高考化学必背知识与解题秘籍手册模块1.8 物质结构和性质（选考）

①能量最低原理

原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道

②泡利不相容原理

每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋方向相反的电子

③洪特

规则

当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同

表示方法

举例

电子排布式

Cr：1s22s22p63s23p63d54s1

简化表示式

Cu：[Ar]3d104s1

价电子排布式

Fe：3d64s2

电子排布图(或轨道表示式)

O：

分类依据

类型

形成共价键的原子轨道重叠方式

σ键

电子云“头碰头”重叠

π键

电子云“肩并肩”重叠

形成共价键的电子对是否偏移

极性键

共用电子对发生偏移

非极性键

共用电子对不发生偏移

原子间共用电子对的数目

单键

原子间有一对共用电子对

双键

原子间有两对共用电子对

叁键

原子间有三对共用电子对

杂化类型

杂化轨道数目

杂化轨道间夹角

空间构型

实例

sp

2

180°

直线形

BeCl2

sp2

3

120°

平面三角形

BF3

sp3

4

109°28′

四面体型

CH4

代表物

杂化轨道数

中心原子杂化轨道类型

CO2

0＋2＝2

sp

CH2O

0＋3＝3

sp2

CH4

0＋4＝4

sp3

SO2

1＋2＝3

sp2

NH3

1＋3＝4

sp3

H2O

2＋2＝4

sp3

电子对数

成键对数

孤电子对数

电子对空间构型

分子空间构型

实例

键角

2

2

0

直线形

直线形

BeCl2

180°

3

3

0

三角形

平面正三角形

BF3

120°

2

1

V形

SnBr2

105°

4

4

0

正四面

体型

正四面体型

CH4

109°28′

3

1

三角锥型

NH3

107°

2

2

V形

H2O

105°

分子组成(A为中心原子)

中心原子的孤电子对数

中心原子的杂化方式

分子空间构型

实例

AB2

0

sp

直线形

BeCl2

1

sp2

V形

SO2

2

sp3

V形

H2O

AB3

0

sp2

平面三角形

BF3

1

sp3

三角锥型

NH3

AB4

0

sp3

正四面体型

CH4

配位数

空间构型

结构示意图

实例

2

直线形

[Ag(NH3)2]＋

[Ag(CN)2]－

4

正四面体

[ZnCl4]2

[Cd(CN)4]2－

[CoCl4]2－

[Cd(NH3)4]2

平面正方形

[PtCl4]2－

[Ni(CN)4]2－

[Cu(NH3)4]2＋

6

八面体

[AlF6]3－

[SiF6]2－

[Fe(CN)6]3－

范德华力

氢键

共价键

作用粒子

分子或原子(稀有气体)

氢、氟、氮、氧原子(分子内、分子间)

原子

特征

无方向性、无饱和性

有方向性、有饱和性

有方向性、有饱和性

强度比较

共价键＞氢键＞范德华力

影响强度

的因素

①随着分子极性和相对分子质量的增大而增大

②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

对于A—H……B—，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大

成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定

对物质性

质的影响

①影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质

②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔沸点升高，如F2＜Cl2＜Br2＜I2，CF4＜CCl4＜CBr4

分子间氢键的存在，使物质的熔沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔沸点：H2O＞H2S，HF＞HCl，NH3＞PH3

①影响分子的稳定性

②共价键键能越大，分子稳定性越强

类型

非极性分子

极性分子

形成原因

正电中心和负电中心重合的分子

正电中心和负电中心不重合的分子

存在的共价键

非极性键或极性键

非极性键或极性键

分子内原子排列

对称

不对称

晶体

晶体结构示意图

晶体中微粒分布详解

氯化钠晶体

Na＋和Cl－交替占据立方体的顶点而向空间延伸。在每个Na＋周围最近的等距离(设为a)的Cl－有6个(上、下、左、右、前、后)，在每个Cl－周围最近的等距离为Na＋亦有6个，这6个离子构成一个正八面体；在每个Na＋周围最近的等距离(必为a)的Na＋有12个(同层4个、上层4个，下层4个)，在每个Cl－周围最近的等距离的Cl－亦有12个

氯化铯晶体

每8个Cs＋、八个Cl－各自构成立方体，在每个立方体的中心有一个异种离子(Cs＋或Cl－)。在每个Cs＋周围最近的等距离(为/2)的Cl－有8个，在每个Cs＋周围最近的等距离(必为a)的Cs＋有6个(上、下、左、右、前、后)，在每个Cl－周围最近的等距离的C1－亦有6个

二氧化碳晶体

每8个CO2构成立方体且在6个面的中心又各占据1个C02。在每个CO2周围等距离(a/2，a为立方体棱长)最近的CO2有12个(同层4个、上层4个、下层4个)

金刚石晶体

每个C与另4个C以共价键结合，前者位于正四面体中心，后四者位于正四面体顶点。晶体中所有C-C键长相等、键角相等(均为109°28′)；晶体中最小碳环由6个C 组成且六者不在同一平面内；晶体中每个C参与了4条C-C键的形成，而在每条键中心的贡献只有一半，故C原子数与C-C键数之比为1:2

石墨晶体

层内存在共价键、金属键，层间以范德华力结合，兼具有原子晶体、金属晶体、分子晶体的特征。在层内，每个C与3个C形成C-C键，构成正六边形，键长相等，键角相等(均为120°)；在晶体中，每个C参与了3条C-C键的形成，而在每条键中的贡献只有一半，每个正六边形平均只占6×1/3=2个C，C原子个数与C-C键数之比为2：3

二氧化硅晶体

每个Si与4个O结合，前者在正四面体的中心，后四者在正四面体的顶点；同时每个0被两个正四面体所共用。正四面体内键角为109°28′，每个正四面体占有一个完整的Si，四个“半O原子”，故晶体中Si原子与O原子个数比为1：(4×1/2)=1：2

(可看作是金刚石结构中的每个碳原子之间插入一个氧原子，再将碳原子换成硅原子)

  三种典型结构类型

  体心立方晶格

    面心立方晶体

    密排六方晶格

    配位数

    8

    12

    12

常见金属晶体结构

(有些金属晶体可能有两种或三种晶格)

Li、Na、K、Rb、Cs、Ca、Sr、Ba、Ti、V、Nb、Ta、Cr、Mo、W、Fe

 Ca、Sr、Cu、Au、A1、Pb、NiPd、Pt

 Be、Mg、Ca、Sr、Co、Ni、Zn、Cd、Ti

 结构示意图

 空间利用率

    68.02％

    74.05％

    74.05％

 堆积形式

  体心立方密堆积

  面心立方最密堆积

    六方最密堆积

位置

顶点

棱边

面心

体心

贡献

1/8

1/4

1/2

1

1．依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断

(1)离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。

(2)原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。

(3)分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。

(4)金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。

2．依据晶体的熔点判断

(1)离子晶体的熔点较高，常在数百至一千摄氏度以上。

(2)原子晶体熔点高，常在一千摄氏度至几千摄氏度。

(3)分子晶体熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度。

(4)金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。

3．依据导电性判断

(1)离子晶体溶于水形成的溶液及熔融状态时能导电。

(2)原子晶体一般为非导体。

(3)分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。

(4)金属晶体是电的良导体。

4．依据硬度和机械性能判断

离子晶体硬度较大且脆。

原子晶体硬度大。

分子晶体硬度小且较脆。

金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。

(1)不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律

原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。

金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，汞、铯等沸点很低。

(2)原子晶体

原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。

(3)离子晶体

一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞MgCl2，NaCl＞CsCl。

(4)分子晶体

①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常高。如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。

②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。

③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO＞N2。

(5)金属晶体

金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al。