資源簡介

2023屆高考化學復習專題★★目錄
原子結構及原子核外電子排布............................................................................................................................................1
知識點1 原子的構成.......................................................................................................................................................1
知識點2 “三素”——元素、核素、同位素....................................................................................................................1
知識點3 等電子粒子的尋找規律...................................................................................................................................2
知識點4 能層與能級.......................................................................................................................................................3
知識點5 電子云與原子軌道...........................................................................................................................................3
知識點6 原子或離子結構示意圖...................................................................................................................................4
知識點7 構造原理與基態原子的電子排布式...............................................................................................................4
知識點8 離子的電子排布式...........................................................................................................................................4
知識點9 外圍電子排布式(價電子排布)........................................................................................................................5
知識點10 電子排布的軌道表示式(電子排布圖)............................................................................................................5
知識點11 基態與激發態　原子光譜...............................................................................................................................5
知識點12 核外電子排布的表示方法的比較...................................................................................................................6
元素周期表和元素周期律....................................................................................................................................................7
知識點1 元素周期表的結構...........................................................................................................................................7
知識點2 原子結構與元素周期表...................................................................................................................................7
知識點3 元素周期表的分區...........................................................................................................................................8
知識點4 元素周期表的三大應用...................................................................................................................................9
知識點5 元素周期表結構中隱含的兩條規律...............................................................................................................9
知識點6 常見族的別稱...................................................................................................................................................9
知識點7 主族元素的周期性變化規律.........................................................................................................................10
知識點8 原子半徑和離子半徑的變化規律.................................................................................................................10
知識點0 元素金屬性強弱的判斷方法.........................................................................................................................11
知識點10 元素非金屬性強弱的判斷方法.....................................................................................................................11
知識點11 電離能及其變化規律......................................................................................................................................12
知識點12 電負性及其變化規律.....................................................................................................................................12
知識點13 元素周期表、元素周期律的應用.................................................................................................................13
化學鍵與電子式..................................................................................................................................................................14
知識點1 化學鍵.............................................................................................................................................................14
知識點2 離子鍵和共價鍵的比較.................................................................................................................................14
知識點3 共價鍵的分類及判斷方法.............................................................................................................................14
知識點4 共價鍵的鍵參數............................................................................................................................................15
知識點5 離子化合物與共價化合物的比較................................................................................................................16
知識點6 化學鍵與物質類型的關系............................................................................................................................16
知識點7 電子式的書寫方法........................................................................................................................................17
知識點8 等電子原理...................................................................................................................................................18
分子的空間結構與分子的性質.........................................................................................................................................19
知識點1 價層電子對互斥模型(VSEPR模型)理論要點............................................................................................19
知識點2 價層電子對互斥理論判斷分子或離子的空間構型的具體步驟.................................................................19
知識點3 價層電子對互斥理論判斷分子或離子的空間構型的具體思路.................................................................20
知識點4 孤電子對對鍵角影響的理論解釋.................................................................................................................20
知識點5 雜化軌道的類型.............................................................................................................................................20
知識點6 判斷中心原子雜化軌道類型的方法.............................................................................................................21
知識點7 分子間作用力.................................................................................................................................................23
知識點8 分子的極性.....................................................................................................................................................24
知識點0 分子的溶解性.................................................................................................................................................25
知識點10 分子的手性.....................................................................................................................................................25
知識點11 無機含氧酸分子的酸性..................................................................................................................................25
鍵角大小的判斷方法..........................................................................................................................................................27
大π鍵的分析方法...............................................................................................................................................................29
晶體結構與性質..................................................................................................................................................................33
知識點1 晶體和非晶體.................................................................................................................................................33
知識點2 晶胞.................................................................................................................................................................33
知識點3 晶胞中微粒數目的計算方法.........................................................................................................................33
知識點4 晶體的分類.....................................................................................................................................................34
知識點5 晶體類別的判斷方法....................................................................................................................................34
知識點6 幾種常見的晶體類型比較.............................................................................................................................35
知識點7 晶體熔、沸點的比較.....................................................................................................................................35
知識點8 常見分子晶體結構分析.................................................................................................................................36
知識點0 常見共價晶體結構分析.................................................................................................................................37
知識點10 金屬晶體的四種堆積模型分析.....................................................................................................................38
知識點11 常見離子晶體結構分析..................................................................................................................................40
知識點12 混合晶體——石墨晶體.................................................................................................................................41
晶體計算的常見類型..........................................................................................................................................................42
知識點1 晶胞參數(邊長)與半徑的關系.......................................................................................................................42
知識點2 晶體密度及微粒間距離的計算.....................................................................................................................43
知識點3 金屬晶體空間利用率的計算方法.................................................................................................................43
原子分數坐標分析方法......................................................................................................................................................45
配合物與超分子..................................................................................................................................................................46
知識點1 配位鍵.............................................................................................................................................................46
知識點2 配位化合物.....................................................................................................................................................46
知識點3 典型配合物.....................................................................................................................................................47
知識點4 超分子.............................................................................................................................................................47
元素周期表..........................................................................................................................................................................48
原子結構及原子核外電子排布
【知識網絡】
【核心知識梳理】
一、原子結構與核素、同位素
1．原子的構成
(1)構成原子的微粒及作用
(2)核素(原子)符號表示——
表示方法： 的含義
代表一個質量數為A、質子數為Z的原子
(3)微粒中的“各數”間的關系
①原子中：質子數(Z)＝核電荷數＝核外電子數
②質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N)
③陽離子的核外電子數＝質子數－所帶電荷數
④陰離子的核外電子數＝質子數＋所帶電荷數
(4)微粒符號周圍數字的含義
，如過氧根離子：O
2．“三素”——元素、核素、同位素
(1)元素、核素、同位素的概念及相互關系
(2)同位素的特征
①同一元素的各種核素的中子數不同，質子數相同，化學性質幾乎完全相同，物理性質不同
②同一元素的各種穩定核素在自然界中所占的原子百分數(豐度)不變
(3)氫元素的三種核素
H：名稱為氕，不含中子
H：用字母D表示，名稱為氘或重氫
H：用字母T表示，名稱為氚或超重氫
(4)幾種重要核素的用途
核素 U C H H O
用途 核燃料 用于考古斷代 制氫彈 示蹤原子
(5)核素和元素的相對原子質量
①原子(即核素)的相對原子質量：一個原子(即核素)的質量與一個12C質量的的比值即為該原子的相對原子質量，即：M(核素)＝，取該值的正整數即為該核素的質量數。一種元素有幾種同位素，就有幾種不同核素的相對原子質量
②元素的相對原子質量：因天然元素往往不只一種原子，因而用上述方法定義元素的相對原子質量就不合適了。元素的相對原子質量是該元素的各種核素的原子數百分比與其相對原子質量的乘積所得的平均值
如：A、B、C…為某元素的不同核素，其原子數百分比分別為a%、b%、c%…則該元素的相對原子質量為
MA·a%＋MB·b%＋MC·c%＋…其中MA、MB、MC…分別表示核素A、B、C…的相對原子質量
③元素的近似相對原子質量：若用同位素的質量數替代其相對原子量進行計算，其結果就是元素的近似相對原子質量(計算結果通常取整數)。我們通常采用元素的近似相對原子質量進行計算
【微點撥】
①并不是所有的原子都由質子和中子構成，如H中沒有中子
②核素是具有固定質子數和中子數的原子，同位素是具有相同質子數的不同核素的互稱
③只有核素才有質量數，質量數不適用于元素。質量數可以視為核素的近似相對原子質量
④質子數相同的微粒不一定屬于同一種元素，如F與OH－
⑤核外電子數相同的微粒，其質子數不一定相同，如Al3＋和Na＋、F－，NH與OH－
⑥不同的核素可能具有相同的質子數，如H與H；也可能具有相同的中子數，如6C與O；也可能具有相同的質量數，如C與N；也可能質子數、中子數、質量數均不相同，如H與C
⑦同位素的物理性質不同但化學性質幾乎相同
3．等電子粒子的尋找規律
10電子微粒
18電子微粒
“14電子”粒子 Si、N2、CO、C2H2、C
“16電子”粒子 S、O2、C2H4、HCHO
二、原子核外電子排布原理
1．能層與能級
(1)能層(n)(即電子層)
原子核外的電子是分層排布的，根據電子的能量差異，可將核外電子分成不同的能層(電子層)。由里向外，分別用字母：K、L、M、N、O、P、Q表示相應的第一、二、三、四、五、六、七能層。各能層最多容納的電子數為2n2；在同一個原子中，離核越近，電子能量越低
(2)能級
同一能層的電子，能量也可能不同，不同能量的電子分成不同的能級，通常用s、p、d、f等表示，同一能層里，各能級的能量按s、p、d、f的順序升高，即：E(s)能層(n) 一 二 三 四 五 六 七
符號 K L M N O P Q
能級符號 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p …… …… ……
軌道數 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 1 3
能級最多電子數 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 …… …… ……
能層最多電子數 2 8 18 32 …… …… 2n2
【微點撥】
①任一能層的能級總是從s能級開始，能級符號的順序是ns、np、nd、nf……
②能級數目＝能層序數(第一層有1個能級，第二層有2個能級，第三能層有3個能級)
③s、p、d、f 各能級可容納的電子數分別為1、3、5、7的2倍
④不同能層之間，符號相同的能級容納的電子數相同，如：1s、2s、3s、4s均容納2個電子
⑤不同能層中同一能級，能層序數越大，能量越高，如：1s<2s<3s<4s……
2．電子云與原子軌道
(1)電子云：原子核外電子繞核高速運動是沒有確定的軌道的，就好像一團“帶負電荷的云霧”籠罩在原子核周圍，這種“帶負電荷的云霧”稱之為電子云
①電子云圖中的黑點不代表一個電子，每個黑點表示電子在該處出現過一次
②黑點的疏密程度表示了電子在原子核外出現的概率大小。點稀疏的地方，表示電子在那里出現的概率小；點密集的地方，表示電子在那里出現的概率大
③離核越近，電子出現的概率越大，黑點越密集，如：2s電子云比1s電子云更擴散
(2)原子軌道：表示電子在原子核外的一個空間運動狀態，電子在原子核外的一個空間運動狀態稱為一個原子軌道，s能級有1個軌道，p能級有3個軌道，d能級有5個軌道
原子軌道 s p d f
軌道形狀 球形 啞鈴形(紡錘形) 復雜 復雜
軌道個數 1 3 5 7
【微點撥】
①能層序數越大，原子軌道的半徑越大
②p能級有3個原子軌道，互相垂直，分別以px、py、pz表示，同一能層中px、py、pz的能量相同
③原子軌道數與能層序數(n)的關系：原子軌道數目＝n2
3．原子核外電子排布的方法
(1)原子或離子結構示意圖
排布的原則(主族元素) 原子的結構示意圖
①能量規律：核外電子總是先排布在能量最低的電子層里，然后再按照由里向外的順序依次排布在能量逐漸升高的電子層里②數量規律a．每層最多容納的電子數為2n2個 b．最外層不超過8個(K層為最外層時不超過2個) c．次外層不超過18個，倒數第三層不超過32個d．對于主族元素，除最外層外，每一層的電子數必須為2n2這個數值
(2)構造原理與基態原子的電子排布式
①構造原理——電子的填充順序
構造原理 示意圖
多電子的核外電子排布總是按照能量最低原理，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，使整個原子的能量處于最低狀態，絕大多數元素的原子核外電子將遵循以下順序填充到各能級中：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……這個排列順序被稱為構造原理
原子核外電子填充的順序：ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np各能級的能量高低順序可以表示為(n表示能層序數)a．Ens＞E(n-1)s＞E(n-2)s b．Enp＞E(n-1)p＞E(n-2)pc．End＞E(n-1)d＞E(n-2)d d．Enf＞E(n-1)f＞E(n-2)fe．Ens＜E(n－2)f＜E(n－1)d＜Enp
②基態原子的電子排布式：將能級上所排布的電子數標注在該能級符號右上角，并按照能層從左到右的順序排列的式子 (電子排布式遵循構造原理的，但書寫時必須按照電子層的順序排列)
③簡化的電子排布式：將電子排布式中的內層電子排布用相應的稀有氣體元素符號加方括號來表示而得到的式子稱為簡化的電子排布式
實例 氮 鈉 鐵 鉻
電子排布式 1s22s22p3 1s22s22p63s1 1s22s22p63s23p63d64s2 1s22s22p63s23p63d54s1
簡化的電子排布式 [He]2s22p3 [Ne]3s1 [Ar]3d64s2 [Ar]3d54s1
【微點撥】 a．Fe的電子排布式為：1s22s22p63s23p63d64s2，簡化的電子排布式為：[Ar]3d64s2；方括號里的符號的意義是該元素上一個周期的惰性氣體電子排布式的結構，稱為“原子實”b．相對穩定的狀態：能量相同的原子在全充滿(p6、d10、f14)或半充滿(p3、d5、f7)時，體系的能量較低，原子較穩定，如：24Cr存在半充滿1s22s22p63s23p63d54s1 ，29Cu存在全充滿 1s22s22p63s23p63d104s1
④離子的電子排布式書寫：原子失去電子時總是先失去最外層電子，然后失去次外層電子，之后是倒數第三層電子……對于主族元素的原子來說，一般只失去最外層電子，而過渡元素的原子可能還會進一步失去內層電子；原子得到電子時，一般總是填充到最外能層未填滿的能級上
實例 Fe2＋ Fe3＋ O2－
電子排布式 [Ar]3d6 [Ar]3d5 1s22s22p6
⑤外圍電子排布式(價電子排布)：將簡化電子排布式中的稀有氣體和中括號去掉得到的即為外圍電子排布式，也叫價電子排布
實例 氮 鈉 鈣 鐵 銅
簡化電子排布式 [He]2s22p3 [Ne]3s1 [Ar]4s2 [Ar]3d64s2 [Ar]3d104s1
外圍電子排布式 2s22p3 3s1 4s2 3d64s2 3d104s1
規律 a．主族元素的最外層電子就是外圍電子，又稱價電子b．過渡元素的外圍電子一般包括最外層的s電子和次外層的d電子，有的還包括倒數第三層的f電子
(3)電子排布的軌道表示式(電子排布圖)：用方框(或圓圈)表示原子軌道，能量相同的原子軌道(簡并軌道)的方框相連，用“↑”或“↓”表示容納的電子，箭頭表示一種自旋狀態的電子，“↑↓”稱電子對，“↑”或“↓”稱單電子(或稱未成對電子)
①排布情況遵循以下三個規則
a．能量最低原理：在構建基態原子時，電子將盡可能地占據能量最低的原子軌道，使整個原子的能量最低，這就是能量最低原理
b．泡利原理：每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且這兩個電子自旋方向必須相反，任何一個原子里
絕不會出現運動狀態完全相同的電子。如：2s軌道上的電子排布為，不能表示為
c．洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優先單獨占據一個軌道，且自旋狀態相同
如：2p3的電子排布為，不能表示為或
②軌道表示式的表示方法及各符號、數字的意義
表示方法及各符號、數字的意義 實例
O原子的電子排布圖：Na原子的電子排布圖：
【微點撥】
硫原子的電子排布式為：1s22s22p63s23p4
a．運動狀態等于電子數 S 原子核外有16個電子，則有16種不同運動狀態的電子
b．空間運動狀態等于軌道數 S 原子的電子排布式為1s22s22p63s23p4，其軌道數為1+1+3+1+3=9，則有9種不同的空間運動狀態
c．伸展方向看軌道類型 S 原子的s軌道為球形，只有1種伸展方向，p軌道有3種伸展方向，則共有4種不同的伸展方向
d．不同能量的電子看軌道數 S 原子的電子排布式為1s22s22p63s23p4，有5種不同能量的電子
e．運動范圍看電子層 S 原子的核外有3個電子層，有3種不同的運動范圍
4．基態與激發態　原子光譜
(1)基態原子與激發態原子
①基態原子：處于最低能量狀態的原子
②激發態原子：基態原子吸收能量，電子會躍遷到較高能級，變為激發態原子
③基態、激發態相互間轉化的能量變化
基態原子激發態原子
(2)光譜
①光譜的成因及分類：不同元素的原子發生躍遷時會吸收能量(基態→激發態)或釋放能量(激發態→基態)，從而吸收或釋放不同的光，若用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜或發射光譜，則可確立某種元素，這些光譜總稱原子光譜
②光譜分析：不同元素的原子光譜都是特定的，在現代化學中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析
a．利用光譜分析可以發現新元素或利用特征譜線鑒定元素，如：科學家們通過太陽光譜的分析發現了稀有氣體氦，化學研究中利用光譜分析檢測一些物質的存在與含量
b．光譜儀可以測量物質發射或吸收光波的波長，拍攝各種光譜圖，光譜圖就像“指紋”辨認一樣，可以辨別形成光譜的元素
(3)焰色反應為發射光譜
5．核外電子排布的表示方法的比較
原子(核素)符號 含義 在元素符號的左下方標明質子數、左上方標明質量數的一種圖示即為原子符號
實例 O
電子式 含義 化學中常在元素符號周圍用“·”或“×”來表示元素原子的最外層電子，相應的式子叫做電子式
實例
原子(離子)結構示意圖 含義 將每個能層上的電子總數表示在原子核外的式子
實例
電子排布式 含義 用數字在能級符號右上角標明該能級上排布的電子數，這就是電子排布式
實例 K：1s22s22p63s23p64s1
簡化電子排布式 含義 為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內層電子達到稀有氣體原子結構的部分以相應稀有氣體元素符號外加方括號表示
實例 K：[Ar]4s1
價電子排布式 含義 主族元素的價層電子指最外層電子，價層電子排布式即最外層電子排布式
實例 Al：3s23p1
電子排布圖 含義 每個方框代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子
實例 Al：
元素周期表與元素周期律
【知識網絡】
【核心知識梳理】
一、元素周期表及應用
1．元素周期表的結構——“七行十八列”、七周期十六族
(1)原子序數：按照元素在周期表中的順序給元素編號，稱之為原子序數，原子序數＝核電荷數＝質子數＝核外電子數
(2)編排原則
①周期：把電子層數相同的元素，按原子序數遞增的順序從左到右排列的一橫行，叫做一個周期，元素周期表有7個橫行，每一橫行稱為一個周期，元素周期表共有7個周期
②族：把最外層電子數相同的元素，按電子層數遞增的順序，從上至下排成的縱行，叫做一個族，元素周期表18個縱列中，除8、9、10三個縱列為一族外，其余每一縱列為一族，即：有16個族
(3)結構
2．原子結構與元素周期表
(1)原子核外電子排布與周期的關系
類別 周期 能層數(電子層數) 每周期第一種元素 每周期最后一種元素 每周期元素種數 位置與結構的關系
原子序數 基態原子簡化電子排布式 原子序數 基態原子外圍電子排布式
短周期 一 1 1 1s1 2 1s2 2 周期序數＝電子層數
二 2 3 [He]2s1 10 2s22p6 8
三 3 11 [Ne]3s1 18 3s23p6 8
長周期 四 4 19 [Ar]4s1 36 4s24p6 18
五 5 37 [Kr]5s1 54 5s25p6 18
六 6 55 [Xe]6s1 86 6s26p6 32
七 7 87 [Rn]7s1 118 7s27p6 32
(2)原子核外電子排布與族的關系
①元素周期表的列數與族序數的關系
②主族元素：同主族元素原子的價層電子排布完全相同，價電子全部排布在ns或ns、np軌道上，價電子數與族序數相同，如下表
族數 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
價電子排布式 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
列數 1 2 13 14 15 16 17
價電子數 1 2 3 4 5 6 7
規律 主族元素的族序數＝該主族元素原子的最外層電子數＝價電子總數
③過渡元素(副族和Ⅷ族)：同一縱行原子的價層電子排布基本相同，價電子總數等于所在的列序數。價電子排布為(n－1)d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族的價電子數與族序數相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族的價電子數與族序數不相同，如下表
副族元素 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn
族數 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB
價電子排布式 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 3d64s2 3d74s2 3d84s2 3d104s1 3d104s2
價電子數目 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
列數 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
規律 價電子總數＝列序數
④稀有氣體元素：價電子排布為ns2np6(He除外)
3．元素周期表的分區
(1)按核外電子排布分區
①區的名稱：除ds區外，是按構造原理最后填入電子的能級符號進行命名的②ds區的名稱：ds區只有兩列，第11列銅、銀、金和第12列鋅、鎘、汞，由于該區開始的第11列銅、銀、金按構造原理進行電子排布時，電子排布式中最后兩個能級的電子排布應為(n－1)d9ns2，而事實上卻為(n－1)d10ns1，可理解為先填滿了(n－1)d能級而后再填充ns能級，因而得名ds區 分區示意圖
(2)按元素種類分區
①分界線：沿著元素周期表中鋁、鍺、銻、釙與硼、硅、砷、碲、砹的交界處畫一條虛線，即為金屬元素區和非金屬元素區的分界線
②各區位置：分界線左下方為金屬元素區，分界線右上方為非金屬元素區
③分界線附近元素的性質：既表現金屬元素的性質，又表現非金屬元素的性質
(3)元素周期表中的特殊位置
①過渡元素：元素周期表中部從ⅢB族到ⅡB族10個縱列共六十多種元素，這些元素都是金屬元素
②鑭系元素：元素周期表第六周期中，57號元素鑭到71號元素镥共15種元素
③錒系元素：元素周期表第七周期中，89號元素錒到103號元素鐒共15種元素
④超鈾元素：在錒系元素中92號元素鈾(U)以后的各種元素
4．元素周期表的三大應用
(1)科學預測：為新元素的發現及預測它們的原子結構和性質提供了線索
(2)尋找新材料
①在金屬與非金屬分界線附近尋找半導體材料
②研究氟、氯、硫、磷附近元素，制造新農藥
③在過渡元素中尋找催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料
(3)用于工農業生產：對探礦有指導意義的是地球化學元素的分布與它們在元素周期表中的位置關系，研制農藥材料等
5．元素周期表結構中隱含的兩條規律
(1)同周期、鄰主族元素原子序數差的關系
①短周期元素原子序數差＝族序數差
②兩元素分布在過渡元素同側時，原子序數差＝族序數差。兩元素分布在過渡元素兩側時，第四或第五周期元素原子序數差＝族序數差＋10，第六周期元素原子序數差＝族序數差＋24
③同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序數的差值取決于它們所在的周期數，具體如下：
周期數 第二或第三周期 第四或第五周期 第六或第七周期
差值 1 11 25
(2)同主族、鄰周期元素的原子序數差的關系
①ⅠA族元素隨電子層數的增加，原子序數依次相差2、8、8、18、18、32
②ⅡA族和0族元素隨電子層數的增加，原子序數依次相差8、8、18、18、32
③ⅢA～ⅦA族元素隨電子層數的增加，原子序數依次相差8、18、18、32、32
6．常見族的別稱
族 別稱
第ⅠA族元素(除氫) 堿金屬元素
第IIA族元素 堿土金屬
第IIIA族元素 硼族元素
第ⅣA族 碳族元素
第ⅤA族 氮族元素
第ⅥA族 氧族元素
第ⅦA族 鹵族元素
0族 稀有氣體元素
第IIIB~IIB族 過渡元素
第六周期第IIIB族 鑭系元素
第七周期第IIIB族 錒系元素
【微點撥】
①ⅠA族元素不等同于堿金屬元素，H元素不屬于堿金屬元素
②元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是第Ⅷ族，不是ⅧB族；
③會根據元素周期表的構成特點，分析每周期的元素種類，含元素種類最多的族是ⅢB族，共有32種元素
二、元素周期律
1．元素周期律
(1)內容：元素周期律是指元素的性質隨著原子序數的遞增而呈現周期性的變化
(2)實質：元素周期律實質是核外電子排布發生周期性變化的必然結果
2．主族元素的周期性變化規律
項目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子結構 核電荷數 逐漸增大 逐漸增大
電子層數 電子層數相同，最外層電子數增多 電子層數遞增，最外層電子數相同
原子半徑 逐漸減小 (惰性氣體除外) 逐漸增大
離子半徑 陽離子逐漸減小，陰離子逐漸減小同周期：r(陰離子)＞r(陽離子) 逐漸增大
元素的性質 　主要化合價 元素的最高正化合價由＋1→＋7(O、F除外)非金屬元素負價由－4→－1非金屬元素負化合價＝－(8－主族序數) 相同最高正化合價＝主族序數(O、F除外)
元素的金屬性 金屬性逐漸減弱 金屬性逐漸增強
元素的非金屬性 非金屬性逐漸增強 非金屬性逐漸減弱
第一電離能 呈增大趨勢 逐漸減小
電負性 逐漸增大 逐漸減小
失電子能力 失電子逐漸減弱 失電子逐漸增強
得電子能力 得電子逐漸增強 得電子逐漸減弱
單質的還原性 還原性逐漸減弱 還原性逐漸增強
單質的氧化性 氧化性逐漸增強 氧化性逐漸減弱
陽離子的氧化性 陽離子氧化性逐漸增強 陽離子氧化性逐漸減弱
陰離子的還原性 陰離子還原性逐漸減弱 陰離子還原性逐漸增強
非金屬元素氣態氫化物的形成及穩定性 氣態氫化物的形成越來越容易，其穩定性逐漸增強 氣態氫化物的形成越來越困難，其穩定性逐漸減弱
最高價氧化物對應水化物的酸堿性 堿性逐漸減弱酸性逐漸增強 堿性逐漸增強酸性逐漸減弱
3．原子半徑和離子半徑的變化規律
(1)原子的遞變規律
① 同周期原子半徑隨原子序數遞增逐漸減小如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)r(Cl)
② 同主族原子半徑隨原子序數遞增逐漸增大如：r(Li)(2)離子半徑的大小比較
①陽離子半徑總比相應原子半徑小，如：r(Na)>r(Na＋)
②陰離子半徑總比相應原子半徑大，如：r(Cl)③同主族陽離子半徑隨原子序數遞增逐漸增大，如：r(Li＋)④同主族陰離子半徑隨原子序數遞增逐漸增大，如：r(F－)⑤同周期陽離子半徑隨原子序數遞增逐漸減小，如：r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)
⑥同周期陰離子半徑隨原子序數遞增逐漸減小，如：r(N3－ )>r(O2－)>r(F－)
【微點撥】同周期：r(陰離子)＞r(陽離子)，陰離子比陽離子電子層多一層，如：r(S2－)>r(Na＋)
⑦電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數的增大而減小，如：r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)
⑧同一元素不同價態的離子半徑，價態越高則離子半徑越小，如：r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
4．元素金屬性強弱的判斷方法
(1)金屬性：指金屬元素的原子失去電子能力
【微點撥】比較金屬性的強弱，其實質是看元素原子失去電子的難易程度，越易失電子，金屬性越強
(2)結構比較法：最外層電子數越少，電子層數越多，元素金屬性越強
(3)位置比較法：同周期元素，從左到右，隨原子序數增加，金屬性減弱；
同主族元素，從上到下，隨原子序數增加，金屬性增強。金屬性最強的元素為銫
(4)根據元素單質及其化合物的相關性質判斷
①依據最高價氧化物對應水化的堿性強弱來比較：堿性越強則對應元素的金屬性越強
如：堿性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，則金屬性：Na＞Mg＞Al
②依據單質與水或非氧化性酸反應置換出氫氣的難易程度或劇烈程度來比較：越容易反應或反應越劇烈，則對應元素的金屬性越強
如：Zn與鹽酸反應比Fe與鹽酸反應更容易，則金屬性：Zn＞Fe
③依據金屬單質之間的置換反應來比較：若xn＋＋y===x＋ym＋ ，則y比x金屬性強
如：Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，則金屬性：Zn＞Cu
④依據單質的還原性或離子氧的化性強弱來比較：單質的還原性越強(或離子的氧化性越弱)，則對應元素的金屬性越強
如：氧化性：Mg2＋＞Na＋，則金屬性：Mg＜Na
⑤依據金屬活動性順序來比較：一般來說，排在前面的金屬元素其金屬性比排在后面的強
如：Fe排在Cu的前面，則金屬性：Fe＞Cu
⑥依據原電池的正負極：一般來說，作負極負極的金屬對應元素的金屬性強
⑦依據電解池的陰極放電順序：在陰極首先放電的陽離子，其對應元素的金屬性越弱
5．元素非金屬性強弱的判斷方法
(1)非金屬性：元素的原子得到電子能力
【微點撥】比較元素非金屬性的強弱，其實質是看元素原子得到電子的難易程度，越易得電子，非金屬性越強
(2)結構比較法：最外層電子數越多，電子層數越少，非金屬性越強
(3)位置比較法：同周期元素，從左到右，隨原子序數增加，非金屬性增強
同主族元素，從上到下，隨原子序數增加，非金屬性減弱。非金屬性最強的元素為氟
(4)根據元素單質及其化合物的相關性質判斷
①依據最高價氧化物的水化物酸性強弱來比較：酸性越強則對應元素的非金屬性越強
如：酸性：HClO4(最強酸)＞H2SO4 (強酸)＞H3PO4 (中強酸)＞H2SiO3(弱酸)，則非金屬性：Cl＞S＞P＞Si
②依據非金屬元素單質與H2化合的難易程度來比較：化合越容易，非金屬性越強
如：F2與H2在黑暗中就可反應，Br2與H2在加熱條件下才能反應，則非金屬性：F＞Br
③依據形成氣態氫化物的穩定性來比較：氣態氫化物越穩定，元素的非金屬性越強
如：穩定性：HF＞HCl，則非金屬性：F＞Cl
④依據單質的氧化性或陰離子的還原性越弱來比較：單質的氧化性越強(或離子的還原性越弱)，則對應元素的非金屬性越強，如：還原性：S2－＞Cl－，則非金屬性：Cl＞S
⑤依據與鹽溶液或氣體、無氧酸溶液間的置換反應來比較：若An－＋B===Bm－＋A ，則B比A非金屬性強
如：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，則非金屬性：Cl＞I
⑥依據與同一種金屬反應，生成化合物中金屬元素的化合價的高低進來比較：化合價越高，則非金屬性越強
如：Cu＋Cl2CuCl2，2Cu＋SCu2S，則非金屬性：Cl>S
⑦依據電解池的陽極放電順序：在陽極首先放電的陰離子，其對應元素的非金屬性越弱
6．電離能及其變化規律
(1)概念
①第一電離能：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量叫做第一電離能，用符號I1表示
②逐級電離能：氣態基態一價正離子再失去一個電子成為氣態基態二價正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子后，若再失去電子會更加困難，因此同一原子的各級電離能之間存在如下關系：I1(2)元素第一電離能的變化規律
①同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態時，第一電離能就會反常的大。IIA族元素的I1大于IIIA族元素；VA族元素的I1大于VIA族元素。如，Be＞B、N＞O，這與原子的外層電子構型有著密切關系：Be的價電子排布式是2s2，為全充滿結構，比較穩定，難失電子，而B的價電子排布為2s22p1，沒有Be不穩定，因此失去第一個電子B比Be容易， 第一電離能小
②同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小
③過渡元素：第一電離能變化不太規則，同一周期，從左至右，第一電離能略有增加
④同種原子：逐級電離能越來越大(即I1>In，對主族元素而言，最外層有n個電子，最高化合價為+n
(3)電離能的應用
①用來衡量原子失去電子的難易，比較金屬的活潑性和元素的金屬性：I1越大，元素的非金屬性越強；I1越小，元素的金屬性越強
②用來判斷原子失去的電子數目和形成的陽離子所帶的電荷數(元素的化合價)：若I(n+1)>>In，即電離能在In和I(n+1)之間發生突變，則元素的原子易形成+n價離子而不易形成+(n+1)價離子，對主族元素而言，最高化合價為+n(或只有0價、+n價)
7．電負性及其變化規律
(1)電負性：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強
(2)標準：以最活潑的非金屬氟的電負性為 4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)
(3)變化規律：隨原子序數的遞增，元素的電負性呈周期性變化
①同周期：自左到右，元素的電負性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱
②同主族：自上到下，元素的電負性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱
(3)電負性的應用
①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱
a．金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性
b．金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑
②判斷元素的化合價
a．電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值
b．電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值
③判斷化學鍵的類型
a．如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵
b．如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵
如：Al、F、Cl的電負性分別為1.5、4.0、3.0，F的電負性與Al的電負性之差為4.0－1.5＝2.5>1.7，故AlF3中化學鍵是離子鍵，AlF3是離子化合物，Cl的電負性與Al的電負性之差為3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3中的化學鍵是共價鍵，AlCl3是共價化合物
【微點撥】電負性之差大于1.7的元素不一定都形成離子化合物，如F的電負性與H的電負性之差為1.9，但HF為共價化合物
④判斷化學鍵的極性強弱：若兩種不同的非金屬元素的原子間形成共價鍵，則必為極性鍵，且成鍵原子的電負性之差越大，鍵的極性越強，如極性：H－F＞H－Cl＞H－Br＞H－I
⑤解釋對角線規則：在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的，被稱為“對角線規則”。處于“對角線”位置的元素，它們的性質具有相似性的根本原因是它們的電負性接近，說明它們對鍵合電子的吸引力相當，因而表現出相似的性質
8．元素周期表、元素周期律的應用
(1)根據元素周期表中的位置尋找未知元素
(2)預測元素的性質(由遞變規律推測)
①比較不同周期、不同主族元素的性質
如：比較Ca(OH)2和Al(OH)3的堿性強弱的方法。金屬性：Mg>Al，Ca>Mg，則堿性：Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2
②推測未知元素的某些性質
如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2難溶，可推知Be(OH)2難溶
(3)啟發人們在一定區域內尋找新物質
化學鍵與電子式
【知識網絡】
【核心知識梳理】
1．化學鍵
(1)概念：相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用叫化學鍵 (使離子相結合或使原子相結合的作用力)
(2)分類
①離子鍵：存在于離子化合物中
②共價鍵：除稀有氣體外的非金屬單質、部分離子化合物、共價化合物中
③金屬鍵：金屬單質中
2．離子鍵和共價鍵的比較
離子鍵 共價鍵
概念 陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵 原子間通過共用電子對所形成的化學鍵
成鍵粒子 陰、陽離子 原子
成鍵實質 陰、陽離子的靜電作用 原子之間形成共用電子對(電子云的重疊)
成鍵條件 活潑金屬元素與活潑非金屬元素經電子得失，形成離子鍵 非金屬元素的原子最外層未達到飽和狀態(即8電子穩定結構)，相互間通過共用電子對形成共價鍵
成鍵元素 一般是活潑的金屬和活潑的非金屬元素 一般是非金屬元素之間
存在范圍 只存在離子化合物中①大多數鹽類，如：NaCl、Na2SO4②強堿，如：NaOH③金屬氧化物，如：Na2O、Na2O2 ①非金屬單質分子(稀有氣體除外)如：H2 ②非金屬形成的化合物中，如：CO2、H2O ③部分離子化合物中，如：NaOH、Na2SO4 ④某些金屬和非金屬形成的化合物中，如：AlCl3、BeCl2
鍵的特征 無飽和性和方向性 具有飽和性和方向性
鍵的強度判斷方法 離子鍵的強弱決定于相互作用的陰、陽離子所帶的電荷數的多少和其離子核間的距離大小。陰、陽離子電荷數越多，半徑越小，形成的離子鍵就越強，形成的化合物的熔沸點就越高，晶體的硬度則越大 共價鍵的強弱取決于鍵能，鍵能看鍵長，鍵長看半徑。原子半徑越短，鍵長越短，鍵能也就越大
3．共價鍵的分類及判斷方法
分類依據 類型
形成共價鍵的原子軌道重疊方式 σ鍵 電子云“頭碰頭”重疊
π鍵 電子云“肩并肩”重疊
形成共價鍵的電子對是否偏移 極性鍵 共用電子對發生偏移
非極性鍵 共用電子對不發生偏移
原子間共用電子對的數目 單鍵 原子間有一對共用電子對
(1)σ鍵與π鍵的判斷
①由軌道重疊方式判斷
a．“頭碰頭”重疊為σ鍵，σ鍵的特征：電子云為軸對稱，即是以形成化學鍵的兩個原子核的連線為軸作旋轉
操作，σ鍵電子云的圖形不變。利用電子云描述σ鍵的形成過程：
s s σ鍵：兩個成鍵原子均提供s軌道形成的共價鍵
s p σ鍵：兩個成鍵原子分別提供s軌道和p軌道形成的共價鍵
p p σ鍵：兩個成鍵原子均提供p軌道形成的共價鍵
b．“肩并肩”重疊為π鍵，π鍵的特征：π鍵電子云為鏡像對稱，即每個π鍵的電子云由兩塊組成，分別位于由
兩個原子核構成的平面的兩側；π鍵重疊程度較小，不穩定，容易斷裂；若原子半徑大，原子間形成的σ
鍵較長，p－p軌道肩并肩重疊程度很小或幾乎不能重疊，難以形成π鍵。p軌道和p軌道形成π鍵的過程如
圖所示：
②由物質的結構式判斷：共價單鍵都是σ鍵，共價雙鍵中含有一個σ鍵、一個π鍵，共價三鍵中含有一個σ鍵、兩個π鍵
③由成鍵軌道類型判斷：s軌道形成的共價鍵全部是σ鍵；雜化軌道形成的共價鍵全部為σ鍵。
④依據強度判斷：σ鍵的強度較大，較穩定；π鍵活潑，比較容易斷裂
(2)極性鍵與非極性鍵的判斷:不同種元素的原子之間形成的是極性共價鍵，同種元素的原子之間形成的是非極性共價鍵
4．共價鍵的鍵參數——表現化學鍵性質的物理量
(1)鍵能：氣態分子中1_mol化學鍵解離成氣態原子所吸收的能量。鍵能通常是298.15 K、100 kPa條件下的標準值，單位是kJ·mol－1，共價鍵的鍵能越大，共價鍵就越不容易斷裂，成鍵原子間的結合就越牢固。結構相似的分子，鍵能越大，分子越穩定
(2)鍵長：構成化學鍵的兩個原子的核間距，因此原子半徑決定共價鍵的鍵長，原子半徑越小，共價鍵的鍵長就
越短；共價鍵的鍵長越短，往往鍵能越大，表明共價鍵越穩定，分子越穩定
【微點撥】鍵能比較方法：鍵能看鍵長，鍵長看半徑。原子半徑越短，鍵長越短，鍵能也就越大
(3)鍵角：在多原子分子中，兩個相鄰共價鍵之間的夾角。鍵角可以確定分子內的原子在空間的相對位置，從而判斷分子的空間構型
(4)鍵參數對分子性質的影響：
(5)常見分子的鍵角與分子空間結構
化學式 結構式 鍵角 空間結構
CO2 O==C==O 180° 直線形
NH3 107° 三角錐形
H2O 105° V形
BF3 120° 平面三角形
CH4 109°28′ 正四面體形
5．離子化合物與共價化合物的比較
離子化合物 共價化合物
概念 由離子鍵構成的化合物 只含有共價鍵的化合物
構成微粒 陰、陽離子 原子
化學鍵類型 一定含有離子鍵，可能含有共價鍵 只含有共價鍵
構成元素 一般為活潑金屬元素與活潑非金屬元素 一般為不同種非金屬元素
達到穩定結構的途徑 通過電子得失達到穩定結構 通過形成共用電子對達到穩定結構
特點 較高的熔沸點，硬度，通常呈固態，熔融狀態或水溶液中可導電 一般熔點、沸點較低，常溫下為氣體或液體，易揮發
物質類別 ①大多數鹽類，如：NaCl、Na2SO4②強堿，如：NaOH③金屬氧化物，如：Na2O、Na2O2 ①非金屬氫化物，如：NH3、H2S ②非金屬氧化物，如：CO、CO2③酸，如：H2SO4、HNO3 ④大多數有機化合物，如：CH4⑤極少數鹽，如：AlCl3、BeCl2
【微點撥】
①離子化合物中一定含有離子鍵；含有離子鍵的物質一定是離子化合物
②離子化合物中一定含有陰離子和陽離子，但不一定含有金屬元素，如：NH4Cl、NH4NO3等
③含有金屬元素的化合物不一定是離子化合物，如：AlCl3
④離子化合物的化學式，不表示分子式，只表示陰、陽離子的最簡單整數比
⑤含有共價鍵的分子不一定是共價化合物，如：H2、O2等單質
⑥含有共價鍵的化合物不一定是共價化合物，如：NaOH、Na2O2
⑦離子化合物中可能含有共價鍵，共價化合物中一定不含離子鍵，只有共價鍵
6．化學鍵與物質類型的關系
(1)除稀有氣體內部無化學鍵外，其他物質內部都存在化學鍵
(2)只含有極性共價鍵的物質一般是不同種非金屬元素形成的共價化合物，如SiO2、HCl、CH4等
(3)只含有非極性共價鍵的物質是同種非金屬元素形成的單質，如Cl2、P4、金剛石等
(4)既有極性鍵又有非極性鍵的共價化合物一般由多個原子組成，如H2O2、C2H4等
(5)只含離子鍵的物質主要是由活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物，如Na2S、CaCl2、NaCl等
(6)既有離子鍵又有極性共價鍵的物質，如NaOH、K2SO4等；既有離子鍵又有非極性共價鍵的物質，如Na2O2等
(7)僅由非金屬元素形成的離子化合物，如NH4Cl、NH4NO3等
(8)金屬元素和非金屬元素間可能存在共價鍵，如AlCl3等
(9)化學反應的實質：一個化學反應的過程，是原子重新組合的過程；而原子的重新組合，就要克服原來的相互作用，即斷裂原來的化學鍵，在重新組合時又要形成新的化學鍵，才能構成新的物質。因此，化學反應的本質是舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成過程
二、電子式的書寫方法
1．電子式的概念：在元素符號周圍用“·”或“×”來表示原子的最外層電子(價電子)的式子
【微點撥】元素符號周圍標明元素原子的最外層電子，每個方向不能超過2個電子。當最外層電子數小于或等于4時以單電子分布，多于4時多出部分以電子對分布
2．電子式的書寫
(1)原子的電子式：書寫主族元素原子的電子式，直接用“·”或“×”把最外層電子一一表示出來即可
氫原子 氯原子 氮原子 鈉原子 氧原子 鈣原子
(2)簡單陽離子(單核)的電子式：簡單陽離子的電子式就是離子符號本身，不需標示最外層電子
鈉離子 鋰離子 鎂離子 鋁離子
Na＋ Li＋ Mg2＋ Al3＋
(3)簡單陰離子(單核)的電子式：在書寫電子式時，不但要表達出最外層所有電子數(包括得到的電子)，而且還應用“[　]”括起來，并在“[　]”右上角標出“n－”以表示其所帶的電荷
Cl－ O2－ S2－ N3－
(4)原子團的電子式：作為離子的原子團，無論是陰離子，還是陽離子，不僅要畫出各原子最外層的電子，而且都應用“[　]”括起來，并在“[　]”右上角標明電性和電量
NH4+ H3O+ OH－ O22－ S22－ C22－
(5)離子化合物的電子式：離子化合物的電子式由陽離子的電子式和陰離子的電子式組成的，對于化合物是由多種離子組成的物質，相同離子間要隔開排列，注意相同的離子不能合并
CaO K2O CaF2 NaOH NaH
CaC2 Na2O2 FeS2 NH4Cl NH5
Mg3N2 Na3N Al2S3
(6)離子鍵的形成(離子化合物的形成過程)：離子鍵的形成用電子式表示式時，前面寫出成鍵原子的電子式，后面寫出離子化合物的電子式，中間用一箭頭“→”連起來即可，如：
(7)共價化合物的電子式(共價分子)：共價化合物分子是由原子通過共用電子對結合而形成的，書寫電子式時，應把共用電子對寫在兩成鍵原子之間，然后不要忘記寫上未成鍵電子
結構式：用一根短線表示一對共用電子對的式子叫做結構式。(未成鍵的電子不用標明)
分子 Cl2 O2 N2 H2O
電子式
結構式
分子 CH4 CO2 H2O2 HClO
電子式
結構式
分子 CCl4 BF3 PCl3 PCl5
電子式
結構式
(8)共價鍵的形成 (共價分子的形成過程)：共價鍵的形成用電子式表示時，同樣是前面寫出成鍵原子的電子式，后面寫出共價分子的電子式，中間用一箭頭“→”連起來即可，如：
3．等電子原理
性質分子 原子數 價電子數 立體構型 沸點/℃ 熔點/℃ 液體密度/g·cm－3
N2 2 10 直線形 －195.81 －210.00 0.796
CO 2 10 直線形 －191.49 －205.05 0.793
結論 CO分子和N2分子具有相同的原子總數、相同的價電子數，其性質相近
(1)等電子體的概念：原子總數相同，價電子總數也相同的微粒。 如：CO和N2，CH4和NH4+
(2)等電子原理：等電子體具有相似的化學鍵特征，它們結構相似，物理性質相近，但化學性質不相同，此原理稱為等電子原理
(3)等電子體的尋找方法：原子總數相同、價電子總數相同的粒子互為等電子體，根據等電子體定義，尋找等電子體的常用方法就是換原子
①技巧一(豎換——同族替換) 換同族原子(同族原子價電子數相同)
以尋找NH3的等電子體為例 NH3PH3、AsH3
②方法二(橫換——左右移位) 換相鄰族的原子，這時價電子發生變化，再通過得失電子使價電子總數相等
以尋找CO的等電子體為例 COCN—，CN—C22—CON2
分子的空間結構與分子的性質
【知識網絡】
【核心知識梳理】
一、價層電子對互斥理論(VSEPR)
1．價層電子對互斥模型(VSEPR模型)理論要點
分子的空間結構是中心原子周圍的“價層電子對”相互排斥的結果。對ABn型的分子或離子，中心原子A的價層電子對(包括成鍵的σ鍵電子對和未成鍵的孤電子對)之間由于存在排斥力，將使分子的空間結構總是采取電子對相互排斥最弱的那種結構，以使彼此之間斥力最小，分子或離子的體系能量最低，最穩定
(1)中心原子：分子或離子中原子數目最少的原子 (或與之成鍵的原子)
(2)分子中的價層電子對由于斥力作用，而趨向盡可能彼此遠離以減小排斥力，分子盡可能采取對稱的空間構型
(3)價層電子對在空間上彼此相距最遠時，電子對之間的夾角越大，相互之間的斥力越小，體系的能量最低
(4)中心原子價層電子對數＝σ鍵電子對數＋孤電子對數
2．價層電子對互斥理論判斷分子或離子的空間構型的具體步驟
(1)第一步，確定中心原子價層電子對數
方法1：
①配位原子是指中心原子以外的其它原子，即：與中心原子結合的原子
②若是離子，則應加上或減去與離子所帶的電荷數，即：陰加陽減
③氧、硫原子若為配位原子，則其化合價規定為"零”，若為中心原子，則價電子數為6
分子或離子 中心原子 價層電子對數 σ鍵電子對 中心原子上的孤電子對數
CO2 C 2 0
BF3 B 3 0
NH4+ N 4 0
CO C 3 0
SF6 S 6 0
方法2：
其中：a是中心原子的價電子數(陽離子要減去電荷數、陰離子要加上電荷數)，b是與中心原子結合的原子最多能接受的電子數，x是與中心原子結合的原子數
(2)第二步，確定中心原子的σ鍵數目：由分子式確定，即中心原子形成幾個σ鍵，就有幾對σ鍵電子對，如：H2O分子中，O有2對σ鍵電子對，NH3分子中，N有3對σ鍵電子對，即：ABn型的分子或離子就有n個σ鍵
(3)第三步，確定中心原子上的孤電子對數
中心原子上的孤電子對數＝中心原子價層電子對數—σ鍵電子對數 (見上表)
3．價層電子對互斥理論判斷分子或離子的空間構型的具體思路
由電子的排列方式VSEPR模型分子或離子的空間結構
價層電子對數 電子對的排列方式 VSEPR模型及名稱 孤電子對數 略去孤電子對的空間結構 分子(或離子)的空間結構名稱
2 直線形 0 直線形
1 直線形
3 平面三角形 0 平面三角形
1 V形
2 直線形
4 四面體形 0 正四面體形
1 三角錐形
2 V形
3 直線形
4．孤電子對對鍵角影響的理論解釋
(1)價層電子對之間相互排斥作用大小的一般規律
孤電子對－孤電子對＞孤電子對－成鍵電子對＞成鍵電子對－成鍵電子對。隨著孤電子對數目的增多，成鍵電子對與成鍵電子對之間的斥力減小，鍵角也減小，如：CH4、NH3和H2O分子中的鍵角依次減小
(2)中心原子上有孤電子對(價電子中未參加形成共價鍵的電子對)，會占據中心原子周圍空間，與成鍵電子互相排斥，使分子的空間結構發生變化，鍵角也相應變化。如：H2O和H2S的VSEPR構型為四面體形，有兩個成鍵電子對和孤電子對。氧的半徑比硫要小，氧的孤電子對對成鍵電子排斥力力度更大，所以H2O的鍵角會比H2S要大
二、雜化軌道理論
1．雜化軌道理論要點：中心原子上若干不同類型(主要是s、p軌道)、能量相近的原子軌道混合起來，重新組合成同等數目、能量完全相同的新軌道
2．雜化軌道的類型
(1)sp3雜化：sp3雜化軌道是由1個ns軌道和3個np軌道雜化而成，每個sp3雜化軌道都含有s和p的成分，sp3雜化軌道間的夾角為109°28′，空間結構為正四面體形。如，CH4、CF4、CCl4
(2)sp2雜化：sp2雜化軌道是由1個ns軌道和2個np軌道雜化而成的，每個sp2雜化軌道含有s和p成分，sp2雜化軌道間的夾角都是120°，呈平面三角形。如，BF3
(3)sp雜化：sp雜化軌道是由1個ns軌道和1個np軌道雜化而成的，每個sp雜化軌道含有s和p的成分，sp雜化軌道間的夾角為180°，呈直線形。如，BeCl2
【微點撥】
①sp2雜化后，未參與雜化的一個np軌道可以用于形成π鍵，如：乙烯分子中的C==C鍵的形成
②sp雜化后，未參與雜化的兩個np軌道可以用于形成π鍵，如：乙炔分子中的C≡C鍵的形成
3．判斷中心原子雜化軌道類型的方法
雜化軌道只能用于形成σ鍵或者用來容納未參與成鍵的孤電子對，而兩個原子之間只能形成一個σ鍵，故有下列關系：雜化軌道數目＝價層電子對數目＝σ鍵電子對數目＋中心原子的孤電子對數目，再由雜化軌道數目確定雜化類型
(1)根據中心原子價層電子對數(雜化軌道數目)判斷：雜化軌道數==價層電子對數==σ鍵電子對數＋孤電子對數
價層電子對數 雜化類型 雜化軌道數目 雜化軌道間夾角 空間結構 實例
4 sp3雜化 4 109°28′ 正四面體形 CH4
3 sp2雜化 3 120° 平面三角形 BF3
2 sp雜化 2 180° 直線形 BeCl2
(2)有多個中心原子時，則根據：“雜化軌道數==價層電子對數==σ鍵電子對數＋孤電子對數”來判斷
如：三聚氰胺分子的結構簡式如圖所示，分析氮原子、碳原子的雜化類型
雜化類型 價層電子對數 σ鍵電子對數 孤電子對數 孤電子對數確定方法
①號氮原子 sp3 4 3 1 氮原子最外層有5個電子，形成了3對共用電子對，則有一對孤對電子
②號氮原子 sp2 3 2 1
③號碳原子 sp2 3 3 0 碳原子最外層4個電子，形成了4對共用電子對，所以碳上無孤對電子
(3)有機物分子中碳原子雜化類型的判斷方法
飽和碳原子均采取sp3雜化；連接雙鍵的碳原子均采取sp2雜化；連接三鍵的碳原子均采取sp雜化
常見的分子或離子的空間構型的判斷方法
分子或離子 中心原子 價層電子對數 σ鍵電子對數 孤電子對數 電子對構型 分子或離子的空間構型 中心原子雜化方式
CO2
CS2
BeCl2
BF3
BCl3
SO3
SO2
CH4
CCl4
NH3
NF3
PCl3
H2O
H2S
NO3－
SO32－
SO42－
NH4+
PO43－
H3O+
CO32－
ClO3－
PCl5
SF6
XeF4
IF5
三、分子的性質
1．分子間作用力
(1)概念：物質分子之間普遍存在的相互作用力，稱為分子間作用力
(2)分類：分子間作用力最常見的是范德華力和氫鍵
(3)強弱：范德華力＜氫鍵＜化學鍵
(4)范德華力
①含義：物質分子間普遍存在的一種相互作用力稱為范德華力。范德華力約比化學鍵的鍵能小1～2個數量級
②特征
a．范德華力廣泛存在于分子之間，由分子構成的液態和固態物質，范德華力存在于相鄰的分子之間；由分子構成的氣態物質，只有分子相互接近時才存在范德華力
b．范德華力無方向性和飽和性，只要分子周圍空間允許，分子總是盡可能多地吸引其他分子
③范德華力對物質性質的影響
a．一般來說，組成和性質相似的物質，相對分子質量越大，范德華力越大，物質的熔沸點也就越高
如沸點：F2＜Cl2＜Br2＜I2
b．相對分子質量相同或相近時，分子的極性越大，范德華力也越大，物質的熔沸點也就越高
如沸點：N2＜CO
c．分子組成相同但結構不同的物質，分子的對稱性越強，范德華力越小，物質的熔沸點也就越低
如沸點：對二甲苯＜間二甲苯＜鄰二甲苯
(5)氫鍵
①形成：已經與電負性很強的原子形成共價鍵的氫原子(該氫原子幾乎為裸露的質子)與另一個分子中電負性很強的原子之間的作用力，稱為氫鍵。氫鍵不屬于化學鍵，仍屬于分子間作用力的范疇，氫鍵的作用力要大于范德華力
②氫鍵的表示方法：X—H…Y—表示，式中X和Y表示F、O、N，“—”表示共價鍵，“…”表示氫鍵
③氫鍵的特征：具有一定的飽和性和方向性
④氫鍵的類型——可分為分子間氫鍵和分子內氫鍵
鄰羥基苯甲醛存在分子內氫鍵 HF分子間存在分子間氫鍵
F—H…F—H
微點撥 分子間氫鍵由兩分子形成，而分子內氫鍵是一個分子中就具有形成的氫鍵的原子和原子團
⑤氫鍵對物質性質的影響
a．當形成分子間氫鍵時，物質的熔、沸點將升高：分子間有氫鍵的物質熔化或汽化時，除了要克服純粹的分子間作用力外，還必須提高溫度、額外地提供一份能量來破壞分子間的氫鍵，所以這些物質的熔、沸點比同系列氫化物的熔、沸點高，如：HF、H2O、NH3沸點反常
b．當形成分子內氫鍵時，往往會降低分子間作用力，從而使使物質的熔、沸點降低，如：鄰羥基苯甲醛(熔點：2℃，沸點：196.5℃)和對羥基苯甲醛(熔點：115℃，沸點：250℃)
c．氫鍵也影響物質的溶解：在極性溶劑中，如果溶質分子和溶劑分子之間可以形成氫鍵，則物質的溶解度增大，如：NH3極易溶于水，因NH3與H2O之間能形成氫鍵()，且都是極性分子
d．對物質密度的影響：氫鍵可使固體或液體的密度減小；使氣體物質的密度增大
e．氫鍵的存在使分子間因氫鍵而發生“締合”，形成“締合分子”：相當多的H2O分子、HF分子“締合”而形成(H2O)n分子、(HF)n分子(“締合分子”)
2．分子的極性
(1)基本概念
類型 非極性分子 極性分子
形成原因 正電幾何中心和負電幾何中心重合的分子 正電幾何中心和負電幾何中心不重合的分子
存在的共價鍵 非極性鍵或極性鍵 非極性鍵或極性鍵
分子內原子排列 對稱 不對稱
(2)分子極性的判斷方法：分子的極性是由分子中所含共價鍵的極性與分子的立體構型兩方面共同決定的。判斷分子極性時，可根據以下原則進行
①只含有非極性鍵的雙原子分子或多原子分子大多是非極性分子，如：O2、H2、P4、C60
②以極性鍵結合而成的雙原子分子，都是極性分子，如：HCl、HF、HBr
③以極性鍵結合而成的多原子分子
a．空間結構對稱的分子(直線型、平面正三角型、正四面體型、三角雙錐型、正八面體型)，是非極性分子，如：CO2、BF3、CH4、PCl5、SF6
b．空間結構不對稱的分子(V形、三角錐形)，是極性分子，如：H2O、NH3、CHCl3
(3)判斷ABn型分子極性的經驗規律：若中心原子有孤電子對，則為極性分子；若無孤電子對，則為非極性分子，如：CS2、BF3、SO3、CH4為非極性分子；H2S、SO2、NH3、PCl3為極性分子
分子式 中心原子 分子的極性 具體方法
元素符號 有無孤電子對
CS2 ①An型(單質)：非極性分子(O3除外)②AB型：極性分子③ABn型：A上無孤對電子：非極性分子A上有孤對電子：極性分子
SO2
H2S
CH4
NH3
H2O
PCl3
(4)鍵的極性對化學性質的影響
酸性強弱 理論解釋
三氟乙酸＞三氯乙酸 氟的電負性大于氯的電負性，F—C的極性大于Cl—C的極性，使F3C—的極性大于Cl3C—的極性，導致三氟乙酸的羧基中的羥基的極性更大，更易電離出氫離子
三氯乙酸＞二氯乙酸＞氯乙酸 Cl3C—的極性>Cl2HC—的極性>ClH2C—的極性，極性越強，羧基中的羥基的極性就越大，就越易電離出氫離子
甲酸＞乙酸＞丙酸 烴基是推電子基團，烴基越長推電子效應越大，使羧基中的羥基的極性越小，羧酸的酸性越弱
3．分子的溶解性
(1)“相似相溶”的規律：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：NH3是極性分子，易溶于極性溶劑H2O中，難溶于非極性溶劑CCl4中；I2為非極性分子，易溶于非極性溶劑四氯化碳中，而難溶于極性溶劑H2O中
(2)氫鍵對溶解性的影響：如果溶質與溶劑之間能形成氫鍵，則溶解度增大，且氫鍵作用力越大，溶解性越好
(3)分子結構的相似性：溶質和溶劑的分子結構相似程度越大，其溶解性越大
如：乙醇與水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小，隨著溶質分子中憎水基個數的增大，溶質在水中的溶解度減小，因此乙醇和水能以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度則會明顯減小
(4)溶質是否與水反應：溶質與水發生反應，溶質的溶解度會增大
如：SO2與水反應生成的H2SO3可溶于水，故SO2的溶解度增大
4．分子的手性
(1)手性異構體：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能疊合，互稱手性異構體(或對映異構體)
(2)手性分子：有手性異構體的分子叫做手性分子
(3)手性分子的判斷：判斷一種有機物是否具有手性異構體，關鍵是看其含有的碳原子是否連有4個不同的原子或原子團，即有機物分子中是否存在手性碳原子，如：，R1、R2、R3、R4互不相同，含有手性碳原子，該有機物分子具有手性
如：乳酸()分子的手型異構體：
5．無機含氧酸分子的酸性
(1)無機含氧酸的結構：無機含氧酸分子之所以顯示酸性，是因為其分子中含有—OH，而—OH上的O—H鍵在水分子的作用下發生斷裂而能夠解離出H+而顯示一定的酸性。在含氧酸中，氫離子是和酸根上的一個氧相連接的
(2)無機含氧酸的酸性強弱的規律
①對于同一種元素的含氧酸來說，該元素的化合價越高，其含氧酸的酸性越強
如：HClO解釋：無機含氧酸的通式可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，導致R—O—H中O的電子向R偏移，在水分子的作用下也就越容易電離出H＋，即酸性越強
②含氧酸的強度隨著分子中連接在中心原子上的非羥基氧的個數增大而增大，即：(HO)mROn中，n值越大，酸性越強
含氧酸酸性強弱與非羥基氧原子數的關系
含氧酸 次氯酸 磷酸 硫酸 高氯酸
結構簡式 Cl—OH
非羥基氧原子數 0 1 2 3
酸性 弱酸 中強酸 強酸 最強酸
①酸性強弱與—OH數目，即m數值大小無關
②酸的元數＝酸中羥基上的氫原子個數，不一定等于酸中的氫原子數，因為有的酸中有些氫原子不是連接在氧原子上
(3)根據元素周期律比較含氧酸的酸性強弱
①同一主族，自上而下，非金屬元素最高價含氧酸酸性逐漸減弱
②同一周期，從左到右，非金屬元素最高價含氧酸酸性逐漸增強
鍵角大小的判斷方法
1．常見的分子(離子)空間構型和鍵角
分子(離子)空間構型 鍵角 實例 空間構型
正四面體形 109°28′ CH4、CCl4、NH4+
60° 白磷：P4
平面三角形 120° BF3、SO3、苯、乙烯
三角錐形 107°18′ NH3
V形 104.5° H2O
直線形 180° CO2、CS2、CH≡CH
【規律】 鍵角大小：直線形＞平面三角形＞正四面體形＞三角錐形＞V形
2．排斥力大小對鍵角的影響
(1)排斥力大小順序：LP—LP>LP—BP>BP—BP (LP代表孤電子對，BP代表成鍵電子對)
(2)三鍵、雙鍵、單鍵之間的排斥力大小順序：三鍵—三鍵>三鍵—雙鍵>雙鍵—雙鍵>雙鍵—單鍵>單鍵—單鍵
3．鍵角大小的判斷方法
(1)中心原子的雜化方式不同且中心原子無孤對電子——看中心原子雜化方式：sp(1800)＞sp2(1200)＞sp3(109028＇)
分子 CO2、CS2 BF3、SO3 CH4、NH4+
雜化方式 sp sp2 sp3
分子構型 直線型 平面三角形 正四面體
鍵角 1800 1200 109028＇
(2)中心原子雜化方式相同且中心原子有孤對電子——看中心原子的孤電子對數
排斥力大小順序：孤電子對—孤電子對＞孤電子對—成鍵電子對＞成鍵電子對—成鍵電子對，中心原子孤電子對數越多，對成鍵電子對的排斥力越大，鍵角越小
分子 CH4 NH3 H2O
雜化方式 sp3 sp3 sp3
孤電子對數 0 1 2
鍵角 109028＇ 107018＇ 104030＇
分子構型 正四面體 三角錐形 V形
(3)中心原子不同，配位原子及中心原子孤電子對數相同且結構相似——看中心原子的電負性：中心原子的電負性越大，成鍵電子對越靠近中心原子，成鍵電子對排斥力增大，鍵角增大
鍵角：NH3＞PH3＞AsH3；H2O＞H2S＞H2Se
(4)中心原子及孤電子對數相同，配位原子不同且結構相似——看配位原子的電負性：配位原子電負性越大，成鍵電子對越偏離中心原子，成鍵電子對排斥力減小，鍵角越小
鍵角：NF3＜NCl3＜NBr3；NF3＜NH3；OF2＜H2O
(5)單鍵、雙鍵、三鍵的影響
三鍵、雙鍵、單鍵之間的排斥力大小順序：三鍵—三鍵＞三鍵—雙鍵＞雙鍵—雙鍵＞雙鍵—單鍵＞單鍵—單鍵
乙烯分子中鍵角①(121.3°)＞鍵角②(117.4°)原因是斥力大小：雙鍵—單鍵＞單鍵—單鍵
(6)配體體積對鍵角的影響：配體體積越大，電子云占據空間增大，對成鍵電子斥力增強，導致鍵角減小
鍵角：NH3＞NH2OH＞NH2(CH3)
【實例分析】
1．Si與C元素位于同一主族，SiO2鍵角小于CO2的原因是：SiO2中心Si原子采用SP3雜化，鍵角109°28'；CO2中心C原子采用sp雜化，鍵角為180°
2．SeO中Se－O的鍵角比SeO3的鍵角小，原因是：空間構型為正四面體，鍵角為109°28′，空間構型為平面正三角形，鍵角為120°
3．H3BO3 分子中的 O－B－O 的鍵角大于BH4－中的 H－B－H 的鍵角，判斷依據是：H3BO3分子中的B采取sp2雜化，而BH4－中的B采取sp3雜化，sp2雜化形成的鍵角大于sp3雜化
4．已知H2O、NH3、CH4三種分子中，鍵角由大到小的順序是CH4＞NH3＞H2O，原因為：孤電子對與成鍵電子對間的斥力大于成鍵電子對與成鍵電子對間的斥力，CH4分子中無孤對電子，NH3分子中含有1對孤對電子，H2O分子中含有2對孤對電子，對成鍵電子對的排斥作用依次增大，故鍵角逐漸減小
5．高溫陶瓷材料Si3N4晶體中鍵角N－Si－N大于Si－N－Si，原因是：N原子上有孤電子對，由于孤電子對與成鍵電子對的排斥力更大，使得Si—N—Si鍵角較小
6．NH3分子在獨立存在時H－N－H鍵角為107°。如圖是[Zn(NH3)6]2＋離子的部分結構以及H－N－H鍵角的測量值。解釋NH3形成如圖配合物后H－N－H鍵角變大的原因：NH3分子中N原子的孤電子對進入Zn2＋的空軌道形成配位鍵后，原孤電子對與成鍵電子對間的排斥作用變為成鍵電子對間的排斥，排斥作用減弱
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7．鍵角NH3大于PH3，原因是：中心原子的電負性N強于P，中心原子的電負性越大，成鍵電子對離中心原子越近，成鍵電子對之間的距離越小，成鍵電子對之間的斥力增大，鍵角變大
8．NF3的鍵角小于NH3的鍵角，理由是：F的電負性比H大，NF3中成鍵電子對離中心原子較遠，成鍵電子對之間的排斥力較小，因而鍵角較小
大π鍵的分析方法
1． 大π鍵的定義
在多原子分子中，如有相互平行的p軌道， 它們連貫地“肩并肩”地重疊在一起構成一個整體，p電子在多個原子間運動形成π型化學鍵，這種不局限在兩個原子之間的π鍵稱為離域π鍵或共軛大π鍵
2．大π鍵的 形成條件
(1)所有參與形成離域π鍵的原子在同一平面上，因此中心原子采取sp2雜化或sp雜化
(2)參與形成離域π鍵的原子都必須提供一個或兩個相互平行的p軌道
(3)形成離域π鍵的p軌道上的電子總數小于p軌道數的2倍
3．大π鍵表示方法：，m為原子個數，n為共用電子個數，m≤2n
如：指平行于p軌道的數目有3個(一般粒子有幾個原子，就是幾個p軌道)，平行p軌道里的電子數為4
4．m和n的計算方法
(1)ABn型的分子或離子
【方法一】
①m為原子個數：一般粒子有幾個原子，就是幾個p軌道，如：SO2有3個原子形成π鍵，則m=3
②n值的計算
a．分析出參與形成離域π鍵的每個原子形成幾個σ鍵
b．形成σ鍵后，若只有一個成單電子，則該電子參與形成大π鍵，若沒有成單電子，則最多有一對孤對電子參與形成大π鍵
物質 分析方法 大π鍵
SO2 S、O原子的電子式分別為：、，中心原子S采取sp2雜化，形成2個σ鍵，還有4個電子即2對孤對電子，S原子最多提供1對孤對電子形成大π鍵，O原子形成1個σ鍵后，還有5個電子，有1個單電子，則兩個O原子的單電子參與形成大π鍵，故n=2+2×1=4，因此SO2大π鍵為
O3 O原子的電子式分別為：，中心原子O采取sp2雜化，形成2個σ鍵，還有4個電子即2對孤對電子，中心O原子最多提供1對孤對電子形成大π鍵，配位O原子形成1個σ鍵后，還有5個電子，有1個單電子，則兩個O原子的單電子參與形成大π鍵，故n=2+2×1=4，因此O3大π鍵為
NO N、O原子的電子式分別為：、，中心原子N采取sp2雜化，形成2個σ鍵，還有3個電子則有1個單電子，中心N原子最多提供1個單電子形成大π鍵，配位O原子形成1個σ鍵后，還有5個電子，有1個單電子，則兩個O原子的單電子參與形成大π鍵，由于帶一個單位的負電荷，也要參與形成大π鍵，故n=1+1+2×1=4，因此NO大π鍵為
規律 ①若微粒互為等電子體，則大π鍵是相同的；②若為離子，n的數值遵循“陰加陽減”
CO2 C、O原子的電子式分別為：、，中心原子C采取sp雜化，形成2個σ鍵，還有2個電子即1對孤對電子，中心C原子最多提供1對孤對電子形成大π鍵，O原子形成1個σ鍵后，還有5個電子，有1個單電子，則兩個O原子的單電子參與形成大π鍵，由于帶一個單位的負電荷，也要參與形成大π鍵，故n=2+2×1=4，因此CO2大π鍵為
同理 SCN—、NO2+、N3－互為等電子體，則大π鍵是相同的，大π鍵為
物質 分析方法 大π鍵
CO C、O原子的電子式分別為：、，中心原子C采取sp2雜化，形成3個σ鍵，還有1個單電子，中心C原子最多提供1個單電子形成大π鍵，O原子形成1個σ鍵后，還有5個電子，有1個單電子，則3個O原子的單電子參與形成大π鍵，由于帶2個單位的負電荷，也要參與形成大π鍵，故n=1+2+3×1=6，因此CO大π鍵為
同理 NO3—、SO3互為等電子體，則大π鍵是相同的，大π鍵為
【方法二】
①m為原子個數：一般粒子有幾個原子，就是幾個p軌道，如：SO2有3個原子形成π鍵，則m=3
②n值的計算(3個部位加起來的總和)
a．中心原子=中心原子價電子數－形成σ鍵所提供的電子總數－孤電子數
b．成鍵原子=成單電子數總和
c．外界：陰陽離子，遵循“陰加陽減”
物質 分析方法 大π鍵
SO2 ①S的雜化：sp2②形成大π鍵的p軌道電子總數a．中心S原子=中心原子價電子數－形成σ鍵所提供的電子總數－孤電子數 =6－2×1－2=2b．成鍵原子=2×1=2c．外界：0n=2+2=4，因此SO2大π鍵為
NO2+ ①N的雜化：sp②形成大π鍵的p軌道電子總數a．中心N原子=中心原子價電子數－形成σ鍵所提供的電子總數－孤電子數 =5－2×1－0=3b．成鍵原子=2×1=2c．外界：－1n=3+2－1=4，因此NO2+大π鍵為
SO3 ①S的雜化：sp2②形成大π鍵的p軌道電子總數a．中心S原子=中心原子價電子數－形成σ鍵所提供的電子總數－孤電子數 =6－3×1－0=3b．成鍵原子=3×1=3c．外界：0n=3+3=6，因此SO3大π鍵為
NO ①N的雜化：sp2②形成大π鍵的p軌道電子總數a．中心N原子=中心原子價電子數－形成σ鍵所提供的電子總數－孤電子數=5－3×1－0=2b．成鍵原子=3×1=3c．外界：1n=2+3+1=6，因此NO 大π鍵為
【方法三】
①m為原子個數：一般粒子有幾個原子，就是幾個p軌道，如：SO2有3個原子形成π鍵，則m=3
②n值的計算
a．先計算微粒的總價電子數(a)
b．計算原子之間的σ鍵，一對σ鍵存在2個電子(b)
c．中心原子的孤對電子數(c)
d．外圍原子的價層電子中的孤對電子數，如:O原子為2s、2p中各有1對，共4個電子(d)
③n=a－b－c－d
物質 分析方法 大π鍵
SO2 總價電子數a=6+6×2=18σ鍵電子數b=2×2=4中心原子的孤對電子數c=2外圍原子的價層電子中的孤對電子數d=2×4=8n=a－b－c－d=18－4－2－8=4，因此SO2大π鍵為
NO2+ 總價電子數a=5+6×2－1=16σ鍵電子數b=2×2=4中心原子的孤對電子數c=0外圍原子的價層電子中的孤對電子數d=2×4=8n=a－b－c－d=16－4－0－8=4，因此NO2+大π鍵為
SO3 總價電子數a=6+6×3=24σ鍵電子數b=3×2=6中心原子的孤對電子數c=0外圍原子的價層電子中的孤對電子數d=3×4=12n=a－b－c－d=24－6－0－12=6，因此SO2大π鍵為
NO3— 總價電子數a=5+6×3+1=24σ鍵電子數b=3×2=6中心原子的孤對電子數c=0外圍原子的價層電子中的孤對電子數d=3×4=12n=a－b－c－d=24－6－0－12=6，因此NO3—大π鍵為
(2)多個中心原子(AmBn)型的分子或離子——用方法一
①m為原子個數：一般粒子有幾個原子，就是幾個p軌道，如：SO2有3個原子形成π鍵，則m=3
②n值的計算
a．分析出參與形成離域π鍵的每個原子形成幾個σ鍵
b．形成σ鍵后，若只有一個成單電子，則該電子參與形成大π鍵，若沒有成單電子，則最多有一對孤對電子參與形成大π鍵
物質 分析方法 大π鍵
C原子的電子式為：，每個C原子采取sp2雜化，形成3個σ鍵，每C原子有1個成單電子，該單電子參與形成大π鍵，因此其大π鍵為
C、N原子的電子式為：、，C原子都采取sp2雜化，形成3個σ鍵，每C原子有1個成單電子，該單電子參與形成大π鍵，N原子形成2個σ鍵，還有3個電子，有一個成單電子參與形成大π鍵，所以n=5×1+1=6，因此其大π鍵為
物質 分析方法 大π鍵
C、N原子的電子式為：、，C原子都采取sp2雜化，形成3個σ鍵，每C原子有1個成單電子，該單電子參與形成大π鍵，N原子形成3個σ鍵，還有1對孤對電子，這對孤對電子一定參與形成大π鍵，所以n=4×1+2=6，因此其大π鍵為
C、N原子的電子式為：、，C原子都采取sp2雜化，形成3個σ鍵，每C原子有1個成單電子，該單電子參與形成大π鍵，1號N原子形成3個σ鍵，還有1對孤對電子，這對孤對電子一定參與形成大π鍵，2號N原子形成2個σ鍵，還有3個電子，則有一個成單電子參與形成大π鍵，所以n=3×1+2+1=6，因此其大π鍵為
C、O原子的電子式為：、，C原子都采取sp2雜化，形成3個σ鍵，每C原子有1個成單電子，該單電子參與形成大π鍵，O原子形成2個σ鍵，還有4個電子即2對孤對電子，O原子最多提供1對孤對電子形成大π鍵，所以n=4×1+2=6，因此其大π鍵為
C、S原子的電子式為：、，C原子都采取sp2雜化，形成3個σ鍵，每C原子有1個成單電子，該單電子參與形成大π鍵，S原子形成2個σ鍵，還有4個電子即2對孤對電子，S原子最多提供1對孤對電子形成大π鍵，所以n=4×1+2=6，因此其大π鍵為
C、Se原子的電子式為：、，C原子都采取sp2雜化，形成3個σ鍵，每C原子有1個成單電子，該單電子參與形成大π鍵，Se原子形成2個σ鍵，還有4個電子即2對孤對電子，Se原子最多提供1對孤對電子形成大π鍵，所以n=4×1+2=6，因此其大π鍵為
C原子的電子式為：，C原子都采取sp2雜化，形成3個σ鍵，每C原子有1個成單電子，該單電子參與形成大π鍵，所以n=4×1=4，因此其大π鍵為
晶體結構與性質
【知識網絡】
【核心知識梳理】
一、晶體常識
1．晶體和非晶體
(1)晶體和非晶體的概念
①晶體：內部粒子(原子、離子或分子)在三維空間按一定規律呈周期性重復排列構成的固體物質，絕大多數常見的固體都是晶體。如：高錳酸鉀、金剛石、干冰、金屬銅、石墨等
②非晶體：內部原子或分子的排列呈雜亂無章的分布狀態的固體物質。如：玻璃、松香、硅藻土、橡膠、瀝青等
(2)晶體的特點：自范性、固定的熔點、物理性質的各向異性、外形和內部質點排列的高度有序性
(3)獲得晶體的途徑
①熔融態物質凝固。如：從熔融態結晶出來的硫晶體
②氣態物質冷卻不經過液態直接凝固(凝華)。如：凝華得到的碘晶體
③溶質從溶液中析出。如：從硫酸銅飽和溶液中析出的硫酸銅晶體
(4)晶體與非晶體的區別
晶體 非晶體
結構特征(本質區別) 結構微粒周期性有序排列 結構微粒無序排列
性質特征 自范性 有 無
熔、沸點 固定 不固定
某些物理性質 各向異性 各向同性
二者區別方法 間接方法 看是否有固定的熔、沸點
科學方法 對固體進行X 射線衍射實驗
2．晶胞
(1)晶胞的概念：描述晶體結構的基本單元叫做晶胞。晶胞是晶體中最小的結構重復單元
(2)形狀：一般來說，晶胞都是平行六面體，晶體可以看作是數量巨大的晶胞“無隙并置”而成
①“無隙”：相鄰晶胞之間無任何間隙
②“并置”：所有晶胞都是平行排列的，取向相同
(3)特點：一種晶體所有晶胞形狀及內部的粒子種類、個數及粒子所處的空間位置是完全相同的
3．晶胞中微粒數目的計算方法——均攤法
(1)原則：晶胞中任意位置上的一個原子如果是被n個晶胞所共有，那么，每個晶胞對這個原子分得的份額就是
(2)方法：
①長方體(正方體)晶胞中不同位置的粒子數的計算
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a．處于頂點上的粒子，同時為8個晶胞所共有，每個粒子有屬于該晶胞
b．處于棱邊上的粒子，同時為4個晶胞所共有，每個粒子有屬于該晶胞
c．處于晶面上的粒子，同時為2個晶胞所共有，每個粒子有屬于該晶胞
d．處于晶胞內部的粒子，則完全屬于該晶胞
②非長方體晶胞中粒子視具體情況而定
三棱柱
六棱柱
平面型 石墨晶胞每一層內碳原子排成六邊形，其頂點(1個碳原子)被三個六邊形共有，每個六邊形占
二、常見晶體類型和性質
1．晶體的分類
(1)分類依據：根據晶體的構成粒子和粒子間的相互作用力的不同，將晶體分為如下5種：分子晶體、原子晶體、離子晶體、金屬晶體、混合晶體
(2)常見類別
2．晶體類別的判斷方法
(1)依據物質的分類判斷
①金屬單質、合金是金屬晶體
②離子化合物是離子晶體
③非金屬單質和共價化合物大部分是分子晶體
④部分非金屬單質、所有非金屬氫化物、部分非金屬氧化物、所有的酸、絕大多數有機物的晶體是分子晶體
⑤常見的共價晶體：硼(B)、硅(Si)、金剛石、金剛砂(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)、氮化硅(Si3N4)
(2)依據構成晶體的微粒和微粒間作用力判斷
由陰、陽離子形成的離子鍵構成的晶體為離子晶體；由原子形成的共價鍵構成的晶體為原子晶體；由分子依靠分子間作用力形成的晶體為分子晶體；由金屬陽離子、自由電子以金屬鍵構成的晶體為金屬晶體
(3)依據晶體的熔點判斷
不同類型晶體熔點大小的一般規律

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