高中化学知识点总结第十二章 物质结构与性质选择性必修二.docx
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高中化学知识点总结第十二章物质结构与性质选择性必修二
第十二章物质结构与性质
第1课时 原子结构与性质
知识点一 原子核外电子排布原理
1．能层和能级
（1）能层：
原子核外电子是分层排布的，根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层。
（2）能级：
在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级。
（3）能层与能级的关系
能层
一
二
三
四
五……
符号
K
L
M
N
O……
能级
1s
2s2p
3s3p3d
4s4p4d4f
5s5p……
最多电子数
2
26
2610
261014
26……
电子离核远近
近→远
电子能量高低
低→高
2．电子云与原子轨道
（1）电子云
①由于核外电子的概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。
②电子云轮廓图称为原子轨道。
（2）原子轨道
原子轨道
3．基态原子核外电子排布
（1）排布原则
[提醒] 当能量相同的原子轨道在全满（p6、d10、f14）、半满（p3、d5、f7）、全空（p0、d0、f0）时原子的能量最低，如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。
（2）填充顺序——构造原理
（3）基态原子核外电子排布的表示方法
表示方法
以硫原子为例
电子排布式
1s22s22p63s23p4
简化电子排布式
[Ne]3s23p4
电子排布图
（或轨道表示式）
价电子排布式
3s23p4
4．电子的跃迁与原子光谱
（1）电子的跃迁
（2）不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
知识点二 原子结构与元素的性质
1．原子结构与元素周期表的关系
周
期
电子层数
每周期第一种元素
每周期最后一种元素
原子
序数
基态原子的
电子排布式
原子
序数
基态原子的电子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11
[Ne]3s1
18
1s22s22p63s23p6
四
4
19
[Ar]4s1
36
1s22s22p63s23p63d104s24p6
五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d104s24p6
4d105s25p6
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s24p6
4d104f145s25p65d106s26p6
2．每族元素的价电子排布特点
（1）主族
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
排布
特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
（2）0族：
ns2np6（其中He为1s2）。
（3）过渡元素（副族和第Ⅷ族）：
（n－1）d1～10ns1～2（Pd、镧系和锕系元素除外）。
3．元素周期表的分区与价电子排布的关系
（1）周期表的分区
（2）各区价电子排布特点
分区
价电子排布
s区
ns1～2
p区
ns2np1～6（除He外）
d区
（n－1）d1～9ns1～2（除Pd外）
ds区
（n－1）d10ns1～2
f区
（n－2）f0～14（n－1）d0～2ns2
4．电离能
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，符号：
I1，单位：
kJ·mol－1
规律
同周期：
第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势
同族元素：
从上至下第一电离能逐渐减小
同种原子：
逐级电离能越来越
（即I1
I2
I3…）
注意事项
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大
5．电负性
含义
元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。
元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越
标准
以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性（稀有气体未计）
变化
规律
金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于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
在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小
6.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2课时 分子的结构
知识点一 共价键
1．本质和特征
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．分类
分类依据
类型
形成共价键的原子轨道重叠方式
键
电子云“头碰头”重叠
键
电子云“肩并肩”重叠
形成共价键的电子对是否偏移
极性键
共用电子对发生偏移
非极性键
共用电子对不发生偏移
原子间共用电子对的数目
键
原子间有一对共用电子对
键
原子间有两对共用电子对
键
原子间有三对共用电子对
3．σ键和π键判断的一般规律
共价单键是σ键，共价双键中含有
个σ键，
个π键；共价三键中含有
个σ键，
个π键。
4．键参数
（1）键参数对分子性质的影响
（2）键参数与分子稳定性的关系
键能越
，键长越
，分子越稳定。
5．等电子原理
（1）含义：
原子总数相同、价电子总数相同的分子（即等电子体）具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近，如CO和N2。
（2）常见的等电子体归纳
微粒
通式
价电子总数
立体构型
CO2、SCN－、NO
、N
AX2
16e－
直线形
CO
、NO
、SO3
AX3
24e－
平面三角形
SO2、O3、NO
AX2
18e－
V形
SO
、PO
AX4
32e－
正四面体形
PO
、SO
、ClO
AX3
26e－
三角锥形
CO、N2
AX
10e－
直线形
CH4、NH
AX4
8e－
正四面体形
知识点二 分子的立体构型
1．用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型
（1）用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型的关键是判断分子中的中心原子上的价层电子对数。
其中：
a是中心原子的价电子数（阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数），b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x是与中心原子结合的原子数。
（2）价层电子对互斥理论与分子构型
价层电
子对数
σ键电
子对数
孤电子
对数
价层电子对
立体构型
分子立
体构型
实例
2
2
0
直线形
直线形
CO2
3
3
0
平面三角形
平面三角形
BF3
2
1
V形
SO2
4
4
0
四面体形
正四面体形
CH4
3
1
三角锥形
NH3
2
2
V形
H2O
2．杂化轨道理论
（1）杂化轨道理论概述
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，形成分子的空间结构不同。
（2）杂化轨道三种类型
（3）“五方法”判断分子中心原子的杂化类型
①根据杂化轨道的空间分布构型判断
空间构型
杂化类型
若杂化轨道在空间的分布为正四面体形
分子的中心原子发生sp3杂化
若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形
分子的中心原子发生sp2杂化
若杂化轨道在空间的分布呈直线形
分子的中心原子发生sp杂化
②根据杂化轨道之间的夹角判断
若杂化轨道之间的夹角为109.5°，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子发生sp杂化。
③根据等电子原理进行判断
如CO2是直线形分子，CNS－、N
与CO2是等电子体，所以分子构型均为直线形，中心原子均采用sp杂化。
④根据中心原子的电子对数判断
如中心原子的电子对数为4，是sp3杂化，为3是sp2杂化，为2是sp杂化。
⑤根据分子或离子中有无π键及π键数目判断
如没有π键为sp3杂化，含一个π键为sp2杂化，含二个π键为sp杂化。
3．配位键和配合物
（1）孤电子对：
分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对。
（2）配位键
①配位键的形成：
成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成共价键。
②配位键的表示：
常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子。
（3）配位化合物：
金属离子（或原子）与某些分子或离子（称为配体）以配位键结合形成的化合物，如[Cu（NH3）4]SO4。
配体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。
中心原子（或离子）有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。
第3课时 分子间作用力与分子的性质
知识点一 分子间作用力
1．概念
物质分子之间普遍存在的一种相互作用力，称之为分子间作用力。
分为范德华力和氢键。
2．强弱
范德华力
氢键
化学键。
3．范德华力与物质性质
实质
范德华力的实质是电性作用，无饱和性和方向性
影响因素
①一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增大，范德华力逐渐增强；
②相对分子质量相近的分子，分子的极性越大，范德华力越强
范德华力与
物质性质
范德华力主要影响物质的熔沸点、硬度等物理性质。
范德华力越强，物质的熔沸点越高，硬度越大
4．氢键与物质性质
形成
由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很强的原子之间形成的作用力
表示
方法
A—H…B
①A、B为电负性很强的原子，一般为N、O、F三种元素的原子。
②A、B可以相同，也可以不同
特征
具有方向性和饱和性
分类
分子内氢键和分子间氢键
物质
性质
分子间氢键使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响
知识点二 分子的性质
1．分子的极性
（1）键的极性、分子空间构型与分子极性的关系
类型
实例
键的极性
空间构型
分子极性
X2
H2、N2
非极性键
直线形
非极性分子
XY
HCl、NO
极性键
直线形
极性分子
XY2
（X2Y）
CO2、CS2
极性键
直线形
非极性分子
SO2
极性键
形
极性分子
H2O、H2S
极性键
形
极性分子
XY3
BF3
极性键
平面正三角形
非极性分子
NH3
极性键
三角锥形
极性分子
XY4
CH4、CCl4
极性键
正四面体形
非极性分子
（2）非极性分子与极性分子的判断
2．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。
若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。
（2）随着溶质分子中憎水基个数的增大，溶质在水中的溶解度减小。
如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。
3．无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸的通式可写成（HO）mROn，若成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，酸性越强。
如H2SO3可写成（HO）2SO，n＝1；H2SO4可写成（HO）2SO2，n＝2。
所以H2SO4的酸性强于H2SO3。
同理，酸性：
HNO3＞HNO2，HClO4＞HClO3＞HClO2＞HClO。
第4课时 晶体结构与性质
知识点一 晶体和晶胞
1．晶体与非晶体
（1）晶体与非晶体的区别
比较
晶体
非晶体
结构特征
结构粒子周期性有序排列
结构粒子无序排列
性质特征
自范性
有
无
熔点
固定
不固定
异同表现
各向异性
各向同性
二者区别方法
间接方法
测定其是否有固定的熔点
科学方法
对固体进行X射线衍射实验
（2）获得晶体的三条途径
①熔融态物质凝固。
②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。
③溶质从溶液中析出。
2．晶胞
（1）概念：
晶胞是描述晶体结构的基本单元。
（2）晶体中晶胞的排列——无隙并置
①无隙：
相邻晶胞之间没有任何间隙。
②并置：
所有晶胞平行排列、取向相同。
知识点二 晶体类型、结构和性质
1．四种晶体类型的比较
分子晶体
原子晶体
金属晶体
离子晶体
构成微粒
分子
原子
金属阳离子、
自由电子
阴、阳离子
粒子间的相互作用力
范德华力
（某些含氢键）
共价键
金属键
离子键
硬度
较小
很大
有的很大，
有的很小
较大
熔、沸点
较低
很高
有的很高，
有的很低
较高
溶解性
相似相溶
难溶于任何溶剂
难溶于常见溶剂
大多易溶于水等极性溶剂
导电、导热性
一般不导电，溶于水后有的导电
一般不具有导电性
电和热的良导体
晶体不导电，水溶液或熔融态导电
物质类别及举例
大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物（SiO2除外）、绝大多数有机物（有机盐除外）
部分非金属单质（如金刚石、硅、晶体硼）、部分非金属化合物（如SiC、SiO2）
金属单质与合金（如Na、Al、Fe、青铜）
金属氧化物（如K2O、Na2O）、强碱（如KOH、NaOH）、绝大部分盐（如NaCl）
2．晶格能
（1）概念：
气态离子形成1mol离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：
kJ·mol－1。
（2）影响因素
①离子所带电荷数：
离子所带电荷数越多，晶格能越
。
②离子的半径：
离子的半径越
，晶格能越大。
（3）与离子晶体性质的关系
晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越
。
3．典型晶体模型
晶体
晶体结构
晶体详解
原子晶体
金刚石
①每个碳与相邻
个碳以共价键结合，形成正四面体结构
②键角均为109°28′
③最小碳环由
个C组成且六原子不在同一平面内
④每个C参与4条C—C键的形成，C原子数与C—C键数之比为1∶2
SiO2
①每个Si与
个O以共价键结合，形成正四面体结构
②每个正四面体占有1个Si,4个“
O”，
n（Si）∶n（O）＝1∶2
③最小环上有
个原子，即6个O,6个Si
分子晶体
干冰
①8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子
②每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有
个
离子晶体
NaCl型
①每个Na＋（Cl－）周围等距且紧邻的Cl－（Na＋）有6个，每个Na＋周围等距且紧邻的Na＋有
个
②每个晶胞中含
个Na＋和
个Cl－
CsCl型
①每个Cs＋周围等距且紧邻的Cl－有
个，每个Cs＋（Cl－）周围等距且紧邻的Cs＋（Cl－）有6个
②如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs＋、1个Cl－
金属晶体
简单立方堆积
典型代表Po，配位数为
，空间利用率52%
面心立方最密堆积
典型代表Cu、Ag、Au，配位数为
，空间利用率74%
体心立方堆积
典型代表Na、K、Fe，配位数为8，空间利用率68%
六方最密堆积
典型代表Mg、Zn、Ti，配位数为12，空间利用率74%
4．晶体熔、沸点的高低的比较
（1）不同类型晶体熔、沸点的比较
①不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：
原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
②金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
（2）同种类型晶体熔、沸点的比较
①原子晶体
→
→
→
如熔点：
金刚石＞碳化硅＞硅。
②离子晶体
一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则晶格能越大，晶体的熔、沸点越高，如熔点：
MgO＞MgCl2，NaCl＞CsCl。
③分子晶体
a．分子间范德华力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常高。
如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。
b．组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。
c．组成和结构不相似的分子晶体（相对分子质量接近），其分子的极性越大，熔、沸点越高，如CH3Cl＞CH3CH3。
d．同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
如CH3CH2CH2CH2CH3＞
④金属晶体
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属晶体的熔、沸点越高，如熔、沸点：
Na＜Mg＜Al。
第5课时 晶体结构的分析与计算
[重难点拨]
1．“均摊法”突破晶胞组成的计算
（1）原则：
晶胞任意位置上的一个粒子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个粒子分得的份额就是
。
（2）方法
①长方体（包括立方体）晶胞中不同位置的粒子数的计算
②非长方体晶胞中粒子视具体情况而定，如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点（1个碳原子）被三个六边形共有，每个六边形占有
个碳原子，一个六边形实际占有6×
＝2个碳原子。
又如，在六棱柱晶胞（如图中所示的MgB2晶胞）中，顶点上的原子为6个晶胞（同层3个，上层或下层3个）共有，面上的原子为2个晶胞共有，因此镁原子个数为12×
＋2×
＝3，硼原子个数为6。
2．晶胞中粒子数与M、ρ（晶体密度，g·cm－3）之间的关系
若1个晶胞中含有x个粒子，则1mol该晶胞中含有xmol粒子，其质量为xMg；又1个晶胞的质量为ρa3g（a3为晶胞的体积，单位为cm3），则1mol晶胞的质量为ρa3NAg，因此有xM＝ρa3NA。
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