资源简介

高中化学选择性必修2(RJ)一课一背
1.1.1 能层与能级　基态与激发态　原子光谱
1.能层：核外电子按能量不同分为不同的能层。每一层最多可容纳的电子数为2n2。能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)2.能级：根据同一能层电子的能量不同，将它们分为不同能级。任一能层的能级总是从s能级开始，能级数=该能层序数。能级用相应的能层序数和字母组合表示，如1s、2s。s、p、d、f……各能级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。相同能层不同能级，能级越高，电子能量越高，即E(ns)3.基态原子与激发态原子
(1)基态原子：处于最低能量状态的原子。
(2)激发态原子：基态原子吸收能量，电子跃迁到较高能级，变为激发态原子。
1.1.2 构造原理与电子排布式　电子云与原子轨道
1.构造原理：以光谱学事实为基础，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序。
2.电子排布式：用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。书写时，一般能层低的能级要写在左边，而不是按照构造原理顺序书写，如钪(Sc)的电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2。
3.电子云：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。电子云轮廓图是把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来的图形。
4.原子轨道：电子在原子核外的一个空间运动状态。常用电子云轮廓图的形状和取向来表示原子轨道的形状和取向。原子轨道形状：s轨道：球形；p轨道：哑铃形。
5.原子轨道数目： ns、np、nd、nf能级所含有的原子轨道数目依次为：1、3、5、7。
1.1.2 构造原理与电子排布式　电子云与原子轨道
1.构造原理：以光谱学事实为基础，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序。
2.电子排布式：用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。书写时，一般能层低的能级要写在左边，而不是按照构造原理顺序书写，如钪(Sc)的电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2。
3.电子云：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。电子云轮廓图是把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来的图形。
4.原子轨道：电子在原子核外的一个空间运动状态。常用电子云轮廓图的形状和取向来表示原子轨道的形状和取向。原子轨道形状：s轨道：球形；p轨道：哑铃形。
5.原子轨道数目： ns、np、nd、nf能级所含有的原子轨道数目依次为：1、3、5、7。
1.2.1　原子结构与元素周期表
1.核外电子排布与族的关系：主族元素的价层电子数=最外层电子数=族序数。价层电子数=纵列数(不一定是族序数)。
2.元素的对角线规则：处于“对角线”位置的元素，它们的有些性质具有相似性。
3.元素周期表的分区
　
　　　按金属与非金属分区　　　　　　按核外电子排布分区
位于金属与非金属分界线的元素(如B、Si、Ge、As等)兼有金属和非金属的性质，常被称为半金属或类金属，一般可作半导体材料。
1.2.2 元素周期律
1.原子半径：能层越多，原子半径越大。核电荷数越大，原子半径越小。
变化规律：同周期主族元素从左到右，逐渐减小。同主族元素从上到下，逐渐增大。
2.第一电离能：气态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。
第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。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。
变化规律：同周期元素从左到右，第一电离能整体呈现增大趋势。同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小。过渡元素的变化不太规则。
3.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。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
变化规律：同周期元素从左到右，电负性逐渐变大。同主族元素从上到下，电负性逐渐变小。
2.1.1 共价键
1.共价键：原子间通过共用电子对形成的化学键。
形成条件：电负性相同或差值小的非金属元素原子之间或某些金属元素原子与非金属原子之间。
2.共价键的特征：饱和性、方向性。
3.σ键
(1)形成：由两个原子的s轨道或p轨道“头碰头”重叠形成。
(2)特征：电子云轴对称，强度较大。
4.π键
(1)形成：由两个原子的p轨道“肩并肩”重叠形成。
(2)特征：电子云具有镜面对称性，不能旋转，较易断裂。
2.1.2 键参数——键能、键长与键角
1.键能：(1)定义：气态分子中1 mol化学键解离成气态原子所吸收的能量，单位kJ·mol-1。
(2)键能越大，共价键越牢固。对于结构相似的分子，一般共价键的键能越大，分子越稳定。
2.键长：(1)定义：构成化学键的两个原子的核间距。
(2)原子半径决定共价键的键长。原子半径越小，键长越短，往往键能越大，共价键越稳定。
(3)单键键长>双键键长>三键键长。
3.键角：(1)定义：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。
(2)意义：①键角和键长决定分子间的空间结构。②多原子分子的键角一定，表明共价键具有方向性。
(3)键角的数值可通过晶体的X射线衍射实验获得。
2.2.1 分子结构的测定和多样性　价层电子对互斥模型
1.红外光谱用于初步判断分子中含有何种化学键或官能团。
2.质谱法用于测定分子的相对分子质量，相对分子质量=最大质荷比。
3.几种常见分子的空间结构
(1)直线形：BeCl2、HCN、C2H2、CO2等。
(2)V形：H2O、H2S、SO2等。
(3)平面三角形：BF3、SO3、HCHO等。
(4)三角锥形：PH3、PCl3、NH3等。
(5)正四面体形：CH4、CCl4、SiH4、SiF4等；
4.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。
2.2.2 杂化轨道理论
1.杂化轨道的特点：(1)杂化轨道数等于参与杂化的原子轨道数。(2)杂化改变了原子轨道的形状、方向。(3)杂化使原子的成键能力增强。
2.杂化轨道的类型：(1)sp3杂化轨道：由1个s轨道和3个p轨道杂化而成。夹角为109°28'，呈正四面体形。(2)sp2杂化轨道：由1个s轨道和2个p轨道杂化而成。夹角为120°，呈平面三角形。(3)sp杂化轨道：由1个s轨道和1个p轨道杂化而成。夹角为180°，呈直线形。
3.杂化轨道只用于形成σ键和容纳未参与成键的孤电子对，不能用于形成π键；未参与杂化的p轨道可用于形成π键。中心原子杂化轨道数=价层电子对数=孤电子对数+σ键电子对数。
4.常见物质中心原子杂化方式：(1)sp3杂化：有机物中饱和碳原子、NH3、H2O、金刚石中的碳原子、晶体硅中的硅原子、NH4+ SiO2、等。(2)sp2杂化：有机物中的双键碳原子、BF3、石墨中的碳原子、苯环中的碳原子等。(3)sp杂化：机物中的三键碳原子、CO2、BeCl2等。
2.3.1 共价键的极性
1.共价键的极性

2.分子的极性

3.键的极性与分子的极性之间的关系

2.3.2 分子间的作用力　分子的手性
1.范德华力：(1)定义：分子之间普遍存在的一种相互作用力，比化学键弱。(2)组成和结构相似的分子，相对分子质量越大。范德华力越大。(3)相对分子质量相同或相近时，分子极性越大，范德华力越大。(4)互为同分异构体的有机物，通常分子的支链越多，范德华力越小。(5)范德华力越大，物质的熔、沸点越高。
2.氢键：(1)本质：静电作用，是特殊的分子间作用力。键能比化学键弱，比范德华力强。(2)特征：有方向性和饱和性。(3)类型：分子间氢键和分子内氢键。(4)对物质性质的影响：①熔、沸点：形成分子间氢键时，熔、沸点升高。形成分子内氢键时，熔、沸点降低。②增大溶质溶解度。③密度：使固体或液体的密度减小；使气体物质的密度增大。
3.分子的手性：(1)手性异构体：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。(2)手性碳原子：有机物分子中连有四个各不相同的原子或基团的碳原子。
2.3.3 分子结构与物质性质小结
1.共价键的分类

2. 共价键类型的判断
(1)根据成键元素判断：一般同种元素的原子之间形成的是非极性键，不同元素的原子之间形成的是极性键。
(2)根据原子间共用电子对数目判断单键、双键或三键。
(3)根据共价键规律判断σ键、π键及其个数：原子间形成单键，则为σ键；形成双键，则含有一个σ键和一个π键；形成三键，则含有一个σ键和两个π键。
第二章 整理与提升
范德华力 氢键 共价键
作用微粒 分子 氢原子、电负性很大的原子 原子
强度比较 共价键>氢键>范德华力
影响强度的因素 ①随分子极性的增大而增大；②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大 对于X—H…Y—，X、Y的电负性越大，Y原子的半径越小，作用力越大 成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定
对物质性质的影响 影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质。 ①分子间氢键，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大。②分子内氢键使物质的熔、沸点降低 影响分子的稳定性，共价键的键能越大，分子的稳定性越强
3.1.1 物质的聚集状态与晶体的常识
1.物质的聚集状态：物质的聚集状态除了气态、液态、固态外，还有晶态、非晶态，以及介乎二者之间的塑晶态、液晶态等。
2.等离子体：(1)概念：由电子、阳离子和电中性粒子组成的整体上呈电中性的物质聚集体。(2)性质：具有良好的导电性和流动性。
3. 液晶：(1)概念：介于液态和晶态之间的物质状态。(2)性质：既具有液体的流动性、黏度、形变性，又具有晶体的导热性、光学性质等。
4.晶体与非晶体
(1)晶体与非晶体的本质差异：晶体有自范性，能自发呈现多面体外形，原子在三维空间里呈周期性有序排列。而非晶体，没有自范性，不能自发呈现多面体外形，原子排列相对无序。
(2)晶体的特性：自范性、各向异性、固定的熔点。
3.1.2 晶胞与晶体结构的测定
1.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。
2.晶体密度的计算

3.晶体结构的测定：常用X射线衍射仪测定。
3.2.1 分子晶体
1.分子晶体：(1)概念：只含分子的晶体。(2)晶体内微粒间的作用：分子内原子间——共价键，相邻分子之间——分子间作用力。
2.典型的分子晶体与物质类别
(1)所有非金属氢化物，如H2O、NH3、CH4等。
(2)部分非金属单质，如卤素(X2)、O2、N2、硫(S8)、白磷(P4)、碳60(C60)等。
(3)部分非金属氧化物，如CO2、SO2、P4O6、P4O10等。
(4)几乎所有的酸，如H2SO4、HNO3、H3PO4、H2SiO3、H2SO3等。
(5)绝大多数有机物，如乙醇、乙酸、乙酸乙酯等。以及稀有气体，如He、Ne、Ar等。
3.分子晶体的物理性质
(1)熔、沸点较低，硬度很小。(2)不导电。(3)符合“相似相溶”规律。
3.2.2 共价晶体
1.共价晶体：(1)概念：相邻原子间都以共价键结合，整个晶体是一个共价三维骨架结构。(2)构成微粒：原子。(3)微粒间作用力：共价键
2.常见的共价晶体与物质类别：(1)某些单质，晶体硼、晶体硅、晶体锗、金刚石、灰锡等。(2)某些非金属化合物，二氧化硅(SiO2)、碳化硅(SiC)、氮化硅(Si3N4)、氮化硼(BN)等
3.共价晶体的物理性质
熔点很高，硬度很大，一般不导电(但晶体硅、锗、砷化镓为半导体)，难溶于一般的溶剂。
4.晶体溶、沸点和硬度的比较
(1)对不同类型晶体：一般共价晶体熔、沸点、硬度高于分子晶体。
(2)对于同类型 晶体：原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越强，熔点越高，硬度越大。
3.3.1 金属晶体　离子晶体
1.金属键：(1)概念：金属阳离子与自由电子之间的强烈的相互作用。(2)成键粒子：金属阳离子和自由电子。(3)特征：无方向性和饱和性。(4)影响因素：一般而言，原子半径越小，金属键越强。价电子数越多，金属键越强。
2.金属晶体：(1)概念：金属(除汞外)在常温下都是晶体，称其为金属晶体。(2)性质：具有延展性、导电性、导热性。(3)金属键越强，金属晶体熔、沸点越高，硬度越大。钨是熔点最高的金属，铬是硬度最大的金属。合金熔、沸点一般比各成分金属低，但硬度一般比各成分金属大。
3.离子晶体：(1)定义：离子晶体是由阳离子和阴离子相互作用形成的晶体。(2)成键粒子：阴、阳离子，有的还存在电中性分子(如H2O、NH3等)。(3)相互作用：阳离子、阴离子之间以离子键结合，复杂离子内可能含有共价键，甚至存在氢键。(4)物理性质：硬度较大，难压缩；熔点和沸点较高；固体不导电，但在熔融状态或水溶液中能导电。
3.3.2 过渡晶体与混合型晶体　晶体类型的比较
1.典型的混合型晶体——石墨
晶体中，既有共价键，又有金属键和范德华力。同层内碳原子采取sp2杂化，以共价键(σ键)结合，形成平面六元并环结构。层与层之间靠范德华力维系。熔点高、易导电、质软易滑动。
2.分类比较晶体的熔、沸点高低的方法
(1)不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：共价晶体>离子晶体>分子晶体。
(2)共价晶体：原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。
(3)离子晶体：一般地说，阴、阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，熔、沸点就越高。
(4)分子晶体：①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高。
3.4 配合物与超分子
1.配位键：(1)形成条件：电子对给予体提供孤电子对，电子对接受体提供空轨道。(2)表示方法：A(电子对给予体)→B(电子对接受体)或A—B。(3)配位键的共用电子对由成键原子单方面提供，普通共价键的共用电子对由成键原子双方共同提供，但它们都是由成键原子双方共用。
2.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。(2)组成：中心原子或离子 + 配体，一般分内界和外界。
配合物[Cu(NH3)4]SO4的组成如图所示：

3.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。
第三章　整理与提升
四种晶体的比较

展开更多......

收起↑