课本知识：物质结构重点知识总结

物质结构重点知识总结

一、焰色试验

1、一种有储氢功能的铜合金晶体，该晶体储氢后的化学式为CU3AUH以铜与其他许多金属及其化合物都可以发生

焰色反应,其原因是：一在火焰上灼烧时，原子中的电子吸收了能量，从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道，

但处于能量较高轨道上的电子是不稳定的，很快跃迁回能量较低的轨道，这时就将多余的能量以光的形式放出。而

放出的光的波长在可见光范围内(波长为400nm~760nm),因而能使火焰呈现颜色一

2、原子光谱解释

(1)吸收光谱：原子吸收光源中部分波长的光形成吸收光谱，为暗淡条纹；

(2)发射光谱：发射光子时则形成发射光谱，为明亮彩色条纹

3、物质显色原因

当物质(分子或离子)吸收了相当可见光能量的电磁波后，就会表现出被人眼所能觉察到的颜色物质之所以具有

不同的颜色，这是因为它对不同的波长的可见光具有选择性吸收的结果

物质呈现的颜色与它吸收的光的颜色有一定关系.如当白光通过硫酸铜溶液时，铜离子选择性地吸收了部分黄色

光,使透射光中的蓝色光不能完全互补，于是硫酸铜溶液就呈现出蓝色.由于透射光中其它颜色的光仍然两两互补为白

色，所以物质呈现出的颜色恰恰就是它所吸收的光的互补色.

若物质对白光中所有颜色的光全部吸收，它就呈现出黑色;若反射所有颜色的光很I」呈现出白色若透过所有颜色

的光则为无色.

1

二、常考化学用语

1、电子排布式、电子排布图【轨道表示式】、结构示意图、价电子排布式【排布图】

微粒铁亚铁离子

电子排布式[Ar]3d64s②[Ar]3d6

价电子排布式3d64s23d6

价电子排布图

ntTTTnTTTT

3d4s3d

结构示意图

微粒亚铜离子铜离子

电子排布式[Ar]3d10[Ar]3d9

价电子排布式3d103d9

价电子排布图

TITXTXT1TXTXTiT1TXT

3d3d

结构示意图

微粒

铭原子镂原子

电子排布式

价电子排布式

价电子排布图

结构示意图

2

2、电子式书写

原子单电子数孤对电子数成键特点

H10一个单键H-

Be20两个单键-Be-

B30三个单键

C40四个单键两个双键一双二单一三一单

一个三键一单一双

N31三个单键

N三-N=

022两个单键一个双键

F13一个单键

巩固练习

物质电子式

H2O2

HCN

HSCN

N2H4

CH2O

C3H4

C02

3

阳离子电子式阴离子电子式

钠离子氯离子

镁离子氧离子

铝离子氮离子

钱根氢氧根

过氧根

巩固练习

物质电子式

NaOH

Na2O2

CaC2

NH4CI

Na3N

Mg3N2

KSCN

MgCb

4

3、元素周期表分区问题

列12345

族序IAIIAIIIBIVBVB

价电子ns1ns2(n-l)d'ns2(n-l)d2ns2(n-1)d3ns2

分区S区d区

列89101112

族序VIIIIBIIB

价电子(n-l)d6ns2(n-l)d7ns2(n-l)d8ns2(n-Od'%s1(n-l)d,ons2

分区d区ds区

列131415161718

族序IIIAIVAVAVIAVIIA0

价电子ns2npins2np2ns2np3ns，2npQ4ns2np5nsz2np°6

分区p区

三、杂化轨道理论、价层电子对互斥理论

（一）杂化类型判断【思维模板】

方法一：价层电子对互斥理论

1、首先确定中心原子，

2、求中心原子的价层电子对数【价层电子对数=孤电子对数+。键个数】

3、价层电子对数=杂化轨道数,对应发出杂化类型。

杂化轨道数：sp杂化：2条sp?杂化：3条sp3杂化：4条sp3di：5条sp3d?：6条

5

方法二：利用成键特点判断

Be：两个单键，sp杂化

B：三个单键，sp2杂化四个单键，sp3杂化

C:四个单键：Sp3杂化一个双键两个单键：Sp?杂化一个三键一个单键：SP杂化

O：两个单键，sp3杂化

N:三个单键，sp3杂化

注意出现大兀键时，参与形成的中心原子均采用sp2杂化。双原子分子以及大分子中边缘原子一般不考察杂化。

杂化理论主要解释分子构型，利用VSEPR模型，借助杂化理论推测出分子构型以及键角大小。

【典型例题】

1、键角对比及解释：影响因素【杂化类型、孤电子又檄、中心原子电负性】

(1)水、氨气、甲烷

(2)甲醛HCHO、光气COCL

(3)NHs、PH3、ASH3

2、AS2O3(砒霜)是两性氧化物(分子结构如图所示),与盐酸反应能生成AsCh,As。,和LiAlHj反应的产物之

一为AsH,。下列说法正确的是()

A.Asq,分子中As原子的杂化方式为sp'B.LiAIH4为共价化合物

C.AsCl、的空间构型为平面正三角形D.ASH3分子的键角小于109°28

3、NH、・BH3分子中，N-B化学键称为—键，其电子对由一提供。

三、电离能、电负性

(-)第一电离能：87564231【半满、全满；半径、质子数】

对比以下元素第一电离能并解释

1、碳、氢、氧

6

2、钠、镁、铝

3、氧、硫

4、(2020年新课标I)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能出)如表所示。h(Li)>h(Na),原因是____________

Ii(Be)>Ii(B)>Ii(Li),原因是__________o

(二)各级电离能

同种原子：逐级电离能越来越大(即ISl2<l3…，并且会发生一个突变。如果In\»ln,对主族元素而言，最外层

有〃个电子，最高化合价为+〃

1、硼

I|<l2<l3«14<15【说明最外层电子数为3]

2、CuO在高温时分解为O?和Cu2O,请从阳离子的结构来说明在高温时，Cu2O比CuO更稳定的原因是

因为铜的价电子是3中。45】，在高温时，容易失去外层4sl上的一个电子，形成3d1。的电子结构，根据洪特规则，

轨道全满半满和空的时候能量低，所以高温时+1价铜比+2价铜稳定

(三)电负性【7654321,注意稀有元素不参与对比】

1、强弱对比：F>O>N

2、与电负性相关问题：

【键角解释】NH3、AsHj

【键的极性】HF、HC1

【供电子基、吸电子基】烷煌基为供电子基，竣基、硝基为吸电子基

【化学犍判断】电负性差>1.7为离子键；电负性差<1.7为共价键；

【化合物元素化合价定性判断】NC13、CH』、SiH』、NaBH4

四、微粒间作用力【化学键】的类型及判断：稀有气体没有化学键

(一)分类

1、离子键【强弱对比方法：晶格能，离子半径，电荷数】

【典型例题】

7

I、对比氧化镁与氧化钠熔点：氧化镁的离子半径比较小(或阴、阳离子半径之和比较小)，离子所带的电荷大、键能

【晶格能】强,所以它的熔、沸点就比较高。

II、ZnO与ZnS结构相似ZnO的熔点为1975cZnS的熔点约为1700C.ZnO熔点比ZnS高的原因是_____________

2、共价键

(I)分类：

。键，兀键，大兀键：单键为。键；双键或三键，其中一个为o键，其余为兀键。平面分子才有大兀键

极性键A-B非极性键：A-A

【拓展知识：离域TI键，大TT键】

I、形成条件：三原子及以上共面【重点掌握】，参与形成离域派键的原子均采用sp2或者spl杂化，球形【了解】

H、判断：成键中心原子数，电子数

A、原理：

原子价电子去向有三：

一参与形成。键【可数出】，一为孤电子对【可计算】，前两个所占有的为杂化轨道；

剩余均参与形成兀键【剩余电子所在轨道不参与杂化】

R、方法：结构式【路易斯】书写观察法，在同一平面的所有节点原子【除氢外】都参与形成大TT键

【书写路易斯结构式时，未参与成。键的电子尽可能分布在剩余位置】

规律：参与原子首先提供单电子参与成大n键，无单电子提供孤对电子。两者均没有，则空轨道参与。

(2)强度对比：键能、键长，键角

同种类型的【组成结构相同的】，键长越短，键能越高，越稳定

(3)相关性质：

【稳定性对比】HF、HC1:气态氢化物稳定性是判断非金属性的重要表现

【酸性对比】HF、HC1：组成结构相似，键长越长越容易断裂，酸性越强

【原子晶体熔点】金刚石、晶体硅、碳化硅

【溶解性【分子极性】相似相溶原理】CCh、SO2在水中溶解性

【分子晶体熔沸点【化学键极性】】AgF、AgCi

8

3、金属键【强度：金属阳离子价电子数，离子半径】

【解释的问题】分解温度【产物中金属氧化物的晶格能】

(।)碳酸钙、碳酸镁：

镁离子半径小于钙离子半径,与氧离子形成的离子键更强，晶格能更大，因此碳酸镁的热分解温度低。

(2)【金属熔点、硬度】镁、铝

铝的高子半径比镁小，价电子数比镁多一个，因此铝的金属键较强，硬度较大，所以铝的熔沸点比镁高

(3)【导电性】金属导电性的解释在金属晶体中，充满着带负电的“电子气"，这些电子气的运动是没有一定方

向的，但在外加电场的条件下电子气就会发生定向移动，因而形成电流，所以金属容易导电。

(4)【导热性】金属容易导热，是由于电子气中的自由电子在热的作用下与金属原子频繁碰撞从而把能量从温度

高的部分传到温度低的部分，从而使整块金属达到相同的温度。

(5)【金属光泽】由于金属原子以最紧密堆积状态排列，内部存在自由电子，所以当光线投射到它的表面上时启由电

子吸收所有频率的光，然后很快放出各种频率的光，这就使绝大多数金属呈现钢灰色以至银白色光泽。此外金显黄色,

铜显赤红色，锚为谈红色，钳为淡黄色以及铅是灰蓝色，这是因为它们较易吸收某一些频率的光之故

(6)【延展性】当金属受到外力，如锻压或捶打，晶体的各层就会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式，

所以在各原子之间发生相对滑动以后，仍可保持这种相互作用而不易断裂。因此金属都有良好的延展性。

4、配位键

(1)【寻找方法】

NH3

2+

[H3N-—NH3]SO|

NHH3，

内

界

J不

r(N

L—H3

clu)1J

配

配

中

位

位

心

体

数

原

子

注意配位数与配位键个数是两个概念

9

(2)简单配合物的成键情况

配合物中心原子(离子)配位体配位数配位离子的书写

[CU(NH3)4](OH)2

[Ag(NH3)2]OH

K4[Fe(CN)6l

Na3[AlF6]

ICO(NH3)5C1|CI2

【典型例题】

气态氯化铝()是具有配位键的化合物，分子中原子间成键的关系如下图所示.请将图中，你认为是配位键

AI2CI6

的斜线上加上箭头.指出中心原子的配位键个数以及配位数

(3)配位键的稳定性【配合物稳定性】

I、内轨型〉外轨型【了解】

•中心离子的电子构型・配位原子电负性

—

离子的电形成配合物类型实椀——

电负性易形成配合实例

m构型物类型

10

d外轨型Cu+、A威大外轨型

d8大多数为内轨型Pt?.

2界4*内轨型

(|4〜d，内轨型、外轨型1

①配位原子的电负性很大(如X、0等)，不易给出孤电子对，使中心离子的结构不发生变化，即中心采取nsnpnd

杂化，形成的配合物称为外轨型配合物

②若配位原子的电负性较小，如CN-,CO,N02-，较易给出孤电子对，对中心离子的影响较大，使其(n-l)d轨

道上的成单电子被强行配对，空出内层能量较低的(n-l)d轨道与ns,np杂化，形成的配合物称为内轨型配合物。

I、强配体〉弱配体

①能使中心的价电子发生重排的配体，称为强配体。常见的有CO、CN，NO2-.

②不能使中心的价电子发生重排的配体，称为弱配体。大多数都为弱配体，如F-、WO、C2O42-等。

10

③NH3、en等为中强配体。配体的强度是相对的，对于不同的中心，相同的配体其强度可能是不同的。

II、中心离子的周期数越大，其d轨道较伸展，配合物稳定。

HI、中心离子电荷数越高越稳定

IV、多配位数〉少配位数

V、多齿配体〉单齿配体

VI、螯合环越多越稳定

vn、相同金属离子和相同配体组成的配离子，稳定性JII页序：平面四边形〉八面体>四面体

【针对练习】

I.(1)Q>3+在水中易被还原成c02+,而在氨水中可稳定存在，其原因为o

(2)[CO(NO3)4]2-+C02+的配位数为4,配体中N的杂化方式为该配离子中各元素h由小到大的顺序为

(填元素符号)，1mol该配离子中含。犍数目为为阿伏加德罗常数的值)。

(3)八面体配合物CoCbSN%的结构有种，属于极性分子的有种。

ILCu、Ni、V为制造合金及合成催化剂的重要元素。请回答：

(1)LCU(NH3)4JSO4是一种重要的配合物。与SO3-互为等电子体的分子的化学式为(任写一种)。NH3与CH4

的VSEPR构型相同，其中NH3的键角较小，原因是____________________________Ni(C0)4中。键和兀键的数目

之比为_________

—

(2)饥的某种配合物有增强胰岛素和降情作用，其分子结构如图所示

①该物质的晶体中除配位键外，所含微粒间作用力的类型还有_____oo

a.金属键B.极性键c.非极性键D.范德华力e.氢键

②1mol分子中含有配位键的数目是________(必为阿伏加德罗常数的值),，分子中采取sp2杂化的原子有_________

5、氢键

(1)CuSO4・5H2O失去结晶水温度差异【氢键影响部分物质稳定性】

第一个水失去需要较低温度：破坏氢键

后面水失去耗能高：破坏配位键

(2)含有氢键的物质【形成条件】：X-HY【X、Y为N、H、0]

(3)氢键强度：控制变量

N-HY[Y的电负性越大,键的强度越大】：N-H-N<0-H0<F-HF

11

(4)氢键类型：分子内氢键；分子间氢健

(5)能解释问题

I、氢键对酸性的影响

【典型例题】

(I)邻羟基苯甲酸的酸性(pKa=2.98)强于邻甲氧基苯甲酸(pKa=4.09)【间羟基苯甲酸】

(II)水杨酸的酸性比3-羟基本甲酸和4-羟基本甲酸都要强

[IV]邻苯二甲酸的酸性(pka,=2.76)比间位异构体(pka,=3.7)和对位异构体(pka尸3.5)都更强

【思维模板】A=电离=B+H+

C与A结构相似；若A能形成分子内氢键，则酸性C>A

若B能形成分子内氢键，则酸性C<A

【经典例题】邻羟基苯甲酸【两级电离】、苯甲酸、苯酚

H、氢键影响分子晶体熔沸点

(1)含有氢键使物质熔沸点升高：气键强度；氢键个数；分子内、分子间氢键

例题：解释以下物质溶解性并解释

A、邻羟基苯甲醛、对羟基苯甲醛【邻硝基苯酚、对硝基苯酚】

B、氨气、氟化氢

C、水、氟化氢【水、乙醇】

12

in、溶解性

(i)碳酸钠、碳酸氢钠

(2)氨气在水中溶解度大【乙醇与水互溶】

IV、水的密度随温度变化规律及解释

温度升高，氢键破坏，密度增大；温度升高，热运动加快，密度减小。在4C达到平衡。

L范德华力

(1)分类：取向力、诱导力、色散力【相对分子质量越大，色散力越大】

(2)强度对比：

【首先对比分子量】氯气、氮气

【其次分子量相同，对比分子极性】氮气、一氧化碳

【有机：碳原子数越多越大，支链越多越小】正戊烷、异戊烷、新戊烷

6、化学式中的

(I)NH3*H2O：氢键

(2)BF3*NH3:配位键

(3)CUSO4-5H2O：氢键、配位键

13

7、物质熔、沸点高低比较规律

一般情况下，原子晶体〉离子晶体)分子晶体，如：金冈!1石>NaCl>C12；金属晶体〉分子晶体，如：Na>Cho

半径r

,、键能越大f熔沸点越高，

原子晶体I

键.越.如：金刚石,石英〉晶体硅

一般地说,阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶格能越大,熔沸点就越高，

离子晶体

如：MgO>MgCh,NaCl>CsCl

金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其形成的金属键越强，金属单质的熔沸点就越高，

金属晶休

如：Al>Mg>Na

a.分子间作用力越大，物质的熔沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔沸点反常地高：H20>

H21b>H2Se>H2SO

b.组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔沸点越高：SnH4>GeH4>SiH4>CH4.

c.组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔沸点越高：CO>N2O

d.在同分异构体中,一般支链越多，熔沸点越低，如：正戊烷>异戊烷>新戊烷

分子晶体熔点判断方法【思维模板】

是否含有氢键

分子晶体

(1)有氢键：分子间氢键、分子内氢键、氢键强弱、氢键个数

(2)无氢键：分子量、极性【正戊烷〉异戊烷〉新戊烷；邻二甲苯〉对二甲苯】

【例题】对比下面几组物质熔沸点

1、氯气、氧气

2、氢气、氮气

3、邻羟基苯甲醛、对羟基苯甲醛

在元素周期表中的应用：同主族金属单质自上而下熔点降低；非金属单质熔点升高

【经典练习】1、现有几组物质的熔点数据：

A组B组C组D组

金刚石：3550℃Li：181℃HF：-83℃NaCl：801℃

硅晶体：1410℃Na：98℃HC1：-115℃KCI：776℃

硼晶体：2300℃K：64℃HBr：・89℃RbCl：718℃

二氧化硅：1723℃Rb：39℃HI：-51℃CsCl：645℃

据比回答下列问题：

14

(DA组属于晶体,其熔化时克服的微粒间的作用力是_________

(2)B组晶体共同的物理性质是________(填序号)。

①有金属光泽②导电性③导热性④延展性

(3)C组中HF熔点反常是由于__________________________________

(4)D组晶体可能具有的性质是__________(填序号)。

①硬度小②水溶液能导电③固体能导电④熔融状态能导电

(5)D组晶体的熔点由高到低的顺序为NaCI>KCI>RbCI>CsCl,其原因为

2、(2020年新课标n)Ti的四卤化物熔点如下表所示，TiF4熔点高于其他三种卤化物，自TiCh至Tih熔点依次升

局,原因是

化合物

TiF4TiCkTiBr4Tih

熔点”377-24.1238.3155

3、C户能与乙二胺(H2N-CH2-CH2-NH2)形成配离子如图：J„ZHN^CU2VNHZJH］

,该配离子中含有的

化学键类型有(填字母序号)。

A.配位键B.极性键C.离子键D.非极性腱

4、段基铁［Fe(COM可用作催化剂、汽油抗暴剂等。lmolFe(CO)s分子中含_________mol。键moE键。

含有mol配位键。与CO互为等电子体的离子是___________(填化学式，写一种)。

5、在［Zn(NH3)4］SO4晶体中存在的作用力有

A.离子键B.极性共价键C.氢键D.配位键E.范德华力F.金属键

6、在［CUSO4・5H2O晶体中存在的作用力有

A.离子键B.极性共价键C.氢键D.配位键E.范德华力F.金属键

7、36a可以形成GaCL-xNG(x=3、4、5、6)等一系列配位数为6的配合物，向上述某物质的溶液中加入足量AgNOs

溶液，有沉淀生成；过滤后，充分加热滤液有氨气逸出，且又有沉淀生成，两次沉淀的物质的量之比为1：2。则

该溶液中溶质的化学式为。

五、电子数【电子排布规律：能力最低原理(构造原理、能级交错)，洪特规则，特例】

(-)电子排布中单电子数

单价电子排布族序数前四周期价电子排布族序数前四匿期

15

2,’6

0nsIIA族0族BeMgCaHensFp0族NeArKr

1

1nsIA族ns2npiHIA族

2

Wnp'VHA族(n-l)d'nsIHB族

04

2ns2np2IVA族nsFpVIA族

2282

(n-l)dnsWB族(n-l)dnsVIII族

32

3ns2np3VA族(n-l)dnsVB族

72

(n-l)dnsvni族

62

4(n-l)dnsvin族

52

5(n-l)dnsVHB族

5

6(n-l)dns,VIB族

【典型例题】

成对电子数=单电子数的2倍：

成对电子数=单电子数的3倍：

成对电子对数二单电子数：

两种形状的轨道上的电子总数相同：

【总结】I、原子序数二单电子数十成龙电子数

II、单目子数+成对电子的对数二占有轨道数

（二）各能层（能级、轨道）电子数关系【根据描述，按照电子排布原则画出电子排布式、原子结构示意图】

I、最外层电子=内层电子总数的一半

2、最外层电子数二次外层电子数一半

3、两种形状轨道，且电子数相同

（三）等电子体的确定

1、常见的等电子体及空间构型

等电子类型常见等电子体空间构型

2原子10电子N?、CN，C＞、CO直线形

16

原子电子、、、直线形

316CO?N2OXCNO-N3，NOTSCN-

3原子18电子O3、SO2、NO2V形

4原子8电子NH3、PH3、CH3，HQ+三角锥形

原子电子平面三角形

424S03（g）、COT、NO3,POM、BF3

4原