鲁科版高中化学选择性必修第二册知识点复习资料

试卷第=page11页，总=sectionpages2828页鲁科版高中化学选择性必修第二册知识点复习资料1.1原子结构模型考点1氢原子光谱和玻尔的原子结构模型1.原子的诞生人类对原子结构认识的演变2.光谱利用仪器将物质吸收的光或发射的光的波长和强度分布记录下来，就得到所谓的光谱。连续光谱：若由光谱仪获得的光谱是由各种波长的光所组成，且相近的波长差别极小而不能分辨，则所得光谱为连续光谱。如阳光等。线状光谱：若由光谱仪获得的光谱是由具有特定波长的、彼此分立的谱线所组成的，则所得光谱为线状光谱。如氢原子3.玻尔核外电子分层排布的原子结构模型的观点：⑴原子中的电子具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动，并且不辐射能量；⑵在不同轨道上的电子具有不同能量，而且能量值是不连续的,是量子化的,轨道能量依量子数n的值增大而升高,(n=1、2、3、4、5、6、7),电子能量最低的状态叫基态，电子能量高于基态的状态叫激发态。⑶只有当电子从一个轨道跃迁到另一个轨道时，才会辐射(或吸收)能量，当以光的形式表现并被记录时，就形成了光谱。4.玻尔的原子结构模型意义：玻尔的核外电子分层排布的原子结构模型成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。考点2量子力学对原子核外电子运动状态的描述1.原子轨道：量子力学理论用原子轨道来描述原子中单个电子的空间运动状态，某一个原子轨道，应属于某个能层(电子层n)的某个能级(s、p、d、f等)。⑴电子层(能层)用来描述电子离核的远近,量子数n表示的电子的运动状态通常称为电子层（能层）。n

的取值1234567符号KLMNOPQ离核远近

由近及远能量高低

由低到高2.能级(电子亚层、原子轨道的形状)①描述同一电子层中能量不同的能级，也称为(电子云)原子轨道的形状、电子亚层。②第1电子层(n=1，K层)有1个能级：1s；第2电子层(n=2，L层)有2个能级：2s、2p；第3电子层(n=3，M层)有3个能级：3s、3p、3d；第4电子层(n=4，N层)有4个能级：4s、4p、4d、4f……③不同能级的形状不同形状：s能级球形、p能级哑铃形(纺锤形)、d、f等。3.原子轨道(电子云)的伸展方向①描述磁场中原子轨道的不同能量状态，也称为电子云或原子轨道的不同伸展方向。②同一能级的不同伸展方向，在没有外加磁场时，能量相同③S能级有1个原子轨道，p能级有3个能量相同的原子轨道，px、py、pz；d能级有5个能量相同的原子轨道，；f能级有7个能量相同的原子轨道……4.核外电子的自旋量子化状态①描述在能量完全相同时运动的特殊状态，简称为电子自旋状态。注意:电子自旋并不是像地球等行星一样“自转”,其实质还在探索中。②处于同一原子轨道上的电子的自旋状态只有两种。③通常用符号↑和↓表示。总结：在多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律：(1)相同电子层上原子轨道能量的高低：ns<np<nd。(2)不同电子层形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s；2p<3p<4p。(3)相同电子层形状相同的原子轨道能量的高低：2px＝2py＝2pz。考点3原子轨道的图形描述1.s电子的原子轨道s能级电子的原子轨道呈球形，即该原子轨道具有球对称性，电子层(能层)序数越大，原子轨道的半径越大。2.p电子的原子轨道P电子的原子轨道是纺锤形(哑铃形)形的，每个P原子轨道有3个轨道(伸展方向)，它们互相垂直，P轨道在空间的分布特点是分别相对于x、y、z轴对称，P原子轨道在空间的分布分别沿x、y、z方向。P原子轨道的平均半径也随电子层序数增大而增大。其他轨道结构更复杂，暂时不研究。考点4电子在核外的空间分布1.原子核外电子的运动特点(1)电子的质量很小(9.1095×10－31kg)，带负电荷。(2)相对于原子和电子的体积而言，电子运动的空间很大。(3)电子运动的速度很快，接近光速(3.0×108m·s－1)。2.电子云(1)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。意义：点密集的地方，表示电子在此处单位体积内出现的概率大；点稀疏的地方，表示电子在此处单位体积内出现的概率小(2)电子云轮廓图的形状：s能级的电子云轮廓图是球形，p能级的电子云轮廓图是哑铃形。2.1共价键模型考点1共价键的形成及特征1.共价键的形成概念原子间通过共用电子形成的化学键本质高概率地出现在两个原子核之间的电子与两个原子核之间的电性作用形成元素通常电负性相同或差值小的非金属元素原子形成共价键表示方法①用一条短线表示一对共用电子所形成的共价键，如H—H②用“=”表示原子间共用两对电子所形成的共价键，如C=C③用“≡”表示原子间共用三对电子所形成的共价键，如C≡C2.共价键的特征特征概念作用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共价键的饱和性决定着原子形成分子时互相结合的数量关系考点2共价键的类型1．σ键与π键(按原子轨道重叠方式分类)σ键原子轨道以“头碰头”方式相互重叠导致电子在核间出现的概率增大而形成的共价键π键原子轨道以“肩并肩”方式相互重叠导致电子在核间出现的概率增大而形成的共价键σ键与π键的判断方法(1)s轨道与s轨道(或p轨道)只能形成σ键，不能形成π键。(2)两个原子间可以只形成σ键，但不可以只形成π键。(3)在同一个分子中，σ键一般比π键强度大。共价键的类型分类标准类型共用电子对数单键、双键、三键共用电子对是否偏移极性键、非极性键原子轨道重叠方式σ键、π键2.极性键和非极性键(按共用电子对是否偏移分类)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注意：所有的共价键都有饱和性，但不是所有的共价键都有方向性，如两个1s轨道(H原子与H原子)重叠形成的s­sσ键没有方向性。并不是所有的单质中都有共价键，稀有气体中不存在化学键，金属单质中不存在共价键。共价键的存在范围(1)非金属单质分子中(稀有气体除外)。如O2、F2、H2、C60等。(2)非金属元素形成的化合物中。如H2SO4、CO2、H2O2、有机物分子等。(3)某些金属与非金属元素形成的共价化合物中。如BeCl2、HgCl2、AlCl3等。(4)某些离子化合物中。如Na2O2、NH4Cl等。考点3键参数一、1．键能(1)概念：在101.3kPa、298K条件下，断开1molAB(g)分子中的化学键，使其分别生成气态A原子和气态B原子所吸收的能量叫A—B键的键能。(2)表示方法：EA—B(A和B分别表示成键的两个原子，可以相同，也可以不同)。(3)单位：kJ·mol－1。2．键长概念：两个成键原子的原子核间的距离叫做该化学键的键长。3．键角(1)概念：在多原子分子中，两个化学键之间的夹角叫做键角。(2)常见分子的键角及分子空间构型：分子键角空间构型CO2(C=O)180°直线形H2O(H—O)104.5°V形NH3(N—H)107.3°三角锥形CH4(C—H)109.5°正四面体形二、键能、键长和键角的应用1．键能的应用(1)表示共价键的强弱键能的大小可以定量地表示化学键的强弱程度。键能愈大，断开时需要的能量就愈多，化学键就愈牢固。(2)判断分子的稳定性结构相似的分子中，共价键的键能越大，分子越稳定。(3)判断物质在化学反应过程中的能量变化在化学反应中，旧化学键的断裂吸收能量，新化学键的形成放出能量，因此反应焓变与键能的关系为ΔH＝∑E反应物－∑E生成物。2．键长的应用(1)键长与键的稳定性有关。一般来说，键长愈短，化学键愈强，键愈牢固。(2)键长与分子空间构型有关。(3)键长的判断方法①根据原子半径判断：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：相同的两原子形成共价键时，单键键长＞双键键长＞叁键键长。3．键角的应用键角常用于描述多原子分子的空间构型。注意：1.F—F的键能为157kJ/mol，Cl—Cl的键能为242.7kJ/mol，说明，半径越小，键能不一定越大。非金属性越强，单质的键能不一定越大，例如：F2、Cl2、Br2、I2的键能依次为157kJ/mol、242.7kJ/mol、193.7kJ/mol、152.7kJ/mol。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，共用电子对数越多，则共价键越牢固，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：共价键的键长越短，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，由键长和键能共同决定。2.2.1分子空间结构的理论分析考点1杂化轨道理论CH4分子为什么具有正四面体的空间构型？答案在形成CH4分子时，碳原子的一个2s轨道和三个2p轨道发生混杂，形成四个能量相等的sp3杂化轨道。四个sp3杂化轨道分别与四个H原子的1s轨道重叠成键形成CH4分子，所以四个C—H是等同的。可表示为2．轨道杂化与杂化轨道考点2杂化轨道类型1．sp1杂化——BeCl2分子的形成(1)BeCl2分子的形成杂化后的2个sp1杂化轨道分别与氯原子的3p轨道发生重叠，形成2个σ键，构成直线形的BeCl2分子。(2)sp1杂化：sp1杂化轨道是由1个ns轨道和1个np轨道杂化而得，sp1杂化轨道间的夹角为180°，呈直线形。(3)sp1杂化后，未参与杂化的2个np轨道可以用于形成π键，如乙炔分子中的C≡C键的形成。2．sp2杂化——BF3分子的形成(1)BF3分子的形成(2)sp2杂化：sp2杂化轨道是由1个ns轨道和2个np轨道杂化而得，sp2杂化轨道间的夹角为120°，呈平面三角形。(3)sp2杂化后，未参与杂化的1个np轨道可以用于形成π键，如乙烯分子中的CC键的形成。3．sp3杂化——NH3、H2O与CH4分子的形成(1)CH4分子的空间构型(2)sp3杂化：sp3杂化轨道是由1个ns轨道和3个np轨道杂化而得，sp3杂化轨道的夹角为109.5°，呈正四面体构型。(3)NH3、H2O分子中N原子和O原子的杂化类型分别为sp3、sp3杂化。由于N原子和O原子分别有1对和2对孤对电子，孤对电子对成键电子对的排斥作用较强，且孤对电子数越多，排斥作用越强，使键角依次变小。4.苯分子的空间构型与大π键1．根据杂化轨道理论，形成苯分子时每个碳原子中一个2s轨道和两个2p轨道都发生了sp2杂化(如2s、2px、2py杂化)，由此形成的三个sp2杂化轨道在同一平面内，还有一个未参与杂化的2p轨道(如2pz)垂直于这个平面。2．每个碳原子的两个sp2杂化轨道上的电子分别与邻近的两个碳原子的sp2杂化轨道上的电子配对形成σ键，于是六个碳原子组成一个正六边形的碳环；每个碳原子的另一个sp2杂化轨道上的电子分别与一个氢原子的1s电子配对形成σ键。3．6个碳原子上各有1个未参与杂化的垂直于碳环平面的p轨道，这6个轨道以“肩并肩”的方式形成含有6个电子、属于6个C原子的大π键。5.杂化轨道类型的判断方法(1)根据杂化轨道之间的夹角判断：若杂化轨道之间的夹角为109.5°，则中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则中心原子发生sp1杂化。(2)根据分子(或离子)的空间构型判断①正四面体形→中心原子为sp3杂化；三角锥形→中心原子为sp3杂化；②平面三角形→中心原子为sp2杂化；③直线形→中心原子为sp1杂化。有机物中碳原子的杂化类型(1)根据碳原子形成的σ键数目判断有机物中，碳原子杂化轨道形成σ键，未杂化轨道形成π键。(2)由碳原子的饱和程度判断①饱和碳原子采取sp3杂化；②双键上的碳原子或苯环上的碳原子采取sp2杂化；③叁键上的碳原子采取sp1杂化。根据σ键和孤电子对判断考点3价电子对互斥理论1．价电子对互斥理论的基本内容：分子中的价电子对(成键电子对)和孤电子对由于相互排斥作用，尽可能趋向彼此远离。(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构型。(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顺序：叁键—叁键＞叁键—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顺序：孤电子对—孤电子对＞孤电子对—单键＞单键—单键。2．价电子对互斥理论与分子的空间构型(1)中心原子中的价电子全部参与形成共价键的分子的空间构型ABn空间构型范例n＝2直线形CO2、BeCl2n＝3平面三角形CH2O、BF3n＝4正四面体形CH4、CCl4n＝5三角双锥形PCl5n＝6正八面体形SF6(2)中心原子上有孤电子对(价电子中未参与形成共价键的电子对)的分子的空间构型：中心原子上的孤电子对占据中心原子周围的空间，与成键电子对互相排斥，使分子的空间构型发生变化，如：①H2O为AB2型分子，氧原子上的两对孤电子对参与互相排斥，所以H2O分子的空间构型为V形而不是直线形。②NH3分子中氮原子上有一对孤电子对参与互相排斥，故NH3的空间构型不能为平面三角形。③常见分子的价电子对互斥模型和空间构型σ键成键电子对数孤电子对数价电子对数目电子对的排列方式价电子对空间构型分子或离子的空间构型实例202直线形直线形BeCl2、CO2303三角形平面三角形BF3、BCl321V形PbCl2404四面体形正四面体形CH4、CCl431三角锥形NH322V形H2O(1)ABm型分子中心原子价电子对数目的计算方法ABm型分子(A是中心原子，B是配位原子)中价电子对数n的计算：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)(2)在计算中心原子的价电子对数时应注意如下规定①作为配位原子，卤素原子和H原子均提供1个电子，氧族元素的原子不提供电子。②作为中心原子，卤素原子按提供7个电子计算，氧族元素的原子按提供6个电子计算。③对于复杂离子，在计算价电子对数时，还应加上负离子的电荷数或减去正离子的电荷数。如POeq\o\al(3－,4)中P原子价电子数应加上3，而NHeq\o\al(＋,4)中N原子的价电子数应减去1。④计算电子对数时，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。⑤双键、叁键等多重键作为1对电子看待。考点4等电子原理1．N2和CO的结构、性质，分子N2CO结构原子数22电子数1414价电子数1010空间构型直线形直线形性质沸点/℃－195.81－191.49熔点/℃－210.00－205.05液体密度/g·cm－30.7960.7932.分析比较N2和CO的结构和性质，得出的结论是CO分子和N2分子具有相同的原子总数、相同的价电子数，即等电子体，其性质相近。3．等电子原理是指化学通式相同、价电子总数相等的分子或离子具有相同的空间构型和化学键类型等结构特征，它们的许多性质(主要是物理性质)是相近的。满足等电子原理的分子或离子互称为等电子体。2.2.2分子的空间结构与分子性质考点1分子中原子排布与对称性1．对称分子与对称性概念依据对称轴的旋转或借助对称面的反映能够复原的分子性质对称性与分子性质的关系分子的极性、旋转性及化学性质都与分子的对称性有关2.手性分子手性一种分子和它在镜中的像，就如同人的左手和右手，相似而不完全相同，即它们不能重叠手性分子具有手性的分子手性碳原子与4个不同的原子或基团连接的碳原子注意：构成生命体的有机物绝大多数为手性分子。两个手性分子的性质不同，且手性有机物中必定含手性碳原子。手性分子都是不对称分子，手性碳原子采取sp3杂化。考点2分子中的电荷分布于极性1.共价分子HFN2H2OCO2键的极性极性键非极性键极性键极性键整个分子电荷分布不对称对称不对称对称正电荷与负电荷重心不重合重合不重合重合结论分子有极性分子无极性分子有极性分子无极性由上述分析可知2．分子极性的判断方法分子的极性是由分子中所含共价键的极性与分子的空间构型两方面共同决定的。判断分子极性时，可根据以下原则进行：(1)只含有非极性键的双原子分子或多原子分子大多是非极性分子，如O2、H2、P4、C60。(2)含有极性键的双原子分子都是极性分子，如HCl、HF、HBr。(3)含有极性键的多原子分子，空间构型对称的是非极性分子；空间构型不对称的是极性分子。(3)判断ABn型分子极性的经验规律2.3.1离子键、配位键与金属键考点1离子键1．概念阴、阳离子通过静电作用形成的化学键。2．形成过程3．实质阴、阳离子之间的静电作用。当静电作用中同时存在的静电引力和静电斥力达到平衡时，体系的能量最低，形成稳定的离子化合物。(1)静电引力是指阴、阳离子之间的异性电荷吸引力。(2)静电斥力包括阴、阳离子的原子核、核外电子之间的斥力。(3)影响静电作用的因素根据库仑定律，阴、阳离子间的静电引力(F)与阳离子所带电荷(q＋)和阴离子所带电荷(q－)的乘积成正比，与阴、阳离子的核间距离(r)的平方成反比。F＝keq\f(q＋q－,r2)(k为比例系数)4．形成条件一般认为当成键原子所属元素的电负性差值大于1.7时，原子间才有可能形成离子键。5．特征(1)没有方向性：离子键的实质是静电作用，离子的电荷分布通常被看成是球形对称的，因此一种离子对带异性电荷离子的吸引作用与其所处的方向无关。(2)没有饱和性：在离子化合物中，每个离子周围最邻近的带异性电荷离子数目的多少，取决于阴、阳离子的相对大小。只要空间条件允许，阳离子将吸引尽可能多的阴离子排列在其周围，阴离子也将吸引尽可能多的阳离子排列在其周围，以达到降低体系能量的目的。1离子键的存在只存在于离子化合物中：大多数盐、强碱、活泼金属氧化物过氧化物如Na2O2、氢化物如NaH和NH4H等。2离子键的实质是“静电作用”。这种静电作用不仅是静电引力，而是指阴、阳离子之间静电吸引力与电子与电子之间、原子核与原子核之间的排斥力处于平衡时的总效应。3离子电荷、离子半径是影响离子键强弱的重要因素。阴、阳离子所带的电荷越多，离子半径越小核间距越小，静电作用越强，离子键越强。考点2配位键和配合物1．配位键的形成(1)用电子式表示NH3、NHeq\o\al(＋,4)的形成①N原子与H原子以共价键结合成NH3分子：；②NH3分子与H＋结合成NHeq\o\al(＋,4)：。(2)②中共价键的形成与①相比较的不同点：②中形成共价键时，N原子一方提供孤对电子，H＋提供空轨道。(3)配位键的概念及表示方法①概念：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键。②表示方法：配位键常用A→B表示，其中A是提供孤电子对的原子，B是接受孤电子对或提供空轨道的原子。(4)配位化合物的概念：由提供孤对电子的配位体与接受孤对电子的中心原子以配位键结合形成的化合物。如[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH等均为配位化合物，简称配合物。2．配合物的制备与应用(1)配合物的形成在盛有2mL0.1mol·L－1的CuSO4溶液中，逐滴加入过量的浓氨水，观察到的现象是先生成蓝色沉淀，继续加氨水，沉淀溶解，最后变为蓝色透明溶液。反应的离子方程式是①Cu2＋＋2NH3·H2O=Cu(OH)2↓＋2NHeq\o\al(＋,4)；②Cu(OH)2＋4NH3·H2O=[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O。(2)制备银氨溶液往洁净的试管中加入1mL2%硝酸银溶液，然后边振荡边逐滴滴入2%稀氨水，直到最初产生的的沉淀刚好溶解为止。①Ag＋＋NH3·H2O=AgOH＋NHeq\o\al(＋,4)②AgOH＋2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]＋＋OH－＋2H2O(3)[Cu(NH3)4]2＋(配离子)的形成：氨分子中氮原子的孤对电子进入Cu2＋的空轨道，Cu2＋与NH3分子中的氮原子通过共用氮原子提供的孤对电子形成配位键。配离子[Cu(NH3)4]2＋可表示为(如图所示)。(4)有些配合物显现出特征颜色，从而可用于物质的检验。Fe3＋与SCN－在溶液中可生成配位数为1～6的铁的硫氰酸根配离子，这种配离子的颜色是血红色的，反应的离子方程式如下：Fe3＋＋nSCN－=[Fe(SCN)n]3－n(5)利用金属离子和与其配位的物质的性质不同，进行溶解、沉淀或萃取操作来达到分离提纯，分析检测等目的。一些难溶于水的金属氯化物、溴化物、碘化物、氰化物，可以依次溶解于含过量的Cl－、Br－、I－、CN－和氨的溶液中，形成可溶性的配合物。（6）稳定性增强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。当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。例如，血红素中的Fe2＋与CO分子形成的配位键比Fe2＋与O2分子形成的配位键强，因此血红素中的Fe2＋与CO分子结合后，就很难再与O2分子结合，血红素失去输送氧气的功能，从而导致人体CO中毒。常见提供空轨道的微粒：过渡金属的原子或离子，如Fe、Ni、Fe3＋、Ag＋、Cu2＋、Zn2＋、Al3＋等。常见提供孤对电子的微粒：H2O、NH3、CO；X－(F－、Cl－、Br－、I－)、OH－、SCN－、CN－等考点3金属键1．金属键的概念及其实质(1)概念：金属中金属阳离子和自由电子之间存在的强烈相互作用。(2)成键微粒：金属阳离子和自由电子。(3)本质：金属阳离子和自由电子之间的电性作用。2．金属键的特征(1)金属键没有共价键所具有的饱和性和方向性。(2)金属键中的电子在整个三维空间运动，属于整块固态金属。3．用金属键理论解释金属的下列物理性质(1)金属不透明，具有金属光泽。答案当可见光照射到金属表面上时，固态金属中的“自由电子”能够吸收所有频率的光并很快放出，使得金属不透明并具有金属光泽。(2)金属具有良好的延展性。答案金属键没有方向性，当金属受到外力作用时，金属原子间发生相对滑动而不会破坏金属键，金属发生形变但不会断裂，故金属具有良好的延展性。(3)金属具有良好的导电性。答案金属内部自由电子的运动不具有方向性，在外加电场的作用下，金属晶体中的“自由电子”发生定向移动而形成电流，使金属表现出导电性。(4)金属具有良好的导热性。答案当金属中有温度差时，通过不停运动着的“自由电子”与金属阳离子间的碰撞，把能量由高温处传向低温处，使整块金属表现出导热性。2.4分子间作用力考点1范德华力与物质性质1.范德华力的概念及影响因素(1)概念：物质的分子之间存在一种相互作用力叫分子间作用力，又叫范德华力。(2)影响因素：一般来说，相对分子质量越大，范德华力越大；分子的极性越大，范德华力越大。2.(1)实质：电性作用。(2)大小：范德华力的作用能通常比化学键的键能小得多，化学键的键能一般为100～600kJ·mol－1，而范德华力的作用能一般只有2～20kJ·mol－1。(3)特征：范德华力没有方向性和饱和性，只要分子周围空间允许，当气体分子凝聚时，它总是尽可能多的吸引其他分子。(4)影响因素：主要包括相对分子质量的大小、分子的空间构型以及分子中电荷分布是否均匀等。实例：(1)液态苯、汽油等发生汽化时，为何需要加热？答案液态苯、汽油等发生汽化需要吸收能量克服其分子间的相互作用。(2)降低氯气的温度，为什么能使氯气转化为液态或固态？答案降低氯气的温度时，氯气分子的平均动能逐渐减小。当分子靠自身的动能不足以克服分子间相互作用力时，分子就会凝聚在一起，形成液体或固体。(3)卤素单质F2、Cl2、Br2、I2，按其相对分子质量增大的顺序，物理性质(如颜色、状态、熔点、沸点)有何变化规律？答案颜色逐渐加深；由气态到液态、固态；熔、沸点逐渐升高。3．范德华力对物质性质的影响(1)对物质熔、沸点的影响①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，物质的熔、沸点就越高。例如熔、沸点：CF4<CCl4<CBr4<CI4。②组成相似且相对分子质量相近的物质，分子电荷分布越不均匀，范德华力越大，其熔、沸点就越高，如熔、沸点：CO>N2。③在同分异构体中，一般来说，支链数越多，熔、沸点就越低，如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷。(2)对物质溶解性的影响溶质分子与溶剂分子之间的范德华力越大，溶解度越大。考点2氢键与物质性质1．氢键的概念及表示方法(1)概念：氢键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分子中电负性很大的原子之间的作用力。(2)表示方法：氢键的通式可用A—H…B—表示。式中A和B表示F、O、N，“—”表示共价键，“…”表示氢键。2．氢键的形成条件(1)要有一个与电负性很强的元素X形成强极性键的氢原子，如H2O中的氢原子。(2)要有一个电负性很强，含有孤电子对并带有部分电荷的原子Y，如H2O中的氧原子。(3)X和Y的原子半径要小，这样空间位阻较小。一般来说，能形成氢键的元素有N、O、F。所以氢键一般存在于含N—H、H—O、H—F键的物质中，或有机化合物中的醇类和羧酸类等物质中。3．氢键的特征(1)氢键不是化学键，而是特殊的分子间作用力，其键能比化学键弱，比范德华力强。(2)氢键具有一定的方向性和饱和性X—H与Y形成分子间氢键时，氢原子只能与一个Y原子形成氢键，3个原子总是尽可能沿直线分布，这样可使X与Y尽量远离，使两原子间电子云的排斥作用力最小，体系能量最低，形成的氢键最强、最稳定(如下图)。4．氢键的类型(1)分子间氢键，如水中，O—H…O—。(2)分子内氢键，如。5．氢键对物质物理性质的影响(1)对物质熔、沸点的影响：分子间存在氢键的物质，物质的熔、沸点明显高，如NH3>PH3；同分异构体分子间形成氢键的物质比分子内形成氢键的物质熔、沸点高，如邻羟基苯甲酸<对羟基苯甲酸。(2)对物质溶解度的影响：溶剂和溶质之间形成氢键使溶质的溶解度增大，如NH3、甲醇、甲酸等易溶于水。(3)对物质密度的影响：氢键的存在会使某些物质的密度反常，如水的密度比冰的密度大。水结冰体积膨胀，是因为冰中所有水分子通过有方向性和饱和性的氢键互相联结成晶体，而液态水中只有大部分水分子以氢键结合成为(H2O)n。(4)氢键对物质电离性质的影响：如邻苯二甲酸的电离平衡常数Ka1比对苯二甲酸的电离平衡常数Ka1小很多。注意：比较由分子构成的物质熔、沸点大小时，首先应考虑分子间是否存在氢键。3.1认识晶体考点1晶体的特性晶体与非晶体的概念(1)晶体：内部微粒(原子、离子或分子)在空间按一定规律做周期性重复排列构成的固体物质。如金刚石、食盐、干冰等。(2)非晶体：内部原子或分子的排列呈杂乱无章的分布状态的固体物质。如橡胶、玻璃、石蜡、沥青、松香等。2．晶体的特性：(1)自范性：晶体在适宜条件下可以自发地呈现封闭的、规则的多面体外形的性质。(2)各向异性：是指在不同的方向上表现出不同的物理性质，如强度、导热性、光学性质等。(3)对称性：晶体具有特定的对称性，如规则的食盐晶体具有立方体外形，它既有轴对称性，也有面对称性。(4)晶体具有固定的熔、沸点。3．常见的四种晶体类型晶体类型构成微粒种类微粒间的相互作用实例离子晶体阴、阳离子离子键NaCl金属晶体金属原子金属键Cu原子晶体原子共价键金刚石分子晶体分子分子间作用力干冰4.晶体和非晶体的比较(1)晶体与非晶体的区别外观微观结构自范性各向异性熔、沸点晶体具有规则几何外形微粒在三维空间呈周期性有序排列有各向异性固定非晶体不具有规则几何外形微粒排列相对无序无各向同性不固定本质区别微观粒子在三维空间是否呈现周期性有序排列注意：具有规则几何外形的固体不一定是晶体。非晶体也可以打磨成规则的几何外形，但仍不是晶体。(2)晶体与非晶体的区别方法间接方法看是否有固定的熔点科学方法对固体进行X射线衍射实验(3)判断晶体类型的方法之一：根据晶体结构微粒的种类及微粒间的相互作用。考点2晶体结构的基本重复单元——晶胞1．晶胞(1)晶体结构中最小的重复单元叫晶胞。(2)一般来说，晶胞都是从晶体中截取下来的大小、形状完全相同的平行六面体。（有的晶胞呈六棱柱形）(3)晶胞只是晶体微粒空间里的一个基本单元，在它的上下左右前后无隙并置地排列着无数晶胞，而且所有晶胞的形状及其内部含有的微粒种类、个数及几何排列都是完全相同的。（4）实例2.晶胞所含微粒数的计算方法（1）金属铜的晶胞为面心立方晶胞，如图所示铜晶体面心立方晶胞及其切割示意图①位于顶角上的铜原子为8个晶胞共有。②位于面心上的铜原子为2个晶胞共有。③晶体铜中完全属于某一晶胞的铜原子数是4。（2）晶胞中微粒数的计算计算一个晶胞中实际拥有的微粒数，常用“切割法”(或“均摊法”)。即某个微粒为n个晶胞所共有，那么切割后的每个晶胞对这个微粒分得的份额是eq\f(1,n)。a.平行六面体形(正方体)晶胞中不同位置的微粒数的计算①处于顶点上的微粒，同时为8个晶胞所共有，每个微粒有eq\f(1,8)属于该晶胞。②处于棱边上的微粒，同时为4个晶胞所共有，每个微粒有eq\f(1,4)属于该晶胞。③处于晶面上的微粒，同时为2个晶胞所共有，每个微粒有eq\f(1,2)属于该晶胞。④处于晶胞内部的微粒，则完全属于该晶胞。b.非平行六面体形晶胞中微粒数的计算非平行六面体形晶胞中微粒数的计算方法要根据具体情况而定。如计算六方晶胞中的微粒数：①处于顶点的微粒，为6个晶胞共用，每个微粒有eq\f(1,6)属于该晶胞。②处于面心的微粒，为2个晶胞共用，每个微粒有eq\f(1,2)属于该晶胞。③处于体内的微粒，完全属于该晶胞。如下图，六方晶胞中所含的微粒数为12×eq\f(1,6)＋3＋2×eq\f(1,2)＝6。3.2.1几种简单的晶体结构模型考点1金属晶体1．金属晶体(1)金属原子通过金属键形成的晶体称为金属晶体。(2)金属键是指金属阳离子和自由电子之间的强的相互作用。(3)由于自由电子为整个金属所共有，所以金属键没有方向性和饱和性，因此可以看做等径圆球的堆积。2．常见金属晶体的结构型式金属晶体可看作是金属原子在三维空间(一层一层地)堆积而成。其堆积模式有以下四种。这四种堆积模式又可以根据每一层中金属原子的二维放置方式不同分为两类：非密置层堆积(包括简单立方堆积和体心立方密堆积)，密置层堆积(包括六方最密堆积和面心立方最密堆积)。填写下表：堆积模型采纳这种堆积的典型代表晶胞配位数空间利用率每个晶胞所含原子数非密置层简单立方堆积Po(钋)652%1体心立方密堆积(A2型)Li、Na、K、Ba、W、Fe868%2密置层六方最密堆积(A3型)Mg、Zn、Ti1274%6面心立方最密堆积(A1型)Ca、Al、Cu、Ag、Au、Pb、Pt1274%43.金属晶体的结构与物理性质（1）金属晶体具有良好的延展性。由于金属通常采用密堆积方式，在锻压或捶打时，密堆积层的金属原子之间比较容易产生滑动，但金属密堆积层之间始终保持着金属键的作用。（2）金属晶体中原子的堆积方式也会影响金属的性质，如具有最密堆积结构的金属的延展性往往比其他结构的延展性好。（3）金属晶体熔、沸点的规律a.金属的熔、沸点取决于金属键的强弱，一般金属原子的价电子数越多，原子半径越小，金属晶体内部金属键越强，晶体熔、沸点越高。b.金属晶体的熔点差别较大，如Hg熔点很低，碱金属熔点较低，铁等金属熔点很高。这是由于金属晶体紧密堆积方式、金属阳离子和自由电子的作用力不同造成的。c.同一周期主族金属单质的熔点由左到右逐渐升高；同一主族金属单质的熔点自上而下逐渐降低。d.合金的熔点一般低于成分金属的熔点。考点2离子晶体离子晶体(1)概念：阴、阳离子通过离子键结合而形成的晶体。(2)结构特点：①构成微粒：阴离子和阳离子，离子晶体中不存在单个分子。②微粒间的作用力：离子键。2．典型离子晶体的结构模型(1)晶体结构模型配位数Cl－和Na＋配位数都为6Cl－和Cs＋配位数都为8Zn2＋和S2－配位数都为4Ca2＋的配位数是8，F－的配位数是4晶胞中微粒数Na＋、Cl－都为4Cs＋、Cl－都为1Zn2＋、S2－都为4Ca2＋数目是4，F－数目是8阴、阳离子个数比1∶11∶11∶11:2化学式NaClCsClZnSCaF2符合类型Li、Na、K、Rb的卤化物，AgF、MgO等CsBr、CsI、NH4Cl等BeO、BeS等BaF2、PbF2、CeO23.晶格能概念指1mol离子化合物中的阴、阳离子，由相互远离的气态结合成离子晶体时所放出的能量意义衡量离子键的强弱。晶格能越大，表示离子键越强，离子晶体越稳定影响因素①晶格能∝eq\f(q1·q2,r)，即与阴、阳离子所带电荷的乘积成正比，与阴、阳离子间的距离成反比；②与离子晶体的结构型式有关对晶体物理性质的影响晶体结构型式相同时，晶格能越大，熔、沸点越高，硬度越大4.物理性质熔、沸点较高硬度较大，但较脆溶解性一般水中易溶，非极性溶剂中难溶导电性固态时不导电，熔融状态或在水溶液中能导电3.2.1几种简单的晶体结构模型考点1共价晶体1.共价晶体：相邻原子间以共价键结合而形成的具有空间立体网状结构的晶体称为共价晶体。（判断方法）2.典型共价晶体结构模型金刚石的晶体结构模型(1)在晶体中每个碳原子以4个共价单键对称地与相邻的4个碳原子相结合，形成正四面体结构，这些正四面体向空间发展，构成彼此联结的立体网状结构。(2)晶体中相邻碳碳键的夹角为109.5°，碳原子采取了sp3杂化。(3)最小环上有6个碳原子。(4)晶体中C原子个数与C—C键数之比为1∶2。(5)晶体中C—C键键长很短，键能很大，故金刚石的硬度很大，熔点很高。(6)1molC原子组成的金刚石中含有2molC—C键。通常情况下，晶体硅（Si）、晶体锗(Ge)、晶体硼(B)、碳化硅(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)等都属于共价晶体。碳化硅也叫作金刚砂，人工合成的无机非金属材料。与金刚石结构类似，碳原子和硅原子是交替的，整个晶体中，硅和碳的原子个数比为1:1。碳化硅的硬度大，具有耐热性，耐氧化性和耐腐蚀性，可用作磨料、耐火材料、电热元件等，还可用来制造机械工程中的结构件和化学工程中的密封件。碳化硅晶体二氧化硅是由硅原子和氧原子组成的空间立体网状的原子晶体。其结构示意图如下：(1)在二氧化硅晶体中，每个Si原子周围结合4个O原子，同时每个O原子与2个Si原子结合。(2)在二氧化硅晶体中，位于四面体中心的原子是硅原子，位于四面体四个顶点上的原子是氧原子。(3)在二氧化硅晶体中，硅原子采取sp3杂化，Si—O—Si键与Si—O—Si键的夹角是109.5°。(4)二氧化硅晶体中最小环上的原子数是12，包括6个O原子和6个Si原子。(5)1mol二氧化硅晶体中含有4molSi—O键。理解注意：(1)共价晶体：①构成原子晶体的基本微粒是原子。②形成原子晶体的作用力是共价键。在原子晶体中只存在共价键(极性键或非极性键)，没有分子间作用力和其他相互作用。(2)共价晶体的结构特征①由于共价键的方向性和饱和性，每个中心原子周围排列的原子数目是有限的，故原子不遵循紧密堆积原则。②原子晶体呈空间立体网状结构，原子晶体中不存在单个分子，原子晶体的化学式仅仅表示晶体中的原子个数关系。3.共价晶体的性质与共价键的关系晶体硅(Si)、金刚砂(SiC)和金刚石结构与性质比较：晶体键能/kJ·mol－1键长/pm熔点/℃硬度金刚石(C—C)347154335010金刚砂(C—Si)30118626009晶体硅(Si—Si)22623414157小结：（1）由于共价晶体中原子间以较强的共价键相结合，故共价晶体：①熔、沸点很高；②硬度大；③一般不导电；④难溶于溶剂。（2）共价晶体中，各原子均以共价键相结合，只要共价键不被破坏，原子就不能自由移动。由于共价晶体熔化或被粉碎时必须破坏其中的共价键，对于结构相似的共价晶体来说，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的稳定性越高，熔、沸点越高，硬度越大。考点2分子晶体1.分子晶体(1)分子间通过分子间作用力相结合形成的晶体叫分子晶体。(