苏教版（2019）高中化学选择性必修二本册综合知识点

这是一份苏教版（2019）高中化学选择性必修二本册综合知识点，共31页。
专题1 揭示物质结构的奥秘考点1 认识物质的特征结构1．原子结构与元素性质的关系（1）元素原子最外层电子排布的周期性是元素性质周期性变化的主要原因。（2）原子结构与元素的金属性和非金属性强弱的关系：原子半径越大，最外层电子数越少，失去电子能力越强，元素的金属性越强。原子半径越小，最外层电子数越多，得到电子能力越强，元素的非金属性越强。（3）NaCl的形成钠原子在化学反应中易失去最外层的1个电子，形成Na+，钠元素表现出强的金属性；氯原子在化学反应中倾向于获得1个电子，形成Cl-。Na+与Cl-通过静电作用形成氯化钠晶体。2．研究物质之间化学反应的本质及过程（1）本质：研究从一种结构（反应物）如何转变为另一种新的结构（生成物）。（2）研究过程：对反应物、生成物的特征结构进行针对性研究（3）研究目的：反应物中什么原子或原子团上的化学键容易发生断裂，继而在什么位置上生成新的化学键。（4）乙醇的氧化反应：乙醇分子中—OH失去一个H，与—OH相连的C上失去一个H，形成C=O，乙醇转化为乙醛，这个过程称为为氧化（去氢）反应。3．研究物质特征结构的意义研究物质的特征结构，可以帮助我们获得很更多有用的信息，设计反应条件，解释反应的生成物等。考点2 揭示物质结构与性质的关系1．物质结构与性质的关系(1)关系：物质的结构在很大程度上决定了物质的某些性质。(2)物质结构与性质关系的研究过程2．白磷与红磷的结构与性质白磷分子（P4）呈正四面体结构，键角∠PPP是60°，其中的P—P键弯曲而具有较大的张力，其键能较小，易断裂，所以白磷在常温、常压下有很高的反应活性。红磷的链状结构比较稳定，常温下不与氧气反应。3．不同碳单质的结构与用途4．利用物质的特征结构解释物质的性质（1）乙醇和二甲醚的性质乙醇的结构为：，二甲醚的结构为：乙醇分子中—OH易失去H原子，能被金属钠置换产生氢气。乙醇分子中—OH易与水分子形成氢键，因此易溶于水。（2）因为白磷分子中的P—P键弯曲，有较大的张力，易断裂，与氧气反应时，P—P键断裂，氧原子与P原子连接，形成P4O6。考点3 物质结构研究的范式物质结构研究有两种常见的范式：归纳范式和演绎范式。1．归纳范式（1）归纳范式的过程为“从个别到一般”。即：根据事实进行概括归纳，抽象出共同点，上升为本质规律。（2）归纳法应用实例：2．演绎范式（1）演绎范式的过程通常为“从一般到个别”。即从某一个一般结论出发，向从属于这一结论的多个要素进行推理的过程。（2）演绎法应用实例：3．归纳和演绎的关系（1）归纳和演绎的使用一般先归纳后演绎。“实验——假说——理论——新实验”的本质就是从个别到一般，再到个别的过程。（2）归纳和演绎的关系归纳需要演绎作指导，以解决归纳研究的目的性、方向性和结果的正确性问题；演绎需要归纳提供前提。在演绎的指导下归纳，在归纳的基础上演绎，两者相互联系、互为前提。考点4 物质结构研究的方法物质结构研究需要借助科学仪器等物质手段，还需要借助化学研究的方法。常用的方法有科学假设和论证、实验、模型建构等。1．科学假设和论证（1）观察：运用感官或借助仪器观察物质的宏观表现。（2）假设：根据已有知识，对所研究的事物或现象作出初步的解释。（3）论证：通过实验进行验证，若实验证明假设正确，接受假设；若实验不支持假设，对假设进行修改，并设计新的实验进行反复验证。（4）理论：将实验证明正确的假设通过建立理论组织起来，成为知识体系。2．实验方法（1）含义：化学是一门以实验为基础的学科，人们往往需要借助实验观测的事实对假设的正确与否进行检验。（2）实验方法实例：3．模型方法（1）含义：科学家运用一定逻辑推理与模型思维对实验结果进行处理。（2）方法：模型既可以是对原型的简化和纯化、抽象和近似，也可以是结合某种理论形态下建立的思维模型。（3）分类（4）作用①对沟通科学现象与其本质的认识过程，起到重要的桥梁作用。②利用模型深刻地认识物质的微观结构特点，揭示结构与性质的关系，是模型研究的重要功能。考点5 物质结构研究促进了化学科学的发展1．人类物质结构的探索和研究1811年，意大利科学家阿伏加德罗提出了分子的概念，认为气体分子可以有几个原子组成。1860年，确立了“原子——分子论”，即原子按一定方式结合成分子，分子组成物质，分子的结构决定了分子的性质。1869年，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律，有助于从理论上指导化学元素的发现和应用。19世纪中叶，碳原子的四价、有机物中碳原子成键的立体结构、有机化合物分子中价键的饱和性相继被发现，为有机立体化学的发展奠定了基础。2．物质结构研究的意义（1）认识物质结构，可以帮助我们认识物质的性能。如金刚石、石墨、C60、碳纳米管等都有碳元素组成，但他们的性能有很大的差别，原因是碳原子之间的排列方式不同。（2）研究物质结构，能够为设计和合成新物质提供理论基础。（3）揭示物质结构与性能的关系，可帮助我们预测新物质的性能。（4）研究物质结构，能帮助我们了解材料的结构与性能之间的关系。（5）物质结构研究，使生命科学在分子水平上探索生命现象的本质。（6）物质结构研究对保护生态环境、实现社会的可持续发展有重要意义。考点6 物质结构的探索1．探索生命运动的化学机理20世纪经典生物学的最大突破是在分子水平上探索生命现象的本质。研究配体小分子和受体生物大分子相互作用机理，有助于进行手性生物分子和手性药物的开发。研究食草动物胃内的酶是如何把植物纤维分解为小分子的，为充分利用自然界中的植物纤维资源打下基础。合成具有生物活性的分子，可帮助人类揭示生命的奥秘。了解生物体内信息分子的运动规律和生理调控的化学机理，创造“新陈代谢”的目标。2．化学反应的量子力学理论的发展量子化学是结构化学最重要的理论基础，结构化学是量子化学最直接的实验基础和推动力量。3．物质结构研究对于保护生态环境、实现社会的可持续发展亦具有重大意义。结构性质金刚石碳原子间结合牢固是自然界中天然存在最硬的物质，可以用于切割玻璃、金属木炭碳原子不规则结合——富勒烯碳原子结合形状是中空足球状中空部位可以填入其他原子或者分子碳纳米管中空管状强度高，弹性佳石墨碳原子之间形成六边形网状结构并层层重叠层与层之间引力微弱，可以滑动，常用作润滑剂个别性质一般规律通过甲烷(CH4)、乙烷(C2H6)、丙烷(C3H8)、丁烷(C4H10)等的分子式总结出饱和烷烃的通式为CnH2n＋2通过1～20号元素的原子核外电子排布认识前20号元素对应原子结构的不同总结出元素核外电子排布规律，解释同族元素性质相似原因通过研究含有双键和三键不饱和烃的加成反应和氧化反应，发现不饱和键具有不稳定性质根据结构与性质的关系归纳出这类有机物的通性一般规律个别性质门捷列夫建立了元素周期表人们发现了“类铝”(镓)，“类硼”(铊)，“类硅”(锗)。根据钠原子最外电子层上1个电子极易失去表现出强还原性的特点推出同族半径更大的钾、铷、铯元素具有更强的还原性的结论水是极性较强的分子，水分子间存在较强的氢键，水分子即可为生成氢键提供H，又有孤电子对接受HCH3CH2OH、CH3COOH和水相似，均可通过氢键与水结合，在水中的溶解度较大；碳氢化合物极性较小，也难以和水形成氢键，在水中溶解度很小，这就是著名的“相似相溶规则”实验方法意义卢瑟福的α粒子散射实验启迪人们用轰击和对撞的实验来研究物质的内部结构，提供了一种研究物质微观结构的思想方法光学显微镜、扫描隧道显微镜、原子力显微镜等仪器出现，各种光谱和晶体X射线衍射实验应用于研究原子、分子和晶体结构使原子和分子的微观世界不断被揭示分类实物模型微观结构模型含义可观察到的物质的宏观模型物质微观层次结构，难以直接观察到，需要通过思维加工使抽象化的微观世界以可视化的形式展现出来实例如汽车模型、飞机模型和建筑模型如原子结构模型、离子键模型、共价键模型和氢键模型，有机化合物的分子结构模型等专题2 原子结构与元素性质考点1 人类对原子结构的认识1．原子结构模型的演变（1）实心球模型：19世纪，英国科学家道尔顿提出了近代原子论，认为原子有质量，不可分割。（2）葡萄干面包模型：19世纪末，英国物理学家汤姆生发现了电子，提出电子普遍存在于原子中。（3）有核模型：1911年，英国物理学家卢瑟福根据α粒子散射实验，认为原子的质量主要集中在原子核上，电子在原子核外空间做高速运动。（4）1913年，丹麦物理学家玻尔研究了氢原子光谱后，根据量子力学的观点，提出了新的原子结构模型：①原子核外电子在一系列稳定的轨道上运动，既不放出能量，也不吸收能量。②不同的原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是不连续的，即量子化的。③原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生跃迁。当电子吸收了能量后，就会从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上。处于能量较高轨道上的电子不稳定，当电子从能量较高的轨道回到能量较低的轨道时，就会发射出光子，发出的光的波长取决于两个轨道的能量之差。2．现代量子力学模型（1）电子主要在原子核周围的球形区域内运动。运动区域距离核近，电子出现的机会大；运动区域距离核远，电子出现的机会小。（2）电子云：用小点的疏密描述电子在原子核外空间出现的机会的大小所得到的图形叫电子云。用小点代表电子在核外空间区域内出现的机会，小点的疏密与电子在该区域内出现的机会大小成正比。考点2 原子核外电子的运动特征1．电子层根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，认为核外电子处于不同的电子层上。2．原子轨道与能级（1）原子轨道与能级电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。原子轨道是用量子力学描述电子在原子核外空间运动的主要区域。处于同一电子层的原子核外电子，可以在不同类型的原子轨道上运动，其能量也不相同，故可将同一电子层进一步划分为不同的能级。（2）原子轨道①类型原子轨道的伸展方向=原子轨道数②表示方法：原子轨道用表示电子层的n和表示原子轨道形状的s、p、d、f结合起来共同表示，如1s、2s、2p(2px、2py、2pz)、3d等。③各电子层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数④原子轨道能量高低3．电子自旋原子核外电子有2种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。考点3 构造原理电子是按照一定顺序填充的，填满一个能级之后再填下一个能级，这个规律称为构造原理。原子核外电子的排布遵循构造原理的三大内容：能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。1．能量最低原理(1)能量最低原理原子核外电子先占据能量低的轨道，然后依次进入能量高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。(2)原子核外电子排布的轨道能量顺序电子所排的轨道顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……，这是实验得到的规律，适用于大多数基态原子的核外电子排布。三层以上的电子层中出现能级交错现象，对核外电子排布的影响很大。2．泡利不相容原理每个原子轨道上最多容纳两个自旋状态不同的电子。(1)在核外电子的排布中，排在同一轨道上的两个电子，自旋方向相反；而自旋方向相同的电子，必然处于不同的轨道上。可以这样理解：在同一原子中，没有运动状态完全相同的两个电子存在，原子核外有几个电子，就有几种运动状态。(2)根据泡利不相容原理我们可以推算出各电子层可以容纳的最多电子数。3．洪特规则(1)原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占在不同的原子轨道上，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低。如2p3的轨道表示式为：而不是或。(2)特例：能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。这称为洪特规则特例。如Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，3d和4s轨道均为半充满状态，原子较为稳定；又如Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104S1，3d轨道为全充满，4s轨道为半充满状态，原子较为稳定。4．核外电子排布遵循的三个原理间的关系在不违反泡利不相容原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布应使整个原子体系的能量最低。我们称原子的最低能量状态为原子的基态，能量高于基态的状态为激发态。考点4 原子核外电子排布的表示方法1．电子排布式(1)电子排布式用数字在轨道符号右上角标明该轨道上排布的电子数，例如：15P：1s22s22p63s23p3 19K：1s22s22p63s23p63s1(2)简化的电子排布式为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，得到简化的电子排布式。例如：16S：[Ne]3s23p4 21Sc：[Ar]3d14s2(3)外围电子排布式外围电子又称价电子，对主族元素而言，外围电子就是最外层电子。例如：8O：2s22p4 13Al：3s23p12．轨道表示式将每一个原子轨道用一个方框表示，在方框内标明基态原子核外电子分布的式子称为轨道表示式。例如Al的轨道表示式为：3．核外电子排布式的书写（1）书写原子的电子排布式时，应按照电子层的顺序书写，如铁原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，而不是1s22s22p63s23p64s23d6。（2）书写离子的电子排布式时，先失去最外层电子，再失去内层电子，如Fe2+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d6，Fe3+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d5。考点5 原子光谱与光谱分析1．原子光谱形成原因在通常情况下，原子核外电子的排布总是使整个原子处于能量最低的状态。当处于能量最低状态的原子吸收能量后，电子能从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上。电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，将释放出能量。2．原子光谱分类发射光谱：原子中的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，放出光子，将发出的光通过棱镜就得到原子的原子发射光谱。吸收光谱：原子中的电子吸收光子，原子中的电子从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道，然后将透过光通过棱镜，就得到原子吸收光谱。3．光谱分析通过原子发射光谱或吸收光谱检测元素，称为光谱分析。考点6 原子核外电子排布的周期性1．最外层电子数目的变化除第1周期外，每隔一定数目的元素，元素原子的最外层电子数重复出现从1逐渐增加到8的周期性变化。2．核外电子排布的周期性变化规律每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化(第1周期除外)。3．外围电子排布的变化(1)第2、3周期从左到右，元素原子的外围电子排布呈现从ns1到ns2np6的变化。(2)第4周期，从左到右，元素原子的外围电子排布呈现从4s1经过3d1～104s1～2逐渐过渡到4s24p6。(3)第5周期元素原子的外围电子排布与第4周期元素外围电子排布有相似的变化规律。4．元素周期表中区的划分根据元素原子的外围电子排布特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区和f区。(1)s区：包含ⅠA和ⅡA两族元素，除氢元素外，其余都是活泼的金属元素。(2)p区：包含ⅢA～ⅦA族及0族元素，除氢元素外，所有的非金属元素都在p区。(3)d区：包含ⅢB～ⅦB、Ⅷ族的元素。(4)ds区：包含ⅠB和ⅡB族的元素。(5)f区：镧系和锕系元素。考点7 元素的电离能1．第一电离能的含义某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的最低能量。符号：I1。M(g) - e- → M+(g)2．第一电离能的意义(1)第一电离能可以衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度。(2)第一电离能数值越小，该气态原子越容易失去一个电子；第一电离能越大，该气态原子越难失去一个电子。3．元素的第一电离能变化规律(1)同主族元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，第一电离能逐渐减小。(2)同一周期的主族元素具有相同的电子层数，随着核电荷数的递增，最外层电子数增加，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，第一电离能呈现增大的趋势。对同周期元素来说，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大，但是第一电离能ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA。4．元素的电离能与原子结构的关系(1)第一电离能与原子核外电子排布的关系当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。例如，Mg的外围电子排布为3s2，s轨道处于全充满状态，P的外围电子排布为3s23p3，p轨道处于半充满状态，因此二者电离能相对较高。(2)元素的电离能与原子核外电子排布的关系①同一元素的各级电离能逐级变大，即I1干冰。有的离子晶体熔点很高，如MgO。有的金属晶体的熔点很高，如W、Cr等，有的金属晶体的熔点很低，如汞、Na、K等。2．同类晶体的熔沸点比较方法(1)离子晶体：一般地，化学组成、结构相似的晶体，离子所带电荷越多、半径越小，离子键越强，熔、沸点越高。如KF>KCl>KI；CaCl2>KCl。(2)共价晶体：共价晶体结构相似时，原子半径越小，键长越短，键能越大，熔、沸点越高。如金刚石>碳化硅>晶体硅。(3)金属晶体：金属晶体的核电荷数越多，原子半径越小，价电子数越多，则金属键越强，熔、沸点越高。如Al>Mg>Na>K。一般合金的熔、沸点比其各成分金属的熔、沸点低。(4)分子晶体： ①分子晶体的熔沸点高、低由分子间作用力（氢键、范德华力）的强弱决定。比较分子晶体的熔、沸点，要先看是否有氢键形成，若形成分子间氢键，熔、沸点升高，若形成分子内氢键，则熔、沸点降低。②对于分子晶体，组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，分子间作用力越大，晶体的熔、沸点越高。如CI4>CBr4>CCl4>CF4。③组成相似且相对分子质量相近的物质，分子的电荷分布越不均匀，范德华力越大，其熔、沸点就越高，如熔、沸点：CO>N2。④在同分异构体中，一般来说，支链越多，熔、沸点就越低，如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷。晶体类型晶体模型原子数配位数简单立方8×eq \f(1,8)=16体心立方8×eq \f(1,8)+1=28面心立方8×eq \f(1,8)+6×eq \f(1,2)=412六方堆积12×eq \f(1,6)+2×eq \f(1,2)+3=612键类型σ键π键原子轨道重叠方式沿核间连线方向以“头碰头”方式重叠沿核间连线两侧以“肩并肩”方式重叠原子轨道重叠部位两原子核连线之间核间连线上方和下方原子轨道重叠程度大小键的强度较大较小成键规律判断共价单键一定是σ键，双键中一个是σ键，一个是π键，三键中一个是σ键，另两个是π键类型形成元素共用电子对偏移原子电性非极性键同种元素两原子电负性相同，共用电子对不偏移两原子都不显电性极性键不同种元素共用电子对偏向电负性较大的原子电负性较大的原子显负电性，电负性较小的原子显正电性晶体类型金属晶体离子晶体共价晶体分子晶体结构构成微粒金属离子和电子阴离子、阳离子原子分子微粒间作用力金属键离子键共价键分子间作用力性质熔、沸点有的很高、有的低较高很高较低硬度大小不一较大较高较低导电性导电固态不导电、熔化或在水溶液中导电不导电熔化态（液态）不导电，溶于水有的导电举例Cu、Hg、NaNaCl、NH4Cl金刚石、SiO2干冰、碘专题4 分子空间结构与物质性质考点1 杂化轨道理论为了解释CH4等分子的空间构型，美国化学家鲍林于1931年提出了杂化轨道理论。1．杂化轨道理论的要点(1)原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子是不可能发生杂化的。(2)杂化前后轨道数目不变。(3)只有能量相近的轨道才能杂化(如2s和2p)。(4)杂化轨道成键时要满足化学键间最小排斥原理。杂化轨道间的夹角决定分子空间构型。(5)杂化轨道所形成的化学键全部为σ键。2．杂化轨道及成键规律（1）当杂化轨道数目等于成键轨道数目时，杂化轨道全部参与成键，成键类型是σ键，分子的空间构型与杂化轨道的空间构型一致。（2）当杂化轨道数目大于成键轨道数目时，分子中存在孤电子对，对成键电子对产生排斥作用，使键角增大，分子的空间构型与杂化轨道的空间构型不同。（3）若未杂化的轨道上有成单电子，则形成π键。考点2 杂化轨道理论与分子的结构1．sp3杂化与CH4分子的空间构型(1)杂化轨道的形成碳原子2s轨道上的1个电子进入2p空轨道，1个2s轨道和3个2p轨道“混合”，形成能量相等、成分相同的4个sp3杂化轨道。基态原子轨道 激发态原子轨道 杂化轨道 sp3杂化轨道的空间构型4个sp3杂化轨道在空间呈正四面体形，轨道之间的夹角为109°28'，每个轨道上都有一个未成对电子。(2)共价键的形成碳原子的4个sp3杂化轨道分别与4个氢原子的1s轨道重叠，形成4个相同的σ键。 (3)CH4分子的空间构型CH4分子为空间正四面体结构，分子中C—H键之间的夹角都是109°28′。(4)正四面体结构的分子或离子的中心原子，一般采用sp3杂化轨道形成共价键，如CCl4、 NH4+等。金刚石中的碳原子、晶体硅和石英（SiO2）晶体中的硅原子也是采用sp3杂化轨道形成共价键的。2．sp2杂化与BF3分子的空间构型(1)sp2杂化轨道的形成硼原子2s轨道上的1个电子进入2p轨道。1个2s轨道和2个2p轨道发生杂化，形成能量相等、成分相同的3个sp2杂化轨道。 硼原子的3个sp2杂化轨道呈平面三角形，3个sp2杂化轨道间的夹角为120°。(2)共价键的形成硼原子的3个sp2杂化轨道分别与3个氟原子的1个2p轨道重叠，形成3个相同的σ键。(3)BF3分子的空间构型BF3分子的空间构型为平面三角形，键角为120°。3．sp杂化与BeCl2分子的空间构型(1)杂化轨道的形成Be原子2s轨道上的1个电子进入2p轨道，1个2s轨道和1个2p轨道发生杂化，形成能量相等、成分相同的2个sp杂化轨道。 Be原子的sp杂化轨道呈直线形，其夹角为180°。(2)共价键的形成Be原子的2个sp杂化轨道分别与2个Cl原子的1个3p轨道重叠形成2个相同的σ键。(3)BeCl2分子的空间构型BeCl2分子为空间构型为直线形，分子中Be—Cl键之间的夹角为180°。考点3 乙烷、乙烯、乙炔分子的成键情况1．乙烷分子的成键情况(1)碳原子的杂化方式：碳原子为sp3杂化，形成4个sp3杂化轨道。(2)成键情况及空间结构每个碳原子的sp3杂化轨道分别与3个氢原子的1s轨道形成3个C-H σ键（sp3—s），与另一个碳原子sp3轨道形成1个C-Cσ键（sp3—sp3）。每个C原子与3个H原子和1个C原子形成四面体结构。2．乙烯分子的成键情况 (1) 碳原子的杂化方式：碳原子为sp2杂化，形成3个sp2杂化轨道。(2)成键方式和空间构型：每个碳原子的sp2杂化轨道分别与2个氢原子的1s轨道形成2个C-Hσ键（sp2—s），与另一个碳原子的sp2杂化轨道形成C-Cσ键（sp2—sp2）。2个碳原子未杂化的2p轨道形成1个π键。乙烯分子的空间构型为平面结构。(3)C=C、C=O、石墨、苯环中的碳原子，都是sp2杂化。3．乙炔分子的成键情况 (1) 碳原子的杂化方式：碳原子为sp杂化，形成2个sp杂化轨道。(2)成键方式和空间构型：每个碳原子的sp杂化轨道分别与1个氢原子的1s轨道形成2个C-Hσ键（sp—s），与另一个碳原子的sp杂化轨道形成C-Cσ键（sp—sp）。碳原子未杂化的2p轨道两两形成2个π键。乙炔分子的空间构型为直线形。(3) C≡C、C≡N、CO2中的碳原子，都是sp杂化。考点4 用杂化轨道理论解释H2O和NH3分子的空间构型1．H2O分子的空间构型 H2O中O原子的sp3杂化轨道 H2O的空间构型(1)杂化轨道类型：O原子上的1个2s轨道与3个2p轨道混合，形成4个sp3化轨道，杂化轨道的空间构型是正四面体形。(2)成键情况：O原子的2个sp3杂化轨道分别与H原子的1s轨道重叠，形成2个σ键，2对孤电子对没有参加成键。(3)空间构型：由于孤电子对—成键电子对的排斥作用>成键电子对—成键电子对作用，使键角小于109°28'。H2O分子的空间构型为V形，键角为104°30'。2．NH3的空间构型 NH3中N原子的sp3杂化轨道 NH3的空间构型(1)杂化轨道类型：N原子上的1个2s轨道与3个2p轨道混合，形成4个sp3杂化轨道，该杂化轨道的空间构型是正四面体形。(2)成键情况：N原子的3个sp3杂化轨道分别与H原子的1s轨道重叠，形成3个σ键，1对孤电子对没有参加成键。(3)空间构型：NH3分子的空间构型为三角锥形，键角为107°18'。3．CH4、NH3、H2O的杂化方式和空间结构比较当中心原子的杂化轨道数上存在孤电子对时，分子的空间构型与杂化轨道的空间构型不同。三个分子的中心原子的杂化方式相同，中心原子上的孤电子对数越多，键角越小。考点5 分子空间构型与杂化轨道的关系1．全部为σ键的分子空间构型与杂化类型2．含σ键和π键的分子空间构型与杂化类型考点6 价层电子对互斥模型1．价层电子对互斥模型的基本要点（1）价电子对：包括孤电子对和成键电子对，即价电子对数=成键电子对数+孤电子对数。在价层电子对互斥模型中，成键电子对数等于成键数目，不用区别单键还是双键。（2）价电子对的几何构型：分子中的价电子对由于相互排斥作用，而趋向于尽可能彼此远离以减小斥力，分子尽可能采取对称的空间构型。价电子对数分别为2、3、4时，价电子对的几何分布分别为直线形、平面三角形、正四面体结构。2．ABm型分子的价电子对数的计算方法对于ABm型分子（A是中心原子，B是配位原子），分子的价电子对数可以通过下式确定：价电子对数目(n)= eq \f(中心原子的价电子数+每个配位原子提供的价电子数×m,2)（1）中心原子的价电子数=最外层电子数；（2）配位原子提供的价电子数：①卤素原子、氢原子按提供1个价电子数计算。如PCl5中n=eq \f(5+1×5,2)=5。②O、S作为配位原子时按不提供价电子计算。（3）对于复杂离子，在计算价电子对数时，还应加上或减去离子所带的电荷数。如NHeq \o\al(+,4)中n=eq \f(5+1×4-1,2)=4，SOeq \o\al(2－,4)中n=eq \f(6+0×4+2,2)=4。（4）若剩余1个电子，即出现奇数电子，也把这个单电子当作1对电子处理。如NO2中n=eq \f(5+0×2,2)=3。3．价电子对数与中心原子的杂化轨道类型（1）价电子对数相同，中心原子的杂化轨道类型相同，价电子对分布的几何构型相同。即价电子对数=杂化轨道数。（2）CH4、NH3、H2O分子的价电子对数都是4，中心原子的杂化轨道数目为4，杂化类型为sp3杂化，价电子对分布的几何构型为正四面体。考点7 用价层电子对互斥模型推测分子空间构型1．价电子对数与配位原子数目相等的ABm型分子的几何构型对于价层电子对全是成键电子对的分子，价电子对的几何构型与分子的空间构型是一致的。2．孤电子对数≠0的分子空间构型（1）孤电子对、成键电子对之间斥力大小的顺序为：孤电子对与孤电子对之间的斥力>孤电子对与成键电子对之间的斥力>成键电子对与成键电子对之间的斥力。（2）填写下表：考点8 等电子原理1．等电子原理具有相同价电子数和相同原子数的分子或离子具有相同的结构特征。符这一原理称为“等电子原理”。等电子体的价电子总数相同，而组成原子的核外电子总数不一定相同。2．等电子体实例原子10电子 N2、CO、NO+、Ceq \o\al(2－,2)、CNˉ 三键二原子11电子 NO、Oeq \o\al(+,2)二原子14电子 F2、Oeq \o\al(2－,2)三原子16电子 CO2、CS2、N2O、NOeq \o\al(+,2)、N3ˉ、SCN- 直线形三原子18电子 O3、SO2、NOeq \o\al(-,2) V形四原子24电子 BF3、NOeq \o\al(－,3)、COeq \o\al(2－,3)、SiOeq \o\al(2－,3)、SO3 平面三角形四原子16电子 NF3、PCl3、SOeq \o\al(2－,3)、ClO3- 三角锥五原子32电子 CCl4、SiF4、BFeq \o\al(－,4)、SiOeq \o\al(4－,4)、POeq \o\al(3－,4) SOeq \o\al(2－,4)、ClOeq \o\al(－,4) 正四面体3．等电子原理的应用(1)判断一些简单分子或离子的立体结构：SiCl4、SiOeq \o\al(4－,4)、SOeq \o\al(2－,4)互为等电子体，空间结构为正四面体。(2)判断分子的结构性质：CO和N2，它们的分子中价电子总数是10，都形成1个σ键和2个π键，CO的结构式为C≡O，CO和N2键能都较大，性质也相似。(3)等电子原理在制造新材料方面的应用：晶体硅、锗、磷化铝（AlP）、砷化镓（GaAs）互为等电子体，都是良好的半导体材料。考点9 分子的极性1．极性分子和非极性分子（1）极性分子：正电荷重心和负电荷重心不相重合的分子。（2）非极性分子：正电荷重心和负电荷重心相重合的分子。2．分子的极性对物质性质的影响（1）分子的极性对物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质有显著的影响。一般情况下，极性分子的熔、沸点比非极性分子的熔、沸点高。（2）相似相溶规则：一般情况下，由极性分子构成的物质易溶于极性溶剂，如NH3易溶于水；由非极性分子构成的物质易溶于非极性溶剂，如I2易溶于CCl4。考点10 分子极性的判断方法1．双原子分子分子的极性取决于成键原子之间的共价键是否有极性。(1)单质分子由同种元素组成，原子之间以非极性键结合，是非极性分子。(2)化合物由不同种元素组成，原子之间以极性键结合，是极性分子。2．多原子分子(1)分子的极性取决于分子的空间构型，与键的极性无关。①若分子的空间构型是对称的，则是非极性分子，例：CH4、CO2、BF3；②若分子的空间构型是不对称的，则是极性分子，例：NH3、H2O、CCl3F、CH2Cl2。③只含有非极性键的双原子分子或多原子分子大多数是非极性分子。如O2、H2、P4、C60。(2)ABm型分子的极性①空间构型为直线形、平面三角形、正四面体型，为非极性分子；空间构型为V形、三角锥型，为极性分子。②中心原子的价电子对有不参与成键，即存在孤电子对，分子的空间构型不对称的，为极性分子。(3)不是ABm型分子，一般是极性分子。考点11 手性分子1．手性异构体和手性分子组成和原子的排列方式完全相同，但如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠，这对分子互称手性异构体。含有手性异构体的分子称为手性分子。 2．手性碳原子当四个不同的原子或基团连接在同一碳原子上时，形成的化合物存在手性异构体。其中，连接四个不同的原子或基团的碳原子称为手性碳原子。一对手性异构体的物理性质基本相同，但它们的旋光性和生理作用往往不同。3．手性分子的确定(1)观察实物与其镜像能否重合，如果不能重合，说明是手性分子。如图：(2)有机物分子中如果有一个手性碳原子，则该有机物分子就是手性分子，具有手性异构体。4．手性碳原子的确定(1)判断一种有机物是否具有手性碳原子，就看该有机物含有的碳原子是否连有四个互不相同的原子或基团。如：，R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团，中心碳原子即为手性碳原子。如其中*C即为手性碳原子。具有手性异构的分子都具有特殊的光学性质。(2)不饱和碳原子(如碳碳双键、—C≡C—等中的碳原子)一定不是手性碳原子。考点12 配合物的形成1．【实验探究】铜氨配合物的形成过程（1）操作步骤：（2）实验现象：三支试管中先生成蓝色沉淀，随浓氨水的滴入，沉淀逐渐溶解，最后变为深蓝色溶液。（3）反应方程式：Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH eq \o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4)) ；Cu(OH)2＋4NH3·H2O===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O2．配合物(1)概念：由提供孤电子对的分子或离子（称为配位体）与接受孤电子对的原子或离子（称为中心原子）以配位键结合形成的化合物。 (2)组成：①内界和外界中心原子与配位体以配位键结合，形成配合物的内界。配合物的内界可以是离子，也可以是分子。与配合物内界结合的离子，称为配合物的外界。②中心原子（离子）和配位体中心原子是指提供空轨道的原子或离子，配位体是指提供孤电子对的分子或离子。③配位原子和配位数配位原子是指配位体中提供孤电子对的原子，配位数是指形成配位键的个数。(3)形成条件①配位体有孤电子对，如中性分子H2O、NH3、CO等；离子有F－、Cl－、CN－等。②中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、Zn2＋等。3．配合物的结构特点（1）配合物整体(包括内界和外界)显电中性，外界离子所带电荷总数等于配离子的电荷数。如K3[Fe(CN)6]，外界总电荷数为+3，内界为-3，又知CN-为-1价，中心原子Fe为+3价。（2）一个中心原子(离子)可同时结合多种配位体。如[Cr(H2O)5Cl]Cl2⋅H2O，配位体是H2O和Cl-，配位数为6。（3）配合物的内界不仅可为阳离子、阴离子，还可以是中性分子。如K3[Fe(CN)6]，内界为[Fe(CN)6]3-，Fe(CO)5为电中性，没有外界。（4）对于具有内外界的配合物，中心原子和配位体通过配位键结合，一般很难发生解离；内、外界之间以离子键结合，在水溶液中较易电离。可以通过实验方法确定有些配合物的内界和外界，如[Co(NH3)5Cl]Cl2，由于外界的Cl-易电离，可以通过实验测定外界含有的Cl-个数，从而确定配合物的化学式。（5）配位键是一种特殊的共价键，具有饱和性和方向性。3．配合物的性质(1)由内界和外界构成的配合物在水中是完全电离的。(2)配合物的内界具有一定的稳定性，配位键越强，配合物越稳定。(3)当作为中心原子的离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。考点13 配合物的异构现象和空间结构1．配合物的异构现象含有两种或或两种以上配位体的配合物，若配位体在空间的排列方式不同，就能形成几种不同几何构型的配合物。（1）顺反异构顺式异构体：同种配位体处于相邻位置。反式异构体：同种配位体处于对角位置。(2)顺反异构体的性质顺、反异构体在颜色、极性、溶解性、活性等方面都有差异。2．配合物离子的空间结构配合物的中心原子、配位体的种类和数目不同，可以形成不同空间结构的配合物。考点14 配合物对物质性质的影响1．对溶解性的影响某些难溶物形成配合物时可使溶解度增大。如AgOH可溶于氨水中，I2在浓KI溶液中比在水中的溶解度大的多。2．颜色的改变当简单离子形成配离子时其性质往往有很大差异。我们根据颜色的变化就可以判断是否有配离子形成。如Fe3+与SCN-在溶液中可生成红色的铁的硫氰酸根配离子。无水CuSO4为白色，溶于水得蓝色溶液，就是因为Cu2+与H2O形成了天蓝色的[Cu(H2O)4]2+。3．稳定性配合物具有一定的稳定性，配合物中的配位键越强，配合物越稳定。例如，血红蛋白中的Fe2+与CO形成的配位键比Fe2+与O2形成的配位键强，因此血红蛋白中的Fe2+与CO结合后，就很难再与O2结合，血红蛋白失去输送氧气的功能，从而导致人体CO中毒。CH4NH3H2O中心原子的杂化方式sp3sp3sp3分子空间构型正四面体三角锥V形中心原子孤电子对数012键角109°28'107°18'104°30'中心原子的杂化类型杂化轨道数杂化轨道空间构型成键电子对数孤电子对数分子的空间构型实　例分子式结构式sp2直线形20直线形BeCl2Cl—Be—Clsp23平面三角形30平面三角形BF321V形——sp34正四面体形40正四面体型CH431三角锥型NH322V形H2O物质结构式杂化轨道类型分子中共价键数键角分子的空间构型甲醛sp23个σ键1个π键约120°平面三角形乙烯5个σ键1个π键120°平面形氢化氰sp2个σ键2个π键180°直线形乙炔3个σ键2个π键180°直线形价电子对数价电子对的几何构型分子的空间构型实例2直线形直线形CO2、BeCl2、CS23平面三角形平面三角形BF3、SO34正四面体结构正四面体结构CH4、CCl4分子价电子对数成键电子对数孤电子对数分子的空间构型键角同类型分子CH4440正四面体109.5°SiH4、CCl4NH3431三角锥107.3°NF3、PCl3H2O422V形104.5°H2S、SCl2