資源簡介

2025屆高三一輪復習物質結構與性質講義
一 元素周期律
1.半徑大小比較
電子層數越多，半徑越大 r(K) >r(Na)> r(O)
電子層數相同時，序小徑大r(O2-) >r(Na+)> r(Mg2+)
2.化合價
主族元素最高正價=最外層電子數=價電子數
最高正價+ 最低負價 = 8
注：F無正價，O無最高正價，金屬無負價
3.電離能
金屬性越強，電離能越小
注：Be >B>Li N>O>C
Mg>Al>Na P>S>Si
4.電負性
非金屬性越強，電負性越大，化合物中，電負性大的顯負價。
注：F無正價，O無最高正價，金屬無負價
5.金屬性
與H2O或酸反應置換出H2的難易程度
最高價氧化物對應水化物堿性的強弱。
6.非金屬性
與H2反應的難易程度，以及氫化物的穩定性。
最高價氧化物對應水化物酸性的強弱。
二 核外電子排布
以Fe為例
電子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2
s-1個軌道，球形 p-3個軌道，啞鈴形
價層電子排布式：3d64s2
原子結構示意圖：
排布規律：能量最低原理 泡利原理 洪特規則
三 分子結構與性質
分子結構
共價鍵：極性共價鍵與非極性共價鍵
σ鍵 π鍵
單鍵 雙鍵 三鍵
鍵參數：鍵能 鍵長 鍵角
決定穩定性 決定空間結構
空間結構：預測VSEPR模型
解釋雜化軌道理論
2.化學鍵
離子鍵：一般含金屬離子或NH的化合物 (有信息的，一定要根據信息判斷）
共價鍵：極性共價鍵，非極性共價鍵。
3.分子的性質
共價鍵的極性：空間呈對稱結構（正四面體形，直線形，平面三角形），則為非極性分子，
鍵的極性對性質的影響：酸性 CF3COOH >CCl3COOH >CHCl2COOH
HCOOH >CH3COOH >CH3CH2COOH
分子間作用力：范德華力 相對分子質量越大，范德華力越大
分子間氫鍵，使熔沸點升高 HF> HCl, H2O>H2S, NH3>PH3
分子內氫鍵
氫鍵表示方法A—H…B A、B為電負性很大的原子，一般為N、O、F三種元素的原子
溶解度：相似相溶，非極性溶質一般能溶于非極性溶劑，極性溶質一般能溶于極性溶劑。“分子結構的相似性，如乙醇和水互溶(C2H5OH和H2O中的羥基相近)。
存在氫鍵，則溶劑與溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。
分子與H2O反應，也能促進分子在水中的溶解，如SO2、NO2。
分子的手性：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能疊合，互稱手性異構體。
具有手性異構體的分子稱為手性分子
手性碳原子：在有機物分子中，連有四個不同原子或原子團的碳原子。如中帶*的碳原子為手性碳原子。
化學式 σ鍵電子對數 孤電子對數 VSEPR模型 雜化類型 分子空間結構
CO2 2 0 直線形 sp 直線形
H2O 2 2 四面體形 Sp3 V形
HCHO 3 0 平面三角形 sp2 平面三角形
CH4 4 0 正四面體形 sp3 正四面體形
NH3 3 1 四面體形 sp3 三角錐形
BF3 3 0 平面三角形 sp2 平面三角形
NH 4 0 正四面體形 Sp3 正四面體形
SO 3 1 四面體形 sp2 三角錐形
補充；鍵能大小的比較
1.成鍵原子的原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大。
2.共用電子對數
共用電對數目越，鍵能越大。
3.電負性差值:電負性差值越大，鍵的極性越強，鍵角通常越大。
4.分子的穩定性、分子越穩定、鍵能越大。
判斷分子極性大小
1.電負性性差異
電負性差值越大，鍵的極性越強。
2.分子結構的對稱性：若分子對稱，表現為非極性
3.孤電子對的存在
孤電子對會影響分子的空間結構和電荷分布，使分子產生極性。
4.分子組成和類型
一般不同元素組成的分子，原子電負性不同，容易形成極性分子。
但：CH4結構對稱，非極性分子。
O3元素相同，極性分子
鍵角大小比較
雜化類型：sp > sp2 > sp3
雜化類型相同，孤電子對越多，鍵角越小 CH4>NH3>H2O
雜化類型相同，孤電子對相同，中心原子電負性越強，鍵角越大。H2O>H2S
雜化類型相同，孤電子對相同，配原子電負性越強，鍵角越小。NF3 四 晶體結構與性質
晶體：具有規則的幾何外形，粒子在三維空間周期性有序排列，有自范性﹑有各向異性﹑固定熔點。
非晶體:不具有規則的幾何外形,粒子排列相對無序,無自范性﹑無各向異性﹑無固定熔點。
區分晶體和非晶體最科學的方法是對固體進行X-射線衍射實驗
晶胞中微粒數的計算
晶體密度ρ求算：ρ= =
注意單位換算：密度的單位一般是g/cm3
晶胞參數a的單位一般是pm或nm : 1pm=10-10cm，1nm=10-7cm
晶體形成的途徑
（1）熔融態物質凝固
（2）氣態物質冷卻不經液態直接凝固（凝華）
（3）溶質從溶液中析出
四種類型晶體熔沸點的比較方法
晶體類型 比較方法
分子晶體 相對分子質量越大→分子間作用力越強→熔沸點越高 具有分子間氫鍵的分子晶體熔沸點反常高
共價晶體 原子半徑越小→鍵長越短→共價鍵越強→熔沸點越高
離子晶體 離子半徑越小→電荷數越多→離子鍵越強→熔沸點越高
金屬晶體 離子半徑越小→電荷數越多→金屬鍵越強→熔沸點越高
配位鍵
1.形成條件：成鍵原子一方有孤對電子，另一方有空軌道。
配合物
定義：通常把金屬離子（或原子）與某些分子或離子以配位鍵結合形成的化合物稱為配合物。如配位化合物[Cu(NH3)4]SO4等。
配位鍵是一種特殊的共價鍵，也具有共價鍵的特征——方向性和飽和性。
2.配合物的組成：
①中心離子——電子對接受體（具有空軌道）：中心離子大多數是帶正電荷的金屬陽離子，其中以過渡金屬離子居多，如Mn2＋、Fe3＋、Co2＋、Ni2＋、Cu2＋、Ag＋等。
②配體——電子對給予體
在配體中提供孤電子對與形成體形成配位鍵的原子稱為配位原子，如配體NH3中的N。常見的配位原子為含有孤電子對的非金屬原子，如N、O、S和鹵素等原子。
配合物的實驗：Cu2++2NH3·H2O== Cu(OH)2 +2NH
Cu(OH)2 + 4NH3·H2O== [Cu(NH3)4]2++2OH—+ 4H2O
Fe3++3SCN—== Fe(SCN)3 血紅色
Fe3++nSCN—== [Fe(SCN)n]3-n 配位數可為1-6
Ag++Cl—== AgCl↓
AgCl+ 2NH3·H2O== [ Ag(NH3)2]++Cl—+ 2H2O
超分子是由兩種或兩種以上的分子通過 分子間相互作用形成的分子聚集體。
分子聚集體大小：分子聚集體有的是有限的，有的是無限伸展的。
特征:分子識別，自主裝。
補充：熔沸點大小比較方法
Ⅰ.根據物質狀態判斷：即物質沸點高低按常溫下的狀態：固體＞液體＞氣體。如：NaCl＞H2O＞CO2
Ⅱ.根據物質不同結構特點判斷：一般情況下：共價晶體(金剛石)＞離子晶體(NaCl)＞分子晶體(干冰)
Ⅲ.分子晶體分子間作用力越大，物質的熔、沸點越高，反之越低：
★組成和結構相似的分子晶體，相對分子質量越大，分子間作用力越強，物質的熔、沸點越高。如：CH4＜SiH4＜GeH4
★因為氫鍵＞范德華力，所以存在分子間氫鍵的物質沸點高于只存在范德華力的物質。如：HF＞HCl

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