二、複習要點

1、原子結構

2、元素周期表和元素周期律

3、共價鍵

4、分子的空間構型

5、分子的性質

6、晶體的結構和性質

（一）原子結構

1、能層和能級

（1）能層和能級的劃分

①在同一個原子中，離核越近能層能量越低。

②同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級s、p、d、f，能量由低到高依次為s、p、d、f。

③任一能層，能級數等于能層序數。

④s、p、d、f……可容納的電子數依次是1、3、5、7……的兩倍。

⑤能層不同能級相同，所容納的最多電子數相同。

（2）能層、能級、原子軌道之間的關系

每能層所容納的最多電子數是：2n2（n：能層的序數）。

2、構造原理

（1）構造原理是電子排入軌道的順序，構造原理揭示了原子核外電子的能級分布。

（2）構造原理是書寫基态原子電子排布式的依據，也是繪制基态原子軌道表示式的主要依據之一。

（3）不同能層的能級有交錯現象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。原子軌道的能量關系是：ns＜（n-2）f ＜ （n-1）d ＜np

（4）能級組序數對應着元素周期表的周期序數，能級組原子軌道所容納電子數目對應着每個周期的元素數目。

根據構造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數為2n2 ；最外層不超過8個電子；次外層不超過18個電子；倒數第三層不超過32個電子。

（5）基态和激發态

①基态：最低能量狀态。處于 最低能量狀态 的原子稱為 基态原子 。

②激發态：較高能量狀态（相對基态而言）。基态原子的電子吸收能量後，電子躍遷至較高能級時的狀态。處于激發态的原子稱為激發态原子 。

③原子光譜：不同元素的原子發生電子躍遷時會吸收（基态→激發态）和放出（激發态→較低激發态或基态）不同的能量（主要是光能），産生不同的光譜——原子光譜（吸收光譜和發射光譜）。利用光譜分析可以發現新元素或利用特征譜線鑒定元素。

3、電子雲與原子軌道

（1）電子雲：電子在核外空間做高速運動，沒有确定的軌道。因此，人們用"電子雲"模型來描述核外電子的運動。"電子雲"描述了電子在原子核外出現的概率密度分布，是核外電子運動狀态的形象化描述。

（2）原子軌道：不同能級上的電子出現 概率 約為90%的電子雲空間輪廓圖 稱為原子軌道。s電子的原子軌道呈 球形對稱，ns能級各有1個原子軌道；p電子的原子軌道呈紡錘形，np能級各有3個原子軌道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能級各有5個原子軌道；nf能級各有7個原子軌道。

4、核外電子排布規律

（1）能量最低原理：在基态原子裡，電子優先排布在能量最低的能級裡，然後排布在能量逐漸升高的能級裡。

（2）泡利原理：1個原子軌道裡最多隻能容納2個電子，且自旋方向相反。

（3）洪特規則：電子排布在同一能級的各個軌道時，優先占據不同的軌道，且自旋方向相同。

（4）洪特規則的特例：電子排布在p、d、f等能級時，當其處于全空 、半充滿或全充滿時，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整個原子的能量最低，最穩定。

能量最低原理表述的是"整個原子處于能量最低狀态"，而不是說電子填充到能量最低的軌道中去，泡利原理和洪特規則都使"整個原子處于能量最低狀态"。

電子數

（5）（n-1）d能級上電子數等于10時，副族元素的族序數=ns能級電子數

（二）元素周期表和元素周期律

1、元素周期表的結構

元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外的能層數決定元素所在的周期，原子的價電子總數決定元素所在的族。

（1）原子的電子層構型和周期的劃分

周期是指能層（電子層）相同，按照最高能級組電子數依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右（除稀有氣體外），元素的金屬性逐漸減弱， 非金屬性逐漸增強。

（2）原子的電子構型和族的劃分

族是指價電子數相同（外圍電子排布相同），按照電子層數依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族（第Ⅷ族除外）。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。

（3）原子的電子構型和元素的分區

按電子排布可把周期表裡的元素劃分成 5個區，分别為s區、p區、d區、f區和ds區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最後填入電子的能級的符号。

2、元素周期律

元素的性質随着核電荷數的遞增發生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負性等的周期性變化。元素性質的周期性來源于原子外電子層構型的周期性。

（1）同周期、同主族元素性質的遞變規律

（2）微粒半徑的比較方法

①同一元素：一般情況下元素陰離子的離子半徑大于相應原子的原子半徑，陽離子的離子半徑小于相應原子的原子半徑。

②同周期元素（隻能比較原子半徑）：随原子序數的增大，原子的原子半徑依次減小。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl

③同主族元素（比較原子和離子半徑）：随原子序數的增大，原子的原子半徑依次增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs，F-<Cl-<Br-<I-

④同電子層結構（陽離子的電子層結構與上一周期0族元素原子具有相同的電子層結構，陰離子與同周期0族元素原子具有相同的電子層結構）：随核電荷數增大，微粒半徑依次減小。如：F-> Na >Mg2 >Al3

（3）元素金屬性強弱的判斷方法

（4）非金屬性強弱的判斷方法

（三）共價鍵

1、共價鍵的成鍵本質：成鍵原子相互接近時，原子軌道發生重疊，自旋方向相反的未成對電子形成共用電子對，兩原子核間電子雲密度增加，體系能量降低。

2、共價鍵類型：

（1）σ鍵和π鍵

（2）極性鍵和非極性鍵

（3）配位鍵：一類特殊的共價鍵，一個原子提供空軌道，另一個原子提供一對電子所形成的共價鍵。

①配位化合物：金屬離子與配位體之間通過配位鍵形成的化合物。如：Cu（H2O）4SO4、Cu（NH3）4（OH）2、Ag（NH3）2OH 、Fe（SCN） 3等。

②配位化合物的組成：

3、共價鍵的三個鍵參數

（1）鍵長、鍵能決定共價鍵的強弱和分子的穩定性，鍵角決定分子空間構型和分子的極性。

（2）鍵能與反應熱：反應熱＝生成物鍵能總和－反應物鍵能總和

（四）分子的空間構型

1、等電子原理

原子總數相同、價電子總數相同的分子具有相似的化學鍵特征，許多性質是相似的，此原理稱為等電子原理。

（1）等電子體的判斷方法：在微粒的組成上，微粒所含原子數目相同；在微粒的構成上，微粒所含價電子數目相同；在微粒的結構上，微粒中原子的空間排列方式相同。（等電子的推斷常用轉換法，如CO2=CO O=N2 O= N2O= N2 N—= N3—或SO2=O O2=O3=N— O2= NO2—）

（2）等電子原理的應用：利用等電子體的性質相似，空間構型相同，可運用來預測分子空間的構型和性質。

2、價電子互斥理論：

（1）價電子互斥理論的基本要點：ABn型分子（離子）中中心原子A周圍的價電子對的幾何構型，主要取決于價電子對數（n），價電子對盡量遠離，使它們之間斥力最小。

（2）ABn型分子價層電子對的計算方法：

①對于主族元素，中心原子價電子數=最外層電子數，配位原子按提供的價電子數計算，如：PCl5中

②O、S作為配位原子時按不提供價電子計算，作中心原子時價電子數為6；

③離子的價電子對數計算

如：NH4 ：

；SO42- ：

3、雜化軌道理論

（1）雜化軌道理論的基本要點：

①能量相近的原子軌道才能參與雜化。

②雜化後的軌道一頭大，一頭小，電子雲密度大的一端與成鍵原子的原子軌道沿鍵軸方向重疊，形成σ鍵；由于雜化後原子軌道重疊更大，形成的共價鍵比原有原子軌道形成的共價鍵穩定。

③雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個sp3雜化軌道占有1個s軌道、3個p軌道。

④雜化軌道總數等于參與雜化的原子軌道數目之和。

（2）s、p雜化軌道和簡單分子幾何構型的關系

（3）雜化軌道的應用範圍：雜化軌道隻應用于形成σ鍵或者用來容納未參加成鍵的孤對電子。

（4）中心原子雜化方式的判斷方法：看中心原子有沒有形成雙鍵或叁鍵，如果有1個叁鍵，則其中有2個π鍵，用去了2個p軌道，形成的是sp雜化；如果有1個雙鍵則其中有1個π鍵，形成的是sp 2雜化；如果全部是單鍵，則形成的是sp 3雜化。

4、分子空間構型、中心原子雜化類型和分子極性的關系

（五）分子的性質

1、分子間作用力（範德華力和氫鍵）

（1）分子間作用力和化學鍵的比較

（2）範德華力與氫鍵的比較

2、極性分子和非極性分子

（1）極性分子和非極性分子

<1>非極性分子：從整個分子看，分子裡電荷的分布是對稱的。如：①隻由非極性鍵構成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等；②隻由極性鍵構成，空間構型對稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等；③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CH≡CH、

。

<2>極性分子：整個分子電荷分布不對稱。如：①不同元素的雙原子分子如：HCl，HF等。②折線型分子，如H2O、H2S等。③三角錐形分子如NH3等。

（2）共價鍵的極性和分子極性的關系：

兩者研究對象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身；兩者研究的方向不同，鍵的極性研究的是共用電子對的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分布是否均勻。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等隻含有極性鍵，非金屬單質F2、N2、P4、S8等隻含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵；極性分子中，一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl、H2S、H2Ｏ2等。

（3）分子極性的判斷方法

①單原子分子：分子中不存在化學鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。

②雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCl、HBr等；若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。

③以極性鍵結合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分布均勻，即排列位置對稱，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對稱，則為極性分子，如NH3、SO2等。

④根據ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。（或A是否達最高價）

（4）相似相溶原理

①相似相溶原理：極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。

②相似相溶原理的适用範圍："相似相溶"中"相似"指的是分子的極性相似。

③如果存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

3、有機物分子的手性和無機含氧酸的酸性

（1）手性分子

①手性分子：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間裡不能重疊，互稱手性異構體（又稱對映異構體、光學異構體）。含有手性異構體的分子叫做手性分子。

②手性分子的判斷方法：判斷一種有機物是否具有手性異構體，可以看其含有的碳原子是否連有四個不同的原子或原子團，符合上述條件的碳原子叫做手性碳原子。手性碳原子必須是飽和碳原子，飽和碳原子所連有的原子和原子團必須不同。

（2）無機含氧酸分子的酸性

①酸的元數=酸中羟基上的氫原子數，不一定等于酸中的氫原子數（有的酸中有些氫原子不是連在氧原子上）

②含氧酸可表示為：（HO）mROn,酸的強度與酸中的非羟基氧原子數n有關，n越大，酸性越強。

n=0 弱酸 n=1 中強酸 n=2強酸 n=3 超強酸

（六）晶體的結構和性質

1、四大晶體的比較

2、典型晶體的結構特征

（1）NaCl

屬于離子晶體。晶胞中每個Na 周圍吸引着6個Cl－，這些Cl－構成的幾何圖形是正八面體，每個Cl－周圍吸引着6個Na ，Na 、Cl－個數比為1：1，每個Na 與12個Na 等距離相鄰，每個氯化鈉晶胞含有4個Na 和4個Cl－。

（2）CsCl

屬于離子晶體。晶胞中每個Cl—（或Cs ）周圍與之最接近且距離相等的Cs （或Cl—）共有8個，這幾個Cs （或Cl—）在空間構成的幾何構型為立方體，在每個Cs 周圍距離相等且最近的Cs 共有6個，這幾個Cs 在空間構成的幾何構型為正八面體，一個氯化铯晶胞含有1個Cs 和1個Cl— 。

（3）金剛石（空間網狀結構）

屬于原子晶體。晶體中每個C原子和4個C原子形成4個共價鍵,成為正四面體結構，C原子與碳碳鍵個數比為1：2，最小環由6個C原子組成，每個C原子被12個最小環所共用；每個最小環含有1/2個C原子。

（4）SiO2

屬于原子晶體。晶體中每個Si原子周圍吸引着4個O原子，每個O原子周圍吸引着2個Si原子，Si、O原子個數比為1：2，Si原子與Si—O鍵個數比為1：4，O原子與Si—O鍵個數比為1：2，最小環由12個原子組成。

（5）幹冰

屬于分子晶體。晶胞中每個CO2分子周圍最近且等距離的CO2有12個。1個晶胞中含有4個CO2。

（6）石墨

屬于過渡性晶體。是分層的平面網狀結構，層内C原子以共價鍵與周圍的3個C原子結合，層間為範德華力。晶體中每個C原子被3個六邊形共用,平均每個環占有2個碳原子。晶體中碳原子數、碳環數和碳碳單鍵數之比為2：3。

（7）金屬晶體

金屬Po（钋）中金屬原子堆積方式是簡單立方堆積，原子的配位數為6，一個晶胞中含有1個原子。金屬Na、K、Cr、Mo（钼）、W等中金屬原子堆積方式是體心立方堆積，原子的配位數為8，一個晶胞中含有2個原子。金屬Mg、Zn、Ti等中金屬原子堆積方式是六方堆積，原子的配位數為12，一個晶胞中含有2個原子。金屬Au、Ag、Cu、Al等中金屬原子堆積方式是面心立方堆積，原子的配位數為12，一個晶胞中含有4個原子。

3、物質熔沸點高低的判斷

（1）不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體

（2）同種類型晶體：構成晶體質點間的作用力大，則熔沸點高，反之則小。

①離子晶體：結構相似且化學式中各離子個數比相同的離子晶體中離子半徑小（或陰、陽離子半徑之和越小的），鍵能越強的，熔、沸點就越高。如NaCl、NaBr、Nal；NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸點依次降低。離子所帶電荷大的熔點較高。如：MgO熔點高于NaCl。

②分子晶體：在組成結構均相似的分子晶體中，式量大的，分子間作用力就大，熔點也高。如：F2、Cl2、Br2、I2和HCl、HBr、HI等均随式量增大。熔、沸點升高。但結構相似的分子晶體，有氫鍵存在熔、沸點較高。

③原子晶體：在原子晶體中，隻要成鍵原子半徑小，鍵能大的，熔點就高。如金剛石、金剛砂（碳化矽）、晶體矽的熔、沸點逐漸降低。

④金屬晶體：在元素周期表中，主族數越大，金屬原子半徑越小，其熔、沸點也就越高。如ⅢA的Al，ⅡA的Mg，IA的Na，熔、沸點就依次降低。而在同一主族中，金屬原子半徑越小的，其熔沸點越高。

更多精彩资讯请关注tft每日頭條，我们将持续为您更新最新资讯!