原子結構知識點

1、物質結構元素周期律'隨著原子序數（核電荷數）的遞增：元素的性質呈現周期性變化:、原子最外層電子數呈周期性變化，.元素周期律、原子半徑呈周期性變化、元素主要化合價呈周期性變化、元素的金屬性與非金屬性呈周期性變化元素周期律和元素周期表具體表現形式 編排依據、按原子序數遞增的順序從左到右排列；f排列原則、將電子層數相同的元素排成一個橫行；、把最外層電子數相同的元素（個別除外）排成一個縱行。4"、短周期（一、二、三周期）'周期（7個橫行）、長周期（四、五、六周期）周期表結構,、不完全周期（第七周期）'、主族（I Avn A共7個）族（18個縱行）、副族（I BW B共

2、7個）1、皿族（8、9、10縱行）、零族（稀有氣體）元素周期表七主七副零和八 三長三短一不全f同周期同主族元素性質的遞變規(guī)律、核電荷數，電子層結構，最外層電子數彳、原子半徑性質遞變、主要化合價、金屬性與非金屬性、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性、最高價氧化物的水化物酸堿性電子層數：相同條件下，電子層越多，半徑越大判斷的依據L核電荷數相同條件下，核電荷數越多，半徑越小最外層電子數相同條件下，最外層電子數越多，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的增大而減小（稀有氣體除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數的增大

3、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的增大而增大。如：F<C<Br-<4、電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數的增大而減小。如：F> Na>Mg+>Al3+5、同一元素不同價態(tài)的微粒半徑，價態(tài)越高離子半徑越小。如Fe>Fe2+>Fe3+1-36號元素電子排布式氫H :1s1氮 He： 1s2鋰Li:1s22s1鍍 Be: 1s22s2硼B(yǎng) :1s22s22p1碳 C : 1s22s22p2氮N :1s22s22p3 （第一電離能比氧大）氧 O : 1s22s22p4氟F :1

4、s22s22p5M Ne： 1s22s22p6鈉Na：1s22s22p63s1鎂 Mg： 1s22s22p63s2鋁Al:1s22s22p63s23p1硅 Si : 1s22s22p63s23p2磷P :1s22s22p63s23p3硫 S : 1s22s22p63s23p4氯Cl :1s22s22p63s23p5氮 Ar : 1s22s22p63s23p6鉀K :1s22s22p63s23p64s1鈣 Ca： 1s22s22p63s23p64s2銃Se：1s22s22p63s23p63d14s2鈦 Ti : 1s22s22p63s23p63d24s2研V :1s22s22p63s23p63d

5、34s2銘 Cr : 1s22s22p63s23p63d54s1鎰 Mn： 1s22s22p63s23p63d54s2鐵 Fe : 1s22s22p63s23p63d64s2鉆 Co： 1s22s22p63s23p63d74s2鍥 Ni : 1s22s22p63s23p63d84s2銅 Cu: 1s22s22p63s23p63d104s1鋅 Zn : 1s22s22p63s23p63d104s2錢 Ga: 1s22s22p63s23p63d104s24p1亞鐵離子 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6錯 Ge： 1s22s22p63s23p63d104s24p2萬巾 As： 1s22

6、s22p63s23p63d104s24p3萬百 Se： 1s22s22p63s23p63d104s24p4澳 Br : 1s22s22p63s23p63d104s24p5氨 Kr : 1s22s22p63s23p63d104s24p6'與水反應置換氫的難易<最高價氧化物的水化物堿性強弱,金屬性強弱，單質的還原性或離子的氧化性（電解中在陰極上得電子的先后）<互相置換反應依據：原電池反應中正負極與HL化合的難易及氫化物的穩(wěn)定性元素的4非金屬性強弱,最高價氧化物的水化物酸性強弱金屬性或非金屬單質的氧化性或離子的還原性性強弱的判斷 I互相置換反應,、同周期元素的金屬性，隨荷電荷數的

7、增加而減小，如：Na>Mg>Al;非金屬性，隨荷電荷數的增加而增大，如：Si<P<S<CL規(guī)律：、同主族元素的金屬性，隨荷電荷數的增加而增大，如： Li<Na<K<Rb<Cs;非金屬性，隨荷電荷數的增加而減小，如： F>Cl>Br>I、金屬活動性順序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>（H）>Cu>Hg>Ag>Pt>Au1、定義：相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用。I、定義：陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵離子鍵1（、存在：

8、離子化合物（NaCl、NaOH NaO等）；離子晶體。'、定義：原子間通過共用電子對所形成的化學鍵。、存在：共價化合物，非金屬單質、離子化合物中（如： NaOH NaQ）; 不同原子間共價鍵分子、原子、離子晶體。 小2、分類共用電子對是否偏移T極性鍵3 /共價化合物I.分子的極性r>'化學鍵非極性鍵非金屬單質<、分類：.相同原子間雙方提供：共價鍵，曲弱岫旃施_手單方提供：配位鍵如：NH+、HO+金屬鍵：金屬陽離子與自由電子之間的相互作用。存在于金屬單質、金屬晶體中。鍵能-, +I /）分子的穩(wěn)定性1決定 ）決定 了3、鍵參數 .鍵長,分子的空間構型分子的極性鍵角4、

9、表示方式：電子式、結構式、結構簡式（后兩者適用于共價鍵）.,非晶體離子晶體固體物質"構成晶體粒子種類分子晶體> 晶體： 粒子之間的相互作用原子晶體金屬晶體分子間作用力（范德瓦爾斯力）：影響因素：大小與相對分子質量有關。作用：對物質的熔點、沸點等有影響。，、定義：分子之間的一種比較強的相互作用。分子間相互作用、形成條件：第二周期的吸引電子能力強的N O F與H之間（NH、H。.、對物質性質的影響：使物質熔沸點升高。、氫鍵的形成及表不方式：F H, F -H一F - H一代表氫鍵氫鍵、說明：氫鍵是一種分子間作用；它比化學鍵弱得多，但比分子間作用力稍強;是一種較強的分子間作用力。 氫

10、鍵：無機物如NH,HO,HF,等.有機物:乙醇、乙酸、鄰硝基苯酚（分子內）等 .定義：從整個分子看，分子里電荷分布是對稱的（正負電荷中心能重合）的分子。非極性分子、,雙原子分子：只含非極性鍵的雙原子分子如：O、H、CL等。彳舉例：|只含非極性鍵的多原子分子如：O、P4等分子極性多原子分子：,含極性鍵的多原子分子若幾何結構對稱則為非極性分子如：CO、CS （直線型）、CH、CC14 （正四面體型）極性分子：；定義：從整個分子看，分子里電荷分布是不對稱的（正負電荷中心不能重合）的。舉例（雙原子分子：含極性鍵的雙原子分子如：HC1、NO COt多原子分子：；含極性鍵的多原子分子若幾何結構不對稱則為極

11、性分子如：NH（三角專t型）、hbO（折線型或 V型）、分子化合物的雜化類型及分子構型1確定中心原子A價層電子對數目。計算時注意：（a）氧族元素（VIA族）原子作為配位原子時，可認為不提供電子（如氧原子有6個價電子，作為配位原子時，可認為它從中心原子接受一對電子達到8電子結構），但作為中心原子時，認為它提供所有的6個價電子。（b）如果討論的是離子，則應加上或減去與離子電荷相應的電子數。如PO”離子中P原子的價層電子數應加上 3,而NH+離子中N原子的價層電子數則應減去 1。（c）如果價層電子數出現奇數電子，可把這個單電子當作電子對看待。如 NO分子中N原子有5個價電子，O原子不提供電子。因此中

12、心原子N價層電子總數為5,當作3對電子看待。（d）中心原子孤電子對數= n （價電子對數）m （配位原子數）。2由價電子對數確定空間結構數目的排列方式數目2直線形AB20直線形BeH、BeCL、CO、CS3正三角形AB30正三角形BF3 SO 3、CO 3AB21角形（V形）SnCl24AB0CH CCl 4 SiH 4so2- nh+、po3AE31三角錐形NHAE22角形（V形）HO H2s3由價電子數目確定雜化類型中心原子價電子對數價電子對幾何分布中心原子雜化軌道類型2直線形sp3平面三角形sp24正四面體sp3石墨為sp2,金剛石為sp3,CO為sp,二氧化硅為sp3o鍵角 sp3 ,

13、 109° 28 'sp2,120° , sp, 180°常見分子的鍵角硫化氫：90°水：°氨氣：°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°乙烘:180° 苯:120°4等電子原理等電子原理中所講的“電子數相等”既可以是指總電子數相等（如 CO和Nb,均為14）,也可以是指價電子數相等（如Nb和CN,均為10）。因而互為等電子體的微?？梢允欠肿?，也可以是離子。注意的是，若按價電子

14、數相等計數時，此時價電子總數包括 重原子（原子序數）4）提供的價電子以及輕原子（H、H& Li）用來與重原子成鍵的電子，如凡和CR互為10電子體，其中，CH的總電子數就包括兩個 H原子與C原子形成C-H 鍵的電子。此外，等電子原理中所指的“原子數相等”通常指的是重原子個數相等；“結構相似”也是針對重原子而言。因此，等電子原理也可以理解為：重原子數相等，總電 子數相等的分子或離子，重原子的空間構型通常具有相似性。運用等電子原理預測分子 或離子的空間構型時，不能簡單的認為價電子數相等的兩種微粒即為等電子體，必須注 意等電子體用于成鍵的軌道具有相似性。例如CO和SiO2, CO為sp,二氧化

15、硅為sp3o表2 常見的等電子體及空間構型等電子類型常見等電子體空間構型2原子10電子N2, CN-, C22-,C2H2, NO+直線型2原子14電子F2, O 22- , H 2Q, N 2H4, C 2H6, CH3NH, NH2OH, CH3F直線型3原子16電子CO, N 2O, NCO, N 3-, NO2+, SCN-, HgCl 2, BeCl 2(g),直線型3原子18電子O, SO 2, NO3-折線型4原子24電子SO(g), CO 32-, NO3 , BO33-, BF 3平面三角型4原子26電子SO2-, ClO 3 , BrO 3, IO 3-, XeO3三角錐型

16、5原子8電子CH, SiH 4, NH4+, PH 4+, BH 4-正四面體型5原子32電子CCl4, SiF 4, SiO 44-, SO42-, ClO 4-正四面體型6原子30電子GH, N 3B3 H（俗稱無機苯）平面六邊型7原子48舊AlFe3-, SiF 62-, PF 6-, SF 6八面體型1非晶體,離子晶體固體物質構成晶體粒子種類分子晶體>晶體：粒子之間的相互作用原子晶體金屬晶體，構成微粒：離子微粒之間的相互作用：離子鍵.，舉例：CaF2、 KNQ CsCl、NaCl、 NaO等'NaCl型晶體：每個Na+同時吸引6個Cl-離子，每個C同，,結構特點*時吸引6

17、個N& Na+與C以離子鍵結合，個數比為 1: 1。I微粒空間排列特點：.,1CsCl型晶體：每個Cs+同時吸引8個Cl-離子，每個C同時吸引8個Cs+; Cs+與Cl-以離子鍵結合，個數比為 1: 1。離子晶體：說明：離子晶體中不存在單個分子，化學式表示離子個數比的式子。'、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點和沸點；£性質特點,、離子晶體固態(tài)時一般不導電，但在受熱熔化或溶于水時可以導電；、溶解性：（參見溶解性表）晶體晶胞中微粒個數的計算：頂點，占 1/8;棱上，占1/4;面心，占1/2;體心，占1、構成微粒：分子結構特點“、微粒之間的相互作用：分子間作用力、空間排列：（

18、CO如右圖）分子晶體：,、舉例：SO、S、CO、Cl2等,、硬度小，熔點和沸點低，分子間作用力越大，熔沸點越高;性質特點、固態(tài)及熔化狀態(tài)時均不導電；、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非極性物質一般易溶于非極性分子溶劑，極性分子易溶于極性分子溶劑。店:構成微粒：原子, a * *微粒之間的相互作用：共價鍵，:舉例：SiC、Si、SiO2、C（金即J石）等I、金剛石：（最小的環(huán)為非平面 6元環(huán)）結構特點J 每個C被相鄰4個碳包圍，處于4個C原子的中心微?？臻g排列特點：.I原子晶體：口、SiO2相當于金剛石晶體中 C換成Si , Si與Si間間插O'說明：原子晶體中不存在單個分子，化學式表示原子個數比的式子。/、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點和沸點；性質特點、一般不導電；、溶解性：難溶于一般的溶劑。,、構成微粒：金屬陽