清单01 物质结构与性质（期末知识清单PDF）高二化学下学期苏教版

专题1物质结构与性质 清单01A4知识卡片·苏教版高二化学下·标准版L2 考点01原子结构与性质（一）：原子模型、电子层与原子轨道 必记点 原子结构模型演变：道尔顿实心球模型→汤姆生葡萄干面包模型→卢瑟福有核模型（α粒子散射，质量集中在原 子核)→玻尔量子化轨道模型。 玻尔模型三点：电子在稳定轨道运动；轨道能量不连续即量子化；电子可吸收/释放能量发生跃迁，光波长取决于轨 道能量差。 电子云：用小点疏密表示电子在核外空间出现机会大小，小点越密，出现机会越大。 电子层 1 2 6 符号 K L M N P Q 特点 离核由近到远，能量由低到高 轨道类型 形状 延伸方向 轨道数 容纳电子数 球形 1 1 2 p 纺锤形 3 3 。 d 较复杂 5 5 10 f 较复杂 7 7 14 同层同形状轨道能量：2px=2py=2pz;同层不同形状：ns<np<nd<nf;同形状不同层：2p<3p<4p 易错点 1.电子云不是电子运动轨迹，小点不代表一个具体电子。 2.原子轨道数等于该轨道延伸方向数，不等于可容纳电子数。 3.每个原子轨道最多容纳2个自旋相反电子。 4.电子层越远能量通常越高，但填充顺序需遵循构造原理。 5.p轨道有3个方向，所以共有3个轨道、最多6个电子。 一句话速记 电子层看远近，能级看类型；轨道数看方向，电子数为轨道数×2。 考点01（二）：基态原子电子排布 必记点 能量最低原理：电子优先占有能量低的轨道，使原子总能量最低。 泡利不相容原理：一个原子轨道最多容纳2个电子，且自旋状态相反。 洪特规则：同能级不同轨道排布时，电子优先单独占据且自旋相同。 稳定特例：全满p6d10f14,半满p3/d5f,全空p01d0f0;Cr:[Ar3d54s1;Cu:[Ar]3d104s1 表家方法 以硫S为例 电子排布式 1s22s22p53s23p4 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 外围电子排布式 3s23p4 易错点 1.写电子排布式按能级填充顺序，不是单纯按电子层顺序。 2.第四周期常见顺序：4s先于3d填充，写简化式常写[Ar]3d4sm。 3.Cr、Cu等存在半满/全满稳定特例，不能机械写成3d44s2、3d94s2。 4.轨道表达式中，同能级电子先分占不同轨道再配对。 5.基态是最低能量状态，激发态是电子吸能从低能级跃迁到高能级。 一第1而共8而 考点01原子结构与性质 电离能、电负性与元素性质判断 第一电离能 必记点 第一电离能1：气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需最低能量。 M(g)-e-→M+(g;同一原子：l1<2<l3< 规律/应用 结论 同周期 总体从左到右增大；碱金属最小，稀有气体最大 同主族 自上而下逐渐减小，原子更易失电子 稳定结构 全充满、半充满、全空时电离能偏大 金属性 1越小，越易失电子，金属性越强 易错点 1.第一电离能是气态原子形成气态阳离子，不是固态/液态原子。 2.同周期第一电离能总体增大，但第ⅡA族、第VA族因稳定结构会出现反常偏大。 3.多级电离能突跃可判断最外层电子数和常见化合价。 4.11越大表示越难失电子，不代表越易得电子。 5.电离能用于判断失电子难易，与电负性的“吸引键合电子能力”不同。 一句话速记 电离能看“失电子难易”：越大越难失，越小金属性越强。 电负性 必记点 电负性：衡量元素在化合物中吸引键合电子能力的大小，以的电负性4.0为相对标准。 项目 规律 同周期 自左到右逐渐增大，非金属性增强，金属性减溺 同主族 自上到下逐渐减小，金属性增强，非金属性减溺 元素类别 金属一般<1.8，非金属般>1.8，类金属约1.8 化合价 电负性小者常显正价，电负性大者常显负价 键型判断 电负性差>1.7通常形成离子键；差<1.7通常形成共价键 易错点 1.电负性描述成键原子吸引键合电子能力，不描述孤立原子失电子能量。 2.电负性差1.7是经验界限，不是绝对分界。 3.金属电负性小但不等于所有金属都不能形成共价键。 4.判断化合价时通常电负性大的元素显负价。 5.电负性变化与非金属性变化方向一致，与金属性变化方向相反。 一句话速记 电负性看“抢电子能力”：右上强，左下弱，「最强。 一第2页/共8页一 考点02微粒间作用力与物质性质 金属键、离子键、晶胞与离子晶体 金属键与金属晶体 必记点 金属键：金属阳离子和自由电子之间强的相互作用；本质是“电子气”把金属原子维系在一起；无方向性、无饱和 性。 金属性质 微观解释 导电性 外加电场下自由电子定向移动；温度升高导电性减溺 导热性 自由电子与金属离子碰撞传递能量 延晨性 金属键无方向性，原子层滑动后仍保持作用 金属键强弱：原子半径越小、价电子数越多、金属阳离子电荷越高，金属键越强，熔沸点和硬度通常越高。 晶体：内部粒子在空间有规则重复排列、外观具有规则几何外形的固体；晶胞是描述晶体结构的基本单元。 晶胞密度：P=ZM/(NAa3)(Z为晶胞中粒子个数，M为摩尔质量，a为棱长) 易错点 1.金属晶体的构成微粒常写金属阳离子和自由电子。 2.金属导电靠自由电子，电解质溶液导电靠离子定向移动。 3.晶胞不是最小粒子，而是能反映晶体结构的基本重复单元。 4.密度公式中a若用cm,M用gmo-1,p单位为gcm-3。 5.同主族金属自上而下金属键一般减弱，熔沸点降低。 离子键、离子化合物与离子晶体 必记点 离子键：阴、阳离子间通过静电作用形成的化学键；无方向性和无饱和性。 离子键强弱：阴、阳离子半径越小，所带电荷数越多，离子键越强。 离子晶体性质 结论 熔、沸点 一般较高，难挥发 硬度 较大 导电性 固态不导电，熔融态或水溶液能导电 溶解性 多数能溶于水，难溶于非极性溶剂 一句话速记 离子晶体“固不导、熔水导”；离子键越强，熔点越高。 一第3页/共8页一 考点02微粒间作用力与物质性质 常见离子晶体、共价键与共价晶体 NaC型与CsCl型离子晶体 必记点 晶体类 配位数 晶胞组成 常见实例 型 NaCI型 Na+和C厂均为6,6个异电性离 Na+:棱心12×1/4+体心1=4；C:面心 Kcl、NaBr、if、CaO. 子围成征八面体 6×1/2+]顶点8×1/8=4；Na4Cl4 MgO,Nio,Cas CsCI型 Cs+和C均为8 Cs+*:顶点8×1/8=1；C:体心1个；个数比1：1 CsCI等 易错点 1.NaCl晶胞含Na4Cl4,但化学式仍为NaCl,化学式表示最简个数比。 2.NaC配位数为6，CsC配位数为8，不可因化学式相同都写6。 3.均摊法：J顶点1/8，棱心1/4，面心1/2，体心1。 4.晶体中通常不存在单个NaCl分子或CsCl分子。 5.配位数主要取决于阴、阳离子相对大小。 共价键类型与共价晶体 必记点 共价键：吸引电子能力相近的原子间通过共用电子对形成；具有饱和性和方向性。 类型 形成方式/特点 0键 原子轨道沿核间连线“头碰头”重叠，重程度大，通常较牢固 π键 原子轨道在核间连线两侧“肩并肩”重叠 非极性键 同种元素，共用电子对不偏移 极性键 不同种元素，共用电子对偏向电负性较大的原子 配位键 个原子提供孤电子对，另一个原子提供空轨道；用”一”表示 共价晶体：相邻原子以共价键结合成空间网状结构；构成微粒为原子，作用力为共价键，熔沸点高、硬度大、难溶 于水。 金刚石：每个C与4个C成键，CCC约109.5°，最小环6个C,晶胞含8个C;1mol金刚石含2 mol C-C键。 Si02:每个Si与4个0成键，每个0与2个Si相连，Si:0=1:2;1 mol Sic02含4 mol Si-一0键。 一句话速记 键头碰头，π键肩并肩；共价晶体无分子，只有原子网。 一第4页/共8页一 考点02微粒间作用力与物质性质 范德华力、氢键、分子晶体与四类晶体比较 分子间作用力 必记点 分子间作用力：将分子聚集在一起的作用力，本质为静电作用，比化学键弱得多；常见为范德华力和氢键。 范德华力：普遍存在于分子之间，较小，一般无饱和性和方向性；组成和结构相似时，相对分子质量越大，范德华 力越大。 氢键：H与电负性大、半径小的N/O/F等形成共价键后，H还能与另一N/O/形成氢键，常写X一H.…Y;氢键比化学 键弱、比范德华力强。 性质影响 规律 熔沸点 范德华力越大，熔沸点越高；分子间氢键使熔沸点升高 同分异构体沸点 支链越多，沸点通常越低：正戊烷>异戈烷>新戊烷 氢化物反常 H2O、NH3、Hf因氢键沸点反常高；H2O>H2Te>H2Se>H2S 溶解性 溶质与溶剂可形成氢键时溶解性好，如NH3、乙醇、甘油、乙酸易溶于水 易错点 1.氢键不是化学键，通常用虚线或“.”，但会显著响性质。 2.分子间氢键升高熔沸点；分子内氢键常使熔沸点较低。 3.范德华力存在于共价分子之间，离子晶体、共价晶体主要不靠范德华力维系。 4,相对分子质量相近时，分子极性越强，范德华力可能越大。 5.冰密度小于水，与氢键形成疏松结构有关。 四类晶体结构与性质比较 必记点 晶体类型 构成微粒 微粒间作用力 熔沸点 导电性 举例 金属晶体 金属离子、自由电子 金属键 有高有低 导电 Cu、Hg、Na 离子晶体 阴、阳离子 离子键 较高 固态不导电，熔融/水溶液导电 NaCL、NH4CI 共价晶体 原子 共价键 很高 般不导电 金刚石、Si02 分子晶体 分子 分子间作用力 较低 熔融态不导电，溶于水有的导电 干冰、碘 一句话速记 金属靠电子，离子靠阴阳，共价靠原子网，分子靠分子间力。 一第5页/共8页一 考点03分子空间结构与物质性质 杂化轨道与典型分子构型 杂化轨道理论 必记点 杂化轨道理论：鲍林为解释分子空间结构提出；只有形成化学键时、能量相近的轨道之间才能杂化。 杂化轨道特征：杂化前后轨道数不变；轨道形状改变；杂化后新轨道能量和形状相同、方向不同；杂化轨道用于形 成o键和容纳孤电子对。 杂化类型 杂化轨道数 轨道空间分布 夹角 典型纷子 sp 2 直线形 180° BeCl2、CO2、CS2、HCN、C2H2 sp2 3 平面三角形 120° BF3、SO3、乙烯、苯、甲醒 sp3 正四面体形 109°28 CH4、NH3、H2O、CCl4NH4t CH4:C的1个2s和3个2p轨道杂化形成4个sp轨道，分别与4个H的1s轨道形成4个相同o键，正四面体，键角 109°28。 BF3:B发生sp杂化，平面三角形，键角120°。BeCl2:Be发生sp杂化，直线形，键角180°。 易错点 1.杂化轨道只用于形成o键或容纳孤电子对，不直接形成π键。 2.杂化轨道数=参与杂化的原子轨道数=价电子对数。 3.CH4NH3H2O中心原子均为sp3,但分子构型不同。 4.有机物中饱和碳sp3,双键碳sp2,三键碳sp。 5.判断杂化要看中心原子的o键数和孤电子对数，不把键重复计入。 一句话速记 杂化数2、3、4分别对应sp、sp2、sp3:构型直线、平面三角、四面体。 含σ键和π键分子的构型 必记点 分子 中心/碳原子杂化 共价键组成 键角/构型 甲醛 sp2 3个o键、1个π键 约120°，平面三角形 乙烯 5p2 5个o键、1个π键 120°，平面形 苯 sp2 12个o键、1个环形大π键 120°，平面形 HCN sp 2个o键、2个π键 180°，直线形 乙炔 sp 3个o键、2个π键 180°，直线形 一第6页/共8页 考点03分子空间结构与物质性质 价层电子对互斥模型与配合物 VSEPR价层电子对互斥模型 必记点 基本内容：价电子对包括成键电子对和孤电子对；价电子对数=成键电子对数+孤电子对数。为减小斥力，价电子对 尽可能彼此远离。 ABm型：价电子对数n=(中心原子价电子数+配位原子提供电子数±离子电荷调整)/2 配位原子提供电子数：H、卤素按1个；O、S作为配位原子时通常按0个；阴离子加电荷数，阳离子减电荷数；奇数 单电子也当作1对处理。 价电子对数 价电子对几何构型 无孤对时分子构型 实例 2 直线形 直线形 CO2、BeCl2、CS2 3 平面三角形 平面三角形 BF3、SO3 4 正四面体结构 正四面体结构 CH4 CCl4 分子 价电子对数 成键对 孤电子对 分子构型 键角 CH4 4 4 0 正四面体 109.5° NHg 4 3 1 三角锥 107.3° H20 2 2 V形 104.5° 斥力大小：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 易错点 1.双键、三键在VSEPR中通常只算一个成键电子对。 2.价电子对构型不一定等于分子空间构型；有孤电子对时要去掉孤对看原子位置。 3.NH3和H2O价电子对几何构型均为正四面体，但分子构型分别为三角锥和V形。 4.孤电子对排斥更强，所以NH3、H2O键角小于CH4。 5.杂化类型由价电子对数决定：2一sp,3-→sp2,4→sp3。 配合物 必记点 配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子/离子以配位键结合形成的化合物。 组成：内界由中心原子与配位体构成；外界是与内界结合的离子。中心原子提供空轨道，配位体提供孤电子对；配 位原子是配位体中实际提供孤电子对的原子；配位数为配位键个数。 性质：具有内外界的配合物在水中外界易电离，内界一般较稳定；配位键越强，配合物越稳定。 一句话速记 中心有空轨道，配体给孤对；内界较稳定，外界易电离。 一第7页/共8页一 物质结构与性质总结串记 期末速查：判断路径、易混对比与高频结论 核心判断路径 必记点 题型 快速判断 电子排怖 按构造原理填充，注意泡利、洪特及Cr/Cu特例 元素性质 电离能判断失电子难易；电负性判断吸引键合电子能力 键型 金属+活泼非金属常离子键；同种非金属非极性共价键；不同非金属极性共价键；孤对+空轨道为配位键 晶体关型 金属晶体看金属键；离子晶体看阴阳离子；共价晶体看原子网；分子晶体看分子间作用力 熔沸点 共价晶体通常很高；离子晶体较高；分子晶体看范德华力/凰键；金属晶体差异大 分子构型 先算价电子对数，再扣除孤电子对判断分子形状 高频易混对比 易错点 1.电子云≠电子轨迹：只表示电子出现机会大小。 2.电离能≠电负性：前者看失电子，后者看吸引键合电子。 3.化学式≠晶胞组成：NaCl晶胞为Na4Cl4,但化学式为NaCl。 4.分子构型≠价电子对构型：有孤电子对时二者不同。 5.共价晶体≠含共价键的晶体：只有共价键形成空间网状结构才是共价晶体。 6.氢键≠化学键：但能显著提高分子间氢键物质熔沸点和溶解性。 7.o键数判断：两个原子之间最多1个o键，双键=1o+1π，三键=1o+2π。 8.离子晶体导电：固态不导电，熔融态或水溶液导电。 一分钟速记 原子结构 元素性质 层远能高，轨道分型；低能先排，泡利成对，洪特先 电离能越大越难失，电负性越大越会抢。 单。 晶体性质 空间结构 金属电子海，离子阴阳吸，共价原子网，分子弱力牵。 价对2直线，3平三，4四面：孤对越多键角越小。 一第8页/共8页