【知識(shí)點(diǎn)提綱】新教材 人教版 高中化學(xué) 選擇性必修 第二冊 知識(shí)點(diǎn)

1、PAGE 人教版 高中化學(xué) 選擇性必修 第二冊 知識(shí)點(diǎn) HYPERLINK /books/rjb/huaxue/pgzxzxbxd2c/001.htm 第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一.原子結(jié)構(gòu)1、能級(jí)與能層2、原子軌道3、原子核外電子排布規(guī)律（1）構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運(yùn)動(dòng)軌道（能級(jí)），叫做構(gòu)造原理。能級(jí)交錯(cuò)：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入4s軌道，后進(jìn)入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級(jí)交錯(cuò)。（說明：構(gòu)造原理并不是說4s能級(jí)比3d能級(jí)能量低（實(shí)際上4s能級(jí)比3d能級(jí)能量高），而是指這樣順序填充電子可以使整個(gè)原子的能量最低。）（2）能量最低原理原子的電子

2、排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。（3）泡利（不相容）原理：一個(gè)軌道里最多只能容納兩個(gè)電子，且電旋方向相反（用“”表示），這個(gè)原理稱為泡利原理。（4）洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道（能量相同）時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同，這個(gè)規(guī)則叫洪特規(guī)則。比如，p3的軌道式為，而不是。洪特規(guī)則特例：當(dāng)p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時(shí)，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時(shí)，是較穩(wěn)定狀態(tài)。前36號(hào)元素中，全空狀態(tài)的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充

3、滿狀態(tài)的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充滿狀態(tài)的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。4、基態(tài)原子核外電子排布的表示方法（1）電子排布式用數(shù)字在能級(jí)符號(hào)的右上角表明該能級(jí)上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號(hào)外加方括號(hào)表示，例如K：Ar4s1。（2）電子排布圖(軌道表示式)每個(gè)方框或

4、圓圈代表一個(gè)原子軌道，每個(gè)箭頭代表一個(gè)電子。如基態(tài)硫原子的軌道表示式為二、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1、原子的電子構(gòu)型與周期的關(guān)系（1）每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結(jié)尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。He核外只有2個(gè)電子，只有1個(gè)s軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期不同。（2）一個(gè)能級(jí)組最多所容納的電子數(shù)等于一個(gè)周期所包含的元素種類。但一個(gè)能級(jí)組不一定全部是能量相同的能級(jí)，而是能量相近的能級(jí)。2、元素周期表的分區(qū)（10根據(jù)核外電子排布分區(qū) 各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點(diǎn)若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素

5、在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期A族元素。即最大能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應(yīng)注意過渡元素(副族與第族)的最大能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)應(yīng)為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外)。三、元素周期律1、電離能、電負(fù)性（1）電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個(gè)電子時(shí)所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去1個(gè)電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第A族)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能最大，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢。同主族元素，

6、從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大（2）元素的電負(fù)性用來描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負(fù)性為4.0，鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn),得出了各元素的電負(fù)性。電負(fù)性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度，金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負(fù)性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。（3）電負(fù)性的應(yīng)用判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)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(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性

7、，又有非金屬性。金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。同周期自左到右，電負(fù)性逐漸增大，同主族自上而下，電負(fù)性逐漸減小。2、原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律 3、對(duì)角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，如第二章 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一.共價(jià)鍵1.共價(jià)鍵的本質(zhì)及特征共價(jià)鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對(duì)，其特征是具有飽和性和方向性。2.共價(jià)鍵的類型按成鍵原子間共用電子對(duì)的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。按共用電子對(duì)是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。按原子軌道的重疊方式分為鍵和鍵，前者的電子云具有軸對(duì)稱性，后者的電子云具有鏡像對(duì)稱性。3.鍵參

8、數(shù)鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。)鍵長：形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子之間的核間距，鍵長越短，共價(jià)鍵越穩(wěn)定。鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角。鍵參數(shù)對(duì)分子性質(zhì)的影響：鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定4.等電子原理原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。二.分子的立體構(gòu)型1分子構(gòu)型與雜化軌道理論雜化軌道的要點(diǎn)：當(dāng)原子成鍵時(shí)，原子的價(jià)電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。/2分子構(gòu)型與價(jià)層電子對(duì)互斥模型價(jià)層電子對(duì)互斥模型說明的是價(jià)層

9、電子對(duì)的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對(duì)空間構(gòu)型，不包括孤對(duì)電子。(1)當(dāng)中心原子無孤對(duì)電子時(shí)，兩者的構(gòu)型一致；(2)當(dāng)中心原子有孤對(duì)電子時(shí)，兩者的構(gòu)型不一致。3.配位化合物（1）配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較（2）配位化合物定義：金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物。組成：如Ag(NH3)2OH，中心離子為Ag，配體為NH3，配位數(shù)為2。三.分子的性質(zhì)1分子間作用力的比較2分子的極性(1)極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合的分子。(2)非極性分子：正電中心和負(fù)電中心重合的分子。3溶解性(1)“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)

10、一般能溶于極性溶劑若存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。|(2)“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小4手性具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子，如左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能重疊的現(xiàn)象。5無機(jī)含氧酸分子的酸性無機(jī)含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使ROH中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H，酸性越強(qiáng)，如HClOHClO2HClO3HClO4 HYPERLINK /books/rjb/huaxue/pgzxzxbxd2c/008.htm 第三章 晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一

11、、晶體的常識(shí)1.晶體與非晶體晶體與非晶體的本質(zhì)差異自范性微觀結(jié)構(gòu)晶體有（能自發(fā)呈現(xiàn)多面體外形）原子在三維空間里呈周期性有序排列非晶體無（不能自發(fā)呈現(xiàn)多面體外形）原子排列相對(duì)無序晶體呈現(xiàn)自范性的條件：晶體生長的速率適當(dāng)?shù)玫骄w的途徑：熔融態(tài)物質(zhì)凝固；凝華；溶質(zhì)從溶液中析出特性：自范性；各向異性（強(qiáng)度、導(dǎo)熱性、光學(xué)性質(zhì)等）固定的熔點(diǎn)；能使X-射線產(chǎn)生衍射（區(qū)分晶體和非晶體最可靠的科學(xué)方法）2.晶胞-描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元，即晶體中無限重復(fù)的部分一個(gè)晶胞平均占有的原子數(shù)=18晶胞頂角上的原子數(shù)+14晶胞棱上的原子+12晶胞面上的粒子數(shù)+1晶胞體心內(nèi)的原子數(shù)思考：下圖依次是金屬鈉(Na)、金屬鋅(Zn

12、)、碘(I2)、金剛石(C)晶胞的示意圖，它們分別平均含幾個(gè)原子？ 二、分子晶體與原子晶體1.分子晶體-分子間以分子間作用力（范德華力、氫鍵）相結(jié)合的晶體注意：a.構(gòu)成分子晶體的粒子是分子b.分子晶體中，分子內(nèi)的原子間以共價(jià)鍵結(jié)合，相鄰分子間以分子間作用力結(jié)合物理性質(zhì)a.較低的熔、沸點(diǎn) b.較小的硬度c.一般都是絕緣體，熔融狀態(tài)也不導(dǎo)電d.“相似相溶原理”：非極性分子一般能溶于非極性溶劑，極性分子一般能溶于極性溶劑典型的分子晶體a.非金屬氫化物：H2O、H2S、NH3、CH4、HX等b.酸：H2SO4 、HNO3、H3PO4等c.部分非金屬單質(zhì):：X2、O2、H2、S8、P4、C60d.部分非

13、金屬氧化物：CO2、SO2、NO2、N2O4、P4O6、P4O10等f.大多數(shù)有機(jī)物：乙醇，冰醋酸，蔗糖等結(jié)構(gòu)特征a.只有范德華力-分子密堆積（每個(gè)分子周圍有12個(gè)緊鄰的分子） CO2晶體結(jié)構(gòu)圖b.有分子間氫鍵-分子的非密堆積 以冰的結(jié)構(gòu)為例，可說明氫鍵具有方向性籠狀化合物-天然氣水合物2.原子晶體-相鄰原子間以共價(jià)鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體注意：a.構(gòu)成原子晶體的粒子是原子 b.原子間以較強(qiáng)的共價(jià)鍵相結(jié)合物理性質(zhì)a.熔點(diǎn)和沸點(diǎn)高 b.硬度大c.一般不導(dǎo)電 d.且難溶于一些常見的溶劑常見的原子晶體a.某些非金屬單質(zhì)：金剛石（C）、晶體硅(Si)、晶體硼（B）、晶體鍺(Ge)等b.某些

14、非金屬化合物：碳化硅（SiC）晶體、氮化硼（BN）晶體c.某些氧化物：二氧化硅（ SiO2）晶體、Al2O3 金剛石的晶體結(jié)構(gòu)示意圖 二氧化硅的晶體結(jié)構(gòu)示意圖三、金屬晶體1.電子氣理論-金屬原子脫落下來的價(jià)電子形成遍布整塊晶體的“電子氣”，被所有原子共用，從而把所有的金屬原子維系在一起2.物理性質(zhì)（電子氣理論可進(jìn)行解釋）微粒導(dǎo)電性導(dǎo)熱性延展性金屬原子和自由電子自由電子在外加電場的作用下發(fā)生定向移動(dòng)自由電子與金屬離子碰撞傳遞熱量晶體中各原子層相對(duì)滑動(dòng)仍保持相互作用熔點(diǎn)的變化規(guī)律-金屬鍵的強(qiáng)弱決定金屬陽離子半徑越小，所帶電荷越多，自由電子越多，金屬鍵越強(qiáng)，熔點(diǎn)就越高，硬度也越大如：KNaMgNaK

15、RbCs3.金屬晶體的原子堆積模型金屬原子在二維空間（平面）上有二種排列方式配位數(shù)=6（密置層）配位數(shù)=4（非密置層）金屬晶體可以看成金屬原子在三維空間中堆積而成，有四種基本模式簡單立方堆積-Po 配位數(shù)為6，空間占用率52%，每個(gè)晶胞含1個(gè)原子體心立方堆積-K型（Na、K、Fe）配位數(shù)為8，空間占用率68%，每個(gè)晶胞含2個(gè)原子六方最密堆積-Mg型（Mg、Zn、Ti） 每兩層形成一個(gè)周期，即ABAB堆積方式配位數(shù)為12空間利用率74%每個(gè)晶胞含2個(gè)原子 面心立方堆積-Cu型（Cu、Ag、Au）每三層形成一個(gè)周期，即ABCABC堆積方式配位數(shù)為12空間利用率74%每個(gè)晶胞含4個(gè)原子 4.混合晶體

16、-石墨晶體 石墨質(zhì)軟：石墨為層狀結(jié)構(gòu)，各層之間是范德華力結(jié)合，容易滑動(dòng)石墨的熔沸點(diǎn)很高（熔點(diǎn)高于金剛石）：石墨各層均為平面網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，碳原子以sp2雜化與周圍三個(gè)碳原子形成鍵，垂直平面的pz軌道形成大鍵四、離子晶體1.離子晶體-由陰、陽離子通過離子鍵結(jié)合而成的晶體物理性質(zhì)：a.硬度較大 b.熔、沸點(diǎn)較高 c.固態(tài)時(shí)不導(dǎo)電，熔化狀態(tài)才導(dǎo)電2.結(jié)構(gòu)模型每個(gè)Cl-周圍與之最接近且距離相等的Na+有6個(gè)，這幾個(gè)Na+構(gòu)成正八面體；Na+同理NaCl型晶體Na+位于頂點(diǎn)和面心Cl-位于棱心和體心在NaCl 晶體的一個(gè)晶胞中含Na+：1+121/4=4 含Cl-：81/8+61/2=4 CsCl型晶體Cs+位于體心Cl-位于頂點(diǎn)在CsCl 晶體的一個(gè)晶胞中含Cs+：1含Cl-：81/8=1 CaF2型晶體Ca2+的配位數(shù)為8，構(gòu)成立方體F-的配位數(shù)為4，構(gòu)成正四面體Ca2+位于頂點(diǎn)和面心F-位于內(nèi)部在CaF2 晶體的一個(gè)晶胞中含Ca2+：81/8+61/2=4含F(xiàn)-：8注意：審題時(shí)注意是“分子結(jié)構(gòu)”還是“晶體結(jié)構(gòu)”，若是分子結(jié)構(gòu)，其化學(xué)式由圖中所有實(shí)際存在的原子個(gè)數(shù)決定，且原子個(gè)數(shù)比不約簡3.晶格能-氣態(tài)離子形成1摩爾離子晶體釋放的能量，或拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和氣態(tài)陽離子所吸收的能量晶格能越