法宝04 回归教材用心看（4）选择性必修2（抢分法宝）2026年高考化学终极冲刺讲练（全国通用）

这是一份法宝04 回归教材用心看（4）选择性必修2（抢分法宝）2026年高考化学终极冲刺讲练（全国通用），文件包含语文陕西卷全解全析docx、语文陕西卷考试版A4docx、语文陕西卷参考答案docx、语文陕西卷考试版A3docx、语文陕西卷答题卡docx、语文陕西卷答题卡pdf等6份试卷配套教学资源，其中试卷共38页， 欢迎下载使用。
第三章 晶体结构与性质
重点知识总结 教材细节补充
第一章 原子结构与性质
◆重点知识总结
◆教材细节补充
第二章 分子结构与性质
◆重点知识总结
◆教材细节补充
第三章 晶体结构与性质
◆重点知识总结
◆教材细节补充
P7
原子结构模型的演变
(1)1869年，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期表
(2)19世纪初，道尔顿提出了近代原子学说
(3)1913年，丹麦科学家玻尔提出了氢原子模型
(4)1920年，丹麦科学家波尔提出了构造原理
(5)1925年，丹麦科学家波尔的“壳层”落实为“能层”与“能级”厘清了核外电子的可能状态
(6)1936年，德国科学家马德隆发表了以原子光谱事实为依据的完整的构造理论
P6
能层
(相当于必修中的电子层)
(1)定义：核外电子按能量不同分成能层。
(2)电子的能层由内向外排序，其序号、符号以及所能容纳的最多电子数及能层的能量与能层离原子核距离的关系：
能层
一
二
三
四
五
六
七
符号
K
L
M
N
O
P
Q
最多电子数
2
8
18
32
50
72
98
离核远近
近 远
能量高低
低 高
即能层越高，电子的能量越高，离原子核越远
(3)能层数量规律: ①每一层最多容纳的电子数：2n2个。②最外层电子数不超过8个(K层为最外层时不超过2个)。③次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。
(4)能层能量规律: ①原子核外电子总是尽可能先排布在能量较低的能层上，然后由内向外依次排布在能量逐渐升高的能层。②能层越高，电子的能量越高。③能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。
P6
能级
(1)定义：同一能层的电子，还被分成不同能级。
(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。
(3)能级的符号和所能容纳的最多电子数如下表：
能层
1
2
3
4
5
能层符号
K
L
M
N
O
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
……
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
2
8
18
32
……2n2
(4)能层与能级的有关规律
①能级的个数=所在能层的能层序数
②能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1,3,5,7…的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子
③英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容纳2个电子。
④每一能层最多容纳电子数为2n2(n为能层序数)
⑤各能级所在能层的取值：ns(n≥1)；np(n≥2)；nd(n≥3)；nf(n≥4)。
⑥能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)第VIA族
③过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。
总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
【特别提醒】第二、三、四周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素都大。
P24
电离能的应用
(1)推断元素原子的核外电子排布
例如：Li的逐级电离能I1《 I2< I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子
(2)判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数
如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。
(3)判断元素的金属性、非金属性强弱
I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外)；I1越小，元素的金属性越强。
【特别提醒】记住下列元素原子第一电离能大小关系中的特例：Be>B;N>O;Mg>Al;P>S，在考试中经常出现。
P24
电负性
(1)定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
(2)意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
(3)大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。
(4)变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。
【易错提醒】①电负性的值是相对值，没有单位；②不同元素的电负性可能相等(如C、S、I的电负性都是2.5)。
P25
电负性的应用
(1)判断元素的金属性或非金属性强弱
I、金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属 ”(元素性质介于金属与非金属之间的元素，如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
【易错提醒】不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准
II、金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
(2)判断化学键的类型
I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，但也有特例(如HF)。
II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键, 但也有特例(如NaH)。
(3)判断元素的化合价
I、电负性小的元素易呈现正价
II、电负性大的元素易呈现负价
(4)解释对角线规则
利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。
P26
稀有气体及其化合物的发现
P19
元素周期表
(1)含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。
(2)元素周期系与元素周期表的关系：
注：
①门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号
②原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。
③原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
④元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
P19
元素周期表的结构：
(1)周期(七横七周期，三短四长)
从上到下
类别
各周期原子的电子层数
各周期最多容纳的元素种类数
同周期内原子序数变化规律
第一周期
短周期
1
2
依次递增
左 右
第二周期
2
8
第三周期
3
8
第四周期
长周期
4
18
第五周期
5
18
第六周期
6
32(含镧系15种元素)
第七周期
7
32(含锕系15种元素)
(2)族(十八纵行十六族，七主八副一0)
列数
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
类别
主族
副族
第VIII族
副族
主族
0族
名称
IA
IIA
IIIB
IVB
VB
VIB
VIIB
第VIII族
IB
IIB
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
0族
注：周期序数=电子层数；主族元素族序数=原子最外层电子数
P22
原子半径
1．原子半径的种类(根据原子之间的作用力不同，将原子半径分为共价半径、金属半径、范德华半径)
(1)共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们核间距的一半即是该原子的共价半径。
(2)金属半径：金属单质的晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的一半即是该金属原子的金属半径。
(3)范德华半径：稀有气体原子之间以范德华力相互接近，低温下稀有气体单质在以晶体存在时，两个相邻原子核间距的一半即是范德华半径。
2．影响原子半径大小的因素：eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(能层数：能层数越多，原子半径越大,核电荷数：能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小))。
3．影响原子半径大小的方式：
注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。
P22
微粒半径大小比较
(1)同种元素的微粒：阴离子>原子>阳离子；低价离子>高价离子。
(2)电子层数越多，半径越大(一般情况下)；特例：碱金属元素的原子半径比其下一周期的大多数非碱金属元素的原子半径要大。
(3)电子层数相同时，原子序数越小，半径越大，即“序小径大”。
【名师点拨】比较微粒半径的一般思路
(1)“一层”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。
(2)“二核”:若电子层数相同则看核电荷数,核电荷数越大,微粒半径越小。
(3)“三电子”:若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数多的半径大。
P24
逐级电离能
(1)含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为 M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能)
M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能)
M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能)
(2)变化规律
①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3HCl>HBr>HI。
③利用键能计算反应热：△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
(4)测定方法：键能通常是298.15K，100kPa条件下的标准值，可以通过实验测定，更多的却是推算获得的
注：同种类型的共价键，键能大小为：单键三键键长。
P38
键角
(1)概念：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角称为键角。
(2)意义：键角可反映分子的空间结构，是描述分子空间结构的重要参数，分子的许多性质都与键角有关。
多原子分子的键角一定，表明共价键具有方向性。
(3)常见分子的键角及分子空间结构：
分子
键角
空间结构
CO2
(O=C=O)180°
直线形
H2O
(H-O)105°
V形(或称角形)
NH3
(N-H)107°
三角锥形
CH4
(C-H)109º28´
正四面体形
P4
(P-P)60º
正四面体形
(4)测定方法：键长和键角的数值可通过晶体的X射线衍射实验获得
P41
分子结构的测定
(1)早年的科学家主要靠对物质的化学性质进行系统总结得出规律 后推测分子的结构。
(2)分子结构测定的常用方法：红外光谱、晶体X射线衍射
(3)红外光谱法测定分子的官能团和化学键
①测定原理：分子中的原子不是固定不动的，而是不断地振动着的。当一束红外线透过分子时，分子会吸收跟它的某些化学键的振动频率相同的红外线，再记录到图谱上呈现吸收峰。
②测定过程
红外光谱图分析吸收峰与谱图库对比推断分子所含的官能团和化学键
③ 红外光谱图：表明有机物分子中含有何种化学键或官能团。
④用途：确定官能团和化学键的类型。
注意：大多数已知化合物的红外谱图已建成数据库，通过对比便可得到确认。
P42
质谱仪测定分子的相对质量
(1)原理：在质谱仪中使分子失去电子变成带正电荷的分子离子和碎片离子等粒子。由于生成的离子具有不同的相对质量，它们在高压电场加速后，通过狭缝进入磁场得以分离，在记录仪上呈现一系列峰，化学家对这些峰进行系统分析，便可得知样品分子的相对分子质量。
(2)测定过程
待测物分子离子、碎片离子电场加速磁场偏转质谱图
(3)质荷比：分子离子、碎片离子的相对质量与其电荷的比值。
(4)质谱法应用：测定相对分子质量，即：由于相对质量越大的分子离子的质荷比越大，达到检测器需要的时间越长，因此谱图中的质荷比最大(最右边)的就是未知物的相对分子质量，注意：当“质”为该有机物的相对分子质量，“荷”为一个单位电荷时，质荷比的最大值即为该有机物的相对分子质量——质谱图中最右边的数据。
P43
三原子分子的空间结构
三原子分子的空间结构——直线型和V形(又称角形)
化学式
电子式
结构式
键角
空间结构模型
空间结构名称
CO2
O=C=O
180º
直线型
H2O
105º
V形
P43
四原子分子常见的空间结构
四原子分子常见的空间结构——平面三角形和三角锥形
化学式
电子式
结构式
键角
空间结构模型
空间结构名称
CH2O
约120º
平面三角形
NH3
107º
三角锥形
【特别说明】四原子分子的空间结构大多数为平面三角形和三角锥形，也有的为直线形(如C2H2)、正四面体形(如P4)等。
P43
五原子分子常见的空间结构
五原子分子常见的空间结构——四面体形
化学式
电子式
结构式
键角
空间结构模型
空间结构名称
CH4
109º28´
正四面体形
P45
其他多原子分子的空间结构
其他多原子分子的空间结构
P44
价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型(VSEPR)内容：价层电子对互斥模型认为，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。
(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结构。
(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的顺序：三键-三键>三键-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的顺序：孤电子对-孤电子对>孤电子对-单键>单键-单键。
P45
中心原子上的价层电子对数的计算
中心原子上的价层电子对数=σ键电子对数+中心原子上的孤电子对数
(1)σ键电子对数的确定：由化学式确定
(2)中心原子上的孤电子对数的确定：
中心原子上的孤电子对数=
公式中各字母的含义：
a
中心原子的价层电子数
主族元素
=最外层电子数
阳离子
=中心原子的价层电子数-离子的电荷数
阴离子
=中心原子的价层电子数+︱离子的电荷数︱
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能接受的电子数
H
=1
其他原子
=8-该原子的价层电子数
【特别说明】VSEPR的“价层电子对”是指分子中的中心原子与结合原子间的σ键电子对和中心原子上的孤电子对。多重键只计其中的σ键电子对，不计π键电子对。
P45
几种分子或离子的中心原子上的孤电子对数
P46
根据价层电子对互排斥模型对几种分子或离子的空间结构的推测
P47
杂化轨道理论
1．轨道的杂化：在外界条件影响下，原子内部能量相近的原子轨道发生混杂，重新组合成一组新的轨道的过程。
2．杂化轨道：原子轨道杂化后形成的一组新的原子轨道，叫做杂化原子轨道，简称杂化轨道。
3．杂化轨道理论的要点
(1)原子形成分子时，通常存在激发、杂化和轨道重叠等过程。发生轨道杂化的原子一定是中心原子。
(2)原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子不可能发生杂化。
(3)只有能量相近的原子轨道才能杂化(如2s、2p)。
(4)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),且杂化轨道的能量相同。
(5)为使相互间的排斥力最小，杂化轨道在空间取最大夹角分布。杂化后轨道的伸展方向、形状发生改变，但相同杂化形式的杂化轨道形状完全相同。杂化使原子的成键能力增加。形成的共价键更牢固。
(6)杂化轨道用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对。未参与杂化的p轨道可用于形成π键。分子的空间结构主要取决于原子轨道的杂化类型。
(7)杂化轨道成键时仍具有共价键的特征——方向性和饱和性
(8)杂化轨道数=中心原子上的孤电子对数+与中心原子结合的原子数。
P48
sp3杂化轨道
类型
形成过程
夹角
空间结构
sp3杂化轨道
sp3杂化轨道是由1个s轨道和3个p轨道杂化形成的
109°28′
正四面体形
P48
sp2杂化轨道
类型
形成过程
夹角
空间结构
sp2杂化轨道
sp2杂化轨道是由1个s轨道和2个p轨道杂化而成的
120°
平面三角形
P48
sp杂化轨道
类型
形成过程
夹角
空间结构
sp杂化轨道
sp杂化轨道是由1个s轨道和1个p轨道杂化而成的
180°
直线形
P49
VSEPR模型与中心原子的杂化轨道类型
P52
键的极性
(1)极性共价键和非极性共价键
共价键
极性共价键
非极性共价键
成键原子
不同种原子(电负性不同)
同种原子(电负性相同)
电子对
发生偏移
不发生偏移
成键原子的电性
一个原子呈正电性(δ+)，一个原子呈负电性(δ—)
电中性
示例
H2、O2、Cl2等
(2)键的极性的产生原因：共价键的极性：由于共用电子对发生偏移时，使化学键产生了呈正电性 (δ+)和呈负电性(δ-)两极。
(3)共价键的极性表示方法——极性向量
极性向量可形象地描述极性键的电荷分布情况，极性向量指向的一端，说明该处负电荷更为集中。非极性键无极性向量，说明在非极性键里，正负电荷的中心是重合的。
(4)键的极性的影响因素：共价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。
①同种非金属元素原子间形成的共价键是非极性键；不同种非金属元素原子间形成的共价键是极性键
②电负性差值越大的两原子形成的共价键的极性越强；
③共用电子对偏移程度越大，键的极性越强。
(4)极性共价键和非极性共价键的判断
①根据组成元素同种元素:A—A型为非极性键不同种元素:A—B型为极性键
②根据共用电子对是否偏移共用电子对有偏移为极性键共用电子对无偏移为非极性键
③根据元素的电负性成键原子电负性相同,为非极性键成键原子电负性不同,为极性键
(4)存在：
①非极性共价键：非金属单质(如O2、P4、石墨等，但稀有气体除外)；某些共价化合物(如H2O2、CH2=CH2)或离子化合物(如Na2O2)；
②极性共价键：共价化合物(如H2O、CH4、HCl、HCN)或含原子团的某些离子化合物(如NaOH、Na2SO4、NaCN)。
P52
分子的极性
(1)极性分子：分子中的正电中心和负电中心不重合，使分子的某一个部分呈正电性(δ+),另一部分呈负电性(δ-),这样的分子是极性分子。
(2)非极性分子：分子中的正电中心和负电中心重合，这样的分子是非极性分子。
P52
常见的极性分子和非极性分子
P53
臭氧是极性分子
P54
键的极性对化学性质的影响
(1)键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的极性而实现的，羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H+，则羧酸的酸性越大。
(2)与羧基相邻的共价键的极性越大，过传导作用使羧基中羟基的极性越大，则羧酸的酸性越大。
(3)烃基是推电子基团，即将电子推向羟基，从而减小羟基的极性，导致羧酸的酸性减小。一般地，烃基越长，推电子效应越大，羧酸的酸性越小。
P55
分子结构修饰与分子的性质

P56
范德华力及其对物质性质的影响
(1)概念：对气体加压降温可使其液化，对液体降温可使其凝固，这表明分子之间存在着相互作用力。范德华是最早研究分子间普遍存在作用力的科学家，因而把这类分子间作用力称为范德华力。
【特别说明】范德华力也是一种电性作用，包括分子中带电质子、电子间相互吸引和相互排斥。
(2)存在范围：范德华力存在于由共价键形成的多数共价化合物分子、绝大多数非金属单质分子及没有化学键的稀有气体分子间。但像二氧化硅晶体、金刚石等由共价键形成的物质中不存在范德华力。
(3)特征
①范德华力广泛存在于分子之间，但只有分子间充分接近时才有分子间的相互作用力。
②范德华力很弱，比化学键的键能小1~2个数量级。
③范德华力没有方向性和饱和性。
(4)影响范德华力的因素
①一般地，组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，范德华力越大。
②相对分子质量相同或相近时，分子的极性越大，范德华力越大。如CO为极性分子，N2为非极性分子，范德华力：CO>N2。
③分子组成相同，但结构不同的物质(即互为同分异构体),分子的对称性越强，范德华力越小。
④对于M相同、极性相似的分子，分子间接触面积越大，范德华力越大。如：正丁烷>异丁烷。
(5)范德华力对物质性质的影响：范德华力主要影响分子构成的物质的熔、沸点等物理性质。一般规律：范德华力越大，物质的熔、沸点越高。而化学键主要影响分子构成的物质的化学性质。
P57
氢键及其对物质性质的影响
(1)概念：氢键是除范德华力之外的另一种分子间作用力。
(2)形成条件：它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个电负性很大的原子之间的作用力。
(3)常见类型：X-H…Y-。其中X、Y为N、O、F这样的电负性很大的原子，“-”表示共价键，…”表示形成的氢键。在X-H…Y中，X、Y的电负性越大，氢键越强；Y原子的半径越小，氢键越强。
(4)特征：
①氢键是一种分子间作用力，但不同于范德华力，也不属于化学键。
②氢键是一种较弱的作用力，比化学键的键能小1~2个数量级，与范德华力数量级相同，但比范德华力明显的强。
③氢键具有方向性(X-H…Y尽可能在同一条直线上)和饱和性(一个X-H只能和一个Y原子结合)，但本质上与共价键的方向性和饱和性不同。
(5)氢键的键长：一般定义为A-H…B的长度，而不是H…B的长度。
(6)存在范围：氢键不仅存在于分子间，有时也存在于分子内。
(7)对物质性质的影响：
(〡)对物质溶沸点的影响：
①存在分子间氢键的物质，具有较高的熔、沸点。例如：NH3、H2O和HF的熔、沸点比同主族相邻元素氢化物的熔、沸点高，这种反常现象是由于它们各自的分子间形成了氢键。
②互为同分异构体的物质，能形成分子内氢键的，其熔、沸点比能形成分子间氢键的物质的低。例如：邻羟基苯甲醛能形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛能形成分子间氢键，当对羟基苯甲醛熔化时，需要较多的能量克服分子间氢键，所以对羟基苯甲醛的熔、沸点高于邻羟基苯甲醛的熔、沸点。
(Ⅱ)对物质溶解度的影响：溶质与溶剂之间若能形成分子间氢键，则溶质的溶解度明显的大。
P58
生物大分子中的氢键
P59
溶解性
(1) “相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。
说明：(1)“相似”指的是分子的极性相似。
(2)这是一条经验规律，也会有不符合规律的例子，如CO、NO等极性分子均难溶于水，不少盐类(如AgCl、PbSO4、BaCO3等)也难溶于水，H2、N2难溶于水也难溶于苯等。
(2)影响溶解度的因素
(〡)内因
①如果溶剂和溶质之间存在氢键，则溶质在溶剂中的溶解度较大。
②物质自身的结构。“相似相溶”还适用于分子结构的相似性。乙醇化学式为CH3CH2OH,其中的羟基与水分子的羟基相近，因而乙醇能与水互溶；而戊醇CH3CH2CH2CH2CH2OH中的烃基较大，其中的—OH跟水分子的—OH的相似因素小得多了，因而它在水中的溶解度明显减小。
③溶质与溶剂发生反应可增大其溶解度。如SO2与H2O反应生成H2SO3，SO3与H2O反应生成H2SO4，NH3与H2O反应生成NH3·H2O
(Ⅱ)外因
①温度：一般地，温度升高，固体物质的溶解度增大，气体物质的溶解度减小。
②压强：一般地，压强越大，气体的溶解度越大。
注：①影响固体溶解度的主要因素是温度。常见物质中，Ca(OH)2的溶解度随温度的升高而减小。受热易分解的物质的溶解情况需考虑温度因素。
②影响气体溶解度的主要因素是温度和压强。
P60
分子的手性
1．手性异构体与手性分子：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能叠合，互称手性异构体(或对映异构体)。有手性异构体的分子叫做手性分子。
2．手性分子的成因：当4个不同的原子或基团连接在同一个碳原子上时，这个碳原子是不对称原子。这种分子和它“在镜中的像”不能重叠，因而表现为“手性”。手性分子中的不对称碳原子称为手性碳原子。
3．手性分子的判断：有机物分子具有手性是由于其分子中含有手性碳原子。如果1个碳原子所连接的4个原子或基团各不相同，那么该碳原子为手性碳原子，用*C来表示。如,R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团。所以，判断一种有机物是否为手性分子，就看其含有的碳原子是否连有4个不同的原子或基团。
4．手性分子的用途
(1)构成生命体的有机分子绝大多数为手性分子。互为手性异构体的两个分子的性质不同。
(2)生产手性药物、手性催化剂(手性催化剂只催化或主要催化一种手性分子的合成)。
P61
巴斯德与手性
P37
键参数对分子性质的影响
相同类型的共价化合物分子，成键原子半径越小，键长越短，键能越大，分子越稳定。
P45
根据价层电子对互斥模型判断分子或离子的空间结构
在确定了σ键电子对数和中心原子上的孤电子对数后，可以依据下面的方法确定相应的较稳定的分子或离子的空间结构：
σ键电子对数+孤电子对数=价层电子对数VSEPR模型分子的空间结构
【特别说明】①中心原子不含孤电子对的分子(或离子)，VSEPR模型与分子(或离子)的空间结构一致。
②中心原子若有孤电子对，孤电子对也要占据中心原子周围的空间，并与成键电子对互相排斥，则 VSEPR模型与分子的空间结构不一致。推测分子的立体模型必须略去 VSEPR模型中的孤电子对。
P48
等电子原理
(1)含义：原子总数相同、价电子总数相同的分子(或离子)互为等电子体。
(2)特点：等电子体具有相似的结构特征(立体结构和化学键类型)及相近的性质。
(3)确定等电子体的方法
同主族代换或同周期相邻元素替换，交换过程中注意电荷变化。
(4)常见的等电子体汇总
P53
分子极性的判断
1．可依据分子中化学键的极性的向量和进行判断
分子的极性必须依据分子中极性键的极性的向量和是否等于0而定。当分子中各个键的极性的向量和等于0时，是非极性分子，否则是极性分子。
2．可根据分子中的正电中心和负电中心是否重合判断
3．定性判断
(1)单质分子均为非极性分子(例外O3为极性分子)；
(2)根据键的极性判断。共价键是否有极性是分子是否有极性的前提条件，如果分子中不存在极性键，该分子一定不是极性分子(例外O3为极性分子)；对于双原子分子来说，键的极性和分子的极性是一致的。
(3)多原子分子：
①孤对电子法:如为ABn型，若中心原子A中没有孤对电子，为非极性分子，中心原子A中有孤对电子，则为极性分子。
②几何对称法: 如为ABn型，如果各极性键在平面内或空间均匀排列，呈中心对称或呈正多边形、正多面体分布，该分子一定是非极性分子，反之为极性分子。通常有以下几种情况：线型对称，如CO2等(键角180°)；正三角形分子，如BF3(键角120°)；正四面体型分子，如CCl4、CH4(键角109°28′)。以上几类均为非极性分子，而NH3分子为三角锥型(键角107°18′)，H2O分子为V型(键角104.5°)等均为极性分子。③中心原子化合价法:如为ABn型，若中心原子A的化合价的绝对值等于A的主族序数，则为非极性分子；若中心原子A的化合价的绝对值不等于A的价层电子数，则为极性分子；
化学式
BF3
CO2
PCl5
SO3
H2O
NH3
SO2
中心原子化合价的绝对值
3
4
5
6
2
3
4
中心原子价层电子数
3
4
5
6
6
5
6
分子极性
非极性
非极性
非极性
非极性
极性
极性
极性
【特别提醒】a、一般情况下，单质分子为非极性分子，但O3是V形分子，其空间结构不对称，故O3为极性分子。
b、H2O2的结构式为H—O—O—H,空间结构是，是不对称的，为极性分子。
4．实验定性证明——带电体引流法
带电体引流法实验：用毛皮摩擦玻璃棒分别靠近CCl4液流和H2O流，水流发生偏移，说明水分子具有极性，同理，用同样的方法可以测定其它纯液体流分子的极性，液体流发生偏移的分子具有极性，液体流不发生偏移的分子无极性。
5．根据相似相溶原理判断。
极性分子组成的溶质易溶于极性分子组成的溶剂；非极性分子组成的溶质易溶于非极性分子组成的溶剂。如水为极性溶剂，Hl、NH3极易溶于水，说明它们为极性分子，Br2、I2、CCl4等不易溶于水，说明它们是非极性分子。
P68
物质的聚集状态
【名师提醒】(1)构成物质三态的粒子不一定都是分子，还可以是原子或离子等，如水的三态都是由分子构成的，离子液体是熔点不高的仅由离子组成的液体物质。
(2)物质的聚集状态除了气态、液态和固态，还有晶态、非晶态，以及介于晶态和非晶态之间的塑晶态、液晶态等。
P68
等离子体
P69
液晶
P69
晶体与非晶体的比较
比较
类别
晶体
非晶体
微观结构特征
粒子周期性有序排列
粒子排列相对无序
性质特征
自范性
有
无
熔点
固定
不固定
各向异性
有
无
鉴别方法
间接方法
看是否具有固定的熔点或根据某些物理性质的各向异性
科学方法
对固体进行X射线衍射实验
举例
NaCl、I2、SiO2、Na晶体等
玻璃、橡胶等
P70
获得晶体的途径
(1)熔融态物质凝固，如从熔融态结晶出来的硫晶体。
(2)气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)，如凝华得到的碘晶体。
注：升华与凝华：固态物质受热不经过液态直接到气态的过程叫做升华；气态物质冷却不经过液态直接到固态的过程叫做凝华。升华和凝华都属于物理变化。
(3)溶质从溶液中析出，如从硫酸铜饱和溶液中析出的硫酸铜晶体。
P72
晶体的特性
(1)自范性。
①定义：晶体能自发地呈现多面体外形的性质。
②形成条件：晶体生长的速率适当。
③本质原因：晶体中粒子在微观空间里呈现周期性有序排列。
(2)各向异性：
①概念：晶体的某些物理性质在不同方向上的差异，称为晶体的各向异性，包括晶体的强度、光学性质、导电性、导热性等物理性质。
②用途：晶体的某些物理性质的各向异性同样反映了晶体内部质点排列的有序性。而且通过这些性质可以了解晶体的内部排列与结构的一些信息。而非晶体则不具有物理性质各向异性的特点。
(3)有固定的熔点：晶体具有固定的熔点，而非晶体没有固定的熔点。
(4)对称性：晶体具有特定的对称性。
P72
鉴别晶体与非晶体的方法
(1)观察外观：晶体有规则的几何外形，而非晶体没有。
(2)测定熔点是否固定：晶体有固定熔点，而非晶体没有。
(3)测定是否具有各向异性：晶体有各向异性，而非晶体没有。
(4)X－射线衍射法(最科学可靠的方法)：晶体能使X－射线发生衍射(得到分立的斑点或明锐的谱线)，而非晶体只能散射(得到连续的谱线)。
P73
晶胞
1．晶胞：晶胞是描述晶体结构的基本单元，，晶胞是晶体中最小的重复结构单元。
2．晶胞与晶体的关系：晶胞(微观)一般都是平行六面体，晶体(宏观)是由无数晶胞无隙并置而成。
(1)无隙：相邻晶胞之间无任何间隙。
(2)并置：所有晶胞都是平行排列的，取向相同。
(3)所有晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的。
3．晶胞的结构
(1)晶胞的外形：常规的晶胞都是平行六面体。晶胞是8个顶角相同、三套各4根平行棱分别相同、三套各两个平行面分别相同的最小平行六面体。
(2)立方晶胞中微粒数的计算方法如下：晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是eq \f(1,n)。
对于立方晶胞而言，每个晶胞实际含有的微粒数=顶点微粒数×+棱上微粒数×+面上微粒数×+体内微粒数×1。
注：①非长方体晶胞中粒子视具体情况而定
三棱柱
六棱柱
平面型
石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)被三个六边形共有，每个六边形占eq \f(1,3)
②有关上述的计算必须明确：由晶胞构成的晶体，其化学式不是表示一个晶胞中含有多少个某原子，而是表示每个晶胞中平均含有各类原子的最简个数比。
P75
晶胞结构的测定
(1)测定仪器:X射线衍射仪
(2)测定方法：
①X射线衍射仪单一波长的X射线晶体记录仪分立的斑点或明锐的衍射峰。
②X射线衍射仪单一波长的X射线非晶体记录仪连续的谱线。
(3)X射线衍射图谱的应用：经过计算可以从衍射图形获得晶体结构的相关信息。
P76
乙酸晶体和乙酸晶胞
P78
分子晶体
1．分子晶体：只含分子的晶体称为分子晶体。
2．构成分子晶体的微粒：分子
3．分子晶体的微粒间的相互作用力：分子晶体内相邻分子间以分子间作用力相互吸引，分子内原子之间以共价键结合。
P79
冰和液态水的结构对比
P80
天然气水合物

P81
共价晶体
1．共价晶体：所有原子都以共价键相互结合形成共价键三维骨架结构的晶体叫共价晶体。
2．共价晶体的结构特点
说明：
①空间结构：整块晶体是一个三维的共价键网状结构，不存在单个的小分子，是一个“巨分子”，不存在单个的分子，因此，共价晶体的化学式不表示其实际组成，只表示其组成的原子个数比。
②共价晶体熔化时被破坏的作用力是共价键。
③共价晶体中只有共价键，但含有共价键的晶体不一定是共价晶体。如CO2、H2O等分子晶体中也含有共价键。
3．共价晶体与物质的类别
物质种类
实例
某些非金属单质
晶体硼、晶体硅、晶体锗、金刚石等
某些非金属化合物
碳化硅(SiC)、氮化硅(Si3N4)、氮化硼(BN)等
某些氧化物
二氧化硅(SiO2)等
P81
金刚石的多面体外形、晶体结构和晶胞示意图
P81
石英晶体的结构
P82
以SiO2为原料制造的高科技产品
P84
石墨在高温高压下转变为金刚石示意图
P86
金属键
1．金属键：金属阳离子和自由电子之间存在的强烈的相互作用称为金属键。
2．金属键的本质——“电子气理论”：金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。这一理论称为“电子气理论”。由此可见，金属晶体跟共价晶体一样，是一种“巨分子”。
3．金属键的成键粒子：金属阳离子和自由电子。
4．金属键的特征：自由电子不是专属于某个特定的金属阳离子而是在整块固态金属中自由移动。金属键既没有方向性，也没有饱和性。
5．影响金属键强弱的因素：一般来说，金属原子半径越小，价电子数越多，则金属键越强。
6．金属键的存在：金属键存在与金属单质或合金中。
7．金属键的强弱及其对金属性质的影响
①金属键的强弱主要取决于金属元素的原子半径和价电子数，原子半径越小，价电子数越多，金属键越强；反之，金属键越弱。
②金属晶体熔、沸点的高低与金属键的强弱有关，金属键越强，金属的熔、沸点越高，硬度越大。
P86
金属晶体
(1)概念：金属原子通过金属键形成的晶体叫做金属晶体。
(2)构成微粒：金属离子和自由电子
(3)微粒间的相互作用：金属键
(4)金属晶体的性质
①金属晶体具有良好的导电性、导热性和延展性。
②熔、沸点：金属键越强，熔、沸点越高。
A.同周期金属单质，从左到右(如Na、Mg、Al)熔、沸点升高。
B.同主族金属单质，从上到下(如碱金属)熔、沸点降低。
C.合金的熔、沸点一般比其各成分金属的熔、沸点低。
D.金属晶体熔点差别很大，如汞常温下为液体，熔点很低；而铁常温下为固体，熔点很高。
③硬度：金属键越强，晶体的硬度越大。
【易错提醒】①含有阳离子的晶体中不一定含有阴离子，例如金属晶体中只有金属阳离子和自由电子，没有阴离子。但晶体中有阴离子时，一定有阳离子。
②金属单质或合金的晶体属于金属晶体
P87
离子晶体
(1)定义：离子晶体是由阳离子和阴离子相互作用而形成的晶体
(2)构成微粒：阴、阳离子
【易错提醒】离子晶体不一定含有金属阳离子，如NH4Cl为离子晶体，不含有金属阳离子，但一定含有阴离子。
(3)微粒间的相互作用：阴、阳离子间以离子键结合，离子内可能含有共价键
(4)常见的离子晶体：强碱、活泼金属氧化物和过氧化物、大部分的盐
(5)离子晶体的物理性质
①较高的熔点和沸点，难挥发、难于压缩。
一般来说，离子晶体具有较高的熔、沸点。离子晶体由固态变成液态或气态，需要较多的能量破坏离子键，因此，离子晶体通常具有较高的熔、沸点。
②硬而脆，无延展性
离子晶体的硬度较大，难于压缩。阴、阳离子间有较强的离子键，使离 子晶体的硬度较大，当晶体受到冲击力作用时，分离子键发生断裂，导致晶体破碎。
③不导电，但熔化后或溶于水后能导电。
离子晶体不导电，熔化或溶于水后能导电。离子晶体中，离子键较强，离子不能自由移动，因此离子晶体不导电。
④大多数离子晶体易溶于极性溶剂中，难溶于非极性溶剂中。
大多数离子晶体易溶于极性溶剂(如水),难溶于非极性溶剂(如汽 油、苯等),遵循“相似相溶”规律。
【名师点拨】①离子晶体的熔、沸点和硬度与离子键的强弱有关，离子键越强，离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。
②离子键的强弱与离子半径和离子所带电荷数有关，离子半径越小，离子所带的电荷数越多，离子键越强。
P88
离子液体

P89
过渡晶体
(1)定义：介于典型晶体之间的晶体
(2)常见类型：纯粹的典型晶体不多，大多数晶体是它们之间的过渡晶体。一般偏向离子晶体的过渡晶体在许多性质上与纯粹的离子晶体接近，通常当作离子晶体来处理，如Na2O。偏向共价晶体的过渡晶体则当作共价晶体来处理，如Al2O3、SiO2等。P2O5、SO3、Cl2O7，等则视为分子晶体。
(3)范围：四类晶体都有过渡型
(4)离子键的呈现规律：同周期主族元素从左到右，最高价氧化物中离子键成分的百分数逐渐减小。
P90
混合型晶体——石墨
(1)晶体模型
(2)结构特点
①同层内，碳原子采用sp2杂化，以共价键相结合形成正六边形平面网状结构。所有碳原子的p轨道平行且相互重叠，p电子可在整个平面中运动。
②层内的碳原子的核间距为142pm,层间距离为335pm,说明层间没有化学键相连，是靠范德华力维系的。
③最小的环：六元环。石墨中每个碳原子采取sp2杂化，形成3个sp2杂化轨道，分别与相邻的3个碳原子的sp2杂化轨道重叠形成键，6个碳原子在同一平面上形成正六边形的环，伸展形成平面六元并环结构，由于每个碳原子为三个六元环所共用，即每个六元环拥有的碳原子数为6×=2，碳碳键为两个六元环所共用，每个六元环拥有的碳碳键数为6×=3,键角为120°。
④每个碳原子的配位数为3，每个碳原子还有1个与碳环平面垂直的未参与杂化的2p轨道，并含有1个未成对电子，这些2p轨道互相平行，并垂直于碳原子sp2杂化轨道构成的平面。由于所有的p轨道相互平行而且相互重叠，使p轨道中的电子可在整个碳原子平面中运动。因此，石墨有类似金属晶体的导电性，而且，由于相邻碳原子平面之间相隔较远，电子不能从一个平面跳跃到另一个平面，所以石墨的导电性只能沿石墨平面的方向。
(3)晶体类型：该晶体介于共价晶体、分子晶体、金属晶体之间，因而具有各种晶体的部分特点。
(4)性质：熔点很高、质软、易导电等。
P91
硅酸盐
P91
纳米晶体
P95
配位键
(1)定义：成键原子或离子一方提供空轨道，另一方提供孤电子对而形成的，这类“电子对给予一接受”键被称为配位键。提供空轨道的原子或离子称为中心原子或离子，提供孤电子对的原子对应的分子或离子称为配体或配位体。例如：[Cu(H2O)4]2+，Cu2+是中心离子，H2O是配体。
(2)形成条件
①成键原子一方能提供孤电子对。
②成键原子另一方能提供空轨道。
如反应NH3+H+=NH4+,NH3中的N上有1对孤电子对，H+中有空轨道，二者通过配位键结合形成NH4+, NH4+的形成可表示如下：
【易错提醒】①孤电子对：分子或离子中，没有跟其他原子共用的电子对就是孤电子对。如分子中中心原子分别有1、2、3个孤电子对。含有孤电子对的微粒：分子如CO、NH3、H2O、有机胺等分子，离子如SCN—、Cl—、CN—、NO2—等。
②含有空轨道的微粒：过渡金属的原子或离子。一般是过渡金属的原子或离子如：Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ni2+、C3+、Ni ; 还有H+、Al3+、B、Mg2+等主族元素原子或离子。一般来说，多数过渡金属的原子或离子形成配位键的数目基本上是固定的，如Ag+形成2个配位键，Cu2+形成4个配位键等。
(3)表示方法
(电子对给体)A→B(电子对接受体)或A—B。如H3O+的电子式为结构式为；[Cu(H2O)4]2+的结构式为
(4)特征：配位键是一种特殊的共价键，具有饱和性和方向性。一般来说，多数过渡金属的原子或离子形成配位键的数目是基本不变的，如Ag＋形成2个配位键；Cu2＋形成4个配位键等。
【易错提醒】①配位键实质上是一种特殊的共价键，孤电子对是由成键原子一方提供，另一原子只提供空轨道；而普通共价键中的共用电子对是由两个成键原子共同提供的。
②与普通共价键一样，配位键可以存在于分子中[如Ni(CO)4],也可以存在于离子中(如NH4+)。
③相同原子间形成的配位键与它们之间形成的共价单键相同，如中的4个N-H(键能、键长和键角)完全相同，故其结构式也可表示为,NH4+的空间结构是正四面体形。
④配位键一般是共价单键，属于σ键。
P95
配合物
(1)定义
通常把金属离子或原子(称为中心离子或原子)与某些分子或离子 (称为配体或配位体)以配位键结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。如氢氧化二氨合银{[Ag(NH3)2]OH}、硫酸四氨合铜[Cu(NH3)4]SO4}等
(2)组成
配合物由中心离子或原子(提供空轨道)和配体(提供孤电子对)组成，
分内界和外界，以[Cu(NH3)4]SO4为例：
①中心原子(离子):提供空轨道，接受孤电子对。配合物的中心粒子一般是带正电荷的阳离子或中性原子，具有接受孤电子对的空轨道，通常是过渡元素的原子或离子，如Fe、Ni、Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+、C3+、Cr3+等。
②配体：提供孤电子对的离子或分子，配体可以是一种或几种。如分子CO、NH3、H2O等，阴离子F—、CN—、Cl—等。配体中直接同中心原子配位的原子叫做配位原子。配位原子必须有孤电子对。
③配位数：直接同中心原子(离子)配位的分子或离子的数目叫中心原子(离子)的配位数。如[Fe(CN)6]3—中Fe3+的配位数为6。中心原子或离子的配位数一般为2、4、6、8等。配位数不一定等于配位键或配体的数目。
④内界和外界：配合物分为内界和外界，其中配离子称为内界，与内界发生电性匹配的离子称为外界，外界和内界以离子键相结合。
⑤配离子的电荷数：配离子的电荷数等于中心原子或离子与配体总电荷的代数和。如[C(NH3)5C1]n+中，中心离子为C3+，n=2
【易错提醒】①配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分，如 [C(NH3)5C1]Cl2=[C(NH3)5C1]2++2C1—,而内界微粒很难电离(电离程度很小),因此，配合物[C(NH3)5C1]Cl2内界中的C1—不能被Ag+沉淀，只有外界的C1—才能与AgNO3溶液反应产生沉淀。
②有些配合物没有外界，如Ni(CO)4就无外界。
③配合物不一定含有离子键，如Ni(CO)4就无离子键。
④含有配位键的化合物不一定是配合物；但配合物一定含有配位键。如NH4Cl等铵盐中铵根离子虽有配位键，但一般不认为是配合物。
P95
【实验3-2】配离子对溶液颜色的影响
【解读】
(1)现象和结论：
固体
①CuSO4
②CuCl2·2H2O
③CuBr2
④NaCl
⑤K2SO4
⑥KBr
颜色
白色
绿色
深褐色
白色
白色
白色
哪些溶液呈天蓝色
天蓝色
天蓝色
天蓝色
无色
无色
无色
实验说明什么离子呈天蓝色，什么离子没有颜色
水溶液中的Cu2+主要以水合离子[Cu(H2O)4]2+存在，呈天蓝色。
SO42-、Cl-、Br-、Na+、K+在溶液中均无色
(2)注意：
在点滴板上实验，固体的量尽量少，慎用玻璃棒搅拌，因为太粗，易把溶液与其他溶液混合，可考虑改用牙签。如果是演示实验，一定要用实物投影，以便学生能够观察。放置一段时间后观察为宜，避免未溶解的固体对溶液颜色的影响。另不宜追求浓度大，如CuCl2溶液浓度大时，可能呈绿色。
P96
【实验3-3】配合物的制备与应用：[Cu(NH3)4]SO4·H2O
【解读】
(1)实验现象：
实验操作
实验现象
实验结论
向盛有4mL 0.1ml/L CuSO4溶液的试管里滴加几滴1 ml/L 氨水
形成难溶物
Cu2+ + 2NH3·H2O = Cu(OH)2↓+2NH4+
继续添加氨水并振荡试管
难溶物溶解，得到深蓝色的透明溶液
Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2
再向试管中加入极性较小的溶剂(如加入8 mL 95%乙醇)，并用玻璃棒摩擦试管壁
析出深蓝色晶体
深蓝色晶体为[Cu(NH3)4]SO4·H2O，说明该配合物在乙醇中的溶解度小于在水中的溶解度
(2)实验结论：结构测定的实验证明，无论在得到的深蓝色透明溶液中，还是在析出的深蓝色的晶体中，深蓝色都是由于存在 [Cu(NH3)4]2+，它是Cu2+的另一种常见配离子，中心离子仍然是Cu2+，而配体是NH3，配位数为4。
(3)注意：乙醇的分子极性弱于水，乙醇的加入，形成乙醇—水的混合溶剂，极性比水的更弱。根据相似相溶原理，使离子化合物在乙醇—水的混合溶剂中的溶解度更小。用玻璃棒摩擦试管壁的作用，是为了加快结晶速度。通过摩擦，可在烧杯内壁产生微小的玻璃微晶来充当晶核，容易诱导结晶。这与加入晶种来加速结晶的原理是一样的。
P97
【实验3-4】配合物的制备与应用：Fe(SCN)3
【解读】
(1)实验现象：溶液变为红色。
(2)实验结论：Fe3++3SCN- =Fe(SCN)3, 三价铁离子跟硫氰根离子形成红色配合物，可用于鉴定溶液中存在Fe3+。
(3)注意：向盛有少量0.1ml/LFeCl3溶液中滴加1滴0.1ml/L KSCN溶液，可发生如下反应：
Fe3+ + n SCN—=[Fe(SCN)n]3-n(n=1~6，随SCN—的浓度而异)，这一系列配离子的颜色从吸收峰的波长来看是相近的。实验中KSCN的用量是少量的，因此产物主要为[Fe(SCN)]2+。这是鉴定Fe3+的灵敏反应之一，也常用于Fe3+比色测定。
P97
【实验3-5】配合物的制备与应用：[Ag(NH3)2]Cl
【解读】
(1)实验现象:先得到白色沉淀，继续加氨水沉淀溶解，得到澄清的无色溶液。
(2)实验结论：Ag+ + Cl- = AgCl↓，AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl
(3)注意：AgCl的溶度积常数Ksp=1.8x10-10。[Ag(NH3)2]+的稳定常数K稳=。
AgCl+2NH3= [Ag(NH3)2]++Cl—反应平衡常数：
从平衡常数可知，选择氨水浓度较大为宜。若在上述[Ag(NH3)2] Cl溶液中加入Br—，则产生浅黄色的AgBr沉淀，因为AgBr的溶度积常数Ksp=5.0×10-13非常小，AgBr仅微溶于浓氨水。
P98
超分子
1．超分子：由两种或两种以上的分子通过分子间相互作用形成的分子聚集体。
2．超分子存在形式：超分子定义中的分子是广义的，包括离子。
3．超分子微粒间作用力—非共价键：超分子内部分子之间通过非共价键结合，主要是静电作用、范德华力和氢键、疏水作用以及一些分子与金属离子之间形成的弱配位键。
4．分子聚集体的大小：超分子这种分子聚集体，有的是有限的，有的是无限伸展的。
5．超分子的特征
(1)分子识别
(2)自组装：超分子组装的过程称为分子自组装(Mlecular self-assembly)，自组装过程(Self-rganizatin)是使超分子产生高度有序的过程。
P99
分离C60和C70示意图
P99
冠醚识别钾离子
P68
物质的聚集状态
(1)气态：
①普通气体
②等离子体：
A.定义：等离子体是由电子、阳离子和电中性粒子(分子或原子)组成的整体上呈电中性的气态物质。
B.产生途径：高温、紫外线、x射线、y射线、高能电磁波的照射及大自然的天体现象等都能使气体变成等
离子体
C.存在：存在于日光灯和霓虹灯的灯管里、蜡烛火焰里、极光和雷电里等
D.性质：具有良好的导电性和流动性
E.运用等离子体显示技术可以制造等离子体显示器，利用等离子体可以进行化学合成、核聚变等。
(2)液态：
①普通液体
②离子液体：离子液体是熔点不高的仅由离子组成的液体物质。
(3)介乎晶态和非晶态之间的塑晶态、液晶态
①塑晶：
A.定义：在一定温度条件下，能保持 \t "" 固态晶体典型特征但具有一定塑性(即物体发生永久形变的性质)的一种物质聚集状态。
②液晶：
A.定义：在由固态向液态转化过程中存在的取向有序流体状态。
B.分类：分为热致液晶(只存在于某一温度范围内的液晶相)和溶致液晶(某些化合物溶解于水或有机溶剂后而呈现的液晶相)。
C.性质:具有液体的某些性质(如流动性、黏度、形变性等)和晶体的某些性质(如导热性、各向异性等)。
D.用途：手机、电脑和电视的液晶显示器，合成高强度液晶纤维已广泛用于飞机、火箭、坦克、舰船、防弹衣、防弹头盔等。
(4)固态：
①晶体：内部粒子(原子、离子或分子)在三维空间按一定规律呈周期性重复排列构成的固体物质，绝大多数常见的固体都是晶体。如：高锰酸钾、金刚石、干冰、金属铜、石墨等。
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：玻璃、松香、硅藻土、橡胶、沥青等。
P72
非晶体及其性质
①概念：组成物质的微粒(分子、原子、离子)在空间无规则、无周期性排列的固体。
②性质：因为非晶体内部微粒的排列是相对无序的。所以非晶体没有自范性，不能自发呈现多面体外形；物理性质在各个方向上是相同的，有“各向同性”；没有固定的熔点。玻璃体是典型的非晶体，所以非晶态又称为玻璃态。
③晶体与非晶体之间在一定条件下可以相互转化。
【点拨升华】①具有规则几何外形的固体不一定是晶体，如玻璃；②同一种物质可以是晶体也可以是非晶体，如晶体SiO2和非晶体SiO2；③晶体不一定有规则的几何外形，如玛瑙。
P73
原子分数坐标参数
1．原子分数坐标参数：原子分数坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置。
2．原子分数坐标的确定方法
①依据已知原子的坐标确定坐标系取向。
②一般以坐标轴所在正方体的棱长为1个单位。
P73
晶体的计算
1．计算晶体密度的方法
2．计算晶体中粒子间距离的方法
P78
分子晶体的结构特征——堆积方式
分子密堆积
分子非密堆积
作用力
只有分子间作用力，无氢键
有分子间氢键，它具有方向性
空间特点
每个分子周围一般有12个紧邻的分子
空间利用率不高，留有相当大的空隙
堆积方式
分子看作球时，层与层间球心对空隙
分子看作球时，层与层间球心对球心
举例
C60、干冰、I2、O2
HF、NH3、冰
P79
常见分子晶体及物质类别
物质种类
实 例
所有非金属氢化物
H2O、NH3、CH4等
部分非金属单质
卤素(X2)、O2、N2、白磷(P4)、硫(S8)等
部分非金属氧化物
CO2、P4O10、SO2、SO3等
几乎所有的酸
HNO3、H2SO4、H3PO4、H2SiO3等
绝大多数有机物
苯、乙醇、乙酸、乙酸乙酯等
P79
分子晶体的物理性质
(1)分子晶体的物理特性
①分子晶体具有熔、沸点较低，硬度较小，固态不导电等物理特性。所有在常温下呈气态的物质、常温下呈液态的物质(除汞外)、易升华的固体物质都属于分子晶体。
②分子间作用力的大小决定分子晶体的物理性质。分子间作用力越大，分子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。
(2)分子晶体熔沸点低的原因
分子晶体中粒子间是以范德华力或范德华力和氢键而形成的晶体，因此，分子晶体的熔、沸点较低，密度较小，硬度较小，较易熔化和挥发。
(3)分子晶体的熔、沸点比较
①分子晶体熔化或汽化都是克服分子间作用力。分子间作用力越大，物质熔化或汽化时需要的能量就越多，物质的熔、沸点就越高。
②比较分子晶体的熔、沸点高低，实际上就是比较分子间作用力(包括范德华力和氢键)的大小。
A.组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高。如O2>N2，HI>HBr>HCl。
B.相对分子质量相等或相近时，极性分子的范德华力大，熔、沸点高，如CO>N2。
C.能形成氢键的物质，熔、沸点较高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S，HF>HCl，NH3>PH3。
D.烃、卤代烃、醇、醛、羧酸等有机物一般随分子中碳原子数的增加，熔、沸点升高,如C2H6>CH4, C2H5Cl>CH3Cl, CH3COOH>HCOOH。
E.在烷烃的同分异构体中，一般来说，支链数越多，熔沸点越低，如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷；芳香化合物苯环上的同分异构体一般按照“邻位>间位>对位”的顺序。
(4)分子晶体的导电性
分子晶体在固态和熔融状态下均不存在自由离子，因而不能导电，易溶于水的电解质在水中全部或部分电离而能够导电，不溶于水的物质或易溶于水的非电解质自身不能导电。
P82
共价晶体的物理性质
(1)熔点很高：共价晶体由于原子间以较强的共价键相结合，熔化时必须破坏共价键，而破坏它们需要很高的温度，所以共价晶体具有很高的熔点。结构相似的共价晶体，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点越高。
(2)硬度很大：共价键三维骨架结构决定了共价晶体的硬度，如金刚石是天然存在的最硬的物质。
(3)一般不导电，但晶体硅、锗是半导体。
(4)难溶于一般的溶剂。
P82
共价晶体熔、沸点的比较
(1)规律：一般原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点就越高。
(2)原因：原子半径越小，则化学键的键长越短，化学键就越强，键就越牢固，破坏化学键需要的能量就越多，键能越大，故晶体的熔点就越高。
(3)实例：在金刚石、碳化硅、晶体硅中，原子半径C碳化硅>晶体硅。
P86
电子气理论解释金属材料的有关性质
①延展性：当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式,而且弥漫在金属原子间的电子气可以起到类似轴承中滚珠之间润滑剂的作用，所以金属有良好的延展性。当向金属晶体中掺入不同的金属或非金属原子时，就像在滚珠之间掺入了细小而坚硬的砂土或碎石一样，会使这种金属的延展性甚至硬度发生改变，这也是对金属材料形成合金以后性能发生改变的一种比较粗浅的解释。
【名师点拨】当向金属晶体中掺人不同的金属或非金属原子时，就像在滚珠之间掺人了细小而坚硬的砂土或碎石一样，会使这种金属的延展性甚至硬度发生改变，这也是对金属材料形成合金以后性能发生改变的一种比较粗浅的解释。
纯金属内，所有原子的大小和形状都是相同的，原子的排列十分规整。而合金中加入了其他元素或大或小的原子，改变了金属原子有规则的层状排列，使原子层之间的相对滑动变得困难。因此合金比纯金属延展性要差。
②导电性：电子气理论还十分形象地用电子气在电场中定向移动解释金属良好的导电性
注：金属晶体有导电性，但能导电的物质不一定是金属。例如，石墨有导电性却属于非金属。还有一大类能导电的有机高分子化合物，也不属于金属。
③导热性：
A.自由电子在运动时与金属离子碰撞而引起能量的交换，从而使能量从温度高的部分传到温度低的部分，使整块金属达到相同的温度。
B.电导率随温度的变化规律：还可用电子气中的自由电子在热的作用下与金属原子频繁碰撞解释金属的电导率随温度升高而降低的现象。
④颜色：由于金属原子以最紧密堆积状态排列，内部存在自由电子，所以当光线投射到它的表面上时，自由电子可以吸收所有频率的光，然后很快放出各种频率的光，这就使绝大多数金属呈现银灰色以至银白色光泽。而金属在粉末状态时，金属的取向杂乱，晶格排列得不规则，吸收可见光后辐射不出去，所以金属粉末常呈暗灰色或黑色。
⑤熔沸点：金属单质熔、沸点的高低和硬度的大小与金属键的强弱有关。金属键越强，金属晶体的熔、沸点越高，硬度越大。
一般来说，金属键的强度主要取决于金属元素的原子半径和单位体积内自由电子的数目(价电子数)。随着原子半径的增大，金属键逐渐减弱。单位体积内自由电子的数目(价电子数)越多，则金属键就越强。如钠、镁、铝的单位体积内价电子数目逐渐增多，金属键逐渐增强；Li、Na、K的原子半径逐渐增大，金属键逐渐减弱。所以由Li到Cs，熔、沸点逐渐降低，Na、Mg、Al的熔、沸点逐渐升高，硬度增大。
合金的熔点一般比它的各组分纯金属的熔点低。如生铁比纯铁的熔点低，钠-钾合金[w(K)在50%~80%范围内]在室温下呈液态。
P96
配合物的形成对性质的影响
(1)对溶解性的影响
一些难溶于水的金属氢氧化物、氯化物、溴化物、碘化物、氰化物，可以溶解于氨水中，或依次溶解于含过量的OH—、Cl—、Br—、I—、CN—的溶液中，形成可溶性的配合物。如Cu(OH)2+4NH3=[Cu(NH3)4]2++2OH—
(2)颜色的改变
当简单离子形成配离子时，其性质往往有很大差异。颜色发生变化就是一种常见的现象，根据颜色的变化就可以判断是否有配离子生成。如Fe3+与SCN—形成硫氰化铁配离子，Fe3++3SCN-Fe(SCN)3其溶液显红色。
(3)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。当作为中心离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。
P98
配合物的应用
超过百万种的配合物在医药科学、化学催化剂、新型分子材料等领域有广泛的应用。
(1)在生命体中的应用eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(叶绿素——Mg2+的配合物,血红素——Fe2+的配合物,酶——含锌的配合物,维生素B12——钴配合物))
(2)在生产生活中的应用eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(王水溶金——H[AuCl4],电解氧化铝的助熔剂——Na3[AlF6],热水瓶胆镀银—— [Ag(NH3)2]+))
(3)在医药中的应用——抗癌药物、。