摘要：1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：

一、原子结构与性质

1.原子或离子中各微粒间的数量关系

(1)对于原子:质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数。

(2)质量数=质子数+中子数。

(3)质子数=阳离子的核外电子数+阳离子所带正电荷数。

(4)质子数=阴离子的核外电子数-阴离子所带负电荷数。

2.元素、核素、同位素之间的关系

3.核外电子排布

(1)核外电子排布规律

(2)原子结构示意图

(3)基态原子的核外电子排布原理

1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：

2)泡利不相容原理

每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。

3)洪特规则

当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。

(4)表示基态原子核外电子排布的四种方法

4．明确“4个同”所代表的描述对象

(1)同位素——原子，如H、H；

(2)同素异形体——单质，如O2、O3；

(3)同系物——化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3；

(4)同分异构体——化合物，如正戊烷、异戊烷、新戊烷。

5.第一电离能、电负性

(1)元素第一电离能的周期性变化规律。

(2)电负性大小判断。

6.三种作用力及对物质性质的影响

二、分子结构与性质

1．与分子结构有关的两种理论

(1)杂化轨道理论

①基本观点：杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理；杂化轨道形成的共价键更加牢固。

②杂化轨道类型与分子立体构型的关系

注意：杂化轨道数＝与中心原子结合的原子数＋中心原子的孤电子对数。

(2)价层电子对互斥理论

①基本观点：分子的中心原子上的价层电子对(包括σ键电子对和中心原子上的孤电子对)由于相互排斥，尽可能趋向彼此远离。

②价层电子对数的计算

中心原子的价层电子对数＝σ键电子对数(与中心原子结合的原子数)＋中心原子的孤电子对数＝σ键电子对数＋1/2(a－xb)

其中a为中心原子的价电子数，x、b分别为与中心原子结合的原子数及与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(H为1，其他原子为“8－该原子的价电子数”)。微粒为阳离子时，中心原子的价电子数要减去离子所带电荷数；微粒为阴离子时，中心原子的价电子数要加上离子所带电荷数。

③利用价层电子对互斥理论判断分子(或离子)立体构型

2、判断杂化轨道类型的一般方法

(1)看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有1个叁键，则其中有2个π键，是sp杂化；如果有1个双键，则其中有1个π键，是sp2杂化；如果全部是单键，则是sp3杂化。

(2)杂化轨道数等于中心原子的孤对电子对数与相连的其他原子个数之和。若和为2，则中心原子sp杂化；若和为3，则中心原子sp2杂化；若和为4，则中心原子sp3杂化。如NH3，N原子有1对孤电子对，另外与3个氢原子成键，所以为1＋3＝4，为sp3杂化；再如CO2，C原子没有孤电子对，与2个氧原子成键，所以为0＋2＝2，为sp杂化。

3、中心原子A的价层电子对数的计算方法：

对ABm型化合物，中心原子A的价层电子对数n＝，计算时一般说来，价电子数即为最外层电子数，但B为卤素原子、氢原子时，提供1个价电子，若为氧原子、硫原子时，则不提供电子。

4、等电子体的判断方法

（1）判断方法：一是同主族变换法，如CO2与CS2、CF4与CCl4是等电子体，二是左右移位法，如N2与CO，CO32-、NO3-与SO3是等电子体。如果是阴离子，价电子应加上阴离子所带的电荷数；如果是阳离子，价电子应减去阳离子所带的电荷数。如NH4+价电子为8，CO32-价电子为24。

（2）常见的等电子体

5、分子性质

(1)分子极性

1)分子构型与分子极性的关系

2)键的极性与分子极性的关系

(2)溶解性——“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂；若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。

(3)无机含氧酸分子的酸性

6.配合物

(1)孤电子对

分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。

(2)配位键

①配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成共价键。

②配位键的表示：常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH4+可表示为

，在NH4+中，虽然有一个N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。

(3)配合物。如[Cu(NH3)4]SO4

配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。

7.分子结构性质认识的5个易错易混点

(1)误认为分子的稳定性与分子间作用力和氢键有关,其实分子的稳定性与共价键的强弱有关。

(2)误认为组成相似的分子,中心原子的杂化类型相同,其实要看其σ键和孤电子对数是否分别相同。如CO2和SO2中心原子的杂化方式不同,CO2分子中C原子是sp杂化,SO2分子中S原子是sp2杂化。

(3)误认为只要含有氢键物质的熔、沸点就高,其实不一定,分子间的氢键会使物质的熔、沸点升高,而分子内氢键一般会使物质的熔、沸点降低。

(4)误认为只含有极性键的分子都一定是极性分子,其实不ー定。如CO2、BF3等是非极性分子。

(5)误认为杂化轨道构型和分子构型一致,其实不一定。如H2O中氧原子是sp3杂化,杂化轨道构型为四面体,但由于分子中存在孤对电子,根据价层电子对互斥理论可知,H2O的分子构型是V形。

三、物质结构类答题规范

1.有关电离能的考点的答题模板

①氮元素的第一电离能比同周期相邻元素都大的原因是:基态原子电子占据的最高能级为半充满，较稳定。

②第一电离能F＞N＞0的原因:同一周期从左至右第一电离能逐增大，但N元素2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能反常增大，因而F＞N＞0。

2.有关电子亲和能的考点的答题板板：元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次増大，原因是:同一周期，从左往右，元素的非金性逐渐增强，得电子能力逐渐增强，形成的筒单明离子越稳定，释放出的能量越多，因此第一电子亲和能逐渐增大；氮元素的E1呈现异常的原因是:由于氮元素的2p轨道为半充满结构，能量较低，相对稳定，不易结合一个电子，释放能量较低。

3.物质稳定性比较答题模板

①Cu0在1273K时分解为Cu20和02，请从铜的原子结构来说明在高温下Cu20比Cu0更稳定的原因:最外层电子排布，Cu20中Cu+为3d10，而Cu0中Cu2+为3d9，最外层电子排布达到全满时更稳定。

②铁元素常见的离子有Fe2+和Fe3+，稳定性Fe2+小于Fe3+，原因是:Fe2+的价电子排布式为3d6，Fe3+的价电子排布式为3d5，Fe3+的3d能级为半满状态，能低更稳定。

4、焰色反应的答题模板：元素的焰色反应呈绿色，很多金属元素能发生焰色反应的微观原因为:电子从较高能级的激发态跃迁到较低能级的激发态乃至基态时，以光的形式释放能星，形成焰色反应。

5.分子的稳定性答题板

①稳定性HS＞HSe的原因是:S原子半径比Se小，S-H键的键能比Se-H的键能大。

②硅与碳同族，也有系列氢化物但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是:C-H健

和C-C较强，所以形成的烷烃稳定，而硅烷中Si-Si健和si-H的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以形成。

③SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是:C-H的键能大于C-0健，C-H健比C-0键稳定，而Si-H健的键能却远小于Si-0，所以Si-H健不稳定而傾向于形成稳定性更的Si-0。

④TiCl4分子结构与CCl4相同，二者在常温下都是液体，TiCl4的稳定性比CCl4差，极易水解，试从结构的角度分析其原因:钛原子半径比原子大，Ti-Cl健比C-Cl健的键长长，键能低，易断裂。

6.键角的答题模板：CH4、NH3、H20的键角由大到小的顺序为:CH4＞NH3＞H20，原因是:三种氢化物的中心原子价层电子对数均为4，VSEPR模型均为正四面体，但中心原子的孤电子对数依次增多，排斥力越大，导致o健之问的键角变小。

7.酸性强弱的答题模板：H2Se04比H2Se03酸性强的原因:H2Se04和H2Se03可分别表示成(HO)2SeO2和(HO)2SeO，H2Se04的非羟基氧比H2Se03的非羟基氧多，H2Se04中的Se为+6价，而H2Se03中的se为+4价，H2Se04中的Se正电性更高，导致Se-0-H中0的电子更向Se偏移，越易电离出H。

8.配位键的形成答题模板

①CN-做配体时，提供孤电子对的通常是C原子，而不是N原子，其原因是:碳元素的电负性小于氨元素的电负性，对孤对电子的吸引能力弱，给出电子对更容易。

②C0作配体时，配位原子是C而不是0，其原因是:的电负性小于0，对孤对电子的吸引能力弱，给出电子对更容易。

③NaBH4的阴离子中一个B原子能形成4个共价键，而冰品石( Na3AIF6)的阴离子中一个AI原子可以形成6个共价键，原因是:B原子价电子层上没有d轨道，AI原子价电子层上有d轨道。

④已知NF3与NH3的空间构型相同，但NF3不易与Cu2+形成配离子，其原因是:在NF3中，共用电子对偏向F原子，偏离N原子，使得N原子核对其孤对电子的吸引能力増强，难与Cu2+形成配位键。

9.氢键的答题模板

①冰中氢键的键能为18.8KJ/mol，而冰的熔化热为5.0KJ/mol，解释原因:液态水中仍然存在大量氢键(或冰融化时只破坏了部分氢键）。

②水由液体形成固体后密度却减小，原因为:水在形成晶体时，由于氢键的作用使分子间距离增大，空间利用率降低，密度减小。

③氨气极易溶于水的原因为:氨气和水都是极性分子，相似相溶;氨气与水分子能形成氢键。

④一定压强下，将NH3和PH3的混合气体降温，首先液化的是NH3，解释原因:NH3存在分子间氢键，分子问作用力强。

10.物质溶解性的答题模板：请解释加入乙醇后析出 [Cu(NH3)4]S04·2H20品体的原因:乙醇分子极性比水分子极性弱，加入乙醇降低溶剂极性，从而减小溶质的溶解度。

11.分子极性大小比较答题模板：C、0电负性相差1.0，由此可以判断CO应为极性较强的分子，但实际上CO的极性较弱，请解释其原因:从电负性分析，CO中的共用电子对偏向氧原子，但分子中形成配位健的电子对是氧原子单方面提供的，抵消了共用电子对偏向O而产生的极性。

12.相对分子质量大小比较答题模板：测定化合物HF的相对分子质量时，发现实验值一般高于理论值，其主要原因是:HF分子间存在氢键，易形成缔合分子(HF)n。

13.晶体导电原因答题模板：

①Fe304晶体能导电的原因:电子可在两种不同价态的铁离子快速发生移动。

②金属Ni导电的原因是:Ni单质是金属晶体，由金属阳离子和自由电子构成，自由电子在外加电场的作用下可发生定向移动。

14.晶体熔点沸点比较答题模板

①H20沸点高于H2S的原因:H20分子间存在氢键，且比范德华力强。

②SiH4沸点高于CH4的原因:SiH4和CH4的组成和结构相似的物质，SiH4的相对分子质量大，分子间作用力大（范德华力大），熔沸点高。

③氮化硼(BN)和磷化硼(BP)都是受到高度关注的耐磨涂料，它们的结构相似，但是氮化硼晶体的熔点要比磷化硼晶体高，其原因是：氮化硼(BN)和磷化硼(BP)都属于原子晶体，而氮原子的半径比磷原子小，B-N共价键键长比B-P短，键能大，所以氮化硼晶体的熔点要比磷化硼晶体高。

④从结构角度分析并比较CoF2与CoCl2晶体的熔点高低:氟离子半径比氯离子半径小，CoF2的晶格能比CoCl2晶格能大，则CoF2比CoCl2的熔点高。

⑤K和Cr属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属K的熔点、沸点等都比金属

Cr低，原因是:由于K原子的半径比较大而且价电子数较少，其纯金属存在的金属键的强度没有的Cr高，所以其熔沸点较低。

⑥从结构的角度分析Si02比C02熔沸点高的原因:Si02属于原子晶体，C02属于分子晶体，故Si02沸点高。

⑦氯化铝的熔点为190°C，而氟化铝的熔点为1290°C，导致这种差异的原因为:AlCl3是分子晶体，而AlF3是离子晶体，离子健比分子问作用力大得多。

15.晶体类型形成的答题模板：S(黑球)和Cu(白球)形成某种晶体的晶胞如图所示，若CuS中S2-被02-代替，形成的晶体只能采取NaCl型堆积，试从晶体结构分析其不同及原因:将S2-替换为后，由于r(02-)＜r(S2-)，导致r+/r-的值增大，增加了空间利用率，减少了配位排斥，使之更易于配位，因此中心阳离子的配位数由4増至6，导致晶体堆积方式发生改变。

来源：老齐的科学课堂