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1、人教版 高中化学 选择性必修 第二册 知识点第一章 原子结构与性质一.原子结构1、能级与能层2、原子轨道3、原子核外电子排布规律（1）构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。（说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。）（2）能量最低原理原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。（3）泡利（不相容）原理：一个轨道里最多只
2、能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“”表示），这个原理称为泡利原理。（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特规则。比如，p3的轨道式为，而不是。洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33A
3、s 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。4、基态原子核外电子排布的表示方法（1）电子排布式用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：Ar4s1。（2）电子排布图(轨道表示式)每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。如基态硫原子的轨道表示式为二、原子结构与元素周期表1、原子的电子
4、构型与周期的关系（1）每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。（2）一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。2、元素周期表的分区（10根据核外电子排布分区 各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期A族元素。即最
5、大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。三、元素周期律1、电离能、电负性（1）电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。在同一周期的元素中，碱金属(或第A族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大（2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对
6、键合电子吸引力的大小。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8左右。它们既有金属性，又有非金属性。（3）电负性的应用判断元素的金属性和非金属性及其强弱金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。同周期自左到
7、右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。2、原子结构与元素性质的递变规律 3、对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如第二章 分子结构与性质一.共价键1.共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。2.共价键的类型按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。按原子轨道的重叠方式分为键和键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。3.键参数键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。)键长：形成共价键的两个原子
8、之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。键参数对分子性质的影响：键长越短，键能越大，分子越稳定4.等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。二.分子的立体构型1分子构型与杂化轨道理论杂化轨道的要点：当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。/2分子构型与价层电子对互斥模型价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。(1)当中心原子无孤对电子时，两
9、者的构型一致；(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。3.配位化合物（1）配位键与极性键、非极性键的比较（2）配位化合物定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。组成：如Ag(NH3)2OH，中心离子为Ag，配体为NH3，配位数为2。三.分子的性质1分子间作用力的比较2分子的极性(1)极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。(2)非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。3溶解性(1)“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。|(2)“相似相溶”还适用于分子
10、结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小4手性具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。5无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使ROH中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H，酸性越强，如HClOHClO2HClO3HClO4第三章 晶体结构与性质一、晶体的常识1.晶体与非晶体晶体与非晶体的本质差异自范性微观结构晶体有（能自发呈现多面体外形）原子在三维空间里呈周期性有序排列非晶体无（不能自发呈现多面体外形）原子排列相对无序晶体呈现自范性的条件：晶体生长
11、的速率适当得到晶体的途径：熔融态物质凝固；凝华；溶质从溶液中析出特性：自范性；各向异性（强度、导热性、光学性质等）固定的熔点；能使X-射线产生衍射（区分晶体和非晶体最可靠的科学方法）2.晶胞-描述晶体结构的基本单元，即晶体中无限重复的部分一个晶胞平均占有的原子数=晶胞顶角上的原子数+晶胞棱上的原子+晶胞面上的粒子数+1晶胞体心内的原子数思考：下图依次是金属钠(Na)、金属锌(Zn)、碘(I2)、金刚石(C)晶胞的示意图，它们分别平均含几个原子？ 二、分子晶体与原子晶体1.分子晶体-分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体注意：a.构成分子晶体的粒子是分子b.分子晶体中，分子内的原子间
12、以共价键结合，相邻分子间以分子间作用力结合物理性质a.较低的熔、沸点 b.较小的硬度c.一般都是绝缘体，熔融状态也不导电d.“相似相溶原理”：非极性分子一般能溶于非极性溶剂，极性分子一般能溶于极性溶剂典型的分子晶体a.非金属氢化物：H2O、H2S、NH3、CH4、HX等b.酸：H2SO4 、HNO3、H3PO4等c.部分非金属单质:：X2、O2、H2、S8、P4、C60d.部分非金属氧化物：CO2、SO2、NO2、N2O4、P4O6、P4O10等f.大多数有机物：乙醇，冰醋酸，蔗糖等结构特征a.只有范德华力-分子密堆积（每个分子周围有12个紧邻的分子） CO2晶体结构图b.有分子间氢键-分子的
13、非密堆积 以冰的结构为例，可说明氢键具有方向性笼状化合物-天然气水合物2.原子晶体-相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体注意：a.构成原子晶体的粒子是原子 b.原子间以较强的共价键相结合物理性质a.熔点和沸点高 b.硬度大c.一般不导电 d.且难溶于一些常见的溶剂常见的原子晶体a.某些非金属单质：金刚石（C）、晶体硅(Si)、晶体硼（B）、晶体锗(Ge)等b.某些非金属化合物：碳化硅（SiC）晶体、氮化硼（BN）晶体c.某些氧化物：二氧化硅（ SiO2）晶体、Al2O3 金刚石的晶体结构示意图 二氧化硅的晶体结构示意图三、金属晶体1.电子气理论-金属原子脱落下来的价电子形成遍布
14、整块晶体的“电子气”，被所有原子共用，从而把所有的金属原子维系在一起2.物理性质（电子气理论可进行解释）微粒导电性导热性延展性金属原子和自由电子自由电子在外加电场的作用下发生定向移动自由电子与金属离子碰撞传递热量晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用熔点的变化规律-金属键的强弱决定金属阳离子半径越小，所带电荷越多，自由电子越多，金属键越强，熔点就越高，硬度也越大如：KNaMgNaKRbCs3.金属晶体的原子堆积模型金属原子在二维空间（平面）上有二种排列方式配位数=6（密置层）配位数=4（非密置层）金属晶体可以看成金属原子在三维空间中堆积而成，有四种基本模式简单立方堆积-Po 配位数为6，空间占用
15、率52%，每个晶胞含1个原子体心立方堆积-K型（Na、K、Fe）配位数为8，空间占用率68%，每个晶胞含2个原子六方最密堆积-Mg型（Mg、Zn、Ti） 每两层形成一个周期，即ABAB堆积方式配位数为12空间利用率74%每个晶胞含2个原子 面心立方堆积-Cu型（Cu、Ag、Au）每三层形成一个周期，即ABCABC堆积方式配位数为12空间利用率74%每个晶胞含4个原子 4.混合晶体-石墨晶体 石墨质软：石墨为层状结构，各层之间是范德华力结合，容易滑动石墨的熔沸点很高（熔点高于金刚石）：石墨各层均为平面网状结构，碳原子以sp2杂化与周围三个碳原子形成键，垂直平面的pz轨道形成大键四、离子晶体1.离
16、子晶体-由阴、阳离子通过离子键结合而成的晶体物理性质：a.硬度较大 b.熔、沸点较高 c.固态时不导电，熔化状态才导电2.结构模型每个Cl-周围与之最接近且距离相等的Na+有6个，这几个Na+构成正八面体；Na+同理NaCl型晶体Na+位于顶点和面心Cl-位于棱心和体心在NaCl 晶体的一个晶胞中含Na+：1+121/4=4 含Cl-：81/8+61/2=4 CsCl型晶体Cs+位于体心Cl-位于顶点在CsCl 晶体的一个晶胞中含Cs+：1含Cl-：81/8=1 CaF2型晶体Ca2+的配位数为8，构成立方体F-的配位数为4，构成正四面体Ca2+位于顶点和面心F-位于内部在CaF2 晶体的一个
17、晶胞中含Ca2+：81/8+61/2=4含F-：8注意：审题时注意是“分子结构”还是“晶体结构”，若是分子结构，其化学式由图中所有实际存在的原子个数决定，且原子个数比不约简3.晶格能-气态离子形成1摩尔离子晶体释放的能量，或拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子所吸收的能量晶格能越大，离子晶体越稳定，熔沸点越高，硬度越大离子晶体中阴、阳离子半径越小，所带电荷越多，离子键越强，晶格能越大岩浆晶出规则与晶格能的关系-晶格能高的晶体熔点较高，更容易在岩浆冷却过程中冷却下来，从而先结晶晶体类型分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体构成粒子分子原子金属阳离子和自由电子阴、阳离子相互作用分子间作用力共价键金属键离子键物理性质熔沸点很低很高一般较高，部分较低较高硬度很小很大一般较大，部分较小较大导电性差差（Si为半导体）良好固态不导电熔化状态和溶液导电实例冰、干冰、碘等金刚石、SiO2Na、Fe、Au等NaCl、CsCl等