《物质结构与性质》精华知识点课本：1、熟记1-36号元素电子排布1、核电荷数从1到18的元素的原子结构示意图H HeLi Be B C N O F NeNa Mg Al Si p S Cl Ar2、原子的核外电子排布式和外围电子（价电子）排布式（原子核外电子排布时，先排4s 后排3d ，形成离子时先失去最外层电子）核外电子排布式 外围电子排布式 核外电子排布式 外围电子排布式26Fe ：[Ar]3d 64s 23d 64s 2 26Fe 2+：[Ar]3d 6 3d 626Fe 3+：[Ar]3d 53d 5 29Cu ：[Ar]3d 104s 1 3d 104s 129Cu +：[Ar]3d 103d 10 29Cu 2+：[Ar]3d 9 3d 924Cr ：[Ar]3d 54s 1 3d 54s 1 24Cr 3＋[Ar] 3d 3 3d 330Zn : [Ar]3d 104s 2 3d 104s 2 30Zn 2+ [Ar]3d 10 3d 1022Ti 2+[Ar]3d 2 3d 2 25Mn [Ar]3d 54s 2 3d 5 4s 231Ga[Ar]3d104s 24P 1 4s 24P 1 32Ge[Ar]3d 104s 24P 2 4s 24P 233As: [Ar]3d 104s 24P 34s 24P 3 24Se : [Ar]3d 104s 24P 3 4s 24P 33、元素周期表（对应选择第11题）（1）同周期，原子半径减小，同主族原子半径增加；对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径越小：Al 3+＜Mg 2+＜Na +＜F －＜O 2- Ca 2+＜K +＜Cl －＜S 2-（2）p 轨道有2个未成对电子，有P 2和P 4。
C:2S 22P 2 、Si:3S 23P 2、O ：2S 22P 4、S ：3S 23P 4 （3）（3S 23P 6 3d 10）第三周期内层电子全充满，Cu 和Zn（4）Cr ：3d 54s 1， 6个未成对电子数，第四周期未成对电子数最多（5）氟元素的非金属性最强，因此：①F 无正价②气态氢化物中最稳定的是HF 。
（6）最高价含氧酸酸性最强的是：高氯酸（HClO 4）（7）Al 元素：原子有三个电子层，简单离子在本周期中半径最小（8）某元素的最高价氧化物对应的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，则该元素是：氮（氨气和硝酸反应生成硝酸铵）。
（9）气态氢化物的稳定性：（同周期增强，同主族减弱）CH4< NH3< H2O <HF，SiH4< PH3< H2S <HCl HF＞HCl＞HBr＞HI H2O＞H2S＞H2Se NH3＞PH3CH4＞SiH4（10）最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱：（同周期增强，同主族减弱）H 2SiO3< H3PO4< H2SO4<HClO4 H2CO3＞H2SiO3（11）最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱：（同周期减弱，同主族增强）NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3KOH＞NaOH＞LiOH4、元素周期表中区的划分（5 个区）s区：ⅠA、ⅡA p区：ⅢA～ⅦA、0族d区：ⅢB～ⅦB、Ⅷds区：ⅠB、ⅡB f区：镧系、锕系5、电离能（1）同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势(Be>Mg>Ca )。
（2）熟记：第一电离能：N＞O＞C N＞O＞S（3）第一电离能：Li ＜B ＜Be ＜C＜O＜N＜F （Be 2s2，2S全满；N 2s22P3，2P半满）Na＜Al＜Mg＜Si＜S＜P＜Cl （Mg 3s2，3S全满；P 3s23P3，3P半满）6、电负性同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。
F电负性最大，电负性无反常现象。
电负性：O ＞N＞C ，O＞S7、氢键（1）使物质有较高的熔沸点：①沸点NH3> PH3（NH3分子间形成氢键）②沸点H2O> H2S （H2O分子间形成氢键）③沸点HF> HCl④C2H5OH沸点高于CH3OCH3（C2H5OH分子间形成氢键）⑤CH3COOH沸点高于CH3COOCH3（CH3COOH分子间形成氢键）HCOOH沸点高于HCOOCH3（HCOOH分子间形成氢键）。
（2）使物质易溶于水：如NH3、C2H5OH、CH3CHO、CH3COOH、H2O2等易溶于水（某分子与水分子形成氢键，如C2H5OH与水分子形成氢键）。
（3）解释一些现象：水结冰体积膨胀（水分子间形成氢键，体积大，密度小）。
8．物质溶沸点的比较（1）同类晶体①离子晶体的熔、沸点取决于离子键的强弱，通常离子半径越小、离子所带电荷数多，晶格能越强，熔、沸点越高。
如MgO＞NaCl、NaCl＞KCl, MgO＞CaO。
②原子晶体的熔、沸点取决于共价键的键长和键能，键长越短、键越牢固，熔、沸点越高。
如：金刚石＞金刚砂＞晶体硅。
③分子晶体的熔、沸点取决于分子间作用力的大小，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
分子间作用力越强，熔、沸越高（F2<Cl2<Br2<I2）；有氢键的分子晶体，还要考虑氢键的强弱。
（H2O＞H2S，NH3＞PH3，HF＞HCl ）④同类金属晶体中，金属离子半径越小，阳离子带电荷数越高，金属键越强，熔、沸点越高，如：Li＞Na＞K，Na＜Mg＜Al。
（2）不同类型的晶体（金属晶体除外），熔、沸点高低顺序为：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
如：SiO2＞CO2 SiO2＞NaCl＞SiCl49、杂化（1）公式:对于AB m型分子(A为中心原子，B为配位原子)，分子的价电子对数可以通过下式确定：孤电子对数＝1/2(a-xb)★★★价电子对数即杂化轨道数，杂化轨道数=σ键+孤电子对数，与π键无关对于离子：阴离子加上离子电荷数，阳离子减去离子电荷数。
如PO3－4中P原子价电子数应加上3，而NH＋4中N原子的价电子数应减去1。
(2)常用杂化规律sp3杂化：①连有四个单键的碳原子(饱和C)：CH4、－CH3、CH2、CH、烷烃、环烷烃、CCl4②连有单键的氧原子：H2O、H3O+、－OH、H2O2③连有单键的氮原子（饱和N）：NH3、NH4+、－NH2④空间构型为四面体或者正四面体的中心原子：ClO4－、SO42-、PO43-、SiO44-sp2杂化：①双键两端的原子：H2C＝CH2（C＝C）、HCHO(C=O)、羰基(C=O)、尿素(C=O) H2C＝NH (C＝N)②平面形分子中的中心原子：BF3、SO3、苯sp杂化：①叁键两端的原子：HC≡CH（C≡C）、H－C≡N（C≡N）②直线形分子中的中心原子：Be Cl2、C O2、C S210、等电子体（1）原子数相同、价电子总数相同的分子或离子，互称为等电子体。
（2）等电子体的结构相似。
（2）常见例子①AX 10e - CO 、N 2、CN －、C 22- 直线型 sp 杂化②AX 2 16 e - CO 2、N 2O 、CS 2 、 COS 、 SCN －、CNO －、NO 2+、N 3－直线型sp 杂化③AX 4 32e - CCl 4、SiF 4、SO 42-、PO 43-、ClO 4－、SiO 44- 正四面体 sp 3杂化④AX 4 8e - CH 4 NH ＋4 正四面体 sp 3杂化⑤AX 2 8e - H 2O H 2S NH 2- V 型 sp 3杂化 ⑥AX 2 18e - SO 2、O 3、NO 2－V 型 sp 2杂化⑦AX 3 24 e - CO 32-、NO 3－、SO 3、COCl 2 平面三角形 sp 2杂化⑧AX 3 8e - NH 3 、 H 3O ＋三角锥形 sp 3杂化⑨AX 3 26 e - PCl 3 、NF 3、SO 32-、ClO 3－三角锥型 sp 3杂化 11、晶体结构（1）1 mol 金刚石中，C-C 键有2 mol ，1 mol 单晶硅中，Si-Si 键有2 mol ； （2）1 mol SiO 2晶体中，Si-O 键有4mol（3）晶体NaCl 的空间结构（面心立方，黑点Na + 白点Cl －）①每个Na +同时吸引6个 Cl －，Na +配位数为6；每个Cl －同时吸引6个Na +，Cl －配位数为6。
②每个氯化钠晶胞中有4个Na +，有4个Cl －。
（Na +4216818=⨯+⨯，Cl －414112=+⨯）③每个Na +周围与它最近的且距离相等的Na +有12个，每个Cl －周围与它最近的且距离相等的Cl －有12个。
（4）CsCl 型（体心立方）：每个Cl －吸引8个Cs ＋，Cl －配位数为8；每个Cs ＋吸引8个Cl －，Cs ＋配位数为8。
（5）ZnS (X 为：Zn 2+，Y 为S 2-)S 2-最近距离的Zn 2+有4个，S 2-配位数为4；Zn 2+-最近距离的S 2-有4个，Zn 2+配位数为4。
（6）Cu 2O （黑点Cu +，白点O 2-）Cu +最近距离的O 2-有2个，Cu +配位数为2；O 2-最近距离的Cu +有4个，O 2-配位数为2。
（7）常见金属晶体的原子堆积模型（8）MgB 212、配合物组成、结构。