第一章原子结构
1.道尔顿提出原子学说；
汤姆逊：开始涉及原子内部的结构，发现电子，提出“葡萄干布丁”模型。
卢瑟福：α粒子散射实验，提出原子结构的核式模型
玻尔：核外电子分层排布模型，应用了量子化的概念，解释氢原子光谱是线状光谱
2.(1)每一能层的原子轨道总数为n2,最多容纳的电子数为2n2个。
(2)每一能层都是从s能级开始。
(3)每一能层含有的能级数等于能层序数，如M能层有s
p
d三种能级。
⑷s
p
d
f
能级的原子轨道数分别为1、3、5、7，分别与电子云的取向种数相等。
3.同一能层中的不同能级的能量高低顺序是:s
不同能层中的s能级，能层序数越大能量越高。
4.基态原子的电子排布式的书写和注意事项
①电子的填充顺序:先根据构造原理上的能级顺序依次写出各能级符号,再依据每个能级最多容纳的电子数,填满一个能级再填下一个能级。
②在书写电子排布式时，能级的排列顺序不完全遵循构造原理，要按照能层序数由小到大的顺序排布。即当出现d轨道时,电子按ns、(n-1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，要把(n-
1)d写在ns的前面，如Fe:1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d6
4s2。
失电子时，却先失ns上的电子，如Fe,先失4S上的电子，再失3d上的电子。
5.①电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时,将释放能量;反之，将吸收能量。
②光是电子跃迁释放能量的一种重要形式。在日常生活中,我们所看到的灯光、激光焰火等现象都是电子由高能级向低能级跃迁时释放能量产生的。
6.①电子云图中的黑点不代表电子。
②黑点的疏密程度表示了电子在原子核外出现的概率的大小。
③离核越近，电子出现的概率越大，黑点越密集。
④电子云轮廓图是把电子出现概率约为90%的空间圈出来，之外也可能出现电子。
7.电子运动状态的判断规律
(1)能层、能级、原子轨道和自旋状态四个因素决定了电子的运动状态;与电子能量有关的因素是能层和能级，即处于同一能级中的电子具有相同的能量。
(2)在同一个原子中，不可能存在运动状态完全相同的两个电子。
8.(1)主族元素:主族序数=最外层电子数=最高正化合价=价电子数(O、F除外);ⅢB~
ⅦB族元素的最高正价等于族序数。
(2)
各族元素的价电子数相等(Ⅷ族有3列，ⅢB族包括镧系和锕系,情况较复杂);-般情况下，各族元素的特征电子构型(价电子排布)相同(副族、Ⅷ族有例外),元素及化合物的性质相似。
(3)族与列的关系:族按“主族-→副族→主族”顺序排列，列序数个位数-般为族序数(见下表)。
9.10.⑴元素的最低负化合价和最高正化合价可直接或间接确定元素在周期表中所处族的位置。(2)d
区元素（ⅢB族~
ⅦB族)具有的最高正化合价等于元素所处的族序数。
11.(1)s区、P区均为主族元素(包括稀有气体)，且除H外，非金属元素均位于p区;副族元素位于d区、ds区和f区。
(2)应根据外围电子排布判断元素的分区，不能根据最外层电子排布判断元素的分区。P区中,He的外围电子排布(1s2)较特殊。
12.第一电离能定义中，“气态”“电中性”“基态”“失去一个电子”
等都是保证“最低能量”的条件。
13.金属的活动性顺序与电离能的关系:金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。
14.电负性最大的是氟元素，其次是氧元素，再次是氮和氯元素，电负性最小的是铯元素。电负性较大(小)的元素集中在元素周期表的右上(左下)角。
15.不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准，也不是所有电负性差值大于1.7的元素都形成离子化合物，如Na的电负性为0.9,H的电负性为2.1,F的电负性为4.0,Na与H电负性差值为1.2,NaH是离子化合物，H与F电负性差值为1.9.而HF为共价化合物。
16.不能由非金属元素单质的熔沸点、氢化物的沸点或水溶液的酸性、非最高价氧化物对应水化物的酸性来比较和判断元素的非金属性强弱。例如,沸点:H20>H2Se>H2S,而非金属性:0>S>
Se;水溶液酸性:HCl>
HF、HCl>H2S,而非金属性:Cl
S;酸性:H2SO3
HCIO,而非金属性:S 17.氢元素的特性。 H(D)是唯一不含中子的原子;11H+即为质子;H元素为唯一不在p 区的非金属元素;只有氢元素能形成简单阴离子和简单阳离子(H+、H-);最高正价和最低负价代数和为0的元系(包括H、C、Si三种元素)。 18.解有关电离能类题的注意事项 同一周期元素的第一电离能存在一些反常，这与它们的原子核外电子排布有关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f 7)和全充满(p6、d10、f14)结构时，原子较稳定，该元素具有较大的第一电离能。 19.审题注意⑴区别常见的化学用语，如：原子和离子、电子排布式和价电子排布式、外围电子排布式、轨道表示式、电子排布图。 ⑵注意区别 “轨道数”和“电子占有的轨道数”。 ⑶注意区别“能层符号”和“能级符号”。 第二章化学键与分子间作用力 一.判断 1.BrHC=CHBr中C-Br键采用的成键轨道是sp3-p 2.甲烷分子中C原子的杂化轨道能量相同，有一个杂化轨道由孤对电子占据 3.苯分子中的碳原子采用sp2杂化，6个碳原子中未参与杂化的2p轨道以肩并肩的形式一个大π键 4.杂化轨道既可以形成σ键也可以形成π键 5.孤对电子也可以参与杂化 6.杂化前后轨道在空间中的伸展方向改变 7.只有在形成分子式轨道才需要杂化 8.形成分子是原子轨道必须发生杂化 9.P和Cl形成分子时Cl的原子轨道发生杂化 10.NH3和NF3键角相等 11.V形和三角锥形分子的键角一定小于109.5。 12.所有中心原子是氮原子的分子中，氮原子的杂化类型均为SP3杂化 13.[Cu(H2O)4]2+空间构型为平面正方形，中心原子的杂化方式为sp3 仔细阅读全解P52【考点3：杂化轨道 1.杂化轨道理论】查漏补缺 二.填空: 1.判断下列分子中中心原子的杂化类型和空间构型 2.HOCH2CN中碳原子的杂化方式？ 3右图分子中氮原子、硫原子、碳原子的杂化类型？ 思考：试总结上述杂化方式、空间构型的判断过程和方法。 4.将氧化钙、氯化钠、TiN晶体的熔沸点从高到低排列并说明主要原因？ TiN>CaO>NaCl 因为阴阳离子所带的电荷数均为：2，所以晶格能TiN>CaO>NaCl 离子键的强弱TiN>CaO>NaCl，所以熔沸点高低顺序为TiN>CaO>NaCl 5.K和Cr属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属钾的熔点、沸点等都比金属Cr低，原因是？ K原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱 6.金属铜的导电性仅次于银，大量用于电气工业。请解释金属铜能导电的原因？金属还具有金属光泽不透明、良好的导热性和延展性的原因？ 导电性：在金属晶体中，存在着金属阳离子和自由电子，自由电子在外加电场的条件下定向运动形成电流，所以金属容易导电。 金属光泽不透明：由于固态金属中有自由电子，所以当可见光照射到金属表面上时，自由电子能够吸收所有频率的光并很快放出，使得金属不透明并具有金属光泽。 导热性：当金属中有温度差时，不停运动着的自由电子通过它们与金属阳离子间的碰撞，把能量由高温处传向低温处，使金属表现出导热性 延展性：由于金属晶体通常采用密堆积方式，在锻压或捶打时，密堆积层的金属原子之间比较容易产生滑动，这种滑动不会破坏密堆积的排列方式，而且在滑动过程中自由电子能够维系整个金属键的存在，即各层之间始终保持着金属键的作用，因此金属晶体虽然发生了形变但不致断裂。 7.a.与CO2互为等电子体的一种阳离子为？NO2+ b.与SO42-互为等电子体的两种阴离子为？SiO44- PO43- 或 ClO4- c.写出与N2H62+互为等电子体的分子式？ C2H6 d.与C2O42-互为等电子体的一种分子是？ N2O4 8.离子键、金属键、共价键、氢键、范德华力中有方向性和饱和性的是？ 共价键、氢键 9.判断正误 a.共价键是通过共用电子对形成的，不属于电性作用 错，高概率地出现在两个原子核之间的电子与两个原子核之间的电性作用 b.只有键角能影响分子的空间构型 错，键角和键长都影响分子的空间构型（如CH3Cl空间构型为四面体形，而不是正四面体形） c.元素周期表中第IIA和第VIIA族元素间不能形成共价键 错，如BeCl2 d.每一个原子轨道在空间都具有自己的方向性 错，S轨道无方向性 e.在分子中，两个成键原子间的距离叫键长 错，两个成键原子核间的距离叫键长 f.CO2和SO2；CH4和SiO2这两组化合物中，化学键的类型和分子的极性皆相同 错，CO2为极性键构成的非极性分子，为直线形结构，SO2为V形结构，是极性分子；CH4为极性键构成的非极性分子，是正四面体结构，SiO2不是分子 g.NO2 SO2 BF3 NCl3分子中没有一个分子中原子的最外层电子满足8电子稳定结构 错，只有NCl3满足，其他都不满足（一般对于ABn型分子，若最外层电子数+化合价的绝对值=8，则满足8电子稳定结构） h.NO2 SO2 BF3 NCl3都属于非极性分子 错，只有BF3符合（一般对于ABn型分子，若最外层电子数=中心原子的化合价的绝对值，则为非极性分子） I.离子键的实质是静电吸引 错，是静电作用 J.金属具有金属光泽是因为金属阳离子吸收并放出可见光 错，是因为自由电子能够吸收并放出可见光 K.氢键只存在于分子之间 错 L.只含有共价键的物质在任何状态下都不导电 错，HCl在水溶液中导电 M.N2H4 和H+;Ag+和H+都不能形成配位键 错，N2H4和H+能形成，但Ag+和H+不能（都无孤对电子） N.[TiCl(H2O)5]Cl2.H2O的中心离子为Ti4+，配体为Cl和O 错。Ti的化合价为+3，配体为Cl-和H2O O.甲烷与水可形成氢键 错 P.稀有气体的分子间存在范德华力 对 Q.氢键是自然界中最重要、存在最广泛的化学键之一 错，不属于化学键 R.HBr在水中的溶解度很大与氢键有关 错。不能形成氢键 S.分离液态空气制氧气克服的是分子间作用力 对 6.硼酸（H3BO3）溶液呈酸性，写出其电离方程式 H3BO3+H2O=(可逆符号)H++[B(OH)4]- 7.分别写出Na3N、F2和水反应方程式 Na3N+3H2O=3NaOH+NH3 2F2+2H20=4HF+O2 第三章 物质的聚集状态与物质性质 1、计算 (1)晶胞中所含微粒个数—均摊法 (2)计算晶胞中微粒的质量(3)计算晶胞的密度 注意：①先计算微粒个数N②求体积时，已知是晶胞边长，还是原子半径或直径③换算单位1pm=10-12m,1nm=10-9m，所求物理量不漏写单位，ρ：g/cm3 M:g/mol NA: mol-1 ④是列计算式还是求结果 (4) 计算原子半径或微粒间的距离①那些小球相切，简单立方堆积：边长相切；面心立方最密堆积：面对角线相切；体心密堆积：体对角线相切②边长、面对角线、体对角线的关系 2、晶体与非晶体科学的区分方法：X射线衍射；鉴定元素的分析方法：光谱分析 3、给出如图所示的结构，确定化学式，先根据题意判断是晶胞、重复的结构单元（可延伸），还是一个分子的结构（团簇分子、纳米颗粒），若是分子，直接数出原子数不可简化 4、物质熔化时，金属晶体、离子晶体、原子晶体均破坏化学键，分子晶体只破坏分子间作用力 5、晶体类型判断 ①根据构成微粒及微粒间的作用力类则进行判断： 含有离子键的一定是离子晶体，含有金属键的一定是金属晶体(石墨除外)。只含有共价键的如果是空间网状结构则为原子晶体，否则是分子晶体。 ②根据各类晶体的特征性质判断，般来说，熔沸点低的化合物属于分子晶体;熔沸点较高，且在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物为离子晶体;熔沸点很高，不溶于一般溶剂、耐高温、耐腐蚀、硬度大的物质为原子晶体;能导电传热、具有延展性的晶体为金属晶体。 ③根据类别判断:金属氧化物、强碱大部分盐类是离子晶体;大多数非金属单质(金刚石，石墨、晶体硅除外)、气态氢化物非金属氧化物(SiO2,除外)、酸、大多数有机物(有机盐除外)是分子晶体，特别注意：稀有气体、C60、S8属于分子晶体;金刚石，晶体硅、晶体硼、碳化硅SiO2 等是原子晶体;金属单质固体是金属晶体。
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