物質的結構與性質命題熱點

①核外電子排布規律；

②書寫原子或離子核外電子排布式、電子排布圖(即軌道表示式)；

③第一電離能、電負性的變化規律及其應用；

④物質中化學鍵類型的判斷；

⑤分子中的原子軌道雜化類型及分子的空間構型的判斷；

⑥分子間作用力、氫鍵及分子的性質；

⑦常見四種晶體的判斷方法及性質；

⑧金屬晶體的堆積模型；

⑨均攤法求解晶體化學式；

⑩常見晶體結構分析；

⑪有關晶胞的計算。

一、原子結構與性質

解題方法與技巧

（1）核外電子排布式：用數字在能級符号右上角表明該能級上排布的電子數。例如，K：1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹。為了簡化，通常把内層已達稀有氣體電子結構的部分稱為“原子實”，用該稀有氣體的元素符号加方括号來表示。例如，K：[Ar]4s¹。

（2）核外電子排布圖：用□表示原子軌道，↑和↓分别表示兩種不同自旋方向的電子。如氧原子的核外電子排布圖可表示為

。核外電子排布圖能直觀地反映出原子的核外電子的自旋情況以及成對電子對數和未成對的單電子數。

（3）價電子排布式：如Fe原子的電子排布式為1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²，價電子排布式為3d⁶4s²。價電子排布式能反映基态原子的能層數和參與成鍵的電子數以及最外層電子數。

（4）構造原理是書寫基态原子的電子排布式的依據，也是繪制基态原子的電子排布圖的主要依據之一。

基态原子的核外電子排布的表示方法（以硫原子為例）

3、電離能的應用：

①判斷金屬性與非金屬性強弱；

②分析原子核外電子層結構，如某元素的I_n＋1≫I_n，則該元素的最外層電子數為n；

③判斷化學鍵類型。

4、電負性的應用：

①判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素，以及金屬性與非金屬性的強弱；

②判斷元素在化合物中的價态；

③判斷化學鍵類型。

标準：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0和锂的電負性為1.0作為相對标準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。

變化規律：

①金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。

②在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負性逐漸減小。

二、分子結構與性質

1、共價鍵類型

2、分子的立體構型與性質

（1）價層電子對互斥模型

注意：

運用價層電子對互斥模型可預測分子或離子的立體結構，但要注意判斷其價層電子對數，對ABm型分子或離子，其價層電子對數的判斷方法為：n＝(中心原子的價電子數＋每個配位原子提供的價電子數×m)/2

（2）雜化軌道類型與分子立體構型

（3）分子的極性：分子中正電中心和負電中心重合的分子是非極性分子，分子中正電中心和負電中心不重合的分子是極性分子。

3、配合物的組成、結構、性質

（1）概念：由金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結合而成的化合物。

4、分子間作用力與物質性質：分子間作用力最常見的是範德華力和氫鍵，其中範德華力＜氫鍵＜化學鍵

解題方法與技巧

（1）怎樣判斷化學鍵的類型和數目？

①隻有兩原子的電負性相差不大時，才能形成共用電子對，形成共價鍵，當兩原子的電負性相差很大(大于1.7)時，不會形成共用電子對，這時形成離子鍵。

②通過物質的結構式，可以快速有效地判斷共價鍵的種類及數目；判斷成鍵方式時，需掌握：共價單鍵全為σ鍵，雙鍵中有一個σ鍵和一個π鍵，三鍵中有一個σ鍵和兩個π鍵。

（2）三點說明：

①s軌道與s軌道重疊形成σ鍵時，電子不是隻在兩核間運動，而是電子在兩核間出現的概率增大。

②因s軌道是球形的，故s軌道和s軌道形成σ鍵時，無方向性。兩個s軌道隻能形成σ鍵，不能形成π鍵。

③兩個原子間可以隻形成σ鍵，但不能隻形成π鍵。

（3）分子極性判斷：分子中的中心原子的最外層電子若全部成鍵，此分子一般為非極性分子；分子中的中心原子的最外層電子若未全部成鍵，此分子一般為極性分子。如CH₄、BF₃、CO₂等分子中的中心原子的最外層電子均全部成鍵，它們都是非極性分子。而H₂O、NH₃、NF₃等分子中的中心原子的最外層電子均未全部成鍵，它們都是極性分子。

（4）含氧酸酸性比較：同種元素的含氧酸的強弱規律，其酸性具有如下規律：對于同一種元素的含氧酸來說，該元素的化合價越高，其含氧酸的酸性越強。

（5）氫鍵應用要注意：

①有氫鍵的分子間也有範德華力，但有範德華力的分子間不一定有氫鍵。

②一個氫原子隻能形成一個氫鍵，這就是氫鍵的飽和性。

③分子内氫鍵基本上不影響物質的性質。

（6）判斷分子的中心原子雜化軌道類型的方法

①根據雜化軌道的空間分布構型判斷：若雜化軌道在空間的分布為正四面體或三角錐形，則分子的中心原子發生sp³雜化；若雜化軌道在空間的分布呈平面三角形，則分子的中心原子發生sp²雜化；若雜化軌道在空間的分布呈直線形，則分子的中心原子發生sp雜化。

（2）根據雜化軌道之間的夾角判斷：若雜化軌道之間的夾角為109°28′，則分子的中心原子發生sp³雜化；若雜化軌道之間的夾角為120°，則分子的中心原子發生sp²雜化；若雜化軌道之間的夾角為180°，則分子的中心原子發生sp雜化。

（3）記住常見的一些典型分子中中心原子的雜化方式。

三、晶體結構與性質

一、晶體判斷

1、依據構成晶體的微粒和微粒間的作用判斷

（1）離子晶體的構成微粒是陰、陽離子，微粒間的作用是離子鍵。

（2）原子晶體的構成微粒是原子，微粒間的作用是共價鍵。

（3）分子晶體的構成微粒是分子，微粒間的作用為分子間作用力。

（4）金屬晶體的構成微粒是金屬陽離子和自由電子，微粒間的作用是金屬鍵。

2、依據物質的分類判斷

（1）金屬氧化物(如K₂O等)、強堿(NaOH、KOH等)和絕大多數的鹽類是離子晶體。

（2）大多數非金屬單質(除金剛石、石墨、晶體矽等)、非金屬氫化物、非金屬氧化物(除SiO₂外)、幾乎所有的酸、絕大多數有機物(除有機鹽外)是分子晶體。

（3）常見的原子晶體單質有金剛石、晶體矽、晶體硼等，常見的原子晶體化合物有碳化矽、二氧化矽 等。

三、晶胞中微粒的計算方法——均攤法

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