單元復(fù)習(xí)04-原子結(jié)構(gòu)和化學(xué)鍵-【過知識】高一化學(xué)上學(xué)期單元復(fù)習(xí)過過過(滬科版2020必修第一冊)

第四章原子結(jié)構(gòu)和化學(xué)鍵模塊一元素周期表和元素周期律考點1元素周期表一、元素周期表、按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列；排列原則②、將電子層數(shù)相同的元素排成一個橫行；③、把最外層電子數(shù)相同的元素（個別除外）排成一個縱行。①、短周期（一、二、三周期）七主七副零和八三長三短一不全周期（7個橫行）②、長周期（四、五、六周期）七主七副零和八三長三短一不全周期表結(jié)構(gòu)③、不完全周期（第七周期）主族（ⅠA～ⅦA共7個）1、元素周期表族（18個縱行）②、副族（ⅠB～ⅦB共7個）③、Ⅷ族（8、9、10縱行）④、零族（稀有氣體）同周期同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律①、核電荷數(shù)，電子層結(jié)構(gòu)，最外層電子數(shù)②、原子半徑性質(zhì)遞變③、主要化合價④、金屬性與非金屬性⑤、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性⑥、最高價氧化物的水化物酸堿性元素周期表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：判斷元素金屬性、非金屬性強弱的方法(1)金屬性強弱①單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)置換出H2的難易程度；②單質(zhì)的還原性或離子的氧化性強弱；③最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性強弱；④單質(zhì)與鹽溶液的置換反應(yīng)；⑤原電池中的正負極。(2)非金屬性強弱①與H2化合生成氣態(tài)氫化物的難易程度及氣態(tài)氫化物的熱穩(wěn)定性強弱；②單質(zhì)的氧化性或陰離子的還原性強弱；③最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性強弱；④單質(zhì)與鹽溶液的置換反應(yīng)。2．根據(jù)原子序數(shù)推斷元素在周期表中的位置記住稀有氣體元素的原子序數(shù)：2、10、18、36、54、86。用原子序數(shù)減去比它小而相近的稀有氣體元素原子序數(shù)，即得該元素所在的縱行數(shù)。第1、2縱行為IA、ⅡA族，第3～7縱行為ⅢB～ⅦB族，第8～10縱行為第Ⅷ族，第11、12縱行為IB、ⅡB，第13～17縱行為ⅢA～ⅦA族，第18縱行為O族。這種元素的周期數(shù)比相近的原子序數(shù)小的稀有氣體元素的周期數(shù)大1。如26號元素在周期表中的位置推斷：26—18=8第四周期第Ⅷ族。【特別提醒】如果是第六周期以上的元素，用原子序數(shù)減去比它小而相近的稀有元素原子序數(shù)后，再減去14，即得該元素所在的縱行數(shù)。如84號元素所在周期和族的推導(dǎo)：84—54—14=16，即在16縱行，可判斷為第六周期ⅥA族，上述方法也可作如下變通：稀有氣體元素原子序數(shù)-該元素原子序數(shù)=18-該元素所在縱行數(shù)如推斷114號元素所處位置：118—114=4(倒數(shù)第4縱行)即位于第七周期ⅣA族。3．推斷元素的思路根據(jù)原子結(jié)構(gòu)、元素周期表的知識及相關(guān)已知條件，可推算原子序數(shù)，判斷元素在周期表中的位置等，基本思路如下：(1)稀有氣體原子的電子層結(jié)構(gòu)與同周期的非金屬元素形成的陰離子的電子層結(jié)構(gòu)相同，與下一周期的金屬元素形成的陽離子的電子層結(jié)構(gòu)相同：①與He原子電子層結(jié)構(gòu)相同的離子有H-、Li+、Be2+；②與Ne原子電子層結(jié)構(gòu)相同的離子有F-、O2-、Na+、Mg2+、A13+；③與Ar原子電子層結(jié)構(gòu)相同的離子有Cl-、S2-、K+、ca2+。(2)周期表中特殊位置的元素①族序數(shù)等于周期數(shù)的元素：H、Be、Al、Ge②族序數(shù)等于周期數(shù)2倍的元素：C、S③族序數(shù)等于周期數(shù)3倍的元素：O④周期數(shù)是族序數(shù)2倍的元素：Li、Ca⑤周期數(shù)是族序數(shù)3倍的元素：Na、Ba⑥最高正價與最低負價代數(shù)和為零的短周期元素：C⑦最高正價是最低負價絕對值3倍的短周期元素：S⑧除H外，原子半徑最小的元素：F⑨短周期中離子半徑最大的元素：P(3)常見元素及其化合物的特性①形成化合物種類最多的元素、單質(zhì)是自然界中硬度最大的物質(zhì)的元素或氣態(tài)氫化物中氫的質(zhì)量分數(shù)最高的元素：C②空氣中含量最多的元素或氣態(tài)氫化物的水溶液呈堿性的元素：N③地殼中含量最多的元素、氫化物沸點最高的元素或氫化物在通常情況下呈液態(tài)的元素：O④單質(zhì)最輕的元素：H；最輕的金屬單質(zhì)的元素：Li⑤單質(zhì)在常溫下呈液態(tài)的非金屬元素：Br；金屬元素：Hg⑥最高價氧化物及其水化物既能與強酸反應(yīng)，又能與強堿反應(yīng)的元素：Al⑦元素的氣態(tài)氫化物和它的最高價氧化物水化物能起化合反應(yīng)的元素：N；能起氧化還原反應(yīng)的元素：S⑧元素的單質(zhì)在常溫下能與水反應(yīng)放出氣體的短周期元素：Li、Na、F2、元素周期律元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化，這個規(guī)律叫做元素周期律。元素性質(zhì)的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果。原子結(jié)構(gòu)及性質(zhì)變化規(guī)律同周期（從左到右）同主族（從上到下）原子結(jié)構(gòu)核電荷數(shù)逐漸增大逐漸增大電子層數(shù)相同增多原子半徑逐漸減小逐漸增大性質(zhì)化合價最高正價由+1至+7，負價數(shù)=—（8-族序數(shù)）最高正價、負價數(shù)相同最高正價=+族序數(shù)元素的金屬性和非金屬性金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱單質(zhì)的氧化性和還原性還原性減弱，氧化性增強還原性增強弱，氧化性減弱最高價的氧化物的水化物的酸堿性堿性減弱，酸性增強酸性減弱，堿性增強氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性逐漸增強逐漸減弱①與水反應(yīng)置換氫的難易②最高價氧化物的水化物堿性強弱金屬性強弱③單質(zhì)的還原性或離子的氧化性（電解中在陰極上得電子的先后）④互相置換反應(yīng)依據(jù)：⑤原電池反應(yīng)中正負極①與H2化合的難易及氫化物的穩(wěn)定性元素的非金屬性強弱②最高價氧化物的水化物酸性強弱金屬性或非金屬③單質(zhì)的氧化性或離子的還原性性強弱的判斷④互相置換反應(yīng)①、同周期元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而減小，如：Na>Mg>Al;非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而增大，如：Si<P<S<Cl。規(guī)律：②、同主族元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而增大，如：Li<Na<K<Rb<Cs;非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而減小，如：F>Cl>Br>I。③、金屬活動性順序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au電子層數(shù)：相同條件下，電子層越多，半徑越大。判斷的依據(jù)核電荷數(shù)相同條件下，核電荷數(shù)越多，半徑越小。最外層電子數(shù)相同條件下，最外層電子數(shù)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(shù)的增大而減?。ㄏ∮袣怏w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(shù)的增大而增大。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(shù)的增大而增大。如：F--<Cl--<Br--<I--4、電子層結(jié)構(gòu)相同的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小。如：F->Na+>Mg2+>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+3、元素的原子結(jié)構(gòu)、位置及性質(zhì)之間的關(guān)系考點2元素周期律元素周期律(1)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?！練w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)。(2)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。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。(3)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個遞增到8個(第一層例外)，呈現(xiàn)周期性變化的規(guī)律。2．元素周期律的本質(zhì)：原子核外電子排布的周期性。（二）元素周期表1、元素周期表的結(jié)構(gòu)2、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3．判斷元素金屬性、非金屬性強弱的方法(1)金屬性強弱①單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)置換出H2的難易程度；②單質(zhì)的還原性或離子的氧化性強弱；③最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性強弱；④單質(zhì)與鹽溶液的置換反應(yīng)；⑤原電池中的正負極。(2)非金屬性強弱①與H2化合生成氣態(tài)氫化物的難易程度及氣態(tài)氫化物的熱穩(wěn)定性強弱；②單質(zhì)的氧化性或陰離子的還原性強弱；③最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性強弱；④單質(zhì)與鹽溶液的置換反應(yīng)。4、“位、構(gòu)、性”的關(guān)系模塊二原子結(jié)構(gòu)考點3原子結(jié)構(gòu)以及核外電子排布（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：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(xué)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(xué)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)陰陽離子中：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、同系物的區(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)同系物：結(jié)構(gòu)相似，分子組成上相差n個CH2原子團的化合物同分異構(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(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%模塊三核外電子排布考點3核外電子排布（一）、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n3、電子亞層：在同一電子層中，電子的能量還稍有差別，電子云的形狀也不相同，所以又把一個電子層分成一個或幾個亞層，分別用s、p、d、f等符號表示。s電子云為球形，P電子云為紡錘形……它們均以原子核為對稱中心。每個電子層所含亞層數(shù)不等，K電子層只有一個S亞層(Is)，L電子層有s、P兩個亞層(2s、2p)，M電子層有s、p、d三個亞層(3s、3p、3d)，N電子層有s、p、d、f四個亞層(4s、4P、4d、4f)。在同一個電子層，亞層電子的能量是按s、p、d、f的次序遞增的。電子的能量是由電子層和電子亞層共同決定的。4、電子云伸展方向(又稱為軌道）：電子云不僅有確定的形狀，而且有一定的伸展方向。s電子云是球形對稱的，一種伸展方向，P電子云有三種伸展方向，d電子云有五種伸展方向，f電子云有七種伸展方向。把在一定的電子層上，具有一定形狀和伸展方向的電子云所占據(jù)的空間稱為一個軌道。5、電子自旋：電子自旋有兩種狀態(tài)，相當于順時針和逆時針兩種方向。每個軌道最多容納兩個電子。同一軌道中的兩個電子稱成對電子，若一個軌道中只有一個電子，該電子被稱為單電子。各電子層上的電子亞層數(shù)、軌道數(shù)和最多容納的電子數(shù)電子層Oz)電子亞層軌道數(shù)(n2)最多容納電子數(shù)(2/z2)KIs12L2s、2p1+38M3s、3p、3d1+3+518(不可能出現(xiàn)在最外層）N4s、4p、4d、4f1+3+5+732(不可能出現(xiàn)在最外層和次外層）05s(5p、5d、5f、…1+3+5+7+-P6s、6p、6d、6f、…1+3+5+7+…Q7s、7p、7d、7f、…1+3+5+7+…（二）、核外電子的排布規(guī)律 泡利不相容原理：在同一個原子中，不可能有運動狀態(tài)完全相同的兩個電子存在。即：同一原子中每一個軌道上只能容納自旋方向相反的兩個電子。能量最低原理：在不違背泡利不相容原理的前提下，核外電子總是優(yōu)先占有能量最低的軌道，只有當能量最低的軌道占滿后，電子才依次進入能量較高的軌道。在同一電子層上，各亞層的能量順序為ns<np<nd<nf，當電子層不同、電子亞層相同時，其能量順序為ls<2s<3s<4s，2p<3p<4p，3d<4d<5d，4f<5f<6f。對于不同電子層的不同電子亞層，其能量高低較為復(fù)雜，如下圖所示。從圖可以看出，從第3電子層起就出現(xiàn)能級交錯現(xiàn)象。例如：3d的能量似乎應(yīng)該低于4s，而實際上，E3d>E4s。因此，按能量最低原理，電子是先排4s，再排3d。由于能級交錯，在次外層未達最大容量之前，已出現(xiàn)了最外層，而且最外層未達最大容量時，又進行次外層電子的填充，所以，原子最外層和次外層電子數(shù)一般達不到最大容量。洪特規(guī)則：電子在進入同一亞層時，將盡可能分占不同的軌道，且自旋方向相同。量子力學(xué)證明，電子這樣排布可使能量最低。同時，洪特為此又歸納出一種特例：對于同一電子亞層，當電子的排布為全充滿、半充滿或全空時，是比較穩(wěn)定的。即：全充滿p6或d10或f14，半充滿p3或d5或f7，全空p0或d0或f0。（三）、核外電子排布的表示方法1、結(jié)構(gòu)示意圖：（原子和離子）氮原子：2、電子式氮原子：3、電子排布式硫原子：1s22s22p63s23p44、軌道排布式O原子:（四）、微粒半徑大小的比較規(guī)律電子層數(shù)相同條件下，電子層越多，半徑越大判斷的依據(jù)核電荷數(shù)相同條件下，核電荷數(shù)越多，半徑越小最外層電子數(shù)相同條件下，最外層電子數(shù)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(shù)的增大而減?。ㄏ∮袣怏w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(shù)的增大而增大。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(shù)的增大而增大。如：F--<Cl--<Br--<I--4、電子層結(jié)構(gòu)相同的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小。如：F->Na+>Mg2+>Al3+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+（五）、10電子、18電子歸納1.核外有10個電子的微粒：(1)分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。(2)陽離子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H3O+(3)陰離子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。2．前18號元素的原子結(jié)構(gòu)的特殊性(1)原子核中無中子的原子1eq\s\do2(\d\ba4(1))H(2)最外層有1個電子的元素：H、Li、Na(3)最外層有2個電子的元素：Be、Mg、He(4)最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)的元素：Be、Al。(5)最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)2倍的元素：C；是次外層電子數(shù)3倍的元素：O；是次外層電子數(shù)4倍的元素：Ne。(6)電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的元素：H、Be、A1?！?7)電子總數(shù)為最外層電子數(shù)2倍的元素：Be。(8)次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的元素：S：(9)內(nèi)層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的元素：Li、P模塊四化學(xué)鍵考點4離子鍵和化學(xué)鍵(一)、化學(xué)鍵：相鄰原子或原子團之間強烈的相互作用。分類：化學(xué)鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵(二)、離子鍵、共價鍵、金屬鍵的比較。離子鍵共價鍵金屬鍵概念陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵原子間通過共用電子對（電子云重疊)所形成的化學(xué)鍵金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學(xué)鍵成鍵微粒陰、陽離子原子金屬陽離子和自由電子成鍵性質(zhì)靜電作用（包括引力和斥力）共用電子對（電子云的重疊）電性作用形成條件一般為活潑金屬與活潑非金屬特殊：NH4Cl等銨鹽。一般為非金屬與非金屬特殊：AlCl3、BeCl2等。金屬內(nèi)部強弱因素1.離子半徑（例如：NaO和MgO的熔沸點高低比較）2.離子電荷1.鍵長2.鍵能1.金屬原子的半徑2．成鍵電子數(shù)特點無方向性、無飽和性有方向性、有飽和性實例MgO、NaCl、CaF2、Na20、K2SH2、N2、H2O、CO2、金剛石Fe、Mg、合金電負性：成鍵原子吸引電子能力的相對強弱，用元素的電負性來度量。元素的電負性數(shù)值越大，表示該元素的原子吸引電子的能力越強。電負性數(shù)值大的元素(如F的電負性為4.0)，其非金屬性較強，易形成陰離子；反之，電負性數(shù)值小的元素(如Na的電負性為0.9)，其金屬性較強，易形成陽離子。人們還利用元素的電負性差值近似判斷化學(xué)鍵的類型。一般來說，當電負性差值大于1.7時，形成的化學(xué)鍵為離子鍵；當電負性差值小于1.7時，形成的化學(xué)鍵為共價鍵；電負性差值越大，形成共價鍵的極性越強。(三)、非極性共價鍵和極性共價鍵的比較。非極性共價鍵和極性共價鍵的比較非極性共價鍵極性共價鍵概念同種元素原子形成的共價鍵，共用電子對不發(fā)生偏移不同種元素原子形成的共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移原子吸引電子的能力相同不同共用電子對不偏向任何一方偏向吸引電子能為強的原子成鍵原子電性電中性顯部分電性形成條件由同種非金屬元素組成(一般）由不同種非金屬元素組成(一般)1、共價鍵的參數(shù)鍵長：在分子中，兩個成鍵原子的核間距叫做鍵長。鍵能：在一定溫度和壓強下，斷開1molA—B所吸收的能量稱為A—B的鍵能。鍵角：在多原子分子里，鍵和鍵之間的夾角，我們把這種分子中鍵與鍵之間的夾角叫做鍵角。2、配位鍵配位鍵是一種特殊的共價鍵，共用電子對由一個原子單方提供，與另一個原子或離子共用而形成的共價鍵。(四)、化學(xué)鍵、分子間作用力和氫鍵的比較化學(xué)鍵、分子間作用力和氫鍵的比較化學(xué)鍵分子間作用力（范德華力）氫鍵概念相鄰原子間強烈的相互作用分子間比較微弱的相互作用某些具有強極性鍵的氫化物分子間略強的相互作用范圍分子內(nèi)或晶體內(nèi)分子間分子間常見的存在氫鍵的物質(zhì)：H2O、NH3、HF。強弱較強比化學(xué)鍵弱得多介于化學(xué)鍵和分子間作用力之間性質(zhì)影響化學(xué)性質(zhì)主要影響物質(zhì)物理性質(zhì)主要影響物質(zhì)熔點、沸點、密度(五)、共價鍵極性和共價分子極性的比較。極性分子：分子中正、負電荷中心不重合，從整個分子來看，電荷的分布是不均勻的，不對稱的。非極性分子：分子中正、負電荷中心重合，從整個分子來看，電荷的分布是均勻的，對稱的。共價鍵極性和共價分子極性的比較共價鍵的極性共價分子的極性類型極性鍵和非極性鍵極性分子和非極性分子因素是否由同種元素原子形成整個分子電荷的分布是否均勻?qū)ΨQ聯(lián)系1、（1）所有的惰性氣體都為非極性分子。（2）以非極性鍵結(jié)合的雙原子分子必為非極性分子，如：H2、O2…（3）以極性鍵結(jié)合的雙原子分子一定是極性分子，如：HCI、CO、