人教版（2019）高中化学选择性必修2期末复习知识点考点提纲 学案

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人教版（2019）高中化学选择性必修2期末复习知识点考点提纲原子结构与性质一、原子核外电子排布原理1、能层与能级（1）能层( n )：电子层符号：用K、L、M、N……表示，能量依次升高。（2）能级：电子亚层同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示。（3）能层与能级的关系【特别提醒】第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。2、电子云与原子轨道（1）电子云①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。②电子云轮廓图称为原子轨道。（2）原子轨道原子轨道eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\co1(轨道形状\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(s电子的原子轨道呈球形对称,p电子的原子轨道呈哑铃形)),各能级上的原子轨道数目\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(s能级　1　个,p能级　3　个,d能级5个,f能级7个,……)),能量关系\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(①相同能层上原子轨道能量的高低：,　ns＜np＜nd＜nf,②形状相同的原子轨道能量的高低：,　1s＜2s＜3s＜4s……,③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原,　子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的,　能量相等))))3、基态原子的核外电子排布（1）能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：【特别提醒】能级交错，泡利原理、洪特规则，都是为了满足能量最低原理（2）泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳eq \a\vs4\al(2)个电子，且自旋状态相反。（3）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。 如2p3的电子排布为 ，不能表示为 或 。【特别提醒】当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时原子的能量最低，如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1, 29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。（4）基态原子核外电子排布的表示方法4、电子的跃迁与原子光谱（1）电子的跃迁（2）不同元素的原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的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。吸收光谱，背景亮，光谱暗；发射光谱，背景暗，光谱亮。【特别提醒】焰色反应是电子跃迁的结果，故金属的焰色反应是物理变化过程，不属于化学变化。二、原子结构与元素的性质1、原子结构与元素周期表（1）族元素的价电子排布特点①主族元素②0族元素：n s2n p6(其中He为1s2)。③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。（2）元素周期表的分区与价电子排布的关系①周期表的分区补充：稀土元素，镧系15种元素，加上钪、钇，不包括锕系元素②各区价电子排布特点（4）对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如【特别提醒】（1）能层数＝电子层数＝周期数。（2）主族序数＝价电子数。（3）对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素，价电子层不仅是最外电子层。如Fe的价电子排布式为3d64s2。（4）电离能【特别提醒】（1）金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。（2）第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(n s2n p0)和第ⅤA族(n s2n p3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素的，如第一电离能：Mg>Al，P>S。（3）电负性①电负性②电负性的应用【特别提醒】（1）共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。（2）两元素电负性差值大于1.7时，一般形成离子键（NaH除外)；小于1.7时，一般形成共价键（HF除外)三、电离能常见的四个应用（1）判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。（2）判断元素的化合价：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n（3）判断核外电子的分层排布情况多电子原子中，元素各级电离能逐渐增大，当电离能变化出现突跃时，电子层数就可能发生变化。（4）反映元素原子的核外电子排布特点同周期元素原子的最外层电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大，如第ⅡA族、ⅤA族元素。分子结构与性质一、共价键1、共价键（1）共价键的特征：具有方向性和饱和性（一般存在，但不是绝对有）。（2）共价键的类型【特别提醒】（1）通过物质的结构式可以快速判断共价键的种类和数目；共价单键全为σ键，共价双键中有1个σ键和1个π键，共价三键中有1个σ键和2个π键。（2）由成键轨道类型可判断共价键的类型，与s轨道形成的共价键全部是σ键，杂化轨道形成的共价键全部是σ键。（3）键参数a. 概念②键参数与分子的性质b．键参数对分子性质的影响c．键参数与分子稳定性的关系键能越eq \a\vs4\al(大)，键长越短，分子越稳定。【特别提醒】（1）共价键的成键原子可以都是非金属原子，也可以是金属原子与非金属原子（2）并不是所有的共价键都有方向性，如：s­s σ键没有方向性。（3）共价分子中原子间的键能越大，键长越短，分子的稳定性越强。如稳定性：HF>HCl>HBr>HI。2、配位键（1）配位键①配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成共价键。②配位键的表示：常用“→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NHeq \o\al(＋,4)可表示为在NHeq \o\al(＋,4)中，虽然有一个N-H键形成过程与其他3个N-H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。（NH4+中有1个配位键，有4个配位原子）3、等电子体（1）等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子(即等电子体)具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近，如CO和N2。（2）等电子原理的应用①利用等电子原理可以判断一些简单分子或离子的立体构型。如SO2和O3的原子数目和价电子总数都相等，二者互为等电子体，中心原子都是sp2杂化，都是V形结构。确定等电子体的方法(举例)eq \x(CO)eq \o(――――――――――→,\s\up11(把O换成前一个原子N),\s\do4(少了1个电子，再得1个电子))eq \x(CN－)eq \o(―――――――――――――→,\s\up11(把N换成前一个原子C),\s\do4(少了1个电子，再得1个电子))eq \x(C\o\al(2－,2))eq \x(CO)eq \o(―――――――――――――→,\s\up11(把C换成后一个原子N多1个电子),\s\do4(把O换成前一个原子N少1个电子))eq \x(N2)（3）常见的等电子体归纳【特别提醒】寻找等电子体的三种方法变换过程中注意电荷变化，并伴有元素种类的改变二、分子的立体构型1、价层电子对互斥理论（1）理论要点①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。②孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。（2）判断分子或离子立体构型“三步骤”第一步：确定中心原子上的价层电子对数a为中心原子的价电子数，b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x为与中心原子结合的原子数。第二步：确定价层电子对的立体构型第三步：分子立体构型的确定价层电子对有成键电子对和孤电子对之分，价层电子对的总数减去成键电子对数得孤电子对数。根据成键电子对数和孤电子对数，可以确定相应的较稳定的分子立体构型。（3）实用实例2、杂化轨道理论（1）杂化轨道理论概述当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。（2）杂化轨道三种类型（3）由杂化轨道数判断中心原子的杂化类型杂化轨道用来形成σ键和容纳孤电子对，所以有公式：杂化轨道数＝中心原子的孤电子对数＋中心原子的σ键个数。【特别提醒】（1）价层电子对互斥理论说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。①当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；②当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。如中心原子采取sp3杂化的，其价层电子对模型为四面体形，其分子构型可以为正四面体形(如CH4)，也可以为三角锥形(如NH3)或V形(如H2O)。（2）杂化轨道间的夹角与分子内的键角不一定相同，中心原子杂化类型相同时孤电子对数越多，键角越小。3、配合物（1）定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。（2）形成条件eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\co1(配位体有孤电子对\b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\co1(中性分子，如H2O、NH3和CO等,离子，如F－、Cl－、CN－等)),中心原子或离子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等))（3）组成【特别提醒】（1）1 mol[Ti(H2O)5Cl]Cl2·H2O的配合物只能电离出2 mol Cl－，故1 mol[Ti(H2O)5Cl]Cl2·H2O与足量的AgNO3反应只能生成2 mol AgCl沉淀。（2）配体、配位原子、配位键、配位数的关系配位数、就是配体数；配体不一定是配位原子；配位数不一定等于配位键数三、分子间作用力与分子的性质1、分子间作用力（1）分类：分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。（2）强弱：范德华力eq \a\vs4\al(