______________________________________________________________________________________________________________ 第一章 原子結(jié)構(gòu) 一.原子結(jié)構(gòu) 1.能級與能層 2.原子軌道 3.原子核外電子排布規(guī)律 ⑴構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運(yùn)動軌道（能級），叫做構(gòu)造原理。 ①根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。 ②根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高；在同一能級組內(nèi)，從左到右能量依次升高。基態(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。 能級交錯：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入4s軌道，后進(jìn)入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級交錯。 （2）能量最低原理 現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實(shí)，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。 構(gòu)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(tài)多電子原子中，不可能同時存在4個量子數(shù)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“↑↓”表示），這個原理稱為泡利（Pauli）原理。 （4）洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道（能量相同）時，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則叫洪特（Hund）規(guī)則。比如，p3的軌道式為↑ ↑ ↑ 或↓ ↓ ↓ ，而不是↑↓ ↑ 。 洪特規(guī)則特例：當(dāng)p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時，是較穩(wěn)定狀態(tài)。 前36號元素（復(fù)習(xí)P.10-P.11）中，全空狀態(tài)的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充滿狀態(tài)的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充滿狀態(tài)的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。 4. 基態(tài)原子核外電子排布的表示方法 (1)電子排布式 ①用數(shù)字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。 ②為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如K：[Ar]4s1。 (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(tài)硫原子的軌道表示式為 二.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表 1.原子的電子構(gòu)型與周期的關(guān)系 (1)每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結(jié)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(xiàn)p軌道，所以第一周期結(jié)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(shù)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(qū) (1)根據(jù)核外電子排布 ①分區(qū) ②各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點(diǎn) ③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(qū)，為第四周期ⅥA族元素。即最大能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應(yīng)注意過渡元素(副族與第Ⅷ族)的最大能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)應(yīng)為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外)。 三.元素周期律 1.電離能、電負(fù)性 （1）電離能是指氣態(tài)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(tài)原子失去1個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)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ⅠA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(xiàn)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(fù)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(fù)性為4.0，鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn),得出了各元素的電負(fù)性。電負(fù)性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度，金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負(fù)性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。 （3）電負(fù)性的應(yīng)用 ①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱 ②金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。 ③金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。 ④同周期自左到右，電負(fù)性逐漸增大，同主族自上而下，電負(fù)性逐漸減小。 2.原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律 3.對角線規(guī)則 在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，如 第二章 化學(xué)鍵與分子間作用力 課標(biāo)要求 1.了解共價鍵的主要類型鍵和鍵，能用鍵長、鍵能和鍵角等說明簡單分子的某些性質(zhì) 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(jié)構(gòu)。 3.了解簡單配合物的成鍵情況。 4.了解化學(xué)鍵合分子間作用力的區(qū)別。 5.了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響，能列舉含氫鍵的物質(zhì)。 要點(diǎn)精講 一.共價鍵 1.共價鍵的本質(zhì)及特征 共價鍵的本質(zhì)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.共價鍵的類型 ①按成鍵原子間共用電子對的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。 ②按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。 ③按原子軌道的重疊方式分為σ鍵和π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(shù) ①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。 ②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(wěn)定。 ③鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。 ④鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響 鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定． 4.等電子原理 原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。 二.分子的立體構(gòu)型 1．分子構(gòu)型與雜化軌道理論（重點(diǎn)仔細(xì)復(fù)習(xí)+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(diǎn) 當(dāng)原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。 2分子構(gòu)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(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對空間構(gòu)型，不包括孤對電子。（注意兩者的區(qū)別） (1)當(dāng)中心原子無孤對電子時，兩者的構(gòu)型一致； (2)當(dāng)中心原子有孤對電子時，兩者的構(gòu)型不一致。 常見分子的類型與形狀比較 分子類型 分子形狀 鍵角 鍵的極性 分子極性 代表物 A 球形 非極性 He、Ne A2 直線形 非極性 非極性 H2、O2 AB 直線形 極性 極性 HCl、NO ABA 直線形 180° 極性 非極性 CO2、CS2 ABA V形 ≠180° 極性 極性 H2O、SO2 A4 正四面體形 60° 非極性 非極性 P4 AB3 平面三角形 120° 極性 非極性 BF3、SO3 AB3 三角錐形 ≠120° 極性 極性 NH3、NCl3 AB4 正四面體形 109°28′ 極性 非極性 CH4、CCl4 AB3C 四面體形 ≠109°28′ 極性 極性 CH3Cl、CHCl3 AB2C2 四面體形 ≠109°28′ 極性 極性 CH2Cl2 直 線 三角形 V形 四面體 三角錐 V形 H2O 3.配位化合物 （1）配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較 （2）配位化合物 ①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(jié)合形成的化合物。 ②組成：如[Ag(NH3)2]OH，中心離子為Ag＋，配體為NH3，配位數(shù)為2。 三.分子的性質(zhì) 1.分子間作用力的比較 2．分子的極性 (1)極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合的分子。 (2)非極性分子：正電中心和負(fù)電中心重合的分子。 3．溶解性 (1)“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑， 極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑．若存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。 (2)“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減?。? 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(xiàn)象。 5．無機(jī)含氧酸分子的酸性 無機(jī)含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使R—O—H中O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(qiáng)，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4 第三章 物質(zhì)的聚集狀態(tài)與物質(zhì)性質(zhì) 一.晶體常識 1.晶體與非晶體比較 2.獲得晶體的三條途徑 ①熔融態(tài)物質(zhì)凝固。 ②氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固（凝華）。③溶質(zhì)從溶液中析出。 3.晶胞 晶胞是描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。晶胞在晶體中的排列呈“無隙并置”。 4.晶胞中微粒數(shù)的計算方法——均攤法 如某個粒子為n個晶胞所共有，則該粒子有1/n屬于這個晶胞。中學(xué)中常見的晶胞為立方晶胞 立方晶胞中微粒數(shù)的計算方法如下： 注意：在使用“均攤法”計算晶胞中粒子個數(shù) 時要注意晶胞的形狀 二.四種晶體的比較 2．晶體熔、沸點(diǎn)高低的比較方法 （1）不同類型晶體的熔、沸點(diǎn)高低一般規(guī)律：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體。 金屬晶體的熔、沸點(diǎn)差別很大，如鎢、鉑等熔、沸點(diǎn)很高，汞、銫等熔、沸點(diǎn)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(diǎn)高．如熔點(diǎn)：金剛石＞碳化硅＞硅 （3）離子晶體 一般地說，陰陽離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用力就越強(qiáng)，相應(yīng)的晶格能大，其晶體的熔、沸點(diǎn)就越高。 （4）分子晶體 ①分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)越高；具有氫鍵的分子晶體熔、沸點(diǎn)反常的高。 ②組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，熔、沸點(diǎn)越高。 ③組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)（相對分子質(zhì)量接近），分子的極性越大，其熔、沸點(diǎn)越高。 ④同分異構(gòu)體，支鏈越多，熔、沸點(diǎn)越低。 （5）金屬晶體 金屬離子半徑越小，離子電荷數(shù)越多，其金屬鍵越強(qiáng)，金屬熔、沸點(diǎn)就越高。 三.幾種典型的晶體模型  THANKS !!! 致力為企業(yè)和個人提供合同協(xié)議，策劃案計劃書，學(xué)習(xí)課件等等 打造全網(wǎng)一站式需求 歡迎您的下載，資料僅供參考 -可編輯修改-