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高二化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)歸納篇一
期末考試剩下沒(méi)多久時(shí)間了，同學(xué)們的復(fù)習(xí)進(jìn)度如何，下面就是小編給大家?guī)?lái)的
高二化學(xué)
期末復(fù)習(xí)：選修3知識(shí)點(diǎn)，希望能幫助到大家!
1、電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來(lái)描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大小所得的圖形叫電子云圖。離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大，電子云密度越大;離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)小，電子云密度越小。
2、電子層(能層)：根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動(dòng)區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對(duì)應(yīng)的電子層符號(hào)分別為k、l、m、n、o、p、q.
3、原子軌道(能級(jí)即亞層)：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運(yùn)動(dòng)，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個(gè)數(shù)依次為1、3、5、7。
4、原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來(lái)進(jìn)行描述.在含有多個(gè)核外電子的原子中，不存在運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子。
5、原子核外電子排布原理：
(1)能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進(jìn)入能量高的軌道;
(2)泡利不相容原理:每個(gè)軌道最多容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子;
(3)洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時(shí)，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同。
洪特規(guī)則的特例:在等價(jià)軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(shí)(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24cr [ar]3d54s1、29cu [ar]3d104s1
6、根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。
根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級(jí)按能量的差異分成能級(jí)組如圖⑵所示，由下而上表示七個(gè)能級(jí)組，其能量依次升高;在同一能級(jí)組內(nèi)，從左到右能量依次升高?；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。
7、第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號(hào)i1表示，單位為kj/mol。
(1)原子核外電子排布的周期性
隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.
(2)元素第一電離能的周期性變化
隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:
★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢(shì)，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小;
★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢(shì)。
說(shuō)明：
①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢(shì)。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時(shí)較相鄰元素要大即第 ⅱa 族、第 ⅴa 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。be、n、mg、p
②元素第一電離能的運(yùn)用：
a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證
b.用來(lái)比較元素的金屬性的強(qiáng)弱。i1越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)弱。
(3)元素電負(fù)性的周期性變化
元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對(duì)的能力叫做該元素的電負(fù)性。
隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負(fù)性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢(shì)。
電負(fù)性的運(yùn)用:
a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素)。
b.確定化學(xué)鍵類型(兩元素電負(fù)性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價(jià)鍵)。
c.判斷元素價(jià)態(tài)正負(fù)(電負(fù)性大的為負(fù)價(jià)，小的為正價(jià))。
d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)(表征原子得電子能力強(qiáng)弱)。
8、化學(xué)鍵：相鄰原子之間強(qiáng)烈的相互作用?；瘜W(xué)鍵包括離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵。
9、離子鍵：陰、陽(yáng)離子通過(guò)靜電作用形成的化學(xué)鍵
離子鍵強(qiáng)弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強(qiáng)，離子晶體的熔沸點(diǎn)越高。
離子鍵的強(qiáng)弱可以用晶格能的大小來(lái)衡量，晶格能是指拆開(kāi)1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽(yáng)離子所吸收的能量。晶格能越大，離子晶體的熔點(diǎn)越高、硬度越大。
離子晶體:通過(guò)離子鍵作用形成的晶體。
典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：nacl型和cscl型.氯化鈉晶體中，每個(gè)鈉離子周圍有6個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周圍有6個(gè)鈉離子，每個(gè)氯化鈉晶胞中含有4個(gè)鈉離子和4個(gè)氯離子;氯化銫晶體中，每個(gè)銫離子周圍有8個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周圍有8個(gè)銫離子，每個(gè)氯化銫晶胞中含有1個(gè)銫離子和1個(gè)氯離子.
nacl型晶體
cscl型晶體
每個(gè)na+離子周圍被6個(gè)c1—離子所包圍，同樣每個(gè)c1—也被6個(gè)na+所包圍。
每個(gè)正離子被8個(gè)負(fù)離子包圍著，同時(shí)每個(gè)負(fù)離子也被8個(gè)正離子所包圍。
10、晶胞中粒子數(shù)的計(jì)算
方法
——均攤法
位置
頂點(diǎn)
棱邊
面心
體心
貢獻(xiàn)
1/8
1/4
1/2
1
11、共價(jià)鍵的分類和判斷：σ鍵(“頭碰頭”重疊)和π鍵(“肩碰肩”重疊)、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價(jià)鍵-配位鍵。
共價(jià)鍵三參數(shù)：
?
概念
對(duì)分子的影響
鍵能
拆開(kāi)1mol共價(jià)鍵所吸收的能量（單位：kj/mol）
鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定
鍵長(zhǎng)
成鍵的兩個(gè)原子核間的平均距離（單位：10-10米）
鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定
鍵角
分子中相鄰鍵之間的夾角(單位：度）
鍵角決定了分子的空間構(gòu)型
共價(jià)鍵的鍵能與化學(xué)反應(yīng)熱的關(guān)系:反應(yīng)熱=所有反應(yīng)物鍵能總和-所有生成物鍵能總和
12、共價(jià)鍵:原子間通過(guò)共用電子對(duì)形成的化學(xué)鍵
13、鍵的極性：
極性鍵：不同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對(duì)發(fā)生偏移
非極性鍵：同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對(duì)不發(fā)生偏移
14、分子的極性：
(1)極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心不相重合的分子
(2)非極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心相重合的分子
分子極性的判斷：分子的極性由共價(jià)鍵的極性及分子的空間構(gòu)型兩個(gè)方面共同決定
非極性分子和極性分子的比較：
?
非極性分子
極性分子
形成原因
整個(gè)分子的電荷分布均勻，對(duì)稱
整個(gè)分子的電荷分布不均勻、不對(duì)稱
存在的共價(jià)鍵
非極性鍵或極性鍵
極性鍵
分子內(nèi)原子排列
對(duì)稱
不對(duì)稱
15、分子的空間立體結(jié)構(gòu)
常見(jiàn)分子的類型與形狀比較：
分子類型
分子形狀
鍵角
鍵的極性
分子極性
代表物
a
球形
?
?
非極性
he、ne
a2
直線形
?
非極性
非極性
h2、o2
ab
直線形
?
極性
極性
hcl、no
aba
直線形
180°
極性
非極性
co2、cs2
aba
v形
≠180°
極性
極性
h2o、so2
a4
正四面體形
60°
非極性
非極性
p4
ab3
平面三角形
120°
極性
非極性
bf3、so3
ab3
三角錐形
≠120°
極性
極性
nh3、ncl3
ab4
正四面體形
109°28′
極性
非極性
ch4、ccl4
ab3c
四面體形
≠109°28′
極性
極性
ch3cl、chcl3
ab2c2
四面體形
≠109°28′
極性
極性
ch2cl2
?
?
?
?
?
?
直 線
三角形
v形
四面體
三角錐
v形?h2o
16、原子晶體：所有原子間通過(guò)共價(jià)鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價(jià)鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體
17、典型的原子晶體有金剛石(c)、晶體硅(si)、二氧化硅(sio2)
金剛石是正四面體的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有6個(gè)碳原子，每個(gè)碳原子與周圍四個(gè)碳原子形成四個(gè)共價(jià)鍵;晶體硅的結(jié)構(gòu)與金剛石相似;二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的環(huán)中有6個(gè)硅原子和6個(gè)氧原子，每個(gè)硅原子與4個(gè)氧原子成鍵，每個(gè)氧原子與2個(gè)硅原子成鍵。
18、共價(jià)鍵強(qiáng)弱和原子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：原子半徑越小，形成共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)越短，共價(jià)鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點(diǎn)越高。如熔點(diǎn)：金剛石>碳化硅>晶體硅。
19、金屬鍵:金屬離子和自由電子之間強(qiáng)烈的相互作用
運(yùn)用自由電子理論解釋金屬晶體的導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性和延展性：
晶體中的微粒
導(dǎo)電性
導(dǎo)熱性
延展性
金屬離子和自由電子
自由電子在外加電場(chǎng)的作用下發(fā)生定向移動(dòng)
自由電子與金屬離子碰撞傳遞熱量
晶體中各原子層相對(duì)滑動(dòng)仍保持相互作用
20、金屬晶體:通過(guò)金屬鍵作用形成的晶體。
21、金屬鍵的強(qiáng)弱和金屬晶體熔沸點(diǎn)的變化規(guī)律:陽(yáng)離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)越高，如熔點(diǎn)：nana>k>rb>cs。金屬鍵的強(qiáng)弱可以用金屬的原子
22、簡(jiǎn)單配合物的成鍵情況(配合物的空間構(gòu)型和中心原子的雜化類型不作要求)
概念
表示
條件
共用電子對(duì)由一個(gè)原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價(jià)鍵。
a：電子對(duì)給予體? ? ? ? ? ?
b：電子對(duì)接受體? ? ? ? ? ? ? ?
其中一個(gè)原子必須提供孤對(duì)電子，另一原子必須能接受孤對(duì)電子的軌道。
(1)配位鍵：一個(gè)原子提供一對(duì)電子與另一個(gè)接受電子的原子形成的共價(jià)鍵，即成鍵的兩個(gè)原子一方提供孤對(duì)電子，一方提供空軌道而形成的共價(jià)鍵。
(2)①配合物：由提供孤電子對(duì)的配位體與接受孤電子對(duì)的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡(luò)合物
②形成條件：
a.中心原子(或離子)必須存在空軌道
b.配位體具有提供孤電子對(duì)的原子
③配合物的組成
④配合物的性質(zhì)：配合物具有一定的穩(wěn)定性。配合物中配位鍵越強(qiáng)，配合物越穩(wěn)定。當(dāng)作為中心原子的金屬離子相同時(shí)，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān)。
23、分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子間作用力是一種靜電作用，比化學(xué)鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵。
范德華力一般沒(méi)有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性。
24、分子晶體:分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結(jié)合的晶體.典型的有冰、干冰。
25、分子間作用力強(qiáng)弱和分子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質(zhì)熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點(diǎn)越高，但存在氫鍵時(shí)分子晶體的熔沸點(diǎn)往往反常地高。
26、nh3、h2o、hf中由于存在氫鍵，使得它們的沸點(diǎn)比同族
其它
元素氫化物的沸點(diǎn)反常地高。
影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大溶沸點(diǎn)，增大溶解性
表示方法：x—h……y(n o f) 一般都是氫化物中存在。
27、幾種比較：
(1)離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵的比較
化學(xué)鍵類型
離子鍵
共價(jià)鍵
金屬鍵
概念
陰、陽(yáng)離子間通過(guò)靜電作用所形成的化學(xué)鍵
原子間通過(guò)共用電子對(duì)所形成的化學(xué)鍵
金屬陽(yáng)離子與自由電子通過(guò)相互作用而形成的化學(xué)鍵
成鍵微粒
陰陽(yáng)離子
原子
金屬陽(yáng)離子和自由電子
成鍵性質(zhì)
靜電作用
共用電子對(duì)
電性作用
形成條件
活潑金屬與活潑的非金屬元素
非金屬與非金屬元素
金屬內(nèi)部
實(shí)例
nacl、mgo
hcl、h2so4
fe、mg
(2)非極性鍵和極性鍵的比較
?
非極性鍵
極性鍵
概念
同種元素原子形成的共價(jià)鍵
不同種元素原子形成的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)發(fā)生偏移
原子吸引電子能力
相同
不同
共用電子對(duì)
不偏向任何一方
偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子
成鍵原子電性
電中性
顯電性
形成條件
由同種非金屬元素組成
由不同種非金屬元素組成
(3)物質(zhì)溶沸點(diǎn)的比較
①不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體
②同種類型晶體：構(gòu)成晶體質(zhì)點(diǎn)間的作用大，則熔沸點(diǎn)高，反之則小。
a.離子晶體：離子所帶的電荷數(shù)越高，離子半徑越小，則其熔沸點(diǎn)就越高。
b.分子晶體：對(duì)于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點(diǎn)越高。
c.原子晶體：鍵長(zhǎng)越小、鍵能越大，則熔沸點(diǎn)越高。
③常溫常壓下?tīng)顟B(tài)
a.熔點(diǎn)：固態(tài)物質(zhì)>液態(tài)物質(zhì)
b.沸點(diǎn)：液態(tài)物質(zhì)>氣態(tài)物質(zhì)
高二化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)歸納篇一
期末考試剩下沒(méi)多久時(shí)間了，同學(xué)們的復(fù)習(xí)進(jìn)度如何，下面就是小編給大家?guī)?lái)的
高二化學(xué)
期末復(fù)習(xí)：選修3知識(shí)點(diǎn)，希望能幫助到大家!
1、電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來(lái)描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大小所得的圖形叫電子云圖。離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大，電子云密度越大;離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)小，電子云密度越小。
2、電子層(能層)：根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動(dòng)區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對(duì)應(yīng)的電子層符號(hào)分別為k、l、m、n、o、p、q.
3、原子軌道(能級(jí)即亞層)：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運(yùn)動(dòng)，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個(gè)數(shù)依次為1、3、5、7。
4、原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來(lái)進(jìn)行描述.在含有多個(gè)核外電子的原子中，不存在運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子。
5、原子核外電子排布原理：
(1)能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進(jìn)入能量高的軌道;
(2)泡利不相容原理:每個(gè)軌道最多容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子;
(3)洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時(shí)，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同。
洪特規(guī)則的特例:在等價(jià)軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(shí)(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24cr [ar]3d54s1、29cu [ar]3d104s1
6、根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。
根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級(jí)按能量的差異分成能級(jí)組如圖⑵所示，由下而上表示七個(gè)能級(jí)組，其能量依次升高;在同一能級(jí)組內(nèi)，從左到右能量依次升高?；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。
7、第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號(hào)i1表示，單位為kj/mol。
(1)原子核外電子排布的周期性
隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.
(2)元素第一電離能的周期性變化
隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:
★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢(shì)，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小;
★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢(shì)。
說(shuō)明：
①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢(shì)。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時(shí)較相鄰元素要大即第 ⅱa 族、第 ⅴa 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。be、n、mg、p
②元素第一電離能的運(yùn)用：
a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證
b.用來(lái)比較元素的金屬性的強(qiáng)弱。i1越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)弱。
(3)元素電負(fù)性的周期性變化
元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對(duì)的能力叫做該元素的電負(fù)性。
隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負(fù)性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢(shì)。
電負(fù)性的運(yùn)用:
a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素)。
b.確定化學(xué)鍵類型(兩元素電負(fù)性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價(jià)鍵)。
c.判斷元素價(jià)態(tài)正負(fù)(電負(fù)性大的為負(fù)價(jià)，小的為正價(jià))。
d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)(表征原子得電子能力強(qiáng)弱)。
8、化學(xué)鍵：相鄰原子之間強(qiáng)烈的相互作用?；瘜W(xué)鍵包括離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵。
9、離子鍵：陰、陽(yáng)離子通過(guò)靜電作用形成的化學(xué)鍵
離子鍵強(qiáng)弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強(qiáng)，離子晶體的熔沸點(diǎn)越高。
離子鍵的強(qiáng)弱可以用晶格能的大小來(lái)衡量，晶格能是指拆開(kāi)1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽(yáng)離子所吸收的能量。晶格能越大，離子晶體的熔點(diǎn)越高、硬度越大。
離子晶體:通過(guò)離子鍵作用形成的晶體。
典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：nacl型和cscl型.氯化鈉晶體中，每個(gè)鈉離子周圍有6個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周圍有6個(gè)鈉離子，每個(gè)氯化鈉晶胞中含有4個(gè)鈉離子和4個(gè)氯離子;氯化銫晶體中，每個(gè)銫離子周圍有8個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周圍有8個(gè)銫離子，每個(gè)氯化銫晶胞中含有1個(gè)銫離子和1個(gè)氯離子.
nacl型晶體
cscl型晶體
每個(gè)na+離子周圍被6個(gè)c1—離子所包圍，同樣每個(gè)c1—也被6個(gè)na+所包圍。
每個(gè)正離子被8個(gè)負(fù)離子包圍著，同時(shí)每個(gè)負(fù)離子也被8個(gè)正離子所包圍。
10、晶胞中粒子數(shù)的計(jì)算
方法
——均攤法
位置
頂點(diǎn)
棱邊
面心
體心
貢獻(xiàn)
1/8
1/4
1/2
1
11、共價(jià)鍵的分類和判斷：σ鍵(“頭碰頭”重疊)和π鍵(“肩碰肩”重疊)、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價(jià)鍵-配位鍵。
共價(jià)鍵三參數(shù)：
?
概念
對(duì)分子的影響
鍵能
拆開(kāi)1mol共價(jià)鍵所吸收的能量（單位：kj/mol）
鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定
鍵長(zhǎng)
成鍵的兩個(gè)原子核間的平均距離（單位：10-10米）
鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定
鍵角
分子中相鄰鍵之間的夾角(單位：度）
鍵角決定了分子的空間構(gòu)型
共價(jià)鍵的鍵能與化學(xué)反應(yīng)熱的關(guān)系:反應(yīng)熱=所有反應(yīng)物鍵能總和-所有生成物鍵能總和
12、共價(jià)鍵:原子間通過(guò)共用電子對(duì)形成的化學(xué)鍵
13、鍵的極性：
極性鍵：不同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對(duì)發(fā)生偏移
非極性鍵：同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對(duì)不發(fā)生偏移
14、分子的極性：
(1)極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心不相重合的分子
(2)非極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心相重合的分子
分子極性的判斷：分子的極性由共價(jià)鍵的極性及分子的空間構(gòu)型兩個(gè)方面共同決定
非極性分子和極性分子的比較：
?
非極性分子
極性分子
形成原因
整個(gè)分子的電荷分布均勻，對(duì)稱
整個(gè)分子的電荷分布不均勻、不對(duì)稱
存在的共價(jià)鍵
非極性鍵或極性鍵
極性鍵
分子內(nèi)原子排列
對(duì)稱
不對(duì)稱
15、分子的空間立體結(jié)構(gòu)
常見(jiàn)分子的類型與形狀比較：
分子類型
分子形狀
鍵角
鍵的極性
分子極性
代表物
a
球形
?
?
非極性
he、ne
a2
直線形
?
非極性
非極性
h2、o2
ab
直線形
?
極性
極性
hcl、no
aba
直線形
180°
極性
非極性
co2、cs2
aba
v形
≠180°
極性
極性
h2o、so2
a4
正四面體形
60°
非極性
非極性
p4
ab3
平面三角形
120°
極性
非極性
bf3、so3
ab3
三角錐形
≠120°
極性
極性
nh3、ncl3
ab4
正四面體形
109°28′
極性
非極性
ch4、ccl4
ab3c
四面體形
≠109°28′
極性
極性
ch3cl、chcl3
ab2c2
四面體形
≠109°28′
極性
極性
ch2cl2
?
?
?
?
?
?
直 線
三角形
v形
四面體
三角錐
v形?h2o
16、原子晶體：所有原子間通過(guò)共價(jià)鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價(jià)鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體
17、典型的原子晶體有金剛石(c)、晶體硅(si)、二氧化硅(sio2)
金剛石是正四面體的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有6個(gè)碳原子，每個(gè)碳原子與周圍四個(gè)碳原子形成四個(gè)共價(jià)鍵;晶體硅的結(jié)構(gòu)與金剛石相似;二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的環(huán)中有6個(gè)硅原子和6個(gè)氧原子，每個(gè)硅原子與4個(gè)氧原子成鍵，每個(gè)氧原子與2個(gè)硅原子成鍵。
18、共價(jià)鍵強(qiáng)弱和原子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：原子半徑越小，形成共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)越短，共價(jià)鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點(diǎn)越高。如熔點(diǎn)：金剛石>碳化硅>晶體硅。
19、金屬鍵:金屬離子和自由電子之間強(qiáng)烈的相互作用
運(yùn)用自由電子理論解釋金屬晶體的導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性和延展性：
晶體中的微粒
導(dǎo)電性
導(dǎo)熱性
延展性
金屬離子和自由電子
自由電子在外加電場(chǎng)的作用下發(fā)生定向移動(dòng)
自由電子與金屬離子碰撞傳遞熱量
晶體中各原子層相對(duì)滑動(dòng)仍保持相互作用
20、金屬晶體:通過(guò)金屬鍵作用形成的晶體。
21、金屬鍵的強(qiáng)弱和金屬晶體熔沸點(diǎn)的變化規(guī)律:陽(yáng)離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)越高，如熔點(diǎn)：nana>k>rb>cs。金屬鍵的強(qiáng)弱可以用金屬的原子
22、簡(jiǎn)單配合物的成鍵情況(配合物的空間構(gòu)型和中心原子的雜化類型不作要求)
概念
表示
條件
共用電子對(duì)由一個(gè)原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價(jià)鍵。
a：電子對(duì)給予體? ? ? ? ? ?
b：電子對(duì)接受體? ? ? ? ? ? ? ?
其中一個(gè)原子必須提供孤對(duì)電子，另一原子必須能接受孤對(duì)電子的軌道。
(1)配位鍵：一個(gè)原子提供一對(duì)電子與另一個(gè)接受電子的原子形成的共價(jià)鍵，即成鍵的兩個(gè)原子一方提供孤對(duì)電子，一方提供空軌道而形成的共價(jià)鍵。
(2)①配合物：由提供孤電子對(duì)的配位體與接受孤電子對(duì)的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡(luò)合物
②形成條件：
a.中心原子(或離子)必須存在空軌道
b.配位體具有提供孤電子對(duì)的原子
③配合物的組成
④配合物的性質(zhì)：配合物具有一定的穩(wěn)定性。配合物中配位鍵越強(qiáng)，配合物越穩(wěn)定。當(dāng)作為中心原子的金屬離子相同時(shí)，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān)。
23、分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子間作用力是一種靜電作用，比化學(xué)鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵。
范德華力一般沒(méi)有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性。
24、分子晶體:分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結(jié)合的晶體.典型的有冰、干冰。
25、分子間作用力強(qiáng)弱和分子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質(zhì)熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點(diǎn)越高，但存在氫鍵時(shí)分子晶體的熔沸點(diǎn)往往反常地高。
26、nh3、h2o、hf中由于存在氫鍵，使得它們的沸點(diǎn)比同族
其它
元素氫化物的沸點(diǎn)反常地高。
影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大溶沸點(diǎn)，增大溶解性
表示方法：x—h……y(n o f) 一般都是氫化物中存在。
27、幾種比較：
(1)離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵的比較
化學(xué)鍵類型
離子鍵
共價(jià)鍵
金屬鍵
概念
陰、陽(yáng)離子間通過(guò)靜電作用所形成的化學(xué)鍵
原子間通過(guò)共用電子對(duì)所形成的化學(xué)鍵
金屬陽(yáng)離子與自由電子通過(guò)相互作用而形成的化學(xué)鍵
成鍵微粒
陰陽(yáng)離子
原子
金屬陽(yáng)離子和自由電子
成鍵性質(zhì)
靜電作用
共用電子對(duì)
電性作用
形成條件
活潑金屬與活潑的非金屬元素
非金屬與非金屬元素
金屬內(nèi)部
實(shí)例
nacl、mgo
hcl、h2so4
fe、mg
(2)非極性鍵和極性鍵的比較
?
非極性鍵
極性鍵
概念
同種元素原子形成的共價(jià)鍵
不同種元素原子形成的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)發(fā)生偏移
原子吸引電子能力
相同
不同
共用電子對(duì)
不偏向任何一方
偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子
成鍵原子電性
電中性
顯電性
形成條件
由同種非金屬元素組成
由不同種非金屬元素組成
(3)物質(zhì)溶沸點(diǎn)的比較
①不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體
②同種類型晶體：構(gòu)成晶體質(zhì)點(diǎn)間的作用大，則熔沸點(diǎn)高，反之則小。
a.離子晶體：離子所帶的電荷數(shù)越高，離子半徑越小，則其熔沸點(diǎn)就越高。
b.分子晶體：對(duì)于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點(diǎn)越高。
c.原子晶體：鍵長(zhǎng)越小、鍵能越大，則熔沸點(diǎn)越高。
③常溫常壓下?tīng)顟B(tài)
a.熔點(diǎn)：固態(tài)物質(zhì)>液態(tài)物質(zhì)
b.沸點(diǎn)：液態(tài)物質(zhì)>氣態(tài)物質(zhì)