人教版選修三物質(zhì)結構與性質(zhì)知識總結

1、選修三物質(zhì)結構與性質(zhì)專題一原子結構與性質(zhì)知能圖譜知識能力解讀知能解讀()能層和能級1能層及能層能量大小關系能層(電子層，用主量子數(shù)n表示)：按核外電子能量的高低及離核平均距離的遠近，把核外電子的運動區(qū)域分為不同的能層。目前n的取值為1、2、3、4、5、6、7，對應的符號是英文字母k、l、m、n、o、p、q。一般來說，n值越大，電子離核的平均距離越遠，能量越高，即2能級及能級能量大小關系能級(電子亞層，用角量子數(shù)l表示)：在多電子原子中，同一能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分為能級，就好比能層是樓層，能級是樓梯的階級。對于確定的n值，角量子數(shù)l的取值有n個：0、1、2、3，分別用s、p、

2、d、f表示。能量關系為3不同能層和能級可容納的最多電子數(shù)能層(n)一二三四符號klmn能級(l)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f最多電子數(shù)2262610261014281832知能解讀(二)原子軌道常把電子在原子核外空間出現(xiàn)概率約為90%的空間圈出來，如圖所示，人們把這種電子云輪廓圖稱為原子軌道。s電子的原子軌道是球形的，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大，電子的能量就越高，電子在離核更遠的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴展。所有原子的任一能層的s電子的電子云輪廓圖都是球形的，只是球的半徑大小不同。如圖所示。除s電子云外，其他空間運動狀態(tài)的電子云都不是球形的。例如，p電

3、子云是啞鈴形(或紡錘形)的(如圖)，而且，無論2p、3p還是4p能級都有3個相互垂直的電子云，分別稱為、和(如圖)，右下標：x：y、z：分別是p電子云在坐標里的取向?？偨Ys能級只有一個原子軌道，且都是球形的。p能級有3個原子軌道，互相垂直，分別用、表示。在同一能層中，、的能量相同。不同能層的同種能級的原子軌道形狀相似，只是半徑不同，能層序數(shù)n越大，原子軌道的半徑越大。這是因為能層序數(shù)n越大，電子的能量越高，電子在離核更遠的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴展。如ls、2s、3s的形狀均為球形，但原子軌道半徑：ls<2s<3s。知能解讀(三)核外電子排布1核外電子排布

4、的原則原子的核外電子排布是指原子中的所有電子按一定規(guī)則分布在各原子軌道上，電子在原子軌道上的分布應遵循以下三個原則。(1)能量最低原則：原子核外電子先占據(jù)能量最低的原子軌道，再依次進入能量較高的原子軌道，這樣使整個原子處于最低的能量狀態(tài)。能量最低原則又叫做能量最低原理。(2)泡利原理：每個原子軌道上最多只能容納兩個自旋狀態(tài)相反的電子。(3)洪特規(guī)則：當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋狀態(tài)相同，這個規(guī)則是由洪特首先提出的，稱為洪特規(guī)則。在能量相同的軌道(也稱等價軌道或簡稱并軌道，例如3個p軌道，5個d軌道，7個f軌道)上分布的電子，將盡可能分占不

5、同的軌道，而且自旋狀態(tài)相同。例如，碳原子中的2個p電子的排布應該是，而不是。氮原子中的3個p電子也是分布在3個p軌道上，并且有相同的自旋狀態(tài)。等價軌道全充滿、半充滿或全空的狀態(tài)一般比較穩(wěn)定，也就是說，具有下列電子層結構的原子是比較穩(wěn)定的：a全充滿：，。b半充滿：，。c全空：，。例如，(較穩(wěn)定)(較穩(wěn)定)2電子層、能級中的最大電子容量在基態(tài)原子中，每個電子層含有個原子軌道，每個能級中含有個原子軌道，每個原子軌道最多能容納2個電子。則每個電子層最多能容納個電子，每個能級最多能容納個電子。3構造原理(核外電子排布的順序)實驗得知，大多數(shù)基態(tài)原子，隨著元素原子序數(shù)的遞增，原子核外電子在各原子軌道上的排

6、布將遵循圖所示的規(guī)律。這個規(guī)律又叫做構造原理。4表示核外電子排布規(guī)律的方法(1)結構示意圖它僅能表明核外電子在各電子層上的排布狀況。如原子的結構示意圖為。(2)電子排布式用數(shù)字在原子軌道符號的右上角標出該軌排布的電子數(shù)，即得到電子排布式。為了避免電子排布式書寫過繁，可以把內(nèi)層電子已達到稀有氣體結構的部分寫成“原子實”，以稀有氣體的元素符號外加方括號表示。例如，原子的電子排布式為或。(3)電子排布圖原子軌道用方框()表示，一個方框代表一個原子軌道，每個原子軌道里最多只能容納2個電子，在同一原子軌道中的兩個電子稱為“電子對”，用方向相反的箭頭“”表示。電子排布圖中各符號和數(shù)字的意義如下所示(以原子

7、為例，加以說明)(四)核外電子排布與元素周期表1核外電子排布與周期的劃分每個能級組對應元素周期表的一個周期，一個能級組最多所能容納的電子數(shù)等于對應的周期所包含的元素種類。2核外電子排布與族的劃分族的劃分依據(jù)是原子的外圍電子(價層電子)排布，與外圍電子數(shù)及其排布有關。(1)主族元素原子的價電子構型族序數(shù)aaaaaaa價電子構型說明主族元素原子的價電子數(shù)等于該元素在周期表中所在的主族序數(shù)。(2)過渡元素的價電子構型(個別元素除外)族序數(shù)bbbbb價電子構型注意同一主族元素原子的價層電子排布完全相同，價電子數(shù)等于主族序數(shù)，價電子全部排布在ns軌道或ns和np軌道上。0族中元素的價電子排布為，其余均為

8、。副族和第族元素中，同一縱行原子的價電子排布基本相同，價電子排布為。知能解讀(五)原子半徑及其變化規(guī)律1原子半徑的影響因素原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：一是電子的能層數(shù)，另一個是核電荷數(shù)。電子的能層越多，電子之間的負電排斥將使原子半徑增大，而核電荷數(shù)越大，原子核對電子的引力就越大，將使原子半徑縮小，這兩個因素綜合的結果使各種原子的半徑發(fā)生周期性的遞變。2主族元素原子半徑的遞變規(guī)律(1)同周期元素，從左到右，隨著原子序數(shù)的遞增，元素的原子半徑逐漸減小。(2)同主族元素，從上到下，隨著電子層數(shù)的增多，元素的原子半徑逐漸增大。知能解讀(六)電離能及其變化規(guī)律1元素的第一電離能(1)氣態(tài)電中性基

9、態(tài)原子失去一個電子轉(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，用表示。上述表述中的“氣態(tài)”“電中性”“基態(tài)”“失去一個電子”等都是保證“最低能量”的條件。(2)電離能可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去一個電子；第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個電子。2第一電離能的變化規(guī)律(1)同一周期中主族元素的第一電離能在總體增大的趨勢中有些曲折。當原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空(如、)、半充滿(如、)或全充滿(如、)結構時，原子的能量較低，元素的第一電離能較大。(2)同一主族元素，自上而下，隨電子層數(shù)的增多，元素的第一電離能逐漸減小。(3)元

10、素的第一電離能的周期性變化如圖所示：3電離能的應用(1)根據(jù)逐級電離能數(shù)據(jù)，確定元素原子核外電子的排布。例如，表明原子核外的3個電子排布在兩個能層(k、l層)上，且最外層只有一個電子。(2)根據(jù)逐級電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價。例如，表明原子容易失去2個電子變成+2價陽離子。(3)根據(jù)第一電離能數(shù)據(jù)，確定元素的金屬性或非金屬性的強弱。元素的第一電離能越大，元素的非金屬性越強；元素的第一電離能越小，元素的金屬性越強。知能解讀(七)電負性及其變化規(guī)律1電負性的含義電負性是在化合物中原子吸引電子的能力大小的一種度量。元素電負性數(shù)值越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強；反之，電負性數(shù)

11、值越小，相應原子在化合物中吸引電子的能力越弱(稀有氣體元素原子除外)。以氟的電負性為4.0作為相對標準。2電負性的變化規(guī)律(1)同一周期，從左到右元素的電負性逐漸增大；同一主族，自上而下元素的電負性逐漸減小。對副族而言，同族元素的電負性也大體呈現(xiàn)這種變化趨勢。因此，電負性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負性小的元素集中在左下角。(2)過渡元素的電負性值無明顯規(guī)律。電負性的周期性變化如圖所示：3電負性的應用(1)衡量元素的金屬性、非金屬性的強弱金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。(2

12、)判斷形成化學鍵的種類一般認為，如果兩個成鍵元素間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵；如果兩個成鍵元素間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵。(3)判斷化合物中的各元素化合價的正負電負性數(shù)值的大小能夠衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。電負性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值；電負性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。點評高考對物質(zhì)結構與性質(zhì)的考查，往往將原子結構、元素周期律、元素周期表、分子(或離子)的立體構型、晶胞結構及計算、晶體類型及性質(zhì)等相聯(lián)系，設置綜合性試題。解題時，要以原子、分子或晶體的結構為中心，以“結構決定

13、性質(zhì)”為指導思想，遷移應用所學知識分析、解決相關問題。方法技巧歸納方法技巧(一)各種粒子核外電子排布的表示方法方法指導1基態(tài)原子核外電子排布式(1)簡單原子的核外電子排布式按照構造原理將電子依次填充到能量逐漸升高的軌道中。如；。(2)復雜原子的核外電子排布式對于復雜原子的電子排布式，應先按能量最低原理從低到高排列，然后將同一層的電子排到一起。如：，先按能量從低到高排列為，然后將同一能層的排到一起，即該原子的電子排布式為。(3)部分原子的核外電子排布式的特殊性少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布對于構造原理有1個電子的偏差。因為能量相同的原子軌道在全充滿(如、和)、半充滿(如、和)和全空(如、和)結構時

14、，體系的能量較低，原子較穩(wěn)定。(4)基態(tài)原子外圍電子排布式(價電子)的書寫外圍電子排布式的書寫在基態(tài)原子排布式的基礎上去除原子實，如鐵的外圍電子排布式，可以先寫出含原子實的核外電子排布式，如，再除去原子實，得鐵的外圍電子排布式為。2基態(tài)離子核外電子排布式的書寫(1)先正確書寫基態(tài)原子核外電子排布式。(2)再由外到內(nèi)失電子。如的核外電子排布式，先寫出的電子排布式：，再由外到內(nèi)失3個電子，即得的核外電子排布式為。3核外電子排布圖的書寫用方框表示原子軌道，用“”或“”表示自旋方向不同的電子，按排入各電子層中各能級的先后順序和在軌道中的排布情況書寫。如：。要綜合考慮核外電子排布的三條規(guī)律(能量最低原理

15、、泡利原理和洪特規(guī)則)，否則容易出現(xiàn)錯誤。方法技巧(二)化合物中元素化合價的判斷方法方法指導(1)由電離能確定元素的化合價下表為、的電離能。元素電離能49673857845621451181769127733274595431054011575鈉：，說明鈉原子很容易失去1個電子成為+1價陽離子，形成的穩(wěn)定結構后，核對外層電子的有效吸引作用變得更強。因此，鈉元素常見價態(tài)為+1價。一般情況下，鈉原子不能形成+2價陽離子。鎂：，說明鎂原子通常形成+2價陽離子。鋁：說明鋁原子通常形成+3價陽離子。(2)由核外電子排布確定元素的化合價元素的最高正化合價=族序數(shù)=價電子數(shù)(個別元素除外)。如：元素價電子排

16、布最高正化合價+3+4+5+6+7非金屬元素的負化合價的絕對值=8-最外層電子數(shù)(氫除外)。稀有氣體元素原子的電子層結構是全充滿的穩(wěn)定結構，既不易得電子，也不易失電子，化合價通常為0。過渡金屬元素的價電子較多，并且各級電離能相差不大，因此具有多種價態(tài)。如錳元素的化合價為+2+7。金屬元素在化合物中只顯正價。氟無正價，氧無最高正價(氧的最高價態(tài)為+2價，在中)。同主族元素的最高正價或最低負價一般相同。多數(shù)共價化合物中，得電子能力強的元素顯負價，得電子能力弱的元素顯正價。如、。(3)由元素的電負性確定元素在化合物中的化合價電負性數(shù)值的大小能夠衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。電負性數(shù)值小的元素

17、在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值；電負性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。如中，的電負性為0.9，的電負性為2.1，的電負性大于的電負性，故中顯正價，顯負價。易錯易混辨析易錯易混(一)表示核外電子排布常見的錯誤1混淆電子的填充順序和電子排布式的書寫順序根據(jù)構造原理，核外電子排布時，要先排布4s軌道，后排布3d軌道，但在書寫電子排布式時，要按照電子層順序書寫，即先寫3d軌道，后寫4s軌道。例如，原子序數(shù)為21的鈧(sc)的電子排布式中最后兩個能級表示為，而不能寫成。2書寫核外電子排布圖時，忽視洪特規(guī)則特例(1)有少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布對于構造原理有一

18、個電子的偏差。當能量相同的原子軌道(即等價軌道)處于全充滿、半充滿、全空狀態(tài)時，整個原子一般具有較低能量，原子比較穩(wěn)定。(2)具有下列電子層結構的原子一般是比較穩(wěn)定的：全充滿：、；半充滿：、；全空：、。例如，原子的電子排布式為，而不是。點評高考試題中考查基態(tài)原子(或離子)核外電子排布式的試題較多，考查的重點集中在第2136號元素基態(tài)原子(或離子)上，側(cè)重考查3d和4s軌道的能級交錯現(xiàn)象。解答此類問題時，除遵循一般的書寫規(guī)律之外，還要特別注意、等特殊原子，防止出現(xiàn)錯誤。易錯易混(二)分析元素的第一電離能時，忽視外圍電子的影響1總體上來說，金屬元素的第一電離能較小，非金屬元素的第一電離能較大。2同

19、周期元素的第一電離能從左到右，呈增大的趨勢，故同一周期第一電離能最小的是堿金屬元素，最大的是稀有氣體元素。3同一周期內(nèi)元素的第一電離能在總體增大的趨勢中有些曲折，并非隨原子序數(shù)的遞增而逐漸增大，當原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空(如、)、半充滿(如、)和全充滿(如、)狀態(tài)時，原子的能量較低，該元素的第一電離能較大，特例是第a族元素的第一電離能大于同周期的第a族，第a族元素的第一電離能大于同周期的第a族。4同一副族元素的第一電離能變化不規(guī)則。點評近幾年，高考對元素周期律的考查，命題主要集中在：原子半徑的變化規(guī)律及應用；電離能的含義，并用電離能說明元素的某些性質(zhì)；電負性的變化規(guī)律，并用電

20、負性說明元素的某些性質(zhì)等，側(cè)重考查考生的綜合分析能力和遷移應用能力。高考能力培養(yǎng)高考能力(一)考綱解讀考綱內(nèi)容考查頻率常見題型所占分值1了解原子核外電子的排布原理及能級分布，能用電子排布式表示常見元素(136號)原子核外電子、價電子的排布。了解原子核外電子的運動狀態(tài)填空題35分2了解元素電離能的含義，并能用于說明元素的某些性質(zhì)3了解原子核外電子在一定條件下會發(fā)生躍遷，了解其簡單應用4了解電負性的概念，知道元素的性質(zhì)與電負性專題二分子結構與性質(zhì)知能圖譜1共價鍵和分子的空間構型2分子的性質(zhì)知識能力解讀知能解讀(一)共價鍵1共價鍵的本質(zhì)原子間通過共用電子對所形成的化學鍵叫做共價鍵。高概率地出現(xiàn)在兩個

21、原子核之間的電子與兩個原子核之間的電性作用是共價鍵的本質(zhì)。電子在原子核與原子核之間高概率地出現(xiàn)，也可以說是原子與原子的電子云最大程度地重疊或原子與原子的原子軌道最大程度地重疊。2共價鍵的形成條件從原子結構方面來說，成鍵原子都要有未成對的電子，或成鍵原子的一方有空軌道，另一方有孤電子對；從元素性質(zhì)方面來說，成鍵元素都是非金屬元素或電負性較大的金屬元素與非金屬元素。3共價鍵的特征(1)共價鍵的飽和性由共價鍵的電子配對原理可知，形成共價鍵的原子必須要有未成對的電子；“電子對”中的電子數(shù)目是有限的，如、分子中的共用電子對都是由兩個電子構成的。一般情況下，一個原子中的未成對電子與其他原子中的未成對電子配

22、對成鍵以后，就不能再與更多的原子的未成對電子配對成鍵了。一個原子有幾個未成對的電子，也就最多能與另外幾個未成對電子配對成鍵，這就是共價鍵的飽和性。(2)共價鍵的方向性由共價鍵的原子軌道(或電子云)重疊原理可知，在形成共價鍵時，原子軌道(或電子云)重疊得越多，電子在核間出現(xiàn)的概率越大，所形成的共價鍵越牢固。由于各種原子軌道(或電子云)都具有一定的形狀和伸展方向這樣的空間分布特征，所以原子軌道之間只有以最佳方向進行相互重疊，才能使原子軌道(或電子云)重疊程度最大，形成穩(wěn)定的化學鍵。共價鍵將盡可能沿著電子出現(xiàn)概率最大的方向形成，這就是共價鍵的方向性。4共價鍵的分類(1)根據(jù)原子軌道的重疊方式，共價鍵

23、可分為鍵和鍵，具體比較如下：鍵鍵重疊方式采取“頭碰頭”的方式成鍵采取“肩并肩”的方式成鍵特征以形成化學鍵的兩原子核的連線為軸作旋轉(zhuǎn)操作，共價鍵電子云的圖形不變，這種特征稱為軸對稱形成鍵的原子軌道重疊程度較大，故鍵有較強的穩(wěn)定性每個鍵的電子云由兩塊組成，分別位于由兩原子核構成平面的兩側(cè)，如果以它們之間包含原子核的平面為鏡面，它們互為鏡像，這種特征稱為鏡像對稱形成鍵時電子云重疊程度比鍵小，鍵沒有鍵牢固存在規(guī)律共價單鍵為鍵，共價雙鍵和三鍵中均存在一個鍵鍵通常存在于共價雙鍵或三鍵中分類s-s鍵兩個成鍵原子均提供1個s軌道形成共價鍵，如分子中的鍵s-p鍵成鍵原子分別提供s軌道和p軌道形成共價鍵，如分子中

24、的鍵p-p鍵成鍵原子均提供p軌道形成共價鍵，如分子中的鍵注意兩個s電子的原子軌道不能形成鍵，只能形成鍵鍵和鍵總稱價鍵軌道，是分子結構的價鍵理論中最基本的組成部分(2)根據(jù)原子所帶的電荷情況，共價鍵可分為極性共價鍵(簡稱極性鍵)和非極性共價鍵(簡稱非極性鍵)，具體比較如下表所示：非極性鍵極性鍵概念由同種元素的原子形成的共價鍵，共用電子對不偏向于任何一個原子由不同種元素的原子形成的共價鍵，共用電子對偏向于吸引電子能力強的方基本形式xx型xy型吸引電子能力與電性吸引電子能力相同，成鍵原子不顯電性吸引電子能力不同，吸引電子能力較強的原子相對地顯負電性，另一個原子顯正電性存在范圍單質(zhì)分子(如、等)，某些

25、化合物(如、等)氣態(tài)氫化物、非金屬氧化物、酸根和氫氧根等5共價鍵的參數(shù)(1)鍵能鍵能是氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學鍵釋放的最低能量。例如，形成1mol鍵釋放的最低能量為436.0kj，形成1mol鍵釋放的最低能量為946kj，這些能量就是相應化學鍵的鍵能，通常取正值。(2)鍵長鍵長是衡量共價鍵穩(wěn)定性的另一個參數(shù)，是形成共價鍵的兩個原子之間的核間距。鍵長越短，往往鍵能越大，鍵就越強，共價鍵越穩(wěn)定。鍵長的長短，常根據(jù)成鍵原子半徑大小來判斷。如、等氫鹵鍵，由于鹵素原子半徑由小到大，故氫鹵鍵的鍵長越來越長，鍵能越來越小，鍵越來越不穩(wěn)定，分子越來越容易分解。(3)鍵角在多原子分子中，兩個共價鍵之間的夾角

26、叫做鍵角。6配位鍵(1)配位鍵及其形成條件原子之間形成共價鍵時，共用電子對的電子由一方提供，雙方共同使用，這樣的共價鍵稱為配位鍵。形成配位鍵的一方(如a)能提供孤電子對，而另一方(如b)是具有能夠接受孤電子對的空軌道的原子。配位鍵常用符號ab表示，配位鍵屬于共價鍵的一種。(2)配位化合物及其組成配位化合物金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結合形成的化合物稱為配位化合物，簡稱配合物。配合物的組成以為例說明具體組成中心離子一般是帶正電荷的陽離子，過渡金屬離子最常見配位體可以是陰離子或含有孤電子對的原子配位數(shù)直接同中心離子配位的配體數(shù)目內(nèi)界中心離子與配體構成了配合物的內(nèi)界外界此配

27、合物中的為配合物的外界，內(nèi)界與外界之間存在離子鍵注意判斷共價分子中鍵的數(shù)目時，要特別注意：單鍵都是鍵，雙鍵和三鍵中都有1個鍵；在配合物中，中心離子與配位體之間形成的配位鍵也是鍵。知能解讀(二)分子的立體構型1價層電子對互斥理論理論要點價層電子對互斥理論認為，分子的立體構型是“價層電子對”相互排斥的結果，這里價層電子對是指分子中的中心原子上的電子對，包括鍵電子對和未成鍵的孤電子對。在型分子中，中心原子a的周圍配置的原子或原子團的立體構型，主要取決于中心原子價電子層中電子對(包括鍵電子對和未成鍵的孤電子對)的相互排斥作用，分子的立體構型主要采取電子對相互排斥作用力最小的那種結構。型分子中，a與b原

28、子之間通過兩對或三對電子(即雙鍵或三鍵)相互結合時，價層電子對互斥理論把雙鍵或三鍵當作一個電子對看待。價層電子對之間相互拆作用力大小的一般規(guī)律：孤電子對孤電子對>孤電子對成鍵電子對>成鍵電子對成鍵電子對。(2)中心原子價層電子對數(shù)的確定價層電子對是指分子中的中心原子上的價層電子對數(shù)，等于鍵電子對數(shù)加上孤電子對數(shù)。鍵電子對數(shù)的確定由分子式確定鍵的電子對數(shù)。例如，分子的中心原子為o原子，o有2對鍵電子對；分子的中心原子為n原子，n有3對鍵電子對。中心原子上的孤電子對數(shù)的確定中心原子上的孤電子對數(shù)式中a為中心原子的價電子數(shù)，對于主族元素來說，價電子數(shù)等于原子的最外層電子數(shù)；x為與中心原子

29、結合的原子數(shù)；b為與中心原子結合的原子最多能接受的電子數(shù)，氫為1，其他原子等于“8-該原子的價電子數(shù)”。例如，的中心原子為s原子，s原子的價電子數(shù)為6，則；與中心原子s結合的o原子數(shù)為2，則；與中心原子結合的o原子最多能接受的電子數(shù)為2，則，所以中的中心原子s上的孤電子對數(shù)。對于陽離子：a為中心原子的價電子數(shù)減去離子的電荷數(shù)，x和b的計算方法不變。對于陰離子：a為中心原子的價電子數(shù)加上離子的電荷數(shù)(絕對值)，x和b的計算方法不變。例如，中n原子的孤電子對數(shù)；中c原子的孤電子對數(shù)。(3)分子立體結構的確定確定含孤電子對的價層電子對互斥模型的立體結構中心原子的價層電子對數(shù)目(n)和價層電子對互斥模

30、型的關系如下表所示：價層電子對數(shù)23456價層電子對構型直線形平面三角形四面體形三角雙錐八面體價層電子對互斥模型確定分子的立體結構略去價層電子對互斥模型的中心原子上的孤電子對，便得到了實際的立體結構。電子對的空間構型、電子對的排列方式與分子立體結構的關系如下表所示：電子對數(shù)目電子對的空間構型成鍵電子對數(shù)孤電子對數(shù)電子對的排列方式分子的立體結構實例2直線形20直線形、3三角形30平面三角形、21v形、4四面體形40正四面體形、31三角錐形、22v形、2雜化軌道理論(1)雜化軌道與軌道雜化在外界條件影響下，原子內(nèi)部能量相近的原子軌道重新組合的過程叫做原子軌道的雜化，組合后形成的一組新的原子軌道叫做

31、雜化原子軌道，簡稱雜化軌道。(2)雜化軌道的新特征同種雜化軌道里的各原子軌道能量相同；雜化軌道在角度分布上比雜化前的原子軌道在某一方向上更集中，從而使它與其他原子的原子軌道重疊的程度更大，形成的共價鍵更牢固；雜化軌道的空間伸展方向有了新的變化，導致了共價鍵的鍵角發(fā)生變化。(3)原子軌道的雜化過程雜化軌道理論認為，在形成共價分子時，通常存在激發(fā)、雜化和軌道重疊等過程。雜化過程可表示為：。(4)典型雜化軌道sp雜化軌道的形成雜化軌道的形成雜化軌道的形成(5)雜化類型與分子的空間結構對于型分子，當雜化軌道全部用于形成鍵時，雜化軌道和分子的空間結構相同。雜化類型sp雜化雜化雜化軌道組成1個ns和1個n

32、p軌道1個ns和2個np軌道1個ns和3個np軌道軌道夾角雜化軌道的成分軌道成分和軌道成分軌道成分和軌道成分軌道成分和軌道成分雜化軌道示意圖分子空間構型直線形平面三角形正四面體形對于型分子，當雜化軌道中有孤電子對時，雜化軌道和分子的空間結構不同。由于孤電子對參與相互排斥，會使分子的空間構型與雜化軌道的形狀有所區(qū)別。例如，分子中o原子的雜化軌道有2個是由孤電子對占據(jù)的，雜化軌道呈四面體形構型，但分子呈v形結構。知能解讀(三)分子的性質(zhì)1分子的對稱性許多分子具有對稱性。分子的許多性質(zhì)如極性、旋光性及化學性質(zhì)等都與分子的對稱性有關。如圖中的有機化合物分子，以通過兩個碳原子的連線為軸旋轉(zhuǎn)或時，分子完全

33、恢復原狀，我們稱這根連線為對稱軸。同樣，對于甲烷分子而言，相對于通過碳原子和其中兩個氫原子所構成的平面，分子被切割成相同的兩部分，我們稱這個平面為對稱面。像這種依據(jù)對稱軸的旋轉(zhuǎn)或借助對稱面的反映能夠復原的分子稱為對稱分子，分子所具有的這種性質(zhì)稱為對稱性。2分子的手性當四個不同的原子或基團連接在碳原子(如)上時，這個碳原子是不對稱碳原子。這種分子和它在鏡中的像，就如同人的左手和右手，相似而不完全相同，即它們不能重疊，我們稱它們的表現(xiàn)為手性。具有手性的分子叫做手性分子。一個手性分子和它的鏡像分子構成一對異構體，可以分別用d和l來標記。3分子的極性根據(jù)分子結構的對稱性及正負電荷重心的重合程度，將分子

34、分為極性分子和非極性分子，二者比較如下表所示：極性分子非極性分子概念整個分子結構不對稱，電荷分布不均勻，正負電荷的重心不重合整個分子結構對稱排列，電荷分布均勻，正負電荷的重心重合規(guī)律以極性鍵構成的雙原子分子，結構不對稱，如、等不同元素的多原子分子，結構不對稱，如、等全部以非極性鍵構成的雙原子分子，結構對稱，如、等全部以極性鍵構成的分子，結構對稱，如、等分子極性對物質(zhì)物理性質(zhì)的影響對熔、沸點的影響：極性大，熔、沸點一般要高些對溶解度的影響：極性分子易溶于極性溶劑中，非極性分子易溶于非極性溶劑中(相似相溶原理)分子的極性與鍵的極性的關系分子的極性與鍵的極性有關，還取決于分子結構的對稱性4范德華力及

35、其對物質(zhì)性質(zhì)的影響(1)范德華力及其實質(zhì)范德華力是把分子聚集在一起的作用力。范德華力廣泛存在于分子與分子之間，可以是同種分子，也可以是不同種分子。只有在分子與分子充分接近時，才有明顯的作用，氣態(tài)時一般就不再考慮范德華力的存在。范德華力實質(zhì)上是一種分子與分子之間的靜電作用。(2)范德華力的強弱范德華力通常比化學鍵弱得多，化學鍵的鍵能一般為，而范德華力一般只有。組成與結構相似的分子，范德華力隨著相對分子質(zhì)量的增大而增大。如比、比的范德華力大。(3)范德華力對物質(zhì)性質(zhì)的影響范德華力的大小，對于由分子構成的物質(zhì)的熔點、沸點、溶解度等物理性質(zhì)都有影響。5氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響氫鍵是介于化學鍵和范德華力

36、之間的一種相互作用，是分子間除了范德華力外的另一種分子間作用力。(1)形成條件氫鍵的形成條件是一個分子中有與電負性很強的原子(如n、o、f)形成共價鍵的氫原子(如分子中的氫原子)，另一分子中有電負性很強的原子(如中的o原子、中的n原子、中的f原子等)。說明盡管氫鍵的概念中帶有“鍵”字，但與化學鍵比較，氫鍵屬于一種較弱的作用力，其大小介于范德華力和化學鍵之間，比化學鍵的鍵能小12個數(shù)量級。故氫鍵不屬于化學鍵而屬于分子間作用力。(2)氫鍵的特征氫鍵有方向性和飽和性。分子間的氫鍵如下所示。(3)對物質(zhì)性質(zhì)的影響對溶、沸點的影響：分子間氫鍵使物質(zhì)的熔、沸點升高，而分子內(nèi)氫鍵則使物質(zhì)的熔、沸點降低。、的

37、沸點在同族元素的氣態(tài)氫化物中最高。對溶解度的影響：當溶質(zhì)分子和溶劑分子間形成氫鍵時，會使溶質(zhì)的溶解度增大。例如，極易溶于水(的溶解度為1：700)，其原因就在于氨氣分子和水分子之間形成了氫鍵，彼此相互締合，增大了的溶解度。6溶解性影響物質(zhì)溶解性的因素：(1)影響固體物質(zhì)溶解度的因素主要是溶劑的種類和溫度；(2)影響氣體物質(zhì)溶解度的因素主要是壓強和溫度；(3)相似相溶原理：由非極性分子構成的溶質(zhì)一般易溶于由非極性分子構成的溶劑，而由極性分子構成的溶質(zhì)一般易溶于由極性分子構成的溶劑；(4)若溶質(zhì)與溶劑之間能形成氫鍵，則溶解度增大，且氫鍵的作用力越大，物質(zhì)的溶解度越大；(5)溶質(zhì)與溶劑發(fā)生反應時，可

38、增大其溶解度，如：和生成等。7無機含氧酸的酸性(1)無機含氧酸可寫成的形式，如果成酸元素r相同，值越大，r的正電性越高，使中o的電子向r偏移程度越大，在水分子的作用下越易電離出，酸性越強。例如：；等。(2)比較酸性強弱，如利用，相比較的酸必須具有相同的“r”。酸性的強弱與的數(shù)目即值的大小無關。方法技巧歸納方法技巧(一)判斷分子或離子的空間構型的方法方法指導1根據(jù)價層電子對互斥理論判斷(1)中心原子上的價電子都用于形成共價鍵，例如，、等分子中的碳原子，它們的空間構型可用中心原子周圍的原子數(shù)來預測，概括如下表所示：型分子分子的空間構型實例直線形、等平面三角形、等正四面體形、等(2)中心原子上有孤電

39、子對的分子，例如、等，中心原子上的孤電子對也要占據(jù)中心原子周圍的空間，并參與相互排斥。先分析分子的中心原子的鍵電子對數(shù)和孤電子對數(shù)，確定價層電子對互斥模型，再去除孤電子對，然后得出分子的實際空間構型。2根據(jù)共價鍵的鍵角判斷分子的空間構型與共價鍵的鍵角的關系如下表所示：分子類型鍵角分子的空間構型實例直線形、等v形、等平面三角形、等三角錐形、等正四面體形、等3根據(jù)等電子體原理判斷通常情況下，等電子體的空間構型相同，例如，與均為v形結構，與均為正四面體形結構。4根據(jù)雜化軌道類型判斷由于雜化軌道類型不同，雜化軌道的夾角也不同，其成鍵時鍵角也不相同，故雜化軌道的類型與分子的空間構型有關，具體如下表所示：

40、雜化類型用于雜化的原子軌道數(shù)雜化軌道間的夾角空間構型sp雜化2直線形雜化3平面三角形雜化4四面體形(二)型分子極性的判斷方法指導1根據(jù)中心原子對應元素的化合價的絕對值與中心原子的價電子數(shù)判斷對于型分子，中心原子a對應元素的化合價的絕對值等于a原子的價電子數(shù)時，該分子為非極性分子，此時分子的空間結構對稱；否則，為極性分子，分子的空間結構不對稱，具體實例如下表所示：實例中心原子對應元素的化合價的絕對值3456234中心原子的價電子數(shù)3456656分子的極性非極性非極性非極性非極性極性極性極性2根據(jù)所含共價鍵的類型及分子的空間構型判斷分子類型分子空間構型鍵角鍵的極性分子的極性實例直線形(對稱)非極性

41、鍵非極性分子、等ab直線形(不對稱)極性鍵極性分子、等直線形(對稱)極性鍵非極性分子、等折線形(不對稱)極性鍵極性分子、等正三角形(對稱)極性鍵非極性分子、等三角錐形(不對稱)極性鍵極性分子、等正四面體形(對稱)極性鍵非極性分子、等3根據(jù)中心原子最外層電子是否全部參與成鍵判斷若分子的中心原子最外層電子全部參與成鍵，該分子一般為非極性分子；若分子的中心原子最外層電子未全部參與成鍵，該分子一般為極性分子。例如，、等分子的中心原子的最外層電子全部參與成鍵，則它們都是非極性分子；、等分子的中心原子的最外層電子部分參與成鍵，則它們都是極性分子。易錯易混辨析易錯易混(一)判斷分子(或離子)立體構型的兩大誤

42、區(qū)誤區(qū)1：混淆價層電子對互斥模型與分子(或離子)的立體構型(1)價層電子對互斥模型是價層電子對的空間構型，包括成鍵電子和未成鍵孤電子對，而分子(或離子)的立體構型是成鍵原子的實際空間構型，不考慮孤電子對。(2)價層電子對互斥模型與分子(或離子)的立體構型是否一致，取決于中心原子是否有孤電子對(未用于形成共價鍵的電子對)，若中心原子不含孤電子對，則二者的構型一致，若中心原子上有孤電子對，則二者的構型不一致。誤區(qū)2：忽視雜化軌道的作用(1)并非所有的原子軌道都能參與雜化，只有能量相近的原子軌道(如軌道和軌道)才能參與雜化，而不是電子的雜化。雜化軌道增強了成鍵能力，使形成的共價鍵更牢固。(2)一般根

43、據(jù)雜化軌道的用途來確定分子的中心原子發(fā)生雜化的方式，雜化軌道一般均與其他原子形成較強的。鍵或容納孤電子對，而不會以空的雜化軌道的形式存在。(3)sp雜化和雜化的兩種形式中，原子還有未參與雜化的p軌道，可用于形成鍵。雜化形式中，所有的p軌道均參與雜化，不能形成鍵。易錯易混(二)分析分子的性質(zhì)時易出現(xiàn)的兩個易錯點易錯點1：片面理解鍵的極性和分子的極性的關系判斷分子的極性，除要考慮鍵的極性外，還要考慮分子結構的對稱性，鍵的極性與分子的極性的關系如下所示：易錯點2：混淆范德華力、氫鍵和化學鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響(1)范德華力和氫鍵屬于分子間作用力，主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)，如熔點、沸點、溶解性等，而化學鍵主

44、要影響物質(zhì)的化學性質(zhì)，如穩(wěn)定性等。(2)同主族元素形成的分子在進行性質(zhì)比較時，既要抓住相似性，又要抓住差異性。由分子構成的物質(zhì)，組成和結構相似時，隨著相對分子質(zhì)量的增大，其熔、沸點升高，但有氫鍵存在時則出現(xiàn)反常，尤其注意n、o、f元素所形成的化合物。(3)同分異構體中，能形成分子間氫鍵的物質(zhì)，其熔、沸點較高，而形成分子內(nèi)氫鍵的物質(zhì)，其熔、沸點較低。例如，鄰羥基苯甲酸和對羥基苯甲酸、鄰硝基苯酚和對硝基苯酚等。高考能力培養(yǎng)高考能力(一)考綱解讀考綱內(nèi)容考查頻率常見題型所占分值1了解共價鍵的形成，能用鍵能、鍵長、鍵角等說明簡單分子的某些性質(zhì)填空題410分2了解雜化軌道理論及常見的雜化軌道類型(sp、

45、)3能用價層電子對互斥理論或者雜化軌道理論推測常見的簡單分子或離子的空間結構4了解化學鍵和分子間作用力的區(qū)別。了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響，能列舉含有氫鍵的物質(zhì)高考能力(二)能力培養(yǎng)專題三晶體結構與性質(zhì)知能圖譜知識能力解讀知能解讀(一)分子晶體1定義分子之間通過分子間作用力結合形成的晶體叫做分子晶體。在分子晶體中，分子內(nèi)的原子間以共價鍵結合，而相鄰分子之間靠分子間作用力相互吸引。有些分子晶體中不存在化學鍵，如稀有氣體形成的晶體等。2分子晶體里分子的堆積狀況在分子晶體中，原子先以共價鍵結合成分子，分子間再以分子間作用力形成晶體。由于范德華力沒有方向性和飽和性，因此分子間盡可能采取緊密排列方式，

46、但分子的排列與分子的形狀有關。例如在于冰晶體中，二氧化碳分子是以型密堆積方式排列的。其他分子晶體中的分子可能會采用其他的密堆積方式。3典型分子晶體名稱干冰冰晶胞結構分子之間相互作用只存在范德華力水分子之間的主要作用力是氫鍵，也存在范德華力空間結構特點每個分子周圍等距緊鄰的分子有12個氫鍵有方向性，它的存在迫使在四面體中心的每個水分子與四面體頂角方向的4個相鄰水分子相互吸引4分子晶體的性質(zhì)離子晶體和原子晶體都是通過微粒之間的化學鍵構成的，分子晶體則是通過分子間作用力構成的。分子晶體在熔化時，破壞的只是分子間作用力，只需要外界提供較少的能量，因此分子晶體的熔點通常較低，硬度也較小，有較強的揮發(fā)性。

47、對組成與結構相似、晶體中又不含氫鍵的物質(zhì)來說，隨著相對分子質(zhì)量的增大，分子間作用力增強，熔點、沸點升高。知能解讀(二)原子晶體1定義相鄰的原子之間以共價鍵相結合而形成的具有空間立體網(wǎng)狀結構的晶體稱為原子晶體。整塊晶體是一個三維的共價鍵網(wǎng)狀結構，是一個“巨分子”，又稱共價晶體。2原子晶體里原子的堆積狀況在原子晶體中某個原子周圍的其他原子的數(shù)目是有限的，并且原子堆積得比較松散，這是由共價鍵的飽和性與方向性所決定的。正是因為在中心原子周圍排列的原子的數(shù)目是很有限的，所以這種比較松散排列的結構與金屬晶體和離子晶體中的緊密堆積排列有很大的不同。3典型原子晶體名稱金剛石二氧化硅晶胞結構微粒之間相互作用非極

48、性共價鍵極性共價鍵空間結構特點在晶體中每個碳原子以共價單鍵與4個碳原子相結合，構成正四面體。晶體中鍵夾角為，碳原子采取雜化。最小環(huán)上有6個碳原子在晶體中，1個硅原子和4個氧原子形成4個共價鍵；每個氧原子與2個硅原子相結合，故晶體中硅原子與氧原子按1：2的比例組成。最小環(huán)上有12個原子4原子晶體的性質(zhì)原子晶體的性質(zhì)與其內(nèi)部結構有關。雖然原子晶體中原子堆積得比較松散，但由于晶體中各原子都以屬于強作用力的共價鍵相結合，并且構成了空間網(wǎng)狀結構，所以原子晶體與金屬晶體和離子晶體相比，具有突出的穩(wěn)定性。原子晶體具有不同的結構類型。對結構相似的原子晶體來說，原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，晶體的穩(wěn)定性就越

49、高。從物理性質(zhì)方面來說，原子晶體表現(xiàn)在熔點和沸點很高，硬度很大，難溶于一般的溶劑等。知能解讀(三)混合晶體1混合晶體的含義在晶體結構中具有兩種或兩種以上晶體結構特征的晶體叫做混合晶體。2典型的混合晶體石墨石墨晶體具有層狀結構，每個碳原子用雜化軌道與鄰近的三個碳原子以共價鍵結合，形成無限的六邊形平面網(wǎng)狀結構(如圖所示)，共價鍵的鍵長為0.142nm，鍵角為；每個碳原子還有一個與碳環(huán)平面垂直的未參與雜化的2p軌道，并含有一個未成對電子，因此能夠形成遍及整個平面的大鍵。正是由于電子可以在整個六邊形網(wǎng)狀平面上運動，因此石墨的大鍵具有金屬鍵的性質(zhì)，這就是石墨沿層的平行方向?qū)щ娦詮姷脑颉＿@些網(wǎng)絡狀的平面

50、結構再以范德華力結合形成層狀結構(如圖所示)，層與層之間的距離為0.335nm。這樣，石墨晶體中既有共價鍵，又有范德華力，同時還有金屬鍵的特性。我們將這種晶體稱為混合晶體。這種特殊的結構決定了石墨具有某些獨特的性質(zhì)，可以用于制造電極、潤滑劑、鉛筆芯、原子反應堆中的中子減速劑等。知能解讀(四)金屬鍵和金屬晶體1金屬鍵金屬鍵是金屬陽離子與自由電子之間強烈的相互作用，金屬單質(zhì)或合金中都存在金屬鍵。(1)金屬鍵的本質(zhì)金屬原子對外圍電子的束縛力不強，從金屬原子脫落下來的價電子形成遍布整塊晶體的“電子氣”，正是由于自由電子在整個金屬固體中不停運動，被所有金屬原子共用，從而把所有金屬原子維系在一起，使得體系

51、的能量大大降低，如圖所示：(2)金屬鍵的特征及影響因素金屬鍵的特征金屬鍵沒有飽和性和方向性，金屬鍵中的電子在整個三維空間里運動，屬于整塊固體金屬。金屬鍵的影響因素金屬鍵的強弱取決于金屬陽離子所帶電荷及陽離子半徑的大小。一般來說，金屬陽離子所帶電荷越多，陽離子半徑越小，金屬鍵就越強。(3)“電子氣理論”對金屬性質(zhì)的解釋金屬的導電性在金屬晶體中，充滿著帶負電荷的“電子氣”，“電子氣”的運動是沒有方向的，但在外加電場的作用下，“電子氣”會發(fā)生定向移動，從而形成電流，所以金屬容易導電，如圖所示：金屬的導熱性金屬容易導熱，是由于“電子氣”中的自由電子在熱的作用下與金屬原子頻繁碰撞，從而把能量從溫度高的部

52、分傳到溫度低的部分，使整塊金屬達到相同的溫度。金屬的延展性當金屬受到外力作用時，晶體中的各原子層就會發(fā)生相對滑動，但不會改變原來的排列方式，彌漫在金屬原子間的“電子氣”可以起到類似軸承中滾珠之間潤滑劑的作用，所以在各原子層之間發(fā)生相對滑動以后，仍可保持這種相互作用，因而即使在外力作用下發(fā)生形變也不易斷裂，因此，金屬都有良好的延展性，如圖所示：2金屬晶體在由金屬單質(zhì)形成的晶體中，原子之間以金屬鍵相互結合形成的晶體稱為金屬晶體。(1)金屬晶體的四種常見原子堆積模型堆積模型典型代表空間利用率配位數(shù)晶胞結構非密置層簡單立方堆積釙(po)52%6體心立方堆積na、k、fe68%8密置層六方最密堆積mg、

53、zn、ti74%12面心立方最密堆積cu、ag、au74%12(2)金屬晶體的性質(zhì)金屬晶體的熔點、硬度等物理性質(zhì)與金屬鍵的強弱密切相關，金屬鍵的強弱與金屬原子的半徑、金屬原子的價電子數(shù)、金屬原子的密堆積方式等密切相關。其他條件相同時，金屬原子的半徑越小，金屬鍵越強，金屬的熔點越高、硬度越大；金屬原子的價電子數(shù)越大，金屬鍵越強，金屬的熔點越高、硬度越大。知能解讀(五)晶格能和離子晶體1晶格能(u)(1)晶格能是指氣態(tài)離子形成1mol離子晶體時釋放的能量，晶格能通常取正值。例如，。(2)晶格能與離子的半徑、離子所帶的電荷有關。離子的半徑越小，晶格能越大(晶格能與離子的半徑成反比)；離子所帶電荷越多，晶格能越大(晶格能與離子電荷成正比)。(3)晶格能對物質(zhì)性質(zhì)的影響：晶格能越大，離子鍵越強，離子晶體越穩(wěn)定、熔沸點越高、硬度越大。2離子晶體離子晶體是陰、陽離子通過離子鍵結合，在空間呈現(xiàn)有規(guī)律的排列所形成的晶體。(1)三種類型離子晶體的空間構型晶體類型晶胞結構晶胞特點型每個(或)周圍等距且緊鄰的(或)有6個。每個(或)周圍等距且緊鄰的(或)有12個；每個晶胞中含4個和