1、中學物質結構局部十個重要知識點十堰市一中 牛楚華1.三組電子層結構相同的微粒及在表中的位置關系：+2+3- _ 2- -+2+3+3- _2- _ - + _ 2+He:H；Li ;Be ;Ne:N ;O ;F ;Na ;Mg ;AI ; Ar:P ;S ;CI ;K ;Ca ;電子層結構相同的離子在下一周期金屬元素與上一周期非金屬元素之間。2具有10個電子的微粒：分子：CH4； NH3；出0; HF ； Ne；陰離子：N3-;O2-;F-； OH-;陽離子：NH4+ ； H3O+； Na+； Mg2+ ； Al3+；3怎樣比擬微粒半徑的大小：、原子之間，陽離子之間，陰離子之間半徑的變化都可以

2、用以下示意圖表示、同種元素，陽離子半徑小于原子半徑，陰離子半徑大于原子半徑。3 電子層結構相同的離子，核電荷數越大，半徑越小。4怎樣判斷化學鍵的類型和強弱1鍵的類型判斷：同種非金屬元素的原子之間形成非極性鍵，不同種非金屬元素的原子之間形成極性鍵。金屬元素與非金屬元素的原子之間大多形成離子鍵。銨根離子所形成化合物含離子鍵。2鍵的強弱判斷：離子鍵：離子半徑越小，所帶電荷數越多，離子鍵越強；共價鍵：原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越高；分子間作用力：一般而言，相對分子質量越大，分子間作用力越強。含有氫鍵的分子，分子間作用力更強。5極性分子與非極性分子的判斷 ：極性分子中可能含非極性鍵H2O2，非極性分子

3、中不一定含非極性鍵，可能只含極性鍵CH4。經驗規律：在 ABn型分子中，當A的化合價數值等于其族序數時，該分子為非極性分子， 否那么是極性分子。例如如下：極性分子非極性分子雙原子分子極性鍵相結合的分子非極性鍵相結合的分子三原子分子H2O； H2S; SO2；CO2 ； CS2 ；四原子分子NH3 ； PH3 ； H2O2 ; PC13BF3； BC13 ； P4 ；五原子分子CH3CICH4 ； CCI4 ； SiH46周期表中元素性質的遞變規律 隨著核電荷數的增大結論原因表現形式同一 周期金屬性遞減 非金屬性遞 增原子半徑變小， 原子核對核外 電子吸引力能力 加大1、單質的復原性減弱，氧化性

4、增強。2、單質與水或酸反響置換出氫的能力減弱。3、單質與氫氣反響變易以及生成的氫化物穩定 性增強。4、最高價氧化物對應的水化物堿性減弱，酸性 增強。同一主族金屬性遞增 非金屬性遞 減原子半徑變大 原子核對核外電 子吸引能力減弱1、單質的復原性增強，氧化性減弱。2、單質與水或酸反響置換出氫的能力增強。3、單質與氫氣反響變難以及生成的氫化物穩定 性減弱。4、最高價氧化物對應的水化物堿性增強，酸性 減弱。7怎樣寫電子式確定化合物類型判斷化合價共價化合物中不同原子間共用電子對數等于其化合價數值;離子化合物中離子所帶電荷數等于其化合價數值；同種離子須分開寫，陰離子要加括號；電子要守恒，通常還須滿足 8電

5、子結構。8晶體類型的判斷與比擬1、判斷晶體類型的方法1依據物質的分類判斷金屬氧化物如 K2O NstQ等，強堿如 NaCI、KOH等和絕大多數的鹽類是離子晶 體。大多數非金屬單質除金剛石、石墨、晶體硅、晶體硼外、氣態氫化物、非金屬氧化物除Si02外、酸、絕大多數有機物除有機鹽外是分子晶體。常見的原子晶體單質有 金剛石、石墨、晶體硅、晶體硼等；常見的原子晶體化合物有碳化硅、二氧化硅等。金屬單 質除汞外與合金都是金屬晶體。2依據物質的性質判斷離子晶體的熔點較高， 常在數百至1000余度；原子晶體熔點高，常在1000度至幾千度； 分子晶體熔點低，常在數百度以下至很低溫度；金屬晶體多數熔點高，但也有相

6、當低的。 離子晶體水溶液及熔化時能導電，晶體不導電；原子晶體一般為非導體，但石墨等導電；分 子晶體為非導體，而分子晶體中的電解質主要是酸和非金屬氫化物溶于水，使分子內的 化學鍵斷裂形成自由移動的離子也能導電，但熔化不導電，金屬晶體是良導體。2、晶體中的幾個不一定1離子晶體除含離子鍵外不一定不含其他化學鍵。如氨鹽中除含離子鍵，還含極性鍵和 配位鍵；Na<2中除含離子鍵還含非極性鍵。2 離子晶體不一定肯定含金屬陽離子，如NHCI中含的陽離子是 NHf但凡氨鹽、肯定同 時含離子鍵、極性鍵和配位鍵 。3離子晶體的熔點不一定肯定低于原子晶體，如MgO的熔點高于Si02。4 含有陽離子的晶體不一定是

7、離子晶體，如金屬晶體中就含有金屬陽離子。5 金屬和非金屬形成的晶體不一定都是離子晶體，如AICI 3就是含共價鍵的分子晶體6具有金屬光澤且能導電的單質不一定就是金屬，如石墨具有金屬光澤且能導電，卻是 非金屬。3、四類晶體的比擬：晶體類型離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體晶體質點粒子陰、陽離子原子分子金屬陽離子、自由電子粒子間作用力離子鍵共價鍵分子間作用力復雜的靜電作用熔沸點較咼很高很低一般較咼，少部 分低硬度較硬很硬一般較軟一般較硬，少部 分軟溶解性易溶于極性溶劑難溶解相似相溶難溶Na等與水 反響導電情況固體不導電，熔 化或溶于水后導 電不導電除硅一般不導電良導體事例NaCI、CaCONaOH等

8、金剛石、水晶、 碳化硅等干冰、冰、純硫酸、H2SNa、Mg AI 等9怎樣比擬熔點的上下1先看晶體的類型。不同晶體類型的物質其 熔點的一般規律為：原子晶體 >離子晶體 >分子晶體；但是要注意 金屬晶體的熔、沸點有的很高，如鎢、鉑等，有的那么很低，如汞、銫等。2同一晶體類型的物質，需比擬晶體內部結構粒子間作用力，作用力越大，熔沸點越 高。原子晶體：要比擬共價鍵的強弱，一般地說，原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，鍵能越大，其晶體熔沸點越高。如熔點：金剛石>碳化硅 >晶體硅。離子晶體：要比擬離子鍵的強弱， 一般地說，陰、陽離子的電荷數越大， 離子半徑越小， 那么離子間作用就

9、越強，其離子晶體熔沸點越高。如熔點：MgO>MgC>NaCI>KCI。分子晶體：組成結構相似的物質，相對分子質量越大，熔沸點越高，如熔沸點：O2>N2,HI>HBr>HCI。組成結構不相似的物質， 分子的極性越大，其熔沸點就越高，如熔沸點：CO>N。金屬晶體：要比擬離子的電荷數和離子的半徑，離子的電荷數越多， 半徑越小，其金屬鍵就越強，金屬熔沸點越高，如熔點：AI>Mg>Na。由上述可知，同類晶體熔沸點比擬思路為：原子晶體t共價鍵鍵能t鍵長t原子半徑分子晶體t分子間作用力t相對分子質量離子晶體T離子鍵強弱T離子電荷、離子半徑3常溫常壓下狀態

10、：熔點：固體物質 >液態物質沸點：液態物質 >氣態物質10晶體結構的計算晶體結構類習題最常見的題型就是晶胞的結構而求晶體的化學式。解答這類習題首 先要明確一個概念：由晶胞構成的晶體，其化學式不一定是表示一個分子中含有多少個原子，而是表示每個晶胞中平均含有各類原子的個數，即各類原子的最簡個數比。解答這類習題， 通常采用分攤法。在一個晶胞結構中出現的多個原子，這些原子并不是只為這個晶胞所獨立占有，而是為多個晶胞所共有，那么，在一個晶胞結構中出現的每個原子，這個晶體能分攤到多少比例呢。這就是分攤法。分攤法的根本目的就是算出一個晶胞單獨占有的各類原子的個數。分攤法的根本原那么是：晶胞任意位

11、置上的一個原子如果是被x個晶胞所共有，那么，每個晶胞對這個原子分得的份額就是1/X。在立體晶胞中，原子可以位于它的頂點，也可以位于它的棱上， 還可以在它的面上 不含棱，當然，它的體內也可以有原子；1 每個頂點被8個晶胞共有，所以晶胞對自己頂點上的每個原子只占1/8份額；2 每條棱被4個晶胞共有，所以晶胞對自己棱上的每個原子只占1/4份額；3 每個面被2個晶胞共有，所以晶胞對自己面上不含棱的每個原子只占1/2 晶胞體內的原子不與其他晶胞分享，完全屬于該晶胞。常見的幾種晶體結構分析1氯化鈉晶體NaCI晶體中N/和Cl-交替占據立方體的頂點而向空間延伸。在每個Na+周圍最近的等距離設為a的CI-有6

12、個上、下、左、右、前、后，在每個CI-周圍最近的等距離的 Na+ 亦有6個；在每個Na+周圍最近的等距離必為、2a的Na+有12個同層4個，上層4個， 下層4個，在每個CI-周圍最近的等距離的 CI-亦有12個。2氯化銫晶體CsCI晶體是一種立方體結構每8個Cs+、8個CI-各自構成立方體，在每個立方體的中心有一個異種離子CI-或Cs+o在每個Cs+周圍最近的等距離設為 j3a/2 的CI-有8 個，在每個 CI凋圍最近的等距離的 Cs+亦有8個；在每個 Cs+周圍最近的等距離必為 a 的Cs+有6個上、下、左、右、前、后，在每個CI-周圍最近的等距離的 CI-亦有6個。3二氧化碳晶體干冰晶體

13、中每8個CQ構成立方體且再在 6個面的中心又各占據 1個CQ。在每個CO 周圍等距離.2 a/2, a為立方體棱長最近的 CQ有12個同層4個，上層4個、下層4 個。4金剛石晶體金剛石晶體是一種空間網狀結構一一每個C與另4個C以共價鍵結合，前者位于正四面體頂點。晶體中所有 C-C鍵長相等、鍵角相等均為109028'；晶體中最小碳環由 6個C組成且它們不在同一平面內；晶體中每個C參與了 4個C-C鍵的形成，而在每條鍵1中的奉獻只有一半，故 C原子個數與C-C鍵數之比為1 : 4 X - =1:2 o27二氧化硅晶體SiQ2中每個Si與4個Q結合，每個o與2個Si結合，故晶體中Si原子與Q原子個數比