2026年高考化学终极冲刺：法宝04+回归教材用心看（4）选择性必修2（抢分法宝）

1/1法宝04回归教材用心看(选择性必修2)原子结构与性质重点知识总结教材细节补充第二章分子结构与性质重点知识总结教材细节补充第三章晶体结构与性质重点知识总结教材细节补充第一章原子结构与性质◆重点知识总结P7原子结构模型的演变(1)1869年，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期表(2)19世纪初，道尔顿提出了近代原子学说(3)1913年，丹麦科学家玻尔提出了氢原子模型(4)1920年，丹麦科学家波尔提出了构造原理(5)1925年，丹麦科学家波尔的“壳层”落实为“能层”与“能级”厘清了核外电子的可能状态(6)1936年，德国科学家马德隆发表了以原子光谱事实为依据的完整的构造理论P6能层(相当于必修中的电子层)(1)定义：核外电子按能量不同分成能层。(2)电子的能层由内向外排序，其序号、符号以及所能容纳的最多电子数及能层的能量与能层离原子核距离的关系：能层一二三四五六七符号KLMNOPQ最多电子数281832507298离核远近近远能量高低低高即能层越高，电子的能量越高，离原子核越远(3)能层数量规律:①每一层最多容纳的电子数：2n2个。②最外层电子数不超过8个(K层为最外层时不超过2个)。③次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。(4)能层能量规律:①原子核外电子总是尽可能先排布在能量较低的能层上，然后由内向外依次排布在能量逐渐升高的能层。②能层越高，电子的能量越高。③能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。P6能级(1)定义：同一能层的电子，还被分成不同能级。(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。(3)能级的符号和所能容纳的最多电子数如下表：能层12345能层符号KLMNO能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p……最多电子数226261026101426281832……2n2(4)能层与能级的有关规律①能级的个数=所在能层的能层序数②能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们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。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子③英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容纳2个电子。④每一能层最多容纳电子数为2n2(n为能层序数)⑤各能级所在能层的取值：ns(n≥1)；np(n≥2)；nd(n≥3)；nf(n≥4)。⑥能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)……⑦不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高。例如：E(1s)<E(2s)<E(3s)⑧不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同。例如：Ar的1s能级的能量≠S的1s能级的能量P7基态与激发态(1)基态原子：处于最低能量状态的原子叫做基态原子。(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，变为激发态原子。P8原子光谱(1)定义：不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。(2)形成原因：(3)分类及其特征：吸收光谱：明亮背景的暗色谱线发射光谱：暗色背景的明亮谱线(4)原子光谱的应用——光谱分析①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。②生产生活：光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。焰火、霓虹灯光、激光、荧光、LED灯光等都与核外电子跃迁释放能量有关。P8图1-5构造原理示意图P10电子排布式(1)定义：电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子。(2)表示方法：(3)书写方法——“三步法”(构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据)第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。注：(1)在书写电子排布式时，一般情况下，能层低的能级要写在左边，而不是按构造原理的顺序写。(4)在得出构造原理之前，由原子光谱得知有些过渡金属元素基态原子电子排布不符合构造原理，如Cr和Cu的最后两个能级的电子排布分别为3d54s1和3d104s1。由此可见，构造原理是被理想化了的。(5)简化电子排布式①定义：将原子中已经达到稀有气体元素原子结构的部分，用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式。②表示方法：如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1、[Ar]4s2。(6)价层电子排布式①价电子层的定义：为突出化合价与电子排布的关系，将在化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层(简称价层)。②价电子的位置：对于主族元素和零族元素来说，价电子就是最外层电子。表示方法：nsx或nsxnpy对于副族和第VIII族元素来说，价电子除最外层电子外，还可能包括次外层电子。表示方法：(n-1)dxnsy或ndx(钯4d10)或(n-2)fx(n-1)dynsz或(n-2)fxnsy③举例：元素周期表中给出了元素的价层电子排布式。如Cl的价层电子排布式为3s23p5,Cr的价层电子排布式为3d54s1。P11科学史话——离散的谱线P12电子云(1)概率密度：用P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体积，则称为概率密度，用ρ表示。(2)电子云：由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。换句话说，电子云是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。注：①电子云图表示电子在核外空间出现概率的相对大小。电子云图中小点越密，表示电子出现的概率越大。②电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子实际出现的次数。③电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图。(3)电子云轮廓图：①绘制电子云轮廓图的目的：表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。例如，绘制电子云轮廓图时，把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来②s电子、p电子的电子云轮廓图s电子的电子云轮廓图：所有原子的任一能层的s电子的电子云轮廓图都是球形，只是球的半径不同。同一原子的能层越高，s电子云的半径越大，如下图所示。这是由于1s、2s、3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。图：同一原子的s电子的电子云轮廓图p电子的电子云轮廓图：p电子云轮廓图是哑铃状的。每个p能级都有3个相互垂直的电子云，分别称为px、py,和pz，右下标x、y、z分别是p电子云在直角坐标系里的取向，如图所示。p电子云轮廓图的平均半径随能层序数的增大而增大。图：px、py、pz的电子云轮廓图P14原子轨道(1)定义：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。各能级的一个伸展方向的电子云轮廓图即表示一个原子轨道。(2)不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图注：①同一能层中，不同能级原子轨道的能量及空间伸展方向不同；但同一能级的几个原子轨道的能量相同②人们把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为简并轨道。(3)各能级所含原子轨道的数目能级符号nsnpndnf轨道数目1357P14泡利原理1．电子自旋(1)定义：电子除空间运动状态外，还有一种状态叫做自旋。电子自旋可以比喻成地球的自转。(2)两种取向及表示方法：电子自旋在空间有顺时针和逆时针两种取向。常用方向相反的箭头“↑”和“↓”表示自旋状态相反的电子。注：①自旋是微观粒子普遍存在的一种如同电荷、质量一样的内在属性。②能层、能级、原子轨道和自旋状态四个方面共同决定电子的运动状态，电子能量与能层、能级有关，电子运动的空间范围与原子轨道有关③一个原子中不可能存在运动状态完全相同的2个电子。2．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，这个原理被称为泡利原理(也称为泡利不相容原理)。P15轨道表示式(又称电子排布图)(1)含义：轨道表示式(又称电子排布图)是表述电子排布的一种图式。举例：如氢和氧的基态原子的轨道表示式：(2)书写要求：①在轨道表示式中，用方框(也可用圆圈)表示原子轨道，1个方框代表1个原子轨道，通常在方框的下方或上方标记能级符号。②不同能层及能级的原子轨道的方框必须分开表示，能量相同(同一能层相同能级)的原子轨道(简并轨道)的方框相连。③箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称电子对，“↑”或“↓”称单电子(或称未成对电子);箭头同向的单电子称自旋平行，如基态氧原子有2个自旋平行的2p电子。④轨道表示式的排列顺序与电子排布式顺序一致，即按能层顺序排列。有时画出的能级上下错落，以表达能量高低不同。⑤轨道表示式中能级符号右上方不能标记电子数。(3)书写方法：以Si原子为例，说明轨道表示式中各部分的含义：P16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，称为洪特规则。注：①洪特规则只针对电子填入简并轨道而言，并不适用于电子填入能量不同的轨道。②当电子填入简并轨道时，先以自旋平行依次分占不同轨道，剩余的电子再以自旋相反依次填入各轨道。(2)特例：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高的稳定性。举例：如基态24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1,为半充满状态，易错写为1s22s22p63s23p63d44s2；基态29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1，易错写为[Ar]3d94s2。P18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，这就是能量最低原理。(2)说明：①基态原子的能量最低，故基态原子的电子排布是能量最低的原子轨道组合。②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，相邻能级能量相差很大时，电子填入能量低的能级即可使整个原子能量最低(如所有主族元素的基态原子);而当相邻能级能量相差不太大时，有1~2个电子占据能量稍高的能级可能反而降低了电子排斥能而使整个原子能量最低(如所有副族元素的基态原子)。③基态原子的核外电子排布遵循泡利原理、洪特规则和能量最低原理。P18元素周期律(1)定义：元素的性质随原子的原子序数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。16.元素周期系(1)定义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。(2)特点:元素周期系周期性发展就像螺壳上的螺旋。(3)形成：(4)原因：元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。P18三张有重要历史意义的周期表P20构造原理与元素周期表(1)各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束),中间按照构造原理依次排满各能级。而从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，具体数据如下：(2)能级组：能量相近的能级合并成一组，共七个能级组，也就形成了7个周期，特点：能级组之间能量相差较大，能级组之内能量相差很小。P21元素周期表的分区(1)按电子排布分区①按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分为s、p、d、f4个区，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级而得名ds区。(2)按金属元素与非金属元素分区①金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置:沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外),线的右边是非金属元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内②金属与非金属交界处元素的性质特点：在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为半金属或类金属(一般可用作半导体材料)。P22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，如图所示。【特别提醒】对角线规则是从相关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规则,不是定理。P23第一电离能(1)定义：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。【特别提醒】第一电离能概念的四个限定条件：气态、电中性基态、一个电子、最低能量。(2)符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·mol-1(3)意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。即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。(4)变化规律①一般规律：同周期：随原子序数的递增而增大；同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有气体元素；第一电离能最大的元素是氦。同主族：随原子序数的递增而减小②特例：具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定性较高，其电离能数值较大。例如：第IIA族>第IIIA族；第VA族>第VIA族③过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。【特别提醒】第二、三、四周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素都大。P24电离能的应用(1)推断元素原子的核外电子排布例如：Li的逐级电离能I1《I2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子(2)判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。(3)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(稀有气体元素除外)；I1越小，元素的金属性越强。【特别提醒】记住下列元素原子第一电离能大小关系中的特例：Be>B;N>O;Mg>Al;P>S，在考试中经常出现。P24电负性(1)定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小(2)意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。(3)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，得出各元素的电负性。(4)变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。【易错提醒】①电负性的值是相对值，没有单位；②不同元素的电负性可能相等(如C、S、I的电负性都是2.5)。P25电负性的应用(1)判断元素的金属性或非金属性强弱I、金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(元素性质介于金属与非金属之间的元素，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。【易错提醒】不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准II、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)判断化学键的类型I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，但也有特例(如HF)。II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键,但也有特例(如NaH)。(3)判断元素的化合价I、电负性小的元素易呈现正价II、电负性大的元素易呈现负价(4)解释对角线规则利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。P26稀有气体及其化合物的发现◆教材细节补充P19元素周期表(1)含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。(2)元素周期系与元素周期表的关系：注：①门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号②原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。③原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数④元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。P19元素周期表的结构：(1)周期(七横七周期，三短四长)从上到下类别各周期原子的电子层数各周期最多容纳的元素种类数同周期内原子序数变化规律第一周期短周期12依次递增依次递增左右第二周期28第三周期38第四周期长周期418第五周期518第六周期632(含镧系15种元素)第七周期732(含锕系15种元素)(2)族(十八纵行十六族，七主八副一0)列数123456789101112131415161718类别主族副族第VIII族副族主族0族名称IAIIAIIIBIVBVBVIBVIIB第VIII族IBIIBIIIAIVAVAVIAVIIA0族注：周期序数=电子层数；主族元素族序数=原子最外层电子数P22原子半径1．原子半径的种类(根据原子之间的作用力不同，将原子半径分为共价半径、金属半径、范德华半径)(1)共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们核间距的一半即是该原子的共价半径。(2)金属半径：金属单质的晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的一半即是该金属原子的金属半径。(3)范德华半径：稀有气体原子之间以范德华力相互接近，低温下稀有气体单质在以晶体存在时，两个相邻原子核间距的一半即是范德华半径。2．影响原子半径大小的因素：eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(能层数：能层数越多，原子半径越大,核电荷数：能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小))。3．影响原子半径大小的方式：注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。P22微粒半径大小比较(1)同种元素的微粒：阴离子>原子>阳离子；低价离子>高价离子。(2)电子层数越多，半径越大(一般情况下)；特例：碱金属元素的原子半径比其下一周期的大多数非碱金属元素的原子半径要大。(3)电子层数相同时，原子序数越小，半径越大，即“序小径大”。【名师点拨】比较微粒半径的一般思路(1)“一层”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。(2)“二核”:若电子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”:若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数多的半径大。P24逐级电离能(1)含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为M(g)=M+(g)+e-I1(第一电离能)M+(g)=M2+(g)+e-I2(第二电离能)M2+(g)=M3+(g)+e-I3(第三电离能)(2)变化规律①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1<I2<I3<…②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化，即电离能的差别大小反映了电子的分层排布。P25电负性与第一电离能的关系电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。第二章分子结构与性质◆重点知识总结P35共价键1．共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。2．共价键本质：是在原子之间形成共用电子对。共价键形成的原因是成键原子相互接近，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对。3．共价键特征特征概念作用存在情况饱和性每个原子所能形成的共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的饱和性决定了分子的组成。所有的共价键都具有饱和性方向性在形成共价键时，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方向性决定了分子的空间结构。并不是所有共价键都具有方向性4．共价键的形成条件：通常电负性相同或差值较小的非金属元素原子之间形成共价键，大多数电负性之差小于1.7的金属与非金属原子之间形成共价键。5.共价键的表示方法(1)用一条短线表示一对共用电子所形成的共价键，如H-H(2)用“=”表示原子间共用两对电子所形成的共价键，如C=C(3)用“≡”表示原子间共用三对电子所形成的共价键，如C≡CP35共价键的类型σ键π键成键示意图(常见类型)原子轨道重叠方式“头碰头”重叠“肩并肩”重叠对称类型轴对称，因此，通过σ键连接的原子绕键轴旋转而不会破坏化学键。镜面对称，因此，以形成π键的两个原子核的连线为轴，任意一个原子不能单独旋转，若单独旋转则会破坏π键原子轨道重叠程度大小键的强度轨道重叠程度大，键的强度较大，键越牢固轨道重叠程度较小，键比较容易断裂，不如σ键牢固活泼性不活泼活泼成键规律共价单键是σ键；共价双键中一个键是σ键，另一个键是π键；共价三键中一个键是σ键，另外两个键是π键旋转情况以形成σ键的两个原子核的连线为轴，任意一个原子可以绕轴旋转，并不破坏σ键的结构以形成π键的两个原子核的连线为轴，任意一个原子并不能单独旋转，若单独旋转则会破坏π键的结构存在情况能单独存在，可存在于任何含共价键的分子或离子中不能单独存在，必须与σ键共存，可存在于共价双键和共价三键中联系只有在形成σ键后，余下的p轨道才能形成π键实例CH4、OH-N≡N中既含有σ键，又含有π键P37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称为键能。(2)条件和单位：键能通常是298.15K、101kPa条件下的标准值，单位为kJ·mol-1(3)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，体系能量降低越多，释放能量越多，形成共价键的键能越大，共价键越牢固。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。例如分子的稳定性：HF>HCl>HBr>HI。③利用键能计算反应热：△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。(4)测定方法：键能通常是298.15K，100kPa条件下的标准值，可以通过实验测定，更多的却是推算获得的注：同种类型的共价键，键能大小为：单键<双键<三键P38键长(1)概念：构成化学键的两个原子的核间距叫做该化学键的键长。由于分子中的原子始终处于不断振动之中，键长只是振动着的原子处于平衡位置时的核间距。(2)应用：①判断共价键的稳定性：键长是衡量共价键稳定性的另一个重要参数。键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定。②判断分子的空间构型：键长是影响分子空间结构的因素之一。(3)定性判断键长的方法①根据原子半径进行判断。在其他条件相同时，成键原子的半径越小，键长越短。②根据共用电子对数判断。相同的两原形成共价键时，单键键长>双键键长>三键键长。P38键角(1)概念：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角称为键角。(2)意义：键角可反映分子的空间结构，是描述分子空间结构的重要参数，分子的许多性质都与键角有关。多原子分子的键角一定，表明共价键具有方向性。(3)常见分子的键角及分子空间结构：分子键角空间结构CO2(O=C=O)180°直线形H2O(H-O)105°V形(或称角形)NH3(N-H)107°三角锥形CH4(C-H)109º28´正四面体形P4(P-P)60º正四面体形(4)测定方法：键长和键角的数值可通过晶体的X射线衍射实验获得P41分子结构的测定(1)早年的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推测分子的结构。(2)分子结构测定的常用方法：红外光谱、晶体X射线衍射(3)红外光谱法测定分子的官能团和化学键①测定原理：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。②测定过程红外光谱图分析吸收峰与谱图库对比推断分子所含的官能团和化学键③红外光谱图：表明有机物分子中含有何种化学键或官能团。④用途：确定官能团和化学键的类型。注意：大多数已知化合物的红外谱图已建成数据库，通过对比便可得到确认。P42质谱仪测定分子的相对质量(1)原理：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。(2)测定过程待测物分子离子、碎片离子电场加速磁场偏转质谱图(3)质荷比：分子离子、碎片离子的相对质量与其电荷的比值。(4)质谱法应用：测定相对分子质量，即：由于相对质量越大的分子离子的质荷比越大，达到检测器需要的时间越长，因此谱图中的质荷比最大(最右边)的就是未知物的相对分子质量，注意：当“质”为该有机物的相对分子质量，“荷”为一个单位电荷时，质荷比的最大值即为该有机物的相对分子质量——质谱图中最右边的数据。P43三原子分子的空间结构三原子分子的空间结构——直线型和V形(又称角形)化学式电子式结构式键角空间结构模型空间结构名称CO2O=C=O180º直线型H2O105ºV形P43四原子分子常见的空间结构四原子分子常见的空间结构——平面三角形和三角锥形化学式电子式结构式键角空间结构模型空间结构名称CH2O约120º平面三角形NH3107º三角锥形【特别说明】四原子分子的空间结构大多数为平面三角形和三角锥形，也有的为直线形(如C2H2)、正四面体形(如P4)等。P43五原子分子常见的空间结构五原子分子常见的空间结构——四面体形化学式电子式结构式键角空间结构模型空间结构名称CH4109º28´正四面体形P45其他多原子分子的空间结构其他多原子分子的空间结构P44价层电子对互斥模型价层电子对互斥模型(VSEPR)内容：价层电子对互斥模型认为，分子的空间结构是中心原子周围的“价层电子对”相互排斥的结果。(1)当中心原子的价电子全部参与成键时，为使价电子斥力最小，就要求尽可能采取对称结构。(2)当中心原子的价电子部分参与成键时，未参与成键的孤电子对与成键电子对之间及孤电子对之间、成键电子对之间的斥力不同，从而影响分子的空间结构。(3)电子对之间的夹角越大，相互之间的斥力越小。(4)成键电子对之间斥力由大到小的顺序：三键-三键>三键-双键>双键-双键>双键-单键>单键-单键。(5)含孤电子对的斥力由大到小的顺序：孤电子对-孤电子对>孤电子对-单键>单键-单键。P45中心原子上的价层电子对数的计算中心原子上的价层电子对数=σ键电子对数+中心原子上的孤电子对数(1)σ键电子对数的确定：由化学式确定(2)中心原子上的孤电子对数的确定：中心原子上的孤电子对数=公式中各字母的含义：a中心原子的价层电子数主族元素=最外层电子数阳离子=中心原子的价层电子数-离子的电荷数阴离子=中心原子的价层电子数+︱离子的电荷数︱x与中心原子结合的原子数b与中心原子结合的原子最多能接受的电子数H=1其他原子=8-该原子的价层电子数【特别说明】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。多重键只计其中的σ键电子对，不计π键电子对。P45几种分子或离子的中心原子上的孤电子对数P46根据价层电子对互排斥模型对几种分子或离子的空间结构的推测P47杂化轨道理论1．轨道的杂化：在外界条件影响下，原子内部能量相近的原子轨道发生混杂，重新组合成一组新的轨道的过程。2．杂化轨道：原子轨道杂化后形成的一组新的原子轨道，叫做杂化原子轨道，简称杂化轨道。3．杂化轨道理论的要点(1)原子形成分子时，通常存在激发、杂化和轨道重叠等过程。发生轨道杂化的原子一定是中心原子。(2)原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子不可能发生杂化。(3)只有能量相近的原子轨道才能杂化(如2s、2p)。(4)杂化前后原子轨道数目不变(参加杂化的轨道数目等于形成的杂化轨道数目),且杂化轨道的能量相同。(5)为使相互间的排斥力最小，杂化轨道在空间取最大夹角分布。杂化后轨道的伸展方向、形状发生改变，但相同杂化形式的杂化轨道形状完全相同。杂化使原子的成键能力增加。形成的共价键更牢固。(6)杂化轨道用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对。未参与杂化的p轨道可用于形成π键。分子的空间结构主要取决于原子轨道的杂化类型。(7)杂化轨道成键时仍具有共价键的特征——方向性和饱和性(8)杂化轨道数=中心原子上的孤电子对数+与中心原子结合的原子数。P48sp3杂化轨道类型形成过程夹角空间结构sp3杂化轨道sp3杂化轨道是由1个s轨道和3个p轨道杂化形成的109°28′正四面体形P48sp2杂化轨道类型形成过程夹角空间结构sp2杂化轨道sp2杂化轨道是由1个s轨道和2个p轨道杂化而成的120°平面三角形P48sp杂化轨道类型形成过程夹角空间结构sp杂化轨道sp杂化轨道是由1个s轨道和1个p轨道杂化而成的180°直线形P49VSEPR模型与中心原子的杂化轨道类型P52键的极性(1)极性共价键和非极性共价键共价键极性共价键非极性共价键成键原子不同种原子(电负性不同)同种原子(电负性相同)电子对发生偏移不发生偏移成键原子的电性一个原子呈正电性(δ+)，一个原子呈负电性(δ—)电中性示例H2、O2、Cl2等(2)键的极性的产生原因：共价键的极性：由于共用电子对发生偏移时，使化学键产生了呈正电性(δ+)和呈负电性(δ-)两极。(3)共价键的极性表示方法——极性向量极性向量可形象地描述极性键的电荷分布情况，极性向量指向的一端，说明该处负电荷更为集中。非极性键无极性向量，说明在非极性键里，正负电荷的中心是重合的。(4)键的极性的影响因素：共价键的极性只取决于成键原子的元素种类或电负性的差异，与其他因素无关。①同种非金属元素原子间形成的共价键是非极性键；不同种非金属元素原子间形成的共价键是极性键②电负性差值越大的两原子形成的共价键的极性越强；③共用电子对偏移程度越大，键的极性越强。(4)极性共价键和非极性共价键的判断①根据组成元素同种元素:A—A型为非极性键②根据共用电子对是否偏移共用电子对有偏移为极性键③根据元素的电负性成键原子电负性相同,为非极性键(4)存在：①非极性共价键：非金属单质(如O2、P4、石墨等，但稀有气体除外)；某些共价化合物(如H2O2、CH2=CH2)或离子化合物(如Na2O2)；②极性共价键：共价化合物(如H2O、CH4、HCl、HCN)或含原子团的某些离子化合物(如NaOH、Na2SO4、NaCN)。P52分子的极性(1)极性分子：分子中的正电中心和负电中心不重合，使分子的某一个部分呈正电性(δ+),另一部分呈负电性(δ-),这样的分子是极性分子。(2)非极性分子：分子中的正电中心和负电中心重合，这样的分子是非极性分子。P52常见的极性分子和非极性分子P53臭氧是极性分子P54键的极性对化学性质的影响(1)键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的极性而实现的，羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H+，则羧酸的酸性越大。(2)与羧基相邻的共价键的极性越大，过传导作用使羧基中羟基的极性越大，则羧酸的酸性越大。(3)烃基是推电子基团，即将电子推向羟基，从而减小羟基的极性，导致羧酸的酸性减小。一般地，烃基越长，推电子效应越大，羧酸的酸性越小。P55分子结构修饰与分子的性质P56范德华力及其对物质性质的影响(1)概念：对气体加压降温可使其液化，对液体降温可使其凝固，这表明分子之间存在着相互作用力。范德华是最早研究分子间普遍存在作用力的科学家，因而把这类分子间作用力称为范德华力。【特别说明】范德华力也是一种电性作用，包括分子中带电质子、电子间相互吸引和相互排斥。(2)存在范围：范德华力存在于由共价键形成的多数共价化合物分子、绝大多数非金属单质分子及没有化学键的稀有气体分子间。但像二氧化硅晶体、金刚石等由共价键形成的物质中不存在范德华力。(3)特征①范德华力广泛存在于分子之间，但只有分子间充分接近时才有分子间的相互作用力。②范德华力很弱，比化学键的键能小1~2个数量级。③范德华力没有方向性和饱和性。(4)影响范德华力的因素①一般地，组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，范德华力越大。②相对分子质量相同或相近时，分子的极性越大，范德华力越大。如CO为极性分子，N2为非极性分子，范德华力：CO>N2。③分子组成相同，但结构不同的物质(即互为同分异构体),分子的对称性越强，范德华力越小。④对于M相同、极性相似的分子，分子间接触面积越大，范德华力越大。如：正丁烷>异丁烷。(5)范德华力对物质性质的影响：范德华力主要影响分子构成的物质的熔、沸点等物理性质。一般规律：范德华力越大，物质的熔、沸点越高。而化学键主要影响分子构成的物质的化学性质。P57氢键及其对物质性质的影响(1)概念：氢键是除范德华力之外的另一种分子间作用力。(2)形成条件：它是由已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子之间的作用力。(3)常见类型：X-H…Y-。其中X、Y为N、O、F这样的电负性很大的原子，“-”表示共价键，…”表示形成的氢键。在X-H…Y中，X、Y的电负性越大，氢键越强；Y原子的半径越小，氢键越强。(4)特征：①氢键是一种分子间作用力，但不同于范德华力，也不属于化学键。②氢键是一种较弱的作用力，比化学键的键能小1~2个数量级，与范德华力数量级相同，但比范德华力明显的强。③氢键具有方向性(X-H…Y尽可能在同一条直线上)和饱和性(一个X-H只能和一个Y原子结合)，但本质上与共价键的方向性和饱和性不同。(5)氢键的键长：一般定义为A-H…B的长度，而不是H…B的长度。(6)存在范围：氢键不仅存在于分子间，有时也存在于分子内。(7)对物质性质的影响：

(〡)对物质溶沸点的影响：①存在分子间氢键的物质，具有较高的熔、沸点。例如：NH3、H2O和HF的熔、沸点比同主族相邻元素氢化物的熔、沸点高，这种反常现象是由于它们各自的分子间形成了氢键。②互为同分异构体的物质，能形成分子内氢键的，其熔、沸点比能形成分子间氢键的物质的低。例如：邻羟基苯甲醛能形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛能形成分子间氢键，当对羟基苯甲醛熔化时，需要较多的能量克服分子间氢键，所以对羟基苯甲醛的熔、沸点高于邻羟基苯甲醛的熔、沸点。(Ⅱ)对物质溶解度的影响：溶质与溶剂之间若能形成分子间氢键，则溶质的溶解度明显的大。P58生物大分子中的氢键P59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。说明：(1)“相似”指的是分子的极性相似。(2)这是一条经验规律，也会有不符合规律的例子，如CO、NO等极性分子均难溶于水，不少盐类(如AgCl、PbSO4、BaCO3等)也难溶于水，H2、N2难溶于水也难溶于苯等。(2)影响溶解度的因素(〡)内因①如果溶剂和溶质之间存在氢键，则溶质在溶剂中的溶解度较大。②物质自身的结构。“相似相溶”还适用于分子结构的相似性。乙醇化学式为CH3CH2OH,其中的羟基与水分子的羟基相近，因而乙醇能与水互溶；而戊醇CH3CH2CH2CH2CH2OH中的烃基较大，其中的—OH跟水分子的—OH的相似因素小得多了，因而它在水中的溶解度明显减小。③溶质与溶剂发生反应可增大其溶解度。如SO2与H2O反应生成H2SO3，SO3与H2O反应生成H2SO4，NH3与H2O反应生成NH3·H2O(Ⅱ)外因①温度：一般地，温度升高，固体物质的溶解度增大，气体物质的溶解度减小。②压强：一般地，压强越大，气体的溶解度越大。注：①影响固体溶解度的主要因素是温度。常见物质中，Ca(OH)2的溶解度随温度的升高而减小。受热易分解的物质的溶解情况需考虑温度因素。②影响气体溶解度的主要因素是温度和压强。P60分子的手性1．手性异构体与手性分子：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)。有手性异构体的分子叫做手性分子。2．手性分子的成因：当4个不同的原子或基团连接在同一个碳原子上时，这个碳原子是不对称原子。这种分子和它“在镜中的像”不能重叠，因而表现为“手性”。手性分子中的不对称碳原子称为手性碳原子。3．手性分子的判断：有机物分子具有手性是由于其分子中含有手性碳原子。如果1个碳原子所连接的4个原子或基团各不相同，那么该碳原子为手性碳原子，用*C来表示。如,R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团。所以，判断一种有机物是否为手性分子，就看其含有的碳原子是否连有4个不同的原子或基团。4．手性分子的用途(1)构成生命体的有机分子绝大多数为手性分子。互为手性异构体的两个分子的性质不同。(2)生产手性药物、手性催化剂(手性催化剂只催化或主要催化一种手性分子的合成)。P61巴斯德与手性◆教材细节补充P37键参数对分子性质的影响相同类型的共价化合物分子，成键原子半径越小，键长越短，键能越大，分子越稳定。P45根据价层电子对互斥模型判断分子或离子的空间结构在确定了σ键电子对数和中心原子上的孤电子对数后，可以依据下面的方法确定相应的较稳定的分子或离子的空间结构：σ键电子对数+孤电子对数=价层电子对数VSEPR模型分子的空间结构

【特别说明】①中心原子不含孤电子对的分子(或离子)，VSEPR模型与分子(或离子)的空间结构一致。②中心原子若有孤电子对，孤电子对也要占据中心原子周围的空间，并与成键电子对互相排斥，则VSEPR模型与分子的空间结构不一致。推测分子的立体模型必须略去VSEPR模型中的孤电子对。P48等电子原理(1)含义：原子总数相同、价电子总数相同的分子(或离子)互为等电子体。(2)特点：等电子体具有相似的结构特征(立体结构和化学键类型)及相近的性质。(3)确定等电子体的方法同主族代换或同周期相邻元素替换，交换过程中注意电荷变化。(4)常见的等电子体汇总P53分子极性的判断1．可依据分子中化学键的极性的向量和进行判断分子的极性必须依据分子中极性键的极性的向量和是否等于0而定。当分子中各个键的极性的向量和等于0时，是非极性分子，否则是极性分子。2．可根据分子中的正电中心和负电中心是否重合判断3．定性判断(1)单质分子均为非极性分子(例外O3为极性分子)；(2)根据键的极性判断。共价键是否有极性是分子是否有极性的前提条件，如果分子中不存在极性键，该分子一定不是极性分子(例外O3为极性分子)；对于双原子分子来说，键的极性和分子的极性是一致的。(3)多原子分子：①孤对电子法:如为ABn型，若中心原子A中没有孤对电子，为非极性分子，中心原子A中有孤对电子，则为极性分子。②几何对称法:如为ABn型，如果各极性键在平面内或空间均匀排列，呈中心对称或呈正多边形、正多面体分布，该分子一定是非极性分子，反之为极性分子。通常有以下几种情况：线型对称，如CO2等(键角180°)；正三角形分子，如BF3(键角120°)；正四面体型分子，如CCl4、CH4(键角109°28′)。以上几类均为非极性分子，而NH3分子为三角锥型(键角107°18′)，H2O分子为V型(键角104.5°)等均为极性分子。③中心原子化合价法: 如为ABn型，若中心原子A的化合价的绝对值等于A的主族序数，则为非极性分子；若中心原子A的化合价的绝对值不等于A的价层电子数，则为极性分子；化学式BF3CO2PCl5SO3H2ONH3SO2中心原子化合价的绝对值3456234中心原子价层电子数3456656分子极性非极性非极性非极性非极性极性极性极性【特别提醒】a、一般情况下，单质分子为非极性分子，但O3是V形分子，其空间结构不对称，故O3为极性分子。b、H2O2的结构式为H—O—O—H,空间结构是，是不对称的，为极性分子。4．实验定性证明——带电体引流法带电体引流法实验：用毛皮摩擦玻璃棒分别靠近CCl4液流和H2O流，水流发生偏移，说明水分子具有极性，同理，用同样的方法可以测定其它纯液体流分子的极性，液体流发生偏移的分子具有极性，液体流不发生偏移的分子无极性。5．根据相似相溶原理判断。极性分子组成的溶质易溶于极性分子组成的溶剂；非极性分子组成的溶质易溶于非极性分子组成的溶剂。如水为极性溶剂，Hl、NH3极易溶于水，说明它们为极性分子，Br2、I2、CCl4等不易溶于水，说明它们是非极性分子。第三章晶体结构与性质◆重点知识总结P68物质的聚集状态【名师提醒】(1)构成物质三态的粒子不一定都是分子，还可以是原子或离子等，如水的三态都是由分子构成的，离子液体是熔点不高的仅由离子组成的液体物质。(2)物质的聚集状态除了气态、液态和固态，还有晶态、非晶态，以及介于晶态和非晶态之间的塑晶态、液晶态等。P68等离子体P69液晶P69晶体与非晶体的比较比较类别晶体非晶体微观结构特征粒子周期性有序排列粒子排列相对无序性质特征自范性有无熔点固定不固定各向异性有无鉴别方法间接方法看是否具有固定的熔点或根据某些物理性质的各向异性科学方法对固体进行X射线衍射实验举例NaCl、I2、SiO2、Na晶体等玻璃、橡胶等P70获得晶体的途径(1)熔融态物质凝固，如从熔融态结晶出来的硫晶体。(2)气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)，如凝华得到的碘晶体。注：升华与凝华：固态物质受热不经过液态直接到气态的过程叫做升华；气态物质冷却不经过液态直接到固态的过程叫做凝华。升华和凝华都属于物理变化。(3)溶质从溶液中析出，如从硫酸铜饱和溶液中析出的硫酸铜晶体。P72晶体的特性(1)自范性。①定义：晶体能自发地呈现多面体外形的性质。②形成条件：晶体生长的速率适当。③本质原因：晶体中粒子在微观空间里呈现周期性有序排列。(2)各向异性：①概念：晶体的某些物理性质在不同方向上的差异，称为晶体的各向异性，包括晶体的强度、光学性质、导电性、导热性等物理性质。②用途：晶体的某些物理性质的各向异性同样反映了晶体内部质点排列的有序性。而且通过这些性质可以了解晶体的内部排列与结构的一些信息。而非晶体则不具有物理性质各向异性的特点。(3)有固定的熔点：晶体具有固定的熔点，而非晶体没有固定的熔点。(4)对称性：晶体具有特定的对称性。P72鉴别晶体与非晶体的方法(1)观察外观：晶体有规则的几何外形，而非晶体没有。(2)测定熔点是否固定：晶体有固定熔点，而非晶体没有。(3)测定是否具有各向异性：晶体有各向异性，而非晶体没有。(4)X－射线衍射法(最科学可靠的方法)：晶体能使X－射线发生衍射(得到分立的斑点或明锐的谱线)，而非晶体只能散射(得到连续的谱线)。P73晶胞1．晶胞：晶胞是描述晶体结构的基本单元，，晶胞是晶体中最小的重复结构单元。2．晶胞与晶体的关系：晶胞(微观)一般都是平行六面体，晶体(宏观)是由无数晶胞无隙并置而成。(1)无隙：相邻晶胞之间无任何间隙。(2)并置：所有晶胞都是平行排列的，取向相同。(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．晶胞的结构(1)晶胞的外形：常规的晶胞都是平行六面体。晶胞是8个顶角相同、三套各4根平行棱分别相同、三套各两个平行面分别相同的最小平行六面体。(2)立方晶胞中微粒数的计算方法如下：晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是eq\f(1,n)。对于立方晶胞而言，每个晶胞实际含有的微粒数=顶点微粒数×+棱上微粒数×+面上微粒数×+体内微粒数×1。注：①非长方体晶胞中粒子视具体情况而定三棱柱六棱柱平面型石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)被三个六边形共有，每个六边形占eq\f(1,3)②有关上述的计算必须明确：由晶胞构成的晶体，其化学式不是表示一个晶胞中含有多少个某原子，而是表示每个晶胞中平均含有各类原子的最简个数比。P75晶胞结构的测定(1)测定仪器:X射线衍射仪(2)测定方法：①X射线衍射仪单一波长的X射线晶体记录仪分立的斑点或明锐的衍射峰。②X射线衍射仪单一波长的X射线非晶体记录仪连续的谱线。(3)X射线衍射图谱的应用：经过计算可以从衍射图形获得晶体结构的相关信息。P76乙酸晶体和乙酸晶胞P78分子晶体1．分子晶体：只含分子的晶体称为分子晶体。2．构成分子晶体的微粒：分子3．分子晶体的微粒间的相互作用力：分子晶体内相邻分子间以分子间作用力相互吸引，分子内原子之间以共价键结合。P79冰和液态水的结构对比P80天然气水合物P81共价晶体1．共价晶体：所有原子都以共价键相互结合形成共价键三维骨架结构的晶体叫共价晶体。2．共价晶体的结构特点说明：①空间结构：整块晶体是一个三维的共价键网状结构，不存在单个的小分子，是一个“巨分子”，不存在单个的分子，因此，共价晶体的化学式不表示其实际组成，只表示其组成的原子个数比。②共价晶体熔化时被破坏的作用力是共价键。③共价晶体中只有共价键，但含有共价键的晶体不一定是共价晶体。如CO2、H2O等分子晶体中也含有共价键。3．共价晶体与物质的类别物质种类实例某些非金属单质晶体硼、晶体硅、晶体锗、金刚石等某些非金属化合物碳化硅(SiC)、氮化硅(Si3N4)、氮化硼(BN)等某些氧化物二氧化硅(SiO2)等P81金刚石的多面体外形、晶体结构和晶胞示意图P81石英晶体的结构P82以SiO2为原料制造的高科技产品P84石墨在高温高压下转变为金刚石示意图P86金属键1．金属键：金属阳离子和自由电子之间存在的强烈的相互作用称为金属键。2．金属键的本质——“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”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。这一理论称为“电子气理论”。由此可见，金属晶体跟共价晶体一样，是一种“巨分子”。3．金属键的成键粒子：金属阳离子和自由电子。4．金属键的特征：自由电子不是专属于某个特定的金属阳离子而是在整块固态金属中自由移动。金属键既没有方向性，也没有饱和性。5．影响金属键强弱的因素：一般来说，金属原子半径越小，价电子数越多，则金属键越强。6．金属键的存在：金属键存在与金属单质或合金中。7．金属键的强弱及其对金属性质的影响①金属键的强弱主要取决于金属元素的原子半径和价电子数，原子半径越小，价电子数越多，金属键越强；反之，金属键越弱。②金属晶体熔、沸点的高低与金属键的强弱有关，金属键越强，金属的熔、沸点越高，硬度越大。P86金属晶体(1)概念：金属原子通过金属键形成的晶体叫做金属晶体。(2)构成微粒：金属离子和自由电子(3)微粒间的相互作用：金属键(4)金属晶体的性质①金属晶体具有良好的导电性、导热性和延展性。②熔、沸点：金属键越强，熔、沸点越高。A.同周期金属单质，从左到右(如Na、Mg、Al)熔、沸点升高。B.同主族金属单质，从上到下(如碱金属)熔、沸点降低。C.合金的熔、沸点一般比其各成分金属的熔、沸点低。D.金属晶体熔点差别很大，如汞常温下为液体，熔点很低；而铁常温下为固体，熔点很高。③硬度：金属键越强，晶体的硬度越大。【易错提醒】①含有阳离子的晶体中不一定含有阴离子，例如金属晶体中只有金属阳离子和自由电子，没有阴离子。但晶体中有阴离子时，一定有阳离子。②金属单质或合金的晶体属于金属晶体P87离子晶体(1)定义：离子晶体是由阳离子和阴离子相互作用而形成的晶体(2)构成微粒：阴、阳离子【易错提醒】离子晶体不一定含有金属阳离子，如NH4Cl为离子晶体，不含有金属阳离子，但一定含有阴离子。(3)微粒间的相互作用：阴、阳离子间以离子键结合，离子内可能含有共价键(4)常见的离子晶体：强碱、活泼金属氧化物和过氧化物、大部分的盐(5)离子晶体的物理性质①较高的熔点和沸点，难挥发、难于压缩。一般来说，离子晶体具有较高的熔、沸点。离子晶体由固态变成液态或气态，需要较多的能量破坏离子键，因此，离子晶体通常具有较高的熔、沸点。②硬而脆，无延展性离子晶体的硬度较大，难于压缩。阴、阳离子间有较强的离子键，使离子晶体的硬度较大，当晶体受到冲击力作用时，分离子键发生断裂，导致晶体破碎。③不导电，但熔化后或溶于水后能导电。离子晶体不导电，熔化或溶于水后能导电。离子晶体中，离子键较强，离子不能自由移动，因此离子晶体不导电。④大多数离子晶体易溶于极性溶剂中，难溶于非极性溶剂中。大多数离子晶体易溶于极性溶剂(如水),难溶于非极性溶剂(如汽油、苯等),遵循“相似相溶”规律。【名师点拨】①离子晶体的熔、沸点和硬度与离子键的强弱有关，离子键越强，离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。②离子键的强弱与离子半径和离子所带电荷数有关，离子半径越小，离子所带的电荷数越多，离子键越强。P88离子液体P89过渡晶体(1)定义：介于典型晶体之间的晶体(2)常见类型：纯粹的典型晶体不多，大多数晶体是它们之间的过渡晶体。一般偏向离子晶体的过渡晶体在许多性质上与纯粹的离子晶体接近，通常当作离子晶体来处理，如Na2O。偏向共价晶体的过渡晶体则当作共价晶体来处理，如Al2O3、SiO2等。P2O5、SO3、Cl2O7，等则视为分子晶体。(3)范围：四类晶体都有过渡型(4)离子键的呈现规律：同周期主族元素从左到右，最高价氧化物中离子键成分的百分数逐渐减小。P90混合型晶体——石墨(1)晶体模型(2)结构特点①同层内，碳原子采用sp2杂化，以共价键相结合形成正六边形平面网状结构。所有碳原子的p轨道平行且相互重叠，p电子可在整个平面中运动。②层内的碳原子的核间距为142pm,层间距离为335pm,说明层间没有化学键相连，是靠范德华力维系的。③最小的环：六元环。石墨中每个碳原子采取sp2杂化，形成3个sp2杂化轨道，分别与相邻的3个碳原子的sp2杂化轨道重叠形成键，6个碳原子在同一平面上形成正六边形的环，伸展形成平面六元并环结构，由于每个碳原子为三个六元环所共用，即每个六元环拥有的碳原子数为6×=2，碳碳键为两个六元环所共用，每个六元环拥有的碳碳键数为6×=3,键角为120°。④每个碳原子的配位数为3，每个碳原子还有1个与碳环平面垂直的未参与杂化的2p轨道，并含有1个未成对电子，这些2p轨道互相平行，并垂直于碳原子sp2杂化轨道构成的平面。由于所有的p轨道相互平行而且相互重叠，使p轨道中的电子可在整个碳原子平面中运动。因此，石墨有类似金属晶体的导电性，而且，由于相邻碳原子平面之间相隔较远，电子不能从一个平面跳跃到另一个平面，所以石墨的导电性只能沿石墨平面的方向。(3)晶体类型：该晶体介于共价晶体、分子晶体、金属晶体之间，因而具有各种晶体的部分特点。(4)性质：熔点很高、质软、易导电等。P91硅酸盐P91纳米晶体P95配位键(1)定义：成键原子或离子一方提供空轨道，另一方提供孤电子对而形成的，这类“电子对给予一接受”键被称为配位键。提供空轨道的原子或离子称为中心原子或离子，提供孤电子对的原子对应的分子或离子称为配体或配位体。例如：[Cu(H2O)4]2+，Cu2+是中心离子，H2O是配体。(2)形成条件①成键原子一方能提供孤电子对。②成键原子另一方能提供空轨道。如反应NH3+H+=NH4+,NH3中的N上有1对孤电子对，H+中有空轨道，二者通过配位键结合形成NH4+,NH4+的形成可表示如下：【易错提醒】①孤电子对：分子或离子中，没有跟其他原子共用的电子对就是孤电子对。如分子中中心原子分别有1、2、3个孤电子对。含有孤电子对的微粒：分子如CO、NH3、H2O、有机胺等分子，离子如SCN—、Cl—、CN—、NO2—等。②含有空轨道的微粒：过渡金属的原子或离子。一般是过渡金属的原子或离子如：Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ni2+、Co3+、Ni;还有H+、Al3+、B、Mg2+等主族元素原子或离子。一般来说，多数过渡金属的原子或离子形成配位键的数目基本上是固定的，如Ag+形成2个配位键，Cu2+形成4个配位键等。(3)表示方法(电子对给体)A→B(电子对接受体)或A—B。如H3O+的电子式为结构式为；[Cu(H2O)4]2+的结构式为(4)特征：配位键是一种特殊的共价键，具有饱和性和方向性。一般来说，多数过渡金属的原子或离子形成配位键的数目是基本不变的，如Ag＋形成2个配位键；Cu2＋形成4个配位键等。【易错提醒】①配位键实质上是一种特殊的共价键，孤电子对是由成键原子一方提供，另一原子只提供空轨道；而普通共价键中的共用电子对是由两个成键原子共同提供的。②与普通共价键一样，配位键可以存在于分子中[如Ni(CO)4],也可以存在于离子中(如NH4+)。③相同原子间形成的配位键与它们之间形成的共价单键相同，如中的4个N-H(键能、键长和键角)完全相同，故其结构式也可表示为,NH4+的空间结构是正四面体形。④配位键一般是共价单键，属于σ键。P95配合物(1)定义通常把金属离子或原子(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称为配位化合物，简称配合物。如氢氧化二氨合银{[Ag(NH3)2]OH}、硫酸四氨合铜[Cu(NH3)4]SO4}等(2)组成配合物由中心离子或原子(提供空轨道)和配体(提供孤电子对)组成，分内界和外界，以[Cu(NH3)4]SO4为例：①中心原子(离子):提供空轨道，接受孤电子对。配合物的中心粒子一般是带正电荷的阳离子或中性原子，具有接受孤电子对的空轨道，通常是过渡元素的原子或离子，如Fe、Ni、Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+、Co3+、Cr3+等。②配体：提供孤电子对的离子或分子，配体可以是一种或几种。如分子CO、NH3、H2O等，阴离子F—、CN—、Cl—等。配体中直接同中心原子配位的原子叫做配位原子。配位原子必须有孤电子对。③配位数：直接同中心原子(离子)配位的分子或离子的数目叫中心原子(离子)的配位数。如[Fe(CN)6]3—中Fe3+的配位数为6。中心原子或离子的配位数一般为2、4、6、8等。配位数不一定等于配位键或配体的数目。④内界和外界：配合物分为内界和外界，其中配离子称为内界，与内界发生电性匹配的离子称为外界，外界和内界以离子键相结合。⑤配离子的电荷数：配离子的电荷数等于中心原子或离子与配体总电荷的代数和。如[Co(NH3)5C1]n+中，中心离子为Co3+，n=2【易错提醒】①配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分，如[Co(NH3)5C1]Cl2=[Co(NH3)5C1]2++2C1—,而内界微粒很难电离(电离程度很小),因此，配合物[Co(NH3)5C1]Cl2内界中的C1—不能被Ag+沉淀，只有外界的C1—才能与AgNO3溶液反应产生沉淀。②有些配合物没有外界，如Ni(CO)4就无外界。③配合物不一定含有离子键，如Ni(CO)4就无离子键。④含有配位键的化合物不一定是配合物；但配合物一定含有配位键。如NH4Cl等铵盐中铵根离子虽有配位键，但一般不认为是配合物。P95【实验3-2】配离子对溶液颜色的影响【解读】(1)现象和结论：固体①CuSO4②CuCl2·2H2O③CuBr2④NaCl⑤K2SO4⑥KBr颜色白色绿色深褐色白色白色白色哪些溶液呈天蓝色天蓝色天蓝色天蓝色无色无色无色实验说明什么离子呈天蓝色，什么离子没有颜色水溶液中的Cu2+主要以水合离子[Cu(H2O)4]2+存在，呈天蓝色。SO42-、Cl-、Br-、Na+、K+在溶液中均无色(2)注意：在点滴板上实验，固体的量尽量少，慎用玻璃棒搅拌，因为太粗，易把溶液与其他溶液混合，可考虑改用牙签。如果是演示实验，一定要用实物投影，以便学生能够观察。放置一段时间后观察为宜，避免未溶解的固体对溶液颜色的影响。另不宜追求浓度大，如CuCl2溶液浓度大时，可能呈绿色。P96【实验3-3】配合物的制备与应用：[Cu(NH3)4]SO4·H2O【解读】(1)实验现象：实验操作实验现象实验结论向盛有4mL

0.1mol/L

CuSO4溶液的试管里滴加几滴1

mol/L

氨水形成难溶物Cu2++2NH3·H2O=Cu(OH)2↓+2NH4+继续添加氨水并振荡试管难溶物溶解，得到深蓝色的透明溶液Cu(OH)2+4NH3=[Cu(NH3)4](OH)2再向试管中加入极性较小的溶剂(如加入8

mL

95%乙醇)，并用玻璃棒摩擦试管壁析出深蓝色晶体深蓝色晶体为[Cu(NH3)4]SO4·H2O，说明该配合物在乙醇中的溶解度小于在水中的溶解度(2)实验结论：结构测定的实验证明，无论在得到的深蓝色透明溶液中，还是在析出的深蓝色的晶体中，深蓝色都是由于存在[Cu(NH3)4]2+，它是Cu2+的另一种常见配离子，中心离子仍然是Cu2+，而配体是NH3，配位数为4。(3)注意：乙醇的分子极性弱于水，乙醇的加入，形成乙醇—水的混合溶剂，极性比水的更弱。根据相似相溶原理，使离子化合物在乙醇—水的混合溶剂中的溶解度更小。用玻璃棒摩擦试管壁的作用，是为了加快结晶速度。通过摩擦，可在烧杯内壁产生微小的玻璃微晶来充当晶核，容易诱导结晶。这与加入晶种来加速结晶的原理是一样的。P97【实验3-4】配合物的制备与应用：Fe(SCN)3【解读】(1)实验现象：溶液变为红色。(2)实验结论：Fe3++3SCN-=Fe(SCN)3,三价铁离子跟硫氰根离子形成红色配合物，可用于鉴定溶液中存在Fe3+。(3)注意：向盛有少量0.1mol/LFeCl3溶液中滴加1滴0.1mol/LKSCN溶液，可发生如下反应：Fe3+

+nSCN—=[Fe(SCN)n]3-n(n=1~6，随SCN—的浓度而异)，这一系列配离子的颜色从吸收峰的波长来看是相近的。实验中KSCN的用量是少量的，因此产物主要为[Fe(SCN)]2+。这是鉴定Fe3+的灵敏反应之一，也常用于Fe3+比色测定。P97【实验3-5】配合物的制备与应用：[Ag(NH3)2]Cl【解读】(1)实验现象:先得到白色沉淀，继续加氨水沉淀溶解，得到澄清的无色溶液。(2)实验结论：Ag++Cl-=AgCl↓，AgCl+2NH3=[Ag(NH3)2]Cl(3)注意：AgCl的溶度积常数Ksp=1.8x10-10。[Ag(NH3)2]+的稳定常数K稳=。AgCl+2NH3=[Ag(NH3)2]++Cl—反应平衡常数：从平衡常数可知，选择氨水浓度较大为宜。若在上述[Ag(NH3)2]Cl溶液中加入Br—，则产生浅黄色的AgBr沉淀，因为AgBr的溶度积常数Ksp=5.0×10-13非常小，AgBr仅微溶于浓氨水。P98超分子1．超分子：由两种或