《物质结构与性质》精华知识点
课本：1、熟记1-36号元素电子排布
1、核电荷数从1到18的元素的原子结构示意图
《物质结构与性质》精华知识点
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si p S Cl Ar
2、原子的核外电子排布式和外围电子（价电子）排布式（原子核外电子排布时，先排4s后排3d，形成离子时先失去最外层电子）
核外电子排布式 外围电子排布式 核外电子排布式 外围电子排布式
62
3d64s2 26Fe：[Ar]3d4s3+5
26Fe：[Ar]3d
26Fe2+：[Ar]3d6 3d6
3d5 29Cu：[Ar]3d104s1 3d104s1
29Cu 2+：[Ar]3d9 3d9
＋
+10
3d10 29Cu：[Ar]3d24Cr：
[Ar]3d54s1 3d54s1 24Cr3[Ar] 3d3 3d3
25Mn [Ar]3d54s2 3d5 4s2
30Zn : [Ar]3d104s2 3d104s2 30Zn2+ [Ar]3d10 3d10
2+
[Ar]3d2 3d2 22Ti31Ga[Ar]3d
10
4s24P1 4s24P1 32Ge[Ar]3d104s24P2 4s24P2
1023
4s24P3 33As: [Ar]3d4s4P 24Se: [Ar]3d104s24P3 4s24P3
3、元素周期表（对应选择第11题）
（1）同周期，原子半径减小，同主族原子半径增加；对于电子层结构相同的离子来说，核电
－－
荷数越大，离子半径越小：Al3+＜Mg2+＜Na+＜F＜O2- Ca2+＜K+＜Cl＜S2-
（2）p轨道有2个未成对电子，有P2和P4。C:2S22P2 、Si:3S23P2、O：2S22P4、S：3S23P4 （3）（3S23P6 3d10）第三周期内层电子全充满，Cu和Zn
（4）Cr：3d54s1， 6个未成对电子数，第四周期未成对电子数最多
（5）氟元素的非金属性最强，因此：①F无正价②气态氢化物中最稳定的是HF。 （6）最高价含氧酸酸性最强的是：高氯酸（HClO4）
（7）Al元素：原子有三个电子层，简单离子在本周期中半径最小
（8）某元素的最高价氧化物对应的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，则该元素是：氮 （氨气和硝酸反应生成硝酸铵）。
1
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（9）气态氢化物的稳定性：（同周期增强，同主族减弱）CH4< NH3< H2O HF＞HCl＞HBr＞HI H2O＞H2S＞H2Se NH3＞PH3 CH4＞SiH4 （10）最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱：（同周期增强，同主族减弱） H 2SiO3< H3PO4< H2SO4 （11）最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱：（同周期减弱，同主族增强） NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 KOH＞NaOH＞LiOH 4、元素周期表中区的划分（5 个区） s区：ⅠA、ⅡA p区：ⅢA～ⅦA、0族 d区：ⅢB～ⅦB、Ⅷ ds区：ⅠB、ⅡB f区： 镧系、锕系 5、电离能 （1）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(Be>Mg>Ca )。 （2）熟记：第一电离能：N＞O＞C N＞O＞S （3） 第一电离能：Li ＜B ＜Be ＜C＜ O＜ N＜ F （Be 2s2 ，2S全满；N 2s22P3，2P半满） Na＜ Al＜ Mg＜ Si＜S＜P＜Cl （Mg 3s2 ，3S全满；P 3s23P3，3P半满） 6、电负性 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。 F电负性最大，电负性无反常现象。电负性：O ＞N＞C ，O＞S 7、氢键 （1）使物质有较高的熔沸点：①沸点NH3> PH3（NH3分子间形成氢键） ② 沸点H2O> H2S（H2O分子间形成氢键）③沸点HF> HCl④C2H5OH沸点高于CH3OCH3（C2H5OH分子间形成氢键）⑤CH3COOH沸点高于CH3COOCH3（CH3COOH分子间形成氢键）HCOOH沸点高于HCOOCH3（HCOOH分子间形成氢键）。 （2）使物质易溶于水：如NH3、C2H5OH、CH3CHO、CH3COOH、H2O2等易溶于水（某分子与水分子形成氢键，如C2H5OH与水分子形成氢键）。 （3）解释一些现象：水结冰体积膨胀（水分子间形成氢键，体积大，密度小）。 8．物质溶沸点的比较 （1）同类晶体 ①离子晶体的熔、沸点取决于离子键的强弱，通常离子半径越小、离子所带电荷数多，晶格能越强，熔、沸点越高。如MgO＞NaCl、NaCl＞KCl, MgO＞CaO。 ②原子晶体的熔、沸点取决于共价键的键长和键能，键长越短、键越牢固，熔、沸点越高。如：金刚石＞金刚砂＞晶体硅。 ③分子晶体的熔、沸点取决于分子间作用力的大小，相对分子质量越大，熔、沸点越高。 分子间作用力越强，熔、沸越高（F2 2 《物质结构与性质》精华知识点 ④同类金属晶体中，金属离子半径越小，阳离子带电荷数越高，金属键越强，熔、沸点越高，如：Li＞Na＞K，Na＜Mg＜Al。 （2）不同类型的晶体（金属晶体除外），熔、沸点高低顺序为：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。如：SiO2 ＞CO2 SiO2 ＞NaCl＞SiCl4 9、杂化 （1）公式:对于ABm型分子(A为中心原子，B为配位原子)，分子的价电子对数可以通过下式确定： 孤电子对数＝1/2(a-xb) ★★★价电子对数即杂化轨道数，杂化轨道数=σ键+孤电子对数，与π键无关 对于离子：阴离子加上离子电荷数，阳离子减去离子电荷数。如PO34中P原子价电子数 － 应加上3，而NH4中N原子的价电子数应减去1。 电子 对数 2 3 成键 对数 2 3 2 4 4 电子对空间构型 直线形 平面三角形 三角形 正四面体形 孤电子对数 0 0 1 0 分子空间构型 直线形 平面三角形 V形 正四面体形 实例 BeCl2 CO2 CS2 COS N3 BF3 SO3 NO3 CO32- HCHO －－＋ O3 SO2 NO2- 3-CH4 NH4 CCl4 SO24 PO4 ClO4 ＋－－SiO44- NH3 H3O＋ 3 2 正四面体形 正四面体形 1 2 三角锥形 V形 PH3 AsH3 PCl3 NF3 SO32- ClO3- H2O H2S NH2- (2)常用杂化规律 sp3杂化：①连有四个单键的碳原子(饱和C)：CH4、－CH3、环烷烃、CCl4 ②连有单键的氧原子：H2O、H3O+、－OH、H2O2 ③连有单键的氮原子（饱和N）：NH3、NH4+、－NH2 ④空间构型为四面体或者正四面体的中心原子：ClO4、SO42-、PO43-、SiO44- － CH2、CH、烷烃、 sp2杂化：①双键两端的原子：H2C＝CH2（C＝C）、HCHO(C=O)、羰基(C=O)、尿素(C=O) H2C＝NH (C＝N) ②平面形分子中的中心原子：BF3、SO3、苯 sp杂化：①叁键两端的原子：HC≡CH（C≡C）、H－C≡N（C≡N） ②直线形分子中的中心原子：BeCl2、CO2、CS2 10、等电子体 3 《物质结构与性质》精华知识点 （1）原子数相同、价电子总数相同的分子或离子，互称为等电子体。 （2）等电子体的结构相似。 （2）常见例子 ①AX 10e- CO、N2、CN、C22- 直线型 sp杂化 － ②AX2 16 e- CO2、N2O、CS2 、 COS 、 SCN、CNO、NO2+、N3 直线型 － － － sp杂化 ③AX4 32e- CCl4、SiF4、SO42-、PO43-、ClO4、SiO44- 正四面体 sp3杂化 － ④AX4 8e- CH4 NH4 正四面体 sp3杂化 ＋ ⑤AX2 8e- H2O H2S NH2- V型 sp3杂化 ⑥AX2 18e- SO2、O3、NO2 V型 sp2杂化 － ⑦AX3 24 e- CO32-、NO3、SO3、COCl2 平面三角形 sp2杂化 － ⑧AX3 8e- NH3 、 H3O11、晶体结构 ＋ 三角锥形 sp3杂化 － ⑨AX3 26 e- PCl3 、NF3、SO32-、ClO3 三角锥型 sp3杂化 （1）1 mol 金刚石中，C-C键有2 mol，1 mol单晶硅中，Si-Si键有2 mol； （2）1 mol SiO2晶体中，Si-O键有4mol （3）晶体NaCl的空间结构（面心立方，黑点Na+ 白点Cl） － ①每个Na+同时吸引6个 Cl，Na+配位数为6；每个Cl同时吸引6个 － － Na+，Cl配位数为6。 － ②每个氯化钠晶胞中有4个Na+，有4个Cl。 － 111－12?8??6??4?1?4） （Na，Cl824+ ③每个Na+周围与它最近的且距离相等的Na+有12个，每个Cl周围与它最近的且距 － 离相等的Cl有12个。 （4）CsCl型（体心立方）：每个Cl吸引8个Cs，Cl配位数为8； － ＋ － － 每个Cs吸引8个Cl，Cs配位数为8。 （5）ZnS (X为：Zn2+，Y为S2-) S2-最近距离的Zn2+有4个，S2-配位数为4；Zn2+-最近距离的S2-有4个，Zn2+配位数为4。 （6）Cu2O（黑点Cu +，白点O2-） Cu +最近距离的O2-有2个，Cu +配位数为2；O2-最近距离的Cu +有4个，O2-配位数为2。 ＋－＋ 4
