高中化學(xué)選修三物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識(shí)點(diǎn)大全

物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識(shí)點(diǎn)大全

原子核外電子排布原理

1.能層、能級(jí)與原子軌道

(1)能層(〃):在多電子原子中，核外電子的能量是不同的，按照電子的能量差

異將其分成不同能層。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。

(2)能級(jí)：同一能層里電子的能量也可能不同，又將其分成不同的能級(jí)，通常

用s、p、d、f等表示，同一能層里，各能級(jí)的能量按s、p、d、f的順序依

次升高，即：￡(s)<￡(p)<￡(d)<￡(f)o

(3)原子軌道：電子云輪廓圖給出了電子在核外經(jīng)常出現(xiàn)的區(qū)域。這種電子云

輪廓圖稱為原子軌道。

【特別提示】

(1)任一能層的能級(jí)總是從s能級(jí)開始，而且能級(jí)數(shù)等于該能層序數(shù)。

(2)以s、p、d、f……排序的各能級(jí)可容納的最多電子數(shù)依次為1、3、5、7……

的二倍。(3)構(gòu)造原理中存在著能級(jí)交錯(cuò)現(xiàn)象。由于能級(jí)交錯(cuò)，3d軌道的能

量比4s軌道的能量高，排電子時(shí)先排4s軌道再排3d軌道，而失電子時(shí)，

卻先失4s軌道上的電子。

(4)前四周期的能級(jí)排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。第一能層(K),

只有s能級(jí)；第二能層(L)，有s、p兩種能級(jí)，p能級(jí)上有三個(gè)原子軌道p*、

P八Pz,它們具有相同的能量；第三能層(M),有s、p、d三種能級(jí)。

⑸當(dāng)出現(xiàn)d軌道時(shí)，雖然電子按ns,(n-1)d,np順序填充，但在書寫電子

排布式時(shí)，仍把(n-1)d放在ns前。

(6)在書寫簡(jiǎn)化的電子排布式時(shí)，并不是所有的都是[X]+價(jià)電子排布式(注：X

代表上一周期稀有氣體元素符號(hào))。

2.基態(tài)原子的核外電子排布

(1)能量最低原理

電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進(jìn)入能量高的軌道，使整個(gè)原子的

能量處于最低狀態(tài)。如圖為構(gòu)造原理示意圖，即基態(tài)原子核外電子在原子軌

道上的排布順序圖。

注意：所有電子排布規(guī)則都需要滿足能量最低原理。

(2)泡利原理

每個(gè)原子軌道里最多只能容納2個(gè)電子，且自旋狀態(tài)相反。

(3)洪特規(guī)則

當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)

一個(gè)軌道，且自旋狀態(tài)相同。

洪特規(guī)則特例：當(dāng)能量相同的原子軌道在全滿（p6、十。、/4）、半滿（p3、d\

f7）和全空（p。、d。、f。）狀態(tài)時(shí)，體系的能量最低。

3.基態(tài)、激發(fā)態(tài)及光譜示意圖

（1）電子的躍遷

①基態(tài)一激發(fā)態(tài)

當(dāng)基態(tài)原子的電子吸收能量后，會(huì)從低能級(jí)躍遷到較高能級(jí)，變成激發(fā)態(tài)原

子。

②激發(fā)態(tài)一基態(tài)

激發(fā)態(tài)原子的電子從較高能級(jí)躍遷到低能級(jí)時(shí)會(huì)釋放出能量。

（2）原子光譜

不同元素的原子發(fā)生躍遷時(shí)會(huì)吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種

元素原子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。

原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)

1.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表

（1）原子結(jié)構(gòu)與元素周期表

（2）每族元素的價(jià)層電子排布特點(diǎn)

①主族

□

族：2其他26

②0He:1s;/7s/7po

③過渡元素（副族和第VIK族）：（"-1）出「。41~2。

（3）元素周期表的分區(qū)

①根據(jù)核外電子排布

a.分區(qū)

b.各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點(diǎn)

②根據(jù)元素金屬性與非金屬性可將元素周期表分為金屬元素區(qū)和非金屬元素

區(qū)（如下圖），處于金屬與非金屬交界線（又稱梯形線）附近的非金屬元素具有一

定的金屬性，又稱為半金屬或準(zhǔn)金屬，但不能叫兩性非金屬。

【特別提示】

“外圍電子排布"即"價(jià)電子層"，對(duì)于主族元素，價(jià)電子層就是最外電子層，而

對(duì)于過渡元素原子不僅僅是最外電子層，如Fe的價(jià)電子層排布為3d64s2。

2.對(duì)角線規(guī)則

在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的。

3.元素周期律

(1)原子半徑

①影響因素

能層數(shù)：能層數(shù)越多，原子半徑越大。

核電荷數(shù)：能層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小。

②變化規(guī)律

元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減??；同主族元素

從上到下，原子半徑逐漸增大。

(2)電離能

①第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所

需要的最低能量，符號(hào)：h,單位：kJ/molo

②規(guī)律

a.同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，

總體呈現(xiàn)從左至右逐漸增大的變化趨勢(shì)。

b.同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。

c.同種原子：逐級(jí)電離能越來越大(即h<l2<l3...)。

(3)電負(fù)性

①含義：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標(biāo)度。元素的電負(fù)性越

大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強(qiáng)。

②標(biāo)準(zhǔn)：以最活潑的非金屬氟的電負(fù)性為4.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，計(jì)算得出其他

元素的電負(fù)性(稀有氣體未計(jì))。

③變化規(guī)律

金屬元素的電負(fù)性一般小于1.8,非金屬元素的電負(fù)性一般大于1.8,而位于

非金屬三角區(qū)邊界的"類金屬"(如褚、睇等)的電負(fù)性則在1.8左右。

在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負(fù)性逐漸增大，同主族從上至

下，元素的電負(fù)性逐漸減小。

4.電離能、電負(fù)性的應(yīng)用

(1)電離能的應(yīng)用

①判斷元素金屬性的強(qiáng)弱

電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強(qiáng)；反之越弱。

②判斷元素的化合價(jià)(h、L……表示各級(jí)電離能)

如果某元素的In+1?In,則該元素的常見化合價(jià)為+0.如鈉元素12?11,所以

鈉元素的化合價(jià)為+L

③判斷核外電子的分層排布情況

多電子原子中，元素的各級(jí)電離能逐級(jí)增大，有一定的規(guī)律性。當(dāng)電離能的

變化出現(xiàn)突變時(shí)，電子層數(shù)就可能發(fā)生變化。

④反映元素原子的核外電子排布特點(diǎn)

同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當(dāng)元素的核外

電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時(shí)，第一電離能就會(huì)反常的大。

(2)電負(fù)性的應(yīng)用

共價(jià)鍵

1.本質(zhì)

在原子之間形成共用電子對(duì)(電子云的重疊)。

2.特征

具有飽和性和方向性。

3.分類

【特別提示】

(1)只有兩原子的電負(fù)性相差不大時(shí)，才能形成共用電子對(duì)，形成共價(jià)鍵，

當(dāng)兩原子的電負(fù)性相差很大(大于1.7)時(shí)，不會(huì)形成共用電子對(duì)，而形成離子

鍵。

(2)同種元素原子間形成的共價(jià)鍵為非極性鍵，不同種元素原子間形成的共

價(jià)鍵為極性鍵。

(3)在分子中，有的只存在極性鍵，如HCLNH3等，有的只存在非極性鍵，

如此、士等，有的既存在極性鍵又存在非極性鍵，如H2O2、C2H4等；有的

不存在化學(xué)鍵，如稀有氣體分子。

(4)在離子化合物中，一定存在離子鍵，有的存在極性共價(jià)鍵，如NaOH、

Na2s。4等；有的存在非極性鍵，如Na2O2xCaC?等。

(5)通過物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式，可以快速有效地判斷鍵的種類及數(shù)目；判斷成鍵方

式時(shí)，需掌握：共價(jià)單鍵全為。鍵，雙鍵中有一個(gè)。鍵和一個(gè)TI鍵，三鍵中有一

個(gè)。鍵和兩個(gè)施。

4.鍵參數(shù)

(1)概念

(2)健參數(shù)對(duì)分子性質(zhì)的影響

鍵能越大，鍵長(zhǎng)越短，分子越穩(wěn)定。

5.等電子原理

原子總數(shù)相同，價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，物理性質(zhì)相

近，但化學(xué)性質(zhì)不同。

常見的等電子體

分子的立體結(jié)構(gòu)

1.價(jià)層電子對(duì)互斥理論

(1)價(jià)層電子對(duì)在球面上彼此相距最遠(yuǎn)時(shí)，排斥力最小，體系的能量最低。

(2)孤電子對(duì)的排斥力較大，孤電子對(duì)越多，排斥力越強(qiáng)，鍵角越小。

(3)用價(jià)層電子對(duì)互斥理論推測(cè)分子的立體構(gòu)型的關(guān)鍵是判斷分子中中心原

子上的價(jià)層電子對(duì)數(shù)。

其中：a是中心原子的價(jià)電子數(shù)(陽離子要減去電荷數(shù)、陰離子要加上電荷數(shù)),

b是1個(gè)與中心原子結(jié)合的原子提供的價(jià)電子數(shù)〃是與中心原子結(jié)合的原子

數(shù)。

(4)價(jià)層電子對(duì)互斥理論與分子構(gòu)型

2.雜化軌道理論

當(dāng)原子成鍵時(shí)，原子的價(jià)電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相

同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間結(jié)構(gòu)

不同。

3.配位健

(1)那電子對(duì)

分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對(duì)稱孤電子對(duì)。

(2)配位鍵

①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對(duì)，另一方提供空軌道形成共價(jià)

鍵。

②配位鍵的表示：常用Li"來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對(duì)的原子，

如NH4+可表示如下，在NH4+中，雖然有一個(gè)N—H鍵形成過程與其他3個(gè)

N-H鍵形成過程不同，但是一旦形成之后，4個(gè)共價(jià)鍵就完全相同。

(3)配合物

$D[CU(NH3)4]SO4

配位體有孤電子對(duì)，如i0、NH3、CO,F-、Cl-.CN-等。

中心原子有空軌道，如Fe3+、Cu2+、ZM+、Ag+等。

【特別提示】

(1)價(jià)層電子對(duì)互斥理論說明的是價(jià)層電子對(duì)的立體構(gòu)型，而分子的立體構(gòu)

型指的是成鍵電子對(duì)的立體構(gòu)型，不包括孤電子對(duì)。

①當(dāng)中心原子無孤電子對(duì)時(shí)，兩者的構(gòu)型一致；

②當(dāng)中心原子有孤電子對(duì)時(shí)，兩者的構(gòu)型不一致。

如：中心原子采取Sp3雜化的，其價(jià)層電子對(duì)模型為四面體形，其分子構(gòu)型

可以為四面體形(如CH4),也可以為三角錐形(如NH3),也可以為V形

(如H20)。

(2)價(jià)層電子對(duì)互斥理論能預(yù)測(cè)分子的幾何構(gòu)型，但不能解釋分子的成鍵情

況，雜化軌道理論能解釋分子的成鍵情況，但不能預(yù)測(cè)分子的幾何構(gòu)型。兩

者相結(jié)合，具有一定的互補(bǔ)性，可達(dá)到處理問題簡(jiǎn)便、迅速、全面的效果。

(3)雜化軌道間的夾角與分子內(nèi)的鍵角不一定相同，中心原子雜化類型相同

時(shí)孤電子對(duì)數(shù)越多，鍵角越小。

(4)雜化軌道與參與雜化的原子軌道數(shù)目相同，但能量不同。

分子間作用力與分子的性質(zhì)

1.分子間作用力

(1)概念

物質(zhì)分子之間普遍存在的相互作用力，稱為分子間作用力。

(2)分類

分子間作用力最常見的是范德華力和氫鍵。

(3)強(qiáng)弱

范德華力〈氫鍵〈化學(xué)鍵。

(4)范德華力

范德華力主要影響物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、硬度等物理性質(zhì)。范德華力越強(qiáng)，物

質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)越高，硬度越大。一般來說，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨著

相對(duì)分子質(zhì)量的增加，范德華力逐漸增大。

(5)氫鍵

①形成

已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價(jià)鍵的氫原子(該氫原子幾乎為裸露的質(zhì)子)

與另一個(gè)分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子之間的作用力，稱為氫鍵。

②表示方法:A—H...B

【特別提示】

a.A、B是電負(fù)性很強(qiáng)的原子，一般為N、0、F三種元素。

b.A、B可以相同，也可以不同。

③特征

具有一定的方向性和飽和性。

④分類

氫鍵包括分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵兩種。

⑤分子間氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響

主要表現(xiàn)為使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高，對(duì)電離和溶解度等產(chǎn)生影響。

2.分子的性質(zhì)

(1)分子的極性

(2)分子的溶解性

①"相似相溶"的規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般

能溶于極性溶劑。若溶劑和溶質(zhì)分子之間可以形成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度增

大。

②隨著溶質(zhì)分子中憎水基個(gè)數(shù)的增大，溶質(zhì)在水中的溶解度減小。如甲醇、

乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。

(3)分子的手性

①手性異構(gòu)：具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子，如同左手和右手

一樣互為鏡像，在三維空間里不能重疊的現(xiàn)象。

②手性分子：具有手性異構(gòu)體的分子。

③手性碳原子：在有機(jī)物分子中，連有四個(gè)不同基團(tuán)或原子的碳原子。含有

手性碳原子的分子是手性分子。

(4)無機(jī)含氧酸分子的酸性

無機(jī)含氧酸的通式可寫成(HO)mRO",如果成酸元素R相同，則n值越大，R

的正電性越高，使R-0—H中0的電子向R偏移，在水分子的作用下越易

電離出H+,酸性越強(qiáng)，如酸性：HCIO<HCIO2<HCIO3<HCIO4O

晶體和晶胞

1.晶體與非晶體

2.得到晶體的途徑

(1)熔融態(tài)物質(zhì)凝固。

(2)氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固(凝華)。

(3)溶質(zhì)從溶液中析出。

3.晶胞

(1)概念

描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。

(2)晶體中晶胞的排列一一無隙并置

①無隙：相鄰晶胞之間沒有任何間隙。

②并置：所有晶胞平行排列、取向相同。

4.晶胞計(jì)算的思維方法

晶胞計(jì)算是晶體考查的重要知識(shí)點(diǎn)之一，也是考查學(xué)生分析問題、解決問題

能力的較好素材。晶體結(jié)構(gòu)的計(jì)算常常涉及如下數(shù)據(jù)：晶體密度、恢、儀

晶體體積、微粒間距離、微粒半徑、夾角等，密度的表達(dá)式往往是列等式的

依據(jù)。解決這類題，一是要掌握晶體"均攤法"的原理，二是要有扎實(shí)的立

體幾何知識(shí)，三是要熟悉常見晶體的結(jié)構(gòu)特征，并能融會(huì)貫通，舉一反三。

(1)“均攤法"原理

【特別提示】

①在使用均攤法計(jì)算晶胞中微粒個(gè)數(shù)時(shí)，要注意晶胞的形狀，不同形狀的晶

胞，應(yīng)先分析任意位置上的一個(gè)粒子被幾個(gè)晶胞所共有，如六棱柱晶胞中，

頂點(diǎn)、側(cè)棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2個(gè)晶胞所共有。

②在計(jì)算晶胞中粒子個(gè)數(shù)的過程中，不是任何晶胞都可用均攤法。

(2)晶體微粒與M、。之間的關(guān)系

若1個(gè)晶胞中含有x個(gè)微粒,則1mol晶胞中含有xmol微粒，其質(zhì)量為

x/V/g(例為微粒的相對(duì)“分子”質(zhì)量)；1個(gè)晶胞的質(zhì)量為。#g(a3為晶胞的體

積，。為晶胞的密度)，則1mol晶胞的質(zhì)量為pa3/VAg,因此有xM=pa3N^

常見晶體類型

1.四類晶體的比較

2.離子晶體的晶格能

(1)定義

氣態(tài)離子形成1mol離子晶體釋放的能量，通常取正值，單位：kJ/moL

(2)影響因素

①離子所帶電荷數(shù)：離子所帶電荷數(shù)越多，晶格能越大。

②離子的半徑：離子的半徑越小，晶格能越大。

(3)與離子晶體性質(zhì)的關(guān)系

晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，且熔點(diǎn)越高，硬度越大.

3.晶體類型的5種判斷方法

(1)依據(jù)構(gòu)成晶體的微粒和微粒間的作用判斷

①離子晶體的構(gòu)成微粒是陰、陽離子，微粒間的作用是離子鍵。

②原子晶體的構(gòu)成微粒是原子，微粒間的作用是共價(jià)鍵。

③分子晶體的構(gòu)成微粒是分子，微粒間的作用為分子間作用力。

④金屬晶體的構(gòu)成微粒是金屬陽離子和自由電子，微粒間的作用是金屬鍵。

（2）依據(jù)物質(zhì)的分類判斷

①金屬氧化物（如匕0、Na2O2等）、強(qiáng)堿（NaOH、KOH等）和絕大多數(shù)的鹽類

是離子晶體。

②大多數(shù)非金屬單質(zhì)（除金剛石、石墨、晶體硅等）、非金屬氫化物、非金屬氧

化物（除Si02外）、幾乎所有的酸、絕大多數(shù)有機(jī)物（除有機(jī)鹽外）是分子晶體。

③常見的單質(zhì)類原子晶體有金剛石、晶體硅、晶體硼等，常見的化合類原子

晶體有碳化硅、二氧化硅等。

④金屬單質(zhì)是金屬晶體。

（3）依據(jù)晶體的熔點(diǎn)判斷

①離子晶體的熔點(diǎn)較高。

②原子晶體的熔點(diǎn)很高。

③分子晶體的熔點(diǎn)低。

④金屬晶體多數(shù)熔點(diǎn)高，但也有少數(shù)熔點(diǎn)相當(dāng)?shù)汀?/p>

(4)依據(jù)導(dǎo)電性判斷

①離子晶體溶于水及熔融狀態(tài)時(shí)能導(dǎo)電。

②原子晶體一般為非導(dǎo)體。

③分子晶體為非導(dǎo)體，而分子晶體中的電解質(zhì)(主要是酸和強(qiáng)極性非金屬氫化

物)溶于水，使分子內(nèi)的化學(xué)鍵斷裂形成自由移動(dòng)的離子，也能導(dǎo)電。

④金屬晶體是電的良導(dǎo)體。

(5)依據(jù)硬度和機(jī)械性能判斷

①離子晶體硬度較大、硬而脆。

②原子晶體硬度大。

③分子晶體硬度小且較脆。

④金屬晶體多數(shù)硬度大，但也有較低的，且具有延展性。

【注意事項(xiàng)】

(1)常溫下為氣態(tài)或液態(tài)的物質(zhì)，其晶體應(yīng)屬于分子晶體(Hg除外)。

(2)石墨屬于混合型晶體，但因?qū)觾?nèi)原子之間碳碳共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)為1.42x10-

】om,比金剛石中碳碳共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)(鍵長(zhǎng)為1.54x10-"m)短，所以熔、沸

點(diǎn)高于金剛石。

(3)AICb晶體中雖含有金屬元素，但屬于分子晶體，熔、沸點(diǎn)低(熔點(diǎn)190℃).

(4)合金的硬度比其成分金屬大，熔、沸點(diǎn)比其成分金屬低。

4.分類比較晶體的熔、沸點(diǎn)

(1)不同類型晶體的熔、沸點(diǎn)高低的一般規(guī)律

原子晶體〉離子晶體〉分子晶體

金屬晶體的熔、沸點(diǎn)差別很大，如鋁、粕等熔、沸點(diǎn)很高,如汞、錢、鉗等

熔、沸點(diǎn)很低，金屬晶體一般不參與比較。

(2)原子晶體

由共價(jià)鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長(zhǎng)短，鍵能大，晶體的熔、沸

點(diǎn)高。如熔點(diǎn)：金剛石〉石英〉碳化硅〉硅。

(3)離子晶體

一般地說，陰、陽離子所帶電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用就

越強(qiáng)，其離子晶體的熔、沸點(diǎn)就越高，如熔點(diǎn)：MgO>MgCI2>NaCI>CsCL

(4)分子晶體

①分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)越高；具有氫鍵的分子晶體，熔、沸

點(diǎn)反常的高。如H2O>H2