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1、2022届新高考化学冲刺精准复习高考化学知识清单第一章原子结构与性质知能图谱原子结构模型（结构），玻尔原子结构模型量子力学对核外电子运动状态的描述基态原子的核外电，子排布印加店1ml能量最低原则、洪特排布原则：规则、泡利原理排布顺序：鲍林近似能级图1 36号元素原子的电子排布式原子结构 与性质原子结构与元素周期表（位置）核外电子排布 能级组的划分决定周期的划分与元素周期表 价层电子的数目与排布决定族的划分电子层数和核电荷核外电子排布与原子半径：数决定了原子半径的大小以及变化规律原子结构与元素性质（性质）由前合匕反映元素原子失离肥:电子的能力和性质反映元素原子得、,电子的能力和性质心 原子结构知
2、识能力解读知能解读（一）能层和能级1.能层及能层能量大小关系能层（电子层，用主量子数n表示）：按核外电子能量的高低及离核平均距离的远近，把核外电子的运动区域分为不同的能层。目前n的取值为1、2、3、4、5、6、7,对应的符号是英文 字母K、L、M、N、。、P、Qo 一般来说，n值越大，电子离核的平均距离越远，能量越高，即 E（n=l）E（/=2）E（n=3）E（n=4）.2.能级及能级能量大小关系能级（电子亚层，用角量子数/表示）：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分为能级，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。对于确定的加值，角量子数/的 取 值 有n个：0、1、2、
3、3 （n-1）,分 别 用s、p、d、f 表示。能量关系为E（ns）Enp）E（nd）3.不同能层和能级可容纳的最多电子数能层（川二三四符号KLMN能级（/）1S2s2p3s3p3d4s4P4d4f最多电子数2262610261014281832知能解读（二）原子轨道常把电子在原子核外空间出现概率约为90%的空间圈出来，如图所示，人们把这种电子云轮廓图称为原子轨道。s电子的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大，电子的能量就越高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。所有原子的任一能层的s电子的电子云轮廓图都是球形的，只是球的半径大小不同。如图所示。
4、2s3s4s1s除 S 电子云外，其他空间运动状态的电子云都不是球形的。例如，P电子云是哑铃形（或纺锤形）的（如图），而且，无论2 p、3 P 还是4 p 能级都有3 个相互垂直的电子云，分别称为P x、pv和 匕（如图），右下标：x：y、z：分别是p电子云在坐标里的取向。总结s 能级只有一个原子轨道，且都是球形的。p能级有3个原子轨道，互相垂直，分别用p,、pv、p：表示。同一能层中，p,、P：的能量相同。不同能层的同种能级的原子轨道形状相似，只是半径不同，能层序数n越大，原子轨道的半径越大。这是因为能层序数n越大，电子的能量越高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的
5、空间扩展。如 I s、2 s、3 s 的形状均为球形，但原子轨道半径：l s 2 s （用|表示一对自旋相反的电子）j-_a 1个方框表示1个原子轨道 单彳了 广A I:林|林|、八、，、八|林|八Is 2s 2p 3s 3pLA原子轨道*电子层序数没有电子的轨道称为空轨道（四）核外电子排布与元素周期表1 .核外电子排布与周期的划分每个能级组对应元素周期表的一个周期，一个能级组最多所能容纳的电子数等于对应的周期所包含的元素种类。2.核外电子排布与族的划分族的划分依据是原子的外围电子（价层电子）排布，与外围电子数及其排布有关。主族元素原子的价电子构型说明:主族元素原子的价电子数等于该元素在周期表
6、中所在的主族序数。族序数I AI I AI I I AI VAVAVI AVDA价电子构122 12 22 32 42 5型n sns7 2 s npns p7?S pns npns np过渡元素的价电子构型（个别元素除外）族序数I I I BI V B VDBV D II BI I B价电子构(T)(T)(T)(1)(-l)(T)型d i ns2 d-2 ns2 d5/i s2d,5-8 ns2dJ O ns1 dJ O ns2注意同一主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子数等于主族序数，价电子全部排布在n s轨道或n s和n p轨道上。0族中H e元素的价电子排布为I s?,其余均为小
7、2 p 6。副 族 和 第VDI族 元 素 中，同 一 纵 行 原 子 的 价 电 子 排 布 基 本 相 同，价 电 子 排 布 为（,1-10 1-2l）d n s o知能解读（五）原子半径及其变化规律1 .原子半径的影响因素原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子半径增大，而核电荷数越大，原子核对电子的引力就越大，将使原子半径缩小，这两个因素综合的结果使各种原子的半径发生周期性的递变。2 .主族元素原子半径的递变规律 同周期元素，从左到右，随着原子序数的递增，元素的原子半径逐渐减小。同主族元素，从上到下，随着电子层
8、数的增多，元素的原子半径逐渐增大。知能解读（六）电离能及其变化规律1 .元素的第一电离能气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能，用 人表示 上述表述中的“气态”“电中性”“基态”“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件。电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。2.第一电离能的变化规律同一周期中主族元素的第一电离能在总体增大的趋势中有些曲折。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（如 p、d。、f）、半充满（如 6、d f l 或全充满（如p6、1 、
9、fH）结构时，原子的能量较低，元素的第一电离能较大。同一主族元素，自上而下，随电子层数的增多，元素的第一电离能逐渐减小。元素的第一电离能的周期性变化如图所示：根据逐级电离能数据，确定元素原子核外电子的排布。例如，表明Li原子核外的3 个电子排布在两个能层（K、L层）上，且最外层只有一个电子。根据逐级电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。例如，Mg:7,/2/3 /4表 明 M g原子容易失去2 个电子变成+2价阳离子。根据第一电离能数据，确定元素的金属性或非金属性的强弱。元素的第一电离能（/J 越大，元素的非金属性越强；元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。知能解读（七）电负性及其变化规律
10、1.电负性的含义电负性是在化合物中原子吸引电子的能力大小的一种度量。元素电负性数值越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性数值越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱（稀有气体元素原子除外）。以氟（F）的电负性为4.0作为相对标准。2.电负性的变化规律（1）同一周期，从左到右元素的电负性逐渐增大：同一主族，自上而下元素的电负性逐渐减小。对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势。因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在左下角。过渡元素的电负性值无明显规律。电负性的周期性变化如图所示：,I L5 四 2 也仇?匕上怕.人_T zX/11a.1
11、II AI I I A I V A V./X.V I z V II AL i1 J)H e1.5,2.0U,2.5z3.0O3.5F4.0Z 0D.EA班人1.1,5S i.1 48P2、1Se iK3驾l.0U a1.6zXsN.OS c2.4Vi rK.b0.8S rJ.0Inl S nS h丁 电N JI2,5U a0.7工0.03 b1T.今l1.91 R.*iP o/X t3.电负性的应用衡量元素的金属性、非金属性的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”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。判断形成化学键的种类
12、一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1 7它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键。判断化合物中的各元素化合价的正负电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。方法技巧归纳方法技巧（一）各种粒子核外电子排布的表示方法1.基态原子核外电子排布式简单原子的核外电子排布式按 照 构 造 原 理 将 电 子 依 次 填 充 到 能 量 逐 渐 升 高 的 轨 道 中。如6C:l s22s22p2；i 9
13、 K:I s 2 2s 2 2P 63s 2 3P 64s，（2）复杂原子的核外电子排布式对于复杂原子的电子排布式，应先按能量最低原理从低到高排列，然后将同一层的电子排到一起。如：26F e，先按能量从低到高排列为I s 22s 22P 63s 23P 64s 23d 6,然后将同一能层的排到一起，即该原子的电子排布式为I s 22s 22P 63s 23P 63d 64s 2。（3）部分原子的核外电子排布式的特殊性少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满（如p 6、J 和f ）、半充满（如p 和f 7）和全空（如p、d 和f ）结构时，体系的能
14、量较低，原子较稳定。基态原子外围电子排布式（价电子）的书写外围电子排布式的书写在基态原子排布式的基础上去除原子实，如铁的外围电子排布式，可以先写出含原子实的核外电子排布式，如 Ar 3d 64s 2,再除去原子实，得铁的外围电子排布式为3d 6 4s：2.基态离子核外电子排布式的书写先正确书写基态原子核外电子排布式。再 由 外 到 内 失 电 子。如F e 的 核 外 电 子 排 布 式，先 写 出F e的 电 子 排 布 式：I s 2 282 2P 63s 23P 63d 64s 2,再 由 外 到 内 失3个电子，即 得F e”的核外电子排布式为I s 2 2s 2 2P 63s 2 3
15、P 63d 5。3.核外电子排布图的书写用方框表示原子轨道，用“t ”或“表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。Is 2s 2jp 3&3P如A r：J B H-NN I T U IHIHIHL要综合考虑核外电子排布的三条规律（能量最低原理、泡利原理和洪特规则），否则容易出现错误。方法技巧（二）化合物中元素化合价的判断方法 由电离能确定元素的化合价下表为N a、Mg、A l的电离能K J/m o l。电离能N aM gA lA4967385784562145118171369127733274595431054011575钠：/2 /,说明钠原子很容
16、易失去1个电子成为+1价阳离子，形成N a卡 的I s2 2 s2 2 P 6稳定结构后，核对外层电子的有效吸引作用变得更强。因此，钠元素常见价态为+1价。一般情况下，钠原子不能形成+2价阳离子。镁：人4,说明镁原子通常形成+2价阳离子。铝：/4 4说明铝原子通常形成+3价阳离子。由核外电子排布确定元素的化合价元素的最高正化合价=族序数=价电子数（个别元素除外）。如：元素2 1S C2 2个2 3 Vy2 42 5 M l 1价电子排布3dl 4s23d24s23C d 3 4/s2 3d5 4sl3d 4s最高正化合价+3+4+5+6+7非金属元素的负化合价的绝对值=8-最外层电子数（氢除外
17、）。稀有气体元素原子的电子层结构是全充满的稳定结构，既不易得电子，也不易失电子，化合价通常为0。过渡金属元素的价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态。如镒元素的化合价为+2+7。金属元素在化合物中只显正价。氟无正价，氧无最高正价（氧的最高价态为+2价，在 OF2中）。同主族元素的最高正价或最低负价一般相同。多数共价化合物中，得电子能力强的元素显负价，得电子能力弱的元素显正价。如注C,l、+1+1 2+1+2-3H C 1O、H C N o由元素的电负性确定元素在化合物中的化合价电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，
18、元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。如 NaH中，N a 的电负性为0.9,H 的电负性为2.1,H 的电负性大于N a 的电负性，故 N aH 中Na显正价，H 显负价。易错易混辨析易错易混（一）表示核外电子排布常见的错误1.混淆电子的填充顺序和电子排布式的书写顺序根据构造原理，核外电子排布时，要先排布4 s轨道，后排布3d轨道，但在书写电子排布式时，要按照电子层顺序书写，即先写3d轨道，后写4 s轨道。例如，原子序数为21的铳（Sc）1 2 2 I的电子排布式中最后两个能级表示为3d 4s,而不能写成4s3d。2.书写核外电子排布图时，忽视
19、洪特规则特例 有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差。当能量相同的原子轨道（即等价轨道）处于全充满、半充满、全空状态时，整个原子一般具有较低能量，原子比较稳定。具有下列电子层结构的原子一般是比较稳定的：全充满：p6、d f 4;半充满：p d f7;全空：p 、d 、f 。例如，29CU原子的电子排布式为A r3 c T 4 si,而不是Ar 3d9 4s2。高考试题中考查基态原子（或离子）核外电子排布式的试题较多，考查的重点集中在第2136号元素基态原子（或离子）上，侧重考查3 d 和 4 s轨道的能级交错现象。解答此类问题时，除遵循一般的书写规律之外，还要特别注意C r
20、、C u 等特殊原子，防止出现错误。易错易混（二）分析元素的第一电离能时，忽视外围电子的影响1.总体上来说，金属元素的第一电离能较小，非金属元素的第一电离能较大。2.同周期元素的第一电离能从左到右，呈增大的趋势，故同一周期第一电离能最小的是碱金属元素，最大的是稀有气体元素。3.同一周期内元素的第一电离能在总体增大的趋势中有些曲折，并非随原子序数的递增而逐渐增大，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（如p、d、f ）、半充满（如p d f l和全充满（如p 6、d f ）状态时，原子的能量较低，该元素的第一电离能较大，特例是第I I A族元素的第一电离能大于同周期的第H I A族，第VA
21、族元素的第一电离能大于同周期的第V I A族。4.同一副族元素的第一电离能变化不规则。第二章分子结构与性质知能图谱1.共价键和分子的空间构型过分自旋方向相反的未成对电子配对形成共用电子对或自旋方向相反的两个电子所在的原子轨道发生重叠*_ 由自旋方向相反的两个电子所在的原子轨道发生重叠后,导致体系能置降低，形成稳定的分子共价键类型根据成键形式分类共价键和分子的空间构型特征根据键的极性分类饱和性:方向性:b 键：原子轨遒 头碰头 成键乃键：原子轨道 肩并肩 成键（极性键：电负性不同的元素原子成键|非极性键：电负性相同的元素原子成键根据共用电子对理论，一个原子有几个未成对电子,便可与几个自旋相反的电
22、子配对成键两个参与成键的原子轨道总是尽可能沿着电子出现概率最大的方向重叠价层电子对互斥模型一A B,型分子的空间构型,轨道杂化方式：s p杂化、s p?杂化、s，杂化s p杂化：直线形空间构型卜p 2杂化：平面三角形S p?杂化：四面体形存在 阴 田 息 子 之IM岫 济 含 有 金 属PH肉 厂 或 者 铉 根 得rA IC J除夕卜）e 键）（e r键、键）按 共 乂JlH对 数：单 世、双 键、-斑按极件按狄道2.分子的性质极 任 共 价 键：Hl不I，寸 种 原 构 成I极 性 共 价 键：有 和I司 原 厂 构 成 头 碰 头 一J科也对y 二鬻密 覆 小 不 稔 京 以常舞称f P
23、-P 7 t键存在 金 依 区I肉 和 门 山 电 子 之 问通 济 为 金 属 单 质分子的极性 极性分子：正负电荷的重心不重合I 非极性分子：正负电荷的重心重合分子的手性：组成与原子的排列方式相同，但分子与其镜像不重叠等电子体：原子数和价层电子数均相等分子的性质范德华力及其对物质性质的影响氢键及其对物质性质的影响溶解性：相似相溶原理及其应用工加出一的八工的的闪HO）R 0,如果成酸兀素R相同，值越大,无机含氧酸分子的酸性:二：0R的正电性越高，酸性越强知识能力解读知能解读（一）共价键1.共价键的本质原子间通过 所形成的化学键叫做共价键。高概率地出现在两个原子核之间的电子与两个原子核之间的电
24、性作用是共价键的本质。电子在原子核与原子核之间高概率地出现,也可以说是原子与原子的最大程度地 或原子与原子的 最大程度地重叠。2.共价键的形成条件从原子结构方面来说，成键原子都要有 的电子，或成键原子的一方有空轨道，另一方有;从元素性质方面来说，成键元素都是 或电负性较大的金属元素与非 金 属 元 素（A1C13）3.共价键的特征共价键的饱和性由共价键的电子配对原理可知，形成共价键的原子必须要有 的电子；“电子对”中的电子数目是有限的，如 H2、HC1分子中的共用电子对都是由 构成的。一般情况下，一个原子中的未成对电子与其他原子中的未成对电子配对成键以后，就不能再与更多的原子的未成对电子配对成
25、键了。一个原子有未成对的电子，也就最多能与另外几个 电子配对成键，这就是共价键的。共价键的方向性由共价键的原子轨道（或电子云）重叠原理可知，在形成共价键时，原子轨道（或电子云）重叠得，电子在核间出现的 越大，所形成的共价键越牢固。由于各种原子轨道（或电子云）都具有一定的形状和伸展方向这样的空间分布特征，所以原子轨道之间只有以进行相互重叠，才能使原子轨道（或电子云）重叠程度,形成稳定的。共价键将尽可能沿着电子 最大的方向形成，这就是共价键的方向性。4.共价键的分类 根据原子轨道的重叠方式，共价键可分为。键和万键，具体比较如下：0 键万键重叠方式采 取“头碰头”的方式成键采 取“肩并肩”的方式成键
26、特征以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价键电子云的图形不变，这种特征称为轴对称形成。键的原子轨道重叠程度较大，故O 键有较强的稳定性每个左键的电子云由两块组成，分别位于由两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为镜像，这种特征称为镜像对称形成了键时电子云重叠程度比0键小，乃键没有O键牢固存在规律共价单键为O键，共价双键和三键中均存在一个0 键乃键通常存在于共价双键或三键中分类S-S。键两个成键原子均提供1个S轨道形成共价键，如H2分子中的o键S-P。键成键原子分别提供S轨道和P轨道形成共价键，如HC1分子中的。键P-PO键成键原子均提供p轨道形成共价键，
27、如C12分子中的O 键注意两个S电子的原子轨道不能形成乃键，只能形成o键。键和乃键总称价键轨道，是分子结构的价键理论中最基本的组成部分根据原子所带的电荷情况，共价键可分为极性共价键（简称极性键）和非极性共价键（简称非极性键），具体比较如下表所示：非极性键极性键概念由同种元素的原子形成的共价键，共用电子对不偏向于任何一个原子由不同种元素的原子形成的共价键，共用电子对偏向于吸引电子能力强的一方基本形式xX型XY型吸引电子能力与电性吸引电子能力相同，成键原子不显电性吸引电子能力不同，吸引电子能力较强的原子相对地显负电性，另一个原子显正电性存在范围单质分子（如H2、C12、P4等），某些化合物（如Na
28、2O2、H2O2等）气态氢化物、非金属氧化物、酸根和氢氧根等5.共价键的参数键能键能是气态基态原子形成Im ol化学键 的 能量。例如，形 成ImolH H键释放的最低能量为436.0kJ,形 成 Im olN 三N 键释放的最低能量为946kJ,这些能量就是相应化学键的键能，通常取正值。键长键长是衡量共价键稳定性的另一个参数，是 形 成 共 价 键 的 两 个 原 子 之 间 的。键长越短，往往_ _ _ _ _ _ _ 越大，键就越,共价键越。键长的长短，常根据成键原子 大小来判断。如 HF、H-C K HBr、HI 等氢卤键，由于卤素原子半径由小到大，故氢卤犍的键长越来越长，键能越来越小
29、，键越来越不稳定，分 子 越 来 越 容 易。键角在 分子中，两个共价键之间的 叫做键角.6.配位键配位键及其形成条件原子之间形成共价键时，共用电子对的电子由 提供，双方 使用，这样的共价键称为配位键。形成配位键的一方（如 A）能提供孤电子对，而另一方（如 B）是具有能够接受孤电子对的的原子。配位键常用符号A-B 表示，配位键属于 的一种。配位化合物及其组成配位化合物金属离子（或原子）与某些分子或离子（称为配体）以 结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。配合物的组成 以 C u（N&）/S O,为例说明注意判断共价分子中（7 键的数目时，要特别注意:单键都是b键,双键和三键中都有1 个O
30、 键;在配合物中，中心离子与配位体之间形成的配位键也是C 键。内界人具体组成中心离子一般是带正电荷的_ _ _ _ _ _ _,_ _ _ _ _ _ _离子最常见。A.外界、邓配位数(N-H配位体加-BeCh3三角形30平面三角形BF3、B C I321AV 形SnB 2、PbCh4四面体形40正四面体形CH4 CC1431三角锥形NH3、N F322V 形H20、H2S2.杂化轨道理论杂化轨道与轨道杂化在外界条件影响下，原子内部能量_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 的原子轨道 的过程叫做原子轨道的，组合后形成的一组新的原子轨道叫做杂化原子轨道，简称。杂化轨道的新特征同种杂化轨道里的各
31、原子轨道能量相同；杂化轨道在角度分布上比杂化前的原子轨道在某一方向上更集中，从而使它与其他原子的原子轨道重叠的程度更大，形成的共价键更牢固；杂化轨道的空间伸展方向有了新的变化，导致了共价键的 发生变化。原子轨道的杂化过程杂化轨道理论认为，在形成共价分子时，通常存在激发、杂化和轨道重叠等过程。S F 杂化过程可表示为：基态激发 激 发 态激发 杂化 态。典型杂化轨道sp杂化轨道的形成SP2杂化轨道的形成S p 2杂 化.p,杂 化杂化类型与分子的空间结构对于AB“型分子，当杂化轨道全部用于形成b键时，杂化轨道和分子的空间结构相同。对于AB“型分子，当杂化轨道中有孤电子对时，杂化轨道和分子的空间结
32、构不同。杂化类型sp 杂化Sp2杂化Sp3杂化轨道组成1 个 S和 1 个 叩 轨道1 个ns和 2 个up轨道1 个s 和 3 个叩轨道轨道夹角180120109。28杂化轨道的成分l/2s轨道成分和I/2p轨道成分l/3 s 轨 道 成 分 和 2/3p轨道成分1/4s轨道成分和3/4p轨道成分杂化轨道示意图1802於分子空间构型直线形平面三角形正四面体形由于孤电子对参与相互排斥，会使分子的空间构型与杂化轨道的形状有所区别。例如，H2O分子中O 原子的SP3杂化轨道有2 个是由孤电子对占据的，SP3杂化轨道呈四面体形构型,但 H2O分子呈V 形结构。知能解读（三）分子的性质1.分子的对称性
33、许多分子具有对称性。分子的许多性质如极性、旋光性及化学性质等都与分子的对称性有关。如图中的有机化合物分子，以通过两个碳原子的连线为轴旋转120。或 240。时，分子完全恢复原状，我们称这根连线为对称轴。同样，对于甲烷分子而言，相对于通过碳原子和其中两个氢原子所构成的平面，分子被切割成相同的两部分，我们称这个平面为对称面。像这种依据对称轴的旋转或借助对称面的反映能够复原的分子称为对称分子，分子所具有的这种性质称为。2.分子的手性当四个不同的原子或基团连接在同一个碳原子（如 CHB1C1F）上时，这个碳原子是不对称碳原子，这种碳原子称为。这种分子和它在镜中的像，就如同人的左手和右手，相似而不完全相
34、同，即它们不能重叠，我 们 称 它 们 的 表 现 为。具有手性的分子叫做.一个手性分子和它的镜像分子构成一对异构体，可以分别用D和 L来标记。又如葡萄糖分子属于手性分子。3.分子的极性根据分子结构的对称性及正负电荷重心的重合程度，将分子分为极性分子和非极性分子极性分子非极性分子概念整个分子结构不对称，电荷分布不均匀，_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _的重心不重合整个分子结构对称排列，电荷分布均匀，正负电荷的重心重合规律以极性键构成的双原子分子，结构不对称，如 CO、HC1等不同元素的多原子分子，结构不对称，如 H2O、N%、SO2、CH3cl 等全部以非极性键构成的双原子分子，结
35、构对称，如 H2、N2等全部以极性键构成的分子，结构对称，如 C02、CS2 CH4、BrF3 等分子极性对物质物理性质的影响对熔、沸点的影响：_ _ _ _ _ _ _，熔、沸点一般要_ _ _ _ _一些 对溶解度的影响：极性分子易溶于_ _ _ _ _ _ _ 中，非极性分子易溶于_ _ _ _ _ _ _溶剂中（相似相溶原理）分子的极性与键的极性的关系分子的极性与键的极性有关，还取决于分子结构的对称性4.范德华力及三用对物质性质的影响范德华力及其实质范德华力是把分子聚集在一起的作用力。范德华力广泛存在于 之间，可以是同种分子，也可以是不同种分子。只有在分子与分子充分接近时，才有明显的作
36、用，气态时一般就不再考虑范德华力的存在。范德华力实质上是一种分子与分子之间的静电作用。范德华力的强弱范德华力通常比化学键一 得多，化学键的键能一般为100600KJ/moL而范德华力一般只有 220KJ/moL相似的分子，范 德 华 力 随 着 相 对 分 子 质 量 的 增 大 而。如 N e比 He、HBr比 HC1的范德华力大，熔沸点越高。范德华力对物质性质的影响范德华力的大小，对于由分子构成的物质的熔点、等物理性质都有影响。5.氢键及其对物质性质的影响氢键是 化学键和范德华力之间的一种相互作用，是分子间除了范德华力外的另一种 O(1)形成条件氮键的形成条件是一个分子中有与 很 强 的
37、原 子(如)形 成 共 价 键 的(如出0 分子中的氢原子)，另一分子中有电负性 的原子(如H2O中的O 原子、NH3中的N 原子、H F中的F 原子等)。说明：尽管氢键的概念中带有“键”字，但与化学键比较，氢键属于一种较弱的作用力，其大小介于范德华力和化学键之间，比化学键的键能小b 2 个数量级。故氢键不属于 而属于分子间作用力。(2)氢键的特征氢键有方向性和饱和性。HF分子间的氢键如下所示。对物质性质的影响对溶、沸点的影响：分子间氢键使物质的熔、沸点,而分子内氢键则使物质的熔、沸点。NH3、H2O,H F的 沸 点 在 同 族 元 素 的 气 态 氢 化 物 中。对溶解度的影响：当溶质分子
38、和溶剂分子间形成氢键时，会使溶质的 增大。例如，N%极易溶于水(N氏 的溶解度为1：7 00),其原因就在于氨气分子和水分子之间形成了，彼此相互缔合，增大了 NH3的溶解度。6.溶解性影响物质溶解性的因素：(1)影 响 固 体 物 质 溶 解 度 的 因 素 主 要 是 溶 剂 的 种 类 和;影响气体物质溶解度的因素主要是 和温度；相似相溶原理：由非极性分子构成的溶质一般易溶于由 构成的溶剂，而由极性分子构成的溶质一般易溶于由极性分子构成的溶剂：若 溶 质 与 溶 剂 之 间 能 形 成,则溶解度增大，且氢键的 越大，物质的越大；溶质与溶剂发生反应时，可增大其,如：SO2和 H?o生成H2s
39、03等。7.无机含氧酸的酸性(1)无机含氧酸可写成(HO)mROn的形式，如果成酸元素R 相同，n 值越大，R 的 越高，使R-O-H 中 O 的电子向R 偏移程度越大，在水分子的作用下越易电离出H.越强。例如：HCIOHCIO2HCIO3HCIO4;HNO2HNO3:H2so3VH2so4等。OH比较酸性强弱，如利用(HO)mROn,相比较的酸必须具有相同的“R”。酸性的强弱与一OH的数目即m值的大小无关,而与非羟基氧的数目n 有关,n 值越大即 越多,则酸性越强。方法技巧归纳方法技巧（一）判断分子或离子的空间构型的方法1 .根据价层电子对互斥理论判断 中心原子上的价电子都用于形成共价键，例
40、如，C C h、CE等分子中的碳原子，它们的空间构型可用中心原子周围的原子数来预测，概括如下表所示：A B n 型分子分子的空间构型实例n=2直线形C S 2、B e C b 等n=3平面三角形B F 3、C H 2 O 等n=4正四面体形C C 1 4、S i H 4 等中心原子上有孤电子对的分子，例 如 比0、N H 3 等，中心原子上的孤电子对也要占据中心原子周围的空间，并参与相互排斥。先分析分子的中心原子的。键电子对数和孤电子对数,确定价层电子对互斥模型，再去除孤电子对，然后得出分子的实际空间构型。2 .根据共价键的键角判断分子的空间构型与共价键的键角的关系如下表所示：分子类型键角分子
41、的空间构型实例AB21 8 0 直线形C O 2、B e C b 等 1 8 0 V形H2O,H 2 s 等AB31 2 0 平面三角形B F 3、B C b 等离子化合物it离子晶体共 用M子对-共”键-厂一干极桂键 非极性键、V 4 V极 性 分 子 非 核 性 分 子L_ J范德华力j金属离子,与自由电门词的较强作用-1 金点键!空间网状结构 I 金 属 单 质（或 合 金）*1原子晶体*金属晶体分r晶体知识能力解读知能解读（一）分子晶体1.定义分子之间通过 结合形成的晶体叫做分子晶体。在分子晶体中，分子内的原子间以共价键结合,而相邻分子之间靠分子间作用力相互吸引。有些分子晶体中不存在化
42、学键,如稀有气体形成的晶体等。2.分子晶体里分子的堆积状况在分子晶体中，原子先以 结合成分子，分子间再以分子间作用力形成晶体。由于范德华力没有方向性和饱和性，因此分子间尽可能采取紧密排列方式，但分子的排列与分子的形状有关。例如在于冰晶体中，二氧化碳分子是以A1型密堆积方式排列的。其他分子晶体中的分子可能会采用其他的密堆积方式。3.典型分子晶体4.分子晶体的性质离子晶体和原子晶体都是通过微粒之间的 构成的，分子晶体则是通过构成的。分子晶体在熔化时，破坏的只是,只需要外界提供较少的能量,因 此 分 子 晶 体 的 熔 点 通 常,硬度也较小，有较强的挥发性。对组成与结构相似、晶体中又不含氢键的物质
43、来说，随着相对分子质量的，分子名称干冰冰晶胞结构J11L-0.*一分广之间相4作用只存在范德华力水分子之间的主要作用力是，也存在范德华力空间结构特点每 个 c o2分子周围等距紧邻的 CO2分子有_个氢键有方向性，它的存在迫使在四面体中心的 每 个 水 分 子 与 四 面 体 顶 角 方 向 的个相邻水分子相互吸引间作用力增强，熔点、沸点知能解读（二）原子晶体1.定义相邻的原子之间以共价键相结合而形成的具有 结构的晶体称为原子晶体。整块晶体是一个三维的共价键网状结构，是一个“巨分子”，又称。2.原子晶体里原子的堆积状况在原子晶体中某个原子周围的其他原子的数目是有限的，并且原子堆积得比较松散，这
44、是由共价键的与 所决定的。正是因为在中心原子周围排列的原子的数目是很有限的，所以这种比较松散排列的结构与金属晶体和离子晶体中的紧密堆积排列有很大的不同。3.典型原子晶体4.原子晶体的性质名称金刚石二氧化硅晶胞结构品系微粒之间相互作用非极性共价键极性共价键空间结构特点在晶体中每个碳原子以共价单键与4 个碳原子相结合，构成正四面体。晶体中CC 键夹角为10928,碳原子采取Sp，杂化。最小环上有_ _ _ _ _ _ _ 个碳原子，最多有_ _ _ _ _ _ _ 个原子共平面。在晶体中，1 个硅原子和4个氧原子形成4 个共价键；每个氧原子与2 个硅原子相结合，故 SiO2晶体中硅原子与氧原子按_
45、 _ _ _ _ _ _ 的比例组成。最小环上有_ _ _ _ _ _ _ 个原子原子晶体的性质与其内部结构有关。虽然原子晶体中原子堆积得比较松散，但由于晶体中各原子都以属于强作用力的 相结合，并且构成了空间网状结构，所以原子晶体与金属晶体和离子晶体相比，具有突出的。原子晶体具有不同的结构类型。对结构相似的原子晶体来说，原子半径越小，从物理性质方面来说，原 子 晶 体 表 现 在 熔 点 和 沸 点,很大，难溶于一般的溶剂等。知能解读（三）混合晶体1.混合晶体的含义在晶体结构中具有两种或 晶体结构特征的晶体叫做混合晶体。2.典型的混合晶体-石墨石墨晶体具有层状结构，每个碳原子用 杂化轨道与邻近
46、的三个碳原子以共价键结合，形成无限的六边形平面网状结构（如图所示），共价键的键长为0.142nm,键角为每个碳原子还有一个与碳环平面垂直的未参与杂化的2P轨道，并含有一个未成对电子，因此能够形成遍及整个平面的大了键.正是由于电子可以在整个六边形网状平面上运动，因此石墨的大万键具有金属键的性质，这就是石墨沿层的平行方向 的原因。这些网络状的平面结构再以范德华力结合形成层状结构（如图所示）,层与层之间的距离为0.335nm。这样，石墨晶体中既有，又有，同时还有金属键的特性。我们将这种晶体称为。这种特殊的结构决定了石墨具有某些独特的性质，可以用于制造电极、润滑剂、铅笔芯、原子反应堆中的中子减速剂等.
47、知能解读（四）金属键和金属晶体1.金属键金属键是金属 与自由电子之间强烈的相互作用，金属单质或 中都存在金属键。金属键的本质金属原子对外围电子的束缚力不强，从金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，正是由于 在整个金属固体中不停运动，被所有金属原子共用，从而把所有金属原子维系在一起，使得体系的能量大大降低，如图所示：金属键的特征及影响因素金属键的特征金属键 饱 和 性 和 方 向 性，金属键中的电子在整个三维空 间 里 运 动，属于.金属键的影响因素金属键的强弱取决于金属阳离子所带 及阳离子 的大小。一般来说，金属阳 离 子 所 带 电 荷 越，阳离子半径越，金属键就越。“电子气
48、理论”对金属性质的解释金属的导电性在金属晶体中，充满着带负电荷的“电子气”，“电子气”的运动是没有方向的，但在外加电场的作用下，“电子气”会发生_ _ _ _ _ _ _ _ _ 移动，从而形成电流，所以金属容易导电，如图所示：通电前 通电后金属的导热性金属容易导热，是由于“电子气”中的 在 热 的 作 用 下 与 金 属 原 子 频 繁，从而把能量从温度高的部分 温度低的部分，使整块金属达到相同的温度。金属的延展性当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式,弥漫在金属原子间的“”可以起到类似轴承中滚珠之间润滑剂的作用，所以在各原子层之间发生相对滑动以后，
49、仍可保持这种相互作用，因而即使在外力作用下发生形变也不易断裂，因此，金属都有良好的延展性，如图所示：2.金属晶体在由金属单质形成的晶体中，原子之间以 相互结合形成的晶体称为金属晶体。金属晶体的四种常见原子堆积模型堆积模型典型代表空间利用率配位数晶胞结构非密置层简单立方堆积钵(Po)61gr体心立方堆积Na、K、Fe8密置层六方最密堆积Mg、Zn、Ti12面心立方最密堆积Cu、Ag Au12A为了方便记忆，我们可以暂记口诀:简单为车卜（P o）,体心活泼（、F e）,六 方 最 镁（M g、）,面心最贵（C u、A g、）。（2）金属晶体的性质金属晶体的熔点、硬度等物理性质与金属犍的强弱密切相关
50、，金属键的强弱与金属原子的半径、金属原子的价电子数、金属原子的密堆积方式等密切相关。其他条件相同时，金 属 原 子 的 半 径,金属键,金属的 越高、越大;金属原子的价电子数越多，金属键越,金属的熔点越、越大。知能解读（五）晶格能和离子晶体1 .晶格能（U）晶格能是指气态基态离子形成i m o l 晶体时 的能量，晶格能通常取正值。例如，N a+（g）+C P（g）=N a C I（S）U=7 8 6 K J/m o l 晶 格 能 与 离 子 的、离子所带的 有关。离子的 越小，晶格能（晶 格 能 与 离 子 的 半 径 成）;离 子 所 带 电 荷 越，晶 格 能 越（晶格能与离子电荷成）