归纳与整理教案和课堂实录

物质结构 元素周期律

随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化：

①、原子最外层电子数呈周期性变化

元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化

③、元素主要化合价呈周期性变化

④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化

①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；

具元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；

编体排表元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。

依现据形①、短周期（一、二、三周期）

式周期（7个横行）

②、长周期（四、五、六周期）

三七长主周期表结构 ③、不完全周期（第七周期）

三七短副①、主族（ⅠA～ⅦA共7个）

一零不和元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）

全八③、Ⅷ族（8、9、10纵行）

④、零族（稀有气体）

同周期同主族元素性质的递变规律

①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数

②、原子半径

性质递变 ③、主要化合价

④、金属性与非金属性

⑤、气态氢化物的稳定性

⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性

电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。

判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li

具体规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F

4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F> Na>Mg>Al

5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe>Fe

2+3+-+2+3+--------

1--36号元素电子排布式

氢

H ：1s1

氦

He：1s2

锂

Li ：1s22s1

铍

Be：1s22s2

硼

B ：1s22s22p1

碳

C ：1s22s22p2

氮

N ：1s22s22p3

（第一电离能比氧大）

氧

O ：1s22s22p4

氟

F ：1s22s22p5

钠

Na：1s22s22p63s1

铝

Al ：1s22s22p63s23p1

磷

P ：1s22s22p63s23p3

氯

Cl：1s22s22p63s23p5

钾

K ：1s22s22p63s23p64s1

钪

Se：1s22s22p63s23p63d14s2

矾

V ：1s22s22p63s23p63d34s2

锰

Mn：1s22s22p63s23p63d54s2

钴

Co：1s22s22p63s23p63d74s2

铜

Cu：1s22s22p63s23p63d104s1

镓

Ga：1s22s22p63s23p63d104s24p1

锗

Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2

砷

As：1s22s22p63s23p63d104s24p3

硒

Se：1s22s22p63s23p63d104s24p4

溴

Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5

氪

Kr：1s22s22p63s23p63d104s24p6

氖

Ne：1s22s22p6

镁

Mg：1s22s22p63s2

硅

Si ：1s22s22p63s23p2

硫

S ：1s22s22p63s23p4

氩

Ar：1s22s22p63s23p6

钙

Ca：1s22s22p63s23p64s2

钛

Ti ：1s22s22p63s23p63d24s2

铬

Cr：1s22s22p63s23p63d54s1

铁

Fe：1s22s22p63s23p63d64s2

镍

Ni：1s22s22p63s23p63d84s2

锌

Zn：1s22s22p63s23p63d104s2

亚铁离子

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6

①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱

金属性强弱 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）

④互相置换反应

依据： ⑤原电池反应中正负极

①与H2化合的难易及氢化物的稳定性

元素的 非金属性强弱 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱

金属性或非金属 ③单质的氧化性或离子的还原性

性强弱的判断 ④互相置换反应

①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Si

规律：

②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：LiCl>Br>I。

③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au 1、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。

离子键

①、定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键

②、存在：离子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；离子晶体。

①、定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。

②、存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如：NaOH、Na2O2）；

共价键 分子、原子、离子晶体。

不同原子间

2、分类 极性键 共价化合物

共用电子对是否偏移

化学键 非极性键 非金属单质

③、分类：

共用电子对的来源

（孤对电子）

相同原子间

存在

分子的极性

双方提供：共价键

单方提供：配位键 如：NH4+、H3O+

金属键：金属阳离子与自由电子之间的相互作用。存在于金属单质、金属晶体中。

分子的稳定性

决定

3、键参数

键长

决定

分子的空间构型

分子的极性

键能

键角

4、表示方式：电子式、结构式、结构简式（后两者适用于共价键）

非晶体

离子晶体

固体物质

①构成晶体粒子种类

分子晶体

晶体：

②粒子之间的相互作用

原子晶体

金属晶体

分子间作用力（范德瓦尔斯力）：影响因素：大小与相对分子质量有关。

作用：对物质的熔点、沸点等有影响。

①、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。

分子间相互作用

②、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间（NH3、H2O）

③、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。

④、氢键的形成及表示方式：F-—H···F-—H···F-—H···←代表氢键。

氢键

O

O H

H

H

H

O H

H

⑤、说明：氢键是一种分子间作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强；是一种较强的分子间作用力。氢键：无机物如NH3,H2O,HF,等.有机物：乙醇、乙酸、邻硝基苯酚（分子内）等.

定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的（正负电荷中心能重合）的分子。

非极性分子

双原子分子：只含非极性键的双原子分子如：O2、H2、Cl2等。

举例：

只含非极性键的多原子分子如：O3、P4等

分子极性

多原子分子：

含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子

如：CO2、CS2（直线型）、CH4、CCl4（正四面体型）

极性分子：

定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的（正负电荷中心不能重合）的。

举例

双原子分子：含极性键的双原子分子如：HCl、NO、CO等

多原子分子：

含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子

如：NH3(三角锥型)、H2O（折线型或V型）、H2O2

分子化合物的杂化类型及分子构型

1 确定中心原子A价层电子对数目。计算时注意：

(a)氧族元素（ⅥA族）原子作为配位原子时，可认为不提供电子（如氧原子有6个价电子，作为配位原子时，可认为它从中心原子接受一对电子达到8电子结构），但作为中心原子时，认为它提供所有的6个价电子。

(b)如果讨论的是离子，则应加上或减去与离子电荷相应的电子数。如PO43离子－中P原子的价层电子数应加上3，而NH4离子中N原子的价层电子数则应减去1。

(c)如果价层电子数出现奇数电子，可把这个单电子当作电子对看待。如NO2分子中N原子有

5个价电子，O原子不提供电子。因此中心原子N价层电子总数为5，当作3对电子看待。

(d)

中心原子孤电子对数＝n（价电子对数）－m（配位原子数）。

2 由价电子对数确定空间结构

价层电子对

电子对的分子类型

孤电子对

分子构型

数目

排列方式

数目

2

AB2

0

直线形

直线形

3

AB3

0

正三角形

正三角形

AB2

1

角形(V形)

4

AB4

0

正四面体

正四面体形

AB3

1

三角锥形

AB2

2

角形（V形）

3 由价电子数目确定杂化类型

中心原子价电子对数

2

3 4

价电子对几何分布

直线形

平面三角形

正四面体

键角

sp3，109°28‘

sp2，120°，sp，180°

常见分子的键角硫化氢：90°水：104.5°氨气：107.3°甲烷、四氯甲烷、四氟化硅109°28′二氧化碳、二硫化碳、一氧化碳：180°白磷：60°三氟化硼：120°乙烯：120°乙炔：180°苯：120°

4 等电子原理

中心原子杂化轨道类型

sp

sp2

sp3 实例

BeH2、BeCl2、CO2、CS2

BF3

SO3、CO2-3

SnCl2

CH4

CCl4

SiH4

＋－SO42-NH4、PO43

NH3

H2O

H2S

＋石墨为sp2，金刚石为sp3，CO2为sp，二氧化硅为sp3。

等电子原理中所讲的“电子数相等”既可以是指总电子数相等（如CO和N2，均为14），也可以是指价电子数相等（如N2和CN-，均为10）。因而互为等电子体的微粒可以是分子，也可以是离子。注意的是，若按价电子数相等计数时，此时价电子总数包括重原子（原子序数≥4）提供的价电子以及轻原子(H、He、Li)用来与重原子成键的电子，如N2和C2H2互为10电子体，其中，C2H2的总电子数就包括两个H原子与C原子形成C-H键的电子。此外，等电子原理中所指的“原子数相等”通常指的是重原子个数相等；“结构相似”也是针对重原子而言。因此，等电子原理也可以理解为：重原子数相等，总电子数相等的分子或离子，重原子的空间构型通常具有相似性。运用等电子原理预测分子或离子的空间构型时，不能简单的认为价电子数相等的两种微粒即为等电子体，必须注意等电子体用于成键的轨道具有相似性。例如CO2和SiO2，CO2为sp，二氧化硅为sp3。

表2 常见的等电子体及空间构型

等电子类型

2原子10电子

2原子14电子

3原子16电子

3原子18电子

4原子24电子

4原子26电子

5原子8电子

5原子32电子

6原子30电子

7原子48电子

常见等电子体

N2, CN-, C22-, C2H2, NO+

F2, O22-, H2O2, N2H4, C2H6, CH3NH2, NH2OH, CH3F CO2, N2O, NCO-, N3-, NO2+, SCN-, HgCl2, BeCl2(g)，

O3, SO2, NO3-

SO3(g), CO32-, NO3-, BO33-, BF3

SO32-, ClO3-, BrO3-, IO3-, XeO3

CH4, SiH4, NH4+, PH4+, BH4-

CCl4, SiF4, SiO44-, SO42-, ClO4-

C6H6, N3B3H6(俗称无机苯) AlF63-, SiF62-, PF6-, SF6

空间构型

直线型

直线型

直线型

折线型

平面三角型

三角锥型

正四面体型

正四面体型

平面六边型

八面体型

非晶体

离子晶体

固体物质

①构成晶体粒子种类

分子晶体

晶体：

②粒子之间的相互作用

原子晶体

金属晶体

①构成微粒：离子

②微粒之间的相互作用：离子键

③举例：CaF2、KNO3、CsCl、NaCl、Na2O等

NaCl型晶体：每个Na+同时吸引6个Cl-离子，每个Cl-同

结构特点

时吸引6个Na+；Na+与Cl-以离子键结合，个数比为1：1。

④微粒空间排列特点：

CsCl型晶体：每个Cs+同时吸引8个Cl-离子，每个Cl-同时吸引8个Cs+；Cs+与Cl-以离子键结合，个数比为1：1。

离子晶体：

⑤说明：离子晶体中不存在单个分子，化学式表示离子个数比的式子。

①、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点；

性质特点

②、离子晶体固态时一般不导电，但在受热熔化或溶于水时可以导电；

③、溶解性：（参见溶解性表）

晶体晶胞中微粒个数的计算：顶点，占1/8；棱上，占1/4；面心，占1/2；体心，占1

①、构成微粒：分子

结构特点

②、微粒之间的相互作用：分子间作用力

③、空间排列：（CO2如右图）

分子晶体：

④、举例：SO2、S、CO2、Cl2等

①、硬度小，熔点和沸点低，分子间作用力越大，熔沸点越高；

性质特点

②、固态及熔化状态时均不导电；

③、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非极性物质一般易溶于非极性分子溶剂，极性分子易溶于极性分子溶剂。

①构成微粒：原子

②微粒之间的相互作用：共价键

③举例：SiC、Si、SiO2、C(金刚石)等

Ⅰ、金刚石：（最小的环为非平面6元环）

结构特点

每个C被相邻4个碳包围，处于4个C原子的中心

④微粒空间排列特点：

原子晶体：

Ⅱ、SiO2相当于金刚石晶体中C换成Si，Si与Si间间插O ⑤说明：原子晶体中不存在单个分子，化学式表示原子个数比的式子。

①、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点；

性质特点

②、一般不导电；

③、溶解性：难溶于一般的溶剂。

①、构成微粒：金属阳离子，自由电子；

结构特点

②、微粒之间的相互作用：金属键

③、空间排列：

金属晶体：

④、举例：Cu、Au、Na等

①、良好的导电性；

性质特点

②、良好的导热性；

③、良好的延展性和具有金属光泽。

①、层状结构

结构：②、层内C——C之间为共价键；层与层之间为分子间作用力；

过渡型晶体（石墨）：

③、空间排列：（如图）

性质：熔沸点高；容易滑动；硬度小；能导电。

1、简单立方堆积

配位数为6 空间利用率：

1个晶胞中平均含有1个原子

43V球=

3rV晶胞=（2r）3=8r3

V球空间利用率= 100%V晶胞

43r3100%3

8r=52%

2体心立方堆积A2

配位数为8 空间利用率：

1个晶胞中平均含有2个原子

4r3a4ra34383Vatomsr2r3334r64rVcella3()3333VatomsPoVcell

368.02%8

3 面心立方最密堆积A1

配位数为12 空间利用率：

1个晶胞中平均含有4个原子

4r2a4ra22r243163Vatomsr4r33Vcella3162r3VatomsPo74.05%Vcell32

4 六方最密堆积A3

配位数为12 空间利用率：

4383Vatomsr2r33Vcell(abc)(ab)cSh82r3

S|a||b|sin60(2r)(2r)

323r222r2832 h32r4r33232VatomsPo74.05%Vcell32

5 金刚石型结构A4

配位数为4 空间利用率：

8r343323Vatomsr8r338r3512r33Vcella()3333a8raPoVatoms334.01%Vcell16