考前速记04 常见物质结构大全（知识清单）2026年高考化学二轮复习讲练测

该高中化学高考复习知识清单全面覆盖物质结构核心内容，包括原子结构、元素周期律、化学键、晶体结构等二十个知识模块，系统梳理从微观粒子到宏观晶体的知识脉络，构建完整的物质结构知识体系。 清单采用分类分级呈现知识，如将化学键分为σ键与π键、极性与非极性键，晶体类型细分为原子晶体、分子晶体等，体现知识完整性。设计“三看”规律比较粒子半径、均摊法计算晶胞微粒数等实用技巧，标注杂化轨道、键角比较等高频考点，培养学生科学思维与化学观念，助力学生自主构建知识网络，教师可据此精准指导复习，提升备考效率。

考前速记04常见物质结构大全 目 录 一、原子结构 二、元素、核素、同位素 三、元素周期表与元素周期律 四、核外电子排布式的书写 五、核外电子状态 六、电离能、电负性 七、共价键 八、杂化轨道与价电子互斥模型 九、键角大小的比较 十、分子极性 十一、范德华力、氢键、共价键的比较 十二、配合物 十三、晶体类型及性质的比较 十四、物质熔、沸点高低比较规律 十五、晶胞中微粒数的计算方法——均摊法 十六、常见晶体的结构分析 十七、几种典型晶体模型比较 十八、原子分数坐标参数的确定方法 十九、计算晶体密度的思维方法 二十、计算晶体中粒子间距离的思维方法 一、原子结构 1．微粒间“三个”数量关系 中性原子：核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数 阴离子：核外电子数=质子数__________________所带的电荷数 阳离子：核外电子数=质子数__________________所带的电荷数 2．核素(原子)的表示及其数量关系 ①表示：表示质子数为______、质量数为______、中子数为__________________的核素原子。 ③符号中各数字的含义 二、元素、核素、同位素 1．“三素”关系 2．同位素的“六同三不同” 三、元素周期表与元素周期律 1．强化记忆元素周期表的结构 2．利用区间定位推断元素 对于原子序数较大的元素，可采用区间定位确定元素。 元素周期表中各族的排列顺序由左到右依次为ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0，牢记各周期对应的0族元素的原子序数，可以快速确定周期数。 周期 一 二 三 四 五 六 七 起止序数 1~2 3~10 11~18 19~36 37~54 55~86 87~118 　3．粒子半径大小比较规律 在中学化学要求的范畴内，可按“三看”规律来比较粒子半径的大小： “一看”电子层数：当最外层电子数相同，电子层数不同时，电子层数______，半径越大。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-)。 “二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数______，半径越小。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)；r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。 “三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数______，半径越大。 例：r(Cl-)>r(Cl)；r(Fe2+)>r(Fe3+)。 4．金属性、非金属性强弱的判断 金属性比较 本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关) 判断方法 ①在金属活动性顺序表中越______，金属性越强 ②单质与水或非氧化性酸反应越______，金属性越强 ③单质还原性越强或阳离子氧化性______，金属性越强 ④最高价氧化物对应水化物的碱性______，金属性越强 ⑤若Xn＋＋Y→X＋Ym＋，则Y比X的金属性______ ⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性______ 非金属性比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关) 判断方法 ①与H2化合越容易，气态氢化物越______，非金属性越强 ②单质氧化性越强或阴离子还原性______，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性______，非金属性越强 ④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性______ 4．依据元素及其化合物的“特性”推断元素 质量最轻的元素，其单质可以填充气球 ______ 形成化合物最多的元素；可形成自然界硬度最大的物质；简单氢化物中含氢质量分数最大的元素 ______ 空气中含量最多的元素；气态氢化物的水溶液呈碱性的元素；元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素；简单氢化物(常温下为气体)可用作制冷剂 ______ 地壳中含量最多的元素；简单氢化物的沸点最高的元素；氢化物在通常状况下呈液态的元素 ______ 最活泼的非金属元素；无正价的元素；无含氧酸的非金属元素；无氧酸可腐蚀玻璃的元素；气态氢化物最稳定的元素；阴离子的还原性最弱的元素 ______ 单质密度最小的金属元素 ______ 短周期元素中与水反应较剧烈的金属元素，最高价氧化物的水化物碱性最强的元素；短周期主族元素中原子半径最大的元素；与氧气在加热条件下反应生成过氧化物(Na2O2)的元素；焰色反应为黄色的元素 ______ 焰色反应呈紫色(透过蓝色钴玻璃观察)的元素 ______ 最活泼的金属元素；最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素；阳离子的氧化性最弱的元素 ______ 地壳中含量最多的金属元素；最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应 ______ 良好的半导体材料，地壳中含量第二的元素，能跟强碱溶液反应，还能被氢氟酸溶解 ______ 淡黄色固体，它的氢化物可与其最高价氧化物对应的水化物的浓溶液发生氧化还原反应 ______ 短周期元素中最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素 ______ 单质最易着火的非金属元素 ______ 常见的一种元素存在几种单质的元素 ______________ 常温下单质呈液态的非金属元素：Br。 常温下单质呈液态的金属元素：Hg。 短周期元素W的简单氢化物(常温下为气体)可用作制冷剂，则W是氮(N)； 短周期元素T的一种单质在空气中能够自燃，则T是磷(P)。 若r是由短周期元素组成的二元化合物，0.01 mol·L－1 r溶液的pH为2，则r是HCl；若r是由短周期元素组成的三元化合物，0.01 mol·L－1 r溶液的pH为2，则r是HNO3或HClO3或HClO4；若r是由短周期元素组成的三元化合物，0.005 mol·L－1 r溶液的pH为2，则r是H2SO4。 单质为常见的半导体材料：Si、Ge 元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F 四、核外电子排布式的书写 1．“三步法”书写一般电子排布式 ①按照构造原理写出电子填入能级的顺序 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s…… ②分析基态原子的核外电子数，根据各能级容纳的电子数填充电子 基态Fe原子的核外电子数为26，电子填充顺序为 1s2→2s2→2p6→3s2→3p6→4s2→3d6 ③去掉空能级，并按能层顺序书写，能量低的能级写在左边，而不是按照构造原理的顺序书写 Fe原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2不能写成 1s22s22p63s23p64s23d6 2．简化电子排布式 将电子排布式中内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式；方括号里的符号的意义是该元素上一个周期的惰性气体电子排布式的结构，称为“原子实” 实例 氮 钠 铁 砷 电子排布式 1s22s22p3 1s22s22p63s1 1s22s22p63s23p63d64s2 1s22s22p63s23p63d104s24p3 简化的电子排布式 _______ __________ _________________ ____________ 3．离子核外电子排布式的书写 先写出原子的电子排布式，再根据得失电子情况进行调整。原子失去电子时总是先失去最外层电子，然后失去次外层电子，之后是倒数第三层电子……对于主族元素的原子来说，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外能层未填满的能级上 实例 O2－ 电子排布式 1s22s22p6 4．价层电子排布式的书写步骤 第一步 写出简化电子排布式 Na Mn 简化电子排布式 [Ne]3s1 [Ar]3d54s2 第二步 删去基态原子电子排布式中方括号部分，即得价层电子排布式，该写法适应于元素周期表中第IA、IIA和过渡元素 价层电子排布式 3s1 3s1 第三步 对于第IIIA～VIIA和零族元素，其价层电子排布式的书写方法是在第一步的基础上删去内层电子排布，只保留最外层电子排布 33As的电子排布式为[Ar]3d104s24p3，故价层电子排布式为4s24p3 五、核外电子状态 1．常见电子状态的描述 硫原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p4 a．运动状态等于电子数 S 原子核外有16个电子，则有16种不同运动状态的电子 b．空间运动状态等于轨道数 S 原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，其轨道数为1+1+3+1+3=9，则有9种不同的空间运动状态 c．伸展方向看轨道类型 S 原子的s轨道为球形，只有1种伸展方向，p轨道有3种伸展方向，则共有4种不同的伸展方向 d．不同能量的电子看轨道数 S 原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，有5种不同能量的电子 e．运动范围看电子层 S 原子的核外有3个电子层，有3种不同的运动范围 2．基态原子核外电子排布的表示方法 原子(核素)符号 含义 在元素符号的左下方标明质子数、左上方标明质量数的一种图示即为原子符号 实例 8 (16)O 电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式 实例 原子(离子)结构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 含义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子 排布式 含义 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子 排布式 含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式 实例 Al：3s23p1 电子排 布图 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 Al： 六、电离能、电负性 1．元素第一电离能的周期性变化规律 一般规律 同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小；同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小 特殊情况 第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能 2．电离能、电负性大小判断 规律 在周期表中，电离能、电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小 特性 同周期主族元素，第ⅡA族(ns2)全充满、第ⅤA族(np3)半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素 方法 常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小，如O与Cl的电负性比较：①HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知O的电负性大于Cl；②Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl 七、共价键 1．共价键类型 分类依据 类型 形成共价键的原子轨道重叠方式 σ键 电子云“______”重叠 π键 电子云“______”重叠 形成共价键的电子对是否偏移 极性键 共用电子对发生偏移 非极性键 共用电子对不发生偏移 原子间共用电子对的数目 单键 原子间有______共用电子对 双键 原子间有______共用电子对 叁键 原子间有______共用电子对 2．几种典型物质的电子式、结构式和模型 物质 HCl Cl2 H2O NH3 CH4 电子式 ______ ______ ______ ______ ______ 结构式 H—Cl Cl—Cl H—O—H 球棍模型 比例模型 3．常考短周期元素形成共价键的数目 主族序数 常考元素 共价键数目 实例 IA H 1 H2、HCl IIIA B 3 BF3 4 NaBH4、BF4－(含有配位键) Al 3 AlCl3 4 LiAlH4、Al2Cl6、AlCl4－(含有配位键) 6 Na3[AlF6] IVA C 4 CH4 (碳碳间可以是单键、双键、三键) Si SiH4、SiCl4 VA N 3 NH3 4 NH4+ (含有配位键) P 3 PCl3 5 PCl5、H3PO4 VIA O 2 H2O 3 H3O+ (含有配位键) S 2 H2S 6 SF6 VIIA F、Cl 1 HF、HCl 4．常考几种含氧酸的结构 含氧酸 结构简式 含氧酸 结构简式 高氯酸 磷酸 、 硫酸 、 亚磷酸(H3PO3) 、 硫代硫酸(H2S2O3) 次磷酸(H3PO2) 过二硫酸(H2S2O8) 亚砷酸 硼酸 次氯酸 Cl—OH 八、杂化轨道与价电子互斥模型 1．杂化轨道 sp3杂化 sp2杂化 sp杂化 类型 全为单键：C、N、O 苯环、＞C＝、单键的B —C≡、＝C＝、Be 微粒 CH3CH2OH、H2NNH2、NH2OH 、HCHO、BCl3 C2H2、CS2、BeCl2 判断 孤电子对＋单键数＝4 孤电子对＋单键数＝3 孤电子对＋单键数＝2 杂化轨道类数＝孤电子对＋单键数 杂化轨道数＝中心原子的孤电子对数＋相连的其他原子个数 根据熟悉物质的原子杂化类型等效替换—→用熟悉的原子替换、用熟悉的分子替换 2．价层电子对互斥模型 AX：价层电子对数＝A原子σ键数(即m)＋孤电子对数 孤电子对数＝ 3．利用价层电子对互斥模型比较键角的方法 序号 比较方法 具体规律 ① 比较中心原子价层 电子对数 中心原子价层电子对数越少，键角______ 如CO2＞SO3＞CH4 ② 比较中心原子的孤 电子对数 中心原子价层电子对数相同时，孤电子对数越多，排斥力______，键角______ 如NH3＞H2O ③ 比较中心原子的电负性 同主族元素形成的同类化合物，中心原子的电负性______，键角______ 如H2O＞H2S ④ 比较成键原子的电负性 当中心原子相同时，成键原子的电负性______，键角______，如NF3＜NCl3 4．中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断 分子(A为 中心原子) 中心原子 杂化方式 中心原子孤 电子对数 分子构型 示例 AB2 sp 0 ______ BeCl2 sp2 1 ______ SO2 sp3 2 ______ H2O AB3 sp2 0 __________ BF3 sp3 1 ________ NH3 AB4 sp3 0 __________ CH4 5．中心原子价层电子对数、杂化轨道类型与粒子的立体构型(A型) 价层电子对数(杂化轨道数) 2 3 4 杂化轨道类型 sp sp2 sp3 价层电子对模型(VSEPR) 直线形 三角形 四面体形 粒子组成形式与构型 AB2： 直线形 AB2： V形 AB3： 三角形 AB2： V形 AB3： 三角锥形 AB4：(正) 四面体形 规律 当中心原子无孤电子对时，分子构型与价层电子对模型一致；当有孤电子对时，分子的构型为去掉孤电子对后剩余部分的立体构型，且孤电子对会对分子构型产生“挤压”效果，使键角变小 6．常见等电子体 粒子 通式 价电子总数 立体构型 CO2、SCN－、NO、N、N2O、COS、CS2 AX2 16e－ ______ CO、NO、SO3 AX3 24e－ __________ SO2、O3、NO AX2 18e－ ______ SO、PO AX4 32e－ __________ PO、SO、ClO AX3 26e－ ________ CO、N2、C AX 10e－ ____________ CH4、NH AX4 8e－ __________ 九、键角大小的比较 1．中心原子的杂化方式不同且中心原子无孤对电子——看中心原子杂化方式 sp(1800)＞sp2(1200)＞sp3(109028＇) 分子 CO2、CS2 BF3、SO3 CH4、NH4+ 杂化方式 sp sp2 sp3 分子构型 直线型 平面三角形 正四面体 键角 1800 1200 109028＇ 2．中心原子杂化方式相同且中心原子有孤对电子——看中心原子的孤电子对数 价层电子对之间相互排斥作用大小的一般规律： 孤电子对—孤电子对＞孤电子对—成键电子对＞成键电子对—成键电子对， 中心原子孤电子对数越多，对成键电子对的排斥力越大，键角越小，如：CH4、NH3和H2O分子中的键角依次减小。 分子 CH4 NH3 H2O 杂化方式 sp3 sp3 sp3 孤电子对数 0 1 2 键角 109028＇ 107018＇ 104030＇ 分子构型 正四面体 三角锥形 V形 3．中心原子不同，配位原子及中心原子孤电子对数相同且结构相似——看中心原子的电负性 中心原子的电负性越大，成键电子对越靠近中心原子，成键电子对排斥力增大，键角增大。 键角：NH3＞PH3＞AsH3；H2O＞H2S＞H2Se； 4．中心原子及孤电子对数相同，配位原子不同且结构相似——看配位原子的电负性 配位原子电负性越大，成键电子对越偏离中心原子，成键电子对排斥力减小，键角越小。 键角：NF3＜NCl3＜NBr3；NF3＜NH3；OF2＜H2O 5．单键、双键、三键的影响 三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序：三键—三键＞三键—双键＞双键—双键＞双键—单键＞单键—单键。 乙烯分子中键角①(121．3°)＞键角②(117.4°)； 原因是斥力大小：双键—单键＞单键—单键； 6．配体体积对键角的影响 配体体积越大，电子云占据空间增大，对成键电子斥力增强，导致键角减小。 键角：NH3＞NH2OH＞NH2(CH3) 十、分子极性 1．键的极性与分子极性的关系 类型 实例 两个键之间的夹角 键的极性 分子的极性 空间构型 X2 H2、N2 － 非极性键 非极性分子 直线型 XY HCl、NO － 极性键 极性分子 直线型 XY2(X2Y) CO2、CS2 180° 极性键 非极性分子 直线型 SO2 120° 极性键 极性分子 三角形 H2O、H2S 104．5° 极性键 极性分子 V形 XY3 BF3 120° 极性键 非极性分子 平面三角形 NH3 107.3° 极性键 非极性分子 三角锥形 XY4 CH4、CCl4 109.5° 极性键 非极性分子 正四面体 2．非极性分子与极性分子的判断 十一、范德华力、氢键、共价键的比较 范德华力 氢键 共价键 概念 分子间普遍存在的一种相互作用力，但不是化学键 已经与电负性很大的原子(N、O、F)形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子(N、O、F)之间的作用力 原子间通过共用电子对形成的化学键 存在范围 分子或原子(稀有气体)之间 氢原子与F、N、O原子(分子内、分子间) 相邻原子间 特征 无方向性、无饱和性 有方向性、有饱和性 有方向性、有饱和性 强度比较 ______＞______＞________ 影响强度 的因素 ①随着分子极性和相对分子质量的增大而增大； ②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大 对于A—H…B，A、B原子的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大 成键原子半径越小、键长越短，键能越大，共价键越稳定 对物质性 质的影响 ①影响物质的熔、沸点、溶解度等物理性质； ②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔、沸点升高 分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大；分子内氢键会使物质的熔、沸点降低，在水中溶解度减小 ①影响分子的稳定性，共价键键能越大，分子稳定性越强； ②影响原子晶体的熔、沸点，硬度 十二、配合物 配合物的组成 [中心离子(配体)n][外界] 典型配合物 Cu(NH3)4SO4 Fe(SCN)3 Ag(NH3)2OH 中心离子 Cu2+ Fe3+ Ag+ 中心离子结构特点 一般是金属离子，特别是过渡金属离子，必须有空轨道 配体 NH3 SCN- NH3 配体结构特点 分子或离子，必须含有孤对电子(如NH3、H2O、CO、Cl-、SCN-等) 配位数(n) 4 3 2 外界 SO42- 无 OH- 颜色 深蓝色 血红色 无色 配离子所含化学键 配体通过配位键与中心离子结合 配合物所含化学键 配位键、离子键；配体或外界中可能还含有共价键 配合物的常见性质 属于离子化合物，多数能溶解、能电离，多数有颜色 金属羰基配合物 是过渡金属和一氧化碳配位形成的配合物，如四羰基镍[Ni(CO)4]。在许多有机化合物的合成反应中，金属羰基配合物常常作为这些反应的催化剂 二茂铁 二茂铁的结构为一个铁原子处在两个平行的环戊二烯的环之间。在固体状态下，两个茂环相互错开成全错位构型，温度升高时则绕垂直轴相对转动。二茂铁的化学性质稳定，类似芳香族化合物 十三、晶体类型及性质的比较 晶体类型 离子晶体 分子晶体 共价晶体 金属晶体 构成晶体的粒子 阳离子、阴离子 分子 原子 金属离子、自由电子 组成晶体粒子间相互作用 ______ ________(有的存在氢键) ______ ______ 典型实例 NaCl 冰(H2O)、干冰(CO2) 金刚石、晶体硅、SiO2、SiC及Si3N4等大多数新型高温结构陶瓷 除汞外的金属及合金 晶体的物理性质 熔、沸点 熔点较高，沸点高 熔、沸点低 熔、沸点高 易导电、易导热，大多数具有较好的延展性，密度、硬度、熔、沸点等差别较大 导热性 不良 不良 不良 导电性 固态不导电，熔化或溶于水能导电 固体、熔融不导电，部分化合物溶于水能导电 不导电 机械加工性能 不良 不良 不良 硬度 略硬而脆 硬度低 高硬度 十四、物质熔、沸点高低比较规律 一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体，如：金刚石>NaCl>Cl2；金属晶体>分子晶体，如：Na>Cl2。(金属晶体熔、沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞等) 原子晶体 →→，如：金刚石>石英>晶体硅 离子晶体 一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶格能越大，熔、沸点就越高。如：MgO>MgCl2，NaCl>CsCl 金属晶体 金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其形成的金属键越强，金属单质的熔、沸点就越高，如Al>Mg>Na 分子晶体 ①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S ②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如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，其熔沸点越高，如CO＞N2 1 在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如正戊烷＞异戊烷＞新戊烷 十五、晶胞中微粒数的计算方法——均摊法 1．原则：晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是 2．方法： （1）长方体(正方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算 a．处于顶点上的粒子，同时为8个晶胞所共有，每个粒子有_____属于该晶胞 b．处于棱边上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子有_____属于该晶胞 c．处于晶面上的粒子，同时为2个晶胞所共有，每个粒子有_____属于该晶胞 d．处于晶胞内部的粒子，则完全属于该晶胞 （2）非长方体晶胞中粒子视具体情况而定 三棱柱 六棱柱 平面型 石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)被三个六边形共有，每个六边形占 十六、常见晶体的结构分析 1．常见原子晶体结构分析 晶体 晶体结构 结构分析 金刚石 原子半径(r)与边长(a)的关系：a=8r (1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构，键角均为109°28′ (2)每个金刚石晶胞中含有8个碳原子，最小的碳环为6元环，并且不在同一平面(实际为椅式结构)，碳原子为sp3杂化 (3)每个碳原子被12个六元环共用，每个共价键被6个六元环共用，一个六元环实际拥有个碳原子 (4)C原子数与C—C键数之比为1∶2，12g金刚石中有2 mol共价键 (5)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) SiO2 (1)SiO2晶体中最小的环为12元环，即：每个12元环上有6个O，6个Si (2)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构，每个正四面体占有1个Si，4个“O”，n(Si)∶n(O)＝1∶2 (3)每个Si原子被12个十二元环共用，每个O原子被 6个十二元环共用 (4)每个SiO2晶胞中含有8个Si原子，含有16个O原子 (5)硅原子与Si—O共价键之比为1：4，1mol Si O2晶体中有4mol共价键 (6)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) SiC、BP、AlN (1)每个原子与另外4个不同种类的原子形成正四面体结构 (2)密度：ρ(SiC)＝；ρ(BP)＝； ρ(AlN)＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) (3)若Si与C最近距离为d，则边长(a)与最近距离(d)的关系：a=4d 2．常见分子晶体结构分析 晶体 晶体结构 结构分析 干冰 (1)面心立方最密堆积：立方体的每个顶点有一个CO2分子，每个面上也有一 个CO2分子，每个晶胞中有4个CO2分子 (2)每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有12个 (3)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) 白磷 (1)面心立方最密堆积 (2)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) 冰 (1)每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连接 (2)每个水分子实际拥有两个“氢键” (3)冰晶体和金刚石晶胞相似的原因：每个水分子与周围四个水分子形成氢键 【微点拨】 (1)若分子间只有范德华力，则分子晶体采取分子密堆积，每个分子周围有12个紧邻的分子。在分子晶体中，原子先以共价键形成分子，分子再以分子间作用力形成晶体。由于分子间作用力没有方向性和饱和性，分子间尽可能采取密堆积的排列方式。如：干冰、O2、I2、C60等分子 (2)若分子间靠氢键形成的晶体，则不采取密堆积结构，每个分子周围紧邻的分子数要小于12个。因为氢键有方向性和饱和性，一个分子周围其他分子的位置和数目是一定的。如：冰晶体、苯甲酸晶体 3．常见离子晶体结构分析 晶体 晶体结构 结构分析 NaCl (1)一个NaCl晶胞中，有4个Na+，有4个Cl－ (2)在NaCl晶体中，每个Na+同时强烈吸引6个Cl－，形成正八面体形； 每 个Cl－同时强烈吸引6个Na+ (3)在NaCl晶体中，Na+ 和Cl－的配位数分别为6、6 (4)在NaCl晶体中，每个Na+周围与它最接近且距离相等的Na+共有12个， 每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl－共有12个 (5)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) CsCl (1)一个CsCl晶胞中，有1个Cs+，有1个Cl－ (2)在CsCl晶体中，每个Cs+同时强烈吸引8个Cl－，即：Cs+的配位数为8， 每个Cl－ 同时强烈吸引8个Cs+，即：Cl－的配位数为8 (3)在CsCl晶体中，每个Cs+周围与它最接近且距离相等的Cs+共有6个，形成正八面体形，在CsCl晶体中，每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl－共有6个 (4)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) ZnS (1)1个ZnS晶胞中，有4个S2－，有4个Zn2＋ (2)Zn2＋的配位数为4，S2－的配位数为4 (3)密度＝ CaF2 (1)1个CaF2的晶胞中，有4个Ca2＋，有8个F－ (2)CaF2晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同，Ca2＋配位数是8，F－的配位数是4 (3)密度＝ 离子晶体的配位数 离子晶体中与某离子距离最近的异性离子的数目叫该离子的配位数 影响离子晶体配位数的因素 (1)正、负离子半径比：AB型离子晶体中，阴、阳离子的配位数相等，但正、负离子半径比越大，离子的配位数越大。如：ZnS、NaCl、CsCl (2)正、负离子的电荷比。如：CaF2晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同 4．常见金属晶体结构分析 堆积模型 简单立方堆积 体心立方堆积 (钾型) 面心立方最密堆积(铜型) 六方最密堆积(镁型) 晶胞 代表金属 Po Na K Fe Cu Ag Au Mg Zn Ti 配位数 6 8 12 12 晶胞占有的原子数 1 2 4 6或2 原子半径(r)与立方体边长为(a)的关系 ___________ ______________ _________________ —— 十七、几种典型晶体模型比较 晶体 晶体结构 晶体详解 原子 晶体 金刚石 (1)每个碳原子与4个碳原子以共价键结合,形成正四面体结构 (2)键角均为109°28' (3)最小碳环由6个C组成且六原子不在同一平面内 (4)每个C参与4个C—C键的形成,C原子数与C—C键数之比为1∶2 SiO2 (1)每个Si与4个O以共价键结合,形成正四面体结构 (2)每个正四面体占有1个Si,4个“1/2O ”,n(Si)∶n(O)=1∶2 (3)最小环上有12个原子,即6个O,6个Si 分子 晶体 干冰 (1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子 (2)每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有12个 离子 晶体 NaCl(型) (1)每个Na+(Cl-)周围等距且紧邻的Cl-(Na+)有6个。每个Na+周围等距且紧邻的Na+有12个 (2)每个晶胞中含4个Na+和4个Cl- CsCl(型) (1)每个Cs+周围等距且紧邻的Cl-有8个,每个Cl-周围等距且紧邻的Cs+有8个 (2)如图为8个晶胞,每个晶胞中含1个Cs+、1个Cl- 金属 晶体 简单立方堆积 典型代表Po,空间利用率52%,配位数为6 体心立方 堆积 典型代表Na、K、Fe,空间利用率68%,配位数为8 六方最密 堆积 典型代表Mg、Zn、Ti,空间利用率74%,配位数为12 面心立方 最密堆积 典型代表Cu、Ag、Au,空间利用率74%,配位数为12 十八、原子分数坐标参数的确定方法 1．原子分数坐标参数 （1）概念：以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称为原子分数坐标 （2）原子分数坐标的确定方法 ①依据已知原子的坐标确定坐标系取向 ②一般以坐标轴所在正方体的棱长为1个单位 ③从原子所在位置分别向x、y、z轴作垂线，所得坐标轴上的截距即为该原子的分数坐标 （3）示例 A B C D E F G H x y z 晶胞中原子坐标 A(0，0，0)， B(0，1，0)， C(1，1，0)， D(1，0，0)， E(0，0，1)， F(0，1，1)， G(1，1，1)， H(1，0，1)， 体心：(，，)， 上面心：(，，1)， 下面心：(，，0)， 左面心：(，0，)，右面心：(，1，)， 前面心：(1，，)， 后面心：(0，，) 2．典型晶胞结构模型的原子分数坐标 （1）简单立方体模型粒子坐标 粒子坐标 若1(0，0，0)，2(0，1，0)，则确定3的原子分数坐标为(1，1，0)，7为(1，1，1) （2）体心晶胞结构模型的原子坐标和投影图 粒子坐标 若1(0，0，0)，3(1，1，0)，5(0，0，1)，则6的原子分数坐标为(0，1，1)，7为(1，1，1)，9为(，，) （3）面心立方晶胞结构模型的原子坐标和投影图 粒子坐标 若1(0，0，0)，13(，，0)，12(1，，)，则15的原子分数坐标为(，1，)，11为(，，1) （4）金刚石晶胞结构模型的原子坐标和投影图 粒子坐标 若a原子为坐标原点，晶胞边长的单位为1，则原子1、2、3、4的坐标分别为(，，)、(，，)、(，，)、(，，) 十九、计算晶体密度的思维方法 二十、计算晶体中粒子间距离的思维方法 学科网(北京)股份有限公司 学科网(北京)股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司1 / 1 学科网（北京）股份有限公司 $ 考前速记04常见物质结构大全 目 录 一、原子结构 二、元素、核素、同位素 三、元素周期表与元素周期律 四、核外电子排布式的书写 五、核外电子状态 六、电离能、电负性 七、共价键 八、杂化轨道与价电子互斥模型 九、键角大小的比较 十、分子极性 十一、范德华力、氢键、共价键的比较 十二、配合物 十三、晶体类型及性质的比较 十四、物质熔、沸点高低比较规律 十五、晶胞中微粒数的计算方法——均摊法 十六、常见晶体的结构分析 十七、几种典型晶体模型比较 十八、原子分数坐标参数的确定方法 十九、计算晶体密度的思维方法 二十、计算晶体中粒子间距离的思维方法 一、原子结构 1．微粒间“三个”数量关系 中性原子：核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数 阴离子：核外电子数=质子数 + 所带的电荷数 阳离子：核外电子数=质子数 - 所带的电荷数 2．核素(原子)的表示及其数量关系 ①表示：表示质子数为Z、质量数为A、中子数为A－Z的核素原子。 ③符号中各数字的含义 二、元素、核素、同位素 1．“三素”关系 2．同位素的“六同三不同” 三、元素周期表与元素周期律 1．强化记忆元素周期表的结构 2．利用区间定位推断元素 对于原子序数较大的元素，可采用区间定位确定元素。 元素周期表中各族的排列顺序由左到右依次为ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0，牢记各周期对应的0族元素的原子序数，可以快速确定周期数。 周期 一 二 三 四 五 六 七 起止序数 1~2 3~10 11~18 19~36 37~54 55~86 87~118 　3．粒子半径大小比较规律 在中学化学要求的范畴内，可按“三看”规律来比较粒子半径的大小： “一看”电子层数：当最外层电子数相同，电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-)。 “二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)；r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。 “三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 例：r(Cl-)>r(Cl)；r(Fe2+)>r(Fe3+)。 4．金属性、非金属性强弱的判断 金属性比较 本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关) 判断方法 ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强 ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强 ③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 ⑤若Xn＋＋Y→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强 ⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强 非金属性比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关) 判断方法 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 ②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 ④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强 4．依据元素及其化合物的“特性”推断元素 质量最轻的元素，其单质可以填充气球 H 形成化合物最多的元素；可形成自然界硬度最大的物质；简单氢化物中含氢质量分数最大的元素 C 空气中含量最多的元素；气态氢化物的水溶液呈碱性的元素；元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素；简单氢化物(常温下为气体)可用作制冷剂 N 地壳中含量最多的元素；简单氢化物的沸点最高的元素；氢化物在通常状况下呈液态的元素 O 最活泼的非金属元素；无正价的元素；无含氧酸的非金属元素；无氧酸可腐蚀玻璃的元素；气态氢化物最稳定的元素；阴离子的还原性最弱的元素 F 单质密度最小的金属元素 Li 短周期元素中与水反应较剧烈的金属元素，最高价氧化物的水化物碱性最强的元素；短周期主族元素中原子半径最大的元素；与氧气在加热条件下反应生成过氧化物(Na2O2)的元素；焰色反应为黄色的元素 Na 焰色反应呈紫色(透过蓝色钴玻璃观察)的元素 K 最活泼的金属元素；最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素；阳离子的氧化性最弱的元素 Cs 地壳中含量最多的金属元素；最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应 Al 良好的半导体材料，地壳中含量第二的元素，能跟强碱溶液反应，还能被氢氟酸溶解 Si 淡黄色固体，它的氢化物可与其最高价氧化物对应的水化物的浓溶液发生氧化还原反应 S 短周期元素中最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素 Cl 单质最易着火的非金属元素 P 常见的一种元素存在几种单质的元素 C、P、O、S 常温下单质呈液态的非金属元素：Br。 常温下单质呈液态的金属元素：Hg。 短周期元素W的简单氢化物(常温下为气体)可用作制冷剂，则W是氮(N)； 短周期元素T的一种单质在空气中能够自燃，则T是磷(P)。 若r是由短周期元素组成的二元化合物，0.01 mol·L－1 r溶液的pH为2，则r是HCl；若r是由短周期元素组成的三元化合物，0.01 mol·L－1 r溶液的pH为2，则r是HNO3或HClO3或HClO4；若r是由短周期元素组成的三元化合物，0.005 mol·L－1 r溶液的pH为2，则r是H2SO4。 单质为常见的半导体材料：Si、Ge 元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F 四、核外电子排布式的书写 1．“三步法”书写一般电子排布式 ①按照构造原理写出电子填入能级的顺序 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s…… ②分析基态原子的核外电子数，根据各能级容纳的电子数填充电子 基态Fe原子的核外电子数为26，电子填充顺序为 1s2→2s2→2p6→3s2→3p6→4s2→3d6 ③去掉空能级，并按能层顺序书写，能量低的能级写在左边，而不是按照构造原理的顺序书写 Fe原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2不能写成 1s22s22p63s23p64s23d6 2．简化电子排布式 将电子排布式中内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式；方括号里的符号的意义是该元素上一个周期的惰性气体电子排布式的结构，称为“原子实” 实例 氮 钠 铁 砷 电子排布式 1s22s22p3 1s22s22p63s1 1s22s22p63s23p63d64s2 1s22s22p63s23p63d104s24p3 简化的电子排布式 [He]2s22p3 [Ne]3s1 [Ar]3d64s2 [Ar]3d104s24p3 3．离子核外电子排布式的书写 先写出原子的电子排布式，再根据得失电子情况进行调整。原子失去电子时总是先失去最外层电子，然后失去次外层电子，之后是倒数第三层电子……对于主族元素的原子来说，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外能层未填满的能级上 实例 O2－ 电子排布式 1s22s22p6 4．价层电子排布式的书写步骤 第一步 写出简化电子排布式 Na Mn 简化电子排布式 [Ne]3s1 [Ar]3d54s2 第二步 删去基态原子电子排布式中方括号部分，即得价层电子排布式，该写法适应于元素周期表中第IA、IIA和过渡元素 价层电子排布式 3s1 3s1 第三步 对于第IIIA～VIIA和零族元素，其价层电子排布式的书写方法是在第一步的基础上删去内层电子排布，只保留最外层电子排布 33As的电子排布式为[Ar]3d104s24p3，故价层电子排布式为4s24p3 五、核外电子状态 1．常见电子状态的描述 硫原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p4 a．运动状态等于电子数 S 原子核外有16个电子，则有16种不同运动状态的电子 b．空间运动状态等于轨道数 S 原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，其轨道数为1+1+3+1+3=9，则有9种不同的空间运动状态 c．伸展方向看轨道类型 S 原子的s轨道为球形，只有1种伸展方向，p轨道有3种伸展方向，则共有4种不同的伸展方向 d．不同能量的电子看轨道数 S 原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，有5种不同能量的电子 e．运动范围看电子层 S 原子的核外有3个电子层，有3种不同的运动范围 2．基态原子核外电子排布的表示方法 原子(核素)符号 含义 在元素符号的左下方标明质子数、左上方标明质量数的一种图示即为原子符号 实例 8 (16)O 电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式 实例 原子(离子)结构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 含义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子 排布式 含义 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子 排布式 含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式 实例 Al：3s23p1 电子排 布图 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 Al： 六、电离能、电负性 1．元素第一电离能的周期性变化规律 一般规律 同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小；同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小 特殊情况 第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能 2．电离能、电负性大小判断 规律 在周期表中，电离能、电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小 特性 同周期主族元素，第ⅡA族(ns2)全充满、第ⅤA族(np3)半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素 方法 常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小，如O与Cl的电负性比较：①HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知O的电负性大于Cl；②Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl 七、共价键 1．共价键类型 分类依据 类型 形成共价键的原子轨道重叠方式 σ键 电子云“头碰头”重叠 π键 电子云“肩并肩”重叠 形成共价键的电子对是否偏移 极性键 共用电子对发生偏移 非极性键 共用电子对不发生偏移 原子间共用电子对的数目 单键 原子间有一对共用电子对 双键 原子间有两对共用电子对 叁键 原子间有三对共用电子对 2．几种典型物质的电子式、结构式和模型 物质 HCl Cl2 H2O NH3 CH4 电子式 结构式 H—Cl Cl—Cl H—O—H 球棍模型 比例模型 3．常考短周期元素形成共价键的数目 主族序数 常考元素 共价键数目 实例 IA H 1 H2、HCl IIIA B 3 BF3 4 NaBH4、BF4－(含有配位键) Al 3 AlCl3 4 LiAlH4、Al2Cl6、AlCl4－(含有配位键) 6 Na3[AlF6] IVA C 4 CH4 (碳碳间可以是单键、双键、三键) Si SiH4、SiCl4 VA N 3 NH3 4 NH4+ (含有配位键) P 3 PCl3 5 PCl5、H3PO4 VIA O 2 H2O 3 H3O+ (含有配位键) S 2 H2S 6 SF6 VIIA F、Cl 1 HF、HCl 4．常考几种含氧酸的结构 含氧酸 结构简式 含氧酸 结构简式 高氯酸 磷酸 、 硫酸 、 亚磷酸(H3PO3) 、 硫代硫酸(H2S2O3) 次磷酸(H3PO2) 过二硫酸(H2S2O8) 亚砷酸 硼酸 次氯酸 Cl—OH 八、杂化轨道与价电子互斥模型 1．杂化轨道 sp3杂化 sp2杂化 sp杂化 类型 全为单键：C、N、O 苯环、＞C＝、单键的B —C≡、＝C＝、Be 微粒 CH3CH2OH、H2NNH2、NH2OH 、HCHO、BCl3 C2H2、CS2、BeCl2 判断 孤电子对＋单键数＝4 孤电子对＋单键数＝3 孤电子对＋单键数＝2 杂化轨道类数＝孤电子对＋单键数 杂化轨道数＝中心原子的孤电子对数＋相连的其他原子个数 根据熟悉物质的原子杂化类型等效替换—→用熟悉的原子替换、用熟悉的分子替换 2．价层电子对互斥模型 AX：价层电子对数＝A原子σ键数(即m)＋孤电子对数 孤电子对数＝ 3．利用价层电子对互斥模型比较键角的方法 序号 比较方法 具体规律 ① 比较中心原子价层 电子对数 中心原子价层电子对数越少，键角越大 如CO2＞SO3＞CH4 ② 比较中心原子的孤 电子对数 中心原子价层电子对数相同时，孤电子对数越多，排斥力越大，键角越小 如NH3＞H2O ③ 比较中心原子的电负性 同主族元素形成的同类化合物，中心原子的电负性越大，键角越大 如H2O＞H2S ④ 比较成键原子的电负性 当中心原子相同时，成键原子的电负性越大，键角越小，如NF3＜NCl3 4．中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断 分子(A为 中心原子) 中心原子 杂化方式 中心原子孤 电子对数 分子构型 示例 AB2 sp 0 直线形 BeCl2 sp2 1 V形 SO2 sp3 2 V形 H2O AB3 sp2 0 平面三角形 BF3 sp3 1 三角锥形 NH3 AB4 sp3 0 正四面体形 CH4 5．中心原子价层电子对数、杂化轨道类型与粒子的立体构型(A型) 价层电子对数(杂化轨道数) 2 3 4 杂化轨道类型 sp sp2 sp3 价层电子对模型(VSEPR) 直线形 三角形 四面体形 粒子组成形式与构型 AB2： 直线形 AB2： V形 AB3： 三角形 AB2： V形 AB3： 三角锥形 AB4：(正) 四面体形 规律 当中心原子无孤电子对时，分子构型与价层电子对模型一致；当有孤电子对时，分子的构型为去掉孤电子对后剩余部分的立体构型，且孤电子对会对分子构型产生“挤压”效果，使键角变小 6．常见等电子体 粒子 通式 价电子总数 立体构型 CO2、SCN－、NO、N、N2O、COS、CS2 AX2 16e－ 直线形 CO、NO、SO3 AX3 24e－ 平面三角形 SO2、O3、NO AX2 18e－ V形 SO、PO AX4 32e－ 正四面体形 PO、SO、ClO AX3 26e－ 三角锥形 CO、N2、C AX 10e－ 直线形 CH4、NH AX4 8e－ 正四面体形 九、键角大小的比较 1．中心原子的杂化方式不同且中心原子无孤对电子——看中心原子杂化方式 sp(1800)＞sp2(1200)＞sp3(109028＇) 分子 CO2、CS2 BF3、SO3 CH4、NH4+ 杂化方式 sp sp2 sp3 分子构型 直线型 平面三角形 正四面体 键角 1800 1200 109028＇ 2．中心原子杂化方式相同且中心原子有孤对电子——看中心原子的孤电子对数 价层电子对之间相互排斥作用大小的一般规律： 孤电子对—孤电子对＞孤电子对—成键电子对＞成键电子对—成键电子对， 中心原子孤电子对数越多，对成键电子对的排斥力越大，键角越小，如：CH4、NH3和H2O分子中的键角依次减小。 分子 CH4 NH3 H2O 杂化方式 sp3 sp3 sp3 孤电子对数 0 1 2 键角 109028＇ 107018＇ 104030＇ 分子构型 正四面体 三角锥形 V形 3．中心原子不同，配位原子及中心原子孤电子对数相同且结构相似——看中心原子的电负性 中心原子的电负性越大，成键电子对越靠近中心原子，成键电子对排斥力增大，键角增大。 键角：NH3＞PH3＞AsH3；H2O＞H2S＞H2Se； 4．中心原子及孤电子对数相同，配位原子不同且结构相似——看配位原子的电负性 配位原子电负性越大，成键电子对越偏离中心原子，成键电子对排斥力减小，键角越小。 键角：NF3＜NCl3＜NBr3；NF3＜NH3；OF2＜H2O 5．单键、双键、三键的影响 三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序：三键—三键＞三键—双键＞双键—双键＞双键—单键＞单键—单键。 乙烯分子中键角①(121．3°)＞键角②(117.4°)； 原因是斥力大小：双键—单键＞单键—单键； 6．配体体积对键角的影响 配体体积越大，电子云占据空间增大，对成键电子斥力增强，导致键角减小。 键角：NH3＞NH2OH＞NH2(CH3) 十、分子极性 1．键的极性与分子极性的关系 类型 实例 两个键之间的夹角 键的极性 分子的极性 空间构型 X2 H2、N2 － 非极性键 非极性分子 直线型 XY HCl、NO － 极性键 极性分子 直线型 XY2(X2Y) CO2、CS2 180° 极性键 非极性分子 直线型 SO2 120° 极性键 极性分子 三角形 H2O、H2S 104．5° 极性键 极性分子 V形 XY3 BF3 120° 极性键 非极性分子 平面三角形 NH3 107.3° 极性键 非极性分子 三角锥形 XY4 CH4、CCl4 109.5° 极性键 非极性分子 正四面体 2．非极性分子与极性分子的判断 十一、范德华力、氢键、共价键的比较 范德华力 氢键 共价键 概念 分子间普遍存在的一种相互作用力，但不是化学键 已经与电负性很大的原子(N、O、F)形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子(N、O、F)之间的作用力 原子间通过共用电子对形成的化学键 存在范围 分子或原子(稀有气体)之间 氢原子与F、N、O原子(分子内、分子间) 相邻原子间 特征 无方向性、无饱和性 有方向性、有饱和性 有方向性、有饱和性 强度比较 共价键＞氢键＞范德华力 影响强度 的因素 ①随着分子极性和相对分子质量的增大而增大； ②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大 对于A—H…B，A、B原子的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大 成键原子半径越小、键长越短，键能越大，共价键越稳定 对物质性 质的影响 ①影响物质的熔、沸点、溶解度等物理性质； ②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔、沸点升高 分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大；分子内氢键会使物质的熔、沸点降低，在水中溶解度减小 ①影响分子的稳定性，共价键键能越大，分子稳定性越强； ②影响原子晶体的熔、沸点，硬度 十二、配合物 配合物的组成 [中心离子(配体)n][外界] 典型配合物 Cu(NH3)4SO4 Fe(SCN)3 Ag(NH3)2OH 中心离子 Cu2+ Fe3+ Ag+ 中心离子结构特点 一般是金属离子，特别是过渡金属离子，必须有空轨道 配体 NH3 SCN- NH3 配体结构特点 分子或离子，必须含有孤对电子(如NH3、H2O、CO、Cl-、SCN-等) 配位数(n) 4 3 2 外界 SO42- 无 OH- 颜色 深蓝色 血红色 无色 配离子所含化学键 配体通过配位键与中心离子结合 配合物所含化学键 配位键、离子键；配体或外界中可能还含有共价键 配合物的常见性质 属于离子化合物，多数能溶解、能电离，多数有颜色 金属羰基配合物 是过渡金属和一氧化碳配位形成的配合物，如四羰基镍[Ni(CO)4]。在许多有机化合物的合成反应中，金属羰基配合物常常作为这些反应的催化剂 二茂铁 二茂铁的结构为一个铁原子处在两个平行的环戊二烯的环之间。在固体状态下，两个茂环相互错开成全错位构型，温度升高时则绕垂直轴相对转动。二茂铁的化学性质稳定，类似芳香族化合物 十三、晶体类型及性质的比较 晶体类型 离子晶体 分子晶体 共价晶体 金属晶体 构成晶体的粒子 阳离子、阴离子 分子 原子 金属离子、自由电子 组成晶体粒子间相互作用 离子键 范德华力(有的存在氢键) 共价键 金属键 典型实例 NaCl 冰(H2O)、干冰(CO2) 金刚石、晶体硅、SiO2、SiC及Si3N4等大多数新型高温结构陶瓷 除汞外的金属及合金 晶体的物理性质 熔、沸点 熔点较高，沸点高 熔、沸点低 熔、沸点高 易导电、易导热，大多数具有较好的延展性，密度、硬度、熔、沸点等差别较大 导热性 不良 不良 不良 导电性 固态不导电，熔化或溶于水能导电 固体、熔融不导电，部分化合物溶于水能导电 不导电 机械加工性能 不良 不良 不良 硬度 略硬而脆 硬度低 高硬度 十四、物质熔、沸点高低比较规律 一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体，如：金刚石>NaCl>Cl2；金属晶体>分子晶体，如：Na>Cl2。(金属晶体熔、沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞等) 原子晶体 →→，如：金刚石>石英>晶体硅 离子晶体 一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶格能越大，熔、沸点就越高。如：MgO>MgCl2，NaCl>CsCl 金属晶体 金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其形成的金属键越强，金属单质的熔、沸点就越高，如Al>Mg>Na 分子晶体 ①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S ②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如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，其熔沸点越高，如CO＞N2 1 在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如正戊烷＞异戊烷＞新戊烷 十五、晶胞中微粒数的计算方法——均摊法 1．原则：晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是 2．方法： （1）长方体(正方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算 a．处于顶点上的粒子，同时为8个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞 b．处于棱边上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞 c．处于晶面上的粒子，同时为2个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞 d．处于晶胞内部的粒子，则完全属于该晶胞 （2）非长方体晶胞中粒子视具体情况而定 三棱柱 六棱柱 平面型 石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)被三个六边形共有，每个六边形占 十六、常见晶体的结构分析 1．常见原子晶体结构分析 晶体 晶体结构 结构分析 金刚石 原子半径(r)与边长(a)的关系：a=8r (1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构，键角均为109°28′ (2)每个金刚石晶胞中含有8个碳原子，最小的碳环为6元环，并且不在同一平面(实际为椅式结构)，碳原子为sp3杂化 (3)每个碳原子被12个六元环共用，每个共价键被6个六元环共用，一个六元环实际拥有个碳原子 (4)C原子数与C—C键数之比为1∶2，12g金刚石中有2 mol共价键 (5)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) SiO2 (1)SiO2晶体中最小的环为12元环，即：每个12元环上有6个O，6个Si (2)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构，每个正四面体占有1个Si，4个“O”，n(Si)∶n(O)＝1∶2 (3)每个Si原子被12个十二元环共用，每个O原子被 6个十二元环共用 (4)每个SiO2晶胞中含有8个Si原子，含有16个O原子 (5)硅原子与Si—O共价键之比为1：4，1mol Si O2晶体中有4mol共价键 (6)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) SiC、BP、AlN (1)每个原子与另外4个不同种类的原子形成正四面体结构 (2)密度：ρ(SiC)＝；ρ(BP)＝； ρ(AlN)＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) (3)若Si与C最近距离为d，则边长(a)与最近距离(d)的关系：a=4d 2．常见分子晶体结构分析 晶体 晶体结构 结构分析 干冰 (1)面心立方最密堆积：立方体的每个顶点有一个CO2分子，每个面上也有一 个CO2分子，每个晶胞中有4个CO2分子 (2)每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有12个 (3)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) 白磷 (1)面心立方最密堆积 (2)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) 冰 (1)每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连接 (2)每个水分子实际拥有两个“氢键” (3)冰晶体和金刚石晶胞相似的原因：每个水分子与周围四个水分子形成氢键 【微点拨】 (1)若分子间只有范德华力，则分子晶体采取分子密堆积，每个分子周围有12个紧邻的分子。在分子晶体中，原子先以共价键形成分子，分子再以分子间作用力形成晶体。由于分子间作用力没有方向性和饱和性，分子间尽可能采取密堆积的排列方式。如：干冰、O2、I2、C60等分子 (2)若分子间靠氢键形成的晶体，则不采取密堆积结构，每个分子周围紧邻的分子数要小于12个。因为氢键有方向性和饱和性，一个分子周围其他分子的位置和数目是一定的。如：冰晶体、苯甲酸晶体 3．常见离子晶体结构分析 晶体 晶体结构 结构分析 NaCl (1)一个NaCl晶胞中，有4个Na+，有4个Cl－ (2)在NaCl晶体中，每个Na+同时强烈吸引6个Cl－，形成正八面体形； 每 个Cl－同时强烈吸引6个Na+ (3)在NaCl晶体中，Na+ 和Cl－的配位数分别为6、6 (4)在NaCl晶体中，每个Na+周围与它最接近且距离相等的Na+共有12个， 每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl－共有12个 (5)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) CsCl (1)一个CsCl晶胞中，有1个Cs+，有1个Cl－ (2)在CsCl晶体中，每个Cs+同时强烈吸引8个Cl－，即：Cs+的配位数为8， 每个Cl－ 同时强烈吸引8个Cs+，即：Cl－的配位数为8 (3)在CsCl晶体中，每个Cs+周围与它最接近且距离相等的Cs+共有6个，形成正八面体形，在CsCl晶体中，每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl－共有6个 (4)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) ZnS (1)1个ZnS晶胞中，有4个S2－，有4个Zn2＋ (2)Zn2＋的配位数为4，S2－的配位数为4 (3)密度＝ CaF2 (1)1个CaF2的晶胞中，有4个Ca2＋，有8个F－ (2)CaF2晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同，Ca2＋配位数是8，F－的配位数是4 (3)密度＝ 离子晶体的配位数 离子晶体中与某离子距离最近的异性离子的数目叫该离子的配位数 影响离子晶体配位数的因素 (1)正、负离子半径比：AB型离子晶体中，阴、阳离子的配位数相等，但正、负离子半径比越大，离子的配位数越大。如：ZnS、NaCl、CsCl (2)正、负离子的电荷比。如：CaF2晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同 4．常见金属晶体结构分析 堆积模型 简单立方堆积 体心立方堆积 (钾型) 面心立方最密堆积(铜型) 六方最密堆积(镁型) 晶胞 代表金属 Po Na K Fe Cu Ag Au Mg Zn Ti 配位数 6 8 12 12 晶胞占有的原子数 1 2 4 6或2 原子半径(r)与立方体边长为(a)的关系 a＝2r a＝4r a＝4r —— 十七、几种典型晶体模型比较 晶体 晶体结构 晶体详解 原子 晶体 金刚石 (1)每个碳原子与4个碳原子以共价键结合,形成正四面体结构 (2)键角均为109°28' (3)最小碳环由6个C组成且六原子不在同一平面内 (4)每个C参与4个C—C键的形成,C原子数与C—C键数之比为1∶2 SiO2 (1)每个Si与4个O以共价键结合,形成正四面体结构 (2)每个正四面体占有1个Si,4个“1/2O ”,n(Si)∶n(O)=1∶2 (3)最小环上有12个原子,即6个O,6个Si 分子 晶体 干冰 (1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子 (2)每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有12个 离子 晶体 NaCl(型) (1)每个Na+(Cl-)周围等距且紧邻的Cl-(Na+)有6个。每个Na+周围等距且紧邻的Na+有12个 (2)每个晶胞中含4个Na+和4个Cl- CsCl(型) (1)每个Cs+周围等距且紧邻的Cl-有8个,每个Cl-周围等距且紧邻的Cs+有8个 (2)如图为8个晶胞,每个晶胞中含1个Cs+、1个Cl- 金属 晶体 简单立方堆积 典型代表Po,空间利用率52%,配位数为6 体心立方 堆积 典型代表Na、K、Fe,空间利用率68%,配位数为8 六方最密 堆积 典型代表Mg、Zn、Ti,空间利用率74%,配位数为12 面心立方 最密堆积 典型代表Cu、Ag、Au,空间利用率74%,配位数为12 十八、原子分数坐标参数的确定方法 1．原子分数坐标参数 （1）概念：以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称为原子分数坐标 （2）原子分数坐标的确定方法 ①依据已知原子的坐标确定坐标系取向 ②一般以坐标轴所在正方体的棱长为1个单位 ③从原子所在位置分别向x、y、z轴作垂线，所得坐标轴上的截距即为该原子的分数坐标 （3）示例 A B C D E F G H x y z 晶胞中原子坐标 A(0，0，0)， B(0，1，0)， C(1，1，0)， D(1，0，0)， E(0，0，1)， F(0，1，1)， G(1，1，1)， H(1，0，1)， 体心：(，，)， 上面心：(，，1)， 下面心：(，，0)， 左面心：(，0，)，右面心：(，1，)， 前面心：(1，，)， 后面心：(0，，) 2．典型晶胞结构模型的原子分数坐标 （1）简单立方体模型粒子坐标 粒子坐标 若1(0，0，0)，2(0，1，0)，则确定3的原子分数坐标为(1，1，0)，7为(1，1，1) （2）体心晶胞结构模型的原子坐标和投影图 粒子坐标 若1(0，0，0)，3(1，1，0)，5(0，0，1)，则6的原子分数坐标为(0，1，1)，7为(1，1，1)，9为(，，) （3）面心立方晶胞结构模型的原子坐标和投影图 粒子坐标 若1(0，0，0)，13(，，0)，12(1，，)，则15的原子分数坐标为(，1，)，11为(，，1) （4）金刚石晶胞结构模型的原子坐标和投影图 粒子坐标 若a原子为坐标原点，晶胞边长的单位为1，则原子1、2、3、4的坐标分别为(，，)、(，，)、(，，)、(，，) 十九、计算晶体密度的思维方法 二十、计算晶体中粒子间距离的思维方法 学科网(北京)股份有限公司 学科网(北京)股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司1 / 1 学科网（北京）股份有限公司 $