hcn的空间构型
水十条-考验小品
2023年2月21日发(作者：竖折怎么写笔画)电离能与电负性变化
同周期（左右）同主族（上下）
原
子
结
构
核电荷数逐渐增大增大
能层（电子层）数相同增多
原子半径逐渐减小逐渐增大
元
素
性
质
化合价
最高正价由+1+7负价
数=（8—族序数）
最高正价和负价数均相同，最高
正价数=族序数
元素的金属性和非
金属性
金属性逐渐减弱，非金属性
逐渐增强
金属性逐渐增强，非金属性逐渐
减弱
第一电离能呈增大趋势（注意反常点：
ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和
ⅥA族）
逐渐减小
电负性逐渐增大逐渐减小
3.元素电离能和元素电负性
第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做
第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
(1).原子核外电子排布的周期性.
随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元
素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.
(2).元素第一电离能的周期性变化.
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:
★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的
第一电离能最小；
★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势.
说明：
①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素
要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、
P
②.元素第一电离能的运用：
a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.
b.用来比较元素的金属性的强弱.I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱.
(3).元素电负性的周期性变化.
元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐
增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.
电负性的运用:
a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素).
b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键).
c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）.
d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）.
例8.下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是
A．K、Na、LiB．N、O、CC．Cl、S、PD．Al、Mg、
Na
例9.已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是
A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B．第一电离能可能Y小于X
C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性
D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX
基态和激发态
①基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至
较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。
电子云与原子轨道
（1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”
模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核
外电子运动状态的形象化描述。
（2）原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨
道。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，
np能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p
x
、p
y
、p
z
表示）；nd能级各有5个原子轨道；
nf能级各有7个原子轨道。
共价键
1、共价键的成键本质：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成
对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低。
2、共价键类型：
（1）σ键和π键
σ键π键
成键方向沿键轴方向“头碰头”平行或“肩并肩”
电子云形状轴对称镜像对称
牢固程度强度大，不易断裂强度小，易断裂
成键判断规律单键是σ键；双键有一个是σ键，另一个是π键；三键中一个是σ键，
另两个为π键。
（2）极性键和非极性键
非极性键极性键
定义由同种元素的原子形成的共
价键，共用电子对不发生偏移
由不同种元素的原子形成的共价
键，共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力相同不同
共用电子对位置不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的原子一方
成键原子的电性判
断依据
不显电性显电性
举例单质分子（如H
2
、Cl
2
）和某
些化合物（如Na
2
O
2
、H
2
O
2
）
中含有非极性键
气态氢化物，非金属氧化物、酸根
和氢氧根中都含有极性键
（3）配位键：一类特殊的共价键，一个原子提供空轨道，另一个原子提供一对电子所
形成的共价键。
①配位化合物：金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物。如：Cu（H
2
O）
4
SO
4
、
Cu（NH
3
）
4
（OH）
2
、Ag（NH
3
）
2
OH、Fe（SCN）
3
等。
②配位化合物的组成：
3、共价键的三个键参数
概念对分子的影响
键长分子中两个成键原子核间距离（米）键长越短，化学键越强，形成的分子越稳
定
键能对于气态双原子分子AB，拆开
1molA-B键所需的能量
键能越大，化学键越强，越牢固，形成的
分子越稳定
键角键与键之间的夹角键角决定分子空间构型
（1）键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性，键角决定分子空间构型和分子的
极性。
（2）键能与反应热：反应热＝生成物键能总和－反应物键能总和
分子的空间构型
1、等电子原理
原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，许多性质是相似的，此
原理称为等电子原理。
（1）等电子体的判断方法：在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同；在微粒的构成
上，微粒所含价电子数目相同；在微粒的结构上，微粒中原子的空间排列方式相同。（等
电子的推断常用转换法，如CO
2
=CO+O=N
2
+O=N
2
O=N
2
+N—=N
3
—或SO
2
=O+O
2
=O
3
=N
—+O
2
=NO
2
—）
（2）等电子原理的应用：利用等电子体的性质相似，空间构型相同，可运用来预测分
子空间的构型和性质。
2、价电子互斥理论：
（1）价电子互斥理论的基本要点：AB
n
型分子（离子）中中心原子A周围的价电子对
的几何构型，主要取决于价电子对数（n），价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小。
（2）AB
n
型分子价层电子对的计算方法：
①对于主族元素，中心原子价电子数=最外层电子数，配位原子按提供的价电子数计算，
如：PCl
5
中
②O、S作为配位原子时按不提供价电子计算，作中心原子时价电子数为6；
③离子的价电子对数计算
如：NH
4
+：；SO
4
2-：
3、杂化轨道理论
（1）杂化轨道理论的基本要点：
①能量相近的原子轨道才能参与杂化。
②杂化后的轨道一头大，一头小，电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方
向重叠，形成σ键；由于杂化后原子轨道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共
价键稳定。
③杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个sp3杂化轨道占有1个s轨道、3个p轨道。
④杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。
（2）s、p杂化轨道和简单分子几何构型的关系
杂化类型
spsp2sp3sp3不等性杂化
轨道夹角
180o120o109o28′
中心原子位置ⅡA，ⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA
中心原子孤对电子数
000123
分子几何构型直线形平面三角形正四面
体形
三角锥形V字形直线形
实例
BeCl
2
、HgCl
2
BF
3
CH
4
、SiCl
4
NH
3
、PH
3
H
2
O、H
2
S
HCl
（3）杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成σ键或者用来容纳未参加成键的孤
对电子。
（4）中心原子杂化方式的判断方法：看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有1个
叁键，则其中有2个π键，用去了2个p轨道，形成的是sp杂化；如果有1个双键则其中
有1个π键，形成的是sp
2杂化；如果全部是单键，则形成的是sp
3杂化。
4、分子空间构型、中心原子杂化类型和分子极性的关系
分子（离子）中心原子价
电子对
杂化类型VSEPR模型分子空间构型键角分子的极性
CO
2
2sp
直线直线形
180o非
SO
2
3sp2平面三角V字形极
H
2
O、OF
2
、
3sp3平面三角V字形——极
HCN2sp
直线直线形
180o极
NH
3
4sp3正四面体三角锥形107o18′极
BF
3
、SO
3
3sp2平面三角平面三角形
120o非
H
3
O+4sp3正四面体三角锥形107o18′——
CH
4
、CCl
4
4sp3正四面体正四面体形109o28′非
NH
4
+4sp3正四面体正四面体形109o28′非
HCHO、COCl
2
3sp2平面三角平面三角形——极
极性分子和非极性分子
（1）极性分子和非极性分子
非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。如：①只由非极性键构
成的同种元素的双原子分子：H
2
、Cl
2
、N
2
等；②只由极性键构成，空间构型对称的多原子
分子：CO
2
、CS
2
、BF
3
、CH
4
、CCl
4
等；③极性键非极性键都有的：CH
2
=CH
2
、CH≡CH、。
极性分子：整个分子电荷分布不对称。如：①不同元素的双原子分子如：HCl，HF
等。②折线型分子，如H
2
O、H
2
S等。③三角锥形分子如NH
3
等。
（2）共价键的极性和分子极性的关系：
两者研究对象不同，键的极性研究的是原子，而分子的极性研究的是分子本身；两者研究的
方向不同，键的极性研究的是共用电子对的偏离与偏向，而分子的极性研究的是分子中电荷
分布是否均匀。非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键，如二氧化碳、甲烷、
四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，非金属单质F
2
、N
2
、P
4
、S
8
等只含有非极性键，C
2
H
6
、
C
2
H
4
、C
2
H
2
等既含有极性键又含有非极性键；极性分子中，一定含有极性键，可能含有非
极性键，如HCl、H
2
S、H
2
Ｏ
2
等。
（3）分子极性的判断方法
①单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如He、Ne
等。
②双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如HCl、HBr等；若含非极性键，就是非
极性分子，如O
2
、I
2
等。
③以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。
若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如BF
3
、CH
4
等。若分子中
的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如NH
3
、SO
2
等。
④根据AB
n
的中心原子A的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。（或A
是否达最高价）
（4）相似相溶原理
①相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。
②相似相溶原理的适用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。
③如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢键相
互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。
晶体的结构和性质
1、四大晶体的比较
2、典型晶体的结构特征
（1）NaCl
属于离子晶体。晶胞中每个Na+周围吸引着6个Cl－，这些Cl－构成的几何图形是正八面
体，每个Cl－周围吸引着6个Na+，Na+、Cl－个数比为1：1，每个Na+与12个Na+等距离相
邻，每个氯化钠晶胞含有4个Na+和4个Cl－。
（2）CsCl
属于离子晶体。晶胞中每个Cl—（或Cs+）周围与之最接近且距离相等的Cs+（或Cl—）
共有8个，这几个Cs+（或Cl—）在空间构成的几何构型为立方体，在每个Cs+周围距离相
等且最近的Cs+共有6个，这几个Cs+在空间构成的几何构型为正八面体，一个氯化铯晶胞
含有1个Cs+和1个Cl—。
（3）金刚石（空间网状结构）
属于原子晶体。晶体中每个C原子和4个C原子形成4个共价键,成为正四面体结构，
C原子与碳碳键个数比为1：2，最小环由6个C原子组成，每个C原子被12个最小环所共
用；每个最小环含有1/2个C原子。
（4）SiO
2
属于原子晶体。晶体中每个Si原子周围吸引着4个O原子，每个O原子周围吸引着2
个Si原子，Si、O原子个数比为1：2，Si原子与Si—O键个数比为1：4，O原子与Si—O
键个数比为1：2，最小环由12个原子组成。
（5）干冰
属于分子晶体。晶胞中每个CO
2
分子周围最近且等距离的CO
2
有12个。1个晶胞中含
有4个CO
2
。
（6）石墨
属于过渡性晶体。是分层的平面网状结构，层内C原子以共价键与周围的3个C原子
结合，层间为范德华力。晶体中每个C原子被3个六边形共用,平均每个环占有2个碳原子。
晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为2：3。
（7）金属晶体
金属Po（钋）中金属原子堆积方式是简单立方堆积，原子的配位数为6，一个晶胞中
含有1个原子。金属Na、K、Cr、Mo（钼）、W等中金属原子堆积方式是体心立方堆积，
原子的配位数为8，一个晶胞中含有2个原子。金属Mg、Zn、Ti等中金属原子堆积方式是
类型
比较离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体
构成晶体微粒阴、阳离子原子分子金属阳离子、自由电子
形成晶体作用力离子键共价键范德华力微粒间的静电作用
物
理
性
质
熔沸点较高很高低有高、有低
硬度硬而脆大小有高、有低
导电性不良（熔融或水溶
液中导电）
绝缘、半导
体
不良良导体
传热性不良不良不良良
延展性不良不良不良良
溶解性易溶于极性溶剂，
难溶于有机溶剂
不溶于任
何溶剂
极性分子易溶于
极性溶剂；非极性
分子易溶于非极
性溶剂中
一般不溶于溶剂，钠等可
与水、醇类、酸类反应
典型实例NaOH、NaCl金刚石P
4
、干冰、硫钠、铝、铁
六方堆积，原子的配位数为12，一个晶胞中含有2个原子。金属Au、Ag、Cu、Al等中金
属原子堆积方式是面心立方堆积，原子的配位数为12，一个晶胞中含有4个原子。
3、物质熔沸点高低的判断
（1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体
（2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用力大，则熔沸点高，反之则小。
①离子晶体：结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中离子半径小（或阴、
阳离子半径之和越小的），键能越强的，熔、沸点就越高。如NaCl、NaBr、Nal；NaCl、
KCl、RbCl等的熔、沸点依次降低。离子所带电荷大的熔点较高。如：MgO熔点高于NaCl。
②分子晶体：在组成结构均相似的分子晶体中，式量大的，分子间作用力就大，熔点也
高。如：F
2
、Cl
2
、Br
2
、I
2
和HCl、HBr、HI等均随式量增大。熔、沸点升高。但结构相似
的分子晶体，有氢键存在熔、沸点较高。
③原子晶体：在原子晶体中，只要成键原子半径小，键能大的，熔点就高。如金刚石、
金刚砂（碳化硅）、晶体硅的熔、沸点逐渐降低。
④金属晶体：在元素周期表中，主族数越大，金属原子半径越小，其熔、沸点也就越高。
如ⅢA的Al，ⅡA的Mg，IA的Na，熔、沸点就依次降低。而在同一主族中，金属原子半
径越小的，其熔沸点越高。