第四单元 原子结构和化学键【知识清单】-2024-2025学年高一化学单元速记·巧练（沪科版2020必修第一册）

第四单元 原子结构和化学键 ( 01 思维导图 ) ( 02 考点速记 ) 课题1 元素周期表和元素周期律 （一）元素周期表 1．元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映出了各元素之间的相互联系的规律。 2．元素周期表的排列规则：(1)把电子层数相同的元素，按原子序数递增顺序自左而右排成横行。 (2)把原子最外层电子数相同的各元素，按原子序数递增的顺序自上而下排成纵行。 3．元素周期表的结构及相关定义 (1)元素周期表的结构 (2)周期：具有相同电子层数而又按原子序数递增顺序排列的一系列元素称为一个周期。 (3)族：具有相同的最外层电子数，而又按原子序数递增的顺序自上而下排列的一系列元素称为一个族。元素周期表中共18个纵行分16个族，它们在元素周期表中的排列如下： 【归纳】主族是由长周期元素和短周期元素共同构成的族，但由长周期和短周期构成的族也不一定是主族元素，如O族元素。只由长周期元素构成的族为副族。 【例l】在表中各元素组中，除一种元素外，其余都可以按照某种共性归属一类，请选出各组的例外元素，并将该组其他元素的可能归属按所给六种类型的编号填入表内。其他元素所属类型编号：①主族元素；②过渡元素；③同周期元素；④同主族元素；⑤金属元素；⑥非金属元素。 元素组 例外元素 其他元素所属编号 (1)S、Na、Mg、Al (2)N、P、Sn、As (3)K、Ca、Al、Zn (4)Cu、Fe、Ag、Ca 【解析】(1)中Na，Mg，Al为同周期的金属元素；(2)中N，P，As为V A族元素，非金属元素(3)中K，Ca，Al是主族元素，或K，Ca，Zn是同周期元素；(4)中Cu，Fe，Ag是过渡元素。 答案：(1)S，⑤；(2)Sn，④⑥；(3)Zn，①或Al，③；(4)Ca，②。 【例2】2007年3月21日，我国公布了111号元素Rg的中文名称。该元素名称及所在周期是 ( ) A． 钅仑第七周期 B．镭第七周期 C．铼第六周期 D．氡第六周期 【解析】根据元素周期表可知，镭是88号元素，111号元素应在第七周期，故是钅仑。答案：A （二）元素周期表中元素性质的递变规律 性质 同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 电子层结构 电子层数相，最外层电子数增多 电子层数递增，最外层电子数相同 失电子能力 (得电子能力) 逐渐减小 (逐渐增大) 逐渐增大 (逐渐减小) 金属性(非金属性) 逐渐减弱(逐渐增强) 逐渐增强 (逐渐减弱) 主要化合价 最高正价(+1～+7)，非金属负价= -(8-族序数) 最高正价=族序数(0、F除外)，非金属负价= -(8-族序数) 最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强 非金属气态氢化物形成难易及稳定性 形成由难→易，稳定性逐渐增强 形成由易→难，稳定性逐渐减弱 【例3】下列叙述正确的是 ( ) A．同周期元素的原子半径以ⅦA族的为最大 B．在周期表中零族元素的单质全部是气体 C．I A、ⅡA族元素的原子，其半径越大越容易失去电子 D．所有主族元素的原子形成单原子离子时的最高价数都和它的族数相等 【解析】 同周期元素的原子半径逐渐减小，所以ⅦA族的元素原子半径应该最小}多数非金属主族元素(如F、S等)的原子不能形成最高价数的单原子离子。 答案：B、C 【例4】下列说法正确的是 ( ) A．同周期主族元素的原子半径以第ⅦA族元素的最大 B．所有主族元素的最高正化合价均等于它的族序数 C．第1 A族、第ⅡA族元素的原子，其半径越大，越容易失去电子 D．第ⅥA族、第ⅦA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子 【错解】A或B或D 【错解分析】 同周期主族元素原子半径随原子序数增大而减小，A错；F、Q无正价，B错；同主族元素从上到下失e-能力增强，得e-能力减弱，故C对，D错。 【正解】C （三）元素周期表中元素的“位、构、性”的关系 1．“位、构、性’’的关系 结构位置，即有什么样的结构，就可根据结构判断出元素在周期表中的位置。由结构和位置可推出元素及其化合物具有的性质。具体内容如下： (1)核外电子层数=周期序数 (2)主族元素的最外层电子数=价电子数=主族序数=最高正价数 (3)原子：质子数=原子序数=原子核外电子数=核电荷数 (4)最低负化合价绝对值=8-主族序数(限第ⅣA～第ⅦA) (5)原子半径越大，失电子越易，还原性越强，金属性越强，形成的最高价氧化物对应的水化物碱性越强，其离子的氧化性越弱。 (6)原子半径越小，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，形成的最高价氧化物的对应水化物酸性越强，其离子的还原性越弱。 (7)主族元素的最高正价数等于主族序数，等于主族元素原子的最外层电子数，其中氧、氟无最高正价。 (8)主族元素的最高正价数与最低负价数的绝对值之和为8，绝对值之差为0、2、4、6的主族依次为第ⅣA、第VA、第ⅥA、第ⅦA族。 (9)非金属元素的正价一般相差2，如氯元素正化合价有+7、+5、+3、+1等，某些金属也符合此规律，如锡元素正化合价有+4、+2价。 (10)短周期正价变化随原子序数递增，同周期有一个+1到+7价的变化(第3周期第1 A～第ⅦA)；长周期有两个+1到+7价的变化(第4、5周期第1 A～第ⅦB，第1 B～第ⅦA)。 【例5】1999年1月，俄美科学家联合小组宣布合成出114号元素的一种同位素，该同位素原子的质量数为298。以下叙述不正确的是 ( ) A．该元素属于第七周期 B．该元素位于ⅢA族 C．该元素为金属元素，性质与82Pb相似 D．该同位素原子含有114个电子，184个中子 【解析】先根据稀有气体元素的原子序数推断出114号为元素周期表中的第七周期、第ⅣA族，位于铅之下，故性质与Pb性质相似。该原子有298-114=184个中子。 答案：D 【归纳】根据原子序数，推断新元素在元素周期表中的位置，及根据新元素所属族推断其性质是一种重要的考查形式，可以以稀有气体的原子序数为参照进行推断。 【例6】下列物质中，碱性最强的是 ( ) A．Al(OH)3 B．Ba(OH)2 C．Ca(OH)2 D．Mg(OH)2 答案：B 【归纳】比较元素及其单质化合物的性质，首先要把元素在周期表中的位置确定，然后分析元素金属性或非金属性的强弱。若元素金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强；若元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强。 2．元素周期表中的递变规律(“三角”规律)。 若A、B、C三元素位于元素周期表中如图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序。(D不能参与排列) (1)原子半径：C>A>B； (2)金属性：C>A>B； (3)非金属性：B>A>C。 3．元素周期表中的相似规律： (1)同主族元素性质相似； (2)元素周期表中位于对角线位置(图中A、D位置)的元素性质相似，如Li与Mg、Be与Al、B与Si等； (3)相邻元素性质差别不大。 1．元素周期律定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈现的周期性变化规律即元素周期律。 2．元素周期律的内容： (1)原子半径的周期性变化规律 随着元素原子序数的递增，电子层数相同的元素的原子半径呈现出从大到小的周期性变化规律。(见下表) 原子序数 原子半径的变化 3～9 0.152 nm→0.071 nm 大→小 11～17 0.186 nm—}0.099 nm 大→小 【归纳】影响原子、离子半径大小的因素 ①电子层数相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，原子半径越小。 ②核电荷数相同时，核外电子数越大，原子核对核外电子的吸引力越小，原子半径越大，反之越小。如r(O)≤r(O2-)。 ③核外电子层结构相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小。如r(O2-)>r(Na+)。 ④最外层电子数相同时，电子层教越多，最外层电子离核越远，原子半径越大。如r(Na)<r(K)。 【例1】 X和Y两元素的正离子具有相同的电子层结构，x元素的正离子半径大于Y元素的正离子半径；z和Y两元素的原子核外电子层数相同，z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。x，Y，z三种元素原子序数的关系是( ) A．X>Y>Z B．Y>X>Z C．Z>X>Y D．Z>Y>X 【错解】C 【解析】根据原子序数和元素周期律推测原子和离子半径大小，这是正向思维。而本题是已知原子和离子半径的大小，要判断原子序数大小的关系，这是逆向思维。已知电子层结构相同的正离子，核电荷数大的则半径小，具有相同的电子层数的原子，随着原子序数增大，原子半径递减。根据题意，x元素的正离子半径大于Y元素的正离子半径，则X的原子序数小于Y的原子序数；Z和Y元素的原子核外电子层数相同，且Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径，则Z元素的原子序数大于Y元素。由此得出三种元素原子序数的关系为Z>Y>X。 答案：D 【例2】A+，B2+，C-，D2-四种离子具有相同的电子层结构，现有以下排列顺序： ①B2+>A+>C->D2-；②C->D2->A+>B2+；③B2+>A+>D2->C-； ④D2->C->A+>B2+。 四种离子的半径由大到小以及四种元素原子序数由大到小的顺序是( ) A．④① B．①④ C．②③ D．③② 【解析】四种离子电子层结构相同，根据得失电子多少，其核电荷数由多到少顺序为B2+>A+>c->D2-，又由于核电荷数越大，离子半径越小，因此离子半径由大到小的顺序为D2->C->A+>B2+ 答案：A (2)元素的主要化合价的周期性变化规律 随着元素原子序数的递增，元素的主要化合价呈现出从+1～+7、-4～-1的周期性变化规律。3～18号元素的主要化合价见下表： Li Be B C N O F Ne +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 -2 -1 Na Mg Al Si P S Cl Ar +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 +6 -2 +7 -1 同主族，元素的化合价基本相同。 主族元素的最高正化合价等于它所在主族的序数。 非金属元素的最高正化合价和它的负化合价绝对值的和等于8。 一般情况下，氧和氟由于非金属性很强，在化合物中不表现出正的化合价，即只有一2和一1价。 【例3】A和B两种元素可以形成A2B型化合物，它们的原子序数分别是 ( ) (A)11和16 (B)12和17 (C)6和8 (D)19和8 【解析】根据化学式推测元素的化合价及元素可能的原子序数。A2B化合物中A的化合价可为+1，B的m合价可为一2。从选项分析，由原子序数可写出A、B的原子结构，根据原子的最外层电子数可判断其化合价。 答案：A、D 【例4】若1-18号元素中的两种元素可以形成原子个数比为2：3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是 ( ) (A)1 (B)3 (C)5 (D)6 【解析】能形成原子个数比为2 t 3的化舍物有A2 B3、A3B2或C4H6。 A2 B3：A为+3价，B为一2价，1-18号元素中有： B、A1、N、P为+3价，一2价的有：O、S，组成化合物：B2 O 3，A12 O3，B2S 3，A12 S 3，N 2 O3，P2 O3(一般不易生成)；原子序数之差分别为：3，5，11，3，1，7。 A3B2：A为+2价，B为一3价，1-18号元素中有Be、Mg为+2价，N、P为一3价。组成化合物：Be3N2，Mg3N2，Be3P2，Mg3P2；原子序数之差为3，5，11，3。故1-18号元素中两种元素可以形成原子个数比为2 ：3的化合物时，这两种元素的原子序数之差不可能是6。 答案：D (3)原子核外电子排布的周期性变化规律 随着元素原子序数的递增，每隔一定数目的元素，元素原子核外最外层电子重复出现1个递增到8个(第一层例外)，呈现周期性变化的规律。(见下表) 原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数 1～2 1 1～2 2 3～10 2 1～8 8 11～18 3 1～8 8 3．元素周期律的本质 元素周期律的本质是原子核外电子排布的周期性。 随着原子序数的递增，增加的核电荷对核外电子产生的引力大于因电子数增加后与其它电子间的斥力，导致电子层数相同的元素原子半径减小，对核外电子的吸引力增加而越难失去电子，故金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 【例5】元素性质随原子序数的递增呈周期性变化的本质是 ( ) (A)元素的相对原子质量逐渐增大，量变引起质变 (B)原子的电子层数增多 (C)原子核外电子排布呈周期性变化 (D)原子半径呈周期性变化 【解析】决定元素性质的是元素原子的结构，即原子核外电子的排布，由核外电子排布可推论出该原子舌6半径大小如何?最外层电子多少?从而可以进一步掌握它的性质。所以正确的选项是C。A选项中元素的相对原子质量是由该元素中各同位素的相对原子质量计算出来的平均值。而不同相对原子质量的同位素原子可对应同一元素，该元素的性质是固定的，所以此说法不合理。B选项错在只有原子的电子层数增多不能确定周期性变化。D选项错在原子半径本身属于元素性质的一个方面，所以它不可能是引起元素周期性变化的本质。 答案：C 【例6】下列不随原子序数的递增而呈周期性变化的是 (A)原子半径 (B)化合价 (C)原子核外电子数 (D)原子最外层电子数 【解析】元素的原子随原子序数的递增(即核电荷数的递增)，重复出现从金属→非金属→惰性气体。原子的最外层电子重复出现从1→7→0。元素化合价重复出现从+1→+7→0。 答案：C 4．金属性和非金属性 元素的金属性和非金属性的强弱取决于元素原子得失电子能力的强弱。得电子能力越强，则元素的非金属性越强；失电子能力越强，则元素的金属性越强。 金属性强弱的判断依据：元素单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度，以及它最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。如果元素的单质跟水(或酸)反应置换出氢气容易，而且它的氢氧化物碱性强，这种元素金属性就强，反之则弱。 非金属性强弱的判断依据：最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，或跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及气态氢化物的稳定性来判断。如果元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强，或者它跟氢气生成气态氢化物容易且产物稳定，这种元素的非金属性就强，反之则弱。 (1)最外层电子数相同的元素金属性和非金属性递变规律 最外层电子数相同，随着核电荷数(原子序数)的递增，电子层数增多，原子半径相应增大，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。 （2）电子层数相同的元素金属性和非金属性递变规律 元素原子核外的电子层数相同，但随着核电荷数(原子序数)的递增，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，因此，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强，它们气态氢化物的热稳定性逐渐增强。 课题2 原子结构 （一）、原子结构模型的演变 ①古代朴素原子观 ②道尔顿（英）近代原子学说：原子是组成物质的基本的粒子，它们是坚实的、不可再分的实心球 ③汤姆生（英）葡萄干面包模型：原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子，中和了正电荷，从而形成了中性原子 ④卢瑟福（英）行星原子模型：在原子的中心有一个带正电荷的核，它的质量几乎等于原子的全部质量，电子在它的周围沿着不同的轨道运转，就像行星环绕太阳运转一样。 ⑤玻尔假设：电子在原子核外空间的一定轨道上绕核做高速的圆周运动 ⑥电子云模型：现代物质结构学说。 （二）、原子的构成 ( 决定原子种类 )中子N（不带电荷） 同位素 ( 决定元素种类 )原子核 → 质量数（A=N+Z） 近似相对原子质量 质子Z（带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号 ( 决定原子呈电中性 ) 原子结构 ： 最外层电子数决定主族元素的 电子数（Z个）： 化学性质及最高正价和族序数 核外电子 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 质量数=质子数+中子数 正负离子中：质子数=核外电子数+离子所带的电荷数 （三）、同位素、同素异形体、同分异构体的区别 同位素：质子数相同，中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素 同素异形体：同种元素组成的性质不同的两种单质 同分异构体：分子式相同，结构不同的化合物 注意: 　　a. 同位素是针对于不同原子而言的，同素异形体是针对不同单质而言 　　b. 同一元素的各种同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质几乎完全相同。同位素的不同原子构成的单质（或化合物）是化学性质几乎相同而物理性质不同的不同种单质（或化合物）。 　　c. 天然存在的某种元素里，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。 (教法建议：提出丰度的概念，强调原子个数百分比)　 （四）、原子质量的表示方法 1、同位素原子的相对原子质量：（对象：具体的某一种原子）数值上等于该同位素原子的绝对质量与12C原子质量的1|12的比值 2、原子的近似相对原子质量：（对象：具体的某一种原子）原子相对原子质量取整，相当于质量数，等于质子数与中子数之和 3、元素的平均相对原子质量：该元素所对应的各同位素原子的相对原子质量与该同位素的丰度之和，即： M=M1×a1%+M2×a2%+ M3×a3%+ Mn×an% 4、元素的近似平均相对原子质量：该元素所对应的各同位素原子的质量数与该同位素的丰度之和，即： =A1×a1%+A2×a2%+ A3×a3%+ An×an% （五）、核外电子的运动状态 1、电子云：电子在核外空间一定范围内出现，好像带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，我们形象地称它为 “电子云”。在电子云示意图中，小黑点表示电子出现的次数(注意：小黑点不表示电子数），小黑点的疏密（电子云密度)表示电子出现机会的多少。 2、电子层：根据电子的能量高低和运动区域离核的远近，分为七个电子层，电子层符号为n 课题3 核外电子排布 1、原子核外电子分层排布的一般规律 在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是： (1)核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。 电子层数 符号 K L M N O P Q 最多容纳电子数（2n2） 2 8 18 32 ……2n2 能量大小 K<L<M<N<O<P<Q (2)原子 核外各电子层最多容纳2n2个电子。 (3)原子最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。 (4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。 2、原子结构示意图 书写规则及含义： 小圈表示原子核； 圈内的数字表示核内质子数，因其带正电荷，所以有“+”号； 弧线表示电子层； 弧线上的数字表示该层的电子数。 下图是Si原子的原子结构示意图： 【例1】请写出H、O、Ne、Na、Mg、Cl元素的原子结构示意图。 【解析】 3、原子的电子式 在元素符号周围用“·”和“×”来表示原子的最外层电子（价电子），这种式子叫做电子式。 原子的电子式： 中性原子，书写电子式时应把原子的最外层电子全部排列在元素符号周围。排列方式为在元素符号上、下、左、右四个方向，每个方向不能超过2个电子。例如，、、、、、。 【例2】请写出C、Cl、Ar、Ca、Ne、Al、Si、S原子的电子式。 【解析】 4、元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系 (1)稀有气体的不活泼性：稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氦是2个电子)，处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学反应。 (2)非金属性与金属性(一般规律)： 最外层电子数 得失电子趋势 元素的性质 金属元素 <4 较易失 金属性 非金属元素 >4 较易得 非金属性 碳等元素 =4 可得可失 ★得失电子的目的：达到稳定结构（最外层2个电子或8个电子） 5、离子结构 （1）离子：原子或原子团得、失电子后形成的带电微粒。 简单正离子：核外电子数=质子数-离子电荷数 简单负离子：核外电子数=质子数+离子电荷数 【例3】写出下列离子符号： 钠离子： 铜离子： 亚铁离子： 氯离子： 铵根离子： 硫酸根离子： 硝酸根离子： 氢离子： 氢氧根离子： 【解析】钠离子：Na+ 铜离子：Cu2+ 亚铁离子：Fe2+ 氯离子：Cl- 铵根离子：NH4+ 硫酸根离子：SO42- 硝酸根离子：NO3- 氢离子：H+ 氢氧根离子OH- (2)简单离子的结构示意图 正离子：核电荷数>核外电子数，带正电荷。 负离子：核电荷数<核外电子数，带负电荷。 【例4】写出下列离子的结构示意图： 钠离子： 镁离子： 氯离子： 氢离子： 【解析】钠离子：Na+ 镁离子：Mg2+ 氯离子：Cl- 氢离子：H+ (3)离子的电子式 金属正离子的电子式： 金属原子在形成正离子时，最外层电子已经失去，但电子式仅画出最外层电子，所以在画正离子的电子式时，就不再画出原最外层电子，但离子所带的电荷数应在元素符号右上角标出。所以金属正离子的电子式即为离子符号。如钠离子的电子式为Na+；镁离子的电子式为Mg2+，氢离子也与它们类似，表示为。 非金属负离子的电子式： 一般非金属原子在形成负离子时，得到电子，使最外层达到稳定结构，这些电子都应画出，并将符号用“［］”括上，右上角标出所带的电荷数，电荷的表示方法同于离子符号。例如：、。 【例5】写出下列离子的电子式： 钠离子： 镁离子： 氯离子： 氢离子： 氧离子： 【解析】钠离子：Na+ 镁离子：Mg2+ 氯离子： 氢离子：H+ 氧离子： 课题4 化学键 化学键 1．原子间的相互作用 当两个原子间距离较远时，由于一个原子的原子核和另一个原子的核外电子所带电荷的电性是相反的，因此主要表现为相互吸引；当两个原子间距离较近时，由于两个原子的原子核所带的都是正电荷，核外电子所带的都是负电荷，因此主要表现为相互排斥；当两个原子保持一定距离时，相互吸引和相互排斥的作用处于平衡，这样就形成稳定的化学键。 【回顾】原子的结构与原子中粒子所带电荷。 2．化学键的定义 分子或晶体中直接相邻的微粒之间强烈的相互作用力称为化学键。 【注意】 ①“直接相邻”的原子（包括离子）间存在化学键，非直接相邻的微粒间无化学键作用。如H2O分子中的两个氢原子和氧原子是直接相邻，存在化学键，而两个氢原子之间不直接相邻，它们之间不存在化学键。 ②由于相邻的微粒之间的相互作用有强有弱，而化学键是一种“强烈”的相互作用，原子间较弱的相互作用不是化学键。如在水中，一个H2O中的氧原子与另一水分子中的氢原子也有作用，但它们的作用较弱，不是化学键而是氢键。 ③成键微粒的“相互作用”不能只理解为相互吸引，它还应包括相互排斥，它是相互吸引和相互排斥的平衡。如：在氯化钠晶体中Na+与Cl-既有正负电荷间的吸引力，同时Na+核与Cl-核、Na+核外电子与Cl-核外电子之间存在排斥力，当吸引力与捧斥力平衡时，就形成了氯化钠晶体。 3．化学键的类型及比较： 键型 成键的微粒 特征 形成物质 离子键 负离子、正离子 无方向性，无饱和性 离子化合物 共价键 原子 有方向性，有饱和性 单质或共价化合物 金属键 自由电子、正离子、中性原子 无方向性 金属或合金 离子键 1．离子键的概念：正负离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键。 【注意】(1)“静电作用”包括静电吸引力和排斥力。如：负离子的负电荷与正离子的正电荷的吸引力，一种离子的核电荷吸引另一种离子的核外电子；两种离子的核外电子与核外电子及核与核之间都有排斥力，当吸引与排斥达到平衡时，即形成了离子键。 (2)由于离子键是吸引与排斥的平衡，所以阴、正离子间不能无限地靠近，也不能相距很远，两者之间的距离称为核间距。当离子晶体熔化或溶于水时，离子键被破坏，这时离子可以自由移动，离子之间应该保持的距离也被破坏了。 2．离子键的形成条件 【注意】(1)活泼金属元素（Li、Na、K、Mg、Ca、Ba等）的单质在反应中容易失去电子形成正离子；活泼的非金属元素（如F、O、Cl、Br、I、S等）的单质在反应中容易获得电子形成负离子，它们之间形成离子键。但有些金属元素与非金属元素形成的化学键不是离子键，而是共价键，如AlCl3中铝与氯之间的化学键是共价键。 (2)金属正离子或NH4+与某些带电的原子团（如OH-、SO42-、CO32-、NO3-、O22-等）也是形成离子键。 (3)活泼的金属（如K、Na、Ca、Ba等）与H2反应生成的KH、NaH、CaH2中，金属正离子与H-也形成离子键。 3．离子键的特征 既无方向性又无饱和性。因为离子是球形对称的，只要空间条件许可，它可以从不同方向同时吸引几个带相反电荷的离子。如在CsCl晶体中，一个Cs+同时吸引8个Cl-，一个C1-也同时吸引8个Cs+。 4．影响离子键强弱的因素 (1)离子电荷（主要因素）：离子电荷越多，作用越强。 (2)离子半径（次要因素）：离子半径越小，作用越强。 (3)离子的极化程度（次要因素，在高中阶段一般忽略不计）。 5．电子式的书写 (1)原子的电子式：在元素符号周围点出最外层电子数。如： H• Na• •Mg• •Ca• 氢原子 氯原子 氧原子 钠原子 镁原子 钙原子 (2)离子的电子式 正离子的电子式就是正离子符号。如Mg2+、Al3+等。 负离子的电子式，点出负离子最外层电子，并用“[ ]”括上。如 原子团的电子式：OH -的电子式为 (3)非金属单质的电子式：N2： Cl2： H2 ： H:H (4)离子化合物的电子式，就是阴、正离子的电子式组成。如 NaCl： Na+ MgBr2： -Mg2+ (5)共价化合物的电子式，要考虑成键的原子的最外层电子及由多少对共用电子才能形成8电子（或2电子）的稳定结构。如NH3的电子式为 【例2】以下各组两种元素的原子，能形成离子键的是 ( ) (A)镁和氧 (B)碳和氯 (C)氢和氟 (D)钾和氯 【解析】典型金属和典型非金属之间易发生电子得失而形成离子键。A中镁易失去电子，氧易得到电子。D中钾易失去电子，氯易得到电子。B的两种元素是非金属，均不易失去电子，不会形成离子键。同理C的两种元素也不会形成离子键。 【答案】AD 【例3】下列电子式中错误的是 ( ) (A)钠离子：Na+ (B)氢氧根离子： (C)次氯酸： (D)过氧化钠：Na+Na+ 【解析】 书写电子式要考虑成键原子的最外层电子数及原子间成键的类型。如A选项的钠离子是由钠原子失去最外层一个电子而成，所以电子式为Na+；由于含氧酸分子中一定含有—OH．且是几元无机合氧酸，就有几个-OH．故在次氯酸分子结构式是H—O—Cl，C选项错误；Na2O2是离子化合物，有离子键并且O22-是原子团，氧原子间靠非极性共价键结合，所以D选项正确。 【答案】C （三）离子的结构特征 1．电子层结构：绝大多数单核离子是饱和的，如：F-、S2 -、Cl-、Na+、Mg2+、Al3+等，有少数是不饱和的，如Fe2+等。 2．所带电荷：负离子带负电荷，正离子带正电荷。电荷数是由形成离子时所得、失电子数决定的。 3．离子半径 影响离子半径的因素主要有三个方面：①电子层数；②核电荷数；③核外电子数 (1)正离子半径小于相应的原子半径，负离子半径大于相应的原子半径。如r(Al3+)<r(Al)；r(O2-)>r(O)。 (2)电子层数越多离子半径越大。如r(Li+)<r(Na+)；r(Mg2+) <r(S2-)。 (3)具有相同电子层结构的离子，随核电荷数的增加逐渐减小。如r(S2-）>r(C1-)>r(K+)>r(Ca2+)。 (4)高价正离子半径小于低价正离子半径，如r(Fe3+)<r(Fe2+)。 【例4】有A、B、C、D四种元素，A、B的正离子与C、D的负离子具有相同的电子层结构，Am+、Bn+中m<n，Cx-、Dy-中x>y。则四种元素离子半径大小关系是 ( ) (A)Am+>Bn+> Cx->Dy- (B)Dy->Cx->Bn+>Am+ (C)Cx- >Dy- >Am+ >Bn+ (D)Cx->Dy->Bn+>Am+ 【解析】 电子层结构相同的阴、正离子，随核电荷数的增加，离子半径逐渐变小。因此，本题只要能比较出A、B、C、D四种元素的原子序数大小，就能把它们的离子半径大小比较出来。 首先，原子失去电子后成为正离子，原子得到电子后成为负离子，阴、正离子的电子层结构相同，说明阳离 子的原子序数大于负离子的原子序数，因此负离子半径大于正离子，A项错误。两种负离子Cx-、Dy-中x>y，原子序数为C<D，故负离子半径Cx-> Dy-．B项错误。再比较两种正离子的原子序数，在Am+、Bn+中因m<n，则原子序数A<B，因此正离子半径Am+> Bn+，因此C项正确。 【答案】C （四）离子化合物 1．离子化合物的概念：由离子键形成的化合物一定是离子化合物（或由离子构成的化合物）。如强碱、大多数的盐、活泼金属的氧化物。 2．离子化合物的构成微粒：正离子、负离子 3．离子化合物中存在的作用力：一定存在离子键，可能有共价键（包括极性共价键和非极性共价键）。如NaOH中Na+与OH-靠离子键结合，而OH-中O原子与H原子靠共价键结合。 4．离子化合物的特征： (1)离子化合物在气化成气态时，以分子形式存在，但在常温下，离子化合物总是以固态形式存在。所以，离子化合物在固态时无“分子式”，只有“化学式”。 (2)一般来说，离子化合物在水溶液中和熔化状态下（受热易分解的离子化合物除外）均能产生自由移动的离子，所以均能导电，而离子化合物若以固态形式存在时，尽管有阴、正离子，但它们只被局限在一定空间振动，不存在自由移动的离子，所以，离子化合物在固态时不导电。 (3)离子化合物（离子晶体）的熔沸点、硬度一般较高。 5．用电子式表示离子化合物的形成过程 NaCl的形成过程： MgBr2的形成过程： Na2O2的形成过程： （一）共价键 1．共价键的概念 原子间通过共用电子对或电子云的有效重叠所形成的化学键叫共价键。 2．共价键的形成条件 一般是非金属原子之间，且成键的原子最外层电子未达到饱和状态，则在两原子之间通过共用电子对形成共价键。有些金属原子与非金属原子间也可以形成共价键，如AlCl3中的Al原子与Cl原子之间就形成共价键。 3．共价键的实质：共用电子对的作用或电子云的有效重叠。 4．共价键的特征：既有方向性又有饱和性。 5．共价键的类型 ①一般共价键 极性键：不同原子间形成的共价键。如HC1中H与Cl之间是极性键。 非极性键：同种原子间形成的共价键。如Cl2中Cl与Cl之间是非极性键。 共价键特殊共价键——配位键：共用电子对由某原子单方面提供与另一原子（或离子）共用，所形成的特殊共价键。 在不同种元素原子形成的极性键中，由于不同元素原子吸引电子能力不同，所以共用电子对偏向吸引电子能力强的原子一方，偏向程度越大，键的极性越强；而在非极性键中，成键的是同种元素原子，吸引电子的能力相同，所以共用电子对不偏向任何一方。 6．共价键的表示方法：一般用电子式和结构式表示。 (1)电子式：例如、 (2)结构式：用一条短线表示一对共用电子的式子就是结构式。如Cl2的结构式为Cl—Cl；H2O的结构式为H-O-H；CO2的结构式为O=C=O；HC1O的结构式为H-O-Cl等。 7．共价键的键参数 (1)键能 断开1 mol共价键所吸收的能量或形成1 mol共价键所放出的能量，称为该共价键的键能。键能的大小决定共价键的相对强弱。键能越大，共价键越牢固，对应的分子一般越稳定。如H-F、H-Cl、H-Br、H-I的键能依次为565 kJ/mol、431 kJ/mol、362 kJ/mol、299 kJ/mol，所以气态卤化氢的稳定性HF> HCl> HBr> HI。 (2)键长 两成键原子核之间的平均距离叫键长。键长也可定性决定共价键的相对强弱。键长越短_+键能较大_+键越牢固一分子相对稳定。如：H-F、H-Cl、H-Br、H-I的键长依次为0.092 nm、0.128 nm、0.141 nm、0.162 nm，所以稳定性是HF> HCl> HBr> HI。成键原子的半径的大小定性决定键长的长短。 (3)键角 分子中相邻的键和键之间的夹角叫键角。它决定分子的空间构型和分子的极性。如H2O、NH3、CH4、CO2的键角是104°18’、107.5°、109°28’、180°，故分子的空间形状分别是：v型、三角锥型、正四面体、直线型。 8．书写共价化合物和单质的电子式时，必须注意的问题： (1)关键在于会根据元素的最外层电子数达8电子稳定结构时所需要得到的电子数，进一步确定共用电子对数，如：PCl3分子中，P元素最外层为5个电子，若要达到8电子稳定结构，则还缺3个电子，故本身必须提供3个电子，形成三对共用电子对，而对于Cl元素来说，最外层为7个电子，若要达到8电子稳定结构，则还缺1 个电子，故本身必须提供1个电子，形成一个共用电子对，又因P需要三对，故共需要3个氯原子。 (2)在中学阶段，在书写共价键的电子式时，一般均满足2电子或8电子结构。所以写好电子式之后，检查一下每个原子是否达到2电子或8电子稳定结构。 (3)由于共价键的形成，没有发生电子得失，只是共用电子对，所以共价化合物或单质的电子式中不出现阴、正离子符号和[ ]号（原子团除外）。 【例l】下列化学式既能表示物质的组成，又能表示物质分子式的是 ( ) ( A) NH4NO3 (B) SiO2 (C) CH3CH2OH (D) Cu 【解析】“分子式”是表示物质分子组成，包括元素种类、原予个数的化学式。选项中的四种物质依次是离子化合物、原子直接构成的物质、分子构成的物质和金属，即只有乙醇(CH3CH2OH)是由分子构成的。 【答案】C 【例2】下列说法中不正确的是 ( ) ( A) HC1溶于水的过程中，共价键被破坏 (B)含有共价键的化合物一定是共价化合物 (C)含金属元素的离子一定都是正离子 (D)离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键 【解析】HC1溶于水后电离出H+、Cl-、H—Cl共价键被破坏，选项A正确。舍有共价键的化合物不一定是共价化合物，如NH4C1、Na2O2等，选项B错误。含金属元素的离子也不一定都是正离子，如AlO2-等，选项C 错误。离子化合物中一定要有离子键，但也可能有共价键，如NH4Cl、Na2O2等，故选项D正确。 【答案】BC 【点拨】本题主要考查了离子键和共价键的相关知识，并要求能够领悟到化学中共性和个性、一般和特殊之间的关系。比如在高中化学中，含金属元素的离子确实大多数是正离子，但也有例外，AlO2-就是负离子。 【例3】下列物质中，既含有离子键，又含有共价键的是 ( ) ( A) HI (B) H2O2 (C) NaOH (D) CsCl 【解析】HI中氢与碘以共价键结合；H2O2的电子式为，从而看出H2O2中原子全部以共价键相结合；NaOH中Na+与OH-以离子键结合，OH-中氧与氢以共价键结合；CsCl中仅以离子键结合。故正确答案为C。 【答案】C 【点拨】 非金属元素原子之间形成的键常常是共价键，如HF。但也有例外，如NH4Cl是离子化合物。而活泼的金属元素与活泼的非金属元素之间易形成离子键，如CsF是最典型的离子化合物。另外像AlCl3、FeCl3这些化合物，虽然是由金属与非金属组成的，但其存在的大部分是共价键，仍属于共价型化合物。 （二）共价化合物 1．概念：只存在共价键的化合物称为共价化合物。 2．构成微粒：原子。 3．存在的作用力：只存在共价键，没有离子键和金属键，一般情况下存在分子间作用力。 4．用电子式表示共价化合物的形成过程：（似H2、H2O的形成过程为例） HCl的形成过程： H•+ → 氯原子与氢原子通过共价键形成氯化氮分子（电子云的有效重叠） H2O的形成过程：H•+ + •H→ 5．共价化合物的特征： (1)绝大多数非金属元素之间所形成的化合物为共价化合物（铵盐等除外）。 (2)共价化合物当以固态形式存在时，绝大多数是分子晶体（如：CO2、H2O、HC1、H2S、H2SO4等），极少数是原子晶体（如：SiO2、SiC等）。若是分子晶体，则有分子式，若是原子晶体，则无分子式，只存在化学式。 (3)共价化合物一般只能在水溶液中发生电离，产生自由移动的离子，而在气态、固态或熔化状态（纯液态）时不能电离出自由移动的离子，只存在原子或分子。因此共价化合物一般只能在水溶液中导电，而在气态、固态或纯液态时不导电。 6．常见的共价化合物：非金属氧化物、非金属氢化物、酸等。 7．常见共价化合物和单质的电子式书写。 【例4】下列物质属于共价化合物的是 ( ) (A)金刚石 (B)金刚砂 (C)电石 (D)萤石 【解析】金刚石属单质；金刚砂的化学式为SiC，又名叫碳化硅，是共价化合物；而电石（CaC2的俗称）和 萤石（CaF2的俗称）均是化合物，但均属离子化合物。 【答案】B 【例5】从结构上看，大部分酸是____化合物，而大部分的碱是____化合物，大部分盐是____化合物，而氧化物______。 【解析】从结构上看，酸是由氢与其他非金属元素组成的化舍物，所以形成的大部分是共价化合物。碱是由金属离子和氢氧根结合而成的，所以大多数为离子化合物。盐主要是由金属离子和酸根组成，所以大部分属于离子化舍物，而氧化物主要可以分为金属氧化物和非金属氧化物。金属氧化物一般为离子化合物，如MgO等。非金属氧化物为共价化舍物，如CO2，SO2等。 【答案】共价；离子；离子；既有离子化合物又有共价化合物。 【例6】用电子式表示下列分子或化合物的形成过程。 (l)N2 (2)PH3 (3)H2S (4)Na2S 【解析】表示形成过程时要首先注意是单质分子、共价化合物分子还是离子化合物。 ( 03 素养提升 ) 易错点辨析 核外电子排布的表示方法 1、结构示意图：（原子和离子） 氮原子： 2、电子式 氮原子： 3、电子排布式 硫原子： 1s22s22p63s23p4 4、轨道排布式 O原子: （八）、微粒半径大小的比较规律 电子层数 相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外） 如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs 具体规律 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F--<Cl--<Br--<I-- 4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。 如：F-> Na+>Mg2+>Al3+ 5、 同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+ （九）、10电子、18电子归纳【教法建议】针对基础一般的学生，可以总结下这个规律。 1.核外有10个电子的微粒： (1)分子：Ne、HF、H20、NH3、CH4。 (2)正离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H30+ (3)负离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。 2．前18号元素的原子结构的特殊性 (1)原子核中无中子的原子1 H (2)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na (3)最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He (4)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Al。 (5)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。 (6)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、A1。· (7)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。 (8)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：S ： (9)内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P 2 学科网（北京）股份有限公司 $$