物质结构重点知识梳理清单 -2026-2027学年高二下学期化学人教版选择性必修2

物质结构重点知识梳理 1.原子结构 （1）s能级：球形 p能级：哑铃形 （2）电子空间运动状态数=原子轨道数 （3）电子的表示方法：①电子排布图轨道表示式；②简化电子排布式：[上周期的稀有气体元素符号]+余下电子排布；③价电子排布式：最外层电子排布式 （4）判断违反的规则：①能量最低原理：优先占据能量最低的轨道；②泡利原理：1. 一个轨道2个；2. 自旋反向；③洪特规则：1. 优先占据1个轨道；2. 全空、半满、全满 【考点】判断电离最外层所需能量大小：①洪特规则特例：当p，d，f能级处于全空、半满、全满状态时，原子结构较稳定，所需能量大；②已发生电离，所需能量多；③电子发生跃迁，不稳定，易电离，所需能量少 2.元素性质 （1）元素周期表：IA-IIA为s区，IIB-VIII为d区，IB-IIB为ds区，IIIA-0为p区 周期 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 0 1 H He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 【考点】1. 短周期中单电子最多的是N、P，1-36号元素单电子最多的是Cr； 2. 同周期基态原子未成对电子数与31Ga相同的有4种。 3. P可以形成5个共价键。 （2）原子半径比较：三看 【一看】层数↑，半径↑ 【二看】核电荷数↑，半径↓ 【考点】第三周期中离子半径最小：Al3+ 【三看】核外电子数↑，半径↑ （3）电离能比较：【注意：H＞C】 从左到右，电离能增大；从上到下，电离能减小。 【注意】反常的：Mg、Al所在的IIA、IIIA，N、O所在的VA、VIIA。 （4）电负性比较： ①从左到右，电负性增大；从上到下，电负性减小。 ②常见电负性：F>O>Cl>N>Br>I>S ③非金属电负性一般大于1.8，金属电负性一般小于1.8。 ④比较电子云密度→电负性 （5）常见考点：还原金属左下强，氧化非金右上强； [1]比较最高价氧化物的酸性：看电负性（正相关） 注意：F无正价，无最高价氧化物 [2]比较气态氢化物的稳定性：看电负性（正相关） [3]比较气态氢化物的沸点：看相对分子质量 [4]比较最高价碱的碱性：看金属性 3.共价键 （1）共价键、氢键具有方向性和饱和性；范德华力、金属键、离子键不具有方向性和饱和性。 （2）共价键的类型：键：重叠程度大，键的强度大，不易断裂；键：不能旋转，镜面对称，易断裂。 s-s键（H2） s-p键（HCl） p-p键（Cl2） （3）共价单键为键；共价双键为1个键、1个键；共价三键为1个键、2个键。 （4）键参数 ①键能、键长： [1]同种类型的键，原子半径越大，键长越大，键能越小。 [2]键长：单键>双键>三键，键长越大，键能越小。 ②键角：一杂二孤三电负 【一看】中心原子杂化方式：sp>sp2>sp3； 【二看】孤对电子数目：孤对电子数目越多，键角越小； 【三看】电负性：中心原子电负性越大，键角越大；配位原子电负性越大，键角越小。 【其他】1. 键角：双键>双键与单键间>单键间 2. 常见键角：V形：105。 三角锥形：107。 直线形：180。 正四面体形： 4.分子的空间结构 （1）红外光谱：测定化学键或官能团 质谱仪：测量相对分子质量=最大的荷质比 X射线衍射仪（晶体结构）：测定键长、键角 核磁共振氢谱：确定H原子种类与相对数目 【考点】晶体经X射线衍射仪会产生分立的斑点或者明锐的衍射峰。 （2）价层电子对互斥模型：中心原子上的孤电子对数： 2→直线形 3→平面三角形 4→(正)四面体形 （3）未参与杂化的p轨道，可用于形成键，而杂化轨道则用于形成键或用来容纳未参与成键的孤电子对。 （4）特别提醒：P4的键角为60°，空间结构为正四面体形。 （5）杂化方式的判断 [1]有机物中：单键的C、N、O均为sp3杂化，双键的C、N均为sp2杂化，三键的C均为sp杂化。 [2]苯环等大键中C、N均为sp2杂化。 [3]只要是平面型分子，一定是sp2杂化。 5.分子结构与物质的性质 （1）共价键的极性 ①在极性分子中，正电中心与负电中心不重合；在非极性分子中，正电中心与负电中心重合。 判断“非极性分子”：①；②“高度对称性” ②各个键的极性的向量和为0，为非极性分子。（只有非极性建的分子一定是非极性分子。） ③对于ABn型：一般地，若不存在孤电子对，则为非极性分子。 【考点】 1. O3是极性分子，其共价键为极性键，因此：由同种元素组成的非金属单质不一定是非极性分子。但因其极性微弱，故它在四氯化碳中的溶解度高于在水中的溶解度。 2. 常见的亲水基团：-OH，-COOH，-SO3H，-NH2，-CHO，-NO2；常见的疏水基团：R-，-X，-COOR 【亲水性特别说明】-NH2＞-NO2。-NH2中可以形成3个氢键，-NO2中由于N已经有5个键，只能与O形成2个氢键。 3. 分子极性：OF2＜H2O（教材66页） （2）键的极性对化学性质的影响 ①电负性差值越大，吸引电子能力越强，极性越强。 ②羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H+，酸性越强。 ③推电子基团越多，酸性越弱。吸电子基团越多，酸性越强。 常见的推电子基：烷基（甲基···） ④吸电子基团电负性越强，酸性越强。 ⑤无机含氧酸通式(HO)mROn，若非羟基氧原子数n值越大，R的正电荷越高，吸电子能力越强，O-H极性越高，越易电离出H+，酸性越强。 ⑥无氧酸通式R-H，键能越大，酸性越弱。 【考点】 1. 三氯蔗糖的甜度是蔗糖的600倍，可供糖尿病病人食用。 2. 分子结构修饰是不改变分子的主体骨架，保持分子的基本结构不变，仅改变分子结构中的某些基团而得到新分子。 （3）分子间作用力：（共价键>氢键>范德华力） ①范德华力： [1]相对分子质量越大，范德华力越强，分子的极性越大，熔沸点越高。 [2]互为同分异构体的分子，支链越多，空间位阻越大，范德华力越弱，熔沸点越低。 [3]实际运用：壁虎 【考点】比较熔沸点一定要注意：H2O、NH3、HF能形成分子间氢键，熔沸点更高。 ②氢键：（决定物理性质，与稳定性无关） [1]氢键不属于化学键，具有方向性和饱和性（1个H只能形成1个氢键），主要的原子为N、O、F。 [2]氢键的强弱：电负性大，半径小，则氢键强。 [3]形成分子间氢键，熔沸点增高；形成分子内氢键，熔沸点降低。（对＞邻） [4]分子间氢键X-H···Y-，三个原子在一条直线上，且H在中间；分子内氢键不属于分子作用力，三个原子不在直线上。 [5]分子间氢键使得H2SO4呈粘稠状。 【考点】 1. 邻羟基苯甲醛的分子内氢键为羟基（-OH）上的H与醛基（-CHO）上的O所形成的！ 2. DNA双螺旋的两个螺旋链也是通过氢键相连。 （4）溶解性： ①相似相溶；②形成氢键，溶解性增大；③能够发生化学反应，溶解性增大 （5）分子的手性： 【考点】 1. 一般含有手性碳原子的就是手性分子。 2. 判断手性碳：①双键、三键不是；②苯环不是；③连接两个相同原子或基团的不是。 6.物质的聚集状态与晶体的常识 （1）物质的聚集状态： 等离子体：由电子、阳离子和电中性粒子构成的整体上呈电中性的气态物质。（不含阴离子） 液晶：介于液态和晶态间的物质状态，具有液体的流动性、黏度、形变性，也具有晶体的各向异性。 （2）晶体和非晶体 [1]常见非晶体：玻璃、炭黑、陶瓷、砖瓦、水泥、塑料、橡胶、木材 [2]晶体的性质：①自范性②各向异性③固定的熔点 【考点】自范性： 定义：晶体能自发地呈现多面体外形的性质（例如：缺角NaCl晶体在饱和NaCl溶液中慢慢变为完美立方体块） 注意：若晶体出现不规则的形状，可能的原因为：冷却结晶时，温度降低过快 【教材习题】 1. 破损的晶体能够在固态时自动变成规则的多面体（错误，破损晶体仅固态静置，没有溶解再结晶的生长条件，不能自动恢复规则外形。） 2. 圆形容器中结出的冰是圆形的，体现了晶体的自范性（错误，冰呈现圆形是容器形状限制，不是冰自发形成自身固有六方规则外形） 3. 由玻璃制成规则的玻璃球体现了晶体的自范性（错误，玻璃属于非晶体，且是由人工打磨形成） 4. 固体粉末在光学显微镜下可以观察到规则的晶体外形，故也属于晶体。 [3]同一种物质可以是晶体，也可以是非晶体。 （3）晶胞的计算【特别提醒：注意坐标系中x、y、z的夹角】 晶体密度：【注意单位换算：1cm=107nm=1010pm】 配位数：注意晶胞是长方体和正方体的区别！会造成配位数可能为4，也可能为12 7.分子晶体、共价晶体、金属晶体、离子晶体 （1）熔沸点比较： 【一看】物质的状态：固体>液体>气体 【二看】物质类型：共价晶体>离子晶体>金属晶体>分子晶体 【三看】晶体内部比较 共价晶体： 组成结构相似时，原子半径越小，键长越小，共价键键能越大，熔沸点越大。 离子晶体、金属晶体： 根据公式： 分子晶体：（易升华） ①组成结构相似时，相对分子质量越大，熔沸点越大。 ②能形成分子间氢键，熔沸点增大。 ③组成结构不相似时，若相对分子质量相近，电负性差值越大，分子极性越大，范德华力越大，熔沸点越大。 （2）构成比较： [1]分子晶体：由分子构成 常见的分子晶体：①所有的非金属氢化物：H2O、H2S等；②部分非金属单质：X2、S8、P4、C60（例外：金刚石、晶体硅、晶体硼、石墨）；③部分非金属氧化物：CO2、P4O6等（例外：SiO2）；④稀有气体（不是所有分子都含有共价键）；⑤几乎所有的酸；⑥绝大多数有机物 ☆☆ AlCl3为分子晶体！ [2]共价晶体：相邻原子间以共价键相结合形成的空间网状结构 常见的共价晶体：①某些单质（如B、Si、Ge、Sn等）；②某些非金属化合物（SiC[金刚砂]、Si3N4等）；③SiO2、Al2O3（新型陶瓷） [3]金属晶体：由金属阳离子、自由电子构成，常温下（Hg为液态）均为晶体 常见的金属晶体：金属单质和合金（青铜等） [4]离子晶体：由阴阳离子通过强烈的静电作用形成（含静电斥力、引力） 常见的离子晶体：大多数的金属氧化物，强碱，绝大部分盐类 （3）其他性质： 晶体类型 分子晶体 共价晶体 金属晶体 离子晶体 粒子间作用力 分子间作用力 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 溶解性 相似相溶 难溶于任何溶剂 一般难溶于常见溶剂 多溶于水等极性溶剂 （4）典型晶体 【分子晶体】 ①二氧化碳： (1)易升华，2Mg + CO22MgO + C（现象：镁粉在干冰内继续燃烧，发出耀眼白光，生成黑色和白色固体） (2)由于只存在范德华力（不具有饱和性、方向性），属于分子密堆积，一个分子周围有12个紧邻分子，密度比冰高 ②水： (1)由于氢键具有方向性和饱和性，不属于分子密堆积，每个水分子周围只有4个水分子，则1mol H2O~2个氢键 (2)4℃时，热运动使冰的结构部分解体，水分子间的空隙减小，密度最大 【考点】在天然气水合物晶体中，甲烷是装在以氢键相连的几个水分子构成的笼内的，但是甲烷和水分子不构成氢键。 【共价晶体】 ①金刚石：C：C-C：碳环=1：2：2 ②SiO2：Si：O：Si-O=1：2：4 【考点】 1. 共价晶体构成是原子，因此说SiO2是分子的必定错，且不存在分子式。 2. 共价晶体不能按最密堆积方式排列，空间利用率不高。 3. 硬度大不一定经得起锤击，锤击体现的是延展性。金刚石是天然物质中最硬的，但锤击易碎。 【离子晶体】 NaCl晶体：配位数为6，CsCl晶体：配位数为8 【考点】离子液体 1. 引入有机基团可降低离子化合物熔点，室温时呈液态的离子化合物被称为离子液体。 2. 离子液体性质：难挥发，可作溶剂，具有良好的导电性 3. N若连有4个键（即：双键的N），说明失去了1个电子，带1个单位正电荷 【过渡晶体】 1. 比较离子键的百分数：电负性差值越大，离子键百分数越大 【常考物质】离子键百分数：Na2O>MgO>Al2O3>SiO2 2. 四种晶体都具有过渡型，其化学键既不是纯粹的离子键，也不是纯粹的共价键。 【混合型晶体：石墨】 1. 与金刚石互为同素异形体，但其熔点高，硬度小 2. 为sp2杂化 3. 与其他晶体的联系 类似共价晶体：C：C-C：碳环=2：3：1，具有共价键 类似分子晶体：层与层之间具有范德华力 类似金属晶体：具有金属键 4. 导电性：电子只能沿石墨平面运动，不能从一个平面跳跃到另一个平面 【考点】 1. 硅酸盐六元环：(SiO3)612-；单链：(SinO3n+1)(2n+2)- 2. 晶体颗粒小于200 nm时，晶粒越小，金属的熔点越低。因此，我们通常说纯物质有固定的熔点，但当纯物质晶体的颗粒小于200 nm（或者250 nm）时，其熔点会发生降低。 8.配合物与超分子 （1）配合物：配位键是共价键 [1]立方体→8配位；八面体→6配位；四面体（正方体）→4配位 [2]中心原子提供空轨道，配体提供孤电子对 [3]含有配位键的不一定是配合物，例如：NH4Cl（NH4+中有配位键） [4]常见的配合物： ①AlCl3： ②[Cu(H2O)4]2+：（平面正方形，sp2杂化） ③[Cu(NH3)4]2+：（平面正方形，sp2杂化） [5]配合物构成介绍： 【举例】[Cu(NH3)4]SO4·H2O ①Cu是中心原子（离子），NH3是配体，NH3右下角的4为配位数，SO42-为外界。 ②Cu与NH3通过配位键连接，内界与外界通过离子键连接，H2O通过氢键与该物质连接。 ③配位数通常为2，4，6，8，有时配体数不一定等于配位数。 【配位数】与中心原子结合 【配体数】与中心原子以配位键相连的原子 可以通过该原子的成键数，判断是否为配位键。 ④电负性更小更容易提供孤电子对作配体，有双键的更容易形成配位键。 [6]配合物相关实验： （一）向盛有4 mL 0.1 mol/L CuSO4溶液的试管里滴加几滴1 mol/L氨水，首先形成难溶物（Cu(OH)2），继续添加氨水并振荡试管，观察实验现象；再向试管中加入极性较小的溶剂（如加入8 mL 95%乙醇），并用玻璃棒摩擦试管壁，观察实验现象。 ①形成难溶物：Cu2++2NH3·H2O=Cu(OH)2↓+2NH4+ ②加入极性较小溶剂的目的：降低离子化合物溶解度，便于析出 可以替代乙醇作溶剂的为：丙酮，理由为酮羰基上的O可与H结合形成氢键，形成结晶水 不能用CCl4，仅会分层，无法形成结晶水 ③用玻璃管摩擦管壁的目的：通过摩擦产生微晶充当晶核，加快结晶速度 ④配位溶解（蓝色溶液变为深蓝色溶液）：Cu(OH)+4NH3·H2O=[Cu(NH3)4]2++2OH-+4H2O ⑤[Cu(NH3)4]2++SO42-+H2O[Cu(NH3)4]SO4·H2O↓ ⑥[Cu(NH3)4]SO4·H2O加热先失去H2O，理由：N电负性小于O，更易给出孤电子对，使得Cu2+与NH3形成的配位键更强 （二）Fe3+的检验 现象：溶液变为血红色 方程式：Fe3++3SCN－Fe(SCN)3 （三）AgCl+2NH3=[Ag(NH3)2]Cl 二氨合银离子：[H3N-Ag-NH3]2+ [7]配位键的稳定性：Cu2+→OH2＜Cu2+→NH3＜H→NH3 理由：①电子给予体：NH3＞H2O ②接受体：H+（裸露质子）＞过渡金属＞主族元素 （2）超分子 作用力：非共价键或分子间作用力（范德华力/氢键） 一定不是共价键！ 重要特征： ①分子识别： [1]分离C60与C70：杯酚与C60通过范德华力相结合，通过尺寸匹配实现分子识别 操作：过滤、过滤、蒸馏 [2]冠醚识别碱金属阳离子（不是阴离子）：中心金属离子通过弱配位键（为静电作用，此时不是共价键）与冠醚结合。冠醚靠O原子（有孤对电子）吸引阳离子，由于还存在阴离子，这类晶体为离子晶体。 ②自组装：细胞和细胞器的双分子膜 选择性必修二知识梳理 第1页（共10页） 学科网（北京）股份有限公司 $