹角键角决定分子空间构型

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

注意：AH计算的三种表达式：(有“键”反应物减生成物,无'•键”生成物减反应物)

(1)AH:化学键断裂所吸收的总能量一化学键生成所释放的总能量

⑵AH二生成的总能量-反应物的总能量

⑶AH二反应物的键能之和-生成物的键能之和

分子结构与性质

19.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，许多性质相似，此原理称为

等电子原理。

(1)判断方法：微粒所含原子数目相同；微粒所含价电子数目相同；微粒中原子的空间排

歹」方式相同。(等电子的推断常用转换;去，如-或

ICO2-CO4-O-N2+O-N2O-N2+N--N3

SO2=O+O2=O3=N-+O2=NO2)

(2)应用：利用等电子体的性质相似,空间构型相同,可运用来预测分子空间的构型和性

质。

20.价电子互斥理论：

AB“型分子(离子)中中心原子A周围的价电子对的几何构型，主要取决干价电子对数(n),

价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小。

n234

直线千・三角彩地布

1801，12109.3P

空

种

用I

7s

21.杂化轨道理论

①能量相近的原子轨道才能参与杂化。

②杂化后的轨道一头大，一头小，电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方向重

叠，形成C键；由于杂化后原子轨道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共价键

稳定。

③杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个sp3杂化轨道占有1个S轨道、3个p轨道。

④杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。

22.分子空间构型、中心原子杂化类型和分子极性的关系

分子（离子）中心原子价电杂化类VSEPR分子空间构键角分子的极性

模型

子对型型

2180°

CO2SP直线直线形非

SO23Sp?平面三角V字形105°极

卬3

3平面三角V字形—极

H2O.0F2、

HCN2sp直线直线形180°极

4Sp，

NH3正四面体三角锥形107018，极

SP?

BF3、SO33平面三角平面三角形120°非

*4Sp'正四面体三角锥形107"18'—

4Sp'

CH』、CCI4正四面体正四面体形109028,非

+4sp'r

NH4正四面体正四面体形l()9°28非

2—

HCHO、COCh3sp平面三角平面三角形极

23.分子间作用力和化学艇的比较

化学键分子间作用力

概念相邻原子间强烈的相互作用分子间微弱的相互作用

范围分子内或某些晶体内分子间

能量键能一般为120~800kJmol-1蛇几到几十kJmol_1

性质影响主要影响物质的化学性质（稳定性）主要影响物质的物理性质（熔沸点）

24.范德华力与氢键的比较

范德华力氢键

概念物质分子间存在的微弱相互作用分子间(内)电负性较大的成键原子

通过H原子而形成的静电作用

存在范围分子间分子中含有与H原子相结合的原子半

径小、电负性大、有孤对电子的F、0、

N原子

强度比较比化学键弱得多比化学键弱得多，比范德华力稍强

影响因素随分子极性和相对分子质量的增大而

增大

性质影响随范德华力的增大，物质的熔沸点升分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增

高、溶解度增大大、水中溶解度增大；分子内氢键使

物质熔沸点降低、硬度减小

25.极性分子和非极性分子

(।)非极性分子：整个分子里电荷的分布是对称的。

如：①只由非极性键构成的同种元素的双原子分子：H2、。2、N2等；②只由极性键构成，

空间构型对称的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4.CC14等；③极性键非极性键都有的：

CH?:CH?、CH=CH、

(2)极性分子：整个分子电荷分布不对称。

如：①不同元素的双原子分子如：HC1,HF等。②折线型分子，如H2OXH2S等。③三角

锥形分子如NH3等。

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.

方法a.：ABn型分子A的化合价=人的族序数b.中心原子没有孤电子对

注：8电子稳定结构的判断化合价+族序数=8

26.相似相溶原理

①相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。

②相似相溶原理的适用范围「相似相溶中相似”指的是分子的极性相似。

③如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢键相互作

用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。

27.手性分子

①手性分子：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，

却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体（又称对映异构体、光学异构体）。含有手性异

构体的分子叫做手性分子。

②手性分子的判断方法：判断一种有机物是否具有手性异构体，可以看其含有的碳原子是否

连有四个不同的原子或原子团，符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子。手性碳原子必须是

饱和碳原子,饱和碳原子所连有的原子和原子团必须不同。

28.无机含氧酸分子的酸性

①酸的元数二酸中羟基上的氢原子数不一定等于酸中的氢原子数（有的酸中有些氢原子不

是连在氧原子上）

②含氧酸可表示为：（HO）mROn,酸的强度与酸中的非羟基氧原子数n有关，n越大，酸性

越强。n=0弱酸n=lQ强酸n=2强酸n=3超强酸。

晶体的结构和性质

29.

类型

离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体

比较

构成晶体微粒阴、阳离子原子分子金属阳离子、自由电

子

形成晶体作用力离子键共价键范德华力微粒间的静电作用

熔沸点较高很高低有高、有低

硬度硬大小有高、有低

导电性不良（熔融或水溶绝缘、半不良良导体

物理性质

液中导电）导体

传热性不良不良不良良

延展性不良不良不良良

溶解性易溶于极性溶剂，不溶于任极性分子易溶一般不溶于溶剂，钠

难溶于有机溶剂何溶剂于极性溶剂；非WRT

极性分子易溶与水、醇类、酸类反

于非极性溶剂应

中

典型实例NaOH、NaCI金刚石P.、干冰、硫钠、铝、铁

30.典型晶体的结构特征

离子晶体。晶胞中每个Na+周围吸引着6个。一，这些C1一构成的几何图形是正八面体，每

个C1-周围吸引着6个Na+,Na\Cl-个数比为1：1,每个Na卡与12个Na噂距离相邻,

每个氯化钠晶胞含有4个Na+和4个C1二

(2)CsCl

离子晶体。晶胞中每个CL（或Cs+）周围与之最接近且距离相等的Cs+（或C「）共有8

个，这几个Cs+（或CL）在空间构成的几何构型为立方体，在每个Cs+周围距离相等且最

近的Cs+共有6个，这几个Cs+在空间构成的几何构型为正八面体，一个氯化毡晶胞含有1

个Cs+和1个CL。

(3)金刚石(空间网状结构)

原子晶体。晶体中每个C原子和4个C原子形成4个共价键，成为正四面体结构,C原子与

碳碳键个数比为1：2,最小环由6个C原子组成，每个C原子被12个最小环所共用；每

个最小环含有1/2个C原子。

(4)SiO2

原子晶体。晶体中每个Si原子周围吸引着4个O原子,每个。原子周围吸引着2个Si原

子，Si、0原子个数比为1：2,Si原子与Si-O键个数比为1:4,0原子与Si-O键个数

比为1：2,最小环由12个原子组成。

(5)干冰

分子晶体。晶胞中每个CO?分子周围最近且等距离的CO?有12个。1个晶胞中含有4个CO2.

(6)石墨

过渡性晶体。是分层的平面网状结构，层内C原子以共价键与周围的3个C原子结合，层

间为范德华力。晶体中每个C原子被3个六边形共用，平均每个环占有2个碳原子。晶体中

碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为2：3。

■

干冰的结构模型（晶胞）冰的结构模型

（7）金属晶体

金属P。（针）是简单立方堆积，原子的配位数为6,一个晶胞中含有1个原子。

金属Na、K、CRM。（铝）、W等是体心立方堆积，原子的配位数为8,一个晶胞中含有

2个原子。

金属Mg、Zn、Ti等金属是六方最密堆积，原子的配位数为12,一个晶胞中含有2个原子。

金属Au、Ag、Cu、Ai等是面心立方最密堆积，原子的配位数为12,一个晶胞含4个原子。

堆积方式

面心立方堆积

如金、银、铜、铅等

维

空

间

六方堆积

如镁、锌、钛等

31.物质熔沸点高低的判断

（1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体）离子晶体〉分子晶体

（2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用力大，则熔沸点高，反之则小。

①离子晶体：结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中离子半径小（或阴、阳离

子半径之和越小的）,键能越强的,熔、沸点就越高。如NaCkNaBr、Nai；Na。、KCI、

RbCl等的熔、沸点依次降低。离子所带电荷大的熔点较高。如：MgO熔点高于NaCl。

②分子晶体：在组成结构均相似的分子晶体中，式量大的，分子间作用力就大，熔点也高。

如：Fz、CE、b和HC1、HBr、HI等均随式量增大。熔、沸点升高。但结构相似的分

子晶体，有氢键存在熔、沸点较高。

③原子晶体：在原子晶体中，只要成键原子半径小，键能大的，熔点就高。如金刚石、金刚

砂（碳化硅）、晶体硅的熔、沸点逐渐降低。

④金属晶体：在元素周期表中，主族数越大，金属原子半径越小，其熔、沸点也就越高。如

IHA的Al,IIA的Mg,IA的Na,熔、沸点就依次降低。而在同一主族中，金属原子半径

越小的，其熔沸点越高。

32.分子的立体结构

ABn型分子价层电子对=成键电子对+孤对电子对=n+(A族序数电荷数-nB的化合价)

其中孤电子对计算方法：

中心原子上的孤电子对数二;m-助)。

〃为中心原子的价电子数，对于主族元素来说，价电子数等于原子的最外层电子数；(若为

离子，离子所带电荷数与a有关。即“阴力口阳减)

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I,其他原子等于“8-该原子的价电

子数，

例如，S02的中心原子为S,S的价电子数为a即S的最外层电子数为6),则〃=6；与中心

原子S结合的O的个数为2,则X=2；与中心原子结合的0最多能接受的电子数为2,则8

=2。所以，S02中的中心原子S上的孤电子对数二1x(6-2x2)=1。

SO42-：中心原子S上的孤电子对数(2+6-2X4)=0

33.晶体结构的相关计算

a.晶胞质量=晶胞占有的微粒的质量=晶胞占有的微粒数x技。

b.晶体的空间利用率二晶胞中微粒的总体枳*100%

品胞体积

c.金属晶体中体心立方堆积、面心立方堆积中的几组公式(设棱长为〃)

(1)面对角线长=也

(2)体对角线长二

(3)体心立方堆积4r=小a"为原子半径)。

(4)面心立方堆积4r=为原子半径)。

d.晶体微粒与M、〃之间的关系

若1个晶胞中含有x个微粒，则1mol晶胞中含有xmol微粒，其质量为xMg（M为微粒的

相对“分子”质量）；I个晶胞的质量为〃/g（〃为晶胞的体积，p为晶胞的密度），则1mol晶

胞的质量为词NAg,因此有xM=pa^N\o

34.离子键、共价键、金属键和分子间作用力的比较

共价键分子间作用力

离子键金属键

m限性极性配位键范德华力氢键

键健

已经与电

负性大的

阴、阳金属阳离

概原子间通过共用电子对形分子间普遍存原子形成

离子间子和自由

念成的相互作用在的一种作用共价键的

的静电电子之间

力氢原子与

作用的强烈相

另一电负

互作用

性很大的

相邻原子

之间的静

电作用

不同

种非

金属具有空

原子轨道的

作阴离子同种非金属阳