高二化学人教版选择性必修2复习课件

选择性必修二第一、二章复习提纲能层与能级不同的电子层，其能量是不同的。能层能层越高，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)。①能量规律②数量规律每层容纳的电子数不超过2n2（n为能层序数）多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同。还可以把一个能层分为不同能级。2.能级（level）（1）概念：(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序为ns、、、nf等。npnd能级数=能层序数【例】：K层中只有1s能级，L层中有2s和2p能级

1、3、5、73、基态原子与激发态原子基态原子:处于最低能量状态的原子激发态原子:基态原子吸收能量，电子跃迁到较高的能级，变为激发态原子激发态KLMN能量基态光（辐射）是电子跃迁释放能量的重要形式。光KLMN激发态基态一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。激发态原子不稳定，易释放能量变为基态原子。激发态原子释放能量变为基态原子时，其能量可转化为可见光，如：焰火、霓虹灯光、激光、荧光、LED灯光……电子的跃迁是物理变化（未发生电子转移）。节日燃放的焰火激光笔LED灯4、原子光谱

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，总称为原子光谱。（1）概念：Li、He、Hg发射光谱Li、He、Hg吸收光谱特征:暗背景,亮线,线状不连续，特征:亮背景，暗线，线状不连续（2）发射光谱与吸收光谱对比LiHeHgLiHeHg同一原子发射光谱中的亮线和吸收光谱中的暗线的位置对应相同。（3）原子光谱的应用①鉴定元素——每一种元素都有自己的特征谱线②发现新元素

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。

绝大多数原子核外电子的填充顺序符合构造原理中的能级顺序。但也有少数例外，如：

Cr、Cu能层每一行对应一个________。能级每个小圈表示一个________。连线方向：表示_____________________。电子填入能级的顺序5、构造原理4f1s2s3s4s5s6s7s2p3p4p5p6p7p6d5d4d3d5f7s5f6d7p6s4f5d6p5s4d5p4s3d4p3s3p2s2p1s

第七能级组第六能级组第五能级组第四能级组第三能级组第二能级组第一能级组通式：ns······(n-2)f、(n-1)d、np

(n-2)≥4(n-1)≥3电子填入轨道次序图能级组能量相近的能级划为一组，称为能级组1s---2s---2p---3s---3p--4s--3d—4p--5s--4d---5p---6s

能级交错：电子填充是按3p→4s→3d的顺序而不是按3p→3d→4s的顺序随着电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的，这种现象被称为能级交错。4f1s2s3s4s5s6s7s2p3p4p5p6p7p6d5d4d3d5f6、电子排布式特别提醒：充入电子时按构造原理，而书写时按能层次序！1s22s22p63s23p64s23d61s22s22p63s23p63d64s226Fe:

轨道表示式（又称电子排布图）是表述电子排布的一种图式

用方框（也可用圆圈）表示原子轨道，能量相同的原子轨道（简并轨道）的方框相连，箭头（↑↓）表示一种自旋状态电子。①概念②表示方法：7.电子排布的轨道表示式如：氢和氧的基态原子电子排布式:轨道表示式:1s2s2pH↑↓↑O1s↑↓↑↑H1s1O1s22s22p4原子轨道简并轨道：能量相同的原子轨道能级符号电子对↑↓单电子：未成对电子8、①电子的空间运动状态指的是原子轨道,有几个原子轨道就有几个空间运动状态

②一个原子中不可能存在运动状态完全相同的2个电子,有几个电子就有几种运动状态例1.下列微粒中，最外层未成对电子数最多的是（）A.S B.AsC.Mn D.Fe3＋D1：概念由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云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。9、电子云电子云图很难绘制，使用不便，我们常使用电子云轮廓图。xyz①s电子的电子云轮廓--球形同一原子的s电子的电子云轮廓图②p电子的电子云轮廓哑铃状洪特规则基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行

在一个原子轨道里,最多只能容纳2个电子,且它们的自旋相反。这个原理被称为泡利原理（也称泡利不相容原理）10、泡利原理能量最低原理a：相邻能级能量相差很大时，电子填入能量较低的能级可使原子能量最低。如所有主族元素的基态原子。b：当相邻能级能量差别不大时，有1-2个电子填入能量稍高的能级可能反而降低电子的排斥能，进而使原子整体能量最低。如所有副族元素的基态原子。

第二节

原子结构与元素的性质1、元素周期律、元素周期系和元素周期表1）元素周期律：元素的性质随元素原子的核电荷数(原子序数)递增发生周期性递变的规律。2）元素周期系：元素按其原子核电荷数递增排列的序列原子序数＝核电荷数＝质子数=核外电子数3）元素周期表呈现元素周期系的表格元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。2、构造原理与元素规律1：除第一周期外，其余各周期从ns1开始，以ns2np6结束，即从碱金属元素开始，以稀有气体元素结束。（1）

根据构造原理，除第一周期外，元素周期表中每一周期的第一个元素是什么元素?

最后一个元素是什么元素?最外层电子排布式有什么特点?118Og周期表与电子排布之间有何奥秘？周期价电子排布各周期的能级对应能级组最多容纳电子数元素种类第ⅠA族0族一1s11s21s22二2s12s22p62s、2p88三3s13s23p63s、3p88四4s14s24p64s、3d、4p1818五5s15s25p65s、4d、5p1818六6s16s26p66s、4f、5d、6p3232七7s17s27p67s、5f、6d、7p3232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种数。规律2：（2）根据构造原理得出的核外电子排布，可以解释元素周期系的基本结构。例如，可以解释元素周期系中的每个周期的元素种类数，具体如下：ⅠA0HHeⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦALiBeBCNOFNeNaMgⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡBKRbCsFr请写出下列各主族元素的价电子排布式。

ns1ns2ns2np1ns2np5(n－1)d1～10ns1～21s2ns2np6s区d区dS区P区F区外围电子构型为3d104s1的元素在周期表中位于A.第五周期第ⅠB族B.第五周期第ⅡB族C.第四周期第ⅦB族D.第四周期第ⅠB族3、如何判断单核微粒半径的大小？一看层电子层数越多微粒半径越大二看核电子层数相同核电荷数越大微粒半径越小三看电子电子层数和核电荷数均相同电子数越多微粒半径越大下列各组粒子半径大小的比较错误的是

A.K＞Na＞Li

B.Cl－＞F－＞F C.Mg2＋＞Na＋＞F－

D.K＋＞Mg2＋＞Al3＋气态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。1）第一电离能(I1)概念:2）第一电离能递变规律(2)同周期：从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势(1)同主族：从上到下，元素的第一电离能逐渐减小ⅡA＞ⅢA；ⅤA＞ⅥA反常:(3)通常情况下，具有全充满、半充满、及全空的电子构型的原子稳定性较高，其第一电离能数值较大。

4、

电离能＞

1.判断下列元素间第一电离能的大小：Na___KO___NN___PF___NeMg___AlCl___S＜

＞

＜

＞

＞

①KNaLi②BCBeN③HeNeAr④NaAlSPLi＞Na＞KN＞C＞Be＞BHe＞Ne＞ArP＞S＞Al＞Na2.将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列：电离能应用①判断元素的金属性强弱②判断元素的化合价③判断核外电子分层排布多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。第一电离能越小，越___失电子，易金属性越强1）概念：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小2）特点：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大3）衡量标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性键合电子原子中用于形成化学键的电子键合电子5、电负性鲍林①一般来说，同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，元素的电负性逐渐变大。②同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。

③金属元素的电负性较小；

非金属元素的电负性较大。电负性大小：F>O>N\Cl>Br>I/S/C>P/H>类金属>金属

电负性应用判断元素金属性和非金属性强弱＜1.8金属元素＞1.8非金属元素1.8判断元素在化合物中的正负价电负性大——负价电负性小——正价判断化学键的类型1.7差值>1.7，一般是离子键差值<1.7，共价键注意：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为共价化合物但也有特例(如NaH)差值小于1.7，是离子化合物

已知四种元素的电子排布式为：

A．

ns2np3 B．

ns2np4C．

ns2np5 D．

ns2np6

则他们的第一电离能按从大到小的顺序为_____________，电负性的大小顺序为________________。D＞C＞A＞BC＞B＞A＞D

A、B、D、E、G、M六种元素位于元素周期表前四周期，原子序数依次增大。其中，元素A的一种核素无中子，B的元素的2p轨道与2s轨道电子数相等，化合物DE2为红棕色气体，G是前四周期中电负性最小的元素，M的原子核外电子数比G多10。请回答下列问题:1.基态G原子的电子排布式是

，M在元素周期表中的位置是

。

2.元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为

(用元素符号表示,下同)，电负性由大到小的顺序为

。

1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1

第四周期第ⅠB族N＞O＞CO＞N＞C第二章分子结构与性质第一节共价键1、键能概念：气态分子中

化学键解离成气态原子所

的能量。单位：注意：1mol吸收kJ·mol－1通常是298.15K、101kPa条件下的标准值；可以通过实验测定，但更多是推算获得的。例如，断开CH4中的4个C—H，所需能量并不相等，因此，CH4中的C—H只能是平均值。意义：衡量共价键的强弱的因素之一，键能越大，越稳定。某些共价键的键能(kJ·mol－1)1.相同原子间的键能：单键＜双键＜三键2.碳碳双键键能不等于碳碳单键键能的两倍，碳碳叁键不等于碳碳单键的三倍，说明了什么？σ键键能＞π键键能3.氮氮双键键能不等于氮氮单键键能的两倍，氮氮叁键不等于氮氮单键的三倍，说明了什么？σ键键能＜π键键能【思考交流】请找出键能数据中的规律。氮分子不容易发生加成反应而乙烯和乙炔容易发生加成反应键能——应用(1)判断共价键强弱（稳定性）原子间形成共价键时，原子轨道重叠程度

，释放能量

，所形成的共价键键能越大，共价键越

。越大越多稳定(2)判断分子的稳定性一般来说，结构相似的分子，共价键的键能越大，分子越

。(3)利用键能计算反应热ΔH＝

的总键能－

的总键能。反应物生成物2、键长

构成化学键的两个原子的核间距。不过，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。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。3）键长大小：pm（1pm＝10-12m）2）单位：③相同的成键原子：单键键长>双键键长>叁键键长①通常，键能越大，键长越短，共价键越稳定。②同种类型的化学键，成键原子半径越小，键长越短，键能越大，键越牢固。共用电子对数目也可决定键长4）键能与键长的关系1.特例：为什么F—F的键长比Cl—Cl的键长短，但键能却比Cl—Cl的键能小？氟原子的半径很小，因而F—F的键长比Cl—Cl的键长短；但也由于F—F的键长短，两个氟原子之间的距离很小，排斥力较大，因此键能比Cl—Cl的键能小。键键长（pm）键能（kJ·mol-1）F-F141157.0Cl-Cl198242.7Br-Br228193.7I-I267152.7④特例：如F-F键（比Cl-Cl键小）键角是描述分子空间结构的重要参数。多原子分子的键角一定，表明共价键具有方向性键长和键角的数值可通过晶体的X射线衍射实验获得3、键角1.概念：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。键参数键能键长键角决定共价键的稳定性决定分子的空间结构决定分子的性质共价键强弱的判断1.由原子半径和共用电子对数判断:成键原子的原子半径越小，两原子间共用电子对数越多，则一般共价键越牢固，含有该共价键的分子越稳定。2.由键能判断:共价键的键能越大，共价键越牢固，破坏共价键消耗的能量越多。3.由键长判断：共价键的键长越小，共价键越牢固，破坏共价键消耗的能量越多。(4)由电负性判断:元素的电负性越大，该元素的原子对共用电子对的吸引力越大，形成的共价键一般越稳定。特别提醒

由分子构成的物质，其熔、沸点与共价键的键能和键长无关，而分子的稳定性由键长和键能大小决定。归纳总结结已知下列化学键的键能：化学键C—CN—NO—OO==OO—HS—HSe—HN—HAs—H键能/(kJ·mol－1)347.7193142497.3462.8363.5276390.8247(1)过氧化氢不稳定，易发生分解反应：2H2O2(g)===2H2O(g)＋O2(g)，利用键能数据计算该反应的反应热为_________________。－213.3kJ·mol－1(2)O—H、S—H、Se—H的键能逐渐减小，原因是_______________________________________________________________________________________________，据此可推测P—H的键能范围为____________＜P—H的键能＜______________。O、S、Se位于同一主族，原子半径逐渐增大，O—H、S—H、Se—H的键长逐渐变长，因而键能依次减小390.8kJ·mol－1

247kJ·mol－1共价键的类型σ键π键原子轨道重叠方式原子轨道重叠程度对称类型键的强度旋转情况成键情况“头碰头”“肩并肩”大小轴对称镜面对称键的强度大，键牢固键的强度小，易断裂单键可以绕键轴任意旋转，不破坏σ键不能旋转，否则破坏π键单键都是σ键，双键含一个σ键和一个π键，三键含一个σ键和二个π键4、σ键和

π键的比较(1)共价键形成时，共用电子对并不是只在两核间运动，只是电子在两核间出现的概率大。(2)因s轨道是球形的，故s轨道与s轨道形成σ键时，无方向性。两个s轨道只能形成σ键，不能形成π键。(3)两个原子间有且仅有一个σ键，且优先形成σ，故可以只形成σ键，但不能只形成π键。对于σ键和π键应特别注意的问题战课堂练习：在下列分子中①HF②Br2③H2O④N2⑤CO2⑥H2⑦H2O2⑧HCN（1）分子中只有σ

键的是：（2）分子中含有π键的是：（3）分子中所有原子均满足最外层8电子结构的是：（4）分子中含有s-s

σ键的是：（5）分子中含有s-p

σ

键的是：（6）分子中含有p-p

σ键的是：②④

⑤

⑦

⑧①②

③⑥

⑦④

⑤⑧②④

⑤⑥①③

⑦

⑧(H—C≡N)5、分子结构的测定红外光谱仪

测定化学键或官能团

通过和已有谱图库比对，或通过量子化学计算，可以得知分子中含有何种化学键或官能团的信息。质谱图中质荷比的最大值等于样品分子的相对分子质量（与相对丰度无关）质谱仪1、某有机化合物分子的质谱图如下，则该分子的相对分子质量为(

)A．27

B．31

C．45

D．46D2、某有机化合物由碳、氢、氧三种元素组成，其红外光谱图只有C—H、O—H、C—O的振动吸收，质谱显示该有机物的相对分子质量是60，则该有机物的结构简式是（）A.CH3CH2OCH3 B.CH3CH(OH)CH3C.CH3CH2OH D.CH3COOHB6、价层电子对互斥模型(VSEPR模型)1、内容：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。价层电子对数=中心原子与结合原子（配原子）的σ键电子对+中心原子上的孤电子对数①σ键电子对数由化学式确定σ键电子对数＝中心原子结合的原子数注意：多重键只计其中的σ键电子对，不计π键电子对②中心原子上孤电子对数＝1/2(a-xb)a=中心原子价电子数（对于主族元素，就是最外层电子数）阳离子，a=价电子数

-

离子电荷数；

阴离子，a=价电子数+|离子电荷数|。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接受电子数(H为1，其它原子为：8-价电子数，O为2，Cl为1)孤电子对计算方法化学式

价层电子对数σ键电子对数孤电子对数H2OSO3NH3CO2SF4SF6PCl5PCl3CH42332465432010100104342565441/2（a-xb）a:为中心原子的价电子数x：为与中心原子结合的原子数 b：为与中心原子结合的原子最多

能接受的电子数

孤电子对计算方法化学式

价层电子对数σ键电子对数孤电子对数HCNSO2NH2－BF3H3O+SiCl4CHCl3NH4+SO42－222334444012010000334344444价层电子对互相排斥尽可能远离能量最低最稳定VSEPR模型价层电子对数n=2n=3n=4模型VSEPR模型名称直线形平面三角形四面体形180°120°109°28＇价层电子对数目23456价层电子对互斥模型直线形平面三角形正四面体三角双锥正八面体确定分子空间结构：略去VSEPR模型中的中心原子上的孤对电子对H2ONH3分子电子式VSEPR模型分子的空间结构模型价层电子对数σ键电子对数+VSEPR模型中心原子上的孤电子对数=分子或离子的空间结构略去孤电子对价层电子对互斥理论根据价层电子对互斥模型推测空间结构[注意]价层电子对互斥模型对分子空间结构的预测少有失误，但它不能用于预测以过渡金属为中心原子的分子。分子或离子σ键电子对数孤电子对数价层电子对数VSEPR模型空间结构HCNNO2NH2－NO3-H3O+SiCl4CHCl3NH4+PO43-0120100023434444直线形V形V形平面三角形三角锥形四面体正四面体正四面体04正四面体222334444直线形平面三角形四面体正四面体正四面体正四面体平面三角形四面体四面体课堂练习1：预测下列微粒的空间结构。孤电子对-孤电子对＞孤电子对-成键电子对＞成键电子对-成键电子对7、价层电子对间的斥力大小关系：相较成键电子对，孤电子对有较大的排斥力，CH4

中心原子没有孤电子对，NH3

中心原子有一个孤电子对，H2O中心原子有两个孤电子对，所以键角：CH4

＞NH3

＞H2O孤电子对数目相同时看成键电子对的键能大小（常通过电负性、原子半径进行比较）键角：H2O>H2S已知：①CS2，②PCl3，③H2S，④CH2O，⑤H3O＋，⑥NH4+，⑦BF3，⑧SO2。请回答下列问题：(1)中心原子没有孤电子对的是________(填序号，下同)。(2)空间结构为直线形的分子或离子有________；空间结构为平面三角形的分子或离子有________。(3)空间结构为V形的分子或离子有________。(4)空间结构为三角锥形的分子或离子有________；空间结构为正四面体形的分子或离子有________。①④⑥⑦①④⑦③⑧②⑤⑥8、杂化轨道理论概念中心原子上的若干不同类型(主要是s、p轨道)、能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成同等数目、能量相近的新轨道。杂化轨道要点：①参与杂化的原子轨道能量相近。同一能级组或相近能级组的轨道②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①杂化轨道数＝

价层电子对数

＝

中心原子孤电子对数+中心原子σ键电子对数②杂化轨道用于形成分子的σ键和孤电子对xyz跃迁C基态激发态杂化杂化轨道sp3zsp3sp3sp3sp3109°28′杂化HHHH轨道重叠CHHHHsp3杂化轨道特点：形状为一头大，一头小，含有1/4s

轨道和3/4p轨道，每两个轨道间的夹角为

，空间构型为

。

109°28′正四面体形杂化类型---CH4的sp3杂化

等性杂化：参与杂化的各原子轨道进行成分的均匀混合NH3空间结构：三角锥形2pH2O空间结构：V形2s2p1对孤电子对2对孤电子对

不等性杂化：参与杂化的各原子轨道进行成分的不均匀混合。某杂化轨道有孤电子对。B原子基态电子排布轨道表示式2s2p电子跃迁sp2杂化——BF3分子的形成sp2杂化轨道与F成键FFFB2s2pC的价层电子排布：2s22p2基态碳原子混杂2s2p电子跃迁激发态sp2

杂化轨道——分析CH2=CH2分子中碳原子的杂化类型

未参与杂化的p轨道用于形成π键。Be原子基态电子排布轨道表示式2s2p电子跃迁sp杂化

sp杂化轨道与Cl成键ClClsppxpx180°ClClBeσ键σ键180°直线形未参与杂化的p轨道可用于形成π键1s22s22p2C:跃迁——分析CH≡CH分子中碳原子的杂化类型

头碰头σ键肩并肩肩并肩σ键HH乙炔中sp杂化C原子成键过程π键π键②sp杂化轨道的形状为一头大，一头小，含有1/2s

轨道和1/2p

轨道的成分两个轨道间的夹角为180°，呈直线形。如

CO2BeCl2。sp

杂化特征：①1个s轨道与1个p

轨道进行的杂化，

形成2个sp杂化轨道。三角双锥sp3d杂化↑↑↑↓3s3p↑3d↑↑↑↑↑↑↑↑3s3p↑3d↑激发杂化其他典型的杂化类型价电子对数是5SF6中心原子的杂化正八面体sp3d2杂化↑↑↑↓3s3p↑3d↓↑↑↑↑↑↑↑激发↑↑↑3s3p↑3d↑↑杂化价电子对数是69、判断中心原子的杂化类型①因为杂化轨道只能用于形成σ键或者用来容纳孤电子对，而两个原子之间只能形成一个σ键，故有下列关系:中心原子的杂化轨道数=价层电子数=σ键电子对数（中心原子结合的电子数）+孤电子对数，再由杂化轨道数判断杂化类型。②通过看中心原子有没有形成双键或三键来判断若有1个三键或2个双键，则其中有2个π键，用去2个p轨道，形成的是sp杂化；若有1个双键则其中必有1个π键，用去1个p轨道，形成的是sp2杂化；若全部是单键，则形成sp3杂化。③根据杂化轨道之间的夹角判断④根据杂化轨道的立体构型判断主要看前两种方法第二章分子结构与性质第三节

分子结构与物质的性质第一课时

共价键的极性

1.键的极性由相同原子形成的共价键，成键双方吸引电子能力相同，电子对不发生偏移。共价键极性共价键非极性共价键由不同原子形成的共价键，成键双方吸引电子能力不同，电子对会发生偏移。··HHH

Cl·······×

例外：臭氧O3[注意]电负性差值越大的两原子形成的共价键的极性越强;共用电子对偏移程度越大，键的极性越强;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。H一ClH一F电负性H2.1Cl3.0F4.0＜共价键的极性：键合原子的______不同，共用电子对发生_____，电负性小的原子显_________，电负性大的原子显_________。电负性正电性(δ+)负电性(δ-)偏移非极性分子：正、负电荷中心重合极性分子：正、负电荷中心不重合对于双原子分子来说，分子的极性等于键的极性2.分子的极性OHHδ-δ+δ++极性分子NHHHδ-δ+δ+δ++极性分子H—Clδ+δ-极性分子多原子分子①只含非极性键的多原子分子——非极性分子。a.极性的向量和是否等于零②含极性键的多原子分子向量和=0:非极性分子向量和≠0:极性分子极性向量可形象地描述极性键的电荷分布情况，极性向量正电荷原子指向负电荷原子。H—Clδ+δ-CO2

OOCδ＋δ－δ－直线形，中心对称结构，非极性分子两个C=O的极性互相抵消F1F2F合=0H2O

δ＋δ＋δ－HHOV形，中心不对称结构，两个O-H键的极性向量和不为零F1F2F合≠0极性分子HHCHHCH4

δ+δ+δ+δ-δ+正四面体形，对称结构，非极性分子正负电荷中心重合，非极性分子（含极性共价键）V形、三角锥，四面体a.极性的向量和是否等于零（3）多原子分子②含极性键的多原子分子向量和=0:非极性分子向量和≠0:极性分子分子空间结构是否对称中心对称不对称直线形、平面正三角形正四面体、正八面体→

非极性分子→

极性分子b.|中心原子化合价|②含极性键的多原子分子=该元素的价电子数:非极性分子≠0该元素的价电子数:极性分子分子BF3CO2PCl5SO3H2ONH3SO2化合价绝对值价电子数分子极性33445566263546非极性非极性非极性非极性极性极性极性1.正误判断(1)以非极性键结合的双原子分子一定是非极性分子()(2)以极性键结合的双原子分子一定是极性分子()(3)以极性键结合的分子一定是极性分子()(4)非极性分子只能是双原子单质分子()(5)非极性分子中一定含有非极性共价键()(6)由同种元素组成的非金属单质分子一定是非极性分子()(7)空间结构对称的ABn型分子为非极性分子()√√××××√①只含非极性键的分子一定是非极性分子。②含有极性键的分子，如果分子中各个键的极性的向量和等于零，则为非极性分子，否则为极性分子。③极性分子中一定有极性键，非极性分子中不一定含有非极性键。例如CH4是非极性分子，只含有极性键。含有非极性键的分子不一定为非极性分子，如H2O2是含有非极性键的极性分子。补充知识：吸电子基团与推电子基团（给电子基团）卤素—X(F、CI、Br、I）如硝基(-NO2）羧基(-COOH）醛基(-CHO）(1)常见的推电子基团（给电子基团）如烷基（-CH3）羟基（-OH）烷氧基（-OCH3）氨基（-NH2）(2)吸电子基团若分子连有吸电子基团，键的极性越强，越易断裂物质酸性就越强如酸性：F-COOH

H-COOH若分子连有推电子基团，键的极性越弱，越不易断裂如酸性：H-CH2COOH

CH3-CH2COOH＞＞羧酸pKa丙酸（C2H5COOH）4.88乙酸（CH3COOH）4.76甲酸（HCOOH）3.75酸性增强CH3OHδ+δ-OCC2H5OHδ+δ-OCHOHδ+δ-OC烃基是推电子基团，烃基越长，推电子效应越大，使羧基中的羟基的极性越小，羧酸的酸性越弱。分析表格中pKa数据的变化规律及原因羧酸pKa乙酸（CH3COOH）4.76氯乙酸（CH2ClCOOH）2.86二氯乙酸（CHCl2COOH）1.29三氯乙酸（CCl3COOH）0.65酸性增强δ+δ-OCl—CH2—C—O—Hδ+δ-OCH3—C—O—HClδ+δ-OCl—CH—C—O—HClδ+δ-OCl—C—C—O—HCl

由于氯的电负性较大，极性：Cl3C-＞Cl2CH-＞ClCH2-，导致三氯乙酸中的羧基的极性最大，更易电离出氢离子。

预测三氟乙酸和三氯乙酸的酸性相对强弱羧酸pKa三氯乙酸（CCl3COOH）0.65三氟乙酸（CF3COOH）由于氟的电负性大于氯的电负性，极性：F3C-＞Cl3C-导致三氟乙酸中的羧基的极性更大，更易电离出氢离子分子结构化学键的极性物质的化学性质0.231.键的极性对化学性质的影响

由于不同的成键原子间电负性的差异，共用电子对会发生偏移，若电负性越大，电子偏移的程度就越大，即共价键的极性越强，在反应中越容易断裂。羧基的酸性大小与分子组成和结构的关系①含卤素原子的一元羧酸的酸性a:含相同个数的不同卤素原子的羧酸，卤素原子的电负性数值越大，羧酸的酸性越强。

如酸性：

CF3COOH＞CCl3COOH(电负性数值越大，酸性越强。)原因是:氟的电负性大于氯的电负性，F—C的极性大于Cl—C的极性，使F3C—的极性大于Cl3C—的极性，导致三氟乙酸的羧基中的羟基的极性更大，更易电离出氢离子。b:含不同数目的同种卤素原子的羧酸，卤素原子的数目越多，羧酸的酸性越强。

如酸性：

CCl3COOH＞CHCl2COOH＞CH2ClCOOH②只含烷基的一元羧酸，烷基越长，酸性越小酸性：

甲酸＞乙酸原因是：烷基(R—)是推电子基团，烷基越长推电子效应越大，使羧基中的O-H键的极性减弱，所以羧酸的酸性越弱。③只含烷基的多元羧酸的酸性烷基所含碳原子数越少，羧基个数越多，酸性越