(新教材人教2019版)高中化學選擇性必修2全冊必背知識點(填空版+背誦版)

第一章原子結構與性質第一節(jié)原子結構一、能層與能級1、能層含義：根據核外電子的能量)。序號及符號：能層序號一、二、三、四、五、六、……分別用、、M、OPQ……表示，中每層所容納的電子數最多為2n2 個。E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q) 。2、能級含義：根據多電子原子的同一能層的電子的能量也可能不同，將它們分為不同能級。序數和字母spdfn能層的能級按能量由低到高nsnpnd、nf等。3、能層、能級與最多容納的電子數能層(n)一二三四五 六七 ……符號KLMNO PQ ……能級1s2s2p 3p3d 4s4p4d4f 5s…… ………… ……最多電226 2610 261014 2…… ………… ……子數281832…… ………… 2n2由上表可知：能層序數等于該能層所包含的能級數，如第三能層有3 個能級。、p、、f各能級可容納的最多電子數分別為1、3、 5 、7 的2倍。原子核外電子的每一能層最多可容納的電子數是2n2 (n為能層的序。二、基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜1、基態(tài)原子與激發(fā)態(tài)原子基態(tài)原子：處于最低能量狀態(tài)的原子。激發(fā)態(tài)原子：基態(tài)原子吸收能量，它的電子會躍遷到較高 能級，變成激發(fā)態(tài)原子。2、光譜光譜的成因及分類光譜分析：在現代化學中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。三、構造原理與電子排布式1、構造原理(1)含義以光譜學事實為基礎，從氫開始，隨核電荷數遞增，新增電子填入能級的順序稱為構造原理。(2)示意圖2、電子排布式將能級上所容納的電子數標在該能級符號右上角，并按照能層從左到右的順序排列的式子。如氮原子的電子排布式為：例：根據構造原理，寫出下列基態(tài)原子的核外電子排布式①2He： 1s2 ；②8O： 1s22s22p4 ；③10Ne： 1s22s22p6 ；④14Si： 1s22s22p63s23p2 ；⑤18Ar： 1s22s22p63s23p6 ；⑥19K： 1s22s22p63s23p64s1 ；⑦21Sc：_1s22s22p63s23p63d14s2 ；⑧26Fe： 1s22s22p63s23p63d64s2 。四、電子云與原子軌道1、概率密度1913年，玻爾提出氫原子模型，電子在線性軌道上繞核運行。量子力學指出，一定空間運動狀態(tài)P的電子在核外空間各處都可能出現，但出現的概率表示，即表示電子在某處出現的概率；V表示該處的體積)。2、電子云定義：處于一定空間運動狀態(tài)的電子在原子核外空間的概率密度分布的形象化描述。含義：用單位體積內小黑點的疏密程度表示電子在原子核外出現概率大小，小黑點越密，表示概密度越大 。形狀3、原子軌道空間運動狀態(tài)稱為一個原子軌道。形狀①s電子的原子軌道呈球形，能層序數越大，原子軌道的半徑越大。②p電子的原子軌道呈啞鈴形，能層序數越大，原子軌道的半徑越大。各能級所含有原子軌道數目能級符號能級符號軌道數目ns1np3nd5nf74、原子軌道與能層序數的關系不同能層的同種能級的原子軌道形狀相同，只是半徑不同n越大半徑越大。如：s1p3個原子軌道，它們互相垂直，分別以px、pypzpxpypz的能量相同。原子軌道數與能層序的關系：原子軌道數目＝n2 。五、泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理（一）原子核外電子的排布規(guī)則1、泡利原理：在一個原子軌道里，最多只能容納2 個電子，它們的自旋相反，常用上下箭頭和表示自旋相反的電子。2、電子排布的軌道表示式(電子排布圖)8O的軌道表示式如下：例：根據上面回答下列問題：簡并軌道：能量 相同的原子軌道。電子對：同一個原子軌道中，自旋方向相反的一對電子。單電子：一個原子軌道中若只有一個電子，則該電子稱為單電子。自旋平行：箭頭同向的單電子稱為自旋平行。(5)在氧原子中，有3對電子對，有2 個單電子。(6)在氧原子中，有5種空間運動狀態(tài)，有8 種運動狀態(tài)不同的電子。3、洪特規(guī)則內容：基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占，且自旋平行。特例：在簡并軌道上的電子排布處于全充滿、半充滿和全空狀態(tài)時，具有較低的能量和較大定性。p、d1014相對穩(wěn)定的狀態(tài)全空：p0、d0、f0p、5、7如：24Cr的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1 ，為半充滿狀態(tài)，易錯寫為1s22s22p63s23p63d44s2。4、能量最低原理內容：在構建基態(tài)原子時，電子將盡可能地占據能量最低的原子軌道，使整個原子的能量最低。因素：整個原子的能量由核電荷數、電子數和電子狀態(tài)注意：書寫軌道表示式時，常出現的錯誤及正確書寫（二）核外電子的表示方法電子排布式與軌道表示式的比較電子排布式含義意義用數字在能級符號右上角標明該能級上排布的電子數，這就是電子排布式能直觀反映出核外的電子層、能級及各能級上的電子數實例K：1s22s22p63s23p64s1簡化電子排含義為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內層電子達到稀有氣體原子結構的部分以相應稀有氣體元素符號外加方括號表示布式意義避免書寫電子排布式過于繁瑣實例[Ar]4s1含義每個方框代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子意義能直觀反映出電子的排布情況及電子的自旋狀態(tài)軌道表示式實例Al軌道表示式實例Al：未成對電子數及其占據的原子軌道元素符號及價電子排布4sK：4s1,Cu： 3d104s113dSc：3d14s24pGa：4s24p1，Br： 4s24p523d4pTi：3d24s2，Ni： 3d84s2Ge：4s24p2，Se：4s24p433d4pV：3d34s2，Co： 3d74s2As：4s24p343dFe： 3d64s253dMn：3d54s263d和4sCr：3d54s1第二節(jié)原子結構與元素的性質一、原子結構與元素周期表（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表1、元素周期律：元素的性質隨元素原子的核電荷數遞增發(fā)生周期性遞變。2、元素周期系：元素按其原子核電荷數遞增排列的序列。3、元素周期表：呈現周期系的表格，元素周期系只有一個，元素周期表多種多樣。4、三張有重要歷史意義的周期表門捷列夫周期表門捷列夫周期表又稱短式周期表重要特征是從第四周期開始每個周期截截，第1～7 族分主副族，第八族稱為過渡元素。維爾納周期表維爾納周期表是特長式周期表，每個周期一行，各族元素、過渡金屬、稀有氣體、鑭系和錒系，各有各的位置，同族元素上下對齊，它確定了前五個周期的元素種類。玻爾元素周期表玻爾元素周期表特別重要之處是把21～28、39～46等元素用方框框起，這說明他已經認識到，這些框內元素的原子新增加的電子是填入內層軌道的，他已經用原子結構解釋元素周期系了，玻爾元素周期表確定了第六周期為32種元素。（二）1、元素周期表的基本結構(1)周期元素種數的確定第一周期從1s1 開始以1s2 結束只有兩種元素其余各周期總是從ns 能級開始以np 結束從ns能級開始以np結束遞增的核電荷數或電子)就等于每個周期里的元素數目。周期ns～np電子數元素數目一1s1～222二2s1～22p1～688三3s1～23p1～688四4s1～23d1～104p1～61818五5s1～24d1～105p1～61818六6s1～24f1～145d1～106p1～63232七7s1～25f1～146d1～107p1～63232(2)元素周期表的形成若以一個方格代表一種元素，每個周期、、d、f素周期表：若將p段與p段對齊段與d段對齊f段單獨列出，將2s2 與p段末端對齊，則得到書末的元素周表：2、元素周期表探究(1)元素周期表的結構周期：7個共7個橫行

第一、二、三周期第四、五、六、七周期元素周期表元素周期表族：16個

共18個縱列

7個～族副族：7個ⅠB～ⅠB族，ⅠB～ⅠB族Ⅰ族：1個第8、9、10縱列0族：1個稀有氣體元素(2)元素周期表的分區(qū)①根據核外電子的排布分區(qū)按電子排布式中最后填入電子的能級、p、、f4、ⅠB個縱行的元素的核外電子因先填滿了(n－1)dns能級而得名ds5下圖所示。②根據元素的金屬性和非金屬性分區(qū)3、元素的對角線規(guī)則(1)在元素周期表中，某些主族元素與其右下方的主族元素(如圖)的有些性質是相似的(如鋰和鎂在過量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過氧化物)，這種相似性被稱為“對角線規(guī)則”。(2)處于“對角線”位置的元素，它們的性質具有相似性。實例分析：①鋰和鎂的相似性A、鋰與鎂的沸點較為接近：元素Li NaBeMg沸點/Ⅰ1341 881.424671100B、鋰和鎂在氧氣中燃燒時只生成對應的氧化物，并且Li2O和MgO與水反應都十分緩慢。4Li＋ 點燃 、2Mg＋ 點燃 。O2L2O O2MgOC、鋰和鎂與水的反應都十分緩慢，并且生成的氫氧化物難溶于水，附著于金屬表面阻礙反應的進行。3 D、鋰和鎂都能直接與氮氣反應生成相應的氮化物Li3N和MgN3 E、鋰和鎂的氫氧化物在加熱時，可分解為Li2O、H2O和MgO、H2O。F、在堿金屬的氟化物、碳酸鹽和磷酸鹽中，只有鋰鹽是難溶于水的，相應的鎂鹽也難溶于水。②鈹和鋁的相似性A、鈹與鋁都可與酸、堿反應放出氫氣，并且鈹在濃硝酸中也發(fā)生鈍化。B、二者的氧化物和氫氧化物都既能溶于強酸又能溶于強堿溶液：3 3 2 3 2 Al(OH)＋3HCl=== AlCl＋3HO ，Al(OH)＋NaOH=== NaAlO＋2H3 3 2 3 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

＋2HCl=== BeCl＋2HO ，Be(OH)＋2NaOH=== NaBeO＋2HO 。C、二者的氧化物Al2O3和BeO的熔點和硬度都很高DBeCl2和AlCl3都是共價化合物，易升華 。③硼和硅的相似性A、自然界中B與Si均以化合物的形式存在。B、B與Si的單質都易與強堿反應，且不與稀酸反應：222B＋2KOH＋2H2O=== 2KBO22

↑

O=== K

＋2H↑ 。2232C、硼烷和硅烷的穩(wěn)定性都比較差，且都易水解。2232D、硼和硅的鹵化物的熔、沸點比較低，易揮發(fā)，易水解。解題技巧：電子排布式確定價電子排布式確定二、元素周期律（一）原子半徑1、影響原子半徑大小的因素電子的能層數：電子的能層越多，電子之間的排斥作用使原子半徑增大。核電荷數：核電荷數越大，核對電子的吸引作用就越大，使原子半徑減小。2、原子半徑的遞變規(guī)律(1)同周期：從左至右，核電荷數越大，半徑越小。(2)同主族：從上到下，核電荷數越大，半徑越大。3、原子或離子半徑的比較方法大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。能層結構相同的離子：核電荷數大，半徑越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。(3)帶相同電荷的離子：能層數越多，半徑越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－) ＜。(4)核電荷數、能層數均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K＋)與r(Mg2＋)，可選r(Na＋)為參照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。解題技巧：粒子半徑比較的一般思路“一層：先看能層數，能層數越多，一般微粒半徑越大?！岸耍喝裟軐訑迪嗤?，則看核電荷數，核電荷數越大，微粒半徑越小?！啊保喝裟軐訑?、核電荷數均相同，則看核外電子數，電子數多的半徑大。（二）元素的電離能1、元素第一電離能的概念與意義(1)概念①第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能，符號：I1。②逐級電離能：氣態(tài)基態(tài)一價正離子再失去一個電子成為氣態(tài)基態(tài)二價正離子所需的最低能量子會更加困難(2)意義：可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。第一電離能數值越小，原子越容易失去一個電子；第一電離能數值越大，原子越難失去一個電子。2、元素第一電離能變化規(guī)律每個周期的第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大核電荷數的遞增，元素的第一電離能呈增大趨勢。同一族，從上到下第一電離能逐漸減小。3、電離能的應用12<3i原子核外的、L能層)，且最外層上只有一個電子，易失去一個電子形成＋1價陽離子。1越大強1強注意：電離能的影響因素及特例電離能數值的大小主要取決于原子的核電荷數、原子半徑及原子的電子構型。具有全充滿、半充滿及全空的電子構型的元素穩(wěn)定性較高，其電離能數值較大在同周期元素中最大，NMg第一電離能> ⅠA，ⅠA > 解題技巧：電離能的應用3根據電離能數據，確定元素在化合物中的化合價，I2＜I，表明K原子易失去一個電子形成價陽離子。3越大，元素的非金屬性越強越小越強。（三）電負性1、有關概念與意義鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性越大的吸引力越大。電負性大小的標準：以氟的電負性為4.01.0作為相對標準。2、遞變規(guī)律(1)同周期，自左到右，元素的電負性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱(2)同主族，自上到下，元素的電負性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。3、應用判斷元素的金屬性和非金屬性強弱①金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。②金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。判斷元素的化合價①電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值。②電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。判斷化合物的類型如H的電負性與HHCl為共Al1.5，ClAl3.0－1.5＝1.5<1.7AlCl3為共價也是共價化合物。注意1.7FH1.9HF為共價化合物。（四）元素周期律的綜合應用氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性增強減弱氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性增強減弱第一電離能電負性增大但變大減小變小性質同一周期(從左到右)同一主族(從上到下)核外電子的排布能層數最外層電子數相同1→28增加相同金屬性減弱增強非金屬性增強減弱單質的氧化性、還原性氧化性還原性增強減弱減弱增強最高價氧化物對應水化酸性增強減弱物的酸堿性堿性減弱增強2、電負性、第一電離能與金屬性和非金屬性的關系注意：第一電離能：ⅠA＞ⅠA，ⅠA＞ⅠA。第二章分子結構與性質第一節(jié)共價鍵一、共價鍵（一）共價鍵的形成與特征1、共價鍵的形成概念：原子間通過共用電子對 所形成的相互作用，叫做共價鍵。成鍵的粒子：一般為非金屬()或金屬原子與非金屬原子。本質：原子間通過共用電子對)2、共價鍵的特征飽和性：按照共價鍵的共用電子對理論，一個原子有幾個未成對電子幾個自旋狀態(tài)相反的電子配對成鍵，這就是共價鍵的飽和性。方向性：除s軌道是球形對稱外，其他原子軌道在空間都具有一定的分布特點。在形成共價鍵時，原子軌道重疊的越多，電子在核間出現的概率越大，所形成的共價鍵就越牢固，因此共價鍵將盡可能沿著電子出現概率最大的方向形成，所以共價鍵具有方向性。如圖所示。（二）共價鍵類型1、σ鍵形成形成由兩個原子的s軌道或p軌道“ 頭碰頭”重疊形成s-s型類s-p型型p-p型以形成化學鍵的兩原子核的連線為軸做旋轉操作，共價鍵電子云特征的圖形不變，這種特征稱為軸對稱；σ鍵的強度較大2、π鍵形成形成由兩個原子的p軌“ 肩并肩重疊形成p-pπ鍵π鍵的電子云具有鏡面對稱性，即每個π鍵的電子云由兩塊組成，分別位特征于由兩原子核構成平面的兩側，如果以它們之間包含原子核的平面為鏡面，它們互為鏡像；π鍵不能旋轉；不如σ鍵牢固，較易斷裂3、判斷σ鍵、π鍵的一般規(guī)律共價單鍵為σ鍵；共價雙鍵中有一個σ鍵、一個π鍵；共價三鍵由一個σ 鍵和個π 鍵組成。 ——鍵按共用電子對的數目共價雙鍵——1個σ鍵、1個π鍵共價鍵的分類

——個2鍵 鍵

電子云呈軸對稱按電子云重疊方 鍵特征

電子云呈鏡面對稱二、鍵參數——鍵能、鍵長與鍵角（一）鍵能1、概念氣態(tài)分子中1_mol 化學鍵解離成氣態(tài)原子所吸收的能量。它通常是298.15、kPa條件下的標準值，單位是kJ·mo1 。2、應用判斷共價鍵的穩(wěn)定性原子間形成共價大多共價鍵能越大，共價鍵越穩(wěn)定。判斷分子的穩(wěn)定性一般來說，結構相似的分子，共價鍵的鍵能越大，分子越穩(wěn)定。利用鍵能計算反應熱ΔH＝總鍵能－生成物總鍵能（二）鍵長和鍵角1、鍵長概念：構成化學鍵的兩個原子的核間距，因此原子半徑半徑越小，共價鍵的鍵長越短。應用：共價鍵的鍵長越短，往往鍵能越大，表明共價鍵越穩(wěn)定，反之亦然。2、鍵角概念：在多原子分子中，兩個相鄰共價鍵之間的夾角。應用：在多原子分子中鍵角是一定的，這表明共價鍵具有方向價分子的。試根據空間結構填寫下列分子的鍵角分子的空間結構分子的空間結構鍵角實例正四面體形平面形V形角形)109°28′120°107°105°180°、CClCH44NH3H2O直線形CO2、CSCH≡CH2部分鍵角圖解第二節(jié)分子的空間結構一、分子結構的測定1、早年科學家主要靠對物質的化學性質進行系統(tǒng)總結得出規(guī)律后進行推測，現代科學家應用了許多測定分子結構的現代儀器和方法，如紅外光譜、晶體X射線衍射等。2、紅外光譜在測定分子結構中的應用分子中的原子不是固定不動會吸收跟它的某些化學鍵吸收峰譜圖庫量子化學化學鍵、哪種振動方式引起的，綜合這些信息，可分析分子中含有何種化學鍵或官能團的信息。3、質譜法在測定分子相對分子質量中的應用現代化學常利用質譜儀測定分子的相對分子質量。它的基本原理是在質譜儀中使分子失去電子變成帶正電荷的分子離子和碎片離子等粒子。由于生成的離子具有不同的相對質量，它們在高壓電場加速化學家對這些峰進行系統(tǒng)分析，便可得知樣品分子的相對分子質量。二、多樣的分子空間結構1、三原子分子化學式電子式結構式鍵角空間結構空間結構名稱CO2O==C==O180°直線形H2O105°V形2、四原子分子化學式電子式結構式鍵角空間結構空間結構名稱CH2O約120°平面三角形NH3107°三角錐形3、五原子分子化學式電子式結構式鍵角空間結構空間結構名稱CH4109°28′正四面體形CCl4109°28′正四面體形4、其他多原子分子的空間結構CCl4109°28′正四面體形三、價層電子對互斥模型1(VSEPRmodel)ABn型的分子或離子，中心原子A的價層電子對(包括成鍵的σ鍵電子對和未成鍵的孤電子對)間結構總是采取電子對相互排斥斥力子的體系能量最低，最穩(wěn)定。2、價層電子對的計算中心原子價層電子對數＝σ鍵電子對數＋孤電子對數。σ鍵電子對數的計算由化學式確定，即中心原子形成幾個σ 鍵，就有幾對σ鍵電子對。如H2O分子中，O有2對σ 鍵電子對NH3分子中，N有3 對σ鍵電子對。中心原子上的孤電子對數的計算1中心原子上的孤電子對數＝2(a－xb)①a表示中心原子的價電子數；對主族元素：a＝最外層電子數；價電子數－離子所帶電荷數價電子數＋離子所帶電荷數②x表示與中心原子結合的原子數。③b表示與中心原子結合的原子最多能接受的電子數，氫為1，其他原子＝8－該原子的價電子數。3、價層電子對的空間結構(即VSEPR模型)價層電子對數目：2 、 3 、 4VSEPR模型：直線形 平面三角形 正四面體形4、VSEPR模型的應用——預測分子空間結構由價層電子對的相互排斥，得到含有孤電子對的VSEPR模型，然后，略去VSEPR模型中的中心原子上的孤電子對，便可得到分子的空間結構。中心原子不含孤電子對離子σ鍵電子對數孤電子對數VSEPR模型及名稱分子(或離子)的空間結構及名稱CO220直線形直線形COCO2－330平面三角形平面三角形CH440正四面體形正四面體形中心原子含孤電子對分子或離子價層電子對數孤電子對數分子或離子價層電子對數孤電子對數VSEPR模型及名稱分子的空間結構及名稱NH341三角錐形四面體形H2O42四面體形V形SO231平面三角形V形四、雜化軌道理論簡介（一）雜化軌道理論要點1、原子在成鍵時，同一原子中能量相近的原子軌道可重新組合成雜化軌道。3、雜化改變了原子軌道的形狀、方向。雜化使原子的成鍵能力增加。雜化軌道在角度分布上比單純的s3、雜化改變了原子軌道的形狀、方向。雜化使原子的成鍵能力增加。雜化軌道在角度分布上比單純的s或ps軌道與p軌道雜化后形成的雜化軌道一頭大一頭小，如圖，成鍵時根據最大重疊原理，使它的大頭與其他原子軌道重疊，重疊程度更大，形成的共價鍵更牢固。4、為使相互間的排斥最小，雜化軌道在空間取最大夾角分布。同一組雜化軌道的伸展方向不同，但形狀完全相同。二、雜化軌道類型與分子空間結構的關系1、雜化軌道的類型sp3——正四面體形1sp3雜化軌道是由1個ns軌道和3個np軌道雜化而成，每個sp3雜化軌道都含有4s和34p的成分，sp3雜化軌道間的夾角為109°28′，空間結構為正四面體形。如下圖所示。sp2——平面三角形1 2sp2雜化軌道是由1個ns軌道和2個npsp23s3p成分，sp2雜化軌道間的夾角都是120°，呈平面三角形，如下圖所示。sp——直線形sp雜化軌道是由1個ns軌道和1個np的成分，sp180°，呈直線形，如下圖所示。

1 1雜化軌道含有2s和2p2、雜化軌道類型與分子空間結構的關系σ鍵時，分子或離子的空間結構與雜化軌道的空間結構相同。雜化類型spsp2sp3軌道夾角雜化軌道示意圖180°120°109°28′實例BeCl2BF3CH4分子結構示意圖分子結構示意圖分子空間結構直線形平面三角形正四面體形AB型分nAB型分n中心原子雜化類型中心原子孤電子對數空間結構實例子AB2sp21V形SO2NHPClNFAB33331三角錐形sp3HO＋3AB2或(BA)2V形HS、NH2－22第三節(jié)分子結構與物質的性質一、共價鍵的極性（一）鍵的極性和分子的極性1、共價鍵的極性

極性鍵

非極性鍵定義原子吸引電子能力共用電子對成鍵原子電性成鍵元素舉例

由不同原子形成的共價鍵，電子對發(fā)生偏移不同共用電子對偏向吸引電子能力強的原子顯電性一般是不同種非金屬元素

電子對不發(fā)生偏移的共價鍵相同共用電子對不發(fā)生偏移電中性同種非金屬元素Cl—Cl、H—H2、分子的極性極性分子與非極性分子共價鍵的極性與分子極性的關系（二）鍵的極性對化學性質的影響(—COOHpKa越小，酸性越強構有關，如下表所示：羧酸丙酸(C2H羧酸丙酸(C2H5COOH)乙酸(CH3COOH)甲酸(HCOOH)(CCl3COOH)pKa4.884.763.752.861.290.650.23二、分子間作用力1、范德華力及其對物質性質的影響概念：是分子間普遍存在的相互作用力()存在。特征：很弱1～2個數量級。影響因素：分子的極性越大，范德華力越大質量越大，范德華力越大。對物質性質的影響：范德華力主要影響物質的物理性質，如熔、沸點，組成和結構相似的物質，范德華力越大，物質熔、沸點越高。2、范德華力的正確理解廣泛存在于分子之間。只有分子間充分接近時才有分子(范德華力無方向性和飽和其他分子。3、氫鍵及其對物質性質的影響概念：由已經與電負性很大的原子形成共價鍵的氫原子與另一個電負性原子之間的作用力。A—H…BAB為NO表示共價鍵表示形成的氫鍵。氫鍵的本質和性質用力。氫鍵具有方向性和飽和性，但本質上與共價鍵的方向性和飽和性不同。云之間的排斥力最小，形成的氫鍵最強，體系最穩(wěn)定。②飽和性：每一個A—H只能與一個B原子形成氫鍵，原因是H原子半徑很小，再有一個原子接近時，會受到A、B原子電子云的排斥。存在分子內氫鍵，存在分子間氫鍵。前者的沸點低于后者。存在分子內氫鍵，存在分子間氫鍵。前者的沸點低于后者。高，分子內氫鍵使物質熔、沸點降低。4、溶解性規(guī)律非極性溶質一般能溶于非極性溶劑，極性溶質一般能溶于極性溶劑，如蔗糖和氨易溶于水，難溶于四氯化碳；萘和碘易溶于四氯化碳，難溶于水。影響物質溶解性的因素①外界因素：主要有溫度、壓強等。②氫鍵：溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。③分子結構的相似性：溶質和溶劑的分子結構相似程度越大，其溶解性越大，如乙醇與水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。三、分子的手性1、概念手性異構體：具有完全相同的組成和原子排列(或對映)。手性分子：具有手性異構體的分子。2、手性分子的判斷(2)手性碳原子：有機物分子中連有四個各不相同的原子或基團的碳原子。如，R(2)手性碳原子：有機物分子中連有四個各不相同的原子或基團的碳原子。如，R1、R2、R3、R4*是手性碳原子。第三章晶體結構與性質第一節(jié)物質的聚集狀態(tài)與晶體的常識一、物質的聚集狀態(tài)120分子氣三態(tài)的相互轉化只是分子間距離發(fā)生了變化。2、20世紀初，通過X射線衍射等實驗手段，發(fā)現許多常見的晶體中并無分子，如氯化鈉、石墨、二氧化硅、金剛石以及各種金屬等。3、氣態(tài)和液態(tài)物質不一定都是由分子構成。如等離子體是由電子、陽離子和電中性粒子(分子或原子)組成的整體上呈電中性的氣態(tài)物質；離子液體是熔點不高的僅由離子組成的液體物質。4、其他物質聚集狀態(tài)，如晶態(tài)、非晶態(tài)、塑晶態(tài)、液晶態(tài)等。二、晶體與非晶體1、晶體與非晶體的本質差異固體固體自范性微觀結構晶體有原子在三維空間里呈周期性有序排列非晶體無原子排列相對無序2、獲得晶體的途徑實驗探究實驗內容實驗內容實驗操作及現象獲取硫黃晶體硫黃粉加熱熔融態(tài)硫自然冷卻淡黃色的菱形硫黃晶體獲取碘晶體加熱時，燒杯內產生大量紫色氣體，沒有出現液態(tài)的碘，停止加熱，燒杯內的紫色氣體漸漸消褪，最后消失，表面皿底部出現紫黑色晶體顆粒獲取氯化鈉晶體獲取氯化鈉晶體在燒杯底部慢慢析出立方體的無色晶體顆粒獲得晶體的三條途徑①熔融態(tài)物質凝固。②氣態(tài)物質冷卻不經液態(tài)直接凝固(凝華)。③溶質從溶液中析出。3、晶體的特性自范性：晶體能自發(fā)地呈現多面體外形的性質。各向異性：晶體在不同方向上表現出不同的物理性質。固定的熔點。4、晶體與非晶體的測定方法測定方法三、晶胞1、概念

測熔點可靠方法

晶體有固定的熔點，非晶體沒有固定的熔點對固體進行X射線衍射實驗描述晶體結構的基本單元。2、晶胞與晶體的關系一般來說晶胞都是平行六面體整塊晶體可以看作是數量巨大的晶“ 無隙并而成。無隙是指相鄰晶胞之間無任何間隙。并置是指所有晶胞都是平行排列的，取向相同。所有晶胞的形狀及其內部的原子種類、個數及幾何排列是完全相同的。3、晶胞中粒子數目的計算(1)銅晶胞①位于頂角上的銅原子為 8 個晶胞共有。②位于面心上的銅原子為2 個晶胞共有。1 1因此晶體銅中完全屬于某一晶胞的銅原子數是8×8＋6×2＝4 。(2)NaCl晶胞①Cl－位于頂點和面心，共有4個。②Na＋位于棱上和體心，共有4個。四、晶體結構的測定1、常用儀器：X射線衍射儀。2、測定過程：當單一波長的X射線通過晶體時，X射線和晶體中的電子相互作用，會在記錄儀上產生分立的斑點或者明銳的衍射峰。3、作用：根據衍射圖，經過計算可以獲得晶體結構的有關信息。第二節(jié)分子晶體與共價晶體一、分子晶體（一）分子晶體的概念與性質1、分子晶體的概念只含分子的晶體，或者分子間以分子間作用力結合形成的晶體叫分子晶體。2、分子晶體中的粒子及粒子間的相互作用3、常見的典型分子晶體所有非金屬氫化物：如H2OH2S、NH3CH4HX()等。部分非金屬單質：如X2()O2、H2、S8P4、C60、稀有氣體等。部分非金屬氧化物CO2、SO2NO2P4O6P4O10等。幾乎所有的酸：如H2SO4HNO3H3PO4H2SiO3等。絕大多數有機物：如苯、四氯化碳、乙醇、冰醋酸、蔗糖等。4、分子晶體的物理性質分子晶體熔、沸點較低，硬度很小。分子晶體不導電。分子晶體的溶解性一般符“ 相似相溶規(guī)律5、分子晶體的判斷方法依據物質的類別判斷部分非金屬單質、所有非金屬氫化物、部分非金屬氧化物、幾乎所有的酸、絕大多數有機物都是分子晶體。依據組成晶體的粒子及粒子間作用判斷組成分子晶體的微粒是分子，粒子間的作用力是分子間作用力。依據物質的性質判斷分子晶體的硬度小，熔、沸點低，在熔融狀態(tài)或固體時均不導電。6、分子晶體熔、沸點高低的判斷組成和結構相似，不含氫鍵的分子晶體，相對分子質量越大，范德華力越強，熔、沸點越高，如I＞Br＞Cl＞F，HI＞HBr＞HCl。2 2 2 23，分子的極性越大，如CH3OH＞CH3CH。3(4)對于有機物中的同分異構體，支鏈越多，熔、沸點越低，如CH3—CH2—CH2—CH2—CH＞3(4)對于有機物中的同分異構體，支鏈越多，熔、沸點越低，如CH3—CH2—CH2—CH2—CH＞3＞。2 6 4 2 5 3 (5)烴、鹵代烴、醇、醛、羧酸等有機物一般隨分子中碳原子數的增加，熔、沸點升高，如CH＞CH，CHCl＞CHCl，CHCOOH＞HCOOH。2 6 4 2 5 3 （二）典型的分子晶體的結構和性質1、分子晶體的結構特征比較項目空間特點

分子密堆積范德華力12鄰的分子

分子非密堆積范德華力和氫鍵12空間利用率不高舉例

I、

HF、NH、冰60 2 2 32、常見分子晶體的結構分析(1)冰晶體氫鍵方向性，O原子周圍都有四個H原子，其中兩個H原子與O個H原子與O原子以氫鍵結合，使水分子間構成四面體示。隙減小4Ⅰ時，分子間距離加大，密度逐漸減小。(2)干冰①結構：固態(tài)CO2CO2C==O共價鍵，分子間存在范德華力CO2CO2CO2分子與12CO2(在三個互相垂直的平4個或互相平行的三層上，每層上各4個)。②性質：干冰的外觀很像冰，硬度也跟冰相似，熔點卻比冰低得多，在常壓下極易升華，在工業(yè)上廣泛用作制冷劑；由于干冰中的CO2之間只存在范德華力不存在氫鍵，密度比冰的高。二、共價晶體（一）共價晶體概念及性質1、共價晶體的結構特點及物理性質概念：相鄰原子間以共價鍵相結合形成共價鍵三維骨架結構的晶體。構成微粒及微粒間作用物理性質很高很大難溶于常見溶劑，一般不導電。②結構相似的共價晶體，原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，晶體的熔點越高。2、常見共價晶體及物質類別某些單質：如硼(B) 、硅(Si) 、(Ge)、金剛石等。(SiC)(SiO2)(BN)(Si3N4)(3)(α-Al2O3)等。（二）常見共價晶體結構分析1、金剛石晶體金剛石晶體中，每個碳原子均以4個共價單鍵對稱地與相鄰的4 個碳原子相結合形成C—C—C夾角為的正四面體結即金剛石中的碳采取sp3 雜化軌道形成共價整塊金剛石晶體就是以共價鍵相連的三維骨架結構其中最小的環(huán)是六環(huán)。2、二氧化硅晶體二氧化硅晶體中每個硅原子均以4個共價鍵對稱地與相鄰的4 個氧原子相結合每個氧原子與2 個硅原子相結合，向空間擴展，形成三維骨架結構。晶體結構中最小的環(huán)上有6 個硅原子和6 個氧原子，硅、氧原子個數比為1∶2 。低溫石英的結構中有頂角相連的硅氧四面體形成螺旋上升的長鏈，而沒有封閉的環(huán)狀結構。這一結構決定了它具有手性。第三節(jié)金屬晶體與離子晶體一、金屬鍵與金屬晶體1、金屬鍵概念電子氣理把金屬鍵描述為金屬原子脫落下來的價電子形成遍布整塊晶的“ 電子氣”，被所有原子所共用，從而把所有的金屬原子維系在一起。成鍵粒子是金屬陽離子和自由電子。金屬鍵的強弱和對金屬性質的影響大越少，金屬鍵越弱；反之，金屬鍵越強。②金屬鍵越強，金屬的熔、沸點越高，硬度越大。如：熔點最高的金屬是鎢硬度最大的金屬是鉻。特別提醒：金屬鍵沒有方向性和飽和性。2、金屬晶體(1)在金屬晶體中，原子間以金屬鍵相結合。(2)金屬晶體的性質：優(yōu)良的二、離子晶體導電性、導熱性和延展性。1、離子鍵及其影響因素概念：陰、陽離子之間通過靜電作用形成的化學鍵。影響因素：離子所帶電荷數越多，離子半徑越小，離子鍵越強特別提醒：離子鍵沒有方向性和飽和性。2、離子晶體及其物理性質概念：由陽離子和陰離子相互作用而形成的晶體。離子晶體的性質①熔、沸點較高，硬度較大。②離子晶體不導電，但熔化或溶于水后能導電。③大多數離子晶體能溶于水，難溶于有機溶劑。3、常見離子晶體的結構(1)NaCl晶胞NaCl晶胞如圖所示，每個Na＋周圍距離最近的Cl－有6 個(上、下、左、右、前、后各1個)Cl－Na＋有6NaCl。①每個Na＋(Cl－)周圍距離相等且最近的Na＋(Cl－)是12 個。②每個晶胞中實際擁有的Na＋數是4 個，Cl－數是4個。apm

234

g·cm－3。(2)CsCl晶胞

NA·a3×10－30CsCl晶胞如圖所示，每個Cs＋周圍距離最近的Cl－有8個，每個Cl－周圍距離最近的Cs＋有8個，它們均構成正六面體，由此可推知晶體的化學式為CsCl?；卮鹣铝袉栴}：①每個Cs＋(Cl－)周圍距離最近的Cs＋(Cl－)有6個，構成正八面體。②每個晶胞中實際擁有的Cs＋有1個，Cl－有1個。168.5apm③若晶胞參數為 ，則氯化銫晶體的密度為apmNA·a3×10－30

g·cm－3。三、過渡晶體與混合型晶體1、過渡晶體四類典型晶體是分子晶體、共價晶體、、離子晶體。離子晶體和共價晶體的過渡標準是化學鍵中離子鍵成分的百分數分數大，作為離子晶體處理，離子鍵成分的百分數小，作為共價晶體處理。Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7七種氧化物中從左到右，離子鍵成分的百分數越來越小其中作為離子晶體處理的是Na2OMgO 作為共價晶體處理的是Al2O3SiO2 ；作為分子晶體處理的是P2O5SO3、Cl2O7 。2、混合型晶體——石墨(1)結構特點——層狀結構①同層內，碳原子采用sp2 雜化，以共價鍵相結合形成平面六元并環(huán)結構。有碳原子的p軌道平行且相互重疊軌道中的電子可在整個碳原子平面中運動。②層與層之間以范德華力相結合。晶體類型石墨晶體中，既有共價鍵，又有金屬鍵和范德華力，屬于混合型晶體。四、晶體類型的比較1、四種晶體的比較晶體晶體分子晶體離子晶體金屬晶體共價晶體構成微粒分子陰、陽離子金屬離子、自由電子原子微粒間作用力微粒間作用力范德華力(少數有氫鍵)較低離子鍵金屬鍵共價鍵熔、沸點較高一般較高很高硬度小略硬而脆一般較大很大溶解性相似相溶多數溶于水不溶，有些與水反應不溶機械加性質不良不良良好不良工性能固態(tài)、液態(tài)均固態(tài)時不導電，熔導電性不導電，部分融時導電，能溶于時都不導電溶于水時導電水的溶于水時導電組成和結構相金屬原子的價電子離子所帶電荷數似的分子，相作用力大小規(guī)律 多、半徑小的離子對分子質量大 離子與自由電子間共價鍵鍵長短(電子云重疊多)、原子半徑小的共價鍵強的范德華力大的作用力強鍵穩(wěn)定2、晶體類型的判斷方法依