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探索原子構(gòu)建物質(zhì)的奧秘知識點(diǎn)
一、化學(xué)鍵
1、分子或晶體中直接相鄰的微粒之間主要的強(qiáng)烈相互作用叫化學(xué)鍵，包括離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵，實(shí)質(zhì)是微粒間的靜電作用。
2、三種化學(xué)鍵的比較
化學(xué)鍵離子鍵共價(jià)鍵金屬鍵
本質(zhì)陰陽離子間的靜電作用原子間通過共用電子對形成的相互作用金屬晶體內(nèi)金屬離子與自由電子的較強(qiáng)作用
存在離子化合物非金屬元素單質(zhì)、共價(jià)化合物、某些離子化合物金屬元素
特點(diǎn)無方向性和飽和性有方向性和飽和性無方向性和飽和性
決定鍵能大小因素離子所帶電荷越多、半徑越小，鍵能越大鍵長越短、共用電子對越多，鍵能越大原子半徑越小，鍵能越大
3、極性鍵與非極性鍵
非極性鍵極性鍵
定義同種元素原子通過共用電子對形成的共價(jià)鍵，共用電子對不發(fā)生偏移不同種元素原子通過共用電子對形成的共價(jià)鍵，共用電子對發(fā)生偏移
原子吸引電子能力相同不同
共用電子對不偏向任何一方偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子
成鍵原子電性電中性顯電性
判斷依據(jù)由同種非金屬元素組成由不同種非金屬元素組成
實(shí)例H-HH-Cl
二、離子化合物
1、由離子鍵構(gòu)成的化合物，化學(xué)式表示組成陰、陽離子的個(gè)數(shù)之比。
2、電子式書寫：
(1)原子的電子式：一般將原子的最外層電子寫在元素符號的上、下、左、右四個(gè)位置上，每個(gè)方向不能超過2個(gè)電子。如：、。
(2)簡單陽離子的電子式：簡單陽離子是失去最外層電子后形成的，所以電子式即為離子符號。
(3)簡單陰離子的電子式：簡單陰離子因?yàn)榈玫诫娮樱钔鈱右话氵_(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，所以這些電子都應(yīng)畫出，并將符號用"[]"括上，右上角標(biāo)出所帶的電荷數(shù)。
(4)復(fù)雜陰、陽離子的電子式：復(fù)雜陰、陽離子要標(biāo)明電子，并用"[]"括起來，右上角標(biāo)出"+""-"電荷數(shù)。如：銨根離子、氫氧根離子。
(5)離子化合物的電子式：分別畫出陰、陽離子的電子式，原則上把陽離子和陰離子的電子式按比例組合，讓陰、陽離子間隔排列，注意相同離子不能合并。
(6)電子式表示離子化合物的形成：形成用"→"表示，形成之前為原子的電子式并用彎箭頭表示電子得失，形成之后為離子化合物的電子式。
三.共價(jià)化合物
1、不同原子之間以共用電子對形成分子的化合物，其化學(xué)式就是分子式。
2、電子式：書寫時(shí)將共用電子對畫在兩原子之間，每個(gè)原子的未成對電子和孤對電子也應(yīng)畫出。
3、共價(jià)化合物或非金屬單質(zhì)的形成過程：基本同離子化合物，但不要再畫彎箭頭，并且"→"之后為共價(jià)化合物或非金屬單質(zhì)的電子式。如：
HCl：Cl2：
4、結(jié)構(gòu)式：用短線將分子中各原子連接，以表示分子中所含原子的排列順序和結(jié)合方式。
如：O=C=O、N≡N。
四.極性分子和非極性分子
極性分子：分子中電荷的空間分布不對稱，正、負(fù)電荷重心不重合，在電場中會受影響。
非極性分子：分子中電荷的空間分布對稱，正、負(fù)電荷重心重合，在電場中不會受影響。
五.分子間作用力與氫鍵
1、分子間作用力也叫范德華力，比化學(xué)鍵鍵能要小得多，對物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)沒有影響。對于分子組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)來說，范德華力一般隨著相對分子質(zhì)量的增大而增強(qiáng)，表現(xiàn)為熔、沸點(diǎn)的升高。
2、在研究氧族元素的氫化物時(shí)發(fā)現(xiàn)，水的相對分子質(zhì)量最小，沸點(diǎn)卻最高。這是因?yàn)闅溲蹑I極性很強(qiáng)，共用電子對強(qiáng)烈偏向氧原子，使氫原子帶有部分正電荷，與相鄰水分子中帶部分負(fù)電荷的氧原子產(chǎn)生靜電作用。這種作用稱為氫鍵。
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