第四單元原子結(jié)構(gòu)和化學(xué)鍵-2024-2025學(xué)年高一化學(xué)單元速記巧練（滬科版2020）

第四單元原子結(jié)構(gòu)和化學(xué)鍵0101思維導(dǎo)圖0202考點(diǎn)速記課題1元素周期表和元素周期律（一）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骸練w納】主族是由長(zhǎng)周期元素和短周期元素共同構(gòu)成的族，但由長(zhǎng)周期和短周期構(gòu)成的族也不一定是主族元素，如O族元素。只由長(zhǎng)周期元素構(gòu)成的族為副族?！纠齦】在表中各元素組中，除一種元素外，其余都可以按照某種共性歸屬一類，請(qǐng)選出各組的例外元素，并將該組其他元素的可能歸屬按所給六種類型的編號(hào)填入表內(nèi)。其他元素所屬類型編號(hào)：①主族元素；②過(guò)渡元素；③同周期元素；④同主族元素；⑤金屬元素；⑥非金屬元素。元素組例外元素其他元素所屬編號(hào)(1)S、Na、Mg、Al(2)N、P、Sn、As(3)K、Ca、Al、Zn(4)Cu、Fe、Ag、Ca【解析】(1)中Na，Mg，Al為同周期的金屬元素；(2)中N，P，As為VA族元素，非金屬元素(3)中K，Ca，Al是主族元素，或K，Ca，Zn是同周期元素；(4)中Cu，F(xiàn)e，Ag是過(guò)渡元素。答案：(1)S，⑤；(2)Sn，④⑥；(3)Zn，①或Al，③；(4)Ca，②?！纠?】2007年3月21日，我國(guó)公布了111號(hào)元素Rg的中文名稱。該元素名稱及所在周期是()A．第七周期B．鐳第七周期C．錸第六周期D．氡第六周期【解析】根據(jù)元素周期表可知，鐳是88號(hào)元素，111號(hào)元素應(yīng)在第七周期，故是。答案：A（二）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【例3】下列敘述正確的是()A．同周期元素的原子半徑以ⅦA族的為最大B．在周期表中零族元素的單質(zhì)全部是氣體C．IA、ⅡA族元素的原子，其半徑越大越容易失去電子D．所有主族元素的原子形成單原子離子時(shí)的最高價(jià)數(shù)都和它的族數(shù)相等【解析】同周期元素的原子半徑逐漸減小，所以ⅦA族的元素原子半徑應(yīng)該最小}多數(shù)非金屬主族元素(如F、S等)的原子不能形成最高價(jià)數(shù)的單原子離子。答案：B、C【例4】下列說(shuō)法正確的是()A．同周期主族元素的原子半徑以第ⅦA族元素的最大B．所有主族元素的最高正化合價(jià)均等于它的族序數(shù)C．第1A族、第ⅡA族元素的原子，其半徑越大，越容易失去電子D．第ⅥA族、第ⅦA族元素的原子，其半徑越大，越容易得到電子【錯(cuò)解】A或B或D【錯(cuò)解分析】同周期主族元素原子半徑隨原子序數(shù)增大而減小，A錯(cuò)；F、Q無(wú)正價(jià)，B錯(cuò)；同主族元素從上到下失e能力增強(qiáng)，得e能力減弱，故C對(duì)，D錯(cuò)。【正解】C（三）元素周期表中元素的“位、構(gòu)、性”的關(guān)系1．“位、構(gòu)、性’’的關(guān)系結(jié)構(gòu)位置，即有什么樣的結(jié)構(gòu)，就可根據(jù)結(jié)構(gòu)判斷出元素在周期表中的位置。由結(jié)構(gòu)和位置可推出元素及其化合物具有的性質(zhì)。具體內(nèi)容如下：(1)核外電子層數(shù)=周期序數(shù)(2)主族元素的最外層電子數(shù)=價(jià)電子數(shù)=主族序數(shù)=最高正價(jià)數(shù)(3)原子：質(zhì)子數(shù)=原子序數(shù)=原子核外電子數(shù)=核電荷數(shù)(4)最低負(fù)化合價(jià)絕對(duì)值=8主族序數(shù)(限第ⅣA～第ⅦA)(5)原子半徑越大，失電子越易，還原性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)，形成的最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物堿性越強(qiáng)，其離子的氧化性越弱。(6)原子半徑越小，得電子越易，氧化性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)，形成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，形成的最高價(jià)氧化物的對(duì)應(yīng)水化物酸性越強(qiáng)，其離子的還原性越弱。(7)主族元素的最高正價(jià)數(shù)等于主族序數(shù)，等于主族元素原子的最外層電子數(shù)，其中氧、氟無(wú)最高正價(jià)。(8)主族元素的最高正價(jià)數(shù)與最低負(fù)價(jià)數(shù)的絕對(duì)值之和為8，絕對(duì)值之差為0、2、4、6的主族依次為第ⅣA、第VA、第ⅥA、第ⅦA族。(9)非金屬元素的正價(jià)一般相差2，如氯元素正化合價(jià)有+7、+5、+3、+1等，某些金屬也符合此規(guī)律，如錫元素正化合價(jià)有+4、+2價(jià)。(10)短周期正價(jià)變化隨原子序數(shù)遞增，同周期有一個(gè)+1到+7價(jià)的變化(第3周期第1A～第ⅦA)；長(zhǎng)周期有兩個(gè)+1到+7價(jià)的變化(第4、5周期第1A～第ⅦB，第1B～第ⅦA)?！纠?】1999年1月，俄美科學(xué)家聯(lián)合小組宣布合成出114號(hào)元素的一種同位素，該同位素原子的質(zhì)量數(shù)為298。以下敘述不正確的是()A．該元素屬于第七周期B．該元素位于ⅢA族C．該元素為金屬元素，性質(zhì)與82Pb相似D．該同位素原子含有114個(gè)電子，184個(gè)中子【解析】先根據(jù)稀有氣體元素的原子序數(shù)推斷出114號(hào)為元素周期表中的第七周期、第ⅣA族，位于鉛之下，故性質(zhì)與Pb性質(zhì)相似。該原子有298114=184個(gè)中子。答案：D【歸納】根據(jù)原子序數(shù)，推斷新元素在元素周期表中的位置，及根據(jù)新元素所屬族推斷其性質(zhì)是一種重要的考查形式，可以以稀有氣體的原子序數(shù)為參照進(jìn)行推斷?！纠?】下列物質(zhì)中，堿性最強(qiáng)的是()A．Al(OH)3B．Ba(OH)2C．Ca(OH)2D．Mg(OH)2答案：B【歸納】比較元素及其單質(zhì)化合物的性質(zhì)，首先要把元素在周期表中的位置確定，然后分析元素金屬性或非金屬性的強(qiáng)弱。若元素金屬性越強(qiáng)，其最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)；若元素的非金屬性越強(qiáng)，其最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性越強(qiáng)。2．元素周期表中的遞變規(guī)律(“三角”規(guī)律)。若A、B、C三元素位于元素周期表中如圖所示位置，則有關(guān)的各種性質(zhì)均可排出順序。(D不能參與排列)(1)原子半徑：C>A>B；(2)金屬性：C>A>B；(3)非金屬性：B>A>C。3．元素周期表中的相似規(guī)律：(1)同主族元素性質(zhì)相似；(2)元素周期表中位于對(duì)角線位置(圖中A、D位置)的元素性質(zhì)相似，如Li與Mg、Be與Al、B與Si等；(3)相鄰元素性質(zhì)差別不大。1．元素周期律定義：元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)的周期性變化規(guī)律即元素周期律。2．元素周期律的內(nèi)容：(1)原子半徑的周期性變化規(guī)律隨著元素原子序數(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。(見(jiàn)下表)原子序數(shù)原子半徑的變化3～90.152nm→0.071nm大→小11～170.186nm—}0.099nm大→小【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)?！纠?】X和Y兩元素的正離子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，x元素的正離子半徑大于Y元素的正離子半徑；z和Y兩元素的原子核外電子層數(shù)相同，z元素的原子半徑小于Y元素的原子半徑。x，Y，z三種元素原子序數(shù)的關(guān)系是()A．X>Y>ZB．Y>X>ZC．Z>X>YD．Z>Y>X【錯(cuò)解】C【解析】根據(jù)原子序數(shù)和元素周期律推測(cè)原子和離子半徑大小，這是正向思維。而本題是已知原子和離子半徑的大小，要判斷原子序數(shù)大小的關(guān)系，這是逆向思維。已知電子層結(jié)構(gòu)相同的正離子，核電荷數(shù)大的則半徑小，具有相同的電子層數(shù)的原子，隨著原子序數(shù)增大，原子半徑遞減。根據(jù)題意，x元素的正離子半徑大于Y元素的正離子半徑，則X的原子序數(shù)小于Y的原子序數(shù)；Z和Y元素的原子核外電子層數(shù)相同，且Z元素的原子半徑小于Y元素的原子半徑，則Z元素的原子序數(shù)大于Y元素。由此得出三種元素原子序數(shù)的關(guān)系為Z>Y>X。答案：D【例2】A+，B2+，C，D2四種離子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，現(xiàn)有以下排列順序：①B2+>A+>C>D2；②C>D2>A+>B2+；③B2+>A+>D2>C；④D2>C>A+>B2+。四種離子的半徑由大到小以及四種元素原子序數(shù)由大到小的順序是()A．④①B．①④C．②③D．③②【解析】四種離子電子層結(jié)構(gòu)相同，根據(jù)得失電子多少，其核電荷數(shù)由多到少順序?yàn)锽2+>A+>c>D2，又由于核電荷數(shù)越大，離子半徑越小，因此離子半徑由大到小的順序?yàn)镈2>C>A+>B2+答案：A(2)元素的主要化合價(jià)的周期性變化規(guī)律隨著元素原子序數(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。3～18號(hào)元素的主要化合價(jià)見(jiàn)下表：LiBeBCNOFNe+1+2+3+44+5321NaMgAlSiPSClAr+1+2+3+44+53+62+71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)?！纠?】A和B兩種元素可以形成A2B型化合物，它們的原子序數(shù)分別是()(A)11和16(B)12和17(C)6和8(D)19和8【解析】根據(jù)化學(xué)式推測(cè)元素的化合價(jià)及元素可能的原子序數(shù)。A2B化合物中A的化合價(jià)可為+1，B的m合價(jià)可為一2。從選項(xiàng)分析，由原子序數(shù)可寫出A、B的原子結(jié)構(gòu)，根據(jù)原子的最外層電子數(shù)可判斷其化合價(jià)。答案：A、D【例4】若118號(hào)元素中的兩種元素可以形成原子個(gè)數(shù)比為2：3的化合物，則這兩種元素的原子序數(shù)之差不可能是()(A)1(B)3(C)5(D)6【解析】能形成原子個(gè)數(shù)比為2t3的化舍物有A2B3、A3B2或C4H6。A2B3：A為+3價(jià)，B為一2價(jià)，118號(hào)元素中有：B、A1、N、P為+3價(jià)，一2價(jià)的有：O、S，組成化合物：B2O3，A12O3，B2S3，A12S3，N2O3，P2O3(一般不易生成)；原子序數(shù)之差分別為：3，5，11，3，1，7。A3B2：A為+2價(jià)，B為一3價(jià)，118號(hào)元素中有Be、Mg為+2價(jià)，N、P為一3價(jià)。組成化合物：Be3N2，Mg3N2，Be3P2，Mg3P2；原子序數(shù)之差為3，5，11，3。故118號(hào)元素中兩種元素可以形成原子個(gè)數(shù)比為2：3的化合物時(shí)，這兩種元素的原子序數(shù)之差不可能是6。答案：D(3)原子核外電子排布的周期性變化規(guī)律隨著元素原子序數(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。(見(jiàn)下表)原子序數(shù)電子層數(shù)最外層電子數(shù)達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)時(shí)的最外層電子數(shù)1～211～223～1021～8811～1831～883．元素周期律的本質(zhì)元素周期律的本質(zhì)是原子核外電子排布的周期性。隨著原子序數(shù)的遞增，增加的核電荷對(duì)核外電子產(chǎn)生的引力大于因電子數(shù)增加后與其它電子間的斥力，導(dǎo)致電子層數(shù)相同的元素原子半徑減小，對(duì)核外電子的吸引力增加而越難失去電子，故金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)?！纠?】元素性質(zhì)隨原子序數(shù)的遞增呈周期性變化的本質(zhì)是()(A)元素的相對(duì)原子質(zhì)量逐漸增大，量變引起質(zhì)變(B)原子的電子層數(shù)增多(C)原子核外電子排布呈周期性變化(D)原子半徑呈周期性變化【解析】決定元素性質(zhì)的是元素原子的結(jié)構(gòu)，即原子核外電子的排布，由核外電子排布可推論出該原子舌6半徑大小如何?最外層電子多少?從而可以進(jìn)一步掌握它的性質(zhì)。所以正確的選項(xiàng)是C。A選項(xiàng)中元素的相對(duì)原子質(zhì)量是由該元素中各同位素的相對(duì)原子質(zhì)量計(jì)算出來(lái)的平均值。而不同相對(duì)原子質(zhì)量的同位素原子可對(duì)應(yīng)同一元素，該元素的性質(zhì)是固定的，所以此說(shuō)法不合理。B選項(xiàng)錯(cuò)在只有原子的電子層數(shù)增多不能確定周期性變化。D選項(xiàng)錯(cuò)在原子半徑本身屬于元素性質(zhì)的一個(gè)方面，所以它不可能是引起元素周期性變化的本質(zhì)。答案：C【例6】下列不隨原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化的是(A)原子半徑(B)化合價(jià)(C)原子核外電子數(shù)(D)原子最外層電子數(shù)【解析】元素的原子隨原子序數(shù)的遞增(即核電荷數(shù)的遞增)，重復(fù)出現(xiàn)從金屬→非金屬→惰性氣體。原子的最外層電子重復(fù)出現(xiàn)從1→7→0。元素化合價(jià)重復(fù)出現(xiàn)從+1→+7→0。答案：C4．金屬性和非金屬性元素的金屬性和非金屬性的強(qiáng)弱取決于元素原子得失電子能力的強(qiáng)弱。得電子能力越強(qiáng)，則元素的非金屬性越強(qiáng)；失電子能力越強(qiáng)，則元素的金屬性越強(qiáng)。金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)：元素單質(zhì)跟水(或酸)反應(yīng)置換出氫的難易程度，以及它最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的堿性強(qiáng)弱。如果元素的單質(zhì)跟水(或酸)反應(yīng)置換出氫氣容易，而且它的氫氧化物堿性強(qiáng)，這種元素金屬性就強(qiáng)，反之則弱。非金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)：最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的酸性強(qiáng)弱，或跟氫氣生成氣態(tài)氫化物的難易程度以及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性來(lái)判斷。如果元素最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的酸性強(qiáng)，或者它跟氫氣生成氣態(tài)氫化物容易且產(chǎn)物穩(wěn)定，這種元素的非金屬性就強(qiáng)，反之則弱。(1)最外層電子數(shù)相同的元素金屬性和非金屬性遞變規(guī)律最外層電子數(shù)相同，隨著核電荷數(shù)(原子序數(shù))的遞增，電子層數(shù)增多，原子半徑相應(yīng)增大，原子核對(duì)外層電子的吸引力逐漸減弱，失電子能力逐漸增強(qiáng)，得電子能力逐漸減弱。（2）電子層數(shù)相同的元素金屬性和非金屬性遞變規(guī)律元素原子核外的電子層數(shù)相同，但隨著核電荷數(shù)(原子序數(shù))的遞增，原子半徑逐漸減小，原子核對(duì)最外層電子的吸引力逐漸增強(qiáng)，失電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強(qiáng)，因此，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。元素最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性逐漸減弱，酸性逐漸增強(qiáng)，它們氣態(tài)氫化物的熱穩(wěn)定性逐漸增強(qiáng)。課題2原子結(jié)構(gòu)（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)正負(fù)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%（五）、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n課題3核外電子排布1、原子核外電子分層排布的一般規(guī)律在含有多個(gè)電子的原子里，電子依能量的不同是分層排布的，其主要規(guī)律是：(1)核外電子總是盡先排布在能量較低的電子層，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的電子層(能量最低原理)。電子層數(shù)符號(hào)KLMNOPQ最多容納電子數(shù)（2n2）281832……2n2能量大小K<L<M<N<O<P<Q(2)原子核外各電子層最多容納2n2個(gè)電子。(3)原子最外層電子數(shù)目不能超過(guò)8個(gè)(K層為最外層時(shí)不能超過(guò)2個(gè)電子)。(4)次外層電子數(shù)目不能超過(guò)18個(gè)(K層為次外層時(shí)不能超過(guò)2個(gè))，倒數(shù)第三層電子數(shù)目不能超過(guò)32個(gè)。2、原子結(jié)構(gòu)示意圖書寫規(guī)則及含義：小圈表示原子核；圈內(nèi)的數(shù)字表示核內(nèi)質(zhì)子數(shù)，因其帶正電荷，所以有“+”號(hào)；弧線表示電子層；弧線上的數(shù)字表示該層的電子數(shù)。下圖是Si原子的原子結(jié)構(gòu)示意圖：【例1】請(qǐng)寫出H、O、Ne、Na、Mg、Cl元素的原子結(jié)構(gòu)示意圖?！窘馕觥?、原子的電子式在元素符號(hào)周圍用“·”和“×”來(lái)表示原子的最外層電子（價(jià)電子），這種式子叫做電子式。原子的電子式：中性原子，書寫電子式時(shí)應(yīng)把原子的最外層電子全部排列在元素符號(hào)周圍。排列方式為在元素符號(hào)上、下、左、右四個(gè)方向，每個(gè)方向不能超過(guò)2個(gè)電子。例如，、、、、、?！纠?】請(qǐng)寫出C、Cl、Ar、Ca、Ne、Al、Si、S原子的電子式?！窘馕觥?、元素的性質(zhì)與元素的原子核外電子排布的關(guān)系(1)稀有氣體的不活潑性：稀有氣體元素的原子最外層有8個(gè)電子(氦是2個(gè)電子)，處于穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，因此化學(xué)性質(zhì)穩(wěn)定，一般不跟其他物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。(2)非金屬性與金屬性(一般規(guī)律)：最外層電子數(shù)得失電子趨勢(shì)元素的性質(zhì)金屬元素<4較易失金屬性非金屬元素>4較易得非金屬性碳等元素=4可得可失★得失電子的目的：達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)（最外層2個(gè)電子或8個(gè)電子）5、離子結(jié)構(gòu)（1）離子：原子或原子團(tuán)得、失電子后形成的帶電微粒。簡(jiǎn)單正離子：核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)離子電荷數(shù)簡(jiǎn)單負(fù)離子：核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)+離子電荷數(shù)【例3】寫出下列離子符號(hào)：鈉離子：銅離子：亞鐵離子：氯離子：銨根離子：硫酸根離子：硝酸根離子：氫離子：氫氧根離子：【解析】鈉離子：Na+銅離子：Cu2+亞鐵離子：Fe2+氯離子：Cl銨根離子：NH4+硫酸根離子：SO42硝酸根離子：NO3氫離子：H+氫氧根離子OH(2)簡(jiǎn)單離子的結(jié)構(gòu)示意圖正離子：核電荷數(shù)>核外電子數(shù)，帶正電荷。負(fù)離子：核電荷數(shù)<核外電子數(shù)，帶負(fù)電荷?！纠?】寫出下列離子的結(jié)構(gòu)示意圖：鈉離子：鎂離子：氯離子：氫離子：【解析】鈉離子：Na+鎂離子：Mg2+氯離子：Cl氫離子：H+(3)離子的電子式金屬正離子的電子式：金屬原子在形成正離子時(shí)，最外層電子已經(jīng)失去，但電子式僅畫出最外層電子，所以在畫正離子的電子式時(shí)，就不再畫出原最外層電子，但離子所帶的電荷數(shù)應(yīng)在元素符號(hào)右上角標(biāo)出。所以金屬正離子的電子式即為離子符號(hào)。如鈉離子的電子式為Na+；鎂離子的電子式為Mg2+，氫離子也與它們類似，表示為。非金屬負(fù)離子的電子式：一般非金屬原子在形成負(fù)離子時(shí)，得到電子，使最外層達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，這些電子都應(yīng)畫出，并將符號(hào)用“［］”括上，右上角標(biāo)出所帶的電荷數(shù)，電荷的表示方法同于離子符號(hào)。例如：、?！纠?】寫出下列離子的電子式：鈉離子：鎂離子：氯離子：氫離子：氧離子：【解析】鈉離子：Na+鎂離子：Mg2+氯離子：氫離子：H+氧離子：課題4化學(xué)鍵化學(xué)鍵1．原子間的相互作用當(dāng)兩個(gè)原子間距離較遠(yuǎn)時(shí)，由于一個(gè)原子的原子核和另一個(gè)原子的核外電子所帶電荷的電性是相反的，因此主要表現(xiàn)為相互吸引；當(dāng)兩個(gè)原子間距離較近時(shí)，由于兩個(gè)原子的原子核所帶的都是正電荷，核外電子所帶的都是負(fù)電荷，因此主要表現(xiàn)為相互排斥；當(dāng)兩個(gè)原子保持一定距離時(shí)，相互吸引和相互排斥的作用處于平衡，這樣就形成穩(wěn)定的化學(xué)鍵?！净仡櫋吭拥慕Y(jié)構(gòu)與原子中粒子所帶電荷。2．化學(xué)鍵的定義分子或晶體中直接相鄰的微粒之間強(qiáng)烈的相互作用力稱為化學(xué)鍵?！咀⒁狻竣佟爸苯酉噜彙钡脑樱òx子）間存在化學(xué)鍵，非直接相鄰的微粒間無(wú)化學(xué)鍵作用。如H2O分子中的兩個(gè)氫原子和氧原子是直接相鄰，存在化學(xué)鍵，而兩個(gè)氫原子之間不直接相鄰，它們之間不存在化學(xué)鍵。②由于相鄰的微粒之間的相互作用有強(qiáng)有弱，而化學(xué)鍵是一種“強(qiáng)烈”的相互作用，原子間較弱的相互作用不是化學(xué)鍵。如在水中，一個(gè)H2O中的氧原子與另一水分子中的氫原子也有作用，但它們的作用較弱，不是化學(xué)鍵而是氫鍵。③成鍵微粒的“相互作用”不能只理解為相互吸引，它還應(yīng)包括相互排斥，它是相互吸引和相互排斥的平衡。如：在氯化鈉晶體中Na+與Cl既有正負(fù)電荷間的吸引力，同時(shí)Na+核與Cl核、Na+核外電子與Cl核外電子之間存在排斥力，當(dāng)吸引力與捧斥力平衡時(shí)，就形成了氯化鈉晶體。3．化學(xué)鍵的類型及比較：鍵型成鍵的微粒特征形成物質(zhì)離子鍵負(fù)離子、正離子無(wú)方向性，無(wú)飽和性離子化合物共價(jià)鍵原子有方向性，有飽和性單質(zhì)或共價(jià)化合物金屬鍵自由電子、正離子、中性原子無(wú)方向性金屬或合金離子鍵1．離子鍵的概念：正負(fù)離子間通過(guò)靜電作用所形成的化學(xué)鍵叫做離子鍵?！咀⒁狻?1)“靜電作用”包括靜電吸引力和排斥力。如：負(fù)離子的負(fù)電荷與正離子的正電荷的吸引力，一種離子的核電荷吸引另一種離子的核外電子；兩種離子的核外電子與核外電子及核與核之間都有排斥力，當(dāng)吸引與排斥達(dá)到平衡時(shí)，即形成了離子鍵。(2)由于離子鍵是吸引與排斥的平衡，所以陰、正離子間不能無(wú)限地靠近，也不能相距很遠(yuǎn)，兩者之間的距離稱為核間距。當(dāng)離子晶體熔化或溶于水時(shí)，離子鍵被破壞，這時(shí)離子可以自由移動(dòng)，離子之間應(yīng)該保持的距離也被破壞了。2．離子鍵的形成條件【注意】(1)活潑金屬元素（Li、Na、K、Mg、Ca、Ba等）的單質(zhì)在反應(yīng)中容易失去電子形成正離子；活潑的非金屬元素（如F、O、Cl、Br、I、S等）的單質(zhì)在反應(yīng)中容易獲得電子形成負(fù)離子，它們之間形成離子鍵。但有些金屬元素與非金屬元素形成的化學(xué)鍵不是離子鍵，而是共價(jià)鍵，如AlCl3中鋁與氯之間的化學(xué)鍵是共價(jià)鍵。(2)金屬正離子或NH4+與某些帶電的原子團(tuán)（如OH、SO42、CO32、NO3、O22等）也是形成離子鍵。(3)活潑的金屬（如K、Na、Ca、Ba等）與H2反應(yīng)生成的KH、NaH、CaH2中，金屬正離子與H也形成離子鍵。3．離子鍵的特征既無(wú)方向性又無(wú)飽和性。因?yàn)殡x子是球形對(duì)稱的，只要空間條件許可，它可以從不同方向同時(shí)吸引幾個(gè)帶相反電荷的離子。如在CsCl晶體中，一個(gè)Cs+同時(shí)吸引8個(gè)Cl，一個(gè)C1也同時(shí)吸引8個(gè)Cs+。4．影響離子鍵強(qiáng)弱的因素(1)離子電荷（主要因素）：離子電荷越多，作用越強(qiáng)。(2)離子半徑（次要因素）：離子半徑越小，作用越強(qiáng)。(3)離子的極化程度（次要因素，在高中階段一般忽略不計(jì)）。5．電子式的書寫(1)原子的電子式：在元素符號(hào)周圍點(diǎn)出最外層電子數(shù)。如：H?Na??Mg??Ca?氫原子氯原子氧原子鈉原子鎂原子鈣原子(2)離子的電子式正離子的電子式就是正離子符號(hào)。如Mg2+、Al3+等。負(fù)離子的電子式，點(diǎn)出負(fù)離子最外層電子，并用“[]”括上。如原子團(tuán)的電子式：OH的電子式為(3)非金屬單質(zhì)的電子式：N2：Cl2：H2：H:H(4)離子化合物的電子式，就是陰、正離子的電子式組成。如NaCl：Na+MgBr2：Mg2+(5)共價(jià)化合物的電子式，要考慮成鍵的原子的最外層電子及由多少對(duì)共用電子才能形成8電子（或2電子）的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。如NH3的電子式為【例2】以下各組兩種元素的原子，能形成離子鍵的是()(A)鎂和氧(B)碳和氯(C)氫和氟(D)鉀和氯【解析】典型金屬和典型非金屬之間易發(fā)生電子得失而形成離子鍵。A中鎂易失去電子，氧易得到電子。D中鉀易失去電子，氯易得到電子。B的兩種元素是非金屬，均不易失去電子，不會(huì)形成離子鍵。同理C的兩種元素也不會(huì)形成離子鍵。【答案】AD【例3】下列電子式中錯(cuò)誤的是()(A)鈉離子：Na+(B)氫氧根離子：(C)次氯酸：(D)過(guò)氧化鈉：Na+Na+【解析】書寫電子式要考慮成鍵原子的最外層電子數(shù)及原子間成鍵的類型。如A選項(xiàng)的鈉離子是由鈉原子失去最外層一個(gè)電子而成，所以電子式為Na+；由于含氧酸分子中一定含有—OH．且是幾元無(wú)機(jī)合氧酸，就有幾個(gè)OH．故在次氯酸分子結(jié)構(gòu)式是H—O—Cl，C選項(xiàng)錯(cuò)誤；Na2O2是離子化合物，有離子鍵并且O22是原子團(tuán)，氧原子間靠非極性共價(jià)鍵結(jié)合，所以D選項(xiàng)正確?！敬鸢浮緾（三）離子的結(jié)構(gòu)特征1．電子層結(jié)構(gòu)：絕大多數(shù)單核離子是飽和的，如：F、S2、Cl、Na+、Mg2+、Al3+等，有少數(shù)是不飽和的，如Fe2+等。2．所帶電荷：負(fù)離子帶負(fù)電荷，正離子帶正電荷。電荷數(shù)是由形成離子時(shí)所得、失電子數(shù)決定的。3．離子半徑影響離子半徑的因素主要有三個(gè)方面：①電子層數(shù)；②核電荷數(shù)；③核外電子數(shù)(1)正離子半徑小于相應(yīng)的原子半徑，負(fù)離子半徑大于相應(yīng)的原子半徑。如r(Al3+)<r(Al)；r(O2)>r(O)。(2)電子層數(shù)越多離子半徑越大。如r(Li+)<r(Na+)；r(Mg2+)<r(S2)。(3)具有相同電子層結(jié)構(gòu)的離子，隨核電荷數(shù)的增加逐漸減小。如r(S2）>r(C1)>r(K+)>r(Ca2+)。(4)高價(jià)正離子半徑小于低價(jià)正離子半徑，如r(Fe3+)<r(Fe2+)?！纠?】有A、B、C、D四種元素，A、B的正離子與C、D的負(fù)離子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，Am+、Bn+中m<n，Cx、Dy中x>y。則四種元素離子半徑大小關(guān)系是()(A)Am+>Bn+>Cx>Dy(B)Dy>Cx>Bn+>Am+(C)Cx>Dy>Am+>Bn+(D)Cx>Dy>Bn+>Am+【解析】電子層結(jié)構(gòu)相同的陰、正離子，隨核電荷數(shù)的增加，離子半徑逐漸變小。因此，本題只要能比較出A、B、C、D四種元素的原子序數(shù)大小，就能把它們的離子半徑大小比較出來(lái)。首先，原子失去電子后成為正離子，原子得到電子后成為負(fù)離子，陰、正離子的電子層結(jié)構(gòu)相同，說(shuō)明陽(yáng)離子的原子序數(shù)大于負(fù)離子的原子序數(shù)，因此負(fù)離子半徑大于正離子，A項(xiàng)錯(cuò)誤。兩種負(fù)離子Cx、Dy中x>y，原子序數(shù)為C<D，故負(fù)離子半徑Cx>Dy．B項(xiàng)錯(cuò)誤。再比較兩種正離子的原子序數(shù)，在Am+、Bn+中因m<n，則原子序數(shù)A<B，因此正離子半徑Am+>Bn+，因此C項(xiàng)正確?！敬鸢浮緾（四）離子化合物1．離子化合物的概念：由離子鍵形成的化合物一定是離子化合物（或由離子構(gòu)成的化合物）。如強(qiáng)堿、大多數(shù)的鹽、活潑金屬的氧化物。2．離子化合物的構(gòu)成微粒：正離子、負(fù)離子3．離子化合物中存在的作用力：一定存在離子鍵，可能有共價(jià)鍵（包括極性共價(jià)鍵和非極性共價(jià)鍵）。如NaOH中Na+與OH靠離子鍵結(jié)合，而OH中O原子與H原子靠共價(jià)鍵結(jié)合。4．離子化合物的特征：(1)離子化合物在氣化成氣態(tài)時(shí)，以分子形式存在，但在常溫下，離子化合物總是以固態(tài)形式存在。所以，離子化合物在固態(tài)時(shí)無(wú)“分子式”，只有“化學(xué)式”。(2)一般來(lái)說(shuō)，離子化合物在水溶液中和熔化狀態(tài)下（受熱易分解的離子化合物除外）均能產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子，所以均能導(dǎo)電，而離子化合物若以固態(tài)形式存在時(shí)，盡管有陰、正離子，但它們只被局限在一定空間振動(dòng)，不存在自由移動(dòng)的離子，所以，離子化合物在固態(tài)時(shí)不導(dǎo)電。(3)離子化合物（離子晶體）的熔沸點(diǎn)、硬度一般較高。5．用電子式表示離子化合物的形成過(guò)程N(yùn)aCl的形成過(guò)程：MgBr2的形成過(guò)程：Na2O2的形成過(guò)程：（一）共價(jià)鍵1．共價(jià)鍵的概念原子間通過(guò)共用電子對(duì)或電子云的有效重疊所形成的化學(xué)鍵叫共價(jià)鍵。2．共價(jià)鍵的形成條件一般是非金屬原子之間，且成鍵的原子最外層電子未達(dá)到飽和狀態(tài)，則在兩原子之間通過(guò)共用電子對(duì)形成共價(jià)鍵。有些金屬原子與非金屬原子間也可以形成共價(jià)鍵，如AlCl3中的Al原子與Cl原子之間就形成共價(jià)鍵。3．共價(jià)鍵的實(shí)質(zhì)：共用電子對(duì)的作用或電子云的有效重疊。4．共價(jià)鍵的特征：既有方向性又有飽和性。5．共價(jià)鍵的類型①一般共價(jià)鍵極性鍵：不同原子間形成的共價(jià)鍵。如HC1中H與Cl之間是極性鍵。非極性鍵：同種原子間形成的共價(jià)鍵。如Cl2中Cl與Cl之間是非極性鍵。共價(jià)鍵特殊共價(jià)鍵——配位鍵：共用電子對(duì)由某原子單方面提供與另一原子（或離子）共用，所形成的特殊共價(jià)鍵。在不同種元素原子形成的極性鍵中，由于不同元素原子吸引電子能力不同，所以共用電子對(duì)偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子一方，偏向程度越大，鍵的極性越強(qiáng)；而在非極性鍵中，成鍵的是同種元素原子，吸引電子的能力相同，所以共用電子對(duì)不偏向任何一方。6．共價(jià)鍵的表示方法：一般用電子式和結(jié)構(gòu)式表示。(1)電子式：例如、(2)結(jié)構(gòu)式：用一條短線表示一對(duì)共用電子的式子就是結(jié)構(gòu)式。如Cl2的結(jié)構(gòu)式為Cl—Cl；H2O的結(jié)構(gòu)式為HOH；CO2的結(jié)構(gòu)式為O=C=O；HC1O的結(jié)構(gòu)式為HOCl等。7．共價(jià)鍵的鍵參數(shù)(1)鍵能斷開1mol共價(jià)鍵所吸收的能量或形成1mol共價(jià)鍵所放出的能量，稱為該共價(jià)鍵的鍵能。鍵能的大小決定共價(jià)鍵的相對(duì)強(qiáng)弱。鍵能越大，共價(jià)鍵越牢固，對(duì)應(yīng)的分子一般越穩(wěn)定。如HF、HCl、HBr、HI的鍵能依次為565kJ/mol、431kJ/mol、362kJ/mol、299kJ/mol，所以氣態(tài)鹵化氫的穩(wěn)定性HF>HCl>HBr>HI。(2)鍵長(zhǎng)兩成鍵原子核之間的平均距離叫鍵長(zhǎng)。鍵長(zhǎng)也可定性決定共價(jià)鍵的相對(duì)強(qiáng)弱。鍵長(zhǎng)越短_+鍵能較大_+鍵越牢固一分子相對(duì)穩(wěn)定。如：HF、HCl、HBr、HI的鍵長(zhǎng)依次為0.092nm、0.128nm、0.141nm、0.162nm，所以穩(wěn)定性是HF>HCl>HBr>HI。成鍵原子的半徑的大小定性決定鍵長(zhǎng)的長(zhǎng)短。(3)鍵角分子中相鄰的鍵和鍵之間的夾角叫鍵角。它決定分子的空間構(gòu)型和分子的極性。如H2O、NH3、CH4、CO2的鍵角是104°18’、107.5°、109°28’、180°，故分子的空間形狀分別是：v型、三角錐型、正四面體、直線型。8．書寫共價(jià)化合物和單質(zhì)的電子式時(shí)，必須注意的問(wèn)題：(1)關(guān)鍵在于會(huì)根據(jù)元素的最外層電子數(shù)達(dá)8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)時(shí)所需要得到的電子數(shù)，進(jìn)一步確定共用電子對(duì)數(shù)，如：PCl3分子中，P元素最外層為5個(gè)電子，若要達(dá)到8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，則還缺3個(gè)電子，故本身必須提供3個(gè)電子，形成三對(duì)共用電子對(duì)，而對(duì)于Cl元素來(lái)說(shuō)，最外層為7個(gè)電子，若要達(dá)到8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，則還缺1個(gè)電子，故本身必須提供1個(gè)電子，形成一個(gè)共用電子對(duì)，又因P需要三對(duì)，故共需要3個(gè)氯原子。(2)在中學(xué)階段，在書寫共價(jià)鍵的電子式時(shí)，一般均滿足2電子或8電子結(jié)構(gòu)。所以寫好電子式之后，檢查一下每個(gè)原子是否達(dá)到2電子或8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。(3)由于共價(jià)鍵的形成，沒(méi)有發(fā)生電子得失，只是共用電子對(duì)，所以共價(jià)化合物或單質(zhì)的電子式中不出現(xiàn)陰、正離子符號(hào)和[]號(hào)（原子團(tuán)除外）?！纠齦】下列化學(xué)式既能表示物質(zhì)的組成，又能表示物質(zhì)分子式的是()(A)NH4NO3(B)SiO2(C)CH3CH2OH(D)Cu【解析】“分子式”是表示物質(zhì)分子組成，包括元素種類、原予個(gè)數(shù)的化學(xué)式。選項(xiàng)中的四種物質(zhì)依次是離子化合物、原子直接構(gòu)成的物質(zhì)、分子構(gòu)成的物質(zhì)和金屬，即只有乙醇(CH3CH2OH)是由分子構(gòu)成的?！敬鸢浮緾【例2】下列說(shuō)法中不正確的是()(A)HC1溶于水的過(guò)程中，共價(jià)鍵被破壞(B)含有共價(jià)鍵的化合物一定是共價(jià)化合物(C)含金屬元素的離子一定都是正離子(D)離子化合物中一定含有離子鍵，可能含有共價(jià)鍵【解析】HC1溶于水后電離出H+、Cl、H—Cl共價(jià)鍵被破壞，選項(xiàng)A正確。舍有共價(jià)鍵的化合物不一定是共價(jià)化合物，如NH4C1、Na2O2等，選項(xiàng)B錯(cuò)誤。含金屬元素的離子也不一定都是正離子，如AlO2等，選項(xiàng)C錯(cuò)誤。離子化合物中一定要有離子鍵，但也可能有共價(jià)鍵，如NH4Cl、Na2O2等，故選項(xiàng)D正確?！敬鸢浮緽C【點(diǎn)撥】本題主要考查了離子鍵和共價(jià)鍵的相關(guān)知識(shí)，并要求能夠領(lǐng)悟到化學(xué)中共性和個(gè)性、一般和特殊之間的關(guān)系。比如在高中化學(xué)中，含金屬元素的離子確實(shí)大多數(shù)是正離子，但也有例外，AlO2就是負(fù)離子?！纠?】下列物質(zhì)中，既含有離子鍵，又含有共價(jià)鍵的是()(A)HI(B)H2O2(C)NaOH(D)CsCl【解析】HI中氫與碘以共價(jià)鍵結(jié)合；H2O2的電子式為，從而看出H2O2中原子全部以共價(jià)鍵相結(jié)合；NaOH中Na+與OH以離子鍵結(jié)合，OH中氧與氫以共價(jià)鍵結(jié)合；CsCl中僅以離子鍵結(jié)合。故正確答案為C。【答案】C【點(diǎn)撥】非金屬元素原子之間形成的鍵常常是共價(jià)鍵，如HF。但也有例外，如NH4Cl是離子化合物。而活潑的金屬元素與活潑的非金屬元素之間易形成離子鍵，如CsF是最典型的離子化合物。另外像AlCl3、FeCl3這些化合物，雖然是由金屬與非金屬組成的，但其存在的大部分是共價(jià)鍵，仍屬于共價(jià)型化合物。（二）共價(jià)化合物1．概念：只存在共價(jià)鍵的化合物稱為共價(jià)化合物。2．構(gòu)成微粒：原子。3．存在的作用力：只存在共價(jià)鍵，沒(méi)有離子鍵和金屬鍵，一般情況下存在分子間作用力。4．用電子式表示共價(jià)化合物的形成過(guò)程：（似H2、H2O的形成過(guò)程為例）HCl的形成過(guò)程：H?+→氯原子與氫原子通過(guò)共價(jià)鍵形成氯化氮分子（電子云的有效重疊）H2O的形成過(guò)程：H?++?H→5．共價(jià)化合物的特征：(1)絕大多數(shù)非金屬元素之間所形成的化合物為共價(jià)化合物（銨鹽等除外）。