如锰元素有＋2价～＋7价。
元素电负性的递变性
（1）规律
①同一周期，从左到右，元素的电负性递增；②同一主族，自上到下，元素的电负性递减。
氢 2.1 锂 1.0 钠 0.9 钾 0.8
钪 1.36 钛 1.54 钒 1.63 铬 1.66 锰 1.55 铁 1.83 钴 1.88 镍 1.91 铜 1.9 锌 1.65 铍 1.5 镁 1.2 钙 1.0 硼 2.0 铝 1.5 镓 1.6 碳 2.5 硅 1.8 锗 1.8 氮 3.0 磷 2.1 砷 2.0 氧 3.5 硫 2.5 硒 2.4 氟 4.0 氯 3.0 溴 2.8 氦 － 氖 － 氩 － 氪 － （2）应用
①确定元素类型（电负性＞1.8，非金属元素；电负性＜1.8，金属元素）；
②确定化学键类型（两元素电负性差值＞1.7，离子键；两元素电负性差值＜1.7，共价键）； ③判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）； ④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。
电离能与电子的分层排布
一般来说，对于一个原子I1 因此，一个原子的电离能是依次增大的，甚至是成倍增长，但增大的倍数并不相同。有的增大的多，有的增大的很多（逐级递增，存在突跃）。我们结合下表说明： I（kJ/mol） Na Mg Al I1 496 738 578 12 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9543 10540 11575 I5 13353 13630 14830 I6 16610 17995 18376 I7 20114 21703 23293 Na，I3比I2增大不到一倍，但I2比I1却增大了近百倍。这说明I1比I2、I3小得多，说明有一个电子能量较高，在离核较远的区域运动，容易失去。另外的几个电子能量较低，在离核较近的区域运动。 Mg，按照上面的分析，I2比I1增大不到一倍、I4比I3增大不到一倍，但I3比I2却增大了好几倍。因此可认为有两个电子能量较高，在离核较远的区域运动，另外的几个电子能量较低，在离核较近的区域运动。 至于Al元素，请同学自己分析一下。通过分析电离能的数据，我们也可以看到I4比I3增大了好几倍，在多电子原子中，电子是分层排布的。 金属活动顺序与电离能大小顺序不一致的原因 我们知道金属活动顺序中Ca元素排在Na元素的前面，而我们查的第一电离能的数据发现，钠元素的I1＝496kJ/mol，钙元素的I1＝590kJ/mol；I2＝1145kJ/mol。为什么第一电离能表现出来的金属性顺序与金属活动性顺序表现出来的不一样呢？其实，这是因为两个概念表达的内容不同并且测量的手段也不一样，金属活动性顺序指的是水溶液中金属单质中的原子失去电子的难易程度。而电离能指的是气态的金属原子失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时的活泼型量度。二者所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。由此可以知道，我们在分析某个问题时，一定要注意具体的条件。 对角线规则 Li与Mg，Be与Al，B与Si这三对元素在周期表中处于对角线位置，相应的两元素及其化合物的性质有许多相似之处，这种相似性称为对角线规则。 Li与Mg的相似性 ★锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物 ★锂、镁都能与氮气直接化合而生成氮化物 ★锂、镁与水反应均较缓慢 ★锂、镁的氟化物、碳酸盐、磷酸盐均难溶于水 ★锂、镁的碳酸盐在加热时均能分解为相应的氧化物和二氧化碳 ★锂、镁的氯化物均能溶于有机溶剂中，表现出共价特性 值得注意的是，锂的金属性比镁强，氢氧化锂为强碱，氢氧化镁为中强碱，锂与水反应平缓不剧烈，镁则缓慢，氢氧化锂易溶，20度是溶解度12.8g，氢氧化镁难溶20度时溶解度0.00095g Be与Al的相似性 ★铍、铝都是两性金属，既能溶于酸，也能溶于强碱 ★铍和铝都能被冷的浓硝酸钝化 ★铍和铝的氧化物均是熔点高、硬度大的物质 ★铍和铝的氢氧化物Be(OH)2>Al(OH)3，都是两性氢氧化物，而且都难溶于水 B与Si的相似性 ★硼与硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔 ★单质的制备，与酸碱的作用，氢化物的制备与性质等都相似 ★硼和硅的卤化物水解性也相似SiCl4+4H2O＝H4SiO4+4HC1、BC13+3H2O＝H3BO3+3HC1 【过关练习】 1﹒试用“>”、“<”、“＝”表示元素C、N、O、Si的下列关系：（用元素符号表示，下同） （1）第一电离能：___________________________________ （2）电负性：_______________________________________ （3）非金属性：_____________________________________ 2﹒比较大小 （1）第一电离能 C、N、O、Si____________________ He、N、P、F____________________ （2）电负性 Na、Mg、Al_____________________ O、S、P____________________ 答案：1﹒（1）N>O>C>Si （2）O>N>C>Si （3）O>N>C>Si 2﹒（1）Si＜C＜O＜N P＜N＜F＜He （2）Na＜Mg＜Al P＜S＜O 考点3﹒杂化方式、键角、构型、分子中σ键数的判断 分子或离子的空间构型及杂化方式的判断方法 一、价层电子对互斥理论 分子或离子的空间构型与中心原子的价层电子对数目有关；价层电子对＝成键电子对+孤对电子对；价层电子对尽可能远离，以使斥力最小。 1．杂化轨道类型的判断方法 （1）看中心原子有没有形成双键或三键，如果有1个三键，则其中有2个π键，用去了2个p轨道，则为sp杂化；如果有1个双键则其中有1个π键，则为sp2杂化；如果全部是单键，则为sp3杂化。 （2）由分子的空间构型结合价电子对互斥理论判断。没有填充电子的空轨道一般不参与杂化，1对孤电子对占据1个杂化轨道。如NH3为三角锥形，且有一对孤电子对，即4个杂化轨道应呈四面体形，为sp3杂化。 （3）价电子法：对于ABm型分子，若A原子的价电子数目有x个，B原子的价电子数目有y个，则杂化轨道数目＝（x＋my）/2。例如CH4杂化轨道数目＝（4＋4×1）/2＝4，则碳原子为sp3杂化。使用这个公式计算杂化轨道数目时：当O和S元素作为中心原子时提供6个电子，作为配位原子时提供0个电子；而F、Cl、Br、I等原子作为中心原子时提供7个电子，而作为配位原子时提供1个电子。例如：CO2中中心碳原子的杂化轨道数目＝（4＋0×2）/2＝2，则为sp杂化；又如BF3中中心硼原子的杂化轨道数目＝（3＋3×1）/2＝3，则硼原子为sp2杂化。 （4）公式法：多原子的离子也可使用这个公式计算。需要对阳离子（或阴离子）减去（或加上）所带 ＋ 电荷。例如NH4 中N原子的杂化轨道数目＝（5＋4×1－1）/2＝4，则N原子的杂化方式为sp3杂化；又 ＋－ 如H3O中。原子的杂化轨道数目＝（6＋1×3－1）/2＝4，则O原子的杂化方式为sp3杂化；再如SO24中S原子的杂化轨道数目＝（6＋0＋2）/2＝4，则S原子的杂化方式为sp3杂化。 2．价层电子对的空间构型 由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可能的相互远离，于是价层电子对的空间构型与价层电子对数目关系如下 价层电子对数 价层电子对构型 2 直线 3 正三角形 4 正四面体 5 三角双锥 6 正八面体 3．分子空间构型 价层电子对有成键电子对和孤对电子对之分，中心原子周围配位原子（或原子团）数，即ABn中n值就是成键对数，价层电子对的总数减去成键对数，得孤对电子对数。若孤对电子对＝0：分子的构型等于电子对的空间构型，孤对电子对≠0：分子的构型不同于电子对的空间构型。 价层电子对数目 2 3 电子对的空间构型 直线 三角形 成键电子对数 2 3 2 4 4 5 6 四面体 三角双锥 八面体 3 2 5 6 孤对电子数 0 0 1 0 1 2 0 0 分子的空间构型 直线 正三角形 V形 正四面体 三角锥 V形 三角双锥 八面体 实例 BeCl2、CO2 BF3、SO3 SnBr2、PbCl2 CH4、CCl4 NH3、PCl3 H2O PCl5 SF6 注意：如果在价层电子对中出现孤对电子对时，价层电子对空间构型还与下列斥力顺序相关：孤对－孤对>孤对－键对>键对－键对。因此价层电子对空间构型为正三角形和正四面体时，孤对电子对对成键电子对斥力较大，使成键电子对夹角变小，所以SnBr2的键角应小于120°，NH3、H2O分子的键角应小于109.5°。 对于分子中有双键、三键等多重键时，使用价层电子对理论判断其分子构型时，双键的两对电子和三键的三对电子只能作为一对电子来处理，或者说在确定中心原子的价电子层电子对总数时，不包括π键电子。 二、杂化轨道理论 1．杂化轨道理论的基本要点 同一原子中不同的类型的能量相近的原子轨道在成键时，互相混合，重新组合成一组新的原子轨道的过程叫做轨道的杂化，所形成的一组新轨道叫做杂化轨道。（1）有几条原子轨道参与杂化就能形成几条杂化轨道；（2）杂化轨道分等性杂化（无孤对电子对）与不等性杂化（有孤对电子对）轨道；（3）杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理，与其他成σ键或被孤对电子对占有。 2．中学常见的杂化轨道类型 杂化类型 参与杂化的原子轨道 杂化轨道数 夹角 空间构型 sp 1个s+1个p 2个sp杂化轨道 180° 直线 sp2 1个s+2个p 3个sp2杂化轨道 120° 正三角形 sp3 1个s+3个p 4个sp3杂化轨道 109.5° 正四面体 3．s－p杂化轨道和简单分子几何构型的关系 （1）对ABn类型的分子来说，当中心原子无孤对电子对时，分子空间构型和杂化轨道的空间构型相同；当中心原子有孤对电子对时，分子空间构型和杂化轨道的空间构型不一致。 杂化方式 轨道夹角 杂化轨道数 键数 中心原子孤对电子数 分子几何构型 实例 sp 180° 2 2 0 BeCl2 HgCl2 sp2 120° 3 3 0 BF3 sp2不等性杂化 <120 3 2 1 V形 SO2 －NO2 4 4 0 CH4 SiCl4 sp3 109.5° 4 3 1 NH3 PH3 sp3不等性杂化 <109.5° 4 2 2 V形 H2O H2S 4 1 3 直线形 HCl 直线形 正三角形 正四面体 三角锥 （2）对两中心或多中心的分子来说，运用杂化轨道理论判断比较方便。 C2H2每个中心原子C形成2条σ键，无孤对电子对，共需要2个杂化轨道，则采用sp杂化； C2H4每个中心原子C形成3条σ键，无孤对电子对，共需要3个杂化轨道，则采用sp2杂化； N2H4每个中心原子N形成3条σ键，有1对孤对电子对，共需要4个杂化轨道，则采用sp3杂化。 （3）对给定结构的微粒来说，运用杂化轨道理论判断比较方便。 金刚石每个C与另外4个C形成4条σ键，无孤对电子对，则C采用sp3杂化； 石墨每个C与另外3个C形成3条σ键，无孤对电子对，则C采用sp2杂化。 【过关练习】 1．常见分子的极性、空间构型与杂化方式 类型 实例 CO2 CS2 XY2 SO2 X2Y H2O H2S BF3 XY3 NH3 XY4 2．按要求填空 （1）HCHO中心原子的杂化方式_____，其空间构型为__________，σ键和π键个数比_____ CH4 CCl4 键角 键的极性 分子的极性 空间构型 杂化方式 （2）C2H2中心原子的杂化方式_____，其空间构型为_____，σ键和π键个数比_____ （3）HCN中心原子的杂化方式_____，其空间构型为_____，σ键和π键个数比_____ （4）CH2＝CH－C≡C－CN，C原子的杂化方式是_____，σ键和π键个数比_____ （5）N2H4中心原子的杂化方式_____，σ键数_____ （6）H3O+中O原子采用_____杂化。H3O+中H－O－H键角比H2O中H－O－H键角大，因为： ______________________________________________________________________________。 答案： 1．常见分子的极性、空间构型与杂化方式 键角 180° <120° 105° 120° 107° 109°28′ 键的极性 分子的极性 极性键 极性键 极性键 极性键 极性键 极性键 非极性分子 极性分子 极性分子 极性分子 空间构型 直线形 V形 V形 三角锥形 杂化方式 sp sp2 sp3 sp2 sp3 sp3 非极性分子 平面三角形 非极性分子 正四面体形 2．按要求填空 （1）sp2 平面三角形 3:1 （2）sp 直线形 3:2 （3）sp 直线形 1:1 （4）sp 和sp2 8:5 （5）sp3 5 （6）sp3 H2O中O原子有2对孤对电子，而H3O+中O原子有1对孤对电子，排斥力小。 考点4﹒晶体密度计算 对于立方晶胞，无论是求其晶体密度、还是晶胞体积、边长等，都可建立如下思维途径： n×M 获得关系式：ρ＝3，再根据题目已知条件代入数据，移项、化简即可。 a×NA【特别提醒】晶胞中微粒的计算方法－－均摊法 ①长方体晶胞中粒子对晶胞的贡献顶角占 111，棱上占，面上占，内部1。 842图示：
结构化学 选修3知识点总结（人教版）全国卷适用
