人教版高中化学选择性必修第二册知识点汇总
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。）
（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
（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
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。
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
（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
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
晶体
有（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
非晶体
无（不能自发呈现多面体外形）
原子排列相对无序
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
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
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
金属原子和自由电子
自由电子在外加电场的作用下发生定向移动
自由电子与金属离子碰撞传递热量
晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用
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：K
Na>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=6（密置层）
配位数=4（非密置层）
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）
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