清单01 原子、分子结构与性质（期中知识清单）高二化学下学期人教版

期中知识清单（人教版选择性必修2第一~二章） 原子、分子结构与性质 思维导图→考点清单（9大考点）→素养提升清单（5大易错点、6大方法） · 考点01 能层与能级　构造原理与电子排布式 一、能层与能级 1．能层 (1)核外电子按能量不同分成能层并用符号 、 、 、 、 、 、 表示。 (2)能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。 2．能级 (1)定义：根据多电子原子的能量也可能不同，将它们分为不同能级。 (2)表示方法：分别用相应能层的序数和字母 、 、 、 等表示，如n能层的能级按能量由低到高的排列顺序为ns、 、 、nf等。 (3)能层、能级与最多容纳的电子数 由上表可知： ①能层序数 该能层所包含的能级数，如第三能层有 个能级。 ② s、p、d、f 各能级可容纳的电子数分别为 、 、 、 的2倍。 ③原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数与能层的序数(n)间存在的关系是 。 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 状态的原子。 (2)激发态原子：基态原子 能量，电子会跃迁到 能级，变为激发态原子。 (3)基态、激发态相互间转化的能量变化 2．光谱 (1)光谱的成因及分类 (2)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的 来鉴定元素，称为光谱分析。 三、构造原理与电子排布式 1．构造原理 随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子排布遵循下列顺序： 即电子所排的能级顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、 、4p、5s、 、5p、6s、 、 、6p、7s…… 2．电子排布式 (1)电子排布式中 的数字表示该能级的电子数。如：铝原子电子排布式中各符号、数字的意义为 (2)写出下列原子或离子的电子排布式： ①8O： ； ②19K： ，可简写为 ； ③17Cl： ，可简写为 ； ④16S2－： 。 · 考点02 电子云与原子轨道　泡利原理、洪特规则、能量最低原理 一、电子云与原子轨道 1．电子云 由于核外电子的 看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。 2．电子云轮廓图 为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的 有一个形象化的简便描述。把电子在原子核外空间出现概率P＝ 的空间圈出来，即电子云轮廓图。 3．原子轨道 (1)定义：量子力学把电子在原子核外的 称为一个原子轨道。 (2)形状 ①s电子的原子轨道呈 形，能层序数越大，原子轨道的半径越 。 ②除s电子云外，其他电子云轮廓图都不是球形的。例如，p电子云轮廓图是呈 状的。 (3)各能级所含有原子轨道数目 能级符号 ns np nd nf 轨道数目 二、泡利原理、洪特规则、能量最低原理 1．电子自旋与泡利原理 (1)自旋是微观粒子普遍存在的一种如同电荷、质量一样的内在属性，电子自旋在空间有 和 两种取向，简称自旋相反，常用上下箭头(↑和↓)表示自旋相反的电子。 (2)泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳 个电子，它们的自旋 。 2．电子排布的轨道表示式 (1)在轨道表示式中，用方框(或圆圈)表示 ，能量相同的原子轨道(简并轨道)的方框相连，箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称 ，“↑”或“↓”称单电子(或称未成对电子)。 (2)表示方法：以铝原子为例，轨道表示式中各符号、数字的意义为 微点拨：通常应在方框下方或上方标记能级符号，有时画出的能级上下错落，以表达能量高低不同。 3．洪特规则 (1)内容：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋 。 (2)特例 在简并轨道(同一能级)上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。 相对稳定的状态 如24Cr的电子排布式为 ，为半充满状态，易错写为1s22s22p63s23p63d44s2。 微点拨：洪特规则不仅适用于基态原子，也适用于基态离子。 4．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。 微点拨：能级的能量高低顺序如构造原理所示(对于1～36号元素来说，应重点掌握和记忆“1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p”这一顺序)。 · 考点03 原子结构与元素周期表 一、元素周期律、元素周期系和元素周期表 1．元素周期律：元素性质随着原子序数递增发生周期性的重复。 2．元素周期系：按其原子 递增排列的序列称为元素周期系。 3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。 微点拨：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．核外电子排布与周期的划分 (1)电子排布与周期划分的本质联系 周期 价层电子排布 各周期增加的能级 元素种数 ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数 一 1s1 1s2 2 1s 2 二 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8 三 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8 四 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18 五 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18 六 6s1 6s26p6 8 6s、4f、5d、6p 32 七 7s1 7s27p6 8 7s、5f、 6d、7p 32 (2)规律：①周期序数＝ 数。②本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的2倍＝对应能级组最多容纳的电子数。 2．核外电子排布与族的划分 (1)划分依据：取决于原子的价层电子数目和价层电子排布。 (2)特点：同族元素的价层电子数目和 相同。 (3)规律 ①对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价层电子全部排布在ns或ns、np轨道上(见下表)。价层电子数与 相同。 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价层电 子排布 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ③稀有气体元素：价层电子排布为 (He除外)。 三、再探元素周期表 1．元素周期表的结构 2．元素周期表的分区 (1)根据核外电子排布 根据核外电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区：s区、p区、d区、ds区和f区。除ds区外，各区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 (2)根据元素金属性与非金属性 ①金属元素和非金属元素的分界线为沿 、 、 、 、 与 、 、 、 之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的 位置，金属性较强的元素处于元素周期表的 位置。 ②处于d区、ds区和f区的元素全部是 元素。s区的元素除 外，也全部是金属元素。 · 考点04 元素周期律 一、原子半径 1．影响因素 2．递变规律 (1)同周期：从左到右，核电荷数越大，半径 (稀有气体除外)。 (2)同主族：从上到下， 越多，半径 。 二、电离能 1．电离能的概念 失去一个电子转化为 所需要的 能量叫做第一电离能。 2．元素的第一电离能变化规律 (1)对同一周期的元素而言， 元素的第一电离能最小， 元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从 到 的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。 (2)同族元素，自上而下第一电离能 ，表明自上而下原子越来越 失去电子。 3．电离能的应用 可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越 ，原子越容易失去一个电子，元素金属性越 。 三、电负性 1．键合电子和电负性的含义 (1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成 的电子。 (2)电负性：用来描述不同元素的原子对 吸引力的大小。电负性越大的原子，对 的吸引力 。 2．衡量标准 以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。 3．递变规律(一般情况) (1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐 。 (2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐 。 4．应用：判断金属性、非金属性强弱 · 考点05 共价键 一、共价键 1．共价键的概念和特征 原子间通过 所形成的相互作用。 微点拨：共价键的方向性决定了分子的立体构型，并不是所有共价键都具有方向性，如两个s电子形成共价键时就没有方向性。 2．共价键的类型(按成键原子的原子轨道重叠方式分类) (1)σ键 形成 由成键原子的s轨道或p轨道“头碰头”重叠形成 类型 s­s型 s­p型 p­p型 特征 以形成化学键的两原子核的 为轴做旋转操作，共价键的电子云的图形 ，这种特征称为 (2)π键 形成 由两个原子的p轨道“ ”重叠形成 p­p π键 特征 π键的电子云形状与σ键的电子云形状有明显差别：每个π键的电子云由两块组成，它们互为 ，这种特征称为 ；π键 旋转；不如σ键 ，较易 (3)判断σ键、π键的一般规律 共价单键为 键；共价双键中有一个 键，另一个是 键；共价三键由一个 键和两个 键构成。 二、键参数——键能、键长与键角 1．键能 (1)键能是指 中1 mol化学键解离成 所吸收的能量。键能的单位是 。键能通常是 条件下的标准值。例如，H—H的键能为436.0 kJ·mol—1。 (2)下表中是H—X的键能数据 共价键 H—F H—Cl H—Br H—I 键能/(kJ·mol－1) 568 431.8 366 298.7 ①若使2 mol H—Cl断裂为气态原子，则发生的能量变化是 。 ②表中共价键最难断裂的是 ，最易断裂的是 。 ③由表中键能数据大小说明键能与分子稳定性的关系：HF、HCl、HBr、HI的键能依次 ，说明四种分子的稳定性依次 ，即HF分子最稳定，最 分解，HI分子最不稳定，最 分解。 2．键长 (1)键长是构成化学键的两个原子的 ，因此 决定化学键的键长， 越小，共价键的键长越短。 (2)键长与共价键的稳定性之间的关系：共价键的键长越短，往往键能越 ，表明共价键越 。 (3)下列三种分子中：①H2、②Cl2、③Br2，共价键的键长最长的是 (填序号，下同)，键能最大的是 。 3．键角 (1)键角是指 。在多原子分子中的键角是一定的，这表明共价键具有 性。键角是描述分子 的重要参数。 (2)根据空间结构填写下列分子的键角： 分子空间结构 键角 实例 正四面体形 CH4、CCl4 平面形 苯、乙烯、BF3 三角锥形 NH3 V形(或角形) H2O 直线形 CO2、CS2、CH≡CH · 考点06 杂化轨道理论、价电子对互斥理论 一、杂化轨道理论 1．用杂化轨道理论解释甲烷分子的形成 在形成CH4分子时，碳原子的一个 轨道和三个 轨道发生混杂，形成4个能量相等的 杂化轨道。4个 杂化轨道分别与4个H原子的1s轨道重叠形成4个C—H 键，所以4个C—H是等同的。 2．杂化轨道的形成及其特点 3．杂化轨道类型及其空间结构 (1)sp3杂化轨道 sp3杂化轨道是由 个s轨道和 个p轨道杂化形成的。sp3杂化轨道间的夹角是109°28′，空间结构为 (如下图所示)。 (2)sp2杂化轨道 sp2杂化轨道是由 个s轨道和 个p轨道杂化而成的。sp2杂化轨道间的夹角是 ，呈 (如下图所示)。 (3)sp杂化轨道 sp杂化轨道是由1个s轨道和1个p轨道杂化而成的。sp杂化轨道间的夹角是 ，呈 (如下图所示)。 微点拨：sp、sp2两种杂化形式中还有未参与杂化的p轨道，可用于形成π键，而杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对。 二、价电子对互斥理论 1．价电子对互斥理论 (1)价电子对互斥理论基本观点：分子中的中心原子的价电子对—— (bp)和 (lp)由于相互排斥作用，处于不同的空间取向且尽可能趋向于彼此 。 (2) (3)若中心原子没有孤电子对，为使价电子对之间的斥力最小，使分子的结构尽可能采取 的结构。 (4)VSEPR模型与中心原子的杂化轨道类型 杂化轨道类型 VSEPR模型 典型分子 空间结构 sp CO2 sp2 SO2 sp3 H2O sp2 SO3 sp3 NH3 sp3 CH4 · 考点07 分子的空间结构及中心原子 杂化轨道类型的判断方法 1．根据杂化轨道数目判断 内容 杂化轨道数目 杂化轨道类型 举例 对于ABm型分子(或离子)，中心原子A的价层电子对数为其杂化轨道数。可先确定分子或离子的VSEPR模型，然后确定中心原子的杂化轨道类型 4 如ClO、ClO的价层电子对数均为4，则杂化轨道数均为4，所以氯原子均采用sp3杂化(但二者的空间结构不同，前者为三角锥形，后者为正四面体形) 3 2 2．根据杂化轨道间的夹角判断 内容 夹角 杂化轨道类型 不同的杂化方式，其杂化轨道之间的夹角不同，所以可根据杂化轨道间的夹角判断分子或离子的中心原子的杂化轨道类型 109°28′ 120° 180° 3．取代法 以中学常见的、熟悉的物质分子为基础，用其他原子或原子团取代分子中的部分原子或原子团，得到的新分子的中心原子与原分子对应的中心原子的杂化轨道类型相同。如： (1)CH3CH===CH2分子可看作乙烯基取代了CH4分子中的一个氢原子而得，则甲基中碳原子为sp3杂化，也可看作甲基取代了CH2===CH2分子中的一个氢原子而得，故两个不饱和碳原子均为sp2杂化。 (2)(CH3)3N可看作三个甲基取代了NH3分子中的三个氢原子而得，所以其分子中氮原子采用sp3杂化。 4．根据共价键类型判断 由杂化轨道理论可知，原子之间成键时，未参与杂化的轨道用于形成π键，杂化轨道用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对。对于能明确结构式的分子、离子，其中心原子的杂化轨道数n＝中心原子形成的σ键数＋中心原子上的孤电子对数。例如： (1)在SiF4分子中，基态硅原子有4个价电子，与4个氟原子形成4个σ键，没有孤电子对，n＝4，则SiF4分子中硅原子采用sp3杂化。 (2)在HCHO分子中，基态碳原子有4个价电子，与2个氢原子形成2个σ键，与氧原子形成C===O，C===O中有1个σ键、1个π键，没有孤电子对，n＝3，则HCHO分子中碳原子采用sp2杂化。 · 考点08 共价键的极性　范德华力 一、共价键的极性 1．键的极性和分子的极性 (1)键的极性 分类 极性共价键 非极性共价键 成键原子 元素的原子 元素的原子 电子对 发生偏移 不发生偏移 成键原子 的电性 一个原子呈正电性(δ＋) 一个原子呈负电性(δ－) 呈电中性 (2)极性分子和非极性分子 (3)键的极性与分子极性之间的关系 ①只含非极性键的分子一定是 分子。 ②含有极性键的分子，如果分子中各个键的极性的向量和等于零，则为 分子，否则为 分子。 ③极性分子中一定有极性键，非极性分子中不一定含有非极性键。例如CH4是非极性分子，只含有极性键。含有非极性键的分子不一定为非极性分子，如H2O2是含有非极性键的极性分子。 微点拨：键的极性只取决于成键原子的元素种类或电负性的差异，与其他因素无关。 2．键的极性对化学性质的影响 键的极性对物质的化学性质有重要的影响。例如，羧酸是一大类含羧基(—COOH)的有机酸，羧基可电离出H＋而呈酸性。羧酸的酸性可用pKa的大小来衡量，pKa越小，酸性越强。羧酸的酸性大小与其分子的组成和结构有关，如下表所示。 不同羧酸的pKa 羧酸 pKa 丙酸(C2H5COOH) 4.88 乙酸(CH3COOH) 4.76 甲酸(HCOOH) 3.75 氯乙酸(CH2ClCOOH) 2.86 二氯乙酸(CHCl2COOH) 1.29 三氯乙酸(CCl3COOH) 0.65 三氟乙酸(CF3COOH) 0.23 二、范德华力 1．分子间的作用力——范德华力 (1)概念：物质的分子之间存在着 ，把这类分子间作用力称为范德华力。 (2)影响因素：一般来说，相对分子质量 ，范德华力 ；分子的极性 ，范德华力也 。 2．范德华力对物质性质的影响 (1)范德华力广泛存在于分子之间，只有分子间充分接近时才有分子间的相互作用力，如固体和液体物质中。 (2)范德华力主要影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质。 (3)范德华力无方向性和饱和性。只要分子周围空间允许，分子总是尽可能多地吸引其他分子。 · 考点09 氢键　溶解性　分子的手性 一、氢键及其对物质性质的影响 1．氢键的概念及表示方法 (1)概念：氢键是由已经与电负性很大的原子形成共价键的 (如水分子中的氢)与另一个电负性很大的原子(如水分子中的氧)之间的作用力。 (2)表示方法： 氢键的通式可用X—H…Y—表示。式中X和Y为 、 、 ，“—”表示 ，“…”表示形成的 。 微点拨：一般来说，能形成氢键的元素有N、O、F。所以氢键一般存在于含N—H、H—O、H—F的物质中，或有机化合物中的醇类和羧酸类等物质中。 2．氢键的特征 (1) 氢键不是化学键，而是特殊的分子间作用力，其键能比化学键 ，比范德华力 。 (2)氢键具有一定的方向性和饱和性 X—H与Y形成分子间氢键时，氢原子只能与一个Y原子形成氢键，3个原子总是尽可能沿直线分布，这样可使X与Y尽量远离，使两原子间电子云的排斥作用力最小，体系能量最低，形成的氢键最强、最稳定 (如下图)。 3．氢键的类型 (1) 氢键，如水中O—H…O—。 (2) 氢键，如。 4．氢键对物质性质的影响 (1)当形成 氢键时，物质的熔、沸点将 。 (2)当形成 氢键时，物质的熔、沸点将 。 (3)氢键也影响物质的电离、 等过程。 二、溶解性 1．相似相溶规律 非极性溶质一般能溶于 溶剂，极性溶质一般能溶于 溶剂。如蔗糖和氨易溶于水，难溶于四氯化碳；而萘和碘却易溶于四氯化碳，难溶于水。 2．影响物质溶解性的因素 (1)外界因素：主要有 、 等。 (2)氢键：溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。 (3)分子结构的相似性：溶质和溶剂的分子结构相似程度越大，其溶解性越 。如乙醇与水 ，而戊醇在水中的溶解度明显减小。 (4)溶质是否与水反应：溶质与水发生反应，溶质的溶解度会 。如SO2与水反应生成的H2SO3可溶于水，故SO2的溶解度 。 三、分子的手性 1．手性异构体 具有完全相同的 和 的一对分子，如同左手与右手一样互为 ，却在三维空间里不能 ，互称手性异构体(或对映异构体)。 2．手性分子 有 的分子叫做手性分子。 如乳酸()分子。 · 易错点01 原子结构 (1)要注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；外围价层电子排布式：3d104s1。 (2)核外电子排布常见错误 ①在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误： ②当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，而失电子时，却先失4s轨道上的电子，如Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5。 【判断对错】 (1)原子核外的电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称为电子云。(　　) (2)p能级能量一定比s能级的能量高。(　　) (3)基态磷原子的电子排布图为(　　) 。 (4)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。(　　) (5)Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d44s2。(　　) (6)2p和3p轨道形状均为哑铃状，能量也相等。(　　) (7)2s能级和2p能级所具有的原子轨道数目之比为1∶3。(　　) (8)基态Zn原子的电子排布式为[Ar]4s23d10。(　　) (9)电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原理。(　　) (10)原子光谱是因为电子的跃迁引起的。(　　) (11)6C的电子排布式1s22s22p违反了洪特规则。(　　) · 易错点02 原子结构与元素性质 (1)一个原子的逐级电离能逐渐增大的原因： 随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性吸引力也越来越大，消耗的能量越来越多。 (2)第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)元素，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素的，如第一电离能：Mg>Al，P>S。 (3)①金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。 ②不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 ③共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。 ④同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。 【判断对错】 (1)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第IA族，是s区元素(　　) (2)B和N相比，电负性较大的是N(　　) (3)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>F>C(　　) (4)s区元素全部是金属元素(　　) (5)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(　　) (6)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大(　　) (7)在元素周期表中，同周期元素电负性从左到右越来越大(　　) (8)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。(　　) (9)第2周期主族元素的原子半径随核电荷数增大依次减小。(　　) (10)光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂，Zn、Ge、O电负性由大到小的顺序是O>Ge>Zn。(　　) · · 易错点03 共价键 (1)只有两原子的电负性相差不大时，才能通过共用电子对形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，这时形成离子键。 (2)同种元素原子间形成的共价键为非极性键，不同种元素原子间形成的共价键为极性键。 【判断对错】 (1)共价键的成键原子只能是非金属原子。(　　) (2)所有分子中都存在化学键。(　　) (3)气体单质中一定存在σ键，可能存在π键。(　　) (4)σ键比π键的电子云重叠程度大，形成的共价键弱。(　　) (5)H2O2分子中既有极性键，又有非极性键。(　　) (6)分子的稳定性与分子间作用力的大小无关。(　　) (7)s－s σ键与s－p σ键的电子云形状对称性相同。(　　) (8)碳碳双键的键能是碳碳单键键能的2倍。(　　) (9)常温常压下4.4 g乙醛所含σ键数目为0.7NA。(　　) (10)CS2分子中σ键与π键的数目之比是2∶1。(　　) · · 易错点04 分子的立体构型 【判断对错】 (1)CH4、CH2===CH2、CH≡CH 分子中的碳原子均采用sp3杂化。(　　) (2)分子中中心原子通过sp3杂化轨道成键时，该分子一定为正四面体结构。(　　) (3)杂化轨道只用于形成σ键或用于容纳未参与成键的孤电子对。(　　) (4)N2分子中N原子没有杂化，分子中有1个σ键、2个π键。(　　) (5)NH3分子为三角锥形，N原子发生sp2杂化。(　　) (6)HCHO分子中碳原子为sp2杂化，分子为平面三角形。(　　) (7)SO中中心原子孤电子对数为0，中心原子为sp3杂化。(　　) (8)中心原子杂化类型相同时，孤电子对数越多，键角越小。(　　) (9)中心原子是sp杂化的，其分子构型不一定为直线形。(　　) (10)价层电子对互斥理论中，π键电子对数不计入中心原子的价层电子对数。(　√　) · · 易错点05 分子间作用力与分子性质 【判断对错】 （1）以极性键结合的分子不一定是极性分子。（　　） （2）含极性键的双原子分子一定是极性分子。（　　） （3）非极性分子中，一定含有非极性共价键。（　　） （4）乙醇分子和水分子间只存在范德华力。（　　） （5）H2O比H2S稳定是因为水分子间存在氢键。（　） （6）冰融化时，分子中H—O键发生断裂。（　　） （7）分子晶体中，分子间作用力越大，通常熔点越高。（　　） （8）分子晶体中，共价键键能越大，该分子晶体的沸点一定越高。（　　） （9）氢键的存在一定使物质的熔、沸点升高。（　　） （10）氢键是一种特殊的化学键，它广泛存在于自然界中。（　　） · 方法1 电子排布式书写、离子的电子排布式的书写 1．电子排布式书写 (1)“三步法”书写电子排布式 构造原理是书写基态原子电子排布式的依据。 第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→ 2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s…… 第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。 第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。 (2)简化的电子排布式 将电子排布式中的内层电子排布用相应的稀有气体元素符号加方括号来表示而得到的式子称为简化的电子排布式。如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1、[Ar]4s2。 (3)特例 Cr：[Ar]3d54s1、Cu：[Ar]3d104s1。 2．离子的电子排布式书写 基态原子转化为相应离子时的一般规律：原子失去电子时总是先失去最外层电子，然后失去次外层电子，之后是倒数第三层电子……对于主族元素的原子来说，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外能层未填满的能级上。如Fe位于第四周期第Ⅷ族，其原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，Fe2＋的核外电子排布式为[Ar]3d6，Fe3＋的核外电子排布式为[Ar]3d5。 · 方法2 核外电子排布的表示方法 原子(离子)结构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 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 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烦琐，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 实例 K：[Ar]4s1 价层电子排布式 含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式 实例 Al：3s23p1 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 实例 电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式 实例 · 方法3 原子结构与元素性质的递变规律 项目 同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 原子核外电子排布 能层数_相同__，最外层电子数_逐渐增多__ 最外层电子数_相同__能层数_递增__ 原子半径 _逐渐减小__(0族除外) _逐渐增大__ 元素主要化合价 最高正价由_＋1→＋7__(O、F除外)；最低负价由_－4→－1__ 最高正价＝_主族序数__(O、F除外)；非金属最低负价＝_主族序数－8__ 原子得、失电子能力 得电子能力_逐渐增强__ 失电力能力_逐渐减弱__ 得电力能力_逐渐减弱__ 失电子能力_逐渐增强__ 元素的第一电离能 _增大的趋势__ _逐渐减小__ 元素的电负性 _逐渐增大__ _逐渐减小__ 元素金属性、非金属性 金属性逐渐_减弱__， 非金属性逐渐_增强__ 金属性逐渐_增强__； 非金属性逐渐_减弱__ · 方法4 电负性的应用 1．判断元素的金属性和非金属性 (1)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，而位于金属、非金属界线两侧的元素的电负性则在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．判断化学键的类型 一般认为： (1)如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。 (2)如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。 4．解释元素“对角线”规则 在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图所示)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。 这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。 · 方法5 共价键参数的应用 (1)键能的应用 ①表示共价键的强弱 键能越大，断开化学键时需要的能量越多，化学键越稳定。 ②判断分子的稳定性 结构相似的分子中，共价键的键能越大，分子越稳定。 ③判断化学反应的能量变化 在化学反应中，旧化学键的断裂吸收能量，新化学键的形成释放能量，因此反应焓变与键能的关系为ΔH＝反应物键能总和－生成物键能总和；ΔH＜0时，为放热反应；ΔH＞0时，为吸热反应。 (2)键长的应用 ①一般键长越短，键能越大，共价键越稳定，分子越稳定。 ②键长的比较方法 a．根据原子半径比较，同类型的共价键，成键原子的原子半径越小，键长越短。 b．根据共用电子对数比较，相同的两个原子间形成共价键时，单键键长＞双键键长＞三键键长。 (3)键角的应用 ①键长和键角决定分子的空间结构。 ②常见分子的键角与分子空间结构 化学式 结构式 键角 空间结构 CO2 O===C===O 180° 直线形 NH3 107° 三角锥形 H2O 105° V形 BF3 120° 平面三角形 CH4 109°28′ 正四面体形 · 方法6 共价键强弱的判断 (1)由原子半径和共用电子对数判断：成键原子的原子半径越小，共用电子对数越多，则共价键越牢固，含有该共价键的分子越稳定。 (2)由键能判断：共价键的键能越大，共价键越牢固，破坏共价键消耗的能量越大。 (3)由键长判断：共价键的键长越短，共价键越牢固，破坏共价键消耗的能量越大。 (4)由电负性判断：元素的电负性越大，该元素的原子对共用电子对的吸引力越大，形成的共价键越稳定。 · 方法7 中心原子杂化轨道类型的判断 (1)利用价层电子对互斥模型、杂化轨道理论判断分子构型的思路： 价层电子对杂化轨道数杂化类型杂化轨道构型。 (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°28′，则中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则中心原子发生sp杂化。 (3)有机物中碳原子杂化类型的判断：饱和碳原子采取sp3杂化，连接双键的碳原子采取sp2杂化，连接三键的碳原子采取sp杂化。 · 方法8 分子的空间结构及判断方法 1．用价层电子对互斥模型判断 价层电子对互斥模型说明价层电子对的排斥作用对分子空间结构的影响，而分子的空间结构指的是成键电子对的空间结构，不包括孤电子对。 (1)当中心原子无孤电子对时，分子的空间结构与VSEPR模型一致。 (2)当中心原子有孤电子对时，分子的空间结构与VSEPR模型不一致。 2．用杂化轨道理论判断 杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道间夹角 分子的空间结构 实例 sp 2 180° 直线形 BeCl2、CH≡CH sp2 3 120° 平面三角形 BF3、BCl3 sp3 4 109°28′ 四面体形 CH4、CCl4、CH3Cl 3．用键角判断 分子类型 分子的空间结构 键角 键的极性 分子极性 实例 A2 直线形(对称) — 非极性键 非极性 H2、O2、N2等 AB 直线形(不对称) — 极性键 极性 HX、CO、NO等 AB2或B2A 直线形(对称) 180° 极性键 非极性 CO2、CS2等 V形(不对称) — 极性键 极性 H2O、H2S等 AB3 平面三角形(对称) 120° 极性键 非极性 BF3、SO3等 三角锥形(不对称) — 极性键 极性 NH3、PCl3等 AB4 正四面体形(对称) 109°28′ 极性键 非极性 CH4、CCl4等 · 方法9 分子极性的判断方法 (1)只含有非极性键的双原子分子或多原子分子大多是非极性分子。如O2、H2、P4、C60。 (2)含有极性键的双原子分子都是极性分子。如HCl、HF、HBr。 (3)含有极性键的多原子分子，空间结构对称的是非极性分子；空间结构不对称的是极性分子。　 (4)判断ABn型分子极性的经验规律： ①若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子；若不等，则为极性分子。 ②若中心原子有孤电子对，则为极性分子；若无孤电子对，则为非极性分子。 如CS2、BF3、SO3、CH4为非极性分子；H2S、SO2、NH3、PCl3为极性分子。 · 方法10 氢键对物质性质的影响 (1)氢键对物质熔、沸点的影响：分子间存在氢键的物质，物质的熔、沸点明显高，如NH3>PH3；同分异构体分子间形成氢键的物质比分子内形成氢键的物质熔、沸点高，如邻羟基苯甲酸<对羟基苯甲酸。 (2)氢键对物质溶解度的影响：溶剂和溶质之间形成氢键使溶质的溶解度增大，如NH3、甲醇、甲酸等易溶于水。 (3)氢键对物质密度的影响：氢键的存在会使某些物质的密度反常，如水的密度比冰的密度大。 (4)氢键对物质电离性质的影响：如邻苯二甲酸的电离平衡常数Ka1与对苯二甲酸的电离平衡常数Ka1相差较大。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 期中知识清单（人教版选择性必修2第一~二章） 原子、分子结构与性质 思维导图→考点清单（9大考点）→素养提升清单（5大易错点、6大方法） · 考点01 能层与能级　构造原理与电子排布式 一、能层与能级 1．能层 (1)核外电子按能量不同分成能层并用符号K、L、M、N、O、P、Q表示。 (2)能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。 2．能级 (1)定义：根据多电子原子的能量也可能不同，将它们分为不同能级。 (2)表示方法：分别用相应能层的序数和字母s、p、d、f等表示，如n能层的能级按能量由低到高的排列顺序为ns、np、nd、nf等。 (3)能层、能级与最多容纳的电子数 由上表可知： ①能层序数等于该能层所包含的能级数，如第三能层有3个能级。 ② s、p、d、f 各能级可容纳的电子数分别为1、3、5、7的2倍。 ③原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数与能层的序数(n)间存在的关系是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，电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。 (3)基态、激发态相互间转化的能量变化 2．光谱 (1)光谱的成因及分类 (2)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。 三、构造原理与电子排布式 1．构造原理 随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子排布遵循下列顺序： 即电子所排的能级顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s…… 2．电子排布式 (1)电子排布式中能级符号右上角的数字表示该能级的电子数。如：铝原子电子排布式中各符号、数字的意义为 (2)写出下列原子或离子的电子排布式： ①8O：1s22s22p4； ②19K：1s22s22p63s23p64s1，可简写为[Ar]4s1； ③17Cl：1s22s22p63s23p5，可简写为[Ne]3s23p5； ④16S2－：1s22s22p63s23p6。 · 考点02 电子云与原子轨道　泡利原理、洪特规则、能量最低原理 一、电子云与原子轨道 1．电子云 由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。 2．电子云轮廓图 为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。把电子在原子核外空间出现概率P＝90%的空间圈出来，即电子云轮廓图。 3．原子轨道 (1)定义：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。 (2)形状 ①s电子的原子轨道呈球形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 ②除s电子云外，其他电子云轮廓图都不是球形的。例如，p电子云轮廓图是呈哑铃状的。 (3)各能级所含有原子轨道数目 能级符号 ns np nd nf 轨道数目 1 3 5 7 二、泡利原理、洪特规则、能量最低原理 1．电子自旋与泡利原理 (1)自旋是微观粒子普遍存在的一种如同电荷、质量一样的内在属性，电子自旋在空间有顺时针和逆时针两种取向，简称自旋相反，常用上下箭头(↑和↓)表示自旋相反的电子。 (2)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。 2．电子排布的轨道表示式 (1)在轨道表示式中，用方框(或圆圈)表示原子轨道，能量相同的原子轨道(简并轨道)的方框相连，箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称电子对，“↑”或“↓”称单电子(或称未成对电子)。 (2)表示方法：以铝原子为例，轨道表示式中各符号、数字的意义为 微点拨：通常应在方框下方或上方标记能级符号，有时画出的能级上下错落，以表达能量高低不同。 3．洪特规则 (1)内容：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 在简并轨道(同一能级)上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。 相对稳定的状态 如24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，为半充满状态，易错写为1s22s22p63s23p63d44s2。 微点拨：洪特规则不仅适用于基态原子，也适用于基态离子。 4．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。 微点拨：能级的能量高低顺序如构造原理所示(对于1～36号元素来说，应重点掌握和记忆“1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p”这一顺序)。 · 考点03 原子结构与元素周期表 一、元素周期律、元素周期系和元素周期表 1．元素周期律：元素性质随着原子序数递增发生周期性的重复。 2．元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。 3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。 微点拨：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．核外电子排布与周期的划分 (1)电子排布与周期划分的本质联系 周期 价层电子排布 各周期增加的能级 元素种数 ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数 一 1s1 1s2 2 1s 2 二 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8 三 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8 四 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18 五 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18 六 6s1 6s26p6 8 6s、4f、5d、6p 32 七 7s1 7s27p6 8 7s、5f、 6d、7p 32 (2)规律：①周期序数＝电子层数。②本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的2倍＝对应能级组最多容纳的电子数。 2．核外电子排布与族的划分 (1)划分依据：取决于原子的价层电子数目和价层电子排布。 (2)特点：同族元素的价层电子数目和价层电子排布相同。 (3)规律 ①对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价层电子全部排布在ns或ns、np轨道上(见下表)。价层电子数与族序数相同。 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价层电 子排布 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ③稀有气体元素：价层电子排布为ns2np6(He除外)。 三、再探元素周期表 1．元素周期表的结构 2．元素周期表的分区 (1)根据核外电子排布 根据核外电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区：s区、p区、d区、ds区和f区。除ds区外，各区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 (2)根据元素金属性与非金属性 ①金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。 ②处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。s区的元素除氢外，也全部是金属元素。 · 考点04 元素周期律 一、原子半径 1．影响因素 2．递变规律 (1)同周期：从左到右，核电荷数越大，半径越小(稀有气体除外)。 (2)同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。 二、电离能 1．电离能的概念 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。 2．元素的第一电离能变化规律 (1)对同一周期的元素而言，第一种(碱金属和氢)元素的第一电离能最小，最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。 (2)同族元素，自上而下第一电离能变小，表明自上而下原子越来越易失去电子。 3．电离能的应用 可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子，元素金属性越强。 三、电负性 1．键合电子和电负性的含义 (1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。 (2)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．衡量标准 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。 3．递变规律(一般情况) (1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐变大。 (2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐变小。 4．应用：判断金属性、非金属性强弱 · 考点05 共价键 一、共价键 1．共价键的概念和特征 原子间通过共用电子对所形成的相互作用。 微点拨：共价键的方向性决定了分子的立体构型，并不是所有共价键都具有方向性，如两个s电子形成共价键时就没有方向性。 2．共价键的类型(按成键原子的原子轨道重叠方式分类) (1)σ键 形成 由成键原子的s轨道或p轨道“头碰头”重叠形成 类型 s­s型 s­p型 p­p型 特征 以形成化学键的两原子核的连线为轴做旋转操作，共价键的电子云的图形不变，这种特征称为轴对称 (2)π键 形成 由两个原子的p轨道“肩并肩”重叠形成 p­p π键 特征 π键的电子云形状与σ键的电子云形状有明显差别：每个π键的电子云由两块组成，它们互为镜像，这种特征称为镜面对称；π键不能旋转；不如σ键牢固，较易断裂 (3)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，另一个是π键；共价三键由一个σ键和两个π键构成。 二、键参数——键能、键长与键角 1．键能 (1)键能是指气态分子中1 mol化学键解离成气态原子所吸收的能量。键能的单位是kJ·mol－1。键能通常是298.15 K、101 kPa条件下的标准值。例如，H—H的键能为436.0 kJ·mol—1。 (2)下表中是H—X的键能数据 共价键 H—F H—Cl H—Br H—I 键能/(kJ·mol－1) 568 431.8 366 298.7 ①若使2 mol H—Cl断裂为气态原子，则发生的能量变化是吸收863.6_kJ的能量。 ②表中共价键最难断裂的是H—F，最易断裂的是H—I。 ③由表中键能数据大小说明键能与分子稳定性的关系：HF、HCl、HBr、HI的键能依次减小，说明四种分子的稳定性依次减弱，即HF分子最稳定，最难分解，HI分子最不稳定，最易分解。 2．键长 (1)键长是构成化学键的两个原子的核间距，因此原子半径决定化学键的键长，原子半径越小，共价键的键长越短。 (2)键长与共价键的稳定性之间的关系：共价键的键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定。 (3)下列三种分子中：①H2、②Cl2、③Br2，共价键的键长最长的是③(填序号，下同)，键能最大的是①。 3．键角 (1)键角是指在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。在多原子分子中的键角是一定的，这表明共价键具有方向性。键角是描述分子空间结构的重要参数。 (2)根据空间结构填写下列分子的键角： 分子空间结构 键角 实例 正四面体形 109°28′ CH4、CCl4 平面形 120° 苯、乙烯、BF3 三角锥形 107° NH3 V形(或角形) 105° H2O 直线形 180° CO2、CS2、CH≡CH · 考点06 杂化轨道理论、价电子对互斥理论 一、杂化轨道理论 1．用杂化轨道理论解释甲烷分子的形成 在形成CH4分子时，碳原子的一个2s轨道和三个2p轨道发生混杂，形成4个能量相等的sp3杂化轨道。4个sp3杂化轨道分别与4个H原子的1s轨道重叠形成4个C—Hσ键，所以4个C—H是等同的。 2．杂化轨道的形成及其特点 3．杂化轨道类型及其空间结构 (1)sp3杂化轨道 sp3杂化轨道是由1个s轨道和3个p轨道杂化形成的。sp3杂化轨道间的夹角是109°28′，空间结构为正四面体形(如下图所示)。 (2)sp2杂化轨道 sp2杂化轨道是由1个s轨道和2个p轨道杂化而成的。sp2杂化轨道间的夹角是120°，呈平面三角形(如下图所示)。 (3)sp杂化轨道 sp杂化轨道是由1个s轨道和1个p轨道杂化而成的。sp杂化轨道间的夹角是180°，呈直线形(如下图所示)。 微点拨：sp、sp2两种杂化形式中还有未参与杂化的p轨道，可用于形成π键，而杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对。 二、价电子对互斥理论 1．价电子对互斥理论 (1)价电子对互斥理论基本观点：分子中的中心原子的价电子对——成键电子对(bp)和孤电子对(lp)由于相互排斥作用，处于不同的空间取向且尽可能趋向于彼此远离。 (2) (3)若中心原子没有孤电子对，为使价电子对之间的斥力最小，使分子的结构尽可能采取对称的结构。 (4)VSEPR模型与中心原子的杂化轨道类型 杂化轨道类型 VSEPR模型 典型分子 空间结构 sp CO2 直线形 sp2 SO2 V形 sp3 H2O V形 sp2 SO3 平面三角形 sp3 NH3 三角锥形 sp3 CH4 正四面体形 · 考点07 分子的空间结构及中心原子 杂化轨道类型的判断方法 1．根据杂化轨道数目判断 内容 杂化轨道数目 杂化轨道类型 举例 对于ABm型分子(或离子)，中心原子A的价层电子对数为其杂化轨道数。可先确定分子或离子的VSEPR模型，然后确定中心原子的杂化轨道类型 4 sp3 如ClO、ClO的价层电子对数均为4，则杂化轨道数均为4，所以氯原子均采用sp3杂化(但二者的空间结构不同，前者为三角锥形，后者为正四面体形) 3 sp2 2 sp 2．根据杂化轨道间的夹角判断 内容 夹角 杂化轨道类型 不同的杂化方式，其杂化轨道之间的夹角不同，所以可根据杂化轨道间的夹角判断分子或离子的中心原子的杂化轨道类型 109°28′ sp3 120° sp2 180° sp 3．取代法 以中学常见的、熟悉的物质分子为基础，用其他原子或原子团取代分子中的部分原子或原子团，得到的新分子的中心原子与原分子对应的中心原子的杂化轨道类型相同。如： (1)CH3CH===CH2分子可看作乙烯基取代了CH4分子中的一个氢原子而得，则甲基中碳原子为sp3杂化，也可看作甲基取代了CH2===CH2分子中的一个氢原子而得，故两个不饱和碳原子均为sp2杂化。 (2)(CH3)3N可看作三个甲基取代了NH3分子中的三个氢原子而得，所以其分子中氮原子采用sp3杂化。 4．根据共价键类型判断 由杂化轨道理论可知，原子之间成键时，未参与杂化的轨道用于形成π键，杂化轨道用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对。对于能明确结构式的分子、离子，其中心原子的杂化轨道数n＝中心原子形成的σ键数＋中心原子上的孤电子对数。例如： (1)在SiF4分子中，基态硅原子有4个价电子，与4个氟原子形成4个σ键，没有孤电子对，n＝4，则SiF4分子中硅原子采用sp3杂化。 (2)在HCHO分子中，基态碳原子有4个价电子，与2个氢原子形成2个σ键，与氧原子形成C===O，C===O中有1个σ键、1个π键，没有孤电子对，n＝3，则HCHO分子中碳原子采用sp2杂化。 · 考点08 共价键的极性　范德华力 一、共价键的极性 1．键的极性和分子的极性 (1)键的极性 分类 极性共价键 非极性共价键 成键原子 不同元素的原子 同种元素的原子 电子对 发生偏移 不发生偏移 成键原子 的电性 一个原子呈正电性(δ＋) 一个原子呈负电性(δ－) 呈电中性 (2)极性分子和非极性分子 (3)键的极性与分子极性之间的关系 ①只含非极性键的分子一定是非极性分子。 ②含有极性键的分子，如果分子中各个键的极性的向量和等于零，则为非极性分子，否则为极性分子。 ③极性分子中一定有极性键，非极性分子中不一定含有非极性键。例如CH4是非极性分子，只含有极性键。含有非极性键的分子不一定为非极性分子，如H2O2是含有非极性键的极性分子。 微点拨：键的极性只取决于成键原子的元素种类或电负性的差异，与其他因素无关。 2．键的极性对化学性质的影响 键的极性对物质的化学性质有重要的影响。例如，羧酸是一大类含羧基(—COOH)的有机酸，羧基可电离出H＋而呈酸性。羧酸的酸性可用pKa的大小来衡量，pKa越小，酸性越强。羧酸的酸性大小与其分子的组成和结构有关，如下表所示。 不同羧酸的pKa 羧酸 pKa 丙酸(C2H5COOH) 4.88 乙酸(CH3COOH) 4.76 甲酸(HCOOH) 3.75 氯乙酸(CH2ClCOOH) 2.86 二氯乙酸(CHCl2COOH) 1.29 三氯乙酸(CCl3COOH) 0.65 三氟乙酸(CF3COOH) 0.23 二、范德华力 1．分子间的作用力——范德华力 (1)概念：物质的分子之间存在着相互作用力，把这类分子间作用力称为范德华力。 (2)影响因素：一般来说，相对分子质量越大，范德华力越大；分子的极性越大，范德华力也越大。 2．范德华力对物质性质的影响 (1)范德华力广泛存在于分子之间，只有分子间充分接近时才有分子间的相互作用力，如固体和液体物质中。 (2)范德华力主要影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质。 (3)范德华力无方向性和饱和性。只要分子周围空间允许，分子总是尽可能多地吸引其他分子。 · 考点09 氢键　溶解性　分子的手性 一、氢键及其对物质性质的影响 1．氢键的概念及表示方法 (1)概念：氢键是由已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子(如水分子中的氢)与另一个电负性很大的原子(如水分子中的氧)之间的作用力。 (2)表示方法： 氢键的通式可用X—H…Y—表示。式中X和Y为F、O、N，“—”表示共价键，“…”表示形成的氢键。 微点拨：一般来说，能形成氢键的元素有N、O、F。所以氢键一般存在于含N—H、H—O、H—F的物质中，或有机化合物中的醇类和羧酸类等物质中。 2．氢键的特征 (1) 氢键不是化学键，而是特殊的分子间作用力，其键能比化学键弱，比范德华力强。 (2)氢键具有一定的方向性和饱和性 X—H与Y形成分子间氢键时，氢原子只能与一个Y原子形成氢键，3个原子总是尽可能沿直线分布，这样可使X与Y尽量远离，使两原子间电子云的排斥作用力最小，体系能量最低，形成的氢键最强、最稳定 (如下图)。 3．氢键的类型 (1)分子间氢键，如水中O—H…O—。 (2)分子内氢键，如。 4．氢键对物质性质的影响 (1)当形成分子间氢键时，物质的熔、沸点将升高。 (2)当形成分子内氢键时，物质的熔、沸点将下降。 (3)氢键也影响物质的电离、溶解等过程。 二、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。如蔗糖和氨易溶于水，难溶于四氯化碳；而萘和碘却易溶于四氯化碳，难溶于水。 2．影响物质溶解性的因素 (1)外界因素：主要有温度、压强等。 (2)氢键：溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。 (3)分子结构的相似性：溶质和溶剂的分子结构相似程度越大，其溶解性越大。如乙醇与水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。 (4)溶质是否与水反应：溶质与水发生反应，溶质的溶解度会增大。如SO2与水反应生成的H2SO3可溶于水，故SO2的溶解度增大。 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 有手性异构体的分子叫做手性分子。 如乳酸()分子。 · 易错点01 原子结构 (1)要注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；外围价层电子排布式：3d104s1。 (2)核外电子排布常见错误 ①在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误： ②当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，而失电子时，却先失4s轨道上的电子，如Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5。 【判断对错】 (1)原子核外的电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称为电子云。(　　) (2)p能级能量一定比s能级的能量高。(　　) (3)基态磷原子的电子排布图为(　　) 。 (4)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。(　　) (5)Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d44s2。(　　) (6)2p和3p轨道形状均为哑铃状，能量也相等。(　　) (7)2s能级和2p能级所具有的原子轨道数目之比为1∶3。(　　) (8)基态Zn原子的电子排布式为[Ar]4s23d10。(　　) (9)电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原理。(　　) (10)原子光谱是因为电子的跃迁引起的。(　　) (11)6C的电子排布式1s22s22p违反了洪特规则。(　　) 【答案】(1)(　×　)(2)(　×　)(3)(　×　)(4)(　×　)(5)(　×　)(6)(　×　)(7)(　√　)(8)(　×　) (9)(　×　)(10)(　√　)(11)(　√　) · 易错点02 原子结构与元素性质 (1)一个原子的逐级电离能逐渐增大的原因： 随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性吸引力也越来越大，消耗的能量越来越多。 (2)第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)元素，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素的，如第一电离能：Mg>Al，P>S。 (3)①金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。 ②不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 ③共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。 ④同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。 【判断对错】 (1)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第IA族，是s区元素(　　) (2)B和N相比，电负性较大的是N(　　) (3)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>F>C(　　) (4)s区元素全部是金属元素(　　) (5)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(　　) (6)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大(　　) (7)在元素周期表中，同周期元素电负性从左到右越来越大(　　) (8)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。(　　) (9)第2周期主族元素的原子半径随核电荷数增大依次减小。(　　) (10)光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂，Zn、Ge、O电负性由大到小的顺序是O>Ge>Zn。(　　) 【答案】(1)(　×　)(2)(　√　)(3)(　×　)(4)(　×　)(5)(　×　)(6)(　×　)(7)(　√　)(8)(　×　) (9)(　√　)(10)(　√　) · 易错点03 共价键 (1)只有两原子的电负性相差不大时，才能通过共用电子对形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，这时形成离子键。 (2)同种元素原子间形成的共价键为非极性键，不同种元素原子间形成的共价键为极性键。 【判断对错】 (1)共价键的成键原子只能是非金属原子。(　　) (2)所有分子中都存在化学键。(　　) (3)气体单质中一定存在σ键，可能存在π键。(　　) (4)σ键比π键的电子云重叠程度大，形成的共价键弱。(　　) (5)H2O2分子中既有极性键，又有非极性键。(　　) (6)分子的稳定性与分子间作用力的大小无关。(　　) (7)s－s σ键与s－p σ键的电子云形状对称性相同。(　　) (8)碳碳双键的键能是碳碳单键键能的2倍。(　　) (9)常温常压下4.4 g乙醛所含σ键数目为0.7NA。(　　) (10)CS2分子中σ键与π键的数目之比是2∶1。(　　) 【答案】(1)(　×　)(2)(　×　)(3)(　×　)(4)(　×　)(5)(　√　)(6)(　√　)(7)(　√　)(8)(　×　) (9)(　×　)(10)(　×　) · 易错点04 分子的立体构型 【判断对错】 (1)CH4、CH2===CH2、CH≡CH 分子中的碳原子均采用sp3杂化。(　　) (2)分子中中心原子通过sp3杂化轨道成键时，该分子一定为正四面体结构。(　　) (3)杂化轨道只用于形成σ键或用于容纳未参与成键的孤电子对。(　　) (4)N2分子中N原子没有杂化，分子中有1个σ键、2个π键。(　　) (5)NH3分子为三角锥形，N原子发生sp2杂化。(　　) (6)HCHO分子中碳原子为sp2杂化，分子为平面三角形。(　　) (7)SO中中心原子孤电子对数为0，中心原子为sp3杂化。(　　) (8)中心原子杂化类型相同时，孤电子对数越多，键角越小。(　　) (9)中心原子是sp杂化的，其分子构型不一定为直线形。(　　) (10)价层电子对互斥理论中，π键电子对数不计入中心原子的价层电子对数。(　√　) 【答案】(1)(　×　)(2)(　×　)(3)(　√　)(4)(　√　)(5)(　×　)(6)(　√　)(7)(　√　)(8)(　√　) (9)(　×　)(10)(　√　) · 易错点05 分子间作用力与分子性质 【判断对错】 （1）以极性键结合的分子不一定是极性分子。（　　） （2）含极性键的双原子分子一定是极性分子。（　　） （3）非极性分子中，一定含有非极性共价键。（　　） （4）乙醇分子和水分子间只存在范德华力。（　　） （5）H2O比H2S稳定是因为水分子间存在氢键。（　） （6）冰融化时，分子中H—O键发生断裂。（　　） （7）分子晶体中，分子间作用力越大，通常熔点越高。（　　） （8）分子晶体中，共价键键能越大，该分子晶体的沸点一定越高。（　　） （9）氢键的存在一定使物质的熔、沸点升高。（　　） （10）氢键是一种特殊的化学键，它广泛存在于自然界中。（　　） 【答案】（1）（　√　）（2）（　√　）（3）（　✕　）（4）（　✕　）（5）（　✕　） （6）（　✕　）（7）（　√　）（8）（　✕　）（9）（　✕　） （10）（　✕　） · 方法1 电子排布式书写、离子的电子排布式的书写 1．电子排布式书写 (1)“三步法”书写电子排布式 构造原理是书写基态原子电子排布式的依据。 第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→ 2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s…… 第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。 第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。 (2)简化的电子排布式 将电子排布式中的内层电子排布用相应的稀有气体元素符号加方括号来表示而得到的式子称为简化的电子排布式。如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1、[Ar]4s2。 (3)特例 Cr：[Ar]3d54s1、Cu：[Ar]3d104s1。 2．离子的电子排布式书写 基态原子转化为相应离子时的一般规律：原子失去电子时总是先失去最外层电子，然后失去次外层电子，之后是倒数第三层电子……对于主族元素的原子来说，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外能层未填满的能级上。如Fe位于第四周期第Ⅷ族，其原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，Fe2＋的核外电子排布式为[Ar]3d6，Fe3＋的核外电子排布式为[Ar]3d5。 · 方法2 核外电子排布的表示方法 原子(离子)结构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 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 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烦琐，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 实例 K：[Ar]4s1 价层电子排布式 含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式 实例 Al：3s23p1 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 实例 电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式 实例 · 方法3 原子结构与元素性质的递变规律 项目 同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 原子核外电子排布 能层数_相同__，最外层电子数_逐渐增多__ 最外层电子数_相同__能层数_递增__ 原子半径 _逐渐减小__(0族除外) _逐渐增大__ 元素主要化合价 最高正价由_＋1→＋7__(O、F除外)；最低负价由_－4→－1__ 最高正价＝_主族序数__(O、F除外)；非金属最低负价＝_主族序数－8__ 原子得、失电子能力 得电子能力_逐渐增强__ 失电力能力_逐渐减弱__ 得电力能力_逐渐减弱__ 失电子能力_逐渐增强__ 元素的第一电离能 _增大的趋势__ _逐渐减小__ 元素的电负性 _逐渐增大__ _逐渐减小__ 元素金属性、非金属性 金属性逐渐_减弱__， 非金属性逐渐_增强__ 金属性逐渐_增强__； 非金属性逐渐_减弱__ · 方法4 电负性的应用 1．判断元素的金属性和非金属性 (1)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，而位于金属、非金属界线两侧的元素的电负性则在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．判断化学键的类型 一般认为： (1)如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。 (2)如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。 4．解释元素“对角线”规则 在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图所示)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。 这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。 · 方法5 共价键参数的应用 (1)键能的应用 ①表示共价键的强弱 键能越大，断开化学键时需要的能量越多，化学键越稳定。 ②判断分子的稳定性 结构相似的分子中，共价键的键能越大，分子越稳定。 ③判断化学反应的能量变化 在化学反应中，旧化学键的断裂吸收能量，新化学键的形成释放能量，因此反应焓变与键能的关系为ΔH＝反应物键能总和－生成物键能总和；ΔH＜0时，为放热反应；ΔH＞0时，为吸热反应。 (2)键长的应用 ①一般键长越短，键能越大，共价键越稳定，分子越稳定。 ②键长的比较方法 a．根据原子半径比较，同类型的共价键，成键原子的原子半径越小，键长越短。 b．根据共用电子对数比较，相同的两个原子间形成共价键时，单键键长＞双键键长＞三键键长。 (3)键角的应用 ①键长和键角决定分子的空间结构。 ②常见分子的键角与分子空间结构 化学式 结构式 键角 空间结构 CO2 O===C===O 180° 直线形 NH3 107° 三角锥形 H2O 105° V形 BF3 120° 平面三角形 CH4 109°28′ 正四面体形 · 方法6 共价键强弱的判断 (1)由原子半径和共用电子对数判断：成键原子的原子半径越小，共用电子对数越多，则共价键越牢固，含有该共价键的分子越稳定。 (2)由键能判断：共价键的键能越大，共价键越牢固，破坏共价键消耗的能量越大。 (3)由键长判断：共价键的键长越短，共价键越牢固，破坏共价键消耗的能量越大。 (4)由电负性判断：元素的电负性越大，该元素的原子对共用电子对的吸引力越大，形成的共价键越稳定。 · 方法7 中心原子杂化轨道类型的判断 (1)利用价层电子对互斥模型、杂化轨道理论判断分子构型的思路： 价层电子对杂化轨道数杂化类型杂化轨道构型。 (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°28′，则中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则中心原子发生sp杂化。 (3)有机物中碳原子杂化类型的判断：饱和碳原子采取sp3杂化，连接双键的碳原子采取sp2杂化，连接三键的碳原子采取sp杂化。 · 方法8 分子的空间结构及判断方法 1．用价层电子对互斥模型判断 价层电子对互斥模型说明价层电子对的排斥作用对分子空间结构的影响，而分子的空间结构指的是成键电子对的空间结构，不包括孤电子对。 (1)当中心原子无孤电子对时，分子的空间结构与VSEPR模型一致。 (2)当中心原子有孤电子对时，分子的空间结构与VSEPR模型不一致。 2．用杂化轨道理论判断 杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道间夹角 分子的空间结构 实例 sp 2 180° 直线形 BeCl2、CH≡CH sp2 3 120° 平面三角形 BF3、BCl3 sp3 4 109°28′ 四面体形 CH4、CCl4、CH3Cl 3．用键角判断 分子类型 分子的空间结构 键角 键的极性 分子极性 实例 A2 直线形(对称) — 非极性键 非极性 H2、O2、N2等 AB 直线形(不对称) — 极性键 极性 HX、CO、NO等 AB2或B2A 直线形(对称) 180° 极性键 非极性 CO2、CS2等 V形(不对称) — 极性键 极性 H2O、H2S等 AB3 平面三角形(对称) 120° 极性键 非极性 BF3、SO3等 三角锥形(不对称) — 极性键 极性 NH3、PCl3等 AB4 正四面体形(对称) 109°28′ 极性键 非极性 CH4、CCl4等 · 方法9 分子极性的判断方法 (1)只含有非极性键的双原子分子或多原子分子大多是非极性分子。如O2、H2、P4、C60。 (2)含有极性键的双原子分子都是极性分子。如HCl、HF、HBr。 (3)含有极性键的多原子分子，空间结构对称的是非极性分子；空间结构不对称的是极性分子。　 (4)判断ABn型分子极性的经验规律： ①若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子；若不等，则为极性分子。 ②若中心原子有孤电子对，则为极性分子；若无孤电子对，则为非极性分子。 如CS2、BF3、SO3、CH4为非极性分子；H2S、SO2、NH3、PCl3为极性分子。 · 方法10 氢键对物质性质的影响 (1)氢键对物质熔、沸点的影响：分子间存在氢键的物质，物质的熔、沸点明显高，如NH3>PH3；同分异构体分子间形成氢键的物质比分子内形成氢键的物质熔、沸点高，如邻羟基苯甲酸<对羟基苯甲酸。 (2)氢键对物质溶解度的影响：溶剂和溶质之间形成氢键使溶质的溶解度增大，如NH3、甲醇、甲酸等易溶于水。 (3)氢键对物质密度的影响：氢键的存在会使某些物质的密度反常，如水的密度比冰的密度大。 (4)氢键对物质电离性质的影响：如邻苯二甲酸的电离平衡常数Ka1与对苯二甲酸的电离平衡常数Ka1相差较大。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $