專題01物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

考點(diǎn)導(dǎo)圖

r能層與能級(jí)

「基態(tài)

-基態(tài)與激維原子光譜——激發(fā)^

I原子光譜

「構(gòu)造原理

原子結(jié)構(gòu)構(gòu)造原理與電子^布式

電并廂式

r電子云

-電子云與軌道

子工原子軌道

結(jié)

「電子自旋^

構(gòu)

-電召布的軌躡示式

與褥嫄理、洪特規(guī)則、能量E

最低原理

元-洪特規(guī)則

素,能量最低原理

性

質(zhì)r元素周期表一［示意圖

原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)卜一原子半徑

r第一m離能

I元素周期律_一電離能工周期性變化

rXEX

L電負(fù)性-X

L變化趨勢(shì)——規(guī)律

定義

離子鍵

-分類

r化學(xué)鍵-

配位鍵

r蹦

L鍵參數(shù)--鍵長(zhǎng)

「內(nèi)部-L鍵角

等電子原理

立體構(gòu)型分類

VSEPR價(jià)層電子對(duì)互

構(gòu)型理論--

L斥理論

r緣由

L雜化軌道--定義

L限制

微

粒r范德華力/分子間作用力—單位

間一間一r定義

相-詼

氫鍵-

互L

飽和性

作

用方向性

與L比較一化學(xué)鍵〉氫鍵〉范德華力

物

質(zhì)r極性

性

-范德華力影晌下的熔沸點(diǎn)

質(zhì)

-氫鍵影響下的溶解度

性質(zhì)卜_氫鍵影響下的沸點(diǎn)

-相似相溶

-手性

［極性影響下無(wú)機(jī)含氧酸分子的酸性

r體心立方晶胞

-面心立方晶胞

離子：等距最近異種電

--配瞰

荷離子數(shù)

―確定化學(xué)式—確定數(shù)目比推化學(xué)式

L粒子空間利用率

物理性質(zhì)

r分子晶體

結(jié)構(gòu)特點(diǎn)

不同

物理性質(zhì)

獻(xiàn)-共價(jià)晶體

狀態(tài)結(jié)構(gòu)特點(diǎn)

的物金屬原子

質(zhì)性晶體結(jié)構(gòu)模型

物理性質(zhì)

質(zhì)-金屬晶體

電子氣理論

結(jié)構(gòu)特點(diǎn)

物理性質(zhì)

I離子晶體

結(jié)構(gòu)特點(diǎn)

液晶、納米材料與超分子

考點(diǎn)梳理

?考點(diǎn)01原子結(jié)構(gòu)模型

1.原子結(jié)構(gòu)模型的演變

理論近代原子學(xué)說(shuō)葡萄干面包原子模型核式原子模型軌道原子模型

—

提出者————

依據(jù)元素化合時(shí)質(zhì)量比發(fā)現(xiàn)電子a粒子散射實(shí)驗(yàn)氫原子光譜現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)

2.原子核夕、電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)

（1）描述電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的四個(gè)要素

電子層電子亞層原子軌道電子的自旋

伸展方向相同——S:一個(gè)軌道p：一個(gè)軌有一種不同狀態(tài)，

K、L、M、N、

s：1個(gè)P：____個(gè)d：____個(gè)f：7個(gè)道d：一個(gè)軌道f：—用“—”、“—”表示

O、P

個(gè)軌道

（2）電子層、原子軌道與最多容納電子數(shù)的關(guān)系

電子層1234...n

符號(hào)KLMN......—

原子軌道類型SSP-------......—

最多容納226-......—

層

電子數(shù)28一一......2

?考點(diǎn)02原子核外的電子排布

1.原子核外電子排布三原理

能量最低原子核外電子盡可能占有能量—的軌道，然后依次進(jìn)入能量—的軌道，這樣使整個(gè)原子處于最

原理—的能量狀態(tài)。

泡利原理1個(gè)原子軌道里最多容納一個(gè)電子，且自旋方向—。

電子在能量相同的各個(gè)軌道上排布時(shí)，電子盡可能分占—的原子軌道，且自旋方向—。

洪特規(guī)則

特例:若S、P、d軌道上全空（P。、d。、F）、半滿（p3、d\f7）或全滿（p6、dl。、fl4）,則結(jié)構(gòu)較穩(wěn)定！

2.核外電子排布的表示方法的比較

原子（核素）含義在元素符號(hào)的左下方標(biāo)明質(zhì)子數(shù)、左上方標(biāo)明質(zhì)量數(shù)的一種圖示即為原子符號(hào)

符號(hào)實(shí)例妒0

化學(xué)中常在元素符號(hào)周圍用“?”或“X”來(lái)表示元素原子的最外層電子，相應(yīng)的式子叫做

電子式含義

電子式

實(shí)例.P.K..S.

含義將每個(gè)能層上的電子總數(shù)表示在原子核外的式子

原子（離子）

結(jié)構(gòu)示意

實(shí)例AlH-129283S2-kl6^288

圖

電子排布含義用數(shù)字在能級(jí)符號(hào)右上角標(biāo)明該能級(jí)上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式

式實(shí)例K：Is22s22P63s23P64sl

為了避免電子排布式書寫過(guò)于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體原子結(jié)構(gòu)的部分以相

簡(jiǎn)化電子含義

應(yīng)稀有氣體元素符號(hào)外加方括號(hào)表示

排布式

實(shí)例K：[AH4sl

價(jià)電子含義主族元素的價(jià)層電子指最外層電子，價(jià)層電子排布式即最外層電子排布式

排布式實(shí)例Al：3s23Pl

含義每個(gè)方框代表一個(gè)原子軌道，每個(gè)箭頭代表一個(gè)電子

電子排

AIIs2s2p3s3p

布圖實(shí)例-OOt|tM

?考點(diǎn)03核外電子排布與元素周期表

1.原子核外電子排布與周期的劃分

外圍電子排布

周期各周期增加的能級(jí)元素種類

第IA族。族最外層最多容納電子數(shù)

—■1

1s——21s2

二1

2s—82s、2p8

三1

3s—83s、3p8

1

四4s—84s、3d、4p18

五5s1—85s、4d、5p18

六6s1—86s>4f、5d>6p32

七7s1—87s>5f、6d>7p32

2.核外電子排布與族的關(guān)系

①價(jià)電子：主族元素的價(jià)電子為該元素原子的最外層電子。如堿金屬元素原子的價(jià)電子排布為ns%副族元

素的價(jià)電子與其最外層電子和次外層電子有關(guān)（鐲系、鋼系元素還與次次外層的f電子有關(guān)）。如鐵元素的價(jià)

電子排布式為3d64s2。

②主族元素的族序數(shù)=原子的最外層電子數(shù)。同主族元素原子的價(jià)電子排布相同，價(jià)電子全部排布在ns或

nsnp能級(jí)上。

主族序數(shù)IAIIAIIIAIVAVAVIAVHA

12222425

價(jià)電子構(gòu)型nsns幾s2〃plnsnpaS2〃p3nsnpnsnp

③稀有氣體元素的價(jià)電子排布為ns2wp6（He為Is2）o

④過(guò)渡元素（副族和第vm族）同一縱列原子的價(jià)電子排布基本相同。

族序數(shù)IIIBIVBVHB

價(jià)電子構(gòu)型5-l)d5s2(n-l)d2ns2(n-l)d5ns2

族序數(shù)V1DIBIIB

價(jià)電子構(gòu)型(n-l)dfiSns2(n-l)d10ns2

第OB族-VDB族可失去ws和5-l）d能級(jí)上的全部電子，最高正價(jià)數(shù)=族序數(shù)。

第VDI族可失去最外層的s電子和次外層的部分（”-l）d電子，其最高正價(jià)一般低于族序數(shù)（8）,只有Ru和0s

可表現(xiàn)出+8價(jià)。

第IB族可失去“s電子和部分（"-l）d電子，所以第IB族的族數(shù)〈最高正價(jià)，第HB族只失去儂2電子，第

IIB族的族序數(shù)=其最高正價(jià)。

?考點(diǎn)04原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)

/VWWVWWWWWWWWWWWWWWWWWWWWWWWWWVWWWWWWW

1.原子半徑

（1）影響原子半徑大小的因素：和o

（2）影響方式：

注：因?yàn)橄∮袣怏w元素與其他元素的原子半徑的判定依據(jù)不同，一般不將其原子半徑與其他原子的半徑相

比較。

（3）微粒半徑大小比較

范圍微粒半徑的變化舉例

同周期（0族除外）原子或離子半徑從左到到右逐漸—Na>Mg>Al

同主族原子或離子半徑從上而下依次—Li<Na<K；Li+<Na+<K+

同元素①原子半徑比其陽(yáng)離子半徑—H+<H<H"

②原子半徑比其陰離子半徑—

電子層結(jié)構(gòu)相同離子其核電荷數(shù)越大，離子半徑—Al3+<Mg2+<Na+<F-<O2-

既不在同周期找與一種元素在同周期、與另一種元素在如比較F、Na的原子半徑，找C1或Li

又不在同主族同主族的元素作參照物作參照物：FCCIVNa或F<Li<Na

2.電離能與電負(fù)性

同周期從左到右，第一電離能有逐漸—的趨勢(shì)，稀有氣體的第一電離能最—

遞變性

同主族從上到下，第一電離能有逐漸—的趨勢(shì)。

電離能①判斷元素金屬性的強(qiáng)弱：電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強(qiáng)；反之越弱

應(yīng)用②判斷元素的化合價(jià)：如果某元素的則該元素的常見化合價(jià)為+〃，如鈉元素

h?/i,所以鈉元素的化合價(jià)為+1

同周期從左到右，主族元素電負(fù)性逐漸—

遞變性

同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)—的趨勢(shì)

電負(fù)性①判斷金屬性懷非金屬性強(qiáng)弱：金屬的電負(fù)性通常小于_

應(yīng)用②判斷元素在化合物中的價(jià)態(tài)：電負(fù)性大者顯—價(jià)

③判斷化學(xué)鍵類型：兩元素的電負(fù)性差值大于—為離子鍵

3.主族元素的周期性變化規(guī)律

項(xiàng)目同周期（左一右）同主族（上T下）

核電荷數(shù)逐漸—逐漸—

原電子層數(shù)—逐漸—

子原子半徑逐漸—逐漸—

結(jié)陽(yáng)離子逐漸—

構(gòu)離子半徑陰離子逐漸—逐漸____

廠（陰離子）>"（陽(yáng)離子）

最高正化合價(jià)由+l—+7（O、F相同，最高正化合價(jià)=主

化合價(jià)

除外）負(fù)化合價(jià)=—（8—主族序數(shù)）族序數(shù)9、F除外）

元素的金屬性和非金金屬性逐漸____金屬性逐漸____

性屬性非金屬性逐漸—非金屬性逐漸—

質(zhì)第一電離能有逐漸—的趨勢(shì)逐漸____

電負(fù)性逐漸____逐漸____

離子的氧化性、還原陽(yáng)離子氧化性逐漸—陽(yáng)離子氧化性逐漸____

性陰離子還原性逐漸—陰離子還原性逐漸—

氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性逐漸—逐漸—

最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的堿性逐漸____堿性逐漸—

水化物的酸堿性酸性逐漸____酸性逐漸____

?考點(diǎn)05共價(jià)鍵模型

1.共價(jià)鍵的形成與性質(zhì)

(1)特征

特征概念作用存在情況

每個(gè)原子所能形成的共價(jià)鍵的總數(shù)或以單鍵連飽和性決定了分子所有的共價(jià)鍵都

—性

接的原子數(shù)目是一定的的組成具有飽和性

在形成共價(jià)鍵時(shí)，原子軌道重疊的越多，電子在方向性決定了分子并不是所有共價(jià)

核間出現(xiàn)的概率越大，所形成的共價(jià)鍵就越牢的空間結(jié)構(gòu)鍵都具有方向性

—性

固，因此共價(jià)鍵將盡可能沿著電子出現(xiàn)概率最大

的方向形成，所以共價(jià)鍵具有方向性

(2)形成條件：通常電負(fù)性相同或差值較小的非金屬元素原子之間形成共價(jià)鍵，大多數(shù)電負(fù)性之差小于1.7

的金屬與非金屬原子之間形成共價(jià)鍵。

(3)類型(按成鍵原子的原子軌道重疊方式分類)

①◎鍵

形成由成鍵原子的S軌道或p軌道重疊形成

?)=>處u>應(yīng)》

S—S型

H—H的s-so■鍵的形成

HClHClHC1

O0QOO=COD■=>CjQ

類型S—p型

H—Cl的S-p(T鍵的形成

ClClClClCh

p-p型CO==OO=>OCOO—O

Cl—Cl的p-pCT鍵的形成

以形成化學(xué)鍵的兩原子核的連線為軸做旋轉(zhuǎn)操作，共價(jià)鍵的電子云的圖形不變，這

特征

種特征稱為軸對(duì)稱

②兀鍵

形成由兩個(gè)原子的P軌道“肩并肩”重疊形成

p-p兀鍵

p-p1T鍵的形成

兀鍵的電子云形狀與C鍵的電子云形狀有明顯差別：每個(gè)兀鍵的電子云由兩塊

特征組成，它們互為鏡像，這種特征稱為鏡面對(duì)稱；兀鍵不能旋轉(zhuǎn)；不如。鍵牢固，

較易斷裂

③判斷◎鍵、兀鍵的一般規(guī)律

共價(jià)單鍵為—鍵；共價(jià)雙鍵中有一個(gè)—鍵，另一個(gè)是—鍵；共價(jià)三鍵由一個(gè)—鍵和兩個(gè)—鍵構(gòu)成。

2.極性鍵和非極性鍵

非極性鍵極性鍵

由同種元素的原子形成的共價(jià)鍵，共用由不同種元素的原子形成的共價(jià)鍵,共

定義

電子對(duì)______偏移用電子對(duì)________

原子吸引電子能力相同不同

共用電子對(duì)位置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)____電性一電性

單質(zhì)分子（如H2、C12）和某些化合物（如氣態(tài)氫化物，非金屬氧化物、酸根和氫

舉例

Na2O2>H2O2）中含有非極性鍵氧根中都含有極性鍵

3.共價(jià)鍵的鍵參數(shù)一表現(xiàn)化學(xué)鍵性質(zhì)的物理量

（1）鍵能：氣態(tài)分子中1mol化學(xué)鍵解離成氣態(tài)原子所吸收的能量。鍵能通常是298.15K、100kPa條件下

的標(biāo)準(zhǔn)值，單位是kJ.moPi,共價(jià)鍵的鍵能越大，共價(jià)鍵就越不容易—,成鍵原子間的結(jié)合就越牢固。

結(jié)構(gòu)相似的分子，鍵能越大，分子越—。

（2）鍵長(zhǎng)：構(gòu)成化學(xué)鍵的兩個(gè)原子的核間距，因此原子半徑?jīng)Q定共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)，原子半徑越小，共價(jià)鍵的

鍵長(zhǎng)就越短；共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)越短，往往鍵能越大，表明共價(jià)鍵越穩(wěn)定，分子越穩(wěn)定。

【微點(diǎn)撥】鍵能比較方法：鍵能看鍵長(zhǎng)，鍵長(zhǎng)看半徑。原子半徑越短，鍵長(zhǎng)越短，鍵能也就越大。

（3）鍵角：在多原子分子中，兩個(gè)相鄰共價(jià)鍵之間的夾角。鍵角可以確定分子內(nèi)的原子在空間的相對(duì)位置,

從而判斷分子的空間構(gòu)型。

（4）鍵參數(shù)對(duì)分子性質(zhì)的影響:

廠鍵能胃決定

分子的穩(wěn)定性一

鍵螃分子的性質(zhì)

事一鍵長(zhǎng)決定

分子的空間構(gòu)型,

一鍵角一

?考點(diǎn)06共價(jià)鍵與分子的結(jié)構(gòu)

1.雜化軌道理論

（1）雜化軌道理論要點(diǎn)：中心原子上若干不同類型（主要是s、p軌道）、能量相近的原子軌道混合起來(lái)，重

新組合成同等數(shù)目、能量完全相同的新軌道

(2)雜化軌道的類型

13

①Sp3雜化：Sp3雜化軌道是由1個(gè)WS軌道和3個(gè)叩軌道雜化而成，每個(gè)Sp3雜化軌道都含有不和麗的成分,

sp3雜化軌道間的夾角為109。28，，空間結(jié)構(gòu)為正四面體形。如，CH4、CF4、CC14

②sp2雜化：sp2雜化軌道是由1個(gè)“S軌道和2個(gè)“P軌道雜化而成的，每個(gè)sp2雜化軌道含有示和方成分,

sp2雜化軌道間的夾角都是120。，呈平面三角形。如，BF3

③sp雜化：sp雜化軌道是由1個(gè)ns軌道和1個(gè)np軌道雜化而成的，每個(gè)sp雜化軌道含有5s和小的成分,

sp雜化軌道間的夾角為180。，呈直線形。如，BeCh

【微點(diǎn)撥】

①sp?雜化后，未參與雜化的一個(gè)”p軌道可以用于形成兀鍵，如：乙烯分子中的C=C鍵的形成

②sp雜化后，未參與雜化的兩個(gè)叩軌道可以用于形成兀鍵，如：乙快分子中的C三C鍵的形成

(3)判斷中心原子雜化軌道類型的方法

雜化軌道只能用于形成◎鍵或者用來(lái)容納未參與成鍵的孤電子對(duì)，而兩個(gè)原子之間只能形成一個(gè)0鍵，故

有下列關(guān)系：雜化軌道數(shù)目=價(jià)層電子對(duì)數(shù)目=。鍵電子對(duì)數(shù)目+中心原子的孤電子對(duì)數(shù)目，再由雜化軌

道數(shù)目確定雜化類型

①根據(jù)中心原子價(jià)層電子對(duì)數(shù)（雜化軌道數(shù)目）判斷：雜化軌道數(shù)=價(jià)層電子對(duì)數(shù)F鍵電子對(duì)數(shù)十孤電子對(duì)

數(shù)

價(jià)層電子對(duì)數(shù)雜化類型雜化軌道數(shù)目雜化軌道間夾角空間結(jié)構(gòu)實(shí)例

4Sp3雜化4109°28rCH

—4

3Spz雜化3120°

—BF3

22180°BeCh

sp雜化—

②有多個(gè)中心原子時(shí)，則根據(jù)：“雜化軌道數(shù)=價(jià)層電子對(duì)數(shù)R鍵電子對(duì)數(shù)十孤電子對(duì)數(shù)”來(lái)判斷

如：三聚家胺分子的結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)式如圖所示，分析氮原子、碳原子的雜化類型

雜化價(jià)層電◎鍵電孤電孤電子對(duì)數(shù)

類型子對(duì)數(shù)子對(duì)數(shù)子對(duì)數(shù)確定方法

①號(hào)氮原子3

sp431氮原子最外層有5個(gè)電子，形成了3

②號(hào)氮原子sp2321對(duì)共用電子對(duì)，則有一對(duì)孤對(duì)電子

碳原子最外層4個(gè)電子，形成了4對(duì)

③號(hào)碳原子sp2330

共用電子對(duì)，所以碳上無(wú)孤對(duì)電子

③有機(jī)物分子中碳原子雜化類型的判斷方法

飽和碳原子均采取Sp3雜化；連接雙鍵的碳原子均采取Sp2雜化；連接三鍵的碳原子均采取SP雜化

2.價(jià)層電子對(duì)互斥模型

（1）價(jià)層電子對(duì)數(shù)計(jì)算

價(jià)層電子對(duì)數(shù)（〃）鍵數(shù)+中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)說(shuō)明：◎鍵電子對(duì)數(shù)=中心原子結(jié)合的原子數(shù)

①。表示中心原子的價(jià)電子數(shù)

對(duì)于主族元素：原子的最外層電子數(shù)

對(duì)于陽(yáng)離子：。=中心原子的價(jià)電子數(shù)一離子的電荷數(shù)

中心原子上的孤1

對(duì)于陰離子：。=中心原子的價(jià)電子數(shù)+離子的電荷數(shù)（絕對(duì)值）

f=2（a—xb）

電子對(duì)數(shù)⑺

②X表示與中心原子結(jié)合的原子數(shù)。

③6表示與中心原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù)（氫為1,其他原子

=8—該原子的價(jià)電子數(shù)）

（2）空間構(gòu)型判斷

價(jià)層電子對(duì)數(shù)成鍵對(duì)數(shù)孤電子對(duì)數(shù)電子對(duì)空間構(gòu)型(理想幾何構(gòu)型)分子空間構(gòu)型(實(shí)際幾何械型)實(shí)例

220——BeCh

BF

30—3

3

21—SnBr2

40—CH4

431——NH3

HO

22—2

3.分子的空間結(jié)構(gòu)

(1)常見的分子空間結(jié)構(gòu)

分子類型化學(xué)式空間結(jié)構(gòu)結(jié)構(gòu)式鍵角空間填充模型球棍模型

CO—形o=c=o180°

三原子2

分子0

HO—形/\105°

2HH◎

H

/

CH2O________形o=c120°

四原子\

H叱

分子

N◎

NH3______形/|\107°c^o

HHH

H

五原子/卜、

r

CH4______形H之109°28

分子忐

H

(2)其他多原子分子的空間結(jié)構(gòu)

(3)常見分子或離子的空間結(jié)構(gòu)的推測(cè)

分子或離子中心原子上中心原子上VSEPR模型VSEPR模型名空間結(jié)構(gòu)空間結(jié)構(gòu)名

的孤電子對(duì)的價(jià)層電子稱稱

數(shù)對(duì)數(shù)

直線形直線形

CO2、BeCh--

832—、BF3-平面三角形

A平面三角形A

SO2、PbClV形

2-A

CH4、CCI4-柔正四面體形本正四面體形

NH3、NF3-—三角錐形

四面體形

H2O、HSV形

2-V

【歸納總結(jié)】

用價(jià)層電子對(duì)互斥理論和雜化軌道理論分析常見分子或離子的雜化方式和空間構(gòu)型，理解兩種理論之間的聯(lián)系。

?考點(diǎn)07分子的空間結(jié)構(gòu)與分子性質(zhì)

1.手性

（1）手性異構(gòu)體與手性分子

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疊合,

互稱手性異構(gòu)體（或?qū)τ钞悩?gòu)體）。有手性異構(gòu)體的分子叫做手性分子。

鏡面

（2）手性分子的成因

當(dāng)4個(gè)不同的原子或基團(tuán)連接在同一個(gè)碳原子上時(shí)，這個(gè)碳原子是不對(duì)稱原子。這種分子和它“在鏡中的像”

不能重疊，因而表現(xiàn)為“手性”。手性分子中的不對(duì)稱碳原子稱為手性碳原子。

（3）手性分子的判斷

有機(jī)物分子具有手性是由于其分子中含有手性碳原子。如果1個(gè)碳原子所連接的4個(gè)原子或基團(tuán)各不相同，

午

那么該碳原子為手性碳原子，用*C來(lái)表示。如R］，C—R3，R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基團(tuán)。所

I

R4

以，判斷一種有機(jī)物是否為手性分子，就看其含有的碳原子是否連有4個(gè)不同的原子或基團(tuán)。

（4）手性分子的用途

①構(gòu)成生命體的有機(jī)分子絕大多數(shù)為手性分子?；槭中援悩?gòu)體的兩個(gè)分子的性質(zhì)不同。

②生產(chǎn)手性藥物、手性催化劑（手性催化劑只催化或主要催化一種手性分子的合成）。

2.分子的極性

（1）極性分子：分子中的正電中心和負(fù)電中心不重合，使分子的某一個(gè)部分呈正電性（6+）,另一部分呈負(fù)電

性(>),這樣的分子是極性分子。

(2)非極性分子：分子中的正電中心和負(fù)電中心重合，這樣的分子是非極性分子。

(3)分子極性的判斷

①化合價(jià)法判斷：AB“型分子中，若中心原子A的化合價(jià)的絕對(duì)值等于該元素所在的主族序數(shù)，則為非極

性分子，否則為極性分子。

②根據(jù)鍵的極性、分子立體構(gòu)型判斷

(雙原子分子，如HC1、NO、HBr等

_空間結(jié)構(gòu)極

然不對(duì)稱性

V形分子，如HO,HS>SO等

性分222

鍵子三角錐形分子，如NH3、PH3等

、靠正四面體形分子，如CHCI3,CH2CI2,

非CHJCI等

非

極

極f單質(zhì)分子,如。2、N,P4、1等

性22

性

鍵直線形分子,如等

co2,cs2,C2H2

分

平面三角形分子,如BF3、BC1等

子3

正四面體形分子，如CH4、CCL、CF4等

(4)鍵的極性對(duì)化學(xué)性質(zhì)的影響

①鍵的極性對(duì)竣酸酸性大小的影響實(shí)質(zhì)是通過(guò)改變竣基中羥基的極性而實(shí)現(xiàn)的，竣基中羥基的極性越大，

越容易電離出H+,則竣酸的酸性越大。

②與竣基相鄰的共價(jià)鍵的極性越大，過(guò)傳導(dǎo)作用使竣基中羥基的極性越大，則我酸的酸性越大。

③煌基是推電子基團(tuán)，即將電子推向羥基，從而減小羥基的極性，導(dǎo)致竣酸的酸性減小。一般地，煌基越

長(zhǎng)，推電子效應(yīng)越大，竣酸的酸性越小。

?考點(diǎn)08離子鍵、配位鍵與金屬鍵

三種化學(xué)鍵比較

共價(jià)鍵

化學(xué)鍵類型離子鍵金屬鍵

非極性鍵極性鍵配位鍵

共用電子對(duì)

陰陽(yáng)離子金屬陽(yáng)離子與自由電子的

成鍵本質(zhì)共用電子對(duì)共用電子對(duì)共用電子對(duì)由一

的相互作用強(qiáng)烈相互作用

無(wú)偏向有偏向方提供

活潑金屬與同種不同一方有孤對(duì)電子金屬元素

成鍵規(guī)律

活潑非金屬相結(jié)合非金屬原子非金屬原子一方有空軌道或不同的金屬元素

形成物質(zhì)離子化合物非金屬單質(zhì)共價(jià)化合物金屬單質(zhì)和合金

形成晶體離子晶體分子晶體或原子晶體金屬晶體

鍵衡量晶格能鍵能或鍵長(zhǎng)原子化熱

的