一、原子結(jié)構(gòu)示與性質(zhì)
1、能層、能級(jí)與原子軌道
（1）能層(n)：在多電子原子中，核外電子的能量是不同的，按照電子的能量差異將其分成不同能層。通常用K、L、M、N、O、P、Q……表示相應(yīng)的第一、二、三、四、五、六、七……能層，能量依次升高
（2）能級(jí)：同一能層里的電子的能量也可能不同，又將其分成不同的能級(jí)，通常用s、p、d、f等表示，同一能層里，各能級(jí)的能量按s、p、d、f的順序升高，即E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。
（3）原子軌道：表示電子在原子核外的一個(gè)空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。電子云輪廓圖給出了電子在核外經(jīng)常出現(xiàn)的區(qū)域，這種電子云輪廓圖也就是原子軌道的形象化描述。
2、基態(tài)原子的核外電子排布的三原理
（1）能量最低原理：原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)。
（2）泡利原理：在一個(gè)原子軌道中，最多只能容納2個(gè)電子，并且這兩個(gè)電子的自旋方向相反。
（3）洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)1個(gè)軌道，并且自旋方向相同。洪特規(guī)則特例：當(dāng)能量相同的原子軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空 (p0、d0、f0)狀態(tài)時(shí)，體系的能量最低，如：24Cr的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1。
3、構(gòu)造原理：絕大多數(shù)元素的原子核外電子的排布將遵循如下圖所示的排布順序，人們把它稱為構(gòu)造原理。
4、電離能和電負(fù)性
（1）電離能
含義：第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號(hào)I，單位kJ/mol。
變化規(guī)律：
①同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，總體呈現(xiàn)從左至右逐漸增大的變化趨勢(shì)。
②同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。
③同種原子：逐級(jí)電離能越來(lái)越大(即I1≤I2≤I3…)。
（2）電負(fù)性
含義：不同元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標(biāo)度。元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子能力的能力越強(qiáng)。
標(biāo)準(zhǔn)：以最活潑的非金屬氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，計(jì)算得出其他元素的電負(fù)性(稀有氣體未計(jì))。
變化規(guī)律：
①金屬元素的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬元素的電負(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。
②在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負(fù)性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負(fù)性逐漸減小。
方法技巧：
1、原子的核外電子排布式(圖)的書(shū)寫(xiě)
（1）核外電子排布式：用數(shù)字在能級(jí)符號(hào)右上角表明該能級(jí)上排布的電子數(shù)。例如，K：1s22s22p63s23p64s1。為了簡(jiǎn)化，通常把內(nèi)層已達(dá)稀有氣體電子結(jié)構(gòu)的部分稱為“原子實(shí)”，用該稀有氣體的元素符號(hào)加方括號(hào)來(lái)表示。例如，K：[Ar]4s1。
（2）核外電子排布圖：用□表示原子軌道，↑和↓分別表示兩種不同自旋方向的電子。如氧原子的核外電子排布圖可表示為
核外電子排布圖能直觀地反映出原子的核外電子的自旋情況以及成對(duì)電子對(duì)數(shù)和未成對(duì)的單電子數(shù)。
（3）價(jià)電子排布式：如Fe原子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d64s2，價(jià)電子排布式為3d64s2。價(jià)電子排布式能反映基態(tài)原子的能層數(shù)和參與成鍵的電子數(shù)以及最外層電子數(shù)。
（4）構(gòu)造原理是書(shū)寫(xiě)基態(tài)原子的電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子的電子排布圖的主要依據(jù)之一。
2、基態(tài)原子的核外電子排布的表示方法（以硫原子為例）
3、電離能的應(yīng)用：
①判斷金屬性與非金屬性強(qiáng)弱；
②分析原子核外電子層結(jié)構(gòu)，如某元素的In＋1?In，則該元素的最外層電子數(shù)為n；③判斷化學(xué)鍵類型。
4、電負(fù)性的應(yīng)用：
①判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素，以及金屬性與非金屬性的強(qiáng)弱；
②判斷元素在化合物中的價(jià)態(tài)；
③判斷化學(xué)鍵類型。
二、分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
1、共價(jià)鍵類型
2、分子的立體構(gòu)型與性質(zhì)
（1）價(jià)層電子對(duì)互斥模型
注意：
運(yùn)用價(jià)層電子對(duì)互斥模型可預(yù)測(cè)分子或離子的立體結(jié)構(gòu)，但要注意判斷其價(jià)層電子對(duì)數(shù)，對(duì)ABm型分子或離子，其價(jià)層電子對(duì)數(shù)的判斷方法為：n＝(中心原子的價(jià)電子數(shù)＋每個(gè)配位原子提供的價(jià)電子數(shù)×m)/2
（2）雜化軌道類型與分子立體構(gòu)型
（3）分子的極性：分子中正電中心和負(fù)電中心重合的分子是非極性分子，分子中正電中心和負(fù)電中心不重合的分子是極性分子。
3、配合物的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)
（1）概念：由金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結(jié)合而成的化合物。
4、分子間作用力與物質(zhì)性質(zhì)：分子間作用力最常見(jiàn)的是范德華力和氫鍵，其中范德華力＜?xì)滏I＜化學(xué)鍵。
（1）范德華力主要影響物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、硬度等物理性質(zhì)。范德華力越強(qiáng)，物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)越高，硬度越大。一般來(lái)說(shuō)， 結(jié)構(gòu)和組成相似的物質(zhì)，隨著相對(duì)分子質(zhì)量的增加，范德華力逐漸增大，分子的極性越大，范德華力也越大。
（2）氫鍵：已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價(jià)鍵的氫原子(該氫原子幾乎為裸露的質(zhì)子)與另一個(gè)分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子之間的作用力，稱為氫鍵。表示方法：A—H…B。氫鍵具有一定的方向性和飽和性。：氫鍵包括分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵兩種。分子間氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響：主要表現(xiàn)為使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高，對(duì)電離和溶解度等產(chǎn)生影響。
方法技巧
（1）怎樣判斷化學(xué)鍵的類型和數(shù)目？
①只有兩原子的電負(fù)性相差不大時(shí)，才能形成共用電子對(duì)，形成共價(jià)鍵，當(dāng)兩原子的電負(fù)性相差很大(大于1.7)時(shí)，不會(huì)形成共用電子對(duì)，這時(shí)形成離子鍵。
②通過(guò)物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式，可以快速有效地判斷共價(jià)鍵的種類及數(shù)目；判斷成鍵方式時(shí)，需掌握：共價(jià)單鍵全為σ鍵，雙鍵中有一個(gè)σ鍵和一個(gè)π鍵，三鍵中有一個(gè)σ鍵和兩個(gè)π鍵。
（2）三點(diǎn)說(shuō)明：
①s軌道與s軌道重疊形成σ鍵時(shí)，電子不是只在兩核間運(yùn)動(dòng)，而是電子在兩核間出現(xiàn)的概率增大。
②因s軌道是球形的，故s軌道和s軌道形成σ鍵時(shí)，無(wú)方向性。兩個(gè)s軌道只能形成σ鍵，不能形成π鍵。
③兩個(gè)原子間可以只形成σ鍵，但不能只形成π鍵。
（3）分子極性判斷：分子中的中心原子的最外層電子若全部成鍵，此分子一般為非極性分子；分子中的中心原子的最外層電子若未全部成鍵，此分子一般為極性分子。如CH4、BF3、CO2等分子中的中心原子的最外層電子均全部成鍵，它們都是非極性分子。而H2O、NH3、NF3等分子中的中心原子的最外層電子均未全部成鍵，它們都是極性分子。
（4）含氧酸酸性比較：同種元素的含氧酸的強(qiáng)弱規(guī)律，其酸性具有如下規(guī)律：對(duì)于同一種元素的含氧酸來(lái)說(shuō)，該元素的化合價(jià)越高，其含氧酸的酸性越強(qiáng)。
（5）氫鍵應(yīng)用要注意：
①有氫鍵的分子間也有范德華力，但有范德華力的分子間不一定有氫鍵。
②一個(gè)氫原子只能形成一個(gè)氫鍵，這就是氫鍵的飽和性。
③分子內(nèi)氫鍵基本上不影響物質(zhì)的性質(zhì)。
（6）判斷分子的中心原子雜化軌道類型的方法
①根據(jù)雜化軌道的空間分布構(gòu)型判斷：若雜化軌道在空間的分布為正四面體或三角錐形，則分子的中心原子發(fā)生sp3雜化；若雜化軌道在空間的分布呈平面三角形，則分子的中心原子發(fā)生sp2雜化；若雜化軌道在空間的分布呈直線形，則分子的中心原子發(fā)生sp雜化。
（2）根據(jù)雜化軌道之間的夾角判斷：若雜化軌道之間的夾角為109°28′，則分子的中心原子發(fā)生sp3雜化；若雜化軌道之間的夾角為120°，則分子的中心原子發(fā)生sp2雜化；若雜化軌道之間的夾角為180°，則分子的中心原子發(fā)生sp雜化。
（3）記住常見(jiàn)的一些典型分子中中心原子的雜化方式。
三、晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
方法技巧
一、晶體判斷
1、依據(jù)構(gòu)成晶體的微粒和微粒間的作用判斷
（1）離子晶體的構(gòu)成微粒是陰、陽(yáng)離子，微粒間的作用是離子鍵。
（2）原子晶體的構(gòu)成微粒是原子，微粒間的作用是共價(jià)鍵。
（3）分子晶體的構(gòu)成微粒是分子，微粒間的作用為分子間作用力。
（4）金屬晶體的構(gòu)成微粒是金屬陽(yáng)離子和自由電子，微粒間的作用是金屬鍵。
2、依據(jù)物質(zhì)的分類判斷
（1）金屬氧化物(如K2O等)、強(qiáng)堿(NaOH、KOH等)和絕大多數(shù)的鹽類是離子晶體。
（2）大多數(shù)非金屬單質(zhì)(除金剛石、石墨、晶體硅等)、非金屬氫化物、非金屬氧化物(除SiO2外)、幾乎所有的酸、絕大多數(shù)有機(jī)物(除有機(jī)鹽外)是分子晶體。
（3）常見(jiàn)的原子晶體單質(zhì)有金剛石、晶體硅、晶體硼等，常見(jiàn)的原子晶體化合物有碳化硅、二氧化硅 等。
（4）金屬單質(zhì)是金屬晶體。
3、依據(jù)晶體的熔點(diǎn)判斷
（1）離子晶體的熔點(diǎn)較高，常在數(shù)百至一千攝氏度以上。
（2）原子晶體熔點(diǎn)高，常在一千攝氏度至幾千攝氏度。
（3）分子晶體熔點(diǎn)低，常在數(shù)百攝氏度以下至很低溫度。
（4）金屬晶體多數(shù)熔點(diǎn)高，但也有相當(dāng)?shù)偷摹?/p>
4、依據(jù)導(dǎo)電性判斷
（1）離子晶體溶于水形成的溶液及熔融狀態(tài)時(shí)能導(dǎo)電。
（2）原子晶體一般為非導(dǎo)體。
（3）分子晶體為非導(dǎo)體，而分子晶體中的電解質(zhì)(主要是酸和強(qiáng)極性非金屬氫化物)溶于水，使分子內(nèi)的化學(xué)鍵斷裂形成自由移動(dòng)的離子，也能導(dǎo)電。
（4）金屬晶體是電的良導(dǎo)體。
5、依據(jù)硬度和機(jī)械性能判斷：離子晶體硬度較大且脆。原子晶體硬度大。分子晶體硬度小且較脆。金屬晶體多數(shù)硬度大，但也有較低的，且具有延展性。
二、晶體熔沸點(diǎn)判斷
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、鉑等沸點(diǎn)很高，如汞、鎵、銫等沸點(diǎn)很低，金屬晶體一般不參與比較。
2、原子晶體：由共價(jià)鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長(zhǎng)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(shuō)，陰、陽(yáng)離子所帶電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用就越強(qiáng)，其離子晶體的熔、沸點(diǎn)就越高，如熔點(diǎn)：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。
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)反常地高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。
（2）組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，相對(duì)分子質(zhì)量越大，熔、沸點(diǎn)越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4，F(xiàn)2<Cl2<Br2<I2。
（3）組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)(相對(duì)分子質(zhì)量接近)，分子的極性越大，其熔、沸點(diǎn)越高，如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。
（4）同分異構(gòu)體，支鏈越多，熔、沸點(diǎn)越低。
（5）同分異構(gòu)體的芳香烴，其熔、沸點(diǎn)高低順序是鄰>間>對(duì)位化合物。
6、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，如熔、沸點(diǎn)：Na<Mg<Al，Li>Na>K>Rb>Cs。
三、晶胞中微粒的計(jì)算方法——均攤法
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