第一章原子結構

1.道爾頓提出原子學說；

湯姆遜：開始涉及原子內部的結構，發現電子，提出“葡萄干布丁”模型。

盧瑟福：α粒子散射實驗，提出原子結構的核式模型

玻爾：核外電子分層排布模型，應用了量子化的概念，解釋氫原子光譜是線狀光譜

2.(1)每一能層的原子軌道總數為n2,最多容納的電子數為2n2個。

(2)每一能層都是從s能級開始。

(3)每一能層含有的能級數等于能層序數，如M能層有s

p

d三種能級。

⑷s

p

d

f

能級的原子軌道數分別為1、3、5、7，分別與電子云的取向種數相等。

3.同一能層中的不同能級的能量高低順序是:s

不同能層中的s能級，能層序數越大能量越高。

4.基態原子的電子排布式的書寫和注意事項

①電子的填充順序:先根據構造原理上的能級順序依次寫出各能級符號,再依據每個能級最多容納的電子數,填滿一個能級再填下一個能級。

②在書寫電子排布式時，能級的排列順序不完全遵循構造原理，要按照能層序數由小到大的順序排布。即當出現d軌道時,電子按ns、(n-1)d、np的順序填充，但在書寫電子排布式時，要把(n-

1)d寫在ns的前面，如Fe:1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

3d6

4s2。

失電子時，卻先失ns上的電子，如Fe,先失4S上的電子，再失3d上的電子。

5.①電子從較高能量的激發態躍遷到較低能量的激發態乃至基態時,將釋放能量;反之，將吸收能量。

②光是電子躍遷釋放能量的一種重要形式。在日常生活中,我們所看到的燈光、激光焰火等現象都是電子由高能級向低能級躍遷時釋放能量產生的。

6.①電子云圖中的黑點不代表電子。

②黑點的疏密程度表示了電子在原子核外出現的概率的大小。

③離核越近，電子出現的概率越大，黑點越密集。

④電子云輪廓圖是把電子出現概率約為90%的空間圈出來，之外也可能出現電子。

7.電子運動狀態的判斷規律

(1)能層、能級、原子軌道和自旋狀態四個因素決定了電子的運動狀態;與電子能量有關的因素是能層和能級，即處于同一能級中的電子具有相同的能量。

(2)在同一個原子中，不可能存在運動狀態完全相同的兩個電子。

8.(1)主族元素:主族序數=最外層電子數=最高正化合價=價電子數(O、F除外);ⅢB~

ⅦB族元素的最高正價等于族序數。

(2)

各族元素的價電子數相等(Ⅷ族有3列，ⅢB族包括鑭系和錒系,情況較復雜);-般情況下，各族元素的特征電子構型(價電子排布)相同(副族、Ⅷ族有例外),元素及化合物的性質相似。

(3)族與列的關系:族按“主族-→副族→主族”順序排列，列序數個位數-般為族序數(見下表)。

9.10.⑴元素的最低負化合價和最高正化合價可直接或間接確定元素在周期表中所處族的位置。(2)d

區元素（ⅢB族~

ⅦB族)具有的最高正化合價等于元素所處的族序數。

11.(1)s區、P區均為主族元素(包括稀有氣體)，且除H外，非金屬元素均位于p區;副族元素位于d區、ds區和f區。

(2)應根據外圍電子排布判斷元素的分區，不能根據最外層電子排布判斷元素的分區。P區中,He的外圍電子排布(1s2)較特殊。

12.第一電離能定義中，“氣態”“電中性”“基態”“失去一個電子”

等都是保證“最低能量”的條件。

13.金屬的活動性順序與電離能的關系:金屬活動性表示的是在水溶液中金屬單質中的原子失去電子的能力，而電離能是指金屬元素在氣態時失去電子成為氣態陽離子的能力，二者對應條件不同，所以排列順序不完全一致。

14.電負性最大的是氟元素，其次是氧元素，再次是氮和氯元素，電負性最小的是銫元素。電負性較大(小)的元素集中在元素周期表的右上(左下)角。

15.不能將電負性1.8作為劃分金屬和非金屬的絕對標準，也不是所有電負性差值大于1.7的元素都形成離子化合物，如Na的電負性為0.9,H的電負性為2.1,F的電負性為4.0,Na與H電負性差值為1.2,NaH是離子化合物，H與F電負性差值為1.9.而HF為共價化合物。

16.不能由非金屬元素單質的熔沸點、氫化物的沸點或水溶液的酸性、非最高價氧化物對應水化物的酸性來比較和判斷元素的非金屬性強弱。例如,沸點:H20>H2Se>H2S,而非金屬性:0>S>

Se;水溶液酸性:HCl>

HF、HCl>H2S,而非金屬性:Cl

S;酸性:H2SO3

HCIO,而非金屬性:S

17.氫元素的特性。

H(D)是唯一不含中子的原子;11H+即為質子;H元素為唯一不在p

區的非金屬元素;只有氫元素能形成簡單陰離子和簡單陽離子(H+、H-);最高正價和最低負價代數和為0的元系(包括H、C、Si三種元素)。

18.解有關電離能類題的注意事項

同一周期元素的第一電離能存在一些反常，這與它們的原子核外電子排布有關。當原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空(p0、d0、f0)、半充滿(p3、d5、f

7)和全充滿(p6、d10、f14)結構時，原子較穩定，該元素具有較大的第一電離能。

19.審題注意⑴區別常見的化學用語，如：原子和離子、電子排布式和價電子排布式、外圍電子排布式、軌道表示式、電子排布圖。

⑵注意區別

“軌道數”和“電子占有的軌道數”。

⑶注意區別“能層符號”和“能級符號”。

第二章化學鍵與分子間作用力

一.判斷

1.BrHC=CHBr中C-Br鍵采用的成鍵軌道是sp3-p

2.甲烷分子中C原子的雜化軌道能量相同，有一個雜化軌道由孤對電子占據

3.苯分子中的碳原子采用sp2雜化，6個碳原子中未參與雜化的2p軌道以肩并肩的形式一個大π鍵

4.雜化軌道既可以形成σ鍵也可以形成π鍵

5.孤對電子也可以參與雜化

6.雜化前后軌道在空間中的伸展方向改變

7.只有在形成分子式軌道才需要雜化

8.形成分子是原子軌道必須發生雜化

9.P和Cl形成分子時Cl的原子軌道發生雜化

10.NH3和NF3鍵角相等

11.V形和三角錐形分子的鍵角一定小于109.5。

12.所有中心原子是氮原子的分子中，氮原子的雜化類型均為SP3雜化

13.[Cu(H2O)4]2+空間構型為平面正方形，中心原子的雜化方式為sp3

仔細閱讀全解P52【考點3：雜化軌道

1.雜化軌道理論】查漏補缺

二.填空:

1.判斷下列分子中中心原子的雜化類型和空間構型

2.HOCH2CN中碳原子的雜化方式？

3右圖分子中氮原子、硫原子、碳原子的雜化類型？

思考：試總結上述雜化方式、空間構型的判斷過程和方法。

4.將氧化鈣、氯化鈉、TiN晶體的熔沸點從高到低排列并說明主要原因？

TiN>CaO>NaCl

因為陰陽離子所帶的電荷數均為：2，所以晶格能TiN>CaO>NaCl

離子鍵的強弱TiN>CaO>NaCl，所以熔沸點高低順序為TiN>CaO>NaCl

5.K和Cr屬于同一周期，且核外最外層電子構型相同，但金屬鉀的熔點、沸點等都比金屬Cr低，原因是？

K原子半徑較大且價電子數較少，金屬鍵較弱

6.金屬銅的導電性僅次于銀，大量用于電氣工業。請解釋金屬銅能導電的原因？金屬還具有金屬光澤不透明、良好的導熱性和延展性的原因？

導電性：在金屬晶體中，存在著金屬陽離子和自由電子，自由電子在外加電場的條件下定向運動形成電流，所以金屬容易導電。

金屬光澤不透明：由于固態金屬中有自由電子，所以當可見光照射到金屬表面上時，自由電子能夠吸收所有頻率的光并很快放出，使得金屬不透明并具有金屬光澤。

導熱性：當金屬中有溫度差時，不停運動著的自由電子通過它們與金屬陽離子間的碰撞，把能量由高溫處傳向低溫處，使金屬表現出導熱性

延展性：由于金屬晶體通常采用密堆積方式，在鍛壓或捶打時，密堆積層的金屬原子之間比較容易產生滑動，這種滑動不會破壞密堆積的排列方式，而且在滑動過程中自由電子能夠維系整個金屬鍵的存在，即各層之間始終保持著金屬鍵的作用，因此金屬晶體雖然發生了形變但不致斷裂。

7.a.與CO2互為等電子體的一種陽離子為？NO2+

b.與SO42-互為等電子體的兩種陰離子為？SiO44-

PO43-

或

ClO4-

c.寫出與N2H62+互為等電子體的分子式？

C2H6

d.與C2O42-互為等電子體的一種分子是？

N2O4

8.離子鍵、金屬鍵、共價鍵、氫鍵、范德華力中有方向性和飽和性的是？

共價鍵、氫鍵

9.判斷正誤

a.共價鍵是通過共用電子對形成的，不屬于電性作用

錯，高概率地出現在兩個原子核之間的電子與兩個原子核之間的電性作用

b.只有鍵角能影響分子的空間構型

錯，鍵角和鍵長都影響分子的空間構型（如CH3Cl空間構型為四面體形，而不是正四面體形）

c.元素周期表中第IIA和第VIIA族元素間不能形成共價鍵

錯，如BeCl2

d.每一個原子軌道在空間都具有自己的方向性

錯，S軌道無方向性

e.在分子中，兩個成鍵原子間的距離叫鍵長

錯，兩個成鍵原子核間的距離叫鍵長

f.CO2和SO2；CH4和SiO2這兩組化合物中，化學鍵的類型和分子的極性皆相同

錯，CO2為極性鍵構成的非極性分子，為直線形結構，SO2為V形結構，是極性分子；CH4為極性鍵構成的非極性分子，是正四面體結構，SiO2不是分子

g.NO2

SO2

BF3

NCl3分子中沒有一個分子中原子的最外層電子滿足8電子穩定結構

錯，只有NCl3滿足，其他都不滿足（一般對于ABn型分子，若最外層電子數+化合價的絕對值=8，則滿足8電子穩定結構）

h.NO2

SO2

BF3

NCl3都屬于非極性分子

錯，只有BF3符合（一般對于ABn型分子，若最外層電子數=中心原子的化合價的絕對值，則為非極性分子）

I.離子鍵的實質是靜電吸引

錯，是靜電作用

J.金屬具有金屬光澤是因為金屬陽離子吸收并放出可見光

錯，是因為自由電子能夠吸收并放出可見光

K.氫鍵只存在于分子之間

錯

L.只含有共價鍵的物質在任何狀態下都不導電

錯，HCl在水溶液中導電

M.N2H4

和H+;Ag+和H+都不能形成配位鍵

錯，N2H4和H+能形成，但Ag+和H+不能（都無孤對電子）

N.[TiCl(H2O)5]Cl2.H2O的中心離子為Ti4+，配體為Cl和O

錯。Ti的化合價為+3，配體為Cl-和H2O

O.甲烷與水可形成氫鍵

錯

P.稀有氣體的分子間存在范德華力

對

Q.氫鍵是自然界中最重要、存在最廣泛的化學鍵之一

錯，不屬于化學鍵

R.HBr在水中的溶解度很大與氫鍵有關

錯。不能形成氫鍵

S.分離液態空氣制氧氣克服的是分子間作用力

對

6.硼酸（H3BO3）溶液呈酸性，寫出其電離方程式

H3BO3+H2O=(可逆符號)H++[B(OH)4]-

7.分別寫出Na3N、F2和水反應方程式

Na3N+3H2O=3NaOH+NH3

2F2+2H20=4HF+O2

第三章

物質的聚集狀態與物質性質

1、計算

(1)晶胞中所含微粒個數—均攤法

(2)計算晶胞中微粒的質量(3)計算晶胞的密度

注意：①先計算微粒個數N②求體積時，已知是晶胞邊長，還是原子半徑或直徑③換算單位1pm=10-12m,1nm=10-9m，所求物理量不漏寫單位，ρ：g/cm3

M:g/mol

NA:

mol-1

④是列計算式還是求結果

(4)

計算原子半徑或微粒間的距離①那些小球相切，簡單立方堆積：邊長相切；面心立方最密堆積：面對角線相切；體心密堆積：體對角線相切②邊長、面對角線、體對角線的關系

2、晶體與非晶體科學的區分方法：X射線衍射；鑒定元素的分析方法：光譜分析

3、給出如圖所示的結構，確定化學式，先根據題意判斷是晶胞、重復的結構單元（可延伸），還是一個分子的結構（團簇分子、納米顆粒），若是分子，直接數出原子數不可簡化

4、物質熔化時，金屬晶體、離子晶體、原子晶體均破壞化學鍵，分子晶體只破壞分子間作用力

5、晶體類型判斷

①根據構成微粒及微粒間的作用力類則進行判斷：

含有離子鍵的一定是離子晶體，含有金屬鍵的一定是金屬晶體(石墨除外)。只含有共價鍵的如果是空間網狀結構則為原子晶體，否則是分子晶體。

②根據各類晶體的特征性質判斷，般來說，熔沸點低的化合物屬于分子晶體;熔沸點較高，且在水溶液中或熔融狀態下能導電的化合物為離子晶體;熔沸點很高，不溶于一般溶劑、耐高溫、耐腐蝕、硬度大的物質為原子晶體;能導電傳熱、具有延展性的晶體為金屬晶體。

③根據類別判斷:金屬氧化物、強堿大部分鹽類是離子晶體;大多數非金屬單質(金剛石，石墨、晶體硅除外)、氣態氫化物非金屬氧化物(SiO2,除外)、酸、大多數有機物(有機鹽除外)是分子晶體，特別注意：稀有氣體、C60、S8屬于分子晶體;金剛石，晶體硅、晶體硼、碳化硅SiO2

等是原子晶體;金屬單質固體是金屬晶體。