專題01原子、分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

考點導(dǎo)圖

能層與能級

基態(tài)與激發(fā)態(tài)與原子光譜

構(gòu)造原理與電子排布式

電子云與原子軌道

原子核外電子的排布規(guī)則

核外電子的表示方法

元素周期系和元素周期表

元素周期表的分區(qū)

原子半徑及比較

元素的電離能

元素的電負(fù)性

共價鍵的形成與特征

共價鍵類型

雜化軌道類型與分子空間結(jié)構(gòu)的關(guān)系

鍵的極性和分子的極性

犍的極性對化學(xué)性質(zhì)的影響

分子結(jié)構(gòu)與

分子間的作用力

物質(zhì)的性質(zhì)

分子的手性

分子結(jié)構(gòu)對物質(zhì)性質(zhì)的影響

考點梳理］

?考點01原子結(jié)構(gòu)

1.核外電子運動狀態(tài)

(1)電子云

由于核外電子的概率密度分布看起來像一片云霧，因而被形象地稱作電子云。

(2)核外電子運動狀態(tài)

核外電子按能量不同分成能層，同一能層的電子，還被分成不同能級。量子力學(xué)把電子在原子核外的一個

空間運動狀態(tài)稱為一個原子軌道。

(3)原子核外能層、能級、原子軌道之間的關(guān)系。

能層(〃)--二三四

能層符號KLMN

能級符號1s2s2p3s3P3d4s4p4d4f

各能級原子軌道數(shù)1131351357

各能層原子軌道數(shù)14916

最多容納電子數(shù)281832

2.基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜

(1)基態(tài)與激發(fā)態(tài)

①基態(tài)原子：處于最低能量狀態(tài)的原子。

②激發(fā)態(tài)原子：基態(tài)原子吸收能量，它的電子會躍遷到較高能級，變?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)原子。

(2)原子光譜

不同元素原子的電子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，用光譜儀記錄下來便得到原子光譜。利用原子光

譜上的特征譜線可以鑒定元素，稱為光譜分析。

基態(tài)原毛

迪光譜電髓釋放形成

發(fā)射光譜

能量

3.原子核外電子排布規(guī)律與表示方法

(1)電子排布原則

①能量最低原理：在構(gòu)建基態(tài)原子時，電子將盡可能地占據(jù)能量最低的原子軌道，使整個原子的能量最

低。

②泡利原理：在一個原子軌道里，最多只能容納2個電子，它們的自旋相反。

③洪特規(guī)則：基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占，且自旋平行。

(2)電子填充順序——構(gòu)造原理

OOO

OO

O

(3)基態(tài)原子核外電子排布表示方法(以硫原子為例)

電子排布式Is22s22P63s23P4

簡化電子排布式[Ne]3s23P4

價層電子排布式3s23P4

3s3p

價層電子軌道表示式(電子排布圖)

FSlINIf|t|

?考點02原子結(jié)構(gòu)與元素周期表

L元素周期表的結(jié)構(gòu)

(1)原子序數(shù)

按照元素在周期表中的順序給元素所編的序號，稱之為原子序數(shù)，原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電

子數(shù)。

⑵結(jié)構(gòu)

①周期：3短4長，共7個周期

短周期長周期

序號―-二三四五六七

元素種類28818183232

0族元素原子序數(shù)21018365486118

②族：7主族+8副族+0族，共16個族

列121314151617

主族

族IAIIAIIIAIVAVAVIAVHA

列345678、9、101112

副族

族IIIBIVBVBVIBVDBVfflIBIIB

0族第18縱列

2.原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中的位置關(guān)系

(1)原子結(jié)構(gòu)與周期的關(guān)系

①如表

周期能層數(shù)(〃)每周期中各元素原子價層電子排布特點

二22sl-2s22P6

三33s」3s23P6

4s」3d204sl4s24Ps

四4'---------

過渡元素

5s1—>4dl''4s1"f

五5

過渡元素

6S'->5CT_'',6S1-'f6s26P6

六6V

過渡元素

②關(guān)系：周期序數(shù)=該底期原子最大能層數(shù)。

(2)每族元素的價層電子排布特點

①主族

主族IAIIAIIIAIVAVAVIAVHA

21232425

排布特點ns1ns2nsnpns2np2nsnpnsnpnsnp

②0族：湛印6(其中He為卜2)。

③副族元素：(〃-l)dl~l°〃sL2(pd、錮系和鋼系元素除外)。

3.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表分區(qū)的關(guān)系

(1)元素周期表分區(qū)

(2)各區(qū)價層電子排布特點

分區(qū)價層電子排布

s區(qū)山

p區(qū)渥硬i?6(除He外)

d區(qū)(〃一1川1~9成1~2(除Pd外)

ds區(qū)(〃一1對%12

f區(qū)(ji—2)f°~14(〃—l)d02ns2

(3)金屬與非金屬的分界線

①分界線：沿著元素周期表中鋁、錯、睇、針、車立與硼、硅、碑、碑、破、石田的交界處畫一條虛線,

即為金屬元素區(qū)和非金屬元素區(qū)的分界線。

②各區(qū)位置：分界線左下方為金屬元素區(qū)，分界線右上方為非金屬元素區(qū)。

③分界線附近元素的性質(zhì)：既能表現(xiàn)出一定的金屬性，又能表現(xiàn)出一定的非金屬性。

4.元素周期表應(yīng)用

(1)科學(xué)預(yù)測：為新元素的發(fā)現(xiàn)及預(yù)測它們的原子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)提供了線索。

(2)尋找新材料

?考點03元素周期律

1.原子半徑

(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子。例如：“cr)

>r(Cl),r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)o

(2)能層結(jié)構(gòu)相同的離子：核電荷數(shù)越大，半徑越小。例如：((02-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(A13+)。

(3)帶相同電荷的離子：能層數(shù)越多，半徑越大。例如：r(Li+)<4Na+)<4K+)<4Rb+)<4Cs+),r(CP-)<r(s2-)

<r(Se2-)<r(Te2-)?

(4)核電荷數(shù)、能層數(shù)均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K+)與r(Mg2+),可選*Na+)為

參照，r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)o

【方法技巧】粒子半徑比較的一般思路

(1)“一層”：先看能層數(shù)，能層數(shù)越多，一般微粒半徑越大。

(2)“二核"：若能層數(shù)相同，則看核電荷數(shù)，核電荷數(shù)越大，微粒半徑越小。

(3)“三電子”：若能層數(shù)、核電荷數(shù)均相同，則看核外電子數(shù)，電子數(shù)多的半徑大。

2.電離能

(1)含義(第一電離能)

氣態(tài)基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號：小單位：kJ-mol^o

(2)變化規(guī)律

①同周期元素：從左往右，元素第一電離能呈增大的趨勢，其中第IIA族、第VA族元素的第一電離能

出現(xiàn)反常。

②同族元素：從上到下第一電離能逐漸變小。

③同種原子：逐級電離能越來越大。

(3)應(yīng)用

①判斷元素金屬性的強弱

電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之金屬性越弱。

②判斷元素的化合價

如果某元素的/"+1>>/“，則該元素的常見化合價為十”,如鈉元素的[2>>八，所以鈉元素的化合價為+1。

③判斷核外電子的分層排布情況

多電子原子中，元素的各級電離能逐漸增大，有一定的規(guī)律性。當(dāng)電離能的變化出現(xiàn)突變時，電子層數(shù)就

可能發(fā)生變化。

3.電負(fù)性

⑴含義

不同元素的原子對鍵合電子吸引力的標(biāo)度。元素的電負(fù)性越大，表示其原子對鍵合電子的吸引力越大。

(2)計算標(biāo)準(zhǔn)

以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，計算得出其他元素的電負(fù)性(稀有氣體元素未計)。

(3)變化規(guī)律

①在元素周期表中，同周期元素從左至右，元素的電負(fù)性逐漸變大，同主族元素從上至下，元素的電負(fù)性

逐漸變小。

②金屬元素的電負(fù)性一般小于1.8,非金屬元素的電負(fù)性一般大于1.8,而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金

屬”(如錯、睇等)的電負(fù)性則在L8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。

4.對角線規(guī)則

Li|Be]B、

在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，如I~MglA'SiO

?考點4共價鍵

1.共價鍵的特征

(1)飽和性：按照共價鍵的共用電子對理論，一個原子有幾個未成對電子，便可和幾個自旋狀態(tài)相反的電子

配對成鍵，這就是共價鍵的飽和性。

(2)方向性：在形成共價鍵時，原子軌道重疊的越多，電子在核間出現(xiàn)的概率越大，所形成的共價鍵就越牢

固，因此共價鍵將盡可能沿著電子出現(xiàn)概率最大的方向形成，所以共價鍵具有方向性。

2.共價鍵的分類及判斷規(guī)律

共價單鍵一個。鍵、無兀鍵

共價雙鍵一個◎鍵、一個兀鍵

共價三鍵一個。鍵、兩個兀鍵

3.鍵參數(shù)——鍵能、鍵長與鍵角

(1)定義：

①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、101kPa條件下的標(biāo)準(zhǔn)值,

單位是kJ-mol*o

②構(gòu)成化學(xué)鍵的兩個原子的核間距。因此原子半徑?jīng)Q定共價鍵的鍵長，原子半徑越小，共價鍵的鍵長越

短。

③在多原子分子中，兩個相鄰共價鍵之間的夾角。

(2)鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響

期慧4分子的穩(wěn)定性忸^分子的

計鼠產(chǎn)分子的立體構(gòu)型廣性質(zhì)

(3)分子穩(wěn)定性：鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。

?考點5分子(離子)的空間結(jié)構(gòu)

1.價層電子對互斥模型(VSEPR)

(1)理論要點

①價層電子對在空間上彼此相距最遠(yuǎn)時，排斥力最小，體系的能量最低。

②孤電子對的排斥力較大，孤電子對越多，排斥力越強，鍵角越小。

(2)用價層電子對互斥理論推測分子(離子)的空間結(jié)構(gòu)

①價層電子對數(shù)的計算

價層J。鍵電子對藪］=|中心原子結(jié)合的原子數(shù)一

電子---------

對數(shù)H中心原子上的孤電子對數(shù)|=

其中：。是中心原子的價電子數(shù)(陽離子要減去電荷數(shù)、陰離子要加上電荷數(shù))，。是與中心原子結(jié)合的原子

最多能接受的電子數(shù)，X是與中心原子結(jié)合的原子數(shù)。

②實例

價層電◎鍵電孤電子VSEPR分子空

實例

子對數(shù)子對數(shù)對數(shù)模型間結(jié)構(gòu)

220直線形直線形CO2

平面平面三角形

30BF3

3

三角形

21V形so2

正四面體形

40CH4

正四面

431三角錐形NH

體形3

形

22VH2O

2.雜化軌道理論

(1)理論要點

當(dāng)原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不

同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間結(jié)構(gòu)不同。

(2)雜化軌道與分子空間結(jié)構(gòu)的關(guān)系(實例)

雜化雜化軌雜化軌道分子空

示例

類型道數(shù)目間夾角間結(jié)構(gòu)

sp2180°直線形BeCb

2平面三角形

sp3120°BF3

sp3。正四面體形

410928'CH4

(3)中心原子雜化類型和分子空間構(gòu)型的相互判斷(實例)

分子(A為中心原子孤電中心原子雜化方

分子空間結(jié)構(gòu)示例

中心原子)子對數(shù)式

直線形

0spBeCl2

2V形

AB21spSO2

3

2spV形H2O

2

0sp平面三角形BF3

AB33

1sp三角錐形NH3

正四面體形

AB40Sp3CH4

3.等電子原理

(1)等電子原理的含義

原子總數(shù)相同，價電子總數(shù)相同的分子或離子具有相似的化學(xué)鍵特征和空間結(jié)構(gòu)。如N2與CO、O3與SO2、

CS2與CO2、NHI與CH4等互為等電子體。

(2)常見等電子體分類示例

AB型CO、N2、M、CN

直線形

CO2>CS2、N2O、NF

+

AB2型V形H2O、NH入H2S>H2F

V形SO2、。3、NO2

平面三角形SO3、coF>NOF

AB3型

三角錐形

PO打、soF>cio?、NCb、NF3

g型四面體形CCI4、SO?-、PO廠、C1OI、BHI、CH4、NH：、PH；

A2B4型C2O4、N2O4、B2F4

【歸納提升】“四方法”判斷分子或離子中心原子的雜化軌道類型

(1)根據(jù)雜化軌道的空間結(jié)構(gòu)判斷

①若雜化軌道在空間的分布為正四面體形或三角錐形，則分子或離子的中心原子發(fā)生Sp3雜化。

②若雜化軌道在空間的分布呈平面三角形，則分子或離子的中心原子發(fā)生Sp2雜化。

③若雜化軌道在空間的分布呈直線形，則分子或離子的中心原子發(fā)生sp雜化。

(2)根據(jù)雜化軌道之間的夾角判斷

①若雜化軌道之間的夾角為109°28\則分子或離子的中心原子發(fā)生sp3雜化。

②若雜化軌道之間的夾角為120%則分子或離子的中心原子發(fā)生sp?雜化。

③若雜化軌道之間的夾角為180°,則分子或離子的中心原子發(fā)生sp雜化。

(3)根據(jù)中心原子的價層電子對數(shù)判斷

①若中心原子的價層電子對數(shù)為4,是sp3雜化。

②若中心原子的價層電子對數(shù)為3,是sp?雜化。

③若中心原子的價層電子對數(shù)為2,是sp雜化。

(4)根據(jù)分子或離子中有無兀鍵及兀鍵數(shù)目(價層電子對數(shù)大于2)判斷

如在有機物中C原子成鍵時，若沒有無鍵為sp3雜化，含1個兀鍵為sp?雜化，含2個兀鍵為sp雜化。

?考點6分子結(jié)構(gòu)與物質(zhì)性質(zhì)

1.鍵的極性、分子的極性及對物質(zhì)性質(zhì)的影響

⑴鍵的極性

①極性鍵與非極性鍵的比較

極性鍵非極性鍵

成鍵原子不同種元素的原子間同種元素的原子間

電子對發(fā)生偏移(電荷分布不均勻)不發(fā)生偏移(電荷分布均勻)

5+8-

成鍵原子的電性H—C1呈電中性

②鍵的極性對化學(xué)性質(zhì)的影響

鍵的極性對竣酸酸性大小的影響實質(zhì)是通過改變較基中羥基的極性而實現(xiàn)的，竣基中羥基的極性越大，越

容易電離出H+,則竣酸的酸性越強。

a.與竣基相鄰的共價鍵的極性越大，陵基中羥基的極性越大，則竣酸的酸性越強。

b.烷基是推電子基團，從而減小羥基的極性，導(dǎo)致痰酸的酸性減小。一般地，烷基越長，推電子效應(yīng)越大,

竣酸的酸性越弱。

(2)極性分子和非極性分子

①概念

極性分子：分子的正電中心和負(fù)電中心不重合，鍵的極性的向量和不等于零。

非極性分子：分子的正電中心和負(fù)電中心重合，鍵的極性的向量和等于零。

②極性分子和非極性分子的判斷方法

a.A—A型分子一定是非極性分子、A—B型分子一定是極性分子。

b.判斷AB?型分子極性的兩條經(jīng)驗規(guī)律

i.中心原子A化合價的絕對值等于該元素原子最外層電子數(shù)，則為非極性分子，反之則為極性分子。

ii.中心原子A沒有孤電子對，則為非極性分子，反之則為極性分子。

2.分子間作用力及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響

(1)分子間作用力

①范德華力與氫鍵的比較

范德華力氫鍵

作用微粒分子或原子(稀有氣體分子)H與N、0、F等電負(fù)性很大的原子

分類分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵

特征無方向性和飽和性有飽和性和方向性

強度共價鍵〉氫鍵〉范德華力

①組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子

影響其強

質(zhì)量越大，范德華力越大；X—H...Y強弱與X和Y的電負(fù)性有關(guān)

度的因素

②分子的極性越大，范德華力越大

對物質(zhì)性質(zhì)的影響主要影響物理性質(zhì)(如熔、沸點)

②氫鍵的表示方法(以HF分子間氫鍵為例)

(2)物質(zhì)的溶解性

①“相似相溶”規(guī)律

a.非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。

b.分子結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)易互溶。

②氫鍵對分子溶解性的影響

若溶劑和溶質(zhì)分子之間可以形成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度增大。

(3)分子的手性

①手性異構(gòu)：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里

不能疊合的現(xiàn)象。

②手性分子：具有手性異構(gòu)體的分子。

③手性碳原子：在有機物分子中，連有四個不同基團或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分

子。

|考點演練］

03

1.（24-25高二上?遼寧沈陽?期中）下列說法或化學(xué)用語表達正確的是

A.基態(tài)氧原子有3個自旋平行的2P電子

B.夫瑯禾費線含有的很多條暗線其實質(zhì)屬于原子的發(fā)射光譜

C.電子云中的電子數(shù)目形象的用小點?表示

D.3p、4p、5P能級的軌道數(shù)依次遞增2

2.（24-25高二上?重慶?期中）化學(xué)與生活密切相關(guān)。下列說法正確的是

A.“嫦娥五號”使用的太陽能電池板可將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能

B.機械表中由鋁鉆銀銘等元素組成的發(fā)條，其材質(zhì)屬于合金

C.基于界面效應(yīng)的新型開關(guān)中的確元素和鈦元素都是過渡元素

D.煙花綻放時的五彩繽紛是利用了金屬原子的吸收光譜

3.（24-25高二上?浙江杭州?期末）下列說法正確的是

A.鎂原子最外層電子的電子云輪廓圖：

B.第二周期元素中，第一電離能介于B、N之間的元素只有1種

C.第四周期的金屬元素，從左到右元素的金屬性依次減弱

D.激光、焰火都與核外電子躍遷釋放能量有關(guān)

4.（24-25高二上?湖北?期末）下列大小關(guān)系比較錯誤的是

A.鍵角：CH4>NH3>PH3

B.鍵能：Cl-Cl>Br-Br>I-I

C.酸性：CH2C1COOH>CH3COOH>HCOOH

D.硫在下列液體中的溶解性：CS2>CH,CH2OH>H2O

5.（23-24高二下?陜西西安?期中）下列有關(guān)“核外電子的運動狀態(tài)”的說法錯誤的是

A.各原子軌道的伸展方向按p、d、f的順序分別為3、5、7

B.只有在能層、原子軌道、原子軌道的伸展方向及電子的自旋狀態(tài)都確定時，電子的運動狀態(tài)才能被確定

下來

C.原子核外可能有兩個電子的運動狀態(tài)是完全相同的

D.原子軌道伸展方向與能量大小無關(guān)

6.（24-25高二上?甘肅天水?期中）下列有關(guān)原子的最外層的軌道表示式正確的是

S2s2p

A.被原子：叵］b-碳原子：畫［wn

3s3p3s3p

C氯原子:向|

D.鋁原子：wcm

7.（24-25高二上?河北衡水?期中）下列對電子排布式或軌道表示式的書寫評價正確的是

選項電子排布式或軌道表示式評價

ACa原子的電子排布式：Is22s22P63s23P64s2正確

Is2s2p

BN原手的別.衣小八：件圖ftt錯誤；違反洪特規(guī)則

Is2s2p

C。原于的粉建衣小或：對冏pjT錯誤；違反泡利原理

DBr-的電子排布式：[Ar]4s24P6正確

8.（24-25高二上?黑龍江大慶?期中）下列說法正確的是

A.原子核外每個電子運動狀態(tài)都不同

B.同主族元素中，從上到下元素的電負(fù)性逐漸變大

C.原子能級中，p能級能量一定比s能級的能量高

D.元素周期表中，s區(qū)全部是金屬元素

9.（24-25高二上?山西臨汾?期末）根據(jù)價層電子對互斥模型判斷，下列分子或離子的中心原子的價層電子對

數(shù)VSEPR模型及空間結(jié)構(gòu)均正確的是

選項分子或離子中心原子的價層電子對數(shù)VSEPR模型分子或離子的空間結(jié)構(gòu)

ANO-4四面體形V形

BBF33平面三角形三角錐形

C