发布时间 : 星期二 文章苏教版化学IB模块复习讲义更新完毕开始阅读
化学IB模块复习讲义（1）——物质结构与性质
2012年浙江省普通高考考试说明化学（ⅠB）部分《物质结构与性质》要求： 一、物质结构研究的发展
1. 了解研究物质结构的意义。
2. 了解测定物质组成和结构的常用仪器。 二、原子结构与元素性质
1. 了解原子核外电子运动状态的描述。了解电子云的概念。了解电子层、原子轨道
的概念。了解原子核外电子的能级分布。能用电子排布式和轨道表示式表示常见元素（1—36号）原子的核外电子排布。
2. 了解元素电离能的含义、电负性的概念及其周期性变化规律，并能用以说明元素
的某些性质。
3. 了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。 4. 了解根据原子外围电子排布特征对元素周期表进行分区的方法。 三、微粒间的作用力与物质性质
1. 理解离子键的形成，了解典型离子晶体的结构类型。了解晶格能的应用，知道晶
格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱。能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
2. 理解共价键的形成，了解共价键的类型和特征，了解共价键的极性。了解配位键
的概念。能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。理解键能与化学反应热之间的关系。 3. 了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。 4. 了解金属键的含义，能解释金属的一些物理性质。了解影响金属键强弱的主要因
素。了解金属原子化热的概念。
5. 了解化学键和分子间作用力的区别。了解分子间作用力的常见类型（范德华力、
氢键）及其对物质性质的影响。了解分子晶体的特征。
核外电子的运动
一、核外电子的运动特征 原子轨道类型 轨道形状(电子云形状) s 球形 p 纺锤形 d 蝶形 f / 二、各电子层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数 电子层 原子轨道类型 1 1s 2 2s 2p 3 3s 3p 3d 4 4s 4p 4d 4f 三、各原子轨道能量的高低 1.电子层相同时：ns 原子轨道数目 1 1+3 1+3+5 1+3+5+7 电子云伸展方向种数 1 3(x y z) 5 7 可容纳的电子数 2 2+6 2+6+10 2+6+10+14 2.原子轨道类型（轨道形状）相同时：1s<2s<3s<4s 3.电子层和轨道类型均相同时：能量相等。2px=2py=2pz 4.原子核外电子排布的轨道能级顺序： 1s →2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d (从4s后出现能级交错现象，以上轨道能级顺序适用于大多数元素，但第5、6、7周期的某些元素的原子核外电子排布的实验测定结果并不符合上述能级顺序，故原子核外电子排布要以实验测定结果为准) 四、原子核外电子排布 1.能量最低原理——电子先占据能量低的轨道，再进入能量高的轨道。 2.包利不相容原理——每个轨道上最多只容纳2个自旋相反的电子。 3.洪特规则。（1）电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。 （2）核外电子排布呈现全满、半满或全空时，体系能量最低，原子最稳定。 4.注意几种特殊元素的电子排布式： 元素 电子排布式 排布特点 排布理由 2262611 K 1s2s2p3s3p4s 或〔Ar〕4s4S轨道排在3d轨道之由于能级交错现象使4s前 轨道能量低于3d轨道 2262622 Ca 1s2s2p3s3p4s 或〔Ar〕4s4S轨道排在3d轨道之由于能级交错现象使4s前 轨道能量低于3d轨道 2262651 Cr 1s2s2p3s3p3d4s在3d轨道未排满的情况外围电子（最外层电子）51或〔Ar〕3d4s 下就排到了4S轨道 呈3d54s1排布时，3d和4s轨道上电子为半满状态, 原子最稳定 22626101 Cu 1s2s2p3s3p3d4s外围电子呈3d104s1排布/ 101或〔Ar〕3d4s 时，3d轨道上电子为全满状态，原子最稳定 5.几种常见元素原子的电子排布式和轨道表示式子 原子 电子排布式 碳（C） 1s22s22p2 钠（Na） 氮（N） 镁（Mg） 1s22s22p63s1 1s22s22p3 1s22s22p63s2 轨道表示式 元素性质的递变 一、第一电离能 1.定义：元素的气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的最低能量，用符号I1表示。 -+ M（g）- e → M(g) 2.意义：可以衡量元素的气态原子失去一个原子的难易程度。 第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子； 第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。 3.递变规律： ①一般情况下：同主族元素随着核电荷数的增大，电子层数逐渐增多，原子半径增大，失电子能 力增强，第一电离能减小。 同周期的主族元素随着核电荷数的增大，最外层电子数增加，原子半径减小，失 电子能力减弱，第一电离能呈增大趋势。 ②特殊情况下：元素的第一电离能还与其原子的核外电子排布有关。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，体系能量低，原子结构稳定，具有较大的第一电离能。 例如： Be的排布式为1s22s2，形成全满状态，故第一电离能反而比B的第一电离能大 N的排布式为1s2s2p，2p轨道呈半满状态，第一电离能反而比O的第一电离能大 Mg的排布式为1s22s22p63s2，形成全满状态，第一电离能反而比Al的第一电离能大 P的排布式为1s22s22p63s23p3，形成半满状态，第一电离能反而比S的第一电离能大 二、关于第二、三电离能 元素 Na Mg 上述表格中数据表明： 钠的第二、三电离能非常大，而第一电离能相对小得多，说明钠不容易形 2+ 3+ + 2 2 3 钠和镁的第一、二、三电离能 -1-1I1（KJ·mol） I2（KJ·mol） 496 4562 738 1451 I3（KJ·mol） 6912 7733 -1成Na和Na，而容易形成Na 而镁的第三电离能非常大，第一、二电离能小得多，说明镁不容易形成Mg3+，而容易形成Mg2+ 规律：若某元素原子的最外层有X个电子，则其第（X+1）电离能必然会异常增大。通常根据电离能的变化判断原子的最外层电子数。 三、电负性 1.定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的大小。美国化学家鲍林指定F的电负性为4.0，并以之为标准确定其他元素的电负性。 2.应用： （1）.衡量元素的金属性和非金属性的强弱。 电负性越大，非金属性越强；电负性越小，金属性越强。电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的元素是金属元素。 （2）.判断元素的化合价。 电负性数值小的元素吸引电子的能力弱，元素显正价；电负性数值大的元素吸引电子的能力强，元素显负价。 （3）判断化合物类型。 成键元素间的电负性差值若大于1.7，则形成离子键（离子化合物） 成键元素间的电负性差值若小于1.7，则形成共价键（共价分子） 3.递变规律（与非金属性类似）： 同周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大； 同主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势。 微粒间作用力 金属键 概念 金属阳离子与自由电子之间强烈的相互作用 1mol 金属固体完全气化成相互远离的气态原子时吸收的能量 应用 金属的导电性、导热性、延展性以及金属的熔点都可以用金属键来解释 可以衡量金属键的强弱，解释金属的硬度、熔沸点等物理性质 规律 原子化热 离子键 晶格能 共价键 阴阳离子间通过静电作用形成的相互作用 拆开1mol 离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子时所吸收的能量，用符号U表示 可以衡量离子键的强弱 一般，金属的原子半径越小、单位体积内自由电子的数目越多，原子化热越大，金属键越强，金属的硬度越大，熔沸点越高 例如： 成键离子半径越小、离子所带电荷数越多，晶格能越大，离子键越强，离子晶体的熔点越高、硬度越大 例如： 共价键的键长越短，键能就越大，原子晶体的熔沸点越高，硬度越大 原子间通过共用电子对形成的相互作用 共价键的强弱可以衡量原子晶体的熔沸点和硬度 氢键 使物质的熔沸点提高，使物质的溶解度增大 氢键是一种比分子间作用力稍强，比共价键和离子键稍弱的相互作用。 分子间氢键强于分子内氢键 成键类型 概念 σ 键 两个相同或不相同的原子轨道沿轨道对称轴方向相互重叠而形成的共价键 共价键的类型 电子云成键示意图 （ 原子轨道）重叠方式 头碰头 键的特点 判断共价键类型规律 共价单键是σ键；而共价双键中有一个σ键，另一个是π键；共价三键由一个σ键和两个π键组成 重叠程度大，键能大，化学性质稳定 重叠程度比σ键小，所以π键不如σ键稳定 π键 由两个原子的p电子“肩并肩”重叠形成的共价键 肩并肩 非极性键 同种原子通过共用电子对形成的相互作用 成键电子对匀称地分布在两核之间，不偏向任何一个原子，成键的原子都不显电性 成键电子对偏向电负性强的原子，偏向的一方带负电，偏离的一方带正电 极性键 不同种原子通过共用电子对形成的相互作用