有關“物質的結構與性質”的知識規律集錦

田永國

《化學選修2 物質結構與性質》一書中蘊含著豐富的知識規律。現就有關“物質結構與性質”的知識規律分析歸納。

一、有關“原子結構與性質”的知識規律

1.原子核外電子排布遵循的規律

（l）構造原理：處于基態的原子，一般是按由低到高的能級順序（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，填滿一個能級再填一個新能級。

（2）能量最低原理：原子的核外電子排布遵循構造原理（即電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進入能量高的軌道）能使整個原子的能量處于最低狀態。

2.電子排布式的書寫規律

（1）在書寫電子排布式時，可以把內層電子已達到稀有氣體元素原子結構的以稀有氣體的元素符號外加方括號表示。如基態，，Na原子的電子排布式為ls22s22p63sl或[ Ne]3sl。

（2）在書寫電子排布式時，能層低的能級要寫在左邊，不能按填充順序寫。如基態：，Se原子的電子排布式為ls22s22p63s23p63d'4s2，而不能寫成ls22s22p63s23p64s23dJ.

（3）在書寫金屬陽離子的電子排布式時要明確金屬原子首先失去最外層上的電子（而不是首先失去最后填充的電子）。如基態26 Fe2+的電子排布式為ls22s22p63 S23 p63d6，而不能寫成ls22s22p63s23p63d44s2。

3.原子結構與元素周期表的關系規律

（1）原子結構與周期的關系規律：①除第一周期外，每周期元素基態原子的最外層電子排布總是從ns1開始，到ns2 np6結束;②周期序數等于原子的最外層電子排布式中的能層序數（n）。③一個“能級組”最多所容納的電子數等于一個周期所包含的元素種數。

（2）原子結構與族的關系規律：①主族元素的族序數=原子的最外層電子數=價電子數：②副族元素除第Ⅷ族元素外，大多數副族元素（ⅢB-ⅦB）族序數=（n-1）d電子數+ns電子數=價電子數。

4.粒子半徑的變化規律

（1）同周期主族元素，從左到右隨著原子序數的遞增，原子半徑、金屬元素的陽離子半徑和非金屬元素的陰離子半徑均逐漸減小。

（2）同周期主族元素形成的離子，陰離子半徑大于陽離子半徑。

（3）同主族元素，從上到下隨著電子層數的增加，原子半徑和離子半徑均逐漸增大。

（4）O族元素，從上到下隨著電子層數的增加，原子半徑逐漸增大。

二.有關“分子結構與性質”的知識規律

1.等電子體的知識規律

原子總數相同、價電子總數相同的粒子為等電子體。等電子體具有相似的化學結構和相似的性質。如CO和N，為等電子體（其原子總數均為2，價電子總數均為10），它們具有相似的化學結構和相似的性質。

2.分子（或離子）的價層電子對數與VSEPR模型的名稱規律

分子（或離子）的中心原子的價層電子對數為2，VSEPR模型的名稱為直線形：分子（或離子）的中心原子的價層電子對數為3，VSEPR模型的名稱為平面三角形;分子（或離子）的中心原子的價層電子對數為4.VSEPR模型的名稱為正四面體形。

3.分子（或離子）的價層電子對數與其空間結構的規律

（1）分子（或離子）中心原子的價層電子對數為2、且中心原子上無孤電子對，分子（或離子）的空間結構為直線形：分子（或離子）的中心原子的價層電子對數為3、且中心原子上無孤電子對，分子（或離子）的空間結構為平面三角形;分子（或離子）的中心原子的價層電子對數為4、且中心原子上無孤電子對，分子（或離子）的空間結構為正四面體形。

（2）有3個原子形成的分子（A：B或AB2型），若中心原子上有孤電子對（孤電子對數為1或2），其分子的空間結構為V形。如：H，S分子中中心原子S原子上的孤電子對數為2.其分子的空間結構為V形;SO2分子中中心原子S原子上的孤電子對數為1.其分子的空間結構為V形。

（3）有4個原子形成的分子（A、B或AB，型），若中心原子上有孤電子對（孤電子對數為1），其分子的空間結構為三角錐形。如：PH2分子中中心原子P原子上有1對孤電子對.PH3分子的空間結構為三角錐形;NCI，分子中中心原子N原子上有l對孤電子對，NCI3分子的空間結構為三角錐形。

4.氫鍵對物質性質的影響規律

分子間能夠形成氫鍵的物質其熔點和沸點升高：而分子內能夠形成氫鍵的物質，一般其熔點和沸點降低。若溶質和溶劑分子之間能夠形成氫鍵，則使溶質的溶解度增大。分子內能夠形成氫鍵的有機物，一般其溶解度減小。

5.物質溶解性的知識規律

（1）非極性溶質一般能溶于非極性溶劑，極性溶質一般能溶于極性溶劑。如蔗糖和氨易溶于水，難溶于四氯化碳;而萘和碘卻易溶于四氯化碳，難溶于水。

（2）如果溶質與溶劑之間能夠形成氫鍵，使溶質的溶解度增大：且氫鍵作用力越大，溶質的溶解性越好。如氨氣易溶于水，其原因是：氨分子和水分子均為極性分子：氨分子與水分子之間能夠形成氫鍵。又如乙醇能夠與水以任意比互溶，其原因是：乙醇分子和水分子均為極性分子：乙醇分子與水分子之間能夠形成氫鍵。

（3）如果溶質與水能夠發生化學反應，則溶解度增大。如SO2與H2O反應生成H2 SO3使SO2的溶解度增大。

6.手性碳原子的判斷規律

若碳原子與4個不同的原子或原子團相連接，則該碳原子是手性碳原子：否則不是手性碳原子。如乳酸（CH3CHOHCOOH）分子中有1個手性碳原子（2位碳原子為手性碳原子），葡萄糖（CH，OHCHOHCHOHCHOHCHOHCHO）分子中有4個手性碳原子（2、3、4、5位碳原子為手性碳原子）。

7.同種元素的含氧酸酸性強弱的規律

同種元素的含氧酸，該元素的價態越高，其含氧酸的酸性越強。如酸性：H2SO3

三、有關“晶體結構與性質”的知識規律

1.有關晶體的計算規律

（1）晶體化學式的計算規律

首先利用均攤法計算出品胞中各種粒子的粒子數，然后根據各種粒子的最簡整數比即得晶體的化學式。

（2）粒子在晶胞中的空間占有率的計算規律

其計算公式為：粒子在晶胞中的空間占有率=晶胞中所含有的粒子數×1個粒子的體積÷晶胞的體積。其解題關鍵是要弄清晶胞中所含有的粒子數和1個粒子的體積及晶胞的邊長。

2.分子晶體熔沸點高低的判斷規律

構成分子晶體的分子間作用力越大，晶體的熔沸點越高。

（1）組成和結構相似的分子晶體，相對分子質量越大，分子間作用力越大，晶體的熔沸點越高。如熔沸點：I2> Br2>CI2>F2。但若分子間能夠形成氫鍵，分子間作用力增大，使晶體的熔沸點升高。如熔沸點：HF> HI> HBr> HCl。

（2）相同條件下不同聚集狀態物質的熔沸點：固態>液態>氣態。如熔沸點：I2（s）>H2O（1）>O2（g）。

（收稿日期：2022 - 03 - 19）