單元復(fù)習(xí)04-原子結(jié)構(gòu)和化學(xué)鍵-【過(guò)知識(shí)】高一化學(xué)上學(xué)期單元復(fù)習(xí)過(guò)過(guò)過(guò)(滬科版2020必修第一冊(cè))

第四章原子結(jié)構(gòu)和化學(xué)鍵模塊一元素周期表和元素周期律考點(diǎn)1元素周期表一、元素周期表、按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列；排列原則②、將電子層數(shù)相同的元素排成一個(gè)橫行；③、把最外層電子數(shù)相同的元素（個(gè)別除外）排成一個(gè)縱行。①、短周期（一、二、三周期）七主七副零和八三長(zhǎng)三短一不全周期（7個(gè)橫行）②、長(zhǎng)周期（四、五、六周期）七主七副零和八三長(zhǎng)三短一不全周期表結(jié)構(gòu)③、不完全周期（第七周期）主族（ⅠA～ⅦA共7個(gè)）1、元素周期表族（18個(gè)縱行）②、副族（ⅠB～ⅦB共7個(gè)）③、Ⅷ族（8、9、10縱行）④、零族（稀有氣體）同周期同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律①、核電荷數(shù)，電子層結(jié)構(gòu)，最外層電子數(shù)②、原子半徑性質(zhì)遞變③、主要化合價(jià)④、金屬性與非金屬性⑤、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性⑥、最高價(jià)氧化物的水化物酸堿性元素周期表1．元素周期表是元素周期律的具體表現(xiàn)形式，它反映出了各元素之間的相互聯(lián)系的規(guī)律。2．元素周期表的排列規(guī)則：(1)把電子層數(shù)相同的元素，按原子序數(shù)遞增順序自左而右排成橫行。(2)把原子最外層電子數(shù)相同的各元素，按原子序數(shù)遞增的順序自上而下排成縱行。3．元素周期表的結(jié)構(gòu)及相關(guān)定義(1)元素周期表的結(jié)構(gòu)(2)周期：具有相同電子層數(shù)而又按原子序數(shù)遞增順序排列的一系列元素稱為一個(gè)周期。(3)族：具有相同的最外層電子數(shù)，而又按原子序數(shù)遞增的順序自上而下排列的一系列元素稱為一個(gè)族。元素周期表中共18個(gè)縱行分16個(gè)族，它們?cè)谠刂芷诒碇械呐帕腥缦拢号袛嘣亟饘傩?、非金屬性?qiáng)弱的方法(1)金屬性強(qiáng)弱①單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)置換出H2的難易程度；②單質(zhì)的還原性或離子的氧化性強(qiáng)弱；③最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性強(qiáng)弱；④單質(zhì)與鹽溶液的置換反應(yīng)；⑤原電池中的正負(fù)極。(2)非金屬性強(qiáng)弱①與H2化合生成氣態(tài)氫化物的難易程度及氣態(tài)氫化物的熱穩(wěn)定性強(qiáng)弱；②單質(zhì)的氧化性或陰離子的還原性強(qiáng)弱；③最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性強(qiáng)弱；④單質(zhì)與鹽溶液的置換反應(yīng)。2．根據(jù)原子序數(shù)推斷元素在周期表中的位置記住稀有氣體元素的原子序數(shù)：2、10、18、36、54、86。用原子序數(shù)減去比它小而相近的稀有氣體元素原子序數(shù)，即得該元素所在的縱行數(shù)。第1、2縱行為IA、ⅡA族，第3～7縱行為ⅢB～ⅦB族，第8～10縱行為第Ⅷ族，第11、12縱行為IB、ⅡB，第13～17縱行為ⅢA～ⅦA族，第18縱行為O族。這種元素的周期數(shù)比相近的原子序數(shù)小的稀有氣體元素的周期數(shù)大1。如26號(hào)元素在周期表中的位置推斷：26—18=8第四周期第Ⅷ族?！咎貏e提醒】如果是第六周期以上的元素，用原子序數(shù)減去比它小而相近的稀有元素原子序數(shù)后，再減去14，即得該元素所在的縱行數(shù)。如84號(hào)元素所在周期和族的推導(dǎo)：84—54—14=16，即在16縱行，可判斷為第六周期ⅥA族，上述方法也可作如下變通：稀有氣體元素原子序數(shù)-該元素原子序數(shù)=18-該元素所在縱行數(shù)如推斷114號(hào)元素所處位置：118—114=4(倒數(shù)第4縱行)即位于第七周期ⅣA族。3．推斷元素的思路根據(jù)原子結(jié)構(gòu)、元素周期表的知識(shí)及相關(guān)已知條件，可推算原子序數(shù)，判斷元素在周期表中的位置等，基本思路如下：(1)稀有氣體原子的電子層結(jié)構(gòu)與同周期的非金屬元素形成的陰離子的電子層結(jié)構(gòu)相同，與下一周期的金屬元素形成的陽(yáng)離子的電子層結(jié)構(gòu)相同：①與He原子電子層結(jié)構(gòu)相同的離子有H-、Li+、Be2+；②與Ne原子電子層結(jié)構(gòu)相同的離子有F-、O2-、Na+、Mg2+、A13+；③與Ar原子電子層結(jié)構(gòu)相同的離子有Cl-、S2-、K+、ca2+。(2)周期表中特殊位置的元素①族序數(shù)等于周期數(shù)的元素：H、Be、Al、Ge②族序數(shù)等于周期數(shù)2倍的元素：C、S③族序數(shù)等于周期數(shù)3倍的元素：O④周期數(shù)是族序數(shù)2倍的元素：Li、Ca⑤周期數(shù)是族序數(shù)3倍的元素：Na、Ba⑥最高正價(jià)與最低負(fù)價(jià)代數(shù)和為零的短周期元素：C⑦最高正價(jià)是最低負(fù)價(jià)絕對(duì)值3倍的短周期元素：S⑧除H外，原子半徑最小的元素：F⑨短周期中離子半徑最大的元素：P(3)常見(jiàn)元素及其化合物的特性①形成化合物種類最多的元素、單質(zhì)是自然界中硬度最大的物質(zhì)的元素或氣態(tài)氫化物中氫的質(zhì)量分?jǐn)?shù)最高的元素：C②空氣中含量最多的元素或氣態(tài)氫化物的水溶液呈堿性的元素：N③地殼中含量最多的元素、氫化物沸點(diǎn)最高的元素或氫化物在通常情況下呈液態(tài)的元素：O④單質(zhì)最輕的元素：H；最輕的金屬單質(zhì)的元素：Li⑤單質(zhì)在常溫下呈液態(tài)的非金屬元素：Br；金屬元素：Hg⑥最高價(jià)氧化物及其水化物既能與強(qiáng)酸反應(yīng)，又能與強(qiáng)堿反應(yīng)的元素：Al⑦元素的氣態(tài)氫化物和它的最高價(jià)氧化物水化物能起化合反應(yīng)的元素：N；能起氧化還原反應(yīng)的元素：S⑧元素的單質(zhì)在常溫下能與水反應(yīng)放出氣體的短周期元素：Li、Na、F2、元素周期律元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化，這個(gè)規(guī)律叫做元素周期律。元素性質(zhì)的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果。原子結(jié)構(gòu)及性質(zhì)變化規(guī)律同周期（從左到右）同主族（從上到下）原子結(jié)構(gòu)核電荷數(shù)逐漸增大逐漸增大電子層數(shù)相同增多原子半徑逐漸減小逐漸增大性質(zhì)化合價(jià)最高正價(jià)由+1至+7，負(fù)價(jià)數(shù)=—（8-族序數(shù)）最高正價(jià)、負(fù)價(jià)數(shù)相同最高正價(jià)=+族序數(shù)元素的金屬性和非金屬性金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱單質(zhì)的氧化性和還原性還原性減弱，氧化性增強(qiáng)還原性增強(qiáng)弱，氧化性減弱最高價(jià)的氧化物的水化物的酸堿性堿性減弱，酸性增強(qiáng)酸性減弱，堿性增強(qiáng)氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性逐漸增強(qiáng)逐漸減弱①與水反應(yīng)置換氫的難易②最高價(jià)氧化物的水化物堿性強(qiáng)弱金屬性強(qiáng)弱③單質(zhì)的還原性或離子的氧化性（電解中在陰極上得電子的先后）④互相置換反應(yīng)依據(jù)：⑤原電池反應(yīng)中正負(fù)極①與H2化合的難易及氫化物的穩(wěn)定性元素的非金屬性強(qiáng)弱②最高價(jià)氧化物的水化物酸性強(qiáng)弱金屬性或非金屬③單質(zhì)的氧化性或離子的還原性性強(qiáng)弱的判斷④互相置換反應(yīng)①、同周期元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而減小，如：Na>Mg>Al;非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而增大，如：Si<P<S<Cl。規(guī)律：②、同主族元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而增大，如：Li<Na<K<Rb<Cs;非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而減小，如：F>Cl>Br>I。③、金屬活動(dòng)性順序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au電子層數(shù)：相同條件下，電子層越多，半徑越大。判斷的依據(jù)核電荷數(shù)相同條件下，核電荷數(shù)越多，半徑越小。最外層電子數(shù)相同條件下，最外層電子數(shù)越多，半徑越大。微粒半徑的比較1、同周期元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減?。ㄏ∮袣怏w除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs具體規(guī)律：3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：F--<Cl--<Br--<I--4、電子層結(jié)構(gòu)相同的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小。如：F->Na+>Mg2+>Al3+5、同一元素不同價(jià)態(tài)的微粒半徑，價(jià)態(tài)越高離子半徑越小。如Fe>Fe2+>Fe3+3、元素的原子結(jié)構(gòu)、位置及性質(zhì)之間的關(guān)系考點(diǎn)2元素周期律元素周期律(1)隨著元素原子序數(shù)的遞增，電子層數(shù)相同的元素的原子半徑呈現(xiàn)出從大到小的周期性變化規(guī)律。【歸納】影響原子、離子半徑大小的因素①電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大，原子核對(duì)核外電子的吸引力越大，原子半徑越小。②核電荷數(shù)相同時(shí)，核外電子數(shù)越大，原子核對(duì)核外電子的吸引力越小，原子半徑越大，反之越小。如r(O)≤r(O2-)。③核外電子層結(jié)構(gòu)相同，核電荷數(shù)越大，原子核對(duì)核外電子的吸引力越大，半徑越小。如r(O2-)>r(Na+)。④最外層電子數(shù)相同時(shí)，電子層教越多，最外層電子離核越遠(yuǎn)，原子半徑越大。如r(Na)<r(K)。(2)隨著元素原子序數(shù)的遞增，元素的主要化合價(jià)呈現(xiàn)出從+1～+7、-4～-1的周期性變化規(guī)律。同主族，元素的化合價(jià)基本相同。主族元素的最高正化合價(jià)等于它所在主族的序數(shù)。非金屬元素的最高正化合價(jià)和它的負(fù)化合價(jià)絕對(duì)值的和等于8。一般情況下，氧和氟由于非金屬性很強(qiáng)，在化合物中不表現(xiàn)出正的化合價(jià)，即只有一2和一1價(jià)。(3)隨著元素原子序數(shù)的遞增，每隔一定數(shù)目的元素，元素原子核外最外層電子重復(fù)出現(xiàn)1個(gè)遞增到8個(gè)(第一層例外)，呈現(xiàn)周期性變化的規(guī)律。2．元素周期律的本質(zhì)：原子核外電子排布的周期性。（二）元素周期表1、元素周期表的結(jié)構(gòu)2、元素周期表中元素性質(zhì)的遞變規(guī)律性質(zhì)同周期(從左→右)同主族(從上→下)原子半徑逐漸減小逐漸增大電子層結(jié)構(gòu)電子層數(shù)相，最外層電子數(shù)增多電子層數(shù)遞增，最外層電子數(shù)相同失電子能力(得電子能力)逐漸減小(逐漸增大)逐漸增大(逐漸減小)金屬性(非金屬性)逐漸減弱(逐漸增強(qiáng))逐漸增強(qiáng)(逐漸減弱)主要化合價(jià)最高正價(jià)(+1～+7)，非金屬負(fù)價(jià)=-(8-族序數(shù))最高正價(jià)=族序數(shù)(0、F除外)，非金屬負(fù)價(jià)=-(8-族序數(shù))最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸、堿性酸性逐漸增強(qiáng)，堿性逐漸減弱酸性逐漸減弱，堿性逐漸增強(qiáng)非金屬氣態(tài)氫化物形成難易及穩(wěn)定性形成由難→易，穩(wěn)定性逐漸增強(qiáng)形成由易→難，穩(wěn)定性逐漸減弱3．判斷元素金屬性、非金屬性強(qiáng)弱的方法(1)金屬性強(qiáng)弱①單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)置換出H2的難易程度；②單質(zhì)的還原性或離子的氧化性強(qiáng)弱；③最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性強(qiáng)弱；④單質(zhì)與鹽溶液的置換反應(yīng)；⑤原電池中的正負(fù)極。(2)非金屬性強(qiáng)弱①與H2化合生成氣態(tài)氫化物的難易程度及氣態(tài)氫化物的熱穩(wěn)定性強(qiáng)弱；②單質(zhì)的氧化性或陰離子的還原性強(qiáng)弱；③最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性強(qiáng)弱；④單質(zhì)與鹽溶液的置換反應(yīng)。4、“位、構(gòu)、性”的關(guān)系模塊二原子結(jié)構(gòu)考點(diǎn)3原子結(jié)構(gòu)以及核外電子排布（一）、原子結(jié)構(gòu)模型的演變 ①古代樸素原子觀 ②道爾頓（英）近代原子學(xué)說(shuō)：原子是組成物質(zhì)的基本的粒子，它們是堅(jiān)實(shí)的、不可再分的實(shí)心球 ③湯姆生（英）葡萄干面包模型：原子是一個(gè)平均分布著正電荷的粒子，其中鑲嵌著許多電子，中和了正電 荷，從而形成了中性原子 ④盧瑟福（英）行星原子模型：在原子的中心有一個(gè)帶正電荷的核，它的質(zhì)量幾乎等于原子的全部質(zhì)量，電子在它的周圍沿著不同的軌道運(yùn)轉(zhuǎn)，就像行星環(huán)繞太陽(yáng)運(yùn)轉(zhuǎn)一樣 ⑤玻爾假設(shè)：電子在原子核外空間的一定軌道上繞核做高速的圓周運(yùn)動(dòng)⑥電子云模型：現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)學(xué)說(shuō)。（二）、原子的構(gòu)成決定原子種類中子N（不帶電荷）同位素決定原子種類決定元素種類原子核→質(zhì)量數(shù)（A=N+Z）近似相對(duì)原子質(zhì)量決定元素種類質(zhì)子Z（帶正電荷）→核電荷數(shù)元素→元素符號(hào)決定原子呈電中性決定原子呈電中性原子結(jié)構(gòu)：最外層電子數(shù)決定主族元素的電子數(shù)（Z個(gè)）：化學(xué)性質(zhì)及最高正價(jià)和族序數(shù)核外電子排布規(guī)律→電子層數(shù)周期序數(shù)及原子半徑表示方法→原子（離子）的電子式、原子結(jié)構(gòu)示意圖原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)質(zhì)量數(shù)=質(zhì)子數(shù)+中子數(shù)陰陽(yáng)離子中：質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)+離子所帶的電荷數(shù)（三）、同位素、同素異形體、同分異構(gòu)體、同系物的區(qū)別同位素：質(zhì)子數(shù)相同，中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素同素異形體：同種元素組成的性質(zhì)不同的兩種單質(zhì)同系物：結(jié)構(gòu)相似，分子組成上相差n個(gè)CH2原子團(tuán)的化合物同分異構(gòu)體：分子式相同，結(jié)構(gòu)不同的化合物注意:

a.同位素是針對(duì)于不同原子而言的，同素異形體是針對(duì)不同單質(zhì)而言

b.同一元素的各種同位素雖然質(zhì)量數(shù)不同，但它們的化學(xué)性質(zhì)幾乎完全相同。同位素的不同原子構(gòu)成的單質(zhì)（或化合物）是化學(xué)性質(zhì)幾乎相同而物理性質(zhì)不同的不同種單質(zhì)（或化合物）。

c.天然存在的某種元素里，各種同位素所占的原子個(gè)數(shù)百分比一般是不變的。(教法建議：提出豐度的概念，強(qiáng)調(diào)原子個(gè)數(shù)百分比)

（四）、原子質(zhì)量的表示方法1、同位素原子的相對(duì)原子質(zhì)量：（對(duì)象：具體的某一種原子）數(shù)值上等于該同位素原子的絕對(duì)質(zhì)量與12C原子質(zhì)量的1|12的比值2、原子的近似相對(duì)原子質(zhì)量：（對(duì)象：具體的某一種原子）原子相對(duì)原子質(zhì)量取整，相當(dāng)于質(zhì)量數(shù)，等于質(zhì)子數(shù)與中子數(shù)之和3、元素的平均相對(duì)原子質(zhì)量：該元素所對(duì)應(yīng)的各同位素原子的相對(duì)原子質(zhì)量與該同位素的豐度之和，即：M=M1×a1%+M2×a2%+M3×a3%+Mn×an%4、元素的近似平均相對(duì)原子質(zhì)量：該元素所對(duì)應(yīng)的各同位素原子的質(zhì)量數(shù)與該同位素的豐度之和，即：=A1×a1%+A2×a2%+A3×a3%+An×an%模塊三核外電子排布考點(diǎn)3核外電子排布（一）、核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)1、電子云：電子在核外空間一定范圍內(nèi)出現(xiàn)，好像帶負(fù)電荷的云霧籠罩在原子核的周圍，我們形象地稱它為“電子云”。在電子云示意圖中，小黑點(diǎn)表示電子出現(xiàn)的次數(shù)(注意：小黑點(diǎn)不表示電子數(shù)），小黑點(diǎn)的疏密（電子云密度)表示電子出現(xiàn)機(jī)會(huì)的多少。2、電子層：根據(jù)電子的能量高低和運(yùn)動(dòng)區(qū)域離核的遠(yuǎn)近，分為七個(gè)電子層，電子層符號(hào)為n3、電子亞層：在同一電子層中，電子的能量還稍有差別，電子云的形狀也不相同，所以又把一個(gè)電子層分成一個(gè)或幾個(gè)亞層，分別用s、p、d、f等符號(hào)表示。s電子云為球形，P電子云為紡錘形……它們均以原子核為對(duì)稱中心。每個(gè)電子層所含亞層數(shù)不等，K電子層只有一個(gè)S亞層(Is)，L電子層有s、P兩個(gè)亞層(2s、2p)，M電子層有s、p、d三個(gè)亞層(3s、3p、3d)，N電子層有s、p、d、f四個(gè)亞層(4s、4P、4d、4f)。在同一個(gè)電子層，亞層電子的能量是按s、p、d、f的次序遞增的。電子的能量是由電子層和電子亞層共同決定的。4、電子云伸展方向(又稱為軌道）：電子云不僅有確定的形狀，而且有一定的伸展方向。s電子云是球形對(duì)稱的，一種伸展方向，P電子云有三種伸展方向，d電子云有五種伸展方向，f電子云有七種伸展方向。把在一定的電子層上，具有一定形狀和伸展方向的電子云所占據(jù)的空間稱為一個(gè)軌道。5、電子自旋：電子自旋有兩種狀態(tài)，相當(dāng)于順時(shí)針和逆時(shí)針兩種方向。每個(gè)軌道最多容納兩個(gè)電子。同一軌道中的兩個(gè)電子稱成對(duì)電子，若一個(gè)軌道中只有一個(gè)電子，該電子被稱為單電子。各電子層上的電子亞層數(shù)、軌道數(shù)和最多容納的電子數(shù)電子層Oz)電子亞層軌道數(shù)(n2)最多容納電子數(shù)(2/z2)KIs12L2s、2p1+38M3s、3p、3d1+3+518(不可能出現(xiàn)在最外層）N4s、4p、4d、4f1+3+5+732(不可能出現(xiàn)在最外層和次外層）05s(5p、5d、5f、…1+3+5+7+-P6s、6p、6d、6f、…1+3+5+7+…Q7s、7p、7d、7f、…1+3+5+7+…（二）、核外電子的排布規(guī)律 泡利不相容原理：在同一個(gè)原子中，不可能有運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子存在。即：同一原子中每一個(gè)軌道上只能容納自旋方向相反的兩個(gè)電子。能量最低原理：在不違背泡利不相容原理的前提下，核外電子總是優(yōu)先占有能量最低的軌道，只有當(dāng)能量最低的軌道占滿后，電子才依次進(jìn)入能量較高的軌道。在同一電子層上，各亞層的能量順序?yàn)閚s<np<nd<nf，當(dāng)電子層不同、電子亞層相同時(shí)，其能量順序?yàn)閘s<2s<3s<4s，2p<3p<4p，3d<4d<5d，4f<5f<6f。對(duì)于不同電子層的不同電子亞層，其能量高低較為復(fù)雜，如下圖所示。從圖可以看出，從第3電子層起就出現(xiàn)能級(jí)交錯(cuò)現(xiàn)象。例如：3d的能量似乎應(yīng)該低于4s，而實(shí)際上，E3d>E4s。因此，按能量最低原理，電子是先排4s，再排3d。由于能級(jí)交錯(cuò)，在次外層未達(dá)最大容量之前，已出現(xiàn)了最外層，而且最外層未達(dá)最大容量時(shí)，又進(jìn)行次外層電子的填充，所以，原子最外層和次外層電子數(shù)一般達(dá)不到最大容量。洪特規(guī)則：電子在進(jìn)入同一亞層時(shí)，將盡可能分占不同的軌道，且自旋方向相同。量子力學(xué)證明，電子這樣排布可使能量最低。同時(shí)，洪特為此又歸納出一種特例：對(duì)于同一電子亞層，當(dāng)電子的排布為全充滿、半充滿或全空時(shí)，是比較穩(wěn)定的。即：全充滿p6或d10或f14，半充滿p3或d5或f7，全空p0或d0或f0。（三）、核外電子排布的表示方法1、結(jié)構(gòu)示意圖：（原子和離子）氮原子：2、電子式氮原子：3、電子排布式硫原子：1s22s22p63s23p44、軌道排布式O原子:（四）、微粒半徑大小的比較規(guī)律電子層數(shù)相同條件下，電子層越多，半徑越大判斷的依據(jù)核電荷數(shù)相同條件下，核電荷數(shù)越多，半徑越小最外層電子數(shù)相同條件下，最外層電子數(shù)越多，半徑越大微粒半徑的比較1、同周期元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減?。ㄏ∮袣怏w除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs具體規(guī)律3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：F--<Cl--<Br--<I--4、電子層結(jié)構(gòu)相同的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小。如：F->Na+>Mg2+>Al3+同一元素不同價(jià)態(tài)的微粒半徑，價(jià)態(tài)越高離子半徑越小。如Fe>Fe2+>Fe3+（五）、10電子、18電子歸納1.核外有10個(gè)電子的微粒：(1)分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。(2)陽(yáng)離子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H3O+(3)陰離子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。2．前18號(hào)元素的原子結(jié)構(gòu)的特殊性(1)原子核中無(wú)中子的原子1eq\s\do2(\d\ba4(1))H(2)最外層有1個(gè)電子的元素：H、Li、Na(3)最外層有2個(gè)電子的元素：Be、Mg、He(4)最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)的元素：Be、Al。(5)最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)2倍的元素：C；是次外層電子數(shù)3倍的元素：O；是次外層電子數(shù)4倍的元素：Ne。(6)電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的元素：H、Be、A1?！?7)電子總數(shù)為最外層電子數(shù)2倍的元素：Be。(8)次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的元素：S：(9)內(nèi)層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的元素：Li、P模塊四化學(xué)鍵考點(diǎn)4離子鍵和化學(xué)鍵(一)、化學(xué)鍵：相鄰原子或原子團(tuán)之間強(qiáng)烈的相互作用。分類：化學(xué)鍵包括離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵(二)、離子鍵、共價(jià)鍵、金屬鍵的比較。離子鍵共價(jià)鍵金屬鍵概念陰、陽(yáng)離子間通過(guò)靜電作用所形成的化學(xué)鍵原子間通過(guò)共用電子對(duì)（電子云重疊)所形成的化學(xué)鍵金屬陽(yáng)離子與自由電子通過(guò)相互作用而形成的化學(xué)鍵成鍵微粒陰、陽(yáng)離子原子金屬陽(yáng)離子和自由電子成鍵性質(zhì)靜電作用（包括引力和斥力）共用電子對(duì)（電子云的重疊）電性作用形成條件一般為活潑金屬與活潑非金屬特殊：NH4Cl等銨鹽。一般為非金屬與非金屬特殊：AlCl3、BeCl2等。金屬內(nèi)部強(qiáng)弱因素1.離子半徑（例如：NaO和MgO的熔沸點(diǎn)高低比較）2.離子電荷1.鍵長(zhǎng)2.鍵能1.金屬原子的半徑2．成鍵電子數(shù)特點(diǎn)無(wú)方向性、無(wú)飽和性有方向性、有飽和性實(shí)例MgO、NaCl、CaF2、Na20、K2SH2、N2、H2O、CO2、金剛石Fe、Mg、合金電負(fù)性：成鍵原子吸引電子能力的相對(duì)強(qiáng)弱，用元素的電負(fù)性來(lái)度量。元素的電負(fù)性數(shù)值越大，表示該元素的原子吸引電子的能力越強(qiáng)。電負(fù)性數(shù)值大的元素(如F的電負(fù)性為4.0)，其非金屬性較強(qiáng)，易形成陰離子；反之，電負(fù)性數(shù)值小的元素(如Na的電負(fù)性為0.9)，其金屬性較強(qiáng)，易形成陽(yáng)離子。人們還利用元素的電負(fù)性差值近似判斷化學(xué)鍵的類型。一般來(lái)說(shuō)，當(dāng)電負(fù)性差值大于1.7時(shí)，形成的化學(xué)鍵為離子鍵；當(dāng)電負(fù)性差值小于1.7時(shí)，形成的化學(xué)鍵為共價(jià)鍵；電負(fù)性差值越大，形成共價(jià)鍵的極性越強(qiáng)。(三)、非極性共價(jià)鍵和極性共價(jià)鍵的比較。非極性共價(jià)鍵和極性共價(jià)鍵的比較非極性共價(jià)鍵極性共價(jià)鍵概念同種元素原子形成的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)不發(fā)生偏移不同種元素原子形成的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)發(fā)生偏移原子吸引電子的能力相同不同共用電子對(duì)不偏向任何一方偏向吸引電子能為強(qiáng)的原子成鍵原子電性電中性顯部分電性形成條件由同種非金屬元素組成(一般）由不同種非金屬元素組成(一般)1、共價(jià)鍵的參數(shù)鍵長(zhǎng)：在分子中，兩個(gè)成鍵原子的核間距叫做鍵長(zhǎng)。鍵能：在一定溫度和壓強(qiáng)下，斷開(kāi)1molA—B所吸收的能量稱為A—B的鍵能。鍵角：在多原子分子里，鍵和鍵之間的夾角，我們把這種分子中鍵與鍵之間的夾角叫做鍵角。2、配位鍵配位鍵是一種特殊的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)由一個(gè)原子單方提供，與另一個(gè)原子或離子共用而形成的共價(jià)鍵。(四)、化學(xué)鍵、分子間作用力和氫鍵的比較化學(xué)鍵、分子間作用力和氫鍵的比較化學(xué)鍵分子間作用力（范德華力）氫鍵概念相鄰原子間強(qiáng)烈的相互作用分子間比較微弱的相互作用某些具有強(qiáng)極性鍵的氫化物分子間略強(qiáng)的相互作用范圍分子內(nèi)或晶體內(nèi)分子間分子間常見(jiàn)的存在氫鍵的物質(zhì)：H2O、NH3、HF。強(qiáng)弱較強(qiáng)比化學(xué)鍵弱得多介于化學(xué)鍵和分子間作用力之間性質(zhì)影響化學(xué)性質(zhì)主要影響物質(zhì)物理性質(zhì)主要影響物質(zhì)熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、密度(五)、共價(jià)鍵極性和共價(jià)分子極性的比較。極性分子：分子中正、負(fù)電荷中心不重合，從整個(gè)分子來(lái)看，電荷的分布是不均勻的，不對(duì)稱的。非極性分子：分子中正、負(fù)電荷中心重合，從整個(gè)分子來(lái)看，電荷的分布是均勻的，對(duì)稱的。共價(jià)鍵極性和共價(jià)分子極性的比較共價(jià)鍵的極性共價(jià)分子的極性類型極性鍵和非極性鍵極性分子和非極性分子因素是否由同種元素原子形成整個(gè)分子電荷的分布是否均勻?qū)ΨQ聯(lián)系1、（1）所有的惰性氣體都為非極性分子。（2）以非極性鍵結(jié)合的雙原子分子必為非極性分子，如：H2、O2…（3）以極性鍵結(jié)合的雙原子分子一定是極性分子，如：HCI、CO、