模块18 物质结构和性质选考 高考化学必背知识与解题秘籍完全手册.docx
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模块18物质结构和性质选考高考化学必背知识与解题秘籍完全手册
模块八物质结构和性质（选考）
一、基态原子的核外电子排布
（1）排布规律
①能量最低原理
原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道
②泡利不相容原理
每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋方向相反的电子
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优先单独占据一个轨道,而且自旋状态相同
温馨提醒:
能量相同的原子轨道在全满（p6、d10、f14）、半满（p3、d5、f7）和全空（p0、d0、f0）状态时,体系的能量最低。
如24Cr的基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1,而不是1s22s22p63s23p63d44s2。
（2）四种表示方法
表示方法
举例
电子排布式
Cr:
1s22s22p63s23p63d54s1
简化表示式
Cu:
[Ar]3d104s1
价电子排布式
Fe:
3d64s2
电子排布图（或轨道表示式）
O:
二、共价键的分类
分类依据
类型
形成共价键的原子轨道重叠方式
σ键
电子云“头碰头”重叠
π键
电子云“肩并肩”重叠
形成共价键的电子对是否偏移
极性键
共用电子对发生偏移
非极性键
共用电子对不发生偏移
原子间共用电子对的数目
单键
原子间有一对共用电子对
双键
原子间有两对共用电子对
叁键
原子间有三对共用电子对
σ键、π键的判断
（1）由轨道重叠方式判断:
“头碰头”重叠的为σ键,“肩并肩”重叠的为π键。
（2）由共用电子对数判断:
单键为σ键;双键或三键,其中一个为σ键,其余为π键。
（3）由成键轨道类型判断:
s轨道形成的共价键全部是σ键;杂化轨道形成的共价键全部为σ键。
三、常见的等电子体汇总
四、杂化轨道类型的判断方法
（1）看中心原子有没有形成双键或三键,如果有1个三键,其中有2个π键,用去了2个p轨道,则为sp杂化;如果有1个双键,其中有1个π键,则为sp2杂化;如果全部是单键,则为sp3杂化。
（2）由分子的空间构型结合价层电子对互斥理论判断没有填充电子的空轨道一般不参与杂化,1对孤电子对占据1个杂化轨道。
如NH3为三角锥形,且有一对孤电子对,即有4个杂化轨道,为sp3杂化。
杂化轨道的类型与分子空间构型
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道间夹角
空间构型
实例
sp
2
180°
直线形
BeCl2
sp2
3
120°
平面三角形
BF3
sp3
4
109°28′
四面体型
CH4
（3）由杂化轨道数判断中心原子的杂化类型
杂化轨道用来形成σ键和容纳孤电子对,所以有公式:
杂化轨道数＝中心原子的孤电子对数＋中心原子的σ键个数。
代表物
杂化轨道数
中心原子杂化轨道类型
CO2
0＋2＝2
sp
CH2O
0＋3＝3
sp2
CH4
0＋4＝4
sp3
SO2
1＋2＝3
sp2
NH3
1＋3＝4
sp3
H2O
2＋2＝4
sp3
五、确定分子空间构型的方法——价层电子对互斥理论
（1）价层电子对互斥模型的两种类型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型,而分子的空间构型指的是成键电子对的空间构型,不包括孤电子对。
①当中心原子上无孤电子对时,两者的构型一致;
②当中心原子上有孤电子对时,两者的构型不一致。
（2）确定ABm型分子空间构型的简易方法
价层电子对数＝
（3）价层电子对互斥模型与分子空间构型的关系
电子对数
成键对数
孤电子对数
电子对空间构型
分子空间构型
实例
键角
2
2
0
直线形
直线形
BeCl2
180°
3
3
0
三角形
平面正三角形
BF3
120°
2
1
V形
SnBr2
105°
4
4
0
正四面
体型
正四面体型
CH4
109°28′
3
1
三角锥型
NH3
107°
2
2
V形
H2O
105°
（4）中心原子杂化类型和分子构型的相互判断:
分子组成（A为中心原子）
中心原子的孤电子对数
中心原子的杂化方式
分子空间构型
实例
AB2
0
sp
直线形
BeCl2
1
sp2
V形
SO2
2
sp3
V形
H2O
AB3
0
sp2
平面三角形
BF3
1
sp3
三角锥型
NH3
AB4
0
sp3
正四面体型
CH4
六、配位键
（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:
成键原子一方提供孤电子对,另一方提供空轨道形成共价键。
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,如NH
可表示为
在NH
中,虽然有一个N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过程不同,但是一旦形成之后,4个共价键就完全相同。
（3）配合物:
如[Cu（NH3）4]SO4
配位体有孤电子对,如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等;中心原子有空轨道,如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。
（4）常见配合物的空间构型
配位数
空间构型
结构示意图
实例
2
直线形
[Ag（NH3）2]＋
[Ag（CN）2]－
4
正四面体
[ZnCl4]2
[Cd（CN）4]2－
[CoCl4]2－
[Cd（NH3）4]2
平面正方形
[PtCl4]2－
[Ni（CN）4]2－
[Cu（NH3）4]2＋
6
八面体
[AlF6]3－
[SiF6]2－
[Fe（CN）6]3－
七、范德华力、氢键、共价键的比较
范德华力
氢键
共价键
作用粒子
分子或原子（稀有气体）
氢、氟、氮、氧原子（分子内、分子间）
原子
特征
无方向性、无饱和性
有方向性、有饱和性
有方向性、有饱和性
强度比较
共价键＞氢键＞范德华力
影响强度
的因素
①随着分子极性和相对分子质量的增大而增大
②组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大
对于A—H……B—,A、B的电负性越大,B原子的半径越小,氢键键能越大
成键原子半径越小,键长越短,键能越大,共价键越稳定
对物质性
质的影响
①影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质
②组成和结构相似的物质,随相对分子质量的增大,物质的熔沸点升高,如F2＜Cl2＜Br2＜I2,CF4＜CCl4＜CBr4
分子间氢键的存在,使物质的熔沸点升高,在水中的溶解度增大,如熔沸点:
H2O＞H2S,HF＞HCl,NH3＞PH3
①影响分子的稳定性
②共价键键能越大,分子稳定性越强
八、分子的性质
（1）分子的极性
类型
非极性分子
极性分子
形成原因
正电中心和负电中心重合的分子
正电中心和负电中心不重合的分子
存在的共价键
非极性键或极性键
非极性键或极性键
分子内原子排列
对称
不对称
（2）分子的溶解性
相似相溶原理:
非极性溶质一般能溶于非极性溶剂,极性溶质一般能溶于极性溶剂。
如果存在氢键,则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大,溶解性越好。
（3）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。
九、常见晶体的结构类型及分析
晶体
晶体结构示意图
晶体中微粒分布详解
氯化钠晶体
Na＋和Cl－交替占据立方体的顶点而向空间延伸。
在每个Na＋周围最近的等距离（设为a）的Cl－有6个（上、下、左、右、前、后）,在每个Cl－周围最近的等距离为Na＋亦有6个,这6个离子构成一个正八面体;在每个Na＋周围最近的等距离（必为
a）的Na＋有12个（同层4个、上层4个,下层4个）,在每个Cl－周围最近的等距离的Cl－亦有12个
氯化铯晶体
每8个Cs＋、八个Cl－各自构成立方体,在每个立方体的中心有一个异种离子（Cs＋或Cl－）。
在每个Cs＋周围最近的等距离（为
/2）的Cl－有8个,在每个Cs＋周围最近的等距离（必为a）的Cs＋有6个（上、下、左、右、前、后）,在每个Cl－周围最近的等距离的C1－亦有6个
二氧化碳晶体
每8个CO2构成立方体且在6个面的中心又各占据1个C02。
在每个CO2周围等距离（
a/2,a为立方体棱长）最近的CO2有12个（同层4个、上层4个、下层4个）
金刚石晶体
每个C与另4个C以共价键结合,前者位于正四面体中心,后四者位于正四面体顶点。
晶体中所有C-C键长相等、键角相等（均为109°28′）;晶体中最小碳环由6个C组成且六者不在同一平面内;晶体中每个C参与了4条C-C键的形成,而在每条键中心的贡献只有一半,故C原子数与C-C键数之比为1:
2
石墨晶体
层内存在共价键、金属键,层间以范德华力结合,兼具有原子晶体、金属晶体、分子晶体的特征。
在层内,每个C与3个C形成C-C键,构成正六边形,键长相等,键角相等（均为120°）;在晶体中,每个C参与了3条C-C键的形成,而在每条键中的贡献只有一半,每个正六边形平均只占6×1/3=2个C,C原子个数与C-C键数之比为2:
3
二氧化硅晶体
每个Si与4个O结合,前者在正四面体的中心,后四者在正四面体的顶点;同时每个0被两个正四面体所共用。
正四面体内键角为109°28′,每个正四面体占有一个完整的Si,四个“半O原子”,故晶体中Si原子与O原子个数比为1:
（4×1/2）=1:
2
（可看作是金刚石结构中的每个碳原子之间插入一个氧原子,再将碳原子换成硅原子）
十、金属晶体模型常见的三种结构
三种典型结构类型
体心立方晶格
面心立方晶体
密排六方晶格
配位数
8
12
12
常见金属晶体结构
（有些金属晶体可能有两种或三种晶格）
Li、Na、K、Rb、Cs、Ca、Sr、Ba、Ti、V、Nb、Ta、Cr、Mo、W、Fe
Ca、Sr、Cu、Au、A1、Pb、NiPd、Pt
Be、Mg、Ca、Sr、Co、Ni、Zn、Cd、Ti
结构示意图
空间利用率
68.02％
74.05％
74.05％
堆积形式
体心立方密堆积
面心立方最密堆积
六方最密堆积
十一、均摊法确定晶胞组成
均摊法确定晶胞组成的原则:
晶胞任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有,则每个晶胞对这个原子占有的份额就是
。
如立方体晶胞中组成粒子个数的计算方法是
位置
顶点
棱边
面心
体心
贡献
1/8
1/4
1/2
1
几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目
A．NaCl（含4个Na＋,4个Cl－）B．干冰（含4个CO2）
C．CaF2（含4个Ca2＋,8个F－）D．金刚石（含8个C）
E．体心立方（含2个原子）F．面心立方（含4个原子）
十二、常见晶体类型的判断方法
1．依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断
（1）离子晶体的构成微粒是阴、阳离子,微粒间的作用是离子键。
（2）原子晶体的构成微粒是原子,微粒间的作用是共价键。
（3）分子晶体的构成微粒是分子,微粒间的作用为分子间作用力。
（4）金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子,微粒间的作用是金属键。
2．依据晶体的熔点判断
（1）离子晶体的熔点较高,常在数百至一千摄氏度以上。
（2）原子晶体熔点高,常在一千摄氏度至几千摄氏度。
（3）分子晶体熔点低,常在数百摄氏度以下至很低温度。
（4）金属晶体多数熔点高,但也有相当低的。
3．依据导电性判断
（1）离子晶体溶于水形成的溶液及熔融状态时能导电。
（2）原子晶体一般为非导体。
（3）分子晶体为非导体,而分子晶体中的电解质（主要是酸和强极性非金属氢化物）溶于水,使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子,也能导电。
（4）金属晶体是电的良导体。
4．依据硬度和机械性能判断
离子晶体硬度较大且脆。
原子晶体硬度大。
分子晶体硬度小且较脆。
金属晶体多数硬度大,但也有较低的,且具有延展性。
十三、晶体熔、沸点高低的比较
（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律
原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
金属晶体的熔、沸点差别很大,如钨、铂等沸点很高,汞、铯等沸点很低。
（2）原子晶体
原子晶体中,原子半径小的键长短,键能大,晶体的熔、沸点高。
如熔点:
金刚石＞碳化硅＞硅。
（3）离子晶体
一般地说,阴阳离子的电荷数越多,离子半径越小,则离子间的作用力就越强,其离子晶体的熔、沸点就越高,如熔点:
MgO＞MgCl2,NaCl＞CsCl。
（4）分子晶体
①分子间作用力越大,物质的熔、沸点越高;具有氢键的分子晶体熔、沸点反常高。
如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。
②组成和结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,熔、沸点越高,如SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。
③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近）,分子的极性越大,其熔、沸点越高,如CO＞N2。
（5）金属晶体
金属离子半径越小,离子电荷数越多,其金属键越强,金属熔、沸点就越高,如熔、沸点:
Na＜Mg＜Al。
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