同电子层结构
（阳离子的电子层结构与上一周期
0族元素原子具有相同的电子层结
构，阴离子韦同周期次减小V
'>Na+>Mg
>Na+>Mg
（3）元素金属性强弱的判断方法
本质原子越易失电子，金属性越强。
1.在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强
属判2.单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
3
法
5.与同种还原剂反应，先反应的非金属性强6•得到相同数目的电子，放出能量多的非金属性强
三、共价键
1、共价键的成键本质：
成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成
（J键，另两个为~冗键。
：
2）极性键和非极性
非极性键
发生偏移
原子吸引电子能
力
相同
不同
共用电子对位置
不偏向任何一方
偏向吸引电子能力强的原子
方
成键原子的电性
判断依据
不显电性
显电性
举例
单质分子（如H、ci2）和
某些化合物（如NazQ、
气态氢化物，非金属氧化物、
酸根和氢氧根中都含有极性
HQ）中含有非极性键
键
2配位化合物的组成:
3、
概念
对分子的影响
分了中两f成键原了核间距离
键怏越短，化学键越强，形成的分
咪）
子越稳定
对丁气态双原了分了AB,拆开
键能越大，化学键越强，越牢固,
形成的分子越稳定
（1）键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性，键角决定分子空间构型和分子的极性。
（2）键能与反应热：
反应热二生成物键能总和-反应物键能总和
四、分子的空间构型
1.等电子原理
原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，许多性质是相似的，此
原理称为等电子原理。
（1）等电子体的判断方法：
在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同；在微粒的构成
上，微粒所含价电子数目相同；在微粒的结构上，微粒中原子的空间排列方式相同。
（等
电子的推断常用转换法，女口CO2=CO+O=N2+O=叫8N+N
=汕或so2=o+o2=o3=n+o2=no2
（2）等电子原理的应用：
利用
n
2
3
4
iaoi>
—三介审
hjbiwk*ic»h
:
—M—1
■fJ
T
等电子体的性质相似，空间构型相同，可运用来预测分子空间的构型和性质。
2.价电子互斥理论：
（1）价电子互斥理论的基本要
点：
阳型分子（离子）中中心原子
A周围的价电子对的几何构型，主要取决于价电子对数
（n）,价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小。
（2）A&型分子价层电子对的计算方法:
中心原子＞1的价电子数+配位原子E提供的价电子数xn
1对于主族元素，中心原子价电子数二最外层电子数，配位原子按提供的价电子数计算,
如：
pci冲5+1x5r
n==5
2
2QS作为配位原子时按不提供价电子计算，作中心原子时价电子数为6；
3离子的价电子对数计算
如：
NFL：
5+1x4-1SO4
n==4
2
2
3、杂化轨道理论
（1）杂化轨道理论的基本要点：
①能量相近的原子轨道才能参与杂化。
2杂化后的轨道一头大，一头小，电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方
向重叠，形成0键；由于杂化后原子轨道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共
价键稳定。
3杂化轨道能量相同，成分相同，如：
每个sp'杂化轨道占有4个s轨道、3个p轨道。
4杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。
（八an垄砂耕活禾n倍［单令辛n伺
构型的米至
2
3
3
轨道夹角
sp
180°
sp
120。
sp
0928
不等性杂彳
/
—
中心原子位置
na,ub
DaI
Va\
AV
avn
A
中心原子孤对电子000123
数
分子几何构型
直线形
平面三角
正四面
三角锥
V字形
直线
形
体形
形
形
实例
BeCI2sHgBF
ch4
、NH3S
PH3HO、
HCI
Cl2
SiCI4
HS
（3）杂化轨道的应用范围：
杂化轨道只应用于形成
。
键或者用来容纳未参加成键的孤
对电子。
（4）中心原子杂化方式的判断方法：
看中心原子有没有形成双键或巻键，如果有
巻键，则其中有2个兀键，用去了2个p轨道，形成的是sp杂化；如果有1个双键则其中有4个兀键，形成的是SP彳杂化；如果全部是单键，则形成的是SP，杂化。
4、分子空间木
分子（离
目生、屮心丿乐”
中心原子
杂化类型
<7丄T7（I4AAi¥NiJizxixtTj人示
VSEPR模型
分子空间构
键角
分子的极
子）
价电子对
型
性
co2
2
SP
直线
直线形
180°
JLLL
TTV
S02
3
2
sp
平面三角
V字形
极
HQOF2、
3
sp3
平面三角
V字形
极
HCN
2
sp
直线
直线形
O
180
极
nh3
4
3
sp
正四面体
三角锥形~
107
°18"
极
BF3、S03
3
sp-
4面三角耳
［面三角形
120
非
+
4
sp3
正四面体
三角锥形
107
HO
°18
CM、CCh4sp3正四面体正四面体形109
°28'非
°28，非
+4sp3正四面体正四面体形109°28'非
NFL
2
卜
五
CHO、COCE
3sp
平面二角
平面二角形一一用
、分子的性质
1、分子间作用
力（范德华力和氢键）
分子间作用力和化学键的比较
（1）
化学键
分子间作用力
概念
范围
相邻原子间强烈的相互作用
分子内或某些晶体内
分子间微弱的相互作用
分子间
性质影响
主要影响物质的化学性质（稳定
主要影响物质的物理性质（熔沸
性）
点）
（2）范德华力与氢键的比较
范德华力
氢键
概念
物质分子间存在的微弱相
互作用
分子间（内）电负性较大的成键原子
存在范围
分子间
通过H原子而形成的冃爭电作用
分子中含有与H原子相结合的原子半
径小、电负性大、有孤对电子的F、Q
N原子
弓虽度比较
影响因素
比化宁键羽侍多
随分子极性和相对分子质
比化宁键羽侍多,比范德华力梢强
性质影响
量的增大血增大
随范德华力的增大，物质的熔沸点升高、溶解度增
分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增大、水中溶解度增大；分子内氢键使
2、极性分子和非极性分子
（1）极性分子和非极性分子
<1>非极性分子：
从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。
如：
①只由非极性键构
成的同种元素的双原子分子：
也Ch、M等；②只由极性键构成，
子：
C02、CS2、BFs、CM、CCb等；③极性键非极性键都有的：
CH2MH2、CH三CH、o
<2>极性分子：
整个分子电荷分布不对称。
如：
①不同元素的双原子分子如：
HCI,HF
等。
②折线型分子，如也、HS等。
③三角锥形分子如NH,等。
（2）共价键的极性和分子极性的关系：
两者研究对象不同，键的极性研究的是原子，而分子的极性研究的是分子本身；两者研究的方向不同，键的极性研究的是共用电子对的偏离与偏向，而分子的极性研究的是分子中电荷
分布是否均匀。
非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，非金属单质F2、N、R、4等只含有非极性键，QHs
GH、等既含有极性键又含有非极性键；极性分子中，一定含有极性键，可能含有非极性键，如］HCI、HS、hC）2等。
（3）分子极性的判断方法
1单原子分子：
分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如嵌、Ne
等。
2双原子分子：
若含极性键，就是极性分子，如HCI、H引等；若含非极性键，就是非
极性分子，如Q、I2等。
3以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。
若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如bf3xCM等。
若分子中的
电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如NH3、S02等。
4根据A匕的中心原子A的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。
（或A是否达最高价）
（4）相似相溶原理
1相似相溶原理：
极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。
2相似相溶原理的适用范围：
“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。
3如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。
相反，无氢键相
互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。
3、有机物分子的手性和无机含氧酸的酸性
（1）手性分子
1手性分子：
具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜
像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体（又称对映异构体、光学异构体）。
含有手
性异构体的分子叫做手性分子。
2手性分子的判断方法：
判断一种有机物是否具有手性异构体，可以看其含有的碳原子
是否连有四个不同的原子或原子团，符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子。
手性碳原子必须是饱和碳原子，饱和碳原子所连有的原子和原子团必须不同。
（2）无机含氧酸分子的酸性
1酸的元数二酸中轻基上的氢原子数，不一定等于酸中的氢原子数（有的酸中有些氢原
子不是连在氧原子上）
2含氧酸可表示为：
（H0）只0",酸的强度与酸中的非轻基氧原子数n有关，n越大，酸
性越强。
n=0弱酸日中强酸冲2强酸冲3超强酸
六、晶体的结构和性质
类型
比较
离子晶体
原子晶体
分子晶体
金属晶体
构成晶体微粒
阴、阳离子
原子
分子
金属阳离子、自由电
子
形成晶体作用力
离子键
共价键
范德华力
微粒间的静电作用
熔沸点
较高
很高
低
有咼、有低
硬度
硬而脆
大
小
有咼、有低
物
导电性
不良（熔融或水
溶液中导电）
绝缘、半
导体
不良
良导体
理
待如［叶
性
延展性
不良
不良
不良
良
质
溶解性
易溶于极性溶
不溶于任
极性分子易溶
—般不溶于溶剂，钠
剂,难溶于有机
何溶剂
于极性溶剂；非
等可
溶剂
极性分子易溶
与水、醇类、酸类反
于非极性溶剂
应
中
典型实例NaOH、NaCI金刚石叫干冰、硫钠、铝、铁
4、四大晶体的比较
2、典型晶体的结构特征
（1）NaCI
+周围吸引着6个CI",这些C「构成的几何图形是正属于离子晶体。
晶胞中每个Na
八面体，每个CI周围吸引着6个Na+,Na+、Cl个数比为1:
1,每个Na+与12个Na.等距离
+和4个Cl_o
相邻，每个氯化钠晶胞含有4个Na
（2）CsCI
属于离子晶体。
晶胞中每个CI（或CsJ周围与之最接近且距离相等的Cs+（或CI）
+（或CI）在空间构成的几何构型为立方体，在每个Cs+周围距离相等
共有8个，这几个Cs
+共有6个，这几个Cs・在空间构成的几何构型为正八面体，一个氯化链晶胞含有
且最近的Cs
+和4个Clo
1个Cs
（3）金刚石（空间网状结构）
属于原子晶体。
晶体中每个C原子和4个C原子形成4个共价键，成为正四面体结构，C原子与碳碳键个数比为1：
2,最小环由6个C原子组成，每个C原子被伐个最小环所共用；每个最小环含有1/2个C原子。
（4）SiO2
属于原子晶体。
晶体中每个Si原子周围吸引着4个0原子，每个0原子周围吸引着2
个Si原子，Si、0原子个数比为1:
2,Si原子与Si—O键个数比为1:
4,0原子与Si—0键个数比为1:
2,最小环由12个原子组成。
（5）干冰
属于分子晶体。
晶胞中每个C02分子周围最近且等距离的C02有12个。
1个晶胞中含有
4个C02o
（6）石墨
属于过渡性晶体。
是分层的平面网状结构，层内C原子以共价键与周围的3个C原子结
合，层间为范德华力。
晶体中每个C原子被3个六边形共用，平均每个环占有2个碳原子。
晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为2:
3。
（7）金属晶体
金属Po隹卜）中金属原子堆积方式是简单立方堆积，原子的配位数为6,—个晶胞中含
有4个原子。
金属Na、K、Cr、Mo住目）、W等中金属原子堆积方式是体心立方堆积，原子的配位数为8,—个晶胞中含有2个原子。
金属Mg、Zn、Ti等中金属原子堆积方式是六方堆积，原子的配位数为12,—个晶胞中含有2个原子。
金属Au、Ag、Cu、Al等中金属原子堆积方式是面心立方堆积，原子的配位数为12,—个晶胞中含有4个原子。
3、物质熔沸点高低的判断
（1）不同类晶体：
一般情况下，原子晶体＞离子晶体＞分子晶体
（2）同种类型晶体：
构成晶体质点间的作用力大，则熔沸点高，反之则小。
1离子晶体：
结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中离子半径小（或阴、
阳离子半径之和越小的），键能越强的，熔、沸点就越高。
女口NaCI、NaBr、Nal；NaCI、KCI、RbCI等的熔、沸点依次降低。
离子所带电荷大的熔点较高。
如：
MgO熔点高于NaCI。
2分子晶体：
在组成结构均相似的分子晶体中，式量大的，分子间作用力就大，熔点也高。
如：
压、Cl2、B"、I2和HCI、HBr、HI等均随式量增大。
熔、沸点升高。
但结构相似的分子晶体，有氢键存在熔、沸点较高。
3原子晶体：
在原子晶体中，只要成键原子半径小，键能大的，熔点就高。
如金刚石、金刚砂（碳化硅）、晶体硅的熔、沸点逐渐降低。
4金属晶体：
在元素周期表中，主族数越大，金属原子半径越小，其熔、沸点也就越高。
如皿A的Al,UA的Mg,IA的Na,熔、沸点就依次降低。
而在同一主族中，金属原子半径
越小的，其熔沸点越高。
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