一、原子結構示與性質

1、能層、能級與原子軌道

（1）能層(n)：在多電子原子中，核外電子的能量是不同的，按照電子的能量差異将其分成不同能層。通常用K、L、M、N、O、P、Q……表示相應的第一、二、三、四、五、六、七……能層，能量依次升高

（2）能級：同一能層裡的電子的能量也可能不同，又将其分成不同的能級，通常用s、p、d、f等表示，同一能層裡，各能級的能量按s、p、d、f的順序升高，即E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。

（3）原子軌道：表示電子在原子核外的一個空間運動狀态。電子雲輪廓圖給出了電子在核外經常出現的區域，這種電子雲輪廓圖也就是原子軌道的形象化描述。

2、基态原子的核外電子排布的三原理

（1）能量最低原理：原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處于最低狀态。

（2）泡利原理：在一個原子軌道中，最多隻能容納2個電子，并且這兩個電子的自旋方向相反。

（3）洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道時，基态原子中的電子總是優先單獨占據1個軌道，并且自旋方向相同。洪特規則特例：當能量相同的原子軌道在全滿(p⁶、d¹⁰、f¹⁴)、半滿(p³、d⁵、f⁷)和全空 (p⁰、d⁰、f⁰)狀态時，體系的能量最低，如：24Cr的電子排布式為1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹。

3、構造原理：絕大多數元素的原子核外電子的排布将遵循如下圖所示的排布順序，人們把它稱為構造原理。

4、電離能和電負性

（1）電離能

含義：第一電離能：氣态電中性基态原子失去一個電子轉化為氣态基态正離子所需要的最低能量，符号I，單位kJ/mol。

變化規律：

①同周期：第一種元素的第一電離能最小，最後一種元素的第一電離能最大，總體呈現從左至右逐漸增大的變化趨勢。

②同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。

③同種原子：逐級電離能越來越大(即I₁≤I₂≤I₃…)。

（2）電負性

含義：不同元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的标度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子能力的能力越強。

标準：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0和锂的電負性為1.0作為相對标準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。

變化規律：

①金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。

②在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負性逐漸減小。

方法技巧：

1、原子的核外電子排布式(圖)的書寫

（1）核外電子排布式：用數字在能級符号右上角表明該能級上排布的電子數。例如，K：1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹。為了簡化，通常把内層已達稀有氣體電子結構的部分稱為“原子實”，用該稀有氣體的元素符号加方括号來表示。例如，K：[Ar]4s¹。

（2）核外電子排布圖：用□表示原子軌道，↑和↓分别表示兩種不同自旋方向的電子。如氧原子的核外電子排布圖可表示為

核外電子排布圖能直觀地反映出原子的核外電子的自旋情況以及成對電子對數和未成對的單電子數。

（3）價電子排布式：如Fe原子的電子排布式為1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²，價電子排布式為3d⁶4s²。價電子排布式能反映基态原子的能層數和參與成鍵的電子數以及最外層電子數。

（4）構造原理是書寫基态原子的電子排布式的依據，也是繪制基态原子的電子排布圖的主要依據之一。

2、基态原子的核外電子排布的表示方法（以硫原子為例）

3、電離能的應用：

①判斷金屬性與非金屬性強弱；

②分析原子核外電子層結構，如某元素的I_n＋1≫I_n，則該元素的最外層電子數為n；③判斷化學鍵類型。

4、電負性的應用：

①判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素，以及金屬性與非金屬性的強弱；

②判斷元素在化合物中的價态；

③判斷化學鍵類型。

二、分子結構與性質

1、共價鍵類型

2、分子的立體構型與性質

（1）價層電子對互斥模型

注意：

運用價層電子對互斥模型可預測分子或離子的立體結構，但要注意判斷其價層電子對數，對ABm型分子或離子，其價層電子對數的判斷方法為：n＝(中心原子的價電子數＋每個配位原子提供的價電子數×m)/2

（2）雜化軌道類型與分子立體構型

（3）分子的極性：分子中正電中心和負電中心重合的分子是非極性分子，分子中正電中心和負電中心不重合的分子是極性分子。

3、配合物的組成、結構、性質

（1）概念：由金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結合而成的化合物。

4、分子間作用力與物質性質：分子間作用力最常見的是範德華力和氫鍵，其中範德華力＜氫鍵＜化學鍵。

（1）範德華力主要影響物質的熔點、沸點、硬度等物理性質。範德華力越強，物質的熔點、沸點越高，硬度越大。一般來說， 結構和組成相似的物質，随着相對分子質量的增加，範德華力逐漸增大，分子的極性越大，範德華力也越大。

（2）氫鍵：已經與電負性很強的原子形成共價鍵的氫原子(該氫原子幾乎為裸露的質子)與另一個分子中電負性很強的原子之間的作用力，稱為氫鍵。表示方法：A—H…B。氫鍵具有一定的方向性和飽和性。：氫鍵包括分子内氫鍵和分子間氫鍵兩種。分子間氫鍵對物質性質的影響：主要表現為使物質的熔、沸點升高，對電離和溶解度等産生影響。

方法技巧

（1）怎樣判斷化學鍵的類型和數目？

①隻有兩原子的電負性相差不大時，才能形成共用電子對，形成共價鍵，當兩原子的電負性相差很大(大于1.7)時，不會形成共用電子對，這時形成離子鍵。

②通過物質的結構式，可以快速有效地判斷共價鍵的種類及數目；判斷成鍵方式時，需掌握：共價單鍵全為σ鍵，雙鍵中有一個σ鍵和一個π鍵，三鍵中有一個σ鍵和兩個π鍵。

（2）三點說明：

①s軌道與s軌道重疊形成σ鍵時，電子不是隻在兩核間運動，而是電子在兩核間出現的概率增大。

②因s軌道是球形的，故s軌道和s軌道形成σ鍵時，無方向性。兩個s軌道隻能形成σ鍵，不能形成π鍵。

③兩個原子間可以隻形成σ鍵，但不能隻形成π鍵。

（3）分子極性判斷：分子中的中心原子的最外層電子若全部成鍵，此分子一般為非極性分子；分子中的中心原子的最外層電子若未全部成鍵，此分子一般為極性分子。如CH₄、BF₃、CO₂等分子中的中心原子的最外層電子均全部成鍵，它們都是非極性分子。而H₂O、NH₃、NF₃等分子中的中心原子的最外層電子均未全部成鍵，它們都是極性分子。

（4）含氧酸酸性比較：同種元素的含氧酸的強弱規律，其酸性具有如下規律：對于同一種元素的含氧酸來說，該元素的化合價越高，其含氧酸的酸性越強。

（5）氫鍵應用要注意：

①有氫鍵的分子間也有範德華力，但有範德華力的分子間不一定有氫鍵。

②一個氫原子隻能形成一個氫鍵，這就是氫鍵的飽和性。

③分子内氫鍵基本上不影響物質的性質。

（6）判斷分子的中心原子雜化軌道類型的方法

①根據雜化軌道的空間分布構型判斷：若雜化軌道在空間的分布為正四面體或三角錐形，則分子的中心原子發生sp³雜化；若雜化軌道在空間的分布呈平面三角形，則分子的中心原子發生sp²雜化；若雜化軌道在空間的分布呈直線形，則分子的中心原子發生sp雜化。

（2）根據雜化軌道之間的夾角判斷：若雜化軌道之間的夾角為109°28′，則分子的中心原子發生sp³雜化；若雜化軌道之間的夾角為120°，則分子的中心原子發生sp²雜化；若雜化軌道之間的夾角為180°，則分子的中心原子發生sp雜化。

（3）記住常見的一些典型分子中中心原子的雜化方式。

三、晶體結構與性質

方法技巧

一、晶體判斷

1、依據構成晶體的微粒和微粒間的作用判斷

（1）離子晶體的構成微粒是陰、陽離子，微粒間的作用是離子鍵。

（2）原子晶體的構成微粒是原子，微粒間的作用是共價鍵。

（3）分子晶體的構成微粒是分子，微粒間的作用為分子間作用力。

（4）金屬晶體的構成微粒是金屬陽離子和自由電子，微粒間的作用是金屬鍵。

2、依據物質的分類判斷

（1）金屬氧化物(如K₂O等)、強堿(NaOH、KOH等)和絕大多數的鹽類是離子晶體。

（2）大多數非金屬單質(除金剛石、石墨、晶體矽等)、非金屬氫化物、非金屬氧化物(除SiO₂外)、幾乎所有的酸、絕大多數有機物(除有機鹽外)是分子晶體。

（3）常見的原子晶體單質有金剛石、晶體矽、晶體硼等，常見的原子晶體化合物有碳化矽、二氧化矽 等。

（4）金屬單質是金屬晶體。

3、依據晶體的熔點判斷

（1）離子晶體的熔點較高，常在數百至一千攝氏度以上。

（2）原子晶體熔點高，常在一千攝氏度至幾千攝氏度。

（3）分子晶體熔點低，常在數百攝氏度以下至很低溫度。

（4）金屬晶體多數熔點高，但也有相當低的。

4、依據導電性判斷

（1）離子晶體溶于水形成的溶液及熔融狀态時能導電。

（2）原子晶體一般為非導體。

（3）分子晶體為非導體，而分子晶體中的電解質(主要是酸和強極性非金屬氫化物)溶于水，使分子内的化學鍵斷裂形成自由移動的離子，也能導電。

（4）金屬晶體是電的良導體。

5、依據硬度和機械性能判斷：離子晶體硬度較大且脆。原子晶體硬度大。分子晶體硬度小且較脆。金屬晶體多數硬度大，但也有較低的，且具有延展性。

二、晶體熔沸點判斷

1、不同類型晶體的熔、沸點高低一般規律：原子晶體>離子晶體>分子晶體。金屬晶體的熔、沸點差别很大，如鎢、鉑等沸點很高，如汞、镓、铯等沸點很低，金屬晶體一般不參與比較。

2、原子晶體：由共價鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長短，鍵能大，晶體的熔、沸點高。如熔點：金剛石>碳化矽>矽。

3、離子晶體：一般地說，陰、陽離子所帶電荷數越多，離子半徑越小，則離子間的作用就越強，其離子晶體的熔、沸點就越高，如熔點：MgO>MgCl₂>NaCl>CsCl。

4、分子晶體：

（1）分子間作用力越大，物質的熔、沸點越高；具有氫鍵的分子晶體，熔、沸點反常地高。如H₂O>H₂Te>H₂Se>H₂S。

（2）組成和結構相似的分子晶體，相對分子質量越大，熔、沸點越高，如SnH₄>GeH₄>SiH₄>CH₄，F₂<Cl₂<Br₂<I₂。

（3）組成和結構不相似的物質(相對分子質量接近)，分子的極性越大，其熔、沸點越高，如CO>N₂，CH₃OH>CH₃CH₃。

（4）同分異構體，支鍊越多，熔、沸點越低。

（5）同分異構體的芳香烴，其熔、沸點高低順序是鄰>間>對位化合物。

6、金屬晶體：金屬離子半徑越小，離子電荷數越多，其金屬鍵越強，金屬熔、沸點就越高，如熔、沸點：Na<Mg<Al，Li>Na>K>Rb>Cs。

三、晶胞中微粒的計算方法——均攤法

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