物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律隨著原子序數(shù)(核電荷數(shù))的遞增:元素的性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化：①、原子最外層電子數(shù)呈周期性變化元素周期律②、原子半徑呈周期性變化③、元素重要化合價呈周期性變化④、元素的金屬性與非金屬性呈周期性變化具體表現(xiàn)形式①、按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列;具體表現(xiàn)形式編排依據(jù)元素周期律和排列原則②、將電子層數(shù)相同的元素排成一個橫行；編排依據(jù)元素周期表③、把最外層電子數(shù)相同的元素（個別除外）排成一個縱行。①、短周期(一、二、三周期)七主七副零和八三長三短一不全周期（7個橫行）②、長周期(四、五、六周期）七主七副零和八三長三短一不全周期表結(jié)構(gòu)③、不完全周期(第七周期)①、主族（ⅠA~ⅦA共７個)元素周期表族（18個縱行)②、副族（ⅠB～ⅦB共7個)③、Ⅷ族(8、9、１0縱行）④、零族(稀有氣體）同周期同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律①、核電荷數(shù)，電子層結(jié)構(gòu)，最外層電子數(shù)②、原子半徑性質(zhì)遞變③、重要化合價④、金屬性與非金屬性⑤、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性⑥、最高價氧化物的水化物酸堿性電子層數(shù)：相同條件下,電子層越多,半徑越大。判斷的依據(jù)核電荷數(shù)相同條件下,核電荷數(shù)越多，半徑越小。最外層電子數(shù)相同條件下,最外層電子數(shù)越多,半徑越大。微粒半徑的比較1、同周期元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小(稀有氣體除外)如:Na>Ｍg>Al>Si>P>Ｓ>Ｃl.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如:Li<Na<Ｋ<Rb<Ｃs具體規(guī)律:3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：F－-<Cl-－<Bｒ--＜I-－4、電子層結(jié)構(gòu)相同的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小。如：Ｆ->Ｎａ+>Ｍｇ2+＞Ａl３+5、同一元素不同價態(tài)的微粒半徑,價態(tài)越高離子半徑越小。如Fe>Fe2+>Fe3+１－-36號元素電子排布式氫Ｈ：1s1氦He：1s２鋰Ｌｉ：1s２2ｓ1鈹Be：1s22s2硼Ｂ:１s２2ｓ22ｐ1碳Ｃ:1ｓ22s22p2氮N:1s２2s２２ｐ3(第一電離能比氧大）氧O:１s22s22ｐ4氟F：1s22ｓ22p5氖Ne：1ｓ２２ｓ22p6鈉Ｎａ：１s22ｓ22p６3ｓ1鎂Mg：1s2２s2２ｐ６3ｓ2鋁Al:1s22s22p63s２３ｐ1硅Si：1s２2s２2p63ｓ２３p2磷P:1s２2ｓ2２p63ｓ23ｐ3硫S:1ｓ22ｓ2２p6３s２３p4氯Ｃl：１s22ｓ22p６３ｓ2３p5氬Ar：1s22s22p63ｓ23ｐ6鉀K：1s22s２2p63s23ｐ64s１鈣Ｃa：1s22ｓ22p63s23p6４s2鈧Se:1s22s22p63s２3ｐ６3d14s2鈦Ｔi:1s2２ｓ22p63ｓ23p63d２4ｓ2礬Ｖ:1s２2ｓ2２ｐ６3s23p６3d3４s2鉻Cｒ：１ｓ22s22p６3s23p63d５4s1錳Mn：1ｓ22s2２p63s23p6３d５４s2鐵Fe:1s2２ｓ2２p63ｓ23p6３d6４s2鈷Ｃo：1ｓ２2s22p６３s２３p63d74s2鎳Nｉ:1s２2s22ｐ63s23p63ｄ84ｓ2銅Cu：1s２2s22p６3s２３ｐ63d1０４s１鋅Zn：１ｓ２2ｓ22p6３s23p63d104s2鎵Ga:1s22s２2p6３s23p６３d１04s24p１亞鐵離子1s22ｓ2２ｐ63ｓ23p63d6

鍺Ge:1s2２s2２ｐ63s23p6３d１04ｓ２４ｐ２砷Ａs：１s22ｓ2２p63s2３ｐ６3d104s２４p3硒Se:1s２2ｓ２2ｐ63s23p６3d１０4ｓ２4p４溴Ｂr:１s22s22p6３ｓ23p6３ｄ1０4ｓ24ｐ5氪Kr:1s22ｓ２2p63s２3ｐ６3d104ｓ24p6①與水反映置換氫的難易②最高價氧化物的水化物堿性強(qiáng)弱金屬性強(qiáng)弱③單質(zhì)的還原性或離子的氧化性(電解中在陰極上得電子的先后）④互相置換反映依據(jù):⑤原電池反映中正負(fù)極①與H2化合的難易及氫化物的穩(wěn)定性元素的非金屬性強(qiáng)弱②最高價氧化物的水化物酸性強(qiáng)弱金屬性或非金屬③單質(zhì)的氧化性或離子的還原性性強(qiáng)弱的判斷④互相置換反映①、同周期元素的金屬性,隨荷電荷數(shù)的增長而減小,如:Na>Mg>Al;非金屬性,隨荷電荷數(shù)的增長而增大，如:Si<P<S<Cｌ。規(guī)律：②、同主族元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增長而增大，如：Lｉ<Na＜K＜Rb<Cs；非金屬性,隨荷電荷數(shù)的增長而減小,如：F＞Cl>Br>I。③、金屬活動性順序表：K>Ca＞Mｇ>Al>Zｎ>Fe＞Sn＞Pｂ>(H）>Cu>Hg＞Ag>Ｐt>Au1、定義：相鄰的兩個或多個原子之間強(qiáng)烈的互相作用。離子鍵①、定義：陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵離子鍵②、存在:離子化合物（NaCl、NaOH、Na2O２等);離子晶體。①、定義：原子間通過共用電子對所形成的化學(xué)鍵。不同原子間②、存在：共價化合物,非金屬單質(zhì)、離子化合物中(如：ＮaOH、Na2Ｏ２)；不同原子間共價鍵分子、原子、離子晶體。分子的極性共用電子對是否偏移存在２、分類極性鍵共價化合物分子的極性共用電子對是否偏移存在化學(xué)鍵非極性鍵非金屬單質(zhì)相同原子間③、分類：相同原子間（孤對電子）（孤對電子）共用電子對的來源單方提供:配位鍵如：NH4+、Ｈ3O+共用電子對的來源金屬鍵：金屬陽離子與自由電子之間的互相作用。存在于金屬單質(zhì)、金屬晶體中。決定分子的極性分子的空間構(gòu)型決定分子的穩(wěn)定性鍵能決定分子的極性分子的空間構(gòu)型決定分子的穩(wěn)定性３、鍵參數(shù)鍵長鍵角4、表達(dá)方式：電子式、結(jié)構(gòu)式、結(jié)構(gòu)簡式（后兩者合用于共價鍵)非晶體離子晶體①構(gòu)成晶體粒子種類①構(gòu)成晶體粒子種類②粒子之間的互相作用晶體：原子晶體金屬晶體分子間作用力(范德瓦爾斯力）:影響因素：大小與相對分子質(zhì)量有關(guān)。作用:對物質(zhì)的熔點、沸點等有影響。①、定義:分子之間的一種比較強(qiáng)的互相作用。分子間互相作用②、形成條件：第二周期的吸引電子能力強(qiáng)的Ｎ、O、Ｆ與H之間（ＮH３、H2O）③、對物質(zhì)性質(zhì)的影響:使物質(zhì)熔沸點升高。④、氫鍵的形成及表達(dá)方式：Ｆ-—Ｈ···F－—H···Ｆ-—H···←代表氫鍵。氫鍵OOＨHHＨOＨH⑤、說明:氫鍵是一種分子間作用；它比化學(xué)鍵弱得多，但比分子間作用力稍強(qiáng)；是一種較強(qiáng)的分子間作用力。氫鍵：無機(jī)物如NH3,H2O,HF,等.有機(jī)物:乙醇、乙酸、鄰硝基苯酚（分子內(nèi))等.定義：從整個分子看,分子里電荷分布是對稱的(正負(fù)電荷中心能重合）的分子。非極性分子雙原子分子:只含非極性鍵的雙原子分子如:O2、H2、Cl2等。舉例：只含非極性鍵的多原子分子如：O3、P4等分子極性多原子分子:含極性鍵的多原子分子若幾何結(jié)構(gòu)對稱則為非極性分子如：CＯ2、CS２（直線型）、CH4、CCl4(正四周體型）極性分子：定義:從整個分子看，分子里電荷分布是不對稱的（正負(fù)電荷中心不能重合）的。舉例雙原子分子：含極性鍵的雙原子分子如：ＨCｌ、NO、CO等多原子分子：含極性鍵的多原子分子若幾何結(jié)構(gòu)不對稱則為極性分子如:NH３（三角錐型)、H2O(折線型或V型)、H2O2分子化合物的雜化類型及分子構(gòu)型１擬定中心原子A價層電子對數(shù)目。計算時注意：（a)氧族元素（ⅥA族)原子作為配位原子時,可認(rèn)為不提供電子（如氧原子有6個價電子,作為配位原子時，可認(rèn)為它從中心原子接受一對電子達(dá)成8電子結(jié)構(gòu)）,但作為中心原子時,認(rèn)為它提供所有的６個價電子。(ｂ)假如討論的是離子，則應(yīng)加上或減去與離子電荷相應(yīng)的電子數(shù)。如PO43-離子中P原子的價層電子數(shù)應(yīng)加上３，而NH４＋離子中N原子的價層電子數(shù)則應(yīng)減去１。（c)假如價層電子數(shù)出現(xiàn)奇數(shù)電子，可把這個單電子當(dāng)作電子對看待。如NO２分子中N原子有５個價電子，O原子不提供電子。因此中心原子N價層電子總數(shù)為5，當(dāng)作３對電子看待。（d)中心原子孤電子對數(shù)=ｎ(價電子對數(shù)）-m(配位原子數(shù)）。2由價電子對數(shù)擬定空間結(jié)構(gòu)價層電子對數(shù)目電子對的排列方式分子類型孤電子對數(shù)目分子構(gòu)型實例2直線形AＢ20直線形ＢｅH2、BeＣl2、CO2、ＣS23正三角形AB3ＡB201正三角形角形(V形)BF3SO３、CO2-3SnＣl24正四周體AB４

ＡB3AB20

12正四周體形

三角錐形角形(V形）CH4CＣl4SｉＨ4SO４2-NH4+、PＯ４３－NＨ3H2OH2S３由價電子數(shù)目擬定雜化類型中心原子價電子對數(shù)價電子對幾何分布中心原子雜化軌道類型2直線形sｐ3平面三角形ｓｐ24正四周體sｐ３石墨為sp２,金剛石為sｐ3，CO２為sｐ,二氧化硅為sp3。鍵角sp3，１０9°2８‘sp2,1２０°，sp,180°常見分子的鍵角硫化氫：90°水:1０４.5°氨氣：1０７.3°甲烷、ＨＹPEＲLIＮK""\t"_blａｎk＂四氯甲烷、HYPEＲＬＩNＫ"＂＼ｔ"＿ｂｌanｋ"四氟化硅109°２8′二氧化碳、HYPＥRLINK""\t＂_blanｋ"二硫化碳、一氧化碳:１８0°白磷:６0°HYPＥRLINK""\t＂_ｂｌanｋ＂三氟化硼:120°乙烯:１20°乙炔：１8０°苯：120°４等電子原理等電子原理中所講的“電子數(shù)相等”既可以是指總電子數(shù)相等(如ＣＯ和N2,均為14)，也可以是指價電子數(shù)相等(如N2和CN-，均為10）。因而互為等電子體的微粒可以是分子,也可以是離子。注意的是,若按價電子數(shù)相等計數(shù)時,此時價電子總數(shù)涉及重原子(原子序數(shù)≥4)提供的價電子以及輕原子(H、Ｈe、Lｉ)用來與重原子成鍵的電子,如N2和C2H2互為１0電子體,其中,C2H２的總電子數(shù)就涉及兩個Ｈ原子與Ｃ原子形成C－H鍵的電子。此外,等電子原理中所指的“原子數(shù)相等”通常指的是重原子個數(shù)相等；“結(jié)構(gòu)相似”也是針對重原子而言。因此,等電子原理也可以理解為：重原子數(shù)相等,總電子數(shù)相等的分子或離子，重原子的空間構(gòu)型通常具有相似性。運(yùn)用等電子原理預(yù)測分子或離子的空間構(gòu)型時，不能簡樸的認(rèn)為價電子數(shù)相等的兩種微粒即為等電子體,必須注意等電子體用于成鍵的軌道具有相似性。例如ＣO2和SiＯ２,CＯ２為sp,二氧化硅為ｓp3。表2

常見的等電子體及空間構(gòu)型等電子類型常見等電子體空間構(gòu)型２原子10電子2原子1４電子3原子16電子3原子18電子4原子24電子4原子26電子5原子8電子5原子32電子６原子3０電子７原子48電子N２,ＣN－,C２２－,Ｃ2H2,NＯ+F2,O22-，Ｈ2O２,N2H４，C2H６，CH3NH2,NＨ２OH,CH3FCO2，N2O，NCO-，N3-,NＯ2+，SＣN-,HgＣl2,ＢｅCｌ2(g）,O３,SＯ2,NO3－SO3（g),ＣＯ３2-,NO3-，BO3３-，BF3SO32-,ClＯ3－,BｒO3－，IO3－，XeO3ＣH4,ＳｉH4,ＮＨ4+,PH4+,ＢH4-CCl４,SiF4,ＳiO44-,SO4２-，CｌＯ4-Ｃ6H6，N3B3H6(俗稱無機(jī)苯)ＡｌF6３-,SiF62-,ＰＦ6-，SF6直線型直線型直線型折線型平面三角型三角錐型正四周體型正四周體型平面六邊型八面體型非晶體離子晶體①構(gòu)成晶體粒子種類①構(gòu)成晶體粒子種類②粒子之間的互相作用晶體：原子晶體金屬晶體①構(gòu)成微粒:離子②微粒之間的互相作用:離子鍵③舉例:CaＦ2、KNＯ3、CsCl、NaＣl、Na２O等NａCl型晶體：每個Nａ+同時吸引6個Cｌ-離子，每個Cl-同結(jié)構(gòu)特點時吸引6個Nａ+；Na+與Cl-以離子鍵結(jié)合,個數(shù)比為１:1。④微粒空間排列特點：CsCｌ型晶體:每個Cs+同時吸引８個Cl-離子,每個Cl－同時吸引8個Cs+；Ｃs+與Ｃl-以離子鍵結(jié)合,個數(shù)比為1:1。離子晶體：⑤說明:離子晶體中不存在單個分子，化學(xué)式表達(dá)離子個數(shù)比的式子。①、硬度大,難于壓縮,具有較高熔點和沸點;性質(zhì)特點②、離子晶體固態(tài)時一般不導(dǎo)電，但在受熱熔化或溶于水時可以導(dǎo)電；③、溶解性：(參見溶解性表）晶體晶胞中微粒個數(shù)的計算：頂點,占１/8；棱上，占1/４;面心,占1/2;體心,占1①、構(gòu)成微粒:分子結(jié)構(gòu)特點②、微粒之間的互相作用:分子間作用力③、空間排列：(CO2如右圖）分子晶體：④、舉例：ＳO2、S、CO2、Cl2等①、硬度小,熔點和沸點低，分子間作用力越大,熔沸點越高；性質(zhì)特點②、固態(tài)及熔化狀態(tài)時