高考化學考點突破：物質結構與性質知識彙總！

學習建議

高考中選修3的考試題型變化不大，常考“原子結構與元素的性質(基態微粒的電子排布式、電離能及電負性的比較)、元素週期律；分子結構與性質(化學鍵類型、原子的雜化方式、分子空間構型的分析與判斷)；晶體結構與性質(晶體類型、性質及與粒子間作用的關係、以晶胞為單位的密度、微粒間距與微粒質量的關係計算及化學式分析等)”這些內容，可以在做完選擇題之後，優先選擇這道題，考試用時不超10分鐘，平時限時訓練也給自己這樣的要求。

原子核外電子排布原理

1．能層、能級與原子軌道

(1)能層(n)：在多電子原子中，核外電子的能量是不同的，按照電子的能量差異將其分成不同能層。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。

(2)能級：同一能層裡電子的能量也可能不同，又將其分成不同的能級，通常用s、p、d、f等表示，同一能層裡，各能級的能量按s、p、d、f的順序依次升高，即：

(3)原子軌道：電子雲輪廓圖給出了電子在核外經常出現的區域。這種電子雲輪廓圖稱為原子軌道。

【特別提示】

(1)任一能層的能級總是從s能級開始，而且能級數等於該能層序數。

(2)以s、p、d、f……排序的各能級可容納的最多電子數依次為1、3、5、7……的二倍。(3)構造原理中存在著能級交錯現象。由於能級交錯，3d軌道的能量比4s軌道的能量高，排電子時先排4s軌道再排3d軌道，而失電子時，卻先失4s軌道上的電子。

(4)前四周期的能級排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。第一能層(K)，只有s能級；第二能層(L)，有s、p兩種能級，p能級上有三個原子軌道p_x、p_y、p_z，它們具有相同的能量；第三能層(M)，有s、p、d三種能級。

(5)當出現d軌道時，雖然電子按ns，(n－1)d，np順序填充，但在書寫電子排布式時，仍把(n－1)d放在ns前。

(6)在書寫簡化的電子排布式時，並不是所有的都是[X]＋價電子排布式(注：X代表上一週期稀有氣體元素符號)。

2．基態原子的核外電子排布

（1）能量最低原理

電子儘可能地先佔有能量低的軌道，然後進入能量高的軌道，使整個原子的能量處於最低狀態。如圖為構造原理示意圖，即基態原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖。

注意：所有電子排布規則都需要滿足能量最低原理。

（2）泡利原理

每個原子軌道里最多隻能容納2個電子，且自旋狀態相反。

（3）洪特規則

當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態原子中的電子總是優先單獨佔據一個軌道，且自旋狀態相同。

洪特規則特例：當能量相同的原子軌道在全滿(p⁶、d¹⁰、f¹⁴)、半滿(p³、d⁵、f⁷)和全空(p⁰、d⁰、f⁰)狀態時，體系的能量最低。

3．基態、激發態及光譜示意圖

（1）電子的躍遷

①基態→激發態

當基態原子的電子吸收能量後，會從低能級躍遷到較高能級，變成激發態原子。

②激發態→基態

激發態原子的電子從較高能級躍遷到低能級時會釋放出能量。

（2）原子光譜

不同元素的原子發生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的吸收光譜或發射光譜，總稱原子光譜。

原子結構與元素性質

1 . 原子結構與元素週期表

（1）原子結構與元素週期表

（2）每族元素的價層電子排布特點

①主族

②0族：He：1s²；其他ns²np

③過渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d^1～10ns^1～2。

（3）元素週期表的分區

①根據核外電子排布

a.分區

b.各區元素化學性質及原子最外層電子排布特點

②根據元素金屬性與非金屬性可將元素週期表分為金屬元素區和非金屬元素區(如下圖)，處於金屬與非金屬交界線(又稱梯形線)附近的非金屬元素具有一定的金屬性，又稱為半金屬或準金屬，但不能叫兩性非金屬。

【特別提示】

“外圍電子排布”即“價電子層”，對於主族元素，價電子層就是最外電子層，而對於過渡元素原子不僅僅是最外電子層，如Fe的價電子層排布為3d⁶4s²。

2 . 對角線規則

在元素週期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的。

3 . 元素週期律

（1）原子半徑

①影響因素

能層數：能層數越多，原子半徑越大。

核電荷數：能層數相同，核電荷數越大，原子半徑越小。

②變化規律

元素週期表中的同週期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小；同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。

（2）電離能

①第一電離能：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量，符號：I₁，單位：kJ/mol。

②規律

a.同週期：第一種元素的第一電離能最小，最後一種元素的第一電離能最大，總體呈現從左至右逐漸增大的變化趨勢。

b.同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。

c.同種原子：逐級電離能越來越大(即I₁23…)。

（3）電負性

①含義：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強。

②標準：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。

③變化規律

金屬元素的電負性一般小於1.8，非金屬元素的電負性一般大於1.8，而位於非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右。

在元素週期表中，同週期從左至右，元素的電負性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負性逐漸減小。

（1）電離能的應用

①判斷元素金屬性的強弱

電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。

②判斷元素的化合價(I₁、I₂……表示各級電離能)

如果某元素的I_n＋1≫I_n，則該元素的常見化合價為＋n。如鈉元素I₂≫I₁，所以鈉元素的化合價為＋1。

③判斷核外電子的分層排布情況

多電子原子中，元素的各級電離能逐級增大，有一定的規律性。當電離能的變化出現突變時，電子層數就可能發生變化。

④反映元素原子的核外電子排布特點

同週期元素從左向右，元素的第一電離能並不是逐漸增大的，當元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態時，第一電離能就會反常的大。

（2）電負性的應用

共價鍵

在原子之間形成共用電子對(電子雲的重疊)。

2．特徵

具有飽和性和方向性。

3．分類

（1）只有兩原子的電負性相差不大時，才能形成共用電子對，形成共價鍵，當兩原子的電負性相差很大(大於1.7)時，不會形成共用電子對，而形成離子鍵。

（2）同種元素原子間形成的共價鍵為非極性鍵，不同種元素原子間形成的共價鍵為極性鍵。

（3）在分子中，有的只存在極性鍵，如HCl、NH₃等，有的只存在非極性鍵，如N₂、H₂等，有的既存在極性鍵又存在非極性鍵，如H₂O₂、C₂H₄等；有的不存在化學鍵，如稀有氣體分子。

（4）在離子化合物中，一定存在離子鍵，有的存在極性共價鍵，如NaOH、Na₂SO₄等；有的存在非極性鍵，如Na

（5）通過物質的結構式，可以快速有效地判斷鍵的種類及數目；判斷成鍵方式時，需掌握：共價單鍵全為σ鍵，雙鍵中有一個σ鍵和一個π鍵，三鍵中有一個σ鍵和兩個π鍵。

4．鍵參數

（1）概念

（2）鍵參數對分子性質的影響

鍵能越大，鍵長越短，分子越穩定。

5．等電子原理

原子總數相同，價電子總數相同的分子具有相似的化學鍵特徵，物理性質相近，但化學性質不同。

常見的等電子體

分子的立體結構

1．價層電子對互斥理論

（1）價層電子對在球面上彼此相距最遠時，排斥力最小，體系的能量最低。

（2）孤電子對的排斥力較大，孤電子對越多，排斥力越強，鍵角越小。

（3）用價層電子對互斥理論推測分子的立體構型的關鍵是判斷分子中中心原子上的價層電子對數。

其中：a是中心原子的價電子數(陽離子要減去電荷數、陰離子要加上電荷數)，

（4）價層電子對互斥理論與分子構型

2 . 雜化軌道理論

當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間結構不同。

3．配位鍵

（1）孤電子對

分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。

（2）配位鍵

①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成共價鍵。

②配位鍵的表示：常用“―→”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如NH₄⁺可表示如下，在NH₄⁺中，雖然有一個N—H鍵形成過程與其他3個N—H鍵形成過程不同，但是一旦形成之後，4個共價鍵就完全相同。

（3）配合物

如[Cu(NH₃)₄]SO₄

配位體有孤電子對，如H₂O、NH

中心原子有空軌道，如Fe^3＋、Cu^2＋、Zn^2＋、Ag^＋等。

【特別提示】

（1）價層電子對互斥理論說明的是價層電子對的立體構型，而分子的立體構型指的是成鍵電子對的立體構型，不包括孤電子對。

①當中心原子無孤電子對時，兩者的構型一致；

②當中心原子有孤電子對時，兩者的構型不一致。

如：中心原子採取sp³雜化的，其價層電子對模型為四面體形，其分子構型可以為四面體形（如CH₄），也可以為三角錐形（如NH

（2）價層電子對互斥理論能預測分子的幾何構型，但不能解釋分子的成鍵情況，雜化軌道理論能解釋分子的成鍵情況，但不能預測分子的幾何構型。兩者相結合，具有一定的互補性，可達到處理問題簡便、迅速、全面的效果。

（3）雜化軌道間的夾角與分子內的鍵角不一定相同，中心原子雜化類型相同時孤電子對數越多，鍵角越小。

（4）雜化軌道與參與雜化的原子軌道數目相同，但能量不同。

分子間作用力與分子的性質

1．分子間作用力

(1)概念

物質分子之間普遍存在的相互作用力，稱為分子間作用力。

(2)分類

分子間作用力最常見的是範德華力和氫鍵。

(3)強弱

範德華力

(4)範德華力

範德華力主要影響物質的熔點、沸點、硬度等物理性質。範德華力越強，物質的熔點、沸點越高，硬度越大。一般來說，組成和結構相似的物質，隨著相對分子質量的增加，範德華力逐漸增大。

(5)氫鍵

①形成

已經與電負性很強的原子形成共價鍵的氫原子(該氫原子幾乎為裸露的質子)與另一個分子中電負性很強的原子之間的作用力，稱為氫鍵。

②表示方法：A—H…B

【特別提示】

a．A、B是電負性很強的原子，一般為N、O、F三種元素。

b．A、B可以相同，也可以不同。

③特徵

具有一定的方向性和飽和性。

④分類

氫鍵包括分子內氫鍵和分子間氫鍵兩種。

⑤分子間氫鍵對物質性質的影響

主要表現為使物質的熔、沸點升高，對電離和溶解度等產生影響。

2．分子的性質

(1)分子的極性

(2)分子的溶解性

①“相似相溶”的規律：非極性溶質一般能溶於非極性溶劑，極性溶質一般能溶於極性溶劑。若溶劑和溶質分子之間可以形成氫鍵，則溶質的溶解度增大。

②隨著溶質分子中憎水基個數的增大，溶質在水中的溶解度減小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。

(3)分子的手性

①手性異構：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間裡不能重疊的現象。

②手性分子：具有手性異構體的分子。

③手性碳原子：在有機物分子中，連有四個不同基團或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子。

(4)無機含氧酸分子的酸性

無機含氧酸的通式可寫成(HO)_mRO_n，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使R—O—H中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H^＋，酸性越強，如酸性：HClO<hclo>2<hclo>3<hclo>4。/<hclo>/<hclo>/<hclo>

晶體和晶胞

1．晶體與非晶體

2．得到晶體的途徑

(1)熔融態物質凝固。

(2)氣態物質冷卻不經液態直接凝固(凝華)。

(3)溶質從溶液中析出。

3．晶胞

(1)概念

描述晶體結構的基本單元。

(2)晶體中晶胞的排列——無隙並置

①無隙：相鄰晶胞之間沒有任何間隙。

②並置：所有晶胞平行排列、取向相同。

4．晶胞計算的思維方法

晶胞計算是晶體考查的重要知識點之一，也是考查學生分析問題、解決問題能力的較好素材。晶體結構的計算常常涉及如下數據：晶體密度、N

(1)“均攤法”原理

【特別提示】

①在使用均攤法計算晶胞中微粒個數時，要注意晶胞的形狀，不同形狀的晶胞，應先分析任意位置上的一個粒子被幾個晶胞所共有，如六稜柱晶胞中，頂點、側稜、底面上的稜、面心依次被6、3、4、2個晶胞所共有。

②在計算晶胞中粒子個數的過程中，不是任何晶胞都可用均攤法。

(2)晶體微粒與M、ρ之間的關係

若1個晶胞中含有x個微粒，則1 mol晶胞中含有xmol 微粒，其質量為xMg(M為微粒的相對“分子”質量)；1個晶胞的質量為ρa³ g(a³

常見晶體類型

1．四類晶體的比較

2．離子晶體的晶格能

(1)定義

氣態離子形成1 mol離子晶體釋放的能量，通常取正值，單位：kJ/mol。

(2)影響因素

①離子所帶電荷數：離子所帶電荷數越多，晶格能越大。

②離子的半徑：離子的半徑越小，晶格能越大。

(3)與離子晶體性質的關係

晶格能越大，形成的離子晶體越穩定，且熔點越高，硬度越大。

3．晶體類型的5種判斷方法

(1)依據構成晶體的微粒和微粒間的作用判斷

①離子晶體的構成微粒是陰、陽離子，微粒間的作用是離子鍵。

②原子晶體的構成微粒是原子，微粒間的作用是共價鍵。

③分子晶體的構成微粒是分子，微粒間的作用為分子間作用力。

④金屬晶體的構成微粒是金屬陽離子和自由電子，微粒間的作用是金屬鍵。

(2)依據物質的分類判斷

①金屬氧化物(如K₂O、Na₂O₂等)、強鹼(NaOH、KOH等)和絕大多數的鹽類是離子晶體。

②大多數非金屬單質(除金剛石、石墨、晶體硅等)、非金屬氫化物、非金屬氧化物(除SiO₂外)、幾乎所有的酸、絕大多數有機物(除有機鹽外)是分子晶體。

③常見的單質類原子晶體有金剛石、晶體硅、晶體硼等，常見的化合類原子晶體有碳化硅、二氧化硅等。

④金屬單質是金屬晶體。

(3)依據晶體的熔點判斷

①離子晶體的熔點較高。

②原子晶體的熔點很高。

③分子晶體的熔點低。

④金屬晶體多數熔點高，但也有少數熔點相當低。

(4)依據導電性判斷

①離子晶體溶於水及熔融狀態時能導電。

②原子晶體一般為非導體。

③分子晶體為非導體，而分子晶體中的電解質(主要是酸和強極性非金屬氫化物)溶於水，使分子內的化學鍵斷裂形成自由移動的離子，也能導電。

④金屬晶體是電的良導體。

(5)依據硬度和機械性能判斷

①離子晶體硬度較大、硬而脆。

②原子晶體硬度大。

③分子晶體硬度小且較脆。

④金屬晶體多數硬度大，但也有較低的，且具有延展性。

【注意事項】

(1)常溫下為氣態或液態的物質，其晶體應屬於分子晶體(Hg除外)。

(2)石墨屬於混合型晶體，但因層內原子之間碳碳共價鍵的鍵長為1.42×10^－10m，比金剛石中碳碳共價鍵的鍵長(鍵長為1.54×10^－10m)短，所以熔、沸點高於金剛石。

(3)AlCl₃晶體中雖含有金屬元素，但屬於分子晶體，熔、沸點低(熔點190 ℃)。

(4)合金的硬度比其成分金屬大，熔、沸點比其成分金屬低。

4．分類比較晶體的熔、沸點

(1)不同類型晶體的熔、沸點高低的一般規律

原子晶體>離子晶體>分子晶體

金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鎢、鉑等熔、沸點很高，如汞、鎵、銫等熔、沸點很低，金屬晶體一般不參與比較。

(2)原子晶體

由共價鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長短，鍵能大，晶體的熔、沸點高。如熔點：金剛石>石英>碳化硅>硅。

(3)離子晶體

一般地說，陰、陽離子所帶電荷數越多，離子半徑越小，則離子間的作用就越強，其離子晶體的熔、沸點就越高，如熔點：MgO>MgCl₂>NaCl>CsCl。

(4)分子晶體

①分子間作用力越大，物質的熔、沸點越高；具有氫鍵的分子晶體，熔、沸點反常的高。如H₂O>H

②組成和結構相似的分子晶體，相對分子質量越大，熔、沸點越高，如F₂2
22。

③組成和結構不相似的物質(相對分子質量接近)，分子的極性越大，其熔、沸點越高，如CO>N₂，CH₃OH>CH₃CH₃。

④同分異構體，支鏈越多，熔、沸點越低。

突破五類晶體模型

1．原子晶體(金剛石和二氧化硅)

(1)金剛石晶體中，每個C與另外4個C形成共價鍵，C—C鍵之間的夾角是109°28′，最小的環是六元環。含有1 mol C的金剛石中，形成的共價鍵有2 mol。

(2)SiO₂晶體中，每個Si原子與4個O成鍵，每個O原子與2個硅原子成鍵，最小的環是十二元環，在“硅氧”四面體中，處於中心的是Si原子，1 mol SiO₂中含有4 mol Si—O鍵。

2．分子晶體

(1)乾冰晶體中，每個CO₂分子周圍等距且緊鄰的CO₂分子有12個。

(2)冰的結構模型中，每個水分子與相鄰的4個水分子以氫鍵相連接，含1 mol H₂O的冰中，最多可形成2 mol“氫鍵”。

3．離子晶體

(1)NaCl型：在晶體中，每個Na^＋同時吸引6個Cl^－，每個Cl^－同時吸引6個Na^＋，配位數為6。每個晶胞含4個Na^＋和4個Cl^－。

(2)CsCl型：在晶體中，每個Cl^－吸引8個Cs^＋，每個Cs^＋吸引8個Cl^－，配位數為8。

4．石墨晶體

石墨層狀晶體中，層與層之間的作用是分子間作用力，平均每個正六邊形擁有的碳原子個數是2，C原子採取的雜化方式是sp²。

5．常見金屬晶體的原子堆積模型

晶體結構的相關計算

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