IB化学学习中的物质构成和性质这一章是考试常涉及的内容之一。今日就是介绍IB化学辅导知识点的物质结构和性质的概述。

一、原子的结构和特性。

一、识别原子核外电子的运动状态，理解电子云.电子层(能层).原子轨道(能级)的意义.1.电子云：用小黑点的疏密程度描述电子在原子核外空间出现的机率所获得的图形称为电子云图.离核越近，有较大的电子出现，电子云密度较高；离核较远，电子出现的几率较低，电子云密度较低。

电子层(能层)：根据电子的能量差异和主要移动区域，核外电子分别处于不同的电子层.原子从里到外对应的电子层号分别是K.L.M.N.O.P.Q.

(能级即亚层)原子轨道：原子核外的电子，位于同一电子层，也能在不同类型的原子轨道上运动，以s.p.d.f表示的轨道形状各不相同，s轨道呈球形.p轨道纺锤形，d轨道和f轨道比较复杂.每条轨道延伸方向的数目依次是1.3.5.7。

2.(结构原则)

理解多电子原子中核外电子分层排列的基本原理，能将1~36号元素原子核外电子排布的电子排列成电子排列形式。

(1).原子核外电子的运动特征可由电子层.原子轨道(亚层)和(2).原子核外电子排布原理.

①能量最低原则：电子首先占据低能轨道，然后依次进入高能轨道.②泡利不相容原则：每条轨道最多容纳两个自旋态不同的电子.

③.洪特法则：在能量相同的轨道上排列，电子可能会尽量分占不同的轨道，和旋转状态相同.洪特规则的一个特例：等效轨道的全填充(p6.d10.f14).半填充(p3.d5.f7).全空时(p0.d0.f0)的状态，它有较低的能量和较高的稳定性.如24Cr[Ar]3d54s1.29Cu[Ar]3d104s1.(3).掌握能级交叉图和1-36号元素的核外电子排布。

3.元素的电离能和电负性。

一次电离能：气态电中性基态原子失去1个电子并转换成基态正离子所需的能量称为第一电离能。通常用I1表示，单位是kJ/mol。(1).原子核外电子排列的周期。

随原子序数的增加，原子外围电子排布呈周期性变化：每隔一定数量的元素，其外围电子排布会重复从ns到nsnp的周期变化.(2).元素第一电离能的周期变化.(2).

第一电离能随原子序数的增加而周期性地发生变化：

*同周期由左至右，第一电离能呈逐渐增大趋势，第一电离能最大，碱金属最小；

●同主族自上而下，第一电离能有逐渐减小的趋势.说明：

①同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全全，半满期比相邻元素大，即ⅡA族元素的第一电离能分别大于同一周期相邻元素。应用Be.N.Mg.P②元素第一电离能：

电离能是原子核外电子分层排列的实验证实.

b.用于比较元素的金属性强度.I1越小，金属性越强，表示原子失电子能力强。

(3)元素电负性的周期变化.

离子的电负性：一个元素的原子在分子中吸引电子对的能力称为该元素的电负性。

当原子序数增加时，元素的电负性呈周期性变化：由左向右，主族元素由上向下逐渐增加；由上向下，同主族有逐渐减少的趋势。

使用电容量：

a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；1.7，离子键；碳化硅>晶硅.

7.理解简单络合物的键合(不要求有络合物的空间构型和中心原子的杂化类型)。

关于化学IB物质结构和性质的知识要点。

(1).配位键：原子提供一对电子与另一个接受电子的原子所形成的共价键.也就是成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键.

(2).①配合物：由一个具有孤电子对的配位体和一个具有孤电子对的中心原子(或离子)通过配位键形成的化合物称配合物。

②.形成条件：a.中心原子(或离子)必须有空轨道.b.配位体有能提供孤电子对的原子.③.配合物的组成.

④配合物的特性：配合物有一定的稳定性.配合物中配位键的强度越大，配合物越稳定.配合物作为中心原子的金属离子，其稳定性与配体性有关.三、分子间力与物质的性质.

1.了解分子间作力的含义，理解化学键与分子间作力的区别。

分子间力：使分子聚在一起的力.分子间作力是一种静电力，远弱于化学键，其中包括范德华力和氢键。范德华力一般不具有饱和性和指向性，了解分子晶体的含义，并理解分子间作力的大小对物质某些物理性质的影响，氢键具有饱和性和指向性。

(1).分子晶体：分子间作力结合在一起的晶体(范德华力.氢键).典型的有冰.干冰.(2).分子间作用力强度和分子晶体熔沸点大小的判定：分子间的力量强度和分子晶体熔沸点大小：组成和结构类似的物质，较大的相对分子质量，分子间力越大，克服分子间的引力使物质熔化和气化所需的能量增加，熔化.沸点越高，但是分子晶体在有氢键的情况下的熔点会异常高。

例子33.在常温常压下是气体状态的化合物.结晶冷却后固化后，属于A.分子晶体B.原子晶体C.离子晶体D.哪种晶体不能判断3.了解氢键的存在对物质性质的影响(对氢键相对弱的比较不作要求).

H2O分子筛NH3.H2O.HF中的氢键作用使其沸点高于同类元素氢化物的沸点异常高.影响物质的性质：增加溶沸点，增加溶解性。

表征方法：XHY(NOF)通常以氢化物形式存在。

4.了解分子晶体和原子晶体.离子晶体.金属晶体的结构颗粒。金属晶体中颗粒间的力。

3.物质溶解点比较(重点)

(1)不同的类晶：一般来说，原子晶体>离子晶体>分子晶体。

(2)同一类晶体：组成晶体质点之间作用大，则熔沸点高，反之则小。①离子晶体：离子的电荷数越大，离子半径越小，离子的熔点越大。②分子结晶：对同类型分子晶体而言，形式量越大，熔沸点越高。③原子晶体：键长较小，键能越大，熔点越高。(3)

)常温常压下状态①熔点：固体物质>液体物质②沸点：液体>气体物质。

二、课外延伸。

(3).分子的极性：

极性分子：一个分子，一个正中心与一个负电荷中心不相容的分子.非极性分子：一个分子，即一个正电中心与一个负电中心不相容的分子。

②分子极性的判定：分子的极性是由共价键的极性和分子的空间结构所决定的，而非极性分子与极性分子的比较。

多原子异核子分子

在分子中，每一个键的向量和是零分子中各键的矢量和不为零。

重合不重合

无极分子的极性分子

CO2.BF3.CH4H2O.NH3。

③相似相溶原理：极性分子在极性分子溶剂中易溶解(例如HCl在水中易溶)，非极性分子在非极性分子溶剂(例如CO2溶解在CS2中).4.分子的空间立体结构(4.分子的空间立体结构(如CO2))分子的空间立体结构(4.分子的空间立体结构(如CO2)常见分子的类型与形状比较分子类型AA2ABAABAAB4AB3AB3AB3AB3AB3AB3AB3AB3AB3AB22deg分子的空间立体结构(4)正四面体形平面三角形三角形正四面体形180deg;ne;180deg；