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探索原子構(gòu)建物質(zhì)的奧秘知識(shí)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(duì)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(zhǎng)越短、共用電子對(duì)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(duì)形成的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)不發(fā)生偏移不同種元素原子通過共用電子對(duì)形成的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)發(fā)生偏移
原子吸引電子能力相同不同
共用電子對(duì)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(hào)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(jiǎn)單陽離子的電子式：簡(jiǎn)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(hào)。
(3)簡(jiǎn)單陰離子的電子式：簡(jiǎn)單陰離子因?yàn)榈玫诫娮�，最外層一般達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，所以這些電子都應(yīng)畫出，并將符號(hào)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(duì)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(duì)畫在兩原子之間，每個(gè)原子的未成對(duì)電子和孤對(duì)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(duì)稱，正、負(fù)電荷重心不重合，在電場(chǎng)中會(huì)受影響。
非極性分子：分子中電荷的空間分布對(duì)稱，正、負(fù)電荷重心重合，在電場(chǎng)中不會(huì)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(duì)物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)沒有影響。對(duì)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(duì)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(duì)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(duì)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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