1、第一章原子結構.原子結構1.能級與能層能層四五六七符號KLN0pQ能級1s2s3P3d4s4P4d4f5s，一 f l r最 多 電子敝2266106101421 4. 1.281S32-2n22.原子軌道軌道形:小電子的原子軌道呈球形對稱 %）電子的原子軌道呈啞鈴形各能綾上的原子軌道數目，熊能級上1個 呼能級上3個 ，汨能級上$個 “能皴上"個熊量關系,相同能層上原子軌道能量的高低r f up <l nf形狀相同的原子軌道能量的高低： 招郵心同一能層內形狀相同而伸展方向 不同的原子軌道的能量相等,如.孫口即7.21年軌道的能量相等3.原子核外電子排布規律構造原理：隨著核電荷數

2、遞增，大多數元素的電中性基,態原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道（能級）,叫做構造原理。nsf (n-l)cl rip 7s Sf6d7p® ® O OO6s 4f5d6p®® ® o5 a4dJ>p4s3d 4p® ® ®3s3P2s2pis根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖箭頭所示的順序。根據構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖所示,個能級組，其能量依次升高；在同一能級組內，從左到右能量 依次升高 的排布按能量由低到高的順序依次排布。下而上表示七基態原子核外電子能級交錯：由構造原

3、理可知，電子先進入4s軌道，后進入3d軌道，這種現象叫能級交錯 (2)能量最低原理現代物質結構理論證實， 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 態，簡稱能量最,低原理。構造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個能級。(3)泡利(不相容)原理：基態多電子原子中，不可能同時存在 4個量子數完全相同的 電子。換言之，一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反 (用“T 表示)，這 個原理稱為泡利J ( Pauli )原理。(4)洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道(能量相同)時，總是優先單獨占據一個軌道，而且自旋方向相同，這個規則叫洪特(Hund)

4、規則。比如，p3的軌道式為口洪特規則特例：當p、d、f軌道填充的電子數為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較穩 定的狀態。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時，是較穩定狀態。前 36 號元素(復習 P.10-P.11 )中，全空狀態的有 4Be 2s22p°、12Mg 3s23p°、2°Ca 4s23d° 半充滿狀態的有：7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr 3d 54s1、25Mn 3d54s2、33As4s24p3;全充滿狀態的有 1°Ne 2s22p6、18Ar 3s 23p6、29CU 3d104s1、3

5、(0Zn 3d1°4s2、36Kr 4s 24p6。4.基態原子核外電子排布的表示方法 (1)電子排布式用數字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數，這就是電子排布式，例如K:1s22s22p63s23p64s1。為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內層電子達到稀有氣體元素原子結構的部分以相 應稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如K: Ar4s 1。(2)電子排布圖(軌道表示式)每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。如基態硫原子的軌道表小式為Is 2s露 3P二.原子結構與元素周期表1 .原子的電子構型與周期的關系(1 )每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns

6、1。每周期結尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。He核外只有2個電子，只有1個s軌道，還未出現p軌道,所以第一周期結尾元素的電子排布跟其他周期不同。（2） 一個能級組最多所容納的電子數等于一個周期所包含的元素種類。但一個能級組不一 定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。2.元素周期表的分區（1）根據核外電子排布分區各區元素化學性質及原子最外層電子排布特點分區元素分布外圍電子排布元素性質特點5區IAJAK及He元素2BS除,，兔外都是活撥金 團元素確常是最外層 電子參與反應P區DI A 族 71A 族、。族（除曼外）月叩通常是最外層電子 參與反應(1國聯一WB族、

7、前除制系博 系我Gr Dd'-'W"3d軌箱可以不同程度地 參與化學鍵的排成人飛I B聯JE旗合同元素f區糊累篇累'''(it 1)d' -屐惘系元京化學性朋相 近,腐泵元素化學性血相近若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。 如：某元素的外圍電子 排布為4s24p4,由此可知，該元素位于p區，為第四周期VI A族元素。即最大能層為其周期數， 最外層電子數為其族序數，但應注意過渡元素（副族與第也族）的最大能層為其周期數，外圍電 子數應為其縱列數而不是其族序數（錮系、銅系除外）。三.元素周期律1.電離能、電負性(1)電

8、離能是指氣態原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，第一電離能是指電中性 基態原子失去1個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量。第一電離能數值 越小，原子越容易失去1個電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第I A族)第一電離能最小，稀有氣 體(或0族)第一電離能最大，從左到右總體呈現增大趨勢 。同主族元素，從上到下,第一電 離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大(2)元素的電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負性為4.0 ,鋰的電負性為1.0作為相又t標準，得出了各元素的電負性。電負性的大小也可以作為判斷 金屬性和非金屬性強弱的尺度， 金屬的電負性一般

9、小于1.8,非金屬的電負性一般大于 1.8, 而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”的電負性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。(3)電負性的應用判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱金屬的電負性一般小于1.8,非金屬的電負性一般大于1.8,而位于非金屬三角區邊界 的“類金屬”(如錯、睇等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越 活潑。同周期自左到右，電負性逐漸增大，同主族自上而下，電負性逐漸減小 。2.原子結構與元素性質的遞變規律性質同周期（從左往右）同主族（自上而下）（1）能層數相同從1遞增到6 （或

10、7）（2）最外層電子數從！遞噌到St第一周期例外）相同原子半徑誠小（稀有氣體除外）噌強噌大遍弱出金屬性（原f她子能力）夠弱增強（5RE金屬性（原子得電子能力）噌卷減弱（6）電負性噌卷瞬第一電離能物的趨勢遍小單質還原性夠弱鱉單質氧化性噌強遍弱（10）最高價氧化物對應水優物的酸堿性喊性減弱,酸性噌強減性增強，酸性減弱111：革金屋形成氣態氨化物的難易程度由難到易由易到難（12）氣態氫化物的穩定性因強（13）主要化合儕最高正價從T遞增到-7 （0, F 例外）,最低負價從第WA族 讖孤1相同（14）離子半徑邵月離孑）減小,邵日寓子）減小， r （陰離子）（陽離子）增大3.對角線規則在元素周期表中，某

11、些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的，如Be,MgB . k通羲 Al爵Si第二章 化學鍵與分子間作用力課標要求1 .了解共價鍵的主要類型 仃鍵和兀鍵，能用鍵長、鍵能和鍵角等說明簡單分子的某些性質2 .了解雜化軌道理論及常見的雜化軌道類型（sp、sp2、sp3）,能用價層電子對互斥理論或者 雜化軌道理論推測常見的簡單分子或離子的空間結構。3 .了解簡單配合物的成鍵情況。4 .了解化學鍵合分子間作用力的區別。5 .了解氫鍵的存在對物質性質的影響，能列舉含氫鍵的物質。要點精講1 .共價鍵1 .共價鍵的本質及特征共價鍵的本質是在原子之間形成共用電子對，其特征是具有飽和性和方向性。2 .共價

12、鍵的類型按成鍵原子間共用電子對的數目分為單鍵、雙鍵、三鍵 。按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵 。按原子軌道的重疊方式分為 鍵和冗鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者的電子云具 有鏡像對稱性。3 .鍵參數鍵能：氣態基態原子形成1 mol化學鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學鍵越穩定。鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩定。鍵角：在原子數超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。鍵參數對分子性質的影響鍵長越短，鍵能越大，分子越穩定.鍵能決定-分子的穩定性鍵長琴分子的空間構型分子的性質4 .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，它們的許多性質相近。

13、2 .分子的立體構型1 .分子構型與雜化軌道理論（重點仔細復習 +雜化解題步驟篇+C2H2 （HC三CH, C2H4, C2H6, C6H6 （苯），雜化方式）雜化軌道的要點當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數相等且能量相同的雜化軌道。雜 化軌道數不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。分 子 構 型雜 化 軌 道理 論雜化類 型'柒化軌道數目雜化軌道間 夾角空間構型實例卬21805直線形BeC12sp23120"平面三角 形BF3sp341090 2s正四面體 形CH42分子構型與價層電子對互斥模型價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構型，而

14、分子的空間構型指的是成鍵電子對空間構型，不包括孤對電子。（注意兩者的區別）（1）當中心原子無孤對電子時，兩者的構型一致；（2）當中心原子有孤對電子時，兩者的構型不一致。好犍價層電子對互斥模1電子對數成健限孤對電子 數電子對空 麟型分子空間實例220m直跳BeCP330三角形三角形BF321V的SnBr2440四面體四面體形CH-131三角柵NH327V形H20Numlof BoiNumber of BondsNuiof LPailNumber of BondsNumber of Lone PairsNumberof Charge CloudsMolecularGeometryLinear芬子類

15、型分子形狀鍵角鍵的極性分子極性代表物IMllTTlhAF1 A1球形30非極性He、N/4 lrlg°nal eplanarof Bonds1 A2直線形非極性非極性H2、O2AB直線形極性極性“Cl、NO2ABA直線形,80。極性1非極性CO2、CS30:，BentABAV形J 180°極性極性H2O、sIO2A4止四面體形60°非極性非極性P4常見分子的類型與形狀比較AB 9AB 3120° 20°AB 4AB 3cAB角形平面三角形三角錐形正四面體形四面體形四面體形09°28'10910928'28'極性

16、 極性 極性 極性 極性22四面體Continued共價犍帝極性健極性健配位鍵本質 幃郭原子向通過共用電子對（電子式的電穆）所形成 的相互作用成的 條件 （元就 種類）成健摩子得、 大屯子能力 相同（同種IE 金成鍵的子得. 失電子能力 差別較小（一 艇指不同種 非金屬）成鉞原子一方有孤 電子時f配位體）. 另一方打空軌道（中 心肉子）特征存在Gnitiuited（2）配位化合物3.配位化合物G1）配位鍵與極需加*極性鍵的比較表示 打法非極性極性非極性極性極性三角錐BF3、NH3、CH4、CH 3Cl、SONClTetrahedralCClBentIrigojial pyramidalHCl

17、3CH2c12V 形 H2O有方向件和飽和件單質H一共階離子化合物KHqCl等化合物iJ/h. 離子化合物 、心（）,等共價化合物HC1,離子化合 物XaOH等一、，H , 定義：金屬離子（或原子）與某些分子或離子（稱為配體）以配位鍵結合形成的化合物&而皿 組成：如Ag（NH）2OH,中心離子為Ag+,配體為NH,配位數為2。H'7°.（1）極性分子：正電中心和負電中心不重合 的分子。（2）非極性分子：正電中心和負電中心重合 的分子。3.溶解性（1） “相似相溶”規律：非極性溶質一般能溶于非極性溶劑，極性溶質一般能溶于極性溶劑.若存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力

18、越大， 溶解性越好。2 2） “相似相溶”還適用于分子結構的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯 減小.4 .手性具有完全相同的組成和原子排列的一對分子， 如左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能 重疊的現象。5 .無機含氧酸分子的酸性無機含氧酸可寫成（HO）RO,如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使R-O尸H 中。的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出 H+,酸性越強，如HClO< HClQ< HClO < HClO范德華力至L庭共濟侵概念物質分子之間普遍存 在的一種相互作用的 力，又稱分子間作用 力由已經與電負性很強 的原子形成共價曜的 氫

19、原子與另一個分子 中電賀性很強的原子 之間的作用力原子1困通過共用電子 對所形成的相互作用作用粒子分子或原子（稀有氣體泉子季窩/%軍J京 子（分子內、分子間）原子特征無方向性、無飽和性有方向性有飽和性有方向性、有飽和性強度比較共價犍>氫犍范德華力影響強度的因素隨著分子極性和相 對分子質量的噌大而*大組成和結構相似的 物質，相對分子質量 越大，分子間作用力 越大對于 AHB一，A、B的電負性越大， B原子的半徑越小，氮 遵鍵能越大成俊原子半徑越小，犍長越短，鍵能越大，共價窗越穩定對物質性質的彩響影響物質的熔沸 點、溶解度等物理性 質組成和結構相似的 物質，隨相對分子質 量的用大，物費的熔

20、沸點升高.如F2< 8VBr2 V CF4 VCC14VCBr4分子間氫催的存在.使 物質的唇沸點升高,在 水中的溶解度噌大，如 熔沸點：H2O>H2S, HFAHCL NH3>PH3影響分子的穩定性共價鍵段能越大，分子穩定性越強第三章物質的聚集狀態與物質性質.晶體常識1 .晶體與非晶體比較融非島體第構特It結構微粒周期性有雅列釉微粒無腌況微特性有目葩牲甑解息對稱忸 各向融醺自就、固就熱確但額馳2 .獲得晶體的三條途徑熔融態物質凝固。氣態物質冷卻不經液態直接凝固（凝華）。溶質從溶液中析出3 .晶胞晶胞是描述晶體結構的基本單元。晶胞在晶體中的排列呈“無隙并置”。4 .晶胞中微粒

21、數的計算方法一一均攤法 如某個粒子為n個晶胞所共有，則該粒子有1/n晶胞立方晶胞中微粒數的計算方法如下：注意：在使用“均攤法”計算晶胞中粒子個數時要注意晶胞的形狀屬于這個晶胞。中學中常見的晶胞為立方畫 同力甘個“第所共有小鼻子 B卜調品嵬-同為I7篩密斯揮百.彳靜髯T-第7dHXy牛品胞南國目箱于 世1血_L.fK干一-UQ訥部 ,整個薦手勒M J俄蠱的二.四種晶體的比較類型比較分子晶體原子日目體金屬晶體離于晶體概念分子間靠分子 間作用力結合 而形成的晶體原子之間以共 價罐結合而形 成的具有空間 網狀結構的晶 體金屬陽離子和 自由電子以金 扈犍結合而形 成的晶體陽離子和陰離子 通過離子誕結合

22、而形成的晶體結 構構成粒子分子rf-金屬陽掰子、 自由電子陰.陽離子粒子間的相 互作用力分子間的作用 力共價鍵金屬犍離子健性質密度較小較大有的很大，有 的很小較大硬度較小很大有的很大，有 的很小較大焰、沸點較低彳艮高有的很冷，看 的很低較高溶解性相似相溶難溶干任何溶 劑難溶千常見溶 劑大多易溶千水等 極性溶劑導電、傳熱性一般不導電，溶于水后有的 導電一般不具有導 電性電和熱的良導 體晶體不導電，水溶 液或熔融態導電延展性無無良好無物質類別及舉例大多數非金屬 單質（如F八 Ct）.氣態氧化 物、酸向HCL H京非金 屬氧化物（如 SOZ-,（* SiO; 除“羽輪 大空數有機物 儀口 UHa有機

23、 鹽除外）一部分非金屬 單質* 口金呻后、 硅r晶體硼一 部分非金屬化 合物（如S1C.SiO9金屬單質與臺 金快口 Na. AI Fe青桐金屬氧化物（如 KQ、Na：O） 強破 曲 KOH NaOH）. 絕大部分鹽（如 NaCI）2.晶體熔、沸點高低的比較方法（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、沸點差別很大，如鴇、鋁等熔、沸點很高，汞、葩等熔、沸點很低（特殊）.（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: 金剛石碳化硅硅（3）離子晶體一般地說，.陰陽離子的電荷數越多，離子半徑越小，則離子間的作用力就越強，相應的 品格能大，其晶體的熔、沸點就越高。（4）分子晶體分子間作用力越大，物質的熔、沸點越高；具有氫鍵的分子晶體熔、沸點反常的高。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。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、