物质的结构与性质知识点
第一部分原子结构（一）.原子结构（1） 原子的组成及各微粒间的关系的含义：代表一个质量数为A,质子数为Z,中子数为（A-Z）的原子（核素）「质子，个 r原子核｛原子'勾. I中子个,核外电子Z质量数（A）=质子数（P） +中子数（N）原子序数=质子数=核电荷数=核外电子数（2） 核素与同位素① 核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的某一元素的一种原子叫做核素② 同位素：具有相同质子数，而中子数不同的同一元素的各种原子互称同位素（限制的范围是原子）即：同一元素的不同核素之间互称同位素③ 同一元素的各种同位素的化学性质几乎完全相同④ 天然存在的某种元素，不论是游离态，还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比一般不变3） 相对原子质量II僵子的寓量$泉啊n株货萤 竹*0侬甥勺也②元素的相对原子质量：按各种天然同位素在该元素中原子个数百分数计算求得的平均相对原子质量即： A片A1气+板切+***+ An * xn其中：A1…An是各种同位素的相对原子质量；x1…xn是指各种同位素的天然原子百分比③元素的近似相对原子质量是按各种天然同位素的质量数及原子个数所占的一定百分比算出的平均值例：符号质量数同位素的原子量X%35C13534.96975.77%37C13736.96624.23%氯元素的相对原子质量：34.969 X 75.77% + 36.966 X 24.23% = 35.453氯元素的近似相对原子质量：35 X 75.77% + 37 X 24.23% = 35.48二、原子核外电子的排布1、核外电子是分层排布的电子的能量由低到高运动区域离核由近到远n = 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 2、每个电子层最多容纳2n2个电子（n表示第几层）。
最外电子层不能超过8个，次外层不能超过18个，倒数第三层不能超过32个3、遵循能量最低原理：电子首先排满能量低的电子层，然后再能量高的电子层；即先排满K层， 再排L层，再排M层等以上三条规律不是孤立的，而是相互制约，必须同时满足原子结构示意图（原子结构简图）呈现的信息:1.核电荷数；2.核外电子层数； 3.各个电子层的电子数.选修内容•描述核外电子运动规律的方法（一） 、电子云一形象描述核外电子运动状态•用小黑点的疏密来描述电子在核外空间出现的机会的大小所得图形叫电子云二） 、原子核外电子的运动特征1、 核外电子依能量不同在不同的电子层上运动即核外电子是分层排布的）2、 同一电子层上的电子因能量有较小的差别，在不同的亚层上运动原子轨道空间伸展方向轨道形状S1个球形对称P3个纺锤形d5个f7个3、 电子的“自旋”运动，有两种“自旋”方式，相当于“f”和“I”4、 各个电子层上原子轨道的类型、数目、最多能容纳的电子数:电子层(n)原子轨道类型原子轨道数目最多可容纳的电子数11s1222S 2p4833s 3p 3d91844s 4p 4d 4f1632nn22n25、各原子轨道能量高低(1) n 相同时：ns 1s<2s<3s<4s 2p<3p<4p 3d<4d<5d 4f<5f<6f(3) n和轨道类型相同时：能量也相同 2px = 2py= 2pz(三) 原子核外电子的排布规律-1、能量最低原理:原子核外电子先占据能量较低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道能使整个原 子的能量处于最低状态基态原子：处于最低能量的原子(稳定), 电子进入各个轨道的顺序：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p原子轨道能级图2、 泡利不相容原理每个原子轨道上最多能容纳2个电子，且自旋方向相反推论：每一个电子层最多能容纳的电子数为2n2个3、 洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是首先占据一个轨道，而且自旋方向相同特例：全空、全满、半充满比较稳定原子的电子排布图：以下是表示铁原子的3种不同化学用语结构示意图电子排布式电子排布图（轨道表 小式）铁原子ls22s22p63s2 3p,s3d64szrm, , , iuhitititi回结构示意图：能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数及各能层上的电子数电子排布式：能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数轨道表示式：能反映各轨道的能量的高低及各轨道上的电子分布情况，自旋方向。 要注意各个表示方法的特点，要规范的表达尝试写出19〜36号元素K〜Kr的原子的核外电子排布式钾 K： 1s22s22p63s23p64s1；铬 Cr： 1s22s22p63s23p63d54s1；钻 Co： 1s22s22p63s23p63d74s2；锌 Zn： 1s22s22p63s23p63d104s2；氪 Kr： 1s22s22p63s23p63d104s24p6钙 Ca： 1s22s22p63s23p64s2；铁 Fe： 1s22s22p63s23p63d64s2；铜 Cu： 1s22s22p63s23p63d104s1；漠 Br： 1s22s22p63s23p63d104s24p5；第二部分 元素周期律和元素周期表1、元素周期表的结构:(1) 7个周期周期的编排方法:电子层数相同的元素排在同一行.2种元素(1-2)8种元素(3*10)18种元素(11-18)18种元素(19T6)18种元素(37〜86)32种元素(87-118)『第I周期 三个短周期4第2周期 I ■第3周期「第4周期三个长周期Y第5周期〔第6周期一个不完全周期，第七周期，应有32种元素, 现有26料元素，(2)16个族(18个列)族的编排方法:价电子数相同的元素排在同一列.1 A0IDVTS- *[TAT 典 JI "H41*1 I-?~sTl rSTFiffl EmJEJHIfatill-n?4HIMII>NLrBM:in上 1 r K IS. A >15 口拙电 XJ屿HHKVLMhH■£*! 1 till ai f — F u. . uTi忒&m …『5 |jwf'1 a皿im心2心.虾皿■ Jii I r SSISSmh 工中金心湖^ tKieMg具岩岫村■岫骨岫■加"WWW Xfllli ™ *am K"DI AB Wffl _am-IttiiI¥AVA | VJAWA仙■.■iMaBe .谜C3被 JwIQMiM昌MRir&一'£■ w■4WW htelSW IKAiuMSi 2UOfTP s,15Cl B1)屹1跑31IU9U1BIVBVBVTBVII BIB19K r押"n&“i，i"•KwUX2J n <1OfiMU 3IJBM：HU M-m-i»aW.K27 Cobi 船 XWJ "?.&Ni测k LfH w-we31眼W72J-GeTAKE!钮鲜m® "'相 浪SflKr躅"1- w«37 ir Rb -闭k.Cslu检M r矗*■A!:匕57-71 La-Lu 阀系缅a«：HIH! .«= J住E IE ni f jML : ' ■' * *41NbS91..4nk73钊. 啪444责 K ar 枷寐 ill4a* Ui?4 IM -14 W >12 1 订 桃二 ifcl ■!们w"itti饥ft 5LM^IRu3S 忻唆 l4l!(V 典互 Oe澧常 mH-HG2145R"」 tE , iw ii卷秒：4L-D s普渚■\raU银HI•JTB7了 ,IT>i VirKir1-1UE3< Ulf 代■■■■■■ ■ rM *HUI袖i^fr IMiS.、.Ti ■■釜-^■W酬潘用 n rui'' '■隐曾7IF2h 成■-&3健44WKi tSC-J g谣 普 IU-IM 府瞿蚩口 Ffl&34 P曜 tbT i”tM-KiAt:™gL甄W■X日中M a311 Hf服Rn富<797!a?即一u.■ ZM i补m fc-Lr 剧系ID4 RFMP钟.105 一JL.Nt『!06 .w Sfl 曹■XAitr广Bh彖贫iSMi1如一 H/：*iIM Mh U!i3M>110 UunFa,111Uun ”,{ZU112Uubi3；~57~ ■« _5BOS湾■- ■-■1 X- ■；59Pr心情W也} >u wNd：奴ai Pmi= 悔VW |>^|安,KMEu.&J折L| WM心：>K»nD较eWK珥■- : .1舶F 或荏H9S Yb#川T"机LU 虹-g KEHIIiLUtt加系asV钢RThi?ITi卸fl1 l-l世 hTfA1 Pa建Uih艺SS U羿蹬 国IIFWfk- nraN|>effinrwmJi箭睥腿 Anr^jg96C顽， , .-4*i JVmfa J :nr?a滞i»i|99 mJ 岳 tfe-k/ rtUlFm,■■ ,■101 wMd^:erMF 心皿gMQ-祥H-^rim例?耳用tiltInn iwi rwi [… -iTi¥Ll'=三 --Ll/" 1 jlJ J JLniuUHWX 旗工 i主族(A)：由长周期和短周期元素组成。 IA〜VIIA 位于第1、2、13、14、15、16、17纵行共7个主族副族：仅由长周期元素组成IB~VIIB位于第11、12、3、4、5、6、7纵行共7个副族一个第伽族：位于第8、9、10三个纵行一个0族：稀有气体元素族，位于第18纵行3. 元素的分区和原子的价电子构型S区元素：最外层构型是ns1和ns2包括IA和IIA族元 素除H外，其余为活泼金属p区元素：最外层电子构型从ns2np1〜ns2np6的元素包括IIIA-VIIA族、零族元素除H外，所有非金 属元素都在p区d区元素:价电子构型是:nd1〜8ns1〜2,包含第IIIB族到VIII族元素最外层电子数皆为1~2个，均为金属元 素，性质相似ds区元素:价电子构型是:nd10(n+1)s1〜2,包括IB族和IIB族元素，最外层电子数皆为1~2个，均为金属元 素f区元素：包括镧系和钢系元素最外层电子数基本相同，化学性质相似FL ndds二、元素周期律元素的性质随着原子原子序数的递增而发生的周期性变化称为元素周期律其原因是由于原子核外电子排布的周期性变化而引起的1. 元素原子的核外电子排布呈现周期性变化原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时最外层电子数1 211—223 1021一88H IS31—88结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现最外层由1个电子逐渐增加到8个电子周期 性变化。 2.元素化合价呈现周期性的变化结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现正价由+1 —+7，负价由-4 一-1周期性的变化3.原子半径的周期性变化-同周期主族元素从左到右原子半径呈现由大到小的周期性变化同主族元素从上到下原子半径呈现由小到大的周期性变化离子半径的变化规律- ①同周期阳离子半径从左至右逐渐减小， 如：Na+> Mg2+-同周期阴离子半径从左至右逐渐减小，如：S2-> Cl--同周期阳离子半径均小于阴离子半径，如：Cl-> Na+• ②同主族阴离子和阳离子半径从上至下均增大；如：Li+ 如；F 电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第IIA族、第VA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小6. 元素电负性的周期性变化-衡量元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性，吸引电子对能力越强，电负性 越大，规定F的电负性为4.01）同周期元素从左到右，电负性逐渐增大；-（2）同周期元素从上到下，元素的电负性逐渐减小电负性越大，元素非金属性越强同族金增非递减，同周金减非增递内容同周期匚从左到右）同主族（从上到卜'）电子层数相同（等于周期序数）逐渐增加最外电子数巷渐增加（1~«）相同（等伯族序数）最高正价+1—+7等于族序数原子半径逐渐减小逐渐增大高子半径闭阳高子半径均断小阴阳离子半径均渐大得电子能力（氧化性）逐渐增强逐渐减弱失电子能力〔还原性）逐渐减弱逐渐增骨金届性逐渐减弱逐渐增图非金属性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物水化物酸碱性碱性渐弱酸性渐强碱性浙姬酸性渐弱气态氢化物稳定性逐渐赠强逐渐减弱同周期元素性质变化规律族IAHATITABAVIAVHA最外电子数123As67原子半径大 小得（失）电子能方弱（强） 避（弱〉氧化（还原）性弱（强） 限（弱）最高K价1 1+213-4+5十61 7对应轼化物r3oRO如4RO:ROj对应水化物ROHR(OH);R(OH)*H’ROjHjRO#[]RO4酸碱性藏性晰弱，H费性浙强最低员价4-3-2-1对应氧化物rh4RHj电RIIR稳定性逐渐增取溶于水酸碱性碱性渐弱，酸性渐强化学键第三部分一、化学键（一） 、概念和分类：1、 化学键：分子中或晶体内，相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用2、 化学键分类.［离子键:阴、阳离子；静电作用 争寸共价键:原子；价电子的配对（电子云的重叠） "金属键:金属阳离子和自由电子；静电作用（二） 、离子键：1、 定义：阴、阳离子之间通过静电作用所形成的化学键2、 形成过程：用电子式表示原子的电子式的书写：电子式：用元素符号表示原子实，用“”或“X”表示价电子的式子金属原子：Nax xMgx或 Mgx非金属原子：*C* O* :。 练习：用电子式表示NaCl、Na2S的形成过程3、 形成过程条件：电负性差＞1.7活泼金属原子I A、IIA + 活泼非金属原子WA、WA4、 含有离子键的化合物：离子化合物例：活泼金属的氧化物、强碱、部分盐5、 离子键的强弱比较- 影响因素：离子半径（反比）、电荷数（正比）-决定:稳定性及某些物理性质，如熔点等练习：比较离子键强弱：KCl与KBr、Na2O与MgO （三）、共价键:1、 定义：原子之间通过共用电子对所成的化学键2、 形成过程：用电子式表示用电子式表示HCl、H2S的形成过程：H>+IIX + + XH * II 我落我 II3、 含有共价键的物质：多数非金属单质、氧化物、酸、碱、盐等4、 共价键的键参数：① 键能：在1.01X105Pa和298K时，将1mol气态的AB分子分离成气态的A和B原子分离成气态的A和B原子所需要吸收的能量(kJ/mol)注意：键能越大，分子越稳定② 键长：成键原子核之间的距离注意：a、键长越短，键能越大，分子越稳定②键角：两条共价键之间的夹角注意：a、对于ABn分子，当A原子的所有价电子都用于成键时，B原子均匀分布在A原子的周围，如：ch4、bf3、co2 等b、对于ABn分子，当A原子的所有价电子部分用于成键时，A的孤对电子可视为一条共价键与B原子均匀分布在A的周围，且孤对电子对原键角稍有压缩作用，会使原键角略微变小，如：H2O、NH3等键长、键角、键能概念意义键长成键两原子核间的平均距离键长越短键越强结合越牢固键能形成11顽化学健所放出的能量键能越大键越强结合越牢固键角分子内相邻两共价键之间的夹角决定分子构型，判断分子极性6、用电子式表示物质的结构：① 分清键型② 注意连接方式和连接顺序：是离子键还是共价键③ 注意对称性和书写顺序：单、双、叁键④ 注意孤对电子和电荷数⑤ 注意是物质的电子式还是其形成过程例：写出下列物质的电子式NaCl IICI Ils 映。 Na+[^C1:]- H?CI： IKSJJH Na[^O：O^-NaC°2 菱京Q NH4CI H戒:H [予给_7、 极性键共价键与非极性共价键：① 非极性键：共用电子对不偏向任何一个原子的共价键叫非极性共价键即同一种元素的原子所形成的共价键② 极性键：共用电子对偏向吸引电子能力较强原子的共价键叫极性共价键即不同种元素的原子所形成的共价键8、 极性分子与非极性分子：① 极性分子：由极性键组成的结构不对称的分子即共价键的极性不能相互抵消的分子，例：HCl、NH3、H2O等② 非极性分子：由非极性键组成的分子或由极性键组成的结构对称的分子即共价键的极性能相互抵消的分子，例c2h4、c2h2、c6h6等键的极性和分子的极性分子籽中政 电种山结论W1同棚射肝重台丰极性分子辰M &异嘛子肝»不重合[d HFs HC1异梯原子分子分子瞄响重台拥生分子COh BF], CHi分子中■的同 量和F为零不重合柢岭子HiOs CHiCl多原子分子（离子）的立体结构化学式中心原砌电敬杂化睥剥嫩道类型掘构CHi04或正四面体GH03平面三觥BF]03sp'平面三觥cuo03sp：平面三觥CM02却直翻C0302却直翻眺14三蹒04正四面体HjOZ4sp]怫14sp3三角酬四、分子间作用力和氢键1. 分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力（也叫范德华力）。 1） 分子间作用力比化学键弱得多，是一种微弱的相互作用，它主要影响物质的熔、沸点等物理性质， 而化学键主要影响物质的化学性质2） 分子间作用力主要存在于由分子构成的物质中，如：多数非金属单质、稀有气体、非金属氧化物、 酸、氢化物、有机物等3） 分子间作用力的范围很小，只有分子间的距离很小时才有4） 一般来说，对于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，物质的熔、沸 点越高如卤素单质：-100-150-200-250囱素单质的爆、沸点与相对分子质量的关系2.氢键1）形成条件：原子半径较小，非金属性很强的原子X, （N、O、F）与H原子形成强极性共价键，与另个分子中的半径较小，非金属性很强的原子Y（N、O、F），在分子间H与Y产生较强的静 电吸引，形成氢键2） 表示方法：X—H・・・Y— H（X.Y可相同或不同，一般为N、O、F）3） 氢键能级：比化学键弱很多，但比分子间作用力稍强5）氢键作用：使物质有较高的熔沸点（H2O、HF、NH3）使物质易溶于水（C2H5OH，CH3COOH）解释一些反常现象：结果1：氢键的形成会使含有氢键的物质的熔、沸点大大升高如：水的沸点高、氨易液化等。 这是因为 固体熔化或液体汽化时，必须破坏分子间作用力和氢键结果2：氢键的形成对物质的溶解性也有影响，如：NH3极易溶于水一些氢化物的沸点讨论：为什么HF、H2O和NH3的沸点会反常呢？应用：对于四氟化碳、四氯化碳、四漠化碳、四碘化碳，其熔沸点如何变化?四卤化碳的熔沸点与相对原子质量的关系相似相溶原理：一般说来，极性分子易溶于极性溶剂，难溶于非极性溶剂；非极性分子易溶于非极性溶剂，难溶于极性溶剂如：HCl、NH3易溶于水，Cl2、Br2、I2易溶于CCl4知识结构:「原子半径「•原子核元素周期表质量数厚子相才寸质量极性健非极性键腐于举径 t t•元素 最外层电子拌而 u L主要化合价 元素周期律同位素于 I相互 化软w早子一」次外信的电子数＜18个范笛华力一分子一运动特征-电子展〜周期$核外 极性^3算」排布规律一一除K层赧外层的电子数个*最外层电子散（价电子数）一最高正价数L每层最多容纳2洲个电子常见的分子构型及分子的极性I 如：HCh HF, HBrf /"'b 折线形键有极性极性分子三原子分子 如：H2O' H2S（AB工型）|b_a—B直线形键有极性非极性分子双原子分子（A卫型匕A—A直线形键无极性非极性分了如：珥、N】、Cl2AB型：A—B直线形 键有极性 极性分子官三角锥形 键有极性 极性分子B 如：NH5四原了分了A 噂 \ /Bf平面正三角形键有极性非极性分子'/ 5' 略、A,型 ' 正四面体键无极性彬极性分子A-工一A 如;（白磷）五原子分子（AB,型）B 正四面体键有极性非极性分子.A 15 如：CH4. CCI4B B判断ABn型分子有无极性的经验规则：中心原子A的最外层电子全部参与成键，则空间构型对称，分子无极性；按此经验规则分析：h2o、co2、ch4、nh3第四部分晶体一、 晶体的几个概念：1、 定义：结构粒子在空间有规则地排列成具有一定几何形状的固体物质叫晶体2、 分类：根据微粒种类和微粒之间的相互作用将晶体分为四类。 二、 离子晶体：1、 定义：阴、阳离子间通过离子键结合的晶体2、 特点：熔点较高，硬度较大，脆，固体不导电，熔融时易导电，多数易溶于极性溶剂3、 重要的离子晶体：NaCl、CsCl等注意Na+与Na+、Na+与Cl之间的数量关系常见的离子晶体：NiClSS#J - ♦ —U*-C1 / 1 0j * —J ? J i X』L. H-Z' lI/| ~if少 「jJXaCIGCI每个N点子周龈6个1一哀子所包围，每1正舒被8 视每馈同祥每个crte»6个施惭包围.喜花魅个M子胞围.三、原子晶体：① 定义：原子间通过共价键形成的空间网状结构的晶体② 特点：熔点高，硬度大，一般不导电③ 重要的离子晶体：金刚石、晶体硅、SiO2等金刚石晶体中最小的环含有6个C原子，12g金刚石中含有2NA条C—C键，60g SiO2晶体中含有4NA条Si—O键金刚石、晶体硅、SiC的熔点由高到低的顺序是：金刚石＞SiC ＞晶体硅常见原子晶体:金冽石晶修黔C与另4个G以共施酎痛我于正四而体中心况 四者赫正四面体顶瓦晶体中所就•典长蹈、健角糖 （均为［册盥）；晶体中是小成环由个C组成月桔不在同 T面内；晶体中每个C参与了 4条3 3W，而硬条 理帆的微只砂半,© C原帝与C£慰必匕为1:2a隹B B9体眄S】与4代始,赭在正四醐的中心,后麋荏 正四磷的顶点;即掩个0彼酉个正四醐所共取正四 解幅角为描淞 黔正四而作捅-个蔻的Sb m o原产』故辟中&原子与o原抒黜为1: （4x10）-!： 2（可普作是金刚成构中的跻成原子力娜入-个氧原 子带喝原子颇麒子）融?蜥*金聪翩腕解㈱点默 孑豚 醐 分孑瞬瞬翩刷向 代源测,械快溯蜘引蜘腾（肉 枷）;酬中刷C弱说CC邮稣 跚螂勰村f解琬瓣娜仪1舛 仅C桁双燃蝴;加;3四、分子晶体：1、定义：分子间通过分子间作用力形成的晶体2、范德华力：（1） .定义：分子之间的静电引力（2） .影响因素：结构相似的分子，分子量大的分子间作用力大；分子量相近的分子，极性大的分子间作用力大（3） .意义：影响物质的物理性质常见分子晶体：五、金属晶体：1、 定义：金属阳离子和自由电子间2、 说明：金属多采取紧密堆积结构，纯金属可以看作是由等径圆球紧密堆积而成的通过金属键所形成的晶体叫金属晶体3、 特点硬度和熔点相差的幅度很大，但多数金属硬度大，熔点高，有良好的导电、导热性和延展性金属晶体（三种密堆积）四晶体比较晶体类型离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体概念离子间离子键原子间共价键分子间分子力金属高子和*金属锲晶体质点阴、阳离子原子分子金属离子原子和e作用力离子键共价键二分子间力金属键物理性质熔沸点较高最高很低一股高少数低硬度较硬最硬硬度小多数硬少数软溶解性易溶于水难溶任何溶剂相似相溶难溶 ，导电性溶，熔可硅，石墨可部分水溶液可固、陪可实例盐 MOH MOC Si SiO2 SiCHX XOH HXO(I金属或合金物质熔沸点高低的比较1.晶体内微粒间作用力越大，熔沸点越高，只有分子晶体熔化时不破坏化学键 2.不同晶体（一般）：原子晶体〉离子晶体>分子晶体熔点范围：上千度〜几千度 > 近千度〜几百度 > 多数零下最多几百度离子晶体：比较离子键强弱，离子半径越小，电荷越多，陪沸点越高 MgO>Mg
