化学选必二导图

化学选必二全章以及必修二第一章的内容，希望能帮到你。第1章原子结构与元素性质：氢原子光谱：氢原子光谱指的是氢原子内之电子在不同能级跃迁时所发射或吸收不同波长、能量之光子而得到的光谱。氢原子光谱为不连续的线光谱，自无线电波、微波、红外光、可见光、到紫外光区段都有可能有其谱线。根据电子跃迁的后所处的能阶，可将光谱分为不同的线系。

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• 第1章 原子结构与元素性质
  • 第一节 原子结构模型
    • 1、氢原子光谱：氢原子光谱指的是氢原子内之电子在不同能级跃迁时所发射或吸收不同波长、能量之光子而得到的光谱。氢原子光谱为不连续的线光谱，自无线电波、微波、红外光、可见光、到紫外光区段都有可能有其谱线。根据电子跃迁的后所处的能阶，可将光谱分为不同的线系
    • 2、波尔原子结构模型：
      • （1）波尔模型的三条假设： ①定态——原子只能处于一系列不连续的能量状态中，在这些状态中原子是稳定的，电子虽然作加速运动，但并不向外辐射能量。 ②跃迁——原子从一种定态跃迁到另一种定态时，它辐射一定频率的光子。 ③轨道量子化——原子的不同能量状态与电子沿不同的圆形轨道绕核运动相对应，电子的轨道分布不连续。
      • （2）能级 氢原子的电子对应的定态的能量值（能级），等于核外电子在轨道上运转时的动能和原子的电势能之和。
  • 第二节 原子结构与元素周期表
    • 1、原子结构
      • （1）能级与能层
      • （2）原子轨道
      • （3）原子核外电子排布规律
        • ①构造原理:随着核电荷数递增,大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道(能级),叫做构造原理。 能级交错:由构造原理可知,电子先进入4s轨道,后进入3d轨道,这种现象叫能级交错。说明:构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低(实际上4s能级比3d能级能量高),而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说,整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
        • ②能量最低原理：现代物质结构理论证实,原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态,简称能量最低原理。 构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低,而不局限于某个能级。
        • ③泡利(不相容)原理:基态多电子原子中,不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之,一个轨道里最多只能容纳两个电子,且电旋方向相反(用“↑↓”表示),这个原理称为泡利(Pauli)原理。
        • ④洪特规则:当电子排布在同一能级的不同轨道(能量相同)时,总是优先单独占据个轨道,而且自旋方向相同,这个规则叫洪特(Hund)规则。洪特规则特例:当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时,原子处于较稳定的状态。即p0,do、f0、p3、d5、f7、p6,d10、f14时,是较稳定状态。前36号元素中,全空状态的有4Be2s22p0,12Mg3s23p0、20Ca4s23do;半充满状态的有:7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr3d54s1、25Mn3d54s2、33As4s24p3;全充满状态的有10Ne2s22p6、18Ar3s23p6, 29Cu3d104s1, 30Zn3d104s2、 36Kr4s24p6
      • （4）基态原子核外电子排布的表示方法
        • ①电子排布式
          • 1)用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数,这就是电子排布式,例如K:1s22s22p63s23p64s1。
          • 2)为了避免电子排布式书写过于繁琐,把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示,例如K: [Ar]4s1。
        • ②电子排布图：每个方框或圆圈代表一个原子轨道,每个箭头代表一个电子。如基态硫原子的轨道表示式为
    • 2、元素周期表
      • （1）原子结构与元素周期表
        • ①每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外,其余为ns2np6。He核外只有2个电子,只有1个s轨道,还未出现p轨道,所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
        • ②一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级,而是能量相近的能级。
      • （2）元素周期表的分区
        • ①根据核外电子排布
        • ②核外电子排布特点
        • ③若已知元素的外围电子排布,可直接判断该元素在周期表中的位置。如:某元素的外围电子排布为4s24p4,由此可知,该元素位于p区,为第四周期VIA族元素。即最大能层为其周期数,最外层电子数为其族序数,但应注意过渡元素(副族与第VI族)的最大能层为其周期数,外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(铜系、钢系除外)。
  • 第三节 元素性质及其变化规律
    • 1、元素周期律
      • （1）电离能、电负性
        • ①电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量,第一电离能是指电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小,原子越容易失去1个电子。在同一周期的元素中,碱金属(或第IA族)第一电离能最小,稀有气体(或0族)第一电离能最大,从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素,从上到下,第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大
        • ②元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氧的电负性为4.0,锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度,金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8左右。它们既有金属性,又有非金属性。
        • ③电负性的应用
          • 1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱
          • 2)金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属” (如锗、锦等)的电负性则在1.8左右,它们既有金属性,又有非金属性。
          • 3)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。④同周期自左到右,电负性逐渐增大,同主族自上而下,电负性逐渐减小。
      • （2）原子结构与元素性质的
      • （3）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
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• 第2章 微粒间相互作用与物质性质
  • 第一节 共价键模型
    • 1、共价键的本质及特征：共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对,其特征是具有饱和性和方向性。
    • 2、共价键的类型： ①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。 ②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。 ③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键,前者的电子云具有轴对称性,后者的电子云具有镜像对称性。
    • 3、键参数： ①键能:气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量,键能越大,化学键越稳定。 ②键长:形成共价键的两个原子之间的核间距,键长越短,共价键越稳定。 ③键角:在原子数超过2的分子中,两个共价键之间的夹角。 ④键参数对分子性质的影响键长越短,键能越大,分子越稳定
    • 4、等电子原理：原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征,它们的许多性质相近。
  • 第二节 共价键与分子的空间结构
    • 1、杂化轨道理论：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,形成分子的空间形状不同。
    • 2、价层电子对互斥模型：价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型,而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型,不包括孤对电子。 (1)当中心原子无孤对电子时,两者的构型一致; (2)当中心原子有孤对电子时,两者的构型不一致。
  • 第三节 离子键、配位键与金属键
    • 1、配位化合物
      • （1）配位键与极性键非极性键的比较
      • （2）配位化合物： 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组成:如[Ag(NH3)2]OH,中心离子为Ag+,配体为NH3,配位数为2。
    • 2、金属键：金属键是化学键的一种，主要在金属中存在。由自由电子及排列成晶格状的金属离子之间的静电吸引力组合而成。由于电子的自由运动，金属键没有固定的方向，因而是非极性键。金属键有很多特性，例如：一般金属的熔点、沸点随金属键的强度而升高。金属键强弱通常与金属离子半径成逆相关，与金属内部自由电子密度成正相关（便可粗略看成与原子外围电子数成正相关）。在配合物中，为达到18电子结构，金属与金属间以共价键相连，亦称金属键
    • 3、三键比较
  • 第四节 分子间作用力
    • 1、范德华力：产生于分子或原子之间的静电相互作用，分为诱导力、色散力和取向力。对于结构相似的物质，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。范德华力主要影响物质的物理性质，范德华力越大，物质的熔沸点越高。
    • 2、氢键：氢键是已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子（如水分子中的氢）与另一个分子中电负性很强的原子（如水分子中的氧）之间的作用力。氢键只存在于强极性的H-F、H-O、H-N共价键的分子之间或较复杂的分子之内。除了F、O、N外其他原子与氢原子之间一般不形成氢键。
      • （1）分子间氢键：分子间氢键使物质的熔沸点升高。
      • （2）分子内氢键：分子内氢键使物质的熔沸点降低。
      • （3）氢键对物质性质的影响: ①熔沸点 氢键的存在大大增强了分子间的作用力，引起熔沸点的反常。 如水、氟化氢、氨气的沸点比同主族其他元素的氢化物的沸点高很多。 但是分子内氢键的存在减弱了分子间的相互作用，反而使物质的熔沸点降低。 ②密度 水结冰时体积膨胀、密度减小也是由于氢键的原因。 ③溶解性 如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大，并且氢键作用力越大，溶解性越好。如氨气极易溶于水，乙醇能与水以任意比例互溶。
    • 3、分子的极性： (1)极性分子:正电中心和负电中心不重合的分子。 (2)非极性分子:正电中心和负电中心重合的分子。 (3)相似相溶规律：非极性溶质一般溶于非极性溶剂；极性溶质一般溶于极性溶剂。（分子结构相似，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中溶解度明显减少）
    • 4、手性碳原子：连接四个不同原子或基团的碳原子，称为手性碳原子
    • 5、分子作用力比较
• 第3章 不同聚集状态的物质与性质
  • 第一节 认识晶体
    • 1、晶体
      • （1）定义：人们把内部微粒(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称为晶体(crystal)。与此相对,把内部微粒无周期性重复排列的固体物质称为非晶体(non-crystal)
      • （2）特征： ①自然凝结的、不受外界干扰而形成的晶体拥有整齐规则的几何外形，即晶体的自范性。 ②晶体拥有固定的熔点，在熔化过程中，温度始终保持不变。 ③单晶体有各向异性的特点。 ④晶体可以使X光发生有规律的衍射。 宏观上能否产生X光衍射现象，是实验上判定某物质是不是晶体的主要方法。 ⑤晶体相对应的晶面角相等，称为晶面角守恒。
    • 2、晶胞
      • （1）定义：把组成各种晶体构造的最小体积单位称为晶胞。
      • （2）选择原则：同一空间点阵可因选取方式不同而得到不相同的晶胞，所以，选取晶胞要求是最能反映该点阵的对称性，选取原则为： 1） 选取的平行六面体应反映出点阵的最高对称性； 2） 平行六面体内的棱和角相等的数目应最多； 3）当平行六面体的棱边夹角存在直角时，直角数目应最多： 4）在满足上述条件的情况下，晶胞应具有最小的体积
  • 第二节 几种简单的晶体结构模型
    • 1、离子晶体
      • （1）定义： 离子晶体是指由离子化合物结晶成的晶体，离子晶体属于离子化合物中的一种特殊形式，不能称为分子。由正、负离子或正、负离子集团按一定比例通过离子键结合形成的晶体称作离子晶体。
      • （2）性质
        • 结构特征： 离子晶体中正、负离子或离子集团在空间排列上具有交替相间的结构特征，因此具有一定的几何外形，例如NaCl是正立方体晶体，Na+离子与Cl-离子相间排列，每个Na+离子同时吸引6个Cl-离子，每个Cl-离子同时吸引6个Na+。不同的离子晶体，离子的排列方式可能不同，形成的晶体类型也不一定相同。离子晶体不存在分子，所以没有分子式。离子晶体通常根据阴、阳离子的数目比，用化学式表示该物质的移动图片组成，如NaCl表示氯化钠晶体中Na+离子与Cl-离子个数比为1:1， CaCl2表示氯化钙晶体中Ca2+离子与Cl-离子个数比为1:2。
        • 电性： 离子晶体整体上具有电中性，这决定了晶体中各类正离子带电量总和与负离子带电量总和的绝对值相当，并导致晶体中正、负离子的组成比和电价比等结构因素间有重要的制约关系。
        • 离子键： 如果离子晶体中发生位错即发生错位，正正离子相切，负负离子相切，彼此排斥，离子键失去作用，故无延展性。如CaCO3可用于雕刻，而不可用于锻造。因为离子键的强度大，所以离子晶体的硬度高。又因为要使晶体熔化就要破坏离子键，所以要加热到较高温度，故离子晶体具有较高的熔沸点。离子晶体在固态时有离子，但不能自由移动，不能导电，溶于水或熔化时离子能自由移动而能导电。因此水溶液或熔融态导电，是通过离子的定向迁移导电，而不是通过电子流动而导电。 离子晶体一般硬而脆，具有较高的熔沸点，熔融或溶解时可以导电。
      • （3）常见类型：强碱（NaOH、KOH、Ba(OH)2）、活泼金属氧化物（Na2O、MgO、Na2O2）、大多数盐类（BeCl₂、Pb(Ac)₂等除外）都是离子晶体。
      • （4)空间结构
        • ①对称性 1) 旋转和对称轴 n重轴, 360度旋转, 可以重复n次。 2) 反映和对称面：晶体中可以找到对称面。 3) 反演和对称中心：晶体中可以找到对称中心。
        • ②晶胞 晶胞是晶体的代表, 是晶体中的最小单位, 晶胞可以无隙并置起来, 得到晶体. 晶胞的代表性体现在以下两个方面:一是代表晶体的化学组成;二是代表晶体的对称性(即具有相同的对称元素:对称轴, 对称面和对称中心). 晶胞是晶体中具有上述代表性的体积最小, 直角最多的平行六面体。
        • ③配位数 离子晶体中离子的配位数（缩写为C.N.）是指一个离子周围最邻近的异电性离子的数目。
      • （5）晶格能
        • ①定义：离子晶体的晶格能的定义是指1mol的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释放出的能量或拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。单位是kJ/mol
        • ②性质： 1）晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，而且熔点越高，硬度越大。 2）晶格能与阴阳离子的半径成反比，与离子电荷的乘积成正比。离子所带电荷越高，离子半径越小，则离子键越强，熔沸点越高。例如：MgO>Al2O3>NaCl >CsCl.。
    • 2、共价晶体（原子晶体）
      • （1）定义：相邻原子间以共价键相结合形成的具有空间立体网状结构的晶体。
      • （2）性质
        • ①在这类晶体中，不存在独立的小分子，而只能把整个晶体看成一个大分子。由于原子之间相互结合的共价键非常强，要打断这些键而使晶体熔化必须消耗大量能量，所以原子晶体一般具有较高的熔点，沸点和硬度，在通常情况下不导电，也是热的不良导体。熔化时也不导电，但半导体硅等可有条件的导电。
        • ②不导电、不易溶于任何溶剂，化学性质十分稳定。例如金刚石，由于碳原子半径较小，共价键的强度很大，要破坏4个共价键或扭歪键角都需要很大能量，所以金刚石的硬度最大，熔点达3570℃，是所有单质中最高的。
        • ③原子晶体中，组成晶体的微粒是原子，原子间的相互作用是共价键，共价键结合牢固，原子晶体的熔、沸点高，硬度大，不溶于一般的溶剂，多数原子晶体为绝缘体，有些如硅、锗等是优良的半导体材料。原子晶体中不存在分子，用化学式表示物质的组成，单质的化学式直接用元素符号表示，两种以上元素组成的原子晶体，按各原子数目的最简比写化学式。
        • ④原子晶体熔沸点的高低与共价键的强弱有关。一般来说，半径越小形成共价键的键长越短，键能就越大，晶体的熔沸点也就越高。例如：金刚石（C－C）>二氧化硅（Si－O）>碳化硅（Si－C）晶体硅（Si－Si）。 1）原子间形成共价键，原子轨道发生重叠。原子轨道重叠程度越大，共价键的键能越大，两原子核的平均间距—键长越短。 2）一般说来：结构相似的分子，其共价键的键长越短，共价键的键能越大，分子越稳定。 3）一般情况下，成键电子数越多，键长越短，形成的共价键越牢固，键能越大。在成键电子数相同，键长相近时，键的极性越大，键能越大，形成时释放的能量就越多，反之破坏它消耗的能量也就越多，付出的代价也就越大。
      • （3）空间结构：空间立体网状结构（如金刚石、晶体硅、二氧化硅等） 原子晶体的结构特点： ①由原子直接构成晶体，所有原子间只靠共价键连接成一个整体。 ②由基本结构单元向空间伸展形成空间网状结构。 ③破坏共价键需要较高的能量。 在原子晶体的晶格结点上排列着中性原子，原子间以坚强的共价键相结合
      • （4）晶体类型： ①某些金属单质：晶体锗（Ge）等。 ②某些非金属化合物：氮化硼（BN）晶体、碳化硅、二氧化硅等。 ③非金属单质：金刚石、晶体硅、晶体硼等。
    • 3、分子晶体
      • （1）定义：指分子间通过分子间作用力构成的晶体
      • （2）性质
        • ①分子晶体是由分子组成，可以是极性分子，也可以是非极性分子
        • ②分子间的作用力很弱，分子晶体具有较低的熔点、沸点，硬度小、易挥发，许多物质在常温下呈气态或液态。例如O2、CO2是气体，乙醇、冰醋酸是液体。同类型分子的晶体，其熔、沸点随分子量的增加而升高。例如卤素单质的熔、沸点按F2、Cl2、Br2、I2顺序递增；非金属元素的氢化物，按周期系同主族由上而下熔沸点升高；有机物的同系物随碳原子数的增加，熔沸点升高。但HF、H2O、NH3、CH3CH2OH等分子间，除存在范德华力外，还有氢键的作用力，它们的熔沸点较高
        • ③在固态和熔融状态时都不导电
        • ④其溶解性遵守“相似相溶”原理。极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性的 [1] 有机溶剂，例如NH3、HCl极易溶于水，难溶于CCl4和苯；而Br2、I2难溶于水，易溶于CCl4、苯等有机溶剂。根据此性质，可用CCl4、苯等溶剂将Br2和I2从它们的水溶液中萃取、分离出来
      • （3）典型代表： ①所有非金属氢化物。 ②大部分非金属单质（稀有气体形成的晶体也属于分子晶体），如：卤素(X2)、氧气、硫(S8)、氮(N2)、白磷(P4)、C60等(金刚石，和单晶硅等是原子晶体） ③部分非金属氧化物，如：CO2、SO2、P4O6、P4O10等（如SiO2是原子晶体） ④几乎所有的酸 ⑤绝大多数有机化合物，如：苯、乙酸、乙醇、葡萄糖等 ⑥所有常温下呈气态的物质、常温下呈液态的物质(除汞外)、易挥发的固态物质
      • （4）熔沸点规律：分子间作用力越强，熔沸点越高 ①组成和结构相似的分子晶体，一般相对分子质量越大，分子间作用力越强，熔沸点越高。例如：元素周期表中第ⅦA族的元素单质其熔沸点变化规律为：At2>I2 > Br2 > Cl2>F2 。 ②若分子间有氢键，则分子间作用力比结构相似的同类晶体大，故熔沸点较高。例如：HF > HI > HBr > HCl。 H2O> H2Se> H2S。 NH3> PH3 ③组成和结构不相似的物质，分子极性越大，其熔沸点越高，例如：CO>N2 ④在有机物的同分异构体中，一般来说，支链越多，熔沸点越低，例如：正戊烷>异戊烷>新戊烷 ⑤互为同分异构体的芳香烃及其衍生物中，熔沸点顺序为：邻位化合物<间位化合物<对位化合物
    • 4、金属晶体
      • （1）定义：金属晶体都是金属单质，构成金属晶体的微粒是金属阳离子和自由电子（也就是金属的价电子）
      • （2）性质
        • ①物理性质 金属阳离子所带电荷越高，半径越小，金属键越强，熔沸点越高，硬度也是如此。例如第3周期金属单质：Al > Mg > Na，再如元素周期表中第ⅠA族元素单质：Li > Na > K > Rb > Cs。硬度最大的金属是铬，熔点最高的金属是钨。
        • ②延展性 当金属受到外力，如锻压或捶打，晶体的各层就会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式，在金属原子间的电子可以起到类似轴承中滚珠的润滑剂作用。所以在各原子之间发生相对滑动以后，仍可保持这种相互作用而不易断裂。因此金属都有良好的延展性。
        • ③导电性 金属导电性的解释 在金属晶体中，充满着带负电的“电子气”，这些电子气的运动是没有一定方向的，但在外加电场的条件下电子气就会发生定向移动，因而形成电流，所以金属容易导电。
        • ④导热性 金属容易导热，是由于电子气中的自由电子在热的作用下与金属原子频繁碰撞从而把能量从温度高的部分传到温度低的部分，从而使整块金属达到相同的温度。
  • 第三节 液晶、纳米材料与超分子
    • 1、液晶
      • (1)概念:在一定的温度范围内既具有液体的可流动性,又具有类似晶体的各向异性的物质。
      • (2)结构:内部分子的排列沿分子长轴方向呈现出有序的排列。
      • (3)性质:在折射率、磁化率、电导率等宏观性质方面表现出类似晶体的各向异性。
      • (4)用途:制造液晶显示器。液晶的显示功能与液晶材料内部分子的排列密切相关。在没有外加电场时,液晶分子呈逐层扭转的螺旋形排列,在施加电压时,液晶分子变成沿电场方向排列,而在移去电场之后,液晶Baidu分子又恢复到原来的状态
    • 2、纳米材料
      • (1)组成:由直径为几或几十纳米的颗粒和颗粒间的界面 两部分组成
      • (2)结构:纳米颗粒内部具有晶状结构,原子排列有序,而界面则为无序结构。
      • (3)性质:具有既不同于微观粒子又不同于宏观物体的独特性质。纳米材料在光学、声学、电学、磁学、热学、力学、化学反应等方面完全不同于由微米量级或毫米量级的结构颗粒构成的材料。例如,纳米陶瓷不仅硬度高、强度高,其韧性和可加工性也显著增强。
      • (4)纳米材料“明星”:富勒烯、石墨烯和碳纳米管。其中,碳纳米管因Baid其纤维长、强度高、韧性高等特点被称为“超级纤维”
      • (5)形态各异的纳米材料 ①优良的金属导体在尺寸减小到几纳米时就可成为绝缘体,多数金属纳米颗粒在特定尺寸时会呈现黑色,因此纳米金属材料可用于制作隐形飞机上的雷达吸波材料。 ②金的熔点为1064℃,但2nm尺寸金的熔点仅为327℃左右。不同颗粒大小的纳米金在溶液中会呈现不同的颜色。 ③磁流体又称磁性液体,是磁性纳米粒子的超稳定悬浮液。
    • 3、超分子
      • (1)概念:两个或多个分子相互“组合”在一起形成具有特定结构和功能的聚集体。
      • (2)结构:内部分子之间通过非共价键结合,包括氢键、静电作用、疏水作用以及一些分子与金属离子形成的弱配位键-等。例如,DNA中两条分子链之间通过_氧键的作用而组合在一起,细胞膜中的磷脂分子通过疏水端相互作用形成双层膜结构。
      • (3)应用 ①作有机反应中的催化剂由于冠醒与金属阳离子的作用,可以将阳离子以及对应的阴离子都带入有机溶剂,因而成为有机反应中很好的催化剂。 ②引发化学家进一步关注分子之间通过空间结构和作用力的协同所产生的某种选择性,从而实现分子识别、分子组装,促进了超分子化学研究的发展。 ③通过对超分子化学的研究,人们可以模拟生物系统,在分子水平上进行分子设计,有序组装甚至复制出一些新型的分子材料,如具有分子识别能力的高效专业的新型催化剂,有效的新型药物,集成度高、体积小、功能强的分子器件(分子导线、分子开关、分子信息存储元件等),生物传感器以及很多具有光、电、磁、声、热等特性的功能材料等。
• 第1章 原子结构 元素周期律
  • 第1节 原子结构与元素性质
    • 1、原子结构
      • （1）原子的构成
      • (2)构成原子三种微粒的比较
    • 2、原子核外电子的排布：在多电子原子中，由于各电子所具有的能量不同，因而分布在离核远近不同的区域内做高速运动。能量低的电子在离核近的区域内运动，能量高的电子在离核较远的区域内运动。
      • (1)电子层 在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不可连续的壳层，也称作电子层，分别用n = 1,2,3,4,5, 6, 7或KL、M、N、O、P、Q来表示从内到外的电子层。
      • (2)核外电子排布的一般规律 ①原子核外各层最多容纳2n2个电子; ②原子最外层电子数目不超过8个(K最外层不超过2个) ;次外层电子数目不超过18个(K层为次外层时不超过2个，L层为次外层时不超过8个)。倒数第三层电子数目不超过32个; ③核外电子分层排布，电子总是优先排布在能量最低的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量逐渐升高的电子层里，即最先排K层，当K层排满后，再排L层等; ④原子核外电子排布不是孤立的，而是相互联系的。层数相同而位置不同的电子层中最多容纳的电子数不- -定相同，如N层为最外层时，最多能容纳8电子，N层为次外层时，最多只能排18个电子而不是32个电子(2 x42=32)。
    • 3、元素、同位素、核素
      • (1)元素、同位素与核素的比较
      • (2)同位素的应用 ①同位素在医学领域中应用最为广泛，主要用于显像、诊断和治疗，还用于医疗用品消毒、药物作用机理研究和生理医学研究等; ②同位素辐射育种技术为农业提供了改进农产品质量、增加产量的新技术;利用同位素示踪技术，可以检测并确定植物的最佳肥料吸入量和农药吸入量; ③14C纪年测定法与其他放射性同位素标记法已成为地质学、考古学、人类学、地球科学等领域广泛采用的一种准确的断代方法。
      • （3）元素位、构、性
    • 4、质量数：质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
  • 第2节 元素周期律和元素周期表
    • 1、元素周期表的结构
    • 2、元素周期律
  • 第3节 元素周期表的应用
    • 1、同周期、同主族元素性质的递变规律
    • 2、简单微粒半径的比较方法
    • 3、元素金属性和非金属性强弱的判断