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单元复习04 原子结构和化学键 【过知识】-2022-2023学年高一化学上学期单元复习（沪科版2020必修第一册）
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这是一份单元复习04 原子结构和化学键 【过知识】-2022-2023学年高一化学上学期单元复习（沪科版2020必修第一册），共13页。试卷主要包含了元素周期表和元素周期律，原子结构，核外电子排布，化学键等内容，欢迎下载使用。
第四章 原子结构和化学键
模块一 元素周期表和元素周期律
考点1 元素周期表
一、元素周期表
① 、按原子序数递增的顺序从左到右排列；
排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；
③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短周期（一、二、三周期）
七主七副零和八
三长三短一不全
周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期）
周期表结构 ③、不完全周期（第七周期）
① 主族（ⅠA～ⅦA共7个）
1、元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）
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
元素周期表
1．元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映出了各元素之间的相互联系的规律。
2．元素周期表的排列规则：(1)把电子层数相同的元素，按原子序数递增顺序自左而右排成横行。
(2)把原子最外层电子数相同的各元素，按原子序数递增的顺序自上而下排成纵行。
3．元素周期表的结构及相关定义
(1)元素周期表的结构
(2)周期：具有相同电子层数而又按原子序数递增顺序排列的一系列元素称为一个周期。
(3)族：具有相同的最外层电子数，而又按原子序数递增的顺序自上而下排列的一系列元素称为一个族。元素周期表中共18个纵行分16个族，它们在元素周期表中的排列如下：
判断元素金属性、非金属性强弱的方法
(1)金属性强弱
①单质与水或非氧化性酸反应置换出H2的难易程度；
②单质的还原性或离子的氧化性强弱；
③最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；
④单质与盐溶液的置换反应；
⑤原电池中的正负极。
(2)非金属性强弱
①与H2化合生成气态氢化物的难易程度及气态氢化物的热稳定性强弱；
②单质的氧化性或阴离子的还原性强弱；
③最高价氧化物对应水化物的酸性强弱；
④单质与盐溶液的置换反应。
2．根据原子序数推断元素在周期表中的位置
记住稀有气体元素的原子序数：2、10、18、36、54、86。用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素原子序数，即得该元素所在的纵行数。第1、2纵行为I A、ⅡA族，第3～7纵行为ⅢB～ⅦB族，第8～10纵行为第Ⅷ族，第11、12纵行为I B、ⅡB，第13～17纵行为ⅢA～ⅦA族，第18纵行为O族。这种元素的周期数比相近的原子序数小的稀有气体元素的周期数大1。
如26号元素在周期表中的位置推断：26—18=8第四周期第Ⅷ族。
【特别提醒】如果是第六周期以上的元素，用原子序数减去比它小而相近的稀有元素原子序数后，再减去14，即得该元素所在的纵行数。如84号元素所在周期和族的推导：84—54—14=16，即在16纵行，可判断为第六周期ⅥA族，上述方法也可作如下变通：
稀有气体元素原子序数-该元素原子序数=18-该元素所在纵行数
如推断114号元素所处位置：118—114=4(倒数第4纵行)即位于第七周期ⅣA族。
3．推断元素的思路
根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等，基本
思路如下：
(1)稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同：①与He原子电子层结构相同的离子有H-、Li+、Be2+；②与Ne原子电子层结构相同的离子有F-、O2-、Na+、Mg2+、A13+；③与Ar原子电子层结构相同的离子有Cl-、S2-、K+、ca2+。
(2)周期表中特殊位置的元素
①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al、Ge
②族序数等于周期数2倍的元素：C、S
③族序数等于周期数3倍的元素：O
④周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca
⑤周期数是族序数3倍的元素：Na、Ba
⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C
⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S
⑧除H外，原子半径最小的元素：F
⑨短周期中离子半径最大的元素：P
(3)常见元素及其化合物的特性
①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素：C
②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N
③地壳中含量最多的元素、氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O
④单质最轻的元素：H；最轻的金属单质的元素：Li
⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg
⑥最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Al
⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物水化物能起化合反应的元素：N；能起氧化还原反应的元素：S
⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F
2、元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
原子结构及性质变化规律
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
原子结构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
相同
增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
性质
化合价
最高正价由+1至+7，
负价数=—（8-族序数）
最高正价、负价数相同
最高正价=+族序数
元素的金属性和非
金属性
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
单质的氧化性和还原性
还原性减弱，氧化性增强
还原性增强弱，氧化性减弱
最高价的氧化物的水化物的酸碱性
碱性减弱，酸性增强
酸性减弱，碱性增强
气态氢化物的稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
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：SiCl>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
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
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>Fe2+>Fe3+
3、元素的原子结构、位置及性质之间的关系
考点2 元素周期律
元素周期律
(1)随着元素原子序数的递增，电子层数相同的元素的原子半径呈现出从大到小的周期性变化规律。
【归纳】影响原子、离子半径大小的因素
①电子层数相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，原子半径越小。
②核电荷数相同时，核外电子数越大，原子核对核外电子的吸引力越小，原子半径越大，反之越小。如r(O)≤r(O2-)。
③核外电子层结构相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小。如r(O2-)>r(Na+)。
④最外层电子数相同时，电子层教越多，最外层电子离核越远，原子半径越大。如r(Na)
同主族，元素的化合价基本相同。
主族元素的最高正化合价等于它所在主族的序数。
非金属元素的最高正化合价和它的负化合价绝对值的和等于8。
一般情况下，氧和氟由于非金属性很强，在化合物中不表现出正的化合价，即只有一2和一1价。
(3)随着元素原子序数的递增，每隔一定数目的元素，元素原子核外最外层电子重复出现1个递增到8个(第一层例外)，呈现周期性变化的规律。
2．元素周期律的本质：原子核外电子排布的周期性。
（二）元素周期表
1、元素周期表的结构
2、元素周期表中元素性质的递变规律
性质
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
电子层结构
电子层数相，最外层电子数增多
电子层数递增，最外层电子数相同
失电子能力
(得电子能力)
逐渐减小
(逐渐增大)
逐渐增大
(逐渐减小)
金属性(非金属性)
逐渐减弱(逐渐增强)
逐渐增强
(逐渐减弱)
主要化合价
最高正价(+1～+7)，非金属负价= -(8-族序数)
最高正价=族序数(0、F除外)，非金属负价= -(8-族序数)
最高价氧化物对应水化物的酸、碱性
酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱
酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强
非金属气态氢化物形成难易及稳定性
形成由难→易，稳定性逐渐增强
形成由易→难，稳定性逐渐减弱
3．判断元素金属性、非金属性强弱的方法
(1)金属性强弱
①单质与水或非氧化性酸反应置换出H2的难易程度；
②单质的还原性或离子的氧化性强弱；
③最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；
④单质与盐溶液的置换反应；
⑤原电池中的正负极。
(2)非金属性强弱
①与H2化合生成气态氢化物的难易程度及气态氢化物的热稳定性强弱；
②单质的氧化性或阴离子的还原性强弱；
③最高价氧化物对应水化物的酸性强弱；
④单质与盐溶液的置换反应。
4、“位、构、性”的关系
模块二 原子结构
考点3 原子结构以及核外电子排布
（一）、原子结构模型的演变
①古代朴素原子观
②道尔顿（英）近代原子学说：原子是组成物质的基本的粒子，它们是坚实的、不可再分的实心球
③汤姆生（英）葡萄干面包模型：原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子，中和了正电
荷，从而形成了中性原子
④卢瑟福（英）行星原子模型：在原子的中心有一个带正电荷的核，它的质量几乎等于原子的全部质量，电
子在它的周围沿着不同的轨道运转，就像行星环绕太阳运转一样
⑤玻尔假设：电子在原子核外空间的一定轨道上绕核做高速的圆周运动
⑥电子云模型：现代物质结构学说。
（二）、原子的构成
决定原子种类
中子N（不带电荷） 同位素
决定元素种类
原子核 → 质量数（A=N+Z） 近似相对原子质量
质子Z（带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号
决定原子呈电中性
原子结构 ： 最外层电子数决定主族元素的
电子数（Z个）： 化学性质及最高正价和族序数
核外电子 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径
表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
质量数=质子数+中子数
阴阳离子中：质子数=核外电子数+离子所带的电荷数
（三）、 同位素、同素异形体、同分异构体、同系物的区别
同位素：质子数相同，中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素
同素异形体：同种元素组成的性质不同的两种单质
同系物：结构相似，分子组成上相差n个CH2原子团的化合物
同分异构体：分子式相同，结构不同的化合物
注意:
a. 同位素是针对于不同原子而言的，同素异形体是针对不同单质而言
b. 同一元素的各种同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质几乎完全相同。同位素的不同原子构成的单质（或化合物）是化学性质几乎相同而物理性质不同的不同种单质（或化合物）。
c. 天然存在的某种元素里，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。 (教法建议：提出丰度的概念，强调原子个数百分比)
（四）、原子质量的表示方法
1、同位素原子的相对原子质量：（对象：具体的某一种原子）数值上等于该同位素原子的绝对质量与12C原子质量的1|12的比值
2、原子的近似相对原子质量：（对象：具体的某一种原子）原子相对原子质量取整，相当于质量数，等于质子数与中子数之和
3、元素的平均相对原子质量：该元素所对应的各同位素原子的相对原子质量与该同位素的丰度之和，即：
M=M1×a1%+M2×a2%+ M3×a3%+ Mn×an%
4、元素的近似平均相对原子质量：该元素所对应的各同位素原子的质量数与该同位素的丰度之和，即：
=A1×a1%+A2×a2%+ A3×a3%+ An×an%
模块三 核外电子排布
考点3 核外电子排布
（一）、核外电子的运动状态
1、电子云：电子在核外空间一定范围内出现，好像带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，我们形象地称它为 “电子云”。在电子云示意图中，小黑点表示电子出现的次数(注意：小黑点不表示电子数），小黑点的疏密（电子云密度)表示电子出现机会的多少。
2、电子层：根据电子的能量高低和运动区域离核的远近，分为七个电子层，电子层符号为n
3、电子亚层：在同一电子层中，电子的能量还稍有差别，电子云的形状也不相同，所以又把一个电子层分成一个或几个亚层，分别用s、p、d、f等符号表示。
s电子云为球形，P电子云为纺锤形……它们均以原子核为对称中心。每个电子层所含亚层数不等，K电子层只有一个S亚层(Is)，L电子层有s、P两个亚层(2s、2p) ，M电子层有s、p、d三个亚层(3s、3p、3d)，N电 子层有s、p、d、f四个亚层(4s、4P、4d、4f)。在同一个电子层，亚层电子的能量是按s、p、d、f的次序递增的。
电子的能量是由电子层和电子亚层共同决定的。
4、电子云伸展方向(又称为轨道）：电子云不仅有确定的形状，而且有一定的伸展方向。s电子云是球形对称的，一种伸展方向，P电子云有三种伸展方向，d电子云有五种伸展方向，f电子云有七种伸展方向。把在一定的电子层上，具有一定形状和伸展方向的电子云所占据的空间称为一个轨道。
5、电子自旋：电子自旋有两种状态，相当于顺时针和逆时针两种方向。每个轨道最多容纳两个电子。同一轨道中的两个电子称成对电子，若一个轨道中只有一个电子，该电子被称为单电子。
各电子层上的电子亚层数、轨道数和最多容纳的电子数
电子层Oz)
电子亚层
轨道数(n2)
最多容纳电子数(2/z2)
K
Is
1
2
L
2s、2p
1 + 3
8
M
3s、3p、3d
1 + 3 + 5
18(不可能出现在最外层）
N
4s、4p、4d、4f
1+3+5+7
32(不可能出现在最外层和次外层）
0
5s( 5p、5d、5f、…
1 + 3 + 5 + 7 + -
P
6s、6p、6d、6f、…
1+3+5+7+…
Q
7s、7p、7d、7f、…
1+3+5+7+…
（二）、核外电子的排布规律
泡利不相容原理：在同一个原子中，不可能有运动状态完全相同的两个电子存在。即：同一原子中每一个轨道上只能容纳自旋方向相反的两个电子。
能量最低原理：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是优先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道。
在同一电子层上，各亚层的能量顺序为ns
从图可以看出，从第3电子层起就出现能级交错现象。例如：3d的能量似乎应该低于4s，而实际上，E3d>E4s。
因此，按能量最低原理，电子是先排4s，再排3d。由于能级交错，在次外层未达最大容量之前，已出现了最外层，而且最外层未达最大容量时，又进行次外层电子的填充，所以，原子最外层和次外层电子数一般达不到最大容量。
洪特规则：电子在进入同一亚层时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。量子力学证明，电子这样排布可使能量最低。同时，洪特为此又归纳出一种特例：对于同一电子亚层，当电子的排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。即：全充满p6或d10或f14，半充满p3或d5或f7，全空p0或d0或f0。
（三）、核外电子排布的表示方法
1、结构示意图：（原子和离子）
氮原子：
2、电子式
氮原子：
3、电子排布式
硫原子： 1s22s22p63s23p4
4、轨道排布式
O原子:
（四）、微粒半径大小的比较规律
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
如：F-> Na+>Mg2+>Al3+
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>Fe2+>Fe3+
（五）、10电子、18电子归纳
1.核外有10个电子的微粒：
(1)分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。
(2)阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H3O+
(3)阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。
2．前18号元素的原子结构的特殊性
(1)原子核中无中子的原子1 H
(2)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na
(3)最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He
(4)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Al。
(5)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。
(6)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、A1。·
(7)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
(8)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：S ：
(9)内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P
模块四 化学键
考点4 离子键和化学键
(一)、化学键：
相邻原子或原子团之间强烈的相互作用。
分类：化学键包括离子键、共价键和金属键
(二)、离子键、共价键、金属键的比较。
离子键
共价键
金属键
概念
阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键
原子间通过共用电子对（电子云重叠)所形成的化学键
金属阳离子与自由电子通过相互作用而形成的化学键
成键微粒
阴、阳离子
原子
金属阳离子和自由电子
成键性质
静电作用（包括引力和斥力）
共用电子对（电子云的重叠）
电性作用
形成条件
一般为活泼金属与活泼非金属
特殊：NH4Cl等铵盐。
一般为非金属与非金属
特殊：AlCl3、BeCl2等。
金属内部
强弱因素
1.离子半径（例如：NaO和MgO的熔沸点高低比较）
2.离子电荷
1.键长
2.键能
1.金属原子的半径
2．成键电子数
特点
无方向性、无饱和性
有方向性、有饱和性
实例
MgO、NaCl 、CaF2、Na20、 K2S
H2、N2、H2O、CO2、金刚石
Fe、Mg、合金
电负性：成键原子吸引电子能力的相对强弱，用元素的电负性来度量。元素的电负性数值越大，表示该元素的原子吸引电子的能力越强。电负性数值大的元素(如F的电负性为4. 0)，其非金属性较强，易形成阴离子；反之，电负性数值小的元素 (如Na的电负性为0. 9)，其金属性较强，易形成阳离子。
人们还利用元素的电负性差值近似判断化学键的类型。一般来说，当电负性差值大于1.7时，形成的化学键为离子键；当电负性差值小于1. 7时，形成的化学键为共价键；电负性差值越大，形成共价键的极性越强。
(三)、非极性共价键和极性共价键的比较。
非极性共价键和极性共价键的比较
非极性共价键
极性共价键
概念
同种元素原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移
不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移
原子吸引电子的能力
相同
不同
共用电子对
不偏向任何一方
偏向吸引电子能为强的原子
成键原子电性
电中性
显部分电性
形成条件
由同种非金属元素组成(一般）
由不同种非金属元素组成(一般)
1、共价键的参数
键长：在分子中，两个成键原子的核间距叫做键长。
键能：在一定温度和压强下，断开1 mol A— B所吸收的能量称为A—B的键能。
键角：在多原子分子里，键和键之间的夹角，我们把这种分子中键与键之间的夹角叫做键角。
2、配位键
配位键是一种特殊的共价键，共用电子对由一个原子单方提供，与另一个原子或离子共用而形成的共价键。
(四)、化学键、分子间作用力和氢键的比较
化学键、分子间作用力和氢键的比较
化学键
分子间作用力（范德华力）
氢键
概念
相邻原子间强烈的相互作用
分子间比较微弱的相互作用
某些具有强极性键的氢化物分子间略强的相互作用
范围
分子内或晶体内
分子间
分子间
常见的存在氢键的物质：H2O、NH3、HF。
强弱
较强
比化学键弱得多
介于化学键和分子间作用力之间
性质影响
化学性质
主要影响
物质物理性质
主要影响
物质熔点、沸点、密度
(五)、共价键极性和共价分子极性的比较。
极性分子：分子中正、负电荷中心不重合，从整个分子来看，电荷的分布是不均匀的，不对称的。
非极性分子：分子中正、负电荷中心重合，从整个分子来看，电荷的分布是均匀的，对称的。
共价键极性和共价分子极性的比较
共价键的极性
共价分子的极性
类型
极性键和非极性键
极性分子和非极性分子
因素
是否由同种元素原子形成
整个分子电荷的分布是否均匀对称
联系
1、（1）所有的惰性气体都为非极性分子。
（2）以非极性键结合的双原子分子必为非极性分子，如：H2、O2…
（3）以极性键结合的双原子分子一定是极性分子，如：HCI、CO、NO…
（4）以极性键结合的多原子分子，是否是极性分子，由该分子的空间构型决定，如：
①空间构型对称，为非极性分子，如：CO2、CS2、CC14、BF3、C2H2…
②空间构型不对称，为极性分子，如：H2O、NH3、H2O2…
2、大多数的有机物都显非极性。
注意：判断ABn型分子可参考使用以下经验规律：①若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，若不等则为极性分子；②若中心原子有孤对电子(未参与成键的电子对)，则为极性分子，若无孤对电子，则为非极性分子
说明
键有极性，分子不一定有极性。
常见分子类型和极性的比较
分子类型
分子形状
键角
键的极性
分子极性
代表物
A
球形
非极性
He
A2
直线形
非极性
非极性
H2、O2
AB
直线形
极性
极性
CO、NO
ABA
直线形
180°
极性
非极性
CO2、CS2
ABA
折线形，V字形
极性
极性
H2O、SO2
A4
正四面体形
60°
非极性
非极性
P4
AB3
平面三角形
120°
极性
非极性
BF3
AB3
三角锥形
极性
极性
NH3
AB4
正四面体形
109°28
极性
非极性
CH4、CCl4
AB3C
四面体形
极性
极性
CH3Cl
AB2C2
四面体形
极性
极性
CH2Cl2
(六)、离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体
离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体的比较
离子晶体
原子晶体
分子晶体
金属晶体
存在微粒
阴、阳离子
原子
分子
金属阳离子、自由电子、金属原子
微粒间作用
离子键
共价键
分子间作用力(范德华力)
金属键
主要物理性质
熔沸点
熔沸点较髙
熔沸点很高
熔沸点较低
差异较大(钨很高，汞很低)
硬度
硬而脆
硬度很高
硬度较低
有良好的延展性和机械加工性能
导电性
固体不导电，熔融状态导电
不导电
固体或榕融状态均不导电
良导体
其他
易溶于极性溶剂
不溶于大多数溶剂
符合“相似相溶”原理
金属光泽
实例
食盐、氢氧化钠、 氧化镁等
金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅等
干冰，氯化氢
镁、铝、合金等
(七)、晶体熔沸点的比较
1、不同类型晶体：一般情况下，原子晶体〉离子晶体〉分子晶体。例：SiO2>NaCl>SO2
2、 同种类型晶体：构成晶体微粒间的作用大，则熔沸点高，反之则小。
（1） 离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。例：AlCl3>MgCl2>NaCl
（2） 分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。例：HI>HBr>HCl
（3） 原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。例：C(金刚石)>SiC>Si
3、 常温常压下状态
（1） 熔点：固态物质〉液态物质
（2） 沸点：液态物质〉气态物质
4、一般来说合金的熔沸点比各种金属的都低，硬度都大。
第四章 原子结构和化学键
模块一 元素周期表和元素周期律
考点1 元素周期表
一、元素周期表
① 、按原子序数递增的顺序从左到右排列；
排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；
③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短周期（一、二、三周期）
七主七副零和八
三长三短一不全
周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期）
周期表结构 ③、不完全周期（第七周期）
① 主族（ⅠA～ⅦA共7个）
1、元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）
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
元素周期表
1．元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映出了各元素之间的相互联系的规律。
2．元素周期表的排列规则：(1)把电子层数相同的元素，按原子序数递增顺序自左而右排成横行。
(2)把原子最外层电子数相同的各元素，按原子序数递增的顺序自上而下排成纵行。
3．元素周期表的结构及相关定义
(1)元素周期表的结构
(2)周期：具有相同电子层数而又按原子序数递增顺序排列的一系列元素称为一个周期。
(3)族：具有相同的最外层电子数，而又按原子序数递增的顺序自上而下排列的一系列元素称为一个族。元素周期表中共18个纵行分16个族，它们在元素周期表中的排列如下：
判断元素金属性、非金属性强弱的方法
(1)金属性强弱
①单质与水或非氧化性酸反应置换出H2的难易程度；
②单质的还原性或离子的氧化性强弱；
③最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；
④单质与盐溶液的置换反应；
⑤原电池中的正负极。
(2)非金属性强弱
①与H2化合生成气态氢化物的难易程度及气态氢化物的热稳定性强弱；
②单质的氧化性或阴离子的还原性强弱；
③最高价氧化物对应水化物的酸性强弱；
④单质与盐溶液的置换反应。
2．根据原子序数推断元素在周期表中的位置
记住稀有气体元素的原子序数：2、10、18、36、54、86。用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素原子序数，即得该元素所在的纵行数。第1、2纵行为I A、ⅡA族，第3～7纵行为ⅢB～ⅦB族，第8～10纵行为第Ⅷ族，第11、12纵行为I B、ⅡB，第13～17纵行为ⅢA～ⅦA族，第18纵行为O族。这种元素的周期数比相近的原子序数小的稀有气体元素的周期数大1。
如26号元素在周期表中的位置推断：26—18=8第四周期第Ⅷ族。
【特别提醒】如果是第六周期以上的元素，用原子序数减去比它小而相近的稀有元素原子序数后，再减去14，即得该元素所在的纵行数。如84号元素所在周期和族的推导：84—54—14=16，即在16纵行，可判断为第六周期ⅥA族，上述方法也可作如下变通：
稀有气体元素原子序数-该元素原子序数=18-该元素所在纵行数
如推断114号元素所处位置：118—114=4(倒数第4纵行)即位于第七周期ⅣA族。
3．推断元素的思路
根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等，基本
思路如下：
(1)稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同：①与He原子电子层结构相同的离子有H-、Li+、Be2+；②与Ne原子电子层结构相同的离子有F-、O2-、Na+、Mg2+、A13+；③与Ar原子电子层结构相同的离子有Cl-、S2-、K+、ca2+。
(2)周期表中特殊位置的元素
①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al、Ge
②族序数等于周期数2倍的元素：C、S
③族序数等于周期数3倍的元素：O
④周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca
⑤周期数是族序数3倍的元素：Na、Ba
⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C
⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S
⑧除H外，原子半径最小的元素：F
⑨短周期中离子半径最大的元素：P
(3)常见元素及其化合物的特性
①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素：C
②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N
③地壳中含量最多的元素、氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O
④单质最轻的元素：H；最轻的金属单质的元素：Li
⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg
⑥最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Al
⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物水化物能起化合反应的元素：N；能起氧化还原反应的元素：S
⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F
2、元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
原子结构及性质变化规律
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
原子结构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
相同
增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
性质
化合价
最高正价由+1至+7，
负价数=—（8-族序数）
最高正价、负价数相同
最高正价=+族序数
元素的金属性和非
金属性
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
单质的氧化性和还原性
还原性减弱，氧化性增强
还原性增强弱，氧化性减弱
最高价的氧化物的水化物的酸碱性
碱性减弱，酸性增强
酸性减弱，碱性增强
气态氢化物的稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
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
③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
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
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>Fe2+>Fe3+
3、元素的原子结构、位置及性质之间的关系
考点2 元素周期律
元素周期律
(1)随着元素原子序数的递增，电子层数相同的元素的原子半径呈现出从大到小的周期性变化规律。
【归纳】影响原子、离子半径大小的因素
①电子层数相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，原子半径越小。
②核电荷数相同时，核外电子数越大，原子核对核外电子的吸引力越小，原子半径越大，反之越小。如r(O)≤r(O2-)。
③核外电子层结构相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小。如r(O2-)>r(Na+)。
④最外层电子数相同时，电子层教越多，最外层电子离核越远，原子半径越大。如r(Na)
同主族，元素的化合价基本相同。
主族元素的最高正化合价等于它所在主族的序数。
非金属元素的最高正化合价和它的负化合价绝对值的和等于8。
一般情况下，氧和氟由于非金属性很强，在化合物中不表现出正的化合价，即只有一2和一1价。
(3)随着元素原子序数的递增，每隔一定数目的元素，元素原子核外最外层电子重复出现1个递增到8个(第一层例外)，呈现周期性变化的规律。
2．元素周期律的本质：原子核外电子排布的周期性。
（二）元素周期表
1、元素周期表的结构
2、元素周期表中元素性质的递变规律
性质
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
电子层结构
电子层数相，最外层电子数增多
电子层数递增，最外层电子数相同
失电子能力
(得电子能力)
逐渐减小
(逐渐增大)
逐渐增大
(逐渐减小)
金属性(非金属性)
逐渐减弱(逐渐增强)
逐渐增强
(逐渐减弱)
主要化合价
最高正价(+1～+7)，非金属负价= -(8-族序数)
最高正价=族序数(0、F除外)，非金属负价= -(8-族序数)
最高价氧化物对应水化物的酸、碱性
酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱
酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强
非金属气态氢化物形成难易及稳定性
形成由难→易，稳定性逐渐增强
形成由易→难，稳定性逐渐减弱
3．判断元素金属性、非金属性强弱的方法
(1)金属性强弱
①单质与水或非氧化性酸反应置换出H2的难易程度；
②单质的还原性或离子的氧化性强弱；
③最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；
④单质与盐溶液的置换反应；
⑤原电池中的正负极。
(2)非金属性强弱
①与H2化合生成气态氢化物的难易程度及气态氢化物的热稳定性强弱；
②单质的氧化性或阴离子的还原性强弱；
③最高价氧化物对应水化物的酸性强弱；
④单质与盐溶液的置换反应。
4、“位、构、性”的关系
模块二 原子结构
考点3 原子结构以及核外电子排布
（一）、原子结构模型的演变
①古代朴素原子观
②道尔顿（英）近代原子学说：原子是组成物质的基本的粒子，它们是坚实的、不可再分的实心球
③汤姆生（英）葡萄干面包模型：原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子，中和了正电
荷，从而形成了中性原子
④卢瑟福（英）行星原子模型：在原子的中心有一个带正电荷的核，它的质量几乎等于原子的全部质量，电
子在它的周围沿着不同的轨道运转，就像行星环绕太阳运转一样
⑤玻尔假设：电子在原子核外空间的一定轨道上绕核做高速的圆周运动
⑥电子云模型：现代物质结构学说。
（二）、原子的构成
决定原子种类
中子N（不带电荷） 同位素
决定元素种类
原子核 → 质量数（A=N+Z） 近似相对原子质量
质子Z（带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号
决定原子呈电中性
原子结构 ： 最外层电子数决定主族元素的
电子数（Z个）： 化学性质及最高正价和族序数
核外电子 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径
表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
质量数=质子数+中子数
阴阳离子中：质子数=核外电子数+离子所带的电荷数
（三）、 同位素、同素异形体、同分异构体、同系物的区别
同位素：质子数相同，中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素
同素异形体：同种元素组成的性质不同的两种单质
同系物：结构相似，分子组成上相差n个CH2原子团的化合物
同分异构体：分子式相同，结构不同的化合物
注意:
a. 同位素是针对于不同原子而言的，同素异形体是针对不同单质而言
b. 同一元素的各种同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质几乎完全相同。同位素的不同原子构成的单质（或化合物）是化学性质几乎相同而物理性质不同的不同种单质（或化合物）。
c. 天然存在的某种元素里，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。 (教法建议：提出丰度的概念，强调原子个数百分比)
（四）、原子质量的表示方法
1、同位素原子的相对原子质量：（对象：具体的某一种原子）数值上等于该同位素原子的绝对质量与12C原子质量的1|12的比值
2、原子的近似相对原子质量：（对象：具体的某一种原子）原子相对原子质量取整，相当于质量数，等于质子数与中子数之和
3、元素的平均相对原子质量：该元素所对应的各同位素原子的相对原子质量与该同位素的丰度之和，即：
M=M1×a1%+M2×a2%+ M3×a3%+ Mn×an%
4、元素的近似平均相对原子质量：该元素所对应的各同位素原子的质量数与该同位素的丰度之和，即：
=A1×a1%+A2×a2%+ A3×a3%+ An×an%
模块三 核外电子排布
考点3 核外电子排布
（一）、核外电子的运动状态
1、电子云：电子在核外空间一定范围内出现，好像带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，我们形象地称它为 “电子云”。在电子云示意图中，小黑点表示电子出现的次数(注意：小黑点不表示电子数），小黑点的疏密（电子云密度)表示电子出现机会的多少。
2、电子层：根据电子的能量高低和运动区域离核的远近，分为七个电子层，电子层符号为n
3、电子亚层：在同一电子层中，电子的能量还稍有差别，电子云的形状也不相同，所以又把一个电子层分成一个或几个亚层，分别用s、p、d、f等符号表示。
s电子云为球形，P电子云为纺锤形……它们均以原子核为对称中心。每个电子层所含亚层数不等，K电子层只有一个S亚层(Is)，L电子层有s、P两个亚层(2s、2p) ，M电子层有s、p、d三个亚层(3s、3p、3d)，N电 子层有s、p、d、f四个亚层(4s、4P、4d、4f)。在同一个电子层，亚层电子的能量是按s、p、d、f的次序递增的。
电子的能量是由电子层和电子亚层共同决定的。
4、电子云伸展方向(又称为轨道）：电子云不仅有确定的形状，而且有一定的伸展方向。s电子云是球形对称的，一种伸展方向，P电子云有三种伸展方向，d电子云有五种伸展方向，f电子云有七种伸展方向。把在一定的电子层上，具有一定形状和伸展方向的电子云所占据的空间称为一个轨道。
5、电子自旋：电子自旋有两种状态，相当于顺时针和逆时针两种方向。每个轨道最多容纳两个电子。同一轨道中的两个电子称成对电子，若一个轨道中只有一个电子，该电子被称为单电子。
各电子层上的电子亚层数、轨道数和最多容纳的电子数
电子层Oz)
电子亚层
轨道数(n2)
最多容纳电子数(2/z2)
K
Is
1
2
L
2s、2p
1 + 3
8
M
3s、3p、3d
1 + 3 + 5
18(不可能出现在最外层）
N
4s、4p、4d、4f
1+3+5+7
32(不可能出现在最外层和次外层）
0
5s( 5p、5d、5f、…
1 + 3 + 5 + 7 + -
P
6s、6p、6d、6f、…
1+3+5+7+…
Q
7s、7p、7d、7f、…
1+3+5+7+…
（二）、核外电子的排布规律
泡利不相容原理：在同一个原子中，不可能有运动状态完全相同的两个电子存在。即：同一原子中每一个轨道上只能容纳自旋方向相反的两个电子。
能量最低原理：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是优先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道。
在同一电子层上，各亚层的能量顺序为ns
从图可以看出，从第3电子层起就出现能级交错现象。例如：3d的能量似乎应该低于4s，而实际上，E3d>E4s。
因此，按能量最低原理，电子是先排4s，再排3d。由于能级交错，在次外层未达最大容量之前，已出现了最外层，而且最外层未达最大容量时，又进行次外层电子的填充，所以，原子最外层和次外层电子数一般达不到最大容量。
洪特规则：电子在进入同一亚层时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。量子力学证明，电子这样排布可使能量最低。同时，洪特为此又归纳出一种特例：对于同一电子亚层，当电子的排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。即：全充满p6或d10或f14，半充满p3或d5或f7，全空p0或d0或f0。
（三）、核外电子排布的表示方法
1、结构示意图：（原子和离子）
氮原子：
2、电子式
氮原子：
3、电子排布式
硫原子： 1s22s22p63s23p4
4、轨道排布式
O原子:
（四）、微粒半径大小的比较规律
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
如：F-> Na+>Mg2+>Al3+
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>Fe2+>Fe3+
（五）、10电子、18电子归纳
1.核外有10个电子的微粒：
(1)分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。
(2)阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H3O+
(3)阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。
2．前18号元素的原子结构的特殊性
(1)原子核中无中子的原子1 H
(2)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na
(3)最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He
(4)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Al。
(5)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。
(6)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、A1。·
(7)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
(8)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：S ：
(9)内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P
模块四 化学键
考点4 离子键和化学键
(一)、化学键：
相邻原子或原子团之间强烈的相互作用。
分类：化学键包括离子键、共价键和金属键
(二)、离子键、共价键、金属键的比较。
离子键
共价键
金属键
概念
阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键
原子间通过共用电子对（电子云重叠)所形成的化学键
金属阳离子与自由电子通过相互作用而形成的化学键
成键微粒
阴、阳离子
原子
金属阳离子和自由电子
成键性质
静电作用（包括引力和斥力）
共用电子对（电子云的重叠）
电性作用
形成条件
一般为活泼金属与活泼非金属
特殊：NH4Cl等铵盐。
一般为非金属与非金属
特殊：AlCl3、BeCl2等。
金属内部
强弱因素
1.离子半径（例如：NaO和MgO的熔沸点高低比较）
2.离子电荷
1.键长
2.键能
1.金属原子的半径
2．成键电子数
特点
无方向性、无饱和性
有方向性、有饱和性
实例
MgO、NaCl 、CaF2、Na20、 K2S
H2、N2、H2O、CO2、金刚石
Fe、Mg、合金
电负性：成键原子吸引电子能力的相对强弱，用元素的电负性来度量。元素的电负性数值越大，表示该元素的原子吸引电子的能力越强。电负性数值大的元素(如F的电负性为4. 0)，其非金属性较强，易形成阴离子；反之，电负性数值小的元素 (如Na的电负性为0. 9)，其金属性较强，易形成阳离子。
人们还利用元素的电负性差值近似判断化学键的类型。一般来说，当电负性差值大于1.7时，形成的化学键为离子键；当电负性差值小于1. 7时，形成的化学键为共价键；电负性差值越大，形成共价键的极性越强。
(三)、非极性共价键和极性共价键的比较。
非极性共价键和极性共价键的比较
非极性共价键
极性共价键
概念
同种元素原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移
不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移
原子吸引电子的能力
相同
不同
共用电子对
不偏向任何一方
偏向吸引电子能为强的原子
成键原子电性
电中性
显部分电性
形成条件
由同种非金属元素组成(一般）
由不同种非金属元素组成(一般)
1、共价键的参数
键长：在分子中，两个成键原子的核间距叫做键长。
键能：在一定温度和压强下，断开1 mol A— B所吸收的能量称为A—B的键能。
键角：在多原子分子里，键和键之间的夹角，我们把这种分子中键与键之间的夹角叫做键角。
2、配位键
配位键是一种特殊的共价键，共用电子对由一个原子单方提供，与另一个原子或离子共用而形成的共价键。
(四)、化学键、分子间作用力和氢键的比较
化学键、分子间作用力和氢键的比较
化学键
分子间作用力（范德华力）
氢键
概念
相邻原子间强烈的相互作用
分子间比较微弱的相互作用
某些具有强极性键的氢化物分子间略强的相互作用
范围
分子内或晶体内
分子间
分子间
常见的存在氢键的物质：H2O、NH3、HF。
强弱
较强
比化学键弱得多
介于化学键和分子间作用力之间
性质影响
化学性质
主要影响
物质物理性质
主要影响
物质熔点、沸点、密度
(五)、共价键极性和共价分子极性的比较。
极性分子：分子中正、负电荷中心不重合，从整个分子来看，电荷的分布是不均匀的，不对称的。
非极性分子：分子中正、负电荷中心重合，从整个分子来看，电荷的分布是均匀的，对称的。
共价键极性和共价分子极性的比较
共价键的极性
共价分子的极性
类型
极性键和非极性键
极性分子和非极性分子
因素
是否由同种元素原子形成
整个分子电荷的分布是否均匀对称
联系
1、（1）所有的惰性气体都为非极性分子。
（2）以非极性键结合的双原子分子必为非极性分子，如：H2、O2…
（3）以极性键结合的双原子分子一定是极性分子，如：HCI、CO、NO…
（4）以极性键结合的多原子分子，是否是极性分子，由该分子的空间构型决定，如：
①空间构型对称，为非极性分子，如：CO2、CS2、CC14、BF3、C2H2…
②空间构型不对称，为极性分子，如：H2O、NH3、H2O2…
2、大多数的有机物都显非极性。
注意：判断ABn型分子可参考使用以下经验规律：①若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，若不等则为极性分子；②若中心原子有孤对电子(未参与成键的电子对)，则为极性分子，若无孤对电子，则为非极性分子
说明
键有极性，分子不一定有极性。
常见分子类型和极性的比较
分子类型
分子形状
键角
键的极性
分子极性
代表物
A
球形
非极性
He
A2
直线形
非极性
非极性
H2、O2
AB
直线形
极性
极性
CO、NO
ABA
直线形
180°
极性
非极性
CO2、CS2
ABA
折线形，V字形
极性
极性
H2O、SO2
A4
正四面体形
60°
非极性
非极性
P4
AB3
平面三角形
120°
极性
非极性
BF3
AB3
三角锥形
极性
极性
NH3
AB4
正四面体形
109°28
极性
非极性
CH4、CCl4
AB3C
四面体形
极性
极性
CH3Cl
AB2C2
四面体形
极性
极性
CH2Cl2
(六)、离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体
离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体的比较
离子晶体
原子晶体
分子晶体
金属晶体
存在微粒
阴、阳离子
原子
分子
金属阳离子、自由电子、金属原子
微粒间作用
离子键
共价键
分子间作用力(范德华力)
金属键
主要物理性质
熔沸点
熔沸点较髙
熔沸点很高
熔沸点较低
差异较大(钨很高，汞很低)
硬度
硬而脆
硬度很高
硬度较低
有良好的延展性和机械加工性能
导电性
固体不导电，熔融状态导电
不导电
固体或榕融状态均不导电
良导体
其他
易溶于极性溶剂
不溶于大多数溶剂
符合“相似相溶”原理
金属光泽
实例
食盐、氢氧化钠、 氧化镁等
金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅等
干冰，氯化氢
镁、铝、合金等
(七)、晶体熔沸点的比较
1、不同类型晶体：一般情况下，原子晶体〉离子晶体〉分子晶体。例：SiO2>NaCl>SO2
2、 同种类型晶体：构成晶体微粒间的作用大，则熔沸点高，反之则小。
（1） 离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。例：AlCl3>MgCl2>NaCl
（2） 分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。例：HI>HBr>HCl
（3） 原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。例：C(金刚石)>SiC>Si
3、 常温常压下状态
（1） 熔点：固态物质〉液态物质
（2） 沸点：液态物质〉气态物质
4、一般来说合金的熔沸点比各种金属的都低，硬度都大。
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