原子结构知识点45656.pdf

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1、物质结构 元素周期律 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化：、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 、原子半径呈周期性变化、元素主要化合价呈周期性变化、元素的金属性与非金属性呈周期性变化、按原子序数递增的顺序从左到右排列；元素周期律和 排列原则 、将电子层数相同的元素排成一个横行；元素周期表 、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。、短周期（一、二、三周期）周期（7 个横行）、长周期（四、五、六周期）周期表结构 、不完全周期（第七周期）、主族（AA 共 7 个）元素周期表 族（18 个纵行）、副族（BB 共 7 个）、族（8、9、10 纵行）、零族（稀有气体

2、）同周期同主族元素性质的递变规律、核电荷数，电子层结构，最外层电子数、原子半径 性质递变 、主要化合价、金属性与非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。编排依据 具体表现形式 七主七副零和八 三长三短一不全最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：NaMgAlSiPSCl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：LiNaKRbCs 具体规律：3、同主族元素的离子半径随核电

3、荷数的增大而增大。如：F-Cl-Br-Na+Mg2+Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如 FeFe2+Fe3+1-36 号元素电子排布式 氢 H：1s1 氦 He：1s2 锂 Li：1s22s1 铍 Be：1s22s2 硼 B：1s22s22p1 碳 C：1s22s22p2 氮 N：1s22s22p3 （第一电离能比氧大）氧 O：1s22s22p4 氟 F：1s22s22p5 氖 Ne：1s22s22p6 钠 Na：1s22s22p63s1 镁 Mg：1s22s22p63s2 铝 Al：1s22s22p63s23p1 硅 Si：1s22s22p63s23p2 磷 P

4、：1s22s22p63s23p3 硫 S：1s22s22p63s23p4 氯 Cl：1s22s22p63s23p5 氩 Ar：1s22s22p63s23p6 钾 K：1s22s22p63s23p64s1 钙 Ca：1s22s22p63s23p64s2 钪 Se：1s22s22p63s23p63d14s2 钛 Ti：1s22s22p63s23p63d24s2 矾 V：1s22s22p63s23p63d34s2 铬 Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 锰 Mn：1s22s22p63s23p63d54s2 铁 Fe：1s22s22p63s23p63d64s2 钴 Co：1s22s22p

5、63s23p63d74s2 镍 Ni：1s22s22p63s23p63d84s2 铜 Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 锌 Zn：1s22s22p63s23p63d104s2 镓 Ga：1s22s22p63s23p63d104s24p1 亚铁离子 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 锗 Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2 砷 As：1s22s22p63s23p63d104s24p3 硒 Se：1s22s22p63s23p63d104s24p4 溴 Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5 氪 Kr：1s22s22p63s23p

6、63d104s24p6 与水反应置换氢的难易 最高价氧化物的水化物碱性强弱 金属性强弱 单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）互相置换反应 依据：原电池反应中正负极 与 H2化合的难易及氢化物的稳定性 元素的 非金属性强弱 最高价氧化物的水化物酸性强弱 金属性或非金属 单质的氧化性或离子的还原性 性强弱的判断 互相置换反应、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：NaMgAl;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：SiPSCl。规律：、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：LiNaKRbClBrI。、金属活动性顺序表：KCaMgAlZnFeSnPb(H)Cu

7、HgAgPtAu 1、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。、定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键、存在：离子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；离子晶体。、定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。离子键、存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如：NaOH、Na2O2）；共价键 分子、原子、离子晶体。2、分类 极性键 共价化合物 化学键 非极性键 非金属单质、分类：双方提供：共价键 单方提供：配位键 如：NH4+、H3O+金属键：金属阳离子与自由电子之间的相互作用。存在于金属单质、金属晶体中。键能 3、键参数 键长 键角 4、表示方式：电子式、结构式、结构简式（后

8、两者适用于共价键）非晶体 离子晶体 固体物质 分子晶体 晶体：原子晶体 金属晶体 分子间作用力（范德瓦尔斯力）：影响因素：大小与相对分子质量有关。作用：对物质的熔点、沸点等有影响。、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。分子间相互作用 、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的 N、O、F 与 H 之间（NH3、H2O）、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。、氢键的形成及表示方式：F-H F-H F-H 代表氢键。氢键 O O H H H H O H H、说明：氢键是一种分子间作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强；共用电子对是否偏移 不同原子间 存在 共用电子对的来源 相同原子间 分子的极

9、性 分子的稳定性 分子的空间构型 决定 分子的极性 决定（孤对电子）构成晶体粒子种类 粒子之间的相互作用 是一种较强的分子间作用力。氢键：无机物如 NH3,H2O,HF,等.有机物：乙醇、乙酸、邻硝基苯酚（分子内）等.定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的（正负电荷中心能重合）的分子。非极性分子 双原子分子：只含非极性键的双原子分子如：O2、H2、Cl2等。举例：只含非极性键的多原子分子如：O3、P4等 分子极性 多原子分子：含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子 如：CO2、CS2（直线型）、CH4、CCl4（正四面体型）极性分子：定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的（

10、正负电荷中心不能重合）的。举例 双原子分子：含极性键的双原子分子如：HCl、NO、CO 等 多原子分子：含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子 如：NH3(三角锥型)、H2O（折线型或 V 型）、H2O2 分子化合物的杂化类型及分子构型 1 确定中心原子 A 价层电子对数目。计算时注意：(a)氧族元素（A 族）原子作为配位原子时，可认为不提供电子（如氧原子有 6个价电子，作为配位原子时，可认为它从中心原子接受一对电子达到 8 电子结构），但作为中心原子时，认为它提供所有的 6 个价电子。(b)如果讨论的是离子，则应加上或减去与离子电荷相应的电子数。如 PO43离子中 P 原子的价层电

11、子数应加上 3，而 NH4离子中 N 原子的价层电子数则应减去 1。(c)如果价层电子数出现奇数电子，可把这个单电子当作电子对看待。如 NO2分子中 N 原子有 5 个价电子，O 原子不提供电子。因此中心原子 N 价层电子总数为 5，当作 3 对电子看待。(d)中心原子孤电子对数n（价电子对数）m（配位原子数）。2 由价电子对数确定空间结构 价层电子对 数目 电 子 对 的排列方式 分子类型 孤电子对 数目 分子构型 实例 2 直线形 AB2 0 直线形 BeH2、BeCl2、CO2、CS2 3 正三角形 AB3 AB2 0 1 正三角形 角形(V 形)BF3 SO3、CO2-3 SnCl2

12、4 正四面体 AB4 AB3 AB2 0 1 2 正四面体形 三角锥形 角形（V 形）CH4 CCl4 SiH4 SO42-NH4、PO43 NH3 H2O H2S 3 由价电子数目确定杂化类型 中心原子价电子对数 价电子对几何分布 中心原子杂化轨道类型 2 直线形 sp 3 平面三角形 sp2 4 正四面体 sp3 石墨为 sp2，金刚石为 sp3，CO2为 sp，二氧化硅为 sp3。键角 sp3，10928 sp2，120，sp，180 常见分子的键角硫化氢：90水：氨气：甲烷、四氯甲烷、四氟化硅 10928二氧化碳、二硫化碳、一氧化碳：180白磷：60三氟化硼：120乙烯：120乙炔：1

13、80苯：120 4 等电子原理 等电子原理中所讲的“电子数相等”既可以是指总电子数相等（如 CO 和 N2，均为14），也可以是指价电子数相等（如 N2和 CN-，均为 10）。因而互为等电子体的微粒可以是分子，也可以是离子。注意的是，若按价电子数相等计数时，此时价电子总数包括重原子（原子序数4）提供的价电子以及轻原子(H、He、Li)用来与重原子成键的电子，如 N2和 C2H2互为 10 电子体，其中，C2H2的总电子数就包括两个 H 原子与 C 原子形成 C-H键的电子。此外，等电子原理中所指的“原子数相等”通常指的是重原子个数相等；“结构相似”也是针对重原子而言。因此，等电子原理也可以理

14、解为：重原子数相等，总电子数相等的分子或离子，重原子的空间构型通常具有相似性。运用等电子原理预测分子或离子的空间构型时，不能简单的认为价电子数相等的两种微粒即为等电子体，必须注意等电子体用于成键的轨道具有相似性。例如CO2和 SiO2，CO2为 sp，二氧化硅为 sp3。表 2 常见的等电子体及空间构型 等电子类型 常见等电子体 空间构型 2 原子10电子 N2,CN-,C22-,C2H2,NO+直线型 2 原子14电子 3 原子16电子 3 原子18电子 4 原子24电子 4 原子26电子 5 原子8 电子 5 原子32电子 6 原子30电子 7 原子48电子 F2,O22-,H2O2,N2

15、H4,C2H6,CH3NH2,NH2OH,CH3F CO2,N2O,NCO-,N3-,NO2+,SCN-,HgCl2,BeCl2(g)，O3,SO2,NO3-SO3(g),CO32-,NO3-,BO33-,BF3 SO32-,ClO3-,BrO3-,IO3-,XeO3 CH4,SiH4,NH4+,PH4+,BH4-CCl4,SiF4,SiO44-,SO42-,ClO4-C6H6,N3B3H6(俗称无机苯)AlF63-,SiF62-,PF6-,SF6 直线型 直线型 折线型 平面三角型 三角锥型 正四面体型 正四面体型 平面六边型 八面体型 非晶体 离子晶体 固体物质 分子晶体 晶体：原子晶体

16、金属晶体 构成微粒：离子 微粒之间的相互作用：离子键 举例：CaF2、KNO3、CsCl、NaCl、Na2O 等 NaCl 型晶体：每个 Na+同时吸引 6 个 Cl-离子，每个 Cl-同 结构特点 时吸引 6 个 Na+；Na+与 Cl-以离子键结合，个数比为 1：1。微粒空间排列特点：CsCl 型晶体：每个 Cs+同时吸引 8 个 Cl-离子，每个 Cl-同时吸引 8 个 Cs+；Cs+与 Cl-以离子键结合，个数比为 1：1。离子晶体：说明：离子晶体中不存在单个分子，化学式表示离子个数比的式子。、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点；性质特点、离子晶体固态时一般不导电，但在受热熔化或溶于

17、水时可以导电；、溶解性：（参见溶解性表）晶体晶胞中微粒个数的计算：顶点，占 1/8；棱上，占 1/4；面心，占 1/2；体心，占 1 构成晶体粒子种类 粒子之间的相互作用 、构成微粒：分子 结构特点、微粒之间的相互作用：分子间作用力、空间排列：（CO2如右图）分子晶体：、举例：SO2、S、CO2、Cl2等、硬度小，熔点和沸点低，分子间作用力越大，熔沸点越高；性质特点、固态及熔化状态时均不导电；、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非极性物质一般易溶于非极性分子溶剂，极性分子易溶于极性分子溶剂。构成微粒：原子 微粒之间的相互作用：共价键 举例：SiC、Si、SiO2、C(金刚石)等、金刚石：（最小的

18、环为非平面 6 元环）结构特点 每个 C 被相邻 4 个碳包围，处于 4 个 C 原子的中心 微粒空间排列特点：原子晶体：、SiO2相当于金刚石晶体中 C 换成 Si，Si 与 Si 间间插 O 说明：原子晶体中不存在单个分子，化学式表示原子个数比的式子。、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点；性质特点、一般不导电；、溶解性：难溶于一般的溶剂。、构成微粒：金属阳离子，自由电子；结构特点、微粒之间的相互作用：金属键、空间排列：金属晶体：、举例：Cu、Au、Na 等、良好的导电性；性质特点、良好的导热性；、良好的延展性和具有金属光泽。、层状结构 结构：、层内 CC 之间为共价键；层与层之间为分子间

19、作用力；过渡型晶体（石墨）：、空间排列：（如图）性质：熔沸点高；容易滑动；硬度小；能导电。1、简单立方堆积 配位数为 6 空间利用率：1 个晶胞中平均含有 1 个原子 V球=V晶胞=（2r）3=8r3 空间利用率=52%2 体心立方堆积 A2 配位数为 8 空间利用率：1 个晶胞中平均含有 2 个原子 334r%100晶胞球VV%10083433rr%02.68833364)34(38234344333333cellatomsocellatomsVVPrraVrrVrara 3 面心立方最密堆积A1 配位数为 12 空间利用率：1 个晶胞中平均含有 4 个原子%05.74232163164342224423333cellatomsocellatomsVVPraVrrVrrara 4 六方最密堆积 A3 配位数为 12 空间利用率：%05.74233242338232322 3223)2)(2(60sin|28)()(382342333cellatomsocellatomsVVPrrrhrrrbaSrhScbacbaVrrV 5 金刚石型结构 A4 配位数为 4 空间利用率：%01.3416333512)38(332834388333333cellatomsocellatomsVVPrraVrrVrara