一、教材知识体系2、知识网络：二、课题介绍（一）第一单元原子核外电子的运动知识汇总(6)核外电子排布的原理：能量最低原理：电子尽先占据能量最低的轨道（能级交错：填充电子的顺序）泡利不相容：每个原子轨道只容纳两个自旋状态不同的电子洪特规则：电子尽可能分占不同的轨道，且自旋相同电子排布式:如：N-1s22s22p3（二）第一单元原子核外电子的运动教学注意事宜2、疑难问题解析钻穿效应：同一电子层不同轨道上的电子钻到原子内层的能力不同，大小顺序为ns＞np＞nd＞nf，电子钻穿内层的程度越大，受到原子核的吸引作用越大，内层电子对它的屏蔽作用越小。能级交错现象：以4s和3d说明。由于4s电子的钻穿效应较大，3d电子的屏蔽效应较大，使得3d电子的能量略高于4s。（一）第二单元元素性质的递变规律知识汇总变化规律：同主族，上到下，逐渐减小同周期主族元素，左到右，逐渐增大部分原子的核外电子排布，形成全空、半满、全满时，第一电离能大（4）电负性：元素在化合物中吸引电子的能力变化规律：同周期主族元素，左到右，逐渐增大同主族，上到下，逐渐减小一般：电负性大于1.8的为非金属；小于1.8的为金属化合物中电负性大的，化合价为负，电负性小的为正（二）第二单元元素性质的递变规律教学注意事宜（1）金属性与金属活动性的区别金属性：是指原子失去电子的难易程度，通常用金属元素的第一电离能大小来衡量，第一电离能越小，金属性越强。金属活动性：是指金属单质的活泼性，在水溶液里起氧化反应的难易，它是以金属的标准电极电势为依据。标准电极电势越小，金属活动性越强。（2）“对角线”规则：元素周期表中，某一元素及其化合物的性质和它左上方或右下方的另一元素的性质相类似，这种现象称为“对角线”规则。如：2、3周期中：锂与镁、铍与铝、硼与硅有2种解释：一是从电负性值相近解释二是从离子的极化作用分析。专题3：微粒间作用力与物质性质第一单元金属键金属晶体第二单元离子键离子晶体第三单元共价键原子晶体第四单元分子间作用力分子晶体第一单元金属键金属晶体（1）金属键：金属离子与自由电子之间强烈的相互作用，无方向性和饱和性。本质是电性作用（2）用金属键的理论解释金属的有关物理性质（3）金属的原子化热：1mol金属固体完全气化成相互远离的气态原子吸收的能量用来衡量金属键的强弱（越大金属键越强）（4）影响金属键强弱的主要因素：金属元素原子半径小、单位体积内自由电子数目多，则金属键强（5）金属晶体：通性。晶胞简单分析（顶点占1/8，棱上占1/4，面上占1/2，体心上全属于）（6）认识合金的性能及应用（1）离子键没有方向性和饱和性（2）离子晶体：NaCl、CsCl晶胞简单分析（3）用电子式表示离子化合物形成过程（4）晶格能：拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子所吸收能量晶格能用来衡量离子键的牢固性，从而推导离子晶体的熔沸点、硬度（越大越高）影响晶格能的因素：离子电荷数高、核间距小，则晶格能大（1）共价键本质，共价键有方向性和饱和性（2）共价键的类型：σ键：原子轨道沿核间连线方向以“头碰头”的方式重叠形成的π键：原子轨道在核间连线两侧以“肩并肩”的方式重叠形成的极性键：不同种元素形成的共价键，吸引电子能力不同，共用电子对发生偏移非极性键：配位键：（4）用电子式表示共价分子形成过程（5）共价键参数：键能、键长（6）原子晶体：物理性质、金刚石简单结构第四单元分子间作用力分子晶体1、教学把握的“度”（1）金属晶体的晶胞及三种堆积方式不作要求（2）晶格能的概念不宜拓展（3）只掌握NaCl、CsCl晶体的配位数问题，其他离子晶体中离子的配位数不作要求（4）共价键类型中的大π键不作要求（5）范德华力的分类不作要求（6）分子内氢键不作要求（1）离子键的无饱和性和方向性与离子配位数的有限性的理解离子键无方向性，也无饱和性，故在离子周围可以尽量多地排列异号离子，而这些异号离子之间也存在斥力，故要尽量远离。离子半径越大，周围可容纳的异号离子就越多，另一方面，异号离子的半径越小，可容纳的数目也越多。故离子的配位数与阴阳离子的半径比有关。阳阴离子半径之比越大，配位数越高。（2）共价键的饱和性和方向性共价键的数目由原子中单电子数决定(包括原有的和激发而生成的.例如:O有两个单电子,H有一个单电子,所以结合成水分子,只能形成2个共价键;C最多能与H形成4个共价键.原子中单电子数决定了共价键的数目.即为共价键的饱和性。各原子轨道在空间分布是固定的,原子间形成共价键要满足轨道的最大重叠,具有方向性。（3）冰的密度小于水，水在4℃时密度最大？此问题与氢键的多少和水分子团的堆积方式有关。由于氢键的存在，水分子存在着缔合：