期末必备速记清单01 物质结构与性质-2024-2025学年高二化学下学期期末考点大串讲（人教版2019）

期末必备速记清单01 物质结构与性质 第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构 一、能层与能级 1.能层：根据核外电子的能量不同，将核外电子分为不同的能层(电子层)。 2.能级：根据多电子原子的同一能层的电子的能量也可能不同，将它们分为不同能级。 3.能层、能级与最多容纳的电子数 能层(n) 一 二 三 四 五 六 七 …… 符号 K L M N O P Q …… 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s …… …… …… …… 最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 …… …… …… …… 2 8 18 32 …… …… …… 2n2 二、基态与激发态　原子光谱 1.基态原子与激发态原子 (1)基态原子：处于最低能量状态的原子。 (2)激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。 2.光谱 (1)吸收光谱：电子从较低能量的基态吸收能量，跃迁到较高能量的激发态时，将吸收不同的光，用光谱仪摄取的光谱。 (2)发射光谱：电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放的不同的光，用光谱仪摄取的光谱。 三、原子核外电子的排布规则 1.泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反，常用上下箭头(↑和↓)表示自旋相反的电子。 2.洪特规则：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。 6.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。 四、核外电子的表示方法 1.电子排布式与轨道表示式的比较 电子排布式 含义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 意义 能直观反映出核外的电子层、能级及各能级上的电子数 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子排布式 含义 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示 意义 避免书写电子排布式过于繁琐 实例 K：[Ar]4s1 轨道表示式 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 意义 能直观反映出电子的排布情况及电子的自旋状态 实例 Al： 2.第四周期未成对电子数规律 未成对电子数 占据的原子轨道 元素符号及价电子排布 1 4s K：4s1 Cu：3d104s1 3d Sc：3d14s2 4p Ga：4s24p1 Br：4s24p5 2 3d Ti：3d24s2 Ni：3d84s2 4p Ge：4s24p2 Se：4s24p4 3 3d V：3d34s2 Co：3d74s2 4p As：4s24p3 4 3d Fe：3d64s2 5 3d Mn：3d54s2 6 3d和4s Cr：3d54s1 第二节 原子结构与元素的性质 一、元素周期律、周期系和周期表 1.元素周期律：元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。 2.元素周期系：元素按其原子核电荷数递增排列的序列。 3.元素周期表：呈现周期系的表格，元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。 二、构造原理与元素周期表 1.元素周期表的基本结构 周期 ns～np 电子数 元素数目 一 1s1～2 2 2 二 2s1～22p1～6 8 8 三 3s1～23p1～6 8 8 四 4s1～23d1～104p1～6 18 18 五 5s1～24d1～105p1～6 18 18 六 6s1～24f1～145d1～106p1～6 32 32 七 7s1～25f1～146d1～107p1～6 32 32 2.元素周期表的结构 元素周期表 三、原子半径的递变规律 1.同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小。 2.同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大。 四、元素的电离能 1.元素第一电离能：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叫做第一电离能，符号：I1。 2.元素第一电离能变化规律 (1)每个周期的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，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。 (2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。 3.电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。 (2)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 五、电负性 1.电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 2.电负性递变规律 (1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。 (2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。 3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性强弱 ①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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，它们既有金属性，又有非金属性。 ②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 (2)判断元素的化合价 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。 (3)判断化合物的类型 六、元素周期律的综合应用 1.同周期、同主族元素性质的递变规律 性质 同一周期(从左到右) 同一主族(从上到下) 核外电子的排布 能层数 相同 增加 最外层电子数 1→2或8 相同 金属性 减弱 增强 非金属性 增强 减弱 单质的氧化性、还原性 氧化性 增强 减弱 还原性 减弱 增强 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性 增强 减弱 碱性 减弱 增强 气态氢化物的稳定性 增强 减弱 第一电离能 增大(但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA) 减小 电负性 变大 变小 第二章 分子结构与性质 第一节 共价键 一、共价键的形成与特征 1.共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。 2.共价键的特征 (1)饱和性：一个原子有几个未成对电子，便可和几个自旋状态相反的电子配对成键。 (2)方向性：在形成共价键时，原子轨道重叠的越多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固，因此共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，所以共价键具有方向性。 二、共价键类型 1.共价键分为σ键、π键。 2.判断σ键、π键的一般规律：共价单键为σ键；共价双键中有一个σ键、一个π键；共价三键由一个σ键和两个π键组成。 3.共价键的分类 三、键参数 1.键能：气态分子中1mol化学键解离成气态原子所吸收的能量。它通常是298.15K、100kPa条件下的标准值，单位是kJ·mol－1。 2.键能的应用 (1)判断共价键的稳定性 原子间形成共价键时，原子轨道重叠程度越大，释放能量越多，所形成的共价键键能越大，共价键越稳定。 (2)判断分子的稳定性：一般来说，结构相似的分子，共价键的键能越大，分子越稳定。 (3)利用键能计算反应热：ΔH＝反应物总键能－生成物总键能 3.键长：构成化学键的两个原子的核间距，因此原子半径决定共价键的键长，原子半径越小，共价键的键长越短。 4.键长的应用：共价键的键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定，反之亦然。 5.键角：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。 6.键角的应用：在多原子分子中键角是一定的，这表明共价键具有方向性，因此键角影响着共价分子的空间结构。 7.常见分子的键角 分子的空间结构 键角 实例 正四面体形 109°28′ CH4、CCl4 平面形 120° 苯、乙烯、BF3等 三角锥形 107° NH3 V形(角形) 105° H2O 直线形 180° CO2、CS2、CH≡CH 第二节 分子的空间结构 一、分子结构的测定 1.红外光谱：利用红外光谱可分析分子中含有何种化学键或官能团的信息。 2.质谱法：现代化学常利用质谱仪测定分子的相对分子质量。 二、多样的分子空间结构 1.三原子分子 化学式 电子式 结构式 键角 空间结构 空间结构名称 CO2 O==C==O 180° 直线形 H2O 105° V形 2.四原子分子 化学式 电子式 结构式 键角 空间结构 空间结构名称 CH2O 约120° 平面三角形 NH3 107° 三角锥形 3.五原子分子 化学式 电子式 结构式 键角 空间结构 空间结构名称 CH4 109°28′ 正四面体形 CCl4 109°28′ 正四面体形 三、价层电子对互斥模型 1.价层电子对互斥模型：对ABn型的分子或离子，中心原子A的价层电子对之间由于存在排斥力，将使分子的空间结构总是采取电子对相互排斥最弱的那种结构，以使彼此之间斥力最小，分子或离子的体系能量最低，最稳定。 2.价层电子对的计算 (1)中心原子价层电子对数＝σ键电子对数＋孤电子对数。 (2)σ键电子对数的计算 由化学式确定，即中心原子形成几个σ键，就有几对σ键电子对。 (3)中心原子上的孤电子对数的计算 中心原子上的孤电子对数＝(a－xb) 3.VSEPR模型的应用 (1)中心原子不含孤电子对 分子或离子 σ键电子对数 孤电子对数 VSEPR模型及名称 分子(或离子)的空间结构及名称 CO2 2 0 、直线形 、直线形 CO 3 0 、平面三角形 、平面三角形 CH4 4 0 、正四面体形 、正四面体形 (2)中心原子含孤电子对 分子或离子 价层电子对数 孤电子对数 VSEPR模型及名称 分子的空间结构及名称 NH3 4 1 、四面体形 、三角锥形 H2O 4 2 、四面体形 、V形 SO2 3 1 、平面三角形 、V形 四、杂化轨道类型与分子空间结构的关系 1.当杂化轨道全部用于形成σ键时，分子或离子的空间结构与杂化轨道的空间结构相同。 杂化类型 sp sp2 sp3 轨道夹角 180° 120° 109°28′ 杂化轨道示意图 实例 BeCl2 BF3 CH4 分子结构示意图 分子空间结构 直线形 平面三角形 正四面体形 2.当杂化轨道中有未参与成键的孤电子对时，孤电子对对成键电子对的排斥作用，会使分子或离子的空间结构与杂化轨道的形状有所不同。 ABn型分子 中心原子杂化类型 中心原子孤电子对数 空间结构 实例 AB2 sp2 1 V形 SO2 AB3 sp3 1 三角锥形 NH3、PCl3、NF3、H3O＋ AB2或(B2A) 2 V形 H2S、NH 第三节 分子结构与物质的性质 一、共价键的极性和分子的极性 1.共价键的极性 极性键 非极性键 定义 由不同原子形成的共价键，电子对发生偏移 电子对不发生偏移的共价键 原子吸引电子能力 不同 相同 共用电子对 共用电子对偏向吸引电子能力强的原子 共用电子对不发生偏移 成键原子电性 显电性 电中性 成键元素 一般是不同种非金属元素 同种非金属元素 2.分子的极性 （1）极性分子：正电中心和负电中心不重合，化学键的极性的向量和不为零。 （2）非极性分子：正电中心和负电中心重合，化学键的极性的向量和为零。 二、分子间作用力 1.范德华力：是分子间普遍存在的相互作用力，它使得许多物质能以一定的凝聚态(固态和液态)存在。 2.氢键概念：由已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子之间的作用力。 3.“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，如蔗糖和氨易溶于水，难溶于四氯化碳；萘和碘易溶于四氯化碳，难溶于水。 三、分子的手性 (1)手性异构体：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能叠合，互称手性异构体(或对映异构体)。 (2)手性分子：具有手性异构体的分子。 (3)手性碳原子：有机物分子中连有四个各不相同的原子或基团的碳原子。 第三章 晶体结构与性质 第一节 物质的聚集状态与晶体的常识 一、晶体与非晶体 1.晶体与非晶体的本质差异 固体 自范性 微观结构 晶体 有 原子在三维空间里呈周期性有序排列 非晶体 无 原子排列相对无序 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。 3.晶体的特性 (1)自范性：晶体能自发地呈现多面体外形的性质。 (2)各向异性：晶体在不同方向上表现出不同的物理性质。 (3)固定的熔点。 4.晶体与非晶体的测定方法 测定方法 测熔点 晶体有固定的熔点，非晶体没有固定的熔点 可靠方法 对固体进行X射线衍射实验 二、晶胞 1.概念：描述晶体结构的基本单元。 2.晶胞与晶体的关系 (1)“无隙”是指相邻晶胞之间无任何间隙。 (2)“并置”是指所有晶胞都是平行排列的，取向相同。 (3)所有晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的。 三、晶体结构的测定 1.常用仪器：X射线衍射仪。 2.测定过程：当单一波长的X射线通过晶体时，X射线和晶体中的电子相互作用，会在记录仪上产生分立的斑点或者明锐的衍射峰。 3.作用：根据衍射图，经过计算可以获得晶体结构的有关信息。 第二节 分子晶体与共价晶体 一、分子晶体的概念与性质 1.概念：只含分子的晶体，或者分子间以分子间作用力结合形成的晶体叫分子晶体。 2.分子晶体中的粒子及粒子间的相互作用 （1）构成微粒：分子 （2）微粒间的作用力：分子间作用力 （3）分子内各原子间：共价键 3.常见的典型分子晶体 (1)所有非金属氢化物：如H2O、H2S、NH3、CH4、HX(卤化氢)等。 (2)部分非金属单质：如X2(卤素单质)、O2、H2、S8、P4、C60、稀有气体等。 (3)部分非金属氧化物：如CO2、SO2、NO2等。 (4)几乎所有的酸：如H2SO4、HNO3、H3PO4、H2SiO3等。 (5)绝大多数有机物：如苯、四氯化碳、乙醇、冰醋酸、蔗糖等。 4.分子晶体的物理性质 (1)分子晶体熔、沸点较低，硬度很小。 (2)分子晶体不导电。 (3)分子晶体的溶解性一般符合“相似相溶”规律。 5.分子晶体的判断方法 (1)依据物质的类别判断 部分非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物、几乎所有的酸、绝大多数有机物都是分子晶体。 (2)依据组成晶体的粒子及粒子间作用判断 组成分子晶体的微粒是分子，粒子间的作用力是分子间作用力。 (3)依据物质的性质判断 分子晶体的硬度小，熔、沸点低，在熔融状态或固体时均不导电。 6.分子晶体熔、沸点高低的判断 (1)组成和结构相似，不含氢键的分子晶体，相对分子质量越大，范德华力越强，熔、沸点越高，如I2＞Br2＞Cl2＞F2，HI＞HBr＞HCl。 (2)组成和结构不相似的分子晶体(相对分子质量接近)，分子的极性越大，熔、沸点越高，如CH3OH＞CH3CH3。 (3)含有分子间氢键的分子晶体的熔、沸点反常升高，如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。 (4)对于有机物中的同分异构体，支链越多，熔、沸点越低，如CH3-CH2-CH2-CH2-CH3＞＞。 (5)烃、卤代烃、醇、醛、羧酸等有机物一般随分子中碳原子数的增加，熔、沸点升高， 如C2H6＞CH4，C2H5Cl＞CH3Cl，CH3COOH＞HCOOH。 二、共价晶体概念及性质 1.共价晶体的结构特点及物理性质 (1)概念：相邻原子间以共价键相结合形成共价键三维骨架结构的晶体。 (2)构成微粒及微粒间作用 ①构成微粒：原子 ②微粒间的作用力：共价键 (3)物理性质 ①共价晶体中，由于各原子均以强的共价键相结合，因此一般熔点很高，硬度很大，难溶于常见溶剂，一般不导电。 ②结构相似的共价晶体，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点越高。 2.常见共价晶体及物质类别 (1)某些单质：如硼(B)、硅(Si)、锗(Ge)、金刚石等。 (2)某些非金属化合物：如碳化硅(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)、氮化硅(Si3N4)等。 (3)极少数金属氧化物，如刚玉(α-Al2O3)等。 第三节 金属晶体与离子晶体 一、金属键与金属晶体 1.金属键 (1)概念：“电子气理论”把金属键描述为金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。 (2)成键粒子是金属阳离子和自由电子。 (3)金属键的强弱和对金属性质的影响 ①金属键的强弱主要决定于金属元素的原子半径和价电子数。原子半径越大、价电子数越少，金属键越弱；反之，金属键越强。 ②金属键越强，金属的熔、沸点越高，硬度越大。如：熔点最高的金属是钨，硬度最大的金属是铬。 ③金属键没有方向性和饱和性。 2.金属晶体 (1)在金属晶体中，原子间以金属键相结合。 (2)金属晶体的性质：优良的导电性、导热性和延展性。 二、离子晶体 1.离子键及其影响因素 (1)概念：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键。 (2)影响因素：离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强。 (3)离子键没有方向性和饱和性。 2.离子晶体及其物理性质 (1)概念：由阳离子和阴离子相互作用而形成的晶体。 (2)离子晶体的性质 ①熔、沸点较高，硬度较大。 ②离子晶体不导电，但熔化或溶于水后能导电。 ③大多数离子晶体能溶于水，难溶于有机溶剂。 三、过渡晶体与混合型晶体 1.过渡晶体 (1)离子晶体和共价晶体的过渡标准是化学键中离子键成分的百分数。离子键成分的百分数大，作为离子晶体处理，离子键成分的百分数小，作为共价晶体处理。 (2)Na2O、MgO、Al2O3、SiO2、P2O5、SO3、Cl2O7七种氧化物中从左到右，离子键成分的百分数越来越小，其中作为离子晶体处理的是Na2O、MgO；作为共价晶体处理的是Al2O3、SiO2；作为分子晶体处理的是P2O5、SO3、Cl2O7。 2.混合型晶体——石墨 (1)结构特点——层状结构 ①同层内，碳原子采用sp2杂化，以共价键相结合形成平面六元并环结构。所有碳原子的p轨道平行且相互重叠，p轨道中的电子可在整个碳原子平面中运动。 ②层与层之间以范德华力相结合。 (2)晶体类型 石墨晶体中，既有共价键，又有金属键和范德华力，属于混合型晶体。 (3)物理性质：①导电性，②导热性，③润滑性。 四、晶体类型的比较 1.四种晶体的比较 晶体 分子晶体 离子晶体 金属晶体 共价晶体 构成微粒 分子 阴、阳离子 金属离子、自由电子 原子 微粒间作用力 范德华力(少数有氢键) 离子键 金属键 共价键 性质 熔、沸点 较低 较高 一般较高 很高 硬度 小 略硬而脆 一般较大 很大 溶解性 相似相溶 多数溶于水 不溶，有些与水反应 不溶 机械加工性能 不良 不良 良好 不良 导电性 固态、液态均不导电，部分溶于水时导电 固态时不导电，熔融时导电，能溶于水的溶于水时导电 固态、熔融态时导电 大部分固态、熔融时都不导电 作用力大小规律 组成和结构相似的分子，相对分子质量大的范德华力大 离子所带电荷数多、半径小的离子键强 金属原子的价电子数多、半径小的金属离子与自由电子间的作用力强 共价键键长短(电子云重叠多)、原子半径小的共价键稳定 2.晶体类型的判断方法 (1)依据组成晶体的微观粒子和粒子间的作用判断 分子间通过分子间作用力形成的晶体属于分子晶体；由原子通过共价键形成的晶体属于共价晶体；由阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体；由金属阳离子和自由电子通过金属键形成的晶体属于金属晶体。 (2)依据物质的分类判断 ①活泼金属的氧化物(如Na2O、MgO等)、强碱[如KOH、Ba(OH)2等]和绝大多数的盐类是离子晶体。 ②大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硼、晶体硅等外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。 ③常见的共价晶体单质有金刚石、晶体硼、晶体硅等；常见的共价晶体化合物有碳化硅、SiO2等。 ④金属单质(除汞外)与合金均属于金属晶体。 (3)依据晶体的熔点判断 离子晶体的熔点较高，常在数百至几千摄氏度；共价晶体的熔点高，常在一千至几千摄氏度；分子晶体的熔点较低，常在数百摄氏度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有熔点相当低的。 (4)依据导电性判断 离子晶体在水溶液中和熔融状态下都导电；共价晶体一般为非导体，但晶体硅能导电；分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子，也能导电；金属晶体是电的良导体。 (5)依据硬度和机械性能判断 离子晶体硬度较大或略硬而脆；共价晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆；金属晶体多数硬度大，但也有硬度较小的，且具有延展性。 第四节 配合物与超分子 一、配合物 1.配位键 (1)概念：由一个原子单方面提供孤电子对，而另一个原子提供空轨道而形成的化学键，即“电子对给予—接受”键。 (2)表示方法：配位键常用A—B表示，其中A是提供孤电子对的原子，叫给予体，B是接受孤电子对的原子，叫接受体。 (3)形成条件：形成配位键的一方(如A)是能够提供孤电子对的原子，另一方(如B)是具有能够接受孤电子对的空轨道的原子。 ①孤电子对：分子或离子中，没有跟其他原子共用的电子对就是孤电子对。 ②含有空轨道的微粒：过渡金属的原子或离子。一般来说，多数过渡金属的原子或离子形成配位键的数目基本上是固定的，如Ag＋形成2个配位键，Cu2＋形成4个配位键等。 2.配合物 (1)概念：通常把金属离子或原子(称为中心离子或原子)与某些分子或离子(称为配体或配位体)以配位键结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。如[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH等均为配合物。 (2)组成：配合物[Cu(NH3)4]SO4的组成如下图所示： ①中心原子：提供空轨道接受孤电子对的原子。中心原子一般都是带正电荷的阳离子(此时又叫中心离子)，最常见的有过渡金属离子：Fe3＋、Ag＋、Cu2＋、Zn2＋等。 ②配体：提供孤电子对的阴离子或分子，如Cl－、NH3.H2O等。配体中直接同中心原子配位的原子叫做配位原子。配位原子必须是含有孤电子对的原子，如NH3中的N原子，H2O中的O原子等。 ③配位数：直接与中心原子形成的配位键的数目。如[Fe(CN)6]4－中Fe2＋的配位数为6。 (3)配合物的形成对性质的影响 ①对溶解性的影响：一些难溶于水的金属氢氧化物、氯化物、溴化物、碘化物、氰化物，可以溶解于氨水中，或依次溶解于含过量的OH－、Cl－、Br－、I－、CN－的溶液中，形成可溶性的配合物。 ②颜色的改变：当简单离子形成配离子时，其性质往往有很大差异。颜色发生变化就是一种常见的现象，根据颜色的变化就可以判断是否有配离子生成。如Fe3＋与SCN－形成硫氰化铁配离子，其溶液显红色。 ③稳定性增强 配合物具有一定的稳定性，配合物中的配位键越强，配合物越稳定。当作为中心离子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。例如，血红素中的Fe2＋与CO分子形成的配位键比Fe2＋与O2分子形成的配位键强，因此血红素中的Fe2＋与CO分子结合后，就很难再与O2分子结合，血红素失去输送氧气的功能，从而导致人体CO中毒。 二、超分子 1.定义：超分子是由两种或两种以上的分子通过分子间相互作用形成的分子聚集体。 (1)超分子定义中的分子是广义的，包括离子。 (2)超分子有的是有限的，有的是无限伸展的。 2.超分子的两个重要特征是分子识别和自组装。 1 / 21 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$ 期末必备速记清单01 物质结构与性质 第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构 一、能层与能级 1.能层：根据核外电子的 不同，将核外电子分为不同的能层(电子层)。 2.能级：根据多电子原子的 的电子的能量也可能不同，将它们分为不同能级。 3.能层、能级与最多容纳的电子数 能层(n) 一 二 三 四 五 六 七 …… 符号 K L M N O P Q …… 能级 5s …… …… …… …… 最多电子数 2 …… …… …… …… 二、基态与激发态　原子光谱 1.基态原子与激发态原子 (1)基态原子：处于 的原子。 (2)激发态原子：基态原子 ，它的电子会跃迁到 ，变成激发态原子。 2.光谱 (1)吸收光谱：电子从 的基态吸收能量，跃迁到 的激发态时，将吸收不同的光，用光谱仪摄取的光谱。 (2)发射光谱：电子从 的激发态跃迁到 的激发态乃至基态时，将释放的不同的光，用光谱仪摄取的光谱。 三、原子核外电子的排布规则 1.泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的 ，常用上下箭头(↑和↓)表示自旋相反的电子。 2.洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先 ，且自旋平行。 6.能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据 的原子轨道，使整个原子的能量最低。 四、核外电子的表示方法 1.电子排布式与轨道表示式的比较 电子排布式 含义 意义 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子排布式 含义 意义 实例 K：[Ar]4s1 轨道表示式 含义 意义 实例 Al： 2.第四周期未成对电子数规律 未成对电子数 占据的原子轨道 元素符号及价电子排布 1 K：4s1 Cu：3d104s1 Sc：3d14s2 Ga：4s24p1 Br：4s24p5 2 Ti：3d24s2 Ni：3d84s2 Ge：4s24p2 Se：4s24p4 3 V：3d34s2 Co：3d74s2 As：4s24p3 4 Fe：3d64s2 5 Mn：3d54s2 6 Cr：3d54s1 第二节 原子结构与元素的性质 一、元素周期律、周期系和周期表 1.元素周期律：元素的性质随元素原子的 发生周期性递变。 2.元素周期系：元素按其原子 排列的序列。 3.元素周期表：呈现周期系的表格，元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。 二、构造原理与元素周期表 1.元素周期表的基本结构 周期 ns～np 电子数 元素数目 一 1s1～2 二 2s1～22p1～6 三 3s1～23p1～6 四 4s1～23d1～104p1～6 五 5s1～24d1～105p1～6 六 6s1～24f1～145d1～106p1～6 七 7s1～25f1～146d1～107p1～6 2.元素周期表的结构 元素周期表 三、原子半径的递变规律 1.同周期：从左至右， 越大，半径越小。 2.同主族：从上到下，核电荷数越大，半径 。 四、元素的电离能 1.元素第一电离能：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 叫做第一电离能，符号：I1。 2.元素第一电离能变化规律 (1)每个周期的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，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈 趋势。 (2)同一族，从上到下第一电离能 。 3.电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。 (2)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的 越强；I1越小，元素的 越强。 五、电负性 1.电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 2.电负性递变规律 (1)同周期，自左到右，元素的电负性 ，元素的 逐渐增强、 逐渐减弱。 (2)同主族，自上到下，元素的电负性 ，元素的 逐渐增强、 逐渐减弱。 3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性强弱 ①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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，它们既有金属性，又有非金属性。 ②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 (2)判断元素的化合价 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为 。 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为 。 (3)判断化合物的类型 六、元素周期律的综合应用 1.同周期、同主族元素性质的递变规律 性质 同一周期(从左到右) 同一主族(从上到下) 核外电子的排布 能层数 最外层电子数 金属性 非金属性 单质的氧化性、还原性 氧化性 还原性 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性 碱性 气态氢化物的稳定性 第一电离能 电负性 第二章 分子结构与性质 第一节 共价键 一、共价键的形成与特征 1.共价键：原子间通过 所形成的相互作用，叫做共价键。 2.共价键的特征 (1)饱和性：一个原子有几个未成对电子，便可和几个 的电子配对成键。 (2)方向性：在形成共价键时，原子轨道重叠的越多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固，因此共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，所以共价键具有方向性。 二、共价键类型 1.共价键分为σ键、π键。 2.判断σ键、π键的一般规律：共价单键为σ键；共价双键中有 个σ键、 个π键；共价三键由 个σ键和 个π键组成。 3.共价键的分类 三、键参数 1.键能：气态分子中1mol化学键解离成气态原子所吸收的能量。它通常是298.15K、100kPa条件下的标准值，单位是kJ·mol－1。 2.键能的应用 (1)判断共价键的稳定性 原子间形成共价键时，原子轨道重叠程度越大，释放能量越多，所形成的共价键键能 ，共价键越 。 (2)判断分子的稳定性：一般来说，结构相似的分子，共价键的键能越大，分子越 。 (3)利用键能计算反应热：ΔH＝反应物总键能－生成物总键能 3.键长：构成化学键的两个原子的核间距，因此原子半径决定共价键的键长，原子半径越小，共价键的键长越 。 4.键长的应用：共价键的键长越短，往往键能越 ，表明共价键越 ，反之亦然。 5.键角：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。 6.键角的应用：在多原子分子中键角是一定的，这表明共价键具有 性，因此键角影响着共价分子的空间结构。 7.常见分子的键角 分子的空间结构 键角 实例 正四面体形 CH4、CCl4 平面形 苯、乙烯、BF3等 三角锥形 NH3 V形(角形) H2O 直线形 CO2、CS2、CH≡CH 第二节 分子的空间结构 一、分子结构的测定 1.红外光谱：利用红外光谱可分析分子中含有何种化学键或官能团的信息。 2.质谱法：现代化学常利用质谱仪测定分子的相对分子质量。 二、多样的分子空间结构 1.三原子分子 化学式 电子式 结构式 键角 空间结构 空间结构名称 CO2 O==C==O H2O 2.四原子分子 化学式 电子式 结构式 键角 空间结构 空间结构名称 CH2O NH3 3.五原子分子 化学式 电子式 结构式 键角 空间结构 空间结构名称 CH4 CCl4 三、价层电子对互斥模型 1.价层电子对互斥模型：对ABn型的分子或离子，中心原子A的价层电子对之间由于存在排斥力，将使分子的空间结构总是采取电子对相互排斥最弱的那种结构，以使彼此之间斥力最小，分子或离子的体系能量最低，最稳定。 2.价层电子对的计算 (1)中心原子价层电子对数＝σ键电子对数＋孤电子对数。 (2)σ键电子对数的计算 由化学式确定，即中心原子形成几个σ键，就有几对σ键电子对。 (3)中心原子上的孤电子对数的计算 中心原子上的孤电子对数＝(a－xb) 3.VSEPR模型的应用 (1)中心原子不含孤电子对 分子或离子 σ键电子对数 孤电子对数 VSEPR模型及名称 分子(或离子)的空间结构及名称 CO2 、直线形 、直线形 CO 、平面三角形 、平面三角形 CH4 、正四面体形 、正四面体形 (2)中心原子含孤电子对 分子或离子 价层电子对数 孤电子对数 VSEPR模型及名称 分子的空间结构及名称 NH3 、四面体形 、三角锥形 H2O 、四面体形 、V形 SO2 、平面三角形 、V形 四、杂化轨道类型与分子空间结构的关系 1.当杂化轨道全部用于形成σ键时，分子或离子的空间结构与杂化轨道的空间结构相同。 杂化类型 轨道夹角 杂化轨道示意图 实例 BeCl2 BF3 CH4 分子结构示意图 分子空间结构 2.当杂化轨道中有未参与成键的孤电子对时，孤电子对对成键电子对的排斥作用，会使分子或离子的空间结构与杂化轨道的形状有所不同。 ABn型分子 中心原子杂化类型 中心原子孤电子对数 空间结构 实例 AB2 SO2 AB3 NH3、PCl3、NF3、H3O＋ AB2或(B2A) H2S、NH 第三节 分子结构与物质的性质 一、共价键的极性和分子的极性 1.共价键的极性 极性键 非极性键 定义 原子吸引电子能力 共用电子对 成键原子电性 成键元素 2.分子的极性 （1）极性分子：正电中心和负电中心 ，化学键的极性的向量和不为零。 （2）非极性分子：正电中心和负电中心 ，化学键的极性的向量和为零。 二、分子间作用力 1.范德华力：是分子间普遍存在的 ，它使得许多物质能以一定的凝聚态(固态和液态)存在。 2.氢键概念：由已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子之间的作用力。 3.“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，如蔗糖和氨易溶于水，难溶于四氯化碳；萘和碘易溶于四氯化碳，难溶于水。 三、分子的手性 (1)手性异构体：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能叠合，互称手性异构体(或 异构体)。 (2)手性分子：具有手性异构体的分子。 (3)手性碳原子：有机物分子中连有四个各不相同的原子或基团的碳原子。 第三章 晶体结构与性质 第一节 物质的聚集状态与晶体的常识 一、晶体与非晶体 1.晶体与非晶体的本质差异 固体 自范性 微观结构 晶体 非晶体 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。 3.晶体的特性 (1)自范性：晶体能自发地呈现 外形的性质。 (2)各向异性：晶体在不同方向上表现出不同的 性质。 (3)固定的熔点。 4.晶体与非晶体的测定方法 测定方法 测熔点 晶体 的熔点，非晶体没有 的熔点 可靠方法 对固体进行 实验 二、晶胞 1.概念：描述晶体结构的基本单元。 2.晶胞与晶体的关系 (1)“无隙”是指相邻晶胞之间无任何间隙。 (2)“并置”是指所有晶胞都是 排列的，取向 。 (3)所有晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的。 三、晶体结构的测定 1.常用仪器：X射线衍射仪。 2.测定过程：当单一波长的X射线通过晶体时，X射线和晶体中的电子相互作用，会在记录仪上产生分立的斑点或者明锐的衍射峰。 3.作用：根据衍射图，经过计算可以获得晶体结构的有关信息。 第二节 分子晶体与共价晶体 一、分子晶体的概念与性质 1.概念：只含分子的晶体，或者分子间以 结合形成的晶体叫分子晶体。 2.分子晶体中的粒子及粒子间的相互作用 （1）构成微粒：分子 （2）微粒间的作用力：分子间作用力 （3）分子内各原子间：共价键 3.常见的典型分子晶体 (1)所有非金属氢化物：如H2O、H2S、NH3、CH4、HX(卤化氢)等。 (2)部分非金属单质：如X2(卤素单质)、O2、H2、S8、P4、C60、稀有气体等。 (3)部分非金属氧化物：如CO2、SO2、NO2等。 (4)几乎所有的酸：如H2SO4、HNO3、H3PO4、H2SiO3等。 (5)绝大多数有机物：如苯、四氯化碳、乙醇、冰醋酸、蔗糖等。 4.分子晶体的物理性质 (1)分子晶体熔、沸点 ，硬度很 。 (2)分子晶体不导电。 (3)分子晶体的溶解性一般符合“ ”规律。 5.分子晶体的判断方法 (1)依据物质的类别判断 部分 单质、所有 氢化物、部分 氧化物、几乎所有的酸、绝大多数有机物都是分子晶体。 (2)依据组成晶体的粒子及粒子间作用判断 组成分子晶体的微粒是 ，粒子间的作用力是 。 (3)依据物质的性质判断 分子晶体的硬度小，熔、沸点低，在熔融状态或固体时均不导电。 6.分子晶体熔、沸点高低的判断 (1)组成和结构相似，不含氢键的分子晶体，相对分子质量越大，范德华力 ，熔、沸点 ，如I2＞Br2＞Cl2＞F2，HI＞HBr＞HCl。 (2)组成和结构不相似的分子晶体(相对分子质量接近)，分子的极性 ，熔、沸点 ，如CH3OH＞CH3CH3。 (3)含有分子间 的分子晶体的熔、沸点反常升高，如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。 (4)对于有机物中的同分异构体， 越多，熔、沸点越低，如CH3-CH2-CH2-CH2-CH3＞＞。 (5)烃、卤代烃、醇、醛、羧酸等有机物一般随分子中 的增加，熔、沸点升高， 如C2H6＞CH4，C2H5Cl＞CH3Cl，CH3COOH＞HCOOH。 二、共价晶体概念及性质 1.共价晶体的结构特点及物理性质 (1)概念：相邻原子间以 相结合形成共价键三维骨架结构的晶体。 (2)构成微粒及微粒间作用 ①构成微粒：原子 ②微粒间的作用力：共价键 (3)物理性质 ①共价晶体中，由于各原子均以强的 相结合，因此一般熔点 ，硬度 ，难溶于常见溶剂，一般不导电。 ②结构相似的共价晶体，原子半径越小，键长越短，键能 ，晶体的熔点越高。 2.常见共价晶体及物质类别 (1)某些单质：如硼(B)、硅(Si)、锗(Ge)、金刚石等。 (2)某些非金属化合物：如碳化硅(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)、氮化硅(Si3N4)等。 (3)极少数金属氧化物，如刚玉(α-Al2O3)等。 第三节 金属晶体与离子晶体 一、金属键与金属晶体 1.金属键 (1)概念：“电子气理论”把金属键描述为金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。 (2)成键粒子是金属 和 。 (3)金属键的强弱和对金属性质的影响 ①金属键的强弱主要决定于金属元素的 和 。原子半径越大、价电子数越少，金属键越弱；反之，金属键越强。 ②金属键越强，金属的熔、沸点越高，硬度越大。如：熔点最高的金属是钨，硬度最大的金属是铬。 ③金属键没有 性和 性。 2.金属晶体 (1)在金属晶体中，原子间以金属键相结合。 (2)金属晶体的性质：优良的导电性、导热性和延展性。 二、离子晶体 1.离子键及其影响因素 (1)概念：阴、阳离子之间通过 形成的化学键。 (2)影响因素：离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键 。 (3)离子键没有 性和 性。 2.离子晶体及其物理性质 (1)概念：由阳离子和阴离子相互作用而形成的晶体。 (2)离子晶体的性质 ①熔、沸点较高，硬度较大。 ②离子晶体不导电，但熔化或溶于水后能导电。 ③大多数离子晶体能溶于水，难溶于有机溶剂。 三、过渡晶体与混合型晶体 1.过渡晶体 (1)离子晶体和共价晶体的过渡标准是化学键中离子键成分的百分数。离子键成分的百分数大，作为离子晶体处理，离子键成分的百分数小，作为 晶体处理。 (2)Na2O、MgO、Al2O3、SiO2、P2O5、SO3、Cl2O7七种氧化物中从左到右，离子键成分的百分数越来越小，其中作为离子晶体处理的是Na2O、MgO；作为共价晶体处理的是Al2O3、SiO2；作为分子晶体处理的是P2O5、SO3、Cl2O7。 2.混合型晶体——石墨 (1)结构特点——层状结构 ①同层内，碳原子采用sp2杂化，以 相结合形成平面六元并环结构。所有碳原子的p轨道平行且相互重叠，p轨道中的电子可在整个碳原子平面中运动。 ②层与层之间以 相结合。 (2)晶体类型 石墨晶体中，既有 键，又有 键和 ，属于混合型晶体。 (3)物理性质：①导电性，②导热性，③润滑性。 四、晶体类型的比较 1.四种晶体的比较 晶体 分子晶体 离子晶体 金属晶体 共价晶体 构成微粒 微粒间作用力 性质 熔、沸点 硬度 溶解性 机械加工性能 导电性 作用力大小规律 2.晶体类型的判断方法 (1)依据组成晶体的微观粒子和粒子间的作用判断 分子间通过 形成的晶体属于分子晶体；由原子通过 形成的晶体属于共价晶体；由阴、阳离子通过 形成的晶体属于离子晶体；由金属阳离子和自由电子通过 形成的晶体属于金属晶体。 (2)依据物质的分类判断 ①活泼金属的氧化物(如Na2O、MgO等)、强碱[如KOH、Ba(OH)2等]和绝大多数的盐类是 晶体。 ②大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硼、晶体硅等外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是 晶体。 ③常见的共价晶体单质有金刚石、晶体硼、晶体硅等；常见的 晶体化合物有碳化硅、SiO2等。 ④金属单质(除汞外)与合金均属于 晶体。 (3)依据晶体的熔点判断 离子晶体的熔点较高，常在数百至几千摄氏度；共价晶体的熔点高，常在一千至几千摄氏度；分子晶体的熔点较低，常在数百摄氏度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有熔点相当低的。 (4)依据导电性判断 离子晶体在水溶液中和熔融状态下都导电；共价晶体一般为非导体，但晶体硅能导电；分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子，也能导电；金属晶体是电的良导体。 (5)依据硬度和机械性能判断 离子晶体硬度较大或略硬而脆；共价晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆；金属晶体多数硬度大，但也有硬度较小的，且具有延展性。 第四节 配合物与超分子 一、配合物 1.配位键 (1)概念：由一个原子单方面提供 ，而另一个原子提供 而形成的化学键，即“电子对给予—接受”键。 (2)表示方法：配位键常用A—B表示，其中A是提供孤电子对的原子，叫给予体，B是接受孤电子对的原子，叫接受体。 (3)形成条件：形成配位键的一方(如A)是能够提供孤电子对的原子，另一方(如B)是具有能够接受孤电子对的空轨道的原子。 ①孤电子对：分子或离子中，没有跟其他原子共用的电子对就是 。 ②含有空轨道的微粒：过渡金属的原子或离子。一般来说，多数过渡金属的原子或离子形成配位键的数目基本上是固定的，如Ag＋形成2个配位键，Cu2＋形成4个配位键等。 2.配合物 (1)概念：通常把金属离子或原子(称为中心离子或原子)与某些分子或离子(称为配体或配位体)以 结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。如[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH等均为配合物。 (2)组成：配合物[Cu(NH3)4]SO4的组成如下图所示： ①中心原子：提供空轨道接受孤电子对的原子。中心原子一般都是带 的阳离子(此时又叫中心离子)，最常见的有过渡金属离子：Fe3＋、Ag＋、Cu2＋、Zn2＋等。 ②配体：提供孤电子对的 ，如Cl－、NH3.H2O等。配体中直接同中心原子配位的原子叫做配位原子。配位原子必须是含有孤电子对的原子，如NH3中的N原子，H2O中的O原子等。 ③配位数：直接与中心原子形成的 的数目。如[Fe(CN)6]4－中Fe2＋的配位数为6。 (3)配合物的形成对性质的影响 ①对溶解性的影响：一些难溶于水的金属氢氧化物、氯化物、溴化物、碘化物、氰化物，可以溶解于氨水中，或依次溶解于含过量的OH－、Cl－、Br－、I－、CN－的溶液中，形成 的配合物。 ②颜色的改变：当简单离子形成配离子时，其性质往往有很大差异。颜色发生变化就是一种常见的现象，根据颜色的变化就可以判断是否有配离子生成。如Fe3＋与SCN－形成硫氰化铁配离子，其溶液显 。 ③稳定性增强 配合物具有一定的稳定性，配合物中的配位键越强，配合物越 。当作为中心离子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。例如，血红素中的Fe2＋与CO分子形成的配位键比Fe2＋与O2分子形成的配位键强，因此血红素中的Fe2＋与CO分子结合后，就很难再与O2分子结合，血红素失去输送氧气的功能，从而导致人体CO中毒。 二、超分子 1.定义：超分子是由两种或两种以上的分子通过分子间 形成的分子聚集体。 (1)超分子定义中的分子是广义的，包括离子。 (2)超分子有的是 的，有的是 的。 2.超分子的两个重要特征是 和 。 1 / 21 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$