1、1.原子结构与元素的性质(1)了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(136号)原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。(2)了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。(3)了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。(4)了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。2化学键与物质的性质(1)理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。(2)了解共价键的主要类型：键和键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。(3)了解简单配合物的成键情况。(4)了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。(5)
2、理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。(6)了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp，sp2，sp3)，能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。3分子间作用力与物质的性质(1)了解化学键和分子间作用力的区别。(2)了解氢键的存在对物质的影响，能列举含有氢键的物质。(3)了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构粒子及粒子间作用力的区别。一、原子结构与元素的性质1基态原子的核外电子排布(1)排布规律：能量最 低原理 原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道 泡利 原理 每个原子轨道上最多只容纳2个自旋方向相反的电子 洪特 规则 当电子
3、排布在能量相同的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同(2)表示形式：电子排布式：用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数。如K：1s22s22p63s23p64s1或Ar4s1。电子排布图(轨道表示式)：每个小框(或圆圈)代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如碳原子2电离能(1)同周期元素随着原子序数的递增，原子的第一电离能逐渐增大；但A族的元素大于A族元素，A族元素大于A族元素的电离能。同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小。(2)如果某主族元素的In1In，则该元素的常见化合价为n，如钠元素I2I1，所以钠元素的化合价为1。而过渡元素的价电子数较
4、多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价，如锰元素2价7价。3电负性元素原子的电负性越大，原子吸引键合电子的能力越强。同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大；同一主族，元素的电负性从上到下逐渐减小。洪特通过光谱实验得出：能量相近的原子轨道在全充满、半充满和全空时体系能量较低，原子较稳定。如Cr原子的电子排布式为Ar3d54s1，Cu原子的电子排布式为Ar3d104s1。二、分子结构与性质1共价键2.等电子原理(1)概念：原子总数相同，价电子数也相同的分子具有相似的化学键特性，它们的许多性质是相近的。(2)常见的等电子体：类型实例二原子 10 个价电子N2 CO NO CN三原子
5、16 个价电子CO2 CS2 N2O NCO NO2 N3 SCNBeCl2(g)三原子 18 个价电子NO2 O3 SO23分子的立体结构(1)价层电子对互斥理论：分子或离子 中心原子的孤电子对数 分子或离子的价层电子对数 分子或离子的立体构型 CO2 0 2 直线形 SO2 1 3 V形 H2O 2 4 V形 分子或离子 中心原子的孤电子对数 分子或离子的价层电子对数 分子或离子的立体构型 BF3 0 3 平面三角形 SO 1 4 三角锥形 CH4 0 4 正四面体形 NH 0 4 正四面体形 NH3 1 4 三角锥形(2)杂化轨道类型与分子构型：杂化轨道类型 参加杂化的原子轨道 分子构型
6、 示例 sp 一个s轨道，一个p轨道 直线形 CO2、BeCl2、HgCl2 杂化轨道类型 参加杂化的原子轨道 分子构型 示例 sp2 一个s轨道，二个p轨道 平面三角形 BF3、BCl3、CH2O sp3 一个s轨道，三个p轨道 正四面体 CH4、CCl4、NH 具体情况不同 NH3(三角锥形)、H2S、H2O(V形)+4(3)键的极性和分子极性的关系：类型 实例 两个键之间的夹角 键的极性 分子的极性 空间构型 X2 H2、N2 非极性键 非极性分子 直线形 XY HCl、NO 极性键 极性分子 直线形 类型 实例 两个键之间的夹角 键的极性 分子的极性 空间构型 XY2(X2Y)CO2、
7、CS2 180 极性键 非极性分子 直线形 SO2 120 极性键 极性分子 V形 H2O、H2S 105 极性键 极性分子 V形 类型 实例 两个键之间的夹角 键的极性 分子的极性 空间构型 XY3 BF3 120 极性键 非极性分子 平面三角形 NH3 107 极性键 极性分子 三角锥形 XY4 CH4、CCl4 10928 极性键 非极性分子 正四面体形 通常对于ABn型分子，若中心原子最外层电子全部参与成键，则为非极性分子；若中心原子最外层电子部分成键则为极性分子。4配合物理论(1)配合物的组成：配体：含有孤电子对的分子或离子，如NH3、H2O、Cl、Br、I、SCN等。中心离子：一般
8、是金属离子，特别是过渡金属离子，如Cu2、Fe3等。配位数：直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或离子)的数目。(2)常见配合物：如Cu(NH3)4(OH)2、Cu(NH3)4SO4、Ag(NH3)2OH、Fe(SCN)3等。5影响物质溶解度的因素(1)相似相溶：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。溶质与溶剂结构相似，溶解度较大。(2)溶质能与溶剂形成氢键，溶解度较大。(3)溶质能与溶剂反应，溶解度较大。三、晶体结构与性质1晶体的基本类型与性质离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体 结 构 组成晶体微粒 阴、阳离子 分子 原子 金属阳离子和自由电子 微粒间作用力
9、离子键 范德华力或氢键 共价键 金属键 离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体 物 理 性 质 熔、沸点 较高 低 很高 一般较高，少部分低 硬度 硬而脆 小 大 一般较大，少部分小 导电性 不良(熔融可导电)不良 不良 良导体 离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体 典型实例 离子化合物 多数非金属单质及其氧化物、氢化物等 金刚石、SiO2、晶体硅、SiC等 金属单质 2立方晶胞中粒子数目的计算3晶体熔、沸点高低的比较(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，汞、铯等沸点很低。(2)原子晶体：原子晶体中，原子半径小的键
10、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，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgOMgCl2，NaClCsCl。(4)分子晶体：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、沸点反常高。如H2OH2TeH2SeH2S。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SnH4GeH4SiH4CH4。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CON2。(5)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
11、熔、沸点：NaMgAl。(2011浙江高考)X、Y、Z、M、W 为五种短周期元素。X、Y、Z 是原子序数依次递增的同周期元素，且最外层电子数之和为 15；X 与 Z 可形成 XZ2 分子；Y 与 M 形成的气态化合物在标准状况下的密度为 0.76 g L1；W 的质子数是X、Y、Z、M 四种元素质子数之和的12。下列说法正确的是()A原子半径：WZYXMBXZ2、X2M2、W2Z2均为直线形的共价化合物C由 X 元素形成的单质不一定是原子晶体D由 X、Y、Z、M 四种元素形成的化合物一定既有离子键，又有共价键解析 本题考查元素推断，意在考查考生综合运用元素周期律的能力。Y 与 M 形成的气态化
12、合物的摩尔质量 M 0.76 g/L22.4 L/mol 17 g/mol，结合 X、Y、Z 同周期且原子序数依次递增，且最外层电子数之和为 15，则 M 为 H，Y 为 N；再根据 X、Z 可形成 XZ2 分子，知X 为 C，Z 为 O；W 的质子数为(1678)1211，则 W 为 Na，原子半径：NaCNOH，A 错；CO2、C2H2 均为直线形的共价化合物，但 Na2O2 为离子化合物，B 错；由碳元素形成的单质不一定是原子晶体，例如石墨为混合型晶体，C60 为分子晶体，C 对；氨基酸是由 C、N、O、H 形成的化合物，但只含共价键，不含离子键，D 错。答案 C(1)常见的离子晶体有：
13、绝大多数盐，强碱；活泼金属氧化物等。(2)常见的分子晶体有：所有非金属氢化物和酸；部分非金属单质，非金属氧化物；绝大多数有机物晶体。(3)常见的原子晶体有：某些非金属单质，如B、Si、Ge等；某些非金属化合物，如SiC、BN等。(2011山东高考)氧是地壳中含量最多的元素。(1)氧元素基态原子核外未成对电子数为_个。(2)H2O分子内的OH键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为_。的沸点比高，原因是_。(3)H可与H2O形成H3O，H3O中O原子采用_杂化。H3O中HOH键角比H2O中HOH键角大，原因为_。(4)CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，已知CaO晶体密度为a gcm3，NA
14、表示阿伏加德罗常数，则CaO晶胞体积为_cm3。解析(1)氧元素原子核外有8个电子，其基态原子核外电子排布为1s22s22p4，所以氧元素基态原子核外未成对电子数为2个；(2)OH键属于共价键，键能最大；分子间的范德华力和氢键均属于分子间作用力的范畴，但氢键要强于分子间的范德华力，所以它们从强到弱的顺序依次为OH键、氢键、范德华力；氢键不仅存在于分子之间，有时也存在于分子内。邻羟基苯甲醛在分子内形成氢键，而在分子之间不存在氢键；对羟基苯甲醛正好相反，只能在分子间形成氢键，而在分子内不能形成氢键，分子间氢键的形成增强了分子间作用力，所以对羟基苯甲醛的沸点比邻羟基苯甲醛的高。(3)依据价层电子对互
15、斥理论知 H3O中O上的孤对电子对数12(531)1，由于中心原子 O 的价层电子对数共有 314 对，所以 H3O的电子对互斥模型为四面体，因此H3O中 O 原子采用的是 sp3 杂化；同理可以计算出 H2O 中O 原子上的孤对电子对数12(621)2，因此排斥力较大，水中 HOH 键角较小。(4)氯化钠的晶胞如图所示，因此该晶胞中含有的氯离子个数为 8186124，同样也可以计算出钠离子个数为 4。由于 CaO 与 NaCl 的晶胞同为面心立方结构，所以 CaO 晶胞中含有 4 个钙离子和 4 个氧离子，因此 CaO 晶胞体积为456NAa 224aNA。答案(1)2(2)OH 键、氢键、范德华力 邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力增大(3)sp3 H2O 中 O 原子有 2 对孤对电子，H3O只有 1 对孤对电子，排斥力较小(4)224aNA“形求数”的一般思维模式：