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人教版 高中化學 選擇性必修 第二冊 知識點
第一章 原子結構與性質
一.原子結構
1、能級與能層
2、原子軌道
3、原子核外電子排布規律
（1）構造原理：隨著核電荷數遞增，大多數元素的電中性基態原子的電子按右
圖順序填入核外電子運動軌道（能級），叫做構造原理。
能級交錯：由構造原理可知，電子先進入 4s軌道，后進入 3d軌道，這種現
象叫能級交錯。
（說明：構造原理并不是說 4s能級比 3d能級能量低（實際上 4s能級比 3d
能級能量高），而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。）
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（2）能量最低原理
原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處于最低狀態，簡稱能量
最低原理。
（3）泡利（不相容）原理：一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相
反（用“↑↓”表示），這個原理稱為泡利原理。
（4）洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道（能量相同）時，總是優先
單獨占據一個軌道，而且自旋方向相同，這個規則叫洪特規則。比如，p3 的軌
道式為↑ ↑ ↑ ，而不是↑↓ ↑ 。
洪特規則特例：當 p、d、f軌道填充的電子數為全空、半充滿或全充滿時，
原子處于較穩定的狀態。即 p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14 時，是較
穩定狀態。
前 36號元素中，全空狀態的有 4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；
半充滿狀態的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；
全充滿狀態的有 10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr
4s24p6。
4、基態原子核外電子排布的表示方法
（1）電子排布式
①用數字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數，這就是電子排布
式，例如 K：1s22s22p63s23p64s1。
②為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內層電子達到稀有氣體元素原子結
構的部分以相應稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如 K：[Ar]4s1。
（2）電子排布圖(軌道表示式)
每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。
如基態硫原子的軌道表示式為
二、原子結構與元素周期表
1、原子的電子構型與周期的關系
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（1）每周期第一種元素的最外層電子的排布式為 ns1。每周期結尾元素的最外
層電子排布式除 He 為 1s2 外，其余為 ns2np6。He 核外只有 2 個電子，只有 1
個 s軌道，還未出現 p軌道，所以第一周期結尾元素的電子排布跟其他周期不同。
（2）一個能級組最多所容納的電子數等于一個周期所包含的元素種類。但一個
能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。
2、元素周期表的分區
（10 根據核外電子排布
①分區
②各區元素化學性質及原子最外層電子排布特點
③若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。
如：某元素的外圍電子排布為 4s24p4，由此可知，該元素位于 p 區，為第
四周期ⅥA族元素。即最大能層為其周期數，最外層電子數為其族序數，但應注
意過渡元素(副族與第Ⅷ族)的最大能層為其周期數，外圍電子數應為其縱列數而
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不是其族序數(鑭系、錒系除外)。
三、元素周期律
1、電離能、電負性
（1）電離能是指氣態原子或離子失去 1個電子時所需要的最低能量，第一電離
能是指電中性基態原子失去 1個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量。
第一電離能數值越小，原子越容易失去 1個電子。在同一周期的元素中，堿金屬
(或第ⅠA族)第一電離能最小，稀有氣體(或 0族)第一電離能最大，從左到右總
體呈現增大趨勢。同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的
第二電離能比第一電離能要大
（2）元素的電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的
電負性為 4.0，鋰的電負性為 1.0 作為相對標準,得出了各元素的電負性。電負
性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度，金屬的電負性一般小于
1.8，非金屬的電負性一般大于 1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”的
電負性在 1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。
（3）電負性的應用
①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱
②金屬的電負性一般小于 1.8，非金屬的電負性一般大于 1.8，而位于非金
屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在 1.8左右，它們既有金屬
性，又有非金屬性。
③金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非
金屬元素越活潑。
④同周期自左到右，電負性逐漸增大，同主族自上而下，電負性逐漸減小。
2、原子結構與元素性質的遞變規律
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3、對角線規則
在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些
性質是相似的，如
第二章 分子結構與性質
一.共價鍵
1.共價鍵的本質及特征
共價鍵的本質是在原子之間形成共用電子對，其特征是具有飽和性和方向性。
2.共價鍵的類型
①按成鍵原子間共用電子對的數目分為單鍵、雙鍵、三鍵。
②按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。
③按原子軌道的重疊方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者的
電子云具有鏡像對稱性。
3.鍵參數
①鍵能：氣態基態原子形成 1 mol化學鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學鍵越
穩定。
)
②鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩定。
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③鍵角：在原子數超過 2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。
④鍵參數對分子性質的影響：鍵長越短，鍵能越大，分子越穩定．
4.等電子原理
原子總數相同、價電子總數相同的分子具有相似的化學鍵特征，它們的許多性質
相近。
二.分子的立體構型
1．分子構型與雜化軌道理論
雜化軌道的要點：
當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數相等且能量相同的
雜化軌道。雜化軌道數不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。
/
2．分子構型與價層電子對互斥模型
價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構型，而分子的空間構型指的是
成鍵電子對空間構型，不包括孤對電子。
(1)當中心原子無孤對電子時，兩者的構型一致；
(2)當中心原子有孤對電子時，兩者的構型不一致。
3.配位化合物
（1）配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較
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（2）配位化合物
[
①定義：金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結合形成的化
合物。
②組成：如[Ag(NH3)2]OH，中心離子為 Ag＋，配體為 NH3，配位數為 2。
三.分子的性質
1．分子間作用力的比較
2．分子的極性
(1)極性分子：正電中心和負電中心不重合的分子。
(2)非極性分子：正電中心和負電中心重合的分子。
3．溶解性
(1)“相似相溶”規律：非極性溶質一般能溶于非極性溶劑，
極性溶質一般能溶于極性溶劑．若存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越
大，溶解性越好。
|
(2)“相似相溶”還適用于分子結構的相似性，如乙醇和水互
溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小．
4．手性
具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如左手和右手一樣互為鏡像，在三
維空間里不能重疊的現象。
5．無機含氧酸分子的酸性
無機含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素 R相同，則 n值越大，R的正電性越
高，使 R—O—H中 O的電子向 R偏移，在水分子的作用下越易電離出 H＋，酸性
越強，如 HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4
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第三章 晶體結構與性質
一、晶體的常識
1.晶體與非晶體
晶體與非晶體的本質差異
自范性 微觀結構
有（能自發呈現多面體 原子在三維空間里呈周期性
晶體
外形） 有序排列
無（不能自發呈現多面
非晶體 原子排列相對無序
體外形）
晶體呈現自范性的條件：晶體生長的速率適當
得到晶體的途徑：熔融態物質凝固；凝華；溶質從溶液中析出
特性：①自范性；②各向異性（強度、導熱性、光學性質等）
③固定的熔點；④能使 X-射線產生衍射（區分晶體和非晶體最可靠的科學方法）
2.晶胞--描述晶體結構的基本單元，即晶體中無限重復的部分
一個晶胞平均占有的原子數= ×晶胞頂角上的原子數+ ×晶胞棱上的原子+ ×
晶胞面上的粒子數+1×晶胞體心內的原子數
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思考：下圖依次是金屬鈉(Na)、金屬鋅(Zn)、碘(I2)、金剛石(C)晶胞的示意圖，
它們分別平均含幾個原子？
二、分子晶體與原子晶體
1.分子晶體--分子間以分子間作用力（范德華力、氫鍵）相結合的晶體
注意：a.構成分子晶體的粒子是分子
b.分子晶體中，分子內的原子間以共價鍵結合，相鄰分子間以分子間作用力結合
①物理性質
a.較低的熔、沸點 b.較小的硬度
c.一般都是絕緣體，熔融狀態也不導電
d.“相似相溶原理”：非極性分子一般能溶于非極性溶劑，極性分子一般能溶于
極性溶劑
②典型的分子晶體
a.非金屬氫化物：H2O、H2S、NH3、CH4、HX等
b.酸：H2SO4 、HNO3、H3PO4等
c.部分非金屬單質:：X2、O2、H2、S8、P4、C60
d.部分非金屬氧化物：CO2、SO2、NO2、N2O4、P4O6、P4O10等
f.大多數有機物：乙醇，冰醋酸，蔗糖等
③結構特征
a.只有范德華力--分子密堆積（每個分子周圍有 12個緊鄰的分子）
CO2晶體結構圖
b.有分子間氫鍵--分子的非密堆積 以冰的結構為例，可說明氫鍵具有方向性
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④籠狀化合物--天然氣水合物
2.原子晶體--相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間立體網狀結構的晶體
注意：a.構成原子晶體的粒子是原子 b.原子間以較強的共價鍵相結合
①物理性質
a.熔點和沸點高 b.硬度大
c.一般不導電 d.且難溶于一些常見的溶劑
②常見的原子晶體
a.某些非金屬單質：金剛石（C）、晶體硅(Si)、晶體硼（B）、晶體鍺(Ge)等
b.某些非金屬化合物：碳化硅（SiC）晶體、氮化硼（BN）晶體
c.某些氧化物：二氧化硅（ SiO2）晶體、Al2O3
金剛石的晶體結構示意圖 二氧化硅的晶體結構示意圖
三、金屬晶體
1.電子氣理論--金屬原子脫落下來的價電子形成遍布整塊晶體的“電子氣”，被
所有原子共用，從而把所有的金屬原子維系在一起
2.物理性質（電子氣理論可進行解釋）
微粒 導電性 導熱性 延展性
金屬原子 自由電子在外加電 自由電子與金屬離 晶體中各原子層相
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和自由電 場的作用下發生定 子碰撞傳遞熱量 對滑動仍保持相互
子 向移動 作用
熔點的變化規律--金屬鍵的強弱決定
金屬陽離子半徑越小，所帶電荷越多，自由電子越多，金屬鍵越強，熔點就越高，
硬度也越大
如：KNa>K>Rb>Cs
3.金屬晶體的原子堆積模型
金屬原子在二維空間（平面）上有二種排列方式
配位數=4（非密置層） 配位數=6（密置層）
金屬晶體可以看成金屬原子在三維空間中堆積而成，有四種基本模式
①簡單立方堆積--Po
配位數為 6，空間占用率 52%，每個晶胞含 1個原子
②體心立方堆積--K型（Na、K、Fe）
配位數為 8，空間占用率 68%，每個晶胞含 2個原子
③六方最密堆積--Mg型（Mg、Zn、Ti）
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每兩層形成一個周期，
即 ABAB堆積方式
配位數為 12
空間利用率 74%
每個晶胞含 2個原子
④面心立方堆積--Cu型（Cu、Ag、Au）
每三層形成一個周期，
即 ABCABC堆積方式
配位數為 12
空間利用率 74%
每個晶胞含 4個原子
4.混合晶體--石墨晶體
石墨質軟：石墨為層狀結構，各層之間是范德華力結合，容易滑動
石墨的熔沸點很高（熔點高于金剛石）：石墨各層均為平面網狀結構，碳原子以
sp2雜化與周圍三個碳原子形成σ鍵，垂直平面的 pz軌道形成大π鍵
四、離子晶體
1.離子晶體--由陰、陽離子通過離子鍵結合而成的晶體
物理性質：a.硬度較大 b.熔、沸點較高 c.固態時不導電，熔化狀態才導電
2.結構模型
①NaCl型晶體
每個 Cl-周圍與之最接
近且距離相等的 Na+
有 6 個，這幾個 Na+構
成正八面體；Na+同理
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Na+位于頂點和面心
Cl-位于棱心和體心
在 NaCl 晶體的一個晶胞中
含 Na+：1+12×1/4=4
含 Cl-：8×1/8+6×1/2=4
②CsCl型晶體
Cs+位于體心
Cl-位于頂點
在 CsCl 晶體的一個晶胞中
含 Cs+：1
含 Cl-：8×1/8=1
③CaF2型晶體
Ca2+位于頂點和面心
2+
F-位于內部 Ca 的配位數為 8，構成立方體
-
在 CaF 晶體的一個晶胞中 F 的配位數為 4，構成正四面體2
含 Ca2+：8×1/8+6×1/2=4
含 F-：8
注意：審題時注意是“分子結構”還是“晶體結構”，若是分子結構，其化學式
由圖中所有實際存在的原子個數決定，且原子個數比不約簡
3.晶格能--氣態離子形成 1 摩爾離子晶體釋放的能量，或拆開 1mol 離子晶體使
之形成氣態陰離子和氣態陽離子所吸收的能量
①晶格能越大，離子晶體越穩定，熔沸點越高，硬度越大
②離子晶體中陰、陽離子半徑越小，所帶電荷越多，離子鍵越強，晶格能越大
③巖漿晶出規則與晶格能的關系--晶格能高的晶體熔點較高，更容易在巖漿冷卻
過程中冷卻下來，從而先結晶
晶體類型 分子晶體 原子晶體 金屬晶體 離子晶體
金屬陽離子和自 陰、陽離子
構成粒子 分子 原子
由電子
分子間作用 金屬鍵 離子鍵
相互作用 共價鍵
力
熔沸 一般較高，部分較 較高
很低 很高
點 低
物
一般較大，部分較 較大
理 硬度 很小 很大
小
性
固態不導電．熔
質 導電 差（Si為半
差 良好 化狀態和溶液
性 導體）
導電
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冰、干冰、碘 NaCl、CsCl等
實例 金剛石、SiO2 Na、Fe、Au等等

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