高中化学——选择性必修二思维导图

高考党必看！高中化学选修二超全面大制作！历时两天。覆盖了化学选择性必修二的所有内容，绝对是本网站最全面的化学选修二思维导图了！快快点进来学习，希望能够让大家的化学学习更加轻松，欢迎大家参考啦~

原子

原子结构模型

研究过程：

道尔顿原子论

葡萄干模型

卢瑟福核式模型

玻尔原子结构模型

道尔顿原子论

玻尔原子结构模型

原子光谱

原子的两种状态

基态原子：处于最低能量状态的原子

激发态原子：基态原子吸收能量，电子跃迁到更高能级，变为激发态原子（如1s轨道原子跃迁到2s、3s轨道）

分类

吸收光谱

发射光谱

形成：

量子力学模型

发现

电子层（能层）

划分

按能量的差异，将核外电子分为不同的电子层

符号表示：

性质

电子层数越大（能级最高），电子能量越高

能级

定义：同一电子层上电子能量不同，因此按能量差异，将电子层又分为了不同能级

符号（能量由低到高）：s、p、d、f...

s能级：1条原子轨道

p能级：3条原子轨道

d能级：5条原子轨道

f能级：7条原子轨道

......

特点

1.任一电子层的能级总是从s能级开始，且能级数等于该电子层数（如：第三电子层有三个能级3s、3p、3d）

2.字母前的数字为其所处的电子层数

联系：每一电子层中有n个能级，有n²个原子轨道数，最多容纳2n²个电子

电子云：描述电子在核外空间某处出现的概率，不代表实际运动轨迹。且密度越大，表示电子出现的概率越大

原子结构与元素周期表

核外电子排布

排布原则

能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低

填充顺序→

构造原理

概念：构造原理是以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序。而非某种元素的原子中，电子逐个填入能级的顺序。（即构造原理是通过一个事实得出的一个电子随核电荷数递增而填入能级的规律）

规律：优先将电子填入可以使基态原子能量最低的轨道，它代表电子填入能级的顺序，但并不代表能级的能量关系【如：填入时先填4s轨道再填3d轨道（能级交错现象），但4s能级的能量>3d能级的能量】

填充顺序如图：

特例

当同一能级的电子排布为全充满、半充满和全空状态时具有较低的能量和较强的稳定性，此时电子的排布就不遵循构造原理了

全充满：p6、d10、f14

半充满：p3、d5、f7

全空：p0、d0、f0

泡利不相容原理：一个原子轨道中最多只能容纳2个电子，且这两个电子的自旋状态不同

洪特规则：对于基态原子，核外电子在能量相同的原子轨道上排布时，将尽可能分占不同的轨道并且自旋状态相同

失去电子的规律：由外层到内层，按能级顺序失去电子

书写方法

基态原子的电子排布式的书写

方法：先根据构造原理按电子填充的顺序排列，再将同一电子层的能级按s、p、d、f...的顺序排列起来

简化写法：在原子的价电子排布式前加上其前一周期稀有气体元素原子电子排布式的简化形式。（如：用【Ar】代表Ar的电子排布式）

轨道表示式的书写

满足三个排布原则即可

表示方法：

核外电子排布与元素周期表

分区：

规律

1.每一周期元素原子的最外层电子排布都是从ns1（n为最外电子层序数）开始，最终以ns2np6结束

2.周期序数等于原子核外电子层数，每周期所容纳的元素种类等于最高能级组中原子轨道最多容纳的电子数

3.同族元素原子的价电子数相等

元素性质及变化规律

原子半径

同周期元素（核外电子排布相同），原子半径从左到右逐渐减小

同主族元素，原子半径从上到下逐渐增大

同种元素，化合价越高，半径越小

元素电离能

定义：反映原子或离子失去电子的难易程度的物理量。指气态基态原子或离子失去一个电子所需的最小能量，用符号I表示，单位为kJ/mol。

形成：失去一个电子所需能量为第一电离能，再失去一个电子所需能量为第二电离能，以此类推

规律

同周期元素，从左到右元素电离能逐渐增大。

特例

1.第ⅡA族和第Ⅴ族的第一电离能比同周期相邻元素都大，因为它们的电子排布具有全充满和半充满结构，能量较低，较稳定。

2.0族元素第一电离能最大，因为各轨道都具有全充满的稳定结构

同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小

同种元素的各级电离能逐渐增大

元素电负性

定义：电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。它是一个相对值，没有单位、通常以最活泼的非金属元素氟（F）的电负性为4.0作为相对标准。

规律

同周期元素，从左到右元素电负性逐渐增大

同主族元素，从上到下电负性逐渐减小

金属的电负性一般<2，非金属电负性一般>2；且金属电负性越小，金属性越强；非金属电负性越大，非金属性越强

一般认为：电负性差值>1.7，两种元素之间形成离子键；电负性差值<1.7，两种元素之间形成共价键

对角线规则

定义：第二、第三周期中，某些主族元素与其右下方的主族元素的性质相似。（如：Li与Mg，Be与Al，B与Si）

原因：这些元素之间的电负性接近，因此有些性质相似

分子

分子的结构与性质

共价键模型

共价键

定义：是原子间通过共用电子对所形成的强烈相互作用

形成：先形成共用电子对，由于共用电子对同时受到两个原子核的吸引作用，即对两个原子核都有一定“黏结”作用，从而使体系的能量最低，处于稳定状态，因此原子间可以通过共用电子对的方式形成稳定的共价键

ps：共用电子对的形成：当成键原子相互靠近时，它们核外自旋状态不同的未成对电子所处的原子轨道相互重叠，进而形成共用电子对

特征

饱和性

定义：每个原子所能形成共价键的总数或以共价键连接的原子数目是一定的

原因：因为每个原子所能提供的未成对电子的数目是一定的

决定了分子的组成

方向性

定义：共价键沿一定方向形成

原因：要形成稳定的共价键，必须尽可能使电子云重叠程度大一些，所以在成键时，要尽可能沿着电子云密度最大的方向发生重叠。例如H2O中，氢原子的1s电子云沿着氧原子的2Px、2Py电子云的空间伸展方向的重叠，才能达到电子云重叠程度最大，形成稳定的共价键，因此共价键具有方向性。

特例：2个s轨道重叠形成共价键时无方向性，如H-H键。因为s轨道是球形的。

分类

σ键

形成：“头碰头”重叠形成

特点

轴对称

以形成化学键的两原子核的连线为轴旋转，共价键的电子云图形不变

键的强度&活泼性：强度大，不活泼

类型

s-s σ键

形成：由两个s轨道重叠形成

例如：H₂

s-p σ键

形成：由一个s轨道和一个p轨道重叠形成

例如：HCl

p-p σ键

形成：由两个p轨道头碰头重叠形成

例如：Cl₂

π键

形成：“肩并肩”重叠形成

特点

镜面对称

每个π键的电子云由两部分组成，互为镜像

键的强度&活泼性：强度小，活泼

类型：p-p π键

由两个p轨道肩并肩重叠形成

联系

区别：强度不同，活泼性不同

成键判断规律

1.共价单键都是σ键

2.共价双键中含有1个σ键和1个π键

3.共价三键中含有1个σ键和2个π键

稳定性的判断方法

1.半径越小，共用电子对越多，稳定性越强

2.键能越大，破坏共价键所需能量就越多，稳定性越强

3.键长越短，稳定性越强

4.元素的电负性越大，对共用电子对的吸引力越大，形成的共价键稳定性越强

键参数

键能

作用

1.衡量共价键的强弱

2.估算化学反应热效应

键长

定义：指气气态分子中1mol化学键解离成气态原子所吸收的能量

定义：构成化学键的两个原子的原子核之间的距离

作用：与键能有关。键长越大，键能越小。

键角

定义：两个相邻共价键之间的夹角

作用：用于描述、决定分子的空间结构

共价键的极性

键的极性

极性键

表象：不同元素之间形成的共价键为极性键

原因：电子对发生偏移

非极性键

表象：同种元素之间形成的共价键为非极性键

原因：电子对发生偏移

本质：不同原子核对电子的吸引力（电负性）不同

分子的极性

分类

极性分子

正负电荷中心不重合

非极性分子

正负电荷中心重合

预测

根据键的种类

分子中只有非极性键

非极性分子

分子中有极性键

分子空间结构不对称

非极性分子

分子空间结构对称

直线形

正三角形

正四面体形

......

极性分子

根据化学键极性的向量和

向量和为0

非极性分子

向量和不为0

极性分子

共价键与分子的空间结构

分子结构的测定（不常考，了解即可）

早年：靠物质的化学性质进行总结得出规律后推测的

现代

红外光谱仪

测定分子的官能团

核磁共振氢谱

测定相对分子质量

晶体X射线衍射

测定分子的空间结构，以及晶体的内部空间结构

杂化轨道理论

观点：原子内部能量相近的原子轨道在外界条件的影响下，发生重新组合形成新的原子轨道，这个过程叫作原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道叫作杂化轨道。

要点

1.轨道杂化发生在中心原子中能量相近的轨道

2.结果

轨道的成分、能量、形状、方向都发生改变

但原子轨道的数目不发生变化

杂化轨道的作用：用于形成σ键或用于容纳未成键的孤电子对（未参与杂化的p轨道以肩并肩的形式重叠形成π键）

杂化轨道的类型

sp杂化

1条s轨道和1条p轨道杂化

直线形

sp²杂化

1条s轨道和2条p轨道杂化

平面三角形

sp³杂化

1条s轨道和3条p轨道杂化

四面体形

判断方法

1.根据中心原子的价电子对数（杂化轨道数判断），如图：

2.根据杂化轨道的空间分布判断

呈四面体形

sp³杂化

呈平面三角形

sp²杂化

呈直线形

sp杂化

计算：杂化轨道数=中心原子的价电子对数=孤电子对数+中心原子的σ键电子对数

价电子对互斥理论

观点：分子的空间结构是中心原子的价电子对相互排斥的结果

价电子对

=分子中的中心原子与结合原子之间形成的σ键电子对+中心原子上的孤电子对

对于ABx型分子，确定其孤电子对数的方法

公式：孤电子对数=1/2（a-xb）

a：中心原子的价电子数

若为阳离子

中心原子的价电子数-离子所带电荷数

若为阴离子

中心原子的价电子数+离子所带电荷数的绝对值

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为1

其他原子为“8-该原子的价电子数”

VSEPR模型

定义：是价电子对的空间结构模型，而分子或离子的空间结构为成键电子对的空间结构，不包括孤电子对。

价电子对数

2

直线形

3

平面三角形

4

四面体形

分子的手性

手性分子

定义：在形成有机分子时，仅通过单键连接其他原子，所连接的四个原子或基团均不相同的碳原子为不对称碳原子，含有不对称碳原子的分子为手性分子。

性质

手性分子具有对映异构体

不对称碳原子都是sp³杂化

对映异构体

互为对映异构体的两个分子的组成和空间结构相同，但原子在三维空间的排列和性质不同

应用

生命科学

药物生产

离子键

本质：阴、阳离子间的静电作用力

形成条件：一般认为，当成键原子元素的电负性差值大于1.7时，原子间才有可能形成离子键

特点：无方向性和饱和性

原因：阴阳离子在各个方向都可以与带相反电荷的离子产生静电作用，因此无方向性；只要空间条件允许，一个离子可以同时吸引多个带相反电荷的离子，因此无饱和性。

配位键

本质：是一种特殊共价键，都是通过共用电子对形成的，但形成过程不同。

形成：一方提供孤电子对（配体），另一方提供接受孤电子对的空轨道（中心原子或中心离子）

配位化合物（配合物）

定义：组成中含有配位键的物质称为配位化合物

组成

中心粒子：能提供空轨道接受孤电子对的原子或金属离子。常见的是过渡金属元素的原子或离子。

配体：含有孤电子对的原子、分子或阴离子

配位数：指直接同中心粒子配位的配体的数目

金属键

本质：金属阳离子和自由电子间的静电作用

特点：无方向性和饱和性

因为金属晶体中的自由电子无专属性，而是均匀地分布在整块晶体中

对金属的影响

延展性：由于金属键无方向性，所以在外力的作用下各原子层会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式，因此金属在外力作用下会发生形变，但不会断裂，具有良好的延展性

导电性：金属中的自由电子发生定向移动形成电流，因此金属具有良好的导电性

导热性：由于金属晶体中的自由电子在加热条件下与金属原子频繁碰撞，传递热量

分子间的作用力

范德华力

定义：是一种微弱的分子间作用力。实质是分子之间的一种很弱的静电作用。

特点

大小：范德华力不属于化学键，比化学键弱得多

范德华力无方向性和饱和性

原因：只要分子周围空间条件允许，分子总是尽可能多地吸引其他分子

形成条件：分子间充分接近，距离小的时候才存在

影响因素

相对分子质量：分子结构和组成相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越强

分子极性：相对分子质量相近的分子，分子极性越强，范德华力越强

对物质性质的影响

对于由分子构成的物质，范德华力主要影响物质的物理性质

熔沸点：范德华力越强，物质的熔沸点越高

氢键

形成条件

1.H原子必须与电负性很大的X原子形成强的极性键

2.与氢原子形成氢键的Y原子的电负性必须也很大

3.X和Y的原子半径要小，以减小形成氢键的阻碍

形成氢键的元素一般为N、O、F三种

特点

大小：不属于化学键，作用力比化学键小，比范德华力大

氢键具有方向性和饱和性

表示：X-H···Y

影响因素

X、Y的电负性

X、Y的原子半径

X、Y原子的电负性越大，原子半径越小，形成的氢键越强

对物质性质的影响

氢键也主要影响物质的物理性质

熔沸点：对于组成、结构相似的物质，若分子间存在氢键，则可以使物质的熔沸点明显升高

溶解度：若溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶质的溶解度增大

物质溶解性的判断与比较

1.根据外部条件

气体物质

压强一定时，温度越高，溶解度越小

温度一定时，压强越大，溶解度越大

固体和液体

温度越高，物质溶解度越大（例外：氢氧化钙的溶解度随温度升高而减小）

2.根据溶质与溶剂能否发生反应

溶质与溶剂能发生反应时可以增大其溶解度

3.相似相溶原理

（1）非极性溶质一般易溶于非极性溶剂，难溶于极性溶剂；极性溶质一般易溶于极性溶剂，难溶于非极性溶剂

（2）溶质与溶剂分子结构的相似度越大，溶质的溶解度越大

4.根据溶质与溶剂是否能形成氢键

若溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶质的溶解度增大

晶体

晶体与非晶体的区别：晶体有固定的熔点，非晶体没有固定熔点。

原因：

内部空间结构的测定方法

X射线衍射

特点

有规则的多面体形

各向异性

即沿晶格的不同方向，原子排列的周期性和疏密程度不尽相同，由此导致晶体在不同方向的物理化学特性也不同

具有固定的熔沸点

晶胞

定义

晶胞是描述晶体结构的基本重复单位

特点

同一晶体内所有晶胞的形状及其内部的原子种类、个数和排列方式完全相同

计算

粒子数目

晶体密度

晶体类型

分子晶体

如：C60晶体

共价晶体

如：碳化硅晶体

金属晶体

离子晶体

比较：

子主题

混合型晶体

定义：晶体内同时存在着若干种不同的作用力，具有若干种晶体的结构和性质的一类晶体

如：石墨晶体

层内：通过共价键相连

层间：通过范德华力相连