高中化學(xué)2019A版選擇性必修二知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

目錄

第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)

第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)

第二章分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

第一節(jié)共價(jià)鍵

第二節(jié)分子的空間結(jié)構(gòu)

第三節(jié)分子結(jié)構(gòu)與物質(zhì)的性質(zhì)

第三章晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

第一節(jié)物質(zhì)的聚集狀態(tài)與晶體的常識(shí)

第二節(jié)分子晶體與共價(jià)警惕

第三節(jié)金屬晶體與離子

第四節(jié)配合物與超分子

第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)

一、能層與能級(jí)

1.能層

(1)含義：多電子原子核外電子的能量是不同的，核外電子按能量不同分成能層(電子層)。能

層越高，電子的能量越高

(2)表示：將電子的能層由內(nèi)向外排序，其序號(hào)分別為一、二、三、四、五、六、七，分別用

K、L、M、N、0、P、Q表示

2.能級(jí)

(1)含義：根據(jù)多電子原子同一能層中電子能量的不同，將它們分成不同能級(jí)

(2)表示：能級(jí)用相應(yīng)能層的序數(shù)和字母s、p、d、f……組合在一起來表示，如第n能層的能級(jí)按

能量由低到高的順序排列為ns、np、nd、nf……

3.不同能層、能級(jí)所能容納的最多電子數(shù)

(1)能層：在含有多個(gè)電子的原子里，電子的能量是不相同的，因此，它們運(yùn)動(dòng)的區(qū)域也不同。通常能

量最低的電子在離核最近的區(qū)域運(yùn)動(dòng)，而能量高的電子在離核較遠(yuǎn)的區(qū)域運(yùn)動(dòng)。根據(jù)多電子原子核外電子

的能量差異可將核外電子分成不同的能層(即電子層)。如鈉原子核外有11個(gè)電子，第一能層有2個(gè)電子，

第二能層有8個(gè)電子，第三能層有1個(gè)電子。w自廠

3P|M

(2)能層與能級(jí)的組成以及能量的關(guān)系

①能層與能級(jí)類似樓層與樓梯之間的關(guān)系，就好比能層是樓層，、廠------------|K

能級(jí)是樓梯的階級(jí)，如圖所示。任一能層的能級(jí)總是從S能級(jí)開始，能級(jí)數(shù)=能層序數(shù)，即第一能層只有1

個(gè)能級(jí)Qs),第二能層有2個(gè)能級(jí)(2s和2p),第三能層有3個(gè)能級(jí)(3s、3P和3d),依次類推。

②能級(jí)的字母代號(hào)總是s、p、d、f……排序的，字母前的數(shù)字是它們所處的能層序數(shù)，它們可容納的最多電

子數(shù)依次為自然數(shù)中的奇數(shù)序列1、3、5、7……的2倍。一個(gè)能層最多可容納的電子數(shù)=2n2(n為能層序數(shù))

③英文字母相同的不同能級(jí)中所能容納的最多電子數(shù)相同。例如，Is、2s、3s、4s……能級(jí)最多都只能容納2

個(gè)電子。tp<nd</if.........

④能層或能級(jí)的能量關(guān)系,不同能級(jí)

相同能層

2P,=2p,=2p：

符號(hào)相同的能級(jí)

不同能層

(3)能層與能級(jí)的相關(guān)規(guī)律

①能量規(guī)律：對(duì)于多電子原子的核外電子，按能量的差異將其分成不同的能層；對(duì)于同一能層中能

量不同的電子，又將其分成不同的能級(jí)，各能層中的能級(jí)數(shù)恰好等于相應(yīng)的能層序數(shù)6)。

②數(shù)量規(guī)律：每一個(gè)能層可容納的最多電子數(shù)為2n2,每一個(gè)原子軌道最多容納2個(gè)電子，每一個(gè)能

層含有的原子軌道數(shù)為

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)原子處于最低能量狀態(tài)基態(tài)原子

原子吸收能量釋放能量

光譜與光譜分析

2.處于較高能量狀態(tài)激發(fā)態(tài)原子

(1)原子光譜

①含義：不同元素原子的電子發(fā)生躍遷時(shí)會(huì)吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子

的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。

基態(tài)原子

②成因與分類：吸收形成形成發(fā)射

吸收能量釋放能量

光譜.光譜

激發(fā)態(tài)原子

(2)光譜分析

①光譜分析：現(xiàn)代化學(xué)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

②應(yīng)用：進(jìn)行光譜分析時(shí)，可以利用吸收光譜、也可以利用發(fā)射光譜、發(fā)射光譜為暗色背景的明亮

譜線，吸收光譜則為明亮背景的暗色譜線，兩種譜線一一對(duì)應(yīng)

三、構(gòu)造原理與電子排布式

1.構(gòu)造原理：以光譜學(xué)事實(shí)為基礎(chǔ)，從氫開始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入能級(jí)的順序稱為構(gòu)

造原理。其示意圖如下：

2.電子排布式

(1)概念：將能級(jí)上所排布的電子數(shù)標(biāo)注在該能級(jí)符號(hào)右上角，并按照能層由低到高的順序排列

的式子。

(2)表示方法：能層序數(shù)1s'能級(jí)上填充

的電子數(shù)

能級(jí)

四、電子云與原子軌道

1.電子云

(1)電子云：處于一定空間運(yùn)動(dòng)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。

(2)電子云輪廓圖的形狀：s能級(jí)的電子云輪廓圖是球形的，p能級(jí)的電子云輪廓圖是啞鈴形的。

2.原子軌道

(1)概念：量子力學(xué)把電子在原子核外的一個(gè)空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)稱為一個(gè)原子軌道。

⑵形狀

①s軌道呈球形，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。

②p軌道呈啞鈴形，無論2p、3P還是4P……都有3個(gè)相互垂直的原子軌道。

(3)各能級(jí)所含有的原子軌道數(shù)

能級(jí)nsnpndnf......

原子軌道1357......

五、泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理

1.電子自旋與泡利原理

(1)電子自旋：電子除空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)外，還有一種狀態(tài)叫做自旋。電子自旋在空間有順時(shí)針和逆

時(shí)針兩種取向，簡(jiǎn)稱自旋相反，常用上下箭頭(T和1)表示自旋相反的電子。

(2)泡利原理(也稱泡利不相容原理):在一個(gè)原子軌道里,最多只能容納2個(gè)電子，它們的自旋相反。

2.電子排布的軌道表示式

(1)軌道表示式(又稱電子排布圖)：在軌道表示式中，用方框(或圓圈)表示原子軌道，能量相

同的原子軌道(簡(jiǎn)并軌道)的方框相連，箭頭表示一種自旋狀態(tài)的電子，“T1”稱電子對(duì)，或

“1”稱單電子(或稱未成對(duì)電子)。

(2)表示方法：軌道表示式中各符號(hào)、數(shù)字.能層序數(shù)沒有電

?原子軌道?子的軌

的意義如下(以基態(tài)鋁原子為例)：Is2s2P3s3p道稱為

回回向|t||空軌道

(特別提醒：通常應(yīng)在方框下方或上方標(biāo)記能級(jí)符號(hào)。

1個(gè)方框表示1個(gè)軌道單電子

有時(shí)畫出的能級(jí)上下錯(cuò)落，以表達(dá)能量高低不同。)

箭頭表示1個(gè)電子及其自旋狀態(tài)(用

表示自旋方向相反的電子)

3.洪特規(guī)則

(1)基態(tài)原子中，當(dāng)電子填入簡(jiǎn)并軌道時(shí)，電子總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋狀態(tài)相同，

2P

這個(gè)規(guī)則是由洪特首先提出的，稱為洪特規(guī)則。如2P軌道上有3個(gè)電子時(shí)的排布圖為IA,IA|H

,2p,2p

不能表示為IA|小|寺特:小1”號(hào)用于基態(tài)原子，也適用于基態(tài)離子。

4.能量最低原理：在構(gòu)建基態(tài)原子時(shí)，電子將盡可能地占據(jù)能量最低的原子軌道，使整個(gè)原子的能

量最低。

六、構(gòu)造原理與基態(tài)原子的核外電子排布

1.構(gòu)造原理

(1)能級(jí)交錯(cuò)：由構(gòu)造原理可知，核外電子排布的能級(jí)順序?yàn)镮s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、

4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……從中可以看出，從第三能層開始，各能級(jí)不完全遵循能層順序，產(chǎn)生了能

級(jí)交錯(cuò)現(xiàn)象。

(2)用構(gòu)造原理解釋基態(tài)原子核外最外層和次外層電子的排布問題

①基態(tài)原子最外層電子數(shù)不超過8個(gè)：當(dāng)ns和np軌道全充滿時(shí)(共4個(gè)軌道，最多容納8個(gè)電子)，由于能級(jí)交

錯(cuò)，多余電子不是填入nd軌道，而是首先形成新電子層，填入(n+l)s軌道中，因此最外層電子數(shù)不可能超

過8個(gè)。

②基態(tài)原子次外層電子數(shù)不超過18個(gè)：若最外層是第n層，次外層就是第(n-l)層。由于電子填充順序?yàn)?/p>

np—>(n+l)s-*(n-l)f,在第(n+1)層出現(xiàn)前，次外層只有(n-l)s、(n-l)P、(n-l)d上有電子，這三個(gè)亞層共有9

個(gè)軌道，最多可容納18個(gè)電子，因此次外層電子數(shù)不超過18個(gè)。

2.基態(tài)原子核外電子排布

(1)基態(tài)原子的電子排布式

電子填充順序舉例

1-20號(hào)元按照構(gòu)造原理電子依次填充到6c:Is22s22P2、10Ne:Is22s22P°

素的原子各能級(jí)中17cl:Is22sz2P63s23P119K：Is22s22P63s23P64sl

20號(hào)之后先根據(jù)構(gòu)造原理填充，然后將同Me:先按構(gòu)造原理填充為Is22s22p63s23P64s加‘，然后將同

元素的原子一能層的能級(jí)排到一起一能層的能級(jí)排到一起，即26Fe的核外電子排布式為

Is22s22P63s23P63d64s2

特殊原子滿足半充滿、全充滿穩(wěn)定結(jié)構(gòu)2“Cr:ls22s22P63s23P63d54sl（3d能級(jí)半充滿,穩(wěn)定）

zsCuls22s22P63s23P63d104si（3d能級(jí)全充滿,穩(wěn)定）

(2)基態(tài)離子的電子排布式

①判斷原子變成離子時(shí)得到或失去的電子數(shù)。

②原子失去電子的順序是由外向里。一般來說，主族元素的原子只失去它們的最外層電子，而副族元素的

原子可能還會(huì)失去次外層電子。

③原子得到電子從而形成陰離子，得到的電子填充在最外一個(gè)能層的某一個(gè)能級(jí)上。

3.書寫電子排布式的注意事項(xiàng)

(1)電子的填充順序：先根據(jù)構(gòu)造原理上的能級(jí)順序依次寫出每個(gè)能級(jí)符號(hào)，然后依據(jù)每個(gè)能級(jí)最多可

容納的電子數(shù)，填滿一個(gè)能級(jí)再填下一個(gè)能級(jí)。

(2)能級(jí)的書寫順序：按照能層序數(shù)由小到大的順序書寫。

即當(dāng)出現(xiàn)d軌道時(shí)，電子按ns、(n-l)d.np的順序填充，但在書寫電子排布式時(shí)，要把(n-l)d寫在ns的

前面，如Mn:Is22s22P63s23P63d54s2,而不能寫成Is22s22P63s23P64s23d5。

七、原子核外電子排布的表示方法

1.原子(離子)結(jié)構(gòu)示意圖

(1)含義：將每個(gè)電子層上的電子總數(shù)表示在原子核外的圖示

(2)意義：能直觀地反映核內(nèi)的質(zhì)子數(shù)和核外的電子層數(shù)及各電子層上的電子數(shù)

(3)實(shí)例：A1：

2.電子排布式

(1)含義：用核外電子分布的能級(jí)及各能級(jí)上的電子數(shù)來表示電子排布的式子

(2)意義：能直觀地反映核外電子的能層、能級(jí)和各能級(jí)上的電子數(shù)

(3)實(shí)例：K：Is22s22P63s23P64sl

3.簡(jiǎn)化電子排布式

(1)含義：把電子排布式中達(dá)到稀有氣體元素原子電子層結(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

(2)意義：避免電子排布式書寫過于復(fù)雜

(3)實(shí)例:K:[Ar]4sl

4.價(jià)層電子排布式

(1)含義：對(duì)于主族元素，價(jià)層電子即最外層電子：對(duì)于副族元素，部分次外層電子與最外層電子統(tǒng)稱價(jià)層

電子

(2)意義：能直觀地反映基態(tài)原子的電子層數(shù)、參與成鍵的電子數(shù)

(3)實(shí)例：A1:3s23Pl

5.軌道表示式(電子排布圖)

(1)含義：每個(gè)原子軌道用1個(gè)方框(或圓圈)表示，在方框(或圓圈)內(nèi)用箭頭表示電子及其自旋狀態(tài)

(2)意義：能直觀地反映電子的分布情況及電子的自旋狀態(tài)

⑶實(shí)例：o：叨皿皿田11

Is2s2p

第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)

一、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表

1.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(zhì)隨元素原子的核電荷數(shù)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(shù)遞增排列的序列。

(3)元素周期表：呈現(xiàn)周期系的表格。

2.構(gòu)造原理與元素周期表

(1)周期：①定義：具有相同電子層數(shù)的元素按照原子序數(shù)遞增的順序排列的一個(gè)橫行叫做一個(gè)周期。元

素周期表中共有7個(gè)周期。

②原子核外電子排布與周期的劃分：根據(jù)構(gòu)造原理，將能級(jí)分為七個(gè)組，每一組對(duì)應(yīng)一個(gè)周期。

周期、能級(jí)、元素?cái)?shù)目的對(duì)應(yīng)關(guān)系如下表：

周期——四五六七

能級(jí)1s2s、2p3s、3p4s、3d、4p5s、4d、5p6s、4f、5d、6p7s、5f、6d、7p

元素?cái)?shù)28818183232

金屬元素?cái)?shù)02314153()30

(2)族

①定義：元素周期表中共18個(gè)縱列，除8、9、10三個(gè)縱列合起來叫做第VIII族外，其余15個(gè)縱列每個(gè)

縱列稱作一族。

②原子核外電子排布與族的關(guān)系：族劃分時(shí)依據(jù)的是原子的價(jià)層電子排布。

a.主族元素基態(tài)原子的價(jià)層電子數(shù)、價(jià)層電子排布式

族IAIIAIIIAIVAVAVIAVDA

122122232425

價(jià)層電子排布式nsnsnsnpnsnpnsnpnsnpnsnp

縱列121314151617

價(jià)層電子數(shù)1234567

b.稀有氣體元素的基態(tài)原子，除氨(1s2)外，最外層都是8電子，即ns2np6。

C.過渡元素(以第四周期部分副族元素為例)

副族元素21SC23V

22Ti2?Cr25Mn29C113oZn

族IIIBIVBVBVIBVIIB1BIIB

價(jià)層電子排布式3dzs23d24s23d34s23ds4sl3d54s2Sd^s13d1。4s2

價(jià)層電子數(shù)34567——

3.原子核外電子排布與元素周期表的分區(qū)

(1)按電子排布式中最后填入電子的能級(jí)的符號(hào)可將元素周期表分為s、p、d、f區(qū)，而第IB、IIB族這

2個(gè)縱列的元素原子的核外電子可理解為先填滿了(n-l)d能級(jí)而后再填充ns能級(jí)，因而得名ds區(qū)。5個(gè)區(qū)

的位置關(guān)系如下圖所示：

二、元素周期律

1.原子半徑

(1)影響因素：

①電子的能層數(shù)：電子的能層越多，電子之間的排斥作用越大，原子的半徑越大

②核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，核對(duì)電子的吸引作用越大，原子的半徑越小

(2)遞變規(guī)律

①同主族元素自上而下，隨著原子序數(shù)的逐漸增大，原子半徑逐漸增大。

②同周期主族元素從左到右，隨著原子序數(shù)的逐漸增大，原子半徑逐漸減小。

2.電離能

(1)第一電離能①概念：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低

第一電商能/(kJ1皿口)

能量叫做第一電離能。

②意義：可以衡量元素原子失去一個(gè)電子的難易程度。

第一電離能越小，原子越易失去一個(gè)電子；第一電離能越大,

原子越難失去一個(gè)電子。(F2*4V?101214*161820222426^30323436,38V525456''除?字教

（2）第一電離能變化規(guī)律

①每個(gè)周期的第一種元素（氫和堿金屬）的第一電離能最小，最后一種元素（稀有氣體）的第一電離能最

大，同周期中從左到右元素的第一電離能呈增大的趨勢(shì)。

②同族元素的第一電離能從上到下逐漸減小。

（3）逐級(jí)電離能變化規(guī)律

①同一原子的逐級(jí)電離能越來越大：元素的一個(gè)基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個(gè)電子，變成氣態(tài)基態(tài)正離子后，

半徑減小，原子核對(duì)電子的吸引力增大，所以失去第二個(gè)、第三個(gè)電子更加不易，所需要的能量依次增大。

②當(dāng)某一級(jí)電離能突然變得很大時(shí)，說明電子的能層發(fā)生了變化，即不同能層中電離能有很大的差距。

（4）影響電離能的因素

①一般來說，同一周期的元素原子具有相同的電子層數(shù)，從左到右核電荷數(shù)增大，原子的半徑成小，核對(duì)

最外層電子的吸引力增大，失去電子能力減弱，因而第一電離能呈增大趨勢(shì)。

②同一主族元素原子電子層數(shù)不同，最外層電子數(shù)相同，從上到下原子半徑增大，原子核對(duì)最外層電子的

吸引力減小，失去電子能力增強(qiáng)，因而第一電離能減小。

③某些元素原子具有全充滿或半充滿的電子排布，穩(wěn)定性較高。如VA族N、P等元素原子的最外層p軌道

為半充滿狀態(tài)；0族He的s軌道，Ne、Ar等元素原子的p軌道為全充滿狀態(tài)，均穩(wěn)定，所以它們的第一

電離能大于同周期相鄰元素原子。

（5）電離能的應(yīng)用

①判斷元素的金屬性與非金屬性強(qiáng)弱

②推斷元素的核外電子排布

③判斷主族元素的最高化合價(jià)或價(jià)層電子數(shù)

3.電負(fù)性

（1）電負(fù)性及標(biāo)準(zhǔn)：元素相互化合時(shí)，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。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和鋰的電負(fù)性為L(zhǎng)0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)。

（2）電負(fù)性的意義：原子的電負(fù)性越大，對(duì)鍵合電子的吸引力越大。

（3）電負(fù)性變化規(guī)律：一般來說，同周期從左到右，主族元素的電負(fù)性逐漸變大；同主族元素從

上到下，元素的電負(fù)性逐漸變小。電負(fù)性越大，元素原子對(duì)電子吸引能力越強(qiáng)，越容易得電子。

(4)對(duì)角線規(guī)則：在元素周期表中，某些主族元素與其右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，

這種相似性被稱為對(duì)角線規(guī)則。符合此規(guī)則的三組元素有：Li-Mg、Be-AI、B-Si,因?yàn)樗鼈兊碾娯?fù)

性接近，所以它們對(duì)鍵合電子的吸弓I力相當(dāng)，表現(xiàn)出的性質(zhì)相似。如Be和AI,二者的電負(fù)性數(shù)值

都為15二者的單質(zhì)、氧化物、氫氧化物都能與強(qiáng)酸和強(qiáng)堿反應(yīng)。LiBeB_

MiA^ST

4.電負(fù)性的應(yīng)用

(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱

(大于1.8:元素一般為非金屬元素，且電負(fù)性越大，非金屬性越強(qiáng)

①電負(fù)性數(shù)值1小于1.8:元素一般為金屬元素，且電負(fù)性越小，金屬性越強(qiáng)

(1.8左右：一般位于非金屬三角區(qū)邊界它們既有金屬性，又有非金屬性

(2)判斷元素的化合價(jià)

①電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價(jià)為正值。

②電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，元素的化合價(jià)為負(fù)值。

(3)判斷化學(xué)鍵及化合物類型

①一般地，若兩成鍵元素電負(fù)性差值大于17形成離子鍵，該化合物為離子化合物；若兩成

鍵元素電負(fù)性差值小于17形成共價(jià)鍵，該化合物為共價(jià)化合物。如HC1中C1和H的電負(fù)性差值為

3.0-2.1=0.9<1.7,故HC1為共價(jià)化合物。

三、元素性質(zhì)與元素周期表的分區(qū)

1.按核外電子排布，可把元素周期表劃分成5個(gè)區(qū)，s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)、p區(qū)、f區(qū)：

包括的元素在周期價(jià)層電子排布（一般情況）化學(xué)性質(zhì)

表中的位置

S區(qū)IA、IIA族除氫外，都是活潑金屬元素（堿金屬和堿土金屬元素）

ns（最后的電子填在ns上）

P區(qū)niA~VllA族、0族21-6同周期主族元素，隨著最外層電子數(shù)目的增加，非金

nsnp（除氮外，其他元素最后的

屬性增強(qiáng)，金屬性減弱

電子填在叩上，氨為1s上）

d區(qū)族、第VIII1-91-2均為過渡元素,d軌道可以不同程度地參與化學(xué)鍵的

(n-l)dns［最后的電子填在

族（錮系、鋼系除外）形成

(n-l)d上］

ds區(qū)IB、HB族101-2均為過渡元素,d軌道一般不參與化學(xué)鍵的形成

(n-l)dns［(n-l)d軌道全充滿］

0~140-22

f區(qū)翎系、鋼系（n-2）f（n-l）dns錮系元素的化學(xué)性質(zhì)非常相近，鋼系元素的化學(xué)性質(zhì)也非常相近

2.由元素的價(jià)層電子排布判斷其在周期表中的位置的規(guī)律：

價(jià)層電子排布X或y的取值周期表中位置

Xx=l,2第n周期第xA族（書寫時(shí)，族序數(shù)應(yīng)換成相應(yīng)的羅馬字母,下同）

ns

2xx=1,2,3,4,5第n周期第（2+x）A族

nsnp

x=6第n周期0族

xyx+yW7第n周期第（x+y）B族

(n-l)dns

8Wx+yW10第n周期第VIII族

10xx=l,2第n周期第xB族

(n-l)dns

例：⑴*I：,o

(2)24Cr:,o

解析：(1)13Al的核外電子排布式為Is22s22P63s23pL其最大能層序數(shù)為3,位于第三周期；由于電子最后填

充p能級(jí)，所以是p區(qū)元素，其價(jià)層電子排布式為3s23p】，價(jià)層電子數(shù)為3,所以位于第IIIA族。

(2)z,Cr的核外電子排布式為Is22s22P63s23P63d54s】，其最大能層序數(shù)為4,位于第四周期；由于電子最后填

充d能級(jí)，所以是d區(qū)元素，其價(jià)層電子排布式為3d54s】，價(jià)層電子數(shù)為6,所以位于第VIB族。

四、粒子半徑大小的比較

1.三看法比較粒子半徑大小

(1)“一看層”：先看電子層數(shù)，電子層數(shù)越多，一般粒子半徑越大。

(2)“二看核"：若電子層數(shù)相同，則看核電荷數(shù)，一般核電荷數(shù)越大，粒子半徑越小。

(3)“三看電子”：若電子層數(shù)、核電荷數(shù)均相同，則看核外電子數(shù)，電子數(shù)多的半徑大。

2.具體方法

(1)同周期主族元素,從堿金屬到鹵素，原子半徑逐漸減小。如r(Na)>r(Mg)>r(AI)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(CI)。

(2)同主族元素，從上到下，原子或同價(jià)態(tài)簡(jiǎn)單離子半徑逐漸增大。如r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；

t>t

r(Li*)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs*)o

(3)電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，隨著核電荷數(shù)的遞增，簡(jiǎn)單離子半徑逐漸減小，如r(s2?r(C「)>r(K-)>r(Ca")。

(4)同種元素形成的粒子的半徑

規(guī)律：簡(jiǎn)單陽(yáng)離子的半徑〈原子的半徑〈簡(jiǎn)單陰離子的半徑且簡(jiǎn)單陽(yáng)離子價(jià)態(tài)越高泮徑越小。

3t2tt

如r(Fe)<r(Fe)<r(Fe);r(CI)<r(CI);r(H)<r(H)<r(H)o

(5)電子層結(jié)構(gòu)和所帶電荷數(shù)都不同的粒子，一般要找參照物進(jìn)行比較。如比較A廣和S??半徑的大小，可

找出與AI"電子層結(jié)構(gòu)相同，且與S?.所帶電荷數(shù)相同的O,一來比較，因?yàn)?產(chǎn))<心?！?。2一)<0故

r(Al")<rS)。

第二章分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

第一節(jié)共價(jià)鍵

一、共價(jià)鍵

1.概念：原子間通過共用電子對(duì)所形成的相互作用，叫做共價(jià)鍵。

2.本質(zhì)：原子間通過原子軌道重疊產(chǎn)生的強(qiáng)烈作用。

3.形成條件：當(dāng)成鍵原子相互接近時(shí)，原子軌道發(fā)生重疊啟旋狀態(tài)相反的未成對(duì)電子形成共用電子

對(duì)，兩原子核間電子出現(xiàn)的概率增大，體系能量降低。

4.共價(jià)鍵的特征

(1)共價(jià)鍵的飽和性：

①按照共價(jià)鍵的共用電子對(duì)理論，一個(gè)原子有幾個(gè)未成對(duì)電子，便可和幾個(gè)自旋狀態(tài)相反的電子配對(duì)成鍵，

1s

這就是共價(jià)鍵的飽和性。HE

Is2s2P一原子軌道

②用電子排布圖表示HF分子中共用電子對(duì)的形成如下：F血血也殖|||(電子云)重疊

③由以上分析可知，F(xiàn)原子與H原子間只能形成1個(gè)共價(jià)鍵，所形成的簡(jiǎn)單化合物為HF而不是"F。同理,H原

子、原子分別只能形成、分子，不能形成、

FH2F2H3F3O

④共價(jià)鍵的飽和性決定了各種原子形成分子時(shí)相互結(jié)合的數(shù)量關(guān)系。

(2)共價(jià)鍵的方向性

①共價(jià)鍵形成時(shí)，兩個(gè)參與成鍵的原子軌道總是盡可能沿著電子出現(xiàn)概率最大的方向重疊，而且原子軌道

重疊越多，電子在兩核間出現(xiàn)的概率越大，形成的共價(jià)鍵就越牢固。電子所在的原子軌道都有一定的形狀，

所以要達(dá)到最大重疊，共價(jià)鍵必然有方向性。

②共價(jià)鍵的方向性決定了分子的空間結(jié)構(gòu)，但不是所有共價(jià)鍵都具有方向性，如兩個(gè)s軌道上的電子形成的

共價(jià)鍵就沒有方向性。

5.形成共價(jià)鍵應(yīng)遵循的原理

(1)電子配對(duì)原理：兩原子提供數(shù)目相等的自旋狀態(tài)相反的電子彼此配對(duì)。

(2)最大重疊原理：兩個(gè)原子軌道重疊部分越大，形成的共價(jià)鍵越牢固，分子越穩(wěn)定。

6.共價(jià)鍵的存在形式：一般非金屬元素的原子之間通過共價(jià)鍵結(jié)合。共價(jià)鍵既可存在于非金屬單質(zhì)、

共價(jià)化合物中，也可存在于離子化合物中。

7.共價(jià)鍵類型(按原子軌道的重疊方式分類)

(1)a鍵

形成由兩個(gè)原子的S軌道或P軌道“頭碰頭”重疊形成

s-SH一一H=>■rV=>1n"

相互靠攏

。鍵

"is,原子軌道形成氫分子的

相互重疊共價(jià)鍵(H-H)

類11ClHClHCI

S-P。鍵

型

未成對(duì)電子的原子原子軌道形成的

軌道相互靠攏相互重疊共價(jià)單鍵

ClCIClClCl2

P-P

。鍵未成對(duì)電子的原原子軌道相互索卷形成的共價(jià)單鍵

子軌道相互靠攏

以形成化學(xué)鍵的兩原子核的連線為軸做旋轉(zhuǎn)操作，共價(jià)鍵的電子云的圖形不變，這種特

特征

征稱為軸對(duì)稱；。鍵的強(qiáng)度較大

(2)71鍵

形成由兩個(gè)原子的P軌道“肩并肩”重疊形成

p-p兀鍵

未成對(duì)電子的原原子軌道形成的7r鍵

子軌道相互靠攏相互重替

每個(gè)”鍵的電子云由兩塊組成，它們互為鏡像，這種特征稱為鏡面對(duì)稱；兀

特征

鍵不能旋轉(zhuǎn)一般不如。鍵牢固，較易斷裂

8.分子中。鍵和TT鍵的判斷方法

(1)根據(jù)成鍵原子的價(jià)層電子數(shù)來判斷能形成幾個(gè)共用電子對(duì)。如果兩原子間只形成一個(gè)共用電

子對(duì)，則該共價(jià)鍵一定是。鍵；如果形成多個(gè)共用電子對(duì)，則有1個(gè)是。鍵，其余的是汽鍵。

(2)一般規(guī)律：共價(jià)單鍵是。鍵；共價(jià)雙鍵中有一個(gè)是。鍵，另一個(gè)是冗鍵；共價(jià)三鍵中有一個(gè)是。

鍵，另外兩個(gè)是冗鍵。

(3)。鍵與n鍵的比較

O鍵兀鍵

?■QE)'■■GZXE3D-■yy

t

s-sO鍵s-pO鍵

示意圖

exZEXQ

p-pb鍵p-p宣鍵

特征軸對(duì)稱鏡面對(duì)稱

原子軌道重疊方式"頭碰頭’'重疊“肩并肩”重疊

原子軌道重疊程度大小

鍵的強(qiáng)度較大較小

活潑性不活潑活潑

二、鍵參數(shù)

1.鍵能、鍵長(zhǎng)、鍵角等是表征共價(jià)鍵性質(zhì)的物理量，稱為鍵參數(shù)。

2.鍵能

(1)定義：氣態(tài)分子中1mol化學(xué)鍵解離成氣態(tài)原子所吸收的能量叫鍵能。單位為kJ-molT

(2)意義：鍵能是衡量共價(jià)鍵穩(wěn)定性的一個(gè)重要參數(shù)。鍵能越大，即形成化學(xué)鍵時(shí)放出的能量越

多，意味著這個(gè)化學(xué)鍵越穩(wěn)定，越不容易斷裂。

(3)應(yīng)用：①鍵能的大小可以定量地表示化學(xué)鍵的強(qiáng)弱程度。鍵能越大，斷開時(shí)需要的能量就越多，這

個(gè)化學(xué)鍵就越牢固；反之，鍵能越小，這個(gè)化學(xué)鍵就越不牢固。②可以判斷結(jié)構(gòu)相似的分子的相對(duì)穩(wěn)定性。

一般來說，結(jié)構(gòu)相似的分子中，化學(xué)鍵的鍵能越大，分子越穩(wěn)定。③判斷化學(xué)反應(yīng)過程中的能量變化。

3鍵長(zhǎng)

(1)定義：構(gòu)成化學(xué)鍵的兩個(gè)原子的核間距。

(2)意義：一般鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，表明共價(jià)鍵越穩(wěn)定。

(3)應(yīng)用：衡量共價(jià)鍵強(qiáng)弱的另一個(gè)重要參數(shù)，一般鍵長(zhǎng)越長(zhǎng)，鍵能越小，鍵越弱。

(4)定性判斷鍵長(zhǎng)的方法

①根據(jù)原子半徑進(jìn)行判斷。在其他條件相同時(shí)，成鍵原子的半徑越小，鍵長(zhǎng)越短。

②根據(jù)共用電子對(duì)數(shù)判斷。就相同的兩原子形成的共價(jià)鍵而言，單鍵鍵長(zhǎng)〉雙鍵鍵長(zhǎng)〉三鍵鍵長(zhǎng)。

4鍵角

(1)定義：多原子分子中，兩個(gè)相鄰共價(jià)鍵之間的夾角。

(2)意義：鍵角是描述分子空間結(jié)構(gòu)的重要參數(shù)。例如，水分子的H—O—H鍵角是105。，這就決定

了水分子是角形(又稱V形)結(jié)構(gòu)；C()2分子的結(jié)構(gòu)式為0=C=0,它的鍵角為180。，CO2是一種直線形分子。

一些常見分子的鍵角，白磷(正四面體形)：。。

：60°,BF3：120°,NH3：107°,CH4SCC1410928'

(3)應(yīng)用：鍵角常用于描述多原子分子的空間結(jié)構(gòu)。

5.鍵參數(shù)與分子的空間結(jié)構(gòu)和分子性質(zhì)之間的關(guān)系可以表示如下：

分

鍵能

，判斷一分子的穩(wěn)定性決定子

的

鍵長(zhǎng)判斷.分子的空間結(jié)構(gòu)性

質(zhì)

鍵角

第二節(jié)分子的空間結(jié)構(gòu)

一、分子結(jié)構(gòu)的測(cè)定—紅外光譜法

1.紅外光譜

(1)工作原理：分子中的原子不是固定不動(dòng)的，而是不斷地振動(dòng)著的。當(dāng)一束紅外線透過分子時(shí)，分子

會(huì)吸收跟它的某些化學(xué)鍵的振動(dòng)頻率相同的紅外線，再記錄到圖譜上呈現(xiàn)吸收峰。通過和已有譜圖庫(kù)比對(duì)，

或通過量子化學(xué)計(jì)算，可以得知分子中含有何種化學(xué)鍵或官能團(tuán)的信息。

(2)作用：根據(jù)紅外光譜圖可以初步判斷分子中化學(xué)鍵或官能團(tuán)的類型。

現(xiàn)代化學(xué)常利用質(zhì)譜儀測(cè)定分子的相對(duì)分子質(zhì)量。在質(zhì)譜圖中質(zhì)荷比最大的數(shù)據(jù)代表所測(cè)物質(zhì)的相對(duì)分子

質(zhì)量。

二、多樣的分子空間結(jié)構(gòu)

1.三原子分子的空間結(jié)構(gòu)有：直線形和V形(又稱角形)兩種。

化學(xué)式電子式結(jié)構(gòu)式鍵角分子的空間結(jié)構(gòu)模型空間結(jié)構(gòu)名稱

GG直線形

co20::C::()0=c=o180°DD

C)

H0：：/\105°/、唬

2HOHHH

2.四原子分子大多數(shù)采?。浩矫嫒切魏腿清F形兩種空間結(jié)構(gòu)。

化學(xué)式電子式結(jié)構(gòu)式鍵角分子的空間結(jié)構(gòu)模型空間結(jié)構(gòu)名稱

：0：0=(：—H

約120。平面三角形

CH2OI

II:(：:HH

II

NH107°三角錐形

3H：N：HHHH

3.五原子分子的形狀更多，最常見的是四面體形。如：

化學(xué)式電子式結(jié)構(gòu)式鍵角分子的空間結(jié)構(gòu)模型空間結(jié)構(gòu)名稱

IIH

II

ll:c:|1109。28'正四面體形

CH4

II扃寧

H

三、價(jià)層電子對(duì)互斥模型

1.價(jià)層電子對(duì)互斥模型(VSEPRmodel)

對(duì)4B”型的分子或離子，中心原子4的價(jià)層電子對(duì)之間由于存在排斥力，使分子總是采取電子

對(duì)相互排斥最弱的那種空間結(jié)構(gòu)，以使彼此之間斥力最小，分子或離子的體系能量最低，最穩(wěn)定。

2.價(jià)層電子對(duì)數(shù)的計(jì)算：價(jià)層電子對(duì)數(shù)=(7鍵電子對(duì)數(shù)+中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)

(1)(7鍵電子對(duì)數(shù)：根據(jù)與中心原子結(jié)合的原子數(shù)判斷(由化學(xué)式確定)。

(2)中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)

①簡(jiǎn)單的分子或離子可由電子式得出，如：N“3(“：”小勺孤電子對(duì)數(shù)為1。

H

②復(fù)雜的分子或離子可以根據(jù)3尤b)計(jì)算，其中a為中心原子的價(jià)層電子數(shù)，x為與中心原子

結(jié)合的原子數(shù)，b為與中心原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù)，對(duì)于陰(陽(yáng))離子來說，a為中心原

子的價(jià)層電子數(shù)加上(減去)離子所帶電荷數(shù)的絕對(duì)值。例如：SOt中S的孤電子對(duì)數(shù)

=9(6+2-4、2)=0

3.VSEPR模型與分子或離子的空間結(jié)構(gòu)

。鍵電子對(duì)數(shù)+中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)=中心原子上的價(jià)層電子對(duì)數(shù)模型—

分子或離子的空間結(jié)構(gòu)。根據(jù)價(jià)層電子對(duì)互斥模型對(duì)幾種分子或離子的空間結(jié)構(gòu)的推測(cè)如下：

中心原子上的孤中心原子上的價(jià)分子或離子的空

分子或離子USEPR模型名稱

電子對(duì)數(shù)層電子對(duì)數(shù)間結(jié)構(gòu)名稱

直線形直線形

co202

平面三角形

so213V形

c03平面三角形平面三角形

正四面體形正四面體形

CH404

4,確定分子空間結(jié)構(gòu)

(1)若中心原子沒有孤電子對(duì)，則VSEPR模型與分子空間結(jié)構(gòu)一致。

(2)若中心原子有孤電子對(duì)，根據(jù)孤電子對(duì)與成鍵電子對(duì)相互排斥規(guī)律：孤電子對(duì)一孤電子對(duì)＞孤電子對(duì)

一成鍵電子對(duì)〉成鍵電子對(duì)一成鍵電子對(duì)。隨著孤電子對(duì)數(shù)目的增多，成鍵電子對(duì)與成鍵電子對(duì)之間的鍵角減

小。

四、雜化軌道理論簡(jiǎn)介

原子軌道的雜化只有在形成分子的過程中才會(huì)發(fā)生，孤立的原子不可能發(fā)生雜化。

1.雜化軌道的含義：在外界條件影響下，原子內(nèi)部能量相近的原子軌道重新組合形成新的原子軌

道的過程叫做原子軌道的雜化。重新組合后的新的原子軌道，叫做雜化原子軌道，簡(jiǎn)稱雜化軌道。

2.雜化軌道理論要點(diǎn)

(1)原子在成鍵時(shí)，同一原子中能量相近的原子軌道可重新組合成雜化軌道。

(2)雜化前后原子軌道數(shù)目不變(參加雜化的軌道數(shù)目等于形成的雜化軌道數(shù)目)，且雜化軌道的能量相

同

(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強(qiáng)。

3.雜化軌道的類型與分子空間結(jié)構(gòu)的關(guān)系

(1)當(dāng)雜化軌道全部用于形成。鍵時(shí)，分子或離子的空間結(jié)構(gòu)與雜化軌道的空間結(jié)構(gòu)相同，見下表

23

中心原子的雜化軌道類型spSp4sp，

軌道組成一個(gè)ns和一個(gè)zip一^和兩個(gè)zip一個(gè)ns和三個(gè)np

軌道夾角180°120°109°28‘

120°'

180°“109。28

雜化軌道示意圖

120°'/

/，120c

C“4

實(shí)例BeCl?BF3

1H

MW*28,

180°120°

分子結(jié)構(gòu)示意圖?C

BHH

t

1?1.M

分子的空間結(jié)構(gòu)直線形平面三角形正四面體形

(2)當(dāng)雜化軌道中有未參與成鍵的孤電子對(duì)時(shí)，孤電子對(duì)對(duì)成鍵電子對(duì)的排斥作用，會(huì)使分子或離子的空

間結(jié)構(gòu)與雜化軌道的形狀有所不同。

中心原子的雜化軌道類型中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)空間結(jié)構(gòu)實(shí)例

2形

sp1Vso2

三角錐形、、+

1NH3PCL3XNF3H3O

sp3

2V形H2SSN

4.中心原子雜化軌道類型的判斷

(1)根據(jù)雜化軌道的空間結(jié)構(gòu)判斷

(2)根據(jù)雜化軌道之間的夾角判斷

(3)根據(jù)雜化軌道數(shù)判斷

(4)根據(jù)共價(jià)鍵類型判斷

第三節(jié)分子結(jié)構(gòu)與物質(zhì)的性質(zhì)

一、共價(jià)鍵的極性

1.鍵的極性和分子的極性

(1)鍵的極性

極性共價(jià)鍵非極性共價(jià)鍵

成鍵原子不同種元素的原子同種元素的原子

電子對(duì)是否偏移發(fā)生偏移不發(fā)生偏移

若只有兩個(gè)鍵合原子，則一個(gè)呈正電性

成鍵原子的電性電中性

(6+),另一個(gè)呈負(fù)電性(6-)

5+6-

示例H—C1“2、。2、Cl2

(2)分子的極性

①極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合(如“尸、”2。、N“3)。

②非極性分子:正電中心和負(fù)電中心重合(如。。2、B尸3、。2)。

2.鍵的極性對(duì)物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)的影響(可影響有機(jī)酸的酸性)

(1)引入x(鹵素原子)對(duì)峻酸酸性的影響

①在煌基的同一位置引入的X越多，酸性越強(qiáng)；

②引入的X離竣基越近，酸性越強(qiáng)；

③C-X鍵的極性越大，酸性越強(qiáng)，如酸性：三氟乙酸〉三氯乙酸。

(2)煌