原子結(jié)構(gòu)及原子核外電子排布............................................................................................................................................1
知識點1 原子的構(gòu)成.......................................................................................................................................................1
知識點2 “三素”——元素、核素、同位素....................................................................................................................1
知識點3 等電子粒子的尋找規(guī)律...................................................................................................................................2
知識點4 能層與能級.......................................................................................................................................................3
知識點5 電子云與原子軌道...........................................................................................................................................3
知識點6 原子或離子結(jié)構(gòu)示意圖...................................................................................................................................4
知識點7 構(gòu)造原理與基態(tài)原子的電子排布式...............................................................................................................4
知識點8 離子的電子排布式...........................................................................................................................................4
知識點9 外圍電子排布式(價電子排布)........................................................................................................................5
知識點10 電子排布的軌道表示式(電子排布圖)............................................................................................................5
知識點11 基態(tài)與激發(fā)態(tài)　原子光譜...............................................................................................................................5
知識點12 核外電子排布的表示方法的比較...................................................................................................................6
元素周期表和元素周期律....................................................................................................................................................7
知識點1 元素周期表的結(jié)構(gòu)...........................................................................................................................................7
知識點2 原子結(jié)構(gòu)與元素周期表...................................................................................................................................7
知識點3 元素周期表的分區(qū)...........................................................................................................................................8
知識點4 元素周期表的三大應(yīng)用...................................................................................................................................9
知識點5 元素周期表結(jié)構(gòu)中隱含的兩條規(guī)律...............................................................................................................9
知識點6 常見族的別稱...................................................................................................................................................9
知識點7 主族元素的周期性變化規(guī)律.........................................................................................................................10
知識點8 原子半徑和離子半徑的變化規(guī)律.................................................................................................................10
知識點0 元素金屬性強(qiáng)弱的判斷方法.........................................................................................................................11
知識點10 元素非金屬性強(qiáng)弱的判斷方法.....................................................................................................................11
知識點11 電離能及其變化規(guī)律......................................................................................................................................12
知識點12 電負(fù)性及其變化規(guī)律.....................................................................................................................................12
知識點13 元素周期表、元素周期律的應(yīng)用.................................................................................................................13
化學(xué)鍵與電子式..................................................................................................................................................................14
知識點1 化學(xué)鍵.............................................................................................................................................................14
知識點2 離子鍵和共價鍵的比較.................................................................................................................................14
知識點3 共價鍵的分類及判斷方法.............................................................................................................................14
知識點4 共價鍵的鍵參數(shù)............................................................................................................................................15
知識點5 離子化合物與共價化合物的比較................................................................................................................16
知識點6 化學(xué)鍵與物質(zhì)類型的關(guān)系............................................................................................................................16
知識點7 電子式的書寫方法........................................................................................................................................17
知識點8 等電子原理...................................................................................................................................................18

分子的空間結(jié)構(gòu)與分子的性質(zhì).........................................................................................................................................19
知識點1 價層電子對互斥模型(VSEPR模型)理論要點............................................................................................19
知識點2 價層電子對互斥理論判斷分子或離子的空間構(gòu)型的具體步驟.................................................................19
知識點3 價層電子對互斥理論判斷分子或離子的空間構(gòu)型的具體思路.................................................................20
知識點4 孤電子對對鍵角影響的理論解釋.................................................................................................................20
知識點5 雜化軌道的類型.............................................................................................................................................20
知識點6 判斷中心原子雜化軌道類型的方法.............................................................................................................21
知識點7 分子間作用力.................................................................................................................................................23
知識點8 分子的極性.....................................................................................................................................................24
知識點0 分子的溶解性.................................................................................................................................................25
知識點10 分子的手性.....................................................................................................................................................25
知識點11 無機(jī)含氧酸分子的酸性..................................................................................................................................25
鍵角大小的判斷方法..........................................................................................................................................................27
大π鍵的分析方法................................................................................................................................................................29
晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)..................................................................................................................................................................33
知識點1 晶體和非晶體.................................................................................................................................................33
知識點2 晶胞.................................................................................................................................................................33
知識點3 晶胞中微粒數(shù)目的計算方法.........................................................................................................................33
知識點4 晶體的分類.....................................................................................................................................................34
知識點5 晶體類別的判斷方法....................................................................................................................................34
知識點6 幾種常見的晶體類型比較.............................................................................................................................35
知識點7 晶體熔、沸點的比較.....................................................................................................................................35
知識點8 常見分子晶體結(jié)構(gòu)分析.................................................................................................................................36
知識點0 常見共價晶體結(jié)構(gòu)分析.................................................................................................................................37
知識點10 金屬晶體的四種堆積模型分析.....................................................................................................................38
知識點11 常見離子晶體結(jié)構(gòu)分析..................................................................................................................................40
知識點12 混合晶體——石墨晶體.................................................................................................................................41
晶體計算的常見類型..........................................................................................................................................................42
知識點1 晶胞參數(shù)(邊長)與半徑的關(guān)系.......................................................................................................................42
知識點2 晶體密度及微粒間距離的計算.....................................................................................................................43
知識點3 金屬晶體空間利用率的計算方法.................................................................................................................43
原子分?jǐn)?shù)坐標(biāo)分析方法......................................................................................................................................................45
配合物與超分子..................................................................................................................................................................46
知識點1 配位鍵.............................................................................................................................................................46
知識點2 配位化合物.....................................................................................................................................................46
知識點3 典型配合物.....................................................................................................................................................47
知識點4 超分子.............................................................................................................................................................47
元素周期表..........................................................................................................................................................................48




原子結(jié)構(gòu)及原子核外電子排布
【知識網(wǎng)絡(luò)】

【核心知識梳理】
一、原子結(jié)構(gòu)與核素、同位素
1．原子的構(gòu)成
(1)構(gòu)成原子的微粒及作用

(2)核素(原子)符號表示——
表示方法：
的含義

代表一個質(zhì)量數(shù)為A、質(zhì)子數(shù)為Z的原子
(3)微粒中的“各數(shù)”間的關(guān)系
①原子中：質(zhì)子數(shù)(Z)＝核電荷數(shù)＝核外電子數(shù)
②質(zhì)量數(shù)(A)＝質(zhì)子數(shù)(Z)＋中子數(shù)(N)
③陽離子的核外電子數(shù)＝質(zhì)子數(shù)－所帶電荷數(shù)
④陰離子的核外電子數(shù)＝質(zhì)子數(shù)＋所帶電荷數(shù)
(4)微粒符號周圍數(shù)字的含義
，如過氧根離子：O
2．“三素”——元素、核素、同位素
(1)元素、核素、同位素的概念及相互關(guān)系

(2)同位素的特征
①同一元素的各種核素的中子數(shù)不同，質(zhì)子數(shù)相同，化學(xué)性質(zhì)幾乎完全相同，物理性質(zhì)不同
②同一元素的各種穩(wěn)定核素在自然界中所占的原子百分?jǐn)?shù)(豐度)不變
(3)氫元素的三種核素
H：名稱為氕，不含中子
H：用字母D表示，名稱為氘或重氫
H：用字母T表示，名稱為氚或超重氫
(4)幾種重要核素的用途
核素
U
C
H
H
O
用途
核燃料
用于考古斷代
制氫彈
示蹤原子
(5)核素和元素的相對原子質(zhì)量
①原子(即核素)的相對原子質(zhì)量：一個原子(即核素)的質(zhì)量與一個12C質(zhì)量的的比值即為該原子的相對原子質(zhì)量，即：M(核素)＝，取該值的正整數(shù)即為該核素的質(zhì)量數(shù)。一種元素有幾種同位素，就有幾種不同核素的相對原子質(zhì)量
②元素的相對原子質(zhì)量：因天然元素往往不只一種原子，因而用上述方法定義元素的相對原子質(zhì)量就不合適了。元素的相對原子質(zhì)量是該元素的各種核素的原子數(shù)百分比與其相對原子質(zhì)量的乘積所得的平均值
如：A、B、C…為某元素的不同核素，其原子數(shù)百分比分別為a%、b%、c%…則該元素的相對原子質(zhì)量為
MA·a%＋MB·b%＋MC·c%＋…其中MA、MB、MC…分別表示核素A、B、C…的相對原子質(zhì)量
③元素的近似相對原子質(zhì)量：若用同位素的質(zhì)量數(shù)替代其相對原子量進(jìn)行計算，其結(jié)果就是元素的近似相對原子質(zhì)量(計算結(jié)果通常取整數(shù))。我們通常采用元素的近似相對原子質(zhì)量進(jìn)行計算
【微點撥】
①并不是所有的原子都由質(zhì)子和中子構(gòu)成，如H中沒有中子
②核素是具有固定質(zhì)子數(shù)和中子數(shù)的原子，同位素是具有相同質(zhì)子數(shù)的不同核素的互稱
③只有核素才有質(zhì)量數(shù)，質(zhì)量數(shù)不適用于元素。質(zhì)量數(shù)可以視為核素的近似相對原子質(zhì)量
④質(zhì)子數(shù)相同的微粒不一定屬于同一種元素，如F與OH－
⑤核外電子數(shù)相同的微粒，其質(zhì)子數(shù)不一定相同，如Al3＋和Na＋、F－，NH與OH－
⑥不同的核素可能具有相同的質(zhì)子數(shù)，如H與H；也可能具有相同的中子數(shù)，如6C與O；也可能具有相同的質(zhì)量數(shù)，如C與N；也可能質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)、質(zhì)量數(shù)均不相同，如H與C
⑦同位素的物理性質(zhì)不同但化學(xué)性質(zhì)幾乎相同
3．等電子粒子的尋找規(guī)律
10電子微粒

18電子微粒

“14電子”粒子
Si、N2、CO、C2H2、C
“16電子”粒子
S、O2、C2H4、HCHO
二、原子核外電子排布原理
1．能層與能級
(1)能層(n)(即電子層)
原子核外的電子是分層排布的，根據(jù)電子的能量差異，可將核外電子分成不同的能層(電子層)。由里向外，分別用字母：K、L、M、N、O、P、Q表示相應(yīng)的第一、二、三、四、五、六、七能層。各能層最多容納的電子數(shù)為2n2；在同一個原子中，離核越近，電子能量越低
(2)能級
同一能層的電子，能量也可能不同，不同能量的電子分成不同的能級，通常用s、p、d、f等表示，同一能層里，各能級的能量按s、p、d、f的順序升高，即：E(s)Mg，則堿性：Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2
②推測未知元素的某些性質(zhì)
如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2難溶，可推知Be(OH)2難溶 ?
(3)啟發(fā)人們在一定區(qū)域內(nèi)尋找新物質(zhì)
化學(xué)鍵與電子式
【知識網(wǎng)絡(luò)】

【核心知識梳理】
1．化學(xué)鍵
(1)概念：相鄰的兩個或多個原子之間強(qiáng)烈的相互作用叫化學(xué)鍵 (使離子相結(jié)合或使原子相結(jié)合的作用力)
(2)分類
①離子鍵：存在于離子化合物中
②共價鍵：除稀有氣體外的非金屬單質(zhì)、部分離子化合物、共價化合物中
③金屬鍵：金屬單質(zhì)中
2．離子鍵和共價鍵的比較

離子鍵
共價鍵
概念
陰、陽離子通過靜電作用形成的化學(xué)鍵
原子間通過共用電子對所形成的化學(xué)鍵
成鍵粒子
陰、陽離子
原子
成鍵實質(zhì)
陰、陽離子的靜電作用
原子之間形成共用電子對(電子云的重疊)
成鍵條件
活潑金屬元素與活潑非金屬元素經(jīng)電子得失，形成離子鍵
非金屬元素的原子最外層未達(dá)到飽和狀態(tài)(即8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu))，相互間通過共用電子對形成共價鍵
成鍵元素
一般是活潑的金屬和活潑的非金屬元素
一般是非金屬元素之間
存在范圍
只存在離子化合物中
①大多數(shù)鹽類，如：NaCl、Na2SO4
②強(qiáng)堿，如：NaOH
③金屬氧化物，如：Na2O、Na2O2
①非金屬單質(zhì)分子(稀有氣體除外)如：H2
②非金屬形成的化合物中，如：CO2、H2O
③部分離子化合物中，如：NaOH、Na2SO4
④某些金屬和非金屬形成的化合物中，如：AlCl3、BeCl2
鍵的特征
無飽和性和方向性
具有飽和性和方向性
鍵的強(qiáng)度
判斷方法
離子鍵的強(qiáng)弱決定于相互作用的陰、陽離子所帶的電荷數(shù)的多少和其離子核間的距離大小。陰、陽離子電荷數(shù)越多，半徑越小，形成的離子鍵就越強(qiáng)，形成的化合物的熔沸點就越高，晶體的硬度則越大
共價鍵的強(qiáng)弱取決于鍵能，鍵能看鍵長，鍵長看半徑。原子半徑越短，鍵長越短，鍵能也就越大
3．共價鍵的分類及判斷方法
分類依據(jù)
類型
形成共價鍵的原子軌道重疊方式
σ鍵
電子云“頭碰頭”重疊
π鍵
電子云“肩并肩”重疊
形成共價鍵的電子對是否偏移
極性鍵
共用電子對發(fā)生偏移
非極性鍵
共用電子對不發(fā)生偏移
原子間共用電子對的數(shù)目
單鍵
原子間有一對共用電子對
(1)σ鍵與π鍵的判斷
①由軌道重疊方式判斷
a．“頭碰頭”重疊為σ鍵，σ鍵的特征：電子云為軸對稱，即是以形成化學(xué)鍵的兩個原子核的連線為軸作旋轉(zhuǎn)
操作，σ鍵電子云的圖形不變。利用電子云描述σ鍵的形成過程：
s-s σ鍵：兩個成鍵原子均提供s軌道形成的共價鍵

s-p σ鍵：兩個成鍵原子分別提供s軌道和p軌道形成的共價鍵

p-p σ鍵：兩個成鍵原子均提供p軌道形成的共價鍵

b．“肩并肩”重疊為π鍵，π鍵的特征：π鍵電子云為鏡像對稱，即每個π鍵的電子云由兩塊組成，分別位于由
兩個原子核構(gòu)成的平面的兩側(cè)；π鍵重疊程度較小，不穩(wěn)定，容易斷裂；若原子半徑大，原子間形成的σ
鍵較長，p－p軌道肩并肩重疊程度很小或幾乎不能重疊，難以形成π鍵。p軌道和p軌道形成π鍵的過程如
圖所示：

②由物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式判斷：共價單鍵都是σ鍵，共價雙鍵中含有一個σ鍵、一個π鍵，共價三鍵中含有一個σ鍵、兩個π鍵
③由成鍵軌道類型判斷：s軌道形成的共價鍵全部是σ鍵；雜化軌道形成的共價鍵全部為σ鍵。
④依據(jù)強(qiáng)度判斷：σ鍵的強(qiáng)度較大，較穩(wěn)定；π鍵活潑，比較容易斷裂
(2)極性鍵與非極性鍵的判斷:不同種元素的原子之間形成的是極性共價鍵，同種元素的原子之間形成的是非極性共價鍵
4．共價鍵的鍵參數(shù)——表現(xiàn)化學(xué)鍵性質(zhì)的物理量
(1)鍵能：氣態(tài)分子中1_mol化學(xué)鍵解離成氣態(tài)原子所吸收的能量。鍵能通常是298.15 K、100 kPa條件下的標(biāo)準(zhǔn)值，單位是kJ·mol－1，共價鍵的鍵能越大，共價鍵就越不容易斷裂，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，分子越穩(wěn)定
(2)鍵長：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，共價鍵的鍵長就
越短；共價鍵的鍵長越短，往往鍵能越大，表明共價鍵越穩(wěn)定，分子越穩(wěn)定
【微點撥】鍵能比較方法：鍵能看鍵長，鍵長看半徑。原子半徑越短，鍵長越短，鍵能也就越大
(3)鍵角：在多原子分子中，兩個相鄰共價鍵之間的夾角。鍵角可以確定分子內(nèi)的原子在空間的相對位置，從而判斷分子的空間構(gòu)型
(4)鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響：
(5)常見分子的鍵角與分子空間結(jié)構(gòu)
化學(xué)式
結(jié)構(gòu)式
鍵角
空間結(jié)構(gòu)
CO2
O==C==O
180°
直線形
NH3

107°
三角錐形
H2O

105°
V形
BF3

120°
平面三角形
CH4

109°28′
正四面體形
5．離子化合物與共價化合物的比較

離子化合物
共價化合物
概念
由離子鍵構(gòu)成的化合物
只含有共價鍵的化合物
構(gòu)成微粒
陰、陽離子
原子
化學(xué)鍵類型
一定含有離子鍵，可能含有共價鍵
只含有共價鍵
構(gòu)成元素
一般為活潑金屬元素與活潑非金屬元素
一般為不同種非金屬元素
達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的途徑
通過電子得失達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)
通過形成共用電子對達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)
特點
較高的熔沸點，硬度，通常呈固態(tài)，熔融狀態(tài)或水溶液中可導(dǎo)電
一般熔點、沸點較低，常溫下為氣體或液體，易揮發(fā)
物質(zhì)類別
①大多數(shù)鹽類，如：NaCl、Na2SO4
②強(qiáng)堿，如：NaOH
③金屬氧化物，如：Na2O、Na2O2
①非金屬氫化物，如：NH3、H2S
②非金屬氧化物，如：CO、CO2
③酸，如：H2SO4、HNO3
④大多數(shù)有機(jī)化合物，如：CH4
⑤極少數(shù)鹽，如：AlCl3、BeCl2
【微點撥】
①離子化合物中一定含有離子鍵；含有離子鍵的物質(zhì)一定是離子化合物
②離子化合物中一定含有陰離子和陽離子，但不一定含有金屬元素，如：NH4Cl、NH4NO3等
③含有金屬元素的化合物不一定是離子化合物，如：AlCl3
④離子化合物的化學(xué)式，不表示分子式，只表示陰、陽離子的最簡單整數(shù)比
⑤含有共價鍵的分子不一定是共價化合物，如：H2、O2等單質(zhì)
⑥含有共價鍵的化合物不一定是共價化合物，如：NaOH、Na2O2
⑦離子化合物中可能含有共價鍵，共價化合物中一定不含離子鍵，只有共價鍵
6．化學(xué)鍵與物質(zhì)類型的關(guān)系

(1)除稀有氣體內(nèi)部無化學(xué)鍵外，其他物質(zhì)內(nèi)部都存在化學(xué)鍵
(2)只含有極性共價鍵的物質(zhì)一般是不同種非金屬元素形成的共價化合物，如SiO2、HCl、CH4等
(3)只含有非極性共價鍵的物質(zhì)是同種非金屬元素形成的單質(zhì)，如Cl2、P4、金剛石等
(4)既有極性鍵又有非極性鍵的共價化合物一般由多個原子組成，如H2O2、C2H4等
(5)只含離子鍵的物質(zhì)主要是由活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物，如Na2S、CaCl2、NaCl等
(6)既有離子鍵又有極性共價鍵的物質(zhì)，如NaOH、K2SO4等；既有離子鍵又有非極性共價鍵的物質(zhì)，如Na2O2等
(7)僅由非金屬元素形成的離子化合物，如NH4Cl、NH4NO3等
(8)金屬元素和非金屬元素間可能存在共價鍵，如AlCl3等
(9)化學(xué)反應(yīng)的實質(zhì)：一個化學(xué)反應(yīng)的過程，是原子重新組合的過程；而原子的重新組合，就要克服原來的相互作用，即斷裂原來的化學(xué)鍵，在重新組合時又要形成新的化學(xué)鍵，才能構(gòu)成新的物質(zhì)。因此，化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)是舊化學(xué)鍵的斷裂和新化學(xué)鍵的形成過程

二、電子式的書寫方法
1．電子式的概念：在元素符號周圍用“·”或“×”來表示原子的最外層電子(價電子)的式子
【微點撥】元素符號周圍標(biāo)明元素原子的最外層電子，每個方向不能超過2個電子。當(dāng)最外層電子數(shù)小于或等于4時以單電子分布，多于4時多出部分以電子對分布
2．電子式的書寫
(1)原子的電子式：書寫主族元素原子的電子式，直接用“·”或“×”把最外層電子一一表示出來即可
氫原子
氯原子
氮原子
鈉原子
氧原子
鈣原子






(2)簡單陽離子(單核)的電子式：簡單陽離子的電子式就是離子符號本身，不需標(biāo)示最外層電子
鈉離子
鋰離子
鎂離子
鋁離子
Na＋
Li＋
Mg2＋
Al3＋
(3)簡單陰離子(單核)的電子式：在書寫電子式時，不但要表達(dá)出最外層所有電子數(shù)(包括得到的電子)，而且還應(yīng)用“[　]”括起來，并在“[　]”右上角標(biāo)出“n－”以表示其所帶的電荷
Cl－
O2－
S2－
N3－




(4)原子團(tuán)的電子式：作為離子的原子團(tuán)，無論是陰離子，還是陽離子，不僅要畫出各原子最外層的電子，而且都應(yīng)用“[　]”括起來，并在“[　]”右上角標(biāo)明電性和電量
NH4+
H3O+
OH－
O22－
S22－
C22－






(5)離子化合物的電子式：離子化合物的電子式由陽離子的電子式和陰離子的電子式組成的，對于化合物是由多種離子組成的物質(zhì)，相同離子間要隔開排列，注意相同的離子不能合并
CaO
K2O
CaF2
NaOH
NaH





CaC2
Na2O2
FeS2
NH4Cl
NH5





Mg3N2
Na3N
Al2S3



(6)離子鍵的形成(離子化合物的形成過程)：離子鍵的形成用電子式表示式時，前面寫出成鍵原子的電子式，后面寫出離子化合物的電子式，中間用一箭頭“→”連起來即可，如：




(7)共價化合物的電子式(共價分子)：共價化合物分子是由原子通過共用電子對結(jié)合而形成的，書寫電子式時，應(yīng)把共用電子對寫在兩成鍵原子之間，然后不要忘記寫上未成鍵電子
結(jié)構(gòu)式：用一根短線表示一對共用電子對的式子叫做結(jié)構(gòu)式。(未成鍵的電子不用標(biāo)明)
分子
Cl2
O2
N2
H2O
電子式




結(jié)構(gòu)式




分子
CH4
CO2
H2O2
HClO
電子式




結(jié)構(gòu)式




分子
CCl4
BF3
PCl3
PCl5
電子式




結(jié)構(gòu)式






(8)共價鍵的形成 (共價分子的形成過程)：共價鍵的形成用電子式表示時，同樣是前面寫出成鍵原子的電子式，后面寫出共價分子的電子式，中間用一箭頭“→”連起來即可，如：

3．等電子原理
性質(zhì)
分子
原子數(shù)
價電子數(shù)
立體構(gòu)型
沸點/℃
熔點/℃
液體密度/
g·cm－3
N2
2
10
直線形
－195.81
－210.00
0.796
CO
2
10
直線形
－191.49
－205.05
0.793
結(jié)論
CO分子和N2分子具有相同的原子總數(shù)、相同的價電子數(shù)，其性質(zhì)相近
(1)等電子體的概念：原子總數(shù)相同，價電子總數(shù)也相同的微粒。 如：CO和N2，CH4和NH4+
(2)等電子原理：等電子體具有相似的化學(xué)鍵特征，它們結(jié)構(gòu)相似，物理性質(zhì)相近，但化學(xué)性質(zhì)不相同，此原理稱為等電子原理
(3)等電子體的尋找方法：原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的粒子互為等電子體，根據(jù)等電子體定義，尋找等電子體的常用方法就是換原子
①技巧一(豎換——同族替換)
換同族原子(同族原子價電子數(shù)相同)
以尋找NH3的等電子體為例
NH3PH3、AsH3
②方法二(橫換——左右移位)
換相鄰族的原子，這時價電子發(fā)生變化，再通過得失電子使價電子總數(shù)相等
以尋找CO的等電子體為例
COCN—，CN—C22—
CON2

分子的空間結(jié)構(gòu)與分子的性質(zhì)
【知識網(wǎng)絡(luò)】

【核心知識梳理】
一、價層電子對互斥理論(VSEPR)
1．價層電子對互斥模型(VSEPR模型)理論要點
分子的空間結(jié)構(gòu)是中心原子周圍的“價層電子對”相互排斥的結(jié)果。對ABn型的分子或離子，中心原子A的價層電子對(包括成鍵的σ鍵電子對和未成鍵的孤電子對)之間由于存在排斥力，將使分子的空間結(jié)構(gòu)總是采取電子對相互排斥最弱的那種結(jié)構(gòu)，以使彼此之間斥力最小，分子或離子的體系能量最低，最穩(wěn)定
(1)中心原子：分子或離子中原子數(shù)目最少的原子 (或與之成鍵的原子)
(2)分子中的價層電子對由于斥力作用，而趨向盡可能彼此遠(yuǎn)離以減小排斥力，分子盡可能采取對稱的空間構(gòu)型
(3)價層電子對在空間上彼此相距最遠(yuǎn)時，電子對之間的夾角越大，相互之間的斥力越小，體系的能量最低
(4)中心原子價層電子對數(shù)＝σ鍵電子對數(shù)＋孤電子對數(shù)
2．價層電子對互斥理論判斷分子或離子的空間構(gòu)型的具體步驟
(1)第一步，確定中心原子價層電子對數(shù)
方法1：
①配位原子是指中心原子以外的其它原子，即：與中心原子結(jié)合的原子
②若是離子，則應(yīng)加上或減去與離子所帶的電荷數(shù)，即：陰加陽減
③氧、硫原子若為配位原子，則其化合價規(guī)定為"零”，若為中心原子，則價電子數(shù)為6
分子或離子
中心原子
價層電子對數(shù)
σ鍵電子對
中心原子上的孤電子對數(shù)
CO2
C

2
0
BF3
B

3
0
NH4+
N

4
0
CO
C

3
0
SF6
S

6
0
方法2：

其中：a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))，b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)第二步，確定中心原子的σ鍵數(shù)目：由分子式確定，即中心原子形成幾個σ鍵，就有幾對σ鍵電子對，如：H2O分子中，O有2對σ鍵電子對，NH3分子中，N有3對σ鍵電子對，即：ABn型的分子或離子就有n個σ鍵
(3)第三步，確定中心原子上的孤電子對數(shù)
中心原子上的孤電子對數(shù)＝中心原子價層電子對數(shù)—σ鍵電子對數(shù) (見上表)
3．價層電子對互斥理論判斷分子或離子的空間構(gòu)型的具體思路
由電子的排列方式VSEPR模型分子或離子的空間結(jié)構(gòu)
價層電子對數(shù)
電子對的
排列方式
VSEPR模型
及名稱
孤電子對數(shù)
略去孤電子對的空間結(jié)構(gòu)
分子(或離子)的空間結(jié)構(gòu)名稱
2

直線形
0

直線形
1

直線形
3

平面三角形
0

平面三角形
1

V形
2

直線形
4

四面體形
0

正四面體形
1

三角錐形
2

V形
3

直線形
4．孤電子對對鍵角影響的理論解釋
(1)價層電子對之間相互排斥作用大小的一般規(guī)律
孤電子對－孤電子對＞孤電子對－成鍵電子對＞成鍵電子對－成鍵電子對。隨著孤電子對數(shù)目的增多，成鍵電子對與成鍵電子對之間的斥力減小，鍵角也減小，如：CH4、NH3和H2O分子中的鍵角依次減小
(2)中心原子上有孤電子對(價電子中未參加形成共價鍵的電子對)，會占據(jù)中心原子周圍空間，與成鍵電子互相排斥，使分子的空間結(jié)構(gòu)發(fā)生變化，鍵角也相應(yīng)變化。如：H2O和H2S的VSEPR構(gòu)型為四面體形，有兩個成鍵電子對和孤電子對。氧的半徑比硫要小，氧的孤電子對對成鍵電子排斥力力度更大，所以H2O的鍵角會比H2S要大
二、雜化軌道理論
1．雜化軌道理論要點：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，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
(1)sp3雜化：sp3雜化軌道是由1個ns軌道和3個np軌道雜化而成，每個sp3雜化軌道都含有s和p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、CCl4

(2)sp2雜化：sp2雜化軌道是由1個ns軌道和2個np軌道雜化而成的，每個sp2雜化軌道含有s和p成分，sp2雜化軌道間的夾角都是120°，呈平面三角形。如，BF3

(3)sp雜化：sp雜化軌道是由1個ns軌道和1個np軌道雜化而成的，每個sp雜化軌道含有s和p的成分，sp雜化軌道間的夾角為180°，呈直線形。如，BeCl2

【微點撥】
①sp2雜化后，未參與雜化的一個np軌道可以用于形成π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np軌道可以用于形成π鍵，如：乙炔分子中的C≡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σ鍵或者用來容納未參與成鍵的孤電子對，而兩個原子之間只能形成一個σ鍵，故有下列關(guān)系：雜化軌道數(shù)目＝價層電子對數(shù)目＝σ鍵電子對數(shù)目＋中心原子的孤電子對數(shù)目，再由雜化軌道數(shù)目確定雜化類型
(1)根據(jù)中心原子價層電子對數(shù)(雜化軌道數(shù)目)判斷：雜化軌道數(shù)==價層電子對數(shù)==σ鍵電子對數(shù)＋孤電子對數(shù)
價層電子對數(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)
實例
4
sp3雜化
4
109°28′
正四面體形
CH4
3
sp2雜化
3
120°
平面三角形
BF3
2
sp雜化
2
180°
直線形
BeCl2
(2)有多個中心原子時，則根據(jù)：“雜化軌道數(shù)==價層電子對數(shù)==σ鍵電子對數(shù)＋孤電子對數(shù)”來判斷
如：三聚氰胺分子的結(jié)構(gòu)簡式如圖所示，分析氮原子、碳原子的雜化類型


雜化
類型
價層電
子對數(shù)
σ鍵電
子對數(shù)
孤電
子對數(shù)
孤電子對數(shù)
確定方法
①號氮原子
sp3
4
3
1
氮原子最外層有5個電子，形成了3對共用電子對，則有一對孤對電子
②號氮原子
sp2
3
2
1
③號碳原子
sp2
3
3
0
碳原子最外層4個電子，形成了4對共用電子對，所以碳上無孤對電子
(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
常見的分子或離子的空間構(gòu)型的判斷方法
分子或離子
中心
原子
價層電子
對數(shù)
σ鍵電子對數(shù)
孤電子
對數(shù)
電子對構(gòu)型
分子或離子
的空間構(gòu)型
中心原子
雜化方式
CO2







CS2







BeCl2







BF3







BCl3







SO3







SO2







CH4







CCl4







NH3







NF3







PCl3







H2O







H2S







NO3－







SO32－







SO42－







NH4+







PO43－







H3O+







CO32－







ClO3－







PCl5







SF6







XeF4







IF5









三、分子的性質(zhì)
1．分子間作用力
(1)概念：物質(zhì)分子之間普遍存在的相互作用力，稱為分子間作用力
(2)分類：分子間作用力最常見的是范德華力和氫鍵
(3)強(qiáng)弱：范德華力＜?xì)滏I＜化學(xué)鍵
(4)范德華力
①含義：物質(zhì)分子間普遍存在的一種相互作用力稱為范德華力。范德華力約比化學(xué)鍵的鍵能小1～2個數(shù)量級
②特征
a．范德華力廣泛存在于分子之間，由分子構(gòu)成的液態(tài)和固態(tài)物質(zhì)，范德華力存在于相鄰的分子之間；由分子構(gòu)成的氣態(tài)物質(zhì)，只有分子相互接近時才存在范德華力
b．范德華力無方向性和飽和性，只要分子周圍空間允許，分子總是盡可能多地吸引其他分子
③范德華力對物質(zhì)性質(zhì)的影響
a．一般來說，組成和性質(zhì)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，范德華力越大，物質(zhì)的熔沸點也就越高
如沸點：F2＜Cl2＜Br2＜I2
b．相對分子質(zhì)量相同或相近時，分子的極性越大，范德華力也越大，物質(zhì)的熔沸點也就越高
如沸點：N2＜CO
c．分子組成相同但結(jié)構(gòu)不同的物質(zhì)，分子的對稱性越強(qiáng)，范德華力越小，物質(zhì)的熔沸點也就越低
如沸點：對二甲苯＜間二甲苯＜鄰二甲苯
(5)氫鍵
①形成：已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價鍵的氫原子(該氫原子幾乎為裸露的質(zhì)子)與另一個分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子之間的作用力，稱為氫鍵。氫鍵不屬于化學(xué)鍵，仍屬于分子間作用力的范疇，氫鍵的作用力要大于范德華力
②氫鍵的表示方法：X—H…Y—表示，式中X和Y表示F、O、N，“—”表示共價鍵，“…”表示氫鍵
③氫鍵的特征：具有一定的飽和性和方向性
④氫鍵的類型——可分為分子間氫鍵和分子內(nèi)氫鍵
鄰羥基苯甲醛存在分子內(nèi)氫鍵
HF分子間存在分子間氫鍵

F—H…F—H
微點撥
分子間氫鍵由兩分子形成，而分子內(nèi)氫鍵是一個分子中就具有形成的氫鍵的原子和原子團(tuán)
⑤氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響
a．當(dāng)形成分子間氫鍵時，物質(zhì)的熔、沸點將升高：分子間有氫鍵的物質(zhì)熔化或汽化時，除了要克服純粹的分子間作用力外，還必須提高溫度、額外地提供一份能量來破壞分子間的氫鍵，所以這些物質(zhì)的熔、沸點比同系列氫化物的熔、沸點高，如：HF、H2O、NH3沸點反常
b．當(dāng)形成分子內(nèi)氫鍵時，往往會降低分子間作用力，從而使使物質(zhì)的熔、沸點降低，如：鄰羥基苯甲醛(熔點：2℃，沸點：196.5℃)和對羥基苯甲醛(熔點：115℃，沸點：250℃)

c．氫鍵也影響物質(zhì)的溶解：在極性溶劑中，如果溶質(zhì)分子和溶劑分子之間可以形成氫鍵，則物質(zhì)的溶解度增大，如：NH3極易溶于水，因NH3與H2O之間能形成氫鍵()，且都是極性分子
d．對物質(zhì)密度的影響：氫鍵可使固體或液體的密度減?。皇箽怏w物質(zhì)的密度增大
e．氫鍵的存在使分子間因氫鍵而發(fā)生“締合”，形成“締合分子”：相當(dāng)多的H2O分子、HF分子“締合”而形成(H2O)n分子、(HF)n分子(“締合分子”)
2．分子的極性
(1)基本概念
類型
非極性分子
極性分子
形成原因
正電幾何中心和負(fù)電幾何中心重合的分子
正電幾何中心和負(fù)電幾何中心不重合的分子
存在的共價鍵
非極性鍵或極性鍵
非極性鍵或極性鍵
分子內(nèi)原子排列
對稱
不對稱
(2)分子極性的判斷方法：分子的極性是由分子中所含共價鍵的極性與分子的立體構(gòu)型兩方面共同決定的。判斷分子極性時，可根據(jù)以下原則進(jìn)行
①只含有非極性鍵的雙原子分子或多原子分子大多是非極性分子，如：O2、H2、P4、C60
②以極性鍵結(jié)合而成的雙原子分子，都是極性分子，如：HCl、HF、HBr
③以極性鍵結(jié)合而成的多原子分子
a．空間結(jié)構(gòu)對稱的分子(直線型、平面正三角型、正四面體型、三角雙錐型、正八面體型)，是非極性分子，如：CO2、BF3、CH4、PCl5、SF6
b．空間結(jié)構(gòu)不對稱的分子(V形、三角錐形)，是極性分子，如：H2O、NH3、CHCl3

(3)判斷ABn型分子極性的經(jīng)驗規(guī)律：若中心原子有孤電子對，則為極性分子；若無孤電子對，則為非極性分子，如：CS2、BF3、SO3、CH4為非極性分子；H2S、SO2、NH3、PCl3為極性分子
分子式
中心原子
分子的極性
具體方法
元素符號
有無孤電子對
CS2



①An型(單質(zhì))：非極性分子(O3除外)
②AB型：極性分子
③ABn型：
A上無孤對電子：非極性分子
A上有孤對電子：極性分子

SO2



H2S



CH4



NH3



H2O



PCl3



(4)鍵的極性對化學(xué)性質(zhì)的影響
酸性強(qiáng)弱
理論解釋
三氟乙酸＞三氯乙酸
氟的電負(fù)性大于氯的電負(fù)性，F(xiàn)—C的極性大于Cl—C的極性，使F3C—的極性大于Cl3C—的極性，導(dǎo)致三氟乙酸的羧基中的羥基的極性更大，更易電離出氫離子
三氯乙酸＞二氯乙酸＞氯乙酸
Cl3C—的極性>Cl2HC—的極性>ClH2C—的極性，極性越強(qiáng)，羧基中的羥基的極性就越大，就越易電離出氫離子
甲酸＞乙酸＞丙酸
烴基是推電子基團(tuán)，烴基越長推電子效應(yīng)越大，使羧基中的羥基的極性越小，羧酸的酸性越弱
3．分子的溶解性
(1)“相似相溶”的規(guī)律：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，如：NH3是極性分子，易溶于極性溶劑H2O中，難溶于非極性溶劑CCl4中；I2為非極性分子，易溶于非極性溶劑四氯化碳中，而難溶于極性溶劑H2O中
(2)氫鍵對溶解性的影響：如果溶質(zhì)與溶劑之間能形成氫鍵，則溶解度增大，且氫鍵作用力越大，溶解性越好
(3)分子結(jié)構(gòu)的相似性：溶質(zhì)和溶劑的分子結(jié)構(gòu)相似程度越大，其溶解性越大
如：乙醇與水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小，隨著溶質(zhì)分子中憎水基個數(shù)的增大，溶質(zhì)在水中的溶解度減小，因此乙醇和水能以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度則會明顯減小
(4)溶質(zhì)是否與水反應(yīng)：溶質(zhì)與水發(fā)生反應(yīng)，溶質(zhì)的溶解度會增大
如：SO2與水反應(yīng)生成的H2SO3可溶于水，故SO2的溶解度增大
4．分子的手性
(1)手性異構(gòu)體：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，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)
(2)手性分子：有手性異構(gòu)體的分子叫做手性分子
(3)手性分子的判斷：判斷一種有機(jī)物是否具有手性異構(gòu)體，關(guān)鍵是看其含有的碳原子是否連有4個不同的原子或原子團(tuán)，即有機(jī)物分子中是否存在手性碳原子，如：，R1、R2、R3、R4互不相同，含有手性碳原子，該有機(jī)物分子具有手性
如：乳酸()分子的手型異構(gòu)體：
5．無機(jī)含氧酸分子的酸性
(1)無機(jī)含氧酸的結(jié)構(gòu)：無機(jī)含氧酸分子之所以顯示酸性，是因為其分子中含有—OH，而—OH上的O—H鍵在水分子的作用下發(fā)生斷裂而能夠解離出H+而顯示一定的酸性。在含氧酸中，氫離子是和酸根上的一個氧相連接的
(2)無機(jī)含氧酸的酸性強(qiáng)弱的規(guī)律
①對于同一種元素的含氧酸來說，該元素的化合價越高，其含氧酸的酸性越強(qiáng)
如：HClO雙鍵—單鍵>單鍵—單鍵
3．鍵角大小的判斷方法
(1)中心原子的雜化方式不同且中心原子無孤對電子——看中心原子雜化方式：sp(1800)＞sp2(1200)＞sp3(109028＇)
分子
CO2、CS2
BF3、SO3
CH4、NH4+
雜化方式
sp
sp2
sp3
分子構(gòu)型
直線型
平面三角形
正四面體
鍵角
1800
1200
109028＇
(2)中心原子雜化方式相同且中心原子有孤對電子——看中心原子的孤電子對數(shù)
排斥力大小順序：孤電子對—孤電子對＞孤電子對—成鍵電子對＞成鍵電子對—成鍵電子對，中心原子孤電子對數(shù)越多，對成鍵電子對的排斥力越大，鍵角越小
分子
CH4
NH3
H2O
雜化方式
sp3
sp3
sp3
孤電子對數(shù)
0
1
2
鍵角
109028＇
107018＇
104030＇
分子構(gòu)型
正四面體
三角錐形
V形
(3)中心原子不同，配位原子及中心原子孤電子對數(shù)相同且結(jié)構(gòu)相似——看中心原子的電負(fù)性：中心原子的電負(fù)性越大，成鍵電子對越靠近中心原子，成鍵電子對排斥力增大，鍵角增大
鍵角：NH3＞PH3＞AsH3；H2O＞H2S＞H2Se
(4)中心原子及孤電子對數(shù)相同，配位原子不同且結(jié)構(gòu)相似——看配位原子的電負(fù)性：配位原子電負(fù)性越大，成鍵電子對越偏離中心原子，成鍵電子對排斥力減小，鍵角越小
鍵角：NF3＜NCl3＜NBr3；NF3＜NH3；OF2＜H2O
(5)單鍵、雙鍵、三鍵的影響
三鍵、雙鍵、單鍵之間的排斥力大小順序：三鍵—三鍵＞三鍵—雙鍵＞雙鍵—雙鍵＞雙鍵—單鍵＞單鍵—單鍵

乙烯分子中鍵角①(121.3°)＞鍵角②(117.4°)
原因是斥力大?。弘p鍵—單鍵＞單鍵—單鍵
(6)配體體積對鍵角的影響：配體體積越大，電子云占據(jù)空間增大，對成鍵電子斥力增強(qiáng)，導(dǎo)致鍵角減小
鍵角：NH3＞NH2OH＞NH2(CH3)
【實例分析】
1．Si與C元素位于同一主族，SiO2鍵角小于CO2的原因是：SiO2中心Si原子采用SP3雜化，鍵角109°28'；CO2中心C原子采用sp雜化，鍵角為180°
2．SeO中Se－O的鍵角比SeO3的鍵角小，原因是：空間構(gòu)型為正四面體，鍵角為109°28′，空間構(gòu)型為平面正三角形，鍵角為120°
3．H3BO3 分子中的 O－B－O 的鍵角大于BH4－中的 H－B－H 的鍵角，判斷依據(jù)是：H3BO3分子中的B采取sp2雜化，而BH4－中的B采取sp3雜化，sp2雜化形成的鍵角大于sp3雜化
4．已知H2O、NH3、CH4三種分子中，鍵角由大到小的順序是CH4＞NH3＞H2O，原因為：孤電子對與成鍵電子對間的斥力大于成鍵電子對與成鍵電子對間的斥力，CH4分子中無孤對電子，NH3分子中含有1對孤對電子，H2O分子中含有2對孤對電子，對成鍵電子對的排斥作用依次增大，故鍵角逐漸減小
5．高溫陶瓷材料Si3N4晶體中鍵角N－Si－N大于Si－N－Si，原因是：N原子上有孤電子對，由于孤電子對與成鍵電子對的排斥力更大，使得Si—N—Si鍵角較小
6．NH3分子在獨立存在時H－N－H鍵角為107°。如圖是[Zn(NH3)6]2＋離子的部分結(jié)構(gòu)以及H－N－H鍵角的測量值。解釋NH3形成如圖配合物后H－N－H鍵角變大的原因：NH3分子中N原子的孤電子對進(jìn)入Zn2＋的空軌道形成配位鍵后，原孤電子對與成鍵電子對間的排斥作用變?yōu)槌涉I電子對間的排斥，排斥作用減弱

7．鍵角NH3大于PH3，原因是：中心原子的電負(fù)性N強(qiáng)于P，中心原子的電負(fù)性越大，成鍵電子對離中心原子越近，成鍵電子對之間的距離越小，成鍵電子對之間的斥力增大，鍵角變大
8．NF3的鍵角小于NH3的鍵角，理由是：F的電負(fù)性比H大，NF3中成鍵電子對離中心原子較遠(yuǎn)，成鍵電子對之間的排斥力較小，因而鍵角較小
大π鍵的分析方法
1．?大π鍵的定義
在多原子分子中，如有相互平行的p軌道， 它們連貫地“肩并肩”地重疊在一起構(gòu)成一個整體，p電子在多個原子間運動形成π型化學(xué)鍵，這種不局限在兩個原子之間的π鍵稱為離域π鍵或共軛大π鍵
2．大π鍵的?形成條件
(1)所有參與形成離域π鍵的原子在同一平面上，因此中心原子采取sp2雜化或sp雜化
(2)參與形成離域π鍵的原子都必須提供一個或兩個相互平行的p軌道
(3)形成離域π鍵的p軌道上的電子總數(shù)小于p軌道數(shù)的2倍
3．大π鍵表示方法：，m為原子個數(shù)，n為共用電子個數(shù)，m≤2n
如：指平行于p軌道的數(shù)目有3個(一般粒子有幾個原子，就是幾個p軌道)，平行p軌道里的電子數(shù)為4
4．m和n的計算方法
(1)ABn型的分子或離子
【方法一】
①m為原子個數(shù)：一般粒子有幾個原子，就是幾個p軌道，如：SO2有3個原子形成π鍵，則m=3
②n值的計算
a．分析出參與形成離域π鍵的每個原子形成幾個σ鍵
b．形成σ鍵后，若只有一個成單電子，則該電子參與形成大π鍵，若沒有成單電子，則最多有一對孤對電子參與形成大π鍵
物質(zhì)
分析方法
大π鍵
SO2
S、O原子的電子式分別為：、，中心原子S采取sp2雜化，形成2個σ鍵，還有4個電子即2對孤對電子，S原子最多提供1對孤對電子形成大π鍵，O原子形成1個σ鍵后，還有5個電子，有1個單電子，則兩個O原子的單電子參與形成大π鍵，故n=2+2×1=4，因此SO2大π鍵為

O3
O原子的電子式分別為：，中心原子O采取sp2雜化，形成2個σ鍵，還有4個電子即2對孤對電子，中心O原子最多提供1對孤對電子形成大π鍵，配位O原子形成1個σ鍵后，還有5個電子，有1個單電子，則兩個O原子的單電子參與形成大π鍵，故n=2+2×1=4，因此O3大π鍵為

NO
N、O原子的電子式分別為：、，中心原子N采取sp2雜化，形成2個σ鍵，還有3個電子則有1個單電子，中心N原子最多提供1個單電子形成大π鍵，配位O原子形成1個σ鍵后，還有5個電子，有1個單電子，則兩個O原子的單電子參與形成大π鍵，由于帶一個單位的負(fù)電荷，也要參與形成大π鍵，故n=1+1+2×1=4，因此NO大π鍵為

規(guī)律
①若微?；榈入娮芋w，則大π鍵是相同的；②若為離子，n的數(shù)值遵循“陰加陽減”
CO2
C、O原子的電子式分別為：、，中心原子C采取sp雜化，形成2個σ鍵，還有2個電子即1對孤對電子，中心C原子最多提供1對孤對電子形成大π鍵，O原子形成1個σ鍵后，還有5個電子，有1個單電子，則兩個O原子的單電子參與形成大π鍵，由于帶一個單位的負(fù)電荷，也要參與形成大π鍵，故n=2+2×1=4，因此CO2大π鍵為

同理
SCN—、NO2+、N3－互為等電子體，則大π鍵是相同的，大π鍵為

物質(zhì)
分析方法
大π鍵
CO
C、O原子的電子式分別為：、，中心原子C采取sp2雜化，形成3個σ鍵，還有1個單電子，中心C原子最多提供1個單電子形成大π鍵，O原子形成1個σ鍵后，還有5個電子，有1個單電子，則3個O原子的單電子參與形成大π鍵，由于帶2個單位的負(fù)電荷，也要參與形成大π鍵，故n=1+2+3×1=6，因此CO大π鍵為

同理
NO3—、SO3互為等電子體，則大π鍵是相同的，大π鍵為
【方法二】
①m為原子個數(shù)：一般粒子有幾個原子，就是幾個p軌道，如：SO2有3個原子形成π鍵，則m=3
②n值的計算(3個部位加起來的總和)
a．中心原子=中心原子價電子數(shù)－形成σ鍵所提供的電子總數(shù)－孤電子數(shù)
b．成鍵原子=成單電子數(shù)總和
c．外界：陰陽離子，遵循“陰加陽減”
物質(zhì)
分析方法
大π鍵
SO2
①S的雜化：sp2
②形成大π鍵的p軌道電子總數(shù)
a．中心S原子=中心原子價電子數(shù)－形成σ鍵所提供的電子總數(shù)－孤電子數(shù)
=6－2×1－2=2
b．成鍵原子=2×1=2
c．外界：0
n=2+2=4，因此SO2大π鍵為

NO2+
①N的雜化：sp
②形成大π鍵的p軌道電子總數(shù)
a．中心N原子=中心原子價電子數(shù)－形成σ鍵所提供的電子總數(shù)－孤電子數(shù)
=5－2×1－0=3
b．成鍵原子=2×1=2
c．外界：－1
n=3+2－1=4，因此NO2+大π鍵為

SO3
①S的雜化：sp2
②形成大π鍵的p軌道電子總數(shù)
a．中心S原子=中心原子價電子數(shù)－形成σ鍵所提供的電子總數(shù)－孤電子數(shù)
=6－3×1－0=3
b．成鍵原子=3×1=3
c．外界：0
n=3+3=6，因此SO3大π鍵為

NO
①N的雜化：sp2
②形成大π鍵的p軌道電子總數(shù)
a．中心N原子=中心原子價電子數(shù)－形成σ鍵所提供的電子總數(shù)－孤電子數(shù)=5－3×1－0=2
b．成鍵原子=3×1=3
c．外界：1
n=2+3+1=6，因此NO 大π鍵為


【方法三】
①m為原子個數(shù)：一般粒子有幾個原子，就是幾個p軌道，如：SO2有3個原子形成π鍵，則m=3
②n值的計算
a．先計算微粒的總價電子數(shù)(a)
b．計算原子之間的σ鍵，一對σ鍵存在2個電子(b)
c．中心原子的孤對電子數(shù)(c)
d．外圍原子的價層電子中的孤對電子數(shù)，如:O原子為2s、2p中各有1對，共4個電子(d)
③n=a－b－c－d
物質(zhì)
分析方法
大π鍵
SO2
總價電子數(shù)a=6+6×2=18
σ鍵電子數(shù)b=2×2=4
中心原子的孤對電子數(shù)c=2
外圍原子的價層電子中的孤對電子數(shù)d=2×4=8
n=a－b－c－d=18－4－2－8=4，因此SO2大π鍵為

NO2+
總價電子數(shù)a=5+6×2－1=16
σ鍵電子數(shù)b=2×2=4
中心原子的孤對電子數(shù)c=0
外圍原子的價層電子中的孤對電子數(shù)d=2×4=8
n=a－b－c－d=16－4－0－8=4，因此NO2+大π鍵為

SO3
總價電子數(shù)a=6+6×3=24
σ鍵電子數(shù)b=3×2=6
中心原子的孤對電子數(shù)c=0
外圍原子的價層電子中的孤對電子數(shù)d=3×4=12
n=a－b－c－d=24－6－0－12=6，因此SO2大π鍵為

NO3—
總價電子數(shù)a=5+6×3+1=24
σ鍵電子數(shù)b=3×2=6
中心原子的孤對電子數(shù)c=0
外圍原子的價層電子中的孤對電子數(shù)d=3×4=12
n=a－b－c－d=24－6－0－12=6，因此NO3—大π鍵為

(2)多個中心原子(AmBn)型的分子或離子——用方法一
①m為原子個數(shù)：一般粒子有幾個原子，就是幾個p軌道，如：SO2有3個原子形成π鍵，則m=3
②n值的計算
a．分析出參與形成離域π鍵的每個原子形成幾個σ鍵
b．形成σ鍵后，若只有一個成單電子，則該電子參與形成大π鍵，若沒有成單電子，則最多有一對孤對電子參與形成大π鍵
物質(zhì)
分析方法
大π鍵

C原子的電子式為：，每個C原子采取sp2雜化，形成3個σ鍵，每C原子有1個成單電子，該單電子參與形成大π鍵，因此其大π鍵為


C、N原子的電子式為：、，C原子都采取sp2雜化，形成3個σ鍵，每C原子有1個成單電子，該單電子參與形成大π鍵，N原子形成2個σ鍵，還有3個電子，有一個成單電子參與形成大π鍵，所以n=5×1+1=6，因此其大π鍵為


物質(zhì)
分析方法
大π鍵

C、N原子的電子式為：、，C原子都采取sp2雜化，形成3個σ鍵，每C原子有1個成單電子，該單電子參與形成大π鍵，N原子形成3個σ鍵，還有1對孤對電子，這對孤對電子一定參與形成大π鍵，所以n=4×1+2=6，因此其大π鍵為


C、N原子的電子式為：、，C原子都采取sp2雜化，形成3個σ鍵，每C原子有1個成單電子，該單電子參與形成大π鍵，1號N原子形成3個σ鍵，還有1對孤對電子，這對孤對電子一定參與形成大π鍵，2號N原子形成2個σ鍵，還有3個電子，則有一個成單電子參與形成大π鍵，所以n=3×1+2+1=6，因此其大π鍵為


C、O原子的電子式為：、，C原子都采取sp2雜化，形成3個σ鍵，每C原子有1個成單電子，該單電子參與形成大π鍵，O原子形成2個σ鍵，還有4個電子即2對孤對電子，O原子最多提供1對孤對電子形成大π鍵，所以n=4×1+2=6，因此其大π鍵為


C、S原子的電子式為：、，C原子都采取sp2雜化，形成3個σ鍵，每C原子有1個成單電子，該單電子參與形成大π鍵，S原子形成2個σ鍵，還有4個電子即2對孤對電子，S原子最多提供1對孤對電子形成大π鍵，所以n=4×1+2=6，因此其大π鍵為


C、Se原子的電子式為：、，C原子都采取sp2雜化，形成3個σ鍵，每C原子有1個成單電子，該單電子參與形成大π鍵，Se原子形成2個σ鍵，還有4個電子即2對孤對電子，Se原子最多提供1對孤對電子形成大π鍵，所以n=4×1+2=6，因此其大π鍵為


C原子的電子式為：，C原子都采取sp2雜化，形成3個σ鍵，每C原子有1個成單電子，該單電子參與形成大π鍵，所以n=4×1=4，因此其大π鍵為













晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
【知識網(wǎng)絡(luò)】

【核心知識梳理】
一、晶體常識
1．晶體和非晶體
(1)晶體和非晶體的概念
①晶體：內(nèi)部粒子(原子、離子或分子)在三維空間按一定規(guī)律呈周期性重復(fù)排列構(gòu)成的固體物質(zhì)，絕大多數(shù)常見的固體都是晶體。如：高錳酸鉀、金剛石、干冰、金屬銅、石墨等
②非晶體：內(nèi)部原子或分子的排列呈雜亂無章的分布狀態(tài)的固體物質(zhì)。如：玻璃、松香、硅藻土、橡膠、瀝青等
(2)晶體的特點：自范性、固定的熔點、物理性質(zhì)的各向異性、外形和內(nèi)部質(zhì)點排列的高度有序性
(3)獲得晶體的途徑
①熔融態(tài)物質(zhì)凝固。如：從熔融態(tài)結(jié)晶出來的硫晶體
②氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)過液態(tài)直接凝固(凝華)。如：凝華得到的碘晶體
③溶質(zhì)從溶液中析出。如：從硫酸銅飽和溶液中析出的硫酸銅晶體
(4)晶體與非晶體的區(qū)別

晶體
非晶體
結(jié)構(gòu)特征(本質(zhì)區(qū)別)
結(jié)構(gòu)微粒周期性有序排列
結(jié)構(gòu)微粒無序排列
性質(zhì)特征
自范性
有
無
熔、沸點
固定
不固定
某些物理性質(zhì)
各向異性
各向同性
二者區(qū)別方法
間接方法
看是否有固定的熔、沸點
科學(xué)方法
對固體進(jìn)行X-射線衍射實驗
2．晶胞
(1)晶胞的概念：描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元叫做晶胞。晶胞是晶體中最小的結(jié)構(gòu)重復(fù)單元
(2)形狀：一般來說，晶胞都是平行六面體，晶體可以看作是數(shù)量巨大的晶胞“無隙并置”而成
①“無隙”：相鄰晶胞之間無任何間隙
②“并置”：所有晶胞都是平行排列的，取向相同
(3)特點：一種晶體所有晶胞形狀及內(nèi)部的粒子種類、個數(shù)及粒子所處的空間位置是完全相同的
3．晶胞中微粒數(shù)目的計算方法——均攤法
(1)原則：晶胞中任意位置上的一個原子如果是被n個晶胞所共有，那么，每個晶胞對這個原子分得的份額就是
(2)方法：
①長方體(正方體)晶胞中不同位置的粒子數(shù)的計算

a．處于頂點上的粒子，同時為8個晶胞所共有，每個粒子有屬于該晶胞
b．處于棱邊上的粒子，同時為4個晶胞所共有，每個粒子有屬于該晶胞
c．處于晶面上的粒子，同時為2個晶胞所共有，每個粒子有屬于該晶胞
d．處于晶胞內(nèi)部的粒子，則完全屬于該晶胞
②非長方體晶胞中粒子視具體情況而定
三棱柱

六棱柱

平面型

石墨晶胞每一層內(nèi)碳原子排成六邊形，其頂點(1個碳原子)被三個六邊形共有，每個六邊形占
二、常見晶體類型和性質(zhì)
1．晶體的分類
(1)分類依據(jù)：根據(jù)晶體的構(gòu)成粒子和粒子間的相互作用力的不同，將晶體分為如下5種：分子晶體、原子晶體、離子晶體、金屬晶體、混合晶體
(2)常見類別

2．晶體類別的判斷方法
(1)依據(jù)物質(zhì)的分類判斷
①金屬單質(zhì)、合金是金屬晶體
②離子化合物是離子晶體
③非金屬單質(zhì)和共價化合物大部分是分子晶體
④部分非金屬單質(zhì)、所有非金屬氫化物、部分非金屬氧化物、所有的酸、絕大多數(shù)有機(jī)物的晶體是分子晶體
⑤常見的共價晶體：硼(B)、硅(Si)、金剛石、金剛砂(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)、氮化硅(Si3N4)
(2)依據(jù)構(gòu)成晶體的微粒和微粒間作用力判斷
由陰、陽離子形成的離子鍵構(gòu)成的晶體為離子晶體；由原子形成的共價鍵構(gòu)成的晶體為原子晶體；由分子依靠分子間作用力形成的晶體為分子晶體；由金屬陽離子、自由電子以金屬鍵構(gòu)成的晶體為金屬晶體
(3)依據(jù)晶體的熔點判斷
不同類型晶體熔點大小的一般規(guī)律：共價晶體＞離子晶體＞分子晶體。金屬晶體的熔點差別很大，如鎢、鉑等
熔點很高，銫等熔點很低
(4)依據(jù)導(dǎo)電性判斷
①離子晶體溶于水和熔融狀態(tài)時均能導(dǎo)電
②原子晶體一般為非導(dǎo)體
③分子晶體為非導(dǎo)體，但分子晶體中的電解質(zhì)(主要是酸和強(qiáng)極性非金屬氫化物)溶于水時，分子內(nèi)的化學(xué)鍵斷裂形成自由移動的離子，也能導(dǎo)電
④金屬晶體是電的良導(dǎo)體
3．幾種常見的晶體類型比較
　 　類型
比較　 　
分子晶體
共價晶體
金屬晶體
離子晶體
概念
分子間以分子間作用力相結(jié)合的晶體
相鄰原子間以共價鍵相結(jié)合而形成空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體
通過金屬離子與自由電子之間的較強(qiáng)作用形成的晶體
陽離子和陰離子通過離子鍵結(jié)合而形成的晶體
構(gòu)成粒子
分子
原子
金屬陽離子、自由電子
陰、陽離子
粒子間的相互作用力
范德華力(某些含氫鍵)
共價鍵
金屬鍵
離子鍵
物
理
性質(zhì)
硬度
較小
很大
有的很大，有的很小
較大
熔、沸點
較低
很高
有的很高，有的很低
較高
溶解性
相似相溶
難溶于任何溶劑
難溶于常見溶劑
大多易溶于水等極性溶劑
導(dǎo)電、導(dǎo)熱性
一般不導(dǎo)電，溶于水后有的導(dǎo)電
一般不具有導(dǎo)電性
電和熱的良導(dǎo)體
晶體不導(dǎo)電，水溶液或熔融態(tài)導(dǎo)電
物質(zhì)類別
及舉例
大多數(shù)非金屬單質(zhì)、氣態(tài)氫化物、酸、非金屬氧化物(SiO2除外)、絕大多數(shù)有機(jī)物(有機(jī)鹽除外)
部分非金屬單質(zhì)(如金剛石、硅、晶體硼)、部分非金屬化合物(如SiC、SiO2、BN、Si3N4)
金屬單質(zhì)與合金(如Na、Al、Fe、青銅)
金屬氧化物(如K2O、Na2O)、強(qiáng)堿(如KOH、NaOH)、絕大部分鹽(如NaCl)
4．晶體熔、沸點的比較
(1)不同類型晶體熔、沸點的比較
①不同類型晶體的熔、沸點高低的一般規(guī)律：共價晶體＞離子晶體＞分子晶體
②金屬晶體的熔、沸點差別很大，如：鎢、鉑等熔、沸點很高，汞、銫等熔、沸點很低
(2)同種晶體類型熔、沸點的比較——比較晶體內(nèi)微粒之間相互作用力的大小
①共價晶體：看共價鍵的強(qiáng)弱，取決于鍵長，即：成鍵原子半徑大小
如熔點：金剛石＞碳化硅＞晶體硅
②離子晶體：衡量離子晶體穩(wěn)定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，熔點越高，硬度越大。一般地說，陰、陽離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，晶格能越大，離子間的作用力就越強(qiáng)，離子晶體的熔、沸點就越高，如熔點：MgO＞NaCl＞CsCl
③分子晶體：看分子間作用力 (一般先氫鍵后范德華力最后分子的極性)
a．分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點越高；具有分子間氫鍵的分子晶體熔、沸點反常得高，
如H2O>H2Te>H2Se>H2S
b．組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，熔、沸點越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4
c．組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)(相對分子質(zhì)量接近)，分子的極性越大，其熔、沸點越高，如CO>N2
d．在同分異構(gòu)體中，一般支鏈越多，熔、沸點越低，如正戊烷>異戊烷
④金屬晶體：看金屬鍵的強(qiáng)弱，金屬離子半徑越小，所帶電荷數(shù)越多，其金屬鍵越強(qiáng)，熔、沸點就越高
如熔、沸點：Na

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