主要知識要點：
1、原子結構
2、元素周期表和元素周期律
3、共價鍵
4、分子的空間構型
5、分子的性質
6、晶體的結構和性質
（一）原子結構
1、能層和能級
（1）能層和能級的劃分
①在同一個原子中，離核越近能層能量越低。
②同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級s、p、d、f，能量由低到高依次為s、p、d、f。
③任一能層，能級數等於能層序數。
④s、p、d、f……可容納的電子數依次是1、3、5、7……的兩倍。
⑤能層不同能級相同，所容納的最多電子數相同。
（2）能層、能級、原子軌道之間的關係
每能層所容納的最多電子數是：2n2（n：能層的序數）。
2、構造原理
（1）構造原理是電子排入軌道的順序，構造原理揭示了原子核外電子的能級分布。
（2）構造原理是書寫基態原子電子排布式的依據，也是繪製基態原子軌道表示式的主要依據之一。
（3）不同能層的能級有交錯現象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。原子軌道的能量關係是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np
（4）能級組序數對應著元素周期表的周期序數，能級組原子軌道所容納電子數目對應著每個周期的元素數目。
根據構造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數為2n2 ；最外層不超過8個電子；次外層不超過18個電子；倒數第三層不超過32個電子。
（5）基態和激發態
①基態：最低能量狀態。處於最低能量狀態的原子稱為基態原子。
②激發態：較高能量狀態（相對基態而言）。基態原子的電子吸收能量後，電子躍遷至較高能級時的狀態。處於激發態的原子稱為激發態原子。
③原子光譜：不同元素的原子發生電子躍遷時會吸收（基態→激發態）和放出（激發態→較低激發態或基態）不同的能量（主要是光能），產生不同的光譜——原子光譜（吸收光譜和發射光譜）。利用光譜分析可以發現新元素或利用特徵譜線鑑定元素。
3、電子云與原子軌道
（1）電子云：電子在核外空間做高速運動，沒有確定的軌道。因此，人們用「電子云」模型來描述核外電子的運動。「電子云」描述了電子在原子核外出現的概率密度分布，是核外電子運動狀態的形象化描述。
（2）原子軌道：不同能級上的電子出現概率約為90%的電子云空間輪廓圖稱為原子軌道。s電子的原子軌道呈球形對稱，ns能級各有1個原子軌道；p電子的原子軌道呈紡錘形，np能級各有3個原子軌道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能級各有5個原子軌道；nf能級各有7個原子軌道。
4、核外電子排布規律
（1）能量最低原理：在基態原子裡，電子優先排布在能量最低的能級裡，然後排布在能量逐漸升高的能級裡。
（2）泡利原理：1個原子軌道裡最多只能容納2個電子，且自旋方向相反。
（3）洪特規則：電子排布在同一能級的各個軌道時，優先佔據不同的軌道，且自旋方向相同。
（4）洪特規則的特例：電子排布在p、d、f等能級時，當其處於全空、半充滿或全充滿時，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整個原子的能量最低，最穩定。
能量最低原理表述的是「整個原子處於能量最低狀態」，而不是說電子填充到能量最低的軌道中去，泡利原理和洪特規則都使「整個原子處於能量最低狀態」。
（5）（n-1）d能級上電子數等於10時，副族元素的族序數=ns能級電子數
（二）元素周期表和元素周期律
1、元素周期表的結構
元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外的能層數決定元素所在的周期，原子的價電子總數決定元素所在的族。
（1）原子的電子層構型和周期的劃分
周期是指能層（電子層）相同，按照最高能級組電子數依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右（除稀有氣體外），元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。
（2）原子的電子構型和族的劃分
族是指價電子數相同（外圍電子排布相同），按照電子層數依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族（第Ⅷ族除外）。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。
（3）原子的電子構型和元素的分區
按電子排布可把周期表裡的元素劃分成 5個區，分別為s區、p區、d區、f區和ds區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最後填入電子的能級的符號。
2、元素周期律
元素的性質隨著核電荷數的遞增發生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負性等的周期性變化。元素性質的周期性來源於原子外電子層構型的周期性。
（1）同周期、同主族元素性質的遞變規律
（2）微粒半徑的比較方法
①同一元素：一般情況下元素陰離子的離子半徑大於相應原子的原子半徑，陽離子的離子半徑小於相應原子的原子半徑。
②同周期元素（只能比較原子半徑）：隨原子序數的增大，原子的原子半徑依次減小。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
③同主族元素（比較原子和離子半徑）：隨原子序數的增大，原子的原子半徑依次增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs，F-<Cl-<Br-<I-
④同電子層結構（陽離子的電子層結構與上一周期0族元素原子具有相同的電子層結構，陰離子與同周期0族元素原子具有相同的電子層結構）：隨核電荷數增大，微粒半徑依次減小。如：F->Na+>Mg2+>Al3+
（3）元素金屬性強弱的判斷方法
（4）非金屬性強弱的判斷方法
（三）共價鍵
1、共價鍵的成鍵本質：成鍵原子相互接近時，原子軌道發生重疊，自旋方向相反的未成對電子形成共用電子對，兩原子核間電子云密度增加，體系能量降低。
2、共價鍵類型：
（1）σ鍵和π鍵
（2）極性鍵和非極性鍵
（3）配位鍵：一類特殊的共價鍵，一個原子提供空軌道，另一個原子提供一對電子所形成的共價鍵。
①配位化合物：金屬離子與配位體之間通過配位鍵形成的化合物。如：Cu(H2O)4SO4、Cu(NH3)4(OH)2、Ag(NH3)2OH、Fe(SCN) 3等。
②配位化合物的組成：
3、共價鍵的三個鍵參數
（1）鍵長、鍵能決定共價鍵的強弱和分子的穩定性，鍵角決定分子空間構型和分子的極性。
（2）鍵能與反應熱：反應熱＝生成物鍵能總和－反應物鍵能總和
（四）分子的空間構型
1、等電子原理
原子總數相同、價電子總數相同的分子具有相似的化學鍵特徵，許多性質是相似的，此原理稱為等電子原理。
（1）等電子體的判斷方法：在微粒的組成上，微粒所含原子數目相同；在微粒的構成上，微粒所含價電子數目相同；在微粒的結構上，微粒中原子的空間排列方式相同。（等電子的推斷常用轉換法，如CO2=CO+O=N2+O=N2O=N2+N—=N3—或SO2=O+O2=O3=N—+O2= NO2—）
（2）等電子原理的應用：利用等電子體的性質相似，空間構型相同，可運用來預測分子空間的構型和性質。
2、價電子互斥理論
（1）價電子互斥理論的基本要點：ABn型分子（離子）中中心原子A周圍的價電子對的幾何構型，主要取決於價電子對數（n），價電子對儘量遠離，使它們之間斥力最小。
（2）ABn型分子價層電子對的計算方法：
①對於主族元素，中心原子價電子數=最外層電子數，配位原子按提供的價電子數計算，如：PCl5中
②O、S作為配位原子時按不提供價電子計算，作中心原子時價電子數為6；
③離子的價電子對數計算
如：NH4+：；SO42- ：
3、雜化軌道理論
（1）雜化軌道理論的基本要點：
①能量相近的原子軌道才能參與雜化。
②雜化後的軌道一頭大，一頭小，電子云密度大的一端與成鍵原子的原子軌道沿鍵軸方向重疊，形成σ鍵；由於雜化後原子軌道重疊更大，形成的共價鍵比原有原子軌道形成的共價鍵穩定。
③雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個sp3雜化軌道佔有1個s軌道、3個p軌道。
④雜化軌道總數等於參與雜化的原子軌道數目之和。
（2）s、p雜化軌道和簡單分子幾何構型的關係
（3）雜化軌道的應用範圍：雜化軌道只應用於形成σ鍵或者用來容納未參加成鍵的孤對電子。
（4）中心原子雜化方式的判斷方法：看中心原子有沒有形成雙鍵或叄鍵，如果有1個叄鍵，則其中有2個π鍵，用去了2個p軌道，形成的是sp雜化；如果有1個雙鍵則其中有1個π鍵，形成的是sp2雜化；如果全部是單鍵，則形成的是sp3雜化。
4、分子空間構型、中心原子雜化類型和分子極性的關係
（五）分子的性質
1、分子間作用力（範德華力和氫鍵）
（1）分子間作用力和化學鍵的比較
（2）範德華力與氫鍵的比較
2、極性分子和非極性分子
（1）極性分子和非極性分子
<1>非極性分子：從整個分子看，分子裡電荷的分布是對稱的。如：①只由非極性鍵構成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等；②只由極性鍵構成，空間構型對稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等；③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CH≡CH、。
<2>極性分子：整個分子電荷分布不對稱。如：①不同元素的雙原子分子如：HCl，HF等。②折線型分子，如H2O、H2S等。③三角錐形分子如NH3等。
（2）共價鍵的極性和分子極性的關係：
兩者研究對象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身；兩者研究的方向不同，鍵的極性研究的是共用電子對的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分布是否均勻。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵；極性分子中，一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl、H2S、H2Ｏ2等。
（3）分子極性的判斷方法
①單原子分子：分子中不存在化學鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。
②雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCl、HBr等；若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。
③以極性鍵結合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分布均勻，即排列位置對稱，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對稱，則為極性分子，如NH3、SO2等。
④根據ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。（或A是否達最高價）
（4）相似相溶原理
①相似相溶原理：極性分子易溶於極性溶劑，非極性分子易溶於非極性溶劑。
②相似相溶原理的適用範圍：「相似相溶」中「相似」指的是分子的極性相似。
③如果存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。
3、有機物分子的手性和無機含氧酸的酸性
（1）手性分子
①手性分子：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間裡不能重疊，互稱手性異構體（又稱對映異構體、光學異構體）。含有手性異構體的分子叫做手性分子。
②手性分子的判斷方法：判斷一種有機物是否具有手性異構體，可以看其含有的碳原子是否連有四個不同的原子或原子團，符合上述條件的碳原子叫做手性碳原子。手性碳原子必須是飽和碳原子，飽和碳原子所連有的原子和原子團必須不同。
（2）無機含氧酸分子的酸性
①酸的元數=酸中羥基上的氫原子數，不一定等於酸中的氫原子數（有的酸中有些氫原子不是連在氧原子上）
②含氧酸可表示為：（HO）mROn,酸的強度與酸中的非羥基氧原子數n有關，n越大，酸性越強。
n=0 弱酸 n=1 中強酸 n=2強酸 n=3 超強酸
（六）晶體的結構和性質
1、四大晶體的比較
2、典型晶體的結構特徵
（1）NaCl
屬於離子晶體。晶胞中每個Na+周圍吸引著6個Cl－，這些Cl－構成的幾何圖形是正八面體，每個Cl－周圍吸引著6個Na+，Na+、Cl－個數比為1：1，每個Na+與12個Na+等距離相鄰，每個氯化鈉晶胞含有4個Na+和4個Cl－。
（2）CsCl
屬於離子晶體。晶胞中每個Cl—（或Cs+）周圍與之最接近且距離相等的Cs+（或Cl—）共有8個，這幾個Cs+（或Cl—）在空間構成的幾何構型為立方體，在每個Cs+周圍距離相等且最近的Cs+共有6個，這幾個Cs+在空間構成的幾何構型為正八面體，一個氯化銫晶胞含有1個Cs+和1個Cl—。
（3）金剛石（空間網狀結構）
屬於原子晶體。晶體中每個C原子和4個C原子形成4個共價鍵,成為正四面體結構，C原子與碳碳鍵個數比為1：2，最小環由6個C原子組成，每個C原子被12個最小環所共用；每個最小環含有1/2個C原子。
（4）SiO2
屬於原子晶體。晶體中每個Si原子周圍吸引著4個O原子，每個O原子周圍吸引著2個Si原子，Si、O原子個數比為1：2，Si原子與Si—O鍵個數比為1：4，O原子與Si—O鍵個數比為1：2，最小環由12個原子組成。
（5）乾冰
屬於分子晶體。晶胞中每個CO2分子周圍最近且等距離的CO2有12個。1個晶胞中含有4個CO2。
（6）石墨
屬於過渡性晶體。是分層的平面網狀結構，層內C原子以共價鍵與周圍的3個C原子結合，層間為範德華力。晶體中每個C原子被3個六邊形共用,平均每個環佔有2個碳原子。晶體中碳原子數、碳環數和碳碳單鍵數之比為2：3。
（7）金屬晶體
金屬Po（釙）中金屬原子堆積方式是簡單立方堆積，原子的配位數為6，一個晶胞中含有1個原子。金屬Na、K、Cr、Mo（鉬）、W等中金屬原子堆積方式是體心立方堆積，原子的配位數為8，一個晶胞中含有2個原子。金屬Mg、Zn、Ti等中金屬原子堆積方式是六方堆積，原子的配位數為12，一個晶胞中含有2個原子。金屬Au、Ag、Cu、Al等中金屬原子堆積方式是面心立方堆積，原子的配位數為12，一個晶胞中含有4個原子。
3、物質熔沸點高低的判斷
（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：構成晶體質點間的作用力大，則熔沸點高，反之則小。
①離子晶體：結構相似且化學式中各離子個數比相同的離子晶體中離子半徑小（或陰、陽離子半徑之和越小的），鍵能越強的，熔、沸點就越高。如NaCl、NaBr、Nal；NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸點依次降低。離子所帶電荷大的熔點較高。如：MgO熔點高於NaCl。
②分子晶體：在組成結構均相似的分子晶體中，式量大的，分子間作用力就大，熔點也高。如：F2、Cl2、Br2、I2和HCl、HBr、HI等均隨式量增大。熔、沸點升高。但結構相似的分子晶體，有氫鍵存在熔、沸點較高。
③原子晶體：在原子晶體中，只要成鍵原子半徑小，鍵能大的，熔點就高。如金剛石、金剛砂（碳化矽）、晶體矽的熔、沸點逐漸降低。
④金屬晶體：在元素周期表中，主族數越大，金屬原子半徑越小，其熔、沸點也就越高。如ⅢA的Al，ⅡA的Mg，IA的Na，熔、沸點就依次降低。而在同一主族中，金屬原子半徑越小的，其熔沸點越高。