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物质结构与性质 知识体系

1．核电荷数(Z) ＝ 核内质子数 ＝ 核外电子数

质量数(A) ＝ 质子数(Z) + 中子数(N)

2．①原子结构示意图和离子结构示意图

②原子的电子排布式：钠 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1或【Ne】3s1

钪 21Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2或【Ar】3d1 4s2

铬 24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1或【Ar】3d5 4s1 (半充满)

铜 29Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1或【Ar】3d10 4s1 (全充满)

锌 30Zn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2或【Ar】3d10 4s2

砷 33As 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3或【Ar】3d10 4s2 4p3

③原子的轨道表示式：钠 11Na

钪 21Sc

铬 24Cr (半充满)

铜 29Cu (全充满)

锌 30Zn

砷 33As

④用电子式表示离子键的形成过程

⑤几个重要的电子式

⑥几个重要的电子式

⑦结构式：用短线表示共用电子对

3．简单微粒半径的比较方法:

①同周期元素，随原子序数递增，原子半径逐渐减小。 例：rNa＞rMg＞rAl＞rSi＞rp＞rs＞rCl

②同主族元素，随电子层数递增，原子半径逐渐增大。 例：rLi＜rNa＜rk＜rRb＜rCs

③具有相同电子层结构的粒子，核电荷数越多，粒子半径越小。 例：rO2–＞rF–＞rNe＞rNa+＞rMg2+＞rAl3+

④同种元素，阴离子半径大于原子半径，原子半径大于阳离子半径，低价阳离子半径大于高价阳离子半径。

例：rCl–＞rCl ，rFe＞rFe2+＞rFe3+

4．10个电子的微粒：

①分子：Ne、 HF 、H2O、 NH3 、CH4 ;

②阳离子：Na+、Mg2+、 Al3+、 NH4+ 、H3O+;

③阴离子： F– 、OH–

5．18个电子的微粒：

①分子：Ar、 HCl 、H2S、 PH3 、SiH4、CH3OH、H2O2、F2、N2H4 、C2H6;

②阳离子：K+、Ca2+;

③阴离子： Cl– 、S2–、HS–

6．元素周期表的结构 ---- 7个横行7个周期、18纵行16个族

①周期：横行称作周期；周期序数 ＝ 电子层数

3个短周期(1、2、3周期);3个长周期(4、5、6周期);1个不完全周期(7周期) 。

②族：纵行称作族；主族序数＝最外层电子数＝价电子数＝最高正化合价数＝8 - ?最低负化合价数?

7个主族(IA ～ ⅦA)-----------由长周期元素和短周期元素共同构成的族;

7个副族(IB ～ ⅦB)-------------只由长周期元素构成的族; 1个Ⅷ族(第8、9、10三个纵行); 1 个0族。

主族序数 ＝ 最外层电子数 ＝ 价电子数 ＝ 最高正化合价数 ＝ 8 - ?最低负化合价数?

ⅣA ～ ⅦA族：?最高正化合价数? + ?最低负化合价数?＝ 8

族序数

ⅣA

ⅤA

ⅥA

ⅦA



最高正化合价数+最低负化合价数

0

2

4

6





7．元素周期表的分区：s区(ⅠA族、ⅡA族)、p区(ⅢA族～ⅦA族和0族)、d区(ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族)、ds区(ⅠB族、ⅡB族)和f区(镧系和锕系元素)

8．同素异形体：由同种元素组成的不同单质。如金刚石、石墨、无定形碳和C60;红磷、白磷(P4);氧气、臭氧(O3)等。

同位素：质子数相同，中子数不相同的核素。如氕 1 1H (H)、氘 2 1H (D)、氚 3 1H (T); 12C、13C 和14C ; 168O和188O等。

同分异构体：分子式相同，结构式不相同的化合物。如 乙醇和二甲醚、正丁烷和异丁烷等。

同系物：结构相似，分子组成上相差1个或若干个CH2原子团的化合物。如 甲烷 乙烷 丙烷等。

9．元素性质的递变规律：

①在同一周期中,从左到右，随着核电荷数依次增多，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

原因：从左到右，随着核电荷数依次增多, 原子半径逐渐减小, 核对最外层电子引力逐渐增强,失去电子的能力逐

渐减弱，得电子的能力逐渐增强。因此元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

②在同一主族中,从上到下，随着电子层数依次增多, 元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

原因：从上到下，随着电子层数依次增多, 原子半径逐渐增大, 核对最外层电子引力逐渐减弱, 失去电子的能力逐

渐增强，得电子的能力逐渐减弱。因此元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

10．元素金属性的强弱判断(本质----原子越易失电子，元素金属性越强)：

①单质跟水(或非氧化性酸)发生置换反应，生成氢气的快慢和难易程度；

②元素最高价氧化物对应水化物(最高价氢氧化物)的碱性强弱；

③元素在金属活动顺序表中的位置，元素位置越靠前，金属性越强；

④单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强。若xn++y
x+ym+ 则元素y比元素x金属性强。

11．元素非金属性的强弱判断(本质----原子越易得电子，元素非金属性越强)：

①单质跟氢气发生化合反应，生成气态氢化物的难易程度以及气态氢化物稳定性；

②最高价氧化物对应水化物(最高价含氧酸)的酸性强弱；

③单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，元素非金属性越强。若An–+B
Bm–+A 则元素B比元素A非金属性强；

④与变价金属元素的单质反应，所得的化合物中变价金属元素的化合价。

△、同主族元素气态氢化物稳定性、最高价氧化物对应水化物酸性(碱性)比较情况

最高价氧化物对应水化物碱性: LiOH＜NaOH＜KOH Be (OH)2＜Mg (OH)2 ＜Ca (OH)2



气态氢化物稳定性: SiH4＜CH4 AsH3＜PH3＜NH3 H2Se＜H2S＜H2O HBr＜HCl＜HF



最高价氧化物对应水化物酸性: H2SiO3＜H2CO3 H3AsO4＜H3PO4＜HNO3 H2SeO4＜H2SO4 HBrO4＜HClO4



12．元素第一电离能（I1）变化规律：同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈增大的趋势，碱金属元素第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大；ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA族元素的第一电离能(ns轨道全充满)；ⅤA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素的第一电离能(np轨道半充满)；同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减少。

13．元素电负性的变化规律：同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大(表明其得电子的能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强)；同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势(表明其得电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱)。

14．化学键类型：

①金属键：金属离子与自由电子之间的强烈的相互作用。金属键的强弱取决于金属的原子化热（1mol金属固体完

全气化成相互远离的气态原子时吸收的能量）的大小。金属阳离子所带电荷数越多、金属阳离子半径越小，金属键越

强，金属晶体熔沸点越高。例 晶体熔沸点： Li＞Na＞K ； Na＜Mg＜Al 。

②离子键：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键。离子键强弱取决于晶格能U（拆开1mol离子晶体使之形成气

态阴离子和阳离子所吸收的能量。）的大小。阴阳离子所带电荷数越多、阴阳离子半径越小，离子键越强，离子晶体熔沸点越高。例 晶体熔沸点： LiCl＞NaCl＞KCl ； NaF＜MgF2＜AlF3 。

③共价键：原子间通过共用电子对而形成的强烈相互作用。（当成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成公用电子对，两电子核间的电子密度增加，体系的能量降低。）

在101kPa、298K条件下，1mol气态AB分子生成气态A原子和气态B原子所吸收的能量，称作AB间共价键的键能。键能大小可定量地表示化学键的强弱程度。键能越大，断开时需要吸收的能量越多，化学键越牢固，含有该键的分子越稳定 。两成键原子核之间的平均距离叫键长。键长越短、键能越大，键越牢固，分子越稳定。

a极性共价键（极性键）：不同的原子形成的共价键，共用电子对发生偏向。如 H—Cl

b非极性共价键（非极性键）：相同的原子形成的共价键，共用电子对不发生偏向。如 N≡N

c配位键：由一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成共价键。如 NH4+、H3O+

△共价键的键能与化学反应热

①化学反应的实质：旧键断裂（吸收能量），新键生成（释放能量）。

②化学反应热：如果化学反应中旧化学键断裂所吸收的总能量大于XX学键生成所放出的总能量，该化学反应通常为吸热反应；如果化学反应中旧化学键断裂所吸收的总能量小于XX学键生成所放出的总能量，该化学反应通常为放热反应。反映物和生成物中化学键的强弱直接决定着化学反应过程中的能量变化。

例：已知键能 N≡N 946KJ·mol-1 ， O＝O 498KJ·mol-1 ，N—O 632KJ·mol-1 。求N2（g）和O2（g）生成NO（g）过程中的能量变化。

解：N2（g）+ O2（g）＝2 NO（g） △H＝+180KJ·mol-1

△H＝（+946KJ·mol-1）×1+（+498KJ·mol-1）×1+（-632KJ·mol-1）×2＝+180KJ·mol-1

15．共价键的成键类型：

①σ键：原子轨道沿核间连线方向以“头碰头”的方式重叠形成的共价键。

②π键：原子轨道在核间连线两侧以“肩碰肩”的方式重叠形成的共价键。

△单键全部是σ键；双键一个是σ键，一个是π键；叁键一个是σ键，两个是π键。

16．分子间作用力：分子间存在着将分子聚集在一起的作用力。分子间作用力实质上是一种静电作用，它比化学键弱得多。范德华力和氢键是两种最常见的分子间作用力。

①范德华力是一种普遍存在于固体、液体和气体分子之间的作用力。组成和结构相似的分子，其范德华力一般随着

相对分子质量的增大而增大(含氢键的化合物除外) 。例 范德华力：CH4＜SiH4＜GeH4

②氢键（特殊的分子间作用力）：一个水分子中相对显正电性的氢原子，与另一个水分子中相对显负电性的氧原子的孤电子对接近并产生相互作用。氢键通常用X—H…Y表示，其中，X和Y代表电负性大而原子半径小的非金属原子，如氟、氧、氮等。氢键使相应的物质熔化或气化时需要消耗较多的能量，所以这些物质有具有较高的熔点和沸点。氢键还会影响物质的溶解性等性质。HF、H2O、NH3和对羟基苯甲酸、乙醇等物质中含有氢键。（右图为冰晶体中，水分子与相邻的4个水分子形成的氢键)

△分子间氢键导致HF、H2O、NH3具有较高熔沸点。分子内氢键导致物质的熔沸点降低，

例 邻羟基苯甲酸（分子内氢键）的熔沸点小于对羟基苯甲酸（分子间氢键）的熔沸点。

17．晶体的结构与性质：

类型

金属晶体

原子晶体

离子晶体

分子晶体



结构

构成微粒

金属原子、金属离子、自由电子

原子

阴离子、阳离子

分子





作用力

静电作用

共价键

离子键

分子间作用力



性

质

硬度

跨度很大

很大

较大

很小





熔沸点

跨度很大

很高

较高

很低





导电能力

固体时是电的良导体，熔融状态

时能导电

一般不导电，有些

是半导体

固体不导电，熔化

或溶于水后导电

固体不导电，有

些溶于水后导电





溶解性

——

难熔

易溶于极性溶剂：水

相似相溶



实例

钠、镁、铝等金属单质

晶体硼、金刚石、

晶体Si、SiO2、SiC

大多数盐、强碱等

干冰、磷酸等



△①合金：由两种或两种以上的金属(或金属跟非金属)熔合而成的具有金属特性的物质叫合金。

②合金的特性：合金比它的成分金属具有良好的物理的、化学的或机械的等方面的性能；合金有固定的熔点。合金的强度和硬度都大于成分金属。一般地说，合金的熔点比其各成分金属的熔点都低。

△ 长方体或正方体晶胞中原子个数计算方法：

① 晶胞体内（原子为单个晶胞所有）：原子个数×1 ；

② 晶胞面上（原子为两个晶胞所有）： ；

③ 晶胞棱上（原子为四个晶胞所有）： ；

④ 晶胞顶点（原子为八个晶胞所有）： 。

△离子晶体：阴、阳离子通过静电作用所形成的晶体。例 NaCl、KOH、Na2O2、NH4Cl、NH4NO3等。离子晶体熔沸点高、硬度大。

①组成离子晶体的粒子—阳离子和阴离子；相互作用—阳离子和阴离子之间的静电作用（离子键）；离子键强弱判断—阴阳离子半径的大小及阴阳离子所带电荷数的多少（阴阳离子半径越小、阴阳离子所带电荷数越多，离子键越强，离子晶体熔沸点越高。例 离子晶体熔沸点：NaF＜MgF2＜AlF3 ; LiCl＞NaCl＞KCl ）。

②典型的离子晶体：

a NaCl晶体：每个Na+ 紧邻6个Cl–，每个Cl–紧邻6个Na+；

每个Na+ 与12个Na+距离最近且相等。

b CsCl晶体：每个Cs+ 紧邻8个Cl–，每个Cl– 紧邻8个Cs+；

每个Cs+ 和6个Cs + 距离最近且相等。

△原子晶体：原子间以共价键相结合形成空间网状结构的晶体。例

金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅、晶体硼、氮化硅等。原子晶体

熔沸点很高、硬度很大。

①组成原子晶体的粒子—原子；相互作用—共价键 ；共价键强弱判断— 键

长越短，键能越大，键越牢固（原子半径越小，键长越短，键能越大，原子晶

体熔沸点越高。例 原子晶体熔沸点：金刚石＞二氧化硅＞碳化硅＞晶体硅）。

②典型的原子晶体

a 金刚石晶体（或晶体硅）：

正四面体空间网状结构，最小的碳环中含有6个碳原子，即为六元环。

b SiO2晶体 :

每个硅原子跟4个氧原子以共价键结合，每个氧原子跟2个硅原子以共价键

相结合形成正四面体空间网状结构；

晶体中最小的环中含有6个硅原子和6个氧原子，即形成十二元环；

XXXXX石墨晶体 ：（石墨晶体不是原子晶体，而是原子晶体和分子晶体之间的一种过渡型晶体）

①层状结构，最小碳环为平面正六边形，即为六元环(在同一平面上)；

②每个碳原子为3个六元环所共有，每个C-C键为2个六元环所共有；

③每个六元环中平均含有：N(C)=6×1/3=2 N(C-C键)=6×1/2=3

即（碳原子数）?（C-C键键数）=2?3

△分子晶体：分子通过分子间作用力构成的固态物质。例 干冰、冰、碘单质、白磷、

晶体氖等。分子晶体熔沸点较低、硬度较小。

①组成分子晶体的粒子—分子； 相互作用—分子间作用力； 分子间作用力大小的判断

—对分子质量越大，分子间作用力越大（结构相似的分子晶体，随着相对分子质量的递增，

熔沸点逐渐升高，含氢键的化合物除外。例分子晶体熔沸点：H2S＜H2Se＜H2Te ）。

②典型的分子晶体—干冰

每个CO2分子周围与12个CO2分子的距离最近且相等。

18．杂化轨道与分子的空间构型

①正四面体（键角109°28′）结构的分子或离子的中心原子，一般采用sp3(4个σ键)杂化轨道形成化学键。如：CH4、SiH4、CCl4、SiCl4、NH4+(金刚石中的碳原子、晶体硅和石英晶体中的硅原子)等。

②平面三角形（键角120°）构型的分子或离子的中心原子，一般采用sp2(3个σ键)杂化轨道形成化学键。如：BF3、CH2＝CH2、 等。

③直线形（键角180°）的分子或离子的中心原子，一般采用sp(2个σ键)杂化轨道形成化学键。如：CO2、CS2、CH≡CH、BeCl2、HCN等。

④NH3分子的空间构型是三角锥形（NH3分子中孤电子对比成键电子对更接近原子核，它对成键电子对的排斥作用较大）。NH3或PH3或H3O+的杂化方式为sp3杂化，空间构型是三角锥形，键角107°18′。

⑤H2O分子的空间构型是V形（H2O分子中存在的两对孤电子对，对成键电子对的排斥作用较大）。H2O或H2S的杂化方式为sp3杂化，分子的空间构型是V形，键角104°30′。

△等电子原理：具有相同价电子和相同原子数的分子或离子具有相同的结构特征（中心原子杂化方式相同，分子空间构型相同）。例：CO、N2、CN–的原子数目和价电子总数都相等，它们互为等电子体，中心原子都是sp杂化，都形成直线形结构；SiCl4、SiO44–、SO42–的原子数目和价电子总数都相等，它们互为等电子体，中心原子都是sp3杂化，都形成正四面体立体构型。

△分子的极性

⑴极性分子：由极性键或极性键和非极性键形成的空间结构不对称的分子。例：H2O、NH3、H2O2等。

⑵非极性分子：

①只由非极性键形成的空间结构对称的分子。例：H2、N2、P4等；

②由极性键或极性键和非极性键形成的空间结构对称的分子。例：BF3、CO2（CS2）、CH4（SiH4、CCl4、SiCl4）、CH2＝CH2、CH≡CH、 、BeCl2

△相似相溶原理：极性分子易溶于极性分子所形成的溶剂；非极性分子易溶于非极性分子所形成的溶剂。

△常见物质的键角

CH4

NH3

H2O

BF3

C2H4

C6H6

CO2

C2H2

P4



键角

109°28′

107°18′

104°30′

120°

120°

120°

180°

180°

60°



空间构型

正四面体

三角锥型

V型

正三角形

平面型

平面正六边形

直线型

直线型

正四面体



△手性碳原子：当四个不同的原子或基团连接

在碳原子上，形成的化合物存在手性异构体。其

中，连接四个不同的原子或基团的碳原子称为手

性碳原子。每个手性碳原子所连接的原子或基团

在空间的排布就像左右手关系（或实物与其镜像关系）

那样，相似但不能重叠。

19． 配合物

①配合物：由提供孤电子对的配位体与接收孤电子对的中心原子以配位键结合形成的化合物。

AgNO3 + NH3·H2O = AgOH↓ + NH4NO3 Ag+ + NH3·H2O = AgOH↓ + NH4+

AgNO3 + 2NH3·H2O = Ag（NH3）2NO3 + 2H2O Ag+ + 2NH3·H2O = Ag（NH3）2+ + 2H2O

CuSO4+4NH3·H2O＝【Cu (NH3)4】SO4+4H2O Cu2++4NH3·H2O＝【Cu (NH3)4】2++4H2O

ZnSO4+4NH3·H2O＝【Zn (NH3)4 内容过长，仅展示头部和尾部部分文字预览，全文请查看图片预览。 5】2– Fe3++6SCN–＝【Fe（SCN）6】3–

②配合物的内界(难电离)和外界(易某某)：（以【Zn(NH3)4】SO4为例）

【Zn(NH3)4】SO4＝【Zn(NH3)4】2++SO42–

【Zn(NH3)4】SO4中，Zn2+与NH3以配位键相结合，形成配合物的内界【Zn(NH3)4】2+，SO42–为配合物的外界。Zn2+接受4个NH3分子中氮原子提供的孤电子对，形成4个配位键。Zn2+提供空轨道接受孤电子对是中心原子；NH3分子中氮原子提供的孤电子对，是配位原子，NH3分子是配位体；【Zn(NH3)4】2+中，Zn2+的配位数是4。

练习：已知Ti3+可形成配位数为6的配合物。现有紫色和绿色两种含钛晶体，其组成均为TiCl3·6H2O。为测定这两种晶体的化学式，设计了如下实验：a．分别取等质量的两种晶体的样品配成溶液；b．向两种溶液中分别滴入AgNO3溶液，均产生白色沉淀；c．沉淀完全后分别过滤得两份沉淀，经洗涤干燥后称量发现：其沉淀质量：绿色晶体为紫色晶体的2/3。则绿色晶体配合物的化学式为 [TiCl(H2O)5]Cl2·H2O 。

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