物质结构与性质-【2021高考考前必备】高中化学基础知识清单（苏教版）

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高中化学教材基础知识清单

使用说明：

1.《基础知识清单》按照苏教版教材编写，便于查找，在阅读本材料时，要结合教材一起阅读。

2.《基础知识清单》中所列知识点，达到“熟悉”的直接跳过，达不到“熟悉”的，要多次复习巩固。

3.根据自己的掌握情况，做好相应标记，及时复习。

物质结构与性质

专题 2 原子结构与元素的性质

2.1 原子核外电子的运动

1.英国物理学家卢瑟福通过 α粒子散射实验，提出原子结构的有核模型，认为原子的质量主要集中在原子

核上，电子在原子核外空间做高速运动。人们称他为“原子之父”。

2.丹麦物理学家玻尔提出电子在原子轨道上运动，原子轨道的能量变化是不连续的（量子化的），电子在

原子轨道上运动时，既不放出能量，也不吸收能量。当电子吸收了能量（如光能、热能等）后，就会

从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上。处于能量较高的轨道的电子不稳定，会回到能量较低的

轨道发射出光子，发出光的波长取决于两个轨道的能量之差。

3.电子云图是用小点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会的大小所得的图形。原子轨道是指量子

力学描述电子在原子核外空间运动的主要区域，不同于宏观物体的运动轨迹。

4.原子核外电子的运动特征，分别用电子层（用 K、L、M、N、O、P、Q表示）、原子轨道的种类（用

s、p、d、f表示）、原子轨道的伸展方向（即原子轨道数目，s、p、d、f的轨道数目分别为

1、3、5、7）、电子的自旋方向四个方面表示。一个原子中，每一个电子都具有不同的运动状态，即

一个原子有多少个电子，就有多少种运动状态。

特别注意不同教材中概念的名称不同：电子层又叫能层，每一个能层分为不同的能级（如 1s、2s、2p

等）。

5.核外电子排布的表示方法：

①原子结构示意图：熟悉第 21~36 号元素的原子结构示意图的书写。各主族元素（重点是第 4周期以

后）原子结构示意图的书写。

②核外电子排布式和外围电子（价电子）排布式：重点 21~35 号元素，特别是 Cr、Cu 的核外电子排

布式。

③轨道表示式（电子排布图）和外围电子的轨道表示式：书写时要在注明轨道符号，如 3d、4s 等。

6.原子核外电子在填充时，按照原子轨道（能级）能量由低到高的顺序填充（电子在原子轨道上的排布顺

序图），注意能量交错现象，但书写时仍然按照电子层的顺序书写。在失去电子时，最先失去的是排

在最外层的电子，再失去内层电子。

7.用洪特规则解释 Cr、Cu 的核外电子排布。原子的核外电子排布以实验测定的结果为准。

8.我们日常生活中看到的霓虹灯光、激光、烟火等都与原子核外电子跃迁释放能量有关。不同元素的原子

电子发生跃迁时吸收或放出的光是不同的，可以通过光谱仪摄取各种元素的原子发射光谱或吸收光谱，

可以用来检测元素。

2.2 元素性质的递变规律

1.元素周期表中族的划分：包括主族、副族、0族和第Ⅷ族，元素的分区：包括 s区、p区、d区、ds 区和 f

区。记清楚每一族和分区的元素的核外电子排布特征。

2.第一电离能是某元素的气态原子失去一个电子形成+1 价气态阳离子所需的最低能量，符号 I1。M(g)-e-

→M+(g)。第一电离能可以衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度。同周期第一电离能呈增大的

趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；同族第一电离能逐渐减小。He 的第

一电离能最大。

3.用原子结构理论（核外电子排布）解释第二周期 Be、N元素，第三周期 Mg、P元素的第一电离能比较大

的原因。

4.p21【交流与讨论】3.形成+2 价气态离子所需的最低能量成为第二电离能（I2）。根据表格中的数据，解

释：

①为什么元素的各级电离能逐渐增大？当从阳离子中再失去一个电子，电子不仅要受到原子核的吸引，

还要受到带正电的离子的吸引，因此各级电离能逐渐增大。当电子层为稳定结构（1s2、2s22p6等）时，

体系能量较低，难以再失去电子，因此电离能发生突跃。

②为什么钠易形成Na+，不易形成Na2+，镁易形成Mg2+，不易形成Mg3+。Na 的外围电子排布为 3s1，

易失去一个电子，达到稳定结构，Na+外围电子排布为 2s22p6，为稳定结构，能量较低，难失去电子；

Mg 的外围电子排布为 2s2，易失去 2个电子，达到稳定结构（2s22p6），Mg2+电子排布为稳定结构

（2s22p6），能量较低，难失去电子。

③Na+和Mg2+的外围电子排布均为2s22p6，为什么 Na 的I2小于 Mg 的I3？因为Na+带一个正电荷，且核

电荷数较少；Mg2+带2个正电荷，核电荷数较多，吸引电子能力 Mg2+>Na+。

5.第一电离能的应用：

①根据第一电离能判断金属性和非金属性的强弱；②根据各级电离能的数据确定元素的化合价和元素

所在的位置；③电离能的突跃与电子层结构的关系。

6.电负性是衡量元素在化合物中吸引电子的能力。同周期、同主族元素的电负性变化规律，几种重要元素

（F、O、Cl、N）的电负性数值。

7.电负性的应用：①判断元素的金属性和非金属性的强弱；②判断化学键的类型；③判断共价化合物中元

素的化合价。

专题 3 微粒间的作用力

3.1 金属键金属晶体

1.用金属键理论（电子气理论）解释金属的导电性、导热性和延展性。

2.金属键的强弱与金属的原子半径、单位体积内的自由电子数目有关。一般，金属原子半径越小，价电子

数越多，金属键越强。注意金属键强弱与金属性强弱的区别。

3.金属键的强弱用原子化热来衡量，原子化热是指 1mol 金属固体完全气化成相互远离的气态原子时吸收的

能量，单位是kJ·mol-1。M(s)→M(g)。

4.根据金属键的强弱判断金属的硬度和熔沸点。金属键越强，金属晶体的硬度越大，熔沸点越高。

金属键的强弱差别较大。如钠、钾的熔沸点低，存在的金属键较弱；铬的硬度大，熔沸点高，存在的

金属键较强。

5.晶体的自范性即晶体能自发地呈现多面体外形的性质，晶体常常会表现出各向异性。区别晶体和非晶体

最可靠的方法是对固体进行 X-射线衍射实验。

6.等径球在二维空间的排列两种方式：非密置层（配位数为 4）和密置层（配位数为 6）。

7.等径球在三维空间的 4种堆积方式：简单立方、体心立方、面心立方和六方最密堆积，熟悉晶胞中各原

子的位置关系。三种金属晶体的晶胞的分析：配位数、晶胞中的原子个数（用均摊法计算）、晶体密

度、两个原子之间的距离、空间利用率的计算。

3.2 离子键离子晶体

1.离子键的强弱用晶格能表示，晶格能（U）是指拆开 1mol 晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子时所吸

收的能量，如 NaCl(s)→Na+(g)+Cl-(g) U=786kJ·mol-1。晶格能的大小与离子所带的电荷的多少和阴阳

离子之间的核间距（离子半径）有关。晶格能越大，离子键越牢固，晶体的熔、沸点越高。

2.离子晶体的物理性质：离子晶体一般熔沸点较高、脆而硬，晶体不导电，熔化态或溶于水导电，大多溶

极性溶剂，难溶于非极性溶剂。

3.熟悉常见的离子晶体模型：NaCl 型、CsCl 型、CaF2型、ZnS 型。

各类晶体中离子数目、配位数、最近的同种微粒数目。

晶体密度和微粒间距离的计算。微粒的坐标。

3.3 共价键原子晶体

1.共价键形成本质，当成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电

子对，两原子间电子密度增加，体系能量降低。

2.共价键的分类：

①依据原子轨道的重叠方式分为 σ键和π键，分子结构中单键是σ键，双键由一个 σ键和一个 π键组

成，叁键由一个 σ键和2个π键组成。

②依据共用电子对的偏移程度分为极性键和非极性键。

③配位键，提供孤电子对的是配位原子，具有空轨道能接受孤电子对的是中心原子。配位键

的表示方法。

3.共价键的键能：在 101kPa、298K 条件下，1molAB 分子生成气态A原子和 B原子的过程中吸收的能量。

①键能的大小可以判断共价键的稳定性，从而判断分子的稳定性。N2分子化学性质稳定，是因为N≡N

键的键能很大。N≡N 键能大于 N-N 键能的 3倍。

②CH2=CH2中C=C 的键能（615kJ·mol-1）小于 C2H6中C-C 的键能（348kJ·mol-1）的两倍，CH≡CH 中

C≡C 的键能（812kJ·mol-1）小于 C-C 的键能的 3倍，也小于 C-C、C=C 键能之和，说明乙烯、乙

炔分子中的 π键不如 σ键牢固，比较容易断裂。

4.键长：当两个原子间形成双键、叁键时，原子轨道的重叠程度增大，原子之间的核间距变短，即键长变

短。

5.原子（共价）晶体中不存在单个分子，化学式只表示晶体中的原子个数比。原子（共价）晶体中只存在

共价键，具有空间网状结构，结构比较稳定。原子（共价）晶体发生变化一定要克服共价键，原子

（共价）晶体的熔、沸点很高、硬度很大。原子（共价）晶体不导电、难溶于水。

熟记常见的原子（共价）晶体。

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