化学必背知识手册分类专题10 物质结构和性质【高考化学必背知识手册】1

这是一份化学必背知识手册分类专题10 物质结构和性质【高考化学必背知识手册】1，共18页。试卷主要包含了能层，原子核外电子排布，原子光谱，配合物，无机含氧酸的酸性等内容，欢迎下载使用。
一、能层、能级与原子轨道
1．能层（n）：（又称：电子层）
（1）分层依据：按照电子的能量差异
（2）表示符号：K、L、M、N、O、P、Q
2．原子轨道（又称：能级、电子亚层）
3．1~36号元素的能层和能级
（1）K层：有1s一个电子亚层
（2）L层：有2s、2p两个电子亚层
（3）M层：有3s、3p、3d三个电子亚层
（4）N层：有4s、4p、4d、4f四个电子亚层
4．原子核外电子排布的原理
（1）能量最低原理：电子尽先排布在能量最低的轨道中。
（2）泡利不相容原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋方向相反的电子。如：
（3）洪特规则：电子在能量相同原子轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道而且自旋方向相同。
（4）洪特规则特例：能量相同的原子轨道在下列情况时，体系能量最低
①全满；即s2、p6、d10
②半满；即s1、p3、d5
③全空；即s0、p0、d0
二、原子核外电子排布
1．基态原子核外电子排布
（1）21~30号：［Ar］3dx4s2
①一般最后1位数是几，x就等于几
②24Cr：［Ar］3d44s2→［Ar］3d54s1
③29Cu：［Ar］3d94s2→［Ar］3d104s1
（2）31~36号：［Ar］3d104s24px
①最后1位数是几，x就等于几
②32Ge：［Ar］3d104s24p2
③34Se：［Ar］3d104s24p4
2．价电子（外围电子、特征电子）
（1）21~30号：3d和4s上的电子数之和
（2）其他：最外层电子数
（3）过渡金属原子：除Cu和Cr原子最外层有1个电子外，其余的元素的原子最外层都有2个电子
（4）过渡金属离子的价电子构型：优先失去最外层电子数
（5）元素的最高价：等于价电子数
（6）过渡金属原子或离子的结构示意图
（7）第四周期主族元素原子或离子的结构示意图：次外层都有18个电子
3．元素在周期表中的位置
（1）主族：主族序数＝原子的最外层电子数，周期序数＝原子的电子层数
（2）21~30号：根据3d和4s上的电子数之和确定
（3）元素的分区
4．各种特征的电子（以Mn为例，1s22s22p63s23p63d54s2）
（1）不同运动状态的电子数：25
（2）不同空间运动状态的电子数：15
（3）形状不同的电子云种类：3
（4）不同能级（能量）的电子种类：7
（5）最高能级的电子数：5
（6）最高能层的电子数：2
5．1~36号元素原子的空轨道数目
6．1~36号元素原子的未成对电子数（n）
（1）n＝1：ns1（4）、ns2np1（3）、ns2np5（3）、3d14s2（1）、3d104s1（1），共12种
（2）n＝2：ns2np2（3）、ns2np4（3）、3d24s2（1）、3d84s2（1），共8种
（3）n＝3：ns2np3（3）、3d34s2（1）、3d74s2（1），共5种
（4）n＝4：3d64s2（1），共1种
（5）n＝5：3d54s2（1），共1种
（6）n＝6：3d54s1（1），共1种
7．基态原子核外电子排布的表示方法（以铁原子为例）
（1）各类要求的电子排布式
①电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2
②简化电子排布式：［Ar］3d64s2
③价电子（外围电子、特征电子）排布式：3d64s2
④最外层电子排布式：4s2
⑤M层电子排布式：3s23p63d6
⑥最高能级电子排布式：3d6
（2）各类要求的电子排布图
①电子排布图：
②轨道表示式：
③价电子排布图：
④原子结构示意图：
三、原子光谱
1．电子的跃迁
（1）基态电子：处于最低能量的电子
（2）激发态电子：能量比基态电子高的电子
（3）电子跃迁
3．原子光谱：电子跃迁时会吸收或释放不同的光形成的谱线
（1）测量光谱仪器：光谱仪
（2）光谱图上数据：波长
（3）光谱类型：线状光谱
①发射光谱：1s22s22p63s23p34s1→1s22s22p63s23p4
②吸收光谱：1s22s22p3→1s22s22p13s2
（4）解释原子发光现象
①在××条件，基态电子吸收能量跃迁到激发态
②由激发态跃迁回基态过程中，释放能量
③释放的能量以××可见光的形式呈现
（5）可见光的波长（λ）和能量（E）
①公式：E＝hv，c（光速）＝λv
②颜色和波长的关系
考点2 原子性质
一、电离能大小的比较及应用
1．概念：气态原子或离子失去1个电子所需要的最小能量
（1）第一电离能（I1）：M（g）－e－＝M+（g）
（2）第二电离能（I2）：M+（g）－e－＝M2+（g）
（3）第n电离能（In）：M（n－1）+（g）－e－＝Mn+（g）
2．同一原子各级电离能
（1）变化规律：I1＜I2＜I3＜…
（2）变化原因
①电子分层排布
②各能层能量不同
3．第一电离能变化规律
（1）根据递变规律判断
①基本规律：周期表右上角位置的He原子的I1最大
②特殊规律：同一周期中I1，ⅡA＞ⅢA；ⅤA＞ⅥA
（2）根据金属性判断
①基本规律：I1越小，金属性越强，注意ⅡA和ⅤA族元素的特殊性
②金属元素和非金属元素的I1：I1（金属）＜I1（非金属）
（3）根据微粒结构判断
①稳定结构微粒的I大：全满、半满和全空状态稳定
②I（全满）＞I（半满）
③判断：I1（Cu）＜I1（Ni），I2（Cu）＞I2（Zn）
4．各级电离能数据的应用
（1）判断元素价态：In+1≫In，最高正价为+n
（2）判断某一级电离能最大：第n级电离能最大，说明其最高正价为+（n－1）价
（3）判断电离能的突增点：形成相应电子层最稳定状态后再失去1个电子
二、电负性
1．意义：衡量元素的原子在化合物中得电子能力
2．递变规律
（1）周期表右上角氟元素的最大
（2）电负性大小
①电负性最大的前三种元素：F＞O＞N
②氢元素的电负：C＞H＞B；P＞H＞Si
3．其他判断方法
（1）根据共用电子对的偏向判断：偏向一方元素的电负性大
（2）化合物中化合价的正负判断：显负价元素的电负性大
（3）根据元素的非金属性判断
①最高价氧化物对应水化物的酸性越强，电负性越大
②单质与氢气越容易化合，电负性越大
③气态氢化物越稳定，电负性越大
4．判断化合物的类型
（1）差值：|△X|＞1.7，离子化合物
（2）差值：|△X|＜1.7，共价化合物
5．根据电负性写水解方程式
（1）水解原理
①电负性大的原子显负价，结合水中的H+
②电负性小的原子显正价，结合水中的OH－
（2）实例
①BrI：IBr+H2OHIO+HBr
②NCl3：NCl3+3H2ONH3+3HClO
考点3 共价键
一、共价键的特征及成键原则
1．共价键的特征
（1）一定有饱和性
（2）有方向性（H－H键除外）
2．常见原子的成键数目
3．形成化学键的目的：使体系的能量最低，达到稳定结构
二、极性键和非极性键
1．分类依据：共用电子对的偏移程度
2．判断方法
（1）同种元素形成非极性键
（2）不同种元素形成极性键
3．极性强弱：成键元素的电负性差别越大，共用电子对偏移程度越大，极性越强。
三、键和键
1．分类依据：电子云的重叠程度
2．成键特点
3．判断方法：一般来说，共价单键是键，共价双键是+键，共价叁键是+2键。
（1）N2：1个键和2个键
（2）HCN：2个键和2个键
（3）COS：2个键和1个键
（4）C2H4：5个键和1个键
（5）C2H2：3个键和2个键
4．稳定性：一般键稳定，必须根据键能进行计算
计算判断氮气中键的稳定。
三、配位键
1．配位键
（1）概念：共用电子由一方原子单方面提供形成共价键
（2）本质：一类特殊的共价键
①配位键一旦形成，与普通的共价键没有任何区别
②配位键都是键（从电子云重叠角度考虑）
（3）成键条件
①中心体：提供空轨道的原子、分子或离子
②配位体：提供孤对电子的原子、分子或离子
（4）特征
①有方向性：孤对电子必须沿着“空轨道”的方向来成键
②有饱和性：“空轨道”和孤对电子都是有限的
2．配位键的判断及表示
（1）配位键的判断
①不正常的共价键即为配位键（比正常的成键数多或少）
②分子和其他微粒形成的化学键一定是配位键
（2）表示方法：A（配位体）→B（中心体）
①金属和非金属间成键：非金属元素→金属元素

②非金属和非金属成键：需判断孤对电子提供者

（3）离子中1个电荷相当于1个离子键

四、配合物（络合物）
1．概念：金属离子或原子与某些微粒以配位键结合形成的化合物
（1）配合物中的两个“一定”
①配位化合物中一定含有配位键
②一定含有金属原子或离子，即中心体
（2）含配位键的化合物不一定是配合物，如NH4+、H3O +等
（3）配离子：中心体与配位体通过配位键结合形成的复杂离子
2．配合物的构成
（1）几个概念
①中心原子或离子：即中心体，提供空轨道，只有1个
②配体：即配位体，提供孤对电子，可能有多个
③配位数：配位体的个数，不一定是配位键的个数
④判断：配离子［Cu（En）2］2+的配位数为2，配位键数为4
（2）配合物中的化学键
①内界和外界通过离子键结合，一般较易电离
②中心体和配位体通过配位键结合，一般很难电离
（3）配合物结构的确定
①1ml［CCl2（NH3）4］Cleq \(--------------→,\s\up7(足量的),\s\d5(硝酸银溶液))1 ml AgCl
②1ml［CCl（NH3）5］Cl2eq \(--------------→,\s\up7(足量的),\s\d5(硝酸银溶液))2 ml AgCl
3．配合物的稳定性：提供孤对电子和空轨道的能力越强，越稳定
（1）配位原子的半径越大，越易提供孤对电子
（2）过渡金属提供空轨道的能力强
（3）判断
①血红蛋白：Mb·O2、Mb·CO、Mb·NO，Mb·CO最稳定
②稳定性：［Mg(NH3)4］2+＜［Cu(NH3)4］2+
4．配合物的空间结构
（1）二配位：一般是直线形
（2）AB4型四配位
①AB2C2有一种结构：正四面体形

②四配位：AB2C2有两种结构：正方形
（3）六配位：一般是正八面体形
考点5 微粒构型和杂化
一、价层电子对互斥理论
1．杂化方式判断
（1）公式计算法
①适用范围：ABn型分子或ABnm±型离子
②公式：价层电子对数（n）＝
③VIA族元素作中心体提供7个价电子，作配位体提供0个单电子
④当出现单电子时，单电子算一对。如n＝≈4
⑤单取代基：如－CH3、－NH2、－OH，提供1个单电子
⑥非常规型微粒
⑦局限：CN－无法根据该公式计算杂化方式
（2）根据键数和孤电子对数之和判断
①适用范围：多中心微粒、有结构图的微粒
②轨道数（价层电子对数）：n＝键数+孤电子对数
（3）根据有机物的成键特点判断
①单键C、N、O（、、－O－）：sp3杂化
②双键C、N、O（、－－、）：sp2杂化
双双键“＝C＝”：sp杂化
③叁键C、N、O（―C≡C―、―C≡N）：sp杂化
（4）根据微粒构型判断
2．轨道构型和微粒构型的区别
（1）轨道构型（VSEPR模型）
（2）轨道构型和微粒构型的关系
3．分子极性判断
（1）结构判断
①对称性判断：高度对称的是非极性分子
②孤电子对判断：中心原子上含孤电子对的一定是极性分子
③构型判据：分子构型和轨道构型完全一致的是非极性分子
（2）AB2C2型分子
①立体结构：只有一种结构，极性分子
②平面结构：两种结构
（3）实验判据：相似相溶原理
①极性分子易溶于极性溶剂
②非极性分子易溶于非极性溶剂
二、键参数的比较
1．共价键的键能的比较
（1）键能和键长的关系：键长越短，键能越大
（2）同种元素不同类型键能：叁键＞双键＞单键
（3）共价分子的键能和稳定性的关系
①共价单键：半径越小，键能越大，分子越稳定
②叁键或双键：断裂1个键的能量越大，越稳定
③实例：活泼性CO＞N2
2．共价键的键长的比较
（1）看有成键原子上是否都有孤对电子
①无孤对电子：只看成键原子的半径之和
②有孤对电子：还要看孤对电子之间的排斥作用
③键长比较
（2）看能否形成键：形成键使键长变短
①乙烷、苯和乙烯：C－C＞特殊键＞C＝C
②金刚石和石墨中的碳碳键：金刚石＜石墨
③SO3的三聚体环状结构，键长：a＞b
3．键角大小的比较
（1）求键角的大小：利用价层电子对互斥理论计算的轨道夹角
（2）中心原子和配位原子均相同：中心原子上孤电子对越多，孤电子对键角的压缩作用越大，键角越小
①∠H－O－H：H2O＜H3O+
②∠H－N－H：NH2－＜NH3＜［Zn(NH3)6］2+
③∠H－C－H：CH3+＞－CH3＞CH3－
④∠O－N－O：NO2+＞NO2＞NO2－
（3）中心原子不同或配位原子不完全相同
①中心原子电负性大：中心原子的电负性越大，中心原子对键角的拉伸作用越大，键角越大
②配位原子电负性大：配位原子的电负性越大，配位原子对键角的压缩作用越大，键角越小
③NH3和PH3中：∠H－N－H＞∠H－P－H
④H2S和H2O中：∠H－S－H＜∠H－O－H
⑤NCl3和NF3中：∠Cl－N－Cl＞∠F－N－F
⑥HCHO和COCl2中：∠H－C－H＞∠Cl－C－Cl
三、等电子体
1．含义：原子数相同，价电子总数相等
2．结构：立体结构、化学键类型相同，键角不一定相等
3．寻找方法
（1）同族元素上下换
（2）相邻元素左右移
（3）电子电荷可互换
4．常见的等电子体
（1）三原子8电子
①结构：sp3杂化，角型或V型
②典例：H2O、H2F+、NH2－
（2）两原子10电子
①结构：sp杂化，直线形
②典例：N2、CO、CN－、C22－、O22+、NO+
（3）两原子11电子
①结构：sp杂化，直线形
②典例：NO、O2+
（4）三原子16电子
①结构：sp杂化，直线形
②典例：CO2、CS2、N2O、SCN－、NO2+、N3－、BeCl2、CNO－、AlO2－、BeO22－
（5）三原子18电子
①结构：sp2杂化，角型或V型
②典例：SO2、O3、NO2－
（6）四原子24电子
①结构：sp2杂化，平面正三角形
②典例：BO33－、CO32－、NO3－、SiO32－、SO3、BF3、BCl3、AlCl3
（7）四原子26电子
①结构：sp3杂化，三角锥型
②典例：PO33－、SO32－、ClO3－
（8）五原子32电子
①结构：sp3杂化，正四面体形
②典例：ClO4－、SO42－、PO43－、SiO44－、BF4－、SiF4、CCl4、CF4、SiCl4
（9）五原子8电子
①结构：sp3杂化，正四面体形
②典例：CH4、NH4+
考点6 分子间作用力
一、分子间作用力
1．概念：分子间存在的相互作用力
（1）实质：电性作用
（2）存在：分子和分子之间或稀有气体原子之间
2．分类
（1）范德华力：普通的分子间作用力
（2）氢键：特殊的分子间作用力
3．特点
（1）作用范围很小，一般认为气体分子中无分子间作用力
（2）比化学键弱得多
4．外界条件对分子间作用力的影响
（1）压强：增大压强，分子间作用力增大
（2）温度：升高温度，分子间作用力减小
二、范德华力与物质性质
1．特点：无方向性，无饱和性
2．影响因素
（1）分子的极性越大，范德华力越大
（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
3．作用效果
（1）组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，熔沸点越高
（2）由分子构成的晶体熔点低、挥发性强、硬度小
4．范德华力与化学键作用效果的区别
（1）范德华力主要影响物质的物理性质，如物质的熔、沸点等
（2）化学键主要影响物质的化学性质，如热稳定性等
三、氢键与物质性质
1．氢键的实质：电性作用（介于范德华力和共价键之间）
2．氢键的表示方法：X－H…Y
（1）“－”表示共价键，“…”表示氢键
（2）氢键形成的一般条件
①分子中必须有氢原子
②氢原子两边有电负性大、半径小、具有孤对电子的元素（F、O、N）
③－NH3+中的N原子能否形成氢键：不能
④－CHO中的H原子能否形成氢键：不能
3．氢键的特点
（1）有方向性：沿着孤对电子的伸展方向成键
（2）有饱和性：氢原子与孤电子对相对应
4．氢键的存在
（1）三种气态氢化物：H2O、HF、NH3

（2）含羟基物质：含氧酸、含氧酸的酸式盐、醇、酸、酚及它们的水溶液

（3）含氨基物质：NH3、N2H4、DNA双螺旋体
5．氢键的类型
（1）分子间氢键；普遍存在
①链状
②环状：分子中含多个N、O、F原子
（2）分子内氢键：含多个N、O、F原子，且为邻位关系
6．氢键的作用效果
（1）对物质熔沸点的影响
①分子间氢键相当于增大了相对分子质量，故熔沸点升高
②分子内氢键未增大分子量，却降低了分子极性，故熔沸点降低
③形成的分子间氢键越多，熔沸点越高
（2）对物质的电离的影响：酸性氢原子形成氢键，电离程度变小，酸性减弱
（3）对液体的黏度的影响：分子间有氢键的液体，一般黏度较大
（4）冰的密度：结冰时水中的氢键增多，水分子间的空隙变大，体积增大，密度减小
4．冰晶体中氢键键能的计算
（1）冰晶体中氢键的结构式

（2）1个水分子可以形成4个氢键，完全属于该水分子的氢键有2个
（3）冰的升华热＝范德华力+2ml氢键
四、物质溶解性的比较
1．相似相溶原理：极性相似的分子间范德华力较大，其溶解度也大
（1）极性分子易溶于极性溶剂
（2）非极性分子易溶于非极性溶剂
2．氢键对物质溶解性的影响
（1）若溶质和溶剂分子间形成氢键，溶质在水中的溶解度降低
（2）若溶质分子中存在氢键，则它在水中的溶解度反常的大
3．某些基团对物质溶解性的影响
（1）常见的亲水基和憎水基
①亲水基：羟基、羧基、氨基、醛基等
②憎水基：烃基、酯基等
（2）随着溶质分子中憎水基个数的增多，溶质在水中的溶解度减小
①甲醇、乙醇、甘油和水以任意比互溶
②戊醇在水中的溶解度明显减小
4．如果溶质和溶剂发生反应，将增大物质的溶解性
5．常见的极性分子和非极性分子
（1）H2O、NH3、SO2、酒精等为极性分子
（2）CCl4、CS2、苯等为非极性分子
十、无机含氧酸的酸性
1．酸的元数＝酸中羟基上的氢原子数，不一定等于酸中的氢原子数
2．无机含氧酸［(HO)mROn］的酸性
（1）非羟基氧原子数不同
①基本规律：非羟基氧原子数n越多，酸性越强
②典型实例：
HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H4SiO4，HClO4＞HClO3＞HClO2＞HClO
③宏观解释：非羟基氧原子数n越多，酸性越强
④微观解释：羟基氧原子数越多，氧原子所带的负电荷越多，中心原子上带的正电荷越多，中心原子对羟基氧原子的吸引力越强，氧原子多氢原子的吸引力越弱，氢离子越容易电离，酸性越强
（2）非羟基氧原子数相同
①基本规律：中心元素的非金属性越强，酸性越强
②典型实例：HClO4＞HBrO4，H2CO3＞H2SiO3，H3PO4＞H3AsO4
③微观解释：中心元素的非金属性越强，中心原子所带正电荷越多，中心原子对羟基氧原子的吸引力越强，氧原子多氢原子的吸引力越弱，氢离子越容易电离，酸性越强
考点7 晶体类型
一、晶体和非晶体
1．结构判据：结构微粒是否有序排列
2．外形判据
（1）晶体一定具有规则几何外形
（2）具有规则几何外形的固体不一定是晶体
3．性质判据
（1）自范性判据：本质差异（能自发地呈现多面体外形的性质）
（2）熔点判据：是否有固定的熔点
（3）性向判据：硬度、导热性和导电性等物性在不同方向上是否相同
①晶体：各向异性
②非晶体：各向同性
4．实验鉴别
（1）常规鉴别：看固体是否有固定的熔点
（2）仪器鉴别：对固体进行X射线衍射实验
二、晶体类型的判断
1．微粒判据（本质判据）
2．作用力判据（本质判据）
3．结构判据：共价晶体为立体网状结构

4．组成判据
（1）金属晶体：金属单质（除汞外）与合金
（2）共价晶体：金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅
（3）离子晶体：金属和非金属形成的晶体及铵盐，AlCl3等除外
（4）分子晶体
①典型物质：非金属和非金属形成的晶体和AlCl3
②反例物质：铵盐及共价晶体
5．性能判据
（1）金属晶体：导热、导电、延展性、机械性能良好
（2）离子晶体：硬度较大或略硬而脆，大部分易溶于水
（3）共价晶体：硬度很大，熔沸点很高，不溶于任何常见的溶剂
（4）分子晶体：硬度小；熔沸点很低，常温下呈气体或液体；挥发性很强
6．用途判据
（1）共价晶体：常用于制作半导体材料
（2）共价晶体：常用于制作超硬、耐磨材料
（3）共价晶体：常用于制作耐高温、耐腐蚀材料
（4）分子晶体：常用于制作致冷剂
（5）金属晶体：常用于制作导电材料
7．实验判据
（1）离子晶体：熔融状态下能导电的化合物晶体
（2）分子晶体或共价晶体：熔融状态下不能导电的化合物晶体
（3）金属晶体：固体和熔融状态下都能导电的晶体
三、晶体熔沸点的比较
1．晶体熔沸点的比较
2．分子晶体熔沸点的比较
3．简答模板：晶体类型影响因素作用力强弱结果
（1）共价晶体：A和B都是共价晶体，A的原子半径小，键长短，键能大，共价键强，熔沸点高（硬度大）
（2）离子晶体：A和B都是离子晶体，A的离子半径小，离子所带电荷多，离子键强（晶格能大），熔沸点高
（3）金属晶体：A和B都是金属晶体，A的离子半径小，离子所带电荷多，金属键强，熔沸点高（硬度大）
（4）分子晶体
①A和B都是分子晶体，A的相对分子质量大，分子间作用力强，熔沸点高
②A和B都是分子晶体，A中存在分子间氢键，分子间作用力强，熔沸点高
③A和B都是分子晶体，A中存在分子内氢键，分子间作用力弱，熔沸点低
（5）不同晶体
①A是离子晶体，靠较强的离子键结合，B为分子晶体，靠较弱的分子间作用力结合，所以A的熔沸点高
②A是共价晶体，靠较强的共价键结合，B为分子晶体，靠较弱的分子间作用力结合，所以A的熔沸点高
③A是金属晶体，靠较强的金属键结合，B为分子晶体，靠较弱的分子间作用力结合，所以A的熔沸点高
考点8 晶体结构及计算
一、晶体结构
1．晶胞中微粒个数：均摊法
2．金属晶体的四种堆积方式
2．典型离子晶体的空间构型
3．常见分子晶体和共价晶体的晶胞
4．金刚石、晶体硅和二氧化硅的结构

（1）结构特点
①基本结构：正四面体结构，中心原子配位数为4
②空间构型：立体网状结构，键角为109°28′，都是sp3杂化
（2）最小的环
（3）化学键数
①金刚石：1ml金刚石中含2NA个C－C键
②晶体硅：1ml晶体硅中含2NA个Si－Si键
③二氧化硅：1ml二氧化硅中含4NA个Si－O键
5．石墨的结构
（1）结构特点
①基本结构：层状结构
②层内构型：平面正六边形结构，键角为120°，杂化方式：sp2
③最小碳环：有6个碳原子，实际含2个碳原子
（2）化学键
①1ml石墨中含有1.5ml C－C键（键）
②层和层的自由电子构成1个大键，沿层的平行方向可导电
（3）微粒间作用力
①层内部：共价键
②层之间：范德华力
③石墨的大键具有金属键的性质
（4）物理性质
①熔点：比金刚石的高，C－C键的键长比金刚石中的短
②质地：比较柔软，层与层间的距离比C－C键的键长长，作用力小
（5）晶体类型：混合键型晶体

二、晶体的有关计算
1．晶体中某些几何体中的数量关系（晶胞参数为a）
（1）立方体体对角线＝a，面对角线＝a
（2）面心立方晶胞相邻的两个面心间的距离＝a

（3）正四面体中各量的关系
①直角三角形BEC中：（BC）2＝（CE）2+（BE）2
②BO＝BE，OE＝BE
③直角三角形AOB中：（AB）2＝（BO）2+（AO）2
2．四种金属晶体晶胞的结构特点
（1）面心立方：面对角线上的三个原子相切：4r＝a
（2）体心立方：体对角线上的三个原子相切：4r＝a
（3）简单立方：侧面上的原子两两相切：2r＝1a

（4）六方最密：正四面体相邻原子两两相切：2r＝1a
3．晶胞密度的计算
（1）计算公式：ρ＝＝
（2）晶胞的体积：V＝Sh（S为底面积，h为高）
①立方体晶胞：V＝a3
②长方体晶胞：V＝abc
③正三棱柱晶胞：V＝a2hsin60°＝

④正六棱柱晶胞：V＝6×a2hsin60°＝
⑤六方最密堆积晶胞：V＝a2sin60°×2h＝2××a2sin60°＝a3
（3）单位换算
①1pm＝10－12m＝10－10cm
②1nm＝10－9m＝10－7cm
③1μm＝10－6m＝10－4cm
4．空间利用率
（1）空间利用率＝×100%
（2）原子的体积：V＝πr3（r为原子半径）
（3）晶胞体积
①根据晶胞参数计算
②根据密度计算：V＝符号
s
p
d
电子云形状
球形
纺锤形或哑铃形
花瓣形
轨道个数
1
3
5
错误
正确
N原子的2p轨道
原子
Fe
C
Cu
价电子构型
3d64s2
3d74s2
3d104s1
离子
Fe2+
Fe3+
C2+
C3+
Cu+
Cu2+
价电子构型
3d6
3d5
3d7
3d6
3d10
3d9
元素
Cr
Fe
Mn
As
价电子构型
3d54s1
3d44s2
3d54s2
4s24p3
最高价
+6
+8
+7
+5
微粒
V
Cr3+
Cu+
结构
示意图
微粒
Ga
As
Br－
结构
示意图
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
C
Ni
Cu
Zn
3d14s2
3d24s2
3d34s2
3d54s1
3d54s2
3d64s2
3d74s2
3d84s2
3d104s1
3d104s2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
空轨道数
价电子构型
元素种类
1
ns2np2（3）
3
2
ns2np1（3）、3d34s2（1）
4
3
3d24s2（1）
2
4
3d14s2（1）
1
元素
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
I1大小
⑧
⑥
⑦
⑤
③
④
②
①
元素
原子
突增点的电离能级数
第一次
第二次
第三次
P
I6
I14
Ca
I3
I11
I19
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
H
Be
B、Al
C、Si
N、P
O、S
F、Cl
1
2
3
4
3
2
1
共价键
键
键
电子云重叠方式
头碰头
平行或肩并肩
轨道重叠程度
大
小
电子云对称特征
轴对称
镜像对称
能否自由旋转
能
不能
化学键
N≡N
N－N
键能kJ·ml－1
942
247
微粒
－CH3
－OH
HCHO
SOCl2
Al（CH3）3
杂化
sp3
sp3
sp2
sp3
sp2
微粒
O3
I3+
S2O32－
变形
OO2
II2+
SSO32－
杂化
sp2
sp3
sp3
n＝键数+孤电子对数
C
N
Al
Cl
S
2
2
4
4
4
杂化方式
sp
sp
sp3
sp3
sp3
实例
H－C≡N
微粒构型
四面体
三角锥
平面
V形
直线
杂化方式
sp3
sp3
sp2
sp3或sp2
sp3或sp2或sp
n
2
3
4
杂化方式
sp
sp2
sp3
轨道构型
（理想化模型）
直线形
平面正三角形
正四面体形
轨道夹角
180°
120°
109°28′
微粒
杂化方式
VSEPR模型
微粒构型
分子极性
SO2
sp2
正四面体形
三角锥形
极性分子
SO3
sp2
正四面体形
平面正三角形
NO2－
sp2
平面正三角形
三角锥形
NO3－
sp2
平面正三角形
平面正三角形
NO2+
sp
直线形
直线形
分子
分子类型
非极性分子
非极性分子
极性分子
非极性分子
分子
HCHO
PCl3
PCl5
SF6
轨道构型
平面正三角形
正四面体形
三角双锥形
正八面体形
分子构型
平面三角形
三角锥形
三角双锥形
正八面体形
分子类型
极性分子
极性分子
非极性分子
非极性分子
图示
分子类型
极性分子
非极性分子
化学键
C－O
C＝O
C≡O
键能/kJ•ml－1
351
803
1071
化学键
N－N
N＝N
N≡N
键能/kJ•ml－1
159
418
946
微粒组
键长长短
NH3和PH3
N－H＜P－H
金刚石和晶体硅
C－C＜Si－Si
稳定性：H2O2＜N2H4＜CH3CH3
O－O＞N－N＞C－C
O2、O2－、O2+、O22－
氧氧键：O22－＞O2－＞O2＞O2+
价层电子对n
2
3
4
杂化方式
sp
sp2
sp3
键角
180°
120°
109°28′
微粒组
H2O和NH3
CO2和SiO2
C6H6和B3N3H6
H3O+和NF3
是否为
等电子体
否
否
是
否
NH3·H2O
胆矾
二聚乙酸
二聚甲酸
四聚甲醇
环状碳酸氢盐
硝酸
水杨醛
邻硝基苯酚
甘油
甘醇
H3PO4
浓硫酸
磷的含氧酸
磷酸
偏磷酸
亚磷酸
次磷酸
结构式
羟基氢原子数
3
1
2
1
酸的元数
三元酸
一元酸
二元酸
一元酸
晶体类型
离子晶体
分子晶体
金属晶体
共价晶体
构成微粒
阴阳离子
分子
金属阳离子和自由电子
原子
晶体类型
离子晶体
分子晶体
金属晶体
共价晶体
作用力
离子键
分子间作用力
金属键
共价键
晶胞
正或长方体
正六棱柱
正三棱柱
示意图
顶点上微粒
侧棱上微粒
上下棱微粒
面点上微粒
内部的微粒
1
1
1
堆积名称
面心立方
最密堆积
体心立
方堆积
六方最
密堆积
简单立
方堆积
堆积模型
堆积类型
A1型
或铜型
A2型或钾型
A3型
或镁型
P型
堆积方式
…ABCABC…
…ABAB…
配位数
12
8
12
6
晶胞结构
投影图
类型
NaCl型
CsCl型
立方ZnS型
CaF2型
图示
结构特点
1/8晶胞为简单立方结构
体心立
方结构
间隔排列的4个小立方体的体心各有1个Zn2+
8个小立方体的
体心各有1个F－
配位数
6
8
4
Ca2＋：8
F－：4
晶胞
二氧化碳
金刚石
碳化硅
二氧化硅
图示
结构特点
面心立方
同ZnS
将金刚石中内部的4个碳原子换成硅原子
将晶体硅中每个硅硅键中间插入1个氧原子
配位数
12
4
4
Si：4；O：2
投影图
晶体
最小环
被共用的最小环数
原子
共价键
金刚石
_六元环
C：12
C－C键：6
二氧
化硅
_十二元环
Si：12
O：6
Si－O键：6