單元13物質的結構與性質考點一原子核外電子排布知識精講1．能層、能級與原子軌道(1)能層(n)核外電子按能量不同分成能層。通常用K、L、M、N……表示，能量依次增大。(2)能級同一能層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表示。(3)電子云與原子軌道核外電子的概率密度分布看起來像一片云霧，因而被形象地稱作電子云。量子力學把電子在原子核外的一個空間運動狀態稱為一個原子軌道。因此，常用電子云輪廓圖的形狀和取向來表示原子軌道的形狀和取向。原子軌道軌道形狀軌道個數能量關系s球形1①同一能層各能級能量順序：E(ns)＜E(np)＜E(nd)＜E(nf)②形狀相同的原子軌道能量的高低：E1s＜E2s＜E3s＜E4s……③同一能層內形狀相同而伸展方向不同的原子軌道的能量相等，如p能級三個互相垂直的軌道npx、npy、npz的能量相同p啞鈴形3d5f72.基態原子的核外電子排布(1)排布原則注意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，如基態24Cr原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1，而不是1s22s22p63s23p63d44s2。(2)填充順序——構造原理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：3．基態原子核外電子排布的表示方法表示方法以硫原子為例電子排布式1s22s22p63s23p4簡化電子排布式[Ne]3s23p4軌道表示式(或電子排布圖)價層電子排布式3s23p44.電子的躍遷與原子光譜(1)電子的躍遷(2)不同元素原子的電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。考點二原子結構與元素的性質知識精講1．原子結構與元素周期表的關系(1)原子結構與周期的關系原子的最大能層數＝周期序數(2)原子結構與族的關系①主族元素的價層電子排布特點主族ⅠAⅡAⅢAⅣA排布特點ns1ns2ns2np1ns2np2主族ⅤAⅥAⅦA排布特點ns2np3ns2np4ns2np5②0族元素的價層電子排布：He為1s2；其他為ns2np6。③過渡元素(副族和第Ⅷ族)的價層電子排布：(n－1)d1～10ns1～2。(3)原子結構與元素周期表分區的關系①元素周期表分區②各區價層電子排布特點分區價層電子排布s區ns1～2p區ns2np1～6(除He外)d區(n－1)d1～9ns1～2(除鈀外)ds區(n－1)d10ns1～2f區(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns22.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，通常用I1表示，單位：kJ·mol－1。(2)規律①同周期元素：從左至右第一電離能總體呈現增大的趨勢。其中第ⅡA族與第ⅢA族，第ⅤA族與第ⅥA族元素的第一電離能出現反常。②同族元素：從上到下第一電離能逐漸變小。③同種原子：逐級電離能越來越大。3．電負性(1)含義：不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。元素的電負性越大，表示其原子對鍵合電子的吸引力越大。(2)標準：以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0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①同周期元素從左至右，元素的電負性逐漸變大；②同族元素從上至下，元素的電負性逐漸變小。考點三共價鍵知識精講1．本質原子間通過共用電子對(原子軌道的重疊)所形成的相互作用。2．特征具有飽和性和方向性。3．分類分類依據類型形成共價鍵的原子軌道重疊方式σ鍵軌道“頭碰頭”重疊π鍵軌道“肩并肩”重疊形成共價鍵的電子對是否偏移極性鍵共用電子對發生偏移非極性鍵共用電子對不發生偏移原子間共用電子對的數目單鍵原子間有一對共用電子對雙鍵原子間有兩對共用電子對三鍵原子間有三對共用電子對4.鍵參數(1)概念(2)鍵參數對分子性質的影響①鍵能越大，鍵長越短，分子越穩定。②5．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NHeq\o\al(＋,4)可表示為在NHeq\o\al(＋,4)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，但是一旦形成之后，4個共價鍵就完全相同。6．等電子體(1)等電子原理原子總數相同、價電子總數相同的分子(即等電子體)具有相似的化學鍵特征，它們的許多性質相近，如CO和N2。(2)等電子原理的應用①利用等電子原理可以判斷一些簡單分子或離子的立體構型。如SO2和O3的原子數目和價電子總數都相等，二者互為等電子體，中心原子都是sp2雜化，都是V形結構。②確定等電子體的方法(舉例)eq\x(CO)eq\o(→,\s\up7(把O換成前一個原子N),\s\do5(少了1個電子，再得1個電子))eq\x(CN－)eq\o(→,\s\up7(把N換成前一個原子C),\s\do5(少了1個電子，再得1個電子))eq\x(C\o\al(2－,2))eq\x(CO)eq\o(→,\s\up7(把C換成后一個原子N多1個電子),\s\do5(把O換成前一個原子N少1個電子))eq\x(N2)(3)常見的等電子體歸納微粒通式價電子總數立體構型CO2、SCN－、NOeq\o\al(＋,2)、Neq\o\al(－,3)AX216e－直線形COeq\o\al(2－,3)、NOeq\o\al(－,3)、SO3AX324e－平面三角形SO2、O3、NOeq\o\al(－,2)AX218e－V形SOeq\o\al(2－,4)、POeq\o\al(3－,4)AX432e－正四面體形POeq\o\al(3－,3)、SOeq\o\al(2－,3)、ClOeq\o\al(－,3)AX326e－三角錐形CO、N2AX10e－直線形CH4、NHeq\o\al(＋,4)AX48e－正四面體形考點四分子的空間結構知識精講1．價層電子對互斥模型(1)理論要點①價層電子對在空間上彼此相距最遠時，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。(2)用價層電子對互斥模型推測分子的空間結構的關鍵是判斷分子中的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)，b是與中心原子結合的原子最多能接受的電子數，x是與中心原子結合的原子數。(3)實用實例價層電子對數σ鍵電子對數孤電子對數價層電子對立體構型分子立體構型實例220直線形直線形CO2330平面三角形平面三角形BF321V形SO2440四面體形正四面體形CH431三角錐形NH322V形H2O2．雜化軌道理論(1)理論要點：中心原子上若干不同類型(主要是s、p軌道)、能量相近的原子軌道混合起來，重新組合成同等數目、能量完全相同的新軌道。(2)雜化軌道的類型(3)中心原子的雜化軌道數和雜化類型判斷雜化軌道用來形成σ鍵和容納孤電子對，所以有關系式：雜化軌道的數目＝中心原子上的孤電子對數＋中心原子的σ鍵電子對數(與中心原子直接相連的原子個數)＝中心原子的價層電子對數(4)分子(ABn型)、離子(ABeq\o\al(m±,n)型)的空間結構分析示例實例價層電子對數(即雜化軌道數)σ鍵電子對數孤電子對數中心原子的雜化軌道類型VSEPR模型分子或離子的空間結構BeCl2220sp直線形直線形CO2直線形直線形BF3330sp2平面三角形平面三角形SO221V形CH4440sp3四面體形正四面體形NH331三角錐形H2O22V形COeq\o\al(2－,3)330sp2平面三角形平面三角形NHeq\o\al(＋,4)440sp3四面體形正四面體形判斷分子中中心原子的雜化軌道類型的方法(1)根據VSEPR模型、中心原子價層電子對數判斷如(ABm型)中心原子的價層電子對數為4，中心原子的雜化軌道類型為sp3；價層電子對數為3，中心原子的雜化軌道類型為sp2；價層電子對數為2，中心原子的雜化軌道類型為sp。(2)根據分子或離子中有無π鍵及π鍵數目判斷沒有π鍵的為sp3雜化，如CH4中的C原子；含1個π鍵的為sp2雜化，如甲醛中的C原子以及苯環中的C原子；含2個π鍵的為sp雜化，如二氧化碳分子和乙炔分子中的碳原子。考點五分子間作用力與分子的性質知識精講1．分子間作用力及其對性質的影響范德華力氫鍵存在分子間普遍存在已經與電負性很大的原子形成共價鍵的氫原子與另一個電負性很大的原子之間特征無方向性、無飽和性具有一定的方向性和飽和性強度共價鍵＞氫鍵＞范德華力影響其強度的因素①組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，范德華力越大；②分子的極性越大，范德華力越大對于A—H…B，A、B的電負性越大，B原子的半徑越小，氫鍵鍵能越大對物質性質的影響范德華力主要影響物質的物理性質，如熔、沸點等。范德華力越大，物質的熔、沸點越高分子間氫鍵的存在，使物質的熔、沸點升高，分子內氫鍵使物質的熔、沸點降低，對電離、溶解度等產生影響2.分子的性質(1)分子的極性類型非極性分子極性分子形成原因正電中心和負電中心重合的分子正電中心和負電中心不重合的分子存在的共價鍵非極性鍵或極性鍵非極性鍵或極性鍵分子內原子排列對稱不對稱鍵的極性、分子空間構型與分子極性的關系類型實例鍵的極性空間構型分子極性X2H2、N2非極性鍵直線形非極性分子XYHCl、NO極性鍵直線形極性分子XY2(X2Y)CO2、CS2極性鍵直線形非極性分子SO2極性鍵eq\a\vs4\al(V)形極性分子H2O、H2S極性鍵eq\a\vs4\al(V)形極性分子XY3BF3極性鍵平面正三角形非極性分子NH3極性鍵三角錐形極性分子XY4CH4、CCl4極性鍵正四面體形非極性分子(2)物質的溶解性①“相似相溶”的規律：非極性溶質一般能溶于非極性溶劑，極性溶質一般能溶于極性溶劑。②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。③隨著溶質分子中憎水基個數的增多，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)分子的手性具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能疊合，互稱手性異構體(或對映異構體)。有手性異構體的分子叫手性分子。(4)無機含氧酸分子的酸性對于同一種元素的無機含氧酸來說，該元素的化合價越高，其含氧酸的酸性越強。如果把含氧酸的通式寫成(HO)mROn，R相同時，n值越大，R的正電性越高，R—O—H中的氧原子的電子就會越向R偏移，在水分子的作用下，就越容易電離出H＋，酸性也就越強。如H2SO3可寫成(HO)2SO，n＝1；H2SO4可寫成(HO)2SO2,n＝2。所以酸性：H2SO4eq\a\vs4\al(>)H2SO3。同理，酸性：HNO3eq\a\vs4\al(>)HNO2，HClO4eq\a\vs4\al(>)HClO3eq\a\vs4\al(>)HClO2eq\a\vs4\al(>)HClO。分子極性的判斷方法(1)只含非極性鍵的分子一定是非極性分子，如H2、P4等。(2)含極性鍵的雙原子分子一定是極性分子，如HCl、CO等。(3)ABn(n≥2)型分子：①根據分子結構判斷若分子是對稱的(直線形、正三角形、正四面體形等)，極性鍵的極性向量和等于零時，為非極性分子，否則是極性分子。如CH4、CO2等含有極性鍵，是非極性分子；H2O、NH3等含有極性鍵，是極性分子。②利用孤電子對判斷若中心原子A中無孤電子對，則為非極性分子；若有孤電子對，則為極性分子。③利用化合價判斷若中心原子A的化合價的絕對值等于該元素所在的主族序數，則為非極性分子；若不等，則為極性分子。如BCl3、CO2是非極性分子；SO2、NF3是極性分子。考點六晶體與晶胞知識精講1．晶體與非晶體(1)晶體與非晶體的比較晶體非晶體結構特征原子在三維空間里呈周期性有序排列原子排列相對無序性質特征自范性有無熔點固定不固定異同表現各向異性各向同性二者區別方法間接方法看是否有固定的熔點或根據某些物理性質的各向異性科學方法對固體進行X射線衍射實驗(2)獲得晶體的途徑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。2．晶胞(1)概念：晶胞是描述晶體結構的基本單元，是從晶體中“截取”出來具有代表性的最小重復單元。(2)晶體中晶胞的排列——無隙并置①無隙：相鄰晶胞之間沒有任何間隙。②并置：所有晶胞平行排列、取向相同。(3)晶胞中微粒數的計算方法——均攤法①長方體(包括立方體)晶胞中不同位置的粒子數的計算：如某個粒子為N個晶胞所共有，則該粒子有eq\f(1,N)屬于這個晶胞。中學中常見的晶胞為立方晶胞，立方晶胞中微粒數的計算方法如圖1。②非長方體晶胞在六棱柱(如圖2)中，頂角上的原子有eq\f(1,6)屬于此晶胞，面上的原子有eq\f(1,2)屬于此晶胞，因此六棱柱中鎂原子個數為12×eq\f(1,6)＋2×eq\f(1,2)＝3，硼原子個數為6。晶胞中粒子配位數的計算一個粒子周圍最鄰近的粒子的數目稱為配位數(1)晶體中原子(或分子)的配位數：若晶體中的微粒為同種原子或同種分子，則某原子(或分子)的配位數指的是該原子(或分子)最接近且等距離的原子(或分子)的數目。(2)離子晶體的配位數：指一個離子周圍最接近且等距離的異種電性離子的數目。考點七晶體類型、結構與性質知識精講1．四種晶體類型的比較類型比較分子晶體共價晶體金屬晶體離子晶體構成粒子分子原子金屬陽離子、自由電子陰、陽離子粒子間的相互作用力范德華力(某些含氫鍵)共價鍵金屬鍵離子鍵硬度較小很大有的很大，有的很小較大熔、沸點較低很高有的很高，有的很低較高溶解性相似相溶難溶于一般溶劑一般不溶于水，少數與水反應大多易溶于水等極性溶劑導電、傳熱性一般不導電，溶于水后有的導電一般不具有導電性，個別為半導體電和熱的良導體晶體不導電，水溶液或熔融態導電2．過渡晶體大多數晶體是這四種晶體類型之間的過渡晶體，以離子晶體和共價晶體之間的過渡為例，如Na2O、Al2O3中既有離子鍵成分，也有共價鍵成分，Na2O中離子鍵成分占62%，因而通常當作離子晶體來處理，Al2O3中離子鍵成分占41%，因而通常當作共價晶體來處理。3．常見晶體結構模型(1)共價晶體①金剛石晶體中，每個C與相鄰4個C形成共價鍵，C—C—C夾角是109°2