期中必背知识清单（期中知识清单）高二化学下学期沪科版

期中必背知识清单（沪科版选择性必修2第1~2章） 第1章 原子结构与性质 思维导图→考点清单（7大考点）→素养提升清单（6大易错点、6大方法） · 考点01 核外电子运动模型的历史发展过程 一、道尔顿模型 英国自然科学家约翰·道尔顿提出了世界上第一个原子（1803年）。理论：①原子都是不能再分的粒子；②同种元素的原子的各种性质和质量都相同；③原子是微小的实心球体。 二、汤姆森的葡萄干面包模型 葡萄干面包模型是1904年约瑟夫·约翰·汤姆森（J.J.Thompson）（英国物理学家）提出的模型，他认为原子是一个带正电荷的球，电子镶嵌在里面，形状酷似“葡萄干布丁”（Plum pudding），也称“枣糕模型”或“葡萄干面包模型”。汤姆孙、汤姆逊、汤姆生等是不同的教材对人名的音译不同。 三、卢瑟福的行星模型（有核模型） 汤姆森的学生卢瑟福（英国物理学家）完成的α粒子轰击金箔实验（散射实验），否认了葡萄干面包式模型的正确性。1911年卢瑟福提出行星模型：原子的大部分体积是空的，电子按照一定轨道围绕着一个带正电荷的很小的原子核运转。行星模型由卢瑟福在提出，以经典电磁学为理论基础，主要内容有： ①原子的大部分体积是空的 　②在原子的中心有一个很小的原子核。③原子的全部正电荷在原子核内，且几乎全部质量均集中在原子核内部。带负电的电子在核空间进行绕核运动。 四、玻尔的原子结构（能级结构） 1913年玻尔（丹麦物理学家）在卢瑟福的行星模型和普朗克的量子论基础上提出了核外电子分层排布的原子结构模型。 五、现代电子云模型 电子云是1926年奥地利学者薛定谔在德布罗意关系式的基础上，对电子的运动做了适当的数学处理，提出了薛定谔方程，再用三维坐标将解表示出来，就得到了电子云。 · 考点02 原子光谱研究 一、原子光谱 1、光谱：光谱就是通过 棱镜 或 光栅 的分光作用，将一束复色光分解成各种波长的 单色 光，按照波长或频率大小顺序排列起来形成的图案。 2、连续光谱和线光谱：得到的图案如果是一条连续的亮带，就是 连续 光谱；得到的图案如果是不连续的亮线，就是 线光谱 。各元素原子的线光谱就叫做 原子光谱 。 图中最上一条是连续谱，其他几条则既有线光谱又有连续谱。气体中中性原子的发光光谱都是线状谱，说明原子只发出几种特定频率的光。不同原子的亮线位置不同，说明不同原子的发光频率是 不一样 的，因此，这些亮线称为原子的特征谱线。既然每种原子都有自己的特征谱线，我们就可以利用它来鉴别物质和确定物质的组成成分。这种方法称为光谱分析。微观粒子既有波动性又有粒子性，描述宏观物体运动的经典力学不适用于描述微观粒子的运动。 3、原子光谱的形成和种类 二、玻尔的原子结构模型 1、波尔原子结构模型的主要观点： （1）原子中的电子只能在某些确定半径的圆周轨道上运绕 原子核 运动，这些轨道称为 定态轨道 ； （2）在不同定态轨道上运动的电子具有 不同 的能量（E），而且能量是量子化①的，即轨道能量是“一份一份”地增加或减少的。轨道能量与n值有关。n的取值为正整数1、2、3、......、∞，n值越小，电子离核越近；反之能量就越高。一般把原子能量最低的电子状态称为基态②。对于氢原子而言，当核外的一个电子处于n = 1的轨道时能量最低，这个状态就称为氢原子的基态；当这个电子跃迁至n > 1的轨道上运动时，这些状态称为氢原子的激发态②。 （3）电子在不通过能量的两个轨道之间发生跃迁时，才会辐射或吸收能量。如果电子从高能量的轨道跃回低能量轨道，就会以光的形式释放出这些能量，光辐射的波长（λ）与两个轨道的能量差（ΔE）有关。 ——相关概念解释： ①量子化：玻尔认为能量是 量子化 的，即能量是以一个微小单位的形式存在和转播的； ②基态和激发态： 基态：基态是指在正常状态下，原子处于 最低 轨道，这时电子在离核最近的轨道上运动的这种定态。 激发态：激发态一般是指电子激发态，原子或分子吸收一定的能量后，电子被激发到 较高 轨道但尚未离开原子的状态。由于能量是不连续的，因此不同轨道之间能量的差值是 不连续 的，导致光辐射的波长也是不连续的。氢原子的光谱在可见光区中的4条谱线，就是电子分别从n=3、4、5、6的轨道跃迁回到n=2的轨道时释放的能量所形成的。 2、轨道跃迁与氢原子光谱系列的关系 主量子数n大于或等于2的电子跃迁到n = 1：紫外线系（赖曼系） 主量子数n大于或等于3的电子跃迁到n = 2：可见光系（巴尔末系） 主量子数n大于或等于4的电子跃迁到n = 3：红外光系（帕邢系） 3、玻尔模型的局限性 1）保留了经典粒子的概念，仍把电子的运动看作经典力学描述下的轨道运动。 科学家研究发现，微观粒子既具有波动性又具有粒子性，他的运动速度和空间位置无法同时准确测量，描述宏观物体的经典力学方法不适用于描述微观粒子。 2）对稍微复杂一点的原子（多电子原子）如氦原子，就无法解释他的光谱现象。 · 考点03 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 。 【注】(1)不同能层之间，符号相同的能级的能量随着能层数的递增而增大。 (2)在相同能层各能级能量由低到高的顺序是ns<np<nd<nf。 (3)不同能层中同一能级，能层数越大，能量越高。例如：1s<2s<3s<4s…… · 考点04 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 基态原子吸收能量释放能量，主要形式为光激发态原子。 2．光谱 (1)原子光谱 不同元素原子的电子发生 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原子的吸收光谱或发射光谱。 (2)原子光谱的成因及分类 (3)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。 【注】(1)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，将释放能量；反之，将吸收能量。光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。 (2)电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子时发生的是化学变化。 (3)一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。 (4)焰火、霓虹灯光、激光、荧光、LED灯光等都与核外电子跃迁释放能量有关。 · 考点05 构造原理与电子排布式 1．构造原理 （1）构造原理：从氢开始，随 核电荷数 递增，新增电子填入能级的顺序。 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……。 能级交错 【注】电子能量高低 ①相同能层，不同能级：ns<np<nd<nf。 ②英文字母相同的不同能级：1s<2s<3s<4s ③不同能层不同能级：ns<(n-2)f<(n-1)d<np ④相同能层，相同能级：电子能量相同。 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：Al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 。 【注】①电子排布式书写时，电子填入按能级顺序，氮最终按能层顺序排列。②24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，29Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1 价层电子排布式 价层电子：主族元素的 最外层电子 ，过渡元素不仅最外层电子，次外层电子及某些元素倒数第三层电子。 Cl的价层电子排布式： 3s23p5 K的价层电子排布式： 4s1 电子云与原子轨道 1．概率密度 用P表示电子在某处出现的 概率 ，V表示该处的体积，则P/V称为概率密度，用ρ表示。 2.电子云 由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为 电子云 。 【注】电子云只是形象的表示电子出现在个点的概率高低，二实际上并不存在。 3．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。 4．原子轨道 (1)定义：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 【注】原子轨道与能层序数的关系 (1)不同能层的同种能级的原子轨道形状相同，只是半径不同。能层序数n越大，原子轨道的半径越大。 (2)s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道，它们互相垂直，分别以px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量相同。 · 考点06 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 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。 【注】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 。 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)。 【注】每个电子核外运动状态均不相同。如铝原子核外共有13种不同运动状态的电子。 【总结】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 · 考点07 元素周期律 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 核电荷数 递增发生周期性的递变。 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。这个序列中的元素性质随着核电荷数递增发生 周期性 重复。 3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。 【注】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 根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素数。第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。其余各周期总是从ns能级开始，以np结束，而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。 周期 外围电子排布 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 价电子 数目和价层电子 排布 。 (2)特点：同族元素的价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 = 族序数 。 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子 排布 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ③稀有气体元素：价电子排布为 ns2np6 (He除外)。 三、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 根据核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可把周期表里的元素划分成 4 个区： S 区、 p 区、 d 区和 f 区（除ΙB、ⅡB族外。） (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。 【注】p区元素价电子不都是ns2np1～6，如He元素的价电子为2s2。 【总结】各区元素的特点 包括的元素 价电子排布 化学性质 s区 第ⅠA、ⅡA族 ns1～2(最后的电子填在ns上) 除氢外，都是 活泼 金属元素(碱金属和碱土金属元素) p区 第ⅢA～ⅦA族、0族 ns2np1～6(最后的电子填在np上) 随着最外层电子数目的增加，非金属性 增强 ，金属性 减弱 d区 第ⅢB～ⅦB、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2[最后的电子填在(n－1)d上] 均为过渡金属，由于d轨道都未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与 化学键 的形成 ds区 第ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2[(n－1)d全充满] 均为过渡金属，d轨道已充满电子，因此d轨道一般不再参与化学键的形成 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14 (n－1)d0～2ns2 镧系元素的化学性质非常 相近 ，锕系元素的化学性质也非常相近 四、元素周期律 1．原子半径 （1）影响因素 2.电离能 （1）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。 （2）元素原子第一电离能的变化规律 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过渡元素的第一电离能的变化不太规则。 ④同周期元素第一电离能的变化呈现的是一种趋势，第ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都 高 。 （3）逐级电离能 ①含义：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的 最低 能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。 ②特点： 由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一元素的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……。 元素原子逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变，即突然增大多倍，这是由于电子分层 排布 的。如钠、镁、铝逐级失去电子的电离能 Na Mg Al 电离能/kJ·mol－1 I1 496 738 578 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9543 10540 11575 ③影响电离能的因素 电离能的数值大小主要取决于原子的 核电荷数 、 原子半径 以及原子的 电子排布 。 一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数 增大 ，原子的半径 减小 ，核对最外层电子的吸引力 加大 ，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就 越大 。 b. 同一主族元素 电子层数 不同，最外层的电子数 相同 ，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的吸引力 越小 ，越易失去电子，电离能也就 越小 。 c. 电子排布是影响电离能的第三个因素 某些元素具有全充满或半充满的电子排布，稳定性也 较高 ，其电离能数值较大。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大；第ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道 全满 ，p原子轨道全空，第ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为 半充满 状态，均稳定，所以它们比右侧相邻的元素的第一电离能大，出现反常。 （4）电离能的应用 ①根据电离能数据，确定元素核外电子的 排布 。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子。 ②根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3，表明K原子 易失去 一个电子形成＋1价正离子。 ③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。 3.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 。 应用： ①判断 金属性 、 非金属性 强弱 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 a.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 。 b.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： a.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 。 b.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。 · 易错点01电子排布式书写 1．电子排布通常按构造原理（能级顺序）填充，但书写时应按能层（n）从小到大排列。易错：24号Cr（3d⁵4s¹）和29号Cu（3d¹⁰4s¹）是特例，因为半满/全满结构更稳定，但要注意这只是基态原子的排布，写离子时要先失最外层电子（4s）。 2．写离子电子排布式时，先写原子的，再按“先失最外层（ns）”的原则去掉电子，然后重排成正常顺序。判断未成对电子数时，Cr是6个未成对（3d⁵4s¹各有5+1=6个），而Cr³⁺是3个（3d³）。 【判断对错】 1．铁元素基态原子的电子排布式能否写为1s22s22p63s23p64s23d6。( ) 【答案】错误 【详解】在书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边，而不是按构造原理顺序写，铁元素基态原子的电子排布式不能写为1s22s22p63s23p64s23d6，正确的应为1s22s22p63s23p63d64s2，故答案为：否。 2．的电子排布式：违反了能量最低原理。(______) 【答案】错误 【详解】p轨道上最多容纳6个电子，违反了泡利原理；故答案为：错误。 3．电子进入原子轨道的顺序和电子排布式的书写顺序一致。( ) 【答案】错误 【详解】电子进入能级的顺序是优先进入能量较低的能级，然后进入能量较高的能级，由于4s和3d轨道有能级交错现象，故电子进入原子轨道和电子排布式的书写顺序不一致； 故答案为：错误。 4．24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1。(_______) 【答案】正确 【详解】Cr的原子序数为24，电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，故说法正确。 5．基态原子价电子排布式为。( ) 【答案】正确 【详解】Ni的原子序数为28，位于第四周期第Ⅷ族，基态Ni原子价电子排布式为3d84s2，故答案为：正确。 6．基态原子价电子排布式：。( ) 【答案】错误 【详解】Ni的原子序数为28，位于第四周期第Ⅷ族，基态Ni原子价电子排布式为3d84s2； 故错误。 7．基态O原子电子排布式为：1s22s22p4。(_______) 【答案】正确 【详解】O原子核外有8个电子，基态O原子电子排布式为：1s22s22p4，故说法正确。 · 易错点02 能级能量高低比较 同一能层，能级能量 s < p < d < f；不同能层，能级可能发生交错，例如 4s < 3d。能级交错只发生在填充顺序，但电离时先失去的电子是能级更高的吗？不是，能级高低是填充时看的，但原子失去电子顺序由“电子所处实际能量”决定，失去电子时先失最外层（n大的），所以先失4s后失3d。题目问“失去一个电子所需能量大小比较”时，先看是原子还是离子。同一原子，失去第一个电子（最外层）比较容易，但若对比不同原子，则看有效核电荷和电子层。 【判断对错】 1．s能级的能量一定比p能级的能量低。( ) 【答案】错误 【详解】各能级能量由低到高的顺序为1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f…，所以s能级的能量不一定小于p能级的能量，如4s＞3p，故错误。 2．p能级能量不一定比s能级的能量高。( ) 【答案】正确 【详解】p能级能量不一定比s能级的能量高，如2p的能量小于3s。故正确。 3．p能级能量一定比s能级的能量高。( ) 【答案】× 【详解】相同能层的p能级比s能级的能量高，当能层不同时，无法比较，故错误。 4．不同能层，s能级的能量相同。( ) 【答案】错误 【详解】不同能层之间，符号相同的能级的能量随着能层数的递增而增大，故不同能层，s能级的能量不同，答案为错误。 5．同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多___________。 【答案】错误 【详解】同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数都是px、py、pz三个，错误； 6．p能级的能量一定比s能级的能量高___________。 【答案】错误 【详解】p能级的能量不一定比s能级的能量高，还要比较所在能层，错误； 7．2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等___________。 【答案】错误 【详解】2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量3p大于2p，错误；  8．2px、2py、2pz的能量相等___________。 【答案】正确 【详解】2px、2py、2pz的轨道伸展方向不同，能量相等，正确； 9．基态原子电子能量的高低顺序为E(1s)＜E(2s)＜E(2px)＜E(2py)＜E(2pz)___________ 。 【答案】错误 【详解】基态原子电子能量的高低顺序为E(1s)＜E(2s)＜E(2px)=E(2py)=E(2pz)，错误； · 易错点03 电离能大小判断 同一周期从左到右，第一电离能总体增大；同一主族从上到下，第一电离能减小。ⅡA族（如Be、Mg）大于ⅢA族（B、Al），因为ⅡA是ns²全满，稳定。ⅤA族（N、P）大于ⅥA族（O、S），因为ⅤA是半满p³，稳定。遇到电离能突变，看电子排布变化——全满、半满结构比相邻电子数多1的稳定，所以电离能更大。做题时先画周期表位置，再看其价电子构型。 【判断对错】 1．第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据。（____） 【答案】错误 【详解】同周期从左到右元素的金属性逐渐减弱，第一电离能逐渐呈增大趋势，但IIA族、ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素，如：金属性：Mg＞Al，但第一电离能：Mg＞Al，所以第一电离能的大小不能作为判断元素金属性强弱的依据，该说法错误。 2．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增大。（____） 【答案】错误 【详解】同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小，第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族全充满，第ⅤA族半充满，比较稳定，失去一个电子所需能量大，则其第一电离能大于相邻的元素，故说法错误。 3．钠的电离能I2≫I1，说明钠元素常显＋1价，镁的电离能I3≫I2，则镁常显＋1和＋2价。（____） 【答案】错误 【详解】钠的电离能I2≫I1，说明钠元素常显＋1价，镁的电离能I3≫I2，则镁常显＋2价，所以该说法错误。 4．同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，金属性逐渐增强。（____） 【答案】正确 【详解】在同一主族中，自上而下失电子能力增强，则自上而下第一电离能逐渐减小，金属性逐渐增强，故正确。 5．同周期元素，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大。（____） 【答案】正确 【详解】同一周期中，从左向右第一电离能呈增大趋势，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，故说法正确。 6．所需能量不是第二电离能。（__ _） 【答案】正确 【详解】第二电离能指的是一价的气态基态阳离子再失去一个电子变成二价气态基态阳离子所需要的能量，故所需能量不是第二电离能，该说法正确。 7．根据元素周期律，原子半径Ga小于As，第一电离能Ga大于As。( ) 【答案】错误 【详解】Ga与As都是第四周期元素，Ga的序数小于As序数，同周期从左到右原子半径逐渐减小，第一电离能有增大的趋势，因此，原子半径Ga大于As，第一电离能Ga小于As，上述说法错误。 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。( ) 【答案】错误 【详解】同一周期，元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大， 但第IIA族和第VA族的第一电离能大于其相邻元素，则钠的第一电离能小于镁的第一电离能， 但钠元素第二电离能大于镁元素，故错误。 · 易错点04 电负性应用 电负性用于判断元素非金属性强弱和化学键极性。电负性大，非金属性强，吸引电子能力强。电负性差值>1.7不一定是离子键，只是经验判断，有例外（如SiF₄是共价键）。电负性最大是F（约4.0），最小是Fr（约0.7），但Cs常用作最小。比较键的极性，只需比较两元素电负性差值。判断“元素显正价还是负价”时，电负性小的显正价，但注意与化合价数值无关。 【判断对错】 1．在形成化合物时，电负性越大的元素越容易显示正价。( ) 【答案】错误 【详解】形成化合物时，电负性越大，对键合电子的引力越大，越容易显负价，故错误。 答案为：错误。 2．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。( ) 【答案】错误 【详解】同周期元素VA族第一电离能大于VIA族， 但电负性是同周期VIA族更大，描述错误。 3．电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属。(____) 【答案】错误 【详解】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，但无绝对界线。故电负性大于1.8的不一定为非金属，如Sb、Pb、Bi等电负性大于1.8，属于金属；小于1.8的一定为金属，该说法错误，故答案为：错误。 4．电负性相同或差值小的非金属原子形成的化学键是共价键。(______) 【答案】正确 【详解】当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于于1.7时，所形成的一般为离子键，当小于1.7时，一般为共价键，所以电负性相同或差值小的非金属原子之间形成的化学键是共价键； 故正确。 5．同周期元素中，稀有气体的电负性数值最大。（_ ___） 【答案】错误 【详解】电负性是原子对键合电子的吸引力，电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，同一周期元素，元素的电负性随着原子序数增大而增大，稀有气体原子达到稳定结构，不易得电子，所以对键合电子的吸引力较小，电负性小，所以该说法错误。 6．金属元素电负性一定小于非金属元素电负性。( ) 【答案】错误 【详解】金属元素电负性不一定小于非金属元素电负性，如Si元素为1.8，Pb元素为1.9，过渡元素很多金属的电负性大于非金属元素，故答案为：错误。 7．B和N相比，电负性较大的是N。( ) 【答案】正确 【详解】同周期主族元素从左往右电负性逐渐增强，因此电负性N>B，故答案为：正确。 8．的电负性比K高，原子对键合电子的吸引力比K大。(_______) 【答案】正确 【详解】电负性是元素的原子在化合物中吸引电子的能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能越强； 故答案为：正确。 · 易错点05 原子半径比较 同周期原子半径从左到右递减（除稀有气体突然变大，因是范德华半径）；同主族从上到下递增。比较离子半径时，电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺。比较原子与对应阳离子半径：原子 > 低价阳离子 > 高价阳离子。 离子半径比较题三步法： ① 看电子层数，层多半径大； ② 层数相同，看核电荷数，核电荷数大，半径小； ③ 层数相同、核电荷数相同，看核外电子数，电子数多半径大（如Fe²⁺与Fe³⁺）。 【判断对错】 1．同周期的过渡元素，自左至右原子半径一定减小。(_______) 【答案】错误 【详解】同周期的过渡元素，原子半径从左至右呈递减趋势，不是一定减小，如锰原子半径大于相邻同周期元素原子的半径，故说法错误。 2．氮原子的原子半径及第一电离能都比氧原子的大。（_ ___） 【答案】正确 【详解】同周期主族元素，从左往右原子半径依次减小，则氮原子的原子半径比氧原子大，同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但氮是七号元素，其电子排布为1s22s22p3，2p能级为半充满结构，比较稳定，氮原子第一电离比氧原子大，故答案为：正确。 3．原子序数为15的元素的原子半径小于N原子半径。(______) 【答案】错误 【详解】电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；原子序数为15的元素为磷，其原子半径大于N原子半径；故错误。 4．原子半径就是最外层电子到原子核的实际距离。(_______) 【答案】错误 【详解】原子半径是描述原子大小的一个重要参数， 两原子之间(原子可以相同也可以不相同)以共价键结合时，两核间距离的一半，故错误。 5．第2周期主族元素的原子半径随核电荷数的增大依次减小。( ) 【答案】正确 【详解】同周期元素，电子层数相同，随原子序数递增，原子核吸引电子能力增强，第2周期主族元素的原子半径随核电荷数的增大依次减小，故上述说法正确。 6．各元素的原子半径总比其离子半径大。(_____) 【答案】错误 【详解】原子形成阳离子，核外电子数减少，核外电子排斥减小，故阳离子半径小于其原子半径，而原子形成阴离子，核外电子排斥增大，阴离子半径大于其原子半径，故说法错误。 7．B、C、N、O、F原子半径依次增大。(______) 【答案】错误 【详解】五种元素在同一周期，同周期元素从左向右，原子半径逐渐减小，故结论错误。 8．已知Cs的原子半径比Na的原子半径大，故Cs与水反应比Na与水反应更剧烈。(_____) 【答案】正确 【详解】已知Cs的原子半径比Na的原子半径大，金属性Cs> Na，故Cs与水反应比Na与水反应更剧烈；该说法正确。 · 易错点06 元素推断与“位—构—性” 根据原子序数、电子排布、电离能突变位置等推断元素位置，再推性质。电离能数据突变，注意有几个突变点就说明有几个电子易失去（即最外层电子数）。I₁到I₂突变很大，说明失去第一个电子后结构很稳定（如Na）。主族元素价电子数 = 主族序数，但副族元素注意d电子也可能参与成键，价电子包括(n-1)d和ns。 若题目给电离能数据图，突变前平稳上升段对应内层电子，第一次大突变对应最外层电子开始失去，突变次数 = 最外层电子数。 【选择题】 1．利用元素在元素周期表中的“位构性”关系，我们可以预测陌生元素及其化合物的性质。下列有关铝、硅元素及其化合物的叙述正确的是 A．氢氧化铝既能溶于盐酸又能溶于NaOH溶液 B．二氧化硅属于酸性氧化物，不能与任何酸反应 C．通过反应SiO2+2CSi(粗)+2CO↑可以说明非金属性C > Si D．硅酸是一种弱酸，可由二氧化硅与水化合制得 【答案】A 【详解】A．氢氧化铝为两性氢氧化物，既能溶于盐酸又能溶于NaOH溶液，A正确； B．属于酸性氧化物，但能与HF反应，B错误； C．反应SiO2+2CSi(粗)+2CO↑中C为还原剂，该反应不能比较两者非金属性，不能说明非金属性C>Si，C错误； D．硅酸是一种弱酸，但难溶于水，所以不可由与水化合制得，D错误； 故选A。 2．元素周期表完美地将元素的“位、构、性”结合在一起，根据元素原子在周期表中的位置关系可推测出其结构和性质。A、B、C、D、E为原子序数依次增大的短周期主族元素，它们在周期表中的位置关系如图所示，下列说法正确的是 A．原子半径：A＞B＞C＞D B．最高价氧化物对应的水化物的酸性：A＞D C．单质的氧化性：E＞C＞B D．A与B形成的阴离子与钠离子能形成含共价键的离子化合物 【答案】D 【详解】A．原子的电子层数越大，原子半径越大，则硫原子的原子半径大于碳原子，故A错误； B．元素的非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，硫元素的非金属性强于碳元素，所以硫酸的酸性强于碳酸，故B错误； C．同主族元素，从上到下非金属性依次增强，单质的氧化性依次增强，所以氟气的氧化性强于氯气，故C错误； D．碳酸钠是含有离子键和共价键的离子化合物，故D正确； 故选D。 · 方法1 电子排布式/轨道表示式书写——分三步核对 方法：先按原子序数写出能级填充顺序（1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d…）。检查特例元素（Cr、Cu、Mo、Ag等），看是否满足半满/全满更稳定。若是离子，先写原子排布，再按“先失最外层（ns）电子，再失(n-1)d电子”的原则去掉电子，并按能层顺序重排。 易错示例：写Fe³⁺电子排布式时，错误：先写Fe为[Ar]4s²3d⁶，直接去掉3个3d电子→[Ar]4s²3d³（错误）。 正确写法：Fe原子：[Ar]4s²3d⁶ → 先失4s两个电子→ Fe²⁺：[Ar]3d⁶ → 再失一个3d电子→ Fe³⁺：[Ar]3d⁵。 口诀：原子填充“能级交错”，离子失电“先外后里”。 · 方法2 未成对电子数判断——看价层，特别是d区 方法：写出价层电子排布（主族看nsnp，副族看(n-1)d和ns）。在轨道表示式中，根据洪特规则，电子尽可能分占不同轨道且自旋平行。特别注意d轨道电子数：d⁵（5个未成对）、d⁸（2个未成对）等规律。 易错示例：Mn（3d⁵4s²）有5个未成对电子，但Mn²⁺（3d⁵）同样5个，而Fe³⁺（3d⁵）也是5个，不要误以为不同元素离子未成对电子数不同。Ni²⁺电子排布为[Ar]3d⁸。 口诀：未成对电子看d轨，半满时最多（5个），全满时为零。 · 方法3 电离能、电负性大小比较——先定位，再比“三看” 方法：一看周期与族：同周期左→右，电离能增大（有反常）；同主族上→下，电离能减小。二看电子构型：全满（s²、p⁶、d¹⁰）、半满（p³、d⁵）更稳定，电离能比相邻元素大。三看电荷与半径：比较离子时，电荷高、半径小则电离能大。 易错示例：比较Mg、Al第一电离能：Mg（3s²全满）> Al（3s²3p¹），不要只记“同周期递增”。比较O、N第一电离能：N（2p³半满）> O（2p⁴），同理S与P。 口诀：电离能比较，先画位置，再看构型，反常牢记ⅡA>ⅢA、ⅤA>ⅥA。 · 方法4 原子/离子半径比较——分层比较法 方法：第一步：比电子层数，层多径大。第二步：若层数相同，比核电荷数，核电荷数大，对电子吸引强，半径小。第三步：若层数与核电荷数均相同（同种元素不同价态离子），比电子数，电子多则半径大。 易错示例：比较O²⁻、F⁻、Na⁺、Mg²⁺、Al³⁺半径：它们均为2层10电子结构，核电荷数递增（8、9、11、12、13），因此半径顺序为：O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺。比较Fe、Fe²⁺、Fe³⁺半径：Fe > Fe²⁺ > Fe³⁺（电子数递减，有效核电荷递增）。 · 方法5 元素推断（位—构—性）——构建“三角互推” 方法：已知位置（周期表位置）→ 可推电子排布、主要化合价、性质。已知结构（电子排布、电离能数据） → 可推位置、性质。已知性质（如最高价氧化物水化物酸碱性、氢化物稳定性）→ 可推位置、结构。 关键突破口：最高正价 = 主族序数（O、F除外），负价 = 8—主族序数。电离能突变次数 = 最外层电子数。元素在化合物中常见颜色（如Cu²⁺蓝色、Fe³⁺黄色、MnO₄⁻紫色）可作提示。 易错示例：某元素原子M层有2对成对电子，其价层电子为3s²3p⁴，是硫元素（S），不是硅（3s²3p²）。注意M层可能是第三层，需把内层写全再判断。 口诀：推断题，找题眼；电子排布定位置，性质验证再确定。 · 方法6 核外电子运动状态描述——四个量子数理解法 方法：主量子数n：决定能层和主要能量。角量子数l：决定能级形状（s、p、d、f）。磁量子数m：决定轨道空间伸展方向。自旋量子数mₛ：决定电子自旋方向（+1/2或-1/2）。 易错示例：2p能级有3个轨道，每个轨道最多容纳2个电子，所以2p⁴表示有4个电子，在三个轨道上分布为：其中一个轨道全满（2e⁻），另两个轨道各1e⁻。问“氮原子（1s²2s²2p³）有多少种运动状态不同的电子？”答案：7种（每个电子四个量子数组合唯一）。 口诀：量子数，n、l、m、s，四者共同定电子。 第2章 分子结构与性质 思维导图→考点清单（8大考点）→素养提升清单（9大易错点、7大方法） · 考点01 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。 【注】所有共价键都有饱和性，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。 形成条件 2．同种非金属元素或者不同种非金属元素原子之间，某些金属原子与非金属原子之间形成 共价键 。如AlCl3、BeCl2、FeCl3等所含化学键为 共价键 。 3．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轨道重叠形成 类型 s－s型 s－p型 p－p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 p－p 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。 【总结】σ键与π键的比较 共价键类型 σ键 π键 原子轨道重叠方式 “头碰头”重叠 “肩并肩”重叠 示意图 对称类型 轴对称 镜面对称 原子轨道重叠程度 大 小 键的强度 较大 较小 化学活泼性 不活泼 活泼 成键规律 共价单键是σ键；共价双键中一个是σ键，一个是π键；共价三键中一个是σ键，两个是π键 【注】①s轨道与s轨道形成σ键时，电子并不是只在两核间运动，只是电子在两核间出现的概率大。 ②因s轨道是球形的，故s轨道与s轨道形成σ键时，无方向性。两个s轨道只能形成σ键，不能形成π键。 ③两个原子间可以只形成σ键，但不能只形成π键。 · 考点02 键参数——键能、键长与键角 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。 (3)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 (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 ，键能最大的是 ① 。 (4)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 (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 (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 【总结】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。 · 考点03 多样的分子空间结构 单原子分子、双原子分子不存在空间结构，多原子存在空间结构。 分子类型 化学式 空间结构 结构式 键角 空间填充模型 球棍模型 三原子 分子 CO2 直线形 O===C===O 180° H2O V形 105° 四原子 分子 CH2O 平面 三角形 120° NH3 三角锥形 107° 五原子 分子 CH4 四面体形 109°28 ′ 【注】①分子组成相似的分子，空间结构不一定相似，如NH3是三角锥形，而BCl3是平面三角形。 ②空间结构相同的分子，键角不一定相同。如CH4和P4均为正四面体结构，但CH4键角为109°28′，而P4为60°。 · 考点04 杂化轨道理论简介 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键是等同的。 2．杂化轨道的形成及其特点 【注】①原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子不可能发生杂化。 ②只有能量相近的轨道才能发生杂化。 ③杂化后原子轨道数目不变，且杂化轨道的能量相同。 ④杂化后轨道的伸展发向、形状发生改变，使原子形成的共价键更牢固。但相同杂化形式的杂化轨道形状完全相同。 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)。 【注】①sp、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。 ②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。 价层电子对互斥模型（VSEPR模型） 1．价层电子对互斥理论 分子的空间结构是中心原子周围的“价层电子对”相互 排斥 的结果。 VSEPR的“价层电子对”是指分子中的中心原子与结合原子间的σ键电子对和中心原子的孤电子对。 2．中心原子上价层电子对的计算 (1)价层电子对 (2)计算 ①σ键电子对的计算 由分子式确定，即中心原子形成几个σ键，就有几对σ键电子对。如H2O分子中，O有2对σ键电子对，NH3分子中，N有3对σ键电子对。 ②中心原子上的孤电子对的计算 中心原子上的孤电子对数＝ (a－xb) a．a表示中心原子的 价电子数 。 对于主族元素：a＝ 原子的最外层电子数 。 对于阳离子：a＝ 中心原子的价电子数 － 离子的电荷数 。 对于阴离子：a＝ 中心原子的价电子数 ＋ 离子的电荷数 (绝对值)。 b．x表示与 中心原子结合的原子数 。 c．b表示与中心原子结合的原子 最多能接受的电子数 ，氢为1，其他原子＝ 8－该原子的价电子数 。 (3)VSEPR模型与分子或离子的空间结构 σ键电子对数＋孤电子对数＝价层电子对数VSEPR模型分子或离子的空间结构。 分子或离子 孤电子对数 价层电子对数 VSEPR 模型名称 分子或离子 的空间结构名称 CO2、BeCl2 0 2 直线形 直线形 SO2、PbCl2 1 3 平面三角形 V形 CO32—、BF3 0 3 平面三角形 平面三角形 H2O、H2S 2 4 四面体形 V形 NH3、NF3 1 4 四面体形 三角锥形 CH4、CCl4 0 4 正四面体形 正四面体形 （4）价层电子对之间的斥力 ①电子对间夹角越小，斥力 越大 。 ②分子中电子对之间的斥力大小顺序：孤电子对—孤电子对 > 孤电子对—成键电子对 > 成键电子对—成键电子对。 ③由于三键、双键比单键包含的电子多，所以斥力大小顺序： 三键 > 双键 > 单键 。 【注】①孤电子对对成键电子对的排斥作用会挤压周围的化学键，使键与键之间的键角变小，如H2O的键角105°，NH3的键角107°。 ②中心原子的价层电子都用于形成共价键分子，其空间结构与VSEPR模型相同，如CO2、CH4。 ③中心原子上有孤电子对时，分子的空间结构与VSEPR模型不同，如SO2、NH3。 ④价层电子对互斥模型对分子的空间结构的预测少有事物，但它不能预测以过渡金属为原子的分子。 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 杂化轨道类型的判断方法 1.根据杂化轨道数目判断 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。如ClO3—、ClO4—的价层电子对数为4，则杂化轨道数均为4。 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.根据共价键类型判断 没有形成π键，为 sp3 杂化：CH4 形成一个π键，为 sp2 杂化：CH2==CH2 形成两个π键，为 sp 杂化：CH≡CH、O==C==O 4. 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。 5.取代法 （1）如(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采取sp3杂化。 （2）CH3CH==CH2分子可以看作乙烯基取代了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，故两个不饱和碳为sp2杂化。 · 考点05 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 【注】①根据元素电负性的大小判断键合原子的电性。形成共价键的两个原子，电负性大的原子显负价，电负性小的原子显正价。②电负性差值越大的两原子形成的共价键极性越强。 (2)分子的极性 分子有极性分子和非极性分子。分子的极性与分子的空间结构及分子中键的极性有关。 (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（O3除外）。 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。 例如： （4）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。 (5)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。 【注】①一般情况下，单质分子为非极性分子，但O3是V形分子，其空间结构不对称，故 O3为极性分子。 ②H2O2的结构式为H—O—O—H，其空间结构如图所示，是不对称的，为极性分子。 ③只含极性键的分子不一定是极性分子（如CH4）；极性分子不一定含有极性键（如CH3OH）；含有非极性键的分子不一定是非极性分子（如H2O2）。 2．键的极性对化学性质的影响 （1）键的极性对有机酸的酸性大小的影响 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。 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 【总结】①烃基（R—）是推电子基团，烃基越长推电子效应越大，使羧基中的烃基的极性越小，羧酸的酸性越弱。所以，酸性HCOOH >CH3COOH>CH3CH2COOH。 ②与羧基（—COOH）相连的C—X（X为卤素原子）的极性越大，羧酸的酸性越大；C—X的数量越多，羧酸的酸性越大，如酸性：CF3COOH>CCl3COOH>CH3COOH；CCl3COOH>CHCl2COOH>CH2ClCOOH。 · 考点06 范德华力 一、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)特征： ①)范德华力广泛存在于分子之间，由分子构成的液态和固态物质，范德华力存在于相邻的分子之间；由分子构成的气态物质，只有分子相互接近时才存在范德华力。 ②范德华力很弱，比化学键的键能小1~2个数量级。 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。 (3)影响因素： ①一般来说，组成和性质相似的物质，相对分子质量 越大 ，范德华力 越大 ； ②相对分子质量相同或相近时，分子的极性 越大 ，范德华力也 越大 。如CO为极性分子，N2为非极性分子，范德华力：CO>N2。 ③分子组成相同但结构不同的物质，分子的对称性越强，范德华力越小，如 对二甲苯< 间二甲苯 < 邻二甲苯。 (4)范德华力对物质性质的影响 范德华力主要影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质。范德华力越大，物质的熔沸点 越高 。如：F2<Cl2<Br2<I2。 【注】范德华力主要影响物质的物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质。 二、氢键及其对物质性质的影响 1．氢键的概念、形成条件及表示方法 (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)形成条件： ①H原子与电负性很大的X原子形成强的极性键，如H2O中的O原子。 ② 与H原子形成氢键的Y原子的电负性必须很大，如NH3中的N原子。 ③X、Y的原子半径要小，以减小形成氢键的空间阻力。 综上所述，能形成氢键的元素一般为N、O、F。 (3)表示方法：氢键的通式可用X—H…Y—表示。式中X和Y表示 F、O、N ，“—”表示 共价键 ，“…”表示 氢键 。 【注】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（邻羟基苯甲醛）。 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 溶解 。如NH3极易溶于水，因NH3与H2O之间能形成氢键，且都是极性分子。 (4)对物质密度的影响：氢键可使固体或液体的密度 减小 ；使气体物质的密度增大。如液态水密度>固态的密度。 (5)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。 三、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。 【注】CO、NO等极性分子均难溶于水，不少盐类（如AgCl、PbSO4、BaSO4等）也难溶于水，H2、N2难溶于水也难溶于苯等。 2．影响物质溶解性的因素 (1)外界因素：主要有 温度 、 压强 等。 ①温度：一般，温度越高，固体物质的溶解度 越大 。（Ca(OH)2、气体除外）。 ②压强：一般，压强越大，气体溶解度 越大 。 (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 。 四、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。 · 考点07 配合物 1．配位键 (1)概念：成键原子一方提供 孤电子对 ，另一方提供 空轨道 形成的共价键。 【注】配位键是一种特殊的共价键。配位键中的共用电子对是由成键单方提供的，而其他的共价键的共用电子对是由成键双方提供的。 (2)配位键的形成条件 ①成键原子一方能提供孤电子对。如分子有NH3、H2O、HF、CO等；离子有Cl－、OH－、CN－、SCN－等。 ②成键原子另一方能提供空轨道。如H＋、Al3＋、B及过渡金属的原子或离子。 配位键同样具有 饱和性 和 方向性 。一般来说，多数过渡金属的原子或离子形成配位键的数目是基本不变的，如Ag＋形成 2 个配位键；Cu2＋形成 4 个配位键等。 2．配位化合物 (1)配合物的概念：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、NH4Cl等均为配合物。 (2)配合物的形成 实验操作 实验现象 有关离子方程式 滴加氨水后，试管中首先出现蓝色沉淀 ，氨水过量后沉淀逐渐 溶解 ，滴加乙醇后析出 深蓝色 晶体[Cu(NH3)4]SO4·H2O Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH4+、Cu(OH)2＋4NH3===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－ 溶液 变血红色 Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3 白色的AgCl沉淀消失，得到澄清的无色溶液 AgCl＋2NH3＝[Ag(NH3)_2]Cl 上述实验现象产生的原因主要是配离子的形成。以配离子[Cu(NH3)4]2＋为例，NH3分子中氮原子的 孤电子对 进入Cu2＋的 空轨道 ，Cu2＋与NH3分子中的氮原子通过 共用氮原子提供的孤电子对 形成配位键。配离子[Cu(NH3)4]2＋可表示为 。 (3)配合物的组成 配合物[Cu(NH3)4]SO4其组成如下图所示： ①中心原子是 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)，过渡金属离子最常见的有Fe3＋、Ag＋、Cu2＋、Zn2＋等。 ②配体是 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配位数是直接与中心原子形成的 配位键 的数目。如[Fe(CN)6]4－中配位数为6。 3．配合物的形成对物质性质的影响 (1)溶解性的影响：一些难溶于水的金属氯化物、溴化物、碘化物、氰化物，可以依次溶于含过量Cl－、Br－、I－、CN－和氨的溶液中，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，颜色常发生变化，根据颜色的变化可以判断是否有配离子生成。如Fe3＋与SCN－在溶液中可生成配位数为1～6的配离子，这种配离子的颜色是 血红色 的，反应的离子方程式如下： Fe3＋＋nSCN－===[Fe(SCN)n]3－n(n＝1～6)。 (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 。当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的 性质 有关。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，使血红蛋白失去输送O2的功能，从而导致人体CO中毒。 4．配合物内界中共价键数目的判断 若配体为单核离子如Cl－等，可以不予计入，若为分子，需要用配体分子内的共价键数乘以该配体的 个数 ，此外，还要加上中心原子与配体形成的配位键，这也是 σ 键。例如：配合物[Co(NH3)4Cl2]Cl的共价键数为3×4＋4＋2＝18。 【拓展】配位键与共价键的关系 ①形成过程不同：配位键实质上是一种特殊的共价键，在配位键中一方提供孤电子对，另一方具有能够接受孤电子对的空轨道。普通共价键的共用电子对是由成键原子双方共同提供的。 ②配位键与普通共价键的实质相同。它们都被成键原子双方共用，如在NH4+中有三个普通共价键、一个配位键，但四者是完全相同的。 ③同普通共价键一样，配位键可以存在于分子中[如Ni(CO)4]，也可以存在于离子中(如NH4+)。 · 考点08 超分子 1．概念：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 。 【注】超分子定义中的分子是广义的，包括离子。 2．超分子的实例 (1)分离C60和C70 (2)冠醚识别碱金属离子 冠醚是皇冠状的分子，可有不同大小的空穴适配不同大小的碱金属离子 (3)超分子两个的重要特征—— 分子识别 、 自组装 。 · 易错点01 化学键类型的判断 化学键包括离子键、共价键、金属键。一般来说，活泼金属与活泼非金属之间形成离子键，非金属元素之间形成共价键，金属单质中为金属键。离子化合物中一定含离子键，也可能含共价键。如NaOH是离子化合物，既含Na⁺与OH⁻间的离子键，也含O-H共价键。共价化合物中只含共价键，一定不含离子键。所以含离子键的化合物一定是离子化合物。非金属元素之间可以形成离子键。如NH₄⁺是铵根离子，铵盐（如NH₄Cl）是离子化合物，含有离子键，但构成离子的是非金属元素N、H。 应试技巧：快速判断化学键类型，先看化合物类别。是金属阳离子（或NH₄⁺）与阴离子吗？若是，则为离子化合物。再看粒子内部，同种或不同种非金属原子之间一般为共价键。 【判断对错】 1．常温下，4 g CH4含个C-H共价键。（______） 【答案】正确 【详解】甲烷的摩尔质量为16 g/mol，4 g CH4的物质的量为=0.25 mol，而每个CH4分子含有4个C-H共价键，故0.25 mol CH4中C-H键的物质的量为0.25 mol×4=1 mol，则对应数目为NA个，故该说法正确。 2．共价键的饱和性决定不能形成H3S、H2Cl和Cl3等分子。(______) 【答案】正确 【详解】按照共价键的共用电子对理论，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，这就是共价键的饱和性；氢原子、氯原子都只有一个未成对电子，因而只能形成H2、HCl、Cl2分子，不能形成H3、H2 Cl、Cl3等分子； 故正确。 3．原子轨道重叠越多，共价键越牢固。(______) 【答案】正确 【详解】成键原子间原子轨道重叠越多，键长越短，键能越大，共价键越牢固； 故正确。 4．共价键是一种电性吸引。(______) 【答案】错误 【详解】共价键是一种电性作用，不仅仅是吸引，还包括排斥； 故错误。 5．共价晶体中，共价键越强，熔点越高。(_______) 【答案】正确 【详解】共价晶体中，原子形成的共价键越强，原子间的作用力越强，晶体的熔点越高，判断正确。 6．共价键的极性强弱不仅取决于成键原子双方电负性差值的大小，还取决于共价键所处的环境。(___________) 【答案】正确 【详解】共价键的极性强弱主要由成键原子的电负性差值决定，但也会受到化学环境的影响。例如，在羧酸（－COOH）中，羰基（C=O）的强吸电子效应通过诱导效应传递到O－H键，增强了O－H键的极性，使其更容易解离出H⁺，导致酸性增强。这种环境因素（如邻近基团的电子效应）会改变共价键的实际极性表现，因此题目中的观点正确。 7．冰中包含的作用力有范德华力、氢键和共价键。(______) 【答案】正确 【详解】冰晶体中主要存在范德华力和氢键两种作用力，分子内存在共价键，故冰中包含的作用力有范德华力、氢键和共价键；答案：正确。 · 易错点02 σ键与π键的识别与数量判断 σ键是“头碰头”重叠，可绕轴旋转；π键是“肩并肩”重叠，不能旋转。单键是σ键，双键是1个σ键+1个π键，三键是1个σ键+2个π键。“有σ键必有π键”是错误的。单键只有σ键，没有π键。“有π键必有σ键”是正确的。因为π键不能单独存在，必须与σ键共存于重键中。判断分子中σ键与π键的个数，最容易出错在复杂分子和离子，如C₂H₂（乙炔）、N₂H₄（联氨）、CO₃²⁻（碳酸根）等。 应试技巧：分步计算。先根据结构式或电子式明确所有的“单键、双键、三键”。单键数 = σ键数。每个双键贡献1个σ键和1个π键，每个三键贡献1个σ键和2个π键。注意配位键（如NH₄⁺中的N→H）也是σ键。 【判断对错】 1．有机物中键与键之比为。(_____) 【答案】错误 【详解】有机物中σ键与π键的比例并非固定为2:1，而是取决于分子的具体结构。单键仅含σ键，双键含一个σ键和一个π键，三键含一个σ键和两个π键。例如，乙烷（CH3-CH3）中仅有σ键，无π键；乙烯（CH2=CH2）中σ键数为5，π键数为1；乙炔（HC≡CH）中σ键数为3，π键数为2，不同有机物中键与键之比各异，故上述说法错误。 2．用电子云轮廓图表示的键形成的示意图：。( ) 【答案】正确 【详解】H原子核外只有一个电子，在1s轨道，s轨道为球形，两个H原子的s轨道电子头碰头形成键，示意图正确。 3．的共价键类型：键。( ) 【答案】正确 【详解】F原子核外电子排布为1s22s22p5，p轨道中含1个单电子，两个F原子p轨道中的单电子形成键，故正确。 4．环己烷与苯分子中键的键能相等。( ) 【答案】错误 【详解】环己烷中碳碳键为σ键，苯环中碳碳键为σ键和大π键，苯环中碳原子电子云密度大，所以环己烷与苯分子中键的键能不相等，故上述说法错误。 5．杂化轨道用于形成π键。（__ __） 【答案】错误 【详解】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，没有参与杂化的p轨道、d轨道等形成π键； 故错误。 · 易错点03 杂化轨道类型的判断 通过价层电子对互斥理论（VSEPR模型）预测中心原子杂化类型。杂化轨道数=中心原子价层电子对数（σ键电子对+孤电子对）。杂化类型与分子空间构型无绝对对应关系。如H₂O和CH₄中心原子均为sp³杂化，但H₂O为V形，CH₄为正四面体，差别在于孤电子对数。中心原子的孤电子对也要参与杂化。计算价层电子对时，公式为：(中心原子价电子数 + 配位原子提供的电子数 ± 离子电荷数) / 2。其中，O、S作配位原子时不提供电子（如H₂O中的O作中心原子，价电子数为6；作配位原子时，视为不提供电子）。 应试技巧：记住经典模型。2对电子对→sp杂化→直线形；3对→sp²杂化→平面三角形（无孤对）或V形（1对孤对）；4对→sp³杂化→正四面体（无孤对）、三角锥（1对孤对）、V形（2对孤对）。用模型反推杂化类型最快。 【判断对错】 1．杂化轨道只用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对，未参与杂化的p轨道可用于形成π键。( ) 【答案】正确 【详解】s轨道为球型的轨道；p轨道为哑铃型，有3个方向不同的轨道、、，轨道能量相近的轨道才能进行杂化，可形成杂化轨道；杂化轨道只用于形成键、键、键，也可以用于容纳未参与成键的孤对电子，未参与杂化的p轨道可以肩并肩形成键，故正确。 2．只有能量相近的轨道才能杂化。( ) 【答案】正确 【详解】原子中能量相近的某些轨道的电子容易跃迁到相邻轨道，在成键时能重新组合成能量相等的新轨道，可形成杂化轨道，如2s和2p、3s和3p等能形成杂化轨道，而2s轨道和3p轨道能量不相近的轨道，电子不容易跃迁，不能形成杂化轨道，故正确。 3．凡是中心原子采取sp3杂化的分子，其立体构型都是正四面体形。( ) 【答案】错误 【详解】中心原子采取sp3杂化的分子，其分子构型可以是正四面体形，也可以是三角锥形或V形，错误。 4．PCl3分子是三角锥形，这是因为P原子是以sp2杂化的结果。(_______) 【答案】错误 【详解】PCl3价层电子对为3+(5-3×1）÷2=4对，采取sp3杂化，有1对孤对电子，所以该分子为三角锥形。所以说法错误； 故错误。 5．只要分子的空间结构为平面三角形，中心原子均为杂化。(______) 【答案】正确 【详解】价层电子对=σ键电子对+中心原子上的孤电子对，微粒中立体构型是平面三角形，说明中心原子价层电子对个数是3且不含孤电子对，中心原子是以sp2杂化，例如，BCl3中价层电子对个数=3+=3，立体构型是平面三角形，中心原子是以sp2杂化，故该说法正确。 6．若有机物分子中碳原子只采取杂化，则分子中所有原子一定共平面。(______) 【答案】错误 【详解】 如果分子中有苯环平面加双键平面再加直线结构，如：，双键平面和苯环平面不一定共面，故上述说法错误。 · 易错点04 分子极性与空间构型的关系 分子的极性由正负电荷中心是否重合决定。极性键形成的分子，若空间结构对称，则可能为非极性分子。含极性键的分子不一定是极性分子。如CO₂（直线形）、CH₄（正四面体）、BF₃（平面三角形）等，结构高度对称，键的极性相互抵消，整个分子无极性。极性分子中一定含极性键吗？不一定，但高中常见极性分子（如H₂O、NH₃）都含极性键。特例如O₃（臭氧），是极性分子，但O-O键是非极性键（同种原子），由于分子为V形，正负电荷中心不重合。判断极性时，不要只看化学式，必须想象或记忆其空间构型。如H₂O（极性）和CO₂（非极性）是经典对比。 应试技巧：先看键的极性，再看空间构型是否对称。记住常见非极性分子：所有单质分子（H₂、O₂）、直线对称（CO₂、CS₂、BeCl₂）、平面三角对称（BF₃）、正四面体对称（CH₄、CCl₄、SiF₄）。其余通常为极性分子。 【判断对错】 1．为极性分子。(______) 【答案】正确 【详解】为三角锥形，正负电荷中心不重合，是极性分子，说法正确。 2．极性分子中一定不含有非极性共价键。( ) 【答案】错误 【详解】H2O2为极性分子，结构式为H-O-O-H，含有非极性键，故错误。 3．是由极性键构成的极性分子。（______） 【答案】正确 【详解】中含有的化学键为，为极性键，中心原子O的价层电子对数为4，孤对电子数为2，分子空间构型为V形，为极性分子，故是由极性键构成的极性分子，答案为正确。 4．SO2和NH3均易溶于水，原因之一是它们都是极性分子。( ) 【答案】正确 【详解】SO2为V形分子，NH3为三角锥形分子，正负电荷中心不重合，都是极性分子，所以易溶于水，正确； 5．CCl4是非极性分子，C原子处在4个Cl原子所组成的正方形的中心。( ) 【答案】错误 【详解】CCl4是非极性分子，4个Cl原子构成的是正四面体结构，C原子处在4个Cl原子所组成的四面体的中心，错误； 6．与均为三角锥形，为极性分子。(____) 【答案】错误 【详解】BCl3 的价层电子对数为3+=3，没有孤电子对，空间构型为平面三角形，为非极性分子；NCl3 的价层电子对数为3+ =4，有1个孤电子对，空间构型为三角锥形，为极性分子；故答案为：错误。 · 易错点05 分子间作用力与物质性质的影响 分子间作用力（范德华力）影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质。氢键是特殊的分子间作用力，比范德华力强。氢键是“键”但不是化学键，它是一种较强的分子间（或分子内）静电作用。它影响物理性质（如熔沸点反常升高，如H₂O>H₂S），但不影响化学性质。能形成分子间氢键的物质，熔沸点显著高于同系物。如H₂O、NH₃、HF的熔沸点均高于同族氢化物。乙醇（C₂H₅OH）的沸点（78℃）远高于二甲醚（CH₃OCH₃，-24℃），因为乙醇有分子间氢键。比较熔沸点时，先判断晶体类型（分子晶体、离子晶体等）。若是分子晶体，先看是否有氢键，再看范德华力大小（一般随相对分子质量增大而增大，但要注意分子极性、形状的影响）。 应试技巧：比较物质熔沸点“三看”：一看晶体类型（原子/离子/分子/金属晶体，一般原子>离子>金属>分子晶体）；二看分子晶体中是否有氢键（有则高）；三看范德华力（相对分子质量越大、分子极性越强，通常越大）。 【判断对错】 1．沸点：正戊烷()高于新戊烷()，与分子间作用力有关。( ) 【答案】正确 【详解】正戊烷与新戊烷是同分异构体，新戊烷支链多，分子间作用力弱，导致正戊烷沸点高于新戊烷，故正确。 2．稀有气体的组成微粒是原子，属于共价晶体，不存在分子间作用力。(_______) 【答案】错误 【详解】稀有气体是单原子分子，晶体属于分子晶体，存在分子间作用力，故答案为：错误。 3．由于分子间作用力逐渐增加，甲烷、乙烷、丙烷的沸点逐渐升高。(_____) 【答案】正确 【详解】甲烷、乙烷、丙烷均为分子晶体，分子晶体的熔沸点主要受分子间作用力影响，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高，而相对分子质量：甲烷<乙烷<丙烷，故沸点：甲烷<乙烷<丙烷。 4．F2、Cl2、Br2、I2的熔沸点逐渐升高，是因为分子间作用力越来越大。(_____) 【答案】正确 【详解】F2、Cl2、Br2、I2均为分子晶体，分子晶体的熔沸点主要受分子间作用力影响，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高，相对分子质量：F2<Cl2<Br2<I2，故熔沸点逐渐升高。 5．共价化合物分子间均不存在分子间作用力。(_____) 【答案】错误 【详解】共价化合物分子间一定存在分子间的作用力，该说法错误。 6．和都能作制冷剂是因为它们有相同类型的分子间作用力。( ) 【答案】错误 【详解】分子间作用力为氢键和范德华力，分子间作用力只有范德华力，故上述说法错误。 · 易错点06 相似相溶原理的运用 极性分子易溶于极性溶剂（如水），非极性分子易溶于非极性溶剂（如有机溶剂）。“相似相溶”是经验规律，有例外。如NH₃（极性分子）极易溶于水（极性溶剂），符合规律。但I₂（非极性分子）在水中溶解度很小，在CCl₄（非极性溶剂）中溶解度大，也符合规律。需要考虑溶质与溶剂之间能否形成氢键。如乙醇与水任意比互溶，不仅因为都是极性分子，还因为能形成分子间氢键。有机物的溶解性判断中，亲水基团（-OH、-COOH、-NH₂等）越多，在水中的溶解度可能越大。 应试技巧：遇到物质溶解性问题，先判断溶质和溶剂分子的极性是否相似，再看能否形成氢键。有机物看亲水/疏水基团比例。气体看能否与水反应（如HCl、NH₃溶于水不仅是溶解，还有化学反应）。 【填空题】 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。 【答案】 非极性 极性 【详解】相似相溶原理是指由于极性分子间的电性作用，使得极性分子组成的溶质易溶于极性分子组成的溶剂，难溶于非极性分子组成的溶剂；非极性分子组成的溶质易溶于非极性分子组成的溶剂，难溶于极性分子组成的溶剂。 2．“相似相溶”规律 非极性溶质一般能溶于___________，极性溶质一般能溶于___________。 【答案】 非极性溶剂 极性溶剂 【解析】略 3．(1)根据“相似相溶”原理，极性溶质易溶于极性溶剂，非极性溶质易溶于非极性溶剂。 ①在a．苯、b．、c．、d．、e．五种溶剂中，碳原子采取杂化的分子有______(填字母)。分子的空间结构是______，是______(填“极性”或“非极性”)分子。 ②常温下为深红色液体，能与、等互溶，据此可判断是______(填“极性”或“非极性)分子。 ③金属镍粉在气流中轻微加热，生成无色挥发性液体，呈正四面体形。。易溶于______(填字母)。 a．水        b．        c．(苯)        d．溶液 (2)已知白磷()的结构如图所示，可知每个磷原子以______个共价键与另外的______个原子结合成正四面体形结构，它应该是______(填“极性”或“非极性”)分子，在中______(填“能“或“不能”)溶解，磷原子的杂化方式为______。 【答案】 ac 直线形 非极性 非极性 bc 3 3 非极性 能 【详解】(1)①、中每个碳原子与3个原子形成3个键，碳原子采取杂化；、中每个碳原子形成4个键，采取杂化；中C原子的价电子数为，碳原子采取杂化，为直线形非极性分子；故答案为：ac；直线形；非极性； ②、是非极性溶剂，根据“相似相溶”原理，是非极性分子，故答案为：非极性； ③由易挥发，可知为共价化合物，由于为正四面体形，所以为非极性分子，根据“相似相溶”原理，易溶于和苯，故答案为：bc； (2)分子中每个P原子与3个P原子以3个共价键结合成正四面体形结构，属于非极性分子；是直线形分子，属于非极性分子，故能溶于；P原子形成3个键，且有一对孤电子对，所以P原子采取杂化；故答案为：3；3；非极性；能；。 4．分子的极性对物质性质的影响 (1)分子的极性对物质的___________、___________、___________等物理性质有显著的影响。一般情况下，极性分子的熔、沸点比非极性分子的熔、沸点___________。 (2)相似相溶规则： 一般情况下，由极性分子构成的物质易溶于___________溶剂，如NH3易溶于水；由非极性分子构成的物质易溶于___________溶剂，如I2易溶于CCl4。 【答案】(1) 熔点 沸点 溶解性 高 (2) 极性 非极性 【详解】（1）分子的极性对物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质有显著的影响。一般情况下，极性分子的熔、沸点比非极性分子的熔、沸点高，故答案为：熔点；沸点；溶解性；高； （2）相似相溶规律即一般情况下，由极性分子构成的物质易溶于极性溶剂，如NH3易溶于水；由非极性分子构成的物质易溶于非极性溶剂，如I2易溶于CCl4，故答案为：极性；非极性。 · 易错点07 配位键与配合物的理解 配位键是一种特殊的共价键，其特点是共用电子对由一个原子（配位体）单方面提供，与具有空轨道的中心原子（离子）共享。“有配位键就是配合物”是错误的。配位键是化学键的一种，广泛存在于许多物质中。只有由中心原子/离子和配位体以配位键结合形成的复杂离子或分子，才是配合物。例如，NH₄⁺中含有配位键（N→H），但它是简单铵盐的阳离子，通常不称为配合物。而[Cu(NH₃)₄]²⁺是典型配合物离子。中心原子（离子）常见过渡金属离子，但不仅限于金属。如[H₃O]⁺（水合氢离子）中的中心原子是O，[BF₄]⁻中的中心原子是B，它们都是非金属。配位数不等于配位体个数。一个配位体如果含有多个配位原子（多齿配体），则一个配体可提供多个配位键。如乙二胺（H₂N-CH₂-CH₂-NH₂）是双齿配体，一个乙二胺分子与中心离子形成两个配位键。配位数是指直接与中心离子成键的配位原子数目。 应试技巧：判断配位键：看箭头“→”，箭尾原子（如NH₃中的N）提供孤电子对，箭头指向原子（如Cu²⁺）提供空轨道。写配合物化学式：先写中心离子，再写配位体，最后标电荷。如硫酸四氨合铜(Ⅱ)：[Cu(NH₃)₄]SO₄。比较配位数：对于单齿配体（如H₂O、NH₃、Cl⁻），配位数等于配体个数；对于多齿配体，要数配位原子。 【判断对错】 1．配位键也是一种静电作用。(_______) 【答案】正确 【详解】配位键是某一原子提供空轨道另一原子提供孤电子对形成的作用力，一旦形成与其他共价键无异。配位键是特殊的共价键，是一种原子与原子间通过共用电子对的静电作用，答案正确； 故正确。 2．有配位键的化合物就是配位化合物。(____) 【答案】错误 【详解】含有配位键的化合物就不一定是配位化合物，如硫酸及铵盐等化合物中尽管有配位键，但由于没有过渡金属的原子或离子，它们也就不是配位化合物，故答案为：错误。 3．形成配位键的电子对由成键双方原子提供。(_______) 【答案】错误 【详解】配位键是一个原子提供空轨道，而另一个原子提供孤电子对而形成的键。所以说法错误； 故错误。 4．分子和离子不能形成配位键。(_____) 【答案】错误 【详解】含有孤电子对和含有空轨道的微粒之间能形成配位键，例如Cu2+和NH3，故错误。 5．中配位键的个数为。(____) 【答案】正确 【详解】1个[Cu(H2O)4]2＋中含有4个配位键，1mol[Cu(H2O)4]2＋含配位键的个数为4NA。 6．形成配位键的条件是一方有空轨道，另一方有孤电子对。(_______) 【答案】正确 【详解】配位键形成条件是一个原子提供空轨道，另一原子提供孤电子对，故正确。 · 易错点08 配合物的组成与性质 配合物由内界（中心离子与配体）和外界（平衡电荷的离子）组成。内界是配合物的特征部分，外界是简单离子。配合物在溶液中电离时，内界与外界之间的化学键被破坏，内界的配位键一般很稳定，不被破坏。例如，[Cu(NH₃)₄]SO₄ 在水溶液中电离为 [Cu(NH₃)₄]²⁺ 和 SO₄²⁻，而不是 Cu²⁺ 和 NH₃。配合物的性质（如颜色、溶解性）主要由内界决定。这是很多离子显色的原因，如Fe³⁺与SCN⁻形成血红色的[Fe(SCN)]²⁺，可用于检验Fe³⁺。中心离子的配位数可以变化，与配体的浓度、体积等有关。如Cu²⁺在过量氨水中生成[Cu(NH₃)₄]²⁺（深蓝色），但在稀氨水中可能生成[Cu(H₂O)₄(NH₃)₂]²⁺等混合配体配合物。 应试技巧：判断配合物粒子：题目说“向CuSO₄溶液中滴加氨水，先生成沉淀后溶解得到深蓝色溶液”，深蓝色溶液中的主要溶质是[Cu(NH₃)₄]SO₄，主要显色粒子是[Cu(NH₃)₄]²⁺。区分内界与外界：在写电离方程式或判断离子种类时，务必分清。解释现象：物质形成配合物后，性质（颜色、稳定性）往往发生显著变化，这是解释实验现象（如沉淀溶解、颜色变化）的关键突破口。 【填空题】 1．Fe、Co、Ni是几种重要的金属元素。请回答下列问题。 (1)基态Co原子的价电子轨道表示式为___________。 (2)常温下为无色液体，沸点为42.1℃，熔点为-19.3℃，难溶于水，易溶于有机溶剂。推测是___________分子(填“极性”或“非极性”)。 (3)实验室常用KSCN溶液或苯酚()检验。第一电离能：N___________O(填“>”或“<”)，KSCN的配位原子有___________。苯酚中碳原子和氧原子的杂化类型分别为___________；___________。 (4)配位化合物中心原子Co的配位数为___________，配体为___________。 (5)ZnS在荧光体、光导体材料、涂料、颜料等行业中应用广泛。立方ZnS晶体结构如下图所示，S原子的配位数是___________，其晶胞边长为540.0pm，密度为___________(列式并计算)。Zn：65 S：32 【答案】(1) (2)非极性 (3) > S、N sp2 sp2 (4) 6 NH3、Cl− (5) 4 4.1 【详解】（1） Co的原子序数为27，核外电子排布式为[Ar]3d74s2，价电子排布式为：3d74s2，其轨道表示式为。 （2）非极性分子的溶质易溶于非极性分子的溶，水是极性分子，Ni(CO)4难溶于水，易溶于有机溶剂，则Ni(CO)4为非极性分子。 （3）N原子的价电子排布式为2s22p3，O原子的价电子排布式为2S22p4，N达到了半充满稳定结构，故较难失电子，第一电离能较大，所以第一电离能：N>O；硫氰酸根中，硫原子和氮原子都具有孤对电子，均可作为电子对给予体，参与配位；苯酚中苯环上的所有碳原子价层电子对个数都是3，根据价层电子对互斥理论判断C原子杂化类型为sp2杂化；苯酚中氧的杂化方式是sp2杂化，即苯环中的6个碳原子与杂化后的三个sp2杂化轨道形成平面三角形结构，每个碳原子上的sp2杂化轨道与一个氧原子上的2个p轨道重叠形成σ共价键，每个氧原子上的另外一个p轨道与相邻苯环上的π电子形成π键。 （4）配体是和中心原子产生键结的原子、分子和离子，内界中NH3、Cl−都是Co原子的配体，所以其配位数是6。 （5）晶胞中含有S离子，位于顶点和面心，共含有，Zn离子位于体心，共4个，则晶胞中平均含有4个ZnS，根据晶体结构可知，S原子在其中的配位数为4，即每个S原子周围有4个Zn原子活动；晶胞的质量为：，晶胞的体积为：，密度为。 2．1985年，Rousssin研究发现了第一个金属原子簇类配位化合物，其结构如图所示，金属原子簇类化合物与金属原子表面性质相似，具有良好的催化活性等功能。请回答下列问题： (1)硫可以形成SOCl2化合物，则该化合物的空间结构为_______。 (2)除了氮的氧化物之外，氮还可以形成NO。请写出与NO互为等电子体的分子_______；根据等电子体原理判断NO中氮原子的杂化方式_______。 (3)上述原子簇类配合物，中心原子铁的配位原子是_______。 (4)配合物Fe(CO)5的熔点为-20 ℃，沸点为103 ℃。可用于制备纯铁。Fe(CO)5的结构如图所示。下列关于Fe(CO)5的说法正确的是_______(填字母)。 A．Fe(CO)5是非极性分子，CO是极性分子 B．Fe(CO)5中Fe原子以sp3杂化方式与CO成键 C．1 mol Fe(CO)5含有10 mol配位键 D．Fe(CO)5=Fe＋5CO反应中没有新化学键生成 【答案】(1)三角锥形 (2) CO2(CS2、N2O等) sp (3)S、N (4)AC 【详解】（1）SOCl2中心原子S的价层电子对数为3+×(6-2×1-1×2)=4，其中3对成键电子对，1对孤电子对，则该化合物的空间结构为三角锥形； （2）等电子体是指价电子数和原子数相同的分子、离子或原子团，含有3个原子，价电子总数为16，因此等电子体有CO2、CS2、N2O等；根据CO2为sp杂化可知，为sp杂化； （3）直接与中心原子成键的为配位原子，所以中心原子铁的配位原子是N、S； （4）A．Fe(CO)5结构对称，正负电荷中心重合，是非极性分子，正负电荷中心不重合，是极性分子，A正确； B．铁的杂化轨道数为5，sp3杂化为4个轨道，因此Fe(CO)5中Fe原子不是以sp3杂化方式与成键，B错误； C．CO中碳与氧、Fe(CO)5中铁与碳之间均形成配位键，1molFe(CO)5含有配位键，C正确； D．反应Fe(CO)5=Fe＋5CO反应生成的Fe中为金属键，有新化学键形成，D错误； 故选AC。 · 易错点09 超分子的基本概念与识别 超分子是由两种或两种以上的分子（或离子）通过非共价键作用（分子间作用力、氢键、静电作用、疏水作用等）形成的复杂有序的聚集体。其核心是“分子识别”和“自组装”。“超分子是分子”是错误的。超分子是多个分子的聚集体，其内部各组分之间通常以非共价键结合，但也可以含有配位键（如冠醚与金属离子的结合）。配位化合物是超分子的一种重要类型，但并非所有超分子都是配合物。“超分子作用力很弱”是片面的。虽然单个非共价键较弱，但多个非共价键的协同作用可以使超分子结构非常稳定。例如，DNA双螺旋就是靠氢键等作用稳定的超分子结构。高中阶段常见超分子实例：① 冠醚识别碱金属离子（18-冠-6与K⁺）；② 杯芳烃的分子识别；③ DNA双螺旋（氢键和碱基堆积作用）；④ 酶与底物的结合（锁钥原理）。 应试技巧：判断是否涉及超分子：看题干是否强调“分子识别”、“自组装”、“主客体化学”、“特定尺寸匹配”、“高度选择性”等关键词。若强调某种分子能选择性结合特定离子或分子，往往是超分子。区分化学键与超分子作用：在超分子描述中，通常不涉及原子间电子云的重叠和共用（即共价键），而是强调分子间的相互作用。将超分子知识与生命科学（酶、DNA）、材料科学（分子器件）、分离技术（冠醚萃取）等联系起来，理解其应用价值。 【填空题】 1．超分子化学的发展不仅与_______化学(冠醚、穴醚、环糊精、杯芳烃、C60等)的发展密切相连，而且与分子_______(双分子膜、胶束、DNA双螺旋等)、分子器件和新兴有机材料的研究息息相关。 【答案】 大环 自组装 【解析】略 2．分子聚集体的大小：超分子这种分子聚集体，有的是_______的，有的是_______的。 【答案】 有限 无限伸展 【解析】略 3．微粒间作用力—非共价键：超分子内部分子之间通过_______结合，主要是_______、_______和_______、_______以及一些分子与金属离子之间形成的_______。 【答案】 非共价键 静电作用 范德华力 氢键 疏水作用 弱配位键 【解析】略 4．利用“杯酚”从C60和C70的混合物中纯化C60的过程如下图所示 “杯酚”分子内官能团之间通过___________(填“共价键”“配位键”或“氢键”)形成“杯底”。形成超分子时，C60与“杯酚”之间的作用力是___________。 【答案】 氢键 范德华力 【详解】杯酚分子中含有羟基，通过氢键形成杯底，形成超分子时，C60与杯酚分子之间通过范德华力相结合。 · 方法1 化学键类型判断——分层分类法 看物质类别：金属单质或合金 → 金属键。由活泼金属（ⅠA、ⅡA）与活泼非金属（ⅥA、ⅦA）形成的化合物 → 离子键为主。全部由非金属元素组成的化合物（除铵盐） → 共价键。看具体微粒：铵盐（NH₄⁺ + 酸根） → 离子键（铵根与酸根之间）+ 共价键（铵根、酸根内部）。含氧酸、碱、含氧酸盐 → 内部含共价键，若是离子化合物则含离子键。看电子式/成键：有电子得失形成阴阳离子 → 离子键；有电子对共用 → 共价键（单方提供电子对为配位键）。 易错示例：AlCl₃：虽然由金属与非金属组成，但因Al³⁺极化能力强，是共价化合物，含共价键。Na₂O₂：是离子化合物，含Na⁺与O₂²⁻间的离子键，以及O-O共价键。 · 方法2 σ键与π键数目计算——成键原子分类法 画结构式：明确所有单键、双键、三键。数单键：每一个单键（包括配位键“→”）一定是1个σ键。数重键：每一个双键 = 1个σ键 + 1个π键；每一个三键 = 1个σ键 + 2个π键。总数求和：分子中σ键总数 = 单键数 + 双键数 + 三键数；π键总数 = 双键数 + 2×三键数。 易错示例：C₂H₂（乙炔，H-C≡C-H）：有2个C-H单键（2σ）、1个C≡C三键（1σ+2π）。总σ键=3，总π键=2。N₂（N≡N）：1个三键（1σ+2π）。总σ键=1，总π键=2。 · 方法3 分子空间构型与中心原子杂化判断——价层电子对互斥（VSEPR）模型法 确定中心原子A。计算价层电子对数：公式：价层电子对数 = (A的价电子数 + 配位原子提供的电子数 ± 离子电荷数) / 2。注意：O、S作配位原子时，提供的电子数为0；H、卤素作配位原子时，提供的电子数为1。 负电荷加，正电荷减。 确定VSEPR模型与杂化类型： 2对 → 直线形 → sp杂化 3对 → 平面三角形 → sp²杂化 4对 → 四面体形 → sp³杂化 确定分子真实构型：在VSEPR模型基础上，去掉孤电子对占有的位置。 易错示例：SO₂：中心S，价电子数6，O作配位提供0电子，总电子对数=(6+0)/2=3对（sp²杂化）。有1对孤对电子，分子构型为V形。NH₄⁺；中心N，价电子数5，H提供1e⁻×4，电荷数为+1。总电子对数=(5+4-1)/2=4对（sp³杂化）。无孤对电子，离子构型为正四面体形。 · 方法4 分子极性判断——对称性分析法 看化学键：分子中所有共价键是否都是非极性键（同种原子）？若是，则为非极性分子（如O₃例外）。看空间构型：如果含极性键，则看分子的空间构型是否高度对称，使键的极性向量和为零。常见对称非极性分子：直线形（CO₂、CS₂）、平面正三角（BF₃）、正四面体（CH₄、CCl₄）。常见极性分子：V形（H₂O、SO₂）、三角锥形（NH₃）、非对称结构（如CH₃Cl）。 易错示例：CCl₄：C-Cl键是极性键，但分子是正四面体对称结构，是非极性分子。O₃：O-O键是非极性键，但分子是V形结构，是极性分子（特例！）。 · 方法5 熔、沸点高低比较——作用力类型三步法 先定晶体类型：原子晶体 > 离子晶体 ≈ 金属晶体 > 分子晶体（一般来说）。同是分子晶体，看氢键：能形成分子间氢键的物质（H₂O, HF, NH₃, 醇、酸等）熔沸点显著高于同族或分子量接近的、无氢键的物质。 无氢键或排除氢键后，比范德华力：结构相似时，相对分子质量越大，范德华力越大，熔沸点越高。分子极性也有影响，极性越大，范德华力一般越大。 易错示例：比较H₂O、H₂S、H₂Se、H₂Te沸点：H₂O因有氢键，沸点最高，反常。其余按分子量增大顺序递增。比较NaCl、SiO₂、干冰（CO₂）熔点：SiO₂（原子晶体）> NaCl（离子晶体）> 干冰（分子晶体）。 · 方法6 配合物相关问题分析——“中心-配体-内外界”三要素法 找中心离子：通常是过渡金属阳离子（Fe²⁺、Fe³⁺、Cu²⁺、Ag⁺等）或少数有空轨道的非金属阳离子（如H⁺形成H₃O⁺）。找配体：含孤电子对的分子（NH₃、H₂O、CO）或阴离子（Cl⁻、CN⁻、SCN⁻、OH⁻）。定内外界与配位数：内界：中心离子 + 配体，用方括号“[ ]”括起。外界：平衡电荷的离子。配位数：直接与中心离子成键的配位原子个数。注意多齿配体。 易错示例：向AgNO₃溶液中滴加氨水，先产生AgOH（迅速分解为Ag₂O）沉淀，后溶解生成[Ag(NH₃)₂]⁺。配离子是[Ag(NH₃)₂]⁺，配体是NH₃，配位数是2。 · 方法7 超分子识别与解释——“识别-作用-组装”三步法 识别特征：题干是否出现“自组装”、“主客体”、“分子识别”、“特定尺寸匹配”、“冠醚/杯芳烃”等关键词。 分析作用力：非共价键作用。主要为：静电作用（如离子-偶极子作用，冠醚与金属离子），氢键（DNA双螺旋，蛋白质高级结构），疏水作用（细胞膜的形成），解释功能：从“分子识别导致的选择性”和“弱作用的协同性导致稳定性”两个角度解释其特殊性质或功能。 易错示例：冠醚能选择性结合特定金属离子，是因为其空穴尺寸与离子直径匹配，通过离子-偶极子作用形成超分子，从而用于相转移催化或离子分离。 03 素养提升 【总结】范德华力、氢键、化学键的比较 范德华力 氢键 共价键 概念 物质分子之间普遍存在的一种作用力 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的静电作用 原子间通过共用电子对所形成的相互作用 作用粒子 分子 H与N、O、F 原子 特征 无方向性和饱和性 有方向性和饱和性 有方向性和饱和性 强度 共价键>氢键>范德华力 影响强度的因素　 ①随分子极性的增大而增大 ②组成和结构相似的分子构成的物质，相对分子质量越大，范德华力越大 对于 X—H…Y，X、Y的电负性越大，Y原子的半径越小，作用越强 成键原子半径和共用电子对数目。键长越短，键能越大，共价键越稳定 对物质性质的影响 ①影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质 ②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔、沸点升高。如CF4<CCl4<CBr4 ①分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大。如熔、沸点：H2O>H2S ②分子内存在氢键时，降低物质的熔、沸点 共价键键能越大，分子稳定性越强 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 $ 期中必背知识清单（沪科版选择性必修2第1~2章） 第1章 原子结构与性质 思维导图→考点清单（7大考点）→素养提升清单（6大易错点、6大方法） · 考点01 核外电子运动模型的历史发展过程 一、道尔顿模型 英国自然科学家约翰·道尔顿提出了世界上第一个原子（1803年）。理论：①原子都是不能再分的粒子；②同种元素的原子的各种性质和质量都相同；③原子是微小的实心球体。 二、汤姆森的葡萄干面包模型 葡萄干面包模型是1904年约瑟夫·约翰·汤姆森（J.J.Thompson）（英国物理学家）提出的模型，他认为原子是一个带正电荷的球，电子镶嵌在里面，形状酷似“葡萄干布丁”（Plum pudding），也称“枣糕模型”或“葡萄干面包模型”。汤姆孙、汤姆逊、汤姆生等是不同的教材对人名的音译不同。 三、卢瑟福的行星模型（有核模型） 汤姆森的学生卢瑟福（英国物理学家）完成的α粒子轰击金箔实验（散射实验），否认了葡萄干面包式模型的正确性。1911年卢瑟福提出行星模型：原子的大部分体积是空的，电子按照一定轨道围绕着一个带正电荷的很小的原子核运转。行星模型由卢瑟福在提出，以经典电磁学为理论基础，主要内容有： ①原子的大部分体积是空的 　②在原子的中心有一个很小的原子核。③原子的全部正电荷在原子核内，且几乎全部质量均集中在原子核内部。带负电的电子在核空间进行绕核运动。 四、玻尔的原子结构（能级结构） 1913年玻尔（丹麦物理学家）在卢瑟福的行星模型和普朗克的量子论基础上提出了核外电子分层排布的原子结构模型。 五、现代电子云模型 电子云是1926年奥地利学者薛定谔在德布罗意关系式的基础上，对电子的运动做了适当的数学处理，提出了薛定谔方程，再用三维坐标将解表示出来，就得到了电子云。 · 考点02 原子光谱研究 一、原子光谱 1、光谱：光谱就是通过 或 的分光作用，将一束复色光分解成各种波长的 光，按照波长或频率大小顺序排列起来形成的图案。 2、连续光谱和线光谱：得到的图案如果是一条连续的亮带，就是 光谱；得到的图案如果是不连续的亮线，就是 。各元素原子的线光谱就叫做 。 图中最上一条是连续谱，其他几条则既有线光谱又有连续谱。气体中中性原子的发光光谱都是线状谱，说明原子只发出几种特定频率的光。不同原子的亮线位置不同，说明不同原子的发光频率是 的，因此，这些亮线称为原子的特征谱线。既然每种原子都有自己的特征谱线，我们就可以利用它来鉴别物质和确定物质的组成成分。这种方法称为光谱分析。微观粒子既有波动性又有粒子性，描述宏观物体运动的经典力学不适用于描述微观粒子的运动。 3、原子光谱的形成和种类 二、玻尔的原子结构模型 1、波尔原子结构模型的主要观点： （1）原子中的电子只能在某些确定半径的圆周轨道上运绕 运动，这些轨道称为 ； （2）在不同定态轨道上运动的电子具有 的能量（E），而且能量是量子化①的，即轨道能量是“一份一份”地增加或减少的。轨道能量与n值有关。n的取值为正整数1、2、3、......、∞，n值越小，电子离核越近；反之能量就越高。一般把原子能量最低的电子状态称为基态②。对于氢原子而言，当核外的一个电子处于n = 1的轨道时能量最低，这个状态就称为氢原子的基态；当这个电子跃迁至n > 1的轨道上运动时，这些状态称为氢原子的激发态②。 （3）电子在不通过能量的两个轨道之间发生跃迁时，才会辐射或吸收能量。如果电子从高能量的轨道跃回低能量轨道，就会以光的形式释放出这些能量，光辐射的波长（λ）与两个轨道的能量差（ΔE）有关。 ——相关概念解释： ①量子化：玻尔认为能量是 的，即能量是以一个微小单位的形式存在和转播的； ②基态和激发态： 基态：基态是指在正常状态下，原子处于 轨道，这时电子在离核最近的轨道上运动的这种定态。 激发态：激发态一般是指电子激发态，原子或分子吸收一定的能量后，电子被激发到 轨道但尚未离开原子的状态。由于能量是不连续的，因此不同轨道之间能量的差值是 的，导致光辐射的波长也是不连续的。氢原子的光谱在可见光区中的4条谱线，就是电子分别从n=3、4、5、6的轨道跃迁回到n=2的轨道时释放的能量所形成的。 2、轨道跃迁与氢原子光谱系列的关系 主量子数n大于或等于2的电子跃迁到n = 1：紫外线系（赖曼系） 主量子数n大于或等于3的电子跃迁到n = 2：可见光系（巴尔末系） 主量子数n大于或等于4的电子跃迁到n = 3：红外光系（帕邢系） 3、玻尔模型的局限性 1）保留了经典粒子的概念，仍把电子的运动看作经典力学描述下的轨道运动。 科学家研究发现，微观粒子既具有波动性又具有粒子性，他的运动速度和空间位置无法同时准确测量，描述宏观物体的经典力学方法不适用于描述微观粒子。 2）对稍微复杂一点的原子（多电子原子）如氦原子，就无法解释他的光谱现象。 · 考点03 能层与能级 1．能层 (1)核外电子按 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 ，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、np、nd、nf等。 (3)能层、能级与最多容纳的电子数 由上表可知： ① 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 、 、 、 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 。 【注】(1)不同能层之间，符号相同的能级的能量随着能层数的递增而增大。 (2)在相同能层各能级能量由低到高的顺序是ns<np<nd<nf。 (3)不同能层中同一能级，能层数越大，能量越高。例如：1s<2s<3s<4s…… · 考点04 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 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 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 基态原子吸收能量释放能量，主要形式为光激发态原子。 2．光谱 (1)原子光谱 不同元素原子的电子发生 时会 或 不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱。 (2)原子光谱的成因及分类 (3)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来 元素，称为光谱分析。 【注】(1)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，将释放能量；反之，将吸收能量。光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。 (2)电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子时发生的是化学变化。 (3)一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。 (4)焰火、霓虹灯光、激光、荧光、LED灯光等都与核外电子跃迁释放能量有关。 · 考点05 构造原理与电子排布式 1．构造原理 （1）构造原理：从氢开始，随 递增，新增电子填入能级的顺序。 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……。 能级交错 【注】电子能量高低 ①相同能层，不同能级：ns<np<nd<nf。 ②英文字母相同的不同能级：1s<2s<3s<4s ③不同能层不同能级：ns<(n-2)f<(n-1)d<np ④相同能层，相同能级：电子能量相同。 2．电子排布式 (1)电子排布式中能级符号 的数字表示该能级的电子数。如：Al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[Ar]4s1； ③17Cl： ；可简写为[Ne]3s23p5； ④16S2－： 。 【注】①电子排布式书写时，电子填入按能级顺序，氮最终按能层顺序排列。②24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，29Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1 价层电子排布式 价层电子：主族元素的 ，过渡元素不仅最外层电子，次外层电子及某些元素倒数第三层电子。 Cl的价层电子排布式： K的价层电子排布式： 电子云与原子轨道 1．概率密度 用P表示电子在某处出现的 ，V表示该处的体积，则P/V称为概率密度，用ρ表示。 2.电子云 由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为 。 【注】电子云只是形象的表示电子出现在个点的概率高低，二实际上并不存在。 3．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 P＝90%的空间圈出来，即电子云轮廓图。 4．原子轨道 (1)定义：电子在原子核外的一个 称为一个原子轨道。 (2)形状 ①s电子的原子轨道呈 ，能层序数越大，原子轨道的 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 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 【注】原子轨道与能层序数的关系 (1)不同能层的同种能级的原子轨道形状相同，只是半径不同。能层序数n越大，原子轨道的半径越大。 (2)s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道，它们互相垂直，分别以px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量相同。 · 考点06 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 ，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 (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 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 ，以表达 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 ，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1s22s22p63s23p63d54s1，为半充满状态，易错写为1s22s22p63s23p63d44s2。 【注】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 的原子轨道，使整个原子的能量 。 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)。 【注】每个电子核外运动状态均不相同。如铝原子核外共有13种不同运动状态的电子。 【总结】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 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 元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子排布式 含义 主族元素的价层电子指 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 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 电子，相应的式子叫做电子式 实例 · 考点07 元素周期律 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 递增发生周期性的递变。 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。这个序列中的元素性质随着核电荷数递增发生 重复。 3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。 【注】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 根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素数。第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。其余各周期总是从ns能级开始，以np结束，而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。 周期 外围电子排布 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 1s 二 2s1 2s22p6 2s、2p 三 3s1 3s23p6 3s、3p 四 4s1 4s24p6 4s、3d、4p 五 5s1 5s25p6 5s、4d、5p 六 6s1 6s26p6 6s、4f、5d、6p 七 7s1 7s27p6 7s、5f、6d、7p (2)规律： ①周期序数＝ 。 ②本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的 倍＝对应能级组最多容纳的 。 2．核外电子排布与族的划分 (1)划分依据：取决于原子的 数目和价层电子 。 (2)特点：同族元素的价电子数目和价层电子排布 。 (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 ，价层电子全部排布在 或 、 轨道上(见下表)。价层电子数 = 。 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子 排布 ③稀有气体元素：价电子排布为 (He除外)。 三、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 根据核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可把周期表里的元素划分成 个区： 区、 区、 区和 区（除ΙB、ⅡB族外。） (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 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区的元素除氢外，也全部是金属元素。 【注】p区元素价电子不都是ns2np1～6，如He元素的价电子为2s2。 【总结】各区元素的特点 包括的元素 价电子排布 化学性质 s区 第ⅠA、ⅡA族 ns1～2(最后的电子填在ns上) 除氢外，都是 金属元素(碱金属和碱土金属元素) p区 第ⅢA～ⅦA族、0族 ns2np1～6(最后的电子填在np上) 随着最外层电子数目的增加，非金属性 ，金属性 d区 第ⅢB～ⅦB、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2[最后的电子填在(n－1)d上] 均为过渡金属，由于d轨道都未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与 的形成 ds区 第ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2[(n－1)d全充满] 均为过渡金属，d轨道已充满电子，因此d轨道一般不再参与化学键的形成 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14 (n－1)d0～2ns2 镧系元素的化学性质非常 ，锕系元素的化学性质也非常相近 四、元素周期律 1．原子半径 （1）影响因素 2.电离能 （1）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。 （2）元素原子第一电离能的变化规律 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 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变小，表明自上而下原子越来越易 电子。 ③过渡元素的第一电离能的变化不太规则。 ④同周期元素第一电离能的变化呈现的是一种趋势，第ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都 。 （3）逐级电离能 ①含义：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的 能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。 ②特点： 由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一元素的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……。 元素原子逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变，即突然增大多倍，这是由于电子分层 的。如钠、镁、铝逐级失去电子的电离能 Na Mg Al 电离能/kJ·mol－1 I1 496 738 578 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9543 10540 11575 ③影响电离能的因素 电离能的数值大小主要取决于原子的 、 以及原子的 。 一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数 ，原子的半径 ，核对最外层电子的吸引力 ，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就 。 b. 同一主族元素 不同，最外层的电子数 ，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的吸引力 ，越易失去电子，电离能也就 。 c. 电子排布是影响电离能的第三个因素 某些元素具有全充满或半充满的电子排布，稳定性也 ，其电离能数值较大。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大；第ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道 ，p原子轨道全空，第ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为 状态，均稳定，所以它们比右侧相邻的元素的第一电离能大，出现反常。 （4）电离能的应用 ①根据电离能数据，确定元素核外电子的 。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子。 ②根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3，表明K原子 一个电子形成＋1价正离子。 ③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。 3.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，对键合电子的吸引力 。 （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 。 ②同主族，自上到下，元素的电负性逐渐 。 应用： ①判断 、 强弱 金属元素的电负性越小，金属元素越 ；非金属元素的电负性 ，非金属元素越活泼。 ②判断元素的化合价 a.电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 。 b.电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 。 ③判断化学键的类型 一般认为： a.如果两个成键元素原子间的电负性差值 1.7，它们之间通常形成 。 b.如果两个成键元素原子间的电负性差值 1.7，它们之间通常形成 。 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 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 ，说明它们对键合电子的 相当，它们表现出的 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。 · 易错点01电子排布式书写 1．电子排布通常按构造原理（能级顺序）填充，但书写时应按能层（n）从小到大排列。易错：24号Cr（3d⁵4s¹）和29号Cu（3d¹⁰4s¹）是特例，因为半满/全满结构更稳定，但要注意这只是基态原子的排布，写离子时要先失最外层电子（4s）。 2．写离子电子排布式时，先写原子的，再按“先失最外层（ns）”的原则去掉电子，然后重排成正常顺序。判断未成对电子数时，Cr是6个未成对（3d⁵4s¹各有5+1=6个），而Cr³⁺是3个（3d³）。 【判断对错】 1．铁元素基态原子的电子排布式能否写为1s22s22p63s23p64s23d6。( ) 2．的电子排布式：违反了能量最低原理。(______) 3．电子进入原子轨道的顺序和电子排布式的书写顺序一致。( ) 4．24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1。(_______) 5．基态原子价电子排布式为。( ) 6．基态原子价电子排布式：。( ) 7．基态O原子电子排布式为：1s22s22p4。(_______) · 易错点02 能级能量高低比较 同一能层，能级能量 s < p < d < f；不同能层，能级可能发生交错，例如 4s < 3d。能级交错只发生在填充顺序，但电离时先失去的电子是能级更高的吗？不是，能级高低是填充时看的，但原子失去电子顺序由“电子所处实际能量”决定，失去电子时先失最外层（n大的），所以先失4s后失3d。题目问“失去一个电子所需能量大小比较”时，先看是原子还是离子。同一原子，失去第一个电子（最外层）比较容易，但若对比不同原子，则看有效核电荷和电子层。 【判断对错】 1．s能级的能量一定比p能级的能量低。( ) 2．p能级能量不一定比s能级的能量高。( ) 3．p能级能量一定比s能级的能量高。( ) 4．不同能层，s能级的能量相同。( ) 5．同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多___________。 6．p能级的能量一定比s能级的能量高___________。 7．2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等___________。 8．2px、2py、2pz的能量相等___________。 9．基态原子电子能量的高低顺序为E(1s)＜E(2s)＜E(2px)＜E(2py)＜E(2pz)___________ 。 · 易错点03 电离能大小判断 同一周期从左到右，第一电离能总体增大；同一主族从上到下，第一电离能减小。ⅡA族（如Be、Mg）大于ⅢA族（B、Al），因为ⅡA是ns²全满，稳定。ⅤA族（N、P）大于ⅥA族（O、S），因为ⅤA是半满p³，稳定。遇到电离能突变，看电子排布变化——全满、半满结构比相邻电子数多1的稳定，所以电离能更大。做题时先画周期表位置，再看其价电子构型。 【判断对错】 1．第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据。（____） 2．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增大。（____） 3．钠的电离能I2≫I1，说明钠元素常显＋1价，镁的电离能I3≫I2，则镁常显＋1和＋2价。（____） 4．同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，金属性逐渐增强。（____） 5．同周期元素，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大。（____） 6．所需能量不是第二电离能。（__ _） 7．根据元素周期律，原子半径Ga小于As，第一电离能Ga大于As。( ) 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。( ) · 易错点04 电负性应用 电负性用于判断元素非金属性强弱和化学键极性。电负性大，非金属性强，吸引电子能力强。电负性差值>1.7不一定是离子键，只是经验判断，有例外（如SiF₄是共价键）。电负性最大是F（约4.0），最小是Fr（约0.7），但Cs常用作最小。比较键的极性，只需比较两元素电负性差值。判断“元素显正价还是负价”时，电负性小的显正价，但注意与化合价数值无关。 【判断对错】 1．在形成化合物时，电负性越大的元素越容易显示正价。( ) 2．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。( ) 3．电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属。(____) 4．电负性相同或差值小的非金属原子形成的化学键是共价键。(______) 5．同周期元素中，稀有气体的电负性数值最大。（_ ___） 6．金属元素电负性一定小于非金属元素电负性。( ) 7．B和N相比，电负性较大的是N。( ) 8．的电负性比K高，原子对键合电子的吸引力比K大。(_______) · 易错点05 原子半径比较 同周期原子半径从左到右递减（除稀有气体突然变大，因是范德华半径）；同主族从上到下递增。比较离子半径时，电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺。比较原子与对应阳离子半径：原子 > 低价阳离子 > 高价阳离子。 离子半径比较题三步法： ① 看电子层数，层多半径大； ② 层数相同，看核电荷数，核电荷数大，半径小； ③ 层数相同、核电荷数相同，看核外电子数，电子数多半径大（如Fe²⁺与Fe³⁺）。 【判断对错】 1．同周期的过渡元素，自左至右原子半径一定减小。(_______) 2．氮原子的原子半径及第一电离能都比氧原子的大。（_ ___） 3．原子序数为15的元素的原子半径小于N原子半径。(______) 4．原子半径就是最外层电子到原子核的实际距离。(_______) 5．第2周期主族元素的原子半径随核电荷数的增大依次减小。( ) 6．各元素的原子半径总比其离子半径大。(_____) 7．B、C、N、O、F原子半径依次增大。(______) 8．已知Cs的原子半径比Na的原子半径大，故Cs与水反应比Na与水反应更剧烈。(_____) · 易错点06 元素推断与“位—构—性” 根据原子序数、电子排布、电离能突变位置等推断元素位置，再推性质。电离能数据突变，注意有几个突变点就说明有几个电子易失去（即最外层电子数）。I₁到I₂突变很大，说明失去第一个电子后结构很稳定（如Na）。主族元素价电子数 = 主族序数，但副族元素注意d电子也可能参与成键，价电子包括(n-1)d和ns。 若题目给电离能数据图，突变前平稳上升段对应内层电子，第一次大突变对应最外层电子开始失去，突变次数 = 最外层电子数。 【选择题】 1．利用元素在元素周期表中的“位构性”关系，我们可以预测陌生元素及其化合物的性质。下列有关铝、硅元素及其化合物的叙述正确的是 A．氢氧化铝既能溶于盐酸又能溶于NaOH溶液 B．二氧化硅属于酸性氧化物，不能与任何酸反应 C．通过反应SiO2+2CSi(粗)+2CO↑可以说明非金属性C > Si D．硅酸是一种弱酸，可由二氧化硅与水化合制得 2．元素周期表完美地将元素的“位、构、性”结合在一起，根据元素原子在周期表中的位置关系可推测出其结构和性质。A、B、C、D、E为原子序数依次增大的短周期主族元素，它们在周期表中的位置关系如图所示，下列说法正确的是 A．原子半径：A＞B＞C＞D B．最高价氧化物对应的水化物的酸性：A＞D C．单质的氧化性：E＞C＞B D．A与B形成的阴离子与钠离子能形成含共价键的离子化合物 · 方法1 电子排布式/轨道表示式书写——分三步核对 方法：先按原子序数写出能级填充顺序（1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d…）。检查特例元素（Cr、Cu、Mo、Ag等），看是否满足半满/全满更稳定。若是离子，先写原子排布，再按“先失最外层（ns）电子，再失(n-1)d电子”的原则去掉电子，并按能层顺序重排。 易错示例：写Fe³⁺电子排布式时，错误：先写Fe为[Ar]4s²3d⁶，直接去掉3个3d电子→[Ar]4s²3d³（错误）。 正确写法：Fe原子：[Ar]4s²3d⁶ → 先失4s两个电子→ Fe²⁺：[Ar]3d⁶ → 再失一个3d电子→ Fe³⁺：[Ar]3d⁵。 口诀：原子填充“能级交错”，离子失电“先外后里”。 · 方法2 未成对电子数判断——看价层，特别是d区 方法：写出价层电子排布（主族看nsnp，副族看(n-1)d和ns）。在轨道表示式中，根据洪特规则，电子尽可能分占不同轨道且自旋平行。特别注意d轨道电子数：d⁵（5个未成对）、d⁸（2个未成对）等规律。 易错示例：Mn（3d⁵4s²）有5个未成对电子，但Mn²⁺（3d⁵）同样5个，而Fe³⁺（3d⁵）也是5个，不要误以为不同元素离子未成对电子数不同。Ni²⁺电子排布为[Ar]3d⁸。 口诀：未成对电子看d轨，半满时最多（5个），全满时为零。 · 方法3 电离能、电负性大小比较——先定位，再比“三看” 方法：一看周期与族：同周期左→右，电离能增大（有反常）；同主族上→下，电离能减小。二看电子构型：全满（s²、p⁶、d¹⁰）、半满（p³、d⁵）更稳定，电离能比相邻元素大。三看电荷与半径：比较离子时，电荷高、半径小则电离能大。 易错示例：比较Mg、Al第一电离能：Mg（3s²全满）> Al（3s²3p¹），不要只记“同周期递增”。比较O、N第一电离能：N（2p³半满）> O（2p⁴），同理S与P。 口诀：电离能比较，先画位置，再看构型，反常牢记ⅡA>ⅢA、ⅤA>ⅥA。 · 方法4 原子/离子半径比较——分层比较法 方法：第一步：比电子层数，层多径大。第二步：若层数相同，比核电荷数，核电荷数大，对电子吸引强，半径小。第三步：若层数与核电荷数均相同（同种元素不同价态离子），比电子数，电子多则半径大。 易错示例：比较O²⁻、F⁻、Na⁺、Mg²⁺、Al³⁺半径：它们均为2层10电子结构，核电荷数递增（8、9、11、12、13），因此半径顺序为：O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺。比较Fe、Fe²⁺、Fe³⁺半径：Fe > Fe²⁺ > Fe³⁺（电子数递减，有效核电荷递增）。 · 方法5 元素推断（位—构—性）——构建“三角互推” 方法：已知位置（周期表位置）→ 可推电子排布、主要化合价、性质。已知结构（电子排布、电离能数据） → 可推位置、性质。已知性质（如最高价氧化物水化物酸碱性、氢化物稳定性）→ 可推位置、结构。 关键突破口：最高正价 = 主族序数（O、F除外），负价 = 8—主族序数。电离能突变次数 = 最外层电子数。元素在化合物中常见颜色（如Cu²⁺蓝色、Fe³⁺黄色、MnO₄⁻紫色）可作提示。 易错示例：某元素原子M层有2对成对电子，其价层电子为3s²3p⁴，是硫元素（S），不是硅（3s²3p²）。注意M层可能是第三层，需把内层写全再判断。 口诀：推断题，找题眼；电子排布定位置，性质验证再确定。 · 方法6 核外电子运动状态描述——四个量子数理解法 方法：主量子数n：决定能层和主要能量。角量子数l：决定能级形状（s、p、d、f）。磁量子数m：决定轨道空间伸展方向。自旋量子数mₛ：决定电子自旋方向（+1/2或-1/2）。 易错示例：2p能级有3个轨道，每个轨道最多容纳2个电子，所以2p⁴表示有4个电子，在三个轨道上分布为：其中一个轨道全满（2e⁻），另两个轨道各1e⁻。问“氮原子（1s²2s²2p³）有多少种运动状态不同的电子？”答案：7种（每个电子四个量子数组合唯一）。 口诀：量子数，n、l、m、s，四者共同定电子。 第2章 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（9大易错点、7大方法） · 考点01 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。 【注】所有共价键都有饱和性，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。 形成条件 2．同种非金属元素或者不同种非金属元素原子之间，某些金属原子与非金属原子之间形成 。如AlCl3、BeCl2、FeCl3等所含化学键为 。 3．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轨道重叠形成 类型 s－s型 s－p型 p－p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 p－p 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σ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。 【总结】σ键与π键的比较 共价键类型 σ键 π键 原子轨道重叠方式 “头碰头”重叠 “肩并肩”重叠 示意图 对称类型 轴对称 镜面对称 原子轨道重叠程度 大 小 键的强度 较大 较小 化学活泼性 不活泼 活泼 成键规律 共价单键是σ键；共价双键中一个是σ键，一个是π键；共价三键中一个是σ键，两个是π键 【注】①s轨道与s轨道形成σ键时，电子并不是只在两核间运动，只是电子在两核间出现的概率大。 ②因s轨道是球形的，故s轨道与s轨道形成σ键时，无方向性。两个s轨道只能形成σ键，不能形成π键。 ③两个原子间可以只形成σ键，但不能只形成π键。 · 考点02 键参数——键能、键长与键角 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 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 的能量。 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，最难分解，HI分子最不稳定，最 分解。 (3)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 。 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 。 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 (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 ，键能最大的是 。 (4)键长的应用 ①一般键长越短，键能 ，共价键越 ，分子越 。 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 。 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， 键长＞ 键长＞ 键长。 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 。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 CH4、CCl4 苯、乙烯、BF3 NH3 H2O CO2、CS2、CH≡CH (3)键角的应用 ①键长和键角决定分子的 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 180° NH3 107° H2O 105° BF3 120° CH4 109°28′ 【总结】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。 · 考点03 多样的分子空间结构 单原子分子、双原子分子不存在空间结构，多原子存在空间结构。 分子类型 化学式 空间结构 结构式 键角 空间填充模型 球棍模型 三原子 分子 CO2 O===C===O 180° H2O 105° 四原子 分子 CH2O 120° NH3 107° 五原子 分子 CH4 109°28 ′ 【注】①分子组成相似的分子，空间结构不一定相似，如NH3是三角锥形，而BCl3是平面三角形。 ②空间结构相同的分子，键角不一定相同。如CH4和P4均为正四面体结构，但CH4键角为109°28′，而P4为60°。 · 考点04 杂化轨道理论简介 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—Hσ键，所以4个C—H键是等同的。 2．杂化轨道的形成及其特点 【注】①原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子不可能发生杂化。 ②只有能量相近的轨道才能发生杂化。 ③杂化后原子轨道数目不变，且杂化轨道的能量相同。 ④杂化后轨道的伸展发向、形状发生改变，使原子形成的共价键更牢固。但相同杂化形式的杂化轨道形状完全相同。 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 个s轨道和 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)。 【注】①sp、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。 ②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。 价层电子对互斥模型（VSEPR模型） 1．价层电子对互斥理论 分子的空间结构是中心原子周围的“价层电子对”相互 的结果。 VSEPR的“价层电子对”是指分子中的中心原子与结合原子间的σ键电子对和中心原子的孤电子对。 2．中心原子上价层电子对的计算 (1)价层电子对 (2)计算 ①σ键电子对的计算 由分子式确定，即中心原子形成几个σ键，就有几对σ键电子对。如H2O分子中，O有2对σ键电子对，NH3分子中，N有3对σ键电子对。 ②中心原子上的孤电子对的计算 中心原子上的孤电子对数＝ a．a表示中心原子的 。 对于主族元素：a＝ 。 对于阳离子：a＝ － 。 对于阴离子：a＝ ＋ (绝对值)。 b．x表示与 。 c．b表示与中心原子结合的原子 ，氢为1，其他原子＝ 。 (3)VSEPR模型与分子或离子的空间结构 σ键电子对数＋孤电子对数＝价层电子对数VSEPR模型分子或离子的空间结构。 分子或离子 孤电子对数 价层电子对数 VSEPR 模型名称 分子或离子 的空间结构名称 CO2、BeCl2 0 2 SO2、PbCl2 1 3 CO32—、BF3 0 3 H2O、H2S 2 4 NH3、NF3 1 4 CH4、CCl4 0 4 （4）价层电子对之间的斥力 ①电子对间夹角越小，斥力 。 ②分子中电子对之间的斥力大小顺序：孤电子对—孤电子对 > 孤电子对—成键电子对 > 成键电子对—成键电子对。 ③由于三键、双键比单键包含的电子多，所以斥力大小顺序： > > 。 【注】①孤电子对对成键电子对的排斥作用会挤压周围的化学键，使键与键之间的键角变小，如H2O的键角105°，NH3的键角107°。 ②中心原子的价层电子都用于形成共价键分子，其空间结构与VSEPR模型相同，如CO2、CH4。 ③中心原子上有孤电子对时，分子的空间结构与VSEPR模型不同，如SO2、NH3。 ④价层电子对互斥模型对分子的空间结构的预测少有事物，但它不能预测以过渡金属为原子的分子。 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 CO2 直线形 SO2 V形 H2O V形 SO3 平面三角形 NH3 三角锥形 杂化轨道类型的判断方法 1.根据杂化轨道数目判断 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。如ClO3—、ClO4—的价层电子对数为4，则杂化轨道数均为4。 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 杂化； 若杂化轨道之间的夹角为120°，则中心原子发生 杂化； 若杂化轨道之间的夹角为180°，则中心原子发生 杂化。 3.根据共价键类型判断 没有形成π键，为 杂化：CH4 形成一个π键，为 杂化：CH2==CH2 形成两个π键，为 杂化：CH≡CH、O==C==O 4. 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。 5.取代法 （1）如(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采取sp3杂化。 （2）CH3CH==CH2分子可以看作乙烯基取代了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，故两个不饱和碳为sp2杂化。 · 考点05 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 【注】①根据元素电负性的大小判断键合原子的电性。形成共价键的两个原子，电负性大的原子显负价，电负性小的原子显正价。②电负性差值越大的两原子形成的共价键极性越强。 (2)分子的极性 分子有极性分子和非极性分子。分子的极性与分子的空间结构及分子中键的极性有关。 (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（O3除外）。 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。 例如： （4）分子极性的判断方法 ①只含有 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 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 的是极性分子。 (5)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 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 分子。 如CS2、BF3、SO3、CH4为非极性分子；H2S、SO2、NH3、PCl3为 分子。 【注】①一般情况下，单质分子为非极性分子，但O3是V形分子，其空间结构不对称，故 O3为极性分子。 ②H2O2的结构式为H—O—O—H，其空间结构如图所示，是不对称的，为极性分子。 ③只含极性键的分子不一定是极性分子（如CH4）；极性分子不一定含有极性键（如CH3OH）；含有非极性键的分子不一定是非极性分子（如H2O2）。 2．键的极性对化学性质的影响 （1）键的极性对有机酸的酸性大小的影响 羧酸的酸性可用pKa的大小来衡量，pKa越小，酸性 。羧酸的酸性大小与其分子的组成和结构有关，如下表所示。 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 【总结】①烃基（R—）是推电子基团，烃基越长推电子效应越大，使羧基中的烃基的极性越小，羧酸的酸性越弱。所以，酸性HCOOH >CH3COOH>CH3CH2COOH。 ②与羧基（—COOH）相连的C—X（X为卤素原子）的极性越大，羧酸的酸性越大；C—X的数量越多，羧酸的酸性越大，如酸性：CF3COOH>CCl3COOH>CH3COOH；CCl3COOH>CHCl2COOH>CH2ClCOOH。 · 考点06 范德华力 一、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)特征： ①)范德华力广泛存在于分子之间，由分子构成的液态和固态物质，范德华力存在于相邻的分子之间；由分子构成的气态物质，只有分子相互接近时才存在范德华力。 ②范德华力很弱，比化学键的键能小1~2个数量级。 ③范德华力无 和 。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。 (3)影响因素： ①一般来说，组成和性质相似的物质，相对分子质量 ，范德华力 ； ②相对分子质量相同或相近时，分子的极性 ，范德华力也 。如CO为极性分子，N2为非极性分子，范德华力：CO>N2。 ③分子组成相同但结构不同的物质，分子的对称性越强，范德华力越小，如 对二甲苯< 间二甲苯 < 邻二甲苯。 (4)范德华力对物质性质的影响 范德华力主要影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质。范德华力越大，物质的熔沸点 。如：F2<Cl2<Br2<I2。 【注】范德华力主要影响物质的物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质。 二、氢键及其对物质性质的影响 1．氢键的概念、形成条件及表示方法 (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)形成条件： ①H原子与电负性很大的X原子形成强的极性键，如H2O中的O原子。 ② 与H原子形成氢键的Y原子的电负性必须很大，如NH3中的N原子。 ③X、Y的原子半径要小，以减小形成氢键的空间阻力。 综上所述，能形成氢键的元素一般为N、O、F。 (3)表示方法：氢键的通式可用X—H…Y—表示。式中X和Y表示 ，“—”表示 ，“…”表示 。 【注】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（邻羟基苯甲醛）。 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 。如NH3极易溶于水，因NH3与H2O之间能形成氢键，且都是极性分子。 (4)对物质密度的影响：氢键可使固体或液体的密度 ；使气体物质的密度增大。如液态水密度>固态的密度。 (5)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。 三、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。 【注】CO、NO等极性分子均难溶于水，不少盐类（如AgCl、PbSO4、BaSO4等）也难溶于水，H2、N2难溶于水也难溶于苯等。 2．影响物质溶解性的因素 (1)外界因素：主要有 、 等。 ①温度：一般，温度越高，固体物质的溶解度 。（Ca(OH)2、气体除外）。 ②压强：一般，压强越大，气体溶解度 。 (2)氢键：溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性 。 (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 。 四、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。 · 考点07 配合物 1．配位键 (1)概念：成键原子一方提供 ，另一方提供 形成的共价键。 【注】配位键是一种特殊的共价键。配位键中的共用电子对是由成键单方提供的，而其他的共价键的共用电子对是由成键双方提供的。 (2)配位键的形成条件 ①成键原子一方能提供孤电子对。如分子有NH3、H2O、HF、CO等；离子有Cl－、OH－、CN－、SCN－等。 ②成键原子另一方能提供空轨道。如H＋、Al3＋、B及过渡金属的原子或离子。 配位键同样具有 和 。一般来说，多数过渡金属的原子或离子形成配位键的数目是基本不变的，如Ag＋形成 个配位键；Cu2＋形成 个配位键等。 2．配位化合物 (1)配合物的概念：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、NH4Cl等均为配合物。 (2)配合物的形成 实验操作 实验现象 有关离子方程式 滴加氨水后，试管中首先出现蓝色 ，氨水过量后沉淀逐渐 ，滴加乙醇后析出 晶体[Cu(NH3)4]SO4·H2O 溶液 变血红色 白色的AgCl沉淀消失，得到澄清的无色溶液 上述实验现象产生的原因主要是配离子的形成。以配离子[Cu(NH3)4]2＋为例，NH3分子中氮原子的 进入Cu2＋的 ，Cu2＋与NH3分子中的氮原子通过 形成配位键。配离子[Cu(NH3)4]2＋可表示为 。 (3)配合物的组成 配合物[Cu(NH3)4]SO4其组成如下图所示： ①中心原子是 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)，过渡金属离子最常见的有Fe3＋、Ag＋、Cu2＋、Zn2＋等。 ②配体是 的阴离子或分子，如Cl－、NH3、H2O等。配体中 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配位数是直接与中心原子形成的 的数目。如[Fe(CN)6]4－中配位数为6。 3．配合物的形成对物质性质的影响 (1)溶解性的影响：一些难溶于水的金属氯化物、溴化物、碘化物、氰化物，可以依次溶于含过量Cl－、Br－、I－、CN－和氨的溶液中，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，颜色常发生变化，根据颜色的变化可以判断是否有配离子生成。如Fe3＋与SCN－在溶液中可生成配位数为1～6的配离子，这种配离子的颜色是 的，反应的离子方程式如下： Fe3＋＋nSCN－===[Fe(SCN)n]3－n(n＝1～6)。 (3)稳定性增强：配合物具有一定的 ，配合物中的配位键越强，配合物越 。当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的 有关。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，使血红蛋白失去输送O2的功能，从而导致人体CO中毒。 4．配合物内界中共价键数目的判断 若配体为单核离子如Cl－等，可以不予计入，若为分子，需要用配体分子内的共价键数乘以该配体的 ，此外，还要加上中心原子与配体形成的配位键，这也是 键。例如：配合物[Co(NH3)4Cl2]Cl的共价键数为3×4＋4＋2＝18。 【拓展】配位键与共价键的关系 ①形成过程不同：配位键实质上是一种特殊的共价键，在配位键中一方提供孤电子对，另一方具有能够接受孤电子对的空轨道。普通共价键的共用电子对是由成键原子双方共同提供的。 ②配位键与普通共价键的实质相同。它们都被成键原子双方共用，如在NH4+中有三个普通共价键、一个配位键，但四者是完全相同的。 ③同普通共价键一样，配位键可以存在于分子中[如Ni(CO)4]，也可以存在于离子中(如NH4+)。 · 考点08 超分子 1．概念：由两种或两种以上的分子通过分子间相互作用形成的 。 【注】超分子定义中的分子是广义的，包括离子。 2．超分子的实例 (1)分离C60和C70 (2)冠醚识别碱金属离子 冠醚是皇冠状的分子，可有不同大小的空穴适配不同大小的碱金属离子 (3)超分子两个的重要特征—— 、 。 · 易错点01 化学键类型的判断 化学键包括离子键、共价键、金属键。一般来说，活泼金属与活泼非金属之间形成离子键，非金属元素之间形成共价键，金属单质中为金属键。离子化合物中一定含离子键，也可能含共价键。如NaOH是离子化合物，既含Na⁺与OH⁻间的离子键，也含O-H共价键。共价化合物中只含共价键，一定不含离子键。所以含离子键的化合物一定是离子化合物。非金属元素之间可以形成离子键。如NH₄⁺是铵根离子，铵盐（如NH₄Cl）是离子化合物，含有离子键，但构成离子的是非金属元素N、H。 应试技巧：快速判断化学键类型，先看化合物类别。是金属阳离子（或NH₄⁺）与阴离子吗？若是，则为离子化合物。再看粒子内部，同种或不同种非金属原子之间一般为共价键。 【判断对错】 1．常温下，4 g CH4含个C-H共价键。（______） 2．共价键的饱和性决定不能形成H3S、H2Cl和Cl3等分子。(______) 3．原子轨道重叠越多，共价键越牢固。(______) 4．共价键是一种电性吸引。(______) 5．共价晶体中，共价键越强，熔点越高。(_______) 6．共价键的极性强弱不仅取决于成键原子双方电负性差值的大小，还取决于共价键所处的环境。(___________) 7．冰中包含的作用力有范德华力、氢键和共价键。(______) · 易错点02 σ键与π键的识别与数量判断 σ键是“头碰头”重叠，可绕轴旋转；π键是“肩并肩”重叠，不能旋转。单键是σ键，双键是1个σ键+1个π键，三键是1个σ键+2个π键。“有σ键必有π键”是错误的。单键只有σ键，没有π键。“有π键必有σ键”是正确的。因为π键不能单独存在，必须与σ键共存于重键中。判断分子中σ键与π键的个数，最容易出错在复杂分子和离子，如C₂H₂（乙炔）、N₂H₄（联氨）、CO₃²⁻（碳酸根）等。 应试技巧：分步计算。先根据结构式或电子式明确所有的“单键、双键、三键”。单键数 = σ键数。每个双键贡献1个σ键和1个π键，每个三键贡献1个σ键和2个π键。注意配位键（如NH₄⁺中的N→H）也是σ键。 【判断对错】 1．有机物中键与键之比为。(_____) 2．用电子云轮廓图表示的键形成的示意图：。( ) 3．的共价键类型：键。( ) 4．环己烷与苯分子中键的键能相等。( ) 5．杂化轨道用于形成π键。（__ __） · 易错点03 杂化轨道类型的判断 通过价层电子对互斥理论（VSEPR模型）预测中心原子杂化类型。杂化轨道数=中心原子价层电子对数（σ键电子对+孤电子对）。杂化类型与分子空间构型无绝对对应关系。如H₂O和CH₄中心原子均为sp³杂化，但H₂O为V形，CH₄为正四面体，差别在于孤电子对数。中心原子的孤电子对也要参与杂化。计算价层电子对时，公式为：(中心原子价电子数 + 配位原子提供的电子数 ± 离子电荷数) / 2。其中，O、S作配位原子时不提供电子（如H₂O中的O作中心原子，价电子数为6；作配位原子时，视为不提供电子）。 应试技巧：记住经典模型。2对电子对→sp杂化→直线形；3对→sp²杂化→平面三角形（无孤对）或V形（1对孤对）；4对→sp³杂化→正四面体（无孤对）、三角锥（1对孤对）、V形（2对孤对）。用模型反推杂化类型最快。 【判断对错】 1．杂化轨道只用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对，未参与杂化的p轨道可用于形成π键。( ) 2．只有能量相近的轨道才能杂化。( ) 3．凡是中心原子采取sp3杂化的分子，其立体构型都是正四面体形。( ) 4．PCl3分子是三角锥形，这是因为P原子是以sp2杂化的结果。(_______) 5．只要分子的空间结构为平面三角形，中心原子均为杂化。(______) 6．若有机物分子中碳原子只采取杂化，则分子中所有原子一定共平面。(______) · 易错点04 分子极性与空间构型的关系 分子的极性由正负电荷中心是否重合决定。极性键形成的分子，若空间结构对称，则可能为非极性分子。含极性键的分子不一定是极性分子。如CO₂（直线形）、CH₄（正四面体）、BF₃（平面三角形）等，结构高度对称，键的极性相互抵消，整个分子无极性。极性分子中一定含极性键吗？不一定，但高中常见极性分子（如H₂O、NH₃）都含极性键。特例如O₃（臭氧），是极性分子，但O-O键是非极性键（同种原子），由于分子为V形，正负电荷中心不重合。判断极性时，不要只看化学式，必须想象或记忆其空间构型。如H₂O（极性）和CO₂（非极性）是经典对比。 应试技巧：先看键的极性，再看空间构型是否对称。记住常见非极性分子：所有单质分子（H₂、O₂）、直线对称（CO₂、CS₂、BeCl₂）、平面三角对称（BF₃）、正四面体对称（CH₄、CCl₄、SiF₄）。其余通常为极性分子。 【判断对错】 1．为极性分子。(______) 2．极性分子中一定不含有非极性共价键。( ) 3．是由极性键构成的极性分子。（______） 4．SO2和NH3均易溶于水，原因之一是它们都是极性分子。( ) 5．CCl4是非极性分子，C原子处在4个Cl原子所组成的正方形的中心。( ) 6．与均为三角锥形，为极性分子。(____) · 易错点05 分子间作用力与物质性质的影响 分子间作用力（范德华力）影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质。氢键是特殊的分子间作用力，比范德华力强。氢键是“键”但不是化学键，它是一种较强的分子间（或分子内）静电作用。它影响物理性质（如熔沸点反常升高，如H₂O>H₂S），但不影响化学性质。能形成分子间氢键的物质，熔沸点显著高于同系物。如H₂O、NH₃、HF的熔沸点均高于同族氢化物。乙醇（C₂H₅OH）的沸点（78℃）远高于二甲醚（CH₃OCH₃，-24℃），因为乙醇有分子间氢键。比较熔沸点时，先判断晶体类型（分子晶体、离子晶体等）。若是分子晶体，先看是否有氢键，再看范德华力大小（一般随相对分子质量增大而增大，但要注意分子极性、形状的影响）。 应试技巧：比较物质熔沸点“三看”：一看晶体类型（原子/离子/分子/金属晶体，一般原子>离子>金属>分子晶体）；二看分子晶体中是否有氢键（有则高）；三看范德华力（相对分子质量越大、分子极性越强，通常越大）。 【判断对错】 1．沸点：正戊烷()高于新戊烷()，与分子间作用力有关。( ) 2．稀有气体的组成微粒是原子，属于共价晶体，不存在分子间作用力。(_______) 3．由于分子间作用力逐渐增加，甲烷、乙烷、丙烷的沸点逐渐升高。(_____) 4．F2、Cl2、Br2、I2的熔沸点逐渐升高，是因为分子间作用力越来越大。(_____) 5．共价化合物分子间均不存在分子间作用力。(_____) 6．和都能作制冷剂是因为它们有相同类型的分子间作用力。( ) · 易错点06 相似相溶原理的运用 极性分子易溶于极性溶剂（如水），非极性分子易溶于非极性溶剂（如有机溶剂）。“相似相溶”是经验规律，有例外。如NH₃（极性分子）极易溶于水（极性溶剂），符合规律。但I₂（非极性分子）在水中溶解度很小，在CCl₄（非极性溶剂）中溶解度大，也符合规律。需要考虑溶质与溶剂之间能否形成氢键。如乙醇与水任意比互溶，不仅因为都是极性分子，还因为能形成分子间氢键。有机物的溶解性判断中，亲水基团（-OH、-COOH、-NH₂等）越多，在水中的溶解度可能越大。 应试技巧：遇到物质溶解性问题，先判断溶质和溶剂分子的极性是否相似，再看能否形成氢键。有机物看亲水/疏水基团比例。气体看能否与水反应（如HCl、NH₃溶于水不仅是溶解，还有化学反应）。 【填空题】 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．“相似相溶”规律 非极性溶质一般能溶于___________，极性溶质一般能溶于___________。 3．(1)根据“相似相溶”原理，极性溶质易溶于极性溶剂，非极性溶质易溶于非极性溶剂。 ①在a．苯、b．、c．、d．、e．五种溶剂中，碳原子采取杂化的分子有______(填字母)。分子的空间结构是______，是______(填“极性”或“非极性”)分子。 ②常温下为深红色液体，能与、等互溶，据此可判断是______(填“极性”或“非极性)分子。 ③金属镍粉在气流中轻微加热，生成无色挥发性液体，呈正四面体形。。易溶于______(填字母)。 a．水        b．        c．(苯)        d．溶液 (2)已知白磷()的结构如图所示，可知每个磷原子以______个共价键与另外的______个原子结合成正四面体形结构，它应该是______(填“极性”或“非极性”)分子，在中______(填“能“或“不能”)溶解，磷原子的杂化方式为______。 4．分子的极性对物质性质的影响 (1)分子的极性对物质的___________、___________、___________等物理性质有显著的影响。一般情况下，极性分子的熔、沸点比非极性分子的熔、沸点___________。 (2)相似相溶规则： 一般情况下，由极性分子构成的物质易溶于___________溶剂，如NH3易溶于水；由非极性分子构成的物质易溶于___________溶剂，如I2易溶于CCl4。 · 易错点07 配位键与配合物的理解 配位键是一种特殊的共价键，其特点是共用电子对由一个原子（配位体）单方面提供，与具有空轨道的中心原子（离子）共享。“有配位键就是配合物”是错误的。配位键是化学键的一种，广泛存在于许多物质中。只有由中心原子/离子和配位体以配位键结合形成的复杂离子或分子，才是配合物。例如，NH₄⁺中含有配位键（N→H），但它是简单铵盐的阳离子，通常不称为配合物。而[Cu(NH₃)₄]²⁺是典型配合物离子。中心原子（离子）常见过渡金属离子，但不仅限于金属。如[H₃O]⁺（水合氢离子）中的中心原子是O，[BF₄]⁻中的中心原子是B，它们都是非金属。配位数不等于配位体个数。一个配位体如果含有多个配位原子（多齿配体），则一个配体可提供多个配位键。如乙二胺（H₂N-CH₂-CH₂-NH₂）是双齿配体，一个乙二胺分子与中心离子形成两个配位键。配位数是指直接与中心离子成键的配位原子数目。 应试技巧：判断配位键：看箭头“→”，箭尾原子（如NH₃中的N）提供孤电子对，箭头指向原子（如Cu²⁺）提供空轨道。写配合物化学式：先写中心离子，再写配位体，最后标电荷。如硫酸四氨合铜(Ⅱ)：[Cu(NH₃)₄]SO₄。比较配位数：对于单齿配体（如H₂O、NH₃、Cl⁻），配位数等于配体个数；对于多齿配体，要数配位原子。 【判断对错】 1．配位键也是一种静电作用。(_______) 2．有配位键的化合物就是配位化合物。(____) 3．形成配位键的电子对由成键双方原子提供。(_______) 4．分子和离子不能形成配位键。(_____) 5．中配位键的个数为。(____) 6．形成配位键的条件是一方有空轨道，另一方有孤电子对。(_______) · 易错点08 配合物的组成与性质 配合物由内界（中心离子与配体）和外界（平衡电荷的离子）组成。内界是配合物的特征部分，外界是简单离子。配合物在溶液中电离时，内界与外界之间的化学键被破坏，内界的配位键一般很稳定，不被破坏。例如，[Cu(NH₃)₄]SO₄ 在水溶液中电离为 [Cu(NH₃)₄]²⁺ 和 SO₄²⁻，而不是 Cu²⁺ 和 NH₃。配合物的性质（如颜色、溶解性）主要由内界决定。这是很多离子显色的原因，如Fe³⁺与SCN⁻形成血红色的[Fe(SCN)]²⁺，可用于检验Fe³⁺。中心离子的配位数可以变化，与配体的浓度、体积等有关。如Cu²⁺在过量氨水中生成[Cu(NH₃)₄]²⁺（深蓝色），但在稀氨水中可能生成[Cu(H₂O)₄(NH₃)₂]²⁺等混合配体配合物。 应试技巧：判断配合物粒子：题目说“向CuSO₄溶液中滴加氨水，先生成沉淀后溶解得到深蓝色溶液”，深蓝色溶液中的主要溶质是[Cu(NH₃)₄]SO₄，主要显色粒子是[Cu(NH₃)₄]²⁺。区分内界与外界：在写电离方程式或判断离子种类时，务必分清。解释现象：物质形成配合物后，性质（颜色、稳定性）往往发生显著变化，这是解释实验现象（如沉淀溶解、颜色变化）的关键突破口。 【填空题】 1．Fe、Co、Ni是几种重要的金属元素。请回答下列问题。 (1)基态Co原子的价电子轨道表示式为___________。 (2)常温下为无色液体，沸点为42.1℃，熔点为-19.3℃，难溶于水，易溶于有机溶剂。推测是___________分子(填“极性”或“非极性”)。 (3)实验室常用KSCN溶液或苯酚()检验。第一电离能：N___________O(填“>”或“<”)，KSCN的配位原子有___________。苯酚中碳原子和氧原子的杂化类型分别为___________；___________。 (4)配位化合物中心原子Co的配位数为___________，配体为___________。 (5)ZnS在荧光体、光导体材料、涂料、颜料等行业中应用广泛。立方ZnS晶体结构如下图所示，S原子的配位数是___________，其晶胞边长为540.0pm，密度为___________(列式并计算)。Zn：65 S：32 2．1985年，Rousssin研究发现了第一个金属原子簇类配位化合物，其结构如图所示，金属原子簇类化合物与金属原子表面性质相似，具有良好的催化活性等功能。请回答下列问题： (1)硫可以形成SOCl2化合物，则该化合物的空间结构为_______。 (2)除了氮的氧化物之外，氮还可以形成NO。请写出与NO互为等电子体的分子_______；根据等电子体原理判断NO中氮原子的杂化方式_______。 (3)上述原子簇类配合物，中心原子铁的配位原子是_______。 (4)配合物Fe(CO)5的熔点为-20 ℃，沸点为103 ℃。可用于制备纯铁。Fe(CO)5的结构如图所示。下列关于Fe(CO)5的说法正确的是_______(填字母)。 A．Fe(CO)5是非极性分子，CO是极性分子 B．Fe(CO)5中Fe原子以sp3杂化方式与CO成键 C．1 mol Fe(CO)5含有10 mol配位键 D．Fe(CO)5=Fe＋5CO反应中没有新化学键生成 · 易错点09 超分子的基本概念与识别 超分子是由两种或两种以上的分子（或离子）通过非共价键作用（分子间作用力、氢键、静电作用、疏水作用等）形成的复杂有序的聚集体。其核心是“分子识别”和“自组装”。“超分子是分子”是错误的。超分子是多个分子的聚集体，其内部各组分之间通常以非共价键结合，但也可以含有配位键（如冠醚与金属离子的结合）。配位化合物是超分子的一种重要类型，但并非所有超分子都是配合物。“超分子作用力很弱”是片面的。虽然单个非共价键较弱，但多个非共价键的协同作用可以使超分子结构非常稳定。例如，DNA双螺旋就是靠氢键等作用稳定的超分子结构。高中阶段常见超分子实例：① 冠醚识别碱金属离子（18-冠-6与K⁺）；② 杯芳烃的分子识别；③ DNA双螺旋（氢键和碱基堆积作用）；④ 酶与底物的结合（锁钥原理）。 应试技巧：判断是否涉及超分子：看题干是否强调“分子识别”、“自组装”、“主客体化学”、“特定尺寸匹配”、“高度选择性”等关键词。若强调某种分子能选择性结合特定离子或分子，往往是超分子。区分化学键与超分子作用：在超分子描述中，通常不涉及原子间电子云的重叠和共用（即共价键），而是强调分子间的相互作用。将超分子知识与生命科学（酶、DNA）、材料科学（分子器件）、分离技术（冠醚萃取）等联系起来，理解其应用价值。 【填空题】 1．超分子化学的发展不仅与_______化学(冠醚、穴醚、环糊精、杯芳烃、C60等)的发展密切相连，而且与分子_______(双分子膜、胶束、DNA双螺旋等)、分子器件和新兴有机材料的研究息息相关。 2．分子聚集体的大小：超分子这种分子聚集体，有的是_______的，有的是_______的。 3．微粒间作用力—非共价键：超分子内部分子之间通过_______结合，主要是_______、_______和_______、_______以及一些分子与金属离子之间形成的_______。 4．利用“杯酚”从C60和C70的混合物中纯化C60的过程如下图所示 “杯酚”分子内官能团之间通过___________(填“共价键”“配位键”或“氢键”)形成“杯底”。形成超分子时，C60与“杯酚”之间的作用力是___________。 · 方法1 化学键类型判断——分层分类法 看物质类别：金属单质或合金 → 金属键。由活泼金属（ⅠA、ⅡA）与活泼非金属（ⅥA、ⅦA）形成的化合物 → 离子键为主。全部由非金属元素组成的化合物（除铵盐） → 共价键。看具体微粒：铵盐（NH₄⁺ + 酸根） → 离子键（铵根与酸根之间）+ 共价键（铵根、酸根内部）。含氧酸、碱、含氧酸盐 → 内部含共价键，若是离子化合物则含离子键。看电子式/成键：有电子得失形成阴阳离子 → 离子键；有电子对共用 → 共价键（单方提供电子对为配位键）。 易错示例：AlCl₃：虽然由金属与非金属组成，但因Al³⁺极化能力强，是共价化合物，含共价键。Na₂O₂：是离子化合物，含Na⁺与O₂²⁻间的离子键，以及O-O共价键。 · 方法2 σ键与π键数目计算——成键原子分类法 画结构式：明确所有单键、双键、三键。数单键：每一个单键（包括配位键“→”）一定是1个σ键。数重键：每一个双键 = 1个σ键 + 1个π键；每一个三键 = 1个σ键 + 2个π键。总数求和：分子中σ键总数 = 单键数 + 双键数 + 三键数；π键总数 = 双键数 + 2×三键数。 易错示例：C₂H₂（乙炔，H-C≡C-H）：有2个C-H单键（2σ）、1个C≡C三键（1σ+2π）。总σ键=3，总π键=2。N₂（N≡N）：1个三键（1σ+2π）。总σ键=1，总π键=2。 · 方法3 分子空间构型与中心原子杂化判断——价层电子对互斥（VSEPR）模型法 确定中心原子A。计算价层电子对数：公式：价层电子对数 = (A的价电子数 + 配位原子提供的电子数 ± 离子电荷数) / 2。注意：O、S作配位原子时，提供的电子数为0；H、卤素作配位原子时，提供的电子数为1。 负电荷加，正电荷减。 确定VSEPR模型与杂化类型： 2对 → 直线形 → sp杂化 3对 → 平面三角形 → sp²杂化 4对 → 四面体形 → sp³杂化 确定分子真实构型：在VSEPR模型基础上，去掉孤电子对占有的位置。 易错示例：SO₂：中心S，价电子数6，O作配位提供0电子，总电子对数=(6+0)/2=3对（sp²杂化）。有1对孤对电子，分子构型为V形。NH₄⁺；中心N，价电子数5，H提供1e⁻×4，电荷数为+1。总电子对数=(5+4-1)/2=4对（sp³杂化）。无孤对电子，离子构型为正四面体形。 · 方法4 分子极性判断——对称性分析法 看化学键：分子中所有共价键是否都是非极性键（同种原子）？若是，则为非极性分子（如O₃例外）。看空间构型：如果含极性键，则看分子的空间构型是否高度对称，使键的极性向量和为零。常见对称非极性分子：直线形（CO₂、CS₂）、平面正三角（BF₃）、正四面体（CH₄、CCl₄）。常见极性分子：V形（H₂O、SO₂）、三角锥形（NH₃）、非对称结构（如CH₃Cl）。 易错示例：CCl₄：C-Cl键是极性键，但分子是正四面体对称结构，是非极性分子。O₃：O-O键是非极性键，但分子是V形结构，是极性分子（特例！）。 · 方法5 熔、沸点高低比较——作用力类型三步法 先定晶体类型：原子晶体 > 离子晶体 ≈ 金属晶体 > 分子晶体（一般来说）。同是分子晶体，看氢键：能形成分子间氢键的物质（H₂O, HF, NH₃, 醇、酸等）熔沸点显著高于同族或分子量接近的、无氢键的物质。 无氢键或排除氢键后，比范德华力：结构相似时，相对分子质量越大，范德华力越大，熔沸点越高。分子极性也有影响，极性越大，范德华力一般越大。 易错示例：比较H₂O、H₂S、H₂Se、H₂Te沸点：H₂O因有氢键，沸点最高，反常。其余按分子量增大顺序递增。比较NaCl、SiO₂、干冰（CO₂）熔点：SiO₂（原子晶体）> NaCl（离子晶体）> 干冰（分子晶体）。 · 方法6 配合物相关问题分析——“中心-配体-内外界”三要素法 找中心离子：通常是过渡金属阳离子（Fe²⁺、Fe³⁺、Cu²⁺、Ag⁺等）或少数有空轨道的非金属阳离子（如H⁺形成H₃O⁺）。找配体：含孤电子对的分子（NH₃、H₂O、CO）或阴离子（Cl⁻、CN⁻、SCN⁻、OH⁻）。定内外界与配位数：内界：中心离子 + 配体，用方括号“[ ]”括起。外界：平衡电荷的离子。配位数：直接与中心离子成键的配位原子个数。注意多齿配体。 易错示例：向AgNO₃溶液中滴加氨水，先产生AgOH（迅速分解为Ag₂O）沉淀，后溶解生成[Ag(NH₃)₂]⁺。配离子是[Ag(NH₃)₂]⁺，配体是NH₃，配位数是2。 · 方法7 超分子识别与解释——“识别-作用-组装”三步法 识别特征：题干是否出现“自组装”、“主客体”、“分子识别”、“特定尺寸匹配”、“冠醚/杯芳烃”等关键词。 分析作用力：非共价键作用。主要为：静电作用（如离子-偶极子作用，冠醚与金属离子），氢键（DNA双螺旋，蛋白质高级结构），疏水作用（细胞膜的形成），解释功能：从“分子识别导致的选择性”和“弱作用的协同性导致稳定性”两个角度解释其特殊性质或功能。 易错示例：冠醚能选择性结合特定金属离子，是因为其空穴尺寸与离子直径匹配，通过离子-偶极子作用形成超分子，从而用于相转移催化或离子分离。 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 $