第第頁人教版（2019）高中化學選擇性必修2期末復習知識點考點提綱原子結構與性質一、原子核外電子排布原理1、能層與能級（1）能層(n)：電子層符號：用K、L、M、N……表示，能量依次升高。（2）能級：電子亞層同一能層里電子的能量也可能不同，又將其分成不同的能級，通常用s、p、d、f等表示。（3）能層與能級的關系能層一二三四五……符號KLMNO……能級1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p……最多電子數226261026101426……電子離核遠近近→遠電子能量高低低→高【特別提醒】第一能層(K)，只有s能級；第二能層(L)，有s、p兩種能級，p能級上有三個原子軌道px、py、pz，它們具有相同的能量；第三能層(M)，有s、p、d三種能級。2、電子云與原子軌道（1）電子云①由于核外電子的概率密度分布看起來像一片云霧，因而被形象地稱為電子云。②電子云輪廓圖稱為原子軌道。（2）原子軌道原子軌道eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(軌道形狀\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(s電子的原子軌道呈球形對稱,p電子的原子軌道呈啞鈴形)),各能級上的原子軌道數目\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(s能級1個,p能級3個,d能級5個,f能級7個,……)),能量關系\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(①相同能層上原子軌道能量的高低：,ns＜np＜nd＜nf,②形狀相同的原子軌道能量的高低：,1s＜2s＜3s＜4s……,③同一能層內形狀相同而伸展方向不同的原,子軌道的能量相等，如2px、2py、2pz軌道的,能量相等))))3、基態原子的核外電子排布（1）能量最低原理：即電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進入能量高的軌道，使整個原子的能量處于最低狀態。如圖為構造原理示意圖，即基態原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖：【特別提醒】能級交錯，泡利原理、洪特規則，都是為了滿足能量最低原理（2）泡利原理：每個原子軌道里最多只能容納eq\a\vs4\al(2)個電子，且自旋狀態相反。（3）洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態原子中的電子總是優先單獨占據一個軌道，且自旋狀態相同。如2p3的電子排布為，不能表示為或。【特別提醒】當能量相同的原子軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)時原子的能量最低，如24Cr的電子排布式為[Ar]3d54s1,29Cu的電子排布式為[Ar]3d104s1。（4）基態原子核外電子排布的表示方法表示方法以硫原子為例電子排布式1s22s22p63s23p4簡化電子排布式[Ne]3s23p4電子排布圖(或軌道表示式)價電子排布式3s23p4價電子排布圖4、電子的躍遷與原子光譜（1）電子的躍遷（2）不同元素的原子發生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜或發射光譜，總稱原子光譜。吸收光譜，背景亮，光譜暗；發射光譜，背景暗，光譜亮。【特別提醒】焰色反應是電子躍遷的結果，故金屬的焰色反應是物理變化過程，不屬于化學變化。二、原子結構與元素的性質1、原子結構與元素周期表（1）族元素的價電子排布特點①主族元素主族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅦA排布特點ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np5②0族元素：ns2np6(其中He為1s2)。③過渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、鑭系和錒系元素除外)。（2）元素周期表的分區與價電子排布的關系①周期表的分區補充：稀土元素，鑭系15種元素，加上鈧、釔，不包括錒系元素②各區價電子排布特點分區價電子排布s區ns1～2p區ns2np1～6(除He外)d區(n－1)d1～9ns1～2(除Pd外)ds區(n－1)d10ns1～2f區(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2（4）對角線規則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的，如【特別提醒】（1）能層數＝電子層數＝周期數。（2）主族序數＝價電子數。（3）對于主族元素，價電子層就是最外電子層，而對于過渡元素，價電子層不僅是最外電子層。如Fe的價電子排布式為3d64s2。（4）電離能第一電離能氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量，符號：I1，單位：kJ·mol－1規律同周期：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，總體呈現從左至右逐漸增大的變化趨勢同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小同種原子：逐級電離能越來越eq\a\vs4\al(大)(即I1eq\a\vs4\al(＜)I2eq\a\vs4\al(＜)I3…)【特別提醒】（1）金屬活動性順序與元素相應的電離能大小順序不完全一致，故不能根據金屬活動性順序判斷電離能的大小。（2）第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p軌道處于全空或半充滿狀態，比較穩定，所以其第一電離能大于同周期相鄰的第ⅢA族和第ⅥA族元素的，如第一電離能：Mg>Al，P>S。（3）電負性①電負性含義元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越eq\a\vs4\al(強)標準以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)變化規律在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負性逐漸減小②電負性的應用【特別提醒】（1）共價化合物中，兩種元素電負性差值越大，它們形成共價鍵的極性就越強。（2）兩元素電負性差值大于1.7時，一般形成離子鍵（NaH除外)；小于1.7時，一般形成共價鍵（HF除外)三、電離能常見的四個應用（1）判斷元素金屬性的強弱：電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。（2）判斷元素的化合價：如果某元素的In＋1?In，則該元素的常見化合價為＋n（3）判斷核外電子的分層排布情況多電子原子中，元素各級電離能逐漸增大，當電離能變化出現突躍時，電子層數就可能發生變化。（4）反映元素原子的核外電子排布特點同周期元素原子的最外層電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態時，第一電離能就會反常得大，如第ⅡA族、ⅤA族元素。分子結構與性質一、共價鍵1、共價鍵（1）共價鍵的特征：具有方向性和飽和性（一般存在，但不是絕對有）。（2）共價鍵的類型分類依據類型形成共價鍵的原子軌道重疊方式eq\a\vs4\al(σ)鍵電子云“頭碰頭”重疊eq\a\vs4\al(π)鍵電子云“肩并肩”重疊形成共價鍵的電子對是否偏移極性鍵共用電子對發生偏移非極性鍵共用電子對不發生偏移原子間共用電子對的數目單鍵原子間有一對共用電子對雙鍵原子間有兩對共用電子對三鍵原子間有三對共用電子對【特別提醒】（1）通過物質的結構式可以快速判斷共價鍵的種類和數目；共價單鍵全為σ鍵，共價雙鍵中有1個σ鍵和1個π鍵，共價三鍵中有1個σ鍵和2個π鍵。（2）由成鍵軌道類型可判斷共價鍵的類型，與s軌道形成的共價鍵全部是σ鍵，雜化軌道形成的共價鍵全部是σ鍵。（3）鍵參數a.概念②鍵參數與分子的性質b．鍵參數對分子性質的影響c．鍵參數與分子穩定性的關系鍵能越eq\a\vs4\al(大)，鍵長越短，分子越穩定。【特別提醒】（1）共價鍵的成鍵原子可以都是非金屬原子，也可以是金屬原子與非金屬原子（2）并不是所有的共價鍵都有方向性，如：s-sσ鍵沒有方向性。（3）共價分子中原子間的鍵能越大，鍵長越短，分子的穩定性越強。如穩定性：HF>HCl>HBr>HI。2、配位鍵（1）配位鍵①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成共價鍵。②配位鍵的表示：常用“→”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如NHeq\o\al(＋,4)可表示為在NHeq\o\al(＋,4)中，雖然有一個N-H鍵形成過程與其他3個N-H鍵形成過程不同，但是一旦形成之后，4個共價鍵就完全相同。（NH4+中有1個配位鍵，有4個配位原子）3、等電子體（1）等電子原理原子總數相同、價電子總數相同的分子(即等電子體)具有相似的化學鍵特征，它們的許多性質相近，如CO和N2。（2）等電子原理的應用①利用等電子原理可以判斷一些簡單分子或離子的立體構型。如SO2和O3的原子數目和價電子總數都相等，二者互為等電子體，中心原子都是sp2雜化，都是V形結構。確定等電子體的方法(舉例)eq\x(CO)eq\o(→,\s\up11(把O換成前一個原子N),\s\do4(少了1個電子，再得1個電子))eq\x(CN－)eq\o(→,\s\up11(把N換成前一個原子C),\s\do4(少了1個電子，再得1個電子))eq\x(C\o\al(2－,2))eq\x(CO)eq\o(→,\s\up11(把C換成后一個原子N多1個電子),\s\do4(把O換成前一個原子N少1個電子))eq\x(N2)（3）常見的等電子體歸納微粒通式價電子總數立體構型CO2、SCN－、NOeq\o\al(＋,2)、Neq\o\al(－,3)AX216e－直線形COeq\o\al(2－,3)、NOeq\o\al(－,3)、SO3AX324e－平面三角形SO2、O3、NOeq\o\al(－,2)AX218e－V形SOeq\o\al(2－,4)、POeq\o\al(3－,4)AX432e－正四面體形POeq\o\al(3－,3)、SOeq\o\al(2－,3)、ClOeq\o\al(－,3)AX326e－三角錐形CO、N2AX10e－直線形CH4、NHeq\o\al(＋,4)AX48e－正四面體形【特別提醒】尋找等電子體的三種方法變換過程中注意電荷變化，并伴有元素種類的改變序號方法示例1豎換：把同族元素(同族原子價電子數相同)上下交換，即可得到相應的等電子體CO2與CS2O3與SO22橫換：換相鄰主族元素，這時候價電子發生化，再通過得失電子使價電子總數相等N2與CO3可以將分子變換為離子，也可以將離子變換為分子O3與NOeq\o\al(－,2)CH4與NHeq\o\al(＋,4)CO與CN－二、分子的立體構型1、價層電子對互斥理論（1）理論要點①價層電子對在空間上彼此相距最遠時，排斥力最小，體系的能量最低。②孤電子對越多，排斥力越強，鍵角越小。（2）判斷分子或離子立體構型“三步驟”第一步：確定中心原子上的價層電子對數a為中心原子的價電子數，b為與中心原子結合的原子最多能接受的電子數，x為與中心原子結合的原子數。第二步：確定價層電子對的立體構型第三步：分子立體構型的確定價層電子對有成鍵電子對和孤電子對之分，價層電子對的總數減去成鍵電子對數得孤電子對數。根據成鍵電子對數和孤電子對數，可以確定相應的較穩定的分子立體構型。（3）實用實例雜化類型鍵角價層電子對數σ鍵電子對數孤電子對數價層電子對立體構型分子立體構型實例sp180O220直線形直線形炔烴、CO2sp2120O330平面三角形平面三角形烯烴、苯環、BF321V形SO2sp3109O28’440四面體形正四面體形烷烴、CH431三角錐形NH322V形H2Osp3d5三角雙錐PCl5sp3d26八面體SF62、雜化軌道理論（1）雜化軌道理論概述當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間結構不同。（2）雜化軌道三種類型（3）由雜化軌道數判斷中心原子的雜化類型雜化軌道用來形成σ鍵和容納孤電子對，所以有公式：雜化軌道數＝中心原子的孤電子對數＋中心原子的σ鍵個數。【特別提醒】（1）價層電子對互斥理論說明的是價層電子對的立體構型，而分子的立體構型指的是成鍵電子對的立體構型，不包括孤電子對。①當中心原子無孤電子對時，兩者的構型一致；②當中心原子有孤電子對時，兩者的構型不一致。如中心原子采取sp3雜化的，其價層電子對模型為四面體形，其分子構型可以為正四面體形(如CH4)，也可以為三角錐形(如NH3)或V形(如H2O)。（2）雜化軌道間的夾角與分子內的鍵角不一定相同，中心原子雜化類型相同時孤電子對數越多，鍵角越小。3、配合物（1）定義：金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結合形成的化合物。（2）形成條件eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(配位體有孤電子對\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(中性分子，如H2O、NH3和CO等,離子，如F－、Cl－、CN－等)),中心原子或離子有空軌道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等))（3）組成【特別提醒】（1）1mol[Ti(H2O)5Cl]Cl2·H2O的配合物只能電離出2molCl－，故1mol[Ti(H2O)5Cl]Cl2·H2O與足量的AgNO3反應只能生成2molAgCl沉淀。（2）配體、配位原子、配位鍵、配位數的關系配位數、就是配體數；配體不一定是配位原子；配位數不一定等于配位鍵數三、分子間作用力與分子的性質1、分子間作用力（1）分類：分子間作用力最常見的是范德華力和氫鍵。（2）強弱：范德華力eq\a\vs4\al(<)氫鍵eq\a\vs4\al(<)化學鍵。（3）范德華力范德華力主要影響物質的熔點、沸點、硬度等物理性質。范德華力越強，物質的熔點、沸點越高，硬度越大。一般來說，組成和結構相似的物質，隨著相對分子質量的增加，范德華力逐漸增大。（4）氫鍵①形成：已經與電負性很強的原子形成共價鍵的氫原子(該氫原子幾乎為裸露的質子)與另一個電負性很強的原子之間的作用力，稱為氫鍵。②表示方法：A-H…B③特征：具有一定的方向性和飽和性。④分類：氫鍵包括分子內氫鍵和分子間氫鍵兩種。⑤分子間氫鍵對物質性質的影響主要表現為使物質的熔、沸點升高，對電離和溶解性等產生影響。（6）范德華力、氫鍵、共價鍵對物質性質的影響范德華力氫鍵共價鍵對物質性質的影響①影響物質的熔、沸點、溶解性等物理性質；②組成和結構相似的物質，隨相對分子質量的增大，物質的熔、沸點升高。如熔、沸點：分子間氫鍵的存在，使物質的熔、沸點升高，在水中的溶解度增大，如熔、沸點：①影響分子的穩定性；②共價鍵鍵能越大，分子的穩定性越強【特別提醒】表示方法(A-H…B)中的A、B為電負性很強的原子，一般為N、O、F三種元素的原子，2、分子的性質（1）分子的極性：對于ABn型分子，一般情況下，若中心原子A的化合價的絕對值等于該元素所在的主族序數，則該分子為非極性分子，否則為極性分子（化合價法）。（2）物質的溶解性①“相似相溶”的規律：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。若能形成氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。②“相似相溶”還適用于分子結構的相似性，如乙醇和水互溶(C2H5OH和H2O中的羥基相近)，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。（3）分子的手性①手性異構(對映異構)：只含有1個手性碳原子的分子，一定有對映異構。②手性碳原子：在有機物分子中，連有eq\a\vs4\al(4)個不同基團或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子。晶體結構與性質一、晶胞、晶體結構模型1、晶體與非晶體（1）晶體與非晶體的區別比較晶體非晶體結構特征結構微粒周期性有序排列結構微粒無序排列性質特征自范性有無熔點固定不固定異同表現各向異性各向同性二者區別方法間接方法測定其是否有固定的熔點科學方法對固體進行X-射線衍射實驗（2）獲得晶體的三條途徑①熔融態物質凝固②氣態物質冷卻不經液態直接凝固(凝華)③溶質從溶液中析出2、晶胞（1）概念：晶胞是描述晶體結構的基本單元。（2）晶體中晶胞的排列——無隙并置①無隙：相鄰晶胞之間沒有任何間隙。②并置：所有晶胞平行排列、取向相同。【特別提醒】（1）具有規則幾何外形的固體不一定是晶體，如玻璃。（2）晶體與非晶體的本質區別：是否有自范性。（3）晶胞是從晶體中“截取”出來具有代表性的“平行六面體”，但不一定是最小的“平行六面體”。3、常見晶體的結構模型晶體晶體結構晶體詳解共價晶體金剛石①每個碳與相鄰eq\a\vs4\al(4)個碳以共價鍵結合，形成正四面體結構②鍵角均為109°28′（sp3雜化)③最小碳環由6個C組成且六原子不在同一平面內④每個C參與4條C—C鍵的形成，C原子數與C—C鍵數之比為1∶2（碳原子的配位數，4）SiO2①每個Si與4個O以共價鍵結合，形成正四面體結構（Si的雜化sp3，硅原子的配位數4）②每個正四面體占有1個Si,4個eq\f(1,2)O，n(Si)∶n(O)＝1∶2③最小環上有eq\a\vs4\al(12)個原子，即6個O,6個Si分子晶體干冰①8個CO2分子構成立方體且在6個面心又各占據1個CO2分子②每個CO2分子周圍等距且緊鄰的CO2分子有eq\a\vs4\al(12)個（配位數12）冰每個水分子與相鄰的eq\a\vs4\al(4)個水分子以氫鍵相連接，含1molH2O的冰中，最多可形成eq\a\vs4\al(2)mol氫鍵（配位數4）離子晶體NaCl型①每個Na＋(Cl－)周圍等距且緊鄰的Cl－(Na＋)有6個（配位數6）②每個晶胞中含4個Na＋和4個Cl－CsCl型①每個Cs＋周圍等距且緊鄰的Cl－有eq\a\vs4\al(8)個（配位數8）②如圖為8個晶胞，每個晶胞中含1個Cs＋、1個Cl－金屬晶體簡單立方堆積典型代表Po，配位數為eq\a\vs4\al(6)，空間利用率52%面心立方最密堆積典型代表Cu、Ag、Au，配位數為eq\a\vs4\al(12)，空間利用率74%體心立方堆積典型代表Na、K、Fe，配位數為eq\a\vs4\al(8)，空間利用率68%六方最密堆積典型代表Mg、Zn、Ti，配位數為eq\a\vs4\al(12)，空間利用率74%混合晶體石墨①石墨層狀晶體中，層與層之間的作用是范德華力②平均每個正六邊形擁有的碳原子個數是eq\a\vs4\al(2)，C原子采取的雜化方式是sp2③每層中存在σ鍵和π鍵④石墨的C—C的鍵長比金剛石的C—C的鍵長短，熔點比金剛石的高⑤硬度不大、有滑膩感、能導電二、四種晶體的性質與判斷1、金屬鍵、金屬晶體（1）金屬鍵：金屬陽離子與自由電子之間的作用。（2）本質——電子氣理論該理論認為金屬原子脫落下來的價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。（3）金屬晶體的物理性質及解釋2、離子晶體的金屬鍵強弱影響因素①離子所帶電荷數：離子所帶電荷數越多，金屬鍵越強。②離子的半徑：離子的半徑越eq\a\vs4\al(小)，金屬鍵越強。【特別提醒】（1）共價晶體一定含有共價鍵，而分子晶體可能不含共價鍵。（2）含陰離子的晶體中一定含有陽離子，但含陽離子的晶體中不一定含陰離子，如金屬晶體。4、晶體熔、沸點高低的比較（1）不同類型晶體熔、沸點的比較①不同類型晶體的熔、沸點高低一般規律：共價晶體＞離子晶體＞分子晶體。②金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鎢、鉑等熔、沸點很高，汞、銫等熔、沸點很低。（2）同種類型晶體熔、沸點的比較①共價晶體eq\x(原子半徑越小)→eq\x(鍵長越短)→eq\x(鍵能越大)→eq\x(熔、沸點越高)如熔點：金剛石eq\a\vs4\al(＞)碳化硅eq\a\vs4\al(＞)硅。強調：碳化硅eq\a\vs4\al(＞)二氧化硅（反常）②離子晶體一般地說，陰、陽離子的電荷數越多，離子半徑越小，則晶格能越大，晶體的熔、沸點越eq\a\vs4\al(高)③分子晶體分子間范德華力越大，物質的熔、沸點越高；具有氫鍵的分子晶體熔、沸點反常高。b．組成和結構相似的分子晶體，相對分子質量越大，熔、沸點越高，如SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。c．組成和結構不相似的分子晶體(相對分子質量接近)，其分子的極性越大，熔、沸點越高。d．同分異構體，支鏈越多，熔、沸點越低。④金屬晶體金屬離子半徑越小，離子電荷數越多，其金屬鍵越強，金屬晶體的熔、沸點越高。【特別提醒】（1）共價晶體的熔點不一定比離子晶體高，如石英的熔點為1710℃，MgO的熔點為2852℃。（2）金屬晶體的熔點不一定比分子晶體的熔點高，如Na的熔點為97℃，尿素的熔點為132.7℃。5、判斷晶體類型的方法（1）主要是根據各類晶體的特征性質判斷如低熔、沸點的化合物形成分子晶體；熔、沸點較高，且在水溶液中或熔融狀態下能導電的化合物形成離子晶體；熔、沸點很高，不導電，不溶于一般溶劑的物質形成共價晶體；晶體能導電、傳熱、具有延展性的為金屬晶體。（2）根據物質的類別判斷金屬氧化物(如K2O、Na2O2等)、強堿(如NaOH、KOH等)和絕大多數的鹽類是離子晶體；大多數非金屬單質(