【高中化学】物质结构与性质专题

包含对于物质结构与性质的详细梳理、分类，包含常考题型答题模板、套路和基础计算题的方法梳理，助你更清晰地理解概念之间的联系，更好地掌握物质结构与性质的知识。整理了很久……希望各位能够驻足看看。

物质结构与性质

• 晶体结构与性质
  • 晶体特性
    • 自范性
    • 各向异性
    • 无隙并置
  • 计算方式
    • 顶点：1/8
    • 棱：1/4
    • 面：1/2
    • 内部：1
  • 三类经典
    • 简单立方
      • 空间利用率：52%
      • a=2r
      • 配位数：6
    • 体心立方
      • 空间利用率=74%
      • 配位数=8
    • 面心立方
      • 空间利用率=74%
      • 配位数=12
  • 金属晶体
    • 基本构成微粒：金属正离子、自由电子
    • 特性
      • 金属光泽（自由电子跃迁）
      • 延展性（金属键无方向性，受外力时力仍然存在，发生形变）
      • 导电性（外加电场自由电子定向移动
      • 导热性（自由电子与正离子碰撞）
    • 熔点与硬度
      • 同周期金属单质，从左到右熔沸点升高
      • 同主族金属单质，从上到下熔沸点降低
      • 合金熔沸点比相应金属低
      • 延展性最好：Au；硬度最好：Cr；熔点最高：Co 最低：Hg；ρ最小Li，最大锇
  • 离子晶体
    • 比较熔沸点→比较离子键
      • 离子晶体熔化破坏离子键
      • Q
      • r
      • 谁的键强
      • 结论
    • 常见离子晶体
  • 共价晶体
    • 以共价键结合的三维空间网状结构晶体，构成微粒：原子
    • 共价晶体化学式本质：构成原子的最简整数比
    • 常见共价晶体
      • 金刚石
        • sp3杂化，109°28′
        • 最小的碳环由6个C组成，不在同一平面内
        • 碳原子：碳碳键=1:2
        • 每个晶胞中8个碳原子
      • 硅
        • 键长比金刚石长（结构类似金刚石）
      • 碳化硅
        • 类似金刚石的结构、性质，C和Si相间排列
        • 每个晶胞中4个C，4个Si
      • 二氧化硅
        • 立体网状
        • Si:O=1:2
        • 每个环有6个Si 6个O，每个环实际占有Si原子为1/2，氧原子为1
        • 1molSiO2中有4molSi-O键，均sp3杂化
    • 物性
      • 熔点高
      • 硬度大
      • 一般不导电，但晶体硅、锗是半导体
      • 难溶于一般溶剂
    • 熔沸点比较
      • 结构相似的共价晶体熔化破坏共价键
      • 原子半径越小
      • 键长越短
      • 键能越大
      • 共价键越稳定，晶体熔沸点越高
  • 分子晶体
    • 以分子间作用力（范德华力、氢键）结合，分子or稀有气体原子构成
    • 物性
      • 熔沸点较低，硬度小
      • 不导电，部分溶于水导电
      • 溶解性大部分符合相似相溶
    • 熔点高低判断
      • 先用常识！！常温下状态
      • 分子间氢键让熔沸点反常升高，分子内相反
      • 组成和结构相似不含氢键的分子晶体，M越大范德华力越强，熔沸点越高
      • M接近，分子极性越大熔沸点越高
      • 对于有机物中的同分异构体，支链越多沸点越低
  • 混合型晶体
    • 石墨
      • sp3杂化，通过三根共价键形成平面六元环结构
      • 层状结构，层间是范德华力→硬度小
      • 可导电。原因：未参与杂化的2p轨道有一个未成对电子，能形成覆盖整个平面的离域派键，离域派键中的电子可以在层间自由运动，在外加电场的作用下形成电流。
      • 每个C原子参与三个碳碳键和3个六元环，每个六元环平均有两个C原子，C原子与碳碳键之比为2:3。
  • 过渡型晶体
    • TiCl4这类高价态的金属氯化物往往倾向于形成以共价键为主的过渡型晶体，熔沸点仅为-25℃，与分子晶体类似； TiO2这类高价态的金属氧化物也倾向于形成以共价键为主的过渡型晶体，但性质偏向于共价晶体，熔点高。
  • 晶体结构测定——x射线衍射实验
    • 衍射方向→晶胞形状、大小、方向
    • 原子种类与位置
• 共价分子空间构型
  • 杂化轨道理论
    • 基本概念：原子轨道重新组合，轨道数目不变，能量降低
    • 类型
      • sp3：四面体形，夹角109°28′
      • sp2：平面三角形，夹角120°
      • sp：直线形，夹角180°
  • VSEPR理论
    • 概念：分子的中心原子价层中的电子对由于相互间排斥作用而趋于彼此远离。
    • 说明
      • 价层电子对在空间上最远时排斥力最小，体系能量最低
      • 孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小
  • ABn型分子的价层电子对数计算
  • 价层电子对互斥模型（VSEPR）与分子构型关系
• 分子
  • 分子的极性
    • 判断方法
      • 分子中共价键的极性向量和
        • =0，非极性
        • ≠0，极性
      • 中心原子化合价绝对值=中心原子价电子数，则为非极性
    • 应用：相似相溶
      • 信息>知识，知识包含于信息，知识的内容是有“前因后果” 和“适用边界”，在判断一项知识的时候，可以使用这8个字 去判断这个知识的价值，懂得取舍，并可以过滤掉没有价值 的知识。便签可以帮助辨别。
  • 分子间作用力
    • 范德华力→组成和结构相似的物质，相对分子质量越大范德华力越大 比较弱 只有分子接近才起作用（固体）
      • 第一阶段是花时间对各类知识分门别类，但并没有什么 卵用；
      • 第二阶段是能够联系经验，加工知识，触类旁通，能够构件自己的知识体系；
      • 第三类就牛了，可以将知识内化后能够输出，变现知识或者解决复杂问题。
    • 氢键
      • 氢原子与电负性强、半径小的非金属原子形成
      • 种类
        • 分子间→熔沸点变高
        • 分子内→熔沸点降低
  • 分子结构对化性的影响
    • 同分异构体性质不相同
    • 吸电子基团影响物质酸性
    • 非羟基氧越多，酸性越强。几元酸由羟基氢决定。
  • 不对称碳&手性分子
    • 不对称碳：饱和碳原子分别连接四个不同基团
    • 手性分子：含不对称碳的分子
    • 对映异构体：互为实物与镜像又不能重合的分子。
  • 顺反异构 影响分子性质
• 化学键
  • 基本概念
    • 概念：物质中近邻的原子或离子之间的强烈的相互作用
    • 分类：共价键、离子键、金属件
    • 化学反应本质：旧化学键的断裂和新化学键的形成
  • 共价键
    • 本质：两个原子核与共用电子对的电性相互作用
    • 成键原子：多为非金属原子
    • 分类
      • 形成共价建的原子轨道重叠方式
        • • 头碰头
          • 一般来说更稳定，且为单键
        • π键
          • 肩并肩
          • 易发生反应
      • 成键电子对是否偏移
        • 偏移→极性
          • 电负性差值越大，极性越强，方向由正电荷指向负电荷
        • 不偏移→非极性
      • 原子间共用电子对的数目
        • 单键
        • 双键
        • 三键
      • 共用电子对来源
        • 双方提供→正常共价键
        • 单方提供→配位共价键
          • 配位化合物：有金属原子或离子和一些小分子or离子通过配位键结合而成的化合物
            • 有配位键≠是配位化合物，但是相反成立
          • 超分子：有两种及以上化学物质通过分子间的非共价键相互作用形成的复杂有序且具备特定功能的分子集合体系。（超分子催化、器件、识别、分子自组装）
    • 特征
      • 饱和性
      • 方向性
    • 参数
      • 键角
        • 决定因素
          • 空间构型
          • 孤对电子之间斥力最大，键角偏小
      • 键长
        • 键长取决于原子半径，键长越短键能越大，越稳定。
      • 键能
        • 键能大，越稳定
    • 共价化合物：仅由共价键构成的化合物
  • 离子键
    • 粒子之间由于静电作用形成的化学键，无方向性、饱和性
    • 强弱
      • 离子所带电荷数，越多越强
      • 离子半径越小，离子键越强
    • 离子化合物：以离子键结合（含有）的化合物
    • 离子化合物性质：有较高的熔点和沸点，硬度较大，熔融可导电。
  • 金属键
    • 形成：金属离子与自由电子之间的较强相互作用，没有方向性、饱和性
    • 影响强弱的因素
      • 半径，越大越弱
      • 价电子数（离子所带电荷数）
    • 金属性强弱与金属键强弱
      • 金属键越强，金属性越弱（一般），Hg不遵循该规律
• 元素周期表&元素周期律
  • 周期与族
    • 18个族
      • 主族为1/2/13/14/15/16/17列，其余为副族
    • 7个周期
      • 1-3为短周期；4-7为长周期 其中第1周期2个元素 第2、3周期8个元素 第4、5周期18个元素 第6、7周期32个元素
  • 元素周期表与电子排布的关系
    • 1.原子核外电子排布与周期关系
      • 除了第一周期外，个周期元素各以填充S轨道开始，并且已填充满P轨道元素结束
      • 周期元素数目=相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数ns(n-2)f(n-1)dnp
      • 元素所在周期判断：周期序数=电子层数
    • 2.原子核外电子排布与族关系
      • 过渡元素价电子不仅是最外层电子， 还包括次外层电子， 甚至倒数第三层
      • 同主族元素价电子结构相同 主族元素中，主族序数=价电子数=最外层电子数
      • 同副族元素价电子总数相同
        • 以价电子(n-1)d+ns的总数判断族序数
          • 3-7价电子数与第三副族到第七副族对应
          • 8-10价电子数是第八族
          • 11-12分别与第一、二副族对应
    • 元素周期表与区
      • s/p/d/f区
  • 元素周期律
    • 原子半径
      • 同一周期从左往右，半径减小；同一主族从上到下，半径变大
      • 影响半径最主要的因素：能层
        • 能层相等时，核电荷数增大，原子核对核外电子吸引力变强，半径减小； 核电荷数也相等，核外电子数越多，半径越大
    • 离子半径
      • 同种元素：负离子＞原子＞正离子
      • 能层相同 核电荷数增大，半径减小
      • 带相同电荷的离子，层数越多，半径越大
    • 电离能
      • 第一电离能概念：元素的气态基态原子失去一个电子形成的正一价气态正离子所需的最低能量 表示I1,单位kJ/mol
      • 同主族元素，自上而下第一电离能减小 同周期元素，从左到右，第一电离能大致增大
        • 反例：第三主族B和Al第一电离能反常偏低，最外层电子能量高易失去 第六主族O和S第一电离能偏低（失去已配对电子，电子之间相斥更容易失去）
      • 结论：同一电子层的电子电离能相差较小；不通电子层的电子电离能相差较大
    • 电负性
      • 元素吸引电子能力的相对大小，越能吸越大
      • 同一主族从上到下电负性减小 同一周期从左往右电负性变大
      • 应用
        • 电负性越强，非金属性越强；反之亦然
          • 电负性＞1.8 非金属元素 ＜1.8 金属元素 ≈1.8 既有金属性又有非金属性
        • 成键原子之间的电负性差值决定化学键类型 电负性差值＞1.7→离子键 ＜1.7→共价键
        • 判断元素化合价征服：电负性大的吸引电子显负价
        • 解释对角线规则：元素和他右下角的元素性质相似
    • 电负性越大，元素非金属性越强， 气态氢化物更加稳定、 最高价氧化物对应水化物酸性更强。
• 原子结构&性质
  • 原子结构发展史：古代物质构成观点（德谟克利特、墨子）→实心球模型（道尔顿）→葡萄干面包模型（汤姆孙）→有核模型（卢瑟福）→波尔模型
    • 生存负载（事）=外部+内部， 生存力量（人）=内部+外部 生存余力=生存力量/生存负载
  • 原子构成
    • 决定元素种类的是质子数
    • 决定原子（核素）种类的是中子数和质子数
    • 决定元素化学性质的主要是最外层电子数
  • 微粒之间关系
    • 原子钟：质子数=核电荷数=核外电子数
    • 质量数=质子数+中子数
  • 元素、核素、同位素
    • 核素之间的转化既不是物理变化，也不是化学变化，而是核变化
    • 元素：具有相同核电荷数的同一类原子；一种元素可有多种核素
    • 核素：具有一定数目的质子和一定数目中子的一种原子
    • 同位素：质子数一样而中字数不一样的原子互称为同位素
  • 相对原子质量
    • 原子（即核素）的相对原子质量
      • 一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量
    • 元素的相对原子质量
      • 含义：各核素相对原子质量乘它们所占百分比（丰度）再求和
    • 元素的近似相对原子质量
      • 各核素的质量数乘它们所占的百分比再求和
  • 原子结构模型
    • 玻尔原子模型
      • 基态原子：处于最低能量状态的原子
      • 激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子
      • 光谱产生原因：电子跃迁会吸收或放出能量，能量以光的形式放出。 吸收能量→吸收光谱 放出能量→发射光谱
      • 补充：光学分析法
        • 原子光谱法
        • 分子光谱法
          • 紫外-可见分光光度法→不同类型的电子跃迁，含π键or有色配合物定性
          • 红外吸收光谱法→官能团种类
          • 核磁波谱法
        • x射线衍射法
    • 能层、能级、电子云
    • 原子轨道
      • 概念：电子在原子核外的一个空间运动状态
      • 形状
        • s电子原子轨道→球形，能层序数越大，原子轨道半径越大
        • p电子轨道呈哑铃形，能层序数越大，原子轨道半径越大
      • ns 1 np 2 nd 3 nf 4(个轨道）
  • 核外电子排布
    • 排布规律
      • 能量规律：电子运动区域离核越远，能量越高
      • 数量规律
        • 各个电子层最多可容纳的电子数为2n²
        • 最外层电子不超过18个（K层不超过2个）
        • 次外层电子不超过18个，倒数第三层电子不超过32个
    • 示意图
      • 结构示意图
      • 电子排布式
      • 轨道表示式
    • 排布规则
      • 能量最低原理→构造原理，顺序为ns(n-2)f(n-1)dnp
      • 泡利不相容原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个自旋状态不同的电子
      • 洪特规则：当电子在能量相同的原子轨道上排布时，电子总是优先按自旋状态相同的方式单独地占据各个原子轨道，然后再配对。
• 备注：判断一个原子是否达到八电子稳定结构是要中心原子化合价+最外层电子数=8，为8则满足。