2024-2025学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修2 期末知识清单

【选择性必修2】 第一章 原子结构与性质 知识导图 题型突破01 核外电子排布式表示 一、构造原理与电子填充顺序 1．构造原理： 2．电子填充顺序：ns→(n-2)f→(n-1)d→np→(n+1)s→…… 二、核外电子排布规则 内容 泡利原理 在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反，用“↑↓”表示。 洪特规则 （1）基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。 （2）特例（24Cr和29Cu）：简并轨道全充满（如d10）、半充满（如d5）或全空（如d0）的状态是能量较低的稳定状态。 能量最 低原理 在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低。 三、核外电子排布表示 1．电子排布式书写步骤 （1）排能级顺序（依据构造原理），即1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p……。 （2）填充电子（依据各能级容纳的最多电子数目为轨道数的2倍），并去掉空能级。 （3）排序调整（按照能层顺序），即可得到电子排布式。 （4）注意特殊情况（Cr和Cu），调整电子填充的个数（当p、d、f处于半满、全满状态时，比较稳定）。 2．轨道表示式的书写步骤 （1）写核外电子排布式（依据构造原理） （2）画原子轨道：每一个原子轨道用一个□或○表示，并在□或○上方或下方写出原子轨道名称。 （3）标电子运动状态：在□或○内用上下箭头（↑和↓）表示自旋状态相反的电子。 如铝原子的电子排布图： | 基态原子核外电子排布的表示方法（以26Fe为例） 归纳总结 （1）各类要求的电子排布式 ①电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2 ②简化电子排布式：[Ar]3d64s2 ③价层电子（外围电子）排布式：3d64s2 ④最外层电子排布式：4s2 ⑤M层电子排布式：3s23p63d6 ⑥最高能级电子排布式：3d6 （2）各类要求的电子排布图 ①电子排布图（轨道表示式）： ②价电子排布图： ③原子结构示意图： 题型突破02 原子结构相关问题 一、能层序数、能级个数、轨道数、最多容纳电子数的关系 能层序数 1 2 …… n 能级个数 1 2 …… n 轨道个数 1 4 …… n2 最多容纳电子数 2 8 …… 2n2 二、s与p电子云的比较 s 电子云 p 电子云 形状 球形 纺锤形或哑铃形 伸展方向 无 3种相互垂直的方向 变化规律 电子云半径随着能层序数的增大而增大 | 原子核外电子运动状态和空间运动状态的判断 归纳总结 （1）核外电子运动状态数 = 核外电子数； （2）空间运动状态数 = 原子的轨道数。 三、原子轨道的能量关系 题型突破03 元素周期律 一、微粒半径的比较 二、第一电离能（非副族元素） 1．同一原子各级电离能：I1 ＜ I2 ＜ I3 ＜… 2．I1的递变规律 （1）同周期：左到右，增大趋势（第ⅢA、ⅥA族例外）； （2）同主族：上到下，减小趋势。 3．应用 （1）判断金属元素化合价：第 n+1 电离能突跃，化合价为 +n 价； （2）判断元素的金属性：同主族的元素，第一电离能越小，元素的金属性越强。 三、电负性 1．递变规律 （1）同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大。 （2）同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。 2．应用 （1）判断元素种类 ①金属元素的电负性一般＜1.8； ②非金属元素的电负性一般＞1.8。 （2）判断化学键类型 ①差值的绝对值：|△X|＞1.7，一般为离子键； ②差值的绝对值：|△X|＜1.7，一般为共价键。 （3）判断化合物中元素化合价的正负 电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价。 第二章 分子结构与性质 题型突破01 共价键 一、σ键与π键的比较 共价键类型 σ键 π键 示意图 s—s σ键 s—p σ键 p—p σ键 p—p π键 原子轨道 重叠程度 大 小 键的强度 一般较大 一般较小 化学活泼性 一般不活泼 一般活泼 成键的 判断 ①两个原子形成共价键时，应先形成 σ 键，然后才能形成 π 键； ②共价单键都是 σ 键；共价双键中有一个是 σ 键，另一个是 π 键；共价三键由一个 σ 键和两个 π 键组成。 存在情况 可单独存在，存在于任何含共价键的分子中 不能单独存在，必须与σ键共存，存在于双键和三键中 实例 CH4只有σ键 CH2 == CH2中既σ键，又有π键 二、键参数 概念 对分子性质的影响 ①键能越大，键长越短，分子越稳定； ② | 影响键长的三种因素 归纳总结 （1）原子半径： 成键原子半径越大，键长越长。 （2）能否形成π键： 形成π键（双键或叁键）可以使键长变短，如键长：C－C＞C＝C＞C≡C。 （3）孤对电子： 成键原子上有孤对电子，孤对电子间的斥力，使键长变长。 题型突破02 空间结构的判断 一、价层电子对数的计算 二、VSEPR模型、杂化轨道理论与空间结构的关系 价层电子对数 中心原子的杂化轨道类型 VSEPR模型 孤电子对数 空间结构 2 sp 直线形 0 直线形 3 sp2 平面三角形 1 V形 0 平面三角形 4 sp3 四面体形 2 V形 1 三角锥形 0 正四面体形 三、共价键键角大小的比较 1. VSEPR模型不同时：直线形分子＞平面三角形分子＞四面体形分子； 2. VSEPR模型相同时：四面体形分子＞三角锥形分子＞V形分子。 题型突破03 分子的极性 一、分子极性的判断方法 二、分子极性对物质性质的影响 1．对有机酸酸性的影响 （1）与羧基（－COOH）相连的C－X（X为卤素原子）的极性越大，C－X的数量越多，羧酸的酸性越大； （2）与羧基（－COOH）相连的烃基越长，羧酸的酸性越小。 2．对物质溶解性的影响——“相似相溶”规律 极性溶质一般能溶于极性溶剂，非极性溶质一般能溶于非极性溶剂。 第三章 晶体结构与性质 题型突破01 晶体类型的判断 一、四种晶体类型的比较 类型 比较 分子晶体 共价晶体 金属晶体 离子晶体 构成粒子 分子 原子 金属阳离子和自由电子 阴、阳离子 粒子间的相互作用力 分子间作用力 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 常见溶剂难溶 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 题型突破02 晶胞的计算 一、均摊法 1．计算晶胞组成 （1）不同位置的粒子数的计算 正或长方体 正六棱柱 正三棱柱 示意图 顶点上微粒 侧棱上微粒 上下棱微粒 面点上微粒 内部的微粒 1 1 1 （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，1个碳原子被三个六边形共有，每个六边形占 。 二、常见晶体的结构模型 1．常见分子晶体和混合晶体结构模型 结构模型 结构特点 干冰 晶体 （1）每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有12个。 （2）晶胞中微粒个数：4个CO2。 冰晶体 （1）每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连接。 （2）含1 mol H2O的冰中，最多可形成2 mol “氢键”。 2．常见共价晶体结构模型 结构模型 结构特点 金刚石 晶体 （1）每个C与另外4个C形成共价键，C原子采取sp3杂化。 （2）最小的环是6元环。 （3）含有1 mol C的金刚石中，形成的共价键有 2 mol。 二氧化硅晶体 （1）每个Si原子与 4 个O原子成键，每个O原子与 2 个硅原子成键，Si原子采取 sp3 杂化。 （2）在“硅氧”四面体中，处于中心的是Si原子，1 mol SiO2中含有 4 mol Si－O键。 3．常见离子晶体结构模型 结构模型 结构特点 NaCl 晶体 （1）每个Na+同时吸引 12 个Cl-，每个Cl-同时吸引 12 个Na+，配位数为12。 （2）每个晶胞含 4 个Na+和 4 个Cl- CsCl 晶体 （1）每个Cl-吸引 8 个Cs+，每个Cs+吸引 8 个Cl-，配位数为 8 。 （2）每个晶胞含 1 个Cs+和 1 个Cl-。 4．常见混合晶体结构模型 结构模型 结构特点 石墨 晶体 （1）层内结构：平面形结构，键角为120°。 （2）最小碳环：由 6 个碳原子形成，实际含 3 个碳原子。 （3）石墨层状晶体中，层与层之间的作用是范德华力。 （4）C原子采取的杂化方式是 sp2。 （5）1 mol 石墨中含有 1.5 mol C－C键。 | 配位数法判断微粒的化学式 解题锦囊 晶体中微粒的配位数之比等于化学式中微粒个数的反比。 如：A的配位数为n，B的配位数为m，则化学式为AmBn。 三、晶胞密度的计算 晶胞密度的计算公式：ρ＝＝ 专题02 配位键与配合物的形成与应用 一、配位键与配合物 1．配位键的表示 A（配位体）→B（中心体） （1）由孤对电子→空轨道； （2）由非金属元素→金属元素。 2．配合物的组成 （1）内界和外界通过离子键结合，一般较易电离 （2）中心体和配位体通过共价键（配位键）结合，一般很难电离 3．配合物和配位键的关系 （1）配合物中一定含配位键； （2）含配位键的化合物不一定是配合物，如NH4Cl、CO。 | 配位数和配合物的结构 解题锦囊 二配位 一般是直线形，如[Ag(NH3)2]+ 四配位 （AB2C2型） （1）只有一种结构：四面体形 （2）有两种结构：平面形 六配位 一般是正八面体形 1 第 2 页 共 39 页 第 1 页 共 39 页 学科网（北京）股份有限公司 $$