人教版高中化学选择性必修2全册必背章节知识点清单

人教版高中化学选择性必修2全册必背章节知识点清单第一章原子结构与性质第一节原子结构一、能层与能级1、能层(1)含义：根据核外电子的能量不同，将核外电子分为不同的能层(电子层)。(2)序号及符号：能层序号一、二、三、四、五、六、七……分别用K、L、M、N、O、P、Q……表示，其中每层所容纳的电子数最多为2n²个。(3)能量关系：能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)<E(L)<E(M)<E(N)(1)含义：根据多电子原子的同一能层的电子的能量也可能不同，将它们分为不同能级_o(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，如n能层的能级按能量由低到高的排列顺序为ns、np、nd、nf等。3、能层、能级与最多容纳的电子数能层(n)一二三四五六七符号KLMN0PQ能级最多电2262626228由上表可知：(1)能层序数等于该能层所包含的能级数，如第三能层有3个能级。(2)s、p、d、f各能级可容纳的最多电子数分别为1、3、_57的2倍。(3)原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数是2n²(n为能层的序数)。二、基态与激发态原子光谱1、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，它的电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。(1)光谱的成因及分类电子跃迁(2)光谱分析：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。三、构造原理与电子排布式1、构造原理(1)含义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)示意图53④f62、电子排布式将能级上所容纳的电子数标在该能级符号右上角,并按照能层从左到右的顺序排列的式子。如氮原子的电子排布式为：例：根据构造原理，写出下列基态原子的核外电子排布式四、电子云与原子轨道1、概率密度1913年，玻尔提出氢原子模型，电子在线性轨道上绕核运行。量子力学指出，一定空间运动状态的电子在核外空间各处都可能出现，但出现的概率不同，可用概率密度(p)表示，即表示电子在某处出现的概率;V表示该处的体积)。2、电子云(1)定义：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。(2)含义：用单位体积内小黑点的疏密程度表示电子在原子核外出现概率大小，小黑点越密,表示概率密度越大o3、原子轨道(1)概念：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。①s电子的原子轨道呈球形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。②p电子的原子轨道呈哑铃形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。(3)各能级所含有原子轨道数目能级符号轨道数目13574、原子轨道与能层序数的关系(1)不同能层的同种能级的原子轨道形状相同,只是半径不同。能层序数n越大,原子轨道的(2)s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、pz表示。在同一能层中Px、Py、P₂的能量相同o(3)原子轨道数与能层序数(n)的关系：原子轨道数目=n²0五、泡利原理、洪特规则、能量最低原理(一)原子核外电子的排布规则1、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，常用上下箭头(个和↓)2、电子排布的轨道表示式(电子排布图)8O的轨道表示式如下：例：根据上面回答下列问题：(1)简并轨道：能量相同的原子轨道。(2)电子对：同一个原子轨道中，自旋方向相反的一对电子。(3)单电子：一个原子轨道中若只有一个电子，则该电子称为单电子。(6)在氧原子中，有5种空间运动状态，有8种运动状态不同的电子。3、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。(2)特例：在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大的稳定性。相对稳定的状态如：24Cr的电子排布式为1s²2s²2p63s²3p63d54s¹,为半充满状态，易错写为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d4s²。4、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。(2)因素：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。注意：书写轨道表示式时，常出现的错误及正确书写·N□(违背洪特规则)·↑↓(违背洪特规则)一(二)核外电子的表示方法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，这就是电子排布式意义能直观反映出核外的电子层、能级及各能级上的电子数实例简化电子排为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达意义避免书写电子排布式过于繁琐实例每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子意义实例未成对电子数及其占据的原子轨道123456一、原子结构与元素周期表1、元素周期律：元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。2、元素周期系：元素按其原子核电荷数递增排列的序列。3、元素周期表：呈现周期系的表格，元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。4、三张有重要历史意义的周期表(1)门捷列夫周期表：门捷列夫周期表又称短式周期表，重要特征是从第四周期开始每个周期截成两截，第1～7族分主副族，第八族称为过渡元素。(2)维尔纳周期表维尔纳周期表是特长式周期表,每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、镧系和锕系，各有各的位置，同族元素上下对齐，它确定了前五个周期的元素种类。玻尔元素周期表特别重要之处是把21～28、39～46等元素用方框框起，这说明他已经认识到，这些框内元素的原子新增加的电子是填入内层轨道的，他已经用原子结构解释元素周期系了，玻尔元素周期表确定了第六周期为32种元素。(二)构造原理与元素周期表1、元素周期表的基本结构(1)周期元素种数的确定第一周期从1s¹开始，以1s²结束，只有两种元素。其余各周期总是从ns能级开始，以np结束，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目。周期电子数元素数目一22二88三88四 五 六七(2)元素周期表的形成若以一个方格代表一种元素，每个周期排一个横排，并按s、p、d、f分段，左侧对齐，可得到如下元素周期表：若将p段与p段对齐，d段与d段对齐、f段单独列出，将2s²与p段末端对齐，则得到书末的元素周期2、元素周期表探究(1)元素周期表的结构短周期：3个第一、二、三周期周期：7个共7个横行长周期：4个第四、五、六、七周期周期：7个共7个横行副族：7个ⅢB～VIB族，IB~ⅡB族L0族：1个稀有气体元素(2)元素周期表的分区①根据核外电子的排布分区按电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表分为s、p、d、f4个区，而IB、ⅡB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了(n—1d能级而后再填充ns能级而得名ds区。5个区的位置关系如下图所示。②根据元素的金属性和非金属性分区3、元素的对角线规则(1)在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)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”。实例分析：①锂和镁的相似性A、锂与镁的沸点较为接近：元素沸点/℃B、锂和镁在氧气中燃烧时只生成对应的氧化物，并且Li₂O和MgO与水反应都十分缓慢。C、锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物难溶于水，附着于金属表面阻碍反应的进行。D、锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物Li₃N和Mg₃N₂。E、锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为Li₂O、H₂O和MgO、H₂O。F、在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是难溶于水的，相应的镁盐也难溶于水。②铍和铝的相似性A、铍与铝都可与酸、碱反应放出氢气,并且铍在浓硝酸中也发生钝化。B、二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液：Al(OH)₃+3HCl=.AlCl₃+3H₂O_,Al(OH)₃+NaOH=C、二者的氧化物Al₂O₃和BeO的熔点和硬度都很高。③硼和硅的相似性B、B与Si的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应：2B+2KOH+2H₂O=2KBO₂+3H₂↑Si+2KOH+H₂O=K₂SiO₃+2HC、硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且都易水解0D、硼和硅的卤化物的熔、沸点比较低，易挥发，易水解。解题技巧：根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置电子排布式-价电子排布式二、元素周期律(一)原子半径1、影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大_o(2)核电荷数：核电荷数越大核对电子的吸引作用就越大,使原子半径减小o2、原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越大,半径越小o3、原子或离子半径的比较方法(1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例如：r(Cl⁻)>r(C1),r(Fe)>r((2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O²)>r(F)>r(Na+)>r(Mg²+)>r(AI³+)。(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Lit)<r(Na)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+),r(O²-)<r(S²-)_(Se²)<r(Te²⁻)。(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K)与r(Mg²+),可选r(Na')解题技巧：粒子半径比较的一般思路(1)“一层”:先看能层数，能层数越多,一般微粒半径越大0(3)“三电子”:若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大0(二)元素的电离能1、元素第一电离能的概念与意义①第一电离能：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叫做第一电离能，符号：I□②逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难_,因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I₁<I₂<13……(2)意义：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。2、元素第一电离能变化规律(1)每个周期的第一种元素的第一电离能最小,最后一种元素的第一电离能最大,即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小o3、电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如Li:Ii《I₂<1₃,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层),且最外层上只有一个电子，易失去一个电子形成+1价阳离子。注意：电离能的影响因素及特例(1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。(2)具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大_,N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。一般情况，第11页共33页解题技巧：电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价，如K:I₁《I₂<I₃,表明K原子易失去一个电子形成+1价阳离子。(2)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I₁越小,元素的金属性越强(三)电负性1、有关概念与意义(2)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(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。2、递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大,元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐_减小，元素的金属性逐渐_增强、非金属性逐渐减弱(1)判断元素的金属性和非金属性强弱①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。②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)判断元素的化合价①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力_弱_,元素的化合价为正值_o②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值_o(3)判断化合物的类型如H的电负性为2.1,CI的电负性为3.0,CI的电负性与H的电负性之差为3.0-2.1=0.9<1.7,故HCI为共价化合物；如A1的电负性为1.5,CI的电负性与Al的电负性之差为3.0—1.5=1.5<1.7,因此AlCl₃为共价化合物；同理，BeCl₂也是共价化合物。注意：电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9,但HF为共价化合物。(四)元素周期律的综合应用1、同周期、同主族元素性质的递变规律性质同一周期(从左到右)同一主族(从上到下)核外电子的排布能层数相同增加相同减弱减弱减弱减弱减弱减弱增大(但ⅡA>ⅢA,VA>VIA)减小电负性变小2、电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系B注意：第一电离能：ⅡA>ⅢA,VA>VIA。第一电离能电负性减小一电离能电负性增大非金属性逐渐增强金属性逐渐增强稀有气体元素第13页共33页第一节共价键(一)共价键的形成与特征1、共价键的形成(1)概念：原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。(2)成键的粒子：一般为非金属原子(相同或不相同)或金属原子与非金属原子。(3)本质：原子间通过共用电子对(即原子轨道重叠)产生的强烈作用。2、共价键的特征(1)饱和性：按照共价键的共用电子对理论，一个原子有几个未成对电子,便可和几个自旋状态相反的电子配对成键，这就是共价键的饱和性。(2)方向性：除s轨道是球形对称外，其他原子轨道在空间都具有一定的分布特点。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。如图所示。(二)共价键类型形成由两个原子的s轨道或p轨道“头碰头”重叠形成类型以形成化学键的两原子核的连线为轴做旋转操作，共价键电子云的图形不变，这种特征称为轴对称；σ键的强度形成由两个原子的p轨道“肩并肩”重叠形成p-pπ键面，它们互为镜像；π键不能旋转；不如σ键牢固，较易断裂3、判断σ键、π键的一般规律共价单键——σ键按共用电子对的数目共价双键——1个o键、1个π键共价键的分类按电子云重叠方式电子云呈轴对称电子云呈镜面对称二、键参数——键能、键长与键角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。它通常是298.15K、100kPa条件下的标准值，单位是kJ·mol¹。2、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，释放能量越多，所形成的共价键键能越大，共价键越稳定。(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o(3)利用键能计算反应热△H=反应物总键能一生成物总键能(二)键长和键角(1)概念：构成化学键的两个原子的_核间距，因此原子半径决定共价键的键长，原子半径越小，(2)应用：共价键的键长越短,往往键能越大,表明共价键越稳定，反之亦然。2、键角(1)概念：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。(2)应用：在多原子分子中键角是一定的，这表明共价键具有方向性，因此键角影响着共价分子的(3)试根据空间结构填写下列分子的键角分子的空间结构键角实例正四面体形苯、乙烯、BF₃等V形(角形)(4)部分键角图解一、分子结构的测定1、早年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进行推测，现代科学家应用了许多测定分子结构的现代仪器和方法，如_红外光谱、晶体X射线衍射等。2、红外光谱在测定分子结构中的应用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。通过和已有谱图库比对，或通过量子化学计算，可以得知各吸收峰是由哪种化学键、哪种振动方式引起的，综合这些信息，可分析分子中含有何种化学键或官能团的信息。3、质谱法在测定分子相对分子质量中的应用现代化学常利用质谱仪测定分子的相对分子质量。它的基本原理是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。二、多样的分子空间结构1、三原子分子电子式结构式键角空间结构空间结构名称H第16页共33页2、四原子分子电子式结构式键角空间结构空间结构名称约120°H三角锥形电子式结构式键角空间结构空间结构名称HH正四面体形正四面体形4、其他多原子分子的空间结构键电子对和未成键的孤电子对)之间由于存在排斥力，将使分子的空间结构总是采取电子对相互排斥最弱的那种结构，以使彼此之间斥力最小，分子或离子的体系能量最低，最稳定。2、价层电子对的计算①a表示中心原子的价电子数；对主族元素：a=最外层电子数;对于阳离子：a=价电子数一离子所带电荷数;对于阴离子：a=价电子数+离子所带电荷数_o②x表示与中心原子结合的原子数。③b表示与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为1,其他原子=8一该原子的价电子数。3、价层电子对的空间结构(即VSEPR模型)VSEPR模型：直线形平面三角形正四面体形4、VSEPR模型的应用——预测分子空间结构由价层电子对的相互排斥，得到含有孤电子对的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。(1)中心原子不含孤电子对分子或离子σ键电子分子(或离子)的空间结构及名称2030平面三角形40正四面体形正四面体形(2)中心原子含孤电子对分子或离子分子的空间结构及名称41四面体形42四面体形31平面三角形第18页共33页四、杂化轨道理论简介1、原子在成键时，同一原子中能量相近的原子轨道可重新组合成杂化轨道。2、杂化前后原子轨道数目不变，且杂化轨道的能量相同。3、杂化改变了原子轨道的形状、方向。杂化使原子的成键能力增加。杂化轨道在角度分布上比单纯的s或p轨道在某一方向上更集中，例如s轨道与p轨道杂化后形成的杂化轨道一头大一头小，如图,成键时根据_最大重叠原理，使它的大头与其他原子轨道重叠，重叠程度更大，形成的共价键更牢固。4、为使相互间的排斥最小,杂化轨道在空间取最大夹角分布。同一组杂化轨道的伸展方向不同，但形状完全相同。二、杂化轨道类型与分子空间结构的关系1、杂化轨道的类型(1)sp³杂化轨道——正四面体形sp³杂化轨道是由1个ns轨道和3个np轨道杂化而成，每个sp³杂化轨道都含有和的成分，sp³杂化轨道间的夹角为109°28',空间结构为正四面体形。如下图所示。(2)sp²杂化轨道——平面三角形sp²杂化轨道是由1个ns轨道和2个_np轨道杂化而成的，每个sp²杂化轨道含有成分，sp²杂化轨道间的夹角都是120°,呈平面三角形，如下图所示。(3)sp杂化——直线形sp杂化轨道是由1个ns轨道和1个_np轨道杂化而成的，每个sp杂化轨道含有化轨道间的夹角为180°,呈直线形，如下图所示。和的成分，sp杂第19页共33页spsp杂化pPxPyPzP2、杂化轨道类型与分子空间结构的关系(1)当杂化轨道全部用于形成σ键时，分子或离子的空间结构与杂化轨道的空间结构相同。杂化类型轨道夹角杂化轨道示意图实例分子结构示意图分子空间结构 (2)当杂化轨道中有未参与成键的孤电子对时，孤电子对对成键电子对的排斥作用，会使分子或离子的空间结构与杂化轨道的形状有所不同。子中心原子杂化类型中心原子孤电子对数空间结构实例11三角锥形2一、共价键的极性(一)键的极性和分子的极性1、共价键的极性极性键非极性键定义对发生偏移键原子吸引电子能力不同相同(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，却在三维空间里不能叠合，互称手性异构体(或_对映异构体)。(2)手性分子：具有手性异构体的分子。2、手性分子的判断(1)判断方法：有机物分子中是否存在手性碳原子。(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。如,R₁、R₂、R₃、R₄互不相同，即C是手性碳原子。第23页共33页第一节物质的聚集状态与晶体的常识一、物质的聚集状态1、20世纪前，人们以为分子是所有化学物质能够保持其性质的最小粒子，物质固、液、气三态的相互转化只是分子间距离发生了变化。2、20世纪初，通过X射线衍射等实验手段，发现许多常见的晶体中并无分子，如氯化钠、石墨、二氧化硅、金刚石以及各种金属等。3、气态和液态物质不一定都是由分子构成。如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；离子液体是熔点不高的仅由离子组成的液体物质。二、晶体与非晶体1、晶体与非晶体的本质差异固体自范性微观结构晶体有原子在三维空间里呈周期性有序排列非晶体无(1)实验探究实验内容实验操作及现象获取硫黄晶体获取碘晶体加热时，烧杯内产生大量紫色气体，没有出现液态的碘，停止加热，烧杯内获取氯化钠晶体在烧杯底部慢慢析出立方体的无色晶体颗粒(2)获得晶体的三条途径①熔融态物质凝固。②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。③溶质从溶液中析出。3、晶体的特性(1)自范性：晶体能自发地呈现多面体外形的性质。(2)各向异性：晶体在不同方向上表现出不同的物理性质。4、晶体与非晶体的测定方法测熔点晶体有固定的熔点，非晶体没有固定的熔点对固体进行X射线衍射实验1、概念描述晶体结构的基本单元。2、晶胞与晶体的关系一般来说，晶胞都是平行六面体，整块晶体可以看作是(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。3、晶胞中粒子数目的计算①位于顶角上的铜原子为8个晶胞共有。②位于面心上的铜原子为2个晶胞共有。因此晶体铜中完全属于某一晶胞的铜原子数是①CI位于顶点和面心,共有4个。四、晶体结构的测定2、测定过程：当单一波长的X射线通过晶体时，X射线和晶体中的电子相互作用，会在记录仪上产生分立的斑点或者明锐的衍射峰。3、作用：根据衍射图，经过计算可以获得晶体结构的有关信息。一、分子晶体(一)分子晶体的概念与性质1、分子晶体的概念只含分子的晶体，或者分子间以分子间作用力结合形成的晶体叫分子晶体。2、分子晶体中的粒子及粒子间的相互作用3、常见的典型分子晶体(5)绝大多数有机物:如苯、四氯化碳、乙醇、冰醋酸、蔗糖等。4、分子晶体的物理性质5、分子晶体的判断方法(1)依据物质的类别判断部分非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物、几乎所有的酸、绝大多数有机物都是分子晶体。(2)依据组成晶体的粒子及粒子间作用判断组成分子晶体的微粒是分子，粒子间的作用力是分子间作用力。(3)依据物质的性质判断分子晶体的硬度小，熔、沸点低，在熔融状态或固体时均不导电。6、分子晶体熔、沸点高低的判断第26页共33页(1)组成和结构相似，不含氢键的分子晶体，相对分子质量(2)组成和结构不相似的分子晶体(相对分子质量接近),分子的极性越大_,熔、沸点越高,如CH₃OH(3)含有分子间氢键的分子晶体的熔、沸点反常升高，如H₂O>H₂Te>H₂Se>H₂S。(4)对于有机物中的同分异构体，支链越多，熔、沸点越低,如CH₃—CH₂—CH₂—CH₂—CH₃>(5)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,CH₃CO(二)典型的分子晶体的结构和性质1、分子晶体的结构特征比较项目分子密堆积分子非密堆积微粒间作用力范德华力空间特点空间利用率不高举例C60、干冰、I₂、O₂HF、NH₃、冰①结构：冰晶体中，水分子间主要通过氢键形成晶体。由于氢键具有一定的方向性_,一个水分子与周围四个水分子结合，这四个水分子也按照同样的规律再与其他的水分子结合。这样，每个0原子周围都有四个H原子，其中两个H原子与O原子以共价键结合，另外两个H原子与O原子以氢键结合，使水分子间构成四面体骨架结构。其结构可用下图表示。②性质：由于氢键具有方向性，冰晶体中水分子未采取密堆积方式，这种堆积方式使冰晶体中水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙。当冰刚刚融化成液态水时，水分子间的空隙减小,密度反而增大，超过4℃时，分子间距离加大,密度逐渐减小。CO₂的晶胞呈面心立方体形，立方体的每个顶角有一个CO₂分子，每个面上也有一个CO₂分子。每个CO₂分子与12个CO₂分子等距离相邻(在三个互相垂直的平面上各4个或互相平行的三层上，每层上各4第27页共33页②性质：干冰的外观很像冰，硬度也跟冰相似，熔点却比冰低得多，在常压下极易升华，在工业上广泛用作制冷剂；由于干冰中的CO₂之间只存在范德华力不存在氢键,密度比冰的高。二、共价晶体(一)共价晶体概念及性质1、共价晶体的结构特点及物理性质(1)概念：相邻原子间以共价键相结合形成共价键三维骨架结构的晶体。(2)构成微粒及微粒间作用共价键(3)物理性质①共价晶体中，由于各原子均以强的共价键相结合，因此一般熔点很高,硬度很大,难溶于常见溶剂，一般不导电。②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、常见共价晶体及物质类别(2)某些非金属化合物：如碳化硅(SiC)、二氧化硅(SiO₂)、氮化硼(BN)、氮化硅(Si₃N₄)等。(二)常见共价晶体结构分析1、金刚石晶体金刚石晶体中，每个碳原子均以4个_共价单键对称地与相邻的4个碳原子相结合，形成C—C—C夹角为109°28'的正四面体结构(即金刚石中的碳采取sp³杂化轨道形成共价键),整块金刚石晶体就是以共价键相连的三维骨架结构。其中最小的环是_六元环。第28页共33页2、二氧化硅晶体(1)二氧化硅晶体中，每个硅原子均以4个共价键对称地与相邻的4个氧原子相结合，每个氧原子与2个硅原子相结合，向空间扩展，形成三维骨架结构。晶体结构中最小的环上有6个硅原子和6个氧原子，硅、氧原子个数比为1:2_o(2)低温石英的结构中有顶角相连的硅氧四面体形成螺旋上升的长链，而没有封闭的环状结构。这一结构决定了它具有手性-0第三节金属晶体与离子晶体一、金属键与金属晶体"1、金属键"(1)概念：“电子气理论”把金属键描述为金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。(3)金属键的强弱和对金属性质的影响①金属键的强弱主要决定于金属元素的原子半径和价电子数。原子半径越大、价电子数越少,金②金属键越强，金属的熔、沸点越高硬度越大。如：熔点最高的金属是钨,硬度最大的金属是铬9特别提醒：金属键没有方向性和饱和性。2、金属晶体(1)在金属晶体中，原子间以金属键相结合。(2)金属晶体的性质：优良的导电性二、离子晶体1、离子键及其影响因素(1)概念：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键。(2)影响因素：离子所带电荷数越多,离子半径越小,离子键越强0特别提醒：离子键没有方向性和饱和性。2、离子晶体及其物理性质第29页共33页(1)概念：由阳离子和阴离子相互作用而形成的晶体。(2)离子晶体的性质①熔、沸点较高,硬度较大_o②离子晶体不导电，但熔化或溶于水后能导电。③大多数离子晶体能溶于水，难溶于有机溶剂。3、常见离子晶体的结构NaCl晶胞如图所示，每个Na+周围距离最近的CI有6个(上、下、左、右、前、后各1个),构成正八面体，每个CI周围距离最近的Na有6个，构成正八面体，由此可推知晶体的化学式为NaCl。①每个Na+(CIT)周围距离相等且最近的Na+(C1)是12个。②每个晶胞中实际拥有的Na+数是4个，CI数是4_个。③若晶胞参数为apm,则氯化钠晶体的密度g·cm⁻3。CsCl晶胞如图所示，每个Cs+周围距离最近的CI有8个，每个CI周围距离最近的Cs有8个，它们均构成正六面体，由此可推知晶体的化学式为CsCl。回答下列问题：①每个Cs+(CI)周围距离最近的Cs+(CI)有6个，构成_正八面体_o②每个晶胞中实际拥有的Cs+有1个，Cl有1个。③若晶胞参数为apm,则氯化铯晶体的密度三、过渡晶体与混合型晶体1、过渡晶体(2)离子晶体和共价晶体的过渡标准是化学键中离子键成分的百分数。离子键成分的百分数大，作为离子晶体处理，离子键成分的百分数小，作为共价晶体处理。(3)Na₂O、MgO、Al₂O₃、SiO₂、P₂O₅、SO₃、Cl₂O₇七种氧化物中从左到右，离子键成分的百分数越来越小，其中作为离子晶体处理的是Na₂O、MgO_;作为共价晶体处理的是Al₂O₃、SiO₂;作为分子晶体处第30页共33页(1)结构特点——层状结构①同层内，碳原子采用sp²杂化，以共价键相结合形成平面六元并环结构。所有碳原子的p轨道平行且相互重叠，p轨道中的电子可在整个碳原子平面中运动。②层与层之间以范德华力相结合。(3)物理性质：①导电性，②导热性，③润滑性。四、晶体类型的比较1、四种晶体的比较晶体离子晶体分子阴、阳离子原子微粒间作用力范德华力(少数有氢键)性质熔、沸点较低一般较高硬度小略硬而脆一般较大多数溶于水不溶机械加工性能不良不良良好不良导电性固态、液态均不导电，部分溶于水时导电固态时不导电，熔融时导电，能溶于水的溶于水时导电固态、熔融态时导电时都不导电组成和结构相似的分子，相的范德华力大离子所带电荷数多、半径小的离子数多、半径小的金属离子与自由电子间的作用力强共价键键长短(电子云重叠多)、原子半径小的共价键稳定2、晶体类型的判断方法(1)依据组成晶体的微观粒子和粒子间的作用判断分子间通过分子间作用力形成的晶体属于分子晶体；由原子通过共价键形成的晶体属于共价晶体；由阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体；由金属阳离子和自由电子通过金属键形成的晶体属于金属晶体。(2)依据物质的分类判断第31页共33页①活泼金属的氧化物(如Na₂O、MgO等)、强碱[如KOH、Ba(OH)₂子晶体。②大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硼、晶体硅等外)、气态氢化物非金属氧化物(除SiO₂外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体③常见的共价晶体单质有金刚石、晶体硼、晶体硅等；常见的共价晶体化