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1、物质结构 元素周期律 一、原子结构 1. 原子结构 微粒 电子 质子 中子 质量（Kg） 9.109×10-31 1.673×10-27 1.675×10-27 相对质量 0.000548 (1 /1836) 1.007 ~ 1 1.008 ~ 1 电量(C) 1.602×10-19 1.602×10-19 0 电荷 -1 +1 0 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数；质子数（Z）+ 中子数（N）= 质量数（A） AZX的意义：表示一个质量数为A、质子数为Z的原子。 2. 原子结构理论的发展:
2、 经历了以下五个发展阶段： ① 古希腊哲学家德谟克利特提出古典原子论，认为物质本源是原子和虚空，原子在虚空中处于永恒运动之 中，物质是由原子构成的，物质只能分割到原子； ② 1803年英国化学家道尔顿家建立了原子学说；(认为原子是不可再分的实心球) ...........这一发现使化学开始成为一门科学 ③ 1903年汤姆逊发现了电子建立了“葡萄干布丁”模型；（原子仍是实心球，电子象葡萄干一样嵌在球上） ④ 1911年英国物理学家卢瑟福根据α粒子散射实验提出原子结构的核式（行星式）模型； ⑤ 1913年丹麦科学家玻尔建立了核外电子分层排布的原子结构模型； .
3、玻尔首次将量子化概念应用到原子结构中 ⑥ 20世纪20年代建立了现代量子力学模型。 3. 元 素、核 素和同位素 1）元 素：具有相同质子数（核电荷数）的同一类原子的总称。 2）核 素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。 3）同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素互为同位素。 同位素的物理性质不同，但化学性质几乎完全相同。不同同位素构成的化合物是不同的化合物，其物理 性质不同，化学性质几乎相同。 质子数决定元素的种类，质子数和中子数决定核素的种类。 说明：①三者的研究对象都是原子②同一元
4、素的不同核素之间互称为同位素 ③同种元素可以有多种核素（同位素）所以元素的种数远少于原子的种数。 4）同素异形体：是相同元素组成，不同形态的单质。 如碳元素就有金刚石、石墨、无定形碳等同素异形体。同素异形体由于结构不同，彼此间物理性质有差异； 但由于是同种元素形成的单质，所以化学性质相似。同素异形体的形成方式有三种： ① 组成分子的原子数目不同，例如：氧气O2和臭氧O3，红磷：P，白磷：P4 ② 晶格中原子的排列方式不同，例如：金刚石、石墨、C60 ③ 晶格中分子排列的方式不同，例如：正交硫和单斜硫, (正交硫稳定)，分子式均为S8 4
5、 原子核外电子的排布 电子在原子核外排布时，总是尽量先排在离核最近（能量最低）的电子层里，然后由里向外，依次排布在能 量较高的电子层里，核外电子是分层排布。电子做高速运动，接近光速 在化学上，各电子层的层序数n依次为1、2、3、4、5、6、7，分别称为K、L、M、N、O、P、Q电子层。 （1）各电子层最多容纳的电子数为2n2个(n为电子层序数)。 （2） 最外层电子数都不超过8个（K层不超过2个）。 （3）各稀有气体元素的原子中最外层所容纳的电子数是8（氦除外）。 ( 4 ) 各元素原子次外层所容纳的电子数最多是18，倒数第三层电子数不超过32个。 5.
6、几种常见的相对原子质量 1）元素的相对原子质量：已知某元素的各种同位素的相对原子质量，及在自然界中各同位素的原子百分数， 就可以利用下式求出该元素的相对原子质量。 =A1×a1%+A2×a2%+…… 2）元素的近似相对原子质量：将上式中的Ar用质量数A代替进行计算。 3）元素的一种同位素的相对原子质量（原子的相对原子质量）：以一种碳原子（核内有6个质子和6个中子 的碳原子）的质量的1/12（约1.66 × 10－27千克）作为标准，其他原子的质量跟它比较所得的数值，就是 这种原子的相对原子质量。 4）原子的近似相对
7、原子质量（即质量数） 5. 现代测定相对原子质量的方法主要有化学方法和物理方法（质谱法）。 化学方法：是先制备该元素的纯卤化物，采用银作二级基准分析卤化物纯度，再向一定量的卤化物样品溶 液中加入等量的硝酸银，用重量法测定卤化银的重量，然后通过当量求出相对原子质量。 质谱法：是通过测定同位素的相对原子质量，然后根据其在自然界的丰度（即原子百分数）计算得到的。 它所使用的仪器叫质谱仪。这种方法的最大优点是精度高，现代相对原子质量几乎都是由质谱法测定的。 在质谱仪中，被测样品（气体和固体的蒸汽）中的元素经阴极射线的作用产生带正电荷的离子，正离子先 后通过电场和磁场后，发生偏转。无论正离
8、子速度的大小，只要其电荷与质量之比（e/m，简称荷质比）相 同的离子就会收敛在一处，在照相板上留下痕迹；不同e/m的正离子将收敛在不同位置，从而形成相应的 线条。将这些线条的位置与12C原子质谱上的谱线和相应的质量标度比较可求得这些离子即元素的相对质 量。同时，用电流检示计通过测定离子流的强度求出这些元素的相对丰度，进而便可算出该元素的相对原 子质量。 二、元素周期表 1. 原子序数：把不同的元素按核电荷数由小到大的顺序对其进行编号，这种编号叫~ 2. 元素周期表 （1）周期：把电子层数相同的各种元素按照原子序数递增的顺序从左到右排成横行。 周
9、期 周期名称 周期别名 元素总数 规律 具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期。 7个横行 7个周期 第1周期 短周期 1号到18号元素 2 电子层数 == 周期数 第7周期排满是第118号元素 其中含镧系元素15种ⅢB 其中含锕系元素15种ⅢB 第2周期 8 第3周期 8 第4周期 长周期 18 第5周期 18 第6周期 32 第7周期 不完全周期 26（目前） （2）族：把不同的横行中最外层电子数相同的元素，电子层递增的顺序由上而下排成纵行 族 族名 类名 核外最外
10、层电子数 规律 周期表中有18个纵行，第8、9、10三个纵行为第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行标为一族。 7个主族 7个副族 0族 第Ⅷ族 共16个族 主 族 第ⅠA族 H和碱金属 1 主族数==最外层电子数 ⅦA族原子最外层有3对孤对电子1个成单电子； ⅥA族原子最外层有2对孤对电子2个成单电子； ⅤA族原子最外层有1对孤对电子3个成单电子 第ⅡA族 碱土金属 2 第ⅢA族 3 第ⅣA族 碳族元素 4 第ⅤA族 氮族元素 5 第ⅥA族 氧族元素 6 第ⅦA族 卤族元素 7 0族 稀有气体 2或8
11、副族 第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、 第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族、第Ⅷ族 只由长周期元素构成的族 最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外） 最外层电子数只有1～7个。 由短周期元素和长周期元素共同构成的族，叫做主族；完全由长周期元素构成的族， 叫做副族。 **同周期相邻元素原子序数差：ⅢA族与ⅡA族，从第二周期到第七周期依次为1, 1, 11, 11, 25, 25 **同主族相邻元素原子序数差：ⅠA族、ⅡA族元素：相差上一周期所含元素种数 ⅢA族~ⅦA族、0族：相差下一周期所含元素种
12、数 3. 确定元素在周期表中的位置 1）根据元素的原子序数，与0族元素的序数比较大小确定 0族元素的序数：1-He，10-Ne，18-Ar，36-Kr，54-Xe，86-Rn ①根据元素的原子序数，找出与其相邻的0族元素，若其原子序数小于0族元素的原子序数，则该元素与相邻的0族元素处于同一周期 ②若该元素原子序数比相应0族元素多1或2，则该元素处于ⅠA或ⅡA ③若该元素原子序数比相应0族元素少1~5时，则该元素处于同一周期ⅦA~ⅤA ④若预测新元素的位置，可与118号元素按照上法推测 2）周期表中特殊位置的元素 族序数等于周期数的元素：H、Be、Al；族序数等于周期
13、数2倍的元素：C、S； 族序数等于周期数3倍的元素：O； 周期数是族序数2倍的元素：Li； 周期数是族序数3倍的元素是：Na； 最高正价不等于族序数的元素是：O、F。 3）元素性质、存在、用途的特殊性 形成化合物种类最多的元素，或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C； 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； 常温下呈液态的非金属单质元素是：Br； 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是：Be、Al； 元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起化合反应的元素是：N；， 元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起氧
14、化还原反应的元素是：S； 元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素是：S。 4. 重水 重水的一个分子是由两个重氢原子和一个氧原子组成，其分子式为D2O，相对分子质量是20，重水在自然 界中分布较少，在普通水中约含重水0.015%。由于含量少，制备难，它比黄金还贵重。重水外观上和普通 水相似，是无色、无臭无味的液体。密度比普通水大，熔点、沸点比普通水高。由于重水分子量大，运动 速度慢，所以在高山上的冰雪中，特别是在南极的冰雪中重水含量微乎其微，水的密度最小，是地球上最 轻的水。重水在尖端科技中有十分重要的用途。原子能发电站的心脏是原子反应堆，为了控制原子反应
15、堆 中核裂变反应的正常进行，需要用重水做中子的减速剂。电解重水可以得到重氢，重氢是制氢弹的原料， 我国已于1967年6月17日成功地爆炸了第一颗氢弹，大长了中国人民的志气。更重要的是重氢进行核聚 变反应时，可放出巨大的能量，而且不会污染环境。有人计算推测，如果将海水中的重氢都用于热核反应 发电，其总能量相当于全部海洋都变成了石油。 重水虽然在尖端技术上是宝贵的资源，但对人却是有害的。人是不能饮用重水的，微生物、鱼类在纯重水 或含重水较多的水中，只要数小时就会死亡。相反，含重水特别少的轻水，如雪水，却能刺激生物生长。 三、 元素周期律 随着原子序数（核电荷数）的递增：元
16、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 同 周 期（从左到右） 同 主 族（从上到下） 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 电子层排布 电子层数相同 最外层电子数递增 电子层数递增 最外层电子数相同 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 金属
17、性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 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 非金属负价 == ―（8―族序数） 最高氧化物的酸性 酸性逐渐增强 酸性逐渐减弱 对应水化物的碱性 碱性逐渐减弱 碱性逐渐增强 非金属气态氢化物的形成难易、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 1. 元素的金属性和非金属性 （1）电子层数越多 → 原子半径越 大 → 核对电子引力越 弱 → 原子失电子能力越 强 → 得电子能力越 弱
18、→ 金属性越 强 、非金属性越 弱 。 （2） 电子层数相同，质子数越多（即原子序数越大）→ 原子半径越 小 → 核对电子的引力越 强 → 原子 失电子能力越 弱 → 得电子能力越 强 → 金属性越 弱 、非金属性越 强 。 原子半径变化规律： 同一周期，从左到右核电荷数依次增多，原子半径逐渐减少，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。 因此，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 在同一主族的元素中，由于从上到下电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电 子能力逐渐减弱。所以元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 在周期表中，钫
19、Fr)元素的原子半径最大，氟（F）元素的原子半径最小，由于钫及其后面的元素均是放射 性元素，在自然界稳定存在的元素当中，铯（Cs）的金属性是最强的。 （3） 判断元素金属性强弱的依据： 元素金属性和非金属性强弱的判断方法 金 属 性 比 较 本质 原子越易失电子，金属性越强。 判 断 依 据 1．在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。 2．单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。 3．单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。 4．最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 5．若xn++y=x+ym+ 则y比x金属性强。 非
20、 金 属 性 比 较 本质 原子越易得电子，非金属性越强。 判 断 方 法 1．与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。 2．单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。 3．最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。 4．An-+B=Bm-+A 则B比A非金属性强。 1）.单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易； 性质 Na Mg Al 单质与水（或酸）的反应情况 与冷水剧烈反应放出氢气 与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气，与酸剧烈反应放出氢气 与酸迅速反应放出氢气 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 NaOH 强碱
21、Mg(OH)2 中强碱 Al(OH)3 两性氢氧化物 2）.最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。 金属性 Na＞Mg＞Al 碱性强弱 NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 （4）判断元素非金属性强弱的依据： 1）.跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性； 2）.元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱。 性质 Si P S Cl 非金属单质与氢气反应的条件 高温 磷蒸气与氢气能反应 须加热 光照或点燃时发生爆炸而化合 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 H4SiO4 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HCl
22、O4是比H2SO4更强的酸 非金属性 Si＜P＜S＜Cl 氢化物稳定性 SiH4＜PH3＜H2S＜HCl 酸性强弱顺序 H4SiO4＞H3PO4＞H2SO4＞HClO4 1.稳定性强弱：HF ＞ HCl ＞ HBr ＞ HI NH3 ＜ HF NH3 ＞ PH3 2.碱性强弱：KOH ＞ NaOH ＞ Mg(OH)2 3.酸性强弱：HClO4 ＞ HBrO4 HNO3 ＞ H3PO4 2. 元素化合价 元素的化合价与原子的电子层结构，特别是与最外电子层中电子的数目有密切关系，因此，元素原子的最 外电子层中的电子，也
23、叫做价电子。 主族序数 = 最外层电子数 = 主族元素最高正价数 其中，有个别元素比较特殊，如氧元素的化合价一般是－2价，而氟元素没有正化合价，即氟元素无最高价 氧化物及其水合物。 非金属元素的｜最高正价｜+｜最低负价｜=8，金属元素只有正化合价而无负价 例: 若短周期中的两种元素可以形成原子个数比为2∶3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是 A.1 B.3 C.5 D.6 解析：规律性：根据价偶序偶，价奇序奇规律，在短周期元素化合物X2Y3或X3Y2中，价数之差属于奇偶数之差，不可能是偶数；原子序数之差也不可能是偶数，只有D项符合。
24、 元素的主要化合价及实例 3. 随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。 1）. 当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大。 2）. 当电子层数相同，核电荷数不同时，核电荷数越大的，半径越小。 3）. 当核电荷数相同，电子层数也相同时，核外电子数越多的，半径越大。 4）. 当核电荷数相同，电子层数不相同时，电子层数越多的，半径越大。 简单微粒半径的比较方法 原 子 半 径 1.电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小 例：rNa＞rMg＞rAl＞rSi＞rp＞rs＞rCl 2.最外层电子数相同时，随
25、电子层数递增原子半径增大。 例：rLi＜rNa＜rk＜rRb＜rCs 离 子 半 径 1. 同种元素的离子半径:阴离子大于原子, 原子大于阳离子, 低价阳离子大于高价阳离子.例：rCl-＞rCl，rFe＞rFe2+＞rFe3+ 2. 电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小. 例：rO2-＞rF-＞rNa+＞rMg2+＞rAl3+ 3. 带相同电荷的离子,电子层越多,半径越大. 例：rLi+＜rNa+＜rK+＜rRb+＜rcs+；rO2-＜rs2-＜rse2-＜rTe2- 4. 带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较rk+与rMg2+可选rNa
26、为参照可知rk+＞rNa+＞rMg2+ 4. 随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈现周期性变化。 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。 元素原子的核外电子排布的周期性变化，决定了元素性质的周期性变化。这也是元素周期律的实质。 5. 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性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。 实例：① 锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：LiOH为中强碱而不是强碱，Li2CO3难溶于水等等。 ② Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物
27、均表现出明显的“两性”；Be 和Al单质在常温下均能被浓H2SO4 钝化；A1C13和BeCl2均为共价化合物等。 ③ 晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。 6. 周期律的发现和周期表的编排，为后人从事科学研究和工农业生产起着重要的指导 （1）在非金属区寻找制造农药的元素，如Cl、P、S、N、As等。 （2）在B、Si、As、Te、At阶梯线两旁寻找半导体材料，如Si、Ge、Se等。 （3）在过渡元素区寻找化学反应的催化剂（如Fe、Ni、Cu、Mn、Pt等）及耐高温材料（如W）。 （4） 在周期律指导下，自然界中存在的92种元素迅速地被发现、“归位”。人造元素及同位素
28、一种接一种 被制造出来，不完全周期不久可排满。截至目前为止，在自然界找到了约300种同位素，人工合成了 约1200多种元素及同位素。超重元素（110号以上的元素，有的从92号铀算起）的研究更有诱人的 前景，主要是开发新能源。有人想利用超重元素制造袖珍核武器——暗藏在手提包里的小型核弹。此 外在治疗癌症方面，疗效好，无副作用。 （5） 周期系在指导原子核的研究方面有深刻的影响。门捷列夫曾指出，周期系中具有“最大”相对原子质量 的钍和铀的重要性。放射性的发现证实了这一预见。这一发现是原子核研究的序
29、幕。放射性的位移定 律也是以周期系为依据。总之，原子核的种种人工蜕变，都是按元素在周期表中的位置来实现的。 有关化学键的重要知识点 化学键：指在分子内相邻的原子间存在着的强烈的相互作用，常包括离子键、共价键和金属键。 化学键的强弱通常用键能来表示。 键能：拆开1mol理想气体分子AB为中性气态原子A和B时，需要吸收的能量。 通常键能越大，表明改化学键愈牢固，由该键组成的分子也就愈稳定。 如HCl的键能E(H-Cl)=431KJ.mol-1，HI的键能E(H-I)=299KJ.mol-1，HCl比HI稳定，受 热时就较易分
30、解。 化学键是与能量联系在一起的。化学键的断裂和形成正是化学反应中能量变化的主要原 因。C(石墨，s) = C(金刚石，s) △H＞0，所以石墨比金刚石稳定 物质的稳定性与能量高低的关系：物质具有的能量越低则越稳定，反之，物质具有的能 量越高则越不稳定。由此可推知：一个化学反应若是放热反应，则说明生成物的总能量 比反应物的总能量低，生成物比反应物稳定；一个化学反应若是吸热反应，则说明反应 物的总能量比生成物的总能量低，反应物比生成物稳定。 化学键 类型 离子键 共价键 金属键 概念 阴阳离子间通过静电引力作用所形成的化学键 原子间通过共用电子对所形成的化学键
31、 金属阳离子与自由电子间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 共用电子对 电性作用 形成条件 活泼金属与活泼的非金属元素 非金属与非金属元素 金属内部 实例 NaCl、MgO HCl、H2SO4 Fe、Mg 1. 离子键：大多数盐、碱、低价金属氯化物都属于离子化合物。 静电作用包含阴阳离子间吸引和核间、电子间的斥力 离子键的形成只是阴阳离子之间的静电作用，并不一定发生电子的得失（如Na+与OH-结合） 2. 离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。 （1）活泼金属与
32、活泼非金属形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等 （2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH) 2、Ca(OH) 2等 （3）大多数盐：如Na2CO3、BaSO4（4）铵盐：如NH4Cl 小结：一般含金属元素的物质(化合物) ＋ 铵盐。（一般规律） 【注意】：① 酸不是离子化合物。强碱及大多数的盐中都含有离子键。②含有金属元素的化合物不一定是 离子化合物，如AlCl3.。不含金属元素的化合物不一定不是离子化合物，如NH4Cl。③离子化合物溶于水或 熔化后均电离成自由移动的阴阳离子，离子键被破坏。 离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有
33、离子键。 3. 共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。 成健原因：通过共用电子对，原子最外层电子数目一般能达到饱和，由不稳定变稳定；两原子核都吸引共用电子对，使之处于平衡状态；原子通过共用电子对形成共价键后，体系总能量降低。 4. 共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。 （1）极性共价键与非极性共价键的比较 共价键 极性共价键 非极性共价键 定义 不同元素的原子形成的共价键，共用电子对（电子云重叠）发生偏移的共价键 同种元素的原子形成共价键，共用电子对（电子云重叠）不发生偏移 成键原子电性 显电性 电中性 原子吸引电子能力
34、不相同 相同 共用电子对 偏向吸引电子能力强的原子 不偏向任何一方 影响性质 极性分子或非极性分子 非极性分子 实例 H—Cl H—H 、Cl—Cl 形成条件 由同种非金属元素组成 由不同种非金属元素组成 （2）分子极性的判断： 单质分子：全为非极性分子，如X2、O2、H2、P4等，但O3除外； AB型分子：全为极性分子，如HX、CO等； ABn型分子：若A的化合价等于价电子数目，则分子的空间结构对称，其分子为非极性分子； 若A的化合价不等于其价电子数目，则分子的空间结构不对称，其分子为极性分子，具体 分析如下表： 化 学 式 BF3 CO2 P
35、Cl5 SO3(g) H2O NH3 SO2 中心原子化合价 +3 +4 +5 +6 -2 -3 +4 中心原子价电子数 3 4 5 6 6 5 6 分子极性 非极性 非极性 非极性 非极性 极性 极性 极性 根据共价分子中电荷分布是否对称，正负电荷重心是否重合，整个分子电性是否出现“两极”，把分子分为 极性分子和非极性分子。分子内各原子及共价键的空间排布对称，分子内正、负电荷中心重合的分子为非 极性分子；分子内各原子及共价键的空间排布不对称，分子内正、负电荷中心不重合的分子为极性分子。常见分子中，属非极性分子
36、的不多，具体有： ① 非金属单质分子。如：稀有气体、H2、Cl2、N2 等。 ② 结构对称的直线型分子。如：CO2 ③ 结构对称的正三角形分子。如：BF3、BCl3 ④ 结构对称的正四面体型分子。如：CH4、CCl4、P4 而其它大多数分子则为极性分子。如：HCl、H2O、NH3、CH3Cl等等。 判断ABn型分子极性的经验规律：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；若不相等，则为极性分子。如BF3、CO2等为非极性分子，NH3、H2O、SO2等为极性分子。 （3）相似相溶原理： 极性分子易溶于极性分子溶剂中（如HCl易溶于水中），非
37、极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如碘易溶于 苯中，白磷易溶于CS2中）。 分子的极性与键的极性没有必然的联系。由极性键形成的分子不一定是极性分子，如：CO2；由非极性键形 成的分子也不一定是非极性分子，如：H2O2 （4）几种常见共价分子的空间构型 ① 直线型：Ｏ＝Ｃ＝Ｏ、Ｈ－Ｃl、Ｎ≡Ｎ、CH≡CH ② V 型：Ｈ2Ｏ 键角 (H-O-H)为104°30´ ③ 平面型：CH2＝CH2、及苯 C6H6 ④ 三角锥型：ＮＨ3 键角(H-N-H)为107°18´ ⑤ 正四面体：ＣＨ4 和ＣＣl4 及 ＮＨ4+ 键角为109°28´；Ｐ4 键角为 60° 5.
38、 电子式的书写 电子式：用来表示原子或离子最外层电子结构的式子。在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子最外层电子。 ①原子的电子式是在元素符号的周围画小黑点（或×）表示原子的最外层电子。 ②离子的电子式：阳离子的电子式一般用它的离子符号表示；在阴离子或原子团外加方括弧，并在方括弧的右上角标出离子所带电荷的电性和电量。相同的离子不能写在一起，一般对称排列 ③分子或共价化合物电子式，正确标出共用电子对数目。 ④用电子式表示化合物的形成过程 用电子式表示单质分子或共价化合物的形成过程： 用电子式表示离子化合物的形成过程： 由原子的电子式、离
39、子化合物的电子式及“+、 →”等组成，通常可用弧形箭头表示电子转移方向。 6. 结构式：用一根短线来表示一对共用电子（应用于共价键） 7. 离子键、共价键与离子化合物、共价化合物的关系 化学键的种类 实例 非金属单质 无化学键 稀有气体分子（单原子分子）He、Ne 非极性共价键 O=O、Cl—Cl、H—H（均为非极性分子） 共价化合物 只有共价键 特例：AlCl3 极性分子： 非极性分子： 离 子 化 合 物 只有离子键 、 离子键、极性共价键 离子键、非极性共价键 离子键、极性共价键、配位键
40、 8. 金属键与范德华力、氢键 存在范围 作用 本质 作用 强弱 决定键能大小因素 影响性质 金属键 金属阳离子和自由电子之间及金属晶体内 静电作用 强 ①离子电荷数越大，键能越大；②离子半径越小，键能越大 金属晶体的熔沸点、硬度等 范德华力 分子间和分子晶体内 分子间的电性引力 弱 结构相似的分子，其式量越大，分子间作用力越大。 分子晶体的熔沸点、硬度等 氢键 分子间和分子晶体内 电性引力 弱（稍强） 分子晶体的熔沸点 水结冰时体积膨胀，密度减少是氢键的缘故，水蒸气中水分子间距离河大，故水蒸气中不存在氢键；氨极易 溶于
41、水，极易液化也是因其有氢键造成的。 氢键 1. 氢键的形成条件 如两个分子中都存在强极性共价键 X-H 或 Y-H ，共中 X、Y 为原子半径较小，非 金属性很强的原子 F、O、N。若两个为同一种分子，X、Y 为同一种原子；若两个 是不同的分子，X、Y 则为不同的原子。当一个分子中的氢与另一个分子中的 X 或 Y 充分接近，两分子则产生较强的静电吸引作用。这种由氢原子与另一分子中原子 半径较小，非金属性很强的原子形成的吸引作用称为氢键。可表示为 X－H…Y－ H ，可见只有在分子中具有 H－F、H－O、H－N 等结构条件的分子间才能形成氢 键
42、氢键不属于化学键，其强度比化学键弱得多，通常归入分子间力（范德华力）， 但它比分子间作用力稍强。 2. 氢键对物质物理性质的影响 氢键的形成加强了分子间的作用力，使物质的熔沸点较没有氢键的同类物质高，如 HF、H2O、NH3的沸点都比它们各自同族元素的氢化物高。又如乙醇的沸点（70℃） 也比乙烷的沸点（-86℃）高出很多。此外，如NH3、C2H5OH、CH3COOH 由于它 们能与水形成氢键，使得它们在水中的溶解度较其它同类物质大。 9. 晶体分类 注：在离子晶体、原子晶体和金属晶体中均不存在分子，因此NaCl、SiO2等均为化学式。只有分
43、子晶体中 才存在分子。 离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体 构成晶体微粒 阴、阳离子 原子 分子 金属阳离子、自由电子 形成晶体作用力 离子键 共价键 范德华力 微粒间的静电作用 物 理 性 质 熔沸点 较高 很高 低 有高、有低 硬度 硬而脆 大 小 有高、有低 导电性 不良（熔融或水溶液中导电） 绝缘 半导体 不良 良导体 传热性 不良 不良 不良 良 延展性 不良 不良 不良 良 溶解性 易溶于极性溶剂，难溶于有机溶剂 不溶于任何溶剂
44、极性分子易溶于极性溶剂；非极性分子易溶于非极性溶剂中 一般不溶于溶剂，钠等可与水、醇类、酸类反应 典型实例 NaOH、NaCl 金刚石 P4、干冰、硫 钠、铝、铁 不同类型晶体的熔沸点高低，一般认为是：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体 一、化学能与热能（化学反应的焓变） 1.反应热:化学反应都伴有能量的变化，常以热能的形式表现出来，有的反应放热，有的反应吸热。反应过程 中放出或吸收的热叫做反应热。反应热用符号△H表示，单位是kJ/mol或（kJ·mol-1）。放热反应的 △H为“－”，吸热反应的△H为“＋”。反应热（
45、△H）的确定常常是通过实验测定的。 注意：反应热和△H的大小比较:反应热只比较数值的大小，没有正负之分；而比较△H大小时， 则要区别正与负。 2H2(g)＋O2(g)=2H2O(g) △H1＝－483.6 kJ·mol-1 反应热：483.6 kJ·mol－1，△H：- 483.6kJ·mol-1 2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l) △H2＝－371.6 kJ·mol-1 反应热：371.6 kJ·mol－1，△H：-371.6 kJ·mol-1 反应热的意义：热化学方程式中的反应热表示某状态的反应物按反应方程式中的物质的量（反应物的系数） 完全反应时的热效应，而不论
46、该反应事实上是否完全进行。 2.影响反应热大小的因素 ①反应热与测定条件（温度、压强等）有关。不特别指明，即指25℃，1.01×105 Pa（101kPa）测定的。中 学里热化学方程式里看到的条件（如：点燃）是反应发生的条件，不是测量条件。 ②反应热的大小与物质的集聚状态有关。 ③反应热的大小与物质的计量数有关。 3.化学反应的焓变 （1） ．定义：化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或转换成相应的热量）来表示，称为焓变（ΔH）， 单位：kJ/mol 或 kJ•mol-1 在化学反应中，旧键的断裂需要吸收能量，而新键的形成则放出能量。 总能量的变化取决于
47、上述两个过程能量变化的相对大小。 （2）. 反应焓变与反应条件的关系 ①焓是科学家们为了便于计算反应热而定义的一个物理量，它的数值与物质具有的能量有关。 ②对于一定量的纯净物质，在一定的状态（如温度、压强）下，焓有确定的数值。在同样的条件下，不 同的物质具有的能量也不同，焓的数值也就不同； ③同一物质所处的环境条件（温度、压强）不同，以及物质的聚集状态不同，焓的数值也不同。 ④焓的数值的大小与物质的量有关，在相同的条件下，当物质的物质的量增加一倍时，焓的数值也增加 一倍。因此，当一个化学反应在不同的条件下
48、进行，尤其是物质的聚集状态不同时，反应焓变不同。 （3）. 化学反应中的能量变化示意图对于该“示意图”可理解为下列形式：能量 反应过程 反应过程 反应物 生成物 能量 △H<0 △H>0 反应物 生成物 由能量守恒可得： 反应物的总能量 = 生成物的总能量+热量(放热反应) 反应物的总能量 = 生成物的总能量-热量(吸热反应) 通过化学键的键能可计算反应热。 （键能：断开1mol理想气体分子AB为中性气态原子A和B时，需要吸收的能量。） 如：反应H2(g)＋Cl2(g)＝2HCl(g)；△H。△H == E(H－H)＋E(Cl－Cl)－2
49、E(H－Cl)。 反应热和键能的关系：△H = 反应物的键能总和—生成物的键能总和 4.放热反应：△H < 0 化学上把放出热量的化学反应叫做放热反应。 常见的放热反应： (1) 所有的燃烧反应(剧烈的发光发热的化学反应)；(2) 酸碱中和反应； (3) 大多数的化合反应；注意：C+CO2==2CO和H2+I2==2HI是吸热反应。 (4) 铝热反应；(5) 金属跟酸反应 2.吸热反应：△H > 0化学上把吸收热量的化学反应叫做吸热反应。 常见的吸热反应： (1) 大多数的分解反应；(2)以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应； (3) Ba(OH)2·8H
50、2O + 2NH4Cl == BaCl2 + 2NH3↑ + 10 H2O。 （4）水解反应、结晶水合物失水的反应 化学反应是吸热还是放热取决于反应物和生成物所具有的总能量，与外界条件无关。而化学反应的发生一 般需要一定的外界条件，如点燃、加热、加压等，而这些条件一般与反应是否放热还是吸热无关。 3.中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1 mol H2O，这时的反应热叫做中和热。 中和热强调热化学方程式中水前的计量数为1。 强酸、强碱中和反应的实质是：H+(aq)+OH-(aq)===H2O(l)，酸跟碱发生中和反应而生成1 mol H2O，这时的 中和热相同，均为- 5
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