有关“物质的结构与性质”的知识规律集锦

田永国

《化学选修2 物质结构与性质》一书中蕴含着丰富的知识规律。现就有关“物质结构与性质”的知识规律分析归纳。

一、有关“原子结构与性质”的知识规律

1.原子核外电子排布遵循的规律

（l）构造原理：处于基态的原子，一般是按由低到高的能级顺序（1 s→2s→2p→3s→3 p→4s→3d→4p→5 s→4d→ 5p→6s →4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p……）填充的，填满一个能级再填一个新能级。

（2）能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理（即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道）能使整个原子的能量处于最低状态。

2.电子排布式的书写规律

（1）在书写电子排布式时，可以把内层电子已达到稀有气体元素原子结构的以稀有气体的元素符号外加方括号表示。如基态，，Na原子的电子排布式为ls22s22p63sl或[ Ne]3sl。

（2）在书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边，不能按填充顺序写。如基态：，Se原子的电子排布式为ls22s22p63s23p63d'4s2，而不能写成ls22s22p63s23p64s23dJ.

（3）在书写金属阳离子的电子排布式时要明确金属原子首先失去最外层上的电子（而不是首先失去最后填充的电子）。如基态26 Fe2+的电子排布式为ls22s22p63 S23 p63d6，而不能写成ls22s22p63s23p63d44s2。

3.原子结构与元素周期表的关系规律

（1）原子结构与周期的关系规律：①除第一周期外，每周期元素基态原子的最外层电子排布总是从ns1开始，到ns2 np6结束;②周期序数等于原子的最外层电子排布式中的能层序数（n）。③一个“能级组”最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种数。

（2）原子结构与族的关系规律：①主族元素的族序数=原子的最外层电子数=价电子数：②副族元素除第Ⅷ族元素外，大多数副族元素（ⅢB-ⅦB）族序数=（n-1）d电子数+ns电子数=价电子数。

4.粒子半径的变化规律

（1）同周期主族元素，从左到右随着原子序数的递增，原子半径、金属元素的阳离子半径和非金属元素的阴离子半径均逐渐减小。

（2）同周期主族元素形成的离子，阴离子半径大于阳离子半径。

（3）同主族元素，从上到下随着电子层数的增加，原子半径和离子半径均逐渐增大。

（4）O族元素，从上到下随着电子层数的增加，原子半径逐渐增大。

二.有关“分子结构与性质”的知识规律

1.等电子体的知识规律

原子总数相同、价电子总数相同的粒子为等电子体。等电子体具有相似的化学结构和相似的性质。如CO和N，为等电子体（其原子总数均为2，价电子总数均为10），它们具有相似的化学结构和相似的性质。

2.分子（或离子）的价层电子对数与VSEPR模型的名称规律

分子（或离子）的中心原子的价层电子对数为2，VSEPR模型的名称为直线形：分子（或离子）的中心原子的价层电子对数为3，VSEPR模型的名称为平面三角形;分子（或离子）的中心原子的价层电子对数为4.VSEPR模型的名称为正四面体形。

3.分子（或离子）的价层电子对数与其空间结构的规律

（1）分子（或离子）中心原子的价层电子对数为2、且中心原子上无孤电子对，分子（或离子）的空间结构为直线形：分子（或离子）的中心原子的价层电子对数为3、且中心原子上无孤电子对，分子（或离子）的空间结构为平面三角形;分子（或离子）的中心原子的价层电子对数为4、且中心原子上无孤电子对，分子（或离子）的空间结构为正四面体形。

（2）有3个原子形成的分子（A：B或AB2型），若中心原子上有孤电子对（孤电子对数为1或2），其分子的空间结构为V形。如：H，S分子中中心原子S原子上的孤电子对数为2.其分子的空间结构为V形;SO2分子中中心原子S原子上的孤电子对数为1.其分子的空间结构为V形。

（3）有4个原子形成的分子（A、B或AB，型），若中心原子上有孤电子对（孤电子对数为1），其分子的空间结构为三角锥形。如：PH2分子中中心原子P原子上有1对孤电子对.PH3分子的空间结构为三角锥形;NCI，分子中中心原子N原子上有l对孤电子对，NCI3分子的空间结构为三角锥形。

4.氢键对物质性质的影响规律

分子间能够形成氢键的物质其熔点和沸点升高：而分子内能够形成氢键的物质，一般其熔点和沸点降低。若溶质和溶剂分子之间能够形成氢键，则使溶质的溶解度增大。分子内能够形成氢键的有机物，一般其溶解度减小。

5.物质溶解性的知识规律

（1）非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。如蔗糖和氨易溶于水，难溶于四氯化碳;而萘和碘却易溶于四氯化碳，难溶于水。

（2）如果溶质与溶剂之间能够形成氢键，使溶质的溶解度增大：且氢键作用力越大，溶质的溶解性越好。如氨气易溶于水，其原因是：氨分子和水分子均为极性分子：氨分子与水分子之间能够形成氢键。又如乙醇能够与水以任意比互溶，其原因是：乙醇分子和水分子均为极性分子：乙醇分子与水分子之间能够形成氢键。

（3）如果溶质与水能够发生化学反应，则溶解度增大。如SO2与H2O反应生成H2 SO3使SO2的溶解度增大。

6.手性碳原子的判断规律

若碳原子与4个不同的原子或原子团相连接，则该碳原子是手性碳原子：否则不是手性碳原子。如乳酸（CH3CHOHCOOH）分子中有1个手性碳原子（2位碳原子为手性碳原子），葡萄糖（CH，OHCHOHCHOHCHOHCHOHCHO）分子中有4个手性碳原子（2、3、4、5位碳原子为手性碳原子）。

7.同种元素的含氧酸酸性强弱的规律

同种元素的含氧酸，该元素的价态越高，其含氧酸的酸性越强。如酸性：H2SO3

三、有关“晶体结构与性质”的知识规律

1.有关晶体的计算规律

（1）晶体化学式的计算规律

首先利用均摊法计算出品胞中各种粒子的粒子数，然后根据各种粒子的最简整数比即得晶体的化学式。

（2）粒子在晶胞中的空间占有率的计算规律

其计算公式为：粒子在晶胞中的空间占有率=晶胞中所含有的粒子数×1个粒子的体积÷晶胞的体积。其解题关键是要弄清晶胞中所含有的粒子数和1个粒子的体积及晶胞的边长。

2.分子晶体熔沸点高低的判断规律

构成分子晶体的分子间作用力越大，晶体的熔沸点越高。

（1）组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越大，晶体的熔沸点越高。如熔沸点：I2> Br2>CI2>F2。但若分子间能够形成氢键，分子间作用力增大，使晶体的熔沸点升高。如熔沸點：HF> HI> HBr> HCl。

（2）相同条件下不同聚集状态物质的熔沸点：固态>液态>气态。如熔沸点：I2（s）>H2O（1）>O2（g）。

（收稿日期：2022 - 03 - 19）