原子结构知识点

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元素周期律和元素周期表具体表现形式 编排依据、按原子序数递增的顺序从左到右排列；f排列原则、将电子层数相同的元素排成一个横行；、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。4"、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（I Avn A共7个）族（18个纵行）、副族（I BW B共

2、7个）1、皿族（8、9、10纵行）、零族（稀有气体）元素周期表七主七副零和八 三长三短一不全f同周期同主族元素性质的递变规律、核电荷数，电子层结构，最外层电子数彳、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L核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小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：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大

3、而增大。如： Li<Na<K<Rb<Cs具体规律：、3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F<C<Br-<4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F> Na>Mg+>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Fe>Fe2+>Fe3+1-36号元素电子排布式氢H :1s1氮 He： 1s2锂Li:1s22s1镀 Be: 1s22s2硼B :1s22s22p1碳 C : 1s22s22p2氮N :1s22s22p3 （第一电离能比氧大）氧 O : 1s22s22p4氟F :1

4、s22s22p5M Ne： 1s22s22p6钠Na：1s22s22p63s1镁 Mg： 1s22s22p63s2铝Al:1s22s22p63s23p1硅 Si : 1s22s22p63s23p2磷P :1s22s22p63s23p3硫 S : 1s22s22p63s23p4氯Cl :1s22s22p63s23p5氮 Ar : 1s22s22p63s23p6钾K :1s22s22p63s23p64s1钙 Ca： 1s22s22p63s23p64s2铳Se：1s22s22p63s23p63d14s2钛 Ti : 1s22s22p63s23p63d24s2研V :1s22s22p63s23p63d

5、34s2铭 Cr : 1s22s22p63s23p63d54s1镒 Mn： 1s22s22p63s23p63d54s2铁 Fe : 1s22s22p63s23p63d64s2钻 Co： 1s22s22p63s23p63d74s2锲 Ni : 1s22s22p63s23p63d84s2铜 Cu: 1s22s22p63s23p63d104s1锌 Zn : 1s22s22p63s23p63d104s2钱 Ga: 1s22s22p63s23p63d104s24p1亚铁离子 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6错 Ge： 1s22s22p63s23p63d104s24p2万巾 As： 1s22

6、s22p63s23p63d104s24p3万百 Se： 1s22s22p63s23p63d104s24p4澳 Br : 1s22s22p63s23p63d104s24p5氨 Kr : 1s22s22p63s23p63d104s24p6'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HL化合的难易及氢化物的稳定性元素的4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 I互相置换反应,、同周期元素的金属性，随荷电荷数的

7、增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Si<P<S<CL规律：、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如： Li<Na<K<Rb<Cs;非金属性，随荷电荷数的增加而减小，如： F>Cl>Br>I、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>（H）>Cu>Hg>Ag>Pt>Au1、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。I、定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键离子键1（、存在：

8、离子化合物（NaCl、NaOH NaO等）；离子晶体。'、定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。、存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如： NaOH NaQ）; 不同原子间共价键分子、原子、离子晶体。 小2、分类共用电子对是否偏移T极性键3 /共价化合物I.分子的极性r>'化学键非极性键非金属单质<、分类：.相同原子间双方提供：共价键，曲弱岫旃施_手单方提供：配位键如：NH+、HO+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-, +I /）分子的稳定性1决定 ）决定 了3、键参数 .键长,分子的空间构型分子的极性键角4、

9、表示方式：电子式、结构式、结构简式（后两者适用于共价键）.,非晶体离子晶体固体物质"构成晶体粒子种类分子晶体> 晶体： 粒子之间的相互作用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（NH、H。.、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。、氢键的形成及表不方式：F H, F -H一F - H一代表氢键氢键、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;是一种较强的分子间作用力。 氢

10、键：无机物如NH,HO,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：O、H、CL等。彳举例：|只含非极性键的多原子分子如：O、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：CO、CS （直线型）、CH、CC14 （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（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：HC1、NO COt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

11、性分子如：NH（三角专t型）、hbO（折线型或 V型）、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（VIA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PO”离子中P原子的价层电子数应加上 3,而NH+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 NO分子中N原子有5个价电子，O原子不提供电子。因此中

12、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数目的排列方式数目2直线形AB20直线形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+、po3AE31三角锥形NHAE22角形（V形）HO H2s3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sp3平面三角形sp24正四面体sp3石墨为sp2,金刚石为sp3,CO为sp,二氧化硅为sp3o键角 sp3 ,

13、 109° 28 '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Nb,均为14）,也可以是指价电子数相等（如Nb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

14、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、H& Li）用来与重原子成键的电子，如凡和CR互为10电子体，其中，CH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CO和SiO2, CO为sp,二氧化

15、硅为sp3o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F2, O 22- , H 2Q, N 2H4, C 2H6, CH3NH, NH2OH, CH3F直线型3原子16电子CO, N 2O, NCO, N 3-, NO2+, SCN-, HgCl 2, BeCl 2(g),直线型3原子18电子O, SO 2, NO3-折线型4原子24电子SO(g), CO 32-, NO3 , BO33-, BF 3平面三角型4原子26电子SO2-, ClO 3 , BrO 3, IO 3-, XeO3三角锥型

16、5原子8电子CH, SiH 4, NH4+, PH 4+, BH 4-正四面体型5原子32电子CCl4, SiF 4, SiO 44-, SO42-, ClO 4-正四面体型6原子30电子GH, N 3B3 H（俗称无机苯）平面六边型7原子48旧AlFe3-, SiF 62-, PF 6-, SF 6八面体型1非晶体,离子晶体固体物质构成晶体粒子种类分子晶体>晶体：粒子之间的相互作用原子晶体金属晶体，构成微粒：离子微粒之间的相互作用：离子键.，举例：CaF2、 KNQ CsCl、NaCl、 NaO等'NaCl型晶体：每个Na+同时吸引6个Cl-离子，每个C同，,结构特点*时吸引6

17、个N& Na+与C以离子键结合，个数比为 1: 1。I微粒空间排列特点：.,1CsCl型晶体：每个Cs+同时吸引8个Cl-离子，每个C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：（

18、CO如右图）分子晶体：,、举例：SO、S、CO、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。店:构成微粒：原子, a * *微粒之间的相互作用：共价键，:举例：SiC、Si、SiO2、C（金即J石）等I、金刚石：（最小的环为非平面 6元环）结构特点J 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：.I原子晶体：口、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