2024年高中化學(xué)《物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》知識(shí)

2024年高中化學(xué)《物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》知識(shí)匯總

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、r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：

E(s)<E(p)<E(d)<E(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。

原子軌道軌道形狀軌道個(gè)數(shù)

S球形1

P啞鈴形3

【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(Is、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.v、pz,它們具有相同的能量；

第三能層(M),有s、p、d三種能級(jí)。

(5)當(dāng)出現(xiàn)d軌道時(shí)，雖然電子按ns,(n—l)d,np順序填充，

但在書寫電子排布式時(shí),仍把(n—l)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)原子的能量處干最低狀態(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、dl0>P，、

半滿（p3、d\f，）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

吸收光譜吸收能量I釋放能量述風(fēng)發(fā)射光譜

①主族

主族IAIIAIIIAIVAVAVIAVDA

排布特點(diǎn)MS1MS2后噌店wp2店喈后即4nsrup5

②0族：He：1s2；其他〃s2〃p6。

③過(guò)渡元素（副族和第w族）：（〃一1）十~|。叔?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)

分區(qū)元素分布外圍電子排布元素性質(zhì)特點(diǎn)

除氫外都是活潑金屬元素；

s區(qū)IA、HA族ns1-2

通常是最外層電子參與反應(yīng)

P區(qū)inA族?VIA族、0族心2?pL6通常是最外層電子參與反應(yīng)

IHB族?VDB族、皿族d軌道可以不同程度地參與

d區(qū)(n-l)d1-1W2

（除斕系、洞系外）化學(xué)鍵的形成

ds區(qū)IB族、IIB族(?i-l)d10?ts1-2金屬元素

斕系元素化學(xué)性質(zhì)相近，瓶

f區(qū)斕系、制系

(M-l)d°-2?ts2系元素化學(xué)性質(zhì)相近

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。

非

金

噓

屬

元

元

素

素

區(qū)

區(qū)

【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(guò)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

?。煌髯逶貜纳系较?，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)：L,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(lái)越大(即11<12<[3…)。

(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”(如錯(cuò)、銖等)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)(L、b……表示各級(jí)電離能)

如果某元素的則該元素的常見(jiàn)化合價(jià)為如鈉元

素所以鈉元素的化合價(jià)為+1。

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

金屬元素的電負(fù)性一般小于

1.8,金屬元素的電負(fù)性越小,

金屬元素越活潑

判斷金屬性

與非金屬性非金屬元素的電負(fù)性一般大于

i的強(qiáng)弱1.8,非金屬元素的電負(fù)性越大,

非金屬元素越活潑

機(jī)判斷元素電負(fù)性大的元素易呈現(xiàn)負(fù)價(jià)

在化合物

的

中的化合

應(yīng)價(jià)的正負(fù)電負(fù)性小的元素易呈現(xiàn)正價(jià)

用

電負(fù)性差值大的元素原子之間

形成的化學(xué)鍵主要是離子鍵

判斷化學(xué)

鍵類型

電負(fù)性差值小的元素原子之間

形成的化學(xué)鍵主要是共價(jià)鍵

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

分類依據(jù)類型

形成共價(jià)鍵的原子0鍵電子云“頭碰頭”重嶷

軌道重鑫方式冗鍵電子云“肩并肩”重盤

形成共價(jià)鍵的電子極性健共用電子對(duì)發(fā)生偏移

對(duì)是否偏移非極性鍵共用電子對(duì)不發(fā)生偏移

單鍵原子間有一對(duì)共用電子對(duì)

原子間共用電子對(duì)

雙鍵原子間有兩對(duì)共用電子對(duì)

的數(shù)目

三鍵原子間有三對(duì)共用電子對(duì)

【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HC1、NH3等，有的

只存在非極性鍵，如N?、H?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、Na2so4等；有的存在非極性鍵，Na2O2>

CaCz等。

（5）通過(guò)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)兀鍵，三鍵中有一個(gè)。鍵和兩個(gè)兀鍵。

4.鍵參數(shù)

（1）概念

鯉:氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放

的最低能量

鍵參數(shù)丁鯉:形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子之間的核間距

一鍵一:在原子數(shù)超過(guò)2的分子中，兩個(gè)共

價(jià)鍵之間的夾角

（2）鍵參數(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。

L鍵能

世決定

分子的稔定性-

參決定

分了的性質(zhì)

數(shù)

分子的空間構(gòu)型

一鍵角」

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(jiàn)的等電子體

微粒通式價(jià)電子總數(shù)立體構(gòu)型

CO：、CNS，N/、環(huán)AX：16e-直線形

24e-平面三角形

COf、NOfsS03AX5

SO?、O3、NO?AX：18e-V形

SOT、POTAX432e-正四面體形

26e-

pof、sof、cio;AX5三角錐形

CO、N：AX10e-直線形

CH4、NH；AX48e-正四面體形

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)。

價(jià)

。鍬電廣對(duì)數(shù)中心原子結(jié)合的原廣數(shù)

乂I=1I

電

子

對(duì)(

1心原子上的孤電7對(duì)數(shù)|=va--加

其中：。是中心原子的價(jià)電子數(shù)(陽(yáng)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)，x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

電子成鍵孤電子電子對(duì)立體

分子立體構(gòu)型實(shí)例鍵角

對(duì)數(shù)對(duì)數(shù)對(duì)數(shù)犍

220直線形直線形BcCL180°

30平面正三角形BF120°

3三角形3

21V形SnBr：105°

40正四面體形CH4109°28?

431正四面體形三角錐形NHS107°

22V形105°

H2O

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。

sp雜化軌道由1個(gè)s軌道和1個(gè)P軌道組合

SP雜化I-而成?雜化軌道間夾角為180°,呈立線形.

如HC-C一H。

sp2雜化軌道由1個(gè)s軌道和2個(gè)P軌道組

卜11雜化|一合而成.雜化軌道間夾角為皿,呈平面三

角一,如HCH（）0

sp3雜化軌道由1個(gè)S軌道和3個(gè)P軌道組

|sp3雜化]一合而成,雜化軌道間夾角為109。28',呈正

四面體形.如CHt。

3.配位鍵

（1）孤電子對(duì)

分子或離子中沒(méi)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C

②配位鍵的表示：常用“一一/來(lái)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(guò)程與其他3個(gè)N—H鍵形成過(guò)程不同，但是一

旦形成之后，4個(gè)共價(jià)鍵就完全相同。

H

t

[H—N—H]+

H

（3）配合物

$D[CU（NH3）4]SO4

配位原子（提供孤電子對(duì)）

（提中供心空原軌壬道、二I配位體

[CNN%），坐

^界編配位數(shù)

配位體有孤電子對(duì)，如H2O、NH3、CO、F，C「、CN一等。

中心原子有空軌道，如Fe3+、Cu2\Zn2\Ag+等。

【特別提示】

（1）價(jià)層電子對(duì)互斥理論說(shuō)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(wú)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(wèn)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E寸孤電子對(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(jiàn)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(lái)

說(shuō)，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

己經(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)了)與另?個(gè)分了中電負(fù)性很強(qiáng)的原了之間的

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、O、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

類型非極性分子極性分子

正電中心和負(fù)電中心正電中心和負(fù)電中心

形成原因

重合的分子不重合的分子

存在的共價(jià)鍵非極性鍵或極性鍵非極t生鍵或極性鍵

分子內(nèi)原子排列對(duì)稱不對(duì)稱

(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(wú)機(jī)含氧酸分子的酸性

無(wú)機(jī)含氧酸的通式可寫成(HO),〃RO〃，如果成酸元素R相

同，則n值越大，R的正電性越高，使R—O—H中O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

比較晶體非晶體

結(jié)構(gòu)特征結(jié)構(gòu)粒子周期性有序排列結(jié)構(gòu)粒子無(wú)圉非列

自范性有無(wú)

性質(zhì)

熔點(diǎn),固定不固定

特征

異同表現(xiàn)各向異性各向同■性

間接方法：測(cè)定其是否有固定的熔點(diǎn)

二者區(qū)別方法

科學(xué)方法：對(duì)固體進(jìn)行X-射線衍射實(shí)瞼

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(wú)隙并置

①無(wú)隙：相鄰晶胞之間沒(méi)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(wèn)題、解決問(wèn)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、NA、M、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(jiàn)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

有1/8屬于

該立方體

有1/4屬于

該立方體

有1/2屬于

該立方體

完全^于

該立方體

【特別提示】

①在使用均攤法計(jì)算品胞中微粒個(gè)數(shù)時(shí)，要注意品胞的形

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)品胞所共有，如六棱柱品胞中，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(guò)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)量為為微粒的相對(duì)“分子''質(zhì)量)；1個(gè)晶胞

的質(zhì)量為為晶胞的體積，〃為晶胞的密度)，則1

mol晶胞的質(zhì)量為〃/NAg,因此有不加="3必。

常見(jiàn)晶體類型

1.四類晶體的比較

匕表、分子晶體原子晶體金屬晶體離子晶體

金屬陽(yáng)離子

構(gòu)成粒子分子原子陰、陽(yáng)離子

自由電子

粒子間的

相互作用分子間作用力共價(jià)鏈金屬鍵離子鍵

力

有的很大，有

硬度按小很大較大

的很小

有的很高，有

熔、沸點(diǎn)較低做較高

的很低

難溶于任何溶常見(jiàn)溶劑大多數(shù)易溶于水

溶解性柜似相溶

劑難溶等極性溶劑

一般不具有導(dǎo)

導(dǎo)電一般不導(dǎo)電，溶于水后有電和熱晶體不導(dǎo)電，水溶

電性，個(gè)別為

導(dǎo)熱性的導(dǎo)電的良導(dǎo)體液或熔融態(tài)導(dǎo)電

半導(dǎo)體

所有非金屬氨化物俊口水、部分非金屬單

金屬氧化物位口

硫化氫）、部分非金屬單質(zhì)質(zhì)俊口金剛石、

金屬單質(zhì)與K：0、Na：。）、強(qiáng)

位口鹵素X。、部分非金屬硅、晶體硼），

物質(zhì)類別含金如Na、堿如KOH、

氧化物如co：、so。、幾部分非金屬化

Al、Fe、青洞）NaOH）、絕大部分

乎所有的酸、絕大多數(shù)有合物（如S1C、

鹽加Nad）

機(jī)物借機(jī)鹽除外）SQ9

2.離了晶體的晶格能

（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/molo

（2）影響因素

①離子所帶電荷數(shù)：離子所帶電荷數(shù)越多，晶格能越人。

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(yáng)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(yáng)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K2O、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SiO2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(jiàn)的單質(zhì)類原子晶體有金剛石、晶體硅、晶體硼等，常

見(jiàn)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1.42xlO-,om,比金剛石中碳碳共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)(鍵長(zhǎng)為

1.54xW,0m)^,所以熔、沸點(diǎn)高于金剛石。

(3)AlCb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℃)o

(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，如鴇、伯等熔、沸點(diǎn)很高，

如汞、錢、艷等熔、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(shuō)，陰、陽(yáng)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>MgCl2>NaCl>CsClo

（4）分子晶體

①分子間作用力越大