期末背诵手册-2025-2026学年高二下学期化学鲁科版选择性必修2

知识清单1　原子结构与性质 一、原子结构　核素、同位素 1．原子的构成 (1)构成微粒及作用 (2)微粒间的数量关系 ①X原子中，质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数，质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。 ②阳离子Xn＋的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数＝Z－n。 ③阴离子Xm－的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数＝Z＋m。 2．元素、核素、同位素 (1)相互关系 (2)常见核素及其用途 核素 U C H H O 用途 核燃料 考古断代 制氢弹 示踪原子 二、核外电子运动状态与排布原理 1．核外电子运动状态 (1)原子核外能层、能级、原子轨道之间的关系 能层 一 二 三 四 能层符号 K L M N 能级符号 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 各能级原 子轨道数 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 各能层原 子轨道数 1 4 9 16 最多容纳 电子数 2 8 18 32 (2)原子轨道的形状和能量 轨道形状 能量比较 s电子云轮廓图呈球形，能层序数越大，原子轨道的半径越大 形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s…… p电子云轮廓图呈哑铃形，能层序数越大，原子轨道的半径越大 同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，即npx＝npy＝npz 2.基态原子的核外电子排布 (1)排布原则 [注意]　当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时原子的能量最低，如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1，29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。 (2)表示方法 表示方法 举例(以P原子为例) 原子结构示意图 电子排布式 1s22s22p63s23p3 简化电子排布式 [Ne]3s23p3 轨道表示式 (又称电子排布图) 3.基态和激发态　原子光谱 三、元素周期表与元素周期律 1．元素周期表 (1)元素周期表的结构和分区 (2)元素周期表的应用 2．元素周期律 (1)主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 原子结构 电子层数 相同 依次增加 最外层电子数 依次增加 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 元素性质 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 化合价 最高正化合价：＋1→＋7(O、F除外)，最低负化合价＝主族序数－8(H为－1价) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 化合物性质 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强 简单气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 (2)电离能和电负性 电离能 同周期元素：从左到右，第一电离能总体呈增大的趋势(第ⅡA族、第ⅤA族特殊) 同族元素：从上到下，第一电离能逐渐减小 同种原子：逐级电离能越来越大，即I1<I2<I3…… 电负性 同周期主族元素：从左到右，电负性逐渐变大 同主族元素：从上到下，电负性逐渐变小 (3)粒子半径比较的一般思路 ①“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。 ②“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 ③“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 (4)对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。如锂和镁、铍和铝、硼和硅等。 知识清单2　分子结构与性质 一、化学键与化合物类型 1．化学键 2．离子键和共价键 项目 离子键 共价键 非极性键 极性键 成键粒子 阴、阳离子 原子 成键实质 阴、阳离子之间的静电作用 共用电子对与成键原子间的静电作用 形成条件 活泼金属与活泼非金属经得失电子，形成离子键；铵根离子与酸根离子之间形成离子键 同种元素原子之间成键 不同种元素原子之间成键 3.离子化合物和共价化合物 项目 离子化合物 共价化合物 定义 含有离子键的化合物 只含有共价键的化合物 构成微粒 阴、阳离子 原子 化学键类型 一定含有离子键，可能含有共价键 只含有共价键 化合物类型 活泼金属氧化物、强碱和绝大多数盐等 酸、弱碱、极少数盐以及气态氢化物、非金属氧化物、大多数有机物等 4.化学键的表示方法——电子式 (1)常见物质电子式的书写 原子 钠原子：Na　氯原子： 简单离子 铝离子：Al3+　氟离子： 复杂离子 铵根离子： 氢氧根离子： 离子化合物 氯化镁： 过氧化钠： 非金属单质 氧气：　氮气： 共价化合物 二氧化碳： 过氧化氢： (2)用电子式表示化合物的形成过程 ①离子化合物，如NaCl：。 ②共价化合物，如。 二、共价键 1．本质及特征 共价键是原子间通过共用电子对所形成的相互作用，本质是原子间通过原子轨道重叠产生的强烈作用，特征是具有方向性和饱和性。 2．σ键、π键的形成 σ键 s-s型 s-p型 p-p型 π键 大π键 3.键参数对分子性质的影响 (1)键能越大，键长越短，分子越稳定。 (2) 三、价层电子对互斥模型和杂化轨道理论 1．价层电子对互斥(VSEPR)模型 (1)理论要点 ①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。 ②孤电子对的排斥力较大，孤电子对数越多，排斥力越大，键角越小。 (2)用价层电子对互斥模型推测分子的空间结构 a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x是与中心原子结合的原子数。 2．杂化轨道理论 (1)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，不能形成π键；未参与杂化的p轨道可用于形成π键。 (2)杂化轨道的三种类型 (3)杂化轨道类型与微粒空间结构的关系 实例 中心原子上的价层电子对数 中心原子上的孤电子对数 中心原子的杂化轨道类型 VSEPR模型 分子(或离子)的空间结构 BeCl2 2 0 sp 直线形 直线形 CO2 CO 3 0 sp2 平面三角形 平面三角形 SO2 1 V形 NH 4 0 sp3 四面体形 正四面体形 NH3 1 三角锥形 H2O 2 V形 四、键角的比较 (1)先看中心原子的杂化轨道类型，sp(180°)>sp2(120°)>sp3(109°28′)。 (2)杂化轨道类型相同时，看中心原子上的孤电子对数，孤电子对数越多，键角越小。排斥力大小：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。 (3)杂化轨道类型和中心原子上的孤电子对数均相同时，看原子的电负性(以AXn为例)： ①中心原子电负性越大，A—X形成的共用电子对之间的斥力越强，键角越大。 ②成键原子的电负性越大，A—X形成的共用电子对之间的斥力越弱，键角越小。 (4)看化学键类型：双键间斥力>双键与单键间斥力>单键间斥力。 五、分子结构与物质的性质 1．极性 (1)共价键的极性与分子极性的关系 (2)键的极性对羧酸酸性的影响 酸性 原因 三氟乙酸＞三氯乙酸 电负性：F＞Cl―→极性：F—C＞Cl—C极性：F3C—＞Cl3C— 羟基极性：三氟乙酸＞三氯乙酸 甲酸＞乙酸＞丙酸 烷基(—R)是推电子基团，烷基越长推电子效应越大，使羧基中的羟基的极性越小，羧酸的酸性越弱 2.分子间的作用力——范德华力与氢键 项目 范德华力 氢键 作用微粒 分子或原子(稀有气体分子) H与N、O、F等电负性很大的原子 分类 — 分子内氢键和分子间氢键 特征 无方向性和饱和性 有饱和性和方向性 强度 共价键＞氢键＞范德华力 影响其强度的因素 ①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大；②分子的极性越大，范德华力越大 X—H…Y强弱与X和Y的电负性有关 对物质性质的影响 范德华力越大，物质的熔、沸点越高 分子间氢键使物质的熔、沸点升高，分子内氢键使物质的熔、沸点降低 3.溶解性 (1)“相似相溶”的规律：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。若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。 (2)随着溶质分子中憎水基个数的增多，溶质在水中的溶解度减小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。 4．分子的手性 在有机化合物分子中，连有四个不同原子或基团的碳原子，称为手性碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子，如中*C为手性碳原子。 六、配合物与超分子 1．配合物 (1)概念：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。 (2)形成条件：①配体有孤电子对；②中心原子或离子有空轨道。 (3)组成：如[Cu(NH3)4]SO4 2．超分子 (1)含义：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。 (2)相互作用：超分子内部分子之间通过非共价键相结合，包括氢键、静电作用、疏水作用以及一些分子与金属离子形成的弱配位键等。 (3)重要特征：分子识别、自组装。 知识清单3　晶体结构与性质 一、晶体和晶胞 1．晶体与非晶体 (1)晶体与非晶体的区别 项目 晶体 非晶体 微观结构 原子在三维空间里呈周期性有序排列 原子排列相对无序 性质特征 自范性 有 没有 熔点 固定 不固定 各向异性 有 无 二者区别方法 间接方法 测定其是否有固定的熔点 科学方法 对固体进行X射线衍射实验 (2)获得晶体的三条途径 ①熔融态物质凝固。 ②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。 ③溶质从溶液中析出。 2．晶胞的判断及微粒数计算 (1)晶胞的判断 晶胞是8个顶角相同、三套各4根平行棱分别相同、三套各两个平行面分别相同的最小平行六面体。 (2)晶胞中的微粒数目的计算——均摊法 晶胞 正(或长)方体 正六棱柱 正三棱柱 示意图 顶点上的微粒 侧棱上的微粒 上下棱的微粒 面上的微粒 内部的微粒 1 1 1 二、晶体的构成与性质 1．四种晶体类型的比较 晶体类型 分子晶体 共价晶体 金属晶体 离子晶体 构成微粒 分子 原子 金属阳离子、自由电子 阴、阳离子 粒子间的相互作用力 范德华力(某些含氢键) 共价键 金属键 离子键 硬度 较小 很大 有的很大，有的很小 较大 熔、沸点 较低 很高 有的很高，有的很低 较高 溶解性 相似相溶 难溶于一般溶剂 难溶于常见溶剂(部分与水反应) 大多易溶于水等极性溶剂 导电、导热性 一般不导电，溶于水后有的能导电 一般不具有导电性 电和热的良导体 晶体不导电，水溶液或熔融态导电 物质类别及举例 部分非金属单质(如卤素、硫)、所有非金属氢化物(如硫化氢、氨)、几乎所有的酸、部分非金属氧化物(如SO2)、稀有气体、绝大多数有机物(有机盐除外) 某些单质(如金刚石、硅、晶体硼、锗)、某些非金属化合物(如SiC、SiO2、Si3N4) 纯金属(如Na、Al、Fe)、合金(如青铜) 金属氧化物(如K2O、Na2O)、强碱(如KOH、NaOH)、绝大多数盐(如NaCl) 2．晶体熔、沸点比较 (1)不同类型晶体：熔、沸点高低的一般规律为共价晶体＞离子晶体＞分子晶体。 (2)相同类型晶体 晶体类型 比较方法 金属晶体 金属阳离子半径越小，所带电荷数越多，金属键越强，熔、沸点越高 离子晶体 阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，熔、沸点越高 共价晶体 原子半径越小，键长越短，熔、沸点越高 分子晶体 组成和结构相似，相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高；能形成分子间氢键的分子晶体的熔、沸点反常得高；组成和结构不相似(相对分子质量接近)，分子的极性越大，熔、沸点越高 三、常见晶体的结构及相关计算 1．典型晶体的结构模型 晶体 晶体结构 晶体详解 共价晶体 金刚石 (1)碳原子采取sp3杂化，键角均为109°28′ (2)每个C参与4条C—C的形成，C原子数与C—C数之比为1∶2 SiO2 (1)每个Si与4个O结合，形成正四面体结构，n(Si)∶n(O)＝1∶2 (2)最小环上有12个原子，即6个O和6个Si 分子晶体 干冰 (1)CO2分子的配位数为12 (2)每个晶胞中含有4个CO2分子 离子 晶体 NaCl型 (1)Na＋(Cl－)的配位数为6，每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Na＋(Cl－)有12个 (2)每个晶胞中含4个Na＋和4个Cl－ CsCl型 (1)Cs＋(Cl－)的配位数为8，每个Cs＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cs＋(Cl－)有6个 (2)左图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs＋和1个Cl－ 混合型晶体 石墨 (1)层内碳原子采取sp2杂化，形成平面六元环结构，层间作用力是范德华力 (2)碳原子与共价键的个数比为2∶3；每个六元环平均占有2个碳原子 2.典型晶胞的原子分数坐标与投影图 典型晶胞 原子分数坐标 俯视图 体对角线投影图 A(0，0，0) A(0，0，0) B A(0，0，0) B C D A B C D 3.宏观晶体密度与微观晶胞参数的关系 学科网（北京）股份有限公司 $