（新教材人教2019版）高中化学选择性必修2全册必背知识点（填空版+背诵版）.docx

1、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)E(O)E(P)E(Q) 。2、能级(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 。(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

2、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KLMNOPQ能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s最多电子数226261026101422818322n2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 、 5 、 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 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

3、跃迁到 较高 能级，变成 激发 态原子。2、光谱(1)光谱的成因及分类(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2、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2He： 1s2 ；8O： 1s22s22p4_；10Ne：_1s22s22p6_；14Si：_1s22s22p63s2

4、3p2_；18Ar：_1s22s22p63s23p6_；19K：_1s22s22p63s23p64s1_；21Sc：_1s22s22p63s23p63d14s2_；26Fe：_1s22s22p63s23p63d64s2_。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()表示，即(P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

5、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 。(3)形状3、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。(2)形状s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 。p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nsnpndnf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 ，原子轨道的半径越 大 。如：(2)s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道，

6、它们互相垂直，分别以px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量 相同 。(3)原子轨道数与能层序数(n)的关系：原子轨道数目 n2 。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(和)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)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。(4)自旋平行

7、： 箭头同向 的单电子称为自旋平行。(5)在氧原子中，有 3 对电子对，有 2 个单电子。(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1s22s22p63s23p63d44s2。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

8、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（二）核外电子的表示方法电子排布式与轨道表示式的比较电子排布式含义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K： 1s22s22p63s23p64s1 简化电子排布式含义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以相应稀有气体元素符号外加 方括号 表示意义避免书写电子排布式过于繁琐实例K： Ar4s1 轨道表示式含义每个方框代表一个原子轨道

9、，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 自旋 状态实例Al： 熟记第四周期未成对电子数规律未成对电子数及其占据的原子轨道元素符号及价电子排布14sK：4s1,Cu： 3d104s1 3dSc：3d14s24pGa：4s24p1，Br： 4s24p5 23dTi：3d24s2，Ni： 3d84s2 4pGe：4s24p2，Se：4s24p433dV：3d34s2，Co： 3d74s2 4pAs：4s24p343dFe： 3d64s2 53dMn：3d54s2 63d和4sCr：3d54s1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

10、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 17 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。(3)玻尔元素周期表玻

11、尔元素周期表特别重要之处是把2128、3946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nsnp电子数元素数目一1s12 2 2 二2s122p16 8 8 三3s123p16 8 8 四4s

12、123d1104p16 18 18 五5s124d1105p16 18 18 六6s124f1145d1106p16 32 32 七7s125f1146d1107p16 32 32 (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表：2、元素周期表探究(1)元素周期表的结构元素周期表(2)元素周期表的分区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、f 4个区，而B、B族这

13、2个纵行的元素的核外电子因先填满了 (n1)d 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。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 ”。(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：锂和镁的相似性A、锂与镁的沸点较为接近：元素LiNaBeMg沸点/1 341881.42 4671 100B、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

14、反应都十分缓慢。4LiO22Li2O、2MgO22MgO。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。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)33HCl= AlCl33H2O ，Al(OH)3NaOH=

15、NaAlO22H2O ；Be(OH)22HCl= BeCl22H2O ，Be(OH)22NaOH= Na2BeO22H2O 。C、二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。D、BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易 升华 。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。B、B与Si的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应：2B2KOH2H2O= 2KBO23H2 ，Si2KOHH2O= K2SiO32H2 。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价电子排

16、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 。(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 。2、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 。(2)同主族：从上到下，核电荷数越 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 大 于高价阳离子。例如：r(Cl)r(Cl)，r(Fe)r(Fe2)r(Fe3)。(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大 ，半径越 小 。例

17、如：r(O2)r(F)r(Na)r(Mg2)r(Al3)。(3)带相同电荷的离子：能层数越 多 ，半径越 大 。例如：r(Li)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)为参照，r(K) r(Na) r(Mg2)。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 。(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

18、数，电子数 多 的半径 大 。（二）元素的电离能1、元素第一电离能的概念与意义(1)概念第一电离能： 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： I1 。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：I1I2I3(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

19、 ，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 。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：I1I2 A，A A。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：I1I2I3，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

20、。 （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 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 。3、应用(1)判断元素的金属性和非金属性强弱金属的电负性一般 小于 1.8，非金属的电

21、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。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 。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)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.02.10.91.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.01.5

22、1.51.7，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 最外层电子数12或8 相同 金属性 减弱 增强 非金属性 增强 减弱 单质的氧化性、还原性氧化性 增强 减弱 还原性 减弱 增强 最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性 增强 减弱 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AA，AA) 减小 电负

23、性 变大 变小 2、电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系注意：第一电离能：AA，AA。 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 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

24、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1、键形成由两个原子的s轨道或p轨道“ 头碰头 ”重叠形成类型s-s型s-p型p-p型特征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 ；键的强度较 大 2、键形成由两个原子的p轨道“ 肩并肩 ”重叠形成p-p 键特征键的电子云具有 镜面对称 性，即每个键的电子云由两块组成，分别位于由两原子核构成平面的 两侧 ，如果

25、以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为 镜像 ；键 不能 旋转；不如键 牢固 ，较易 断裂 3、判断键、键的一般规律共价单键为 键；共价双键中有一个 键、一个 键；共价三键由一个 键和两个 键组成。 共价键的分类二、键参数键能、键长与键角（一）键能1、概念气态分子中 1_mol 化学键解离成气态原子所 吸收 的能量。它通常是298.15 K、100 kPa条件下的标准值，单位是 kJmol1 。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，

26、共价键的键能越 大 ，分子越 稳定 。(3)利用键能计算反应热H 反应物 总键能 生成物 总键能（二）键长和键角1、键长(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 ，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(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 空间结构 。(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 10928CH4、CCl4平面形

27、 120苯、乙烯、BF3等三角锥形107NH3V形(角形) 105H2O直线形 180CO2、CS2、CHCH(4)部分键角图解第二节 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

28、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、三原子分子化学式电子式结构式键角空间结构空间结构名称CO2O=C=O 180 直线形 H2O 105 V形 2、四原子分子化学式电子式

29、结构式键角空间结构空间结构名称CH2O约120 平面三角形 NH3 107 三角锥形 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CH4 10928 正四面体形 CCl4 10928 正四面体形 4、其他多原子分子的空间结构三、价层电子对互斥模型1、价层电子对互斥模型(VSEPR model)：对ABn型的分子或离子，中心原子A的价层电子对(包括成键的 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(1)中心原子价层电子对数 键电子

30、对数孤电子对数 。(2) 键电子对数的计算由化学式确定，即中心原子形成几个 键，就有几对 键电子对。如H2O分子中， O有 2 对 键电子对。NH3分子中， N有 3 对 键电子对。(3)中心原子上的孤电子对数的计算中心原子上的孤电子对数(axb)a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 价电子数离子所带电荷数 ；对于阴离子：a 价电子数离子所带电荷数 。x表示与 中心原子 结合的原子数。b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该原子的价电子数 。3、价层电子对的空间结构(即VSEPR模型)价层电子对数目： 2、3、4 VSEPR模

31、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键电子对数孤电子对数VSEPR模型及名称分子(或离子)的空间结构及名称CO2 2 0 直线形直线形CO 3 0 平面三角形平面三角形CH4 4 0 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价层电子对数孤电子对数VSEPR模型及名称分子的空间结构及名称NH3 4 1 四面体形三角锥形H2O 4 2 四面体形 V形SO2 3 1 平面

32、三角形 V形四、杂化轨道理论简介（一）杂化轨道理论要点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

33、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s和p的成分，sp3杂化轨道间的夹角为 10928，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s和p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s和p的成分，sp杂化轨道间的夹角为180，呈直线形，如下图所示。2、杂化轨道类型与

34、分子空间结构的关系(1)当杂化轨道全部用于形成键时，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spsp2sp3轨道夹角18012010928杂化轨道示意图实例BeCl2BF3CH4分子结构示意图分子空间结构 直线形 平面三角形 正四面体形 (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。ABn型分子中心原子杂化类型中心原子孤电子对数空间结构实例AB2sp21 V形 SO2AB3sp31 三角锥形 NH3、PCl3、NF3、H3OAB2或(B2A)2 V形 H2S、NH第三节 分子结构与物质的性质一、共价键

35、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由 不同 原子形成的 共价 键，电子对发生偏移电子对不发生偏移的 共价 键原子吸引电子能力 不同 相同 共用电子对共用电子对偏向吸引电子能力强的原子共用电子对 不发生 偏移成键原子电性 显电性 电中性 成键元素一般是 不同种 非金属元素 同种 非金属元素举例ClCl、HH2、分子的极性(1)极性分子与非极性分子(2)共价键的极性与分子极性的关系（二）键的极性对化学性质的影响例如，羧酸是一大类含羧基(COOH)的有机酸，羧基可电离出H而呈酸性。羧酸的酸性可用pKa的大小来衡量，pKa越 小 ，酸性越 强 。羧酸的酸性大小与其分子的

36、组成和结构有关，如下表所示：不同羧酸的pKa羧酸pKa丙酸(C2H5COOH)4.88乙酸(CH3COOH)4.76甲酸(HCOOH)3.75氯乙酸(CH2ClCOOH)2.86二氯乙酸(CHCl2COOH)1.29三氯乙酸(CCl3COOH)0.65三氟乙酸(CF3COOH)0.23二、分子间作用力1、范德华力及其对物质性质的影响(1)概念：是 分子 间普遍存在的 相互作用力 ，它使得许多物质能以一定的凝聚态(固态和液态)存在。(2)特征：很 弱 ，比化学键的键能小12个数量级。(3)影响因素：分子的极性越 大 ，范德华力越 大 ；组成和结构相似的物质，相对分子质量越 大 ，范德华力越 大

37、。(4)对物质性质的影响：范德华力主要影响物质的 物理 性质，如熔、沸点，组成和结构相似的物质，范德华力越 大 ，物质熔、沸点越 高 。2、范德华力的正确理解(1)广泛存在于 分子 之间。(2)只有分子间充分接近时才有 分子 间的相互作用力(范德华力)，如固体和液体物质中。(3)范德华力无 方向 性和 饱和 性。只要分子周围空间允许，分子总是尽可能多地吸引其他分子。3、氢键及其对物质性质的影响(1)概念：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。(2)表示方法：氢键通常用AHB表示，其中A、B为N、O、F，“”表示 共价键 ，“”表示形成的 氢

38、 键。(3)氢键的本质和性质氢键的本质是静电相互作用，它比化学键弱得多，通常把氢键看作是一种比较强的分子间作用力。氢键具有方向性和饱和性，但本质上与 共价 键的 方向 性和 饱和 性不同。方向性：AHB三个原子一般在同一方向上。原因是在这样的方向上成键两原子电子云之间的排斥力最 小 ，形成的氢键最 强 ，体系最 稳定 。饱和性：每一个AH只能与一个B原子形成 氢 键，原因是H原子半径很小，再有一个原子接近时，会受到A、B原子电子云的排斥。(4)分类：氢键可分为分子间 氢 键和分子内 氢 键两类。存在 分子内 氢键，存在 分子间 氢键。前者的沸点 低于 后者。(5)氢键对物质性质的影响：氢键主要

39、影响物质的熔、沸点，分子间氢键使物质熔、沸点 升高 ，分子内氢键使物质熔、沸点 降低 。4、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，如蔗糖和氨易溶于水， 难 溶于四氯化碳；萘和碘易溶于四氯化碳， 难 溶于水。(2)影响物质溶解性的因素外界因素：主要有 温度、压强 等。氢键：溶剂和溶质之间的氢键作用力越 大 ，溶解性越 好 。分子结构的相似性：溶质和溶剂的分子结构相似程度越 大 ，其溶解性越 大 ，如乙醇与水 互溶 ，而戊醇在水中的溶解度明显减 小 。三、分子的手性1、概念(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

40、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，即是手性碳原子。 第三章 晶体结构与性质第一节 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