物质结构与性质(选修3)

一、原子结构与性质

1.电子在原子轨道上的填充顺序 — 轨道原理 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

2.当能量相同的原子轨道在全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）和全空（p0、d0、f0）体系的能量最低，这一点违反了洪德规则，如Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1

3.第一电离能的递变规律 ①同元素：I1 < I2 < I3 ②同一周期，从左→右，元素的第一电离能整体上虽呈现递增趋势，但第ⅡA族和第ⅤA族比同周期相邻元素的I1都高。 ③同一主族，从上而下，元素第一电离能逐渐减小。

4.元素电负性的递变规律 ①除稀有气体外，同一周期元素，从左→右，元素的电负性递增 ②同主族元素，元素的电负性递减。

5.电离能的运用 ①判断元素的金属性、非金属性强弱，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 ②根据电离能数据，确定元素在化合物中蝗化合价。如 k： I1 《 I2 < I3，表明k原子易失去1个电子形成+1价。

6.电负性的运用 ①判断元素的金属性与非金属性的相对强弱，金属的电负性一般小于1.8，电负值越小，金属越活泼；非金属的电负性一般大于1.8，电负值越大，非金属越活泼。 ②判断元素在化合物中的价态：电负性大的易呈现负价，电负性小的易呈现正价。

③判断化学键类型：电负性差值大于1.7形成的化学键主要是离子键；电负性差值小于1.7形成的化学键主要是共价键

④解释付角线规则：某些主族元素与其右下方的主族元素的性质相似（原因是电负性相近） 7.元素周期表的分区与原子的价电子排布的关系 s区 p区 d区 ds f区

二、分子结构与性质

ns12

～

ns2np16

～

(n-1)d19ns12

～

～

(n-1)d10ns12

～

(n-2)f0

～14

(n-1)d02ns2

～

1.共价键的特征 ①饱和性 ②方向性

2.共价键的分类 ①单键、双键、三键 ②极性键、非极性键 ③σ键、π键 3.键长、键能决定了分子的稳定性；键长、键角决定分子的空间构型。 4.等电子原理：等电子体具有相似的化学键特征，许多性质相近。 5.杂化轨道理论预测分子的立体构型 杂化类型 SP SP2 SP3

6.价层电子对互斥模型 电子对数 成键电子对数 孤电子对数 价层电子对立体构型 2 3 4 2 3 2 4 3 2 0 0 1 0 1 2 直线形 三角形 四面体 分子的立体构型 直线形 三角形 V形 正四面体 三角锥 V形 杂化轨道数目 2 3 4

杂化轨道间夹角 180º 120º 109º28´

立体构型 直线型 平面三角形 四面体形

7.范德华力很弱，其主要特征有 ①广泛存在于分子之间 ②只有分子间充分接近时才有分子间的相互作用力； ③主要影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质。 8.氢键不是化学键，其强弱介于范德华力和化学键之间。

9.通常用X—H……Y表示氢键，其中X—H表示H与X以共价键相结合，用？？表示，用“……”表示形成的氢键。

10.氢键可分为分子内氢键和分子间氢键。

11.能形成氢键的元素为N、O、F，分子中氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大 12.用元素的含氧酸而言，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强，如HNO3 > HNO2 > HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO

13.配位化合物的形成条件 ①配体有孤电子对 ②中心离子有空轨道

14.在配合物中，中心离子与配体的配位原子间以配位键相结合，配合物的内界与外界之间以离子键相结合。 15.在水溶液中，配合物易电离出外界离子，而配离子难电离；配合物中配位键越强，配合物越稳定。 三、晶体的结构与性质 1.原子 晶体

概念：原子间以共价键相结合的晶体 构成晶体微粒：原子 微粒间作用力：共价键 物性：高熔点、高硬度、高沸点 2 典例： 金刚石、晶体硅、二氧化硅

①金刚石

1´ 每个C与相邻C以共价键连接，形成正四面体 2´ 键角为109´28´

3´ 最小碳环由6个C组成，且6个C原子不再同一平面内 4´ 每个C参与4条C-C键形成，C原子数量与C-C键之比为1：2

②二氧化硅

1´ 每个Si与4个O相结合，Si原子在正四面体中心 2´ 键角109´28´

3´ 每个正四面体有1个Si,4个 ½ O原子，故Si、O原子个数比为1：2 4´ 最小环有12个原子，即6个Si，6 个O

3. 分子晶体

概念：分子间以分子间作用力相结合而形成的晶体 构成晶体微粒：分子 微粒间作用力：分子间作用力 物性：熔沸点低、硬度小

4 典例： 大多数非金属单质、非金属氧化物、所有非金属氢化物、绝大多数有机物 ①干冰

1´ 每个CO2分子周围等距离且紧邻的CO2有12个

2´ 每8个CO2构成立方体，且在6个面心又各占据1个CO2

5.金属晶体

概念：原子之间以金属键相结合而形成的单质晶体 构成晶体微粒：金属阳离子、自由电子 微粒间作用力：金属键

物性：熔沸点有的高，有的低，硬度有的高，有的低 6典例

①简单立方堆积（Po）空间利用率为52%，配位数为6。

②体心立方堆积（钾型、A2型）空间利用率为68%，配位数为8。 ③面心立方堆积（铜型、A1型）空间利用率为74%，配位数为12。 ④立方最密堆积（镁型、A3型）空间利用率为74%，配位数为12。 7.离子晶体

概念：通过离子键相结合而形成的晶体 构成晶体微粒：阴阳离子 微粒间作用力：离子键 物性：熔沸点高，硬而脆 8.典例： ①CsCl型

1´ 每个晶胞中含1个Cs+、1个Cl-

2´ 每个Cs+周围等距离且紧邻的Cl- 有8个；每个Cs+（Cl-）周围等距离且紧邻的Cs+（Cl-）有6个

②NaCl型

1´ 每个晶胞中含4个Na+、4个Cl-

2´ 每个Na+周围等距离紧邻的Na+有12个；每4个Na+（Cl-）周围等距离且紧邻的Cl-（Na+）有6个

③CaF2型

1´ 与每个Ca2+等距离紧邻的F-有8个，每个F-等距离紧邻的Ca2+有4个 2´ 与每个Ca2+等距离紧邻的Ca2+有12个，与每个F-等距离紧邻的F-有6个

四 物质熔沸点高低的比较

1.不同类型的物质熔沸点高低顺序一般是 原子晶体 > 离子晶体 > 金属晶体 > 分子晶体 2.原子晶体

原子半径越小 → 键长越短 → 键能越大→ 熔沸点越高 如：金刚石 > 碳化硅 > 硅 3.离子晶体

①衡量离子晶体的稳定性是晶格能；晶格能越大，离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。

②一般地说，离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间作用力越强，离子晶体的熔沸点越高。如：熔点：MgO > MgCl2>Nacl>CsCl 4.金属晶体

金属晶体中离子半径越小，离子所带电荷数越多，金属键越强，金属的熔沸点越高。如沸点： Al>Mg>Na 5.分子晶体

①分子间作用力越大，物质的熔沸点越高；能形成氢键的分子晶体使熔沸点反常。 如：H2O>H2Te>H2Se>H2S

②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高。如：HI>HBr>HCl ③组成和结构不相似的物质（M相近），分子的极性越大，熔沸点越高。 ④同分异构体，支链越多，熔沸点越低。

CH3 |

如：CH3CH2CH2CH3 > CH3CHCH2CH3 > CH3-C-CH3

| | CH3 CH