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

第四單元原子結(jié)構(gòu)和化學鍵0101思維導圖0202考點速記課題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族。元素周期表中共18個縱行分16個族，它們在元素周期表中的排列如下：【歸納】主族是由長周期元素和短周期元素共同構(gòu)成的族，但由長周期和短周期構(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填入表內(nèi)。其他元素所屬類型編號：①主族元素；②過渡元素；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(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是過渡元素。答案：(1)S，⑤；(2)Sn，④⑥；(3)Zn，①或Al，③；(4)Ca，②。【例2】2007年3月21日，我國公布了111號元素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號元素，111號元素應(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)逐漸增強(逐漸減弱)主要化合價最高正價(+1～+7)，非金屬負價=(8族序數(shù))最高正價=族序數(shù)(0、F除外)，非金屬負價=(8族序數(shù))最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸、堿性酸性逐漸增強，堿性逐漸減弱酸性逐漸減弱，堿性逐漸增強非金屬氣態(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的最高價數(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數(shù)的單原子離子。答案：B、C【例4】下列說法正確的是()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【錯解】A或B或D【錯解分析】同周期主族元素原子半徑隨原子序數(shù)增大而減小，A錯；F、Q無正價，B錯；同主族元素從上到下失e能力增強，得e能力減弱，故C對，D錯?！菊狻緾（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)=價電子數(shù)=主族序數(shù)=最高正價數(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)最低負化合價絕對值=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，金屬性越強，形成的最高價氧化物對應(yīng)的水化物堿性越強，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，非金屬性越強，形成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，形成的最高價氧化物的對應(yīng)水化物酸性越強，其離子的還原性越弱。(7)主族元素的最高正價數(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、氟無最高正價。(8)主族元素的最高正價數(shù)與最低負價數(shù)的絕對值之和為8，絕對值之差為0、2、4、6的主族依次為第ⅣA、第VA、第ⅥA、第ⅦA族。(9)非金屬元素的正價一般相差2，如氯元素正化合價有+7、+5、+3、+1等，某些金屬也符合此規(guī)律，如錫元素正化合價有+4、+2價。(10)短周期正價變化隨原子序數(shù)遞增，同周期有一個+1到+7價的變化(第3周期第1A～第ⅦA)；長周期有兩個+1到+7價的變化(第4、5周期第1A～第ⅦB，第1B～第ⅦA)?！纠?】1999年1月，俄美科學家聯(lián)合小組宣布合成出114號元素的一種同位素，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個電子，184個中子【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)為參照進行推斷?！纠?】下列物質(zhì)中，堿性最強的是()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弱。若元素金屬性越強，其最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性越強；若元素的非金屬性越強，其最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性越強。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，核外電子數(shù)越大，原子核對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，電子層教越多，最外層電子離核越遠，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【錯解】C【解析】根據(jù)原子序數(shù)和元素周期律推測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)由多到少順序為B2+>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為D2>C>A+>B2+答案：A(2)元素的主要化合價的周期性變化規(guī)律隨著元素原子序數(shù)的遞增，元素的主要化合價呈現(xiàn)出從+1～+7、4～1的周期性變化規(guī)律。3～18號元素的主要化合價見下表：LiBeBCNOFNe+1+2+3+44+5321NaMgAlSiPSClAr+1+2+3+44+53+62+71同主族，元素的化合價基本相同。主族元素的最高正化合價等于它所在主族的序數(shù)。非金屬元素的最高正化合價和它的負化合價絕對值的和等于8。一般情況下，氧和氟由于非金屬性很強，在化合物中不表現(xiàn)出正的化合價，即只有一2和一1價?！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)化學式推測元素的化合價及元素可能的原子序數(shù)。A2B化合物中A的化合價可為+1，B的m合價可為一2。從選項分析，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。答案：A、D【例4】若118號元素中的兩種元素可以形成原子個數(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】能形成原子個數(shù)比為2t3的化舍物有A2B3、A3B2或C4H6。A2B3：A為+3價，B為一2價，118號元素中有：B、A1、N、P為+3價，一2價的有：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，B為一3價，118號元素中有Be、Mg為+2價，N、P為一3價。組成化合物：Be3N2，Mg3N2，Be3P2，Mg3P2；原子序數(shù)之差為3，5，11，3。故118號元素中兩種元素可以形成原子個數(shù)比為2：3的化合物時，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出現(xiàn)1個遞增到8個(第一層例外)，呈現(xiàn)周期性變化的規(guī)律。(見下表)原子序數(shù)電子層數(shù)最外層電子數(shù)達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)時的最外層電子數(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，導致電子層數(shù)相同的元素原子半徑減小，對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?！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?從而可以進一步掌握它的性質(zhì)。所以正確的選項是C。A選項中元素的相對原子質(zhì)量是由該元素中各同位素的相對原子質(zhì)量計算出來的平均值。而不同相對原子質(zhì)量的同位素原子可對應(yīng)同一元素，該元素的性質(zhì)是固定的，所以此說法不合理。B選項錯在只有原子的電子層數(shù)增多不能確定周期性變化。D選項錯在原子半徑本身屬于元素性質(zhì)的一個方面，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(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)，重復出現(xiàn)從金屬→非金屬→惰性氣體。原子的最外層電子重復出現(xiàn)從1→7→0。元素化合價重復出現(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弱取決于元素原子得失電子能力的強弱。得電子能力越強，則元素的非金屬性越強；失電子能力越強，則元素的金屬性越強。金屬性強弱的判斷依據(jù)：元素單質(zhì)跟水(或酸)反應(yīng)置換出氫的難易程度，以及它最高價氧化物對應(yīng)的水化物的堿性強弱。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，這種元素金屬性就強，反之則弱。非金屬性強弱的判斷依據(jù)：最高價氧化物對應(yīng)的水化物的酸性強弱，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)定性來判斷。如果元素最高價氧化物對應(yīng)的水化物的酸性強，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，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，原子核對外層電子的吸引力逐漸減弱，失電子能力逐漸增強，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，原子核對最外層電子的吸引力逐漸增強，失電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強，因此，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。元素最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性逐漸減弱，酸性逐漸增強，它們氣態(tài)氫化物的熱穩(wěn)定性逐漸增強。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）近代原子學說：原子是組成物質(zhì)的基本的粒子，它們是堅實的、不可再分的實心球 ③湯姆生（英）葡萄干面包模型：原子是一個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轉(zhuǎn)，就像行星環(huán)繞太陽運轉(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動⑥電子云模型：現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)學說。（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）：化學性質(zhì)及最高正價和族序數(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.同位素是針對于不同原子而言的，同素異形體是針對不同單質(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數(shù)百分比一般是不變的。(教法建議：提出豐度的概念，強調(diào)原子個數(shù)百分比)（四）、原子質(zhì)量的表示方法1、同位素原子的相對原子質(zhì)量：（對象：具體的某一種原子）數(shù)值上等于該同位素原子的絕對質(zhì)量與12C原子質(zhì)量的1|12的比值2、原子的近似相對原子質(zhì)量：（對象：具體的某一種原子）原子相對原子質(zhì)量取整，相當于質(zhì)量數(shù)，等于質(zhì)子數(shù)與中子數(shù)之和3、元素的平均相對原子質(zhì)量：該元素所對應(yīng)的各同位素原子的相對原子質(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原子質(zhì)量：該元素所對應(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）、核外電子的運動狀態(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，小黑點表示電子出現(xiàn)的次數(shù)(注意：小黑點不表示電子數(shù)），小黑點的疏密（電子云密度)表示電子出現(xiàn)機會的多少。2、電子層：根據(jù)電子的能量高低和運動區(qū)域離核的遠近，分為七個電子層，電子層符號為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個電子。(3)原子最外層電子數(shù)目不能超過8個(K層為最外層時不能超過2個電子)。(4)次外層電子數(shù)目不能超過18個(K層為次外層時不能超過2個)，倒數(shù)第三層電子數(shù)目不能超過32個。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；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】請寫出H、O、Ne、Na、Mg、Cl元素的原子結(jié)構(gòu)示意圖。【解析】3、原子的電子式在元素符號周圍用“·”和“×”來表示原子的最外層電子（價電子），這種式子叫做電子式。原子的電子式：中性原子，書寫電子式時應(yīng)把原子的最外層電子全部排列在元素符號周圍。排列方式為在元素符號上、下、左、右四個方向，每個方向不能超過2個電子。例如，、、、、、?！纠?】請寫出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個電子(氦是2個電子)，處于穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，因此化學性質(zhì)穩(wěn)定，一般不跟其他物質(zhì)發(fā)生化學反應(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：達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)（最外層2個電子或8個電子）5、離子結(jié)構(gòu)（1）離子：原子或原子團得、失電子后形成的帶電微粒。簡單正離子：核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)離子電荷數(shù)簡單負離子：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：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。負離子：核電荷數(shù)<核外電子數(shù)，帶負電荷。【例4】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，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，就不再畫出原最外層電子，但離子所帶的電荷數(shù)應(yīng)在元素符號右上角標出。所以金屬正離子的電子式即為離子符號。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。非金屬負離子的電子式：一般非金屬原子在形成負離子時，得到電子，使最外層達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，這些電子都應(yīng)畫出，并將符號用“［］”括上，右上角標出所帶的電荷數(shù)，電荷的表示方法同于離子符號。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化學鍵化學鍵1．原子間的相互作用當兩個原子間距離較遠時，由于一個原子的原子核和另一個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；當兩個原子間距離較近時，由于兩個原子的原子核所帶的都是正電荷，核外電子所帶的都是負電荷，因此主要表現(xiàn)為相互排斥；當兩個原子保持一定距離時，相互吸引和相互排斥的作用處于平衡，這樣就形成穩(wěn)定的化學鍵。【回顧】原子的結(jié)構(gòu)與原子中粒子所帶電荷。2．化學鍵的定義分子或晶體中直接相鄰的微粒之間強烈的相互作用力稱為化學鍵?！咀⒁狻竣佟爸苯酉噜彙钡脑樱òx子）間存在化學鍵，非直接相鄰的微粒間無化學鍵作用。如H2O分子中的兩個氫原子和氧原子是直接相鄰，存在化學鍵，而兩個氫原子之間不直接相鄰，它們之間不存在化學鍵。②由于相鄰的微粒之間的相互作用有強有弱，而化學鍵是一種“強烈”的相互作用，原子間較弱的相互作用不是化學鍵。如在水中，一個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既有正負電荷間的吸引力，同時Na+核與Cl核、Na+核外電子與Cl核外電子之間存在排斥力，當吸引力與捧斥力平衡時，就形成了氯化鈉晶體。3．化學鍵的類型及比較：鍵型成鍵的微粒特征形成物質(zhì)離子鍵負離子、正離子無方向性，無飽和性離子化合物共價鍵原子有方向性，有飽和性單質(zhì)或共價化合物金屬鍵自由電子、正離子、中性原子無方向性金屬或合金離子鍵1．離子鍵的概念：正負離子間通過靜電作用所形成的化學鍵叫做離子鍵?！咀⒁狻?1)“靜電作用”包括靜電吸引力和排斥力。如：負離子的負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，當吸引與排斥達到平衡時，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、正離子間不能無限地靠近，也不能相距很遠，兩者之間的距離稱為核間距。當離子晶體熔化或溶于水時，離子鍵被破壞，這時離子可以自由移動，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鍵不是離子鍵，而是共價鍵，如AlCl3中鋁與氯之間的化學鍵是共價鍵。(2)金屬正離子或NH4+與某些帶電的原子團（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．離子鍵的特征既無方向性又無飽和性。因為離子是球形對稱的，只要空間條件許可，它可以從不同方向同時吸引幾個帶相反電荷的離子。如在CsCl晶體中，一個Cs+同時吸引8個Cl，一個C1也同時吸引8個Cs+。4．影響離子鍵強弱的因素(1)離子電荷（主要因素）：離子電荷越多，作用越強。(2)離子半徑（次要因素）：離子半徑越小，作用越強。(3)離子的極化程度（次要因素，在高中階段一般忽略不計）。5．電子式的書寫(1)原子的電子式：在元素符號周圍點出最外層電子數(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。如Mg2+、Al3+等。負離子的電子式，點出負離子最外層電子，并用“[]”括上。如原子團的電子式：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，不會形成離子鍵。同理C的兩種元素也不會形成離子鍵?！敬鸢浮緼D【例3】下列電子式中錯誤的是()(A)鈉離子：Na+(B)氫氧根離子：(C)次氯酸：(D)過氧化鈉：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選項的鈉離子是由鈉原子失去最外層一個電子而成，所以電子式為Na+；由于含氧酸分子中一定含有—OH．且是幾元無機合氧酸，就有幾個OH．故在次氯酸分子結(jié)構(gòu)式是H—O—Cl，C選項錯誤；Na2O2是離子化合物，有離子鍵并且O22是原子團，氧原子間靠非極性共價鍵結(jié)合，所以D選項正確?！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：負離子帶負電荷，正離子帶正電荷。電荷數(shù)是由形成離子時所得、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)高價正離子半徑小于低價正離子半徑，如r(Fe3+)<r(Fe2+)。【例4】有A、B、C、D四種元素，A、B的正離子與C、D的負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。首先，原子失去電子后成為正離子，原子得到電子后成為負離子，陰、正離子的電子層結(jié)構(gòu)相同，說明陽離子的原子序數(shù)大于負離子的原子序數(shù)，因此負離子半徑大于正離子，A項錯誤。兩種負離子Cx、Dy中x>y，原子序數(shù)為C<D，故負離子半徑Cx>Dy．B項錯誤。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，可能有共價鍵（包括極性共價鍵和非極性共價鍵）。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，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)時無“分子式”，只有“化學式”。(2)一般來說，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)生自由移動的離子，所以均能導電，而離子化合物若以固態(tài)形式存在時，盡管有陰、正離子，但它們只被局限在一定空間振動，不存在自由移動的離子，所以，離子化合物在固態(tài)時不導電。(3)離子化合物（離子晶體）的熔沸點、硬度一般較高。5．用電子式表示離子化合物的形成過程NaCl的形成過程：MgBr2的形成過程：Na2O2的形成過程：（一）共價鍵1．共價鍵的概念原子間通過共用電子對或電子云的有效重疊所形成的化學鍵叫共價鍵。2．共價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到飽和狀態(tài)，則在兩原子之間通過共用電子對形成共價鍵。有些金屬原子與非金屬原子間也可以形成共價鍵，如AlCl3中的Al原子與Cl原子之間就形成共價鍵。3．共價鍵的實質(zhì)：共用電子對的作用或電子云的有效重疊。4．共價鍵的特征：既有方向性又有飽和性。5．共價鍵的類型①一般共價鍵極性鍵：不同原子間形成的共價鍵。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鍵。如Cl2中Cl與Cl之間是非極性鍵。共價鍵特殊共價鍵——配位鍵：共用電子對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，所以共用電子對偏向吸引電子能力強的原子一方，偏向程度越大，鍵的極性越強；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，所以共用電子對不偏向任何一方。6．共價鍵的表示方法：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．共價鍵的鍵參數(shù)(1)鍵能斷開1mol共價鍵所吸收的能量或形成1mol共價鍵所放出的能量，稱為該共價鍵的鍵能。鍵能的大小決定共價鍵的相對強弱。鍵能越大，共價鍵越牢固，對應(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)鍵長兩成鍵原子核之間的平均距離叫鍵長。鍵長也可定性決定共價鍵的相對強弱。鍵長越短_+鍵能較大_+鍵越牢固一分子相對穩(wěn)定。如：HF、HCl、HBr、HI的鍵長依次為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的長短。(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．書寫共價化合物和單質(zhì)的電子式時，必須注意的問題：(1)關(guān)鍵在于會根據(jù)元素的最外層電子數(shù)達8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)時所需要得到的電子數(shù)，進一步確定共用電子對數(shù)，如：PCl3分子中，P元素最外層為5個電子，若要達到8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，則還缺3個電子，故本身必須提供3個電子，形成三對共用電子對，而對于Cl元素來說，最外層為7個電子，若要達到8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，則還缺1個電子，故本身必須提供1個電子，形成一個共用電子對，又因P需要三對，故共需要3個氯原子。(2)在中學階段，在書寫共價鍵的電子式時，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，檢查一下每個原子是否達到2電子或8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。(3)由于共價鍵的形成，沒有發(fā)生電子得失，只是共用電子對，所以共價化合物或單質(zhì)的電子式中不出現(xiàn)陰、正離子符號和[]號（原子團除外）?！纠齦】下列化學式既能表示物質(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、原予個數(shù)的化學式。選項中的四種物質(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。【答案】C【例2】下列說法中不正確的是()(A)HC1溶于水的過程中，共價鍵被破壞(B)含有共價鍵的化合物一定是共價化合物(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，可能含有共價鍵【解析】HC1溶于水后電離出H+、Cl、H—Cl共價鍵被破壞，選項A正確。舍有共價鍵的化合物不一定是共價化合物，如NH4C1、Na2O2等，選項B錯誤。含金屬元素的離子也不一定都是正離子，如AlO2等，選項C錯誤。離子化合物中一定要有離子鍵，但也可能有共價鍵，如NH4Cl、Na2O2等，故選項D正確。【答案】BC【點撥】本題主要考查了離子鍵和共價鍵的相關(guān)知識，并要求能夠領(lǐng)悟到化學中共性和個性、一般和特殊之間的關(guān)系。比如在高中化學中，含金屬元素的離子確實大多數(shù)是正離子，但也有例外，AlO2就是負離子?！纠?】下列物質(zhì)中，既含有離子鍵，又含有共價鍵的是()(A)HI(B)H2O2(C)NaOH(D)CsCl【解析】HI中氫與碘以共價鍵結(jié)合；H2O2的電子式為，從而看出H2O2中原子全部以共價鍵相結(jié)合；NaOH中Na+與OH以離子鍵結(jié)合，OH中氧與氫以共價鍵結(jié)合；CsCl中僅以離子鍵結(jié)合。故正確答案為C?！敬鸢浮緾【點撥】非金屬元素原子之間形成的鍵常常是共價鍵，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鍵，仍屬于共價型化合物。（二）共價化合物1．概念：只存在共價鍵的化合物稱為共價化合物。2．構(gòu)成微粒：原子。3．存在的作用力：只存在共價鍵，沒有離子鍵和金屬鍵，一般情況下存在分子間作用力。4．用電子式表示共價化合物的形成過程：（似H2、H2O的形成過程為例）HCl的形成過程：H?+→氯原子與氫原子通過共價鍵形成氯化氮分子（電子云的有效重疊）H2O的形成過程：H?++?H→5．共價化合物的特征：(1)絕大多數(shù)非金屬元素之間所形成的化合物為共價化合物（銨鹽等除外）。