物质结构知识总结.docx
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物质结构知识总结
物质结构知识总结
第一章原子的结构与性质
原子
1.模型进化论，原子，原子核，原子表示法，质量数
2.核外电子排布规则，电子排布式，，原子结构示意图，价电子（外围电子），表示方法：
电子排布图，电子式及形成过程
3.元素周期表，分区，
4.元素周期律，排布，半径，电负性，电离能，亲合能，化合价，金属非金属性，对角线规则
键
5.化学键，物质组成，
1.金属键、
2.离子键、
3.共价键：
分类极性、.配位键/非极性共价键。
4.西格玛键、派键
5.键参数：
键能、例题稳定性、为什么CO2是分子晶体、SiO2是原子晶体
键长、解释构型
键角PH3\NH3H2O\NH3配位键
6.分子间作用力、氢键解决的问题：
水构型，分子式测定，密度，沸点
7.配位键
分子立体构型
8.价层电子对互斥理论/杂化/等电子体（等电子微粒）
9.分子性质：
极性分子/溶解性/手性/酸性氢键/范力对物质性质的影响
10.晶体图形
晶体非晶体晶胞分子晶体
原子晶体离子晶体
金属晶体混合晶体
11晶胞的性质及判断：
物理：
熔沸点、硬度
12晶胞计算：
晶胞均摊、配位数、密度、边长
结构必修2
[考纲要求]
1.了解元素、核素和同位素的含义。
2.了解原子的构成，了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。
3.了解原子核外电子排布规律，掌握原子结构示意图的表示方法。
4.了解化学键的定义，了解离子键、共价键的形成。
5.了解相对原子质量、相对分子质量的定义，并能进行有关计算。
选修3
[考纲要求]
1.了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的排布式和轨道表达式。
2.了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
3.了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。
4.了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。
[考纲要求]
1.了解共价键的形成、极性、类型（σ键和π键），了解配位键的含义。
2.能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。
3.了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3）。
4.能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或离子的立体构型。
5.了解范德华力的含义及对物质性质的影响。
6.了解氢键的含义，能列举存在氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。
[考纲要求]
1.理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
2.了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别。
3.了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响。
4.了解分子晶体结构与性质的关系。
5.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。
6.理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。
了解金属晶体常见的堆积方式。
7.了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。
物质结构知识点总结
一、原子模型进化论
1.道尔顿实心球模型
2.汤姆生葡萄干布丁模型
3.卢瑟福核式模型
4.波尔电子分层排布模型
5.量子力学模型
6.____元素是宇宙中最丰富的元素，地球上的元素绝大多数是________，非金属（包括稀有气体）仅________种
。
二、原子结构
2.元素、核素、同位素
1、天然同位素无论是在单质还是化合物中原子所占的百分比一般不变。
2、同位素原子物理性质不同，但化学性质几乎完全相同，
3、据各同位素原子的相对原子质量，结合所占原子个数百分比，可求出元素的相对原子质量，即周期表中我们常用的元素相对原子质量。
（计算公式:
M=M1×n1%+M2×n2%）
3.原子核外电子结构
（3位构性的关系后放）
4.能层、能级与原子轨道
（1）能层（n）：
在多电子原子中，核外电子的是不同的，按照电子的差异将其分成不同能层。
通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。
（2）能级：
同一能层里电子的也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用等表示，同一能层里，各能级的能量按的顺序依次升高，即：
。
（3）原子轨道：
电子云轮廓图给出了电子在的区域。
这种电子云轮廓图称为原子轨道。
原子轨道
轨道形状
轨道个数
s
______
__
p
_______
__
用原子轨道理论解释空间构型：
如为什么c易形成双键，硅单间，用角度解释构型
5.基态原子的核外电子排布
（1）能量最低原理：
即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。
如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：
注意 所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。
价电子（外围电子）
电子排布图
（2）泡利原理
每个原子轨道里最多只能容纳个电子，且自旋状态。
如2s轨道上的电子排布为
，不能表示为
。
（3）洪特规则
当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是_________
占据一个轨道，且自旋状态相同。
如2p3的电子排布为
，不能表示为
或
。
洪特规则特例：
当能量相同的原子轨道在（p6、d10、f14）、（p3、d5、f7）和（p0、d0、f0）状态时，体系的能量最低，如：
24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1。
3.基态、激发态及光谱示意图
（1）光谱
不同元素原子发生跃迁
时会吸收或释放______
____，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的____________或____________，总称原子光谱。
（2）光谱分析
现代化学中，常利用原子光谱上的____________来鉴定元素，称为光谱分析。
用电子跃迁原理解释焰火等现象
例题
三、元素周期表
元素周期表的结构
1.原子序数：
按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为，＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2.编排原则
（1）周期：
把相同的元素，按的顺序，从左至右排成的横行。
周期序数=能层数
（2）族：
把相同的元素，按的顺序，从上至下排成的纵行。
主族元素：
族序数=原子的最外层电子数=价电子数
副族元素：
大多数族次=（n-1）d+ns的电子数=价电子数
3.元素周期表的结构
4.元素周期表中的特殊位置
（1）分界线：
沿着元素周期表中与的交界处画线，即为金属元素区和非金属元素区分界线（氢元素除外）。
分界线左面为区，分界线右面为区。
（2）分界线附近元素的性质：
既表现的性质，又表现_________
的性质。
（3）过渡元素：
元素周期表中部从第族到第族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
请在下表中画出元素周期表的轮廓，并在表中按要求完成下列问题：
（1）标出族序数。
（2）画出金属与非金属的分界线，并用阴影表示出过渡元素的位置。
（3）标出镧系、锕系的位置。
（4）写出各周期元素的种类。
（5）写出稀有气体元素的原子序数。
（6）标出113号～118号元素的位置。
元素周期表的应用
六、元素周期律
结构呈周期性变化
半径比较：
性质呈周期性变化
4.电离能
（1）第一电离能：
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的，符号：
，单位：
。
（2）规律
①同周期：
第一种元素的第一电离能，最后一种元素的第一电离能，总体呈现的变化趋势。
②同族元素：
从上至下第一电离能。
③同种原子：
逐级电离能越来越（即I1I2I3…）。
解决问题
A．元素化合价（所在主族、最外层电子数）
B．比较金属、非金属性
C．解释原因（特例，0族最大原因）
1.亲合能
[2017·全国卷Ⅱ，35
（2）]元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能（E1）。
第二周期部分元素的E1变化趋势如图所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是_____________________；氮元素的E1呈现异常的原因是______________
解析 根据图知，电子亲和能增大（除N外），同周期从左向右非金属性增强，得电子能力增强，因此同周期自左而右电子亲和能增大；氮元素原子的2p能级达到半充满状态，相对稳定，不易得到1个电子。
6.电负性（无0族）
（1）含义：
元素的原子在化合物中能力的标度。
元素的电负性越大，表示其原子在化合物中的能力越。
（2）标准：
以最活泼的非金属氟的电负性为作为相对标准，计算得出其他元素的电负性（稀有气体未计）。
（3）变化规律
金属元素的电负性一般1.8，非金属元素的电负性一般1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”（如锗、锑等）的电负性则在1.8左右。
在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐，同主族从上至下，元素的电负性逐渐。
解决问题
a．判断元素正负化合价（Si、H）
b．比较金属、非金属性
c．一般判断化学键种类
d.解释原因对键角影响、对配位影响
7.对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与的主族元素的有些性质是相
似的，如
第二章核外电子排布决定元素的化学性质
化学键：
定义，表示方法电子式，
金属键：
含义，用电子气理论解释相关物理性质
离子键：
本质
1.如何判断：
a、通过元素
b、熔融态能否导电
2.离子晶体的晶格能
（1）定义
气态离子形成1mol离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：
。
（2）影响因素
①离子所带电荷数：
离子所带电荷数越多，晶格能越。
②离子的半径：
离子的半径越，晶格能越大。
（3）与离子晶体性质的关系
晶格能越大，形成的离子晶体越，且熔点越高，硬度越。
书中例子：
共价键
1.本质
在原子之间形成（电子云的重叠）。
2.特征
具有和。
3.分类
δ键数目的一般计算方法：
（1）链状分子δ键数目=原子个数-1
（2）环状分子δ键数目=原子个数
键一般认为单键为1个δ键，双键1个δ键1个π键，三键1个δ键2个π键，
（3）大Π键表示方法（专题）
用重叠方式解释构型
如何计算西格玛、Π键数
特殊的共价键
（1）孤电子对
分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。
（2）配位键
①配位键的形成：
成键原子一方提供，另一方提供形成共价键。
②配位键的表示：
常用“_____”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子.
（3）配合物
如[Cu（NH3）4]SO4实验现象，解释为什么氨分子比水更易形成配位键
配体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。
中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。
键能：
键能越高，越稳定
CO2是含有双键的分子而SiO2只有单键
键长：
决定重叠程度，是否能够形成双键，构型相同时，影响夹角
键角：
孤电子对对孤电子对的斥力>孤电子对对成键电子之间的斥力>成键电子对成键电子之间的斥力
半径对键角影响
构型对键角影响
通过作用力形成分子
分子的立体构型
1.价层电子对互斥理论
（1）理论要点
①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。
②孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。
（2）用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型的关键是判断分子中的中心原子上的价层电子对数。
其中：
a是中心原子的价电子数（阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数），b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x是与中心原子结合的原子数。
2.杂化轨道理论
（1）理论要点
当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。
杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。
解释，构型
（2）分子的溶解性
①“相似相溶”的规律：
非极性溶质一般能溶于溶剂，极性溶质一般能溶于溶剂。
若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度。
②随着溶质分子中憎水基个数的增大，溶质在水中的溶解度减小。
如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。
（3）分子的手性
①手性异构：
具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为，在三维空间里的现象。
②手性分子：
具有的分子。
③手性碳原子：
在有机物分子中，连有的碳原子。
含
有手性碳原子的分子是手性分子，如
（4）无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸的通式可写成（HO）mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如酸性：
HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。
碳酸酸性弱的原因
根据酸性强弱分析结构
无机含氧酸的结构在某种情况下可用类似有机物结构式的方法来表示。
例如碳酸分子
O
==
结构可写成：
HO—C—OH，含氧酸分子里只有—OH中的氢才能在水中电离。
亚磷酸（H3PO3）与NaOH溶液反应的物质的量之比及对应的产物如下图：
nH3PO3:
nNaOH
1:
1
1:
2
1:
3
产物
NaH2PO3
Na2HPO3
Na3PO3
试写出H2PO3分子的结构式
分子间作用力
1.分子间作用力
（1）概念：
物质分子之间存在的相互作用力，称为分子间作用力。
（2）分类：
分子间作用力最常见的是和。
（3）强弱：
范德华力氢键化学键。
（4）范德华力
范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。
范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。
一般来说，相似的
物质，随着的增加，范德华力逐渐。
（5）氢键
①形成：
已经与的原子形成共价键的（该氢原子几乎为裸露的质子）与另一个分子中的原子之间的作用力，称为氢键。
②表示方法：
A—H…B
③特征：
具有一定的性和性。
④分类：
氢键包括氢键和氢键两种。
⑤分子间氢键对物质性质的影响
主要表现为使物质的熔、沸点，对电离和溶解度等产生影响。
熔沸点比较的方法：
三、晶胞
通过作用力多原子、分子、离子形成了晶体
2.得到晶体的途径
（1）物质凝固。
（2）物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。
（3）溶质从溶液中。
3.晶胞
（1）概念
描述晶体结构的。
（2）晶体中晶胞的排列——无隙并置
①无隙：
相邻晶胞之间没有。
②并置：
所有晶胞排列、相同。
如何从晶体中找到晶胞
（3）晶体分类方法：
金属晶体
2.分子晶体
（1）干冰晶体中，每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有个。
（2）冰的结构模型中，每个水分子与相邻的个水分子以氢键相连接，含1molH2O的冰中，最多可形成mol“氢键”。
3.原子晶体（金刚石和二氧化硅）
（1）金刚石晶体中，每个C与另外个C形成共价键，C—C键之间的夹角是109°28′，最小的环是元环。
含有1molC的金刚石中，形成的共价键有
mol。
（2）SiO2晶体中，每个Si原子与个O原子成键，每个O原子与个硅原子成键，最小的环是元环，在“硅氧”四面体中，处于中心的是原子，1molSiO2中含有molSi—O键。
4.离子晶体
（1）NaCl型：
在晶体中，每个Na＋同时吸引个Cl－，每个Cl－同时吸引__
个Na＋，配位数为。
每个晶胞含个Na＋和个Cl－。
（2）CsCl型：
在晶体中，每个Cl－吸引个Cs＋，每个Cs＋吸引个Cl－，配位数为。
5.混合晶体
石墨层状晶体中，层与层之间的作用是，平均每个正六边形拥有的碳原子个数是，C原子采取的杂化方式是。
书中常见晶胞
4.晶胞组成的计算——均摊法
（1）原则
晶胞任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是
5．晶胞计算
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