2020年高考化学考前必记 精华09 物质结构与性质

精华09  物质结构与性质

一、基态原子的核外电子排布

1．排布规律

(1)能量最低原理：基态原子核外电子优先占有能量最低的原子轨道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。

(2)泡利原理：每个原子轨道上最多只容纳2个自旋状态不同的电子。

(3)洪特规则：原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。

2．表示方法

(1)电子排布式

按电子排入各电子层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。如：Cu：1s22s22p63s23p63d104s1

(2)简化电子排布式

“[稀有气体]＋价层电子”的形式表示。如：Cu：[Ar]3d104s1

(3)电子排布图

用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。如S：。

二、元素的电离能和电负性

1． 元素的电离能

第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。

(1)原子核外电子排布的周期性

随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。

(2)元素第一电离能的周期性变化

随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：

同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；

同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。

【温馨提醒】同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。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。如Be、N、Mg、P。

(3)元素电离能的应用

①判断元素金属性的强弱。电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。

②判断元素的化合价。如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。

2． 元素的电负性

(1)元素电负性的周期性变化

元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。

随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。

(2)

三、分子构型

1． 分子构型与杂化轨道理论

杂化轨道的要点。当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。

2．分子构型与价层电子对互斥模型

价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤电子对。

(1)当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；

(2)当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。

3．中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断

(1)中心原子价层电子对数===σ键电子对数＋孤电子对数

(2)

      【温馨提醒】①配位原子是指中心原子以外的其它原子 (即与中心原子结合的原子)；          ②若是离子，则应加上或减去与离子所带的电荷数 (阴加阳减)；③氧、硫原子若为配位原子，则其化合价规定为"零”，若为中心原子，则价电子数为6。

(3)价层电子对互斥理论判断分子空间构型的具体方法

四、σ键、π键的判断

(1)由轨道重叠方式判断：“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键

(2)由共用电子对数判断：单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键

(3)由成键轨道类型判断：s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键

五、等电子体的确定

(1)等电子体：原子总数相同，价电子总数也相同的微粒。 如：CO和N2，CH4和NH4+。

(2)等电子体原理：等电子体具有相似的化学键特征，它们结构相似，物理性质相近，但化学性质不相同，此原理称为等电子体原理

(3)常见的等电子体及空间构型

(4)等电子体的寻找方法：原子总数相同、价电子总数相同的粒子互为等电子体，根据等电子体定义，寻找等电子体的常用方法就是换原子

六、配位键和配合物

1．配位键(一种特殊的共价键)

(1)孤电子对：分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称为孤电子对

(2)配位键的形成：成键的两个原子或离子一方提供孤电子对，一方提供空轨道而形成的共价键。即：共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键

(3)成键的性质：共用电子对对两个原子的电性作用

(4)配位键的表示方法：常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子。即：，如：NH可表示为

(5)成键条件：其中一个原子提供孤对电子，另一原子提供空轨道

2．配合物                                                          

(1)中心原子：提供空轨道接受孤对电子的原子叫中心原子。中心原子一般是带正电荷的金属离子(此时又叫中心离子)，过渡元素最常见

如：Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋

(2)配位体：含有并提供孤电子对的分子或离子，即电子对的给予体。常见的配位体：H2O、NH3、SCN—、CO、N2、X—、OH—、CN—      

(3)配位原子：配体中提供孤对电子的原子叫配位原子，如：H2O中的O原子，NH3中的N原子

(4)配离子：由中心原子(或离子)和配位体组成的离子叫做配离子，如：[Cu(NH3)4]2+、[Ag(NH3)2]+

(5)配位数：作为配位体直接与中心原子结合的离子或分子的数目，即形成的配位键的数目称为配位数

如：[Cu(NH3)4]2+的配位数为4，[Ag(NH3)2]+的配位数为2

(6)配离子的电荷数：配离子的电荷数等于中心离子和配位体电荷数的代数和

(7)内界和外界：配合物分为内界和外界，期中配离子称为内界，与内界发生电性匹配的的阳离子(或阴离子)称为外界，如：[Cu(NH3)4]SO4 的内界是[Cu(NH3)4]2+，外界是SO42—，配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分

即：[Cu(NH3)4]SO4===[Cu(NH3)4]2++SO42—，而内界很难电离，其电离程度很小，[Cu(NH3)4]2+Cu2++4NH3

3．配位键的强弱：配位键的强弱取决于配位体给电子的能力，配位体给出电子能力越强，则配位体与中心离子形成的配位键就越强，配合物也就越稳定

七、晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法

熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目。

A.NaCl(含4个Na＋，4个Cl－)     B.干冰(含4个CO2)      

C.CaF2(含4个Ca2＋，8个F－)     D.金刚石(含8个C)             

E.体心立方(含2个原子)         F.面心立方(含4个原子)

八、晶体计算类型归纳

1．常见原子晶体结构分析

2．常见分子晶体结构分析

3．常见离子晶体结构分析

4．常见金属晶体结构分析

(1)金属晶体的四种堆积模型分析

(2)金属晶胞中原子空间利用率计算：

①简单立方堆积：如图所示，原子的半径为r，立方体的棱长为2r，则V球＝πr3，V晶胞＝(2r)3＝8r3，空间利用率＝×100%＝×100%＝≈52%。

②体心立方堆积：如图所示，原子的半径为r，体对角线c为4r，面对角线b为a，由(4r)2＝a2＋b2得a＝r。1个晶胞中有2个原子，故空间利用率＝×100%＝×100%＝×100%＝≈68%。

③面心立方最密堆积：如图所示，原子的半径为r，面对角线为4r，a＝2r，V晶胞＝a3＝(2r)3＝16r3,1个晶胞中有4个原子，则空间利用率＝×100%＝×100%＝≈74%。

④六方最密堆积：如图所示，原子的半径为r，底面为菱形(棱长为2r，其中一个角为60°)，则底面面积S＝2r×r＝2r2，h＝r，V晶胞＝S×2h＝2r2×2×r＝8r3,1个晶胞中有2个原子，则空间利用率＝×100%＝×100%＝≈74%

(3)晶体密度的计算公式推导过程：若1个晶胞中含有x个微粒，则晶胞的物质的量为：n＝＝mol ，晶胞的质量为：m＝n·M＝g；密度为：ρ＝。