一、原子核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義.

　　1.電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大，電子云密度越大；離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)小，電子云密度越小.

　　電子層（能層）：根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動(dòng)區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應(yīng)的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.

　　原子軌道（能級即亞層）：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運(yùn)動(dòng)，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個(gè)數(shù)依次為1、3、5、7.

　　2.(構(gòu)造原理）

　　了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示1～36號元素原子核外電子的排布.

　　(1).原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進(jìn)行描述.在含有多個(gè)核外電子的原子中，不存在運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子.

　　(2).原子核外電子排布原理.

　�、�.能量最低原理：電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進(jìn)入能量高的軌道.

　�、�.泡利不相容原理：每個(gè)軌道最多容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子.

　�、�.洪特規(guī)則：在能量相同的軌道上排布時(shí)，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同.

　　洪特規(guī)則的特例：在等價(jià)軌道的全充滿（p6、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）、全空時(shí)(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.

　　(3).掌握能級交錯(cuò)圖和1-36號元素的核外電子排布式.

　　①根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布的順序。

　�、诟鶕�(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組，由下而上表示七個(gè)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�；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。

　　3.元素電離能和元素電負(fù)性

　　第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。

　　(1).原子核外電子排布的周期性.

　　隨著原子序數(shù)的增加，元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化：每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.

　　(2).元素第一電離能的周期性變化.

　　隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化：

　　同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最��；

　　同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.

　　說明：

　�、偻�周期元��，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時(shí)較相鄰元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P

　　②.元素第一電離能的運(yùn)用：

　　a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證.

　　b.用來比較元素的金屬性的強(qiáng)弱.I1越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)弱.

　　(3).元素電負(fù)性的周期性變化.

　　元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負(fù)性。

　　隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負(fù)性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢.

　　電負(fù)性的運(yùn)用：

　　a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素；<1.8，金屬元素).

　　b.確定化學(xué)鍵類型(兩元素電負(fù)性差值>1.7，離子鍵；<1.7，共價(jià)鍵).

　　c.判斷元素價(jià)態(tài)正負(fù)（電負(fù)性大的為負(fù)價(jià)，小的為正價(jià)）.

　　d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)（表征原子得電子能力強(qiáng)弱）.

　　二.化學(xué)鍵與物質(zhì)的性質(zhì).

　　內(nèi)容：離子鍵――離子晶體

　　1.理解離子鍵的含義，能說明離子鍵的形成.了解NaCl型和CsCl型離子晶體的結(jié)構(gòu)特征，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質(zhì).

　　(1).化學(xué)鍵：相鄰原子之間強(qiáng)烈的相互作用.化學(xué)鍵包括離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵.

　　(2).離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學(xué)鍵.

　　離子鍵強(qiáng)弱的判斷：離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強(qiáng)，離子晶體的熔沸點(diǎn)越高.

　　離子鍵的強(qiáng)弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點(diǎn)越高、硬度越大.

　　離子晶體：通過離子鍵作用形成的晶體.

　　典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個(gè)鈉離子周圍有6個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周圍有6個(gè)鈉離子，每個(gè)氯化鈉晶胞中含有4個(gè)鈉離子和4個(gè)氯離子；氯化銫晶體中，每個(gè)銫離子周圍有8個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周圍有8個(gè)銫離子，每個(gè)氯化銫晶胞中含有1個(gè)銫離子和1個(gè)氯離子.

　　(3)晶胞中粒子數(shù)的計(jì)算方法--均攤法.

　　2.了解共價(jià)鍵的主要類型σ鍵和π鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等數(shù)據(jù)說明簡單分子的某些性質(zhì)（對σ鍵和π鍵之間相對強(qiáng)弱的比較不作要求）.

　　(1)共價(jià)鍵的分類和判斷：σ鍵（“頭碰頭”重疊）和π鍵（“肩碰肩”重疊）、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價(jià)鍵-配位鍵.

　　(2)共價(jià)鍵三參數(shù).

　　共價(jià)鍵的鍵能與化學(xué)反應(yīng)熱的關(guān)系：反應(yīng)熱=所有反應(yīng)物鍵能總和－所有生成物鍵能總和.

　　3.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質(zhì)的差異.

　　(1)共價(jià)鍵：原子間通過共用電子對形成的化學(xué)鍵.

　　(2)鍵的極性：

　　極性鍵：不同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發(fā)生偏移.

　　非極性鍵：同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發(fā)生偏移.

　　(3)分子的極性：

　�、贅O性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心不相重合的分子.

　　非極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心相重合的分子.

　�、诜肿訕O性的判斷：分子的極性由共價(jià)鍵的極性及分子的空間構(gòu)型兩個(gè)方面共同決定.

　　非極性分子和極性分子的比較

　　4.分子的空間立體結(jié)構(gòu)

　　常見分子的類型與形狀比較

　　了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)系.

　　(1)原子晶體：所有原子間通過共價(jià)鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價(jià)鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體.

　　(2)典型的原子晶體有金剛石（C）、晶體硅(Si)、二氧化硅（SiO２）

　　金剛石是正四面體的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有6個(gè)碳原子，每個(gè)碳原子與周圍四個(gè)碳原子形成四個(gè)共價(jià)鍵；晶體硅的結(jié)構(gòu)與金剛石相似；二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的環(huán)中有6個(gè)硅原子和6個(gè)氧原子，每個(gè)硅原子與4個(gè)氧原子成鍵，每個(gè)氧原子與2個(gè)硅原子成鍵.

　　(3)共價(jià)鍵強(qiáng)弱和原子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：原子半徑越小，形成共價(jià)鍵的鍵長越短，共價(jià)鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點(diǎn)越高.如熔點(diǎn)：金剛石>碳化硅>晶體硅.

　　6.理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵的自由電子理論解釋金屬的一些物理性質(zhì).知道金屬晶體的基本堆積方式，了解常見金屬晶體的晶胞結(jié)構(gòu)（晶體內(nèi)部空隙的識別、與晶胞的邊長等晶體結(jié)構(gòu)參數(shù)相關(guān)的計(jì)算不作要求）.

　　(1).金屬鍵：金屬離子和自由電子之間強(qiáng)烈的相互作用.

　　請運(yùn)用自由電子理論解釋金屬晶體的導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性和延展性.

　　(2)①金屬晶體：通過金屬鍵作用形成的晶體.

　�、诮饘冁I的強(qiáng)弱和金屬晶體熔沸點(diǎn)的變化規(guī)律：陽離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)越高.如熔點(diǎn)：Na<Mg<Al，Li>Na>K>Rb>Cs．金屬鍵的強(qiáng)弱可以用金屬的原子

　　7.了解簡單配合物的成鍵情況（配合物的空間構(gòu)型和中心原子的雜化類型不作要求）.

　　(1)配位鍵：一個(gè)原子提供一對電子與另一個(gè)接受電子的原子形成的共價(jià)鍵.即成鍵的兩個(gè)原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價(jià)鍵.

　　(2)①.配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物，又稱絡(luò)合物.

　�、谛纬蓷l件：a.中心原子(或離子)必須存在空軌道.b.配位體具有提供孤電子對的原子.

　　③配合物的組成.

　�、芘浜衔锏男再|(zhì)：配合物具有一定的穩(wěn)定性.配合物中配位鍵越強(qiáng)，配合物越穩(wěn)定.當(dāng)作為中心原子的金屬離子相同時(shí)，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān).

　　三.分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì).

　　1.知道分子間作用力的含義，了解化學(xué)鍵和分子間作用力的區(qū)別.

　　分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子間作用力是一種靜電作用，比化學(xué)鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵.

　　范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.

　　2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對物質(zhì)某些物理性質(zhì)的影響.

　　(1).分子晶體：分子間以分子間作用力（范德華力、氫鍵）相結(jié)合的晶體.典型的有冰、干冰.

　　(2).分子間作用力強(qiáng)弱和分子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質(zhì)熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點(diǎn)越高.但存在氫鍵時(shí)分子晶體的熔沸點(diǎn)往往反常地高.

　　3.了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響（對氫鍵相對強(qiáng)弱的比較不作要求）.

　　NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點(diǎn)比同族其它元素氫化物的沸點(diǎn)反常地高.

　　影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大溶沸點(diǎn)，增大溶解性

　　表示方法：X—H……Y(N O F)一般都是氫化物中存在.

　　4.了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結(jié)構(gòu)微粒、微粒間作用力的區(qū)別.

　　四、幾種比較

　　1、離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵的比較

　　2、非極性鍵和極性鍵的比較

　　3．物質(zhì)溶沸點(diǎn)的比較（重點(diǎn)）

　�。�1）不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體

　�。�2）同種類型晶體：構(gòu)成晶體質(zhì)點(diǎn)間的作用大，則熔沸點(diǎn)高，反之則小。

　�、匐x子晶體：離子所帶的電荷數(shù)越高，離子半徑越小，則其熔沸點(diǎn)就越高。

　　②分子晶體：對于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點(diǎn)越高。

　�、墼�子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點(diǎn)越高。

　�。�3）常溫常壓下狀態(tài)

　　①熔點(diǎn)：固態(tài)物質(zhì)>液態(tài)物質(zhì)

　�、诜悬c(diǎn)：液態(tài)物質(zhì)>氣態(tài)物質(zhì)