面物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識點歸納(精華版)

歡迎下載——精品原創(chuàng)資料原創(chuàng)精品資料原創(chuàng)精品資料第1頁，共14頁原創(chuàng)精品資料第2頁，共14頁歡迎下載——精品原創(chuàng)資料專題一了解測定物質(zhì)組成和結(jié)構(gòu)的常用儀器(常識性了解)。專題二第一單元價鍵還是離子鍵)專題三第一單元1原創(chuàng)精品資料原創(chuàng)精品資料歡迎下載——精品原創(chuàng)資料注：范德華力的分類不要求。分子內(nèi)氫鍵不要求。專題四1.初步認識簡單分子的空間構(gòu)型、鍵角、極性分子、非極性分子、手性分子等概念。2.認識分子的空間構(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”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、價電子對互斥理論不要求。不要拓展等電子原理。不要用偶極距來衡量分子極性大小。一、原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì).1.電子云：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機會大小所得的圖形叫電子云圖。小黑點不代表電子。離核越近，電子出現(xiàn)的機會大，電子云密度越大；離核越遠，電子出現(xiàn)的機會小，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動區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應(yīng)的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q。原子軌道(能級即亞層):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和f軌道較復雜.各軌道的伸展方向個數(shù)依次為1、3、5、7.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1～36號元素原子核外電子的排布.多個核外電子的原子中，不存在運動狀態(tài)完全相同的兩個電子.(3)掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.6s4f5d6p2②根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖(2)所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高；在同一能級組內(nèi)，從左到右能量依次升高?；鶓B(tài)原子核外電子基態(tài)鈉：外圍電子排布式3s11.原子實：原子核外內(nèi)層電子已達到稀有氣體結(jié)構(gòu)的部分3.價電子：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)生躍遷時會吸收(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3原創(chuàng)精品資料第5頁，共14頁原創(chuàng)精品資料歡迎下載——精品原創(chuàng)資料f和ⅡA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個或2個電子形成+1價或+2價離子(5)f區(qū)元素：包括鑭系元素和錒系元素，它們的原子的價電子排布是2.s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)元素的電子層結(jié)構(gòu)特點包括元素化學性質(zhì)s區(qū)除氫外，都是活潑金屬p區(qū)d區(qū)均為金屬，d軌道上的電子可參與化ds區(qū)均為金屬，d軌道上的電子不參與化4原創(chuàng)精品資料原創(chuàng)精品資料歡迎下載——精品原創(chuàng)資料f區(qū)鑭系錒系鑭系元素化學性質(zhì)相似錒系元素化學性質(zhì)相似第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1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。常用符號Ⅱ表示，單位為kJ/mol。素原子的外圍電子排布重復出現(xiàn)從ns1到ns2np?的周期性變化。隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一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★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。②基本規(guī)律：當原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空半滿d?、f)和全滿(p?、d10、f4)結(jié)構(gòu)時，原子的能量較低，該元素具有較大的第一電離能。即第ⅡA族、第VA族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證.b.用來比較元素的金屬性的強弱.I?越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱.5原創(chuàng)精品資料第7頁，共14頁原創(chuàng)精品資料歡迎下載——精品原創(chuàng)資料電性樊電性樊HIIAIIAC.a0.9Li0.9KCs0.7BCNOFAlPSAsBr衛(wèi)IBi=At有以上規(guī)律得出：元素周期表中，右上角氟元素的電負性最大，左下角銫元素的電負性最小(放射性元素除外)c.判斷元素價態(tài)正負(電負性大的為負價，小的為正價)d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(shù)(表征原子得電子能力強弱)注意：電負性的大小與電離能的大小有一定的一致性，但沒有絕對的一致，如鎂的電6原創(chuàng)精品資料原創(chuàng)精品資料歡迎下載——精品原創(chuàng)資料.離子鍵的強弱可以用晶格能(符號為U)的大小來衡量，晶格能是指拆開lmol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大用電子式表示NaCl、K?S的形成過程小結(jié)：用電子式表示離子鍵的形成過程1.左邊是組成離子化合物的各原子的電子式，右邊是離子化合物的電子式2.連接號為“—→”3.用表示電子轉(zhuǎn)移的方向典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6個氯離子，每個氯離子周圍有6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有4個鈉離子和4個氧離子；氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有8個氯離子，每個氯離子周圍有8個銫離子，每個氯化銫晶胞中含有1個銫離子和1個氯離子.每個Na+離子周圍被6個C1-離子所包圍，同樣每個Cl-也被6個Na*所包圍。每個正離子被8個負離子包圍著，同時每個負離子也被8個正離子所包圍。(3).晶胞中粒子數(shù)的計算方法--均攤法.頂點棱邊面心體心1共價鍵一分子晶體——原子晶體o鍵和π鍵之間相對強弱的比較不作要求).共價鍵的形成：共價鍵是原子間通過共用電子對所形成的的化學鍵。共價鍵的特點具有飽和性：形成的共價鍵數(shù)=未成對電子數(shù)(1)共價鍵的分類和判斷：α鍵(“頭碰頭”重疊)和π鍵(“肩碰肩”重疊)、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價鍵——配位鍵(水合氫離子、銨根離子、氯化鋁分子等7原創(chuàng)精品資料原創(chuàng)精品資料歡迎下載——精品原創(chuàng)資料(2)共價鍵三參數(shù).概念對分子的影響鍵能拆開lmol共價鍵所吸收的能量(單位：kJ/mol)鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定鍵長成鍵的兩個原子核間的平均距離(單位：10-10米)鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定鍵角分子中相鄰鍵之間的夾角(單位：度)鍵角決定了分子的空間構(gòu)型共價鍵的鍵能與化學反應(yīng)熱的關(guān)系：反應(yīng)熱=所有反應(yīng)物鍵能總和一所有生成物鍵能總和.3.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質(zhì)的差異.極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發(fā)生偏移.非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發(fā)生偏移.①.極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子.非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子.②.分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構(gòu)型兩個方面共同決定.非極性分子和極性分子的比較非極性分子極性分子形成原因整個分子的電荷分布不均勻、不對稱存在的共價鍵分子內(nèi)原子排列對稱不對稱舉例說明：8原創(chuàng)精品資料原創(chuàng)精品資料分子共價鍵的極性分子中正負電荷中心結(jié)論舉例同核雙原子分子非極性鍵重合異核雙原子分子極性鍵不重合異核多原子分子分子中各鍵的向量和為零重合分子中各鍵的向量和不為零不重合③相似相溶原理：極性分子易溶于極性分子溶劑中(如HCl易溶于水中),非極性分子易溶于非極性分子溶劑中(如CO?易溶于CS?中)4.分子的空間立體結(jié)構(gòu)(記住)常見分子的類型與形狀比較分子類型分子形狀鍵角鍵的極性分子極性代表物A球形A?A直線形非極性直線形極性極性直線形極性V形極性極性形平面三角形形0直線三角形四面體三角錐V形H?O9原創(chuàng)精品資料原創(chuàng)精品資料11歡迎下載——精品原創(chuàng)資料小的環(huán)中有6個硅原子和6個氧原子，每個硅原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個A.分子晶體B.原子晶體C.離子晶體D.何種晶體無法判斷K原創(chuàng)精品資料第12頁，共14頁原創(chuàng)精品資料①較低的熔點和沸點②較小的硬度。③一般都是絕緣體，熔融狀態(tài)也不導電。3.了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響.NH?、H?O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸點反常地高.氫鍵的相關(guān)知識(如HF、H?O、NH?,低級醇、酸與水均能形成氫鍵)2.氫鍵的定義：半徑小、吸引電子能力強的原子與H核之間的很強的作用叫氫鍵。通常我們可以把氫鍵看做一種比較強的分子間作用力。4.氫鍵對物質(zhì)的性質(zhì)的影響：可以使物質(zhì)的熔沸點升高，還對物質(zhì)的溶解度如在極性溶劑中，如果溶質(zhì)分子和溶劑分子間能形成氫鍵，就會促進分子間的結(jié)合，導致溶解度增大。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。子的電負性越大、半徑越小，形成的氫鍵就越強。常見的氫鍵的強弱順序為：6.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原子形成一個共價健后，通常只能再形成一個氫鍵。這是因為H原子比X、Y原子小得多，當形成X—H·Y后，第二個Y原子再靠近且原子時，將會受到已形成氫鍵的Y原子的電子云的強烈排斥。而氫鍵的方向性是指以H原子為中心的3個原子X一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，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的、有方向性和飽和性的分子間作用力。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.晶體類型金屬晶體構(gòu)成微粒原子分子微粒間作用力氫鍵Ⅱ原創(chuàng)精品資料原創(chuàng)精品資料13歡迎下載——精品原創(chuàng)資料稀有氣體)是否有分子存在無無分子、是巨大網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)有分子無導電性熔化時或水溶液能導電無或差晶體不導電，溶于水能電離的，其水溶液能導電；熔化不導電導電熔化時鍵的變化斷開離子鍵、共價鍵不一定斷斷鍵不斷鍵減弱物質(zhì)種類大多數(shù)鹽、強堿活潑金屬氧化物SiC、B質(zhì)、酸、多數(shù)有機物金屬1、離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較化學鍵類型離子鍵共價鍵金屬鍵概念陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵原子間通過共用電子對所形成的化學鍵金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學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電性作用形成條件活潑金屬與活潑的非金屬元素金屬內(nèi)部實例NaCl、MgO方向性和飽和性無P33配位鍵是特殊的共價鍵。氫鍵不是化學鍵也有方向性有飽和性。概念不同種元素原子形成的共價鍵，原子吸引電子能力相同不同不偏向任何一方L第14頁，共14頁成鍵原子電性電中性顯電性形成條件由同種非金屬元素組成由不同種非金屬元素組成3.物質(zhì)溶沸點的比較(重點)從物質(zhì)的晶體類型上一般分為分子晶體，離子晶