第四章 物质结构 元素周期律知识点清单 2024-2025学年高一化学人教版（2019）必修第一册

第四章 物质结构 元素周期律 第一节 原子结构 质量数 知识点一 原子结构 质量数 1.原子的构成。 质子：带正电，正电荷的数量=原子序数 中子：不带电 原子核（带正电） 原子 （原子核带带正电数量=核外电子带负电数量，原子显电中性） （） 核外电子（带负电） 2.质量数 原子的质量主要集中在原子核上，质子数和中子数的相对质量近似相等，所以 质量数=质子数+中子数==质子数*2=中子数*2 知识点二 原子核外电子的排布规律 1.电子层： （1）概念：原子的核外电子分布在不同的区域运动，把原子核外电子运动的区域称为电子层。 （2）表示：使用符号或K、L、M、N、O、P、Q来表示从原子从内到外的电子层。 （3）核外电子分布规律： ①能量规律 核外电子总是先排布在能量最低的电子层，然后由里向外依次排布在能量逐渐升高的电子层上。【离原子核越近，能量越低。离原子核最近的电子层称为第一电子层，该层的能量最低。】 ②数量规律 核外电子总数=核电荷数=原子序数=质子数 2.离子 （1）形成准则：原子的最外层电子通过得失电子后形成的具有带电性的微粒。 （2）分类： 阳离子：原子的最外层电子数<4，失去电子，使得质子数>大于核外电子数，微粒带正电，形成阳离子。 阴离子：原子的最外层电子数>=4，得到电子，使得质子数<大于核外电子数，微粒带负电，形成阴离子。 （3）结构示意图 离子结构示意图可推断出的关系： 离子所带电荷数 =| 质子数 - 核外电子数 |。 阳离子：质子数 (Z)= 阳离子的核外电子数 + 阳离子所带的电荷数。 阴离子：质子数 (Z)= 阴离子的核外电子数 - 阴离子所带的电荷数。 3.原子半径 原子半径大小与质子数和电子层数有关。 元素的电子层数相同，即原子处在同一周期，质子数越大，电子半径越小。【电子层数相同，质子数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，使得原子半径小】 元素的电子层数不限相同，即原子处在不同周期，质子数越大，元素的电子层数越大， 原子半径越大。 知识点三 元素周期表 1.概况 【诞生】——>1869 年，俄国化学家门捷列夫编制出第一张元素周期表。 【依据】按照相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在同一纵列。【意义】揭示了化学元素间的内在联系，成为化学发展史上的重要里程碑之一。 【发展】随着科学的发展，元素周期表中为未知元素留下的空位先后被填满。 【成熟】当原子结构的奥秘被揭示以后，编排依据由相对原子质量改为原子的核电荷数，逐渐演变成现在的元素周期表。成熟。 2.元素周期表的编排原则 原子序数：元素在周期表中的顺序编号，即原子序数。 【顺序】按照原子序数递增顺序从左到右排列。 【横行】将电子层数相同的元素排列在一个横行。 【纵列】将最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序从上到下排列在一个纵行。 3.元素周期表的结构 【周期】元素周期表中的每一个横行叫做一个周期。周期由元素原子的电子层数决定，元素原子电子层由几层，则原子处在第几周期，如钠原子有3层电子层，则钠原子处在第3周期。元素周期表共有7个横向，即7个周期。 【族 】元素周期表中的每一个纵列叫做一个族。 元素周期表有18个纵列，每个纵列叫做一个族（第8、9、10三个纵列构成第八族 ），共有16个族，包括7个主族、7个副族、1个0族、1个第八族。 主族： 由短周期【第1周期、第二周期和第三周期】元素和短周期所在列的长周期元素构成，族序数后标A表示。如第一主族表示为1A。 主族元素所在的族由元素原子的最外层电子数决定，主族元素原子的最外层电子数由几个，则元素处在第几族。如钠原子的最外层电子数为1个，则钠元素为第1主族。 主族中的碱金属元素： （1）概念： 碱金属元素是指元素周期表中ⅠA族除H外的金属元素，这些金属元素的最外层电子都为1个，在化学反应中容易失去一个电子形成 + 1 价阳离子，都具有很强的金属性（还原性）。包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr）六种元素。 （2）性质 ①原子结构 关键信息： （1） 递增性：从上到下碱金属元素原子的核电荷数依次增加，核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大。 （2） 相似性：碱金属元素原子的最外层电子数均为1，很容易失去1个电子,因此碱金属元素在化合物中的化合价都是+1，化学性质相似，具有较强还原性。 （3） 递强性：从上到下碱金属元素原子的原子核对核外电子的外层电子的吸引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，原子的还原性逐渐增强。 ②碱金属元素的物理性质 碱金属元素在元素周期表中， i. 从上到下，原子序数逐渐增多，元素的相对原子质量逐渐增大，元素的密度依次增大。 ii. 从上到下，元素的电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引力逐渐减弱，碱金属元素失电子的能力逐渐增强，从而导致碱金属元素的熔点、沸点逐渐减低。 3 化学性质 1.做碱金属化学性质实验时，碱金属一般取绿豆大小为宜。若用量过多：实验时易发生危险。在使用前，要用滤纸吸干钾、钠等金属表面的煤油。 2.碱金属在空气中加热与O₂反应，Li与 O₂反应生成 Li₂O，Na与O₂反应生成 Na₂O₂，K与O₂反应生成 KO₂，Rb和Cs 遇空气立即燃烧，生成更复杂的产物。改变反应条件，K 也能与 O₂反应生成 K₂O、K₂O₂。 1.碱金属单质与H₂O 反应，生成强碱和 H₂，Li反应剧烈（但比 Na 弱），Rb 和 Cs 遇 H₂O 立即燃烧、爆炸。 2.由于 Li、Na、K 能与 O₂和 H₂O 反应，故实验室中 Na、K 保存在煤油中，Li（密度比煤油的小）常保存在石蜡中。 3.碱金属与盐溶液反应时，可以看作是碱金属先与 H₂O 反应生成碱和 H₂，而非直接与盐发生置换反应。 4.碱金属中还原性最强的是 Cs，还原性最弱的是 Li。 主族中的卤族元素： （1）概念： 卤族元素是指主族中的 ⅦA 族非金属元素，它们的最外层电子数都为7个，在化学反应中容易得到一个电子形成 - 1 价阳离子，都具有很强的非金属性（氧化性）。包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）、砹（At）五种元素。 （2）性质 ①原子结构 关键信息： 1.递增性：从上到下，卤族元素原子的核电荷数依次增加，核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大。 2.相似性：卤族元素原子的最外层电子数均为7，很容易得到1个电子,因此卤族元素在化合物中的化合价都是-1，化学性质相似，具有较强氧化性。 3.递减性：从上到下碱金属元素原子的原子核对核外电子的外层电子的吸引力逐渐减弱，原子得到电子的能力减弱，原子的氧化性减弱。 ②物理性质 卤族元素在元素周期表中， i. 从上到下，原子序数逐渐增多，元素的相对原子质量逐渐增大，元素的密度依次增大。 ii. 从上到下，元素的电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引力逐渐减弱，卤族元素得电子的能力逐渐减弱，从而导致卤族元素的熔点、沸点逐渐升高，单质颜色逐渐加深，状态由气态到液态到固态。 ③化学性质 随着核电荷数的增多，卤素单质与H2反应的剧烈程度逐渐减小，生成的气态氢化物的稳定性逐渐减弱。【这是由于从上到下，卤族元素的电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引力逐渐减弱，卤族元素得电子的能力逐渐减弱，导致卤族元素的氧化性减弱，卤素单质与H2反应的剧烈程度逐渐减小，生成的气态氢化物的稳定性逐渐减弱】 1. 由氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性可得 F₂、Cl₂、Br₂、I₂的氧化性由强到弱的顺序为 F₂>Cl₂>Br₂>I₂，则 F、Cl、Br、I 的得电子能力由强到弱的顺序为 F>Cl>Br>I，元素的非金属性由强到弱的顺序为 F>Cl>Br>I。 2. 卤素单质间发生置换反应，较活泼的卤素单质可以将较不活泼的卤素单质从其盐溶液（或卤化氢）中置换出来。注意 F₂除外，这是因为 F₂极易与溶液中的 H₂O 反应而置换出 O₂，这也说明 F₂的氧化性强于 O₂。 置换机理：较强的物质——>较弱的物质 卤素单质——>氧化性；卤素离子——>还原性 副族： 完全由长周期元素构成，序数后标B表示。如VIB表示为第6副族。 0族： 由比较稳定【原子的最外层电子数为8，第一周期最外层电子数为2】的原子，即稀有气体元素构成。 第八族： 第8、9、10三个纵列构成第八族。 主族元素在周期表中位置的推断 1.利用元素的原子或离子结构推断 2.根据核外电子排布规律推断 i.最外层电子数等于或大于 3（小于 8）的一定是主族元素且最外层电子数等于主族序数。 ii.最外层有 1 个或 2 个电子，则可能是第ⅠA 族、第 ⅡA 族元素，也可能是副族、第 Ⅷ 族元素或氦元素。 iii.最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期（次外层只有 2 个电子）。 iv.某元素的阴离子最外层电子数与次外层电子数相同，则该元素位于第三周期；若为阳离子，则位于第四周期。 3.根据原子序数推断——0族元素定位法 已知 0 族元素的原子序数如表所示： 周期 序数 一 二 三 四 五 六 七 原子 序数 2 10 18 36 54 86 118 (1) 比大小定周期 比较该元素原子序数与 0 族元素原子序数的大小，找出与其相近的两个 0 族元素，那么该元素就和比其原子序数大的 0 族元素位于同一周期。 (2) 求差值定族数 i.若某元素比与其最邻近的 0 族元素的原子序数多 1 或 2，则该元素应位于该 0 族元素所在周期的下一周期的第 IA 族或第 ⅡA 族。 ii.若某元素比与其最邻近的 0 族元素的原子序数少 1～5，则该元素应位于该 0 族元素所在周期的第 ⅢA～第 ⅥIA 族。 iii. 若差值为其他数，则由相应差值找出相应的族。 4.利用“阴上阳下”规律推断 具有相同电子层结构的离子，其对应原子在元素周期表中的位置关系符合 “阴上阳下” 规律。如的电子层结构相同，则它们对应的元素在周期表中的位置关系如下。 知识点四 元素 核素 同位素 元素：具有相同质子数（核电荷数）的同一类原子的总称。元素是由质子数决定的，因此只要原子的质子数相同，则为同一元素。 同素异性体：相同元素组成的不同单质，如氧气和臭氧。 核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫核素。核素是由质子数和中子数决定的，因此，质子数相同但中子数不同的原子不是同一核素。例如：¹H、²H、³H、¹²C、¹³C、¹⁴C 各为一种核素。核素界定了一种原子，核素既论总数又论个数。例如：¹H、²H、³H，可见H有三种核素。 微粒表示法 同位素：质子数相同但中子数不同的同一元素的不同原子，即同一元素的不同核素互称为同位素。例如：¹H、²H、³H就互为同位素。 决定因素 类别 原子 质子数 中子数 元素 √ / 核素 √ √ 同位素 √【相同】 √ 知识点五元素金属和非金属的活泼性强弱 同一周期元素，从左到右，原子序数逐渐增大，原子核对核外电子的吸引越强，所以：①对金属元素来说，原子失去电子的能力减弱，金属元素活泼性减弱，还原性减弱。②对非金属元素来说，非金属元素得到电子的能力增强，非金属元素的活泼性增强，氧化性增强。 同一族元素，从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱：①金属元素越容易失去电子，金属元素活泼性越来越强，还原性越强；②非金属元素越来越不容易得到电子，非金属元素活泼性越来越差，氧化性越来越弱。 1. 元素金属性强弱的一般判断方法 2. 元素非金属性强弱的一般判断方法 第二节 元素周期律 知识点一 元素性质的周期性变化规律 （1） 元素核外电子排布的周期性变化 【规律】 随着原子序数的递增，在每个周期中，元素原子的最外层电子排布呈现从1到8的周期性变化(第一周期除外) （2） 元素原子半径的周期性变化 【规律】 随着原子序数的递增,在每个周期，元素原子半径呈现从大到小的周期性变化。 （3） 元素化合价的周期性变化 【规律】 随着原子序数的递增,元素的最高正化合价呈现从+1到+7(第一周期元素、0、F除外)最低负化合价呈现从-4到-1的周期性变化。 知识点2 元素金属性、非金属性的周期性变化 1.同周期元素（Na、Mg、Al）金属性强弱的比较 （1） Na、Mg与水的反应 【结论】 在同周期金属元素（Na、Mg、Al等）中，随着原子序数的增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强： 1 对金属元素形成的原子而言，金属元素形成的金属原子素失去电子的能力逐渐减弱，金属元素形成的原子还原性逐渐减弱，导致金属元素形成的金属原子在与其他物质反应的时候，反应的条件也更加苛刻。 2 对金属元素形成的金属离子，金属元素的还原性越强，则对应金属元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性越强。如NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3，碱性减弱大小NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3。 3 金属还原性比较强的物质可以将金属活动性比较弱的物质从其对应的盐溶液置换出来。 4 应用：强碱制弱碱 （2）NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的碱性强弱 2.同周期元素（Si、P、S、Cl）非金属强弱的比较 【结论】 最高价氧化物对应水化物(含氧酸)的酸性越来越强,即随着原子序数的递增，同周期的 Si、P、S、Cl得到电子的能力逐渐增强，非金属性逐渐增强。 应用：强酸制弱酸。 知识点三 元素周期律 项目 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 电子层数 相同 依次增加 最外层电子数 依次增加 相同 原子半径 依次减小 依次增大 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 主要化合价 最高正价：+1→+7（氢、氧、氟除外），最低负价：-4→-1 最高正价 = 主族序数 = 最外层电子数（氧、氟除外） 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 非金属元素气态氢化物形成的难易程度 越来越易 越来越难 非金属元素气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 非金属元素气态氢化物的还原性 逐渐减弱 逐渐增强 知识点四 元素周期表核元素周期律的应用 1.元素周期比中金属元素与非金属元素的分区 金属元素与非金属元素在元素周期表中有相对明确的分区,如图,虚线左下方是金属元素(氢除外),右上方为非金属元素。 2.主族元素的化合价规律 （1）价电子：可在化学反应中发生变化、与元素的化合价有关的电子称为价电子。主族元素的价电子就是其最外层电子。 (2)化合价规律 主族元素的最高正化合价=主族序数=最外层电子数=价电子数(F、0例外)。非金属元素的最低负化合价=最高正化合价-8. 最高正化合价+1最低负化合价1=8(F、0、H、B例外)。 3.元素的原子结构、位置与性质之间的关系 元素在周期表中的位置,反映了元素的原子结构和元素的性质,而根据元素的原子结构又可推测它在元素周期表中的位置和性质,三者之间的关系如图所示： 知识点五 元素的金属性核非金属强弱的判断 1.判断金属性强弱的5种依据 判断依据 判断方法 元素位置、原子半径 同周期或同主族元素，从右往左或从上往下，原子半径越大，金属性越强 与水（或酸）反应 越易置换出 H₂，金属性越强 最高价氧化物对应水化物的碱性 碱性越强，金属性越强 金属单质间的置换反应 A 能从 B 的盐溶液中置换出 B，A 的金属性比 B 强 单质的还原性或阳离子的氧化性 单质还原性越强，金属性越强；离子氧化性越弱，金属性越强 2.判断非金属性强弱的7种依据 判断依据 判断方法 元素位置、原子半径 同周期或同主族元素，从左往右或从下往上，原子半径越小，非金属性越强 与 H₂ 化合的难易或氢化物的稳定性 与 H₂ 越易化合，非金属性越强；氢化物越稳定，非金属性越强。 最高价氧化物对应水化物的酸性 酸性越强，非金属性越强 非金属单质的置换反应 A 能从水溶液或气体中置换出 B，A 的非金属性比 B 强 单质的氧化性或阴离子的还原性 单质的氧化性越强，非金属性越强；离子的还原性越弱，非金属性越强 与变价金属反应的产物 产物中金属的化合价越高，非金属性越强。如 2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃，Fe + S = FeS，说明氧化性 Cl₂＞S，非金属性 Cl＞S 元素的化合价 共价化合物 AmBn 中显负价的元素的非金属性强 知识点六 电子层结构相同的单核离子的相互关系 单核离子是指只有一个原子核的离子，可表示为 Rⁿ⁻或 Rᵐ⁺。若ₐAᵐ⁺、ᵇBⁿ⁻、Dᵐ⁺、ᵉEⁿ⁻（m>n）等单核离子具有与 C 原子相同的电子数，则它们之间具有如下关系。 再举几个单核离子的例子 (1)位置关系:C是稀有气体。A、B、C同周期,D、E同周期且在A、B、C的下一周期,如下表所示. (2) 原子序数关系：a<b<c<e<d。 (3) 原子半径关系：E>D>A>B。 (4) 离子半径关系：Am⁻>Bⁿ⁻>Eⁿ⁺>Dm⁺。 (5) 核电荷数与电荷数之间的关系：a+m=b+n=c=d-m=e-n (d-a=2m,e-a=m+n)。 (6) 性质关系：金属性 E>D（由此可推知单质与水或酸反应的难易、最高价氢氧化物的碱性强弱等）；非金属性 B>A（由此可推知气态氢化物的稳定性、最高价含氧酸的酸性强弱等）。 知识点七 粒子半径大小的比较规律 1.原子半径的比较规律 ——“三向”： (1) 横向：同周期，从左到右，原子半径逐渐减小。 (2) 纵向：同主族，从上到下，原子半径逐渐增大。 (3) 斜向：在元素周期表中，原子半径按 “↗” 或 “↘” 方向逐渐减小，反方向则逐渐增大；但如果是 “→” 或 “←” 方向，则不能比较其原子半径大小。【注意】不能形成 “电子层数越多，原子半径越大” 的错误认识。如 r (Cl)>r (O)、r (Cl)<r (Li)。不过，第二周期元素中，除 Li 外，其他原子半径均小于 Cl。 2.离子半径的比较规律 ——“三同”： (1) 同元素 —— 阳离子半径小于原子半径，阴离子半径大于原子半径。如 r (Na⁺)<r (Na)，r (Cl⁻)>r (Cl)，r (H⁻)>r (H)>r (H⁺)。 (2) 同主族 —— 同主族带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。例如，r (Li⁺)<r (Na⁺)< 第三节 化学键 知识点一 离子键与离子化合物 1.从原子结构认识角度看NaCl的形成过程 2.离子键 （1）概念：带相反电荷离子之间的相互作用叫作离子键。 （2）形成条件：一般情况下，活动金属元素原子【失去电子形成阳离子】与活动非金属元素原子【得到电子形成阴离子】之间容易形成离子键。 （3）形成过程： 阴、阳离子之间能通过静电作用形成离子键。 （4）离子键强弱因素 影响离子键强弱的主要因素是离子的半径和离子所带电荷数,即离子半径越小、离子所带电荷数越多,阴、阳离子间的作用就越强,离子键就越强。 3.离子化合物 （1）概念：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。 （2）性质： ①离子键一般比较牢固,破坏它需要较高的能量，所以离子化合物的熔点一般比较高 常温下为固体。 ②离子化合物在溶于水或熔化时，离子键被破坏，形成自由移动的阴、阳离子，能够导电，故离子化合物都是电解质。 3. 常见的分类： ①活泼金属氧化物，如 Na₂O、MgO、Al₂O₃ 等。 ②绝大多数盐，如 NaCl、K₂SO₄、CaCO₃ 等。 ③强碱，如 NaOH、KOH、Ba (OH)₂ 等。 知识点二 电子式 1.概念 在元素符号周围用“·”或“x”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子叫作电子式。 2.电子式的书写 用电子式表示离子化合物的形成过程时,反应物是原子的电子式,生成物是离子化合物的电子式,中间用“→”连接,例如: 微粒 书写规范 示例 原子 一般将原子的最外层电子在元素符号的 上、下、左、右四个位置上标出 简单阳离子 简单阳离子是原子失去最外层电子后形成的,其离子符号即为电子式 简单阴离子 简单阴离子最外层一般为8电子稳定结构(H-除外),书写时要在元素符号周围标出电子,用“[ ]”括上,并在“[ ]”右上角标明电性和所带电荷数。 复杂阴、阳离子 复杂阴、阳离子要在对应元素符号周围标明电子,用“[ ]”括上,并在“[ ]”右上角标明电性和所带电荷数 离子化合物 离子化合物含有阴、阳离子，所以其电子式的书写规范要符合阴、阳离子电子式的书写规范，但相同的离子不能合并，且带同类电荷的离子不能相邻。 书写电子式的注意事项： (1) 一个 “・” 或 “x” 代表一个电子，原子的电子式中 “・”（或 “x”）的个数即原子的最外层电子数。 (2) 同一原子的电子式不能既用 “x” 又用 “・” 表示。【因为同一原子的电子都是一样的】 (3)“[ ]” 在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。 (4)“ ” 表示得失电子，出现在用电子式表示离子化合物的形成过程中，由失电子的原子指向得电子的原子。用电子式表示化合物形成过程时，由于不是化学方程式，不能出现 “=”。“→” 前是原子的电子式，“→” 后是化合物的电子式。 知识点三 共价键与共价化合物 1.共价键的形成 2.共价键 【特别提醒】 (1)共价键的成键元素一般为非金属元素与非金属元素，但某些金属元素与非金属元素之间也可以形成共价键,如AICl3中所含的就是共价键。 (2)共价键存在于非金属单质(稀有气体除外)、非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸、碱、部分盐(如 AICl3、含氧酸盐等)、金属过氧化物(如Na202、K202等)、有机化合物中 3.共价化合物 (1)定义：以共用电子对形成分子的化合物叫共价化合物。如 H₂O、SO₂、C₂H₅OH、CH₃COOH 等都是共价化合物。 （2）常见的共价化合物： · 非金属氢化物、非金属氧化物，如 HCl、NH₃、H₂O、CO₂ 等； · 常见的含氧酸，如 HNO₃、H₂SO₄ 等； · 大多数有机化合物，如 CH₃CH₂OH、CH₃COOH 等； · 少数盐，如 AlCl₃、HgCl₂ 等（特例）。 【规律总结】 共价化合物中的“一定”和“不一定’ (1)共价化合物中一定不含离子键。 (2)含有共价键的物质不一定是共价化合物,既可以是单质(如H2、02等),也可以是离子化合物(如 NaOH、Na202等)。 (3) 共价化合物的主要物理性质： ①熔点：由原子构成的共价化合物（如 SiO₂、SiC 等）熔点很高，由分子构成的共价化合物一般熔点较低。 ②导电性：在熔融状态下都不导电，部分共价化合物溶于水能导电（如 H₂SO₄、CH₃COOH、AlCl₃ 等）。 4.共价化合物的电子式及其形成过程 【用电子式表示共价型分子形成过程的注意事项：】 (1) 共价型分子中没有电子的得失，因此形成过程中不能出现弧线“ ”箭头。 (2) 反应物要写成原子形式，反应物中相同的原子可以合并。 (3) 生成物是分子而不是离子，不能出现 “[ ]”，也不能标注正、负电荷数，生成物中相同部分不能合并。 5.共价化合物的结构式 用结构式表示共价键时,一般用短线“一”表示1对共用电子。如 H-H、CI-C1、N≡N 等。 6.共价型分子的结构 (1) 表示共价型分子结构的方法有电子式、结构式、分子结构模型等。 (2) 部分共价型分子具有特殊的空间构型，如CH4呈正四面体形,分子中的4个氢原子位于正四面体的四个顶点，碳原子位于正四面体的体心。 分子的空间构型是由构成的共价化合物中的元素原子的电子能量不同造成的，具体分析如下： H2：电子式,两个电子“*”所带的能量都相同且电荷相反，形成共价化合物时，电子在一条线上互相排斥，所以分子的空间结构为直线形。 HCl：电子式，两个电子“*”“”处在的电子层不同，导致所带的能量不同，加上电荷相反，形成共价化合物时，互相排斥形成一条线，所以分子的空间结构为直线形。 CO2:电子式，电子“*”“”处在的电子层相同，导致所带的能量相同，加上电荷相反，形成共价化合物时，互相排斥形成一条线，所以分子的空间结构为直线形。 H2O:电子式，两个电子“*”“”处在的电子层不同，导致所带的能量不同，“O”的电子所带的能量要远远大于“H”的电子所带的能力，加上电子电荷相反，形成共价化合物时，“O”的电子要把2的 “H”的电子排斥形成“V”的形状，所以分子的空间结构为V形。 7.共价键的分类 项目 非极性（共价）键 极性（共价）键 含义 同种原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移 不同种原子形成的共价键，共用电子对发生偏移 原子吸引电子的能力 相同 不同 共用电子对 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强的一方 成键原子是否显电性 否 是 判断依据 由同种原子构成 由不同种原子构成 实例 知识点四 化学键与相互作用 1.化学键 （1）定义：相邻的原子之间强烈的相互作用称为化学键。 注： 1 “相邻”是指化学键只在直接相邻的两个或多个原子之间存在。 2 “原子”是广义的原子,不仅仅指原子,也包括阴、阳离子。 3 “相互作用”既包括静电吸引作用又包括静电排斥作用。 ④“强烈的相互作用”表示化学键是原子间较强的相互作用，原子间较弱的相互作用不是化学键,破坏化学键需要较高的能量。 4 稀有气体是单原子分子,其中不含化学键,因此不是所有物质中都存在化学键。 2.形成机理 化学键的形成与原子结构有关,它主要通过原子的价电子间的转移或共用来实现。 3.分类 4.化学反应的本质 表象:反应物中的原子重新组合为产物分子的过程。 本质:旧化学键断裂和新化学键形成的过程。 注：(1)只有化学键的断裂而没有化学键的形成的过程不是化学变化,如 HCl 溶于水和 NaCl固体熔化都不是化学变化。 （2）只形成化学键的过程也不是化学变化,如将 NaCl溶液蒸发结晶析出 NaCl 晶体的过程中形成离子键,但不属于化学变化。 5.分子间作用力和氢键 (1)分子间作用力 ①定义:分子之间存在着一种把分子聚集在一起的作用力,叫作分子间作用力,荷兰物理学家范德华最早研究分子间作用力,所以最初也将分子间作用力称为范德华力。 ②主要特征 a.范德华力只存在于分子之间,如某些共价化合物、非金属单质之间。 b.范德华力比化学键弱得多,它主要影响物质的熔点、沸点等物理性质,而化学键主要影响物质的化学性质。 c.一般来说,对于组成和结构相似的物质,相对分子质量越大，范德华力越大，物质的熔点、沸点也越高，如熔点、沸点：I₂＞Br₂＞Cl₂＞F₂。 (2) 氢键： ①概念：像 H₂O、NH₃、HF 这样的分子之间存在着一种比范德华力稍强的相互作用，使它们只能在较高的温度下才能汽化，这种相互作用叫作氢键。 ②表示方法：氢键不是化学键，氢键是一种较强的分子间作用力。氢键比化学键弱，比范德华力强。为了与化学键区别，氢键通常用 “X—H…Y—” 来表示，如水分子间的氢键: ③氢键的形成条件：通常 N、O、F 这三种元素的氢化物间易形成氢键，常见的易形成氢键的化合物有 H₂O、HF、NH₃、CH₃OH（甲醇）等。 ④对物质性质的影响： a. 分子间形成氢键会使物质的熔点和沸点都升高，这是因为固体熔化或液体汽化时必须破坏分子间的氢键，消耗较多能量。 b. 分子间形成氢键对物质的水溶性、硬度等也有影响，如 NH₃极易溶于水，主要原因是氨分子与水分子之间易形成氢键。 项目 化学键 范德华力 氢键 范围存在 相邻原子（离子）之间 分子之间 某些有强极性键的氢化物分子之间（HF、H₂O、NH₃等） 强弱比较 强 很弱 比化学键弱得多，比范德华力强 影响范围 物质的物理性质及化学性质 物质的物理性质 物质的物理性质 对物质性质的影响 （1）离子键：成键离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强，离子化合物的熔点、沸点越高；（2）共价键：原子半径越小，共用电子对数越多，则共价键越强，单质或化合物越稳定 （1）影响物质的熔点、沸点等物理性质；（2）组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增大，物质的熔点、沸点逐渐升高，如熔点、沸点：HCl＜HBr＜HI （1）影响物质的熔点、沸点等物理性质；（2）分子间氢键的存在使物质的熔点、沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔点、沸点：H₂O＞H₂S，HF＞HCl，NH₃＞PH₃ 知识点七 化学键的比较及化合物类型的判断 1.离子键和共价键的区别 项目 离子键 共价键 概念 带相反电荷离子之间的静电作用 原子间通过共用电子对所形成的相互作用 成键元素 一般是活泼金属元素和活泼非金属元素之间 一般是非金属元素之间 成键微粒 阴、阳离子 原子 成键条件 一般是活泼金属与活泼非金属化合时，易发生电子的得失，形成离子键 一般是非金属元素原子的最外层电子未达到稳定状态，相互间通过共用电子对形成共价键 影响因素 离子的半径越小，所带电荷数越多，离子键越强 原子半径越小，共用电子对数越多，共价键越牢固 形成过程举例 存在范围 只存在于离子化合物中 可存在于非金属单质(稀有气体除外)、共价化合物及部分离子化合物中 2.判断离子化合物与共价化合物的五种依据 判断 依据 规律 组成元素及其性质 （1）一般情况下，由活泼金属元素与活泼非金属元素形成的化合物为离子化合物。（2）一般情况下，不同种非金属元素形成的化合物为共价化合物。 构成粒子 一般情况下，由阴、阳离子构成的化合物为离子化合物。 含有的化学键 含有离子键的化合物一定是离子化合物。 物质类型 （1）一般情况下，活泼金属氧化物、活泼金属氢化物、强碱和大多数盐都属于离子化合物。（2）一般情况下，非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸、大多数有机物都属于共价化合物。 物质性质 熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物。 知识点八 电子结构的判断 1.电子式或结构式判断法 若熟知分子的结构,可写出其电子式或结构式，再判断原子的最外层是否为8电子。 2.化合价判断法 一般来说,如果ABn型化合物(B只与A成键)中元素的化合价的绝对值与其原子最外层电子若某原子的化合价绝对值与其最外层电子数之和等于 8，则该原子满足最外层 8 电子结构，否则便不满足。如 CO₂分子中，C、O 的化合价绝对值分别为 4、2，与其最外层电子数之和均为 8，故 CO₂分子中 C、O 原子最外层均为 8 电子结构。又如 BF₃分子中的 B 原子的最外层电子数（3）与其化合价的绝对值（3）之和为 6，故 B 原子不满足最外层 8 电子结构。 3.成键数判断法 成键数就是形成的共用电子对的对数。从成键数这一角度判断，可以认为如果原子的最外层电子数与其成键数之和为 8，则该原子的最外层是 8 电子结构，即最外层有 n 个电子，又形成（8 - n）对共用电子对，则该原子满足 8 电子结构。最外层电子数与成键数之和若小于 8，则最外层少于 8 个电子；若大于 8，则最外层多于 8 个电子。如 PCl₃分子中 P 原子形成 3 个键，满足最外层 8 电子结构，而 PCl₅分子中 P 原子形成 5 个键，不满足最外层 8 电子结构（最外层有 10 个电子）。 知识点九 物质发生化学变化时化学键是否被破坏的判断 学科网（北京）股份有限公司 $$