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《物质结构与性质》重要知识总结

第一章

原子结构与性质

一、原子的诞生

1.原子的诞生

2.宇宙中元素的组成及含量

二、电子排布：

1.能层（用K、L、M、N、O、P、Q……表示）

根据多电子原子核外电子的能量差异，将核外电子分成不同的能层。

2.能级：根据多电子原子中同一能层电子能量的不同，将他们分成不同能级。

（1）表示方法：能级用相应能层的序数和字母s、p、d、f组合在一起表示，每一个能层中，能级的符号的顺序是ns、np、nd、nf。

（2）能层序数等于该能层所含的能级数，且任意能层的能级总是从s能级开始。

如：第一能层只有1个能级：1s；

第二能层有2个能级：2s、2p；

第三能层有3个能级：3s、3p、3d；

第四能层有4个能级：4s、4p、4d、4f；

（3）电子填充能级的顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s…: （这种规律叫构造原理）

（4）s、p、d、f……能级能容纳的最多电子数为1、3、5、7……的两倍（即2、6、10、14）

（5）各能级能量高低的比较：

① ns

②1s<2s<3s……，2p<3p<4p……，3d<4d<5d……

3.能层、能级的符号和所能容纳的最多电子数

能层(n) 符号

能级

最多电子数

4.构造原理

随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循下图的排布顺序。人们把它称为构

1 一

K 二

L 三

M 四

N 五

O 六

P 七

Q ……

……

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s ……

……

……

……

2 2 2 8 6 2 6 18 10 2 6 10 14 2 ……

……

……

……

32 ……

……

……

2n2

造原理。

即电子填充能级的顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……

4. 原子核外电子排布“两原理一规则”

(1)能量最低原理：电子在原子轨道上的分布要尽可能地使原子的能量为最低。

日常生活中的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光、焰火等都是因为原子核外电子由激发态向基态跃迁时以光的形式释放能量。

(2)泡利原理：一个原子轨道最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。电子自旋有顺时针和逆时针两种状态。用“↑↓”表示电子对。

(3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同。

洪特规则特例: 当同一能级上的电子排布为全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空状态(p0、d0、f0)时，具有较低的能量和较大的稳定性。例如，铬(24Cr)的价电子排布是3d54s1(3d、4s能级均为半充满)，而不是3d44s2；铜(29Cu)的价电子排布是3d104s1(3d全充满、4s半充满)，而不是3d94s2。

5.基态原子与激发态原子

(1)基态原子：处于最低能量的原子。

(2)激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁到较高能级，变成激发态原子。

(3)基态、激发态相互转化的能量变化

基态原子吸收能量释放能量

主要形式为光激发态原子

6.光谱与光谱分析

(1)光谱形成原因：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光。

(2)光谱分类：

(3)光谱分析：在现代化学中，利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素的分析方法。

三、电子云与原子轨道

1.电子云：用小黑点来描述电子在原子核外空间出现的概率密度分布图，被形象地称为电子云。

2.电子云轮廓图：为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间状态有一个形象化的简便描述，把电子在原子核外空间出现概率P＝90%的空间圈出来，即为电子云轮廓图。

3.原子轨道

(1)定义：电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。

(2)形状：

①s电子的原子轨道呈球形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。

2

②p电子的原子轨道呈哑铃形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。

(3)各能级所含有原子轨道数目：

7.电子排布式和电子排布图

（1）电子排布图：以铝原子为例，电子排布图中各符号、数字的意义为：

能级符号

轨道数目

ns 1 np 3 nd 5 nf 7

(2)电子排布式：将能级上排布的电子数标在该能及符号右上角，并按照能层从左到右的顺序排列的式子。

写出1-36号元素的电子排布式：

原子序数

1号

2号

3号

4号

5号

6号

7号

8号

9号

10号

11号

12号

13号

14号

15号

16号

17号

18号

19号

20号

21号

电子排布式

3 价层电子排布式

价层电子排布图

22号

23号

24号

25号

26号

27号

28号

29号

30号

31号

32号

33号

34号

35号

36号

四、元素周期表的结构：

1.周期(横行)

第四周期：18种元素第五周期：18种元素长周期第六周期：32种元素第七周期：32种元素若排满2.族(纵行) 第一周期：2种元素短周期第二周期：8种元素第三周期：8种元素

主族；ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA共七个主族副族：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB共七个副族第Ⅷ族：三个纵行8、9、10，位于ⅦB与ⅠB之间0族：稀有气体元素3.元素的分区

(1)按电子排布，把周期表里的元素划分成5个区，分别为s、p、d、f、ds。

(2)元素周期表共有16个族，其中s区包括ⅠA、ⅡA族，p区包括ⅢA～ⅦA、0族，d区包括ⅢB～ⅦB族及Ⅷ族，ds区包括ⅠB、ⅡB族，f区包括镧系元素和锕系元素。

4.元素周期表中，非金属元素处于元素周期表的右上角位置，金属性强的元素处于元素周期表的左下方位

4

置。由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界线，处于非金属三角区边缘的元素，虽是非金属但往往表现出一定的金属性，如具有金属光泽，表现出一定的导电性等，所以常被称为半金属或准金属。

五、常见的七大主族元素：

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

0族

六、原子结构与元素周期表的关系

1.核外电子排布与族的关系

(1)主族元素的价电子排布

主族序数

价电子排布

ⅠA ns1

ⅡA ns2

ⅢA ns2np1

ⅣA ns2np2

ⅤA ns2np3

ⅥA ns2np4

ⅦA ns2np5

①主族元素的族序数＝价电子总数＝最高正价(O、F除外)。

②同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在ns或ns np轨道上。

(2)稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。

(3)过渡元素(副族和Ⅷ族)(第四周期为例)的价电子排布

族序数

ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ

ⅠB ⅡB 价电子排布

(n－1)d1ns2

(n－1)d2ns2

(n－1)d3ns2

(n－1)d5ns1

(n－1)d5ns2

(n－1)d68ns2

～(n－1)d10ns1

(n－1)d10ns2

①ⅢB→ⅦB族：族序数＝价电子数＝原子最外层ns电子数＋次外层(n－1)d电子数＝最高正价。

②Ⅷ族：原子最外层ns电子数＋次外层(n－1)d电子数之和分别为8、9、10。

③ⅠB和ⅡB的族序数＝原子最外层电子数。

2.周期序数与原子核外电子排布的关系：

5

周期序数＝原子电子层数＝原子最外层能层序数

七、原子结构与元素的性质：

1.影响原子半径大小的因素

(1)电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大。

(2)核电荷数越大，核对电子的引力也越大，将使原子的半径缩小。

(3)同周期从左到右，原子半径逐渐减小。同主族从上到下，原子半径逐渐增大。

小结：有关微粒半径大小的比较可以按“一层二核三电子”法分析

“一层”：先比较电子层数，一般电子层越多，半径越大。

“二核”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

“三电子”：当电子层数和核电荷数均相同时，最外层电子数越多，半径越大。

2.第一电离能

（1）概念：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量，叫做第一电离能。

（2）意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子。

（3）元素第一电离能变化规律：

①同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1总体上有增大的趋势(而非逐渐增大，因ⅡA、ⅤA元素出现特殊情况)。碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。

注意：ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，因为：同周期中，ⅡA族元素的价电子排布为ns2，ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3，分别为全充满和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。

②同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。

③通常情况下，元素的电离能逐级增大，即I1

④当相邻逐级电离能突然变大时，说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。

电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，并且主族元素的最高化合价为＋n价(或只有＋n价、0价)。某元素的逐级电离能，若I2≫I1，则该元素通常显＋1价；若I3≫I2，则该元素通常显＋2价；若I4≫I3，则该元素通常显＋3价。

3.电负性

①键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。

②电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。

(2)衡量标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准，得出各元素的电负性。

(3)递变规律：

6

①同周期，从左到右，元素原子的电负性逐渐变大。

②同主族，从上到下，元素原子的电负性逐渐变小。

3.电负性的应用：

A.利用电负性的大小可判断元素的金属性和非金属性及其强弱: ①金属的电负性一般小于1.8，且电负性越小，元素的金属性越强；

②非金属的电负性一般大于1.8，且电负性越大，元素的非金属性越强；

③而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

B.判断元素的化合价:电负性数值小的元素化合价为正值

C.判断化学键的类型:差值大于1.7，形成离子键;小于1.7，形成共价键

D.解释元素“对角线”规则: 在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。由于这些元素的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出它们的性质相似性。

第二章

分子结构与性质

一．共价键：

1.成键元素：非金属元素原子之间或金属元素与非金属元素之间（如：AlCl3、FeCl3）

2.共价键的特征:

(1)饱和性：决定分子的组成。

(2)方向性：决定分子的立体构型。

3.共价键的类型：σ键与π键（依据原子轨道重叠方式分类）

(1)σ键

形成

s-s型

H—H的s-s型σ键的形成

s-p型

H—Cl的s-p型σ键的形成

p-p型

Cl—Cl的p-p型σ键的形成

特征

(2)π键

形成

p­pπ键

由两个原子的p轨道“肩并肩”重叠形成

7 成键原子的s轨道或p轨道“头碰头”重叠而形成

类型

以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价键电子云的图形不变，这种特征称为轴对称；σ键的强度较大

p-p型π键的形成

π键的电子云具有镜像对称性，即每个π键的电子云由两块组成，分特征

别位于由两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为镜像；π键不能旋转；不如σ键牢固，较易断裂。

(3)σ键、π键的存在规律

共价单键为σ键；共价双键中有一个σ键、一个π键；共价三键是由一个σ键和两个π键组成。

4. 共价键强弱的判断（键能和键长决定分子的稳定性）

(1)由原子半径和共用电子对数判断：成键原子的原子半径越小，共用电子对数越多，则共价键越牢固，含有该共价键的分子越稳定。

(2)由键能判断：共价键的键能越大，共价键越牢固，分子越稳定。

（键能指气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量）

(3)由键长判断：共价键的键长越短，共价键越牢固，分子越稳定。

(4)由电负性判断：元素的电负性越大，该元素的原子对共用电子对的吸引力越大，形成的共价键越稳定。分子越稳定。

二．等电子体的判断和应用

（1）等电子原理：原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质是相近的。利用等电子原理可以判断某些分子或离子的空间构型。

（2）一些常见的等电子体

2二原子10电子的等电子体：N2、CO、CN、C22、NO、O2；

－－＋＋二原子11电子的等电子体：NO、O2；

三原子16电子的等电子体：CO2、CS2、N2O、CNO、N3、SCN；

三原子18电子的等电子体：NO2、O3、SO2；

2四原子24电子的等电子体：NO3、CO23、BF3、SO3(g)、SiO3；

－－－－－－－＋四原子26电子的等电子体：NF3、PCl3、NCl3、SO23；

－五原子8电子的等电子体：CH4、NH4、SiH4；

43五原子32电子的等电子体：SiF4、CCl4、BF4、SO24、SiO4、PO4、ClO4。

－－－－－＋三、价层电子对互斥模型、分子的立体构型与杂化类型

1.价层电子对互斥模型(VSEPR模型)指的是价层电子对的立体构型；

分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。

(2)确定分子或离子的立体构型

①若中心原子A无孤电子对，则分子或离子的立体构型为价层电子对的立体构型(VSEPR模型)。

②若中心原子A有孤电子对，则分子或离子的立体构型为略去中心原子孤电子对后的成键电子对的立体构型。

2. ABn型分子或离子立体构型的确定步骤：

8

方法一：画出物质的结构式，从结构式确定σ键电子对数(成键电子对数)和中心原子上的孤电子对数。

方法二：依据下列步骤计算：

(1)确定中心原子A价层电子对数目：＝σ键电子对数(成键电子对数)＋中心原子上的孤电子对数。

①σ键电子对数的确定方法：ABn为n个σ键电子对数（即由分子式确定）

如：H2O分子的中心原子为O，O有两对σ键电子对。

1②中心原子上的孤电子对数＝(a－xb) 2a.a表示中心原子的价电子数；

对主族元素：a＝最外层电子数；

对于阳离子：a＝价电子数－离子电荷数；

对于阴离子：a＝价电子数＋|离子电荷数|。

b.x表示与中心原子结合的原子数。

c.b表示与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为1，其他原子＝8－该原子的价电子数。

(2)确定价层电子对立体构型：

根据中心原子A的价层电子对数找出对应的模型（构型）

价层电子对数(n) =杂化轨道数

杂化轨道数和类型

价层电子对数的立体构型（VSEPR模型）

(3)确定分子或离子的立体构型：

①若中心原子A无孤电子对，则分子或离子的立体构型为价层电子对的立体构型(VSEPR模型)。

②若中心原子A有孤电子对，则分子或离子的立体构型为略去中心原子孤电子对后的成键电子对的立体构型。

例：完成下表：

微粒

中心原子σ键电子对数

H2O NH3

SO2

NH4+

CO32-

SO32-

SO42-

BF3

CS2

2 2和SP 直线形

3 3和SP2

平面三角形

4 4和SP3

四面体形

中心原子孤电子对数

中心原子价价层电子对数的分子或离子分子杂化类型

层电子对数

立体构型（模型）

的立体构型

9

CH4

3.多原子分子确定中心原子的价层电子数的方法：画出物质的结构式，从结构式确定σ键电子对数(成键电子对数)和中心原子上的孤电子对数。

（1）含氧酸（HO）mROn

(2)

多原子的有机物

（HCHO

C2H6

C2H4

C2H2

CH3COOH）

4.常见分子的立体构型：

（1）双原子分子：直线形。如：HCl、N2

直形线，如CO2分子（2）三原子分子



V形，如H2O分子平面三角形，如甲醛分子（3）四原子分子

三角锥形，如氨分子

（4）五原子分子：最常见的是正四面体，如CH4，键角为109°28′。

5. 配位键

(1)定义：实质是一种特殊的共价键，在配位键中原子一方提供孤电子对，另一方具有能接受孤电子对的空轨道。

（2）表示方法：配位键可以用A→B来表示。

配合物[Cu(NH3)4]SO4的组成如下图表示。

NH4+的配位键表示为：（3）常见的配离子有：[Cu(H2O)4]2、[Cu(NH3)4]2、[Fe(SCN)2]、[Ag(NH3)2]、[Fe(CN)6]4-

＋＋＋＋

中心原子一般为过渡金属的原子或离子；配体为含有孤电子对的原子、分子或阴离子。

5. 分子极性的判断方法

分子的极性是由分子中所含共价键的极性与分子的立体构型两方面共同决定的。判断分子极性时，可根据以下原则进行：

(1)只含有非极性键的双原子分子或多原子分子大多是非极性分子，如O2、H2、P4、C60。

(2)含有极性键的双原子分子都是极性分子，如HCl、HF、HBr。

(3)含有极性键的多原子分子，

①空间结构对称的是非极性分子：如：BF3、BCl3、SO3（平面三角形）；CH4、SiF4(正四面体形)；

②立体构型不对称的是极性分子。

(4)判断ABn型分子极性的经验规律：

①若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，若不等则为极性分子。

②若中心原子有孤电子对，则为极性分子；若无孤电子对，则为非极性分子。

如CS2、BF3、SO3、CH4为非极性分子；H2S、SO2、NH3、PCl3为极性分子。

10

6. 组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，熔沸点越高。

7. 氢键及其对物质性质的影响

（1）表示方法：

氢键通常用A—H…B—表示，其中A、B为N、O、F，“—”表示共价键，“…”表示形成的氢键。

（2）分类：氢键可分为分子内氢键和分子间氢键两类。分子内氢键弱于分子间氢键

。

氢键比范德华力强，比化学键弱。氢键主要影响物质的熔、沸点，分子间氢键使物质熔、沸点升高。

如：H2O、NH3、HF的熔沸点高于同族元素形成的氢化物以及乙醇、乙酸的熔沸点高于其他有机物，就是由于他们分子间存在氢键。

8. 影响物质溶解性的因素（外界因素：主要有温度、压强等）。

(1) “相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。

(2)氢键：溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。

(3)分子结构的相似性：溶质和溶剂的分子结构相似程度越大，其溶解性越大。如乙醇与水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显较小。

(4)溶质是否与水反应：溶质与水发生反应，溶质的溶解度会增大。如SO2与水反应生成的H2SO3可溶于水，故SO2的溶解度增大。

9. 手性碳原子：连接4个不同的原子或原子团，每个碳原子形成4个σ键，所以碳原子采取sp3杂化。

10. 无机含氧酸分子的酸性

（1）对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。

如：HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4

（2）含氧酸的通式可写成(HO)mROn，若成酸元素R相同，则n值越大，酸性越强。

如：H2SO4 ：

(HO）2RO2

n=2

H2SO3：

(HO）2RO

n=1

第三章

晶体结构与性质

一、晶体

1.晶体与非晶体的本质差异：

晶体

非晶体

2.获得晶体的三条途径：

(1)熔融态物质凝固。(2)气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。(3)溶质从溶液中析出。

3.晶体的特点：

(1)自范性：

①定义：晶体能自发地呈现多面体外形的性质。

②形成条件：晶体生长的速率适当。

③本质原因：晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列。

11 自范性

有

无

微观结构

原子在三维空间里呈周期性有序排列

原子排列相对无序

(2)各向异性：某些物理性质常常会表现出各向异性。

(3)晶体有固定的熔点。

(4)外形和内部质点排列的高度有序性。

4.区分晶体和非晶体最可靠的科学方法：对固体进行X-射线衍射实验。

5.晶胞：是描述晶体结构的基本单元。习惯采用的晶胞都是平行六面体。

6. 确定晶胞中微粒的个数——均摊法

均摊法：若某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子的1/n属于这个晶胞。

(1)长方体形(正方体形)晶胞中不同位置的粒子数的计算：

(2)六棱柱晶胞中不同位置的粒子数的计算：

注意：晶体的化学式表示的是晶体（或晶胞）中各类原子或离子的最简整数比，并不表示分子中含有多少个原子。

6.立方晶胞中各物理量的关系

a3×ρ×NA＝n×M

a：表示晶胞的棱长；

ρ：表示晶体的密度；

NA：表示阿伏加德罗常数；

n：表示1mol晶胞中晶体的物质的量；

M：表示晶体的相对分子质量；

a3×ρ×NA表示1mol晶胞的质量。

二、分子晶体：

1.定义：分子间通过分子间作用力相结合形成的晶体。

2.构成微粒：分子；

微粒间的作用力：分子间作用力；（分子内的原子以共价键结合）

3.常见的典型的分子晶体：

(1)所有非金属氢化物，如水、氨、甲烷、氯化氢等；

(2)部分非金属单质，如卤素(X2)、O2、S8、P4、C60、稀有气体等；

12

(3)部分非金属氧化物，如CO2、SO3、P4O10等；

(4)几乎所有的酸，如：硫酸、硝酸；

(5)绝大多数有机物的晶体，如：苯、乙醇等。

4.物理性质：熔、沸点较低、易升华，硬度较小、固态和熔融状态均不导电。

5.分子晶体熔、沸点比较规律：

（1）若分子间有氢键，则分子间作用力比结构相似的同类晶体大，故熔、沸点较高。如HF>HI；NH3>PH3；H2O>H2Te。

（2）组成和结构相似的分子晶体，一般相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高。如I2>Br2>Cl2>F2；SnH4>GeH4>SiH4>CH4。

（3）组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，范德华力越大，熔、沸点越高。如CO>N2。

（4）同类别的同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。如正戊烷>异戊烷>新戊烷。

特别提醒

分子间作用力的大小决定分子晶体的物理性质，而分子内共价键的强弱决定分子的稳定性。

6.两种典型的分子晶体

(1)干冰——常用作制冷剂

A.堆积特征：分子密堆积。

B.干冰中的CO2分子间只存在范德华力，而不存在氢键。

C.①每个晶胞中有4个CO2分子，12个原子。

②每个CO2分子周围等距离紧邻的CO2分子数为12个。

(2)冰

A.堆积特征：四面体型。

B.水分子之间的主要作用力是氢键，当然也存在范德华力。

C.氢键有方向性，它的存在迫使在四面体中心的每个水分子

与四面体顶角方向的4个相邻水分子互相吸引。

三．原子晶体

1.原子晶体的结构特点

（1）定义：原子之间以共价键结合而成的晶体。

(2)构成微粒及作用力：

构成微粒：原子原子晶体

微粒间作用力：共价键

(3)空间构型：整块晶体是一个三维的共价键网状结构，不存在单个的小分子，是一个“巨分子”，又称共价晶体。

2.常见的原子晶体：

（1）部分非金属单质：金刚石、晶体硅、晶体硼等；

（2）部分非金属化合物：SiC、BN、AlN、Si3N4、C3H4等；

13

（3）某些氧化物：SiO2等。

3.原子晶体的熔、沸点

(1)较高的熔点，一般在1000 ℃至几千摄氏度；

(2)结构相似的原子晶体，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点越高。例如：金刚石>二氧化硅>碳化硅>晶体硅。

（3）晶体类型不同：原子晶体>分子晶体

4. 典型的原子晶体——金刚石(晶体硅)、碳化硅、二氧化硅的晶胞

（1）金刚石(晶体硅)：

①碳原子采取sp3杂化，C—C—C夹角为109°28′。

②金刚石(晶体硅)晶胞的每个顶点和面心均有1个C(Si)原子，晶胞内部有4个C(Si)原子，每个金刚石(晶体硅)晶胞中含有8个C(Si)原子。

（2）碳化硅晶胞

①碳、硅原子都采取sp3杂化，C—Si键角为109°28′。

②每个SiC晶胞中含有4个C原子和4个Si原子。

（3）二氧化硅晶胞

①Si原子采取sp3杂化，正四面体内O—Si—O键角为109°28′。

②SiO2晶体结构相当于在晶体硅结构中每2个Si原子中间插入一个O原子，参照金刚石晶胞模型，在SiO2晶胞中有8个Si原子位于立方晶胞的顶点，有6个Si原子位于立方晶胞的面心，还有4个Si原子与16个O原子在晶胞内构成4个硅氧四面体，均匀排列于晶胞内。

③每个SiO2晶胞中含有8个Si原子和16个O原子。

每1molSi中含2molSi-Si键；

每1molSiO2中含4molSi-O键；

四、金属键与金属晶体

1.金属键

(1)定义：在金属单质晶体中原子之间金属阳离子与自由电子之间强烈的相互作用。

(2)成键微粒：金属阳离子和自由电子。

(3)成键条件：金属单质或合金。

(4)成键本质

电子气理论：金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子共用，从而把所有金属原子维系在一起，形成像原子晶体一样的“巨分子”。

(5)金属键的强弱比较:金属键的强弱主要取决于金属元素原子的半径和价电子数。

原子半径越小，价电子数越多，金属键越强。

14

(6)金属键对物质性质的影响：金属键越强，晶体的熔、沸点越高，硬度越大。

2.金属晶体

(1)定义：通过金属离子与自由电子之间的较强作用形成的单质晶体，叫做金属晶体。

(2)物理性质：金属晶体具有良好的导电性、导热性和延展性。但金属晶体熔点差别很大，如汞常温下为液体，熔点很低；而铁常温下为固体，熔点很高。

①金属键没有方向性，当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层发生相对滑动而不会破坏金属键，金属发生形变但不会断裂，故金属晶体具有良好的延展性。

②金属材料有良好的导电性是由于金属晶体中的自由电子可以在外加电场作用下发生定向移动。

③金属的导热性是自由电子在运动时与金属原子碰撞而引起能量的交换，从而使能量从温度高的部分传到温度低的部分，使整块金属达到相同的温度。

3.混合晶体——石墨晶体

（1）晶体模型：

（2）结构特点——层状结构

①同层内碳原子采取sp2杂化，以共价键(σ键)结合，形成平面六元并环结构。由于所有的p轨道平行且相互重叠，使p轨道中的电子可在整个碳原子平面中运动。

②层与层之间靠范德华力维系。

（3）晶体类型：石墨晶体中，既有共价键，又有金属键和范德华力，属于混合晶体。

（4）性质：熔点很高、质软、易导电等。

五、离子晶体：

1.定义：由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。

2.结构特点：

(1)构成微粒：阳离子和阴离子。

(2)作用力：离子键。

(3)配位数：一个离子周围最邻近的异电性离子的数目。

3.决定晶体结构的因素：

(1)几何因素：晶体中正负离子的半径比。

(2)电荷因素：晶体中正负离子的电荷比。

(3)键性因素：离子键的纯粹程度。

4.常见的离子晶体：

晶体类型

NaCl CsCl CaF2

晶胞

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阳离子的配位数

阴离子的配位数

晶胞中所含离子数

6 8 8 6 Cl4

Na4 ＋－8 Cs1 Cl1 －＋4 Ca24 ＋F8 －离子晶体中离子的配位数是指一个离子周围最邻近的异电性离子的数目。

5.物理性质：

(1)硬度较大，难于压缩。

(2)熔点和沸点较高。

(3)固体不导电，但在熔融状态或水溶液时能导电。

六、晶格能

1.概念：气态离子形成1 mol离子晶体释放的能量。通常取正值，单位为kJ·mol1。

－2.影响因素：离子半径越小，离子带电荷越多，晶格能越大

3.晶格能对离子晶体性质的影响：晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，而且熔点越高，硬度越大。

七、四种晶体的比较：

类型

项目

构成晶体的粒子

粒子间的作用

确定作用力强弱的一般判断方法

差别较大(汞常熔、沸点

较高

很高

较低

温下为液态，钨熔点为3 410 ℃) 硬度

导电性

略硬而脆

不良导体(熔化后或溶于水导电) 多数易溶

不良

很大

不良导体(个别为半导体) 一般不溶

不良

16 离子晶体

原子晶体

分子晶体

金属晶体

金属阳离子和自由电子

金属键

阴、阳离子

原子

分子

分子间作用力(范德华力或氢键) 离子键

共价键

离子电荷数、半径

键长(原子半径) 组成结构相似时，比较相对分子质量

离子半径、价电子数

较小

不良导体(部分溶于水发生电离后导电) 相似相溶

不良

差别较大

良导体

一般不溶于水，少数与水反应

优良

溶解性

机械

加工性

延展性

差

差

差

优良

《物质结构与性质》真题

1、（2017年III卷）研究发现,在CO2低压合成甲醇反应(CO2+3H2=CH3OH+H2O)中，Co氧化物负载的Mn氧化物纳米粒子催化剂具有高活性，显示出良好的应用前景。回答下列问题：

(1)Co基态原子核外电子排布式为

。元素Mn与O中，第一电离能较大的是_

__，基态原子核外未成对电子数较多的是

. (2)CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为

和_

__. (3)在CO2低压合成甲醇反应所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为

，原因是

. (4)硝酸锰是制备上述反应催化剂的原料,Mn(NO3)2中的化学键除了σ键外，还存在

. (5)MgO具有NaCl型结构(如图),其中阴离子采用面心立方最密堆积方式,X射线衍射实验测得MgO的晶胞参数为a=0.420nm,则r(O2−)为___nm.MnO也属于NaCl型结构,晶胞参数为a′=0.448nm,则r(Mn2+)为___nm. 2、（2017年II卷）我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表).回答下列问题：

(1)氮原子价层电子对的轨道表达式(电子排布图)为

. (2)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1).第二周期部分元素的E1变化趋势如图(a)所示,其中除氮元素外,其他元素的E1自左而右依次增大的原因是

;氮元素的E1呈现异常的原因是

.

(3)经X射线衍射测得化合物R的晶体结构,其局部结构如图(b)所示。

17

①从结构角度分析,R中两种阳离子的相同之处为

,不同之处为

.(填标号) A. 中心原子的杂化轨道类型

B. 中心原子的价层电子对数

C. 立体结构

D. 共价键类型

②R中阴离子N−5中的σ键总数为

个。分子中的大π键可用符号Πnm表示,其中m代表参与形成的大π键原子数,n代表参与形成的大π键电子数(如苯分子中的大π键可表示为Π66),则N−5中的大π键应表示为

. ③图(b)中虚线代表氢键,其表示式为(NH+4)N−H…Cl、

、

. (4)R的晶体密度为dg⋅cm−3,其立方晶胞参数为anm,晶胞中含有y个[(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl]单元，该单元的相对质量为M，则y的计算表达式为

. 3、（2017年I卷）钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。回答下列问题：

(1)元素K的焰色反应呈紫红色,其中紫色对应的辐射波长为___nm(填标号). A. 404.4

B.553.5

C.589.2

D.670.8

E.766.5 (2)基态K原子中，核外电子占据的最高能层的符号是

，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为

.K和Cr属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低，原因是

. (3)X射线衍射测定等发现,I3AsF6中存在I+3离子.I+3离子的几何构型为

，中心原子的杂化类型为

. (4)KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料，具有钙钛矿型的立体结构，边长为a=0.446nm，晶胞中K、I、O分别处于顶角、体心、面心位置，如图所示.K与O间的最短距离为

nm，与K紧邻的O个数为

. (5)在KIO3晶胞结构的另一种表示中，I处于各顶角位置，则K处于___位置，O处于___位置。

4、（2017年江苏卷）铁氮化合物(FexNy)在磁记录材料领域有着广泛的应用前景。某FexNy的制备需铁、氮气、丙酮和乙醇参与。

(1)Fe3+基态核外电子排布式为

. (2)丙酮()分子中碳原子轨道的杂化类型是___，1mol 丙酮分子中含有σ键的数目为___. (3)C、H、O 三种元素的电负性由小到大的顺序为

. (4)乙醇的沸点高于丙酮，这是因为

. (5)某FexNy的晶胞如图−1所示,Cu可以完全替代该晶体中a位置Fe或者b位置Fe,形成Cu替代型产物Fe(x−n)

CunNy.FexNy转化为两种Cu替代型产物的能量变化如图−2 所示，其中更稳定的Cu替代型产物的化

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学式为

.

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