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(1勺能层(电子层)。

⑵序号及符号：能层序号一、二、三、四、五、六、七……分别用K、L、M、N、0、P、Q……表示，其

中每层所容纳的电子数最多为个。

(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(M)<E(N)V®O)VE(P)

<g(0)O

2、能级

(1)含义：根据多电子原子的同一能层的电子的也可能不同，将它们分为不同能级.

(2)表示方法：分别用相应能层的」和字母s、p、d、f等表示，如〃能层的能级按能量由到也

的排列顺序为〃s、生、涧、列等。

3、能层、能级与最多容纳的电子数

―»二三

能层(〃)四五六七.....................

符号

KLMN0pQ.....................

能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s..........................................

最多电22626102610142……...................................

子数281832.....................2n2

由上表可知：

C)能层序数等于该能层所包含的能级数,如第三能层有J个能级。

(2年、p、d、f各能级可容纳的最多电子数分别为，、3>_匚、7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,它的电子会跃迁到上面—能级，变成激发态原子。

2、光谱

(I)光谱的成因及分类

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I形成发射光谱I

(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

I、构造原理

⑴含义

以光谱学事实为基础,从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入的顺序称为构造原理。

(2)示意图

2、电子排布式

将_O_上所容纳的电子数标在该能级符号上，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:

能级上容纳

的电子数

例：根据构造原理，写出下列基态原子的核外电子排布式

®iHe：Is?；

②。1C2C2D4:

③oNe：―心：

@4Si：Is22s22p63s2302:

⑤8Ar：1s22s22P63s)3口6:

©9K：Is22s?2D63s23a4sl:

⑦2iSc：Is22s22D63s23D63dzs2:

⑧％Fe：Is22s22。63s23D63d64s2。

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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S)表示，即〃=£尸表示电子

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，小黑点越一密，表示概率

密度越大。

⑶形状

3、原子轨道

⑴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。

⑵形状

①s电子的原子轨道呈一球形,能层序数越一大，原子轨道的半径越

②p电子的原子轨道呈」形，能层序数越一大，原子轨道的半径越一大。

(3)各能级所含有原子轨道数目

能级符号ns〃pnf

轨道数目1357

4、原子轨道与能层序数的关系

C)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〃越一大，原子轨道的

半径越大。如:

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Is2s4s

同一原子的s电子的电子云轮席图

(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0、p.v、p：表示。在同一能层

中p.t、pv、D-的能量相同。

(3)原子轨道数与能层序数(〃)的关系：原子轨道数目=〃2.

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」个电子，它们的自旋相反，常用上下筋头。和1)

表示自旋相反的电子。

2、电子排布的轨道表示式(电子排布图)

Q的轨道表示式如下；

()OO<H山

Is2s2p

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弹电子：一个原子轨道中若只有一个电子,则该电子称为单电子。

(4)白旋平行：箭头同向的单电了称为白旋平行。

(5遂氧原子中，有3对电子对,有2个单电子。

(6府氧原子中，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常例：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。

'全充满:p6、d"\f14

相对稳定的状态，全空：P°、d。、P

.半充满：p3、d\F

如：xCr的电子排布式为I63dMs।,为半充满状态，易错写为Is22s22P63s23P63d44s2。

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

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x7

・「Hhlfl|（违背能量最低原理）一回田HI

•回（违背泡利原理）-------------42]

・lti|||（违背洪特规则）

・ltl，l|（违背洪特规则）

（二）核外电子的表示方法

电子排布式与轨道表示式的比较

含义用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的处也，这就是电子排布式

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K：Is22s22P63s23P64sl

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原子结构的部分

含义

简化电子排以相应稀有气体元素符号外加方括号表示

布式意义避免书写电子排布式过于繁琐

实例K：|Ar14sl

含义每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子

意义能直观反映出电子的排布情况及电子的_&庭_状态

轨道表示式

Is2s2p3s3p

实例也也也“曲国LL

Al：

熟记第四周期未成对电了•数规律

未成对电子数及其占据的原子轨道元索符号及价电子排布

4sK：4sLeu：3刖）4sl

13dSc：3d'4s2

4PGa：4s24p',Br：4s24^

3dTi：3d24s2,Ni：3d84s2

2

4PGe：4s24P2,Se：4s24p4

3dV：3d34s2,Co：3d74s2

3

4PAs：4s24P3

43dFe：3d64s2

53dMn：3d54s2

63d和4sCr：3dMs।

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第二节原子结构与元素的性质

一、原子结构与元素周期表

(一)元素周期律、元素周期系和元素周期表

1、兀素周期律：兀素的性质随兀素原子的核电向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、元索周期表：呈现周期系的表格,元素周期系只有一个，元索周期表多种多样。

4、三张有重要历史意义的周期表

(1)门捷列夫周期表：门捷列夫周期我又称短式周期表,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

维尔纳周期表是一特长式周期表，每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、锢系和钢系，各有

各的位置，同族元素上卜.对齐，它确定了前工个周期的元素种类。

(3)玻尔元素周期表

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种元索。

(二)构造原理与元素周期表

1、元素周期表的基本结构

⑴周期元素种数的确定

第一周期从W开始,以©结束,只有两种元素。其余各周期总是从*能级开始，以iw结

束，从〃s能级开始以叩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〃s〜叩电子数元素数目

—•1S「222

二2sr'22pr-688

三3s023P广688

四4s广23dLi04PL61818

五5s广24dLl05PL61818

六

6s「24pr45dL06P「63232

七7s广25pr46dl07P「63232

(2)元素周期表的形成

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若以一个方格代表一种元素，每个周期排一个横排,并按§、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

表：

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

「主族：7个IA〜VIIA族

元素周期表v

副族:7个IHR〜VHR族,IR〜I【R族

族:16个共18个纵列《

\加族：I个第8、9、10纵列

10族：1个稀有气体元素

V

(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(〃一l)d能级而后再填充於能级而得名ds区。5个区的位置关系如

下组所示。

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②根据元素的金属性和非金属性分I乂

金

属

元

素

区

3、元素的对角线规则

(1府元素周期表中，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

LiBeB

、W

、、、、SSi

MgAl

(2)处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性。

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LiNaBeMg

沸点/℃1341881.424671100

B、锂和镁在氧气中燃烧时只生成对应的氧化物,并且LizO和MgO与水反应都十分缓慢。

4Li+O2^^=2Li2O>2Mg+O2^=2MgOo

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Mg3N2o

E、锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为LizO、H2O和MgO、H2Oo

F、在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是一难溶于水的,相应的镁盐也_难溶于水。

②该和铝的相似性

A、被与铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且被在浓硝酸中也发生」化。

B、二者的毓化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液：

AliOHh+3HCl=AICI3+3H2O,A1(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O；

Be(OH),+2HCl=BeCb+ZH?。，Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O。

C、二者的氧化物A12O3和BeO的熔点和硬度都很高。

D、BeCb和AlCh都是共价化合物，易升华。

③硼和硅的相似性

A、自然界中B与Si均以化合物的形式存在。

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B、B与Si的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应:

2B+2KOH+2H?O=2KBO2+3H2T，Si+2KoH+H30=K2SiO3+2H2l

C、硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且都易水解。

D、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

电子排布式包亶价电子排布式型

A:〃e

IIA：//s2

-IHA〜VA(外围电子数=族序数)

ns2“pi。_►p区一

元素的_—0族(排满)

(IB：(??—1)d1"72S1

分区(n—1)d10ws1^2->ds区->《

,02

*IIB：(?/-l)dMs

rIIIB〜MlB(外围电

一(〃-DdS9〃sl~2fd区fJ子数=族序数)

।川

二、元素周期律

(一)原子半径

I、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。

(2)核电荷数：核电荷数越一大，核对电子的吸引作用就越一大，使原子半径.减小。

2、原子半径的递变规律

(1)同周期：从左至右，核电荷数越一大，半径越一小。

(2)同主族：从上到下，核电荷数越一大，半径越.大。

3、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,低价阳离子于高价阳离子。

例如：r(Fe)>/<Fe2+)>r(Fe3+)o

(2)能层结构相同的离子：核电荷数越瓦，半径越一小。例如：rCO2-)>/XF_)>/-(Na+)>r(Mg2+)>/-(AP+)o

(3)带相同电荷的离子：能层数越走，半径越上。例如：r(Li')Vr(Na')<r(K')VMRb')Vr(Cs'),

r(O2~)<r(S2~)<(Se2~)<r(Te2")o

(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｛K+)与MMg2+),可选r(Na+)

为参照，水)>>Na。>>ME。

解题技巧：粒子半径比较的一般思路

(1)“一层”：先看能层数，能层数越一多，一般微粒半径越

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(2)“二核"：若能层数相同，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。

(二)元素的电离能

1、元素第•电离能的概念与意义

⑴概念

①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转失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：/.Q

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：/1</2<；3……

(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，原子越一容易

失去一个电子；第一电离能数值越原子越工失去一个电子。

2、元素第一电离能变化规律

(1海个周期的第一种元素的第一电离能一最小，最后一种元素的第一电离能即一般来说，随

着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈趋势。

(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小°

3、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：表明Li原子核外的

三个电子排布在两个能层」：(K、L能层)，且最外层上只有一个电子，易失去•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M越大，元素的非金属性越强/越小，元素的金属性越一强。

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为华充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。般情况，

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第一电离能：1IA>I1IA,VA>VIAo

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：表明K原子易失去一个电子形成十

1价阳离子。

(2)判断元素的金属性、非金属性强弱：(越一大，元素的非金属性越强；(越一小，元素的金属

性越一强。

(三)电负性

1、有关概念与意义

(1)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。

(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子」5LZL的大小。电负性越一大的原子,对键合电子

的吸引力越一大。

(3)电负性大小的标准：以叙的电负性为也和锂的电负性为1Q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」1^,元素的非金属性逐渐金属性逐渐减弱。

(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。

3、应用

(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L8,而位于非金属三角区边界的“类金属”如

错、睇等)的电负性则在_L^_左右，它们既有金属性，又有非金属性。

②金属元素的电负性*金属元素越活泼；非金属元素的电负性非金属元素越活泼。

(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。

②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。

(3)判断化合物的类型

大于1.7一通常形成离子键,相应的化合物为

两成铺元素间」^一"离子化合物

电负性差值一小于］彳通常形成共价键，相应的化合物为

共价化合物

如H的电负性为2.1,C1的电负性为3.0,。的电负性与H的电负性之差为3.0—2.1=0.9<1.7,故HC1为

共价化合物;如A1的电负性为L5,C1的电负性与A1的电负性之差为3.0—1.5=1.5<1.7,因此AlCb为共

价化合物；同理，BeCb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。

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（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）

能层数相同增加

核外电子的排布

最外层电子数J2或8相同

金属性减弱增强

非金属性增强减弱

氧化性增强减弱

单质的氧化性、还原性

还原性减弱增强

最高价氧化物对应水化酸性增强减弱

物的酸碱性碱性减弱增强

气态氢化物的稳定性增强减弱

第一电离能增大.(但HAAH1A,VA>V1A)减小

电负性交大变小

2、电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系

非金屈性逐渐增强

第

第一电高能、电负性逐渐增大笫

一

二

非

一

金•

电

—B

金

稀

I电

属

』

离

三

-属

离

有

能

性

性

能

AI气

第

四

、

逐

逐

、

体

电

电

渐

元

缁

负

负

五■

增

素

性

性

强

Als及

强

六

减

si■增

小

G;sb大

搦

t的I

uf.

L金屈性逐渐增强

注意：第一电离能：IIA>IHA,VA>VlAo

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第二章分子结构与性质

第一节共价键

一、共价键

(一)共价键的形成与特征

1、共价键的形成

(1)概念：原子间通过一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：原子间通过一共用电子对(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)甩子在核间出现的概率越所形成的共价键就越_O_，因此共价键将

尽可能沿着一电了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

1、c键

形成由两个原子的S轨道或P轨道“头碰头”重舂形成

S-S型

H—H的s-s(r键的形成

类&“&0龈=0^

S-P型

型H—CI的s-p。键的形成

ClClClClCh

P-P型

Cl—Cl的p-p<T键的形成

以形成化学键的两原了•核的连线为轴做旋转操作，共价键电了•云

特征

的图形不变，这种特征称为轴四称。键的强度较大

2、兀键

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形成由两个原子的P轨道“肩并肩”重:叠形成

gagOgg9^07

p-p兀键

p-pp键的形成

兀键的电子云具有镜而对称性,即每个兀键的电子云由两块组成，分别位

特征于由两原子核构成平面的_H虬，如果以它们之间包含原子核的平面为镜

面，它们互为镜像；兀键一不能旋转:不如。键一牢固，较易断裂

3、判断G键、兀键的一般规律

共价单键为0键；共价双键中有一个。键、一个冗键:共价三键由一个3—键和两个一键组成。

(共价单键——。键

按共用电子对的数目|共价双键一1个。键、1个冗键

.共价三键——1个。键、2个兀键

共价键的分类＜

也L电子云呈轴对称

。键

按电子云重叠方式，

也L电子云呈镜面对称

.兀键

二、键参数——键能、键长与键角

(一)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。它通常是298.15K、100kPa条件下的标

准值，单位是kJ-mori。

2、应用

(I)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。，释放能量越工，所形成的共价键铤能越大，

共价键越一稳定。

(2)判断分子的稳定性

一般来说，结构相似的分子，共价键的键能越分子越一稳定。

(3)利用键能计算反应热

△〃=反应物总键能一生成物总键能

(-)键长和键角

1、键长

(1)概念：构成化学键的两个原子的_MW_，因此原子半径决定共价键的键长,原子半径越一小，

共价键的键长越.短.

(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

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(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•定的，这表明共价键具有」1里性，因此键角影响着共价分子的空

间洁构。

(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。

10928,CH4.CC14

平面形120。苯、乙烯、BF3等

三角锥形107°NH3

形(角形)。

V105H20

直线形180。82、CS2、CH三CH

(4)部分键角图解

0^0A“坐

C02H2oNHS

第二节分子的空间结构

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

某里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了质量。它的基本原理是在质谱仪中使分子失去电子变成带

亚里瓦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最，它们在高压电场」后,

通过狭绛进入磁场得以分离，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

化学式电子式结构式键角空间结构空间结构名称

••••

g

co()：：C：：()o=c=o180。直线形

2••••CXOX)

••0

✓V

II2OH：()：H/X1。5。4人V形

••HH

第15页共33页

2、四原子分子

化学式电子式结构式键角空间结构空间结构名称

H

:():/

••约平面三角形

CH2O••()=C120°

H：C：H\

H

H

••

NH/|\107。一:角锥形

3H：N：Ha

••HH

3、五原子分子

化学式电子式结构式键角空间结构空间结构名称

HH

••/f\

CHH：C：H109。28,正四面体形

4••

HH4

••

:CI:/卡Cl\

：CI：C：C1：109。28,正四面体形

CC