1、原子核外电子运动状况，知道电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的意思.
1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.
电子层（能层）：依据电子的能量差异和主要运动地区的不同，核外电子分别处于不一样的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.
原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不相同种类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.
2.(架构原理）
知道多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，可以用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.
(1).原子核外电子的运动特点可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，没有运动状况一模一样的两个电子.
(2).原子核外电子排布原理.
①.能量最低原理：电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.
②.泡利不相容原理：每一个轨道最多容纳两个自旋状况不一样的电子.
③.洪特规则：在能量相同的轨道上排布时，电子尽量分占不一样的轨道，且自旋状况相同.
洪特规则的特例：在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状况，具备较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.
(3).学会能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.
①依据架构原理，基态原子核外电子的排布的顺序。
②依据架构原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。
3.元素电离能和元素电负性
第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
(1).原子核外电子排布的周期性.
伴随原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔肯定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.
(2).元素第一电离能的周期性变化.
伴随原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：
同周期从左到右，第一电离能有渐渐增大的趋势，稀少气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；
同主族从上到下，第一电离能有渐渐减小的趋势.
说明：
①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P
②.元素第一电离能的运用：
a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.
b.用来比较元素的金属性的强弱.I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱.
(3).元素电负性的周期性变化.
元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。
伴随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性渐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.
电负性的运用：
a.确定元素种类(一般1.8，非金属元素；1.8，金属元素).
b.确定化学键种类(两元素电负性差值1.7，离子键；1.7，共价键).
c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）.
d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的要紧参数（表征原子得电子能力强弱）.
2、化学键与物质的性质.
内容：离子键――离子晶体
1.理解离子键的意思，能说明离子键的形成.知道NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特点，可以用晶格能讲解离子化合物的物理性质.
(1).化学键：相邻原子之间强烈的相互用途.化学键包含离子键、共价键和金属键.
(2).离子键：阴、阳离子通过静电用途形成的化学键.
离子键强弱的判断：离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高.
离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量.晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大.
离子晶体：通过离子键用途形成的晶体.
典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中，每一个钠离子周围有6个氯离子，每一个氯离子周围有6个钠离子，每一个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子；氯化铯晶体中，每一个铯离子周围有8个氯离子，每一个氯离子周围有8个铯离子，每一个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子.
(3)晶胞中粒子数的计算办法--均摊法.
2.知道共价键的主要种类键和键，可以用键能、键长、键角等数据了解明简单分子的某些性质（对键和键之间相对强弱的比较不作需要）.
(1)共价键的分类和判断：键（头碰头重叠）和键（肩碰肩重叠）、极性键和非极性键，还有一类特殊的共价键-配位键.
(2)共价键三参数.
共价键的键能与化学反应热的关系：反应热=所有反应物键能总和－所有生成物键能总和.
3.知道极性键和非极性键，知道极性分子和非极性分子及其性质的差异.
(1)共价键：原子间通过共用电子对形成的化学键.
(2)键的极性：
极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对发生偏移.
非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移.
(3)分子的极性：
①极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.
非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.
②分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面一同决定.
非极性分子和极性分子的比较
4.分子的空间立体结构
容易见到分子的种类与形状比较
知道原子晶体的特点，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系.
(1)原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体.
(2)典型的原子晶体有金刚石（C）、晶体硅(Si)、二氧化硅（SiO２）
金刚石是正四面体的空间网状结构，最小的碳环中有6个碳原子，每一个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键；晶体硅的结构与金刚石相似；二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有6个硅原子和6个氧原子，每一个硅原子与4个氧原子成键，每一个氧原子与2个硅原子成键.
(3)共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高.如熔点：金刚石碳化硅晶体硅.
6.理解金属键的意思，可以用金属键的自由电子理论讲解金属的一些物理性质.了解金属晶体的基本堆积方法，知道容易见到金属晶体的晶胞结构（晶体内部空隙的辨别、与晶胞的边长等晶体结构参数有关的计算不作需要）.
(1).金属键：金属离子和自由电子之间强烈的相互用途.
请运用自由电子理论讲解金属晶体的导电性、导热性和延展性.
(2)①金属晶体：通过金属键用途形成的晶体.
②金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律：阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高.如熔点：NaMgAl，LiNaKRbCs．金属键的强弱可以用金属的原子
7.知道简单配合物的成键状况（配合物的空间构型和中心原子的杂化种类不作需要）.
(1)配位键：一个原子提供一对电子与另一个同意电子的原子形成的共价键.即成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键.
(2)①.配合物：由提供孤电子对的配位体与同意孤电子对的中心原子(或离子)以配位键形成的化合物称配合物，又称络合物.
②形成条件：a.中心原子(或离子)需要存在空轨道.b.配位体具备提供孤电子对的原子.
③配合物的组成.
④配合物的性质：配合物具备肯定的稳定性.配合物中配位键越强，配合物越稳定.当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关.
3、分子间用途力与物质的性质.
1.了解分子间用途力的意思，知道化学键和分子间用途力有什么区别.
分子间用途力：把分子聚集在一块有哪些用途力.分子间用途力是一种静电用途，比化学键弱得多，包含范德华力和氢键.
范德华力一般没饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性.
2.了解分子晶体的意思，知道分子间用途力的大小对物质某些物理性质的影响.
(1).分子晶体：分子间以分子间用途力（范德华力、氢键）相结合的晶体.典型的有冰、干冰.
(2).分子间用途力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构一样的物质，相对分子水平越大，分子间用途力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点总是反常地高.
3.知道氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作需要）.
NH3、H2O、HF中因为存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高.
影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性
表示办法：XHY(N O F)通常都是氢化物中存在.
4.知道分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间用途力有什么区别.
4、几种比较
1、离子键、共价键和金属键的比较
2、非极性键和极性键的比较
3．物质溶沸点的比较（重点）
（1）不相同种类晶体：通常情况下，原子晶体离子晶体分子晶体
（2）同类型型晶体：构成晶体质点间有哪些用途大，则熔沸点高，反之则小。
①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。
②分子晶体：对于相同种类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。
③原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。
（3）常温常压下状况
①熔点：固态物质液态物质
②沸点：液态物质气态物质
