二、复习要点
1.原子结构
2.元素周期表和元素周期律
3.共价键
4.分子的空间构型。
5.分子的性质
6.晶体的结构和性质
原子结构
1.能量层和能级
(1)能级和能级的划分
在同一原子中，越靠近原子核，能级越低。
同一能层的电子可能具有不同的能量，可分为S、P、D、F能级，能量由低到高依次为S、P、D、F。
对于任何能级，能级等于能级序数。
s、P、D、F.可以容纳两倍于1，3，5，7的电子.反过来。
不同能级的能层相同，所含的最大电子数相同。
(2)能级、能级和原子轨道之间的关系。
每个能量层的最大电子数为2n2(n:能量层的序数)。
2.建设原则
(1)构造原理是电子排入轨道的顺序，揭示了电子在核外的能级分布。
(2)构造原理是书写基态原子电子排布的基础，也是绘制基态原子轨道表达式的主要依据之一。
(3)不同能层的能级是交错的，如E(3D)& gt；E (4S)，E (4D)>E (5S)，E (5D)>E (6S)，E (6D)>E (7S)，E (4F)>E (5P)，E(原子轨道的能量关系为：ns & lt(n-2)f & lt；(n-1)d & lt；NP。
(4)能级组数对应元素周期表的周期数，能级组原子轨道所含的电子数对应各周期的元素数。
根据构造原理，在多电子原子的电子构型中，每个能层的最大电子数为2n2外层不超过8个电子；外层不超过18个电子；倒数第二层不超过32个电子。
(5)基态和激发态
基态：能量最低的状态。处于最低能态的原子称为基态原子。
激发态：更高能态(相对于基态)。基态的电子吸收能量后，电子跃迁到更高能级的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。
原子光谱：不同元素的原子在进行电子跃迁时会吸收(基态激发态)和释放(激发态较低激发态或基态)不同的能量(主要是光能)，产生不同的光谱3354原子光谱(吸收光谱和发射光谱)。新元素可以通过光谱分析发现，也可以通过特征谱线识别。
3.电子云和原子轨道
(1)电子云：电子在外层核空间高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。‘电子云’描述了电子出现在核外的概率密度分布，是对电子在核外运动状态的直观描述。
(2)原子轨道：电子云的空间等值线图，其中电子出现在不同能级的概率约为90%，称为原子轨道。s的原子轨道是球对称的，ns能级有一个原子轨道。P的原子轨道为纺锤形，np能级有三个原子轨道，相互垂直(用px，py，pz表示)。nd能级中有五个原子轨道。每个nf能级有七个原子轨道。
4.核外电子组态定律。
(1)能量最低原理：在基态原子中，电子优先排列在最低能级，然后随着能量增加排列在能级。
(2)泡利原理：一个原子轨道最多只能容纳两个电子，自旋方向相反。
(3)亨特法则：电子组态在同一能级的各轨道时，优先占据不同轨道，自旋方向相同。
(4)亨特法则的特例：当电子组态处于P、D、F等能级时，完全空、半满或全满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。
最低能量原理说的是‘整个原子处于最低能量状态’，而不是电子被填充到最低能量轨道。保利普林西
元素在周期表中的位置是由原子结构决定的：原子核外的能量层数决定了元素的周期，原子中的价电子总数决定了元素的族。
(1)原子的电子层构型和周期划分
周期是指一排具有相同能量层(电子层)的元素，按照最高能级组中电子数增加的顺序排列。即元素周期表中的一行是一个周期，周期表中有七个周期。从同期元素的左到右(稀有气体除外)，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强。
(2)原子的电子构型和基团的划分。
族是指具有相同价电子(相同的外围电子构型)并按电子层数递增的顺序排列的元素列表。即元素周期表中的一列是一个族(VIII族除外)。共有18列，16科。从上到下，同族元素的金属性逐渐增加，非金属逐渐减少。
(3)原子的电子构型和元素的分配。
根据电子构型，周期表中的元素可分为五个区域，即S区、P区、D区、F区和ds区。除了区域ds之外，区域的名称都来自于根据构造原理最终填入的电子能级的符号。
2.元素周期律
元素的性质随着核电荷数的增加而发生周期性变化，称为元素周期律。元素周期律主要体现在核外电子构型、原子半径、主价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。
(1)同周期同主族元素渐变规律。
(2)颗粒半径比较法
同一元素：一般情况下，元素阴离子的离子半径大于对应原子的离子半径，阳离子的离子半径小于对应原子的离子半径。
同一周期的元素(只能比较原子半径):随着原子序数的增加，原子的原子半径依次减小。比如NaMgAlSiPSCl
与主族元素相同(比较原子和离子半径):随着原子序数的增加，原子的原子半径依次增加。如Li具有相同的电子层结构(阳离子的电子层结构与前期0族元素的电子层结构相同，阴离子的电子层结构与同期0族元素的电子层结构相同):随着核电荷数的增加，粒子半径依次减小。例如f-nam2al3。
(3)判断元素金属强度的方法。
(4)非金属性质的判断方法。
(3)共价键
1.共价键的成键本质：当成键原子相互靠近时，原子轨道重叠，自旋方向相反的不成对电子形成共同电子对，两个原子核之间的电子云密度增加，系统能量降低。
2.共价键的类型：
(1)键和键
(2)极性键和非极性键
(3)配位键：一种特殊的共价键，其中一个原子提供一个空轨道，另一个原子提供一对电子。
配位化合物：金属离子与配体之间通过配位键形成的化合物。例如Cu(H2O)4SO4、Cu(NH3)4(OH)2、Ag(NH3)2OH、Fe(SCN) 3等。
配合物的组成：
3.共价键的三个键参数
(1)键长和键能决定共价键的强度和分子的稳定性，键角决定分子的空间构型和极性。
(2)键能和反应热：反应热=产物键能之和-反应物键能之和。
(D)分子的空间构型
1、等电子原理
原子和价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征和许多性质。这个原理叫做等电子原理。
(1)判断等电子体的方法：在粒子的组成中，粒子所含的原子数是相同的；在粒子的组成中，粒子所含的价电子数是相同的；在粒子的结构中，粒子中原子的空间排列是相同的。(换算方法为co
(1)价电子排斥理论的基本要点：ABn型分子(离子)中围绕中心原子A的价电子对的几何构型主要取决于价电子对数(n)，价电子对应尽可能远离，使它们之间的排斥最小。
(2)2)ABn分子价层电子对的计算方法：
对于主族元素，中心原子的价电子数=最外层电子数，根据提供的价电子数计算配位原子，如PCl5。
以O和S为配位原子时，以它们为中心原子时，价电子数为6。
离子价电子对数的计算
例如NH4:
；SO42:
3.杂化轨道理论。
(1)杂化轨道理论的基本要点：
能量相近的原子轨道可以参与杂化。
杂化后轨道一端大一端小，电子云密度高的一端沿键轴方向与成键原子的原子轨道重叠形成键；因为杂化后原子轨道重叠更多，形成的共价键比原来原子轨道形成的共价键更稳定。
杂化轨道具有相同的能量和组成，例如每个sp3杂化轨道有一个S轨道和三个P轨道。
杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数之和。
(2)S，P杂化轨道与简单分子几何的关系
(3)杂化轨道的应用范围：杂化轨道只能用于形成键或容纳不参与成键的孤对。
(4)判断中心原子杂化方式的方法：看中心原子是形成双键还是三键。如果有一个三键，里面有两个键，用两个P轨道形成sp杂化；如果有一个双键，里面就有一个键，形成sp 2杂化；如果都是单键，那么就形成了sp 3杂化。
4.分子空间构型、中心原子杂化类型与分子极性的关系。
(5)分子的性质
1.分子间力(范德华力和氢键)
(1)分子间力和化学键的比较
(2)范德华力和氢键的比较。
2.极性分子和非极性分子
(1)极性分子和非极性分子
1非极性分子：从整个分子来看，分子内电荷的分布是对称的。如：仅由非极性键组成的同一元素的双原子分子：H2、Cl2、N2等。仅由极性键组成的具有对称空间构型的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等。既有极性键又有非极性键：CH2=CH2，CHCH。
2极性分子：整个分子的电荷分布是不对称的。如HCl、HF等不同元素的双原子分子。折线分子，如H2O、H2S等。三角锥分子如NH3等。
(2)共价键的极性与分子极性的关系：
这两个研究对象是不同的。键的极性是原子，分子的极性是分子本身。两个研究方向不一样。键的极性研究共享电子对的偏离和偏置，分子的极性研究分子内电荷分布是否均匀。非极性分子可以包含极性键或非极性键，例如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等。只含有极性键、非金属元素F2、N2、P4、S8等。仅包含非极性键，以及C2H6、C2H4、C2H2等。包含极性键和非极性键；极性分子必须含有极性键，可能是非极性键，如HCl、H2S、H2O2等。
(3)分子极性的判断方法
单原子分子：分子中没有化学键，所以没有极性分子和非极性分子之分，如he、Ne等。
双原子分子：如果含有极性键，则为极性分子，如HCl、HBr等。如果含有非极性键，则是非极性分子，如O2、I2等。
通过极性键结合的多原子分子，主要是通过各个键在空间中的排列位置来决定分子的极性。如果分子内电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如BF3、CH4等。如果分子内电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则是极性分子，如NH3、SO2。
根据
相似配伍原则的适用范围：‘相似配伍’中的‘相似’是指分子极性相似。
如果有氢键，溶剂与溶质之间的氢键力越大，溶解度越好。相反，没有氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度相对较小。
3.有机分子的手性和无机含氧酸的酸性。
(1)手性分子
手性分子：一对组成和原子排列完全相同的分子，像左手和右手一样，相互镜像，但在三维空间中不能重叠。它们被称为手性异构体(也称为对映异构体和旋光异构体)。含有手性异构体的分子称为手性分子。
手性分子的判断方法：判断一种有机物是否存在手性异构体，可以看其碳原子是否与四个不同的原子或原子团相连。满足上述条件的碳原子称为手性碳原子。手性碳原子必须是饱和碳原子，与饱和碳原子相连的所有原子和原子团必须不同。
(2)无机含氧酸分子的酸性
酸元素的个数=酸中羟基上的氢原子个数，不一定等于酸中的氢原子个数(有些酸中有些氢原子不与氧原子相连)。
含氧酸可以表示为：(HO)mROn。酸的强度与酸中非羟基氧原子数n有关，n越大，酸性越强。
N=0弱酸n=1中强酸n=2强酸n=3超强酸
晶体的结构和性质
1.四种主要晶体的比较
2.典型晶体的结构特征
(1)氯化钠
属于离子晶体。在晶胞中，每个Na周围有6个Cl-s，这些Cl-s的几何图形是一个八面体。每个Cl-s周围有6个Na，Na与Cl-s的比例为1: 1。每个钠离子与12个钠离子等距离相邻，每个氯化钠晶胞含有4个钠离子和4个氯离子。
(2)中海集运
属于离子晶体。在一个单元中有八个最靠近每个cl-(或Cs)的Cs(或cl-),它们之间的距离相等。这些Cs(或cl-)在空间中的几何构型是立方体，有六个Cs彼此等距，彼此最近。这些Cs在空间中的几何构型是八面体，一个氯化铯单元包含一个Cs和一个cl-。
(3)菱形(空间网络结构)
它属于原子晶体。在晶体中，每个C原子与四个C原子形成四个共价键，形成正四面体结构，C原子与碳碳键的数量比为1: 2。最小的环由6个C原子组成，每个C原子由12个最小的环共享。最小的环含有1/2个碳原子。
(4)二氧化硅
它属于原子晶体。晶体中每个硅原子周围有4个氧原子，每个氧原子周围有2个硅原子。Si原子与O原子之比为1: 2，Si原子与Si-O键之比为1: 4，O原子与Si-O键之比为1: 2，最小的环由12个原子组成。
(5)干冰
属于分子晶体。在单位晶胞中的每个CO2分子周围有12个最近且等距的CO2。一个单位电池包含4个CO2。
(6)石墨
属于过渡晶体。它是一种层状平面网络结构，层内的C原子与周围的三个C原子通过共价键结合，层间施加范德华力。晶体中的每个C原子由三个六边形共享，每个环平均占据2个碳原子。晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为2: 3。
(7)金属晶体
Po(钋)中金属原子的堆积方式是简单立方堆积。原子的配位数是6，一个晶胞包含一个原子。钠、钾、铬、钼(钼)、钨等金属原子。以体心立方方式堆积，原子的配位数为8，一个晶胞含有两个原子。镁、锌、钛等金属原子。以六角形方式堆叠，原子的配位数为12，一个晶胞包含两个原子。金、银、铜、铝等金属原子。以面心立方模式堆叠。原子的配位数是12，一个晶胞含有4个原子。
3.物质熔点的判断。
(1)不同种类的晶体：一般来说，原子晶体、离子晶体和分子晶体。
(2)同类型的晶体：如果构成晶体的粒子之间的作用力大，熔点就高，反之就小。
离子晶体：化学分子式中结构和离子个数相似的离子晶体的离子半径小于相同离子晶体的离子半径(或阴、阳离子半径之和越小)。键能越强，熔点和沸点越高。如NaCl、NaBr、Nal;氯化钠、KCl、氯化硼等的熔点和沸点。依次减少。电荷大的离子熔点更高。例如，氧化镁的熔点高于氯化钠。
分子晶体：在成分和结构相似的分子晶体中，分子式越大，分子间作用力越大，熔点越高。例如F2、Cl2、Br2、I2、HCl、HBr、HI等。随配方量增加。熔点和沸点上升。而结构相似的分子晶体，有氢键，沸点高。
原子晶体：在原子晶体中，只要成键原子半径小，键能大，熔点就高。例如，金刚石、碳化硅和晶体硅的熔点和沸点逐渐降低。
金属晶体：在周期表中，主族数越大，金属原子的半径越小，其熔点和沸点越高。比如IIA的Al，IIA的Mg，IA的Na，熔点和沸点依次降低。在同一主族中，金属原子的半径越小，其熔点越高。
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