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人教版 高中化学 选择性必修 第二册 知识点
第一章 原子结构与性质
一.原子结构
1、能级与能层
2、原子轨道
3、原子核外电子排布规律
（1）构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右
图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入 4s轨道，后进入 3d轨道，这种现
象叫能级交错。
（说明：构造原理并不是说 4s能级比 3d能级能量低（实际上 4s能级比 3d
能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。）
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（2）能量最低原理
原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量
最低原理。
（3）泡利（不相容）原理：一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相
反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先
单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特规则。比如，p3 的轨
道式为↑ ↑ ↑ ，而不是↑↓ ↑ 。
洪特规则特例：当 p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，
原子处于较稳定的状态。即 p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14 时，是较
稳定状态。
前 36号元素中，全空状态的有 4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；
半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；
全充满状态的有 10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr
4s24p6。
4、基态原子核外电子排布的表示方法
（1）电子排布式
①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布
式，例如 K：1s22s22p63s23p64s1。
②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结
构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如 K：[Ar]4s1。
（2）电子排布图(轨道表示式)
每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。
如基态硫原子的轨道表示式为
二、原子结构与元素周期表
1、原子的电子构型与周期的关系
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（1）每周期第一种元素的最外层电子的排布式为 ns1。每周期结尾元素的最外
层电子排布式除 He 为 1s2 外，其余为 ns2np6。He 核外只有 2 个电子，只有 1
个 s轨道，还未出现 p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
（2）一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个
能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。
2、元素周期表的分区
（10 根据核外电子排布
①分区
②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。
如：某元素的外围电子排布为 4s24p4，由此可知，该元素位于 p 区，为第
四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注
意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而
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不是其族序数(镧系、锕系除外)。
三、元素周期律
1、电离能、电负性
（1）电离能是指气态原子或离子失去 1个电子时所需要的最低能量，第一电离
能是指电中性基态原子失去 1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。
第一电离能数值越小，原子越容易失去 1个电子。在同一周期的元素中，碱金属
(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或 0族)第一电离能最大，从左到右总
体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的
第二电离能比第一电离能要大
（2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的
电负性为 4.0，锂的电负性为 1.0 作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负
性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于
1.8，非金属的电负性一般大于 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的
电负性在 1.8左右。它们既有金属性，又有非金属性。
（3）电负性的应用
①判断元素的金属性和非金属性及其强弱
②金属的电负性一般小于 1.8，非金属的电负性一般大于 1.8，而位于非金
属三角区边界的“类金属”(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。
③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。
④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。
2、原子结构与元素性质的递变规律
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3、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
第二章 分子结构与性质
一.共价键
1.共价键的本质及特征
共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。
2.共价键的类型
①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的
电子云具有镜像对称性。
3.键参数
①键能：气态基态原子形成 1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越
稳定。
)
②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
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③键角：在原子数超过 2的分子中，两个共价键之间的夹角。
④键参数对分子性质的影响：键长越短，键能越大，分子越稳定．
4.等电子原理
原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质
相近。
二.分子的立体构型
1．分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点：
当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的
杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。
/
2．分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是
成键电子对空间构型，不包括孤对电子。
(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；
(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。
3.配位化合物
（1）配位键与极性键、非极性键的比较
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（2）配位化合物
[
①定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化
合物。
②组成：如[Ag(NH3)2]OH，中心离子为 Ag＋，配体为 NH3，配位数为 2。
三.分子的性质
1．分子间作用力的比较
2．分子的极性
(1)极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。
(2)非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。
3．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．若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越
大，溶解性越好。
|
(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互
溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小．
4．手性
具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三
维空间里不能重叠的现象。
5．无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素 R相同，则 n值越大，R的正电性越
高，使 R—O—H中 O的电子向 R偏移，在水分子的作用下越易电离出 H＋，酸性
越强，如 HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4
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第三章 晶体结构与性质
一、晶体的常识
1.晶体与非晶体
晶体与非晶体的本质差异
自范性 微观结构
有（能自发呈现多面体 原子在三维空间里呈周期性
晶体
外形） 有序排列
无（不能自发呈现多面
非晶体 原子排列相对无序
体外形）
晶体呈现自范性的条件：晶体生长的速率适当
得到晶体的途径：熔融态物质凝固；凝华；溶质从溶液中析出
特性：①自范性；②各向异性（强度、导热性、光学性质等）
③固定的熔点；④能使 X-射线产生衍射（区分晶体和非晶体最可靠的科学方法）
2.晶胞--描述晶体结构的基本单元，即晶体中无限重复的部分
一个晶胞平均占有的原子数= ×晶胞顶角上的原子数+ ×晶胞棱上的原子+ ×
晶胞面上的粒子数+1×晶胞体心内的原子数
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思考：下图依次是金属钠(Na)、金属锌(Zn)、碘(I2)、金刚石(C)晶胞的示意图，
它们分别平均含几个原子？
二、分子晶体与原子晶体
1.分子晶体--分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体
注意：a.构成分子晶体的粒子是分子
b.分子晶体中，分子内的原子间以共价键结合，相邻分子间以分子间作用力结合
①物理性质
a.较低的熔、沸点 b.较小的硬度
c.一般都是绝缘体，熔融状态也不导电
d.“相似相溶原理”：非极性分子一般能溶于非极性溶剂，极性分子一般能溶于
极性溶剂
②典型的分子晶体
a.非金属氢化物：H2O、H2S、NH3、CH4、HX等
b.酸：H2SO4 、HNO3、H3PO4等
c.部分非金属单质:：X2、O2、H2、S8、P4、C60
d.部分非金属氧化物：CO2、SO2、NO2、N2O4、P4O6、P4O10等
f.大多数有机物：乙醇，冰醋酸，蔗糖等
③结构特征
a.只有范德华力--分子密堆积（每个分子周围有 12个紧邻的分子）
CO2晶体结构图
b.有分子间氢键--分子的非密堆积 以冰的结构为例，可说明氢键具有方向性
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④笼状化合物--天然气水合物
2.原子晶体--相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体
注意：a.构成原子晶体的粒子是原子 b.原子间以较强的共价键相结合
①物理性质
a.熔点和沸点高 b.硬度大
c.一般不导电 d.且难溶于一些常见的溶剂
②常见的原子晶体
a.某些非金属单质：金刚石（C）、晶体硅(Si)、晶体硼（B）、晶体锗(Ge)等
b.某些非金属化合物：碳化硅（SiC）晶体、氮化硼（BN）晶体
c.某些氧化物：二氧化硅（ SiO2）晶体、Al2O3
金刚石的晶体结构示意图 二氧化硅的晶体结构示意图
三、金属晶体
1.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
所有原子共用，从而把所有的金属原子维系在一起
2.物理性质（电子气理论可进行解释）
微粒 导电性 导热性 延展性
金属原子 自由电子在外加电 自由电子与金属离 晶体中各原子层相
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和自由电 场的作用下发生定 子碰撞传递热量 对滑动仍保持相互
子 向移动 作用
熔点的变化规律--金属键的强弱决定
金属阳离子半径越小，所带电荷越多，自由电子越多，金属键越强，熔点就越高，
硬度也越大
如：KNa>K>Rb>Cs
3.金属晶体的原子堆积模型
金属原子在二维空间（平面）上有二种排列方式
配位数=4（非密置层） 配位数=6（密置层）
金属晶体可以看成金属原子在三维空间中堆积而成，有四种基本模式
①简单立方堆积--Po
配位数为 6，空间占用率 52%，每个晶胞含 1个原子
②体心立方堆积--K型（Na、K、Fe）
配位数为 8，空间占用率 68%，每个晶胞含 2个原子
③六方最密堆积--Mg型（Mg、Zn、Ti）
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每两层形成一个周期，
即 ABAB堆积方式
配位数为 12
空间利用率 74%
每个晶胞含 2个原子
④面心立方堆积--Cu型（Cu、Ag、Au）
每三层形成一个周期，
即 ABCABC堆积方式
配位数为 12
空间利用率 74%
每个晶胞含 4个原子
4.混合晶体--石墨晶体
石墨质软：石墨为层状结构，各层之间是范德华力结合，容易滑动
石墨的熔沸点很高（熔点高于金刚石）：石墨各层均为平面网状结构，碳原子以
sp2杂化与周围三个碳原子形成σ键，垂直平面的 pz轨道形成大π键
四、离子晶体
1.离子晶体--由阴、阳离子通过离子键结合而成的晶体
物理性质：a.硬度较大 b.熔、沸点较高 c.固态时不导电，熔化状态才导电
2.结构模型
①NaCl型晶体
每个 Cl-周围与之最接
近且距离相等的 Na+
有 6 个，这几个 Na+构
成正八面体；Na+同理
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Na+位于顶点和面心
Cl-位于棱心和体心
在 NaCl 晶体的一个晶胞中
含 Na+：1+12×1/4=4
含 Cl-：8×1/8+6×1/2=4
②CsCl型晶体
Cs+位于体心
Cl-位于顶点
在 CsCl 晶体的一个晶胞中
含 Cs+：1
含 Cl-：8×1/8=1
③CaF2型晶体
Ca2+位于顶点和面心
2+
F-位于内部 Ca 的配位数为 8，构成立方体
-
在 CaF 晶体的一个晶胞中 F 的配位数为 4，构成正四面体2
含 Ca2+：8×1/8+6×1/2=4
含 F-：8
注意：审题时注意是“分子结构”还是“晶体结构”，若是分子结构，其化学式
由图中所有实际存在的原子个数决定，且原子个数比不约简
3.晶格能--气态离子形成 1 摩尔离子晶体释放的能量，或拆开 1mol 离子晶体使
之形成气态阴离子和气态阳离子所吸收的能量
①晶格能越大，离子晶体越稳定，熔沸点越高，硬度越大
②离子晶体中阴、阳离子半径越小，所带电荷越多，离子键越强，晶格能越大
③岩浆晶出规则与晶格能的关系--晶格能高的晶体熔点较高，更容易在岩浆冷却
过程中冷却下来，从而先结晶
晶体类型 分子晶体 原子晶体 金属晶体 离子晶体
金属阳离子和自 阴、阳离子
构成粒子 分子 原子
由电子
分子间作用 金属键 离子键
相互作用 共价键
力
熔沸 一般较高，部分较 较高
很低 很高
点 低
物
一般较大，部分较 较大
理 硬度 很小 很大
小
性
固态不导电．熔
质 导电 差（Si为半
差 良好 化状态和溶液
性 导体）
导电
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冰、干冰、碘 NaCl、CsCl等
实例 金刚石、SiO2 Na、Fe、Au等等

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