物质的结构
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2）同分异构体：支链越多熔沸点越低 正戊烷>异戊烷>新戊烷
金属晶体：比较金属键，熔沸点同族从上到下减小，同周期 从左到右增大。Li>Na>K>Rb>Cs ;Na<Mg<Al
例1(99s)下列化合物中阳离子与阴离子半径比最小的是 A. NaF B. MgI2 C.BaI2 D.KBr B (阳离子小阴离子大)
3）两个关系式 原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数 （阴、阳离子=？） 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
2.六种量
量
概念
意义
质子数 质子的数目
决定元素的种类和“位置”
中子数 中子的数目
决定原子的物性和质量数
电子数 电子的数目
价电子决定元素的化学性质
质量数 质子数与中子数之和 决定原子的近似原子量
5.四晶体
晶体类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体
金属晶体
概念
离子间离子键 原子间共价键 分子间分子力 金属离子和e金属键
晶体质点 阴、阳离子 原子
分子
金属离子原子和e
作用力 离子键
共价键
分子间力
金属键
物理性质
熔沸点 较高
最高
很低
一般高少数低
硬度 较硬
最硬
硬度小
多数硬少数软
溶解性 易溶于水
难溶任何溶剂 相似相溶
难溶
导电性 溶、熔可
硅、石墨可 部分水溶液可 固、熔可
实例
盐MOH MO C Si SiO2 SiC HX XOn HXOn 金属或合金
物质熔沸点高低的比较
1.晶体内微粒间作用力越大，熔沸点越高，只有分子晶体熔化时不破坏化学 键
2.不同晶体（一般）：原子晶体>离子晶体>分子晶体 熔点范围 ： 上千度~几千度 > 近千度~几百度 > 多数零下最多几百度
六.四种符号四图式，一定联系周期律
元素符号：Al S
1.四种符号
离子符号：Al3+ S2- (SO42-) 价标符号：Al+3 S-2 (SO4-2)
核组成符号：2713Al 3216S
化学式 Na2O2 NH4Cl C2H4 NH3
2.四图式
电子式 结构式 结构简式
金属性、非金属性、还原 性、氧化性、氢化物稳定 性、最高价氧化物的水化 物酸碱性
电子层数=周期序数 同周期
最外层电子数从左到右 1~7（8）
2)原子结构 变化规律
电子层数从上到下依次增大 同主族
最外层电子数=族序数=价电子数=最高正价数
3)同族金增非递减，同周金减非增递
内容
同周期（从左到右） 同主族（从上到下）
电子层数
相同（等于周期序数）
逐渐增加
最外电子数
逐渐增加（1~8）
盐、碱金 属氧化物
共 极性键
原 子
偏
不同 原子
有 方
原子 不同非金属
有未 成对
元素之间
CO HX
间
向 电子
价 非极 性键
键
共 用
不偏
电
相同 原子
性 和 饱
电子 同种非金属 X2 O2
云要 元素之间
重叠
H2O2
配位键
子 对
一方 提供
特殊 原子
和 性
一方有孤对电子， H3O+
一方有空轨道
NH4+
金属键
金属离子和 自由电子间 的静电作用
例2(99)下列各分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是 A. BeCl2 B. PCl3 C. PCl5 D. N2
B.D
例3(98)下列各分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是 A.光气(COCl2) B.六氟化硫 C.二氟化氙 D.三氟化硼 A. 用排除法
例4(93)下列各分子中所有原子不能都满足最外层8电子结构的 是 A.CO2 B.PCl3 C.CCl4 D.NO2 D.用排除法
短（1.2.3） 周期 长（4.5.6）
不完全（7） 族：7主、7副、零、VIII
物 质 结 构
核 运动状态（电子云）
性质递变规律：同周期、同族
外 电 排布规律：最多2n2；最外层<8；次外层<18;能量最低原理 子 最外层电子决定元素化学性质
决定分子的稳定性
键长
原子通过电子转移或共用电子对
决定分子构型
最高正价
+1 +2 +3 +4 +5 +6
+7
对应氧化物 对应水化物 酸碱性
R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7
ROH R(OH)2 R(OH)3 H4RO4 H3RO4 H2RO4 HRO4
碱性渐弱，
酸性渐强
最低负价
-4 -3
-2
-1
对应氢化物 稳定性
RH4 RH3 H2R HR 逐渐增强
子
原 核 中子
子
电子
1.6726×10-27kg 1.6743 ×10-27kg 9.1095×10-27kg
1.007 1.008 1/1836
一个单位正电荷 决定元素的种类 不带电、中性 决定同位素和质量数 一个单位负电荷 价电子决定元素化性
2）核组成符号
AZX
质子：Z 个 中子：A-Z 个 核外电子：Z个
离子晶体：比较离子键强弱，离子半径越小，电荷越多，熔 沸点越高 MgO>MgCl2>NaCl>KCl>KBr
原子晶体：比较共价键强弱（看键能和键长）
3.同种晶体
金刚石(C) > 水晶(SiO2) > SiC > Si 分子晶体：比较分子间力
1）组成和结构相似时，分子量越大熔沸点越高 F2<Cl2<Br2<I2 ; HCl< HBr <HI; CF4< CCl4 < CBr4 < CI4; N2<O2 ; 同系物熔沸点的比较
逐渐增强
逐渐减弱
A.同周期元素性质变化规律
族
IA IIA IIIA
IVA VA
VIA VIIA
最外电子数
1
2
3
4
5
6
7
原子半径
大—————————————————————小
得(失)电子能力 弱（强）————————————————强（弱）
氧化(还原)性 弱（强）————————————————强（弱）
1.一种状态：核外电子运动状态
1）电子云：电子在核外空间一定范围内出现，好像带负电荷 的云雾笼罩原子核周围，人们形象地称它为电子云。
概念：能量高低不同和离核远近不同的空间区域
符号：
KLMNOPQ
2）电子层 电子层数： 1 2 3 4 5 6 7
能量： 低—————————高
离核距离：近—————————远
化学键
键角
描述
键能
分子的形成
分 子
分子的极性
分子的作用力
离子键 离子化合物 离子晶体
金属键 金属晶体
极性键 共价键 非极性键
配位键 网状结构
极性分子
非极性分 子
范德华力
影响物质的物理性质 原子晶体
分子晶体
三.三种微粒六种量，两素概念算清帐. 1.三种微粒 1）比较
微粒 质量
相对质量 电性
意义
原 质子
变化规律：
1）原子半径
与离子半径关系：原子半径<相应的阴离子半径 原子 半径>相应的阳离子半径
意义：原子半径的大小可判断得失电子的难易，大易失。
比较微粒大小的依据（三看） 一看电子层数：电子层数越多半径越大 Na>Na+ 二看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大半径越小。
S2->Cl->Ar>K+>Ca2+; O2->F->Ne>Na+>Mg2+>Al3+ 三看电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多半径越大。
表
镧锕系:为紧凑周期表而列在外。
能画简易周期表（主族和前四周期）
18纵7横，I~VIII; I~0。高A低 B。练习 要求 记忆：1）原子序数：记两头推中间（1H+2+8+8+18+18+32+32）
2）每周期所含元素（2. 8. 8. 18. 18. 32. 23） 3）稀有气体结构（内推本周期IIIA~VIIA,外推下周期 IA IIA）
正负电荷中心不重和
正负电荷中心重和
判断
极性键、结构不对称
非极性键或极性键、结构对称
实例
双原子
CO NO HX
叁原子(AB2) V型 H2O H2S NO2 SO2 肆原子(AB3) 三角锥型 NH3 PH3 五原子(AB4) CHCl3 CH2Cl2 CH3Cl
X2 H2 O2 N2 直线型 CO2 CS2 平面正三角 BF3 SO3 ( P4,C2H2) 正四面体 CH4 CCl4
溶于水酸碱性
碱性渐弱，酸性渐强
B.判断金属性和非金属性的依据 同条件下与水或酸，越易越强。 最高价氧化物所对应的水化物的碱性，越强越强
证明金属性 相互置换 电化学：原电池的负极，电解时后还原金属性强
最高价氧化物所对应的水化物的酸性，越强越强 证明非金属性 与H2反应的条件和生成氢化物的稳定性
相互置换 电解时后氧化的非金属性强
1)周期表格要牢记，变化体现周期律，七主七副七周期，VIII族零族镧锕系
1.按原子序数递增的顺序从左到右排列
编排 原则
2.将电子层数相同元素排成一个横行
3.把最外电子数相同的元素排成一个纵行
元 素
周期：表中的每一横行。短（1.2.3）长（4.5.6）不完全（7）
周 期
构造 族：
7主 (长短周期元素)、7副 (仅有长周期元素)、 零(稀有气体)、VIII(8.9.10三纵行)
IA IIA外延；IIIA~IIVA内推
大家有疑问的，可以询问和交流
可以互相讨论下，但要小声点
五.三键一力四数据，两种分子四晶体
1.三键比较
相邻的两个或多个原子或离子之间的源自文库烈相互作用
化学键
概念
作用点 特征 形成条件和规律 示例
阴阳离子间 离子键 静电作用
离子
无方向性 无饱和性
金属(NH4+)与非 金属或酸根
期 3.同族金增非递减，同周金减非增递；
律
4.元素排布分四区，三角变化有联系。
二.知识体系
原子 序数
随着原子序数的递增，原 子结构 原子半径、主要化
原 质子
合价呈周期性变化
子 核
质量数
核电 荷数
元素
元素 周期
原
律
子
中子
同位素
原子量
元素 周期 表
1.按序数从左到右
编排 2.电子层同则同行 原则 3.最外电子数同则同纵
记忆
2.二原理 1）最大容纳原理：每个电子层最多容纳2n2个电子。 2）能量最低原理：电子在填入电子层时，先占能量低的电子
层，后占能量高的电子层。 3.一套规律要记详：核外电子排布规律 1）每个电子层最多排2n2个电子 2）最外层 8个电子，次外层 18个电子，倒第三层 32 3）先占内层，后占外层 要求：主族元素和第四周期元素原子结构简图会写 方法：记住每周期稀有气体的结构简图
金属离子 和自由电 子间
无方向性 无饱和性
金属单质和合金
2.一力：分子间作用力（范德华力）
1）概念：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。如力越大熔沸点越高
组成和结构相似：分子量越大，力越大。
3）影响因素：
如熔沸点 CF4<CCl4<CBr4<CI4; HF>HCl<HBr<HI 同分异构体：支链越多，力越小。
相同（等于族序数）
最高正价
+1~~+7
等于族序数
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
离子半径
阴阳离子半径均渐小 阴阳离子半径均渐大
得电子能力（氧化性）
逐渐增强
逐渐减弱
失电子能力（还原性）
逐渐减弱
逐渐增强
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物水化物酸碱性 碱性渐弱酸性渐强
碱性渐强酸性渐弱
气态氢化物稳定性
Cl->Cl;Fe2+>Fe3+
2）键长、键角、键能
概念
意义
键长 成键两原子核间的平均距离
键长越短键越强结合越牢固
键能 形成1mol化学键所放出的能量 键能越大键越强结合越牢固 键角 分子内相邻两共价键之间的夹角 决定分子构型，判断分子极性
4.两种分子（极性、非极性分子）
分子
极性分子
非极性分子
概念
概念： 元素的性质（原子半径、主要化合价）随着原子序数的 递增而呈周期性的变化
3.周期律 规律：原子半径同周期从左到右渐小，同族从上到下渐大。 主要化合价：+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0 -4 -3 -2 -1
原因：核外电子排布随着原子序数的递增而呈周期性的变化 (1~8)
7.元素周期表
如熔沸点 正戊烷>异戊烷>新戊烷
4）与化学键的比较
化学键
分子间力
概念
原子或离子间强烈相互作用
分子间微弱的相互作用
范围 分子内或离子、原子、金属晶体内 分子间
能量
键能一般为120~800kJ/mol
约几个~十几个kJ/mol
性质影响 主要影响物质的化学性质
主要影响物质的物理性质
3.四数据
概念：成键原子核间距离的一半。
第一节.物质结构、元素周期律 一.知识要点：（口诀）
1.三种微粒六种量，两素概念算清帐； 物 质 2.一种状态二原理，一套规律要记详； 结 构 3.三键一力四数据，两种分子四晶体；
4.四种符号四图式，一定联系周期律。
元 1.周期表格要牢记，变化体现周期律；
素 周
2.七主七副七周期，VIII族零族镧锕系；
元素平均原子量:A=A1•x1+ A2•x2+ A3•x3…… 元素近似平均原子量：A=A’1•x1+ A’2•x2+ A’3•x3…… 其中 A1 A2 A3……为各同位素的原子量
A’1 A’2 A’3……为各同位素的质量数 x1 x2 x3…… 为各同位素的丰度或摩尔分数
四.一种状态二原理，一套规律要记详
金属晶体：比较金属键，熔沸点同族从上到下减小，同周期 从左到右增大。Li>Na>K>Rb>Cs ;Na<Mg<Al
例1(99s)下列化合物中阳离子与阴离子半径比最小的是 A. NaF B. MgI2 C.BaI2 D.KBr B (阳离子小阴离子大)
3）两个关系式 原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数 （阴、阳离子=？） 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
2.六种量
量
概念
意义
质子数 质子的数目
决定元素的种类和“位置”
中子数 中子的数目
决定原子的物性和质量数
电子数 电子的数目
价电子决定元素的化学性质
质量数 质子数与中子数之和 决定原子的近似原子量
5.四晶体
晶体类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体
金属晶体
概念
离子间离子键 原子间共价键 分子间分子力 金属离子和e金属键
晶体质点 阴、阳离子 原子
分子
金属离子原子和e
作用力 离子键
共价键
分子间力
金属键
物理性质
熔沸点 较高
最高
很低
一般高少数低
硬度 较硬
最硬
硬度小
多数硬少数软
溶解性 易溶于水
难溶任何溶剂 相似相溶
难溶
导电性 溶、熔可
硅、石墨可 部分水溶液可 固、熔可
实例
盐MOH MO C Si SiO2 SiC HX XOn HXOn 金属或合金
物质熔沸点高低的比较
1.晶体内微粒间作用力越大，熔沸点越高，只有分子晶体熔化时不破坏化学 键
2.不同晶体（一般）：原子晶体>离子晶体>分子晶体 熔点范围 ： 上千度~几千度 > 近千度~几百度 > 多数零下最多几百度
六.四种符号四图式，一定联系周期律
元素符号：Al S
1.四种符号
离子符号：Al3+ S2- (SO42-) 价标符号：Al+3 S-2 (SO4-2)
核组成符号：2713Al 3216S
化学式 Na2O2 NH4Cl C2H4 NH3
2.四图式
电子式 结构式 结构简式
金属性、非金属性、还原 性、氧化性、氢化物稳定 性、最高价氧化物的水化 物酸碱性
电子层数=周期序数 同周期
最外层电子数从左到右 1~7（8）
2)原子结构 变化规律
电子层数从上到下依次增大 同主族
最外层电子数=族序数=价电子数=最高正价数
3)同族金增非递减，同周金减非增递
内容
同周期（从左到右） 同主族（从上到下）
电子层数
相同（等于周期序数）
逐渐增加
最外电子数
逐渐增加（1~8）
盐、碱金 属氧化物
共 极性键
原 子
偏
不同 原子
有 方
原子 不同非金属
有未 成对
元素之间
CO HX
间
向 电子
价 非极 性键
键
共 用
不偏
电
相同 原子
性 和 饱
电子 同种非金属 X2 O2
云要 元素之间
重叠
H2O2
配位键
子 对
一方 提供
特殊 原子
和 性
一方有孤对电子， H3O+
一方有空轨道
NH4+
金属键
金属离子和 自由电子间 的静电作用
例2(99)下列各分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是 A. BeCl2 B. PCl3 C. PCl5 D. N2
B.D
例3(98)下列各分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是 A.光气(COCl2) B.六氟化硫 C.二氟化氙 D.三氟化硼 A. 用排除法
例4(93)下列各分子中所有原子不能都满足最外层8电子结构的 是 A.CO2 B.PCl3 C.CCl4 D.NO2 D.用排除法
短（1.2.3） 周期 长（4.5.6）
不完全（7） 族：7主、7副、零、VIII
物 质 结 构
核 运动状态（电子云）
性质递变规律：同周期、同族
外 电 排布规律：最多2n2；最外层<8；次外层<18;能量最低原理 子 最外层电子决定元素化学性质
决定分子的稳定性
键长
原子通过电子转移或共用电子对
决定分子构型
最高正价
+1 +2 +3 +4 +5 +6
+7
对应氧化物 对应水化物 酸碱性
R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7
ROH R(OH)2 R(OH)3 H4RO4 H3RO4 H2RO4 HRO4
碱性渐弱，
酸性渐强
最低负价
-4 -3
-2
-1
对应氢化物 稳定性
RH4 RH3 H2R HR 逐渐增强
子
原 核 中子
子
电子
1.6726×10-27kg 1.6743 ×10-27kg 9.1095×10-27kg
1.007 1.008 1/1836
一个单位正电荷 决定元素的种类 不带电、中性 决定同位素和质量数 一个单位负电荷 价电子决定元素化性
2）核组成符号
AZX
质子：Z 个 中子：A-Z 个 核外电子：Z个
离子晶体：比较离子键强弱，离子半径越小，电荷越多，熔 沸点越高 MgO>MgCl2>NaCl>KCl>KBr
原子晶体：比较共价键强弱（看键能和键长）
3.同种晶体
金刚石(C) > 水晶(SiO2) > SiC > Si 分子晶体：比较分子间力
1）组成和结构相似时，分子量越大熔沸点越高 F2<Cl2<Br2<I2 ; HCl< HBr <HI; CF4< CCl4 < CBr4 < CI4; N2<O2 ; 同系物熔沸点的比较
逐渐增强
逐渐减弱
A.同周期元素性质变化规律
族
IA IIA IIIA
IVA VA
VIA VIIA
最外电子数
1
2
3
4
5
6
7
原子半径
大—————————————————————小
得(失)电子能力 弱（强）————————————————强（弱）
氧化(还原)性 弱（强）————————————————强（弱）
1.一种状态：核外电子运动状态
1）电子云：电子在核外空间一定范围内出现，好像带负电荷 的云雾笼罩原子核周围，人们形象地称它为电子云。
概念：能量高低不同和离核远近不同的空间区域
符号：
KLMNOPQ
2）电子层 电子层数： 1 2 3 4 5 6 7
能量： 低—————————高
离核距离：近—————————远
化学键
键角
描述
键能
分子的形成
分 子
分子的极性
分子的作用力
离子键 离子化合物 离子晶体
金属键 金属晶体
极性键 共价键 非极性键
配位键 网状结构
极性分子
非极性分 子
范德华力
影响物质的物理性质 原子晶体
分子晶体
三.三种微粒六种量，两素概念算清帐. 1.三种微粒 1）比较
微粒 质量
相对质量 电性
意义
原 质子
变化规律：
1）原子半径
与离子半径关系：原子半径<相应的阴离子半径 原子 半径>相应的阳离子半径
意义：原子半径的大小可判断得失电子的难易，大易失。
比较微粒大小的依据（三看） 一看电子层数：电子层数越多半径越大 Na>Na+ 二看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大半径越小。
S2->Cl->Ar>K+>Ca2+; O2->F->Ne>Na+>Mg2+>Al3+ 三看电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多半径越大。
表
镧锕系:为紧凑周期表而列在外。
能画简易周期表（主族和前四周期）
18纵7横，I~VIII; I~0。高A低 B。练习 要求 记忆：1）原子序数：记两头推中间（1H+2+8+8+18+18+32+32）
2）每周期所含元素（2. 8. 8. 18. 18. 32. 23） 3）稀有气体结构（内推本周期IIIA~VIIA,外推下周期 IA IIA）
正负电荷中心不重和
正负电荷中心重和
判断
极性键、结构不对称
非极性键或极性键、结构对称
实例
双原子
CO NO HX
叁原子(AB2) V型 H2O H2S NO2 SO2 肆原子(AB3) 三角锥型 NH3 PH3 五原子(AB4) CHCl3 CH2Cl2 CH3Cl
X2 H2 O2 N2 直线型 CO2 CS2 平面正三角 BF3 SO3 ( P4,C2H2) 正四面体 CH4 CCl4
溶于水酸碱性
碱性渐弱，酸性渐强
B.判断金属性和非金属性的依据 同条件下与水或酸，越易越强。 最高价氧化物所对应的水化物的碱性，越强越强
证明金属性 相互置换 电化学：原电池的负极，电解时后还原金属性强
最高价氧化物所对应的水化物的酸性，越强越强 证明非金属性 与H2反应的条件和生成氢化物的稳定性
相互置换 电解时后氧化的非金属性强
1)周期表格要牢记，变化体现周期律，七主七副七周期，VIII族零族镧锕系
1.按原子序数递增的顺序从左到右排列
编排 原则
2.将电子层数相同元素排成一个横行
3.把最外电子数相同的元素排成一个纵行
元 素
周期：表中的每一横行。短（1.2.3）长（4.5.6）不完全（7）
周 期
构造 族：
7主 (长短周期元素)、7副 (仅有长周期元素)、 零(稀有气体)、VIII(8.9.10三纵行)
IA IIA外延；IIIA~IIVA内推
大家有疑问的，可以询问和交流
可以互相讨论下，但要小声点
五.三键一力四数据，两种分子四晶体
1.三键比较
相邻的两个或多个原子或离子之间的源自文库烈相互作用
化学键
概念
作用点 特征 形成条件和规律 示例
阴阳离子间 离子键 静电作用
离子
无方向性 无饱和性
金属(NH4+)与非 金属或酸根
期 3.同族金增非递减，同周金减非增递；
律
4.元素排布分四区，三角变化有联系。
二.知识体系
原子 序数
随着原子序数的递增，原 子结构 原子半径、主要化
原 质子
合价呈周期性变化
子 核
质量数
核电 荷数
元素
元素 周期
原
律
子
中子
同位素
原子量
元素 周期 表
1.按序数从左到右
编排 2.电子层同则同行 原则 3.最外电子数同则同纵
记忆
2.二原理 1）最大容纳原理：每个电子层最多容纳2n2个电子。 2）能量最低原理：电子在填入电子层时，先占能量低的电子
层，后占能量高的电子层。 3.一套规律要记详：核外电子排布规律 1）每个电子层最多排2n2个电子 2）最外层 8个电子，次外层 18个电子，倒第三层 32 3）先占内层，后占外层 要求：主族元素和第四周期元素原子结构简图会写 方法：记住每周期稀有气体的结构简图
金属离子 和自由电 子间
无方向性 无饱和性
金属单质和合金
2.一力：分子间作用力（范德华力）
1）概念：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。如力越大熔沸点越高
组成和结构相似：分子量越大，力越大。
3）影响因素：
如熔沸点 CF4<CCl4<CBr4<CI4; HF>HCl<HBr<HI 同分异构体：支链越多，力越小。
相同（等于族序数）
最高正价
+1~~+7
等于族序数
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
离子半径
阴阳离子半径均渐小 阴阳离子半径均渐大
得电子能力（氧化性）
逐渐增强
逐渐减弱
失电子能力（还原性）
逐渐减弱
逐渐增强
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物水化物酸碱性 碱性渐弱酸性渐强
碱性渐强酸性渐弱
气态氢化物稳定性
Cl->Cl;Fe2+>Fe3+
2）键长、键角、键能
概念
意义
键长 成键两原子核间的平均距离
键长越短键越强结合越牢固
键能 形成1mol化学键所放出的能量 键能越大键越强结合越牢固 键角 分子内相邻两共价键之间的夹角 决定分子构型，判断分子极性
4.两种分子（极性、非极性分子）
分子
极性分子
非极性分子
概念
概念： 元素的性质（原子半径、主要化合价）随着原子序数的 递增而呈周期性的变化
3.周期律 规律：原子半径同周期从左到右渐小，同族从上到下渐大。 主要化合价：+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0 -4 -3 -2 -1
原因：核外电子排布随着原子序数的递增而呈周期性的变化 (1~8)
7.元素周期表
如熔沸点 正戊烷>异戊烷>新戊烷
4）与化学键的比较
化学键
分子间力
概念
原子或离子间强烈相互作用
分子间微弱的相互作用
范围 分子内或离子、原子、金属晶体内 分子间
能量
键能一般为120~800kJ/mol
约几个~十几个kJ/mol
性质影响 主要影响物质的化学性质
主要影响物质的物理性质
3.四数据
概念：成键原子核间距离的一半。
第一节.物质结构、元素周期律 一.知识要点：（口诀）
1.三种微粒六种量，两素概念算清帐； 物 质 2.一种状态二原理，一套规律要记详； 结 构 3.三键一力四数据，两种分子四晶体；
4.四种符号四图式，一定联系周期律。
元 1.周期表格要牢记，变化体现周期律；
素 周
2.七主七副七周期，VIII族零族镧锕系；
元素平均原子量:A=A1•x1+ A2•x2+ A3•x3…… 元素近似平均原子量：A=A’1•x1+ A’2•x2+ A’3•x3…… 其中 A1 A2 A3……为各同位素的原子量
A’1 A’2 A’3……为各同位素的质量数 x1 x2 x3…… 为各同位素的丰度或摩尔分数
四.一种状态二原理，一套规律要记详