1、精選優質文檔-傾情為你奉上物質結構與性質知識點總結專題一 了解測定物質組成和結構的常用儀器（常識性了解）。專題二 第一單元 1.認識盧瑟福和玻爾的原子結構模型。2.了解原子核外電子的運動狀態，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順序。知道原子核外電子在一定條件下會發生躍遷。5.了解能量最低原理、泡利不相容原理、洪特規則，能用電子排布式、軌道表示式表示1-36號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用。2.知道根據原子外圍電子排布特征，可把元素周期表分為不同的區。3.了解元素第一電離能、電負性的概念及其周期性變化規律

2、。（不要求用電負性差值判斷共價鍵還是離子鍵）4.了解第一電離能和電負性的簡單應用。專題三 第一單元1.了解金屬晶體模型和金屬鍵的本質。2.能用金屬鍵理論解釋金屬的有關物理性質。了解金屬原子化熱的概念。3.知道影響金屬鍵強弱的主要因素。認識金屬物理性質的共性。4.認識合金的性質及應用。注：金屬晶體晶胞及三種堆積方式不作要求。第二單元1.認識氯化鈉、氯化銫晶體。2.知道晶格能的概念，知道離子晶體的熔沸點高低、硬度大小與晶格能大小的關系。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不作要求。第三單元1.認識共價鍵的本質，了解共價鍵的方向性和飽和性。2.能用電子式表示共價分子及其形成過

3、程。認識共價鍵形成時，原子軌道重疊程度與共價鍵鍵能的關系。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，認識影響鍵能的主要因素，理解鍵能與化學反應熱之間的關系。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構與性質的關系。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，知道范德華力對物質性質的影響。3.了解氫鍵的概念和成因，了解氫鍵對物質性質的影響。能分析氫鍵的強弱。注：范德華力的分類不要求。 分子內氫鍵不要求。專題四1.初步認識簡單分子的空間

4、構型、鍵角、極性分子、非極性分子、手性分子等概念。2.認識分子的空間構型與極性的關系，能判斷一些簡單分子的極性，了解“相似相溶規則”的具體應用。3.理解物質結構與性質之間的辯證關系、性質與應用之間的紐帶關系。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。專題五了解即可。一、原子結構與性質.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，電子出現的機會大，電子云密度越大；離核越遠，電子出現的機會小，電子云密度越小.電子層（能層）：根據電子的能量差異和主要運動區域的不同，核外電子分別處

5、于不同的電子層.原子由里向外對應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上運動，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軌道較復雜.各軌道的伸展方向個數依次為1、3、5、7.2.(構造原理）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136號元素原子核外電子的排布.(1)原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態完全相同的兩個電子.(2)原子核外電子排布原理.能量最低原理:電子先

6、占據能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道.泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態不同的電子.洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態相同.洪特規則的特例:在等價軌道的全充滿（p6、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）、全空時(p0、d0、f0)的狀態，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr Ar3d54s1、29Cu Ar3d104s1.(3)掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式. 根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖箭頭所示的順序。根據構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高；

7、在同一能級組內，從左到右能量依次升高。基態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：、基態鋅：1s22s22p63s23p63d104s2 簡化電子排布式Ar3d104s2 外圍電子排布式：3d104s2基態鈉：外圍電子排布式3s1基態鐵26Fe：1s22s22p63s23p63d64s2規范，1s22s22p63s23p64s23d6 不規范。亞鐵離子26Fe2+：1s22s22p63s23p63d6（失電子時，先失去最外層電子）鐵離子26Fe3+：1s22s22p63s23p63d5軌道表示式：如Na：幾個名詞：1原子實：原子核外內層電子已達到稀有氣體結構的部分2外圍電子

8、：過渡元素省去原子實的剩余部分。主族、零族元素的最外層電子。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：最低能量狀態。如處于最低能量狀態的原子稱為基態原子。5激發態：較高能量狀態（相對基態而言）。如基態原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級成為激發態原子。6光譜：不同元素的原子發生躍遷時會吸收（基態激發態）和放出（基態激發態）能量，產生不同的光譜原子光譜（吸收光譜和發射光譜）。光是電子釋放能量的重要形式。利用光譜分析可以發現新元素或利用特征譜線鑒定元素。二、元素性質遞變規律1根據元素原子外圍電子排布的特征，可將元素周期

9、表分成5個區域。具體地說是根據最后一個電子填充在何原子軌道上來分區（1）s區元素：外圍電子只出現在s軌道上的元素。價電子排布為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個或2個電子形成+1價或+2價離子（2）p區元素：外圍電子出現在p軌道上的元素（s 軌道上的電子必排滿）。價電子排布為ns2np16，主要包括周期表中A到A和0族共6個主族元素，這些元素隨著最外層電子數的增加,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（3）d區元素：外圍電子出現在d軌道上的元素。價電子排布為(n-1)d19ns12，主要包括周期表中B

10、到B和族，d區元素全是金屬元素。這些元素的核外電子排布的主要區別在(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鍵的形成。（4）ds區元素：ds區元素與s區元素的主要區別是s 元素沒有(n-1)d電子，而ds區元素的 (n-1)d軌道全充滿，因此ds區元素的價電子排布是(n-1)d10ns12。包括B和B，全是金屬元素（5）f區元素：包括鑭系元素和錒系元素，它們的原子的價電子排布是(n-2)f014(n-1)d02ns2，電子進入原子軌道(n-2)f中。由于最外層的電子基本相同，(n-1)d的電子數也基本相同，因此鑭系元素和錒系元素的化學性質非常相似。2s區、p

11、區、d區、ds區元素的電子層結構特點包括元素外圍電子排布化學性質s區A A族ns12除氫外，都是活潑金屬p區AA 0族ns2np16非金屬性增強、金屬性減弱d區BB 族(n-1)d19ns12均為金屬，d軌道上的電子可參與化學鍵的形成ds區B B族(n-1)d10ns12均為金屬，d軌道上的電子不參與化學鍵的形成f區鑭系錒系(n-2)f0-14(n-1)d02n鑭系元素化學性質相似錒系元素化學性質相似3.元素電離能和元素電負性第一電離能：氣態電中性基態原子失去1個電子，轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。 (1)原子核外電子排布的周期性.隨

12、著原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現周期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現從ns1到ns2np6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。 基本規律：當原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空（p0、d0、f0）、半滿（p3、d5、f7）和全滿（p6、d10、f14）結構時，原子的能量較低，該元素具有較大的第一電離能。

13、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3Li 5B 4Be 6C 8O 7N 9F 10Ne ）.元素第一電離能的運用：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. I1越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱.(3).元素電負性的周期性變化. 元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。元素電負性的周期性變化規律1同周期：從左到右，元素電負性由小到大（稀有氣體不考慮）。2同主族：從上到下，元素電負性由大到小有以上規律得出：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

14、外）電負性的運用:a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素；<1.8，金屬元素). b.確定化學鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵；<1.7，共價鍵). c.判斷元素價態正負（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（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，如鎂的電負性比鋁小，但鎂的電離能比鋁大二.化學鍵與物質的性質.金屬共同的物理性質：容易導電、導熱、有延展性、有金屬光澤等。金屬鍵構成微粒：金屬陽離子和自由電子金屬鍵：金屬陽離子和自由電子之間的較強的相互作用成鍵特征：自

15、由電子被許多金屬離子所共有；無方向性、無飽和性金屬鍵對金屬通性的解釋離子鍵離子晶體1.理解離子鍵的含義，能說明離子鍵的形成.了解NaCl型和CsCl型離子晶體的結構特征，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質.(1).化學鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用.化學鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵.(2).離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵. 離子鍵無方向性、無飽和性離子鍵強弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高.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1mol離子晶體使之形成氣態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

16、度越大.用電子式表示NaCl、K2S的形成過程小結：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 表示電子轉移的方向離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體.典型的離子晶體結構：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個氯離子；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.NaCl型晶體CsCl型晶體每個Na+離子周圍被6個C1離子所包圍，同樣每個C1也被6個Na+所包

17、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).晶胞中粒子數的計算方法-均攤法. 位置頂點棱邊面心體心貢獻1/81/41/21共價鍵分子晶體原子晶體2.了解共價鍵的主要類型鍵和鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等數據說明簡單分子的某些性質（對鍵和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 = 未成對電子數具有方向性(1) 共價鍵的分類和判斷：鍵（“頭碰頭”重疊）和鍵（“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、氯化鋁分子等含有配位鍵）。 (2)

18、共價鍵三參數.概念對分子的影響鍵能拆開1mol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型共價鍵的鍵能與化學反應熱的關系:反應熱= 所有反應物鍵能總和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的差異.(1).共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵.(2).鍵的極性：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，共用電子對發生偏移.非極性鍵：同種原子之間形成的共價

19、鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發生偏移.(3).分子的極性：.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.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均勻，對稱整個分子的電荷分布不均勻、不對稱存在的共價鍵非極性鍵或極性鍵極性鍵分子內原子排列對稱不對稱舉例說明：分子共價鍵的極性分子中正負電荷中心結論舉例同核雙原子分子非極性鍵重合非極性分子H2、N2、O2異核雙原子分子極性鍵不重合極性分子CO、HF、HCl異核多原子分子分子中各鍵的

20、向量和為零重合非極性分子CO2、BF3、CH4分子中各鍵的向量和不為零不重合極性分子H2O、NH3、CH3Cl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CO2易溶于CS2中）.4.分子的空間立體結構（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球形非極性He、NeA2直線形非極性非極性H2、O2AB直線形極性極性HCl、NOABA直線形180°極性非極性CO2、CS2ABAV形180°極性極性H2O、SO2A4正四面體形60°非極性非極性P4AB3平面三角形120°

21、極性非極性BF3、SO3AB3三角錐形120°極性極性NH3、NCl3AB4正四面體形109°28極性非極性CH4、CCl4AB3C四面體形109°28極性極性CH3Cl、CHCl3AB2C2四面體形109°28極性極性CH2Cl2直 線三角形V形四面體三角錐V形 H2O5.了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結構與性質的關系.(1).原子晶體：所有原子間通過共價鍵結合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間立體網狀結構的晶體.(2).典型的原子晶體有金剛石（C）、晶體硅(Si)、二氧化硅（SiO）.金剛石是正四面體的空間網狀結構，

22、最小的碳環中有6個碳原子，每個碳原子與周圍四個碳原子形成四個共價鍵；晶體硅的結構與金剛石相似；二氧化硅晶體是空間網狀結構，最小的環中有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個硅原子成鍵.(3)共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高.如熔點：金剛石>碳化硅>晶體硅.7.了解簡單配合物的成鍵情況（配合物的空間構型和中心原子的雜化類型不作要求）.配位鍵：一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵。即成鍵的兩個原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵.如：銨根離子、水合氫

23、離子、氯化鋁分子中均有配位鍵。三.分子間作用力與物質的性質.1.知道分子間作用力的含義，了解化學鍵和分子間作用力的區別.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）組成和結構相似的分子，相對分子質量越大，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用力。2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對物質某些物理性質的影響.分子晶體:分子間以分子間作用力（范德華力、氫鍵）相結合的晶體.典型的有冰、干冰.

24、范德華力對分子晶體熔沸點的影響（1）結構相似，相對分子質量越大，范德華力越大，熔沸點越高（2）相對分子質量相同或相近時，分子的極性越大，范德華力越大, ，其熔沸點越高例33.在常溫常壓下呈氣態的化合物、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: X2, N2, O2, H2, S8, P4, C60 (3) 部分非金屬氧化物: CO2, SO2, N2O4, P4O6, P4O10 (4) 幾乎所有的酸： H2SO4, HNO3, H3PO4(

25、5) 大多數有機物： 乙醇，冰醋酸，蔗糖分子晶體的物理共性 較低的熔點和沸點 較小的硬度。 一般都是絕緣體，熔融狀態也不導電。3.了解氫鍵的存在對物質性質的影響.NH3、H2O、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.氫鍵的相關知識1氫健的形成條件：半徑小、吸引電子能力強的原子（ N 、 O 、 F ）與H核。（如HF 、H2O、NH3，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。3氫鍵的表示方法：XH···Y（X、Y可以相同，也可

26、以不同）4氫鍵對物質的性質的影響：可以使物質的熔沸點 升高 ，還對物質的 溶解度 等也有影響。如在極性溶劑中，如果溶質分子和溶劑分子間能形成氫鍵，就會促進分子間的結合，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.影響氫鍵強弱的因素：與XH···Y中X、Y原子的電負性及半徑大小有關。X、Y原子的電負性越大、半徑越小，形成的氫鍵就越強。常見的氫鍵的強弱順序為：FH···F OH

27、3;··O OH···N NH···N6說明：氫鍵與范德華力之間的區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XH···Y后，第二個Y原子再靠近H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XH···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

28、的氫鍵穩定。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、金屬晶體的結構微粒、微粒間作用力的區別.晶體類型離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體構成微粒 陽陰離子原子分子  金屬離子和自由電子微粒間作用力肯定有離子鍵可能有共價鍵共價鍵 分子間：范德華力和氫鍵分子內：共價鍵（除稀有氣體）金屬鍵是否有分子存在 無 無分子、是巨大網狀結構有分子無導 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

29、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 減弱物質種類 大多數鹽、強堿活潑金屬氧化物金剛石、Si、SiO2、SiC、B 氣體、多數非金屬單質、酸、多數有機物金屬四、幾種比較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非金屬與非金屬元素金屬內部實例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg方向性和飽和性無P39有P44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。2、非極性鍵和極性鍵的比較非極性鍵極性鍵概念同種元素原子形成的共價鍵不同種元素原子形成的共價鍵，共用電子對發生偏移原子吸引電子能力相同不同共用電子對不偏向任何一方偏向吸引電子能力強的原子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物質溶沸點的比較（重點）一、先將物