物质结构

二、原子结构与元素的性质 1．周期表的分区的依据：（主要依据最后填入电子的能级的符号） 区名称与族序数的关系： S 区：IA IIA；d 区：IIIB~VIIB,VIII；p 区：IIIA~VIIA,0 族；
ds 区：IB IIB；f 区：镧系和锕系。 2．元素结构与性质呈周期性变化
⑴ 原子核外电子排布的递变规律 ⑵原子半径的递变规律 ⑶金属性和非金属性的递变规律 ※金属性强弱的判断依据： ①与水或酸反应置换出氢气的难易程度 ②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性强弱 ③对应单质的还原性。 ※ 非金属性强弱的判断依据： ①与氢气化合的难易程度 ②气态氢化物稳定性 ③最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性越强 ④对应单质的氧化性。 ⑷元素的第一电离能的递变规律 同主族元素从上向下第一电离能逐渐减小； 同周期元素从左向右第一电离能有逐渐增大的趋势；除了 IIA 族和 VA 族元素比同周期 的后一元素具有更大的第一电离能；原因： IIA 族元素原子外围电子在同一能级上全．充．满．，原子能量较低，因此具有较大的第一电 离能；
SO3
1
三角锥形
NH3、H3O＋
AB4
0
sp3
正四面体
CH4、CCl4
键的极性(不同元素形成的共价键为极性共价键)，分子的极性可结合空间构型加以判断。
7．求算σ键、π键的数目
(单键必为σ键，双键和三键中均只有一个σ键，其余为π键；所以某原子所成σ键数等
于该原子所连原子数，所以解答相关问题务必看清是求某个分子中键数还是求算一定物质的
可根据书本公式。
空间构型的判断(可参考下表加以判断)：
粒子 组成
孤对电子 中心原子的 粒子的空间构型
的对数 杂化方式
实例
0
sp
直线
CO2、CS2、N2O
AB2
1
sp2
V 型(或折线型)
SO2
2
sp3
V 型(或折线型)
H2O
0
sp2
AB3
平面正三角形，若 3 个 B 原子出现 BF3、HCHO、
不同元素则为普通三角形
┃-2┃+6=8，故 SO2 分子中各原子0 不满足最外层 8 电子结构
（三）分来说，我们应根据1分子中正负电荷重心能否重合来判断分子的极性：如能
重合则为非极性分子；如不能重8合则为极性分子。分子的极性由共价键的极性和分子的
空间构型两方面共同决定
（四）原子的核外电子排布遵循的原理：
（1）能量最低原理：原子核外电子的排布遵2 循构造原理，能使整个原子的能量处于最低状
态，简称能量最低原理。
0
0
（2）泡利（Pauli）（不相容）原理：1 个原子9 轨道里最多只能容纳 2 个电子且自旋方向相反。
0
（3）洪特（Hund）规则：当电子排布在同3一能层的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨
1
堆积模型
原子在三维平面内不同 典型代表 晶胞中金 配位数 原子的空
堆积方式形成的晶胞
属原子数
间利用率
简单立方
Po(钋)
1
6
52%
钾型
Na、K、Fe
2
8
68%
镁型（AB）
Mg、Zn、Ti
2
12
74%
铜型（ABC）
Cu、Ag、Au
4
12
74%
5
化学考前指导（选修 3）（丁堰中学）
一、原子结构
1．原子核外电子运动的特征。 核外电子运动规律是高速无规则，只能用电子云来描述它的运动状态，其中小黑点的疏
例．下列各组物质各自形成的晶体，都属于分子晶体的化合物的是
（）
A．H2O、HD、C3H8
B．P2O5、CO2、H3PO4
4
⑹了解 NaCl 型和 CsCl 型离子晶体的结构特征。
NaCl 的晶胞
CsCl 的晶胞
【例】①NaCl 晶胞中: Na+的配位数：
Cl—的配位数:
Na+周围距离最近且相等的 Na+有
（1）离子晶体：一般地讲，化学式与结构相似的离子晶体，阴阳离子半径越小，离子键
越强，熔、沸点越高，如：NaCl>KCl>CsCl．
（2）原子晶体：成键原子间键长越短，键能越大，共价键越强，熔、沸点越高．如：金
刚石>碳化硅>晶体硅．
（3）分子晶体：组成和结构相似的分子晶体，分子量越大，分子问作用力越大，熔、沸
⑧Na2O2 的电子式
⑴能量最低原理：原子核外电子的排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状
态，简称能量最低原理。处于最低能量的原子称为基态，吸收能量后，跃迁至较高能级时称
为激发态。
⑵泡利（Pauli）（不相容）原理：
⑶洪特（Hund）规则：
6
5．根据电子排布规律推元素 ⑴未成对电子数最多的元素：第二周期：N，第三周期：P，第四周期：Cr； ⑵第二周期未成对电子数为 2 的元素：1s22s22p2 或 1s22s22p4，其他类推； ⑶第四周期最外层有一个电子内层充满的元素：Cu。
期，阴上阳下隔 0 族即阳离子和阳离子具有相同电子层结构则两元素在同一周期阴离子 也如此；阴离子和阳离子具有相同电子层结构则两元素在邻周期且形成阳离子的元素在
下一周期）．如：
（1）与 He 电子层结构相同的微粒: H-＞Li+＞Be2+
2
（2）与 Ne 电子层结构相同的微粒： O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+
量的某物质中所含键数)
8．配位键，金属阳离子的配位数，配合物的化学式。(熟悉常见晶体的晶胞) 二、规律和方法大总结
（一）微粒半径大小比较规律
微粒半径大小比较规律繁多,很容易记混., 微粒半径比较的三步法,思路清晰,容易识记, 现把微粒半径比较的三步曲介绍如下: 第一步：比较核外电子层数，一般情况下,微粒的电子层数越多,半径越大。如 r(Li) < r(Na)< r(K)<r(Rb) ,r(Li＋) < r(Na＋)< r(K＋)<r(Rb＋) r(F－) < r(Cl－)< r(Br－)<r(I－) , r(F) < r(Cl)< r(Br)<r(I) , r(Na)>r(Na＋) r(Na) >r(F) （但这条规律不适用 Li 原子与下一周期 Mg 元素以后的原子的比较。如：r(Li)>r(Al)不过 上述情况在考试大纲中不作要求。）
、…
⑵按要求书写下列化学用语： ①Cu 的电子排布式______ __ ____
②Cr 的电子排布式 ___ ___
_____ ③Fe2+的外围电子排布式
④Zn 的简化电子排布式
⑤ C 的电子排布图（轨道表示式）
⑥ N 的电子排布图（轨道表示式）
⑦ Ni 的原子结构示意图 4．核外电子在排布时遵循以下原理或规则：
个，Cl—周围距离最近且相等的 Cl—有
个
②CsCl 晶胞中：Cs+的配位数：
Cl—的配位数:
Cs+周围距离最近且相等的 Cs+有
个，Cl—周围距离最近且相等的 Cl—有
个
（七）知道金属晶体的基本堆积方式，了解常见金属晶体的晶胞结构（晶体内部空隙的识别、
与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不作要求）。
点，如：Al>Mg>镁铝合金．熔点最低的是汞，最高的是钨．
（5）不同类型的晶体，一般是原子晶体熔、沸点最高，分子晶体熔、沸点最低，离子晶
体熔、沸点较高，大多数金属晶体熔、沸点较高。如：金刚石>氧化镁；铁>水．
应注意离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体熔化时，化学键不被破坏的只有分子
晶体，分子晶体熔化时，被破坏的是分子间的作用力．
不良 不良 不溶于任 何溶剂
金刚石
分子 范德华力 低 小 不良
不良 不良
极性分子易溶于 极性溶剂；非极性 分子易溶于非极 性溶剂中
P4、干冰、硫
金属阳离子、自由电子
微粒间的静电作用 有高、有低 有高、有低 良导体
良 良
一般不溶于溶剂，钠等可 与水、醇类、酸类反应
钠、铝、铁
3．晶体熔、沸点高低的比较规律
失电子的顺序一定是从最外层开始失去)。 2．第一电离能、电负性大小比较 (第一电离能，同主族元素由上往下依次减小，同周期由左往右总体变大；但 IIA 和 VA 分
别比同周期的 IIIA 和 VIA 高要牢记； 电负性则同主族元素由上往下依次减小，同周期由左往右变大，无如何异常，由此易得 1～
36 元素中 F 最大，K 最低)。 3．物质的熔沸点对比 (熔沸点高低判断顺序是：先判断晶体类型，然后同类晶体再根据相关规律进行对比)。 4．等电子体，由等电子体理论写结构式或推断空间构型 如何写出某种粒子的等电子体，其思路一般是采用同主族替换法，相邻元素替代法，如
物质结构与性质 一、原子结构和元素周期律知识的综合网络
主要内容： 1．1～36 号元素符号，(原子、离子)核外电子排布式；外围电子排布式；原子结构示意图；
轨道排布式，元素在周期表中的位置(及所在区)； (特别提醒：24Cr 和 29Cu 电子排布；31～36 元素由于平时考得少，容易遗忘；形成离子时
点越高，如：12>Br2>C12>F2；H2Te>H2Se>H2S．但具有氢键的分子晶体，如：NH3、H20、 HF 等熔、沸点反常地高．绝大多数有机物属于分子晶体，其熔、沸点遵循以下规律：
（4）金属晶体：在同类金属晶体中，金属离子半径越小，阳离子的所带电荷数越多，金
属键越强，熔、沸点越高，如：Li>Na>K>Rb>Cs，合金的熔点低于它的各成分金属的熔
（二）分子中各元素均满足 8 电子稳2定结构的判断方法：
每种元素其化合价的绝对值与其0原子最外层电子数之和均等于 8 的分子，各原子都满足
8 电子稳定结构。如：CO2 分子中0 ，C 元素┃+4┃+4=8，O 元素┃-2┃+6=8，故 CO2 分
子中各原子都满足最外层 8 电子9结构。再如：SO2 分子中，S 元素┃+4┃+6=10，O 元素
道且自旋方向相同；洪特规则的特例当8原子轨道处于全空、半满或全满时原子较稳定
（五）了解电子式、结构式和结构简式的表示方法。
注意区分几个化学用语（以氯元素为例）：
（1）原子结构示意图
；
（2）电子式
；
（3）电子排布式__
；简化电子排布式__
；
（4）外围电子排布式（价电子层）
；
（5）电子排布图（轨道表示式）
能
级开始，
⑵能级与原子轨道： s 能级的原子轨道有 1 个，呈球形；p 能级的原子轨道有 3 个，呈
哑铃 形，它们的方向互相垂直；d 能级的原子轨道有 5 个，f 能级的原子轨道有 7 个，每个
轨道可容纳 2 个电子且自旋方向相反。 3．构造原理。
⑴请将不同能级按能量由低到高的顺序填
空：
、、
、
、、
、
（3）与 Ar 电子层结构相同的微粒: S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+
第三步：比较核外电子数目当微粒的核外电子层数和核电荷数都相同时,就比较核外电子
数目。由于此时微粒的半径主要取决于各电子层中电子间的斥力。因此,核外电子数目越
多,各电子层间电子的斥力越大,故电子层间的距离将增大,所以微粒的半径增大。
一般金属
类型 比较 构成晶体微粒
形成晶体作用力
熔沸点 物 硬度 理 导电性 性 质 传热性
延展性 溶解性
典型实例
离子晶体
原子晶体 分子晶体
金属晶体
阴、阳离子 离子键 较高 硬而脆
不良（熔融或水溶 液中导电）
不良 不良 易溶于极性溶 剂，难溶于有机 溶剂
NaOH、NaCl
原子 共价键 很高 大
绝缘、半导 体
第二步：比较核电荷数当微粒的核外电子层数相同时,就比较核电荷数（稀有气体除外）。 由于核电荷数越大,核对各层电子的吸引力越大,故各电子层离核越近,所以微粒半径越 小。
如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) 具有相同电子层结构的微粒，核电荷数越大，则半径越小（径小序大）（同阴同阳同周
；
（六）晶体知识中的规律
1．三种化学键对比表
化学键
离子键
共价键
金属键
成建微粒
阳、阴离子
原子
金属阳离子与自由电子
键的强度 核间距越小、粒子 键长越短，键能越 金属性越强，金属键越弱
电荷数越大
大，共价键越强
存在
离子晶体
原子晶体、共价分子
金属晶体
3
实例
NaCl（固）
2．各类晶体主要特征
内、原子团 SiO2 晶体 CO2 分子内
密表示电子在该区域出现的概率。
2．原子核外电子的排布规律。
⑴能层与能级：多电子原子的核外电子按其运动区域离核由近至远、能量由低至高分为
不同的能层 ，依次为 K、L、M、N、O、P、Q，同一能层的电子又按能量的差异分为不同
的能级，为：s、p、d、f 各能层具有的能级数等于能层序数。任一能层的能级总是从
6．杂化方式及空间构型、键的极性与分子的极性 判断中心原子的杂化方式首先必须清楚杂化轨道只能用于形成σ键和容纳孤对电子，也 即杂化轨道数＝σ键+容纳孤对电子对数。 中心原子所成σ键的个数等于与该原子直接相连的原子个数，而孤对电子的对数则可结
1
合相关原子的化合价加以判断，也可用最外层电子数减去成键电子数求得)，若实在无法判断，
CS2 是 CO2 等电子体；C22－、CN－、N2 等是 CO 的等电子体。 5．氢键(注意氢键的表示方法) (形成氢键的条件是有“O－H”或“H－F”或“N－H”，即只有连在 O、F、N 上的 H 原子
才能与 O、F、N 中的某种原子形成氢键；氢键只影响熔沸点和溶解性等物理性质，不影响化 学性质)