2026年高考化学一轮复习：鲁科版选择性必修2考点清单

知识清单1原子结构与性质

一、原子结构核素、同位素

1.原子的构成

(1)构成微粒及作用

-质子-核电荷数决定元素种类

原子核-

-中子与质子数共同》决定核素种类

决定主族元素

「最外层电子数―

核外电子-的化学性质

L各层电子数

⑵微粒间的数量关系

①原子中，质子数(Z)一核电荷数一核外电子数，质量数(八)一质子数g)+中子

数(M。

②阳离子9x〃+的核外电子数二质壬数二

③阴离子次〃，的核外电子数=贬数+阴离子所带的电荷数=Z+m。

2.元素、核素、同位素

(1)相互关系

［同呼索)

假,薮豆而有I万虻花而后二i蒜而尾

响原子的互称

(2)常见核素及其用途

核素枷¥c1H怕附)

用途核燃料考古断代制氢弹示踪原子

二、核外电子运动状态与排布原理

1.核外电子运动状态

(1)原子核外能层、能级、原子轨道之间的关系

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能层—1三四

能层

KLMN

符号

能级

Is2s2p3P3d4§4d4f

符号

各能

级原

1131351357

子轨

道数

各能

层原

14916

子轨

道数

最多

容纳

2§IS32

电子

数

(2)原子轨道的形状和能量

轨道形状能量比较

s电子云轮廓图呈球形，能层序数

越大，原子轨道的半径越大形状相同的原子轨道能量的高低：

oOoO1s<2s<3s<4s

Is2s3s4s

p电子云轮廓图呈哑铃形，能层序

数越大，原子轨道的半径越大同一能层内形状相同而伸展方向

垂加打不同的原子轨道的能量相等，即

/2P-V=〃P,Y=Hpz

p*p,P:

2.基态原子的核外电子排布

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（1）排布原则

在构建基态原子时.电子将尽可

能战最

能地占据能最邈的原子轨道,使

低城理整个原子的能瑞低

(

排

布泡利二在一个原子轨道里,最多只能容纳

原

原理

则;2个电子，它们的自旋相反

、—一—一—一.-----------------------

)

洪特城态原子中.填入®L正机道的电子总

规则是先单独分占,且行

0W________一一_______

［注意］当能量相同的原子轨道在全充满》6、/。、"）、半充满（p3、d\f7）,全

空（p°、d°、F））时原子的能量最低，如24cl•的电子排布式为［Ar］3d54sl29C11的电

子排布式为［Ar］3di°4sL

（2）表示方法

表示方法举例（以P原子为例）

原子结构示意图

电子排布式Is22822P63s23P3

简化电子排布式[Ne]3s23P3

轨道表示式Is2s2p3s3p

（又称电子排布图）ItllItlllfllSlHliHHfItltl

3.基态和激发态原子光谱

吸.—形成吸收释放形成一纹魁

能吊:能代光谱

三、元素周期表与元素周期律

1.元素周期表

（1）元素周期表的结构和分区

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（2）元素周期表的应用

2.元素周期律

（1）主族元素的周期性变化规律

项目同周期（从左到右）同主族（从上到下）

电子层数相同依次增加

原子

最外层电子数依次增加相同

结构

原子半径逐渐减小逐渐增大

金属性逐渐减弱逐渐增强

非金属性逐渐增强逐渐减弱

元素最局正化合价：4-1-*

性质+7（0、F除外），最低相同，最高正化合价=

化合价

负化合价=主砥数主族序数9、F除外）

二g（H为一1价）

最高价氧化物对

酸性逐渐增强，碱性逐酸性逐渐减弱，碱性逐

化合应水化物的酸碱

渐减弱渐增强

物性性

质简单气态氢化物

逐渐增强逐渐减弱

的稳定性

（2）电离能和电负性

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同周期元素：从左到右，第一电离能总体呈增大的趋势(第

HA族、第VA族特殊)

电离能

同族元素：从上到下，第一电离能逐渐减小

同种原子：逐级电离能越来越大，即人</2</3……

同周期主族元素：从左到右，电负性逐渐变大

电负性

同主族元素：从上到下，电负性逐渐变小

(3)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。

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。

(4)对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与方上友的主族元素的有些性质是相似的，这种

相似性被称为对角线规则。如锂和镁、镀和铝、硼和硅等。

知识清单2分子结构与性质

一、化学键与化合物类型

1.化学键

相邻的原子

之间强烈的

相互作用

2.离子键和共价键

共价键

项目离子键

非极性键极性键

成键粒子

阴、阳离子之间的静电共用电子对与成键原子间的静

成犍实质

作用电作用

形成条件活泼金属与活泼韭金属同种元素原丕触;元素原

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经得失电子，形成离子子之间成键子之间成键

键；钱根离子与酸根离

子之间形成离子键

3.离子化合物和共价化合物

项目离子化合物共价化合物

定义含有离子键的化合物只含有共价键的化合物

构成微粒阴、阳离子原子

一定含有离子键，可能含有

化学键类型只含有共价键

共价键

酸、弱碱、极少数盐以及气

活泼金属氧化物、强碱和绝

化合物类型态氢化物、非金属氧化物、

大多数盐等

大多数有机物等

4.化学键的表示方法——电子式

(1)常见物质电子式的书写

:ci:

原子钠原子：Na：氯原子：-.〜

简单离子匚F：3-

铝禺子：Alt氟离子：^〜

H

[H：N：H]+

••

H

复杂离子筱根离子：

匚()：H]-

氢氧根蜀子：〜------~

[:ci:]-Mg2+[:ci:]-

氯化镁：--------------------

离子化合物

Na-[：6：()：]2-Na-

非金属单质氧气：三，二氮气：以L22L

一蜀力源：0：：c::6:

共价化合物

H：6：0：H

过氧化氢：™

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(2)用电子式表示化合物的形成过程

①离子化合物,如NaQ:NaG@：—Na+「@：「。

②共价化合物，如HOW+©-H；C2

二、共价键

1.本质及特征

共价键是原子间通过共用电子对所形成的相互作用，本质是原子间通过原子轨道

重叠产生的强烈作用，特征是具有方向性和饱和性。

2.。键、71键的形成

=>00=>H,一

S-S型

H—H的$-60•键的形成

HciHCI

O键S-P型G)eoCO^GCO^>0•

H—Cl的S-Do•键的形成

ClClClCl.

P-P型

Cl—Cl的p-P。键的形成

8小-8^88

71键未成对电子的原原子轨道形成的“键

子轨道相互靠拢相互重叠

P-P7T键的形成

甲？H

大兀键

苯分子中苯分子中碳原苯分子中

的。键子的2P轨道的“键

3.键参数对分子性质的影响

⑴键能越大，键长越短，分子越稳定。

蹉「键能下些分子的稳定性

I:邛”分子的空间结构」性质

三、价层电子对互斥模型和杂化轨道理论

1.价层电子对互斥(VSEPR)模型

(1)理论要点

①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。

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②孤电子对的排斥力较大，孤电子对数越多，排斥力越大，键角越小。

（2）用价层电子对互斥模型推测分子的空间结构

价层键电子对数中心原子结合的原子数

电子

-（中心原子上的孤电子对数卜十（吁山）

迪

。是中心原子的价电子数（阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数），b是与

中心原了结合的原了最多能接受的电了数，人是与中心原了结合的原了数。

2.杂化轨道理论

（I）杂化轨道用于形成聂键或用来容纳未参与成键的孤电子对，不能形成几键;

未参与杂化的p轨道正用于形成兀键。

⑵杂化轨道的三种类型

叩杂化轨道由1件型坦和吐逋逋杂化而

sp杂化）

得.杂化轨道而买而痂80。,呈江线形

叩2杂化轨道由1ybs轨道和2t尚逋杂化而

Sp?杂化）-

得，杂化轨道间痛而0。.呈平面一:角形

S1?杂化轨道由1个S轨道和3个陶I道杂化而

杂化卜

得,杂化轨道间英石茄）9°28',呈四面体形

（3）杂化轨道类型与微粒空间结构的关系

中心原子中心原子中心原子

VSEPR模分子（或离子）的空

实例上的价层上的孤电的杂化轨

型间结构

电子对数子对数道类型

BeCh

20SP直线形直线形

CO2

col0平面三角

3起

SO21援

正四面体形

NH40

NH341sp3四面体形三角锥形

H2O2Y>

四、键角的比较

⑴先看中心原子的杂化轨道类型，sp（180o）＞sp2（120o）＞sp3（109O28，）。

⑵杂化轨道类型相同时，看中心原子上的孤电子对数，孤电子对数越多，犍角

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越小。排斥力大小：孤电子对一孤电子对〉孤电子对一成键电子对〉成键电子对

一成键电子对。

(3)杂化轨道类型和中心原子上的孤电子对数均相同时，看原子的电负性(以AX〃

为例)：

①中心原子电负性越大，A—X形成的共用电子对之间的斥力越强，键角越大。

②成键原子的电负性越大,A—X形成的共用电子对之间的斥力越弱，键角越小。

(4)看化学键类型：双键间斥力〉双键与单键间斥力,单键间斥力。

五、分子结构与物质的性质

1.极性

(1)共价键的极性与分子极性的关系

・双原子分子,如HQ、NO、IBr等

正负电中

极乂极V形分子,如山0、H2S、SO?等

性心不重介样

键、正负分三角锥形分子,如NHj、Pm等

'电子非正四面体形分子,如CH£I、

▽心'CHzCb、CHCh等

非正负I'单质分子,如Ch、N2、P八L等

极中心重小§

直线形分子,如(；。2、C&、C2H2等

件正四面体形分子,如讯、网、*等

键Z

平面正三角形分子，如1小3、》)3等

(2)键的极性对竣酸酸性的影响

酸性原因

电负性：F>C1一极性：F—C>

三氟乙酸〉三氯乙酸Cl—C引起》极性:F3C—>ChC—导致

羟基极性：三氟乙酸〉三氯乙酸

烷基(一R)是推电子基团，烷基越长推电子

甲酸〉乙酸〉丙酸效应越大，使竣基中的羟基的极性越小，竣

酸的酸性越弱

2.分子间的作用力——范德华力与氢键

项目范德华力氢键

分子或原子(稀有气体分H与N、0、F等电负性很

作用微粒

子)大的原子

分类—分子内氢键和分子间氢键

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特征无方向性和饱和性食饱和性和方向性

强度共价键N氢键?范德华力

①组成和结构相似的物

影响其强度的质，相对分子质量越大，X—H…Y强弱与X和Y

因素范德华力越大；②分子的的电负性有关

极性越大，范德华力越大

分子间氢键使物质的熔、

对物质性质的范德华力越大，物质的熔、

沸点升高,分子内氢键使

影响沸点越高

物质的熔、沸点降低

3.溶解性

(1)“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于韭极性溶剂，极性溶质一般能

溶于极性溶剂。若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增.大。

⑵随着溶质分子中憎水基个数的增多，溶质在水中的溶解度减小。如甲醇、乙

醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。

4.分子的手性

在有机化合物分子中，连有四个不同原子或基团的碳原子，称为手性碳原子。含

OH()

III

有手性碳原子的分子是手性分子，如(、H.—"CH—()H中七为手性碳原子。

六、配合物与超分子

1.配合物

⑴概念：金属离壬或原子(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。

(2)形成条件：①配体有孤电子对；②中心原子或离子有空轨道。

(3)组成:如[CU(NH3)4]SO4

*配*^^>位^**原^***子^^*.

t

[CiHNIi.hJSCh

/I

中心离子配位体配位数外界离子

内?______________，界

配一物

2.超分子

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(1)含义：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。

(2)相互作用：超分子内部分子之间通过非共价键用结合，包括氢键、静电作用、

疏水作用以及一些分子与金属离子形成的弱配位键等。

(3)重要特征：分子识别、自组装。

知识清单3晶体结构与性质

一、晶体和晶胞

1.晶体与非晶体

(1)晶体与非晶体的区别

项目晶体非晶体

原子在三维空间里呈原子排列相对无

微观结构

周期性有序排列序

自范性有没有

性质特征熔点固定不固定

各向异性有无

间接方法测定其是否有固定的熔息

二者区别方法

科学方法对固体进行X射缈遗实验

(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。

2.晶胞的判断及微粒数计算

⑴晶胞的判断

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)晶胞中的微粒数R的计算——均摊法

晶胞正(或长)方体正六棱柱正三棱柱

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1、UJ

/I

1>Q

/(

•6-pt

>◎,

示意图■——J-7二】

HII

・一一二一一。

:z»

丫一—一一(_______

✓/\7<

1

顶点上的微1

粒12

侧棱上的微11

粒56

上下棱的微11

粒44

面上的微粒113

岳92

内部的微粒111

二、晶体的构成与性质

1.四种晶体类型的比较

晶体类型分子晶体共价晶体金属晶体离子晶体

金属阳离

构成微粒分子原子子、自由电阴、阳离子

子

粒子间的

范德华力（某些

相互作用共价键金属键离子键

含氢键）

力

有的很大，

硬度较小很大较大

有的很小

有的很高，

熔、沸点较低很高较高

有的很低

难溶于常见大多易溶于

难溶于一般

溶解性相似相溶溶剂（部分与水等极性溶

溶剂

水反应）剂

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晶体不导

一般不导电，溶

导电、导一般不具有电和热的良电，水溶液

于水后有的能

热性导电性导体或熔融态导

导电

电

部分非金属单

质（如卤素、

硫）、所有非金某些单质（如金属氧化物

属氢化物（如硫金刚石、硅、（如K2。、

纯金属（如

化氢、氨）、儿晶体硼、楮）、Na?。）、强碱

物质类别Na、Al、Fe）、

乎所有的酸、部某些非金属（如KOH、

及举例合金（如青

分非金属氧化化合物（如NaOH）、绝

铜）

物（如S02）、稀SiC、SiCh、大多数盐（如

有气体、绝大多

Si3N4）NaCl）

数有机物（有机

盐除外）

2.晶体熔、沸点比较

（1）不同类型晶体：熔、沸点高低的一般规律为共价晶体〉离子晶体〉分子晶体。

⑵相同类型晶体

晶体类型比较方法

金属阳离子半径越小，所带电荷数越多，金属键越强，

金属晶体

熔、沸点越高

阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，熔、沸点

离子晶体

越高

共价晶体原子半径越小，键长越短，溶、沸点越高

组成和结构相似，相对分子质量越大，范德华力越大，

熔、沸点越高；能形成分子间氢键的分子晶体的熔、

分子晶体

沸点反常得高；组成和结构不相似（相对分子质量接

近），分子的极性越大，熔、沸点越高

三、常见晶体的结构及相关计算

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1.典型晶体的结构模型

晶体晶体结构晶体详解

0(1)碳原子采取Sp3杂化，键角均

°为109°28：

金刚石箜

(2)每个C参与4条C—C的形成，

C原子数与C—C数之比为LL2

共价

⑴每个Si与支个O结合，形成

晶体

正四面体结构，〃(Si):H(O)=

1女

SiO2

oSi•i(2)最小环上有J2个原子，即6

个0和0个Si

^>5；

分子:⑴CO2分子的配位数为12

干冰£

晶体iT)(2)每个晶胞中含有4个C02分子

(l)Na+[C「)的配位数为6,每个

Na