2025年高考化学抢押秘籍（浙江专用）抢分法宝1回归教材用心看（4）选择性必修2
文档属性
| 名称 | 2025年高考化学抢押秘籍（浙江专用）抢分法宝1回归教材用心看（4）选择性必修2 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 2.5MB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 其它版本 | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2025-04-20 19:39:46 | ||
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文档简介
抢分法宝 回归教材用心看（二）
必读教材基础知识
目 录
《第一章 原子结构与性质》回看索引
《第一章 原子结构与性质》重点知识总结
《第二章 分子结构与性质》回看索引
《第二章 分子结构与性质》重点知识总结
《第三章 晶体结构与性质》回看索引
《第三章 晶体结构与性质》重点知识总结
《选择性必修1》回看测试
《第一章 原子结构与性质》回看索引
P2：氟、氯、溴、碘性质相似，因都成盐而总称为卤素；锂、钠、钾、铷、铯性质相似，因氢氧化物都是强碱而总称碱金属
P6：能层符号：K、L、M、N、O、P、Q
P6：能级符号：1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s、4p、4d、4f 每一个能层分为不同的能级，能级符号用s、p、d、f表示，分别对应1、3、5、7个轨道。能级数=能层序数。
P8：原子光谱：发射光谱、吸收光谱 基态与激发态。焰色反应是原子核外电子从激发态回到基态释放能量。能量以焰色的形式释放出来。
P8：图1-4 Li、He、Hg发射光谱和吸收光谱
P8：图1-5构造原理（电子填入能级的顺序）示意图
P10：书写电子排布式时，一般情况下，能层低的能级要写在左边，而不是按照构造原理顺序写
P10：能级交错 构造原理是一个思维模型，是个假想过程，是被理想化了的
P11：价电子层，简称价层
P11：科学史话——离散的谱线 原子光谱为什么是离散的谱线而不是连续的呢？
P12：概率密度、电子云、电子云轮廓图 不同能层相同能级的电子层形状相同。ns呈球形，np呈哑铃形。
P13：原子轨道、空间运动状态 常用电子云轮廓图的形状和取向表示原子轨道的形状和取向
P14：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
P15：资料卡片——电子自旋
P15：轨道表示式（又称电子排布图）
P15：洪特规则：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
P16：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
P16：整个原子的能力由核电荷数、电子数和电子状态三个因素共同决定
P18：元素周期律、元素周期系、元素周期表 元素周期表的结构。周期（一、二、三短周期，四、五、六长周期，七不完全周期）和族（主族、副族、Ⅷ族、0零族）。分区（s、p、d、ds、f）。
P21：图1-19 元素周期表分区的简图
P22：图1-20 体现对角线规则的相关元素 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。Li、Mg在空气中燃烧的产物为LiO、MgO，铍与铝的氢氧化物Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物,硼与硅的最高价氧化物对应水化物的化学式分别为HBO2、H2SiO3都是弱酸。是因为这些元素的电负性相近。
P22：原子半径大小取决于两个相反的因素：电子的能层数、核电荷数
P23：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
P23：元素的第一电离能的周期性
P24：资料卡片——为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边元素的电离能低
P24：键合电子：原子中用于形成化学键的电子
P24：电负性：描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
P25：鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据，金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8
P28：T5
P29：T7、T11
P31：T5、T8
P32：T11
《第一章 原子结构与性质》重点知识总结
1.原子结构模型的演变
（1）1869年，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期表
（2）19世纪初，道尔顿提出了近代原子学说
（3）1913年，丹麦科学家玻尔提出了氢原子模型
（4）1920年，丹麦科学家波尔提出了构造原理
（5）1925年，丹麦科学家波尔的“壳层”落实为“能层”与“能级”厘清了核外电子的可能状态
（6）1936年，德国科学家马德隆发表了以原子光谱事实为依据的完整的构造理论
2.能层（相当于必修中的电子层）
（1）定义：核外电子按能量不同分成能层。
（2）电子的能层由内向外排序，其序号、符号以及所能容纳的最多电子数及能层的能量与能层离原子核距离的关系：
能层 一 二 三 四 五 六 七
符号 K L M N O P Q
最多电子数 2 8 18 32 50 72 98
离核远近 近 远
能量高低 低 高
即能层越高，电子的能量越高，离原子核越远
（3）能层数量规律: ①每一层最多容纳的电子数：2n2个。②最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。③次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。
（4）能层能量规律: ①原子核外电子总是尽可能先排布在能量较低的能层上，然后由内向外依次排布在能量逐渐升高的能层。②能层越高，电子的能量越高。③能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。
3.能级
（1）定义：同一能层的电子，还被分成不同能级。
（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。
（3）能级的符号和所能容纳的最多电子数如下表：
能层 1 2 3 4 5
能层符号 K L M N O
能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p ……
最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6
2 8 18 32 ……2n2
（4）能层与能级的有关规律
①能级的个数=所在能层的能层序数
②能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1,3,5,7…的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子
③英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容纳2个电子。
④每一能层最多容纳电子数为2n2（n为能层序数）
⑤各能级所在能层的取值：ns(n≥1)；np(n≥2)；nd(n≥3)；nf(n≥4)。
⑥能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)⑦不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高。例如：E(1s)< E(2s)⑧不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同。例如：Ar的1s能级的能量≠S的1s能级的能量
4.基态与激发态
（1）基态原子：处于最低能量状态的原子叫做基态原子。
（2）激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子
5.原子光谱
（1）定义：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，总称原子光谱。
（2）形成原因：
（3）分类及其特征：
吸收光谱：明亮背景的暗色谱线
发射光谱：暗色背景的明亮谱线
（4）原子光谱的应用——光谱分析
①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。
②生产生活：光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。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。
6.构造原理
（1）内容：以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。
（2）构造原理示意图：图中用小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，箭头引导的曲线显示递增电子填入能级的顺序。
注：电子填充的常见一般规律：
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s
（3）能级交错：构造原理告诉我们，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的。这种现象被称为能级交错。
注：①构造原理呈现的能级交错源于光谱学事实，是经验的，而不是任何理论推导的结果。构造原理是一个思维模型，是个假想过程。
②能级交错现象是电子随核电荷数递增而出现的填入电子顺序的交错，并不意味着先填的能级能量一定比后填的能级能量低
7.电子排布式
（1）定义：电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子。
（2）表示方法：
（3）书写方法——“三步法”（构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据）
第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s
第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。
第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。
注：（1）在书写电子排布式时，一般情况下，能层低的能级要写在左边，而不是按构造原理的顺序写。
（4）在得出构造原理之前，由原子光谱得知有些过渡金属元素基态原子电子排布不符合构造原理，如Cr和Cu的最后两个能级的电子排布分别为3d54s1和3d104s1。由此可见，构造原理是被理想化了的。
（5）简化电子排布式
①定义：将原子中已经达到稀有气体元素原子结构的部分，用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式。
②表示方法：如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1 、[Ar]4s2。
（6）价层电子排布式
①价电子层的定义：为突出化合价与电子排布的关系，将在化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层(简称价层)。
②价电子的位置：
对于主族元素和零族元素来说，价电子就是最外层电子。表示方法：nsx或nsxnpy
对于副族和第VIII族元素来说，价电子除最外层电子外，还可能包括次外层电子。
表示方法：(n-1)dxnsy 或 ndx (钯4d10) 或 (n-2)fx(n-1)dynsz 或(n-2)fxnsy
③举例：元素周期表中给出了元素的价层电子排布式。如Cl的价层电子排布式为3s23p5,Cr的价层电子排布式为3d54s1。
8.电子云
（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，因而被形象地称作电子云。换句话说，电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。
注：①电子云图表示电子在核外空间出现概率的相对大小。电子云图中小点越密，表示电子出现的概率越大。
②电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子实际出现的次数。
③电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图。
（3）电子云轮廓图：
①绘制电子云轮廓图的目的：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。例如，绘制电子云轮廓图时，把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来
②s电子、p电子的电子云轮廓图
s电子的电子云轮廓图：所有原子的任一能层的s电子的电子云轮廓图都是球形，只是球的半径不同。
同一原子的能层越高，s电子云的半径越大，如下图所示。这是由于1s、2s、3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。
图：同一原子的s电子的电子云轮廓图
p电子的电子云轮廓图：p电子云轮廓图是哑铃状的。每个p能级都有3个相互垂直的电子云，分别称为px、py,和pz，右下标x、y、z分别是p电子云在直角坐标系里的取向，如图所示。p电子云轮廓图的平均半径随能层序数的增大而增大。
图：px、py、pz的电子云轮廓图
9.原子轨道
（1）定义：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。各能级的一个伸展方向的电子云轮廓图即表示一个原子轨道。
（2）不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图
注：①同一能层中，不同能级原子轨道的能量及空间伸展方向不同；但同一能级的几个原子轨道的能量相同
②人们把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为简并轨道。
（3）各能级所含原子轨道的数目
能级符号 ns np nd nf
轨道数目 1 3 5 7
10.电子自旋
（1）定义：电子除空间运动状态外，还有一种状态叫做自旋。电子自旋可以比喻成地球的自转。
（2）两种取向及表示方法：电子自旋在空间有顺时针和逆时针两种取向。常用方向相反的箭头“↑”和“↓”表示自旋状态相反的电子。
注：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。
②能层、能级、原子轨道和自旋状态四个方面共同决定电子的运动状态，电子能量与能层、能级有关，电子运动的空间范围与原子轨道有关
③一个原子中不可能存在运动状态完全相同的2个电子。
11.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，这个原理被称为泡利原理（也称为泡利不相容原理）。
12.电子排布的轨道表示式
（1）含义：轨道表示式(又称电子排布图)是表述电子排布的一种图式。
举例：如氢和氧的基态原子的轨道表示式：
（2）书写要求：
①在轨道表示式中，用方框(也可用圆圈)表示原子轨道，1个方框代表1个原子轨道，通常在方框的下方或上方标记能级符号。
②不同能层及能级的原子轨道的方框必须分开表示，能量相同（同一能层相同能级）的原子轨道(简并轨道)的方框相连。
③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);箭头同向的单电子称自旋平行，如基态氧原子有2个自旋平行的2p电子。
④轨道表示式的排列顺序与电子排布式顺序一致，即按能层顺序排列。有时画出的能级上下错落，以表达能量高低不同。
⑤轨道表示式中能级符号右上方不能标记电子数。
（3）书写方法：以Si原子为例，说明轨道表示式中各部分的含义：
13.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，称为洪特规则。
注： ①洪特规则只针对电子填入简并轨道而言，并不适用于电子填入能量不同的轨道。
②当电子填入简并轨道时，先以自旋平行依次分占不同轨道，剩余的电子再以自旋相反依次填入各轨道。
（2）特例：简并轨道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高的稳定性。
举例：如基态24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1,为半充满状态，易错写为1s22s22p63s23p63d44s2 ；
基态29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1，易错写为[Ar]3d94s2。
14.能量最低原理
（1）内容：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，这就是能量最低原理。
（2）说明：
①基态原子的能量最低，故基态原子的电子排布是能量最低的原子轨道组合。
②整个原子的能量由核电荷数、电子数和电子状态三个因素共同决定，相邻能级能量相差很大时，电子填入能量低的能级即可使整个原子能量最低(如所有主族元素的基态原子);而当相邻能级能量相差不太大时，有1~2个电子占据能量稍高的能级可能反而降低了电子排斥能而使整个原子能量最低(如所有副族元素的基态原子)。
③基态原子的核外电子排布遵循泡利原理、洪特规则和能量最低原理。
15.元素周期律
（1）定义：元素的性质随原子的原子序数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律
（2）实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
16.元素周期系
（1）定义：元素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的递增发生周期性的重复。
（2）特点:元素周期系周期性发展就像螺壳上的螺旋。
（3）形成：
（4）原因：元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。
17.元素周期表
（1）含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。
（2）元素周期系与元素周期表的关系：
注：
①门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号
②原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。
③原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
④元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
18.元素周期表的结构：
（1）周期（七横七周期，三短四长）
从上到下 类别 各周期原子的电子层数 各周期最多容纳的元素种类数 同周期内原子序数变化规律
第一周期 短周期 1 2 左 右
第二周期 2 8
第三周期 3 8
第四周期 长周期 4 18
第五周期 5 18
第六周期 6 32（含镧系15种元素）
第七周期 7 32（含锕系15种元素）
（2）族（十八纵行十六族，七主八副一0）
列数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
类别 主族 副族 第VIII族 副族 主族 0族
名称 IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB 第VIII族 IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA 0族
注：周期序数=电子层数；主族元素族序数=原子最外层电子数
19.根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系：
（1）各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束),中间按照构造原理依次排满各能级。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，具体数据如下：
（2）能级组：能量相近的能级合并成一组，共七个能级组，也就形成了7个周期，特点：能级组之间能量相差较大，能级组之内能量相差很小。
20.元素周期表的分区
（1）按电子排布分区
①按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级而得名ds区。
（2）按金属元素与非金属元素分区
①金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置:沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外),线的右边是非金属元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内
②金属与非金属交界处元素的性质特点：在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为半金属或类金属(一般可用作半导体材料) 。
21.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（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为对角线规则，如图所示。
【特别提醒】对角线规则是从相关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规则,不是定理。
22.原子半径的种类（根据原子之间的作用力不同，将原子半径分为共价半径、金属半径、范德华半径）
（1）共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们核间距的一半即是该原子的共价半径。
（2）金属半径：金属单质的晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的一半即是该金属原子的金属半径。
（3）范德华半径：稀有气体原子之间以范德华力相互接近，低温下稀有气体单质在以晶体存在时，两个相邻原子核间距的一半即是范德华半径。
23.影响原子半径大小的因素：。
24.影响原子半径大小的方式：
注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。
25.微粒半径大小比较
①同种元素的微粒：阴离子>原子>阳离子；低价离子>高价离子。
②电子层数越多，半径越大（一般情况下）；特例：碱金属元素的原子半径比其下一周期的大多数非碱金属元素的原子半径要大。
③电子层数相同时，原子序数越小，半径越大，即“序小径大”。
【名师点拨】比较微粒半径的一般思路
（1）“一层”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。
（2）“二核”:若电子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”:若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数多的半径大。
26.第一电离能
（1）定义：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。
【特别提醒】第一电离能概念的四个限定条件：气态、电中性基态、一个电子、最低能量。
（2）符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·mol-1
（3）意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。即第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
（4）变化规律
①一般规律：同周期：随原子序数的递增而增大；同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有气体元素；第一电离能最大的元素是氦。同主族：随原子序数的递增而减小
②特例：具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定性较高，其电离能数值较大。
例如：第IIA族>第IIIA族； 第VA族>第VIA族
③过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。
总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
【特别提醒】第二、三、四周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素都大。
27.逐级电离能
（1）含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为 M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能)
M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能)
M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能)
（2）变化规律
①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化，即电离能的差别大小反映了电子的分层排布。
28.电离能的应用
（1）推断元素原子的核外电子排布
例如：Li的逐级电离能I1《 I2< I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子
（2）判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数
如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。
（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(稀有气体元素除外)；I1越小，元素的金属性越强。
【特别提醒】记住下列元素原子第一电离能大小关系中的特例：Be>B;N>O;Mg>Al;P>S，在考试中经常出现。
29.键合电子: 元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
30.电负性
（1）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
（2）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
（3）大小的标准：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。
（4）变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。
【易错提醒】①电负性的值是相对值，没有单位；②不同元素的电负性可能相等（如C、S、I的电负性都是2.5）。
（5）应用
①判断元素的金属性或非金属性强弱
I、金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属 ”(元素性质介于金属与非金属之间的元素，如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
【易错提醒】不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准
II、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判断化学键的类型
I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。
II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键, 但也有特例（如NaH）。
③判断元素的化合价
I、电负性小的元素易呈现正价
II、电负性大的元素易呈现负价
④解释对角线规则
利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。
（6）电负性与第一电离能的关系
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
《第二章 分子结构与性质》回看索引
P34：共价键具有饱和性、σ键（s-sσ键、s-pσ键、p-pσ键）、σ键的特征——轴对称
P35：π键、π键的特征——镜面对称
P37：键参数——键能、键长、键角
P37：共价键的强弱可用键能来衡量。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，注意表2-1键能的特殊变化。
P37：键长是衡量共价键强弱的另一重要参数。键长是构成化学键的两个原子的核间距
P38：键角：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角 共价键具有方向性 等电子体原理：原子总数相同，价电子数相同，等电子体有相似的化学键特征和空间构型。常见的等电子体有：N2和CO；N2O和CO2；SO2、O3和NO2- ；SO3和NO3-；NH3 和H3O+；CH4 和NH4+。
P38：键长和键角的数值可通过晶体的X射线衍射实验获得。
P39：T5
P41：图2-5 红外光谱仪原理示意图
P42：图2-8 质谱仪原理示意图
P44：资料卡片——一些分子的空间结构模型 仔细观察资料卡片的彩图。
P44：价层电子对互斥模型可用来预测分子的空间结构
P44：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键电子对合中心原子对上的孤电子对。多重键只计其中的σ键电子对，不计π键电子对
P45：中心原子上的孤电子对数=1/2（a-xb） a为中心原子的价电子数，x为与中心原子结合的原子数，b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数
P46：由于价层电子对的相互排斥，可得到含有孤电子对的分子的VSEPR模型，然后，略去VSEPR模型中的中心原子上的孤电子对，便可得到分子的空间结构，区别形和型，VSEPR模型和分子或离子的立体构型，价层电子对数和σ键数、孤电子对数。 如SO2分子的空间构型为V形，VSEPR模型为平面三角形，价层电子对数为3，σ键数为2、孤电子对为1。
P47：由于孤电子对有较大排斥力，含孤电子对的分子的实测键角几乎都小于VSEPR模型的预测值。价层电子对互斥模型对分子空间结构的预测少有失误，但它不能用于预测以过渡金属为中心原子的分子
P47：杂化轨道理论是一种价键理论，是鲍林为了解释分子的空间结构提出的
P47：杂化中未参与杂化的p轨道，可用于形成π键，而杂化轨道则用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对。
P49：可以先确定分子或离子的VSEPR模型，然后就可以比较方便地确定中心原子的杂化轨道类型
P50：T7
P52：分子的极性：正电（δ+）中心与负电（δ-）中心是否重合
P53：判断分子的极性：依据分子中化学键的极性的向量和、或者根据分子的正电中心和负电中心是否重合来判断它是否是极性分子
P53：资料卡片——臭氧是极性分子
P53：科学·技术·社会——表面活性剂和细胞膜
P54：键的极性对化学性质的影响
P55：范德华力
P56：氢键 氢键是除范德华力之外的另一种分子间作用力，是一种较强的分子间的作用力，不属于化学键。 图2-25 常见氢键的类型 氢键的表示方法：A-H···B-，其中A、B为电负性较大的N、O、F。接近水的沸点的水蒸气的相对分子质量比18大，是由于H2O因氢键而相到缔合，形成所谓的缔合分子。氢键有方向性，使冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙。所以冰的密度比水小。冰融化时密度先增加后减小。
P57：分子间氢键、分子内氢键 邻羟基苯甲醛分子内氢键使沸点降低，分子间氢键使沸点升高。
P59：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。影响溶解度的因素是多样的。如氨气极易溶于水是因为氨与水反应，氨和水都是极性分子，氨分子和水分子之间形成氢键。又如能用饱和食盐水收集氯气等。
P60：手性异构体、手性分子
P62：T7
P63：T8、T9、T10
P66：T12、T14
《第二章 分子结构与性质》重点知识总结
1.共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。
2.共价键本质：是在原子之间形成共用电子对。共价键形成的原因是成键原子相互接近，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对。
3.共价键特征
特征 概念 作用 存在情况
饱和性 每个原子所能形成的共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的 饱和性决定了分子的组成。 所有的共价键都具有饱和性
方向性 在形成共价键时，原子轨道重叠的越多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固，因此共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，所以共价键具有方向性 方向性决定了分子的空间结构。 并不是所有共价键都具有方向性
4.共价键的形成条件：通常电负性相同或差值较小的非金属元素原子之间形成共价键，大多数电负性之差小于1.7的金属与非金属原子之间形成共价键。
5.共价键的表示方法
（1）用一条短线表示一对共用电子所形成的共价键，如H-H
（2）用“=”表示原子间共用两对电子所形成的共价键，如C=C
（3）用“≡”表示原子间共用三对电子所形成的共价键，如C≡C
6.共价键的类型
σ键 π键
成键示意图(常见类型)
原子轨道重叠方式 “头碰头”重叠 “肩并肩”重叠
对称类型 轴对称，因此，通过σ键连接的原子绕键轴旋转而不会破坏化学键。 镜面对称，因此，以形成π键的两个原子核的连线为轴，任意一个原子不能单独旋转，若单独旋转则会破坏π键
原子轨道重叠程度 大 小
键的强度 轨道重叠程度大，键的强度较大，键越牢固 轨道重叠程度较小，键比较容易断裂，不如σ键牢固
活泼性 不活泼 活泼
成键规律 共价单键是σ键；共价双键中一个键是σ键，另一个键是π键；共价三键中一个键是σ键，另外两个键是π键
旋转情况 以形成σ键的两个原子核的连线为轴，任意一个原子可以绕轴旋转，并不破坏σ键的结构 以形成π键的两个原子核的连线为轴，任意一个原子并不能单独旋转，若单独旋转则会破坏π键的结构
存在情况 能单独存在，可存在于任何含共价键的分子或离子中 不能单独存在，必须与σ键共存，可存在于共价双键和共价三键中
联系 只有在形成σ键后，余下的p轨道才能形成π键
实例 CH4、OH- N≡N中既含有σ键，又含有π键
7.键能：
（1）概念：气态分子中1mol化学键解离成气态原子所吸收的能量称为键能。
（2）条件和单位：键能通常是298.15K、101kPa条件下的标准值，单位为kJ·mol-1
（3）应用：
①判断共价键的稳定性：原子间形成共价键时，原子轨道重叠程度越大，体系能量降低越多，释放能量越多，形成共价键的键能越大，共价键越牢固。
②判断分子的稳定性：一般来说，结构相似的分子，共价键的键能越大，分子越稳定。例如分子的稳定性：HF>HCl>HBr>HI。
③利用键能计算反应热：△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
（4）测定方法：键能通常是298.15K，100kPa条件下的标准值，可以通过实验测定，更多的却是推算获得的
注：同种类型的共价键，键能大小为：单键<双键<三键
8.键长
（1）概念：构成化学键的两个原子的核间距叫做该化学键的键长。由于分子中的原子始终处于不断振动之中，键长只是振动着的原子处于平衡位置时的核间距。
（2）应用：
①判断共价键的稳定性：键长是衡量共价键稳定性的另一个重要参数。键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定。
②判断分子的空间构型：键长是影响分子空间结构的因素之一。
（3）定性判断键长的方法
①根据原子半径进行判断。在其他条件相同时，成键原子的半径越小，键长越短。
②根据共用电子对数判断。相同的两原形成共价键时，单键键长>双键键长>三键键长。
9.键角
（1）概念：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角称为键角。
（2）意义：键角可反映分子的空间结构，是描述分子空间结构的重要参数，分子的许多性质都与键角有关。
多原子分子的键角一定，表明共价键具有方向性。
（3）常见分子的键角及分子空间结构：
分子 键角 空间结构
CO2 （O=C=O）180° 直线形
H2O （H-O）105° V形(或称角形)
NH3 （N-H）107° 三角锥形
CH4 （C-H）109 28 正四面体形
P4 （P-P）60 正四面体形
（4）测定方法：键长和键角的数值可通过晶体的X射线衍射实验获得
小结：键参数对分子性质的影响：相同类型的共价化合物分子，成键原子半径越小，键长越短，键能越大，分子越稳定。
10.分子结构的测定
（1）早年的科学家主要靠对物质的化学性质进行系统总结得出规律 后推测分子的结构。
（2）分子结构测定的常用方法：红外光谱、晶体X射线衍射
（3）红外光谱法测定分子的官能团和化学键
①测定原理：分子中的原子不是固定不动的，而是不断地振动着的。当一束红外线透过分子时，分子会吸收跟它的某些化学键的振动频率相同的红外线，再记录到图谱上呈现吸收峰。
②测定过程
红外光谱图分析吸收峰与谱图库对比推断分子所含的官能团和化学键
③ 红外光谱图：表明有机物分子中含有何种化学键或官能团。
④用途：确定官能团和化学键的类型。
注意：大多数已知化合物的红外谱图已建成数据库，通过对比便可得到确认。
11.质谱仪测定分子的相对质量
（1）原理：在质谱仪中使分子失去电子变成带正电荷的分子离子和碎片离子等粒子。由于生成的离子具有不同的相对质量，它们在高压电场加速后，通过狭缝进入磁场得以分离，在记录仪上呈现一系列峰，化学家对这些峰进行系统分析，便可得知样品分子的相对分子质量。
（2）测定过程
待测物分子离子、碎片离子电场加速磁场偏转质谱图
（3）质荷比：分子离子、碎片离子的相对质量与其电荷的比值。
（4）质谱法应用：测定相对分子质量，即：由于相对质量越大的分子离子的质荷比越大，达到检测器需要的时间越长，因此谱图中的质荷比最大（最右边）的就是未知物的相对分子质量，注意：当“质”为该有机物的相对分子质量，“荷”为一个单位电荷时，质荷比的最大值即为该有机物的相对分子质量——质谱图中最右边的数据。
12.三原子分子的空间结构——直线型和V形（又称角形）
化学式 电子式 结构式 键角 空间结构模型 空间结构名称
CO2 O=C=O 180 直线型
H2O 105 V形
13.四原子分子常见的空间结构——平面三角形和三角锥形
化学式 电子式 结构式 键角 空间结构模型 空间结构名称
CH2O 约120 平面三角形
NH3 107 三角锥形
【特别说明】四原子分子的空间结构大多数为平面三角形和三角锥形，也有的为直线形(如C2H2)、正四面体形(如P4)等。
14.五原子分子常见的空间结构——四面体形
化学式 电子式 结构式 键角 空间结构模型 空间结构名称
CH4 109 28 正四面体形
15.其他多原子分子的空间结构
16.价层电子对互斥模型（VSEPR）应用：预测分子的空间结构
17.价层电子对互斥模型（VSEPR）内容：价层电子对互斥模型认为，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。
（1）当中心原子的价电子全部参与成键时，为使价电子斥力最小，就要求尽可能采取对称结构。
（2）当中心原子的价电子部分参与成键时，未参与成键的孤电子对与成键电子对之间及孤电子对之间、成键电子对之间的斥力不同，从而影响分子的空间结构。
（3）电子对之间的夹角越大，相互之间的斥力越小。
（4）成键电子对之间斥力由大到小的顺序：三键-三键>三键-双键>双键-双键>双键-单键>单键
-单键。
（5）含孤电子对的斥力由大到小的顺序：孤电子对-孤电子对>孤电子对-单键>单键-单键。
18.中心原子上的价层电子对数的计算
中心原子上的价层电子对数=σ键电子对数+中心原子上的孤电子对数
（1）σ键电子对数的确定：由化学式确定
（2）中心原子上的孤电子对数的确定：
中心原子上的孤电子对数=
公式中各字母的含义：
a 中心原子的价层电子数
主族元素 =最外层电子数
阳离子 =中心原子的价层电子数-离子的电荷数
阴离子 =中心原子的价层电子数+︱离子的电荷数︱
x 与中心原子结合的原子数
b 与中心原子结合的原子最多能接受的电子数
H =1
其他原子 =8-该原子的价层电子数
【特别说明】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上的孤电子对。多重键只计其中的σ键电子对，不计π键电子对。
19.根据价层电子对互斥模型判断分子或离子的空间结构
在确定了σ键电子对数和中心原子上的孤电子对数后，可以依据下面的方法确定相应的较稳定的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模型分子的空间结构
【特别说明】①中心原子不含孤电子对的分子(或离子)，VSEPR模型与分子(或离子)的空间结构一致。
②中心原子若有孤电子对，孤电子对也要占据中心原子周围的空间，并与成键电子对互相排斥，则 VSEPR模型与分子的空间结构不一致。推测分子的立体模型必须略去 VSEPR模型中的孤电子对。
20.轨道的杂化：在外界条件影响下，原子内部能量相近的原子轨道发生混杂，重新组合成一组新的轨道的过程。
21.杂化轨道：原子轨道杂化后形成的一组新的原子轨道，叫做杂化原子轨道，简称杂化轨道。
22.杂化轨道理论的要点
（1）原子形成分子时，通常存在激发、杂化和轨道重叠等过程。发生轨道杂化的原子一定是中心原子。
（2）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。
（3）只有能量相近的原子轨道才能杂化(如2s、2p)。
（4）杂化前后原子轨道数目不变(参加杂化的轨道数目等于形成的杂化轨道数目),且杂化轨道的能量相同。
（5）为使相互间的排斥力最小，杂化轨道在空间取最大夹角分布。杂化后轨道的伸展方向、形状发生改变，但相同杂化形式的杂化轨道形状完全相同。杂化使原子的成键能力增加。形成的共价键更牢固。
（6）杂化轨道用于形成σ键或者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。分子的空间结构主要取决于原子轨道的杂化类型。
（7）杂化轨道成键时仍具有共价键的特征——方向性和饱和性
（8）杂化轨道数=中心原子上的孤电子对数+与中心原子结合的原子数。
23.杂化轨道类型
类型 形成过程 夹角 空间结构
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 109°28′ 正四面体形
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 120° 平面三角形
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 180° 直线形
【特别说明】原子轨道发生sp杂化时，还有2个np轨道未发生杂化，若np轨道上有未成对电子，形成分子时2个np轨道上的电子会形成π键。
24.等电子原理
（1）含义：原子总数相同、价电子总数相同的分子(或离子)互为等电子体。
（2）特点：等电子体具有相似的结构特征(立体结构和化学键类型)及相近的性质。
（3）确定等电子体的方法
同主族代换或同周期相邻元素替换，交换过程中注意电荷变化。
（4）常见的等电子体汇总
25.键的极性：
（1）极性共价键和非极性共价键
共价键 极性共价键 非极性共价键
成键原子 不同种原子（电负性不同） 同种原子（电负性相同）
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—） 电中性
示例 H2、O2、Cl2等
（2）键的极性的产生原因：共价键的极性：由于共用电子对发生偏移时，使化学键产生了呈正电性 (δ+)和呈负电性(δ-)两极。
（3）共价键的极性表示方法——极性向量
极性向量可形象地描述极性键的电荷分布情况，极性向量指向的一端，说明该处负电荷更为集中。非极性键无极性向量，说明在非极性键里，正负电荷的中心是重合的。
（4）键的极性的影响因素：共价键的极性只取决于成键原子的元素种类或电负性的差异，与其他因素无关。
①同种非金属元素原子间形成的共价键是非极性键；不同种非金属元素原子间形成的共价键是极性键
②电负性差值越大的两原子形成的共价键的极性越强；
③共用电子对偏移程度越大，键的极性越强。
（4）极性共价键和非极性共价键的判断
①根据组成元素
②根据共用电子对是否偏移
③根据元素的电负性
（4）存在：
①非极性共价键：非金属单质(如O2、P4、石墨等，但稀有气体除外)；某些共价化合物（如H2O2、CH2=CH2）或离子化合物（如Na2O2）；
②极性共价键：共价化合物（如H2O、CH4、HCl、HCN）或含原子团的某些离子化合物（如NaOH、Na2SO4、NaCN）。
26.分子的极性：
（1）极性分子：分子中的正电中心和负电中心不重合，使分子的某一个部分呈正电性(δ+),另一部分呈负电性(δ-),这样的分子是极性分子。
（2）非极性分子：分子中的正电中心和负电中心重合，这样的分子是非极性分子。
27.分子极性的判断
1）可依据分子中化学键的极性的向量和进行判断
分子的极性必须依据分子中极性键的极性的向量和是否等于0而定。当分子中各个键的极性的向量和等于0时，是非极性分子，否则是极性分子。
2）可根据分子中的正电中心和负电中心是否重合判断
3）定性判断
（1）单质分子均为非极性分子（例外O3为极性分子）；
（2）根据键的极性判断。共价键是否有极性是分子是否有极性的前提条件，如果分子中不存在极性键，该分子一定不是极性分子（例外O3为极性分子）；对于双原子分子来说，键的极性和分子的极性是一致的。
（3）多原子分子：
①孤对电子法:如为ABn型，若中心原子A中没有孤对电子，为非极性分子，中心原子A中有孤对电子，则为极性分子。
②几何对称法: 如为ABn型，如果各极性键在平面内或空间均匀排列，呈中心对称或呈正多边形、正多面体分布，该分子一定是非极性分子，反之为极性分子。通常有以下几种情况：线型对称，如CO2等（键角180°）；正三角形分子，如BF3（键角120°）；正四面体型分子，如CCl4、CH4（键角109°28′）。以上几类均为非极性分子，而NH3分子为三角锥型（键角107°18′），H2O分子为V型（键角104.5°）等均为极性分子。③中心原子化合价法: 如为ABn型，若中心原子A的化合价的绝对值等于A的主族序数，则为非极性分子；若中心原子A的化合价的绝对值不等于A的价层电子数，则为极性分子；
化学式 BF3 CO2 PCl5 SO3 H2O NH3 SO2
中心原子化合价的绝对值 3 4 5 6 2 3 4
中心原子价层电子数 3 4 5 6 6 5 6
分子极性 非极性 非极性 非极性 非极性 极性 极性 极性
【特别提醒】a、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。
b、H2O2的结构式为H—O—O—H,空间结构是，是不对称的，为极性分子。
4）实验定性证明——带电体引流法
带电体引流法实验：用毛皮摩擦玻璃棒分别靠近CCl4液流和H2O流，水流发生偏移，说明水分子具有极性，同理，用同样的方法可以测定其它纯液体流分子的极性，液体流发生偏移的分子具有极性，液体流不发生偏移的分子无极性。
5）根据相似相溶原理判断。
极性分子组成的溶质易溶于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。如水为极性溶剂，HCl、NH3极易溶于水，说明它们为极性分子，Br2、I2、CCl4等不易溶于水，说明它们是非极性分子。
28.键的极性对化学性质的影响
（1）键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的极性而实现的，羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H+，则羧酸的酸性越大。
（2）与羧基相邻的共价键的极性越大，过传导作用使羧基中羟基的极性越大，则羧酸的酸性越大。
（3）烃基是推电子基团，即将电子推向羟基，从而减小羟基的极性，导致羧酸的酸性减小。一般地，烃基越长，推电子效应越大，羧酸的酸性越小。
29.范德华力及其对物质性质的影响
（1）概念：对气体加压降温可使其液化，对液体降温可使其凝固，这表明分子之间存在着相互作用力。范德华是最早研究分子间普遍存在作用力的科学家，因而把这类分子间作用力称为范德华力。
【特别说明】范德华力也是一种电性作用，包括分子中带电质子、电子间相互吸引和相互排斥。
（2）存在范围：范德华力存在于由共价键形成的多数共价化合物分子、绝大多数非金属单质分子及没有化学键的稀有气体分子间。但像二氧化硅晶体、金刚石等由共价键形成的物质中不存在范德华力。
（3）特征
①范德华力广泛存在于分子之间，但只有分子间充分接近时才有分子间的相互作用力。
②范德华力很弱，比化学键的键能小1~2个数量级。
③范德华力没有方向性和饱和性。
（4）影响范德华力的因素
①一般地，组成和结构相似的分子，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(即互为同分异构体),分子的对称性越强，范德华力越小。
④对于M相同、极性相似的分子，分子间接触面积越大，范德华力越大。如：正丁烷>异丁烷。
（5）范德华力对物质性质的影响：范德华力主要影响分子构成的物质的熔、沸点等物理性质。一般规律：范德华力越大，物质的熔、沸点越高。而化学键主要影响分子构成的物质的化学性质。
30.氢键及其对物质性质的影响
（1）概念：氢键是除范德华力之外的另一种分子间作用力。
（2）形成条件：它是由已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子之间的作用力。
（3）常见类型：X-H…Y-。其中X、Y为N、O、F这样的电负性很大的原子，“-”表示共价键，…”表示形成的氢键。在X-H…Y中，X、Y的电负性越大，氢键越强；Y原子的半径越小，氢键越强。
（4）特征：
①氢键是一种分子间作用力，但不同于范德华力，也不属于化学键。
②氢键是一种较弱的作用力，比化学键的键能小1~2个数量级，与范德华力数量级相同，但比范德华力明显的强。
③氢键具有方向性（X-H…Y尽可能在同一条直线上）和饱和性（一个X-H只能和一个Y原子结合），但本质上与共价键的方向性和饱和性不同。
（5）氢键的键长：一般定义为A-H…B的长度，而不是H…B的长度。
（6）存在范围：氢键不仅存在于分子间，有时也存在于分子内。
（7）对物质性质的影响：
（〡）对物质溶沸点的影响：
①存在分子间氢键的物质，具有较高的熔、沸点。例如：NH3、H2O和HF的熔、沸点比同主族相邻元素氢化物的熔、沸点高，这种反常现象是由于它们各自的分子间形成了氢键。
②互为同分异构体的物质，能形成分子内氢键的，其熔、沸点比能形成分子间氢键的物质的低。例如：邻羟基苯甲醛能形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛能形成分子间氢键，当对羟基苯甲醛熔化时，需要较多的能量克服分子间氢键，所以对羟基苯甲醛的熔、沸点高于邻羟基苯甲醛的熔、沸点。
（Ⅱ）对物质溶解度的影响：溶质与溶剂之间若能形成分子间氢键，则溶质的溶解度明显的大。
31.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。
说明：（1）“相似”指的是分子的极性相似。
（2）这是一条经验规律，也会有不符合规律的例子，如CO、NO等极性分子均难溶于水，不少盐类(如AgCl、PbSO4、BaCO3等)也难溶于水，H2、N2难溶于水也难溶于苯等。
（2）影响溶解度的因素
（〡）内因
①如果溶剂和溶质之间存在氢键，则溶质在溶剂中的溶解度较大。
②物质自身的结构。“相似相溶”还适用于分子结构的相似性。乙醇化学式为CH3CH2OH,其中的羟基与水分子的羟基相近，因而乙醇能与水互溶；而戊醇CH3CH2CH2CH2CH2OH中的烃基较大，其中的—OH跟水分子的—OH的相似因素小得多了，因而它在水中的溶解度明显减小。
③溶质与溶剂发生反应可增大其溶解度。如SO2与H2O反应生成H2SO3，SO3与H2O反应生成H2SO4，NH3与H2O反应生成NH3·H2O
（Ⅱ）外因
①温度：一般地，温度升高，固体物质的溶解度增大，气体物质的溶解度减小。
②压强：一般地，压强越大，气体的溶解度越大。
注：①影响固体溶解度的主要因素是温度。常见物质中，Ca(OH)2的溶解度随温度的升高而减小。受热易分解的物质的溶解情况需考虑温度因素。
②影响气体溶解度的主要因素是温度和压强。
32.手性异构体与手性分子：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)。有手性异构体的分子叫做手性分子。
33.手性分子的成因：当4个不同的原子或基团连接在同一个碳原子上时，这个碳原子是不对称原子。这种分子和它“在镜中的像”不能重叠，因而表现为“手性”。手性分子中的不对称碳原子称为手性碳原子。
34.手性分子的判断：有机物分子具有手性是由于其分子中含有手性碳原子。如果1个碳原子所连接的4个原子或基团各不相同，那么该碳原子为手性碳原子，用*C来表示。如,R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团。所以，判断一种有机物是否为手性分子，就看其含有的碳原子是否连有4个不同的原子或基团。
35.手性分子的用途
（1）构成生命体的有机分子绝大多数为手性分子。互为手性异构体的两个分子的性质不同。
（2）生产手性药物、手性催化剂(手性催化剂只催化或主要催化一种手性分子的合成)。
《第三章 晶体结构与性质》回看索引
P68：等离子体：由电子、阳离子和电中性粒子（分子或原子）组成的整体上呈电中性的气态物质
P68：离子液体是熔点不高的仅有离子组成的液体物质
P68：晶态、非晶态、塑晶态、液晶态
P69：液晶：热致液晶、溶致液晶
P69：绝大多数常见的固体是晶体，只有玻璃、炭黑之类的物质属于非晶体（玻璃又称玻璃体，炭黑又称无定形体）
P70：表3-1 晶体与非晶体的本质差异 区别晶体和非晶体最可靠的方法是对固体进行X-射线衍射实验。
P70：晶体的自范性：晶体能自发地呈现多面体外形的性质，晶体常常会表现出各向异性。所谓自发过程，即自动发生的过程。不过，自发过程的实现，仍需要一定的条件。晶体呈现自范性的条件之一是晶体生长的速率适当。玛瑙是熔融态SiO2快速冷却形成的，而水晶则是熔融态SiO2缓慢冷却形成的。
P71：【实验3-1】制备晶体的三种途径
P72：晶体的某些物理性质的各向异性 区分晶体和非晶体最可靠的科学方法是对固体进行X射线衍射实验
P73：晶胞、常规的晶胞都是平行六面体、无隙并置
P74：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
P75：晶体结构的测定：X射线衍射实验
P77：T5、T8
P78：分子晶体：只含分子的晶体 大多数分子晶体的结构有如下特征：如果分子间作用力只是范德华力，若以一个分子为中心，其周围最多可以有12个紧邻的分子，分子晶体的这一特征称为分子密堆积。氢键具有方向性，使冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙。所以冰的密度比水小。冰融化时密度先增加后减小。
P80：资料卡片——镁与CO2反应
P80：天然气水合物
P81：共价晶体：金刚石、低温石英
P82：常见的共价晶体还有：某些单质，如硼、硅、锗和灰锡等；某些非金属化合物，如碳化硅（SiC，俗称金刚砂）、氮化硅（Si3N4）等
P85：T7、T8
P86：金属晶体、电子气理论
P87：能带理论 金属导电是因为金属晶体中的自由电子在外加电场的作用下可发生定向移动。金属易导电、导热、延展性，都可以用“电子气理论”解释。
P88：离子晶体 CsCl、NaCl阴阳离子个数比都是1：1，但它们的配位数不一样。仔细观察CaF2的晶胞，Ca2+的配位数为8，F-的配位数为4。MgCO3、CaCO3、SrCO3、BaCO3分解温度越来越高？碳酸盐的分解是由于晶体中的阳离子结合碳酸根离子中的氧离子，使碳酸根离子分解成CO2，由于对应阳离子半越来越大，结合氧离子能力越来越弱，所以受热温度越来越高。
P88：科学·技术·社会——离子液体
P89：过渡晶体：四类晶体都有过渡型
P90：混合型晶体：石墨：分子晶体、共价晶体、金属晶体
补充：晶体熔沸点比较：若是同类型的晶体，一定要指明晶体类型，再描述比较规律，得出结论。
分子晶体：HBr、HI。它们都为分子晶体，结构相似，相对分子质量越大，分子间作用力越大，所以HBr高。原子晶体：晶体Si、金刚石C。它们都为原子晶体，共价键键长越长，键能越小。Si原子半径大于C，所以碳碳键键能大，金刚石熔点高。离子晶体：Na、Mg、Al。它们都为金属晶体，离子半径越来越大，价电子越来越多，金属键越来越强，熔点依次升高。离子晶体：NaCl、CsCl。它们都为离子晶体，Na+半径小于Cs+半径，离子键越强，熔点越高。
若是不同类型的晶体，一般是原子晶体>离子晶体>分子晶体。描述时要指明克服微粒的作用力并指明大小。如金刚石、NaCl、干冰。由于克服原子晶体中共价键所需的能量>离子晶体中离子键所需的能量>分子晶体中范德华力所需的能量，所以熔点依次降低。
P91：资料卡片——硅酸盐
P91：科学·技术·社会——纳米晶体 当晶体颗粒小至纳米量级，熔点会下降
P93：研究与实践——明矾晶体的制备
P94：T11
P95：【实验3-2】少量固体溶于水
P95：四水合铜离子、配位键
P96：配位化合物：金属离子活原子（称为中心离子活原子）与某些分子或离子（成为配体或配位体）以配位键结合形成的化合物
P96：【实验3-3】硫酸铜与氨水反应
P97：【实验3-4】氯化铁与硫氰化钾反应
P97：【实验3-5】氯化银与氨水反应
P98：超分子是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。超分子的重要特征：分子识别（分离C60和C70、冠醚识别碱金属离子）、自组装（P54 图2-20细胞和细胞器的双分子膜）
P100：T4、T9
P103：T15、T16
P104：实验活动 简单配合物的形成
《第三章 晶体结构与性质》重点知识总结
1.物质三态的相互转化
2.物质的聚集状态
（1）气态：
①普通气体
②等离子体：
A.定义：等离子体是由电子、阳离子和电中性粒子(分子或原子)组成的整体上呈电中性的气态物质。
B.产生途径：高温、紫外线、x射线、y射线、高能电磁波的照射及大自然的天体现象等都能使气体变成等
离子体
C.存在：存在于日光灯和霓虹灯的灯管里、蜡烛火焰里、极光和雷电里等
D.性质：具有良好的导电性和流动性
E.运用等离子体显示技术可以制造等离子体显示器，利用等离子体可以进行化学合成、核聚变等。
（2）液态：
①普通液体
②离子液体：离子液体是熔点不高的仅由离子组成的液体物质。
（3）介乎晶态和非晶态之间的塑晶态、液晶态
①塑晶：
A.定义：在一定温度条件下，能保持固态晶体典型特征但具有一定塑性（即物体发生永久形变的性质）的一种物质聚集状态。
②液晶：
A.定义：在由固态向液态转化过程中存在的取向有序流体状态。
B.分类：分为热致液晶（只存在于某一温度范围内的液晶相）和溶致液晶（某些化合物溶解于水或有机溶剂后而呈现的液晶相）。
C.性质:具有液体的某些性质（如流动性、黏度、形变性等）和晶体的某些性质（如导热性、各向异性等）。
D.用途：手机、电脑和电视的液晶显示器，合成高强度液晶纤维已广泛用于飞机、火箭、坦克、舰船、防弹衣、防弹头盔等。
（4）固态：
①晶体：内部粒子(原子、离子或分子)在三维空间按一定规律呈周期性重复排列构成的固体物质，绝大多数常见的固体都是晶体。如：高锰酸钾、金刚石、干冰、金属铜、石墨等。
②非晶体：内部原子或分子的排列呈杂乱无章的分布状态的固体物质。如：玻璃、松香、硅藻土、橡胶、沥青等。
【名师提醒】（1)构成物质三态的粒子不一定都是分子，还可以是原子或离子等，如水的三态都是由分子构成的，离子液体是熔点不高的仅由离子组成的液体物质。
（2）物质的聚集状态除了气态、液态和固态，还有晶态、非晶态，以及介于晶态和非晶态之间的塑晶态、液晶态等。
3．晶体与非晶体的比较
比较 类别
晶体 非晶体
微观结构特征 粒子周期性有序排列 粒子排列相对无序
性质特征 自范性 有 无
熔点 固定 不固定
各向异性 有 无
鉴别方法 间接方法 看是否具有固定的熔点或根据某些物理性质的各向异性
科学方法 对固体进行X射线衍射实验
举例 NaCl、I2、SiO2、Na晶体等 玻璃、橡胶等
4．获得晶体的途径
（1）熔融态物质凝固，如从熔融态结晶出来的硫晶体。
（2）气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)，如凝华得到的碘晶体。
注：升华与凝华：固态物质受热不经过液态直接到气态的过程叫做升华；气态物质冷却不经过液态直接到固态的过程叫做凝华。升华和凝华都属于物理变化。
（3）溶质从溶液中析出，如从硫酸铜饱和溶液中析出的硫酸铜晶体。
5．晶体的特性
（1）自范性。
①定义：晶体能自发地呈现多面体外形的性质。
②形成条件：晶体生长的速率适当。
③本质原因：晶体中粒子在微观空间里呈现周期性有序排列。
（2）各向异性：
①概念：晶体的某些物理性质在不同方向上的差异，称为晶体的各向异性，包括晶体的强度、光学性质、导电性、导热性等物理性质。
②用途：晶体的某些物理性质的各向异性同样反映了晶体内部质点排列的有序性。而且通过这些性质可以了解晶体的内部排列与结构的一些信息。而非晶体则不具有物理性质各向异性的特点。
（3）有固定的熔点：晶体具有固定的熔点，而非晶体没有固定的熔点。
（4）对称性：晶体具有特定的对称性。
6.非晶体及其性质
①概念：组成物质的微粒(分子、原子、离子)在空间无规则、无周期性排列的固体。
②性质：因为非晶体内部微粒的排列是相对无序的。所以非晶体没有自范性，不能自发呈现多面体外形；物理性质在各个方向上是相同的，有“各向同性”；没有固定的熔点。玻璃体是典型的非晶体，所以非晶态又称为玻璃态。
③晶体与非晶体之间在一定条件下可以相互转化。
【点拨升华】①具有规则几何外形的固体不一定是晶体，如玻璃；②同一种物质可以是晶体也可以是非晶体，如晶体SiO2和非晶体SiO2；③晶体不一定有规则的几何外形，如玛瑙。
7.鉴别晶体与非晶体的方法
（1）观察外观：晶体有规则的几何外形，而非晶体没有。
（2）测定熔点是否固定：晶体有固定熔点，而非晶体没有。
（3）测定是否具有各向异性：晶体有各向异性，而非晶体没有。
（4）X－射线衍射法(最科学可靠的方法)：晶体能使X－射线发生衍射（得到分立的斑点或明锐的谱线），而非晶体只能散射（得到连续的谱线）。
8.晶胞：晶胞是描述晶体结构的基本单元，，晶胞是晶体中最小的重复结构单元。
9.晶胞与晶体的关系：晶胞（微观）一般都是平行六面体，晶体（宏观）是由无数晶胞无隙并置而成。
（1）无隙：相邻晶胞之间无任何间隙。
（2）并置：所有晶胞都是平行排列的，取向相同。
（3）所有晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的。
10.晶胞的结构
（1）晶胞的外形：常规的晶胞都是平行六面体。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）立方晶胞中微粒数的计算方法如下：晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是。
对于立方晶胞而言，每个晶胞实际含有的微粒数=顶点微粒数×+棱上微粒数×+面上微粒数×+体内微粒数×1。
注：①非长方体晶胞中粒子视具体情况而定
三棱柱
六棱柱
平面型 石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)被三个六边形共有，每个六边形占
②有关上述的计算必须明确：由晶胞构成的晶体，其化学式不是表示一个晶胞中含有多少个某原子，而是表示每个晶胞中平均含有各类原子的最简个数比。
11.晶胞结构的测定
（1）测定仪器:X射线衍射仪
（2）测定方法：
①X射线衍射仪单一波长的X射线晶体记录仪分立的斑点或明锐的衍射峰。
②X射线衍射仪单一波长的X射线非晶体记录仪连续的谱线。
（3）X射线衍射图谱的应用：经过计算可以从衍射图形获得晶体结构的相关信息。
X射线衍射图通过计算获得
12.原子分数坐标参数:原子分数坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置。
13.原子分数坐标的确定方法
①依据已知原子的坐标确定坐标系取向。
②一般以坐标轴所在正方体的棱长为1个单位。
③从原子所在位置分别向x、y、z轴作垂线，所得坐标轴上的截距即为该原子的分数坐标。
14.计算晶体密度的方法
15.计算晶体中粒子间距离的方法
16．分子晶体：只含分子的晶体称为分子晶体。
17.构成分子晶体的微粒：分子
18.分子晶体的微粒间的相互作用力：分子晶体内相邻分子间以分子间作用力相互吸引，分子内原子之间以共价键结合。
19.分子晶体的结构特征——堆积方式
分子密堆积 分子非密堆积
作用力 只有分子间作用力，无氢键 有分子间氢键，它具有方向性
空间特点 每个分子周围一般有12个紧邻的分子 空间利用率不高，留有相当大的空隙
堆积方式 分子看作球时，层与层间球心对空隙 分子看作球时，层与层间球心对球心
举例 C60、干冰、I2、O2 HF、NH3、冰
20.常见分子晶体及物质类别
物质种类 实 例
所有非金属氢化物 H2O、NH3、CH4等
部分非金属单质 卤素(X2)、O2、N2、白磷(P4)、硫(S8)等
部分非金属氧化物 CO2、P4O10、SO2、SO3等
几乎所有的酸 HNO3、H2SO4、H3PO4、H2SiO3等
绝大多数有机物 苯、乙醇、乙酸、乙酸乙酯等
21.分子晶体的物理性质
（1）分子晶体的物理特性
①分子晶体具有熔、沸点较低，硬度较小，固态不导电等物理特性。所有在常温下呈气态的物质、常温下呈液态的物质(除汞外)、易升华的固体物质都属于分子晶体。
②分子间作用力的大小决定分子晶体的物理性质。分子间作用力越大，分子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。
（2）分子晶体熔沸点低的原因
分子晶体中粒子间是以范德华力或范德华力和氢键而形成的晶体，因此，分子晶体的熔、沸点较低，密度较小，硬度较小，较易熔化和挥发。
（3）分子晶体的熔、沸点比较
①分子晶体熔化或汽化都是克服分子间作用力。分子间作用力越大，物质熔化或汽化时需要的能量就越多，物质的熔、沸点就越高。
②比较分子晶体的熔、沸点高低，实际上就是比较分子间作用力(包括范德华力和氢键)的大小。
A.组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高。如O2>N2，HI>HBr>HCl。
B.相对分子质量相等或相近时，极性分子的范德华力大，熔、沸点高，如CO>N2。
C.能形成氢键的物质，熔、沸点较高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S，HF>HCl，NH3>PH3。
D.烃、卤代烃、醇、醛、羧酸等有机物一般随分子中碳原子数的增加，熔、沸点升高,如C2H6>CH4, C2H5Cl>CH3Cl, CH3COOH>HCOOH。
E.在烷烃的同分异构体中，一般来说，支链数越多，熔沸点越低，如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷；芳香化合物苯环上的同分异构体一般按照“邻位>间位>对位”的顺序。
（4）分子晶体的导电性
分子晶体在固态和熔融状态下均不存在自由离子，因而不能导电，易溶于水的电解质在水中全部或部分电离而能够导电，不溶于水的物质或易溶于水的非电解质自身不能导电。
22.共价晶体：所有原子都以共价键相互结合形成共价键三维骨架结构的晶体叫共价晶体。
23.共价晶体的结构特点
说明：
①空间结构：整块晶体是一个三维的共价键网状结构，不存在单个的小分子，是一个“巨分子”，不存在单个的分子，因此，共价晶体的化学式不表示其实际组成，只表示其组成的原子个数比。
②共价晶体熔化时被破坏的作用力是共价键。
③共价晶体中只有共价键，但含有共价键的晶体不一定是共价晶体。如CO2、H2O等分子晶体中也含有共价键。
24.共价晶体与物质的类别
物质种类 实例
某些非金属单质 晶体硼、晶体硅、晶体锗、金刚石等
某些非金属化合物 碳化硅(SiC)、氮化硅(Si3N4)、氮化硼(BN)等
某些氧化物 二氧化硅(SiO2)等
25.共价晶体的物理性质
①熔点很高：共价晶体由于原子间以较强的共价键相结合，熔化时必须破坏共价键，而破坏它们需要很高的温度，所以共价晶体具有很高的熔点。结构相似的共价晶体，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点越高。
②硬度很大：共价键三维骨架结构决定了共价晶体的硬度，如金刚石是天然存在的最硬的物质。
③一般不导电，但晶体硅、锗是半导体。
④难溶于一般的溶剂。
26.共价晶体熔、沸点的比较
（1）规律：一般原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点就越高。
（2）原因：原子半径越小，则化学键的键长越短，化学键就越强，键就越牢固，破坏化学键需要的能量就越多，键能越大，故晶体的熔点就越高。
（3）实例：在金刚石、碳化硅、晶体硅中，原子半径CC-Si>Si-Si，故熔点金刚石>碳化硅>晶体硅。
27.金属键：金属阳离子和自由电子之间存在的强烈的相互作用称为金属键。
28.金属键的本质——“电子气理论”：金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。这一理论称为“电子气理论”。由此可见，金属晶体跟共价晶体一样，是一种“巨分子”。
29.金属键的成键粒子：金属阳离子和自由电子。
30.金属键的特征：自由电子不是专属于某个特定的金属阳离子而是在整块固态金属中自由移动。金属键既没有方向性，也没有饱和性。
31.影响金属键强弱的因素：一般来说，金属原子半径越小，价电子数越多，则金属键越强。
32.金属键的存在：金属键存在与金属单质或合金中。
33.金属键的强弱及其对金属性质的影响
①金属键的强弱主要取决于金属元素的原子半径和价电子数，原子半径越小，价电子数越多，金属键越强；反之，金属键越弱。
②金属晶体熔、沸点的高低与金属键的强弱有关，金属键越强，金属的熔、沸点越高，硬度越大。
34.金属晶体
（1）概念：金属原子通过金属键形成的晶体叫做金属晶体。
（2）构成微粒：金属离子和自由电子
（3）微粒间的相互作用：金属键
（4）金属晶体的性质
①金属晶体具有良好的导电性、导热性和延展性。
②熔、沸点：金属键越强，熔、沸点越高。
A.同周期金属单质，从左到右(如Na、Mg、Al)熔、沸点升高。
B.同主族金属单质，从上到下(如碱金属)熔、沸点降低。
C.合金的熔、沸点一般比其各成分金属的熔、沸点低。
D.金属晶体熔点差别很大，如汞常温下为液体，熔点很低；而铁常温下为固体，熔点很高。
③硬度：金属键越强，晶体的硬度越大。
【易错提醒】①含有阳离子的晶体中不一定含有阴离子，例如金属晶体中只有金属阳离子和自由电子，没有阴离子。但晶体中有阴离子时，一定有阳离子。
②金属单质或合金的晶体属于金属晶体
（5）电子气理论解释金属材料的有关性质
①延展性：当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式,而且弥漫在金属原子间的电子气可以起到类似轴承中滚珠之间润滑剂的作用，所以金属有良好的延展性。当向金属晶体中掺入不同的金属或非金属原子时，就像在滚珠之间掺入了细小而坚硬的砂土或碎石一样，会使这种金属的延展性甚至硬度发生改变，这也是对金属材料形成合金以后性能发生改变的一种比较粗浅的解释。
【名师点拨】当向金属晶体中掺人不同的金属或非金属原子时，就像在滚珠之间掺人了细小而坚硬的砂土或碎石一样，会使这种金属的延展性甚至硬度发生改变，这也是对金属材料形成合金以后性能发生改变的一种比较粗浅的解释。
纯金属内，所有原子的大小和形状都是相同的，原子的排列十分规整。而合金中加入了其他元素或大或小的原子，改变了金属原子有规则的层状排列，使原子层之间的相对滑动变得困难。因此合金比纯金属延展性要差。
②导电性：电子气理论还十分形象地用电子气在电场中定向移动解释金属良好的导电性
注：金属晶体有导电性，但能导电的物质不一定是金属。例如，石墨有导电性却属于非金属。还有一大类能导电的有机高分子化合物，也不属于金属。
③导热性：
A.自由电子在运动时与金属离子碰撞而引起能量的交换，从而使能量从温度高的部分传到温度低的部分，使整块金属达到相同的温度。
B.电导率随温度的变化规律：还可用电子气中的自由电子在热的作用下与金属原子频繁碰撞解释金属的电导率随温度升高而降低的现象。
④颜色：由于金属原子以最紧密堆积状态排列，内部存在自由电子，所以当光线投射到它的表面上时，自由电子可以吸收所有频率的光，然后很快放出各种频率的光，这就使绝大多数金属呈现银灰色以至银白色光泽。而金属在粉末状态时，金属的取向杂乱，晶格排列得不规则，吸收可见光后辐射不出去，所以金属粉末常呈暗灰色或黑色。
⑤熔沸点：金属单质熔、沸点的高低和硬度的大小与金属键的强弱有关。金属键越强，金属晶体的熔、沸点越高，硬度越大。
一般来说，金属键的强度主要取决于金属元素的原子半径和单位体积内自由电子的数目(价电子数)。随着原子半径的增大，金属键逐渐减弱。单位体积内自由电子的数目(价电子数)越多，则金属键就越强。如钠、镁、铝的单位体积内价电子数目逐渐增多，金属键逐渐增强；Li、Na、K的原子半径逐渐增大，金属键逐渐减弱。所以由Li到Cs，熔、沸点逐渐降低，Na、Mg、Al的熔、沸点逐渐升高，硬度增大。
合金的熔点一般比它的各组分纯金属的熔点低。如生铁比纯铁的熔点低，钠-钾合金[w(K)在50%~80%范围内]在室温下呈液态。
35.离子键
（1）概念：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键，叫做离子键。
（2）实质：离子键的本质是一种静电作用。静电作用包括静电吸引力和静电排斥力。当这些作用达到平衡后，即形成稳定的离子化合物。
（3）特征：离子键没有方向性和饱和性。因此，以离子键结合的微粒倾向于形成紧密堆积，使每个离子周围尽可能多地排列带异性电荷的离子，从而达到稳定结构。
（4）形成条件：一般应满足两种元素的电负性之差大于1.7这一条件，即活泼的金属与非金属之间通常能形成离子键。
36.离子晶体
（1）定义：离子晶体是由阳离子和阴离子相互作用而形成的晶体
（2）构成微粒：阴、阳离子
【易错提醒】离子晶体不一定含有金属阳离子，如NH4Cl为离子晶体，不含有金属阳离子，但一定含有阴离子。
（3）微粒间的相互作用：阴、阳离子间以离子键结合，离子内可能含有共价键
（4）常见的离子晶体：强碱、活泼金属氧化物和过氧化物、大部分的盐
（5）离子晶体的物理性质
①较高的熔点和沸点，难挥发、难于压缩。
一般来说，离子晶体具有较高的熔、沸点。离子晶体由固态变成液态或气态，需要较多的能量破坏离子键，因此，离子晶体通常具有较高的熔、沸点。
②硬而脆，无延展性
离子晶体的硬度较大，难于压缩。阴、阳离子间有较强的离子键，使离 子晶体的硬度较大，当晶体受到冲击力作用时，分离子键发生断裂，导致晶体破碎。
③不导电，但熔化后或溶于水后能导电。
离子晶体不导电，熔化或溶于水后能导电。离子晶体中，离子键较强，离子不能自由移动，因此离子晶体不导电。
④大多数离子晶体易溶于极性溶剂中，难溶于非极性溶剂中。
大多数离子晶体易溶于极性溶剂(如水),难溶于非极性溶剂(如汽 油、苯等),遵循“相似相溶”规律。
【名师点拨】①离子晶体的熔、沸点和硬度与离子键的强弱有关，离子键越强，离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。
②离子键的强弱与离子半径和离子所带电荷数有关，离子半径越小，离子所带的电荷数越多，离子键越强。
37.过渡晶体
（1）定义：介于典型晶体之间的晶体
（2）常见类型：纯粹的典型晶体不多，大多数晶体是它们之间的过渡晶体。一般偏向离子晶体的过渡晶体在许多性质上与纯粹的离子晶体接近，通常当作离子晶体来处理，如Na2O。偏向共价晶体的过渡晶体则当作共价晶体来处理，如Al2O3、SiO2等。P2O5、SO3、Cl2O7，等则视为分子晶体。
（3）范围：四类晶体都有过渡型
（4）离子键的呈现规律：同周期主族元素从左到右，最高价氧化物中离子键成分的百分数逐渐减小。
38.混合型晶体——石墨
（1）晶体模型
（2）结构特点
①同层内，碳原子采用sp2杂化，以共价键相结合形成正六边形平面网状结构。所有碳原子的p轨道平行且相互重叠，p电子可在整个平面中运动。
②层内的碳原子的核间距为142pm,层间距离为335pm,说明层间没有化学键相连，是靠范德华力维系的。
③最小的环：六元环。石墨中每个碳原子采取sp2杂化，形成3个sp2杂化轨道，分别与相邻的3个碳原子的sp2杂化轨道重叠形成键，6个碳原子在同一平面上形成正六边形的环，伸展形成平面六元并环结构，由于每个碳原子为三个六元环所共用，即每个六元环拥有的碳原子数为6×=2，碳碳键为两个六元环所共用，每个六元环拥有的碳碳键数为6×=3,键角为120°。
④每个碳原子的配位数为3，每个碳原子还有1个与碳环平面垂直的未参与杂化的2p轨道，并含有1个未成对电子，这些2p轨道互相平行，并垂直于碳原子sp2杂化轨道构成的平面。由于所有的p轨道相互平行而且相互重叠，使p轨道中的电子可在整个碳原子平面中运动。因此，石墨有类似金属晶体的导电性，而且，由于相邻碳原子平面之间相隔较远，电子不能从一个平面跳跃到另一个平面，所以石墨的导电性只能沿石墨平面的方向。
（3）晶体类型：该晶体介于共价晶体、分子晶体、金属晶体之间，因而具有各种晶体的部分特点。
（4）性质：熔点很高、质软、易导电等。
39.配位键
（1）定义：成键原子或离子一方提供空轨道，另一方提供孤电子对而形成的，这类“电子对给予一接受”键被称为配位键。提供空轨道的原子或离子称为中心原子或离子，提供孤电子对的原子对应的分子或离子称为配体或配位体。例如：[Cu(H2O)4]2+，Cu2+是中心离子，H2O是配体。
（2）形成条件
①成键原子一方能提供孤电子对。
②成键原子另一方能提供空轨道。
如反应NH3+H+=NH4+,NH3中的N上有1对孤电子对，H+中有空轨道，二者通过配位键结合形成NH4+, NH4+的形成可表示如下：
【易错提醒】①孤电子对：分子或离子中，没有跟其他原子共用的电子对就是孤电子对。如分子中中心原子分别有1、2、3个孤电子对。含有孤电子对的微粒：分子如CO、NH3、H2O、有机胺等分子，离子如SCN—、Cl—、CN—、NO2—等。
②含有空轨道的微粒：过渡金属的原子或离子。一般是过渡金属的原子或离子如：Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ni2+、Co3+、Ni ; 还有H+、Al3+、B、Mg2+等主族元素原子或离子。一般来说，多数过渡金属的原子或离子形成配位键的数目基本上是固定的，如Ag+形成2个配位键，Cu2+形成4个配位键等。
（3）表示方法
(电子对给体)A→B(电子对接受体)或A—B。如H3O+的电子式为结构式为；[Cu(H2O)4]2+的结构式为
（4）特征：配位键是一种特殊的共价键，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。
【易错提醒】①配位键实质上是一种特殊的共价键，孤电子对是由成键原子一方提供，另一原子只提供空轨道；而普通共价键中的共用电子对是由两个成键原子共同提供的。
②与普通共价键一样，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+)。
③相同原子间形成的配位键与它们之间形成的共价单键相同，如中的4个N-H(键能、键长和键角)完全相同，故其结构式也可表示为,NH4+的空间结构是正四面体形。
④配位键一般是共价单键，属于σ键。
40.配合物
（1）定义
通常把金属离子或原子(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。如氢氧化二氨合银{[Ag(NH3)2]OH}、硫酸四氨合铜[Cu(NH3)4]SO4}等
（2）组成
配合物由中心离子或原子(提供空轨道)和配体(提供孤电子对)组成，
分内界和外界，以[Cu(NH3)4]SO4为例：
①中心原子(离子):提供空轨道，接受孤电子对。配合物的中心粒子一般是带正电荷的阳离子或中性原子，具有接受孤电子对的空轨道，通常是过渡元素的原子或离子，如Fe、Ni、Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+、Co3+、Cr3+等。
②配体：提供孤电子对的离子或分子，配体可以是一种或几种。如分子CO、NH3、H2O等，阴离子F—、CN—、Cl—等。配体中直接同中心原子配位的原子叫做配位原子。配位原子必须有孤电子对。
③配位数：直接同中心原子(离子)配位的分子或离子的数目叫中心原子(离子)的配位数。如[Fe(CN)6]3—中Fe3+的配位数为6。中心原子或离子的配位数一般为2、4、6、8等。配位数不一定等于配位键或配体的数目。
④内界和外界：配合物分为内界和外界，其中配离子称为内界，与内界发生电性匹配的离子称为外界，外界和内界以离子键相结合。
⑤配离子的电荷数：配离子的电荷数等于中心原子或离子与配体总电荷的代数和。如[Co(NH3)5C1]n+中，中心离子为Co3+，n=2
【易错提醒】①配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分，如 [Co(NH3)5C1]Cl2=[Co(NH3)5C1]2++2C1—,而内界微粒很难电离(电离程度很小),因此，配合物[Co(NH3)5C1]Cl2内界中的C1—不能被Ag+沉淀，只有外界的C1—才能与AgNO3溶液反应产生沉淀。
②有些配合物没有外界，如Ni(CO)4就无外界。
③配合物不一定含有离子键，如Ni(CO)4就无离子键。
④含有配位键的化合物不一定是配合物；但配合物一定含有配位键。如NH4Cl等铵盐中铵根离子虽有配位键，但一般不认为是配合物。
41.配合物的形成对性质的影响
①对溶解性的影响
一些难溶于水的金属氢氧化物、氯化物、溴化物、碘化物、氰化物，可以溶解于氨水中，或依次溶解于含过量的OH—、Cl—、Br—、I—、CN—的溶液中，形成可溶性的配合物。如Cu(OH)2+4NH3=[Cu(NH3)4]2++2OH—
②颜色的改变
当简单离子形成配离子时，其性质往往有很大差异。颜色发生变化就是一种常见的现象，根据颜色的变化就可以判断是否有配离子生成。如Fe3+与SCN—形成硫氰化铁配离子，Fe3++3SCN-Fe(SCN)3其溶液显红色。
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。当作为中心离子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。例如，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，血红素失去输送氧气的功能，从而导致人体CO中毒
42.配合物的应用
超过百万种的配合物在医药科学、化学催化剂、新型分子材料等领域有广泛的应用。
（1）在生命体中的应用
（2）在生产生活中的应用
（3）在医药中的应用——抗癌药物、。
42.超分子：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。
43.超分子存在形式：超分子定义中的分子是广义的，包括离子。
44.超分子微粒间作用力—非共价键：超分子内部分子之间通过非共价键结合，主要是静电作用、范德华力和氢键、疏水作用以及一些分子与金属离子之间形成的弱配位键。
45.分子聚集体的大小：超分子这种分子聚集体，有的是有限的，有的是无限伸展的。
46.超分子的特征
（1）分子识别
（2）自组装：超分子组装的过程称为分子自组装（Molecular self-assembly)，自组装过程（Self-organization)是使超分子产生高度有序的过程。
《选择性必修2》回看测试
1.P5 在金刚石表面上排列氢原子和氟原子，可大大提高信息存储量。
2.P7 处于最低能量状态的原子叫做 ，其吸收能量，会跃迁到较高能级，变为 。相反，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。 是电子跃迁释放能量的重要形式。
3.P9-10 请写出基态O的电子排布式 ，基态铜的价电子排布式 ，价态铬的价电子排布式： 。
4.P12-13 电子云：电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的 分布的形象化描述，s电子云轮廓图为 形，p电子云轮廓图为 。
5.P13 量子力学把电子在原子核外的一个 称为一个原子轨道，基态F原子的运动状态数为 ，空间远动状态数为 。
6.P15 轨道表示式，又称电子排布图。书写能级符号时可在方框下方或上方标记，有时画出的能级上下错落，以表达能量高低不同。请写出基态N原子的电子排布图
请写出基态As原子价电子的轨道表示式 .
7.P17 A、B、C、D、E、F均为36号以前的元素。请完成下列空白：
（1）A元素基态原子的最外层有2个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为
（2）B元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn+1，其元素符号为
（3）C元素基态的正三价离子的3d轨道为半充满（即有5个电子)，其元素符号为 ，
其基态原子的电子排布式为
（4）D元素基态原子的M层全充满；N层没有成对电子，只有一个未成对电子。D的元素符号为 ，其基态原子的价层电子的轨道表示式为
（5）E、F元素的基态原子都只有一个未成对电子；它们相互作用形成的离子的电子层结构相同，并且最高能级的电子对数等于其最高能层的电子层数。E、F的元素符号分别为
8.P21 元素周期表共有 列，第3列是 族，第13列是 族。 As位于元素周期表 周期， 族， 区，Ni位于 周期， 族， 区。
9.P22 对角线规则 根据对角线规则，写出Li与氮气反应，BeO与氢氧化钠的反应：
10.比较半径大小：①O、F、Na： ②O2—、F—、Na—：
11.P23 第一电离能： 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。比较第一电离能①C、N、O、F： 。②Na、Mg、Al： 。③H、C ，④N、P、As：
12.P24 比较基态Na与Al的第二电离能：
13.P24-25 电负性：电负性是用来描述不同元素的原子对 吸引力的大小，电负性越大，对 的吸引力越大。金属元素的电负性一般小于 ，比较电负性：①C、N、O ，②F、Cl、Br、I ，③H、C
④Mn、O
14.P29 W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的5种短周期元素，其元素性质或原子结构如下：
元素 元素性质或原子结构
W 电子只有一种自旋取向
X 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都低于 同周期相邻元素
Y 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都高于 同周期相邻元素
Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等
N 只有一个未成对电子
请完成下列空白：
（1）写出各元素的元素符号：W： 、X： 、Y： 、Z: 、N：
（2）X、Y和Z三种元素的原子半径由大到小的顺序：
（3）X、Y和N三种元素的电负性由大到小的顺序：
（4）Y、Z和N三种元素的第一电离能由大到小的顺序：
15.P33 分子由原子构成。在通常的温度和压强等条件下，只有极少数物质的分子是由单个原子构成的，如 和 等，属于单原子分子。
16.P34-35 σ键的特征是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 对称。
σ键的形成过程（头碰头）
17.P35 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 对称。
π键形成过程（肩并肩）
18.P36 共价单键是σ键，共价双键中有一个σ键，一个π键。共价三键由一个 键和两个 键构成。1mol乙醛中有 σ键， π键。
19.P36 当元素电负性相差很大，化学反应形成的电子对不会被共用，形成的将是 ，而 是元素的电负性相差不大的原子之间形成的化学键。
20.P37 键能是指气态分子中1mol化学键解离成气态原子所吸收的能量。利用键能计算反应热的公式为 。
21.P37 键长是构成化学键的两个原子的核间距。键角表明共价键具有方向性
22.P38 键长和键角的数值可通过晶体的 实验获得。
23.P41 通过分析红外光谱，可分析出分子中含有何种 或 。
24.P42 质谱仪可测定分子的 ，横坐标为 。
25.P44 1mol P4中含有 σ键， 式C6H12比 式C6H12稳定。
26.P47 确定BF3、NH4+、SO32—的VSEPR模型和它们的空间结构
27.P47
必读教材基础知识
目 录
《第一章 原子结构与性质》回看索引
《第一章 原子结构与性质》重点知识总结
《第二章 分子结构与性质》回看索引
《第二章 分子结构与性质》重点知识总结
《第三章 晶体结构与性质》回看索引
《第三章 晶体结构与性质》重点知识总结
《选择性必修1》回看测试
《第一章 原子结构与性质》回看索引
P2：氟、氯、溴、碘性质相似，因都成盐而总称为卤素；锂、钠、钾、铷、铯性质相似，因氢氧化物都是强碱而总称碱金属
P6：能层符号：K、L、M、N、O、P、Q
P6：能级符号：1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s、4p、4d、4f 每一个能层分为不同的能级，能级符号用s、p、d、f表示，分别对应1、3、5、7个轨道。能级数=能层序数。
P8：原子光谱：发射光谱、吸收光谱 基态与激发态。焰色反应是原子核外电子从激发态回到基态释放能量。能量以焰色的形式释放出来。
P8：图1-4 Li、He、Hg发射光谱和吸收光谱
P8：图1-5构造原理（电子填入能级的顺序）示意图
P10：书写电子排布式时，一般情况下，能层低的能级要写在左边，而不是按照构造原理顺序写
P10：能级交错 构造原理是一个思维模型，是个假想过程，是被理想化了的
P11：价电子层，简称价层
P11：科学史话——离散的谱线 原子光谱为什么是离散的谱线而不是连续的呢？
P12：概率密度、电子云、电子云轮廓图 不同能层相同能级的电子层形状相同。ns呈球形，np呈哑铃形。
P13：原子轨道、空间运动状态 常用电子云轮廓图的形状和取向表示原子轨道的形状和取向
P14：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
P15：资料卡片——电子自旋
P15：轨道表示式（又称电子排布图）
P15：洪特规则：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
P16：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
P16：整个原子的能力由核电荷数、电子数和电子状态三个因素共同决定
P18：元素周期律、元素周期系、元素周期表 元素周期表的结构。周期（一、二、三短周期，四、五、六长周期，七不完全周期）和族（主族、副族、Ⅷ族、0零族）。分区（s、p、d、ds、f）。
P21：图1-19 元素周期表分区的简图
P22：图1-20 体现对角线规则的相关元素 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。Li、Mg在空气中燃烧的产物为LiO、MgO，铍与铝的氢氧化物Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物,硼与硅的最高价氧化物对应水化物的化学式分别为HBO2、H2SiO3都是弱酸。是因为这些元素的电负性相近。
P22：原子半径大小取决于两个相反的因素：电子的能层数、核电荷数
P23：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
P23：元素的第一电离能的周期性
P24：资料卡片——为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边元素的电离能低
P24：键合电子：原子中用于形成化学键的电子
P24：电负性：描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
P25：鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据，金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8
P28：T5
P29：T7、T11
P31：T5、T8
P32：T11
《第一章 原子结构与性质》重点知识总结
1.原子结构模型的演变
（1）1869年，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期表
（2）19世纪初，道尔顿提出了近代原子学说
（3）1913年，丹麦科学家玻尔提出了氢原子模型
（4）1920年，丹麦科学家波尔提出了构造原理
（5）1925年，丹麦科学家波尔的“壳层”落实为“能层”与“能级”厘清了核外电子的可能状态
（6）1936年，德国科学家马德隆发表了以原子光谱事实为依据的完整的构造理论
2.能层（相当于必修中的电子层）
（1）定义：核外电子按能量不同分成能层。
（2）电子的能层由内向外排序，其序号、符号以及所能容纳的最多电子数及能层的能量与能层离原子核距离的关系：
能层 一 二 三 四 五 六 七
符号 K L M N O P Q
最多电子数 2 8 18 32 50 72 98
离核远近 近 远
能量高低 低 高
即能层越高，电子的能量越高，离原子核越远
（3）能层数量规律: ①每一层最多容纳的电子数：2n2个。②最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。③次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。
（4）能层能量规律: ①原子核外电子总是尽可能先排布在能量较低的能层上，然后由内向外依次排布在能量逐渐升高的能层。②能层越高，电子的能量越高。③能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。
3.能级
（1）定义：同一能层的电子，还被分成不同能级。
（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。
（3）能级的符号和所能容纳的最多电子数如下表：
能层 1 2 3 4 5
能层符号 K L M N O
能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p ……
最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6
2 8 18 32 ……2n2
（4）能层与能级的有关规律
①能级的个数=所在能层的能层序数
②能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1,3,5,7…的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子
③英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容纳2个电子。
④每一能层最多容纳电子数为2n2（n为能层序数）
⑤各能级所在能层的取值：ns(n≥1)；np(n≥2)；nd(n≥3)；nf(n≥4)。
⑥能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)
4.基态与激发态
（1）基态原子：处于最低能量状态的原子叫做基态原子。
（2）激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子
5.原子光谱
（1）定义：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，总称原子光谱。
（2）形成原因：
（3）分类及其特征：
吸收光谱：明亮背景的暗色谱线
发射光谱：暗色背景的明亮谱线
（4）原子光谱的应用——光谱分析
①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。
②生产生活：光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。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。
6.构造原理
（1）内容：以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。
（2）构造原理示意图：图中用小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，箭头引导的曲线显示递增电子填入能级的顺序。
注：电子填充的常见一般规律：
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s
（3）能级交错：构造原理告诉我们，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的。这种现象被称为能级交错。
注：①构造原理呈现的能级交错源于光谱学事实，是经验的，而不是任何理论推导的结果。构造原理是一个思维模型，是个假想过程。
②能级交错现象是电子随核电荷数递增而出现的填入电子顺序的交错，并不意味着先填的能级能量一定比后填的能级能量低
7.电子排布式
（1）定义：电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子。
（2）表示方法：
（3）书写方法——“三步法”（构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据）
第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s
第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。
第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。
注：（1）在书写电子排布式时，一般情况下，能层低的能级要写在左边，而不是按构造原理的顺序写。
（4）在得出构造原理之前，由原子光谱得知有些过渡金属元素基态原子电子排布不符合构造原理，如Cr和Cu的最后两个能级的电子排布分别为3d54s1和3d104s1。由此可见，构造原理是被理想化了的。
（5）简化电子排布式
①定义：将原子中已经达到稀有气体元素原子结构的部分，用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式。
②表示方法：如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1 、[Ar]4s2。
（6）价层电子排布式
①价电子层的定义：为突出化合价与电子排布的关系，将在化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层(简称价层)。
②价电子的位置：
对于主族元素和零族元素来说，价电子就是最外层电子。表示方法：nsx或nsxnpy
对于副族和第VIII族元素来说，价电子除最外层电子外，还可能包括次外层电子。
表示方法：(n-1)dxnsy 或 ndx (钯4d10) 或 (n-2)fx(n-1)dynsz 或(n-2)fxnsy
③举例：元素周期表中给出了元素的价层电子排布式。如Cl的价层电子排布式为3s23p5,Cr的价层电子排布式为3d54s1。
8.电子云
（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，因而被形象地称作电子云。换句话说，电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。
注：①电子云图表示电子在核外空间出现概率的相对大小。电子云图中小点越密，表示电子出现的概率越大。
②电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子实际出现的次数。
③电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图。
（3）电子云轮廓图：
①绘制电子云轮廓图的目的：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。例如，绘制电子云轮廓图时，把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来
②s电子、p电子的电子云轮廓图
s电子的电子云轮廓图：所有原子的任一能层的s电子的电子云轮廓图都是球形，只是球的半径不同。
同一原子的能层越高，s电子云的半径越大，如下图所示。这是由于1s、2s、3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。
图：同一原子的s电子的电子云轮廓图
p电子的电子云轮廓图：p电子云轮廓图是哑铃状的。每个p能级都有3个相互垂直的电子云，分别称为px、py,和pz，右下标x、y、z分别是p电子云在直角坐标系里的取向，如图所示。p电子云轮廓图的平均半径随能层序数的增大而增大。
图：px、py、pz的电子云轮廓图
9.原子轨道
（1）定义：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。各能级的一个伸展方向的电子云轮廓图即表示一个原子轨道。
（2）不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图
注：①同一能层中，不同能级原子轨道的能量及空间伸展方向不同；但同一能级的几个原子轨道的能量相同
②人们把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为简并轨道。
（3）各能级所含原子轨道的数目
能级符号 ns np nd nf
轨道数目 1 3 5 7
10.电子自旋
（1）定义：电子除空间运动状态外，还有一种状态叫做自旋。电子自旋可以比喻成地球的自转。
（2）两种取向及表示方法：电子自旋在空间有顺时针和逆时针两种取向。常用方向相反的箭头“↑”和“↓”表示自旋状态相反的电子。
注：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。
②能层、能级、原子轨道和自旋状态四个方面共同决定电子的运动状态，电子能量与能层、能级有关，电子运动的空间范围与原子轨道有关
③一个原子中不可能存在运动状态完全相同的2个电子。
11.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，这个原理被称为泡利原理（也称为泡利不相容原理）。
12.电子排布的轨道表示式
（1）含义：轨道表示式(又称电子排布图)是表述电子排布的一种图式。
举例：如氢和氧的基态原子的轨道表示式：
（2）书写要求：
①在轨道表示式中，用方框(也可用圆圈)表示原子轨道，1个方框代表1个原子轨道，通常在方框的下方或上方标记能级符号。
②不同能层及能级的原子轨道的方框必须分开表示，能量相同（同一能层相同能级）的原子轨道(简并轨道)的方框相连。
③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);箭头同向的单电子称自旋平行，如基态氧原子有2个自旋平行的2p电子。
④轨道表示式的排列顺序与电子排布式顺序一致，即按能层顺序排列。有时画出的能级上下错落，以表达能量高低不同。
⑤轨道表示式中能级符号右上方不能标记电子数。
（3）书写方法：以Si原子为例，说明轨道表示式中各部分的含义：
13.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，称为洪特规则。
注： ①洪特规则只针对电子填入简并轨道而言，并不适用于电子填入能量不同的轨道。
②当电子填入简并轨道时，先以自旋平行依次分占不同轨道，剩余的电子再以自旋相反依次填入各轨道。
（2）特例：简并轨道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高的稳定性。
举例：如基态24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1,为半充满状态，易错写为1s22s22p63s23p63d44s2 ；
基态29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1，易错写为[Ar]3d94s2。
14.能量最低原理
（1）内容：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，这就是能量最低原理。
（2）说明：
①基态原子的能量最低，故基态原子的电子排布是能量最低的原子轨道组合。
②整个原子的能量由核电荷数、电子数和电子状态三个因素共同决定，相邻能级能量相差很大时，电子填入能量低的能级即可使整个原子能量最低(如所有主族元素的基态原子);而当相邻能级能量相差不太大时，有1~2个电子占据能量稍高的能级可能反而降低了电子排斥能而使整个原子能量最低(如所有副族元素的基态原子)。
③基态原子的核外电子排布遵循泡利原理、洪特规则和能量最低原理。
15.元素周期律
（1）定义：元素的性质随原子的原子序数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律
（2）实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
16.元素周期系
（1）定义：元素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的递增发生周期性的重复。
（2）特点:元素周期系周期性发展就像螺壳上的螺旋。
（3）形成：
（4）原因：元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。
17.元素周期表
（1）含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。
（2）元素周期系与元素周期表的关系：
注：
①门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号
②原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。
③原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
④元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
18.元素周期表的结构：
（1）周期（七横七周期，三短四长）
从上到下 类别 各周期原子的电子层数 各周期最多容纳的元素种类数 同周期内原子序数变化规律
第一周期 短周期 1 2 左 右
第二周期 2 8
第三周期 3 8
第四周期 长周期 4 18
第五周期 5 18
第六周期 6 32（含镧系15种元素）
第七周期 7 32（含锕系15种元素）
（2）族（十八纵行十六族，七主八副一0）
列数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
类别 主族 副族 第VIII族 副族 主族 0族
名称 IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB 第VIII族 IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA 0族
注：周期序数=电子层数；主族元素族序数=原子最外层电子数
19.根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系：
（1）各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束),中间按照构造原理依次排满各能级。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，具体数据如下：
（2）能级组：能量相近的能级合并成一组，共七个能级组，也就形成了7个周期，特点：能级组之间能量相差较大，能级组之内能量相差很小。
20.元素周期表的分区
（1）按电子排布分区
①按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级而得名ds区。
（2）按金属元素与非金属元素分区
①金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置:沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外),线的右边是非金属元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内
②金属与非金属交界处元素的性质特点：在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为半金属或类金属(一般可用作半导体材料) 。
21.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（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为对角线规则，如图所示。
【特别提醒】对角线规则是从相关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规则,不是定理。
22.原子半径的种类（根据原子之间的作用力不同，将原子半径分为共价半径、金属半径、范德华半径）
（1）共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们核间距的一半即是该原子的共价半径。
（2）金属半径：金属单质的晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的一半即是该金属原子的金属半径。
（3）范德华半径：稀有气体原子之间以范德华力相互接近，低温下稀有气体单质在以晶体存在时，两个相邻原子核间距的一半即是范德华半径。
23.影响原子半径大小的因素：。
24.影响原子半径大小的方式：
注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。
25.微粒半径大小比较
①同种元素的微粒：阴离子>原子>阳离子；低价离子>高价离子。
②电子层数越多，半径越大（一般情况下）；特例：碱金属元素的原子半径比其下一周期的大多数非碱金属元素的原子半径要大。
③电子层数相同时，原子序数越小，半径越大，即“序小径大”。
【名师点拨】比较微粒半径的一般思路
（1）“一层”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。
（2）“二核”:若电子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”:若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数多的半径大。
26.第一电离能
（1）定义：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。
【特别提醒】第一电离能概念的四个限定条件：气态、电中性基态、一个电子、最低能量。
（2）符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·mol-1
（3）意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。即第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
（4）变化规律
①一般规律：同周期：随原子序数的递增而增大；同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有气体元素；第一电离能最大的元素是氦。同主族：随原子序数的递增而减小
②特例：具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定性较高，其电离能数值较大。
例如：第IIA族>第IIIA族； 第VA族>第VIA族
③过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。
总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
【特别提醒】第二、三、四周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素都大。
27.逐级电离能
（1）含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为 M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能)
M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能)
M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能)
（2）变化规律
①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化，即电离能的差别大小反映了电子的分层排布。
28.电离能的应用
（1）推断元素原子的核外电子排布
例如：Li的逐级电离能I1《 I2< I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子
（2）判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数
如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。
（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(稀有气体元素除外)；I1越小，元素的金属性越强。
【特别提醒】记住下列元素原子第一电离能大小关系中的特例：Be>B;N>O;Mg>Al;P>S，在考试中经常出现。
29.键合电子: 元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
30.电负性
（1）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
（2）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
（3）大小的标准：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。
（4）变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。
【易错提醒】①电负性的值是相对值，没有单位；②不同元素的电负性可能相等（如C、S、I的电负性都是2.5）。
（5）应用
①判断元素的金属性或非金属性强弱
I、金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属 ”(元素性质介于金属与非金属之间的元素，如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
【易错提醒】不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准
II、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判断化学键的类型
I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。
II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键, 但也有特例（如NaH）。
③判断元素的化合价
I、电负性小的元素易呈现正价
II、电负性大的元素易呈现负价
④解释对角线规则
利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。
（6）电负性与第一电离能的关系
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
《第二章 分子结构与性质》回看索引
P34：共价键具有饱和性、σ键（s-sσ键、s-pσ键、p-pσ键）、σ键的特征——轴对称
P35：π键、π键的特征——镜面对称
P37：键参数——键能、键长、键角
P37：共价键的强弱可用键能来衡量。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，注意表2-1键能的特殊变化。
P37：键长是衡量共价键强弱的另一重要参数。键长是构成化学键的两个原子的核间距
P38：键角：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角 共价键具有方向性 等电子体原理：原子总数相同，价电子数相同，等电子体有相似的化学键特征和空间构型。常见的等电子体有：N2和CO；N2O和CO2；SO2、O3和NO2- ；SO3和NO3-；NH3 和H3O+；CH4 和NH4+。
P38：键长和键角的数值可通过晶体的X射线衍射实验获得。
P39：T5
P41：图2-5 红外光谱仪原理示意图
P42：图2-8 质谱仪原理示意图
P44：资料卡片——一些分子的空间结构模型 仔细观察资料卡片的彩图。
P44：价层电子对互斥模型可用来预测分子的空间结构
P44：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键电子对合中心原子对上的孤电子对。多重键只计其中的σ键电子对，不计π键电子对
P45：中心原子上的孤电子对数=1/2（a-xb） a为中心原子的价电子数，x为与中心原子结合的原子数，b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数
P46：由于价层电子对的相互排斥，可得到含有孤电子对的分子的VSEPR模型，然后，略去VSEPR模型中的中心原子上的孤电子对，便可得到分子的空间结构，区别形和型，VSEPR模型和分子或离子的立体构型，价层电子对数和σ键数、孤电子对数。 如SO2分子的空间构型为V形，VSEPR模型为平面三角形，价层电子对数为3，σ键数为2、孤电子对为1。
P47：由于孤电子对有较大排斥力，含孤电子对的分子的实测键角几乎都小于VSEPR模型的预测值。价层电子对互斥模型对分子空间结构的预测少有失误，但它不能用于预测以过渡金属为中心原子的分子
P47：杂化轨道理论是一种价键理论，是鲍林为了解释分子的空间结构提出的
P47：杂化中未参与杂化的p轨道，可用于形成π键，而杂化轨道则用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对。
P49：可以先确定分子或离子的VSEPR模型，然后就可以比较方便地确定中心原子的杂化轨道类型
P50：T7
P52：分子的极性：正电（δ+）中心与负电（δ-）中心是否重合
P53：判断分子的极性：依据分子中化学键的极性的向量和、或者根据分子的正电中心和负电中心是否重合来判断它是否是极性分子
P53：资料卡片——臭氧是极性分子
P53：科学·技术·社会——表面活性剂和细胞膜
P54：键的极性对化学性质的影响
P55：范德华力
P56：氢键 氢键是除范德华力之外的另一种分子间作用力，是一种较强的分子间的作用力，不属于化学键。 图2-25 常见氢键的类型 氢键的表示方法：A-H···B-，其中A、B为电负性较大的N、O、F。接近水的沸点的水蒸气的相对分子质量比18大，是由于H2O因氢键而相到缔合，形成所谓的缔合分子。氢键有方向性，使冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙。所以冰的密度比水小。冰融化时密度先增加后减小。
P57：分子间氢键、分子内氢键 邻羟基苯甲醛分子内氢键使沸点降低，分子间氢键使沸点升高。
P59：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。影响溶解度的因素是多样的。如氨气极易溶于水是因为氨与水反应，氨和水都是极性分子，氨分子和水分子之间形成氢键。又如能用饱和食盐水收集氯气等。
P60：手性异构体、手性分子
P62：T7
P63：T8、T9、T10
P66：T12、T14
《第二章 分子结构与性质》重点知识总结
1.共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。
2.共价键本质：是在原子之间形成共用电子对。共价键形成的原因是成键原子相互接近，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对。
3.共价键特征
特征 概念 作用 存在情况
饱和性 每个原子所能形成的共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的 饱和性决定了分子的组成。 所有的共价键都具有饱和性
方向性 在形成共价键时，原子轨道重叠的越多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固，因此共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，所以共价键具有方向性 方向性决定了分子的空间结构。 并不是所有共价键都具有方向性
4.共价键的形成条件：通常电负性相同或差值较小的非金属元素原子之间形成共价键，大多数电负性之差小于1.7的金属与非金属原子之间形成共价键。
5.共价键的表示方法
（1）用一条短线表示一对共用电子所形成的共价键，如H-H
（2）用“=”表示原子间共用两对电子所形成的共价键，如C=C
（3）用“≡”表示原子间共用三对电子所形成的共价键，如C≡C
6.共价键的类型
σ键 π键
成键示意图(常见类型)
原子轨道重叠方式 “头碰头”重叠 “肩并肩”重叠
对称类型 轴对称，因此，通过σ键连接的原子绕键轴旋转而不会破坏化学键。 镜面对称，因此，以形成π键的两个原子核的连线为轴，任意一个原子不能单独旋转，若单独旋转则会破坏π键
原子轨道重叠程度 大 小
键的强度 轨道重叠程度大，键的强度较大，键越牢固 轨道重叠程度较小，键比较容易断裂，不如σ键牢固
活泼性 不活泼 活泼
成键规律 共价单键是σ键；共价双键中一个键是σ键，另一个键是π键；共价三键中一个键是σ键，另外两个键是π键
旋转情况 以形成σ键的两个原子核的连线为轴，任意一个原子可以绕轴旋转，并不破坏σ键的结构 以形成π键的两个原子核的连线为轴，任意一个原子并不能单独旋转，若单独旋转则会破坏π键的结构
存在情况 能单独存在，可存在于任何含共价键的分子或离子中 不能单独存在，必须与σ键共存，可存在于共价双键和共价三键中
联系 只有在形成σ键后，余下的p轨道才能形成π键
实例 CH4、OH- N≡N中既含有σ键，又含有π键
7.键能：
（1）概念：气态分子中1mol化学键解离成气态原子所吸收的能量称为键能。
（2）条件和单位：键能通常是298.15K、101kPa条件下的标准值，单位为kJ·mol-1
（3）应用：
①判断共价键的稳定性：原子间形成共价键时，原子轨道重叠程度越大，体系能量降低越多，释放能量越多，形成共价键的键能越大，共价键越牢固。
②判断分子的稳定性：一般来说，结构相似的分子，共价键的键能越大，分子越稳定。例如分子的稳定性：HF>HCl>HBr>HI。
③利用键能计算反应热：△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
（4）测定方法：键能通常是298.15K，100kPa条件下的标准值，可以通过实验测定，更多的却是推算获得的
注：同种类型的共价键，键能大小为：单键<双键<三键
8.键长
（1）概念：构成化学键的两个原子的核间距叫做该化学键的键长。由于分子中的原子始终处于不断振动之中，键长只是振动着的原子处于平衡位置时的核间距。
（2）应用：
①判断共价键的稳定性：键长是衡量共价键稳定性的另一个重要参数。键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定。
②判断分子的空间构型：键长是影响分子空间结构的因素之一。
（3）定性判断键长的方法
①根据原子半径进行判断。在其他条件相同时，成键原子的半径越小，键长越短。
②根据共用电子对数判断。相同的两原形成共价键时，单键键长>双键键长>三键键长。
9.键角
（1）概念：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角称为键角。
（2）意义：键角可反映分子的空间结构，是描述分子空间结构的重要参数，分子的许多性质都与键角有关。
多原子分子的键角一定，表明共价键具有方向性。
（3）常见分子的键角及分子空间结构：
分子 键角 空间结构
CO2 （O=C=O）180° 直线形
H2O （H-O）105° V形(或称角形)
NH3 （N-H）107° 三角锥形
CH4 （C-H）109 28 正四面体形
P4 （P-P）60 正四面体形
（4）测定方法：键长和键角的数值可通过晶体的X射线衍射实验获得
小结：键参数对分子性质的影响：相同类型的共价化合物分子，成键原子半径越小，键长越短，键能越大，分子越稳定。
10.分子结构的测定
（1）早年的科学家主要靠对物质的化学性质进行系统总结得出规律 后推测分子的结构。
（2）分子结构测定的常用方法：红外光谱、晶体X射线衍射
（3）红外光谱法测定分子的官能团和化学键
①测定原理：分子中的原子不是固定不动的，而是不断地振动着的。当一束红外线透过分子时，分子会吸收跟它的某些化学键的振动频率相同的红外线，再记录到图谱上呈现吸收峰。
②测定过程
红外光谱图分析吸收峰与谱图库对比推断分子所含的官能团和化学键
③ 红外光谱图：表明有机物分子中含有何种化学键或官能团。
④用途：确定官能团和化学键的类型。
注意：大多数已知化合物的红外谱图已建成数据库，通过对比便可得到确认。
11.质谱仪测定分子的相对质量
（1）原理：在质谱仪中使分子失去电子变成带正电荷的分子离子和碎片离子等粒子。由于生成的离子具有不同的相对质量，它们在高压电场加速后，通过狭缝进入磁场得以分离，在记录仪上呈现一系列峰，化学家对这些峰进行系统分析，便可得知样品分子的相对分子质量。
（2）测定过程
待测物分子离子、碎片离子电场加速磁场偏转质谱图
（3）质荷比：分子离子、碎片离子的相对质量与其电荷的比值。
（4）质谱法应用：测定相对分子质量，即：由于相对质量越大的分子离子的质荷比越大，达到检测器需要的时间越长，因此谱图中的质荷比最大（最右边）的就是未知物的相对分子质量，注意：当“质”为该有机物的相对分子质量，“荷”为一个单位电荷时，质荷比的最大值即为该有机物的相对分子质量——质谱图中最右边的数据。
12.三原子分子的空间结构——直线型和V形（又称角形）
化学式 电子式 结构式 键角 空间结构模型 空间结构名称
CO2 O=C=O 180 直线型
H2O 105 V形
13.四原子分子常见的空间结构——平面三角形和三角锥形
化学式 电子式 结构式 键角 空间结构模型 空间结构名称
CH2O 约120 平面三角形
NH3 107 三角锥形
【特别说明】四原子分子的空间结构大多数为平面三角形和三角锥形，也有的为直线形(如C2H2)、正四面体形(如P4)等。
14.五原子分子常见的空间结构——四面体形
化学式 电子式 结构式 键角 空间结构模型 空间结构名称
CH4 109 28 正四面体形
15.其他多原子分子的空间结构
16.价层电子对互斥模型（VSEPR）应用：预测分子的空间结构
17.价层电子对互斥模型（VSEPR）内容：价层电子对互斥模型认为，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。
（1）当中心原子的价电子全部参与成键时，为使价电子斥力最小，就要求尽可能采取对称结构。
（2）当中心原子的价电子部分参与成键时，未参与成键的孤电子对与成键电子对之间及孤电子对之间、成键电子对之间的斥力不同，从而影响分子的空间结构。
（3）电子对之间的夹角越大，相互之间的斥力越小。
（4）成键电子对之间斥力由大到小的顺序：三键-三键>三键-双键>双键-双键>双键-单键>单键
-单键。
（5）含孤电子对的斥力由大到小的顺序：孤电子对-孤电子对>孤电子对-单键>单键-单键。
18.中心原子上的价层电子对数的计算
中心原子上的价层电子对数=σ键电子对数+中心原子上的孤电子对数
（1）σ键电子对数的确定：由化学式确定
（2）中心原子上的孤电子对数的确定：
中心原子上的孤电子对数=
公式中各字母的含义：
a 中心原子的价层电子数
主族元素 =最外层电子数
阳离子 =中心原子的价层电子数-离子的电荷数
阴离子 =中心原子的价层电子数+︱离子的电荷数︱
x 与中心原子结合的原子数
b 与中心原子结合的原子最多能接受的电子数
H =1
其他原子 =8-该原子的价层电子数
【特别说明】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上的孤电子对。多重键只计其中的σ键电子对，不计π键电子对。
19.根据价层电子对互斥模型判断分子或离子的空间结构
在确定了σ键电子对数和中心原子上的孤电子对数后，可以依据下面的方法确定相应的较稳定的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模型分子的空间结构
【特别说明】①中心原子不含孤电子对的分子(或离子)，VSEPR模型与分子(或离子)的空间结构一致。
②中心原子若有孤电子对，孤电子对也要占据中心原子周围的空间，并与成键电子对互相排斥，则 VSEPR模型与分子的空间结构不一致。推测分子的立体模型必须略去 VSEPR模型中的孤电子对。
20.轨道的杂化：在外界条件影响下，原子内部能量相近的原子轨道发生混杂，重新组合成一组新的轨道的过程。
21.杂化轨道：原子轨道杂化后形成的一组新的原子轨道，叫做杂化原子轨道，简称杂化轨道。
22.杂化轨道理论的要点
（1）原子形成分子时，通常存在激发、杂化和轨道重叠等过程。发生轨道杂化的原子一定是中心原子。
（2）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。
（3）只有能量相近的原子轨道才能杂化(如2s、2p)。
（4）杂化前后原子轨道数目不变(参加杂化的轨道数目等于形成的杂化轨道数目),且杂化轨道的能量相同。
（5）为使相互间的排斥力最小，杂化轨道在空间取最大夹角分布。杂化后轨道的伸展方向、形状发生改变，但相同杂化形式的杂化轨道形状完全相同。杂化使原子的成键能力增加。形成的共价键更牢固。
（6）杂化轨道用于形成σ键或者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。分子的空间结构主要取决于原子轨道的杂化类型。
（7）杂化轨道成键时仍具有共价键的特征——方向性和饱和性
（8）杂化轨道数=中心原子上的孤电子对数+与中心原子结合的原子数。
23.杂化轨道类型
类型 形成过程 夹角 空间结构
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 109°28′ 正四面体形
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 120° 平面三角形
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 180° 直线形
【特别说明】原子轨道发生sp杂化时，还有2个np轨道未发生杂化，若np轨道上有未成对电子，形成分子时2个np轨道上的电子会形成π键。
24.等电子原理
（1）含义：原子总数相同、价电子总数相同的分子(或离子)互为等电子体。
（2）特点：等电子体具有相似的结构特征(立体结构和化学键类型)及相近的性质。
（3）确定等电子体的方法
同主族代换或同周期相邻元素替换，交换过程中注意电荷变化。
（4）常见的等电子体汇总
25.键的极性：
（1）极性共价键和非极性共价键
共价键 极性共价键 非极性共价键
成键原子 不同种原子（电负性不同） 同种原子（电负性相同）
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—） 电中性
示例 H2、O2、Cl2等
（2）键的极性的产生原因：共价键的极性：由于共用电子对发生偏移时，使化学键产生了呈正电性 (δ+)和呈负电性(δ-)两极。
（3）共价键的极性表示方法——极性向量
极性向量可形象地描述极性键的电荷分布情况，极性向量指向的一端，说明该处负电荷更为集中。非极性键无极性向量，说明在非极性键里，正负电荷的中心是重合的。
（4）键的极性的影响因素：共价键的极性只取决于成键原子的元素种类或电负性的差异，与其他因素无关。
①同种非金属元素原子间形成的共价键是非极性键；不同种非金属元素原子间形成的共价键是极性键
②电负性差值越大的两原子形成的共价键的极性越强；
③共用电子对偏移程度越大，键的极性越强。
（4）极性共价键和非极性共价键的判断
①根据组成元素
②根据共用电子对是否偏移
③根据元素的电负性
（4）存在：
①非极性共价键：非金属单质(如O2、P4、石墨等，但稀有气体除外)；某些共价化合物（如H2O2、CH2=CH2）或离子化合物（如Na2O2）；
②极性共价键：共价化合物（如H2O、CH4、HCl、HCN）或含原子团的某些离子化合物（如NaOH、Na2SO4、NaCN）。
26.分子的极性：
（1）极性分子：分子中的正电中心和负电中心不重合，使分子的某一个部分呈正电性(δ+),另一部分呈负电性(δ-),这样的分子是极性分子。
（2）非极性分子：分子中的正电中心和负电中心重合，这样的分子是非极性分子。
27.分子极性的判断
1）可依据分子中化学键的极性的向量和进行判断
分子的极性必须依据分子中极性键的极性的向量和是否等于0而定。当分子中各个键的极性的向量和等于0时，是非极性分子，否则是极性分子。
2）可根据分子中的正电中心和负电中心是否重合判断
3）定性判断
（1）单质分子均为非极性分子（例外O3为极性分子）；
（2）根据键的极性判断。共价键是否有极性是分子是否有极性的前提条件，如果分子中不存在极性键，该分子一定不是极性分子（例外O3为极性分子）；对于双原子分子来说，键的极性和分子的极性是一致的。
（3）多原子分子：
①孤对电子法:如为ABn型，若中心原子A中没有孤对电子，为非极性分子，中心原子A中有孤对电子，则为极性分子。
②几何对称法: 如为ABn型，如果各极性键在平面内或空间均匀排列，呈中心对称或呈正多边形、正多面体分布，该分子一定是非极性分子，反之为极性分子。通常有以下几种情况：线型对称，如CO2等（键角180°）；正三角形分子，如BF3（键角120°）；正四面体型分子，如CCl4、CH4（键角109°28′）。以上几类均为非极性分子，而NH3分子为三角锥型（键角107°18′），H2O分子为V型（键角104.5°）等均为极性分子。③中心原子化合价法: 如为ABn型，若中心原子A的化合价的绝对值等于A的主族序数，则为非极性分子；若中心原子A的化合价的绝对值不等于A的价层电子数，则为极性分子；
化学式 BF3 CO2 PCl5 SO3 H2O NH3 SO2
中心原子化合价的绝对值 3 4 5 6 2 3 4
中心原子价层电子数 3 4 5 6 6 5 6
分子极性 非极性 非极性 非极性 非极性 极性 极性 极性
【特别提醒】a、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。
b、H2O2的结构式为H—O—O—H,空间结构是，是不对称的，为极性分子。
4）实验定性证明——带电体引流法
带电体引流法实验：用毛皮摩擦玻璃棒分别靠近CCl4液流和H2O流，水流发生偏移，说明水分子具有极性，同理，用同样的方法可以测定其它纯液体流分子的极性，液体流发生偏移的分子具有极性，液体流不发生偏移的分子无极性。
5）根据相似相溶原理判断。
极性分子组成的溶质易溶于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。如水为极性溶剂，HCl、NH3极易溶于水，说明它们为极性分子，Br2、I2、CCl4等不易溶于水，说明它们是非极性分子。
28.键的极性对化学性质的影响
（1）键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的极性而实现的，羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H+，则羧酸的酸性越大。
（2）与羧基相邻的共价键的极性越大，过传导作用使羧基中羟基的极性越大，则羧酸的酸性越大。
（3）烃基是推电子基团，即将电子推向羟基，从而减小羟基的极性，导致羧酸的酸性减小。一般地，烃基越长，推电子效应越大，羧酸的酸性越小。
29.范德华力及其对物质性质的影响
（1）概念：对气体加压降温可使其液化，对液体降温可使其凝固，这表明分子之间存在着相互作用力。范德华是最早研究分子间普遍存在作用力的科学家，因而把这类分子间作用力称为范德华力。
【特别说明】范德华力也是一种电性作用，包括分子中带电质子、电子间相互吸引和相互排斥。
（2）存在范围：范德华力存在于由共价键形成的多数共价化合物分子、绝大多数非金属单质分子及没有化学键的稀有气体分子间。但像二氧化硅晶体、金刚石等由共价键形成的物质中不存在范德华力。
（3）特征
①范德华力广泛存在于分子之间，但只有分子间充分接近时才有分子间的相互作用力。
②范德华力很弱，比化学键的键能小1~2个数量级。
③范德华力没有方向性和饱和性。
（4）影响范德华力的因素
①一般地，组成和结构相似的分子，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(即互为同分异构体),分子的对称性越强，范德华力越小。
④对于M相同、极性相似的分子，分子间接触面积越大，范德华力越大。如：正丁烷>异丁烷。
（5）范德华力对物质性质的影响：范德华力主要影响分子构成的物质的熔、沸点等物理性质。一般规律：范德华力越大，物质的熔、沸点越高。而化学键主要影响分子构成的物质的化学性质。
30.氢键及其对物质性质的影响
（1）概念：氢键是除范德华力之外的另一种分子间作用力。
（2）形成条件：它是由已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子之间的作用力。
（3）常见类型：X-H…Y-。其中X、Y为N、O、F这样的电负性很大的原子，“-”表示共价键，…”表示形成的氢键。在X-H…Y中，X、Y的电负性越大，氢键越强；Y原子的半径越小，氢键越强。
（4）特征：
①氢键是一种分子间作用力，但不同于范德华力，也不属于化学键。
②氢键是一种较弱的作用力，比化学键的键能小1~2个数量级，与范德华力数量级相同，但比范德华力明显的强。
③氢键具有方向性（X-H…Y尽可能在同一条直线上）和饱和性（一个X-H只能和一个Y原子结合），但本质上与共价键的方向性和饱和性不同。
（5）氢键的键长：一般定义为A-H…B的长度，而不是H…B的长度。
（6）存在范围：氢键不仅存在于分子间，有时也存在于分子内。
（7）对物质性质的影响：
（〡）对物质溶沸点的影响：
①存在分子间氢键的物质，具有较高的熔、沸点。例如：NH3、H2O和HF的熔、沸点比同主族相邻元素氢化物的熔、沸点高，这种反常现象是由于它们各自的分子间形成了氢键。
②互为同分异构体的物质，能形成分子内氢键的，其熔、沸点比能形成分子间氢键的物质的低。例如：邻羟基苯甲醛能形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛能形成分子间氢键，当对羟基苯甲醛熔化时，需要较多的能量克服分子间氢键，所以对羟基苯甲醛的熔、沸点高于邻羟基苯甲醛的熔、沸点。
（Ⅱ）对物质溶解度的影响：溶质与溶剂之间若能形成分子间氢键，则溶质的溶解度明显的大。
31.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。
说明：（1）“相似”指的是分子的极性相似。
（2）这是一条经验规律，也会有不符合规律的例子，如CO、NO等极性分子均难溶于水，不少盐类(如AgCl、PbSO4、BaCO3等)也难溶于水，H2、N2难溶于水也难溶于苯等。
（2）影响溶解度的因素
（〡）内因
①如果溶剂和溶质之间存在氢键，则溶质在溶剂中的溶解度较大。
②物质自身的结构。“相似相溶”还适用于分子结构的相似性。乙醇化学式为CH3CH2OH,其中的羟基与水分子的羟基相近，因而乙醇能与水互溶；而戊醇CH3CH2CH2CH2CH2OH中的烃基较大，其中的—OH跟水分子的—OH的相似因素小得多了，因而它在水中的溶解度明显减小。
③溶质与溶剂发生反应可增大其溶解度。如SO2与H2O反应生成H2SO3，SO3与H2O反应生成H2SO4，NH3与H2O反应生成NH3·H2O
（Ⅱ）外因
①温度：一般地，温度升高，固体物质的溶解度增大，气体物质的溶解度减小。
②压强：一般地，压强越大，气体的溶解度越大。
注：①影响固体溶解度的主要因素是温度。常见物质中，Ca(OH)2的溶解度随温度的升高而减小。受热易分解的物质的溶解情况需考虑温度因素。
②影响气体溶解度的主要因素是温度和压强。
32.手性异构体与手性分子：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)。有手性异构体的分子叫做手性分子。
33.手性分子的成因：当4个不同的原子或基团连接在同一个碳原子上时，这个碳原子是不对称原子。这种分子和它“在镜中的像”不能重叠，因而表现为“手性”。手性分子中的不对称碳原子称为手性碳原子。
34.手性分子的判断：有机物分子具有手性是由于其分子中含有手性碳原子。如果1个碳原子所连接的4个原子或基团各不相同，那么该碳原子为手性碳原子，用*C来表示。如,R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团。所以，判断一种有机物是否为手性分子，就看其含有的碳原子是否连有4个不同的原子或基团。
35.手性分子的用途
（1）构成生命体的有机分子绝大多数为手性分子。互为手性异构体的两个分子的性质不同。
（2）生产手性药物、手性催化剂(手性催化剂只催化或主要催化一种手性分子的合成)。
《第三章 晶体结构与性质》回看索引
P68：等离子体：由电子、阳离子和电中性粒子（分子或原子）组成的整体上呈电中性的气态物质
P68：离子液体是熔点不高的仅有离子组成的液体物质
P68：晶态、非晶态、塑晶态、液晶态
P69：液晶：热致液晶、溶致液晶
P69：绝大多数常见的固体是晶体，只有玻璃、炭黑之类的物质属于非晶体（玻璃又称玻璃体，炭黑又称无定形体）
P70：表3-1 晶体与非晶体的本质差异 区别晶体和非晶体最可靠的方法是对固体进行X-射线衍射实验。
P70：晶体的自范性：晶体能自发地呈现多面体外形的性质，晶体常常会表现出各向异性。所谓自发过程，即自动发生的过程。不过，自发过程的实现，仍需要一定的条件。晶体呈现自范性的条件之一是晶体生长的速率适当。玛瑙是熔融态SiO2快速冷却形成的，而水晶则是熔融态SiO2缓慢冷却形成的。
P71：【实验3-1】制备晶体的三种途径
P72：晶体的某些物理性质的各向异性 区分晶体和非晶体最可靠的科学方法是对固体进行X射线衍射实验
P73：晶胞、常规的晶胞都是平行六面体、无隙并置
P74：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
P75：晶体结构的测定：X射线衍射实验
P77：T5、T8
P78：分子晶体：只含分子的晶体 大多数分子晶体的结构有如下特征：如果分子间作用力只是范德华力，若以一个分子为中心，其周围最多可以有12个紧邻的分子，分子晶体的这一特征称为分子密堆积。氢键具有方向性，使冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙。所以冰的密度比水小。冰融化时密度先增加后减小。
P80：资料卡片——镁与CO2反应
P80：天然气水合物
P81：共价晶体：金刚石、低温石英
P82：常见的共价晶体还有：某些单质，如硼、硅、锗和灰锡等；某些非金属化合物，如碳化硅（SiC，俗称金刚砂）、氮化硅（Si3N4）等
P85：T7、T8
P86：金属晶体、电子气理论
P87：能带理论 金属导电是因为金属晶体中的自由电子在外加电场的作用下可发生定向移动。金属易导电、导热、延展性，都可以用“电子气理论”解释。
P88：离子晶体 CsCl、NaCl阴阳离子个数比都是1：1，但它们的配位数不一样。仔细观察CaF2的晶胞，Ca2+的配位数为8，F-的配位数为4。MgCO3、CaCO3、SrCO3、BaCO3分解温度越来越高？碳酸盐的分解是由于晶体中的阳离子结合碳酸根离子中的氧离子，使碳酸根离子分解成CO2，由于对应阳离子半越来越大，结合氧离子能力越来越弱，所以受热温度越来越高。
P88：科学·技术·社会——离子液体
P89：过渡晶体：四类晶体都有过渡型
P90：混合型晶体：石墨：分子晶体、共价晶体、金属晶体
补充：晶体熔沸点比较：若是同类型的晶体，一定要指明晶体类型，再描述比较规律，得出结论。
分子晶体：HBr、HI。它们都为分子晶体，结构相似，相对分子质量越大，分子间作用力越大，所以HBr高。原子晶体：晶体Si、金刚石C。它们都为原子晶体，共价键键长越长，键能越小。Si原子半径大于C，所以碳碳键键能大，金刚石熔点高。离子晶体：Na、Mg、Al。它们都为金属晶体，离子半径越来越大，价电子越来越多，金属键越来越强，熔点依次升高。离子晶体：NaCl、CsCl。它们都为离子晶体，Na+半径小于Cs+半径，离子键越强，熔点越高。
若是不同类型的晶体，一般是原子晶体>离子晶体>分子晶体。描述时要指明克服微粒的作用力并指明大小。如金刚石、NaCl、干冰。由于克服原子晶体中共价键所需的能量>离子晶体中离子键所需的能量>分子晶体中范德华力所需的能量，所以熔点依次降低。
P91：资料卡片——硅酸盐
P91：科学·技术·社会——纳米晶体 当晶体颗粒小至纳米量级，熔点会下降
P93：研究与实践——明矾晶体的制备
P94：T11
P95：【实验3-2】少量固体溶于水
P95：四水合铜离子、配位键
P96：配位化合物：金属离子活原子（称为中心离子活原子）与某些分子或离子（成为配体或配位体）以配位键结合形成的化合物
P96：【实验3-3】硫酸铜与氨水反应
P97：【实验3-4】氯化铁与硫氰化钾反应
P97：【实验3-5】氯化银与氨水反应
P98：超分子是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。超分子的重要特征：分子识别（分离C60和C70、冠醚识别碱金属离子）、自组装（P54 图2-20细胞和细胞器的双分子膜）
P100：T4、T9
P103：T15、T16
P104：实验活动 简单配合物的形成
《第三章 晶体结构与性质》重点知识总结
1.物质三态的相互转化
2.物质的聚集状态
（1）气态：
①普通气体
②等离子体：
A.定义：等离子体是由电子、阳离子和电中性粒子(分子或原子)组成的整体上呈电中性的气态物质。
B.产生途径：高温、紫外线、x射线、y射线、高能电磁波的照射及大自然的天体现象等都能使气体变成等
离子体
C.存在：存在于日光灯和霓虹灯的灯管里、蜡烛火焰里、极光和雷电里等
D.性质：具有良好的导电性和流动性
E.运用等离子体显示技术可以制造等离子体显示器，利用等离子体可以进行化学合成、核聚变等。
（2）液态：
①普通液体
②离子液体：离子液体是熔点不高的仅由离子组成的液体物质。
（3）介乎晶态和非晶态之间的塑晶态、液晶态
①塑晶：
A.定义：在一定温度条件下，能保持固态晶体典型特征但具有一定塑性（即物体发生永久形变的性质）的一种物质聚集状态。
②液晶：
A.定义：在由固态向液态转化过程中存在的取向有序流体状态。
B.分类：分为热致液晶（只存在于某一温度范围内的液晶相）和溶致液晶（某些化合物溶解于水或有机溶剂后而呈现的液晶相）。
C.性质:具有液体的某些性质（如流动性、黏度、形变性等）和晶体的某些性质（如导热性、各向异性等）。
D.用途：手机、电脑和电视的液晶显示器，合成高强度液晶纤维已广泛用于飞机、火箭、坦克、舰船、防弹衣、防弹头盔等。
（4）固态：
①晶体：内部粒子(原子、离子或分子)在三维空间按一定规律呈周期性重复排列构成的固体物质，绝大多数常见的固体都是晶体。如：高锰酸钾、金刚石、干冰、金属铜、石墨等。
②非晶体：内部原子或分子的排列呈杂乱无章的分布状态的固体物质。如：玻璃、松香、硅藻土、橡胶、沥青等。
【名师提醒】（1)构成物质三态的粒子不一定都是分子，还可以是原子或离子等，如水的三态都是由分子构成的，离子液体是熔点不高的仅由离子组成的液体物质。
（2）物质的聚集状态除了气态、液态和固态，还有晶态、非晶态，以及介于晶态和非晶态之间的塑晶态、液晶态等。
3．晶体与非晶体的比较
比较 类别
晶体 非晶体
微观结构特征 粒子周期性有序排列 粒子排列相对无序
性质特征 自范性 有 无
熔点 固定 不固定
各向异性 有 无
鉴别方法 间接方法 看是否具有固定的熔点或根据某些物理性质的各向异性
科学方法 对固体进行X射线衍射实验
举例 NaCl、I2、SiO2、Na晶体等 玻璃、橡胶等
4．获得晶体的途径
（1）熔融态物质凝固，如从熔融态结晶出来的硫晶体。
（2）气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)，如凝华得到的碘晶体。
注：升华与凝华：固态物质受热不经过液态直接到气态的过程叫做升华；气态物质冷却不经过液态直接到固态的过程叫做凝华。升华和凝华都属于物理变化。
（3）溶质从溶液中析出，如从硫酸铜饱和溶液中析出的硫酸铜晶体。
5．晶体的特性
（1）自范性。
①定义：晶体能自发地呈现多面体外形的性质。
②形成条件：晶体生长的速率适当。
③本质原因：晶体中粒子在微观空间里呈现周期性有序排列。
（2）各向异性：
①概念：晶体的某些物理性质在不同方向上的差异，称为晶体的各向异性，包括晶体的强度、光学性质、导电性、导热性等物理性质。
②用途：晶体的某些物理性质的各向异性同样反映了晶体内部质点排列的有序性。而且通过这些性质可以了解晶体的内部排列与结构的一些信息。而非晶体则不具有物理性质各向异性的特点。
（3）有固定的熔点：晶体具有固定的熔点，而非晶体没有固定的熔点。
（4）对称性：晶体具有特定的对称性。
6.非晶体及其性质
①概念：组成物质的微粒(分子、原子、离子)在空间无规则、无周期性排列的固体。
②性质：因为非晶体内部微粒的排列是相对无序的。所以非晶体没有自范性，不能自发呈现多面体外形；物理性质在各个方向上是相同的，有“各向同性”；没有固定的熔点。玻璃体是典型的非晶体，所以非晶态又称为玻璃态。
③晶体与非晶体之间在一定条件下可以相互转化。
【点拨升华】①具有规则几何外形的固体不一定是晶体，如玻璃；②同一种物质可以是晶体也可以是非晶体，如晶体SiO2和非晶体SiO2；③晶体不一定有规则的几何外形，如玛瑙。
7.鉴别晶体与非晶体的方法
（1）观察外观：晶体有规则的几何外形，而非晶体没有。
（2）测定熔点是否固定：晶体有固定熔点，而非晶体没有。
（3）测定是否具有各向异性：晶体有各向异性，而非晶体没有。
（4）X－射线衍射法(最科学可靠的方法)：晶体能使X－射线发生衍射（得到分立的斑点或明锐的谱线），而非晶体只能散射（得到连续的谱线）。
8.晶胞：晶胞是描述晶体结构的基本单元，，晶胞是晶体中最小的重复结构单元。
9.晶胞与晶体的关系：晶胞（微观）一般都是平行六面体，晶体（宏观）是由无数晶胞无隙并置而成。
（1）无隙：相邻晶胞之间无任何间隙。
（2）并置：所有晶胞都是平行排列的，取向相同。
（3）所有晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的。
10.晶胞的结构
（1）晶胞的外形：常规的晶胞都是平行六面体。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）立方晶胞中微粒数的计算方法如下：晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是。
对于立方晶胞而言，每个晶胞实际含有的微粒数=顶点微粒数×+棱上微粒数×+面上微粒数×+体内微粒数×1。
注：①非长方体晶胞中粒子视具体情况而定
三棱柱
六棱柱
平面型 石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)被三个六边形共有，每个六边形占
②有关上述的计算必须明确：由晶胞构成的晶体，其化学式不是表示一个晶胞中含有多少个某原子，而是表示每个晶胞中平均含有各类原子的最简个数比。
11.晶胞结构的测定
（1）测定仪器:X射线衍射仪
（2）测定方法：
①X射线衍射仪单一波长的X射线晶体记录仪分立的斑点或明锐的衍射峰。
②X射线衍射仪单一波长的X射线非晶体记录仪连续的谱线。
（3）X射线衍射图谱的应用：经过计算可以从衍射图形获得晶体结构的相关信息。
X射线衍射图通过计算获得
12.原子分数坐标参数:原子分数坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置。
13.原子分数坐标的确定方法
①依据已知原子的坐标确定坐标系取向。
②一般以坐标轴所在正方体的棱长为1个单位。
③从原子所在位置分别向x、y、z轴作垂线，所得坐标轴上的截距即为该原子的分数坐标。
14.计算晶体密度的方法
15.计算晶体中粒子间距离的方法
16．分子晶体：只含分子的晶体称为分子晶体。
17.构成分子晶体的微粒：分子
18.分子晶体的微粒间的相互作用力：分子晶体内相邻分子间以分子间作用力相互吸引，分子内原子之间以共价键结合。
19.分子晶体的结构特征——堆积方式
分子密堆积 分子非密堆积
作用力 只有分子间作用力，无氢键 有分子间氢键，它具有方向性
空间特点 每个分子周围一般有12个紧邻的分子 空间利用率不高，留有相当大的空隙
堆积方式 分子看作球时，层与层间球心对空隙 分子看作球时，层与层间球心对球心
举例 C60、干冰、I2、O2 HF、NH3、冰
20.常见分子晶体及物质类别
物质种类 实 例
所有非金属氢化物 H2O、NH3、CH4等
部分非金属单质 卤素(X2)、O2、N2、白磷(P4)、硫(S8)等
部分非金属氧化物 CO2、P4O10、SO2、SO3等
几乎所有的酸 HNO3、H2SO4、H3PO4、H2SiO3等
绝大多数有机物 苯、乙醇、乙酸、乙酸乙酯等
21.分子晶体的物理性质
（1）分子晶体的物理特性
①分子晶体具有熔、沸点较低，硬度较小，固态不导电等物理特性。所有在常温下呈气态的物质、常温下呈液态的物质(除汞外)、易升华的固体物质都属于分子晶体。
②分子间作用力的大小决定分子晶体的物理性质。分子间作用力越大，分子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。
（2）分子晶体熔沸点低的原因
分子晶体中粒子间是以范德华力或范德华力和氢键而形成的晶体，因此，分子晶体的熔、沸点较低，密度较小，硬度较小，较易熔化和挥发。
（3）分子晶体的熔、沸点比较
①分子晶体熔化或汽化都是克服分子间作用力。分子间作用力越大，物质熔化或汽化时需要的能量就越多，物质的熔、沸点就越高。
②比较分子晶体的熔、沸点高低，实际上就是比较分子间作用力(包括范德华力和氢键)的大小。
A.组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高。如O2>N2，HI>HBr>HCl。
B.相对分子质量相等或相近时，极性分子的范德华力大，熔、沸点高，如CO>N2。
C.能形成氢键的物质，熔、沸点较高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S，HF>HCl，NH3>PH3。
D.烃、卤代烃、醇、醛、羧酸等有机物一般随分子中碳原子数的增加，熔、沸点升高,如C2H6>CH4, C2H5Cl>CH3Cl, CH3COOH>HCOOH。
E.在烷烃的同分异构体中，一般来说，支链数越多，熔沸点越低，如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷；芳香化合物苯环上的同分异构体一般按照“邻位>间位>对位”的顺序。
（4）分子晶体的导电性
分子晶体在固态和熔融状态下均不存在自由离子，因而不能导电，易溶于水的电解质在水中全部或部分电离而能够导电，不溶于水的物质或易溶于水的非电解质自身不能导电。
22.共价晶体：所有原子都以共价键相互结合形成共价键三维骨架结构的晶体叫共价晶体。
23.共价晶体的结构特点
说明：
①空间结构：整块晶体是一个三维的共价键网状结构，不存在单个的小分子，是一个“巨分子”，不存在单个的分子，因此，共价晶体的化学式不表示其实际组成，只表示其组成的原子个数比。
②共价晶体熔化时被破坏的作用力是共价键。
③共价晶体中只有共价键，但含有共价键的晶体不一定是共价晶体。如CO2、H2O等分子晶体中也含有共价键。
24.共价晶体与物质的类别
物质种类 实例
某些非金属单质 晶体硼、晶体硅、晶体锗、金刚石等
某些非金属化合物 碳化硅(SiC)、氮化硅(Si3N4)、氮化硼(BN)等
某些氧化物 二氧化硅(SiO2)等
25.共价晶体的物理性质
①熔点很高：共价晶体由于原子间以较强的共价键相结合，熔化时必须破坏共价键，而破坏它们需要很高的温度，所以共价晶体具有很高的熔点。结构相似的共价晶体，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点越高。
②硬度很大：共价键三维骨架结构决定了共价晶体的硬度，如金刚石是天然存在的最硬的物质。
③一般不导电，但晶体硅、锗是半导体。
④难溶于一般的溶剂。
26.共价晶体熔、沸点的比较
（1）规律：一般原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点就越高。
（2）原因：原子半径越小，则化学键的键长越短，化学键就越强，键就越牢固，破坏化学键需要的能量就越多，键能越大，故晶体的熔点就越高。
（3）实例：在金刚石、碳化硅、晶体硅中，原子半径C
27.金属键：金属阳离子和自由电子之间存在的强烈的相互作用称为金属键。
28.金属键的本质——“电子气理论”：金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。这一理论称为“电子气理论”。由此可见，金属晶体跟共价晶体一样，是一种“巨分子”。
29.金属键的成键粒子：金属阳离子和自由电子。
30.金属键的特征：自由电子不是专属于某个特定的金属阳离子而是在整块固态金属中自由移动。金属键既没有方向性，也没有饱和性。
31.影响金属键强弱的因素：一般来说，金属原子半径越小，价电子数越多，则金属键越强。
32.金属键的存在：金属键存在与金属单质或合金中。
33.金属键的强弱及其对金属性质的影响
①金属键的强弱主要取决于金属元素的原子半径和价电子数，原子半径越小，价电子数越多，金属键越强；反之，金属键越弱。
②金属晶体熔、沸点的高低与金属键的强弱有关，金属键越强，金属的熔、沸点越高，硬度越大。
34.金属晶体
（1）概念：金属原子通过金属键形成的晶体叫做金属晶体。
（2）构成微粒：金属离子和自由电子
（3）微粒间的相互作用：金属键
（4）金属晶体的性质
①金属晶体具有良好的导电性、导热性和延展性。
②熔、沸点：金属键越强，熔、沸点越高。
A.同周期金属单质，从左到右(如Na、Mg、Al)熔、沸点升高。
B.同主族金属单质，从上到下(如碱金属)熔、沸点降低。
C.合金的熔、沸点一般比其各成分金属的熔、沸点低。
D.金属晶体熔点差别很大，如汞常温下为液体，熔点很低；而铁常温下为固体，熔点很高。
③硬度：金属键越强，晶体的硬度越大。
【易错提醒】①含有阳离子的晶体中不一定含有阴离子，例如金属晶体中只有金属阳离子和自由电子，没有阴离子。但晶体中有阴离子时，一定有阳离子。
②金属单质或合金的晶体属于金属晶体
（5）电子气理论解释金属材料的有关性质
①延展性：当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式,而且弥漫在金属原子间的电子气可以起到类似轴承中滚珠之间润滑剂的作用，所以金属有良好的延展性。当向金属晶体中掺入不同的金属或非金属原子时，就像在滚珠之间掺入了细小而坚硬的砂土或碎石一样，会使这种金属的延展性甚至硬度发生改变，这也是对金属材料形成合金以后性能发生改变的一种比较粗浅的解释。
【名师点拨】当向金属晶体中掺人不同的金属或非金属原子时，就像在滚珠之间掺人了细小而坚硬的砂土或碎石一样，会使这种金属的延展性甚至硬度发生改变，这也是对金属材料形成合金以后性能发生改变的一种比较粗浅的解释。
纯金属内，所有原子的大小和形状都是相同的，原子的排列十分规整。而合金中加入了其他元素或大或小的原子，改变了金属原子有规则的层状排列，使原子层之间的相对滑动变得困难。因此合金比纯金属延展性要差。
②导电性：电子气理论还十分形象地用电子气在电场中定向移动解释金属良好的导电性
注：金属晶体有导电性，但能导电的物质不一定是金属。例如，石墨有导电性却属于非金属。还有一大类能导电的有机高分子化合物，也不属于金属。
③导热性：
A.自由电子在运动时与金属离子碰撞而引起能量的交换，从而使能量从温度高的部分传到温度低的部分，使整块金属达到相同的温度。
B.电导率随温度的变化规律：还可用电子气中的自由电子在热的作用下与金属原子频繁碰撞解释金属的电导率随温度升高而降低的现象。
④颜色：由于金属原子以最紧密堆积状态排列，内部存在自由电子，所以当光线投射到它的表面上时，自由电子可以吸收所有频率的光，然后很快放出各种频率的光，这就使绝大多数金属呈现银灰色以至银白色光泽。而金属在粉末状态时，金属的取向杂乱，晶格排列得不规则，吸收可见光后辐射不出去，所以金属粉末常呈暗灰色或黑色。
⑤熔沸点：金属单质熔、沸点的高低和硬度的大小与金属键的强弱有关。金属键越强，金属晶体的熔、沸点越高，硬度越大。
一般来说，金属键的强度主要取决于金属元素的原子半径和单位体积内自由电子的数目(价电子数)。随着原子半径的增大，金属键逐渐减弱。单位体积内自由电子的数目(价电子数)越多，则金属键就越强。如钠、镁、铝的单位体积内价电子数目逐渐增多，金属键逐渐增强；Li、Na、K的原子半径逐渐增大，金属键逐渐减弱。所以由Li到Cs，熔、沸点逐渐降低，Na、Mg、Al的熔、沸点逐渐升高，硬度增大。
合金的熔点一般比它的各组分纯金属的熔点低。如生铁比纯铁的熔点低，钠-钾合金[w(K)在50%~80%范围内]在室温下呈液态。
35.离子键
（1）概念：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键，叫做离子键。
（2）实质：离子键的本质是一种静电作用。静电作用包括静电吸引力和静电排斥力。当这些作用达到平衡后，即形成稳定的离子化合物。
（3）特征：离子键没有方向性和饱和性。因此，以离子键结合的微粒倾向于形成紧密堆积，使每个离子周围尽可能多地排列带异性电荷的离子，从而达到稳定结构。
（4）形成条件：一般应满足两种元素的电负性之差大于1.7这一条件，即活泼的金属与非金属之间通常能形成离子键。
36.离子晶体
（1）定义：离子晶体是由阳离子和阴离子相互作用而形成的晶体
（2）构成微粒：阴、阳离子
【易错提醒】离子晶体不一定含有金属阳离子，如NH4Cl为离子晶体，不含有金属阳离子，但一定含有阴离子。
（3）微粒间的相互作用：阴、阳离子间以离子键结合，离子内可能含有共价键
（4）常见的离子晶体：强碱、活泼金属氧化物和过氧化物、大部分的盐
（5）离子晶体的物理性质
①较高的熔点和沸点，难挥发、难于压缩。
一般来说，离子晶体具有较高的熔、沸点。离子晶体由固态变成液态或气态，需要较多的能量破坏离子键，因此，离子晶体通常具有较高的熔、沸点。
②硬而脆，无延展性
离子晶体的硬度较大，难于压缩。阴、阳离子间有较强的离子键，使离 子晶体的硬度较大，当晶体受到冲击力作用时，分离子键发生断裂，导致晶体破碎。
③不导电，但熔化后或溶于水后能导电。
离子晶体不导电，熔化或溶于水后能导电。离子晶体中，离子键较强，离子不能自由移动，因此离子晶体不导电。
④大多数离子晶体易溶于极性溶剂中，难溶于非极性溶剂中。
大多数离子晶体易溶于极性溶剂(如水),难溶于非极性溶剂(如汽 油、苯等),遵循“相似相溶”规律。
【名师点拨】①离子晶体的熔、沸点和硬度与离子键的强弱有关，离子键越强，离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。
②离子键的强弱与离子半径和离子所带电荷数有关，离子半径越小，离子所带的电荷数越多，离子键越强。
37.过渡晶体
（1）定义：介于典型晶体之间的晶体
（2）常见类型：纯粹的典型晶体不多，大多数晶体是它们之间的过渡晶体。一般偏向离子晶体的过渡晶体在许多性质上与纯粹的离子晶体接近，通常当作离子晶体来处理，如Na2O。偏向共价晶体的过渡晶体则当作共价晶体来处理，如Al2O3、SiO2等。P2O5、SO3、Cl2O7，等则视为分子晶体。
（3）范围：四类晶体都有过渡型
（4）离子键的呈现规律：同周期主族元素从左到右，最高价氧化物中离子键成分的百分数逐渐减小。
38.混合型晶体——石墨
（1）晶体模型
（2）结构特点
①同层内，碳原子采用sp2杂化，以共价键相结合形成正六边形平面网状结构。所有碳原子的p轨道平行且相互重叠，p电子可在整个平面中运动。
②层内的碳原子的核间距为142pm,层间距离为335pm,说明层间没有化学键相连，是靠范德华力维系的。
③最小的环：六元环。石墨中每个碳原子采取sp2杂化，形成3个sp2杂化轨道，分别与相邻的3个碳原子的sp2杂化轨道重叠形成键，6个碳原子在同一平面上形成正六边形的环，伸展形成平面六元并环结构，由于每个碳原子为三个六元环所共用，即每个六元环拥有的碳原子数为6×=2，碳碳键为两个六元环所共用，每个六元环拥有的碳碳键数为6×=3,键角为120°。
④每个碳原子的配位数为3，每个碳原子还有1个与碳环平面垂直的未参与杂化的2p轨道，并含有1个未成对电子，这些2p轨道互相平行，并垂直于碳原子sp2杂化轨道构成的平面。由于所有的p轨道相互平行而且相互重叠，使p轨道中的电子可在整个碳原子平面中运动。因此，石墨有类似金属晶体的导电性，而且，由于相邻碳原子平面之间相隔较远，电子不能从一个平面跳跃到另一个平面，所以石墨的导电性只能沿石墨平面的方向。
（3）晶体类型：该晶体介于共价晶体、分子晶体、金属晶体之间，因而具有各种晶体的部分特点。
（4）性质：熔点很高、质软、易导电等。
39.配位键
（1）定义：成键原子或离子一方提供空轨道，另一方提供孤电子对而形成的，这类“电子对给予一接受”键被称为配位键。提供空轨道的原子或离子称为中心原子或离子，提供孤电子对的原子对应的分子或离子称为配体或配位体。例如：[Cu(H2O)4]2+，Cu2+是中心离子，H2O是配体。
（2）形成条件
①成键原子一方能提供孤电子对。
②成键原子另一方能提供空轨道。
如反应NH3+H+=NH4+,NH3中的N上有1对孤电子对，H+中有空轨道，二者通过配位键结合形成NH4+, NH4+的形成可表示如下：
【易错提醒】①孤电子对：分子或离子中，没有跟其他原子共用的电子对就是孤电子对。如分子中中心原子分别有1、2、3个孤电子对。含有孤电子对的微粒：分子如CO、NH3、H2O、有机胺等分子，离子如SCN—、Cl—、CN—、NO2—等。
②含有空轨道的微粒：过渡金属的原子或离子。一般是过渡金属的原子或离子如：Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ni2+、Co3+、Ni ; 还有H+、Al3+、B、Mg2+等主族元素原子或离子。一般来说，多数过渡金属的原子或离子形成配位键的数目基本上是固定的，如Ag+形成2个配位键，Cu2+形成4个配位键等。
（3）表示方法
(电子对给体)A→B(电子对接受体)或A—B。如H3O+的电子式为结构式为；[Cu(H2O)4]2+的结构式为
（4）特征：配位键是一种特殊的共价键，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。
【易错提醒】①配位键实质上是一种特殊的共价键，孤电子对是由成键原子一方提供，另一原子只提供空轨道；而普通共价键中的共用电子对是由两个成键原子共同提供的。
②与普通共价键一样，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+)。
③相同原子间形成的配位键与它们之间形成的共价单键相同，如中的4个N-H(键能、键长和键角)完全相同，故其结构式也可表示为,NH4+的空间结构是正四面体形。
④配位键一般是共价单键，属于σ键。
40.配合物
（1）定义
通常把金属离子或原子(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。如氢氧化二氨合银{[Ag(NH3)2]OH}、硫酸四氨合铜[Cu(NH3)4]SO4}等
（2）组成
配合物由中心离子或原子(提供空轨道)和配体(提供孤电子对)组成，
分内界和外界，以[Cu(NH3)4]SO4为例：
①中心原子(离子):提供空轨道，接受孤电子对。配合物的中心粒子一般是带正电荷的阳离子或中性原子，具有接受孤电子对的空轨道，通常是过渡元素的原子或离子，如Fe、Ni、Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+、Co3+、Cr3+等。
②配体：提供孤电子对的离子或分子，配体可以是一种或几种。如分子CO、NH3、H2O等，阴离子F—、CN—、Cl—等。配体中直接同中心原子配位的原子叫做配位原子。配位原子必须有孤电子对。
③配位数：直接同中心原子(离子)配位的分子或离子的数目叫中心原子(离子)的配位数。如[Fe(CN)6]3—中Fe3+的配位数为6。中心原子或离子的配位数一般为2、4、6、8等。配位数不一定等于配位键或配体的数目。
④内界和外界：配合物分为内界和外界，其中配离子称为内界，与内界发生电性匹配的离子称为外界，外界和内界以离子键相结合。
⑤配离子的电荷数：配离子的电荷数等于中心原子或离子与配体总电荷的代数和。如[Co(NH3)5C1]n+中，中心离子为Co3+，n=2
【易错提醒】①配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分，如 [Co(NH3)5C1]Cl2=[Co(NH3)5C1]2++2C1—,而内界微粒很难电离(电离程度很小),因此，配合物[Co(NH3)5C1]Cl2内界中的C1—不能被Ag+沉淀，只有外界的C1—才能与AgNO3溶液反应产生沉淀。
②有些配合物没有外界，如Ni(CO)4就无外界。
③配合物不一定含有离子键，如Ni(CO)4就无离子键。
④含有配位键的化合物不一定是配合物；但配合物一定含有配位键。如NH4Cl等铵盐中铵根离子虽有配位键，但一般不认为是配合物。
41.配合物的形成对性质的影响
①对溶解性的影响
一些难溶于水的金属氢氧化物、氯化物、溴化物、碘化物、氰化物，可以溶解于氨水中，或依次溶解于含过量的OH—、Cl—、Br—、I—、CN—的溶液中，形成可溶性的配合物。如Cu(OH)2+4NH3=[Cu(NH3)4]2++2OH—
②颜色的改变
当简单离子形成配离子时，其性质往往有很大差异。颜色发生变化就是一种常见的现象，根据颜色的变化就可以判断是否有配离子生成。如Fe3+与SCN—形成硫氰化铁配离子，Fe3++3SCN-Fe(SCN)3其溶液显红色。
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。当作为中心离子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。例如，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，血红素失去输送氧气的功能，从而导致人体CO中毒
42.配合物的应用
超过百万种的配合物在医药科学、化学催化剂、新型分子材料等领域有广泛的应用。
（1）在生命体中的应用
（2）在生产生活中的应用
（3）在医药中的应用——抗癌药物、。
42.超分子：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。
43.超分子存在形式：超分子定义中的分子是广义的，包括离子。
44.超分子微粒间作用力—非共价键：超分子内部分子之间通过非共价键结合，主要是静电作用、范德华力和氢键、疏水作用以及一些分子与金属离子之间形成的弱配位键。
45.分子聚集体的大小：超分子这种分子聚集体，有的是有限的，有的是无限伸展的。
46.超分子的特征
（1）分子识别
（2）自组装：超分子组装的过程称为分子自组装（Molecular self-assembly)，自组装过程（Self-organization)是使超分子产生高度有序的过程。
《选择性必修2》回看测试
1.P5 在金刚石表面上排列氢原子和氟原子，可大大提高信息存储量。
2.P7 处于最低能量状态的原子叫做 ，其吸收能量，会跃迁到较高能级，变为 。相反，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。 是电子跃迁释放能量的重要形式。
3.P9-10 请写出基态O的电子排布式 ，基态铜的价电子排布式 ，价态铬的价电子排布式： 。
4.P12-13 电子云：电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的 分布的形象化描述，s电子云轮廓图为 形，p电子云轮廓图为 。
5.P13 量子力学把电子在原子核外的一个 称为一个原子轨道，基态F原子的运动状态数为 ，空间远动状态数为 。
6.P15 轨道表示式，又称电子排布图。书写能级符号时可在方框下方或上方标记，有时画出的能级上下错落，以表达能量高低不同。请写出基态N原子的电子排布图
请写出基态As原子价电子的轨道表示式 .
7.P17 A、B、C、D、E、F均为36号以前的元素。请完成下列空白：
（1）A元素基态原子的最外层有2个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为
（2）B元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn+1，其元素符号为
（3）C元素基态的正三价离子的3d轨道为半充满（即有5个电子)，其元素符号为 ，
其基态原子的电子排布式为
（4）D元素基态原子的M层全充满；N层没有成对电子，只有一个未成对电子。D的元素符号为 ，其基态原子的价层电子的轨道表示式为
（5）E、F元素的基态原子都只有一个未成对电子；它们相互作用形成的离子的电子层结构相同，并且最高能级的电子对数等于其最高能层的电子层数。E、F的元素符号分别为
8.P21 元素周期表共有 列，第3列是 族，第13列是 族。 As位于元素周期表 周期， 族， 区，Ni位于 周期， 族， 区。
9.P22 对角线规则 根据对角线规则，写出Li与氮气反应，BeO与氢氧化钠的反应：
10.比较半径大小：①O、F、Na： ②O2—、F—、Na—：
11.P23 第一电离能： 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。比较第一电离能①C、N、O、F： 。②Na、Mg、Al： 。③H、C ，④N、P、As：
12.P24 比较基态Na与Al的第二电离能：
13.P24-25 电负性：电负性是用来描述不同元素的原子对 吸引力的大小，电负性越大，对 的吸引力越大。金属元素的电负性一般小于 ，比较电负性：①C、N、O ，②F、Cl、Br、I ，③H、C
④Mn、O
14.P29 W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的5种短周期元素，其元素性质或原子结构如下：
元素 元素性质或原子结构
W 电子只有一种自旋取向
X 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都低于 同周期相邻元素
Y 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都高于 同周期相邻元素
Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等
N 只有一个未成对电子
请完成下列空白：
（1）写出各元素的元素符号：W： 、X： 、Y： 、Z: 、N：
（2）X、Y和Z三种元素的原子半径由大到小的顺序：
（3）X、Y和N三种元素的电负性由大到小的顺序：
（4）Y、Z和N三种元素的第一电离能由大到小的顺序：
15.P33 分子由原子构成。在通常的温度和压强等条件下，只有极少数物质的分子是由单个原子构成的，如 和 等，属于单原子分子。
16.P34-35 σ键的特征是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 对称。
σ键的形成过程（头碰头）
17.P35 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 对称。
π键形成过程（肩并肩）
18.P36 共价单键是σ键，共价双键中有一个σ键，一个π键。共价三键由一个 键和两个 键构成。1mol乙醛中有 σ键， π键。
19.P36 当元素电负性相差很大，化学反应形成的电子对不会被共用，形成的将是 ，而 是元素的电负性相差不大的原子之间形成的化学键。
20.P37 键能是指气态分子中1mol化学键解离成气态原子所吸收的能量。利用键能计算反应热的公式为 。
21.P37 键长是构成化学键的两个原子的核间距。键角表明共价键具有方向性
22.P38 键长和键角的数值可通过晶体的 实验获得。
23.P41 通过分析红外光谱，可分析出分子中含有何种 或 。
24.P42 质谱仪可测定分子的 ，横坐标为 。
25.P44 1mol P4中含有 σ键， 式C6H12比 式C6H12稳定。
26.P47 确定BF3、NH4+、SO32—的VSEPR模型和它们的空间结构
27.P47
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