一、原子结构示与性质 　　

　　

　　1.能级，能级和原子轨道 　　

　　

　　(1)能量层(n):在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，电子根据其能量差异分为不同的能量层。通常是K，L，M，N，O，P，Q等。用于表示相应的第一、第二、第三、第四、第五、第六、第七等。能量水平，能量依次上升。 　　

　　

　　(2)能级：同一能级的电子能量也可能不同，分为不同的能级，通常用S、P、D、F等表示。在同一能级中，各能级的能量按S、P、D、F的顺序上升，即E(s)E(p)E(d)E(f)。 　　

　　

　　(3)原子轨道：指电子在原子核外的一种空间运动状态。电子云等高线图给出了电子在原子核外经常出现的区域，这个电子云等高线图就是原子轨道的直观描述。 　　

　　

　　 　　

　　

　　2.基态原子核外电子组态的三个原理。 　　

　　

　　(1)能量最低原理：一个原子的电子构型遵循结构原理，可以使整个原子的能量保持在最低状态。 　　

　　

　　(2)泡利原理：一个原子轨道中，最多只能容纳两个电子，这两个电子的自旋方向相反。 　　

　　

　　(3)亨特法则：当电子组态在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是先占据一个轨道，自旋方向相同。洪法则的特例：能量相同的原子轨道处于全满(p6，f14)，半满(p3，d5，f7)，全空(p0，d0，f0)时，系统能量最低。比如24Cr的电子排列是1s22s22p63s23p63d54s1。 　　

　　

　　3.构造原理：大部分元素的原子核外电子的排列会遵循下图所示的排列顺序，称为构造原理。 　　

　　

　　 　　

　　

　　4.电离能和电负性 　　

　　

　　(1)电离能 　　

　　

　　含义：第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子并转化为气态基态正离子所需的最低能量，符号I，单位kJ/mol。 　　

　　

　　变化定律： 　　

　　

　　同期：第一个元素的第一电离能最小，最后一个元素的第一电离能最大，呈从左到右逐渐增大的趋势。 　　

　　

　　同源元素：第一电离能从上到下逐渐减小。 　　

　　

　　同种原子：电离能逐级增加(即I1I2I3……)。 　　

　　

　　(2)电负性 　　

　　

　　含义：不同元素的原子吸引化合物中成键电子能力的尺度。元素的电负性越大，其原子吸引化合物中成键电子的能力就越强。 　　

　　

　　标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准，计算其他元素的电负性(稀有气体不算)。 　　

　　

　　变化定律： 　　

　　

　　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于1.8，而“类金属”(如锗、锑等。)位于非金属三角形区域边界的约为1.8，既是金属的，也是非金属的。 　　

　　

　　在周期表中，元素的电负性在同一周期内从左到右逐渐增大，在同一族中从上到下逐渐减小。 　　

　　

　　 　　

　　

　　方法技巧： 　　

　　

　　1.写出原子的核外电子的排列(图)。 　　

　　

　　(1)核外电子的排列：在能级上排列的电子数用能级符号右上角的数字表示。比如k: 1s22s22p63s23p64s1。为了简化，内层达到稀有气体电子结构的部分通常称为“原子实”，用带方括号的稀有气体的元素符号表示。比如K: 4S1。 　　

　　

　　(2)核外电子组态图：表示原子轨道，和分别表示自旋方向不同的两种电子。例如，氧原子的核外电子组态图可以表示为 　　

　　

　　 　　

　　

　　外电子组态图可以直观地反映原子外电子的自旋、成对电子数和未成对单电子数。 　　

　　

　　(3)价电子排列：例如Fe原子的电子排列是1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排列是3d64s2。价态 　　

　　

　　2.基态原子核外电子组态的表示(以硫原子为例) 　　

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3、电离能的应用：

　　

①判断金属性与非金属性强弱；

　　

②分析原子核外电子层结构，如某元素的In＋1In，则该元素的最外层电子数为n；③判断化学键类型。

　　

4、电负性的应用：

　　

①判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及金属性与非金属性的强弱；

　　

②判断元素在化合物中的价态；

　　

③判断化学键类型。

　　

二、分子结构与性质

　　

1、共价键类型

　　

　　

　　

2、分子的立体构型与性质

　　

（1）价层电子对互斥模型

　　

　　

　　

注意：

　　

运用价层电子对互斥模型可预测分子或离子的立体结构，但要注意判断其价层电子对数，对ABm型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为：n＝(中心原子的价电子数＋每个配位原子提供的价电子数×m)/2

　　

（2）杂化轨道类型与分子立体构型

　　

　　

　　

（3）分子的极性：分子中正电中心和负电中心重合的分子是非极性分子，分子中正电中心和负电中心不重合的分子是极性分子。

　　

3、配合物的组成、结构、性质

　　

（1）概念：由金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合而成的化合物。

　　

　　

　　

　　

4、分子间作用力与物质性质：分子间作用力最常见的是范德华力和氢键，其中范德华力＜氢键＜化学键。

　　

（1）范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。一般来说， 结构和组成相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大，分子的极性越大，范德华力也越大。

　　

（2）氢键：已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。表示方法：A―H…B。氢键具有一定的方向性和饱和性。：氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。分子间氢键对物质性质的影响：主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响。

　　

　　

方法技巧

　　

（1）怎样判断化学键的类型和数目？

　　

①只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，这时形成离子键。

　　

②通过物质的结构式，可以快速有效地判断共价键的种类及数目；判断成键方式时，需掌握：共价单键全为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。

　　

（2）三点说明：

　　

①s轨道与s轨道重叠形成σ键时，电子不是只在两核间运动，而是电子在两核间出现的概率增大。

　　

②因s轨道是球形的，故s轨道和s轨道形成σ键时，无方向性。两个s轨道只能形成σ键，不能形成π键。

　　

③两个原子间可以只形成σ键，但不能只形成π键。

　　

（3）分子极性判断：分子中的中心原子的最外层电子若全部成键，此分子一般为非极性分子；分子中的中心原子的最外层电子若未全部成键，此分子一般为极性分子。如CH4、BF3、CO2等分子中的中心原子的最外层电子均全部成键，它们都是非极性分子。而H2O、NH3、NF3等分子中的中心原子的最外层电子均未全部成键，它们都是极性分子。

　　

（4）含氧酸酸性比较：同种元素的含氧酸的强弱规律，其酸性具有如下规律：对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。

　　

（5）氢键应用要注意：

　　

①有氢键的分子间也有范德华力，但有范德华力的分子间不一定有氢键。

　　

②一个氢原子只能形成一个氢键，这就是氢键的饱和性。

　　

③分子内氢键基本上不影响物质的性质。

　　

（6）判断分子的中心原子杂化轨道类型的方法

　　

①根据杂化轨道的空间分布构型判断：若杂化轨道在空间的分布为正四面体或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。

　　

（2）根据杂化轨道之间的夹角判断：若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子发生sp杂化。

　　

（3）记住常见的一些典型分子中中心原子的杂化方式。

　　

三、晶体结构与性质

　　

　　

　　

　　

方法技巧

　　

一、晶体判断

　　

1、依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断

　　

（1）离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。

　　

（2）原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。

　　

（3）分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。

　　

（4）金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。

　　

2、依据物质的分类判断

　　

（1）金属氧化物(如K2O等)、强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。

　　

（2）大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。

　　

（3）常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅 等。

　　

（4）金属单质是金属晶体。

　　

3、依据晶体的熔点判断

　　

（1）离子晶体的熔点较高，常在数百至一千摄氏度以上。

　　

（2）原子晶体熔点高，常在一千摄氏度至几千摄氏度。

　　

（3）分子晶体熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度。

　　

（4）金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。

　　

4、依据导电性判断

　　

（1）离子晶体溶于水形成的溶液及熔融状态时能导电。

　　

（2）原子晶体一般为非导体。

　　

（3）分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。

　　

（4）金属晶体是电的良导体。

　　

5、依据硬度和机械性能判断：离子晶体硬度较大且脆。原子晶体硬度大。分子晶体硬度小且较脆。金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。

　　

二、晶体熔沸点判断

　　

1、不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，如汞、镓、铯等沸点很低，金属晶体一般不参与比较。

　　

2、原子晶体：由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石>碳化硅>硅。

　　

3、离子晶体：一般地说，阴、阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。

　　

4、分子晶体：

　　

（1）分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体，熔、沸点反常地高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。

　　

（2）组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4，F2<Cl2<Br2<I2。

　　

（3）组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。

　　

（4）同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。

　　

（5）同分异构体的芳香烃，其熔、沸点高低顺序是邻>间>对位化合物。

　　

6、金属晶体：金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na<Mg<Al，Li>Na>K>Rb>Cs。

　　

三、晶胞中微粒的计算方法――均摊法