1、電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來(lái)描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大小所得的圖形叫電子

云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大，電子云密度越大；離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)小，

電子云密度越小.

2、電子層(能層)：根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動(dòng)區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的

電子層.原子由里向外對(duì)應(yīng)的電子層符號(hào)分別為K、L、M、N、O、P、Q.

3、原子軌道(能級(jí)即亞層)：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌

道上運(yùn)動(dòng)，分別用s、仄d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d

軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個(gè)數(shù)依次為I、3、5、7.

能層、能級(jí)、原子軌道之間的關(guān)系

原子軌道的能量關(guān)系是：ns<(n-2)f<(n-1)d<np

5.基態(tài)和激發(fā)態(tài)

①基態(tài)：最低能量狀態(tài)。處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。

②激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)（相對(duì)基態(tài)而言）?；鶓B(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高

能級(jí)時(shí)的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。

③原子光譜：不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時(shí)會(huì)吸收（基態(tài)T激發(fā)態(tài)）和放出（激發(fā)態(tài)一較

低激發(fā)態(tài)或基態(tài)）不同的能量（主要是光能），產(chǎn)生不同的光譜——原子光譜（吸收光譜和

發(fā)射光譜）。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。

6、核外電子排布規(guī)律

（?）能量最低原理：在基態(tài)原子里，電子優(yōu)先排布在能量最低的能級(jí)里，然后排布在能量

漸高的能級(jí)里。

（2）泡利原理：1個(gè)原子軌道里最多只能容納2個(gè)電子，且自旋方向相反。

（3）洪特規(guī)則：電子排布在同一能級(jí)的各個(gè)軌道時(shí)，優(yōu)先占據(jù)不同的軌道，且自旋方向相

同。

（4）洪特規(guī)則的特例:在等價(jià)軌道的全充滿（p6、心、f,4l半充滿（p\全空時(shí)（p°、

d。、P）

s

的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr[Ar]3d4sL2yCu[Ar]34。4sl

能量最低原理表述的是“整個(gè)原子處于能量最低狀態(tài)”，而不是說(shuō)電子填充到能量最低的軌道

中去，泡利原埋和洪特規(guī)則都使',整個(gè)原子處于能量最低狀態(tài)二

（5）（77-1）d能級(jí)上電子數(shù)等于10時(shí)，副族元素的族序數(shù)=〃s能級(jí)電子數(shù)

（6）在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數(shù)為2〃2;最外層不超過(guò)8個(gè)電

子；次外層不超過(guò)18個(gè)電子；倒數(shù)第三層不超過(guò)32個(gè)電子。

元素周期表元素周期律

7.原子的電子層構(gòu)型和周期的劃分原子能層數(shù)==周期數(shù)

8.同周期元素從左到右（除稀有氣體外），元素的金屬性逐漸減,非金屬性逐漸增強(qiáng)。

第一電離能呈增大趨勢(shì)（反常點(diǎn)：HA族〉IIIA族、VA族〉VIA族）。電負(fù)性逐漸增大。

（稀有氣體除外）

10.同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱。第一電離能逐

漸減小。電負(fù)性逐漸減小。

11.原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū)

按電子排布可把周期表里的元素劃分成5個(gè)區(qū)，分別為s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和ds區(qū)，除

ds區(qū)外，區(qū)的名稱來(lái)自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級(jí)的符號(hào)。

外圍電子——價(jià)電子

s與p區(qū)——最外層上的電子

d與ds區(qū)——最高能級(jí)組上的電子

S區(qū):ns1~2P區(qū)：〃s2〃p、6d區(qū)：（/?-】對(duì)~4/~2ds區(qū)：（〃-1對(duì)。/小~

2

12.第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量

叫做第一電離能。常用符號(hào)II表示，單位為kJ/mol。

★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢(shì)（第二、五主族例外，因?yàn)橥鈱与娮优挪?/p>

全滿、半滿時(shí)較相鄰元素要大），稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小；

★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢(shì).

說(shuō)明：

①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢(shì)。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時(shí)較相鄰元

素要大即第IIA族、第VA族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、

②.元素第一電離能的運(yùn)用：

a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證.

b.用來(lái)比較元素的金屬性的強(qiáng)弱.II越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)弱.

13.元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引鍵合電子的能力叫做該元素的電負(fù)性。

14.隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負(fù)性

逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢(shì).

15.電負(fù)性的運(yùn)用：

a.確定元素類型（一般＞1.8,非金屬元素；＜1.8,金屬元素）.

b.確定化學(xué)鍵類型（兩元素電負(fù)性差值＞1.7,離子鍵；＜1.7,共價(jià)鍵）.注意：此為一般情況，

不能說(shuō)絕對(duì)。

c.判斷元素價(jià)態(tài)正負(fù)（電負(fù)性大的為負(fù)價(jià)，小的為正價(jià)）.

d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)（表征原子得電子能力強(qiáng)弱）.

項(xiàng)目同周期（從左一右）同主族（從上T下）

電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)逐漸增多，

原子核外電子排布最外層電子數(shù)相同，電子層數(shù)遞增

1-7（第一周期1—2）

原子半徑逐漸減小（0族除外）逐漸增大

最段）正價(jià)由+1—+7

最高正價(jià)二主族序數(shù)9、F除外），

元素主要化合價(jià)最低負(fù)價(jià)由-4--1

非金屬最低負(fù)價(jià)二主族序數(shù)?8

注意：金屬?zèng)]有負(fù)價(jià)，O、F無(wú)正價(jià)

得電子能力逐漸增強(qiáng)，失電子能力逐漸得電子能力逐漸減弱，失電子能力

原子得、失電子能力

減弱逐漸增強(qiáng)

元素的第一電離能第一電離能呈增大的趨勢(shì)第一電離能逐漸減小

元素的電負(fù)性電負(fù)性逐漸增大電負(fù)性逐漸減＜\

金屬性逐漸減弱金屬性逐漸增強(qiáng)

元素金屬性、非金屬性

非金屬性逐漸增強(qiáng)非金屬性逐漸瘀導(dǎo)

氧化性逐漸增強(qiáng)氧化性逐漸減弱

單質(zhì)氧化性、還原性

還原性逐漸減弱還原性逐漸增強(qiáng)

最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水堿性逐漸減弱堿性逐漸增強(qiáng)

化物的酸堿性酸性逐漸增強(qiáng)酸性逐漸減弱

非金屬氣態(tài)氨化物的

生成由難到易穩(wěn)定性逐漸增強(qiáng)生成由易到難穩(wěn)定性逐漸減弱

穩(wěn)定性

化學(xué)鍵

16.共價(jià)鍵:原子間通過(guò)共用電子對(duì)形成的化學(xué)鍵

運(yùn)用電子云、原子軌道解釋共價(jià)鍵：。鍵(“頭碰頭”重疊)——軸對(duì)稱

兀鍵("肩碰肩’'重疊)——鏡面對(duì)稱

判斷：共價(jià)單鍵——a鍵共價(jià)雙鍵一一個(gè)o鍵一個(gè)兀鍵共價(jià)三鍵——一個(gè)o鍵兩個(gè)

兀鍵

17.共價(jià)鍵類型：

(1)。鍵和兀鍵

。鍵兀鍵

成鍵方向沿鍵軸方向''頭碰頭"平行或“肩并肩”

電子云形狀軸對(duì)稱鏡像對(duì)稱

牢固程度強(qiáng)度大,不易斷裂強(qiáng)度小,易斷裂

成鍵判斷規(guī)律單鍵是。鍵；雙鍵有一個(gè)是Q鍵，另一個(gè)是H鍵；三鍵中一個(gè)是。

鍵，另兩個(gè)為兀鍵。

(2)極性鍵和非極性鍵

非極性鍵極性鍵

定義由同種元素的原子形成由不同種元素的原子形成的共價(jià)鍵，

的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)不共用電子對(duì)發(fā)生偏移

發(fā)生偏移

原子吸引電子能力相同不同

共用電子對(duì)彳源不偏向任何一方偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子一方

成鍵原子的電性判斷依據(jù)不顯電性顯電性

舉例單質(zhì)分子(如此、Ch)氣態(tài)氫化物，非金屬氧化物、酸根和

和某些化合物(如Na2O2.氫氧根中都含有極性鍵

H2O2)中含有非極性鍵

(3)配位鍵：一類特殊的共價(jià)鍵，一個(gè)原子提供空軌道，另一個(gè)原子提供一對(duì)電子所形成

的共價(jià)鍵。

①配位化合物：金屬離子與配位體之間通過(guò)配位健形成的化合物。如：Cu(H2O)4SO4.

CU(NH3)4(OH)2.Ag(NH3)>OH、Fe(SCN)3等。

②配位化合物的組成：

配合物的組成內(nèi)界外界

配離子

中心原子配位體配位數(shù)

18、共價(jià)鍵的三個(gè)鍵參數(shù)

概念對(duì)分子的影響

鍵長(zhǎng)分子中兩個(gè)成鍵原子核間距離(米)鍵長(zhǎng)越短，化學(xué)鍵越強(qiáng)，形成的分子越穩(wěn)定

鍵能對(duì)于氣態(tài)雙原子分子AB,拆開鍵能越大，化學(xué)鍵越強(qiáng)，越牢固，形成的分

ImolA-B鍵所需的能量子越穩(wěn)定

鍵角鍵與鍵之間的夾角鍵角決定分子空間構(gòu)型

共價(jià)鍵的鍵能與化學(xué)反應(yīng)熱的關(guān)系:反應(yīng)熱:所有反應(yīng)物鍵能總和-所有生成物鍵能總和

注意：AH計(jì)算的三種表達(dá)式：(有“鍵”反應(yīng)物減生成物,無(wú)'?鍵”生成物減反應(yīng)物)

(1)AH:化學(xué)鍵斷裂所吸收的總能量一化學(xué)鍵生成所釋放的總能量

⑵AH二生成的總能量-反應(yīng)物的總能量

⑶AH二反應(yīng)物的鍵能之和-生成物的鍵能之和

分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

19.等電子原理

原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，許多性質(zhì)相似，此原理稱為

等電子原理。

(1)判斷方法：微粒所含原子數(shù)目相同；微粒所含價(jià)電子數(shù)目相同；微粒中原子的空間排

歹」方式相同。(等電子的推斷常用轉(zhuǎn)換;去，如-或

ICO2-CO4-O-N2+O-N2O-N2+N--N3

SO2=O+O2=O3=N-+O2=NO2)

(2)應(yīng)用：利用等電子體的性質(zhì)相似,空間構(gòu)型相同,可運(yùn)用來(lái)預(yù)測(cè)分子空間的構(gòu)型和性

質(zhì)。

20.價(jià)電子互斥理論：

AB“型分子(離子)中中心原子A周圍的價(jià)電子對(duì)的幾何構(gòu)型，主要取決干價(jià)電子對(duì)數(shù)(n),

價(jià)電子對(duì)盡量遠(yuǎn)離，使它們之間斥力最小。

n234

直線千?三角彩地布

1801，12109.3P

空

種

用I

7s

21.雜化軌道理論

①能量相近的原子軌道才能參與雜化。

②雜化后的軌道一頭大，一頭小，電子云密度大的一端與成鍵原子的原子軌道沿鍵軸方向重

疊，形成C鍵；由于雜化后原子軌道重疊更大，形成的共價(jià)鍵比原有原子軌道形成的共價(jià)鍵

穩(wěn)定。

③雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個(gè)sp3雜化軌道占有1個(gè)S軌道、3個(gè)p軌道。

④雜化軌道總數(shù)等于參與雜化的原子軌道數(shù)目之和。

22.分子空間構(gòu)型、中心原子雜化類型和分子極性的關(guān)系

分子（離子）中心原子價(jià)電雜化類VSEPR分子空間構(gòu)鍵角分子的極性

模型

子對(duì)型型

2180°

CO2SP直線直線形非

SO23Sp?平面三角V字形105°極

卬3

3平面三角V字形—極

H2O.0F2、

HCN2sp直線直線形180°極

4Sp，

NH3正四面體三角錐形107018，極

SP?

BF3、SO33平面三角平面三角形120°非

*4Sp'正四面體三角錐形107"18'—

4Sp'

CH』、CCI4正四面體正四面體形109028,非

+4sp'r

NH4正四面體正四面體形l()9°28非

2—

HCHO、COCh3sp平面三角平面三角形極

23.分子間作用力和化學(xué)艇的比較

化學(xué)鍵分子間作用力

概念相鄰原子間強(qiáng)烈的相互作用分子間微弱的相互作用

范圍分子內(nèi)或某些晶體內(nèi)分子間

能量鍵能一般為120~800kJmol-1蛇幾到幾十kJmol_1

性質(zhì)影響主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)（穩(wěn)定性）主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)（熔沸點(diǎn)）

24.范德華力與氫鍵的比較

范德華力氫鍵

概念物質(zhì)分子間存在的微弱相互作用分子間(內(nèi))電負(fù)性較大的成鍵原子

通過(guò)H原子而形成的靜電作用

存在范圍分子間分子中含有與H原子相結(jié)合的原子半

徑小、電負(fù)性大、有孤對(duì)電子的F、0、

N原子

強(qiáng)度比較比化學(xué)鍵弱得多比化學(xué)鍵弱得多，比范德華力稍強(qiáng)

影響因素隨分子極性和相對(duì)分子質(zhì)量的增大而

增大

性質(zhì)影響隨范德華力的增大，物質(zhì)的熔沸點(diǎn)升分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點(diǎn)升高硬度增

高、溶解度增大大、水中溶解度增大；分子內(nèi)氫鍵使

物質(zhì)熔沸點(diǎn)降低、硬度減小

25.極性分子和非極性分子

(?)非極性分子：整個(gè)分子里電荷的分布是對(duì)稱的。

如：①只由非極性鍵構(gòu)成的同種元素的雙原子分子：H2、。2、N2等；②只由極性鍵構(gòu)成，

空間構(gòu)型對(duì)稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4.CC14等；③極性鍵非極性鍵都有的：

CH?:CH?、CH=CH、

(2)極性分子：整個(gè)分子電荷分布不對(duì)稱。

如：①不同元素的雙原子分子如：HC1,HF等。②折線型分子，如H2OXH2S等。③三角

錐形分子如NH3等。

分子極性的判斷：分子的極性由共價(jià)鍵的極性及分子的空間構(gòu)型兩個(gè)方面共同決定.

方法a.：ABn型分子A的化合價(jià)=人的族序數(shù)b.中心原子沒有孤電子對(duì)

注：8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的判斷化合價(jià)+族序數(shù)=8

26.相似相溶原理

①相似相溶原理：極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。

②相似相溶原理的適用范圍「相似相溶中相似”指的是分子的極性相似。

③如果存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無(wú)氫鍵相互作

用的溶質(zhì)在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

27.手性分子

①手性分子：具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，

卻在三維空間里不能重疊，互稱手性異構(gòu)體（又稱對(duì)映異構(gòu)體、光學(xué)異構(gòu)體）。含有手性異

構(gòu)體的分子叫做手性分子。

②手性分子的判斷方法：判斷一種有機(jī)物是否具有手性異構(gòu)體，可以看其含有的碳原子是否

連有四個(gè)不同的原子或原子團(tuán)，符合上述條件的碳原子叫做手性碳原子。手性碳原子必須是

飽和碳原子,飽和碳原子所連有的原子和原子團(tuán)必須不同。

28.無(wú)機(jī)含氧酸分子的酸性

①酸的元數(shù)二酸中羥基上的氫原子數(shù)不一定等于酸中的氫原子數(shù)（有的酸中有些氫原子不

是連在氧原子上）

②含氧酸可表示為：（HO）mROn,酸的強(qiáng)度與酸中的非羥基氧原子數(shù)n有關(guān)，n越大，酸性

越強(qiáng)。n=0弱酸n=lQ強(qiáng)酸n=2強(qiáng)酸n=3超強(qiáng)酸。

晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)

29.

類型

離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體

比較

構(gòu)成晶體微粒陰、陽(yáng)離子原子分子金屬陽(yáng)離子、自由電

子

形成晶體作用力離子鍵共價(jià)鍵范德華力微粒間的靜電作用

熔沸點(diǎn)較高很高低有高、有低

硬度硬大小有高、有低

導(dǎo)電性不良（熔融或水溶絕緣、半不良良導(dǎo)體

物理性質(zhì)

液中導(dǎo)電）導(dǎo)體

傳熱性不良不良不良良

延展性不良不良不良良

溶解性易溶于極性溶劑，不溶于任極性分子易溶一般不溶于溶劑，鈉

難溶于有機(jī)溶劑何溶劑于極性溶劑；非WRT

極性分子易溶與水、醇類、酸類反

于非極性溶劑應(yīng)

中

典型實(shí)例NaOH、NaCI金剛石P.、干冰、硫鈉、鋁、鐵

30.典型晶體的結(jié)構(gòu)特征

離子晶體。晶胞中每個(gè)Na+周圍吸引著6個(gè)。一，這些C1一構(gòu)成的幾何圖形是正八面體，每

個(gè)C1-周圍吸引著6個(gè)Na+,Na\Cl-個(gè)數(shù)比為1：1,每個(gè)Na卡與12個(gè)Na噂距離相鄰,

每個(gè)氯化鈉晶胞含有4個(gè)Na+和4個(gè)C1二

(2)CsCl

離子晶體。晶胞中每個(gè)CL（或Cs+）周圍與之最接近且距離相等的Cs+（或C「）共有8

個(gè)，這幾個(gè)Cs+（或CL）在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為立方體，在每個(gè)Cs+周圍距離相等且最

近的Cs+共有6個(gè)，這幾個(gè)Cs+在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為正八面體，一個(gè)氯化氈晶胞含有1

個(gè)Cs+和1個(gè)CL。

(3)金剛石(空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu))

原子晶體。晶體中每個(gè)C原子和4個(gè)C原子形成4個(gè)共價(jià)鍵，成為正四面體結(jié)構(gòu),C原子與

碳碳鍵個(gè)數(shù)比為1：2,最小環(huán)由6個(gè)C原子組成，每個(gè)C原子被12個(gè)最小環(huán)所共用；每

個(gè)最小環(huán)含有1/2個(gè)C原子。

(4)SiO2

原子晶體。晶體中每個(gè)Si原子周圍吸引著4個(gè)O原子,每個(gè)。原子周圍吸引著2個(gè)Si原

子，Si、0原子個(gè)數(shù)比為1：2,Si原子與Si-O鍵個(gè)數(shù)比為1:4,0原子與Si-O鍵個(gè)數(shù)

比為1：2,最小環(huán)由12個(gè)原子組成。

(5)干冰

分子晶體。晶胞中每個(gè)CO?分子周圍最近且等距離的CO?有12個(gè)。1個(gè)晶胞中含有4個(gè)CO2.

(6)石墨

過(guò)渡性晶體。是分層的平面網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，層內(nèi)C原子以共價(jià)鍵與周圍的3個(gè)C原子結(jié)合，層

間為范德華力。晶體中每個(gè)C原子被3個(gè)六邊形共用，平均每個(gè)環(huán)占有2個(gè)碳原子。晶體中

碳原子數(shù)、碳環(huán)數(shù)和碳碳單鍵數(shù)之比為2：3。

■

干冰的結(jié)構(gòu)模型（晶胞）冰的結(jié)構(gòu)模型

（7）金屬晶體

金屬P。（針）是簡(jiǎn)單立方堆積，原子的配位數(shù)為6,一個(gè)晶胞中含有1個(gè)原子。

金屬Na、K、CRM。（鋁）、W等是體心立方堆積，原子的配位數(shù)為8,一個(gè)晶胞中含有

2個(gè)原子。

金屬M(fèi)g、Zn、Ti等金屬是六方最密堆積，原子的配位數(shù)為12,一個(gè)晶胞中含有2個(gè)原子。

金屬Au、Ag、Cu、Ai等是面心立方最密堆積，原子的配位數(shù)為12,一個(gè)晶胞含4個(gè)原子。

堆積方式

面心立方堆積

如金、銀、銅、鉛等

維

空

間

六方堆積

如鎂、鋅、鈦等

31.物質(zhì)熔沸點(diǎn)高低的判斷

（1）不同類晶體：一般情況下，原子晶體）離子晶體〉分子晶體

（2）同種類型晶體：構(gòu)成晶體質(zhì)點(diǎn)間的作用力大，則熔沸點(diǎn)高，反之則小。

①離子晶體：結(jié)構(gòu)相似且化學(xué)式中各離子個(gè)數(shù)比相同的離子晶體中離子半徑?。ɑ蜿?、陽(yáng)離

子半徑之和越小的）,鍵能越強(qiáng)的,熔、沸點(diǎn)就越高。如NaCkNaBr、Nai；Na。、KCI、

RbCl等的熔、沸點(diǎn)依次降低。離子所帶電荷大的熔點(diǎn)較高。如：MgO熔點(diǎn)高于NaCl。

②分子晶體：在組成結(jié)構(gòu)均相似的分子晶體中，式量大的，分子間作用力就大，熔點(diǎn)也高。

如：Fz、CE、b和HC1、HBr、HI等均隨式量增大。熔、沸點(diǎn)升高。但結(jié)構(gòu)相似的分

子晶體，有氫鍵存在熔、沸點(diǎn)較高。

③原子晶體：在原子晶體中，只要成鍵原子半徑小，鍵能大的，熔點(diǎn)就高。如金剛石、金剛

砂（碳化硅）、晶體硅的熔、沸點(diǎn)逐漸降低。

④金屬晶體：在元素周期表中，主族數(shù)越大，金屬原子半徑越小，其熔、沸點(diǎn)也就越高。如

IHA的Al,IIA的Mg,IA的Na,熔、沸點(diǎn)就依次降低。而在同一主族中，金屬原子半徑

越小的，其熔沸點(diǎn)越高。

32.分子的立體結(jié)構(gòu)

ABn型分子價(jià)層電子對(duì)=成鍵電子對(duì)+孤對(duì)電子對(duì)=n+(A族序數(shù)電荷數(shù)-nB的化合價(jià))

其中孤電子對(duì)計(jì)算方法：

中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)二;m-助)。

〃為中心原子的價(jià)電子數(shù)，對(duì)于主族元素來(lái)說(shuō)，價(jià)電子數(shù)等于原子的最外層電子數(shù)；(若為

離子，離子所帶電荷數(shù)與a有關(guān)。即“陰力口陽(yáng)減)

x為與中心原子結(jié)合的原子數(shù)；

b為與中心原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù)，氫為I,其他原子等于“8-該原子的價(jià)電

子數(shù)，

例如，S02的中心原子為S,S的價(jià)電子數(shù)為a即S的最外層電子數(shù)為6),則〃=6；與中心

原子S結(jié)合的O的個(gè)數(shù)為2,則X=2；與中心原子結(jié)合的0最多能接受的電子數(shù)為2,則8

=2。所以，S02中的中心原子S上的孤電子對(duì)數(shù)二1x(6-2x2)=1。

SO42-：中心原子S上的孤電子對(duì)數(shù)(2+6-2X4)=0

33.晶體結(jié)構(gòu)的相關(guān)計(jì)算

a.晶胞質(zhì)量=晶胞占有的微粒的質(zhì)量=晶胞占有的微粒數(shù)x技。

b.晶體的空間利用率二晶胞中微粒的總體枳*100%

品胞體積

c.金屬晶體中體心立方堆積、面心立方堆積中的幾組公式(設(shè)棱長(zhǎng)為〃)

(1)面對(duì)角線長(zhǎng)=也

(2)體對(duì)角線長(zhǎng)二

(3)體心立方堆積4r=小a"為原子半徑)。

(4)面心立方堆積4r=為原子半徑)。

d.晶體微粒與M、〃之間的關(guān)系

若1個(gè)晶胞中含有x個(gè)微粒，則1mol晶胞中含有xmol微粒，其質(zhì)量為xMg（M為微粒的

相對(duì)“分子”質(zhì)量）；I個(gè)晶胞的質(zhì)量為〃/g（〃為晶胞的體積，p為晶胞的密度），則1mol晶

胞的質(zhì)量為詞NAg,因此有xM=pa^N\o

34.離子鍵、共價(jià)鍵、金屬鍵和分子間作用力的比較

共價(jià)鍵分子間作用力

離子鍵金屬鍵

m限性極性配位鍵范德華力氫鍵

鍵健

已經(jīng)與電

負(fù)性大的

陰、陽(yáng)金屬陽(yáng)離

概原子間通過(guò)共用電子對(duì)形分子間普遍存原子形成

離子間子和自由

念成的相互作用在的一種作用共價(jià)鍵的

的靜電電子之間

力氫原子與

作用的強(qiáng)烈相

另一電負(fù)

互作用

性很大的

相鄰原子

之間的靜

電作用

不同

種非

金屬具有空

原子軌道的

作陰離子同種非金屬陽(yáng)