元素周期律
1. 原子的质量、体积、化学性质主要由质子数和中子数、电子的运动区域、最
外层电子数决定。
2. 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。 3. 决定因素：核外电子排布（尤其是最外层）的周期性变化。 4. 周期序数 = 该周期元素原子的电子层数
主族的族序数 = 该族元素原子的最外层电子数
5. 主族元素的价电子就是原子最外层的电子，副族元素还跟原子的次外层或倒
数第三层的部分电子有关。
元素周期表
一、概念
1. 元素周期表是元素周期律的表现形式。 2. 编排原则：
（1）将电子层数相同的元素按照原子序数递增顺序从左到右排成横行。 （2）把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。 3. 第一二三周期叫短周期，第四五六周期叫长周期，第七周期叫不完全周期。4. 元素的金属性表示元素原子失去电子能力的强弱，元素非金属性表示元素原
子获得电子能力的强弱。
二、元素性质递变的周期性
引起元素性质周期性变化的原因：随着原子序数的递增，元素原子最外层 电子排布呈周期性的变化。 1. 化合价
（1）主族元素的最高正价 = 最外层电子数 = 主族序数 = 8 -︱最低负价︱ （F 无正价，氧无最高正价）
主族元素最低负价 = 主族序数 – 8（除第一周期外） ︱最高正价︱+︱最低负价︱= 8
（2）金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只是正价）。
既有正价又有负价的元素一定是非金属元素。
2. 原子半径
（1）主族元素随着核电荷数的增多，同一周期中从左到右原子半径随着原子
序数的递增依次减少；同一主族从上到下原子半径逐渐增大。 （2）
3. 金属性和非金属性
（1）同一周期中，主族元素随着核电荷数的增多，从左到右元素的金属性质
逐渐减弱，非金属性逐渐增强。从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐 减弱。
（2）原子失去或得到电子的能力主要决定于原子的核电荷数和原子半径。 （3）元素的（非）金属性强弱与单质的活泼性有时不一致
例：元素非金属性：N>P 单质活泼性：Na
Sn 单质活泼性：Sn>Pb
三、化合物性质递变的周期性
1. 同一主族，随着核电荷数的递增，从上到下元素最高价氧化物对应水化物
的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强；气态氧化物的热稳定性逐渐减弱。 2. 同一主族，随着核电荷数的递增，从左到右元素最高价氧化物对应水化物
的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强；气态氧化物的热稳定性逐渐增强。 3. 氯酸 硫酸 硝酸 磷酸
亚氯酸 亚硫酸 亚硝酸 偏磷酸 次氯酸
四、几条规律 1. 对角规律
（1）递变性（B 、C ） 金属性C > B；半径C > B；非金属性C
2. 相近相邻：上下左右相邻元素性质差别不大 3. 奇偶规律：
除镧系，锕系，第Ⅷ族外，表中原子序数为奇数的元素其所在族的族序数及主要化合价也为奇数，偶数同理。
五、序差规律 1. 纵向
（1）第一、二主族同族上下相邻两元素的原子序数差为上面元素所在周期的
元素种类。
（2）除ⅠA 、ⅡA 外，同族上下相邻两元素的原子序数差为下面元素所在周期的元素种类。 2. 横向
（1）短周期中，同一周期两元素的原子序数差等于族序数差。
（2）第4、5周期同一周期两元素的原子序数差为族序数差或族序数差加10。（3）第6周期同一周期两元素的原子序数差为族序数差或族序数差加24。
六、元素之最
1. 最活泼的金属Cs 6. 最轻的非金属单质H2 2. 自然界中含量最多的金属Al 7. 最稳定的气态氢化物HF 3. 最活泼的非金属单质F2 8. 含H 量最大的氢化物CH4 4. 最轻的金属Li 9. 最强碱CSOH 5. 冶炼最多的金属Fe 10. 最强酸HClO4
补：某些元素的所有同位素原子都具有放射性，称为放射性元素。 例如：周期表84号及以后的元素。 应用 1.
人们在金属和非金属的分界线附近寻找半导体材料；在B 族和Ⅷ族中寻找 催化剂，以及耐高温、耐腐蚀的合金材料。 2.
Na 与水剧烈反应，形成熔化的小球，在水面上迅速游动，并发出嘶嘶声； Mg 与水反应微弱，滴入酚酞，镁条附近溶液变红。 3. 在周期表的右上角寻找安全的高效农药；预测和发现新元素。 4.
SiH4甲硅烷 & PH4易自燃
H3PO4磷酸 、 HPO3偏硝酸 、 HClO4高氯酸
判断金属性强弱的方法 1、周期表中位置 2、与H2O 反应的难易度 3、与H+反应的快慢 4、置换
5、构建原电池（负极活泼） 6、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
判断非金属性强弱的方法
1、 周期表中位置（越往后，越往上，非金属性越强）。 2、 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。 3、 与H2化合的难易度，或生成氧化物的稳定性。 4、 置换
核外电子排布的规律 1、 原子结构示意图：
电子层离核由近到远，电子层上的电子能量高低由低到高 2、 核外电子排布的规律 （1）遵守能量最低原理
（2）各电子层最多可容纳的电子数为2n2（n 表示电子层序数） （3）最外层电子数不超过8个（K 层为最外层时则不超过2个） （4）次外层电子数不超过18，倒数第二层电子数不超过32. 3、 原子或原子团得失电子后形成的带电微粒称为离子。
大多数的盐和NaOH 、KOH 、Ba(OH)2、 Ca(OH)2等均由离子构成。 大多数的酸均由分子构成，例：H2SO4、HNO3、HCl 等。 4、 10电子微粒：CH4 、NH3、 H2O 、 HF 、Ne
F-、 O2- 、N3- 、OH- 、NH4+、 H3O+ 、NH2-
18电子微粒：SiH4（甲硅烷）、 PH3 、H2S 、 HCl 、 Ar 、 F2 、Cl-、S2- 、K+ 、Ca2+、 C2H6 、N2H4（肼）、H2O2、 CH3 - NH2、CH3 – OH、CH3 - F
化学键和分子间作用力
一、化学键
1、 定义：相邻的的两个或多个原子之间强烈的相互作用。 2、 分类：离子键、共价键、金属键
3、 距离较远时，主要作用力：原子核与核外电子之间的引力。
距离较近时，主要作用力：原子核与原子核、电子与电子之间的斥力。 距离一定时，引力和斥力相等，形成物质。
离子键
一 离子键 1、 离子键
（1）定义：阴阳离子之间（成键微粒）的通过强烈静电相互作用（成键作用力）
形成的化学键
（2）离子键的本质：阴阳离子间强烈的静电作用。
（3）成键条件：质子间发生电子的转移产生阴阳离子 （4）特点：无方向性，无饱和性
（5）其他条件相同，离子所带电荷越多，离子半径越小，离子键越强。 （6）ⅠA 族或ⅡA 族的金属与ⅥA 、ⅦA 族的非金属之间往往易形成离子键。
2、 离子键形成物质（大多数的盐，活泼金属氧化物，强碱） （1）活泼金属与活泼非金属（Ci ，Br ，O 等）结合。
（2）活泼金属与酸根/氢氧根结合形成的盐（Na2SO4）/碱（KOH ） （3）铵根离子和酸根离子（或活泼非金属元素）形成的盐（NH4CI ） 3、 离子的结构特征 1）离子的电子层结构
主族元素离子的核外电子排布一般都达到最外层8电子（第一层为最外层， 2电子）的稳定结构 2）离子的半径
①具有相同的电子层结构，核电荷数越多，半径越小。
②同一主族，从上到下，元素原子所形成的离子，半径逐渐增大 ③电子层的核电荷数都相同时，电子数越多，半径越大。Fe2+﹥Fe3+ ④离子半径越小，所带电荷越多，离子键越强，形成的化合物熔沸点越高。 4、 影响离子键强弱的因素：离子半径、离子所带电荷
（（
二 离子化合物
1. 定义：微粒之间以离子键（含离子键）结合而形成的化合物（由离子直接
构成的化合物）
2. 物理性质：易溶于水，难溶于有机溶剂，常温常压下一般都是晶体。 有较高的熔点和沸点，硬度较大，受热熔化或溶于水时可以导电。 3. 化学式（无分子式）只表示组成阴阳离子的个数之比。
4. 除氯化铁，氯化铝，其他都是离子化合物，铵盐不是共价化合物。 5. 共价化合物全是共价键，离子化合物含有离子键。
6. 金刚石，SiO2等固体硬度很大，熔沸点很高，他们都是由原子通过共价键 结合而成的具有空间网状结构的原子晶体。
7. 强碱、大多数盐（FeCl3 AlCl3除外）、典型的金属氧化物、NaH 、 KH
补：电解MgCl2 → Mg 电解 Al2O3 → Al MgO （熔点高） AlCl3（共价化合物） NaH +H2O → NaOH +H2↑ 8. 离子化合物的形成过程：
（箭头左方相同的微粒可以合并，右方不可以合并）
9. 离子化合物的电子式
由阴阳离子构成，相同离子不能合并
共价键
一 共价键
1. 定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。 （1）成键微粒：原子（一般在非金属原子之间） （2）形成条件：自旋方向相反的成单电子 （孤对电子：未跟其它原子共用的电子对） （3）特点：有方向性和饱和性 2. 共价键参数
（1）键长：分子中两个成键原子的核间距。 （2）键能：严格来说需要证明温度和压强。
反应热 = 所有生成物键能总和（放热）– 所有反应物键能总和（吸热）例：P4（g ）+10cl2 (g) 4PCl5 (g) +Q
P-P = x Cl – Cl = y P – Cl = z Q = 20 z – 6x – 10 y 注：稀有气体是单原子分子，不存在化学键
（3）键角：分子中键和键之间的夹角叫做键角。（决定分子在空间的几何构型，判断分子极性）
（4）键长键能：判断分子的稳定性；键长键角：确定分子在空间的几何构型。（5）成键原子相同，键数越多，键长越短，键越牢；原子半径越小，键长越短，键能越大，形成分子越稳定。
3. 非金属元素（非金属单质，非金属氧化物，气态氢化物，酸）的原子之间
一般都是共价键。（稀有气体单质中没有共价键） 4. 电子式 / 结构式（一根短线表示一对共用电子对）
极性键（例：HCI ）：共用电子对偏向 吸引电子能力强的一方，偏向程度越大，
一般共价键 键的极性越强。
非极性键（例：CI2）：共用电子对
5. 共价键 不偏向任何一方。
特殊共价键：共用电子对由某原子单方面提供与另一原子
（配位键） （或离子）共用，形成特殊共价键
6. 元素的电负性
（1）定义：成键原子吸引电子能力的相对强弱。
（2）元素的电负性越大，表示该元素的原子吸引电子的能力越强。 （3）人们利用元素的电负性差值近似地判断化学键的类型。 当电负性差值大于1.7时，形成的化学键为离子键；
当电负性差值小于1.7时，形成的化学键为共价键。 7. 极性分子与非极性分子
（1）非极性分子：分子间电荷分布对称（正负电荷重心重合）
极性分子：分子间电荷分布不对称（正负电荷重心不重合） （2）与非极性键结合的双原子分子必为非极性分子 与极性键结合的双原子分子一定是极性分子
与极性键结合的多原子分子，分子极性由分子的空间构型决定 （3）极性分子一定都由极性键构成 × H2O2 非极性分子一定不含极性键 × CCl4 8. 相似相溶原理
极性分子易溶于极性分子组成的溶剂中； 非极性分子易溶于非极性分子组成的溶剂中；
二 共价分子
1. 定义：原子之间全都是共价键的分子（不论是单质还是化合物，其最小
组成单元是分子）
2. 组成和结构相似的分子，相对分子质量大，分子间作用力大。 3. 共价分子的形成过程：
4. 共价单质：H2、 Cl2、 F2、 Br2、 N2、 O2、 P4、 C60、 O3
共价化合物：HCl(HX)、 H2O 、 H2S 、 H2O2、 CO2、 CH4、 CCl4、 H2SO4 5. 石墨层内共价键，层间分子间作用力。
金属键
1. 定义：金属离子间依靠自由电子而产生的强的相互作用。
（存在于固体金属单质或合金中）
2. 成键微粒：金属阳离子和自由电子。 3. 成键实质：静电作用（静电引力和斥力） 4. 特点：没有方向性和饱和性
分子间作用力（范德华力）
1. 定义：存在于分子之间的微弱作用力（只有分子晶体有） 2. 意义：决定分子晶体的物理性质 3. 本质：静电相互作用 4. 影响因素：
（1）组成结构相似，相对分子质量越大，分子间作用力越大，
如沸点CF4 ﹤ CCl4 ﹤ CBR4 ﹤ CC4 （2）同分异构体支链越多，分子间作用力越小， 如沸点 正戊烷 ﹥ 异戊烷 ﹥ 新戊烷
5. 特点：分子间作用力的大小，是影响物质熔沸点、溶解度等的因素之一。（1）范德华力越大，使物质熔化或汽化使克服分子间作用力需要吸收的能量
越大，该物质的熔点、沸点也就越高。
（2）对于分子组成和结构相似的物质来说，范德华力一般随着相对分子
质量的增大而增强，表现为沸点的增高。
氢键 1.
定义：氢原子与其它电负性大的原子上的孤电子对产生的相互作用力
（不是化学键，是分子间作用力的一种）
2. 物质含 H-N H-O H-F 都会形成氢键 3. 特点：有方向性和饱和性
晶体
1. 晶体是指具有规则的几何外形的固体，它们具有固定的熔点（纯净物） 2. 分类：离子晶体、分子晶体、原子晶体、金属晶体 一、离子晶体
1. 定义：离子间通过离子键所形成的晶体（点电荷之间的作用力） 2. 像NaCI 仅为化学式，不为分子式，不代表其真实组成，代表元素组成。 3. 熔沸点和硬度由离子键强弱决定，离子键强弱由离子所带电量（多）和
离子半径大小（小）决定。
4. 离子晶体的结构一般比较稳定，密度较大，且具有较高的熔点、沸点和硬
度。
5. 固体不带电，熔融物及水溶液导电（只有金属晶体导电）
6. 在NaCI 晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，而每个氯离子周围也有6
个钠离子。
7. 在一个NaCI 晶胞中有4个钠，4个氯（氯化铯：1个铯，1个氯）
二、分子晶体
1. 定义：分子间通过分子间作用力形成的晶体。
2. 分子晶体的熔点较低，硬度较小，熔沸点高低由分子间作用力决定
（熔化是克服分子间作用力）
3. 所有稀有气体元素单质、大多数非金属单质和大多数共价化合物形成的晶
体都是分子晶体，如Xe 、S 、P4（白磷）、I2、H2O 、H3PO4、CH3COOH 、C10H8（萘）等。
4. 只有分子晶体才能用分子式表示物质的真实组成。 5. 稀有气体由原子构成，但它是单原子分子。
6. 溶于水除克服分子间作用力外，可能克服共价键，可能导电。 7. 分子晶体的特点：
（1）共价分子构成的物质溶、沸点较低，硬度较大。 （2）有单个分子存在；化学式就是分子式。 （3）固态和熔融状态时都不导电。
8. 分子之间通过范德华力结合而成的分子晶体，熔沸点较低，硬度较小 （干冰、固体碘、冰）。
9. 部分非金属单质、部分非金属氧化物、气态氢化物、酸、大多数有机物、
稀有气体可以形成分子晶体。
10. 金属阳离子和自由电子通过金属键所形成的晶体称为金属晶体。
三、原子晶体
1. 定义：原子间通过共价键结合的空间网状的晶体。
2. 熔沸点、硬度由共价键决定，共价键大小由原子半径大小（大）和形成共
价键数目（多）决定。
3. 原子晶体的熔点、沸点很高，硬度很大。（金刚石是自然界中最硬的物质）4. 金刚石
1）金刚石中每个碳原子位于四面体的中心，跟他成键的4个碳原子位于四
面体的顶点。
2）金刚石晶体结构中最小碳环为六元环。
5. 二氧化硅
（1）自然界存在的二氧化硅晶体通常叫石英，大而透明的石英晶体也叫水晶。（2）二氧化硅是制造玻璃、光导纤维的原料，具有压电性的单晶石英可制作
超声波元件等。
6. 常见的原子晶体有金刚石，晶体硅（半导体），二氧化硅晶体（光导纤维）
和碳化硅晶体等。
7. 沸点：金刚石 > 碳化硅 > 晶体硅
8. 金属晶体的熔点和硬度的差异很大，如汞的熔点低于室温（234.1K ），而钨
的熔点却高达3688±20K 四、金属晶体
1. 定义：由金属阳离子和自由电子构成的晶体。
2. 金属晶体熔沸点由金属键的强弱决定，金属键的强弱由金属阳离子所带电
量（多0和金属阳离子的半径（小）决定。
3. 金属晶体有导电性、导热性、延展性、金属光泽（晶体中的自由电子可以
吸收光能而呈能量较高状态）。
五、混合型晶体（石墨）
1. 石墨是一种灰黑色不透明晶体，有金属光泽，非常难熔（3652℃，比金刚
石3550℃沸点高），质软有润滑性，是电的良导体。
2. 层内以共价键结合，排列成六边形（每个碳原子周围有1.5个碳原子），硬
度很大；层间相邻碳原子以范德华力相结合。
3. 石墨可用作原子核反应堆的慢化剂（导热剂：钠钾合金）、火箭发动机喷管
和电极材料等。
（ （
元素周期律
1. 原子的质量、体积、化学性质主要由质子数和中子数、电子的运动区域、最
外层电子数决定。
2. 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。 3. 决定因素：核外电子排布（尤其是最外层）的周期性变化。 4. 周期序数 = 该周期元素原子的电子层数
主族的族序数 = 该族元素原子的最外层电子数
5. 主族元素的价电子就是原子最外层的电子，副族元素还跟原子的次外层或倒
数第三层的部分电子有关。
元素周期表
一、概念
1. 元素周期表是元素周期律的表现形式。 2. 编排原则：
（1）将电子层数相同的元素按照原子序数递增顺序从左到右排成横行。 （2）把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。 3. 第一二三周期叫短周期，第四五六周期叫长周期，第七周期叫不完全周期。4. 元素的金属性表示元素原子失去电子能力的强弱，元素非金属性表示元素原
子获得电子能力的强弱。
二、元素性质递变的周期性
引起元素性质周期性变化的原因：随着原子序数的递增，元素原子最外层 电子排布呈周期性的变化。 1. 化合价
（1）主族元素的最高正价 = 最外层电子数 = 主族序数 = 8 -︱最低负价︱ （F 无正价，氧无最高正价）
主族元素最低负价 = 主族序数 – 8（除第一周期外） ︱最高正价︱+︱最低负价︱= 8
（2）金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只是正价）。
既有正价又有负价的元素一定是非金属元素。
2. 原子半径
（1）主族元素随着核电荷数的增多，同一周期中从左到右原子半径随着原子
序数的递增依次减少；同一主族从上到下原子半径逐渐增大。 （2）
3. 金属性和非金属性
（1）同一周期中，主族元素随着核电荷数的增多，从左到右元素的金属性质
逐渐减弱，非金属性逐渐增强。从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐 减弱。
（2）原子失去或得到电子的能力主要决定于原子的核电荷数和原子半径。 （3）元素的（非）金属性强弱与单质的活泼性有时不一致
例：元素非金属性：N>P 单质活泼性：Na
Sn 单质活泼性：Sn>Pb
三、化合物性质递变的周期性
1. 同一主族，随着核电荷数的递增，从上到下元素最高价氧化物对应水化物
的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强；气态氧化物的热稳定性逐渐减弱。 2. 同一主族，随着核电荷数的递增，从左到右元素最高价氧化物对应水化物
的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强；气态氧化物的热稳定性逐渐增强。 3. 氯酸 硫酸 硝酸 磷酸
亚氯酸 亚硫酸 亚硝酸 偏磷酸 次氯酸
四、几条规律 1. 对角规律
（1）递变性（B 、C ） 金属性C > B；半径C > B；非金属性C
2. 相近相邻：上下左右相邻元素性质差别不大 3. 奇偶规律：
除镧系，锕系，第Ⅷ族外，表中原子序数为奇数的元素其所在族的族序数及主要化合价也为奇数，偶数同理。
五、序差规律 1. 纵向
（1）第一、二主族同族上下相邻两元素的原子序数差为上面元素所在周期的
元素种类。
（2）除ⅠA 、ⅡA 外，同族上下相邻两元素的原子序数差为下面元素所在周期的元素种类。 2. 横向
（1）短周期中，同一周期两元素的原子序数差等于族序数差。
（2）第4、5周期同一周期两元素的原子序数差为族序数差或族序数差加10。（3）第6周期同一周期两元素的原子序数差为族序数差或族序数差加24。
六、元素之最
1. 最活泼的金属Cs 6. 最轻的非金属单质H2 2. 自然界中含量最多的金属Al 7. 最稳定的气态氢化物HF 3. 最活泼的非金属单质F2 8. 含H 量最大的氢化物CH4 4. 最轻的金属Li 9. 最强碱CSOH 5. 冶炼最多的金属Fe 10. 最强酸HClO4
补：某些元素的所有同位素原子都具有放射性，称为放射性元素。 例如：周期表84号及以后的元素。 应用 1.
人们在金属和非金属的分界线附近寻找半导体材料；在B 族和Ⅷ族中寻找 催化剂，以及耐高温、耐腐蚀的合金材料。 2.
Na 与水剧烈反应，形成熔化的小球，在水面上迅速游动，并发出嘶嘶声； Mg 与水反应微弱，滴入酚酞，镁条附近溶液变红。 3. 在周期表的右上角寻找安全的高效农药；预测和发现新元素。 4.
SiH4甲硅烷 & PH4易自燃
H3PO4磷酸 、 HPO3偏硝酸 、 HClO4高氯酸
判断金属性强弱的方法 1、周期表中位置 2、与H2O 反应的难易度 3、与H+反应的快慢 4、置换
5、构建原电池（负极活泼） 6、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
判断非金属性强弱的方法
1、 周期表中位置（越往后，越往上，非金属性越强）。 2、 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。 3、 与H2化合的难易度，或生成氧化物的稳定性。 4、 置换
核外电子排布的规律 1、 原子结构示意图：
电子层离核由近到远，电子层上的电子能量高低由低到高 2、 核外电子排布的规律 （1）遵守能量最低原理
（2）各电子层最多可容纳的电子数为2n2（n 表示电子层序数） （3）最外层电子数不超过8个（K 层为最外层时则不超过2个） （4）次外层电子数不超过18，倒数第二层电子数不超过32. 3、 原子或原子团得失电子后形成的带电微粒称为离子。
大多数的盐和NaOH 、KOH 、Ba(OH)2、 Ca(OH)2等均由离子构成。 大多数的酸均由分子构成，例：H2SO4、HNO3、HCl 等。 4、 10电子微粒：CH4 、NH3、 H2O 、 HF 、Ne
F-、 O2- 、N3- 、OH- 、NH4+、 H3O+ 、NH2-
18电子微粒：SiH4（甲硅烷）、 PH3 、H2S 、 HCl 、 Ar 、 F2 、Cl-、S2- 、K+ 、Ca2+、 C2H6 、N2H4（肼）、H2O2、 CH3 - NH2、CH3 – OH、CH3 - F
化学键和分子间作用力
一、化学键
1、 定义：相邻的的两个或多个原子之间强烈的相互作用。 2、 分类：离子键、共价键、金属键
3、 距离较远时，主要作用力：原子核与核外电子之间的引力。
距离较近时，主要作用力：原子核与原子核、电子与电子之间的斥力。 距离一定时，引力和斥力相等，形成物质。
离子键
一 离子键 1、 离子键
（1）定义：阴阳离子之间（成键微粒）的通过强烈静电相互作用（成键作用力）
形成的化学键
（2）离子键的本质：阴阳离子间强烈的静电作用。
（3）成键条件：质子间发生电子的转移产生阴阳离子 （4）特点：无方向性，无饱和性
（5）其他条件相同，离子所带电荷越多，离子半径越小，离子键越强。 （6）ⅠA 族或ⅡA 族的金属与ⅥA 、ⅦA 族的非金属之间往往易形成离子键。
2、 离子键形成物质（大多数的盐，活泼金属氧化物，强碱） （1）活泼金属与活泼非金属（Ci ，Br ，O 等）结合。
（2）活泼金属与酸根/氢氧根结合形成的盐（Na2SO4）/碱（KOH ） （3）铵根离子和酸根离子（或活泼非金属元素）形成的盐（NH4CI ） 3、 离子的结构特征 1）离子的电子层结构
主族元素离子的核外电子排布一般都达到最外层8电子（第一层为最外层， 2电子）的稳定结构 2）离子的半径
①具有相同的电子层结构，核电荷数越多，半径越小。
②同一主族，从上到下，元素原子所形成的离子，半径逐渐增大 ③电子层的核电荷数都相同时，电子数越多，半径越大。Fe2+﹥Fe3+ ④离子半径越小，所带电荷越多，离子键越强，形成的化合物熔沸点越高。 4、 影响离子键强弱的因素：离子半径、离子所带电荷
（（
二 离子化合物
1. 定义：微粒之间以离子键（含离子键）结合而形成的化合物（由离子直接
构成的化合物）
2. 物理性质：易溶于水，难溶于有机溶剂，常温常压下一般都是晶体。 有较高的熔点和沸点，硬度较大，受热熔化或溶于水时可以导电。 3. 化学式（无分子式）只表示组成阴阳离子的个数之比。
4. 除氯化铁，氯化铝，其他都是离子化合物，铵盐不是共价化合物。 5. 共价化合物全是共价键，离子化合物含有离子键。
6. 金刚石，SiO2等固体硬度很大，熔沸点很高，他们都是由原子通过共价键 结合而成的具有空间网状结构的原子晶体。
7. 强碱、大多数盐（FeCl3 AlCl3除外）、典型的金属氧化物、NaH 、 KH
补：电解MgCl2 → Mg 电解 Al2O3 → Al MgO （熔点高） AlCl3（共价化合物） NaH +H2O → NaOH +H2↑ 8. 离子化合物的形成过程：
（箭头左方相同的微粒可以合并，右方不可以合并）
9. 离子化合物的电子式
由阴阳离子构成，相同离子不能合并
共价键
一 共价键
1. 定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。 （1）成键微粒：原子（一般在非金属原子之间） （2）形成条件：自旋方向相反的成单电子 （孤对电子：未跟其它原子共用的电子对） （3）特点：有方向性和饱和性 2. 共价键参数
（1）键长：分子中两个成键原子的核间距。 （2）键能：严格来说需要证明温度和压强。
反应热 = 所有生成物键能总和（放热）– 所有反应物键能总和（吸热）例：P4（g ）+10cl2 (g) 4PCl5 (g) +Q
P-P = x Cl – Cl = y P – Cl = z Q = 20 z – 6x – 10 y 注：稀有气体是单原子分子，不存在化学键
（3）键角：分子中键和键之间的夹角叫做键角。（决定分子在空间的几何构型，判断分子极性）
（4）键长键能：判断分子的稳定性；键长键角：确定分子在空间的几何构型。（5）成键原子相同，键数越多，键长越短，键越牢；原子半径越小，键长越短，键能越大，形成分子越稳定。
3. 非金属元素（非金属单质，非金属氧化物，气态氢化物，酸）的原子之间
一般都是共价键。（稀有气体单质中没有共价键） 4. 电子式 / 结构式（一根短线表示一对共用电子对）
极性键（例：HCI ）：共用电子对偏向 吸引电子能力强的一方，偏向程度越大，
一般共价键 键的极性越强。
非极性键（例：CI2）：共用电子对
5. 共价键 不偏向任何一方。
特殊共价键：共用电子对由某原子单方面提供与另一原子
（配位键） （或离子）共用，形成特殊共价键
6. 元素的电负性
（1）定义：成键原子吸引电子能力的相对强弱。
（2）元素的电负性越大，表示该元素的原子吸引电子的能力越强。 （3）人们利用元素的电负性差值近似地判断化学键的类型。 当电负性差值大于1.7时，形成的化学键为离子键；
当电负性差值小于1.7时，形成的化学键为共价键。 7. 极性分子与非极性分子
（1）非极性分子：分子间电荷分布对称（正负电荷重心重合）
极性分子：分子间电荷分布不对称（正负电荷重心不重合） （2）与非极性键结合的双原子分子必为非极性分子 与极性键结合的双原子分子一定是极性分子
与极性键结合的多原子分子，分子极性由分子的空间构型决定 （3）极性分子一定都由极性键构成 × H2O2 非极性分子一定不含极性键 × CCl4 8. 相似相溶原理
极性分子易溶于极性分子组成的溶剂中； 非极性分子易溶于非极性分子组成的溶剂中；
二 共价分子
1. 定义：原子之间全都是共价键的分子（不论是单质还是化合物，其最小
组成单元是分子）
2. 组成和结构相似的分子，相对分子质量大，分子间作用力大。 3. 共价分子的形成过程：
4. 共价单质：H2、 Cl2、 F2、 Br2、 N2、 O2、 P4、 C60、 O3
共价化合物：HCl(HX)、 H2O 、 H2S 、 H2O2、 CO2、 CH4、 CCl4、 H2SO4 5. 石墨层内共价键，层间分子间作用力。
金属键
1. 定义：金属离子间依靠自由电子而产生的强的相互作用。
（存在于固体金属单质或合金中）
2. 成键微粒：金属阳离子和自由电子。 3. 成键实质：静电作用（静电引力和斥力） 4. 特点：没有方向性和饱和性
分子间作用力（范德华力）
1. 定义：存在于分子之间的微弱作用力（只有分子晶体有） 2. 意义：决定分子晶体的物理性质 3. 本质：静电相互作用 4. 影响因素：
（1）组成结构相似，相对分子质量越大，分子间作用力越大，
如沸点CF4 ﹤ CCl4 ﹤ CBR4 ﹤ CC4 （2）同分异构体支链越多，分子间作用力越小， 如沸点 正戊烷 ﹥ 异戊烷 ﹥ 新戊烷
5. 特点：分子间作用力的大小，是影响物质熔沸点、溶解度等的因素之一。（1）范德华力越大，使物质熔化或汽化使克服分子间作用力需要吸收的能量
越大，该物质的熔点、沸点也就越高。
（2）对于分子组成和结构相似的物质来说，范德华力一般随着相对分子
质量的增大而增强，表现为沸点的增高。
氢键 1.
定义：氢原子与其它电负性大的原子上的孤电子对产生的相互作用力
（不是化学键，是分子间作用力的一种）
2. 物质含 H-N H-O H-F 都会形成氢键 3. 特点：有方向性和饱和性
晶体
1. 晶体是指具有规则的几何外形的固体，它们具有固定的熔点（纯净物） 2. 分类：离子晶体、分子晶体、原子晶体、金属晶体 一、离子晶体
1. 定义：离子间通过离子键所形成的晶体（点电荷之间的作用力） 2. 像NaCI 仅为化学式，不为分子式，不代表其真实组成，代表元素组成。 3. 熔沸点和硬度由离子键强弱决定，离子键强弱由离子所带电量（多）和
离子半径大小（小）决定。
4. 离子晶体的结构一般比较稳定，密度较大，且具有较高的熔点、沸点和硬
度。
5. 固体不带电，熔融物及水溶液导电（只有金属晶体导电）
6. 在NaCI 晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，而每个氯离子周围也有6
个钠离子。
7. 在一个NaCI 晶胞中有4个钠，4个氯（氯化铯：1个铯，1个氯）
二、分子晶体
1. 定义：分子间通过分子间作用力形成的晶体。
2. 分子晶体的熔点较低，硬度较小，熔沸点高低由分子间作用力决定
（熔化是克服分子间作用力）
3. 所有稀有气体元素单质、大多数非金属单质和大多数共价化合物形成的晶
体都是分子晶体，如Xe 、S 、P4（白磷）、I2、H2O 、H3PO4、CH3COOH 、C10H8（萘）等。
4. 只有分子晶体才能用分子式表示物质的真实组成。 5. 稀有气体由原子构成，但它是单原子分子。
6. 溶于水除克服分子间作用力外，可能克服共价键，可能导电。 7. 分子晶体的特点：
（1）共价分子构成的物质溶、沸点较低，硬度较大。 （2）有单个分子存在；化学式就是分子式。 （3）固态和熔融状态时都不导电。
8. 分子之间通过范德华力结合而成的分子晶体，熔沸点较低，硬度较小 （干冰、固体碘、冰）。
9. 部分非金属单质、部分非金属氧化物、气态氢化物、酸、大多数有机物、
稀有气体可以形成分子晶体。
10. 金属阳离子和自由电子通过金属键所形成的晶体称为金属晶体。
三、原子晶体
1. 定义：原子间通过共价键结合的空间网状的晶体。
2. 熔沸点、硬度由共价键决定，共价键大小由原子半径大小（大）和形成共
价键数目（多）决定。
3. 原子晶体的熔点、沸点很高，硬度很大。（金刚石是自然界中最硬的物质）4. 金刚石
1）金刚石中每个碳原子位于四面体的中心，跟他成键的4个碳原子位于四
面体的顶点。
2）金刚石晶体结构中最小碳环为六元环。
5. 二氧化硅
（1）自然界存在的二氧化硅晶体通常叫石英，大而透明的石英晶体也叫水晶。（2）二氧化硅是制造玻璃、光导纤维的原料，具有压电性的单晶石英可制作
超声波元件等。
6. 常见的原子晶体有金刚石，晶体硅（半导体），二氧化硅晶体（光导纤维）
和碳化硅晶体等。
7. 沸点：金刚石 > 碳化硅 > 晶体硅
8. 金属晶体的熔点和硬度的差异很大，如汞的熔点低于室温（234.1K ），而钨
的熔点却高达3688±20K 四、金属晶体
1. 定义：由金属阳离子和自由电子构成的晶体。
2. 金属晶体熔沸点由金属键的强弱决定，金属键的强弱由金属阳离子所带电
量（多0和金属阳离子的半径（小）决定。
3. 金属晶体有导电性、导热性、延展性、金属光泽（晶体中的自由电子可以
吸收光能而呈能量较高状态）。
五、混合型晶体（石墨）
1. 石墨是一种灰黑色不透明晶体，有金属光泽，非常难熔（3652℃，比金刚
石3550℃沸点高），质软有润滑性，是电的良导体。
2. 层内以共价键结合，排列成六边形（每个碳原子周围有1.5个碳原子），硬
度很大；层间相邻碳原子以范德华力相结合。
3. 石墨可用作原子核反应堆的慢化剂（导热剂：钠钾合金）、火箭发动机喷管
和电极材料等。
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