能量最低原理、基态与激发态、光谱：

1．能量最低原理
原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
2．基态原子与激发态原子
处于最低能量的原子叫做基态原子。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
例如：基态碳原子的价电子排布为而激发态时电子排布为(1个2s能级上的电子跃迁到了2p能级上)。
3．光谱与光谱分析
(1)原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
(2)发射光谱与吸收光谱
 
(3)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。

价层电子对互斥理论：

1940年美国的Sidgwick NV等人相继提出了价层电子对互斥理论（valence shell electron pair repulsion theory），简 称VSEPR法，该法适用于主族元素间形成的AB_n型分子或离子。该理论认为，一个共价分子或离子中，中心原子A周围所配置的原子B（配位原子）的几何构型，主要决定于中心原子的价电子层中各电子对间的相互排斥作用。这些电子对在中心原子周围按尽可能互相远离的位置排布，以使彼此间的排斥能最小。所谓价层电子对，指的是形成σ键的电子对和孤对电子。孤对电子的存在，增加了电子对间的排斥力，影响了分子中的键角，会改变分子构型的基本类型。根据此理论，只要知道分子或离子中的中心原子上的价层电子对数，就能比较容易而准确地判断AB_n型共价分子或离子的空间构型。

确定中心原子中价层电子对数：

中心原子的价层电子数和配体所提供的共用电子数的总和除以2，即为中心原子的价层电子对数。
规定：
①作为配体，卤素原子和H原子提供1个电子，氧族元素的原子不提供电子；
②作为中心原子，卤素原子按提供7个电子计算，氧族元素的原子按提供6个电子计算；
③对于复杂离子，在计算价层电子对数时，还应加上负离子的电荷数或减去正离子的电荷数；
④计算电子对数时，若剩余1个电子，亦当作1对电子处理。
⑤双键、叁键等多重键作为1对电子看待

判断分子的空间构型：

根据中心原子的价层电子对数，从表1中找出相应的价层电子对构型后，再根据价层电子对中的孤对电子数，确定电子对的排布方式和分子的空间构型。

杂化轨道理论：

是鲍林为了解释分子的立体结构提出的。中心原子杂化轨道、孤电子对数及与之相连的原子数间的关系是：杂化轨道数=孤电子对数+与之相连的原子数。杂化前后轨道总数比变，杂化轨道用来形成σ键或容纳孤对电子，未杂化的轨道与杂化轨道所在平面垂直，可用来形成π键。

常见杂化方式：

(1)sp杂化：直线型 如：CO₂、CS₂
(2)sp²杂化：平面三角形（等性杂化为平面正三角形） 如：BCl₃ C₂H₄
不等性杂化为V字型 如：H₂O H₂S OF₂
(3)sp³杂化：空间四面体（等性杂化为正四面体） 如：CH₄、CCl₄
不等性杂化为三角锥 如：NH₃ PCl₃ H₃O⁺  
sp³d杂化：三角双锥
sp³d²杂化：八面体（等性杂化为正八面体）

分子的构型与杂化类型的关系：

晶胞：

1．定义描述晶体结构的基本单元叫做晶胞。
2．结构一般来说，晶胞为平行六面体，晶胞只是晶体微观空间里的一个基本单元，在它的上、下、左、右、前、后无隙并置地排列着无数晶胞，而且所有晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的。“无隙”是指相邻晶胞之间没有任何间隙，“并置”是指所有晶胞都是平行排列的，取向相同。

晶胞中微粒数目的确定：

计算晶胞中微粒数目的常用方法是均摊法。均摊法是指每个晶胞平均拥有的粒子数目。如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有属于这个晶胞。
(1)长方体(或正方体)形晶胞中不同位置的粒子数的计算。
①处于顶点的粒子，同时为8个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞。
②处于棱上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞。
③处于面上的粒子，同时为2个晶胞所共有。每个粒子有属于该晶胞。
④处于晶胞内部的粒子，则完全属于该晶胞。
(2)非平行六面体形晶胞中粒子数目的计算同样可用均摊法，其关键仍然是确定一个粒子为几个晶胞所共有。例如，石墨晶胞每一层内碳原子排成许多个六边形，其顶点(1个碳原子)对六边形的贡献为，那么每一个六边形实际有6×=2个碳原子。
(3)在六棱柱晶胞(如图所示 MgB2的晶胞)中，顶点上的原子为6 个晶胞(同层3个，上层或下层3个) 共有，面上的原子为2个晶胞共有，因此镁原子个数为12×+2×=3，硼原子个数为6。

特别提醒：在晶胞中微粒个数的计算过程中，不要形成思维定式，不同形状的晶胞应先分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞共用，如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心上的原子依次被6、3、4、2 个晶胞共用。

有关晶胞密度的计算步骤：

①根据“分摊法”算出每个晶胞实际含有各类原子的个数，计算出晶胞的质量m：
②根据边长计算晶胞的体积V：
③根据进行计算，得出结果。

元素性质推断知识点归纳：
 
(1)质量最轻的元素是氢（H），其单质可以填充气球；质量最轻的金属是锂（Li）；熔点最高的非金属单质是石墨；熔点最高的金属单质是钨（W）；熔点最低的金属单质是汞（Hg）。
(2)地壳中含量最多是氧（O），其次是Si、Al、Fe、Ca、Na、K、Mg、H、Ti。
(3)既难得电子，又难失电子且为单原子分子的气体是稀有气体。
(4)最高正价与最低负价绝对值之差为4的是硫（S）；最高正价与最低负价绝对值之差为零的是碳（C）和硅（Si）。
(5)碳（C）是形成化合物最多的元素，是构成有机物的骨架元素，可形成多种同素异形体，其中硬度最大的是金刚石，而C₆₀是分子晶体，熔点较低。
(6)常温下能与水反应放出氧气，单质是氟（F₂），化合物是过氧化钠（Na₂O₂）。
(7)硅（Si）是构成地壳岩石骨架的主要元素，单质硅可被强碱溶液腐蚀且能放出氢气，还能被弱酸氢氟酸所溶解。
(8)能在空气中自然的非金属单质是白磷（P₄），白磷有毒，能溶于CS₂，和红磷互为同素异形体，红磷不能自然，不溶于CS₂，白磷与红磷在一定的条件下可以相互转化。
(9)既能在二氧化碳中燃烧，又能在氮气中燃烧的金属是Mg，既能与酸溶液又能与碱溶液作用且均放出氢气的金属是铝（Al）。
(10)同一元素的气态氢化物和最高价氧化物的水化物化合生成盐的元素一定是氮（N）。
(11)同一元素的气态氢化物和气态氧化物反应生成该元素得单质和水，该元素可能是氮（N）或硫（S）。
(12)光照时可以释放电子的是铷（Rb）和铯（Cs）；常温下呈液态的金属是汞（Hg），非金属单质是溴（Br₂）。
解元素推断题必备知识归纳
(1)与元素的原子结构相关知识归纳
①最外层电子数等于次外层电子数的元素是Be、Ar；最外层电子数是次外层电子数2倍的元素有C；最外层电子数是次外层电子数3倍的元素有O；最外层电子数是次外层电子数4倍的元素有Ne。
②次外层电子数是最外层电子数2倍的元素有Li、Si；次外层电子数是最外层电子数4倍的元素有Mg。
③内层电子数是最外层电子数2倍的元素有Li、P；电子总数是最外层电子数2倍的元素有Be。原子核内无中子的元素是11H。
④常见等电子微粒：

电子数	分子	阳离子	阴离子
2	H2、He	Li+、Be2+	H-
10	Ne、HF、H2O、NH3、CH4	Na+、Mg2+、Al3+、H3O+、NH4+	O2-、F-、OH-、NH2-
18	Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4、C2H6、CH3OH	K+、Ca2+	S2-、HS-、Cl-

(2)元素在周期表中的位置相关知识归纳
①主族序数与周期序数相同的元素有H、Be、Al；主族序数是周期序数2倍的元素有C、S；主族序数是周期序数3倍的元素有O。
②周期序数是主族序数2倍的元素有Li、Ca；周期序数是主族序数3倍的元素有Na。
③最高正价与最低负价的绝对值相等的元素有C、Si；最高正价是最低负价的绝对值3倍的元素有S。
④上一周期元素所形成的阴离子和下一周期元素最高价态阳离子的电子层结构与上一周期零族元素原子的电子层结构相同。
(3)与元素性质相关知识归纳
①元素所形成的单质及化合物的物理特性
A.颜色：常温下，单质为有色气体的元素是F、Cl；单质为淡黄色固体的元素是S；焰色反应火焰呈黄色的元素是Na，呈紫色的元素是K（通过兰色钴玻璃）。
B.状态：常温下，单质呈液态的非金属元素是Br；单质为白色蜡状固体的元素是P。
C.气味：有臭鸡蛋气味的非金属元素是S。
D.熔点：单质熔点最低的金属元素是Hg；熔点最高的金属元素是W。单质熔点最高的非金属元素是C。氢化物熔点最高的非金属元素是O。氧化物熔点最高的非金属元素是Si。
E.硬度：单质为天然物质中硬度最大的元素是C。
F.密度：单质最轻的金属元素是Li；单质最轻的非金属元素是H。
G.溶解性：气态氢化物最易溶于水的元素是N。
H.导电性：单质能导电的非金属元素是C；单质属于半导体材料的是Si。
②元素所形成的单质及化合物的化学特性
A.无正价、无含氧酸的元素是F；单质氧化性最强、其氢化物水溶液可雕刻玻璃的元素是F；气态氢化物稳定性最强的元素是F；最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素是Cl。
B.其两种同素异形体对人类生存都非常重要的元素是O（O₃层被称为人类和生物的保护伞）；气态氢化物与最低价氧化物能反应生成单质的是S。
C.气态氢化物与最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素是N；气态氢化物能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的元素是N；其中一种同素异形体在空气中能自燃的元素是P。
③元素性质递变规律
A.元素金属性强弱比较规律
I．依据元素周期表，同一周期中，从左到右，金属性逐渐减弱；同一主族中，由上到下，金属性逐渐增强。
II．依据最高价氧化物的水化物碱性强弱，碱性越强，金属性越强。
III．依据金属活动性顺序（极少数例外）。
IV．依据金属单质与酸或水反应的剧烈程度，反应越剧烈，金属性越强。
V．依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。
VI．依据原电池原理，原电池中作负极的金属比作正极的金属金属性强。
VII．依据电解原理，电解时，阴极上后析出的金属比先析出的金属金属性强。
B.元素非金属性强弱比较规律
I．依据元素周期表，同一周期中，从左到右，非金属性逐渐增强；同一主族中，由上到下，非金属性逐渐减弱。
II．依据最高价氧化物的水化物的酸性强弱，酸性越强，非金属性越强。
III．依据与H₂化合的难易，越容易化合，非金属性越强。
IV．依据其气态氢化物的稳定性，稳定性越强，非金属性越强。
V．依据非金属单质与盐溶液之间的置换反应。
C.微粒半径大小比较规律
I．同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小，如第3周期中：Na⁺>Mg²⁺>Al³⁺；同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小，如第3周期中：P^3->S^2->Cl^-。
II．同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大，如第IA族中：Li<Na+<K+，同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如第VIIA族中：F^-<Cl^-<Br^-。
III．阳离子半径总比相应原子半径小，如Na⁺<Na，阴离子半径总比相应原子半径大，如S^2->S。
IV．电子层结构相同的离子半径随原子序数的增大而减小，如S^2->Cl^->K⁺>Ca²⁺，O^2->F^->Na⁺>Mg²⁺>Al³⁺。
④元素的含量地壳中质量分数最大的元素是O，其次是Si；地壳中质量分数最大的金属元素是Al，其次是Fe；氢化物中氢元素质量分数最大的是C；所形成的有机化合物中种类最多的是C。
(3)解元素推断题的方法解答元素推断题，必须抓住原子结构和元素的有关性质，掌握元素周期表中主要规律，熟悉某些元素（短周期或前20号元素）的性质、存在和用途的特殊性，用分析推理法确定未知元素在周期表中的位置。对于有突破口的元素推断题，可利用题目暗示的突破口，联系其它条件，顺藤摸瓜，各个击破，推出结论。对无明显突破口的元素推断题，可利用题示条件的限定，逐渐缩小推求范围，并充分考虑各元素的相互关系予以推断。有时限制条件不足，则可进行讨论，得出合理结论，有时答案不止一组，只要能解释通都可以，若题目只要求一组，则选择自己最熟悉、最有把握的。有时需要运用直觉，大胆尝试、假设，再根据题给条件进行验证，也可推出。

氢键：

(1)概念：已经与电负性很大的原子(如N、O、F) 形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子(如 N、O、F)之问的作用力。如水分子问的氢键如下图所示。

(2)表示方法：A—H…B一(A、B为N、O、F“一” 表示共价键，“…”表示形成的氢键)。
(3)分类
(4)属性：氢键不属于化学键，它属于一一种较强的分子间作用力，其作用能大小介于范德华力和化学键之间。
(5)对物质性质的影响
①氢键对物质熔、沸点的影响。分子问存在氧键时，破坏分子问的氢键，需要消耗更多的能量，所以存在氢键的物质具有较高的熔点和沸点。
例如：氮族、氧族、卤素中的N、O、F的氧化物的熔、沸点的反常现象。

②氢键对物质溶解度的影响：氢键的存在使物质的溶解性增大。例如：NH3极易溶解于水，主要是由于氨分子和水分子之问形成了氢键，彼此互相缔合，因而加大了溶解。再如乙醇、低级醛易溶于水，也是因为它们能与水分子形成氢键。
③氢键的存在会引起密度的变化。水结冰时体积膨胀、密度减小的反常现象也可用氢键解释：在水蒸气中水以单个的水分子形式存在；在液态水中，通常是几个水分子通过氢键结合，形成(H2O)n小集团；在固态水(冰)中，水分子大范围地以氢键互相连接，成为疏松的晶体，因此在冰的结构中有许多空隙，造成体积膨胀，密度减小。
④分子内氢键与分子间氢键对物质性质的不同影响：氢键既可以存在于分子内部的原子之间，也可以存在于分子间的原子之间，只不过这两种情况对物质性质的影响程度是不一样的。例如，邻羟基苯甲醛存在分子内氢键：熔点为2℃，沸点为196． 5℃；对羟基苯甲醛存在分子间氢键：熔点为 115℃，沸点为250℃。由此可见，分子间氢键使物质的熔、沸点更高。
6)存在：水、醇、羧酸、酰胺、氨基酸、蛋白质、结晶水合物等物质中都能存在；生命体中许多大分子内也存在氢键，如氢键是蛋白质具有生物活性的高级结构的重要原因，DNA双螺旋的两个螺旋链也是以氢键相互结合的。