00 知识清单——《物质结构与性质》(必背知识、课前诵读)-备战高考化学大二轮专题突破系列（全国通用）

这是一份00 知识清单——《物质结构与性质》(必背知识、课前诵读)-备战高考化学大二轮专题突破系列（全国通用），共52页。

目录
原子结构及原子核外电子排布............................................................................................................................................1
知识点1 原子的构成.......................................................................................................................................................1
知识点2 “三素”——元素、核素、同位素....................................................................................................................1
知识点3 等电子粒子的寻找规律...................................................................................................................................2
知识点4 能层与能级.......................................................................................................................................................3
知识点5 电子云与原子轨道...........................................................................................................................................3
知识点6 原子或离子结构示意图...................................................................................................................................4
知识点7 构造原理与基态原子的电子排布式...............................................................................................................4
知识点8 离子的电子排布式...........................................................................................................................................4
知识点9 外围电子排布式(价电子排布)........................................................................................................................5
知识点10 电子排布的轨道表示式(电子排布图)............................................................................................................5
知识点11 基态与激发态　原子光谱...............................................................................................................................5
知识点12 核外电子排布的表示方法的比较...................................................................................................................6
元素周期表和元素周期律....................................................................................................................................................7
知识点1 元素周期表的结构...........................................................................................................................................7
知识点2 原子结构与元素周期表...................................................................................................................................7
知识点3 元素周期表的分区...........................................................................................................................................8
知识点4 元素周期表的三大应用...................................................................................................................................9
知识点5 元素周期表结构中隐含的两条规律...............................................................................................................9
知识点6 常见族的别称...................................................................................................................................................9
知识点7 主族元素的周期性变化规律.........................................................................................................................10
知识点8 原子半径和离子半径的变化规律.................................................................................................................10
知识点0 元素金属性强弱的判断方法.........................................................................................................................11
知识点10 元素非金属性强弱的判断方法.....................................................................................................................11
知识点11 电离能及其变化规律......................................................................................................................................12
知识点12 电负性及其变化规律.....................................................................................................................................12
知识点13 元素周期表、元素周期律的应用.................................................................................................................13
化学键与电子式..................................................................................................................................................................14
知识点1 化学键.............................................................................................................................................................14
知识点2 离子键和共价键的比较.................................................................................................................................14
知识点3 共价键的分类及判断方法.............................................................................................................................14
知识点4 共价键的键参数............................................................................................................................................15
知识点5 离子化合物与共价化合物的比较................................................................................................................16
知识点6 化学键与物质类型的关系............................................................................................................................16
知识点7 电子式的书写方法........................................................................................................................................17
知识点8 等电子原理...................................................................................................................................................18

分子的空间结构与分子的性质.........................................................................................................................................19
知识点1 价层电子对互斥模型(VSEPR模型)理论要点............................................................................................19
知识点2 价层电子对互斥理论判断分子或离子的空间构型的具体步骤.................................................................19
知识点3 价层电子对互斥理论判断分子或离子的空间构型的具体思路.................................................................20
知识点4 孤电子对对键角影响的理论解释.................................................................................................................20
知识点5 杂化轨道的类型.............................................................................................................................................20
知识点6 判断中心原子杂化轨道类型的方法.............................................................................................................21
知识点7 分子间作用力.................................................................................................................................................23
知识点8 分子的极性.....................................................................................................................................................24
知识点0 分子的溶解性.................................................................................................................................................25
知识点10 分子的手性.....................................................................................................................................................25
知识点11 无机含氧酸分子的酸性..................................................................................................................................25
键角大小的判断方法..........................................................................................................................................................27
大π键的分析方法................................................................................................................................................................29
晶体结构与性质..................................................................................................................................................................33
知识点1 晶体和非晶体.................................................................................................................................................33
知识点2 晶胞.................................................................................................................................................................33
知识点3 晶胞中微粒数目的计算方法.........................................................................................................................33
知识点4 晶体的分类.....................................................................................................................................................34
知识点5 晶体类别的判断方法....................................................................................................................................34
知识点6 几种常见的晶体类型比较.............................................................................................................................35
知识点7 晶体熔、沸点的比较.....................................................................................................................................35
知识点8 常见分子晶体结构分析.................................................................................................................................36
知识点0 常见共价晶体结构分析.................................................................................................................................37
知识点10 金属晶体的四种堆积模型分析.....................................................................................................................38
知识点11 常见离子晶体结构分析..................................................................................................................................40
知识点12 混合晶体——石墨晶体.................................................................................................................................41
晶体计算的常见类型..........................................................................................................................................................42
知识点1 晶胞参数(边长)与半径的关系.......................................................................................................................42
知识点2 晶体密度及微粒间距离的计算.....................................................................................................................43
知识点3 金属晶体空间利用率的计算方法.................................................................................................................43
原子分数坐标分析方法......................................................................................................................................................45
配合物与超分子..................................................................................................................................................................46
知识点1 配位键.............................................................................................................................................................46
知识点2 配位化合物.....................................................................................................................................................46
知识点3 典型配合物.....................................................................................................................................................47
知识点4 超分子.............................................................................................................................................................47
元素周期表..........................................................................................................................................................................48




原子结构及原子核外电子排布
【知识网络】

【核心知识梳理】
一、原子结构与核素、同位素
1．原子的构成
(1)构成原子的微粒及作用

(2)核素(原子)符号表示——
表示方法：
的含义

代表一个质量数为A、质子数为Z的原子
(3)微粒中的“各数”间的关系
①原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数
②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
③阳离子的核外电子数＝质子数－所带电荷数
④阴离子的核外电子数＝质子数＋所带电荷数
(4)微粒符号周围数字的含义
，如过氧根离子：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关系

(2)同位素的特征
①同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质不同
②同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变
(3)氢元素的三种核素
H：名称为氕，不含中子
H：用字母D表示，名称为氘或重氢
H：用字母T表示，名称为氚或超重氢
(4)几种重要核素的用途
核素
U
C
H
H
O
用途
核燃料
用于考古断代
制氢弹
示踪原子
(5)核素和元素的相对原子质量
①原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与一个12C质量的的比值即为该原子的相对原子质量，即：M(核素)＝，取该值的正整数即为该核素的质量数。一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量
②元素的相对原子质量：因天然元素往往不只一种原子，因而用上述方法定义元素的相对原子质量就不合适了。元素的相对原子质量是该元素的各种核素的原子数百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值
如：A、B、C…为某元素的不同核素，其原子数百分比分别为a%、b%、c%…则该元素的相对原子质量为
MA·a%＋MB·b%＋MC·c%＋…其中MA、MB、MC…分别表示核素A、B、C…的相对原子质量
③元素的近似相对原子质量：若用同位素的质量数替代其相对原子量进行计算，其结果就是元素的近似相对原子质量(计算结果通常取整数)。我们通常采用元素的近似相对原子质量进行计算
【微点拨】
①并不是所有的原子都由质子和中子构成，如H中没有中子
②核素是具有固定质子数和中子数的原子，同位素是具有相同质子数的不同核素的互称
③只有核素才有质量数，质量数不适用于元素。质量数可以视为核素的近似相对原子质量
④质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F与OH－
⑤核外电子数相同的微粒，其质子数不一定相同，如Al3＋和Na＋、F－，NH与OH－
⑥不同的核素可能具有相同的质子数，如H与H；也可能具有相同的中子数，如6C与O；也可能具有相同的质量数，如C与N；也可能质子数、中子数、质量数均不相同，如H与C
⑦同位素的物理性质不同但化学性质几乎相同
3．等电子粒子的寻找规律
10电子微粒

18电子微粒

“14电子”粒子
Si、N2、CO、C2H2、C
“16电子”粒子
S、O2、C2H4、HCHO
二、原子核外电子排布原理
1．能层与能级
(1)能层(n)(即电子层)
原子核外的电子是分层排布的，根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层(电子层)。由里向外，分别用字母：K、L、M、N、O、P、Q表示相应的第一、二、三、四、五、六、七能层。各能层最多容纳的电子数为2n2；在同一个原子中，离核越近，电子能量越低
(2)能级
同一能层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即：E(s) 能层(n)
一
二
三
四
五
六
七
符号
K
L
M
N
O
P
Q
能级符号
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
……
……
……
轨道数
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
1
3



能级最多
电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
……
……
……
能层最多
电子数
2
8
18
32
……
……
2n2
【微点拨】
①任一能层的能级总是从s能级开始，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……
②能级数目＝能层序数(第一层有1个能级，第二层有2个能级，第三能层有3个能级)
③s、p、d、f 各能级可容纳的电子数分别为1、3、5、7的2倍
④不同能层之间，符号相同的能级容纳的电子数相同，如：1s、2s、3s、4s均容纳2个电子
⑤不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高，如：1s<2s<3s<4s……
2．电子云与原子轨道
(1)电子云：原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云
①电子云图中的黑点不代表一个电子，每个黑点表示电子在该处出现过一次
②黑点的疏密程度表示了电子在原子核外出现的概率大小。点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小；点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大
③离核越近，电子出现的概率越大，黑点越密集，如：2s电子云比1s电子云更扩散
(2)原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态，电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，s能级有1个轨道，p能级有3个轨道，d能级有5个轨道
原子
轨道
s
p
d
f
轨道
形状
球形
哑铃形(纺锤形)
复杂
复杂


轨道
个数
1
3
5
7

【微点拨】
①能层序数越大，原子轨道的半径越大
②p能级有3个原子轨道，互相垂直，分别以px、py、pz表示，同一能层中px、py、pz的能量相同
③原子轨道数与能层序数(n)的关系：原子轨道数目＝n2
3．原子核外电子排布的方法
(1)原子或离子结构示意图
排布的原则(主族元素)
原子的结构示意图
①能量规律：核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里
②数量规律
a．每层最多容纳的电子数为2n2个
b．最外层不超过8个(K层为最外层时不超过2个)
c．次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个
d．对于主族元素，除最外层外，每一层的电子数必须为2n2这个数值

(2)构造原理与基态原子的电子排布式
①构造原理——电子的填充顺序
构造原理
示意图
多电子的核外电子排布总是按照能量最低原理，即：电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态，绝大多数元素的原子核外电子将遵循以下顺序填充到各能级中：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……这个排列顺序被称为构造原理

原子核外电子填充的顺序：ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np
各能级的能量高低顺序可以表示为(n表示能层序数)
a．Ens＞E(n-1)s＞E(n-2)s b．Enp＞E(n-1)p＞E(n-2)p
c．End＞E(n-1)d＞E(n-2)d d．Enf＞E(n-1)f＞E(n-2)f
e．Ens＜E(n－2)f＜E(n－1)d＜Enp
②基态原子的电子排布式：将能级上所排布的电子数标注在该能级符号右上角，并按照能层从左到右的顺序排列的式子 (电子排布式遵循构造原理的，但书写时必须按照电子层的顺序排列)
③简化的电子排布式：将电子排布式中的内层电子排布用相应的稀有气体元素符号加方括号来表示而得到的式子称为简化的电子排布式
实例
氮
钠
铁
铬
电子排布式
1s22s22p3
1s22s22p63s1
1s22s22p63s23p63d64s2
1s22s22p63s23p63d54s1
简化的电子排布式
[He]2s22p3
[Ne]3s1
[Ar]3d64s2
[Ar]3d54s1
【微点拨】
a．Fe的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d64s2，简化的电子排布式为：[Ar]3d64s2；方括号里的符号的意义是该元素上一个周期的惰性气体电子排布式的结构，称为“原子实”
b．相对稳定的状态：能量相同的原子在全充满(p6、d10、f14)或半充满(p3、d5、f7)时，体系的能量较低，原子较稳定，如：24Cr存在半充满1s22s22p63s23p63d54s1 ，29Cu存在全充满 1s22s22p63s23p63d104s1
④离子的电子排布式书写：原子失去电子时总是先失去最外层电子，然后失去次外层电子，之后是倒数第三层电子……对于主族元素的原子来说，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外能层未填满的能级上
实例
Fe2＋
Fe3＋
O2－
电子排布式
[Ar]3d6
[Ar]3d5
1s22s22p6
⑤外围电子排布式(价电子排布)：将简化电子排布式中的稀有气体和中括号去掉得到的即为外围电子排布式，也叫价电子排布
实例
氮
钠
钙
铁
铜
简化电子排布式
[He]2s22p3
[Ne]3s1
[Ar]4s2
[Ar]3d64s2
[Ar]3d104s1
外围电子排布式
2s22p3
3s1
4s2
3d64s2
3d104s1
规律
a．主族元素的最外层电子就是外围电子，又称价电子
b．过渡元素的外围电子一般包括最外层的s电子和次外层的d电子，有的还包括倒数第三层的f电子
(3)电子排布的轨道表示式(电子排布图)：用方框(或圆圈)表示原子轨道，能量相同的原子轨道(简并轨道)的方框相连，用“↑”或“↓”表示容纳的电子，箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称电子对，“↑”或“↓”称单电子(或称未成对电子)
①排布情况遵循以下三个规则
a．能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低，这就是能量最低原理
b．泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且这两个电子自旋方向必须相反，任何一个原子里
绝不会出现运动状态完全相同的电子。如：2s轨道上的电子排布为，不能表示为
c．洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同
如：2p3的电子排布为，不能表示为或
②轨道表示式的表示方法及各符号、数字的意义
表示方法及各符号、数字的意义
实例

O原子的电子排布图：
Na原子的电子排布图：

【微点拨】

硫原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p4
a．运动状态等于电子数
S 原子核外有16个电子，则有16种不同运动状态的电子
b．空间运动状态等于轨道数
S 原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，其轨道数为1+1+3+1+3=9，则有9种不同的空间运动状态
c．伸展方向看轨道类型
S 原子的s轨道为球形，只有1种伸展方向，p轨道有3种伸展方向，则共有4种不同的伸展方向
d．不同能量的电子看轨道数
S 原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，有5种不同能量的电子
e．运动范围看电子层
S 原子的核外有3个电子层，有3种不同的运动范围
4．基态与激发态　原子光谱
(1)基态原子与激发态原子
①基态原子：处于最低能量状态的原子
②激发态原子：基态原子吸收能量，电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子
③基态、激发态相互间转化的能量变化
基态原子激发态原子
(2)光谱
①光谱的成因及分类：不同元素的原子发生跃迁时会吸收能量(基态→激发态)或释放能量(激发态→基态)，从而吸收或释放不同的光，若用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，则可确立某种元素，这些光谱总称原子光谱

②光谱分析：不同元素的原子光谱都是特定的，在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析
a．利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素，如：科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦，化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量
b．光谱仪可以测量物质发射或吸收光波的波长，拍摄各种光谱图，光谱图就像“指纹”辨认一样，可以辨别形成光谱的元素
(3)焰色反应为发射光谱
5．核外电子排布的表示方法的比较
原子(核素)符号
含义
在元素符号的左下方标明质子数、左上方标明质量数的一种图示即为原子符号
实例
O
电子式

含义
化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式
实例

原子(离子)结构示意图
含义
将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子
实例

电子排布式
含义
用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式
实例
K：1s22s22p63s23p64s1
简化电子
排布式
含义
为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示
实例
K：[Ar]4s1
价电子
排布式
含义
主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式
实例
Al：3s23p1
电子排
布图
含义
每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子
实例
Al：




元素周期表与元素周期律
【知识网络】

【核心知识梳理】
一、元素周期表及应用
1．元素周期表的结构——“七行十八列”、七周期十六族
(1)原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
(2)编排原则
①周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列的一横行，叫做一个周期，元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有7个周期
②族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行，叫做一个族，元素周期表18个纵列中，除8、9、10三个纵列为一族外，其余每一纵列为一族，即：有16个族
(3)结构


2．原子结构与元素周期表
(1)原子核外电子排布与周期的关系
类别
周期
能层数
(电子层数)
每周期第一种元素
每周期最后一种元素
每周期元素种数
位置与结构的关系
原子序数
基态原子简化电子排布式
原子序数
基态原子外围电子排布式
短
周
期
一
1
1
1s1
2
1s2
2
周期序数＝电子层数
二
2
3
[He]2s1
10
2s22p6
8
三
3
11
[Ne]3s1
18
3s23p6
8
长
周
期
四
4
19
[Ar]4s1
36
4s24p6
18
五
5
37
[Kr]5s1
54
5s25p6
18
六
6
55
[Xe]6s1
86
6s26p6
32
七
7
87
[Rn]7s1
118
7s27p6
32
(2)原子核外电子排布与族的关系
①元素周期表的列数与族序数的关系

②主族元素：同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或ns、np轨道上，价电子数与族序数相同，如下表
族数
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
价电子排布式
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
列数
1
2
13
14
15
16
17
价电子数
1
2
3
4
5
6
7
规律
主族元素的族序数＝该主族元素原子的最外层电子数＝价电子总数
③过渡元素(副族和Ⅷ族)：同一纵行原子的价层电子排布基本相同，价电子总数等于所在的列序数。价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族的价电子数与族序数相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族的价电子数与族序数不相同，如下表
副族元素
21Sc
22Ti
23V
24Cr
25Mn
26Fe
27Co
28Ni
29Cu
30Zn
族数
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
价电子排布式
3d14s2
3d24s2
3d34s2
3d54s1
3d54s2
3d64s2
3d74s2
3d84s2
3d104s1
3d104s2
价电子数目
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
列数
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
规律
价电子总数＝列序数
④稀有气体元素：价电子排布为ns2np6(He除外)
3．元素周期表的分区
(1)按核外电子排布分区
①区的名称：除ds区外，是按构造原理最后填入电子的能级符号进行命名的
②ds区的名称：ds区只有两列，第11列铜、银、金和第12列锌、镉、汞，由于该区开始的第11列铜、银、金按构造原理进行电子排布时，电子排布式中最后两个能级的电子排布应为(n－1)d9ns2，而事实上却为(n－1)d10ns1，可理解为先填满了(n－1)d能级而后再填充ns能级，因而得名ds区
分区示意图

(2)按元素种类分区
①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线
②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区
③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质
(3)元素周期表中的特殊位置
①过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素
②镧系元素：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素
③锕系元素：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素
④超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素
4．元素周期表的三大应用
(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索
(2)寻找新材料
①在金属与非金属分界线附近寻找半导体材料
②研究氟、氯、硫、磷附近元素，制造新农药
③在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料
(3)用于工农业生产：对探矿有指导意义的是地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系，研制农药材料等
5．元素周期表结构中隐含的两条规律
(1)同周期、邻主族元素原子序数差的关系
①短周期元素原子序数差＝族序数差
②两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差。两元素分布在过渡元素两侧时，第四或第五周期元素原子序数差＝族序数差＋10，第六周期元素原子序数差＝族序数差＋24
③同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数的差值取决于它们所在的周期数，具体如下：
周期数
第二或第三周期
第四或第五周期
第六或第七周期
差值
1
11
25
(2)同主族、邻周期元素的原子序数差的关系
①ⅠA族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32
②ⅡA族和0族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32
③ⅢA～ⅦA族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32、32
6．常见族的别称
族
别称
第ⅠA族元素(除氢)
碱金属元素
第IIA族元素
碱土金属
第IIIA族元素
硼族元素
第ⅣA族
碳族元素
第ⅤA族
氮族元素
第ⅥA族
氧族元素
第ⅦA族
卤族元素
0族
稀有气体元素
第IIIB~IIB族
过渡元素
第六周期第IIIB族
镧系元素
第七周期第IIIB族
锕系元素
【微点拨】
①ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素
②元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是第Ⅷ族，不是ⅧB族；
③会根据元素周期表的构成特点，分析每周期的元素种类，含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素
二、元素周期律
1．元素周期律
(1)内容：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化
(2)实质：元素周期律实质是核外电子排布发生周期性变化的必然结果
2．主族元素的周期性变化规律
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
原
子
结
构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
电子层数相同，最外层电子数增多
电子层数递增，最外层电子数相同
原子半径
逐渐减小 (惰性气体除外)
逐渐增大
离子半径
阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小
同周期：r(阴离子)＞r(阳离子)
逐渐增大
元素的性
质
　主要化合价
元素的最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)
非金属元素负价由－4→－1
非金属元素负化合价＝－(8－主族序数)
相同
最高正化合价＝主族序数
(O、F除外)
元素的金属性
金属性逐渐减弱
金属性逐渐增强
元素的非金属性
非金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
第一电离能
呈增大趋势
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
失电子能力
失电子逐渐减弱
失电子逐渐增强
得电子能力
得电子逐渐增强
得电子逐渐减弱
单质的还原性
还原性逐渐减弱
还原性逐渐增强
单质的氧化性
氧化性逐渐增强
氧化性逐渐减弱
阳离子的氧化性
阳离子氧化性逐渐增强
阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子的还原性
阴离子还原性逐渐减弱
阴离子还原性逐渐增强
非金属元素气态氢化物的形成及稳定性
气态氢化物的形成越来越容易，其稳定性逐渐增强
气态氢化物的形成越来越困难，其稳定性逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
3．原子半径和离子半径的变化规律
(1)原子的递变规律
①
同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小
如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)r(Cl)

②
同主族原子半径随原子序数递增逐渐增大
如：r(Li)
(2)离子半径的大小比较
①阳离子半径总比相应原子半径小，如：r(Na)>r(Na＋)
②阴离子半径总比相应原子半径大，如：r(Cl) ③同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(Li＋) ④同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(F－) ⑤同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)
⑥同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(N3－ )>r(O2－)>r(F－)
【微点拨】同周期：r(阴离子)＞r(阳离子)，阴离子比阳离子电子层多一层，如：r(S2－)>r(Na＋)
⑦电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小，如：r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)
⑧同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小，如：r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
4．元素金属性强弱的判断方法
(1)金属性：指金属元素的原子失去电子能力
【微点拨】比较金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越易失电子，金属性越强
(2)结构比较法：最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强
(3)位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加，金属性减弱；
同主族元素，从上到下，随原子序数增加，金属性增强。金属性最强的元素为铯
(4)根据元素单质及其化合物的相关性质判断
①依据最高价氧化物对应水化的碱性强弱来比较：碱性越强则对应元素的金属性越强
如：碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，则金属性：Na＞Mg＞Al
②依据单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度或剧烈程度来比较：越容易反应或反应越剧烈，则对应元素的金属性越强
如：Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更容易，则金属性：Zn＞Fe
③依据金属单质之间的置换反应来比较：若xn＋＋y===x＋ym＋ ，则y比x金属性强
如：Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn＞Cu
④依据单质的还原性或离子氧的化性强弱来比较：单质的还原性越强(或离子的氧化性越弱)，则对应元素的金属性越强
如：氧化性：Mg2＋＞Na＋，则金属性：Mg＜Na
⑤依据金属活动性顺序来比较：一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强
如：Fe排在Cu的前面，则金属性：Fe＞Cu
⑥依据原电池的正负极：一般来说，作负极负极的金属对应元素的金属性强
⑦依据电解池的阴极放电顺序：在阴极首先放电的阳离子，其对应元素的金属性越弱
5．元素非金属性强弱的判断方法
(1)非金属性：元素的原子得到电子能力
【微点拨】比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强
(2)结构比较法：最外层电子数越多，电子层数越少，非金属性越强
(3)位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加，非金属性增强
同主族元素，从上到下，随原子序数增加，非金属性减弱。非金属性最强的元素为氟
(4)根据元素单质及其化合物的相关性质判断
①依据最高价氧化物的水化物酸性强弱来比较：酸性越强则对应元素的非金属性越强
如：酸性：HClO4(最强酸)＞H2SO4 (强酸)＞H3PO4 (中强酸)＞H2SiO3(弱酸)，则非金属性：Cl＞S＞P＞Si
②依据非金属元素单质与H2化合的难易程度来比较：化合越容易，非金属性越强
如：F2与H2在黑暗中就可反应，Br2与H2在加热条件下才能反应，则非金属性：F＞Br
③依据形成气态氢化物的稳定性来比较：气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强
如：稳定性：HF＞HCl，则非金属性：F＞Cl
④依据单质的氧化性或阴离子的还原性越弱来比较：单质的氧化性越强(或离子的还原性越弱)，则对应元素的非金属性越强，如：还原性：S2－＞Cl－，则非金属性：Cl＞S
⑤依据与盐溶液或气体、无氧酸溶液间的置换反应来比较：若An－＋B===Bm－＋A ，则B比A非金属性强
如：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，则非金属性：Cl＞I
⑥依据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进来比较：化合价越高，则非金属性越强
如：Cu＋Cl2CuCl2，2Cu＋SCu2S，则非金属性：Cl>S
⑦依据电解池的阳极放电顺序：在阳极首先放电的阴离子，其对应元素的非金属性越弱
6．电离能及其变化规律
(1)概念
①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能，用符号I1表示
②逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1 (2)元素第一电离能的变化规律
①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。IIA族元素的I1大于IIIA族元素；VA族元素的I1大于VIA族元素。如，Be＞B、N＞O，这与原子的外层电子构型有着密切关系：Be的价电子排布式是2s2，为全充满结构，比较稳定，难失电子，而B的价电子排布为2s22p1，没有Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易， 第一电离能小
②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小
③过渡元素：第一电离能变化不太规则，同一周期，从左至右，第一电离能略有增加
④同种原子：逐级电离能越来越大(即I1>In，对主族元素而言，最外层有n个电子，最高化合价为+n

(3)电离能的应用
①用来衡量原子失去电子的难易，比较金属的活泼性和元素的金属性：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强
②用来判断原子失去的电子数目和形成的阳离子所带的电荷数(元素的化合价)：若I(n+1)>>In，即电离能在In和I(n+1)之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离子，对主族元素而言，最高化合价为+n(或只有0价、+n价)
7．电负性及其变化规律
(1)电负性：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强
(2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为 4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)

(3)变化规律：随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化
①同周期：自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱
②同主族：自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱
(3)电负性的应用
①判断元素的金属性和非金属性及其强弱
a．金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性
b．金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼
②判断元素的化合价
a．电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值
b．电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值
③判断化学键的类型
a．如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键
b．如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键
如：Al、F、Cl的电负性分别为1.5、4.0、3.0，F的电负性与Al的电负性之差为4.0－1.5＝2.5>1.7，故AlF3中化学键是离子键，AlF3是离子化合物，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3中的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物
【微点拨】电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物
④判断化学键的极性强弱：若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强，如极性：H－F＞H－Cl＞H－Br＞H－I
⑤解释对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性的根本原因是它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，因而表现出相似的性质

8．元素周期表、元素周期律的应用
(1)根据元素周期表中的位置寻找未知元素
(2)预测元素的性质(由递变规律推测)
①比较不同周期、不同主族元素的性质
如：比较Ca(OH)2和Al(OH)3的碱性强弱的方法。金属性：Mg>Al，Ca>Mg，则碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2
②推测未知元素的某些性质
如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶  
(3)启发人们在一定区域内寻找新物质
化学键与电子式
【知识网络】

【核心知识梳理】
1．化学键
(1)概念：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用叫化学键 (使离子相结合或使原子相结合的作用力)
(2)分类
①离子键：存在于离子化合物中
②共价键：除稀有气体外的非金属单质、部分离子化合物、共价化合物中
③金属键：金属单质中
2．离子键和共价键的比较

离子键
共价键
概念
阴、阳离子通过静电作用形成的化学键
原子间通过共用电子对所形成的化学键
成键粒子
阴、阳离子
原子
成键实质
阴、阳离子的静电作用
原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)
成键条件
活泼金属元素与活泼非金属元素经电子得失，形成离子键
非金属元素的原子最外层未达到饱和状态(即8电子稳定结构)，相互间通过共用电子对形成共价键
成键元素
一般是活泼的金属和活泼的非金属元素
一般是非金属元素之间
存在范围
只存在离子化合物中
①大多数盐类，如：NaCl、Na2SO4
②强碱，如：NaOH
③金属氧化物，如：Na2O、Na2O2
①非金属单质分子(稀有气体除外)如：H2
②非金属形成的化合物中，如：CO2、H2O
③部分离子化合物中，如：NaOH、Na2SO4
④某些金属和非金属形成的化合物中，如：AlCl3、BeCl2
键的特征
无饱和性和方向性
具有饱和性和方向性
键的强度
判断方法
离子键的强弱决定于相互作用的阴、阳离子所带的电荷数的多少和其离子核间的距离大小。阴、阳离子电荷数越多，半径越小，形成的离子键就越强，形成的化合物的熔沸点就越高，晶体的硬度则越大
共价键的强弱取决于键能，键能看键长，键长看半径。原子半径越短，键长越短，键能也就越大
3．共价键的分类及判断方法
分类依据
类型
形成共价键的原子轨道重叠方式
σ键
电子云“头碰头”重叠
π键
电子云“肩并肩”重叠
形成共价键的电子对是否偏移
极性键
共用电子对发生偏移
非极性键
共用电子对不发生偏移
原子间共用电子对的数目
单键
原子间有一对共用电子对
(1)σ键与π键的判断
①由轨道重叠方式判断
a．“头碰头”重叠为σ键，σ键的特征：电子云为轴对称，即是以形成化学键的两个原子核的连线为轴作旋转
操作，σ键电子云的图形不变。利用电子云描述σ键的形成过程：
s­s σ键：两个成键原子均提供s轨道形成的共价键

s­p σ键：两个成键原子分别提供s轨道和p轨道形成的共价键

p­p σ键：两个成键原子均提供p轨道形成的共价键

b．“肩并肩”重叠为π键，π键的特征：π键电子云为镜像对称，即每个π键的电子云由两块组成，分别位于由
两个原子核构成的平面的两侧；π键重叠程度较小，不稳定，容易断裂；若原子半径大，原子间形成的σ
键较长，p－p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键。p轨道和p轨道形成π键的过程如
图所示：

②由物质的结构式判断：共价单键都是σ键，共价双键中含有一个σ键、一个π键，共价三键中含有一个σ键、两个π键
③由成键轨道类型判断：s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。
④依据强度判断：σ键的强度较大，较稳定；π键活泼，比较容易断裂
(2)极性键与非极性键的判断:不同种元素的原子之间形成的是极性共价键，同种元素的原子之间形成的是非极性共价键
4．共价键的键参数——表现化学键性质的物理量
(1)键能：气态分子中1_mol化学键解离成气态原子所吸收的能量。键能通常是298.15 K、100 kPa条件下的标准值，单位是kJ·mol－1，共价键的键能越大，共价键就越不容易断裂，成键原子间的结合就越牢固。结构相似的分子，键能越大，分子越稳定
(2)键长：构成化学键的两个原子的核间距，因此原子半径决定共价键的键长，原子半径越小，共价键的键长就
越短；共价键的键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定，分子越稳定
【微点拨】键能比较方法：键能看键长，键长看半径。原子半径越短，键长越短，键能也就越大
(3)键角：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。键角可以确定分子内的原子在空间的相对位置，从而判断分子的空间构型
(4)键参数对分子性质的影响：
(5)常见分子的键角与分子空间结构
化学式
结构式
键角
空间结构
CO2
O==C==O
180°
直线形
NH3

107°
三角锥形
H2O

105°
V形
BF3

120°
平面三角形
CH4

109°28′
正四面体形
5．离子化合物与共价化合物的比较

离子化合物
共价化合物
概念
由离子键构成的化合物
只含有共价键的化合物
构成微粒
阴、阳离子
原子
化学键类型
一定含有离子键，可能含有共价键
只含有共价键
构成元素
一般为活泼金属元素与活泼非金属元素
一般为不同种非金属元素
达到稳定结构的途径
通过电子得失达到稳定结构
通过形成共用电子对达到稳定结构
特点
较高的熔沸点，硬度，通常呈固态，熔融状态或水溶液中可导电
一般熔点、沸点较低，常温下为气体或液体，易挥发
物质类别
①大多数盐类，如：NaCl、Na2SO4
②强碱，如：NaOH
③金属氧化物，如：Na2O、Na2O2
①非金属氢化物，如：NH3、H2S
②非金属氧化物，如：CO、CO2
③酸，如：H2SO4、HNO3
④大多数有机化合物，如：CH4
⑤极少数盐，如：AlCl3、BeCl2
【微点拨】
①离子化合物中一定含有离子键；含有离子键的物质一定是离子化合物
②离子化合物中一定含有阴离子和阳离子，但不一定含有金属元素，如：NH4Cl、NH4NO3等
③含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，如：AlCl3
④离子化合物的化学式，不表示分子式，只表示阴、阳离子的最简单整数比
⑤含有共价键的分子不一定是共价化合物，如：H2、O2等单质
⑥含有共价键的化合物不一定是共价化合物，如：NaOH、Na2O2
⑦离子化合物中可能含有共价键，共价化合物中一定不含离子键，只有共价键
6．化学键与物质类型的关系

(1)除稀有气体内部无化学键外，其他物质内部都存在化学键
(2)只含有极性共价键的物质一般是不同种非金属元素形成的共价化合物，如SiO2、HCl、CH4等
(3)只含有非极性共价键的物质是同种非金属元素形成的单质，如Cl2、P4、金刚石等
(4)既有极性键又有非极性键的共价化合物一般由多个原子组成，如H2O2、C2H4等
(5)只含离子键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CaCl2、NaCl等
(6)既有离子键又有极性共价键的物质，如NaOH、K2SO4等；既有离子键又有非极性共价键的物质，如Na2O2等
(7)仅由非金属元素形成的离子化合物，如NH4Cl、NH4NO3等
(8)金属元素和非金属元素间可能存在共价键，如AlCl3等
(9)化学反应的实质：一个化学反应的过程，是原子重新组合的过程；而原子的重新组合，就要克服原来的相互作用，即断裂原来的化学键，在重新组合时又要形成新的化学键，才能构成新的物质。因此，化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程

二、电子式的书写方法
1．电子式的概念：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子
【微点拨】元素符号周围标明元素原子的最外层电子，每个方向不能超过2个电子。当最外层电子数小于或等于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布
2．电子式的书写
(1)原子的电子式：书写主族元素原子的电子式，直接用“·”或“×”把最外层电子一一表示出来即可
氢原子
氯原子
氮原子
钠原子
氧原子
钙原子






(2)简单阳离子(单核)的电子式：简单阳离子的电子式就是离子符号本身，不需标示最外层电子
钠离子
锂离子
镁离子
铝离子
Na＋
Li＋
Mg2＋
Al3＋
(3)简单阴离子(单核)的电子式：在书写电子式时，不但要表达出最外层所有电子数(包括得到的电子)，而且还应用“[　]”括起来，并在“[　]”右上角标出“n－”以表示其所带的电荷
Cl－
O2－
S2－
N3－




(4)原子团的电子式：作为离子的原子团，无论是阴离子，还是阳离子，不仅要画出各原子最外层的电子，而且都应用“[　]”括起来，并在“[　]”右上角标明电性和电量
NH4+
H3O+
OH－
O22－
S22－
C22－






(5)离子化合物的电子式：离子化合物的电子式由阳离子的电子式和阴离子的电子式组成的，对于化合物是由多种离子组成的物质，相同离子间要隔开排列，注意相同的离子不能合并
CaO
K2O
CaF2
NaOH
NaH





CaC2
Na2O2
FeS2
NH4Cl
NH5





Mg3N2
Na3N
Al2S3



(6)离子键的形成(离子化合物的形成过程)：离子键的形成用电子式表示式时，前面写出成键原子的电子式，后面写出离子化合物的电子式，中间用一箭头“→”连起来即可，如：




(7)共价化合物的电子式(共价分子)：共价化合物分子是由原子通过共用电子对结合而形成的，书写电子式时，应把共用电子对写在两成键原子之间，然后不要忘记写上未成键电子
结构式：用一根短线表示一对共用电子对的式子叫做结构式。(未成键的电子不用标明)
分子
Cl2
O2
N2
H2O
电子式




结构式




分子
CH4
CO2
H2O2
HClO
电子式




结构式




分子
CCl4
BF3
PCl3
PCl5
电子式




结构式






(8)共价键的形成 (共价分子的形成过程)：共价键的形成用电子式表示时，同样是前面写出成键原子的电子式，后面写出共价分子的电子式，中间用一箭头“→”连起来即可，如：

3．等电子原理
性质
分子
原子数
价电子数
立体构型
沸点/℃
熔点/℃
液体密度/
g·cm－3
N2
2
10
直线形
－195.81
－210.00
0.796
CO
2
10
直线形
－191.49
－205.05
0.793
结论
CO分子和N2分子具有相同的原子总数、相同的价电子数，其性质相近
(1)等电子体的概念：原子总数相同，价电子总数也相同的微粒。 如：CO和N2，CH4和NH4+
(2)等电子原理：等电子体具有相似的化学键特征，它们结构相似，物理性质相近，但化学性质不相同，此原理称为等电子原理
(3)等电子体的寻找方法：原子总数相同、价电子总数相同的粒子互为等电子体，根据等电子体定义，寻找等电子体的常用方法就是换原子
①技巧一(竖换——同族替换)
换同族原子(同族原子价电子数相同)
以寻找NH3的等电子体为例
NH3PH3、AsH3
②方法二(横换——左右移位)
换相邻族的原子，这时价电子发生变化，再通过得失电子使价电子总数相等
以寻找CO的等电子体为例
COCN—，CN—C22—
CON2

分子的空间结构与分子的性质
【知识网络】

【核心知识梳理】
一、价层电子对互斥理论(VSEPR)
1．价层电子对互斥模型(VSEPR模型)理论要点
分子的空间结构是中心原子周围的“价层电子对”相互排斥的结果。对ABn型的分子或离子，中心原子A的价层电子对(包括成键的σ键电子对和未成键的孤电子对)之间由于存在排斥力，将使分子的空间结构总是采取电子对相互排斥最弱的那种结构，以使彼此之间斥力最小，分子或离子的体系能量最低，最稳定
(1)中心原子：分子或离子中原子数目最少的原子 (或与之成键的原子)
(2)分子中的价层电子对由于斥力作用，而趋向尽可能彼此远离以减小排斥力，分子尽可能采取对称的空间构型
(3)价层电子对在空间上彼此相距最远时，电子对之间的夹角越大，相互之间的斥力越小，体系的能量最低
(4)中心原子价层电子对数＝σ键电子对数＋孤电子对数
2．价层电子对互斥理论判断分子或离子的空间构型的具体步骤
(1)第一步，确定中心原子价层电子对数
方法1：
①配位原子是指中心原子以外的其它原子，即：与中心原子结合的原子
②若是离子，则应加上或减去与离子所带的电荷数，即：阴加阳减
③氧、硫原子若为配位原子，则其化合价规定为"零”，若为中心原子，则价电子数为6
分子或离子
中心原子
价层电子对数
σ键电子对
中心原子上的孤电子对数
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是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x是与中心原子结合的原子数
(2)第二步，确定中心原子的σ键数目：由分子式确定，即中心原子形成几个σ键，就有几对σ键电子对，如：H2O分子中，O有2对σ键电子对，NH3分子中，N有3对σ键电子对，即：ABn型的分子或离子就有n个σ键
(3)第三步，确定中心原子上的孤电子对数
中心原子上的孤电子对数＝中心原子价层电子对数—σ键电子对数 (见上表)
3．价层电子对互斥理论判断分子或离子的空间构型的具体思路
由电子的排列方式VSEPR模型分子或离子的空间结构
价层电子对数
电子对的
排列方式
VSEPR模型
及名称
孤电子对数
略去孤电子对的空间结构
分子(或离子)的空间结构名称
2

直线形
0

直线形
1

直线形
3

平面三角形
0

平面三角形
1

V形
2

直线形
4

四面体形
0

正四面体形
1

三角锥形
2

V形
3

直线形
4．孤电子对对键角影响的理论解释
(1)价层电子对之间相互排斥作用大小的一般规律
孤电子对－孤电子对＞孤电子对－成键电子对＞成键电子对－成键电子对。随着孤电子对数目的增多，成键电子对与成键电子对之间的斥力减小，键角也减小，如：CH4、NH3和H2O分子中的键角依次减小
(2)中心原子上有孤电子对(价电子中未参加形成共价键的电子对)，会占据中心原子周围空间，与成键电子互相排斥，使分子的空间结构发生变化，键角也相应变化。如：H2O和H2S的VSEPR构型为四面体形，有两个成键电子对和孤电子对。氧的半径比硫要小，氧的孤电子对对成键电子排斥力力度更大，所以H2O的键角会比H2S要大
二、杂化轨道理论
1．杂化轨道理论要点：中心原子上若干不同类型(主要是s、p轨道)、能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成同等数目、能量完全相同的新轨道
2．杂化轨道的类型
(1)sp3杂化：sp3杂化轨道是由1个ns轨道和3个np轨道杂化而成，每个sp3杂化轨道都含有s和p的成分，sp3杂化轨道间的夹角为109°28′，空间结构为正四面体形。如，CH4、CF4、CCl4

(2)sp2杂化：sp2杂化轨道是由1个ns轨道和2个np轨道杂化而成的，每个sp2杂化轨道含有s和p成分，sp2杂化轨道间的夹角都是120°，呈平面三角形。如，BF3

(3)sp杂化：sp杂化轨道是由1个ns轨道和1个np轨道杂化而成的，每个sp杂化轨道含有s和p的成分，sp杂化轨道间的夹角为180°，呈直线形。如，BeCl2

【微点拨】
①sp2杂化后，未参与杂化的一个np轨道可以用于形成π键，如：乙烯分子中的C==C键的形成
②sp杂化后，未参与杂化的两个np轨道可以用于形成π键，如：乙炔分子中的C≡C键的形成
3．判断中心原子杂化轨道类型的方法
杂化轨道只能用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对，而两个原子之间只能形成一个σ键，故有下列关系：杂化轨道数目＝价层电子对数目＝σ键电子对数目＋中心原子的孤电子对数目，再由杂化轨道数目确定杂化类型
(1)根据中心原子价层电子对数(杂化轨道数目)判断：杂化轨道数==价层电子对数==σ键电子对数＋孤电子对数
价层电子对数
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道间夹角
空间结构
实例
4
sp3杂化
4
109°28′
正四面体形
CH4
3
sp2杂化
3
120°
平面三角形
BF3
2
sp杂化
2
180°
直线形
BeCl2
(2)有多个中心原子时，则根据：“杂化轨道数==价层电子对数==σ键电子对数＋孤电子对数”来判断
如：三聚氰胺分子的结构简式如图所示，分析氮原子、碳原子的杂化类型


杂化
类型
价层电
子对数
σ键电
子对数
孤电
子对数
孤电子对数
确定方法
①号氮原子
sp3
4
3
1
氮原子最外层有5个电子，形成了3对共用电子对，则有一对孤对电子
②号氮原子
sp2
3
2
1
③号碳原子
sp2
3
3
0
碳原子最外层4个电子，形成了4对共用电子对，所以碳上无孤对电子
(3)有机物分子中碳原子杂化类型的判断方法
饱和碳原子均采取sp3杂化；连接双键的碳原子均采取sp2杂化；连接三键的碳原子均采取sp杂化
常见的分子或离子的空间构型的判断方法
分子或离子
中心
原子
价层电子
对数
σ键电子对数
孤电子
对数
电子对构型
分子或离子
的空间构型
中心原子
杂化方式
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、分子的性质
1．分子间作用力
(1)概念：物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力
(2)分类：分子间作用力最常见的是范德华力和氢键
(3)强弱：范德华力＜氢键＜化学键
(4)范德华力
①含义：物质分子间普遍存在的一种相互作用力称为范德华力。范德华力约比化学键的键能小1～2个数量级
②特征
a．范德华力广泛存在于分子之间，由分子构成的液态和固态物质，范德华力存在于相邻的分子之间；由分子构成的气态物质，只有分子相互接近时才存在范德华力
b．范德华力无方向性和饱和性，只要分子周围空间允许，分子总是尽可能多地吸引其他分子
③范德华力对物质性质的影响
a．一般来说，组成和性质相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，物质的熔沸点也就越高
如沸点：F2＜Cl2＜Br2＜I2
b．相对分子质量相同或相近时，分子的极性越大，范德华力也越大，物质的熔沸点也就越高
如沸点：N2＜CO
c．分子组成相同但结构不同的物质，分子的对称性越强，范德华力越小，物质的熔沸点也就越低
如沸点：对二甲苯＜间二甲苯＜邻二甲苯
(5)氢键
①形成：已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。氢键不属于化学键，仍属于分子间作用力的范畴，氢键的作用力要大于范德华力
②氢键的表示方法：X—H…Y—表示，式中X和Y表示F、O、N，“—”表示共价键，“…”表示氢键
③氢键的特征：具有一定的饱和性和方向性
④氢键的类型——可分为分子间氢键和分子内氢键
邻羟基苯甲醛存在分子内氢键
HF分子间存在分子间氢键

F—H…F—H
微点拨
分子间氢键由两分子形成，而分子内氢键是一个分子中就具有形成的氢键的原子和原子团
⑤氢键对物质性质的影响
a．当形成分子间氢键时，物质的熔、沸点将升高：分子间有氢键的物质熔化或汽化时，除了要克服纯粹的分子间作用力外，还必须提高温度、额外地提供一份能量来破坏分子间的氢键，所以这些物质的熔、沸点比同系列氢化物的熔、沸点高，如：HF、H2O、NH3沸点反常
b．当形成分子内氢键时，往往会降低分子间作用力，从而使使物质的熔、沸点降低，如：邻羟基苯甲醛(熔点：2℃，沸点：196.5℃)和对羟基苯甲醛(熔点：115℃，沸点：250℃)

c．氢键也影响物质的溶解：在极性溶剂中，如果溶质分子和溶剂分子之间可以形成氢键，则物质的溶解度增大，如：NH3极易溶于水，因NH3与H2O之间能形成氢键()，且都是极性分子
d．对物质密度的影响：氢键可使固体或液体的密度减小；使气体物质的密度增大
e．氢键的存在使分子间因氢键而发生“缔合”，形成“缔合分子”：相当多的H2O分子、HF分子“缔合”而形成(H2O)n分子、(HF)n分子(“缔合分子”)
2．分子的极性
(1)基本概念
类型
非极性分子
极性分子
形成原因
正电几何中心和负电几何中心重合的分子
正电几何中心和负电几何中心不重合的分子
存在的共价键
非极性键或极性键
非极性键或极性键
分子内原子排列
对称
不对称
(2)分子极性的判断方法：分子的极性是由分子中所含共价键的极性与分子的立体构型两方面共同决定的。判断分子极性时，可根据以下原则进行
①只含有非极性键的双原子分子或多原子分子大多是非极性分子，如：O2、H2、P4、C60
②以极性键结合而成的双原子分子，都是极性分子，如：HCl、HF、HBr
③以极性键结合而成的多原子分子
a．空间结构对称的分子(直线型、平面正三角型、正四面体型、三角双锥型、正八面体型)，是非极性分子，如：CO2、BF3、CH4、PCl5、SF6
b．空间结构不对称的分子(V形、三角锥形)，是极性分子，如：H2O、NH3、CHCl3

(3)判断ABn型分子极性的经验规律：若中心原子有孤电子对，则为极性分子；若无孤电子对，则为非极性分子，如：CS2、BF3、SO3、CH4为非极性分子；H2S、SO2、NH3、PCl3为极性分子
分子式
中心原子
分子的极性
具体方法
元素符号
有无孤电子对
CS2



①An型(单质)：非极性分子(O3除外)
②AB型：极性分子
③ABn型：
A上无孤对电子：非极性分子
A上有孤对电子：极性分子

SO2



H2S



CH4



NH3



H2O



PCl3



(4)键的极性对化学性质的影响
酸性强弱
理论解释
三氟乙酸＞三氯乙酸
氟的电负性大于氯的电负性，F—C的极性大于Cl—C的极性，使F3C—的极性大于Cl3C—的极性，导致三氟乙酸的羧基中的羟基的极性更大，更易电离出氢离子
三氯乙酸＞二氯乙酸＞氯乙酸
Cl3C—的极性>Cl2HC—的极性>ClH2C—的极性，极性越强，羧基中的羟基的极性就越大，就越易电离出氢离子
甲酸＞乙酸＞丙酸
烃基是推电子基团，烃基越长推电子效应越大，使羧基中的羟基的极性越小，羧酸的酸性越弱
3．分子的溶解性
(1)“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂，如：NH3是极性分子，易溶于极性溶剂H2O中，难溶于非极性溶剂CCl4中；I2为非极性分子，易溶于非极性溶剂四氯化碳中，而难溶于极性溶剂H2O中
(2)氢键对溶解性的影响：如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大，且氢键作用力越大，溶解性越好
(3)分子结构的相似性：溶质和溶剂的分子结构相似程度越大，其溶解性越大
如：乙醇与水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小，随着溶质分子中憎水基个数的增大，溶质在水中的溶解度减小，因此乙醇和水能以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度则会明显减小
(4)溶质是否与水反应：溶质与水发生反应，溶质的溶解度会增大
如：SO2与水反应生成的H2SO3可溶于水，故SO2的溶解度增大
4．分子的手性
(1)手性异构体：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能叠合，互称手性异构体(或对映异构体)
(2)手性分子：有手性异构体的分子叫做手性分子
(3)手性分子的判断：判断一种有机物是否具有手性异构体，关键是看其含有的碳原子是否连有4个不同的原子或原子团，即有机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，该有机物分子具有手性
如：乳酸()分子的手型异构体：
5．无机含氧酸分子的酸性
(1)无机含氧酸的结构：无机含氧酸分子之所以显示酸性，是因为其分子中含有—OH，而—OH上的O—H键在水分子的作用下发生断裂而能够解离出H+而显示一定的酸性。在含氧酸中，氢离子是和酸根上的一个氧相连接的
(2)无机含氧酸的酸性强弱的规律
①对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强
如：HClO 解释：无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，导致R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下也就越容易电离出H＋，即酸性越强
②含氧酸的强度随着分子中连接在中心原子上的非羟基氧的个数增大而增大，即：(HO)mROn中，n值越大，酸性越强
含氧酸酸性强弱与非羟基氧原子数的关系
含氧酸
次氯酸
磷酸
硫酸
高氯酸
结构简式
Cl—OH



非羟基氧原子数
0
1
2
3
酸性
弱酸
中强酸
强酸
最强酸
①酸性强弱与—OH数目，即m数值大小无关
②酸的元数＝酸中羟基上的氢原子个数，不一定等于酸中的氢原子数，因为有的酸中有些氢原子不是连接在氧原子上
(3)根据元素周期律比较含氧酸的酸性强弱
①同一主族，自上而下，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐减弱
②同一周期，从左到右，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐增强

































键角大小的判断方法
1．常见的分子(离子)空间构型和键角
分子(离子)空间构型
键角
实例
空间构型
正四面体形
109°28′
CH4、CCl4、NH4+

60°
白磷：P4

平面三角形
120°
BF3、SO3、苯、乙烯


三角锥形
107°18′
NH3

V形
104.5°
H2O

直线形
180°
CO2、CS2、CH≡CH

【规律】
键角大小：直线形＞平面三角形＞正四面体形＞三角锥形＞V形
2．排斥力大小对键角的影响
(1)排斥力大小顺序：LP—LP>LP—BP>BP—BP (LP代表孤电子对，BP代表成键电子对)
(2)三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序：三键—三键>三键—双键>双键—双键>双键—单键>单键—单键
3．键角大小的判断方法
(1)中心原子的杂化方式不同且中心原子无孤对电子——看中心原子杂化方式：sp(1800)＞sp2(1200)＞sp3(109028＇)
分子
CO2、CS2
BF3、SO3
CH4、NH4+
杂化方式
sp
sp2
sp3
分子构型
直线型
平面三角形
正四面体
键角
1800
1200
109028＇
(2)中心原子杂化方式相同且中心原子有孤对电子——看中心原子的孤电子对数
排斥力大小顺序：孤电子对—孤电子对＞孤电子对—成键电子对＞成键电子对—成键电子对，中心原子孤电子对数越多，对成键电子对的排斥力越大，键角越小
分子
CH4
NH3
H2O
杂化方式
sp3
sp3
sp3
孤电子对数
0
1
2
键角
109028＇
107018＇
104030＇
分子构型
正四面体
三角锥形
V形
(3)中心原子不同，配位原子及中心原子孤电子对数相同且结构相似——看中心原子的电负性：中心原子的电负性越大，成键电子对越靠近中心原子，成键电子对排斥力增大，键角增大
键角：NH3＞PH3＞AsH3；H2O＞H2S＞H2Se
(4)中心原子及孤电子对数相同，配位原子不同且结构相似——看配位原子的电负性：配位原子电负性越大，成键电子对越偏离中心原子，成键电子对排斥力减小，键角越小
键角：NF3＜NCl3＜NBr3；NF3＜NH3；OF2＜H2O
(5)单键、双键、三键的影响
三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序：三键—三键＞三键—双键＞双键—双键＞双键—单键＞单键—单键

乙烯分子中键角①(121.3°)＞键角②(117.4°)
原因是斥力大小：双键—单键＞单键—单键
(6)配体体积对键角的影响：配体体积越大，电子云占据空间增大，对成键电子斥力增强，导致键角减小
键角：NH3＞NH2OH＞NH2(CH3)
【实例分析】
1．Si与C元素位于同一主族，SiO2键角小于CO2的原因是：SiO2中心Si原子采用SP3杂化，键角109°28'；CO2中心C原子采用sp杂化，键角为180°
2．SeO中Se－O的键角比SeO3的键角小，原因是：空间构型为正四面体，键角为109°28′，空间构型为平面正三角形，键角为120°
3．H3BO3 分子中的 O－B－O 的键角大于BH4－中的 H－B－H 的键角，判断依据是：H3BO3分子中的B采取sp2杂化，而BH4－中的B采取sp3杂化，sp2杂化形成的键角大于sp3杂化
4．已知H2O、NH3、CH4三种分子中，键角由大到小的顺序是CH4＞NH3＞H2O，原因为：孤电子对与成键电子对间的斥力大于成键电子对与成键电子对间的斥力，CH4分子中无孤对电子，NH3分子中含有1对孤对电子，H2O分子中含有2对孤对电子，对成键电子对的排斥作用依次增大，故键角逐渐减小
5．高温陶瓷材料Si3N4晶体中键角N－Si－N大于Si－N－Si，原因是：N原子上有孤电子对，由于孤电子对与成键电子对的排斥力更大，使得Si—N—Si键角较小
6．NH3分子在独立存在时H－N－H键角为107°。如图是[Zn(NH3)6]2＋离子的部分结构以及H－N－H键角的测量值。解释NH3形成如图配合物后H－N－H键角变大的原因：NH3分子中N原子的孤电子对进入Zn2＋的空轨道形成配位键后，原孤电子对与成键电子对间的排斥作用变为成键电子对间的排斥，排斥作用减弱

7．键角NH3大于PH3，原因是：中心原子的电负性N强于P，中心原子的电负性越大，成键电子对离中心原子越近，成键电子对之间的距离越小，成键电子对之间的斥力增大，键角变大
8．NF3的键角小于NH3的键角，理由是：F的电负性比H大，NF3中成键电子对离中心原子较远，成键电子对之间的排斥力较小，因而键角较小
大π键的分析方法
1． 大π键的定义
在多原子分子中，如有相互平行的p轨道， 它们连贯地“肩并肩”地重叠在一起构成一个整体，p电子在多个原子间运动形成π型化学键，这种不局限在两个原子之间的π键称为离域π键或共轭大π键
2．大π键的 形成条件
(1)所有参与形成离域π键的原子在同一平面上，因此中心原子采取sp2杂化或sp杂化
(2)参与形成离域π键的原子都必须提供一个或两个相互平行的p轨道
(3)形成离域π键的p轨道上的电子总数小于p轨道数的2倍
3．大π键表示方法：，m为原子个数，n为共用电子个数，m≤2n
如：指平行于p轨道的数目有3个(一般粒子有几个原子，就是几个p轨道)，平行p轨道里的电子数为4
4．m和n的计算方法
(1)ABn型的分子或离子
【方法一】
①m为原子个数：一般粒子有几个原子，就是几个p轨道，如：SO2有3个原子形成π键，则m=3
②n值的计算
a．分析出参与形成离域π键的每个原子形成几个σ键
b．形成σ键后，若只有一个成单电子，则该电子参与形成大π键，若没有成单电子，则最多有一对孤对电子参与形成大π键
物质
分析方法
大π键
SO2
S、O原子的电子式分别为：、，中心原子S采取sp2杂化，形成2个σ键，还有4个电子即2对孤对电子，S原子最多提供1对孤对电子形成大π键，O原子形成1个σ键后，还有5个电子，有1个单电子，则两个O原子的单电子参与形成大π键，故n=2+2×1=4，因此SO2大π键为

O3
O原子的电子式分别为：，中心原子O采取sp2杂化，形成2个σ键，还有4个电子即2对孤对电子，中心O原子最多提供1对孤对电子形成大π键，配位O原子形成1个σ键后，还有5个电子，有1个单电子，则两个O原子的单电子参与形成大π键，故n=2+2×1=4，因此O3大π键为

NO
N、O原子的电子式分别为：、，中心原子N采取sp2杂化，形成2个σ键，还有3个电子则有1个单电子，中心N原子最多提供1个单电子形成大π键，配位O原子形成1个σ键后，还有5个电子，有1个单电子，则两个O原子的单电子参与形成大π键，由于带一个单位的负电荷，也要参与形成大π键，故n=1+1+2×1=4，因此NO大π键为

规律
①若微粒互为等电子体，则大π键是相同的；②若为离子，n的数值遵循“阴加阳减”
CO2
C、O原子的电子式分别为：、，中心原子C采取sp杂化，形成2个σ键，还有2个电子即1对孤对电子，中心C原子最多提供1对孤对电子形成大π键，O原子形成1个σ键后，还有5个电子，有1个单电子，则两个O原子的单电子参与形成大π键，由于带一个单位的负电荷，也要参与形成大π键，故n=2+2×1=4，因此CO2大π键为

同理
SCN—、NO2+、N3－互为等电子体，则大π键是相同的，大π键为

物质
分析方法
大π键
CO
C、O原子的电子式分别为：、，中心原子C采取sp2杂化，形成3个σ键，还有1个单电子，中心C原子最多提供1个单电子形成大π键，O原子形成1个σ键后，还有5个电子，有1个单电子，则3个O原子的单电子参与形成大π键，由于带2个单位的负电荷，也要参与形成大π键，故n=1+2+3×1=6，因此CO大π键为

同理
NO3—、SO3互为等电子体，则大π键是相同的，大π键为
【方法二】
①m为原子个数：一般粒子有几个原子，就是几个p轨道，如：SO2有3个原子形成π键，则m=3
②n值的计算(3个部位加起来的总和)
a．中心原子=中心原子价电子数－形成σ键所提供的电子总数－孤电子数
b．成键原子=成单电子数总和
c．外界：阴阳离子，遵循“阴加阳减”
物质
分析方法
大π键
SO2
①S的杂化：sp2
②形成大π键的p轨道电子总数
a．中心S原子=中心原子价电子数－形成σ键所提供的电子总数－孤电子数
=6－2×1－2=2
b．成键原子=2×1=2
c．外界：0
n=2+2=4，因此SO2大π键为

NO2+
①N的杂化：sp
②形成大π键的p轨道电子总数
a．中心N原子=中心原子价电子数－形成σ键所提供的电子总数－孤电子数
=5－2×1－0=3
b．成键原子=2×1=2
c．外界：－1
n=3+2－1=4，因此NO2+大π键为

SO3
①S的杂化：sp2
②形成大π键的p轨道电子总数
a．中心S原子=中心原子价电子数－形成σ键所提供的电子总数－孤电子数
=6－3×1－0=3
b．成键原子=3×1=3
c．外界：0
n=3+3=6，因此SO3大π键为

NO
①N的杂化：sp2
②形成大π键的p轨道电子总数
a．中心N原子=中心原子价电子数－形成σ键所提供的电子总数－孤电子数=5－3×1－0=2
b．成键原子=3×1=3
c．外界：1
n=2+3+1=6，因此NO 大π键为


【方法三】
①m为原子个数：一般粒子有几个原子，就是几个p轨道，如：SO2有3个原子形成π键，则m=3
②n值的计算
a．先计算微粒的总价电子数(a)
b．计算原子之间的σ键，一对σ键存在2个电子(b)
c．中心原子的孤对电子数(c)
d．外围原子的价层电子中的孤对电子数，如:O原子为2s、2p中各有1对，共4个电子(d)
③n=a－b－c－d
物质
分析方法
大π键
SO2
总价电子数a=6+6×2=18
σ键电子数b=2×2=4
中心原子的孤对电子数c=2
外围原子的价层电子中的孤对电子数d=2×4=8
n=a－b－c－d=18－4－2－8=4，因此SO2大π键为

NO2+
总价电子数a=5+6×2－1=16
σ键电子数b=2×2=4
中心原子的孤对电子数c=0
外围原子的价层电子中的孤对电子数d=2×4=8
n=a－b－c－d=16－4－0－8=4，因此NO2+大π键为

SO3
总价电子数a=6+6×3=24
σ键电子数b=3×2=6
中心原子的孤对电子数c=0
外围原子的价层电子中的孤对电子数d=3×4=12
n=a－b－c－d=24－6－0－12=6，因此SO2大π键为

NO3—
总价电子数a=5+6×3+1=24
σ键电子数b=3×2=6
中心原子的孤对电子数c=0
外围原子的价层电子中的孤对电子数d=3×4=12
n=a－b－c－d=24－6－0－12=6，因此NO3—大π键为

(2)多个中心原子(AmBn)型的分子或离子——用方法一
①m为原子个数：一般粒子有几个原子，就是几个p轨道，如：SO2有3个原子形成π键，则m=3
②n值的计算
a．分析出参与形成离域π键的每个原子形成几个σ键
b．形成σ键后，若只有一个成单电子，则该电子参与形成大π键，若没有成单电子，则最多有一对孤对电子参与形成大π键
物质
分析方法
大π键

C原子的电子式为：，每个C原子采取sp2杂化，形成3个σ键，每C原子有1个成单电子，该单电子参与形成大π键，因此其大π键为


C、N原子的电子式为：、，C原子都采取sp2杂化，形成3个σ键，每C原子有1个成单电子，该单电子参与形成大π键，N原子形成2个σ键，还有3个电子，有一个成单电子参与形成大π键，所以n=5×1+1=6，因此其大π键为


物质
分析方法
大π键

C、N原子的电子式为：、，C原子都采取sp2杂化，形成3个σ键，每C原子有1个成单电子，该单电子参与形成大π键，N原子形成3个σ键，还有1对孤对电子，这对孤对电子一定参与形成大π键，所以n=4×1+2=6，因此其大π键为


C、N原子的电子式为：、，C原子都采取sp2杂化，形成3个σ键，每C原子有1个成单电子，该单电子参与形成大π键，1号N原子形成3个σ键，还有1对孤对电子，这对孤对电子一定参与形成大π键，2号N原子形成2个σ键，还有3个电子，则有一个成单电子参与形成大π键，所以n=3×1+2+1=6，因此其大π键为


C、O原子的电子式为：、，C原子都采取sp2杂化，形成3个σ键，每C原子有1个成单电子，该单电子参与形成大π键，O原子形成2个σ键，还有4个电子即2对孤对电子，O原子最多提供1对孤对电子形成大π键，所以n=4×1+2=6，因此其大π键为


C、S原子的电子式为：、，C原子都采取sp2杂化，形成3个σ键，每C原子有1个成单电子，该单电子参与形成大π键，S原子形成2个σ键，还有4个电子即2对孤对电子，S原子最多提供1对孤对电子形成大π键，所以n=4×1+2=6，因此其大π键为


C、Se原子的电子式为：、，C原子都采取sp2杂化，形成3个σ键，每C原子有1个成单电子，该单电子参与形成大π键，Se原子形成2个σ键，还有4个电子即2对孤对电子，Se原子最多提供1对孤对电子形成大π键，所以n=4×1+2=6，因此其大π键为


C原子的电子式为：，C原子都采取sp2杂化，形成3个σ键，每C原子有1个成单电子，该单电子参与形成大π键，所以n=4×1=4，因此其大π键为













晶体结构与性质
【知识网络】

【核心知识梳理】
一、晶体常识
1．晶体和非晶体
(1)晶体和非晶体的概念
①晶体：内部粒子(原子、离子或分子)在三维空间按一定规律呈周期性重复排列构成的固体物质，绝大多数常见的固体都是晶体。如：高锰酸钾、金刚石、干冰、金属铜、石墨等
②非晶体：内部原子或分子的排列呈杂乱无章的分布状态的固体物质。如：玻璃、松香、硅藻土、橡胶、沥青等
(2)晶体的特点：自范性、固定的熔点、物理性质的各向异性、外形和内部质点排列的高度有序性
(3)获得晶体的途径
①熔融态物质凝固。如：从熔融态结晶出来的硫晶体
②气态物质冷却不经过液态直接凝固(凝华)。如：凝华得到的碘晶体
③溶质从溶液中析出。如：从硫酸铜饱和溶液中析出的硫酸铜晶体
(4)晶体与非晶体的区别

晶体
非晶体
结构特征(本质区别)
结构微粒周期性有序排列
结构微粒无序排列
性质特征
自范性
有
无
熔、沸点
固定
不固定
某些物理性质
各向异性
各向同性
二者区别方法
间接方法
看是否有固定的熔、沸点
科学方法
对固体进行X­射线衍射实验
2．晶胞
(1)晶胞的概念：描述晶体结构的基本单元叫做晶胞。晶胞是晶体中最小的结构重复单元
(2)形状：一般来说，晶胞都是平行六面体，晶体可以看作是数量巨大的晶胞“无隙并置”而成
①“无隙”：相邻晶胞之间无任何间隙
②“并置”：所有晶胞都是平行排列的，取向相同
(3)特点：一种晶体所有晶胞形状及内部的粒子种类、个数及粒子所处的空间位置是完全相同的
3．晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法
(1)原则：晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是
(2)方法：
①长方体(正方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算

a．处于顶点上的粒子，同时为8个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞
b．处于棱边上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞
c．处于晶面上的粒子，同时为2个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞
d．处于晶胞内部的粒子，则完全属于该晶胞
②非长方体晶胞中粒子视具体情况而定
三棱柱

六棱柱

平面型

石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)被三个六边形共有，每个六边形占
二、常见晶体类型和性质
1．晶体的分类
(1)分类依据：根据晶体的构成粒子和粒子间的相互作用力的不同，将晶体分为如下5种：分子晶体、原子晶体、离子晶体、金属晶体、混合晶体
(2)常见类别

2．晶体类别的判断方法
(1)依据物质的分类判断
①金属单质、合金是金属晶体
②离子化合物是离子晶体
③非金属单质和共价化合物大部分是分子晶体
④部分非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物、所有的酸、绝大多数有机物的晶体是分子晶体
⑤常见的共价晶体：硼(B)、硅(Si)、金刚石、金刚砂(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)、氮化硅(Si3N4)
(2)依据构成晶体的微粒和微粒间作用力判断
由阴、阳离子形成的离子键构成的晶体为离子晶体；由原子形成的共价键构成的晶体为原子晶体；由分子依靠分子间作用力形成的晶体为分子晶体；由金属阳离子、自由电子以金属键构成的晶体为金属晶体
(3)依据晶体的熔点判断
不同类型晶体熔点大小的一般规律：共价晶体＞离子晶体＞分子晶体。金属晶体的熔点差别很大，如钨、铂等
熔点很高，铯等熔点很低
(4)依据导电性判断
①离子晶体溶于水和熔融状态时均能导电
②原子晶体一般为非导体
③分子晶体为非导体，但分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水时，分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电
④金属晶体是电的良导体
3．几种常见的晶体类型比较
　 　类型
比较　 　
分子晶体
共价晶体
金属晶体
离子晶体
概念
分子间以分子间作用力相结合的晶体
相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体
通过金属离子与自由电子之间的较强作用形成的晶体
阳离子和阴离子通过离子键结合而形成的晶体
构成粒子
分子
原子
金属阳离子、自由电子
阴、阳离子
粒子间的相互作用力
范德华力(某些含氢键)
共价键
金属键
离子键
物
理
性质
硬度
较小
很大
有的很大，有的很小
较大
熔、沸点
较低
很高
有的很高，有的很低
较高
溶解性
相似相溶
难溶于任何溶剂
难溶于常见溶剂
大多易溶于水等极性溶剂
导电、导热性
一般不导电，溶于水后有的导电
一般不具有导电性
电和热的良导体
晶体不导电，水溶液或熔融态导电
物质类别
及举例
大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物(SiO2除外)、绝大多数有机物(有机盐除外)
部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼)、部分非金属化合物(如SiC、SiO2、BN、Si3N4)
金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)
金属氧化物(如K2O、Na2O)、强碱(如KOH、NaOH)、绝大部分盐(如NaCl)
4．晶体熔、沸点的比较
(1)不同类型晶体熔、沸点的比较
①不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：共价晶体＞离子晶体＞分子晶体
②金属晶体的熔、沸点差别很大，如：钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低
(2)同种晶体类型熔、沸点的比较——比较晶体内微粒之间相互作用力的大小
①共价晶体：看共价键的强弱，取决于键长，即：成键原子半径大小
如熔点：金刚石＞碳化硅＞晶体硅
②离子晶体：衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大，离子间的作用力就越强，离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞NaCl＞CsCl
③分子晶体：看分子间作用力 (一般先氢键后范德华力最后分子的极性)
a．分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反常得高，
如H2O>H2Te>H2Se>H2S
b．组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4
c．组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO>N2
d．在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如正戊烷>异戊烷
④金属晶体：看金属键的强弱，金属离子半径越小，所带电荷数越多，其金属键越强，熔、沸点就越高
如熔、沸点：Na
三、典型晶体模型结构分析
1．常见分子晶体结构分析
(1)干冰：固态CO2称为干冰，干冰也是分子晶体

①构成干冰晶体的结构微粒是CO2分子
②干冰中的CO2分子间只存在范德华力，不存在氢键
③干冰晶胞的每个顶点有1个CO2分子，每个面的中心上也有1个CO2分子，每个晶胞中有4个CO2分子
④在干冰晶体中，每个CO2分子周围，离该分子最近且距离相等的CO2分子有12个 (在三个互相垂直的平面上个4个)
⑤密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)
(2)冰晶体：冰中水分子之间的相互作用除范德华力外还有氢键，冰晶体主要是水分子依靠氢键而形成的
①构成冰晶体的结构微粒是H2O分子，微粒间的相互作用力是范德华力、氢键，但主要是氢键
②冰晶体中，每个水分子与周围4个水分子结合，4个水分子也按照这样的规律再与其他的水分子结合。尽管氢键比化学键弱很多，不属于化学键，却跟共价键一样也具有方向性，即氢键的存在迫使在正四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻的水分子相互吸引。这一排列使冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙，其密度比液态水的小。当冰刚刚融化为液态水时，热运动使冰的结构部分解体，水分子间的空隙减小，密度反而增大，超过4℃时，才由于热运动加剧，分子间距离加大，密度渐渐减小

(3)干冰和冰的比较
晶体
分子间作用力
结构特点
外观
硬度
熔点
密度
干冰
范德华力
1个分子周围紧邻12个分子
相似
相似(小)
干冰比冰低
干冰比冰大
冰
范德华力、氢键
1个分子周围紧邻4个分子
【微点拨】
①密堆积：指的是微粒间的作用力使粒子间尽可能地相互接近，使它们占有较小空间
②若分子间只有范德华力，则分子晶体采取分子密堆积，每个分子周围有12个紧邻的分子。在分子晶体中，原子先以共价键形成分子，分子再以分子间作用力形成晶体。由于分子间作用力没有方向性和饱和性，分子间尽可能采取密堆积的排列方式。如：干冰、O2、I2、C60等分子
③若分子间靠氢键形成的晶体，则不采取密堆积结构，每个分子周围紧邻的分子数要小于12个。因为氢键有
方向性和饱和性，一个分子周围其他分子的位置和数目是一定的。如：冰晶体、苯甲酸晶体
2．常见共价晶体结构分析
(1)金刚石
金刚石晶体结构、键角和晶胞示意图




原子半径(r)与边长(a)的关系：a=8r
晶体结构模型
C—C—C夹角为109°28′
金刚石的晶胞
金刚石的晶胞
①每个碳原子与周围紧邻的4个碳原子以共价键结合成正四面体结构，向空间伸展形成空间网状结构
②碳原子采取sp3杂化，C—C—C夹角为109°28′
③金刚石晶胞的每个顶点和面心均有1个C原子，晶胞内部有4个C原子，每个金刚石晶胞中含有
8×＋6×＋4＝8个碳原子
④最小碳环由6个碳原子组成，并且不在同一平面(实际为椅式结构)，但最小环上有4个碳原子在同一平面内
⑤每个碳原子被12个六元环共用，每个共价键被6个六元环共用，一个六元环实际拥有个碳原子
⑥C原子数与C—C键数之比为1∶2，12g金刚石中有2 mol共价键
⑦密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)
(2)晶体Si：由于Si与碳同主族，晶体Si的结构同金刚石的结构相同。将金刚石晶胞中的C原子全部换成Si原子，健长稍长些便可得到晶体硅的晶胞
①每个硅原子均以4个共价键对称地与相邻的4个硅原子相结合，形成正四面体结构，键角均为109°28′
②每个硅晶胞中含有8个硅原子，最小的碳环为6元环，硅原子为sp3杂化
③每个硅原子被12个六元环共用，每个共价键被6个六元环共用，一个六元环实际拥有个硅原子
④硅原子数与Si—Si键数之比为1∶2，1mol Si中含有2 mol共价键
(3)二氧化硅晶体:SiO2晶体结构相当于在晶体硅结构中每2个Si原子中间插入一个O原子，参照金刚石晶胞模型，在SiO2晶胞中有8个Si原子位于立方晶胞的顶点，有6个Si原子位于立方晶胞的面心，还有4个Si原子与16个O原子在晶胞内构成4个硅氧四面体，均匀排列于晶胞内


SiO2的晶体结构模型
SiO2的晶胞
①SiO2晶体中最小的环为12元环，最小的环有6个硅原子和6个氧原子
②SiO2晶体中，每个Si原子与4个O原子结合，Si在正四面体的中心，O在正四面体的顶点，每个O原子为两个正四面体共有，正四面体内O－Si－O夹角为109°28′，而正四面体之间Si－O－Si夹角为104°30′
③每个硅原子都采取sp3杂化，以4个共价单键与4个氧原子结合，每个氧原子与2个硅原子结合，向空间扩展，构成空间网状结构，硅、氧原子个数比为1∶2，每个SiO2晶胞中含有8个Si原子，含有16个O原子
④每个Si原子被12个十二元环共用，每个O原子被 6个十二元环共用
⑤Si与Si—O共价键之比为1：4，1mol Si O2晶体中有4mol共价键
⑥密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)
(4)SiC晶体和BN晶体：SiC晶胞和BN晶胞与金刚石晶胞相似，每个SiC晶胞含有4个Si原子和4个C原子；每个BN晶胞含有4个B原子和4个N原子
SiC晶胞

①碳、硅原子都采取sp3杂化，C—Si键角为109°28′
②每个硅(碳)原子与周围紧邻的4个碳(硅)原子以共价键结合成正四面体结构，向空间伸展形成空间网状结构
③最小碳环由6个原子组成且不在同一平面内，其中包括3个C原子和3个Si原子
④每个SiC晶胞中含有4个C原子和4个Si原子
⑤若Si与C最近距离为d，则边长(a)与最近距离(d)的关系：a=4d
⑥密度：ρ(SiC)＝
3．金属晶体的四种堆积模型分析
(1)金属原子在二维平面中的堆积模型
①堆积原理：组成晶体的金属原子在没有其他因素影响时，在空间的排列大多服从紧密堆积原理。这是因为在金属晶体中，金属键没有方向性和饱和性，因此都趋向于使金属原子吸引更多的其他原子分布于周围，并以密堆积方式降低体系的能量，使晶体变得比较稳定
②金属原子在二维平面中的堆积模型：金属晶体中的原子可看成直径相等的球体。把它们放置在平面上(即：二维空间里)，可有两种方式——非密置层和密置层

非密置层
密置层
特点
每个圆球与其他四个球相切
每个圆球与其他六个球相切
二维平面堆积图示


是否是最密堆积
不是
是
配位数
4
6
配位数：在密堆积中，一个原子周围所邻接的原子的数目称为配位数。如果把金属原子视为一个球体，则一个圆球周围靠的最近的圆球为配位数
(2)金属晶体的原子在三维空间里的4种堆积模型
①简单立方堆积：将非密置层球心对球心地垂直向上排列，这样一层一层地在三维空间里堆积，就得到简单立方堆积。这种堆积方式形成的晶胞是一个立方体，每个晶胞含一个原子，这种堆积方式的空间利用率为52%，配位数为6。这种堆积方式的空间利用率太低，只有金属钋(Po)采取这种堆积方式

②体心立方堆积——钾型：非密置层的另一种堆积方式是将上层金属原子填入下层的金属原子形成的凹穴中，并使非密置层的原子稍稍分离，每层均照此堆积。碱金属和铁原子都采取此类堆积方式，这种堆积方式又称钾型堆积。这种堆积方式可以找出立方晶胞，空间利用率比简单立方堆积高得多，达到68%，每个球与上、下两层的各4个球相接触，故配位数为8

③六方最密堆积和面心立方最密堆积：密置层的原子按体心立方堆积的方式堆积，会得到两种基本堆积方式——六方最密堆积和面心立方最密堆积。这两种堆积方式都是金属晶体的最密堆积，配位数为12，空间利用率均为74%，但所得晶胞的形式不同

六方最密堆积
面心立方最密堆积
六方最密堆积重复周期为两层，按ABABABAB……的方式堆积。由于在这种排列方式中可划出密排六方晶胞，故称此排列为六方最密堆积。由此堆积可知，同一层上每个球与同层中周围6个球相接触，同时又与上下两层中各3个球相接触，故每个球与周围12个球相接触，所以其配位数是12。原子的空间利用率最大。Mg、Zn、Ti都是采用这种堆积方式
面心立方最密堆积按ABCABCABC……的方式堆积。将第一密置层记作A，第二层记作B，B层的球对准A层中的三角形空隙位置，第三层记作C，C层的球对准B层的空隙，同时应对准A层中的三角形空隙(即C层球不对准A层球)。以后各层分别重复A、B、C层排列，这种排列方式三层为一周期，记为ABCABCABC……由于在这种排列中可以划出面心立方晶胞，故称这种堆积方式为面心立方最密堆积。Cu、Ag、Au等均采用此类堆积方式
(3)金属晶体的四种堆积模型比较
堆积模型
简单立方堆积
体心立方堆积
(钾型)
面心立方最密堆积
(铜型)
六方最密堆积
(镁型)
晶胞



或
代表金属
Po
Na K Fe
Cu Ag Au
Mg Zn Ti
配位数
6
8
12
12
晶胞内原子数目
1
2
4
2
原子半径(r)和晶胞边长(a)的关系
a＝2r
a＝4r
a＝4r

密度的表达式








空间利用率
表达式







金属晶胞中原子空间利用率计算：空间利用率等于微粒总体积比晶胞总体积


4．常见离子晶体结构分析
离子晶体中，阴离子呈等径圆球密堆积，阳离子有序地填在阴离子的空隙中，每个离子周围等距离地排列着异电性离子，被异电性离子包围。一个离子周围最邻近的异电性离子的数目，叫做离子晶体中离子的配位数
(1)四种常见离子晶体
①NaCl晶体
晶体结构
结构分析

a．一个NaCl晶胞中，有4个Na+，有4个Cl－
b．在NaCl晶体中，每个Na+同时强烈吸引6个Cl－，形成正八面体形； 每个Cl－同时强烈吸引6个Na+
c．在NaCl晶体中，Na+ 和Cl－的配位数分别为6、6
d．在NaCl晶体中，每个Na+周围与它最接近且距离相等的Na+共有12个，每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl－共有12个
e．密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)
②CsCl晶体
晶体结构
结构分析

a．一个CsCl晶胞中，有1个Cs+，有1个Cl－
b．在CsCl晶体中，每个Cs+同时强烈吸引8个Cl－，即：Cs+的配位数为8， 每个Cl－ 同时强烈吸引8个Cs+，即：Cl－的配位数为8
c．在CsCl晶体中，每个Cs+周围与它最接近且距离相等的Cs+共有6个，形成正八面体形，在CsCl晶体中，每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl－共有6个
d．密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)
③ZnS晶体
晶体结构
结构分析

a．1个ZnS晶胞中，有4个S2－，有4个Zn2＋
b．Zn2＋的配位数为4，S2－的配位数为4
c．密度＝
④CaF2晶体
晶体结构
结构分析

a．1个CaF2的晶胞中，有4个Ca2＋，有8个F－
b．CaF2晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同，Ca2＋配位数是8，F－的配位数是4
c．密度＝
(2)影响离子晶体配位数的因素
①正、负离子半径比：AB型离子晶体中，阴、阳离子的配位数相等，但正、负离子半径比越大，离子的配位数越大。如：ZnS、NaCl、CsCl
②正、负离子的电荷比。如：CaF2晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同
(3)晶格能
①概念：气态离子形成1 mol离子晶体释放的能量。晶格能通常取正值，单位为kJ·mol－1
②影响晶格能大小的因素：影响晶格能大小的因素主要是离子所带的电荷和阴、阳离子间的距离。晶格能与
阴、阳离子所带电荷的乘积成正比，与阴、阳离子间的距离成反比，可用下式表示：晶格能∝
③晶格能与离子晶体性质的关系
a．晶格能与离子晶体的稳定性：晶格能越大，离子键越强，形成的离子晶体越稳定
b．晶格能与晶体的熔点、硬度的关系：晶格能越大，熔点越高，硬度越大
c．晶格能与岩浆晶出规则：矿物从岩浆中先后结晶的规律被称为岩浆晶出规则；岩浆晶出的次序受晶格能的影响，晶格能越大，岩浆中的矿物越易结晶析出
5．混合晶体——石墨晶体
(1)石墨晶体的结构：石墨不同于金刚石，它的碳原子不像金刚石的碳原子那样呈sp3杂化，而是呈sp2杂化，形成平面六元并环结构。因此，石墨晶体是层状结构的，层内的碳原子的核间距为142pm层间距离为335pm，说明层间没有化学键相连，是靠范德华力维系的。石墨的二维结构内，每一个碳原子的配位数为3，有一个末参与杂化的2p电子，它的原子轨道垂直于碳原子平面



石墨晶体中的二维平面结构
石墨的层状结构
石墨结构中未参与杂化的p轨道
(2)石墨的“多性”
①具有共价晶体属性：在石墨晶体中，同层的碳原子以sp2杂化形成共价键，每一个碳原子以三个共价键与另外三个碳原子相连。六个碳原子在同一个平面上形成了正六边形的环，伸展成层状结构，层内的碳原子核间为为142 pm，这正好属于共价晶体的键长范围，因此对于同一层来说，它是共价晶体
②具有金属晶体属性：在同一平面内的碳原子还各剩下一个p轨道，所有的p轨道相互重叠，电子比较自由，相当于金属晶体中的自由电子，而石墨能导热和导电，这正属于金属晶体的特征
③具有分子晶体属性：石墨晶体中层与层之间相隔335 pm，距离较大，层间是以范德华力结合起来的，即层与层之间属于分子晶体。但是，由于同一平面层上的碳原子间的结合力很强，键很难被破坏，所以石墨的熔点也很高，化学性质也很稳定
(3)石墨的晶体类型：石墨是共价晶体、金属晶体、分子晶体的一种混合型晶体
(4)微粒间的作用：石墨属于混合晶体，既有共价键、又有金属键，还有范德华力
(5)石墨与金刚石的比较

金刚石
石墨
晶体类型
共价晶体
混合晶体
构成微粒
碳原子
碳原子
微粒间的作用力
C－C共价键
C－C共价键、分子间作用力
碳原子的杂化方式
sp3杂化
sp2杂化
碳原子成键数
4
3
碳原子有无剩余价电子
无
有一个2p电子
配位数
4
3
晶体结构特征
正四面体空间网状结构
平面六边形层状结构
最小碳环
六元环、不共面
六元环、共面
键长
金刚石中C—C>石墨中C—C
键能
金刚石<石墨
稳定性
金刚石<石墨
熔、沸点
金刚石<石墨
键角
109°28′
120°
晶体计算的常见类型
1．晶胞参数(边长)与半径的关系
晶体
晶体结构
图示关系
晶胞参数与边长关系
简单立方晶胞


晶胞参数(边长)为a，原子球半径为r，则有a=2r
体心立方晶胞


晶胞参数(边长)为a，原子球半径为r，体对角线长为c，则有c＝a＝4r
面心立方晶胞


晶胞参数(边长)为a，原子球半径为r，则有4r＝a
六方最密堆积晶胞


晶胞中原子球半径为r，六棱柱边长为a，高为h，则有a＝2r，h＝2倍四面体高
石墨
晶胞


设石墨晶胞的底边长为a cm，原子球直径为r，高为h cm，层间距d cm，则h＝2d，由图可知：a/2＝r×sin60°，得a＝r
金刚石晶胞
金刚石晶胞


G点是空的，没有球，是正立方体的体心，A球心到E球心，是2个半径，即一个直径；同样，E球心到G，是2个半径，即一个直径，所以AG是两个直径，体对角线是AG的两倍，所以体对角线是4个直径，即8r，则有8r＝a


晶胞参数(边长)为a，原子球半径为r，则有8r＝a。(体对角线上五球相切，其中有两个假想球)
CaF2型晶胞(与金刚石类似)


晶胞参数(边长)为a，原子球半径为r，则有4(r+ + r－)＝a


2．晶体密度及微粒间距离的计算
晶体密度的计算公式推导过程
若1个晶胞中含有x个微粒，则晶胞的物质的量为：n＝＝mol
晶胞的质量为：m＝n·M＝g，则密度为：ρ＝
右图为CsCl晶体的晶胞

假设相邻的两个Cs＋的核间距为a cm，NA为阿伏加德罗常数，CsCl的摩尔质量用M g·mol－1表示，则CsCl晶体的密度为ρ＝g·cm－3
3．金属晶体空间利用率的计算方法
(1)空间利用率的定义及计算步骤
①空间利用率(η)：指构成晶体的原子、离子或分子总体积在整个晶体空间中所占有的体积百分比
②
(2)金属晶体空间利用率分类简析
①简单立方堆积：如图所示，原子的半径为r，立方体的棱长为2r，则V球＝πr3，V晶胞＝(2r)3＝8r3
空间利用率＝×100%＝×100%＝≈52%

②体心立方堆积：如图所示，原子的半径为r，体对角线c为4r，面对角线b为a，由(4r)2＝a2＋b2得a＝
r。1个晶胞中有2个原子，故空间利用率＝×100%＝×100%＝×100%＝≈68%

③面心立方最密堆积：如图所示，原子的半径为r，面对角线为4r，a＝2r，V晶胞＝a3＝(2r)3＝16r3,1个晶胞中有4个原子，则空间利用率＝×100%＝×100%＝≈74%

④六方最密堆积：如图所示，原子的半径为r，底面为菱形(棱长为2r，其中一个角为60°)，则底面面积S＝2r×r＝2r2，h＝r，V晶胞＝S×2h＝2r2×2×r＝8r3,1个晶胞中有2个原子，则空间利用率＝×100%＝×100%＝≈74%

⑤金刚石型堆积：设原子半径为R，由于原子在晶胞体对角线方向上相切(相邻两个碳原子之间的距离为晶胞体对角线的四分之一)，可以计算出晶胞参数：a＝b＝c＝R，α＝β＝γ＝90°。每个晶胞中包含八个原子。
η＝×100%＝×100%≈34.01%































原子分数坐标分析方法
1．原子分数坐标参数
(1)含义：以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称为原子分数坐标
(2)原子分数坐标的确定方法
①依据已知原子的坐标确定坐标系取向
②一般以坐标轴所在正方体的棱长为1个单位
③从原子所在位置分别向x、y、z轴作垂线，所得坐标轴上的截距即为该原子的分数坐标
(3)示例
A
B
C
D
E
F
G
H
x
y
z

晶胞中原子坐标
A(0，0，0)， B(0，1，0)， C(1，1，0)， D(1，0，0)，
E(0，0，1)， F(0，1，1)， G(1，1，1)， H(1，0，1)，
体心：(，，)， 上面心：(，，1)， 下面心：(，，0)，
左面心：(，0，)，右面心：(，1，)， 前面心：(1，，)，
后面心：(0，，)
2．典型晶胞结构模型的原子分数坐标
(1)简单立方体模型粒子坐标

粒子坐标
若1(0，0，0)，2(0，1，0)，则确定3的原子分数坐标为(1，1，0)，7为(1，1，1)
(2)体心晶胞结构模型的原子坐标和投影图

粒子坐标
若1(0，0，0)，3(1，1，0)，5(0，0，1)，则6的原子分数坐标为(0，1，1)，7为(1，1，1)，9为(，，)
(3)面心立方晶胞结构模型的原子坐标和投影图

粒子坐标
若1(0，0，0)，13(，，0)，12(1，，)，则15的原子分数坐标为(，1，)，11为(，，1)
(4)金刚石晶胞结构模型的原子坐标和投影图

粒子坐标
若a原子为坐标原点，晶胞边长的单位为1，则原子1、2、3、4的坐标分别为(，，)、(，，)、(，，)、(，，)


配合物与超分子
【知识网络】

【核心知识梳理】
1．配位键
(1)概念：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键。即：共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键
(2)配位键的形成条件
①成键原子一方能提供孤电子对，如：分子有NH3、H2O、HF、CO等；离子有Cl－、OH－、CN－、SCN－等
②成键原子另一方能提供空轨道，如：H＋、Al3＋、B及过渡金属的原子或离子
(3)成键的性质：共用电子对对两个原子的电性作用
(4)表示方法：配位键可以用AB来表示，其中A是提供孤电子对的原子，B是接受孤电子对的原子
如：NH可表示为
(5)特征：配位键同样具有饱和性和方向性。一般来说，多数过渡金属的原子或离子形成配位键的数目是基本不变的，如：Ag＋形成2个配位键；Cu2＋形成4个配位键等
2．配位化合物
(1)配合物的概念：把金属离子或原子(称为中心离子或原子)与某些分子或离子(称为配体或配位体)以配位键结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。如：[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH
(2)常见性质：多数能溶解、能电离、有颜色
(3)配合物的组成：以“[Cu(NH3)4]SO4”为例

①中心离子：提供空轨道接受孤电子对，中心离子一般是金属离子，特别是过渡金属离子，必须有空轨道，如：Fe3＋、Ag＋、Cu2＋、Zn2＋等
②配位体(配体)：含有并提供孤电子对的分子或阴离子，即电子对的给予体，如Cl－、NH3、H2O等
③配位原子：配体中提供孤对电子的原子叫配位原子，如H2O中的O原子，NH3中的N原子
④配离子：由中心原子(或离子)和配位体组成的离子叫做配离子，如[Cu(NH3)4]2+、[Ag(NH3)2]+
⑤配位数：作为配位体直接与中心原子结合的离子或分子的数目，即形成的配位键的数目称为配位数
如：[Cu(NH3)4]2+的配位数为4，[Ag(NH3)2]+的配位数为2，[Fe(CN)6]4－中配位数为6
⑥内界和外界：配合物分为内界和外界，其中配离子称为内界，与内界发生电性匹配的的阳离子(或阴离子)称为外界
如：[Cu(NH3)4]SO4 的内界是[Cu(NH3)4]2+，外界是SO42－，配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分
即：[Cu(NH3)4]SO4===[Cu(NH3)4]2+＋SO42－，而内界很难电离，其电离程度很小，[Cu(NH3)4]2+Cu2+＋4NH3
(4)配合物中化学键的类型及共价键数目的判断
若配体为单核离子如Cl－等，可以不予计入，若为分子，需要用配体分子内的共价键数乘以该配体的个数，此外，还要加上中心原子与配体形成的配位键，这也是σ键
如：[Cu(NH3)4]SO4化学键的类型：离子键、共价键、配位键，共价键数(σ键)为3×4＋4＋4＝20
(5)配合物的形成对物质性质的影响
①稳定性增强：配合物中，中心原子在配位体的影响下，其价层轨道进行杂化，配位原子的孤对电子进入中心原子的空轨道产生强的作用，因而配合物具有一定的稳定性。配合物中的配位键越强，配合物越稳定。一般情况下，中心原子的半径越大，中心原子所带电荷越多，配位原子半径越大，配位键越强。当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。如，血红素中的Fe2＋与CO分子形成的配位键比Fe2＋与O2分子形成的配位键强，因此血红素中的Fe2＋与CO分子结合后，就很难再与O2分子结合，使血红蛋白失去输送O2的功能，从而导致人体CO中毒
②对溶解性的影响：一些难溶于水的金属氢氧化物、氯化物、溴化物、碘化物、氰化物，可以溶解于氨的溶液中，或依次溶解于含过量的OH－、CI－、Br－、I－、CN－的溶液中，形成可溶性的配合物
如：Cu(OH)2＋4NH3===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－
③颜色的改变：当简单离子形成配离子时，颜色常发生变化，根据颜色的变化可以判断是否有配离子生成。
如：Fe3＋与SCN－在溶液中可生成配位数为1～6的配离子，这种配离子的颜色是血红色的，反应的离子方程式如下： Fe3＋＋nSCN－===[Fe(SCN)n]3－n(n＝1～6)
3．典型配合物

[Cu(NH3)4]SO4
K3[Fe(CN)6]
[Ag(NH3)2]OH
Na3[AlF6]
中心离子
Cu2＋
Fe3＋
Ag＋
Al3＋
配体
NH3
CN－
NH3
F－
配位原子
N
C
N
F
配位数(n)
4
6
2
6
外界
SO
K＋
OH－
Na＋
【微点拨】
多齿配位
配体有多个配位原子，与中心原子形成螯合物，如：铜离子与乙二胺形成配离子

金属羰基配合物
是过渡金属和一氧化碳配位形成的配合物，如：四羰基镍[Ni(CO)4]

二、超分子
1．概念：由两种或两种以上的分子通过分子间相互作用形成的分子聚集体
【微点拨】超分子定义中的分子是广义的，包括离子
2．超分子内分子间的作用力：超分子内部分子之间通过非共价键相结合，包括氢键、静电作用、疏水作用以及一些分子与金属离子形成的弱配位键等
3．超分子两个的重要特征——分子识别、自组装
4．超分子的应用：在分子水平上进行分子设计，有序组装甚至复制出一些新型的分子材料