2011年高考化学考前考点精讲：物质结构与性质

考点37 原子结构
1．几个量的关系(X)
六种量包括 ：质子数 中子数 电子数 质量数 原子序数 元素相对原子质量
1.质量数（A）＝质子数（Z）+ 中子数（N）
2.原子中：质子数＝核电荷数＝原子序数＝原子的核外电子数
3.质子数（Z）＝ 阳离子的核外电子数 + 阳离子的电荷数
4.质子数（Z）＝ 阴离子的核外电子数 － 阴离子的电荷数
5.元素的相对原子质量：各种同位素的相对原子质量与同位素所占原子个数百分比的乘积之和，计算结果是一个平均值。其计算公式为：Mr ＝A×a% + B×b% + C×c% + ……
2．同位素
⑴要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。
⑵特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。
注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。
3．相对原子质量
⑴原子的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量，单位为1，可忽略不写。
⑵元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。
4．原子和离子结构示意图
注意：①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。
②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图(通过比较核内质子数和核外电子数)。
5．微粒半径大小比较规律
⑴同周期元素(稀有气体除外)的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。
⑵同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。
⑶电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。
⑷同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。
⑸稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。
⑹电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径，但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子层数少的阴离子半径。
考点37 化学键 非极性分子和极性分子
一、化学键：
1．概念：化学键：相邻的原子之间强烈的相互作用．
离子键：存在于离子化合物中
2．分类： 共价键：存在于共价化合物中
金属键：存在于金属中
离子键：使阴、阳离子结合成化合物的静电作用。
离子化合物：由阴、阳离子相互作用构成的化合物。如NaCl Na2O Na2O2 NaOH Na2SO4等。
说明：
（1）静电作用既包含同种离子间的相互排斥也包含异种离子间的相互吸引。是阴、阳离子间的静电吸引力与电子之间、原子核之间斥力处于平衡时的总效应。
（2）成键的粒子：阴、阳离子
（3）成键的性质：静电作用
（4）成键条件：
①活泼金属（IA、IIA族）与活泼非金属（VIA、VIIA族）之间相互化合――――
离子键（有电子转移）
②阴、阳离子间的相互结合： （无电子转移）
（5）成键原因：
①原子相互作用，得失电子形成稳定的阴、阳离子；
②离子间吸引与排斥处于平衡状态；
③体系的总能量降低。
（6）存在：离子化合物中一定存在离子键，常见的离子化合物有强碱、绝大多数盐（PbCl2 Pb(CH3COO)2等例外），强的金属的氧化物，如：Na2O Na2O2 K2O CaO MgO等。
三．电子式：
1.概念：由于在化学反应中，一般是原子的最外层电子发生变化，所以，为了简便起见，我们可以在元素符号周围用小黑点（或×）来表示原子的最外层电子。这种式子叫做电子式
例如：
2.离子化合物的电子式表示方法：
在离子化合物的形成过程中，活泼的金属离子失去电子变成金属阳离子，活泼的非金属离子得到电子变成非金属阴离子，然后阴阳离子通过静电作用结合成离子键，形成离子化合物。所以，在离子化合物的电子式中由阳离子和带中括号的阴离子组成且简单的阳离子不带最外层电子，而阴离子要标明最外层电子多少。
如：
3．离子化合物的形成过程：
注：①不是所有的离子化合物在形成过程中都有电子的得失，如NH4+与Cl－结合成NH4Cl的过程。
②对于离子化合物化学式不等于分子式，在离子化合物中不存在分子，如NaCl的晶体结构为：
在这个结构中Na+和Cl-的个数比为1:1，所以氯化钠的化学式为NaCl。
四、中学常见物质电子式分类书写
1．Cl-的电子式为：
2．-OH： OH-电子式：
3．Na2S MgCl2
CaC2、 Na2O2
4． NH4Cl (NH4)2S
5．
结构式 电子式
6．MgCl2形成过程： + Mg + Mg2+
五．共价键：
1．概念：原子之间通过共用电子所形成的相互作用。
2．成键粒子：原子
3．成键性质：共用电子对两原子的电性作用
4．成键条件：同种非金属原子或不同种非金属原子之间，且成键的原子最外层电子未达到饱和状态
5．成键原因：①通过共用电子对，各原子最外层电子数目一般能达饱和，由不稳定变稳定；②两原子核都吸引共用电子对，使之处于平衡状态；③原子通过共用电子对形成共价键后，体系总能量降低。
6．存在范围：
①非金属单质的分子中（除稀有气体外）：如O2/F2/H2/C60
②非金属形成的化合物中，如SO2/CO2/CH4/H2O2/CS2
③部分离子化合物中，如Na2SO4中的SO42-中存在共价键，NaOH的OH-中存在共价键，NH4Cl中的NH4+存在共价键
7．共价化合物的电子式表示方法：
在共价化合物中，原子之间是通过共用电子对形成的共价键的作用结合在一起的，所以本身没有阴阳离子，因此不会出现阴阳离子和中括号
如：
共价化合物的形成过程：
六、极性键和非极性键：
共价键根据成键的性质分为非极性共价键和极性共价键。
1．极性键：不同种原子，对成键电子的吸引能力不同，共用电子对必然偏向吸引电子能力强（即电负性大）的原子一方，使该原子带部分负电荷（δ-），而另一原子带部分正电荷（δ+）。这样，两个原子在成键后电荷分布不均匀，形成有极性的共价键。
（1）不同种元素的原子形成的共价键叫极性共价键，简称极性键。
（2）形成条件：不同非金属元素原子间配对（也有部分金属和非金属之间形成极性键）。
（3）存在范围：气态氢化物、非金属氧化物、酸根、氢氧要、有机化合物。
2．非极性共价键：
（1）定义：（同种元素的原子）两种原子吸引电子能力相同，共用电子对不偏向任何一方，成键的原子不显电性，这样的共价键叫非极性键。简称非极性键。
（2）形成条件：相同的非金属元素原子间电子配对
（3）存在范围：非金属单质（稀有气体除外）及某些化合物中，如H2、N2、O2、H2O2中的O-O键、Na2O2中的O-O键。
3．物质中化学键的存在规律：
（1）离子化合物中一定有离子键，可能还有共价键。简单离子组成的离子化合物中只有离子键，如MgO、NaCl等，复杂离子（原子团）组成的离子化合物中既有离子键又有共价键，既有极性共价键，又有非极性共价键。如：只含有离子键：MgO、NaCl、MgCl2 含有极性共价键和离子键：NaOH、NH4Cl、Na2SO4
含有非极性共价键和离子键：Na2O2、CaC2、Al2C3等
（2）共价化合物中只有共价键，一定没有离子键。
（3）在非金属单质中只有共价键：
（4）构成稀有气体的单质分子，由于原子已达到稳定结构，在这些原子分子中不存在化学键。
（5）非金属元素的原子之间也可以形成离子键，如NH4Cl
4．化学键强弱的比较：
（1）离子键：离子键强弱的影响因素有离子半径的大小的离子所带电荷的多少，既离子半径越小，所带电荷越多，离子键就越强。离子键的强弱影响物质的熔沸点、溶解性，其中离子键越强，熔沸点越高。如：离子化合物AlCl3与NaCl比较，r(Al3+)＜r（Na+），而阴离子都是Cl-，所以AlCl3中离子键比NaCl中离子键强。
（2）共价键：影响共价键强弱的因素有成键原子半径和成键原子共用电子对数，成键原子半径越小，共用电子对数目越多，共价键越稳定、越牢固。例如：r（H）＜r(Cl)，所以H2比Cl2稳定，N2中含有N≡N共价三键，则N2更稳定。
考点38 晶体的类型与性质
一、晶体类型及性质比较
晶体类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体
组成晶体的粒子 阳离子和阴离子 原子 分子
组成晶体粒子间的相互作用 离子键 共价键 范德华力（有的还有氢键）
典型实例 NaCl 金刚石、晶体硅、SiO2、SiC 冰（H2O）、干冰（CO2）
晶体的物理特性 熔点、沸点 熔点较高、沸点高 熔、沸点高 熔、沸点低
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 差 差
机械加工性能 不良 不良 不良
硬度 略硬而脆 高硬度 硬度较小
（2）化学键与分子间作用力的比较
化学键 分子间力
概念 相邻的两个或多个原子间强烈的相互作用 物质的分子间存在的微弱的相互作用
范围 分子内或某些晶体内 分子间
能量 键能一般为：120～800 kJ·mol－1 约几个至数十个kJ·mol－1
性质影响 主要影响分子的化学性质 主要影响物质的物理性质
（3）晶体性质的比较:比较晶体的硬度大小、熔沸点高低等物理性质的依据是：
（4）非极性分子和极性分子
分子空间构型对称，正负电荷重心重合的分子叫非极性分子。
分子空间构型不对称，正负电荷重心不重合的分子叫极性分子。
（5）共价键与离子键之间没有绝对的界限
二、物质结构
1、胶体的带电：一般说来，金属氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带正电，非金属氧化物、金属硫化物 的胶体粒子带负电。
2、胶体的聚沉方法：（1）加入电解质；（2）加入电性相反的胶体；（3）加热。
3、污染大气气体：SO2、CO、NO2、NO，其中SO2、NO2形成酸雨。
4、共价化合物中一定含有共价键，含有共价键的化合物不一定是共价化合物。共价化合物形成的晶体可以是分子晶体(如干冰)也可以是原子晶体(如水晶)。
5、分子晶体中不一定有共价键，如惰性气体形成的晶体。
6、分子内的共价键越牢固，分子的化学性质越稳定，分子间的作用力越大，分子的熔沸点越高。
7、非极性共价键可以存在于单质，离子化合物、共价化合物中。
8、极性键、离子键都只有存在于化合物中。
9、由极性键构成的分子可以是极性分子，也可以是非极性分子。非极性分子中不一定含有非极性键。
10、原子晶体中只存在共价键。
11、原子晶体、离子晶体中都没有单个的分子存在。C、P、SiO2、NaCl都不能反映其真实的分子组成。但氯化钠蒸气中存在单个的分子。
12、晶体中有阳离子存在的不一定有阴离子，如金属晶体。有阴离子存在则一定有阳离子。
13、分子晶体的熔、沸点：组成和结构相似的物质，分子量越大熔、沸点越高。分子间能形成氢键的使熔沸点反常。
14、晶体的熔点：原子晶体 >离子晶体 >分子晶体 中学学到的原子晶体有： Si、SiC 、SiO2和金刚石。 原子晶体的熔点的比较是以原子半径为依据的： 金刚石 > SiC > Si （因为原子半径：Si> C> O）.
15、酸性氧化物固态时可能是分子晶体也可能是原子晶体,含氧酸固态时是分子晶体
16、氢键不属于化学键，而属分子间作用力。HF、H2O、NH3、CH3CH2OH、CH3COOH等分子中有氢键外,在有机羧酸,醇,酚,胺,氨基酸和蛋白质中也有氢键的。分子间能形成氢键至使熔沸点反常。HF,HCl,HBr,HI的沸点高低顺序为HF>HI>HBr>HCl。在冰中每个水分子周围以氢键结合了4个水分子，平均每个水分子形成2个氢键，冰熔化时分子间空隙减少。
17、在NaCl晶体中，每个Na+周围与之距离最近且相等的Cl-有6个，形成正八面体形。每个Na+周围与之距离最近且相等的Na+有12个，每个晶胞中有4个NaCl单元。117克NaCl中含有晶胞的个数为0.5NA
18、在CSCl晶体中，每个Cs＋周围与之距离最近且相等的Cl-有8个，每个Cs＋周围与之距离最近且相等的Cs＋有6个。
19、在金刚石晶体中形成的环至少需6个C原子，平均每个C原子形成两个共价键。1mol金刚石中含C-C键2mol；在SiO2晶体中要形成一个封闭的环至少需12个原子。六个Si原子六个C原子。每个Si原子形成4个共价键，1mol SiO2晶体中含有4molSi-O键。平均每个Si原子结合2个氧原子；每个O原子形成2个共价键。
三、空间构形
（1）常见分子、离子的空间构型：CH4、SiH4、CCl4 、NH4+为正四面体型；BF3、甲醛分子为平面三角型；NH3 H3O+三角锥型（含1对孤对电子）；H2O、H2S V型（含2对孤对电子）；Cl2 HCl CO2 CS2 C2H2直线型
(2)有机分子的四个基本结构单元
　　(1)甲烷为正四面体结构，键角109о28′。　　(2)乙烯为平面型结构，键角120о。
　　(3)乙炔为直线型结构，键角180о。 　　(4)苯为平面型结构，键角120о。
　　(5)在1,3-丁二烯分子中，四个碳原子和六个氢原子都在同一平面上，键角接近120о。
Cl
O
H
O
H
Cl
Mg2+
Cl
S
2–
Na+
Na+
Na+
Na+
O
O
2–
2–
Ca2+
C
C
H
H
N
H
H
S
2–
H
H
N
H
H
Cl
H
H
N
H
H
CO2
O
O
C
写结构式
补孤电子对
共用电子对代共价键
O
OO
C
O
OO
C
Cl
Cl
Cl
Cl