高考化學(xué)二輪復習物質(zhì)結構知識點(diǎn)專(zhuān)題總結
2019-01-07 17:09:22三好網(wǎng)
一、原子核外電子運動(dòng)狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義.
1.電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來(lái)描述電子在原子核外空間出現的機會(huì )大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現的機會(huì )大，電子云密度越大；離核越遠，電子出現的機會(huì )小，電子云密度越小.
電子層（能層）：根據電子的能量差異和主要運動(dòng)區域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.
原子軌道（能級即亞層）：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類(lèi)型的原子軌道上運動(dòng)，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復雜.各軌道的伸展方向個(gè)數依次為1、3、5、7.
2.(構造原理）
了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示1～36號元素原子核外電子的排布.
(1).原子核外電子的運動(dòng)特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來(lái)進(jìn)行描述.在含有多個(gè)核外電子的原子中，不存在運動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子.
(2).原子核外電子排布原理.
�、�.能量最低原理：電子先占據能量低的軌道，再依次進(jìn)入能量高的軌道.
�、�.泡利不相容原理：每個(gè)軌道最多容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子.
�、�.洪特規則：在能量相同的軌道上排布時(shí)，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同.
洪特規則的特例：在等價(jià)軌道的全充滿(mǎn)（p6、d10、f14）、半充滿(mǎn)（p3、d5、f7）、全空時(shí)(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.
(3).掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.
�、俑鶕䴓嬙煸�，基態(tài)原子核外電子的排布的順序。
�、诟鶕䴓嬙煸�，可以將各能級按能量的差異分成能級組，由下而上表示七個(gè)能級組，其能量依次升高；在同一能級組內，從左到右能量依次升高�；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。
3.元素電離能和元素電負性
第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子，轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。
(1).原子核外電子排布的周期性.
隨著(zhù)原子序數的增加，元素原子的外圍電子排布呈現周期性的變化：每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現從ns1到ns2np6的周期性變化.
(2).元素第一電離能的周期性變化.
隨著(zhù)原子序數的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化：
同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最��；
同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.
說(shuō)明：
�、偻芷谠�，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿(mǎn)、半滿(mǎn)時(shí)較相鄰元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P
�、�.元素第一電離能的運用：
a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗驗證.
b.用來(lái)比較元素的金屬性的強弱.I1越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱.
(3).元素電負性的周期性變化.
元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。
隨著(zhù)原子序數的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢.
電負性的運用：
a.確定元素類(lèi)型(一般>1.8，非金屬元素；<1.8，金屬元素).
b.確定化學(xué)鍵類(lèi)型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵；<1.7，共價(jià)鍵).
c.判斷元素價(jià)態(tài)正負（電負性大的為負價(jià)，小的為正價(jià)）.
d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數（表征原子得電子能力強弱）.
二.化學(xué)鍵與物質(zhì)的性質(zhì).
內容：離子鍵――離子晶體
1.理解離子鍵的含義，能說(shuō)明離子鍵的形成.了解NaCl型和CsCl型離子晶體的結構特征，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質(zhì).
(1).化學(xué)鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用.化學(xué)鍵包括離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵.
(2).離子鍵：陰、陽(yáng)離子通過(guò)靜電作用形成的化學(xué)鍵.
離子鍵強弱的判斷：離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點(diǎn)越高.
離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來(lái)衡量，晶格能是指拆開(kāi)1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽(yáng)離子所吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點(diǎn)越高、硬度越大.
離子晶體：通過(guò)離子鍵作用形成的晶體.
典型的離子晶體結構：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個(gè)鈉離子周?chē)?個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周?chē)?個(gè)鈉離子，每個(gè)氯化鈉晶胞中含有4個(gè)鈉離子和4個(gè)氯離子；氯化銫晶體中，每個(gè)銫離子周?chē)?個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周?chē)?個(gè)銫離子，每個(gè)氯化銫晶胞中含有1個(gè)銫離子和1個(gè)氯離子.
(3)晶胞中粒子數的計算方法--均攤法.
2.了解共價(jià)鍵的主要類(lèi)型σ鍵和π鍵，能用鍵能、鍵長(cháng)、鍵角等數據說(shuō)明簡(jiǎn)單分子的某些性質(zhì)（對σ鍵和π鍵之間相對強弱的比較不作要求）.
(1)共價(jià)鍵的分類(lèi)和判斷：σ鍵（“頭碰頭”重疊）和π鍵（“肩碰肩”重疊）、極性鍵和非極性鍵，還有一類(lèi)特殊的共價(jià)鍵-配位鍵.
(2)共價(jià)鍵三參數.
共價(jià)鍵的鍵能與化學(xué)反應熱的關(guān)系：反應熱=所有反應物鍵能總和－所有生成物鍵能總和.
3.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質(zhì)的差異.
(1)共價(jià)鍵：原子間通過(guò)共用電子對形成的化學(xué)鍵.
(2)鍵的極性：
極性鍵：不同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發(fā)生偏移.
非極性鍵：同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發(fā)生偏移.
(3)分子的極性：
�、贅O性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子.
非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子.
�、诜肿訕O性的判斷：分子的極性由共價(jià)鍵的極性及分子的空間構型兩個(gè)方面共同決定.
非極性分子和極性分子的比較
4.分子的空間立體結構
常見(jiàn)分子的類(lèi)型與形狀比較
了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結構與性質(zhì)的關(guān)系.
(1)原子晶體：所有原子間通過(guò)共價(jià)鍵結合成的晶體或相鄰原子間以共價(jià)鍵相結合而形成空間立體網(wǎng)狀結構的晶體.
(2)典型的原子晶體有金剛石（C）、晶體硅(Si)、二氧化硅（SiO２）
金剛石是正四面體的空間網(wǎng)狀結構，最小的碳環(huán)中有6個(gè)碳原子，每個(gè)碳原子與周?chē)膫�(gè)碳原子形成四個(gè)共價(jià)鍵；晶體硅的結構與金剛石相似；二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結構，最小的環(huán)中有6個(gè)硅原子和6個(gè)氧原子，每個(gè)硅原子與4個(gè)氧原子成鍵，每個(gè)氧原子與2個(gè)硅原子成鍵.
(3)共價(jià)鍵強弱和原子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：原子半徑越小，形成共價(jià)鍵的鍵長(cháng)越短，共價(jià)鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點(diǎn)越高.如熔點(diǎn)：金剛石>碳化硅>晶體硅.
6.理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵的自由電子理論解釋金屬的一些物理性質(zhì).知道金屬晶體的基本堆積方式，了解常見(jiàn)金屬晶體的晶胞結構（晶體內部空隙的識別、與晶胞的邊長(cháng)等晶體結構參數相關(guān)的計算不作要求）.
(1).金屬鍵：金屬離子和自由電子之間強烈的相互作用.
請運用自由電子理論解釋金屬晶體的導電性、導熱性和延展性.
(2)①金屬晶體：通過(guò)金屬鍵作用形成的晶體.
�、诮饘冁I的強弱和金屬晶體熔沸點(diǎn)的變化規律：陽(yáng)離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點(diǎn)越高.如熔點(diǎn)：Na<Mg<Al，Li>Na>K>Rb>Cs．金屬鍵的強弱可以用金屬的原子
7.了解簡(jiǎn)單配合物的成鍵情況（配合物的空間構型和中心原子的雜化類(lèi)型不作要求）.
(1)配位鍵：一個(gè)原子提供一對電子與另一個(gè)接受電子的原子形成的共價(jià)鍵.即成鍵的兩個(gè)原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價(jià)鍵.
(2)①.配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱(chēng)配合物，又稱(chēng)絡(luò )合物.
�、谛纬蓷l件：a.中心原子(或離子)必須存在空軌道.b.配位體具有提供孤電子對的原子.
�、叟浜衔锏慕M成.
�、芘浜衔锏男再|(zhì)：配合物具有一定的穩定性.配合物中配位鍵越強，配合物越穩定.當作為中心原子的金屬離子相同時(shí)，配合物的穩定性與配體的性質(zhì)有關(guān).
三.分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì).
1.知道分子間作用力的含義，了解化學(xué)鍵和分子間作用力的區別.
分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子間作用力是一種靜電作用，比化學(xué)鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵.
范德華力一般沒(méi)有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.
2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對物質(zhì)某些物理性質(zhì)的影響.
(1).分子晶體：分子間以分子間作用力（范德華力、氫鍵）相結合的晶體.典型的有冰、干冰.
(2).分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：組成和結構相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質(zhì)熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點(diǎn)越高.但存在氫鍵時(shí)分子晶體的熔沸點(diǎn)往往反常地高.
3.了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響（對氫鍵相對強弱的比較不作要求）.
NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點(diǎn)比同族其它元素氫化物的沸點(diǎn)反常地高.
影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大溶沸點(diǎn)，增大溶解性
表示方法：X—H……Y(N O F)一般都是氫化物中存在.
4.了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結構微粒、微粒間作用力的區別.
四、幾種比較
1、離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵的比較
2、非極性鍵和極性鍵的比較
3．物質(zhì)溶沸點(diǎn)的比較（重點(diǎn)）
�。�1）不同類(lèi)晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體
�。�2）同種類(lèi)型晶體：構成晶體質(zhì)點(diǎn)間的作用大，則熔沸點(diǎn)高，反之則小。
�、匐x子晶體：離子所帶的電荷數越高，離子半徑越小，則其熔沸點(diǎn)就越高。
�、诜肿泳w：對于同類(lèi)分子晶體，式量越大，則熔沸點(diǎn)越高。
�、墼泳w：鍵長(cháng)越小、鍵能越大，則熔沸點(diǎn)越高。
�。�3）常溫常壓下?tīng)顟B(tài)
�、偃埸c(diǎn)：固態(tài)物質(zhì)>液態(tài)物質(zhì)
�、诜悬c(diǎn)：液態(tài)物質(zhì)>氣態(tài)物質(zhì)
