物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識(shí)點(diǎn)總結(jié)1.docx

1、物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識(shí)點(diǎn)總結(jié)專題一了解測定物質(zhì)組成和結(jié)構(gòu)的常用儀器（常識(shí)性了解）。專題二第一單元1.認(rèn)識(shí)盧瑟福和玻爾的原子結(jié)構(gòu)模型。2.了解原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，了解電子云的概念。3.了解電子層、原子軌道的概念。4.知道原子核外電子排布的軌道能級(jí)順序。知道原子核外電子在一定條件下會(huì)發(fā)生躍遷。5.了解能量最低原理、泡利不相容原理、洪特規(guī)則，能用電子排布式、軌道表示式表示 1-36 號(hào)元素原子的核外電子排布。第二單元1.理解元素周期律，了解元素周期律的應(yīng)用。2.知道根據(jù)原子外圍電子排布特征，可把元素周期表分為不同的區(qū)。3.了解元素第一電離能、電負(fù)性的概念及其周期性變化規(guī)律。 （不要求用電負(fù)性差值判斷

2、共價(jià)鍵還是離子鍵）4.了解第一電離能和電負(fù)性的簡單應(yīng)用。專題三第一單元1.了解金屬晶體模型和金屬鍵的本質(zhì)。2.能用金屬鍵理論解釋金屬的有關(guān)物理性質(zhì)。了解金屬原子化熱的概念。3.知道影響金屬鍵強(qiáng)弱的主要因素。認(rèn)識(shí)金屬物理性質(zhì)的共性。4.認(rèn)識(shí)合金的性質(zhì)及應(yīng)用。注：金屬晶體晶胞及三種堆積方式不作要求。第二單元1.認(rèn)識(shí)氯化鈉、氯化銫晶體。2.知道晶格能的概念，知道離子晶體的熔沸點(diǎn)高低、硬度大小與晶格能大小的關(guān)系。3.知道影響晶格能大小的主要因素。4.離子晶體中離子的配位數(shù)不作要求。第三單元1.認(rèn)識(shí)共價(jià)鍵的本質(zhì)，了解共價(jià)鍵的方向性和飽和性。2.能用電子式表示共價(jià)分子及其形成過程。 認(rèn)識(shí)共價(jià)鍵形成時(shí)， 原

3、子軌道重疊程度與共價(jià)鍵鍵能的關(guān)系。3.知道 鍵和 鍵的形成條件，了解極性鍵、非極性鍵、配位鍵的概念，能對(duì)一些常見簡單分子中鍵的類型作出判斷。注：大鍵不作要求4.了解鍵能的概念，認(rèn)識(shí)影響鍵能的主要因素，理解鍵能與化學(xué)反應(yīng)熱之間的關(guān)系。5.了解原子晶體的特征，知道金剛石、二氧化硅等常見原子晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)系。第四單元1.知道范德華力和氫鍵是兩種最常見的分子間作用力。2.了解影響范德華力的主要因素，知道范德華力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響。3.了解氫鍵的概念和成因，了解氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響。能分析氫鍵的強(qiáng)弱。注：范德華力的分類不要求。分子內(nèi)氫鍵不要求。專題四1.初步認(rèn)識(shí)簡單分子的空間構(gòu)型、鍵角、極性分子、非

4、極性分子、手性分子等概念。2.認(rèn)識(shí)分子的空間構(gòu)型與極性的關(guān)系，能判斷一些簡單分子的極性，了解“相似相溶規(guī)則”的具體應(yīng)用。3.理解物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)之間的辯證關(guān)系、性質(zhì)與應(yīng)用之間的紐帶關(guān)系。注：雜化軌道理論、價(jià)電子對(duì)互斥理論不要求。不要拓展等電子原理。不要用偶極距來衡量分子極性大小。專題五了解即可。一、原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì).1.電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大小所得的圖形叫電子云圖。小黑點(diǎn)不代表電子。離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大，電子云密度越大；離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)小，電子云密度越小.電子層（能層） ：根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動(dòng)區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層 .原子

5、由里向外對(duì)應(yīng)的電子層符號(hào)分別為K 、 L 、 M 、 N、 O、 P、 Q。原子軌道（能級(jí)即亞層）：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運(yùn)動(dòng)，分別用s、p 、 d、 f 表示不同形狀的軌道，s 軌道呈球形、p 軌道呈紡錘形，d 軌道和 f 軌道較復(fù)雜 .各軌道的伸展方向個(gè)數(shù)依次為1、 3、 5、 7.2.(構(gòu)造原理）了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示核外電子的排布.1 36號(hào)元素原子(1) 原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特征可以用電子層、原子軌道(亞層 )和自旋方向來進(jìn)行描述.在含有多個(gè)核外電子的原子中，不存在運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子.(2) 原子核外電

6、子排布原理 . .能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進(jìn)入能量高的軌道. .泡利不相容原理:每個(gè)軌道最多容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子. .洪特規(guī)則 : 在能量相同的軌道上排布時(shí)，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同.洪特規(guī)則的特例: 在等價(jià)軌道的全充滿（p 6、 d10、 f 14）、半充滿（ p3、 d 5、 f 7）、全空時(shí) (p 0、d 0、 f 0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如 24Cr Ar3d54s1、 29Cu Ar3d 104s1 .(3) 掌握能級(jí)交錯(cuò)圖和 1-36 號(hào)元素的核外電子排布式 . 根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖箭頭所示的順序。根

7、據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級(jí)按能量的差異分成能級(jí)組如圖所示，由下而上表示七個(gè)能級(jí)組，其能量依次升高；在同一能級(jí)組內(nèi)，從左到右能量依次升高?；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。電子排布式： 、基態(tài)鋅： 1s22s22p63s23p63d 104s2 簡化電子排布式Ar 3d104s2外圍電子排布式：3d104s2基態(tài)鈉：外圍電子排布式3s1基態(tài)鐵 26Fe： 1s22s22p63s23p63d64s2 規(guī)范， 1s22s22p63s23p64s23d6不規(guī)范。亞鐵離子26Fe2+： 1s22s22p63s23p63d 6（失電子時(shí)，先失去最外層電子）鐵離子 26Fe3+： 1s22s

8、2 2p63s2 3p63d5軌道表示式： 如 Na：幾個(gè)名詞：1原子實(shí)：原子核外內(nèi)層電子已達(dá)到稀有氣體結(jié)構(gòu)的部分2外圍電子： 過渡元素省去原子實(shí)的剩余部分。主族、零族元素的最外層電子。3價(jià)電子：主族元素的外圍電子排布式，也就是主族元素的最外層電子。副族還通常包括次外層的 d 電子（不一定是全部） 。4基態(tài)：最低能量狀態(tài)。如處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。5激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)（相對(duì)基態(tài)而言） 。如基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級(jí)成為激發(fā)態(tài)原子。6光譜：不同元素的原子發(fā)生躍遷時(shí)會(huì)吸收（基態(tài)激發(fā)態(tài)）和放出（基態(tài)激發(fā)態(tài)）能量，產(chǎn)生不同的光譜原子光譜（吸收光譜和發(fā)射光譜）。光是電子釋

9、放能量的重要形式。 利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。二、元素性質(zhì)遞變規(guī)律1根據(jù)元素原子外圍電子排布的特征，可將元素周期表分成5 個(gè)區(qū)域。具體地說是根據(jù)最后一個(gè)電子填充在何原子軌道上來分區(qū)（ 1）s 區(qū)元素：外圍電子只出現(xiàn)在s 軌道上的元素。價(jià)電子排布為ns12，主要包括A和 A 族元素，這些元素除氫以外都是活潑的金屬元素，容易失去1 個(gè)或 2 個(gè)電子形成 +1 價(jià)或 +2 價(jià)離子（ 2） p 區(qū)元素：外圍電子出現(xiàn)在p 軌道上的元素（s 軌道上的電子必排滿） 。價(jià)電子排布為 ns2np 16，主要包括周期表中A 到 A 和 0 族共 6 個(gè)主族元素， 這些元素隨著最外層電子數(shù)的

10、增加,原子失去電子變得越來越困難,得到電子變得越來越容易。除氫以外的所有非金屬元素都在p 區(qū)（ 3）d 區(qū)元素：外圍電子出現(xiàn)在d 軌道上的元素。價(jià)電子排布為(n-1)d 19ns12，主要包括周期表中B 到 B 和族， d 區(qū)元素全是金屬元素。這些元素的核外電子排布的主要區(qū)別在(n-1)d 的 d 軌道上。由于d 軌道未充滿電子，因此d 軌道可以不同程度地參與化學(xué)鍵的形成。（ 4）ds 區(qū)元素： ds 區(qū)元素與s 區(qū)元素的主要區(qū)別是s 元素沒有 (n-1)d 電子， 而 ds 區(qū)元素的(n-1)d 軌道全充滿，因此ds 區(qū)元素的價(jià)電子排布是(n-1)d 10ns12。包括 B和 B，全是金屬元

11、素（ 5 ） f區(qū) 元 素 ： 包 括 鑭 系 元 素 和 錒 系 元 素 ， 它 們 的 原 子 的 價(jià) 電 子 排 布 是(n-2)f 014(n-1)d 02ns2 ，電子進(jìn)入原子軌道(n-2)f 中。由于最外層的電子基本相同，(n-1)d 的電子數(shù)也基本相同，因此鑭系元素和錒系元素的化學(xué)性質(zhì)非常相似。2 s 區(qū)、 p 區(qū)、 d 區(qū)、 ds 區(qū)元素的電子層結(jié)構(gòu)特點(diǎn)包括元素外圍電子排布化學(xué)性質(zhì)s 區(qū)A A族ns12除氫外，都是活潑金屬p 區(qū)AA0 族ns2np 16非金屬性增強(qiáng)、金屬性減弱d 區(qū) BB族(n-1)d 19ns12均為金屬， d 軌道上的電子可參與化學(xué)鍵的形成ds 區(qū)B B族

12、(n-1)d 10ns12均為金屬， d 軌道上的電子不參與化學(xué)鍵的形成鑭系錒系(n-2) f0-14 (n-1)d 02n鑭系元素化學(xué)性質(zhì)相似f 區(qū)錒系元素化學(xué)性質(zhì)相似3.元素電離能和元素電負(fù)性第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1 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叫做第一電離能。常用符號(hào)I 1表示，單位為 kJ/mol 。(1) 原子核外電子排布的周期性 .隨著原子序數(shù)的增加 ,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1 到 ns2np 6 的周期性變化 .(2) 元素第一電離能的周期性變化 .隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一

13、電離能呈周期性變化:同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小；同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.說明： 同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。 基本規(guī)律：當(dāng)原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空（p 0、d 0、f 0）、半滿（ p 3、d 5、 f 7）和全滿（ p 6、 d 10、 f14）結(jié)構(gòu)時(shí)，原子的能量較低，該元素具有較大的第一電離能。即第 A 族、第 A 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。（第二周期 3 Li 5B 4Be 6C 8O 7N 9F 10Ne ） .元素第一電離能的運(yùn)用：a.電離能是原子核外

14、電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證.b.用來比較元素的金屬性的強(qiáng)弱 .I 1 越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)弱.(3). 元素電負(fù)性的周期性變化.元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對(duì)的能力叫做該元素的電負(fù)性。元素電負(fù)性的周期性變化規(guī)律1同周期：從左到右，元素電負(fù)性由小到大（稀有氣體不考慮）。2同主族：從上到下，元素電負(fù)性由大到小有以上規(guī)律得出：元素周期表中，右上角氟元素的電負(fù)性最大，左下角銫元素的電負(fù)性最?。ǚ派湫栽爻猓╇娯?fù)性的運(yùn)用:a.確定元素類型(一般 1.8，非金屬元素；1.7，離子鍵； 碳化硅 晶體硅 .7.了解簡單配合物的成鍵情況（配合物的空間構(gòu)型和中心原子的雜化類型不作要求）

15、.配位鍵：一個(gè)原子提供一對(duì)電子與另一個(gè)接受電子的原子形成的共價(jià)鍵。即成鍵的兩個(gè)原子一方提供孤對(duì)電子，一方提供空軌道而形成的共價(jià)鍵.如：銨根離子、水合氫離子、氯化鋁分子中均有配位鍵。三 .分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì).1.知道分子間作用力的含義，了解化學(xué)鍵和分子間作用力的區(qū)別.分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力 .分子間作用力是一種靜電作用，比化學(xué)鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵。范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.影響范德華力的因素（ 1）組成和結(jié)構(gòu)相似的分子，相對(duì)分子質(zhì)量越大，范德華力越大。（ 2）分子的極性越大，范德華力越大，一般來說極性分子間的作用力大于非極性分子間的作

16、用力。2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對(duì)物質(zhì)某些物理性質(zhì)的影響.分子晶體 :分子間以分子間作用力（范德華力、氫鍵）相結(jié)合的晶體.典型的有冰、干冰范德華力對(duì)分子晶體熔沸點(diǎn)的影響（ 1）結(jié)構(gòu)相似，相對(duì)分子質(zhì)量越大，范德華力越大，熔沸點(diǎn)越高（ 2）相對(duì)分子質(zhì)量相同或相近時(shí)，分子的極性越大，范德華力越大, ，其熔沸點(diǎn)越高.例 33.在常溫常壓下呈氣態(tài)的化合物、降溫使其固化得到的晶體屬于A. 分子晶體B. 原子晶體C. 離子晶體D. 何種晶體無法判斷常見的分子晶體(1) 所有非金屬氫化物：H2O, H2S, NH3, CH4, HX(2)部分非金屬單質(zhì) :X2, N2, O 2, H2,S

17、8, P4, C 60(3)部分非金屬氧化物 : CO2, SO, N O, P4O6, P4O10224(4)幾乎所有的酸：H2SO4, HNO3, H3PO4(5)大多數(shù)有機(jī)物：乙醇，冰醋酸，蔗糖分子晶體的物理共性較低的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)較小的硬度。一般都是絕緣體，熔融狀態(tài)也不導(dǎo)電。3.了解氫鍵的存在對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響.NH 、HO、HF 中由于存在氫鍵，使得它們的沸點(diǎn)比同族其它元素氫化物的沸點(diǎn)反常地高.32氫鍵的相關(guān)知識(shí)1氫健的形成條件： 半徑小、 吸引電子能力強(qiáng)的原子（ N 、O 、 F）與H核。（如 HF、H2O、 NH3，低級(jí)醇、酸與水均能形成氫鍵）2氫鍵的定義：半徑小、吸引電子能力強(qiáng)的原子

18、與H 核之間的很強(qiáng)的作用叫氫鍵。通常我們可以把氫鍵看做一種比較強(qiáng)的分子間作用力。3氫鍵的表示方法：X H Y （ X 、 Y 可以相同，也可以不同）4氫鍵對(duì)物質(zhì)的性質(zhì)的影響：可以使物質(zhì)的熔沸點(diǎn) 升高 ，還對(duì)物質(zhì)的 溶解度等也有影響。如在極性溶劑中，如果溶質(zhì)分子和溶劑分子間能形成氫鍵，就會(huì)促進(jìn)分子間的結(jié)合，導(dǎo)致溶解度增大。例如：由于乙醇分子與水分子間能形成不同分子間的氫鍵，故乙醇與水能以任意比互溶。而乙醇的同分異構(gòu)體二甲醚分子中不存在羥基，因而在二甲醚分子與水分子間不能形成氫鍵，二甲醚很難溶解于水。5.影響氫鍵強(qiáng)弱的因素：與XH Y中 X、Y原子的電負(fù)性及半徑大小有關(guān)。X 、Y原子的電負(fù)性越大、

19、半徑越小，形成的氫鍵就越強(qiáng)。常見的氫鍵的強(qiáng)弱順序?yàn)椋篎HFOHO OHN NHN6說明：氫鍵與范德華力之間的區(qū)別氫鍵與范德華力同屬于分子間作用力；但兩者的不同之處在于氫鍵具有飽和性與方向性。所謂飽和性是指 H 原子形成一個(gè)共價(jià)健后，通常只能再形成一個(gè)氫鍵。這是因?yàn)镠 原子比X 、Y 原子小得多，當(dāng)形成X H Y 后，第二個(gè)Y 原子再靠近H 原子時(shí)，將會(huì)受到已形成氫鍵的Y 原子的電子云的強(qiáng)烈排斥。而氫鍵的方向性是指以H 原子為中心的3 個(gè)原子X H Y 盡可能在一條直線上，這樣 X 原子與 Y 原子間的距離較遠(yuǎn)，斥力較小，形成的氫鍵穩(wěn)定。綜上所述可將氫鍵看做是較強(qiáng)的、有方向性和飽和性的分子間作用

20、力。7.氫鍵可以在分子之間形成，也可在分子內(nèi)部形成：如鄰羥基苯甲酸和對(duì)羥基苯甲酸。4.了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結(jié)構(gòu)微粒、微粒間作用力的區(qū)別.晶體類型構(gòu)成微粒離子晶體陽陰離子原子晶體原子分子晶體分子金屬晶體金屬離子和自由電子微粒間作用力肯定有離子鍵 可能共價(jià)鍵有共價(jià)鍵分子間：范德華力和氫鍵分子內(nèi)： 共價(jià)鍵（除金屬鍵稀有氣體）是否有 分子 存在無無分子、是巨大網(wǎng) 有分子狀結(jié)構(gòu)熔化時(shí)或水溶液能無或差晶體不導(dǎo)電， 溶于水導(dǎo) 電 性導(dǎo)電能電離的， 其水溶液能導(dǎo)電； 熔化不導(dǎo)電斷開離子鍵、 共價(jià)鍵 斷鍵不斷鍵減弱熔化時(shí)鍵的變化不一定斷無導(dǎo)電物質(zhì)種類大多數(shù)鹽、強(qiáng)堿金剛石、 Si、SiO2

21、 、氣體、多數(shù)非金屬單金屬活潑金屬SiC 、 B質(zhì)、酸、多數(shù)有機(jī)物氧化物四、幾種比較1、離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵的比較化學(xué)鍵類型離子鍵共價(jià)鍵金屬鍵陰、陽離子間通過靜原子間通過共用電子對(duì)金屬陽離子與自由電子通過相概念電作用所形成的化學(xué)所形成的化學(xué)鍵互作用而形成的化學(xué)鍵鍵成鍵微粒陰陽離子原子金屬陽離子和自由電子成鍵性質(zhì)靜電作用共用電子對(duì)電性作用形成條件活潑金屬與活潑的非非金屬與非金屬元素金屬內(nèi)部金屬元素實(shí)例NaCl 、 MgOHCl 、 H 2SO 4Fe、 Mg方向性和飽無 P39有 P44無 P33和性配位鍵是特殊的共價(jià)鍵。氫鍵不是化學(xué)鍵也有方向性有飽和性。2、非極性鍵和極性鍵的比較非極性鍵極性

22、鍵概念同種元素原子形成的共價(jià)不同種元素原子形成的共價(jià)鍵，鍵共用電子對(duì)發(fā)生偏移原子吸引電子能力相同不同共用電子對(duì)不偏向任何一方偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子C60 是分子晶體，熔沸點(diǎn)成鍵原子電性形成條件電中性由同種非金屬元素組成顯電性由不同種非金屬元素組成3物質(zhì)溶沸點(diǎn)的比較（重點(diǎn)）一、先將物質(zhì)分類：從物質(zhì)的晶體類型上一般分為分子晶體，離子晶體，原子晶體和金屬晶體。不同物質(zhì)類別熔沸點(diǎn)的比較方法不同。一般情況下：原子晶體離子晶體分子晶體。金屬晶體有常溫是液態(tài)的汞和熔點(diǎn)高達(dá)三千多攝氏度的鎢。1. 對(duì)于分子晶體：a.結(jié)構(gòu)相似時(shí)，相對(duì)分子質(zhì)量越大分子間作用力越強(qiáng)其熔沸點(diǎn)越高。如：CH 4 SiH 4GeH ； CH CHCHCH104426384b.能形成分子間氫鍵時(shí)熔沸點(diǎn)陡然增高。如：H O H Te H Se HS(能形成氫鍵的元2222素有 N、O、F，如 HF、H 2O、 NH 3，低級(jí)醇、醛、酸與水均能形成氫鍵) 。c.當(dāng)形成分子內(nèi)氫鍵