原子结构和性质一、原子结构1.能层、能级和最多容纳电子数之间的关系2.原子轨道的形状及能量关系3．基态原子的核外电子排布(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。

如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：(2)泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。

如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。

(3)洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。

如2p3的电子排布为，不能表示为或。

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，结构稳定，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。

4．基态、激发态及光谱示意图核外电子排布的表示方法二、原子结构与性质1.原子结构与周期表的关系每族元素的电子排布特点①主族②0族：He：1s2；其他ns2np6。

③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。

④元素周期表的分区根据核外电子排布分区2．元素周期律 (1)原子半径①影响因素⎩⎪⎨⎪⎧能层数：能层数越多，原子半径越大核电荷数：核电荷数越大，原子半径越小②变化规律元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。

(2)电离能①含义电离能：气态电中性基态原子失去电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号I ，单位kJ·mol －1。

第一电离能：气态电中性基态原子失去第一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。

I 1 第二电离能：气态电中性基态原子失去第二个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。

I 2 ②规律a ．同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。

一般排布顺序：IA<IIIA<IIA<IVA<VIA<VA<VIIA<0族。

b ．同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。

c ．同种原子：逐级电离能越来越大(即I 1<I 2<I 3…)。

③应用a ．判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属原子越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。

b ．判断元素的化合价(I 1、I 2……表示各级电离能)；如果某元素的I n ＋1≫I n （I n ＋1/I n ≥5），则该元素的常见化合价为＋n 。

如钠元素I 2≫I 1，所以钠原子的最外层电子分子结构和性质一、共价键1.共价键的本质与特征本质：共价键的本质是在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。

特征：具有饱和性和方向性。

2．共价键的分类(1)σ键与π键的判断①由轨道重叠方式判断“头碰头”重叠为σ键，σ键的特征：电子云为轴对称，即是以形成化学键的两个原子核的连线为轴作旋转操作，σ键电子云的图形不变。

例如利用电子云描述σ键的形成过程“肩并肩”重叠为π键。

π键的特征：a．π键电子云为镜像对称，即每个π键的电子云由两块组成，分别位于由两个原子核构成的平面的两侧。

b．π键重叠程度较小，不稳定,容易断裂。

若原子半径大，原子间形成的σ键较长，p－p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键②由物质的结构式判断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。

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。

③由成键轨道类型判断s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。

④数目计算σ键数目=微粒（离子或分子）中原子数减去1π键数目=共价键数目减去σ键数目(2)极性键与非极性键的判断看形成共价键的两原子，不同种元素的原子之间形成的是极性共价键，同种元素的原子之间形成的是非极性共价键。

3.键参数(1)概念(2)键参数对分子性质的影响键能越大，键长越短，分子越稳定。

3.配位键和配合物(1)配位键由一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共用电子对。

属于共价键，多数属于σ键。

(2)配位键的表示方法用A→B表示，其中A表示提供孤对电子的原子，B表示接受共用电子对的原子。

(3)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形成条件：⎩⎨⎧配位体有孤电子对⎩⎪⎨⎪⎧中性分子，如H 2O 、NH 3和CO 等离子，如F －、Cl －、CN －等中心原子有空轨道，如Fe 3＋、Cu 2＋、Zn 2＋、Ag ＋等③组成： [Cu(OH)4]2－的结构可用示意图表示为④判断存在 某个原子的价电子数小于共价键数目，该原子存在共价键 二、分子的立体结构1.价层电子对互斥理论（VSEPR ） （1）理论要点①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。

②价层电子对排斥力度比较：孤电子对间>孤电子对与成键电子>成键电子间。

孤电子对越多，对成键电子对排斥力越强，键角越小。

（2）判断分子或离子立体构型“三步曲”--------针对AB n 型分子或离子 第一步：确定中心原子上的价层电子对数 价层电子对数=孤电子对数+σ键a 为中心原子的价电子数减去离子所带正电荷数或加上所带负电荷，b 为周围原子达到8电子或2电子稳定结构时需要的电子数，x 为周围原子个数。

如NH ＋4的中心原子为N ，a ＝5－1，b ＝1，x ＝4，所以中心原子孤电子对数＝12(a －xb)＝12×(4－4×1)＝0。

第二步：确定价层电子对的立体构型由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可能的相互远离，这样已知价层电子对的数目，就可以确定VSEPR 构型的立体构型。

再根据成键电子对数和孤电子对数，可以确定相应的较稳定的分子立体构型。

2.杂化轨道理论(1)杂化轨道概念：在外界条件的影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道，简称杂化轨道。

每个轨道都是有1/2s轨道和1/2p轨道构成每个轨道都是有1/3s轨道和2/3p轨道构成每个轨道都是有1/4s轨道和3/4p轨道构成（2）杂化轨道判断方法无机物：中心原子的价成电子对数为2就是sp，为3就是sp2，为4就是sp3；有机物：碳元素：σ键数目为2就是sp，为3就是sp2，为4就是sp3；氧元素：形成2个单键就是sp3，形成1个双键就是sp2；氮元素：σ键数目为1就是sp，为2就是sp2，为3就是sp3；三、分子性质1、等电子体①等电子体：原子总数相同、价电子总数相同的粒子互称为等电子体。

如N2和CO、O3与SO2是等电子体，但N2与C2H2不是等电子体。

②等电子原理：等电子体具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近，此原理称为等电子原理，例如CO和N2的熔沸点、溶解性等都非常相近。

根据已知的一些分子的结构推测另一些与它等电子的微粒的立体结构，并推测其物理性质。

③常见的等电子体：微粒通式价电子总数立体构型④书写方法选择其中一个或多个原子进行在元素周期表上的位置移动左移转换元素符号，并在加上移动格数的负电荷，右移转换元素符号，并在加上移动格数的正电荷；上下移动只是转换元素符号，没有电荷的加减。

2、分子间作用力(1)概念物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。

(2)分类分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。

(3)强弱范德华力<氢键<化学键。

(4)范德华力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，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大。

(5)氢键①形成已经与N或O或F原子形成共价键的氢原子与另一个分子中的N或O或F原子之间的作用力，称为氢键。

即含有-NH-、-NH2、-OH结构的分子和HF分子，这些分子可以形成氢键②表示方法A—H…B③特征具有一定的方向性和饱和性。

④分类氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。

⑤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。

3．分子的极性分子的共价键的极性与分子极性的关系可总结如下：4、分子的溶解性①“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。

若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。

②随着溶质分子中憎水基个数的增大，溶质在水中的溶解度减小。

如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。

5、分子的手性①手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。

②手性分子：具有手性异构体的分子。

③手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子的碳原子。

含有手性碳原子的分子是手性分子，如6、无机含氧酸分子的酸性：①比较：无机含氧酸的通式可写成(HO)m RO n，如果成酸元素R相同，则n值越大，酸性越强，如酸性：HClO<HClO2<HClO3<HClO4。

②解释原因：无机含氧酸的通式可写成(HO)m RO n，如果成酸元素R相同，R的正电性（化合价）越高，使R—O—H 中O的电子向R偏移，在水分子的作用下-OH越易电离出H＋，酸性越强。

晶体一、晶体的基本知识及常见四种晶体1.晶体(1)晶体与非晶体的比较分子内原子排列对称不对称2．四种晶体类型的比较表3.晶体熔沸点的比较方法。

一般情况，相对分子质量大的分子，范德华力大，熔沸点高。

如果存在分子间氢键，熔沸点高，氢键越多，熔沸点越高。

(4)金属晶体：金属离子半径越小，离子电荷数越多，金属阳离子与自由电子静电作用越强，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na<Mg<Al。

(5)原子晶体一般熔沸点在1200℃以上原子半径越小，键长越短，键能越大，熔沸点越高。

二常见晶体结构和晶胞计算又称为A3型或镁型，典型代表Mg、Zn、Ti，配位数为12，空间利用率74%(2)晶胞计算的思维方法。