专题1～2（期中复习课件，pdf版）高二化学下学期沪科版

原子结构与性质·分子结构与性质 期中考点串讲 日录 13 1415 16 17 18 2 1 第1章 原子结构与性质 考点01 核外电子运动模型的历史发展过程 9 0 Li Be B C N 0 F Ne 考点02 原子光谱研究 6.941 9.012 10.81 12.011 14.00 15.999 18.998 20.180 考点03 能层与能级 13 1 15 6 17 18 考点04 基态与激发态原子光谱 Na Si Ps S Ar 22 33 26.982 28.085 30.974 32.06 35.45 39.948 考点05 构造原理与电子排布式 19 20 31 32 33 34 35 36 考点06 泡利原理、洪特规则、 能量最低原理 Ga Ge Br Kr 32 考点07 元素周期律 39.098 40.078 69.723 72.630 74.922 78.971 79.904 83.798 2第2章 分子结构与性质 H 考点01 共价键 考点02 键参数一一键能、 键长与键角 考点03 多样的分子空间结构 考点04 杂化轨道理论简介 考点05 共价键的极性 考点06 范德华力 H 考点07 配合物 H 考点08 超分子 第1章原子结构与性质 考点01； 核外电子运动模型的历史发展过程 、 道尔顿模型 二、 汤姆森葡萄干 三、卢瑟福行星模型 四、玻尔能级模型 五、现代电子云模型 (1803) 面包”模型(1904) (1911) (1913) (1926) hv ·原子是不可再分的 ·正电球体+ a粒子散射实验→ ·定态轨道、能量量子化、 ·薛定谔方程→ 实心球体 镶嵌电子 原子核集中正电荷 跃迁发光 概率分布 与质量，电子绕核运动 1803 1904 1911 1913 1926 从“实心球体”到“电子云” 科学认知不断深化，模型不断完善！ 考点02原子光谱研究 二、玻尔模型解释氨原子光谱 一、原子光谱基础 ①定态轨道 ·电子在原子中只能在一些特定的轨道上运动， 这些轨道称为定态轨道。 连续光谱 线状光谱（发射光谱） 光谱分析 能量量子化(Exn) 电子在定态轨道上运动时，原子具有确定的能量， 能量只能取分立的数值（量子化）： 每种元素都有独特的 由高温固体、液体或高压气体产生 由韩薄气体（如氢气）产生， 特征谱线，可用子 En=-13.6ev n2(n=1,2,3…) 各波长光连续分布 只在特定波长妙出现亮线（特征谱线） 定性墓别和定量分析 能级随n增大而升高，逐渐趋近于0（电离能）。 氢原子能级图与氏迁（玻尔模型）】 3跃迁与光谱 电子在不同定态轨道间跃迁时吸收或发射光子， 能级n 能量E.(eV) n=oo =0 ·满足能量守恒：AE=En-En=hv=9 o(电离态】 0 n=0 激发态 ·氢原子发射光谱的三大谱系： 5 -0.54 n=4 (能量较高) n=4 赖曼系（素外） 电子从n=2,3,4,…跃迁到n=1 4 -0.85 心 -1.51 n=3 巴尔末系（可见） 电子从n=3,4,5,…跃迁到n=2 帕形系（红外） 电子从n=4,5,6,..跃迁到n=3 2 -3.40 n=2 三、玻尔模型的局限性 仅适用于氢原子（只有一个电子的原子）。 1(基态) -13.6 n=1 基态 (能量最低) 无法解释多电子原子的光谱（如He、Na等）。 赖曼系（紫外） 巴尔末系（可见） 帕形系（红外） 不能解释谱线的精细结构、强度及选择定则等现象。 跃迁到n=1 跃迁到n=2 跃迁到n=3 。 未体现电子的波粒二象性，本质上是经典模型。 考点03 能层与能级 1 能层(K,L,M.…) 2 能级(s,p,d,f) ·能量：E(K)<E(L)< 同能层能量：ns<np<nd<nf ·最多电子数：2n2 轨道数：s(1),p(3),d(5),f(7)→电子数为其2倍 能级交错：4s<3d<4p 能层与能级关系表 能级填充顺序（构造原理） 高 包含能级 最多电子数 能量 5p 能层 符号 主量子数n 最多轨道数 (s,p,d,f) (2n2) 5s 4d n 5s 4p K层 K 1 1s 2 4s 3d 能级交错 L层 2 2s,2p 4 8 4s<3d<4p 3s 3p M层 M 3 3s,3p,3d 9 18 2p N层 N 4 4s,4p,4d,4f 16 32 低 1s 由于能级能量受核外电子排斥等因素影响，出现能级交错， 。。● 。。● 。0年 使得4s能级能量低于3d能级能量。 考点04基态与激发态原子光谱 1.基态vs激发态 原子能级与跃迁示意图 2.原子光谱的应用 能量E 能级n ①基态 n=4 跃迁结果 焰火 ·最低能量状态 n=3 吸收光谱 金属元素焰色反应 (暗线光谱) 产生绚雨色彩 n=2 霓虹灯 ②激发态 吸收能量 释放能量 气体放电发光 ·吸收能量后 (吸收光) (发射光) 发射光谱 形成彩色光 电子跃迁至高能级 电子跃迁到 电子跃迁回 (亮线光谱) 高能级 低能级 激光 受激辐射产生 3转化 n=1 高亮度、单色光 ·吸收/释放能量 基态（最低能量） (主要为光) ☆其他应用 吸收/发射光谱 光谱分析 电子跃迁 特征谱线 →锅被糖量（赶下嵊】 鉴定元素 天文光谱分析、环境监测、 树料成分分析等。 物质原子具有特定的能级结构→产生特征光谱→可用于鉴定元素 物理变化（能量变化，不改变物质本质） 化学变化（改变物质本质） 本考点核心 注② 原子光谱是电子能级跃迁 原子吸收或释放能量（光），电子跃迁，回原子核外电子数不变， 原子重新组合，形成新的物质，元素的化学性质改变。 产生的物理现象， 元素种类不变。例如：原子发光、吸收光谱、焰色反应等。 例如：燃烧、氧化还原、化学反应等。 可用于元素的鉴定与分析。 考点05 构造原理与电子排布式 1 构造原理：电子填充顺序 ●电子填充顺序（构造原理） 25 2p 能量升高 3p 3d 1s→25→2p→3s→3p→4s→3d→4p… 4s 4p. 4d 4f ● 能级交错规律 5s 5p 5d.- 5f 6s 6p 6d 6f ns (n-2)f< (n-1)d np 7s 7p 7d 7f 2 电子排布式 示例 0:1s22s22p4 K:[Ar]4s1 S2-:1s22s22p63s23p6 价层电子排布 C1:3s23p5 K:4s1 Cr(铬) 3d54s1 Cu(铜) 3d1.04s1 A 而非3d44s2(半充满d轨道更稳定) 而非3d94s2(全充满d轨道更稳定) 精 4s 4s 3d 个 个个 ↑↑ 3d ↑↑↑↑ 个 考点06 泡利原理、洪特规则、能量最低原理 铝原子(A1,Z=13)的轨道表示式 泡利不相容原理 1个轨道 核外电子排布式：1s22s22p3s23p 1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。 0 自旋相反 图例说明 表示一个原子轨道 洪特规则 以三个简并P轨道为例 35 个电子，自旋向上 在能量相同（简并）的轨道中，电子先单独占据 且自旋方向相同（平行）。当轨道全满或半满时 ↑↑个 2p ↓电子，自旋向下 体系能量更低，更稳定（如Cr、Cu)。 先单占，后成对 个↓一对自旋相反的电子 25 能量最低原理 能量由低到高 A共有13个电子，按照 1s 能量最低原理、泡利原理 在多电子原子中，电子总是优先占据能量最低 1s<2s<2p<3s<3p 低 和洪特规则进行排布。 的轨道，然后再进入能量较高的轨道。 优先填充低能轨道 表示法 定义与特点 表达方式举例（以铝原子A1,Z=13为例） 优点 适用范围 【总结】 结构示意图 用原子核与电子层（壳层）示意图， 直观展示电子层分布和 各类原子，尤其适合 (模型图) 直观表示电子在各能层的分布情况。 各层电子数。 初学者理解电子层分布。 电子排布 表示法 电子排布式 按能级顺序，用能级符号及右上角 简明、规范，能清晰反映 各类原子、离子；是书写 对比表 (电子排布) 数字表示各能级上的电子数。 1s22s22p3s23p 电子在各能级的排布顺序 化学式、分析原子结构和 和数量。 性质的基础。 轨道表示式 用方框代表原子轨道，箭头“↑↓” 1s 25 2p 35 3p 能直观体现电子自旋方向、 多电子原子，尤其适合 (轨道排布图) 表示电子及其自旋方向，体现电子 ↑0U↑D 洪特规则及简并轨道占据 分析电子排布规律、磁性 在轨道上的具体分布方式 情况。 等性质。 电子排布图 用能级顺序图（如构造原理对角线 1s/2s2p3s3p4s3d4p.… 突出能级填充顺序，便子 学习电子排布规律、 (能级顺序图) 图)表示电子填充的先后顺序。 理解构造原理。 解决复杂原子（离子） 排布问题时使用。 考点07 元素周期律（上) 一、周期表结构与分区 ★各区价电子排布与性质总结★ 周期序数=电子层数 ·分区：s区(IA,ⅡA)、p区（ⅢA~0) 所在位置 分区 价电子排布特征 典型 (族) 元素 性质特点 族：主族价电子=族序数(ns1-2np1-5) d区（过渡金属）、ds区（IB,ⅡB)、 f区（铜系铜系） Li,Na,K, 金属性强 s区 IA,ⅡA ns1~ns2 ★金属性：左下强；非金属性：右上强★ Mg,Ca等 (左下越强) ⅢA~0 ns2np'~ C,N,O,F, 非金属性强 p区 (含He) ns2nps Cl,Ar等 (右上越强) 1 910 11 3 14 15 16 17 其它非全属 H He ⅢB~ⅡB (n-1)d1-1o Fe,Cu,Zn, 金属特性明思， H 碱金属 过斌金属 d区 10 (过渡金属) ns12 Ag,Au等 可变价 Li Be 成土金满 后过波金属 B N 0 Ne 11 1.00794 稀有气体 侧系元素 13 14 15 16 18 Na Mg 1 非金属 锕系无素 Si Cl Ar IB,ⅡB (n-1)d10 Cu,Ag,Au, 与d区性质相近， ds区 20 21 22 2 24 26 27 28 29 31 33 3435 (铜副族) ns1-2 Zn,Cd,Hg等 多形成配合物 K Ca Sc Ti Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br K 37 45 47 49 50 51 52 53 (n-2)f1-14 Rb Y Zr Nb Mo Tc 锏系、铜系 La LU, 多为金属， Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe f区 (n-1)d0-1 55 56 57-71 72 73 74 75 78 79 80 81 84 85 86 (内过渡元素) 6 Re At Rn ns2 Ac~Lr等 化学性质相似 Cs Ba La-Lu Hf Ta W Ir Pt Au Hg Pb Bi Po 89-103 104 106 106 107 108 109 111 112 113 114 115 116 117 118 Fr Ra Ac-Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uup Lv Uus Uuo 规律总结 同周期（左→右）：金属性减弱， 非金属性增强 同主族（上→下）：金属性增强， 非金属性减弱 注：He1s2,属于s区元素，但化学性质较稳定，常被视为稀有气体(0族元素)，是唯一的例外。 考点07 元素周期律（下） 二、 周期性规律 ①原子半径(pm) ②第一电离能(k小mol) ③电负性(Pauling) 同周期减小 同周期总体增大 同周期增大 ◆原子半径：同周期减小，同族增大 原子半径 第一电离侧 冉性 (pm) (kJ-mol-') IA、VA (Pauling) F ◆第一电离能：同周期总体增大 250 2500 反常高 ●He 4.0r 0 (ⅡA、VA反常高)，同族减小 200 人 Ne 2000 Li Ar 3.0 ★。 。N 150 Na 1500 ◆电负性：同周期增大，同族减小 Kr K ●ke 2.0 ◆◆◆◆B 100 1000 →判断金属性、键型（△X>1.7离子键） ● Rb Rn 50 Cs 500 1.0 ◆对角线规则：Li-Mg,Be-Al,B-Si 3 4 5 6 4 5 性质相似（电负性接近） 4 6 周期( 周期( 周期（一 根据电负性差值（△X)判断键型 ④对角线规则：Li-Mg,Be-AL,B-Si性质相似 (电负性接近) IA IIA ⅢA VA △X≤0.4 VIA VIA 常见元素电负性(Pauling) 非极性共价键 如：H一H、C一CI U 1.0 03.5 si1.9 Li Be B C 0 Ne 2 Be 1.5F4.0 2.2 0.4<△x≤1.7 极性共价键 如：H一Cl、C一O 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 4.0 & 2.0Na0.9 2.6 C 2.5Mg1.2 CI 3.2 △>1.7 离子键 如：NaCl、MgO Na Na Mg AI Si CI Ar v 3.0A11.6 0.9 1.2 1.6 1.9 2.6 3.2 对角线元素电负性接近， 判断金属性：电负性越小， 金属性越强：反之，非金属性越强 Ca Ga Ge Se Br 性质相似，如： Kr Li-Mg、Be-AL、B-Si 第2章分子结构与性质 H 104.5° H 考点01 共价键 1概念： 共用电子对→饱和性（均有）、方向性(5-s无) 3特例：AlCL3、BeCL2含共价键 2 类型：σ键（头碰头，轴对称）Vsπ键（肩并肩，镜面对称） 单键=1σ；双键=1σ+1n;三键=1σ+2π σ键（头碰头重叠，轴对称） π键（肩并肩重叠，镜面对称） (1)5-sσ键 (2)s-pg键 (3)p-pc键 A- B B s轨道s轨道 s轨道 p轨道 p轨道 p轨道 y⑧ A +B B B p轨道 p轨道 S-Sσ键 S-po键 p-po键 π键（镜面对称） 比较项目 g键(sigma键) π键(pi键) 实例 形成方式 原子轨道沿键轴方向“头碰头”重叠 原子轨道沿键轴两侧“肩并肩”重叠 H-H,H-CL,C-C等 对称性 轴对称（绕键轴旋转任意角度，重叠情况不变） 镜面对称（以键轴所在平面为镜面） C=C中的π键 电子云分布 在键轴上呈圆柱形对称分布 在键轴两侧，上下（或左右）分布，键轴上有节点 C=C中的π键（两组） 键的强度 较弱 较弱 一般σ键>π键 能否单独存在 可以单独存在（如H-H中的σ键） 不能单独存在（必须与σ键共存） 在化学键中的数量 单键：1o 双键：1σ 三键：1g 单键：0n 双键：1π 三键：2π H2(1o)02(1o+1m)N2(1g+2m) 鲁总结：所有共价键都有饱和性；除S-5σ键外，其他共价键均具有方向性。 考点02 键参数—一 键能、键长与键角 1 键能：断键吸能→稳定性 键长：核间距→键长越短越稳定 3键角：决定空间构型 键能越大，断键需要吸收的能量越多，分子越稳定。 )键长是两原子核间的平均距离，键长越短，键越强。 键角大小决定分子的空间构型和性质。 化学键 键能/(kJ-mol-) 相对稳定性 分子 键长/pm 核间距示意图 分子 空间构型 键角 分子模型 H-F 568 ★★★★ H2 74 -74pm 正四面体形 10928 10928 H-CI 431 ★★★ H-Br 366 ★★ Cl2 198 .199pm H-I 299 ★ BF3 平面三角形 120° 20 稳定性顺序：HF>HC>HBr>Hl 8r2 228 228pm 断键吸能 H 键长顺序：H2<Cl2<Br2 H2O V形折线形) 105 能量 变化 能量低 能量高 键长短 键长增加 键长长 (更稳定) (不稳定) 键强 健长增加 键弱 更稳定 更不稳定 【总结】 半径小 电子对多 键能大 键长短 电负性差大 更稳定 键强弱判断 原子半径越小， 共用电子对越多】 断键需要能量多 核间距越短， 原子间电负性差越大， 原子间作用越强 键合越牢固 键越强 键越强 键的极性越强，越稳定 更牢固 考点03 多样的分子空间结构 分子类别 化学式 结构式（平面） 空间模型 分子构型 键角 C02 O=C=0 直线形 180° 三原子 (AX2) H20 V形 H (折线形) 105° CH2O 平面三角形 120° 四原子 H一C一H (AX3) NH3 H 三角锥形 107° H H 五原子 CHa HC一H 正四面体形 109°28' (AX4) H 【注】 ★结构相似≠构型相同(NH3 vs BCl) ☆构型相同≠键角同(CH4VsP4) 考点04 杂化轨道理论简介（上） 1 杂化本质： 杂化类型 轨道混杂示意 杂化轨道构型（仅画出σ键）】 分子实例与键角 轨道混杂一新轨道 CH4(甲烷) (数目不变、能量相等) sp3 H 2 类型与构型： 15+3p 1s H H 109°281 正四面体构型109°28 ●sp3:1s+3p- 正四面体(109°28)， BF3(三氟化硼) 如CH4 sp2 F ●sp2:1s+2p→ 1s+2p +88-8→ B 平面三角(120°)， 120° 如BF3 (未杂化p轨道) 平面三角形构型120° ●sp:1s+1p→ C02(二氧化碳) 直线形(180°)， 如C02 sp +8-88- O三C三O 1s+1p 1s p 180 【注】未杂化印p轨道形成π键 (两组未杂化印轨道) 直线形构型 180° 考点04 杂化轨道理论简介（下） VSEPR模型预测分子或离子的空间构型 3.VSEPR模型 价层电子对数 电子对构型 分子构型 键角（理想值） 实例 2 180° ·价层电子对=σ键对+孤电子对 直线形 直线形 Co2、BeCl2 ·孤电子对计算： (a -xb) 3 120° BF3、SO3 2 平面三角形 平面三角形 109.5° CHa、CCla ā：中心原子价电子数：b:与中心原子相连的原子数： 正四面体 正四面体 X:每个相连原子提供的电子数（单键x=1,双键x=2,三键x=3) 107 NH3 ·斥力：孤-孤>孤-键>键键→键角压缩 正四面体 三角雠形 (H20105°<NH3107°) 105° H2O 正四面体 V形（折线形） 注：黑球代表中心原子， 灰/白球代表与中心原子相连的原子，第色表示孤电子对。 4.杂化类型判断 sp杂化（价层电子对数=4） Sp杂化（价层电子对数=3） S印杂化（价层电子对数=2） ·价层电子对数=杂化轨道数 H C=C. H一C≡C一H 180° ·有机碳：饱和sp3,双键sp2, 095 120 三键sp 构型：正四面体 构型：平面三角形 构型：直线形 实例：CH4、CH3-CH3(饱和) 实例：CH2=CH2(双键) 实例：HC=CH(炔键) 要点总结：价层电子对排布决定分子空间构型；孤电子对增大斥力，压缩键角；价层电子对数决定杂化类型与分子几何结构。 考点05 共价键的极性 1.键极性 2.分子极性判断 3.极性影响酸性 同种原子→非极性键；不同原子→极性键(6*/6) 分子中是否含有极性键？ 吸电子基(-CL,-F)通过诱导效应增强酸性 (CCI2COOH CH2COOH) 键类型 示例 键的表示 极性判断 否 是 化合物 结构简式 pK。(25℃) H-H H-H 非极性 无极性键 分子构型是否对称， CI 69 60 (如O2,N) 各键的极性向量和是否为零？ CCI,COOH -COOH 0.70 0=0 CI 非极性键 0=0 非极性 是 CI,CHCOOH CH-COOH 1.48 (同种原子) do 69 非极性分子 ci 键极性相五抵消 键极性不抵消 N三N (对称结构) 或含孤电子对 CICH,COOH CI-CH,-COOH 2.86 NEN 非极性 6° 69 CH COOH CH-COOH 4.76 H-CI 非极性分子 极性分子 H-CI 极性 6* 6 CF2COOH F2C-COOH 0.23 非极性分子（例） 极性分子（例） pK越小，酸性越强 极性键 H-O H-O 极性 CHa c02 0 H2O NH, 03 H202 PK.1 (不同原子) 6 4.76 H 54 3 2.86 O=C=0 0=0 C-0 C-0 极性 2 1.48 0.70 0.23 正四面体 直线形 键极性抵消 键极性抵消 无候性罐 键极性不抵消含孤电子对 结构不对称 结构不对称 0 电负性差越大，键的极性越强(6/6越明显) CF.COOH CCl,COOH CI,CHCOOH CICH,COOH CH COOH 结论：O2、H2O2属于极性分子（结构不对称，键极性不抵消） 吸电子基越多、越强，酸性越强(pK越小) ◆考点06 范德华力 范德华力 二、氢键 。条件：H-F/O/N→X-H…Y ·弱、无方向性/饱和性 ·类型： ·分子间氢键（↑熔沸点，如H2O) ·影响： ·相对分子质量↑→力↑ 三N ·分子内氢键（↓熔沸点，如邻羟基苯甲醛） ·极性↑→力↑(C0>N2) CO(极性) N2(非极性) ·影响： ·溶解性：氢键使NH,易溶于水 极性越大，范德华力越强：C0>N2 ·密度：冰的密度<水的密度（氢键构建开式结构） 冰（密度小） 水（密度大） 三、溶解性 四、手性 ·手性：分子与其镜像不能重合的性质 “相似相溶”是基本原则 COOH COOH ·氢键作用可显著增强溶解性 乳酸具有手性， 两种镜像体的性质 ·结构相似的物质更容易相溶 HO OH CH,CH,-O-H CH3-O-CH3 (如旋光性)可能不同。 CH3 CH3 结构相似，互溶性好 L-乳酸 镜子 D-乳酸 考点07配合物 3.性质影响 1.配位键：一方孤电子对+一方空轨道 ①溶解性：AgCI溶于氨水 ::NH3中N原子孤电子对 给子+ 0Cu2*中空轨道 离子方程式： +氨水 AgCl(s)+2NH3H2O 2.配合物组成 (NHz-HzO) 2 [Ag(NH3)2]*+CI- 2+ 中心离子 NH3 如：Cu2+、Fe2+等 AgCI白色沉淀 沉淀逐渐溶解 澄清无色溶液 +2H20 配体 ②颜色：Fe2++SCN→血红色 如：NH3、 H20、CI等 离子方程式： 配位原子 SCN- Fe2+SCN- 如：N、O、C1等 [Fe(SCN)]2* (与中心离子形成配位键的原子) (血红色) Fe2+溶液（浅黄色） 溶液变红 血红色溶液 :NHg 配位数 ③稳定性：CO中毒机制 [Cu(NH3)a]2+ 中心离子与配体直接配位的数目 配位数=4 如：[Cu(NH3)2]2+为4 ·CO与Fe2+形成更稳定的配位键 ·使血红蛋白失去携氧能力 :表示孤电子对 ·表示配位键（电子对给子） 0Cu2+中的空轨，道 导致组织缺氧，引起中毒 血红蛋白(Hb) 碳氧血红蛋白(HbCO) 配合物的组成和结构决定其性质，广泛应用于化学、医药、材料等领域。 考点08； 超分子 2.实例①：C6o/C7o分离 2.实例②：冠醚识别碱金属离子 超分子 C10 分子聚集体（含离子) 18-冠-6 K@18-冠-6 个响 冠醚空腔大小与离子半径匹配， C C10 通过配位作用实现选择性识别 流动相 Na" K Cs* (溶剂) 时间 UA 分子识别 自组装 固定相 先流出C60,后流出C0 (多孔材料) 通过非共价相互作用，实现选择性识别与 X 实现分离 有序组装，形成具有特定功能的聚集体 对不同碱金属离子具有选择性 3.特征：分子识别+自组装 识别特定客体 通过非共价作用 结构可逆 赋予材料 (选择性) 有序组装 动态可调 新功能 感谢射聆听 期中考点串讲