化学物构知识点
高中化学知识点总结( 物质与结构)
《物质结构基础》第一部分原子的结构和性质第一节原子的结构1、能层（1）原子核外的电子是分层排布的。
根据电子的能级差异，可将核外电子分成不同的能层。
（2）每一能层最多能容纳的电子数不同：最多容纳的电子数为2n2个。
（3）离核越近的能层具有的能量越低。
（4）能层的表示方法：能层一二三四五六七……符号K L M N O P Q ……最多电子数 2 8 18 32 50 ……离核远近由近————————————→远能量高低由低————————————→高2、能级在多电子的原子中，同一能层的电子，能量也可以不同。
不同能量的电子分成不同的能级。
【提示】①每个能层所包含的能级数等于该能层的序数n，且能级总是从s能级开始，如：第一能层只有1个能级1s，第二能层有2个能级2s和2p，第三能层有3个能级3s、3p、3d，第四能层有4个能级4s、4p、4d和4f，依此类推。
②不同能层上的符号相同的能级中最多所能容纳的电子数相同，即每个能级中最多所能容纳的电子数只与能级有关，而与能层无关。
如s能级上最多容纳2个电子，无论是1s还是2s；p能级上最多容纳6个电子，无论是2p还是3p、4p能级。
③在每一个能层（n）中，能级符号的排列顺序依次是ns、np、nd、nf……④按s、p、d、f……顺序排列的各能级最多可容纳的电子数分别是1、3、5、7……的两倍，即分别是2、6、10、14……3、基态原子与激发态原子（1）基态原子为能量最低的原子。
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。
（2）基态原子与激发态原子相互转化与能量转化关系：4、构造原理与基态原子的核外排布随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循如图的排布顺序，我们将这个顺序成为构造原理。
（1）它表示随着原子叙述的递增，基态原子的核外电子按照箭头的方向在各能级上依此排布：1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s……这是从实验得到的一般规律，适用于大多数基态原子的核外电子排布。
高中化学知识点总结：物质的组成、性质和分类
高中化学知识点总结：物质的组成、性质和分类（一）掌握基本概念1．分子分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。
（1）分子同原子、离子一样是构成物质的基本微粒．（2）按组成分子的原子个数可分为：单原子分子如：He、Ne、Ar、Kr…双原子分子如：O2、H2、HCl、NO…多原子分子如：H2O、P4、C6H12O6…2．原子原子是化学变化中的最小微粒。
确切地说，在化学反应中原子核不变，只有核外电子发生变化。
（1）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体）和分子的基本微粒。
（2）原子是由原子核（中子、质子）和核外电子构成的。
3．离子离子是指带电荷的原子或原子团。
（1）离子可分为：阳离子：Li+、Na+、H+、NH4+…阴离子：Cl–、O2–、OH–、SO42–…（2）存在离子的物质：①离子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4…②电解质溶液中：盐酸、NaOH溶液…③金属晶体中：钠、铁、钾、铜…4．元素元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同—类原子的总称。
（1）元素与物质、分子、原子的区别与联系：物质是由元素组成的（宏观看）；物质是由分子、原子或离子构成的（微观看）。
（2）某些元素可以形成不同的单质（性质、结构不同）—同素异形体。
（3）各种元素在地壳中的质量分数各不相同，占前五位的依次是：O、Si、Al、Fe、Ca。
5．同位素是指同一元素不同核素之间互称同位素，即具有相同质子数，不同中子数的同一类原子互称同位素。
如H有三种同位素：11H、21H、31H（氕、氘、氚）。
6．核素核素是具有特定质量数、原子序数和核能态，而且其寿命足以被观察的一类原子。
（1）同种元素、可以有若干种不同的核素—同位素。
（2）同一种元素的各种核素尽管中子数不同，但它们的质子数和电子数相同。
核外电子排布相同，因而它们的化学性质几乎是相同的。
7．原子团原子团是指多个原子结合成的集体，在许多反应中，原子团作为一个集体参加反应。
物质结构知识点总结归纳
物质结构知识点总结归纳一、原子结构1. 原子的组成原子由原子核和电子组成，原子核由质子和中子组成。
质子带正电荷，中子不带电。
质子和中子统称为核子。
原子核由质子和中子组成，是原子的重心。
电子负责形成原子的外部电子云层。
电子云层的电子以不同轨道绕原子核运动，轨道称为能级。
2. 元素和同位素元素是由同一种原子核组成的一类原子的总称。
元素的主量子数决定了它的化学性质。
同位素是指原子核内质子数相同，但中子数不同的原子。
同位素的存在使某个元素具有多种类型，但其化学性质相同。
3. 周期表元素周期表按照元素的原子序数排列，原子序数是元素的质子数。
周期表的横行称为周期，纵列称为族。
元素的周期和族数决定了元素的电子排布规律和化学性质。
4. 电子排布规律对于s轨道，最大可容纳2个电子；对于p轨道，最大可容纳6个电子；对于d轨道，最大可容纳10个电子；对于f轨道，最大可容纳14个电子。
电子填充规律遵循能级最低原则和保两性原则。
二、化学键1. 离子键离子键是一种化学键，形成于金属和非金属之间，非金属元素倾向于吸收金属元素的电子形成阴离子，金属元素倾向于失去电子形成阳离子。
离子键的化合物的性质通常为高熔点和易溶于水。
2. 共价键共价键是一种化学键，形成于非金属元素之间。
当原子核周围的电子能级相互重叠，形成共享电子对，就形成了共价键。
共价键的特点是化合物通常为固体、液体或气体，并且通常不溶于水。
3. 金属键金属键是一种化学键，形成于金属元素之间。
金属锁的原子核和电子云大量重叠形成一个离域电子云，这些电子可以在金属中自由流动，形成金属键。
金属键的特点是导电性高、热导性高，而且具有延展性和韧性。
4. 共价键的性质共价键的性质取决于成键原子的电负性差异，电负性差异越大，成键越容易形成，共价键会变得越极性。
三、晶体结构1. 离子晶体结构离子晶体由正负离子构成。
正负离子间通过静电作用形成强大的结晶力，使得其特点是具有高熔点和易溶于水。
初中化学《物质构成的奥秘》常考知识点总结
初中化学《物质构成的奥秘》常考知识点总结一、原子的结构——原子弹的基石考点1 原子的构成1.成原子的粒子⒉在原子里，核电荷数＝质子数＝核外电子数，原子不显电性。
考点2 相对原子质量⒈相对原子质量的标准：碳-12原子质量的1/12。
⒉表达式：Ar=其他原子的质量/（碳-12的质量×1/12）相对原子质量是一个比值，不是原子的实际质量。
⒊原子的质量主要集中在原子核上，相对原子质量≈质子数＋中子数考点3 元素⒈元素的定义：具有相同核电荷数（即核内质子数）的一类原子的总称。
⒉元素的种类决定于核电荷数（即核内质子数）。
⒊地壳中含量列前四位的元素（质量分数）：氧、硅、铝、铁，其中含量最多的元素（非金属元素）是氧，含量最多的金属元素是铝。
⒋生物细胞中含量列前四位的元素：氧、碳、氢、氮。
二、元素——宇宙大爆炸考点4 元素符号⒈元素符号：用元素的拉丁文名称的第一个大写字母来元素。
⒉书写：⑴由一个字母表示的元素符号要大写，如：H、O、S、C、P等。
⑵由两个字母表示的元素符号，第一个字母要大写，第二个字母要小写（即“一大二小”），如：Ca、Na、Mg、Zn等。
⒊元素符号表示的意义：⑴表示一种元素；⑵表示这种元素的一个原子。
例如：H：①表示氢元素②表示一个氢原子2H：表示二个氢原子，2H不能说成二个氢元素注意：元素只讲种类，不讲个数；原子即讲种类，又讲个数。
考点5 物质组成⒈物质由元素组成：如水是由氢元素和氧元素组成的。
⒉物质由粒子（分子、原子、离子）构成。
例如：⑴水是由水分子构成的。
⑵金是由金原子构成的。
⑶氯化钠是由钠离子和氯离子构成的。
⒊分子是由原子构成的。
如：水分子是由氢原子和氧原子构成的；每个水分子是由二个氢原子和一个氧原子构成的。
考点6 元素周期表⒈元素周期表⑴周期表每一横行叫做一个周期，共有7个周期。
⑵周期表每一个纵行叫做一族，共有16个族（8、9、10三个纵行共同组成一个族）。
⒉元素周期表的意义⑴是学习和研究化学知识的重要工具；⑵为寻找新元素提供了理论依据；⑶由于在元素周期表中位置越靠近的元素，性质越相似，可以启发人们在元素周期表的一定区域寻找新物质（如农药、催化剂、半导体材料等）。
高中化学选修3-物质结构和性质-全册知识点总结
高中化学选修3物质结构与性质知识点总结主要知识要点：1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。
2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
（3）不同能层的能级有交错现象，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。
原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。
根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。
（5）基态和激发态①基态：最低能量状态。
处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。
基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。
利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
物质的结构必考知识点归纳
物质的结构必考知识点归纳物质的结构是化学和物理学中的基础概念，它涉及到原子、分子、晶体等微观粒子的组成和排列方式。
以下是物质结构的必考知识点归纳：1. 原子结构：原子是物质的基本单位，由原子核和电子组成。
原子核包含质子和中子，而电子在原子核周围以特定的轨道运动。
2. 元素周期表：元素周期表是按照原子序数排列的元素列表，它展示了元素的周期性和族性。
元素的化学性质主要由其原子序数决定。
3. 化学键：化学键是原子之间通过共享、转移或吸引电子而形成的连接。
主要类型有共价键、离子键和金属键。
4. 分子结构：分子是由两个或更多原子通过化学键连接而成的稳定结构。
分子的几何形状和化学性质受其原子排列和化学键类型的直接影响。
5. 晶体结构：晶体是由原子、离子或分子按照一定规律排列形成的固体。
晶体结构的类型包括立方晶系、四方晶系、六方晶系等。
6. 晶格缺陷：晶格缺陷是晶体中原子排列的不规则性，包括点缺陷、线缺陷和面缺陷。
这些缺陷会影响晶体的物理性质。
7. 非晶体与准晶体：与晶体相比，非晶体没有长程有序的原子排列，而准晶体则具有长程有序但不具备传统晶体的周期性。
8. 纳米材料：纳米材料是指具有纳米尺度（1-100纳米）的材料，它们展现出独特的物理化学性质，如量子效应、表面效应等。
9. 超分子化学：超分子化学研究分子之间通过非共价键（如氢键、π-π堆叠等）形成的复杂结构和功能。
10. 材料的宏观性质与微观结构的关系：材料的宏观性质，如硬度、弹性、导电性等，与其微观结构紧密相关。
例如，金属的导电性与其自由电子的分布有关。
11. X射线晶体学：X射线晶体学是一种用于确定晶体结构的技术，通过测量X射线在晶体中的衍射模式来解析原子的位置。
12. 扫描隧道显微镜：扫描隧道显微镜（STM）是一种能够观察到原子尺度表面结构的仪器，它利用量子隧道效应来探测样品表面的电子态。
这些知识点是物质结构领域的基础，对于理解物质的组成、性质和反应机制至关重要。
化学物质的组成性质和分类知识点
化学知识点：物质的组成、性质和分类考点1 物质的组成1. 元素——宏观概念，说明物质的宏观组成。
元素是质子数相同的一类原子的统称。
质子数相同的微粒不一定是同一种元素，因为微粒的含义要比原子广泛。
2. 分子、原子、离子——微观概念，说明物质的微观构成。
(1) 分子是保持物质化学性质的一种微粒。
（单原子分子、双原子分子、多原子分子）(2) 原子是化学变化中的最小微粒。
（不是构成物质的最小微粒）(3) 离子是带电的原子或原子团。
（基：中性原子团）3. 核素——具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子同位素——具有相同质子数和不同中子数的原子互称为同位素同素异形体——同种元素形成的结构不同的单质特别提醒：1. 离子与基团：2. 同位素与同素异形体：[知识规律]物质到底是由分子、原子还是离子构成？这与物质所属的晶体类型有关。
如金刚石(C) 、晶体Si 都属原子晶体, 其晶体中只有原子；NaCl 、KClO3属离子晶体，其晶体中只有阴阳离子；单质S 、P4属分子晶体, 它们是由原子形成分子，进而构成晶体的。
具体地：（1 ）由分子构成的物质（分子晶体）：①非金属单质：如H2、X2、O2、O3、N2、P4、S 、C60、稀有气体等②非金属氢化物：如HX 、H2O 、NH3、H2S 等③酸酐：如SO2、CO2、SO3、P2O5、N2O5等④酸类：如HClO4、HClO 、H2SO4、H3PO4、H2SiO3等⑤有机物：如烃类、烃的衍生物、糖类、氨基酸等⑥其它：如NO 、N2O4、Al2Cl6等（2 ）由原子直接构成的物质（原子晶体）：稀有气体、金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅、石墨（混合型晶体）等；（3 ）由阴阳离子构成的物质（离子晶体）：绝大多数盐、强碱、低价金属氧化物。
（4 ）由阳离子和自由电子构成的物质（金属晶体）：金属单质、合金考点二物理变化和化学变化1. 物理变化和化学变化的比较：（1 ）特征：有无新物质生成（2 ）本质：有无化学键的断裂和形成（3 ）现象：物理变化→大小、形状、状态改变化学变化→发光、发热、变色、析出沉淀等（4 ）典型实例：物理变化：⑴升华⑵萃取⑶分液⑷蒸馏（分馏）⑸吸附⑹渗析⑺盐析⑻胶体聚沉⑼电泳⑽金属导电(11) 焰色反应（12 ）电离等化学变化：⑴风化⑵裂化⑶硫化⑷老化⑸炭化⑹干馏⑺脱水⑻蛋白质变性⑼水解⑽同素异形体互变（11 ）电解(12) 熔融盐导电(13) 电解质溶液导电(14) 水泥硬化等。
知识点总结化学物质结构
第一章物质结构元素周期律一、原子结构1、原子A ZX中，质子有Z 个，中子有A-Z 个，核外电子有Z 个。
2、质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）（质量数在数值上等于其相对原子质量）原子中：原子序数= 核电荷数= 质子数= 核外电子数阳离子中：质子数=核电荷数=离子核外电子数+ 离子电荷数阴离子中：质子数=核电荷数=离子核外电子数- 离子电荷数3、电子层划分电子层数 1 2 3 4 5 6 7符号K L M N O P Q离核距离近远能量高低低高4、核外电子排布规律（一低四不超）（1）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层摆布（即排满K层再排L层，排满L层再排M层）。
（2）各电子层再多容纳的电子数是2n2 个(n表示电子层)（3）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2 个）；次外层电子数不超过18 个；倒数第三层不超过32 个。
5、概念元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称核电荷数决定元素种类核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子之间的互称。
例：氕（1 1H）、氘（2 1D ）、氚（3 1T ）同素异形体：同种元素原子组成结构不同的不同单质之间的互称。
例：O2与O3，白磷与红磷，石墨与金刚石等6、粒子半径大小的比较（1）同周期元素的原子或最高价阳离子的半径随着核电荷数的增大而逐渐减小（除稀有气体外）。
例：Na>Mg>Al>Si, Na+>Mg2+>Al3+（2）同主族元素的原子或离子随核电荷数增大而逐渐增大。
例：Li<Na<K, Li+<Na+<K+ （3）电子层结构相同（核外电子排布相同）的离子半径（包括阴阳离子）随核电荷数的增加而减小。
例：O2->F->Na+>Mg2+>Al3+(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)（4）同种元素原子形成的粒子半径大小为：阳离子<中性原子<阴离子；价态越高的粒子半径越小。
高中化学选修三物质结构与性质知识点大全
物质结构与性质知识点大全原子核外电子排布原理1．能层、能级与原子轨道(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。
通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。
(2)能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。
(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。
这种电子云轮廓图称为原子轨道。
【特别提示】(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数。
(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍。
(3)构造原理中存在着能级交错现象。
由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。
(4)前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。
第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道p x、p y、p z，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。
(5)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n－1)d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前。
(6)在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]＋价电子排布式(注：X 代表上一周期稀有气体元素符号)。
2．基态原子的核外电子排布（1）能量最低原理电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。
如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图。
注意：所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。
（2）泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。
（3）洪特规则。
九年级化学第三单元《物质构成的奥秘》知识点
九年级化学第三单元《物质构成的奥秘》知识点课题1 分子和原子1.物质分别是由分子、原子、离子三种微粒构成的，其中分子又是由原子构成的。
物质由元素组成。
如：水是由氢元素、氧元素组成的；水是由水分子构成的；水分子是由氢原子和氧原子构成的。
（举一反三）2、分子（1）概念：分子是保持物质化学性质的最小粒子。
注意：分子只能保持物质的化学性质，但不能保持物质的物理性质，因为一些物理性质（如颜色、状态等）是由大量的分子聚集在一起才表现出来，单个分子不能表现。
（2）分子的基本性质①分子体积和质量都很小。
②分子间有间隔，且分子间的间隔受热增大，遇冷缩小，气态物质分子间隔最大。
③分子在不停运动。
④同种物质的分子化学性质相同，不同种物质的分子化学性质不同。
（3）分子的内部结构①在化学变化中分子可分成原子，分子是由原子构成的；②同种元素的原子构成单质分子，不同种元素的原子构成化合物的分子。
3、原子（1）概念：原子是化学变化中的最小粒子。
（2）化学反应的实质：在化学反应中，分子可分成原子，原子重新组合成新的分子。
（3）分子与原子的本质区别：在化学变化中分子可分，而原子不可再分。
（4）分子与原子的联系：分子是由原子构成的，分子分成原子，原子经过组合可构成分子。
金属单质，如：铁、铜、金等（5）由原子直接构成的物质：固体非金属单质，如：硫、磷、硅等稀有气体单质，如：氦气、氖气、氫气。
4、分子与原子分子原子分子是保持物质化学性质最小的微粒原子是化学变化中的最小微粒。
定义体积小、质量小；不断运动；有间隙性质分子是由原子构成的。
分子、原子都是构成物质的微粒。
联系区化学变化中，分子可分，原子不可分。
别化学反应的实质：在化学反应中分子分裂为原子，原子重新组合成新的分子。
4、原子观点解释有关问题和现象（1）物理变化和化学变化①物理变化：分子本身没有变化；②化学变化：分子本身发生改变，原子重新组合。
（2）纯净物和混合物（由分子构成的物质）①纯净物：由同种分子构成的物质，如：水中只含有水分子；②混合物：由不同种分子构成的物质。
化学物质结构与性质知识点
化学物质结构与性质知识点化学作为一门科学主要研究物质的组成、性质、结构和转化过程。
在化学研究中，了解物质的结构与性质密切相关。
本文将围绕化学物质结构与性质知识点进行讨论。
一、元素周期表元素周期表是化学研究中重要的工具，根据元素原子序数和元素周期规律排列元素。
周期表的基本单位为元素符号、原子序数和原子量。
根据元素的位置可以了解其基本性质，如金属性、非金属性、惰性、活泼性等。
二、分子结构分子是由两个或多个原子通过化学键连接而成的最小粒子。
分子的结构决定了其性质。
分子中的原子的种类、数量和排列方式决定了分子的化学性质。
例如，H2O是由两个氢原子和一个氧原子组成的分子，由于氧原子的电负性较高，使得H2O具有极性，因而具有一定的溶解性和表面张力。
三、键的类型在构成分子的过程中，原子通过键相互连接。
主要有离子键、共价键和金属键三种类型。
离子键是正负电荷之间的吸引力，产生离子晶体。
共价键是两个非金属原子共享电子，分为单共价键、双共价键和三共价键。
金属键是金属原子之间的电子云共享。
这些不同类型的键决定了物质的性质，如硬度、熔点、溶解性等。
四、分子构型分子的构型是指分子中原子的空间排列方式。
分子构型的不同会直接影响物质的性质。
以有机化合物为例，构型的不同可能会导致光学异构体的存在，这些异构体在光学活性上表现出不同的性质。
此外，构型还决定了分子的立体化学性质，如手性、立体异构等。
五、物质的宏观性质与微观结构的关系物质的宏观性质往往与其微观结构密切相关。
例如，金属的导电性和热导性较好，这是由于金属中存在着自由电子。
又如，高分子材料的力学性质受到它们的分子结构和分子质量的影响。
通过研究物质的微观结构，我们能够更好地理解其宏观性质，并为合成和设计新材料提供指导。
六、物质结构与性质的调控了解物质的结构与性质之间的关系，我们可以通过调控物质的结构来改变其性质。
这对于材料科学和工程领域具有重要的意义。
例如，调整某个材料中的分子构型可以使其在光电子学中具有更好的性能，或者改变材料的晶体结构可以提高其陶瓷的强度和硬度。
物质结构与性质知识点
物质结构与性质知识点物质是构成我们世界的基础，而理解物质的结构与性质对于深入认识自然界和各种化学现象至关重要。
接下来，让我们一起探索物质结构与性质的相关知识点。
首先，原子结构是物质结构的基础。
原子由原子核和核外电子组成，原子核包含质子和中子。
质子带正电荷，中子不带电，而核外电子带负电荷。
原子的质子数决定了其元素种类，质子数相同而中子数不同的原子互为同位素。
核外电子的排布遵循一定的规律。
电子按照能量从低到高依次排布在不同的电子层上，分别用 K、L、M、N 等表示。
每层电子又分为不同的亚层，如 s、p、d、f 等。
电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则。
元素周期表是反映元素性质周期性变化的重要工具。
元素周期表按照原子序数递增的顺序排列，同一周期的元素从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族的元素从上到下，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
原子间通过化学键结合形成物质。
化学键主要包括离子键、共价键和金属键。
离子键是由阴阳离子之间的静电作用形成的，通常存在于活泼金属与活泼非金属组成的化合物中。
共价键是原子间通过共用电子对形成的，分为极性共价键和非极性共价键。
极性共价键中电子对偏向电负性较大的原子，非极性共价键中电子对在两原子间均匀分布。
金属键则存在于金属单质中，是由金属阳离子与自由电子之间的相互作用形成的。
分子的结构和性质也十分重要。
分子的空间构型决定了其性质。
例如，甲烷分子是正四面体结构，氨气分子是三角锥形，水分子是V 形。
分子间存在着范德华力和氢键，这对物质的熔沸点等物理性质有着重要影响。
范德华力一般随着相对分子质量的增大而增大，而氢键的存在会使物质的熔沸点升高。
晶体结构也是物质结构的重要方面。
常见的晶体类型有离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体。
离子晶体具有较高的熔点和沸点，硬度较大，在熔融状态下能导电；原子晶体熔点和沸点非常高，硬度大；分子晶体熔点和沸点较低，硬度小；金属晶体具有良好的导电性、导热性和延展性。
人教版初三化学物质构成的奥秘知识点总结
第三单元物质构成的奥秘课题1 分子和原子一、构成物质的微粒：分子、原子、离子1、由分子构成的物质：例如水、二氧化碳、氢气、氧气等物质2、由原子构成的物质：金属、稀有气体、金刚石、石墨等物质3、有离子构成的物质：氯化钠NaCl硫酸锌ZnSO（显著特征：含有SO,CO^NO OH NH 4 4334PO4 Cl等原子团）4、物质构成的描述：物质由XX分子（或原子、离子）构成。
例如：铁由铁原子构成；氧气由氧分子构成。
氯化钠由氯离子和钠离子构成二、分子1、基本性质：⑴质量、体积都很小；⑵在不停地运动（与温度有关）。
温度越高，运动速率越快例：水的挥发、品红的扩散、闻到气味等；⑶分子间存在间隔。
同一物质气态时分子间隔最大，固体时分子间隔最小；物体的热胀冷缩现象就是分子间的间隔受热时增大，遇冷时变小的缘故。
⑷同种物质间分子的性质相同，不同物质间分子的性质不同。
分子相同物质相同，分子不同物质不同2、分子的构成：分子由原子构成。
分子构成的描述：①XX分子由XX原子和XX原子构成。
例如：水分子由氢原子和氧原子构成②一个XX分子由几个XX原子和几个XX原子构成。
例如：一个水分子由一个氧原子和二个氢原子构成3、含义：分子是保持物质化学性质的最小微粒。
例：氢分子是保持氢气化学性质的最小粒子，水分子是保持水的化学性质的最小粒子。
4、从分子和原子角度来区别下列几组概念⑴物理变化与化学变化由分子构成的物质，发生物理变化时，分子种类不变。
发生化学变化时，分子种类发生了改变。
（学会从分子和原子的角度描述物理变化和化学变化）⑵纯净物与混合物由分子构成的物质，纯净物由同种分子构成；混合物由不同种分子构成。
⑶单质与化合物单质的分子由同种原子构成；化合物的分子由不同种原子构成。
三、原子1、含义：原子是化学变化中最小的微粒。
例：氢原子、氧原子是电解水中的最小粒子课题2 原子1、原子的构成（1）原子结构的认识质质子（带正电）丁原子核（带正电）Y原子Y I中子（不带电）「电子（带负电）（2）在原子中由于原子核带正电，带的正电荷数（即核电荷数）与核外电子带的负电荷数（数值上等于核外电子数）相等,电性相反，所以原子不显电性因此：核电荷数=质子数= 核外电子数（=原子序数）（3）原子的质量主要集中在原子核上注意：①原子中质子数不一定等于中子数②并不是所有原子的原子核中都有中子。
物质构成的表示式知识点总结
物质构成的表示式知识点总结1.原子的构成 (1)原子是化学变化中的最小粒子(2)原子由带正电的原子核和带负电的电子构成，原子核以由带正电的质子和不带电的中子构成，核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。
( 3)原子的质量、体积很小，原子在不断地运动，原子间存在一定的间隔。
(4)相对原子质量：以一种碳原子质量的1/12为标准，其他原子质量跟它相比较所等到的比。
原子的质量主要集中在原子核上。
相对原子质量＝质子数＋中子数。
2、元素(1)元素：具有相同核电荷数（即核内电子数）的一类原子的总称。
（决定元素种类的是核电荷数或核内电子数。
）(2)元素可以组成物质。
由同种元素组成的纯净物叫单质，由不同种元素组成纯净物叫化合物。
(3)元素的分类。
金属元素、非金属元素、稀有气体元素。
(4)元素符号①每种元素都用一个国际通用的符号来表示，这种符号叫做元素符号。
②元素符号表示的意义：表示一种元素、表示这种元素的一个原子。
（金属元素符号、稀有气体元素符号，还可以表示一种物质。
）(5)元素周期表①根据元素的原子结构和性质，把它们科学有序地排列起来就得到了元素周期表。
②元素周期表有7个横行，18个纵行，7个周期，16个簇。
3、离子 (1)离子是带电的原子或离子团，离子也是构成物质的一种粒子。
(2)核外电子的排布。
金属元素原子最外层电子一般少于4个，化学反应中很容易失去电子，从而带正电形成阳离子；非金属元素原子最外层电子一般多于4个，化学反应中很容易得到电子，从而带正电形成阴离子；稀有气体原子最外层具有8个（He为2个电子）的相对稳定结构。
决定元素化学性质的是原子的最外层电子数。
4、化学式与化合价(1)化学式：用元素符号表示物质组成的式子。
化学式表示的意义：①表示一种物质；②表示这种物质的元素组成；③表示该物质的一个分子；④表示该物质一个分子的组成。
(2)化学上用化合价表示元素原子之间相互化合的数目，单质中元素的化合价为0。
(3)应用化合价推求物质化学式的根据是：在化合物中正负化合价代数和等于零1、下列叙述正确的是（）A、原子核都是由质子和中子构成的B、在原子中，核内质子数与核外电子数不一定相等C、不同种类的原子，核内质子数不同，核外电子数可以相同D、原子里有相对较大的空间，电子在这个空间里做高速运动2、已知一个碳12原子的质量为ag，某原子的质量为bg，该原子的相对原子质量为（）A、12a/bB、a/12bC、12b/aD、b/12a3、博士伦隐形眼镜洗液的主要成份是双氧水，下列关于双氧水的叙述正确的是（）A、双氧水由氧气和氢气组成B、双氧水由氢元素和氧元素组成C、双氧水分子由氧分子和氢分子组成D、双氧水分子由二个氢元素和二个氧元素组成4、国际互联网报道，目前世界上有近20亿人患有缺铁性贫血，我国政府即将启动“酱油补铁工程”，这里的铁是指（）A、铁元素B、铁单质C、四氧化三铁D、氧化铁5、下列叙述中错误的是（）A、在化合物中，金属元素一定显正价，非金属元素有时显正价，有时显负价B、在各种原子团中，各原子的化合价的代数和一定不等于0C、化合价是元素的原子在形成化合物时表现出来的一种性质D、在H2O和O2中氧元素的化合价相同6、有X、Y、Z三种元素，它们的化合价分别为＋1、＋5、－2，由这三种元素组成的化合物的化学式可能为（）A、X2YZ3B、XYZ3C、X3YZ4D、X2YZ47、N2表示氮气，还可以表示（）①氮元素②1个氮分子③2个氮原子④氮气由氮元素组成⑤1个氮分子由2个氮原子构成⑥2个氮分子A、①②③B、②④⑤C、②④⑥D、①②③④⑤⑥8、1991年，我国化学家测得了In元素的相对原子质量的新值，它核电荷数为49，相对原子质量为115，中子数为（）A、115B、 49C、66D、1649、下列符号中，既能表示一种元素，又能表示一个原子和一种单质的是（）A、MgB、HeC、H2D、O10、等质量的下列金属含原子数目最多的是（）A、锌B、铁C、铝D、镁11、地壳中含量最多的非金属元素是氧元素，最多的金属元素是铝元素，由它们组成的化合物的化学式为（）12、Fe、Fe2+、Fe3+三种粒子具有相同的（核内质子数），因而属于同种元素，但它们的化学性质，这是因为它们的不同。
初三化学第三章知识点完全总结
第三单元物质构成的奥秘知识点完全总结第一节分子和原子一、分子和原子的异同分子原子定义分子是保持物质化学性质的最小粒子。
原子是化学变化中的最小粒子。
性质质量小、体积小；不断运动；有间隔；同种粒子的化学性质相同。
联系分子是由原子构成的。
分子、原子都是构成物质的微粒。
区别在化学变化中，分子可以再分，而原子不可以再分。
备注1.所有金属、稀有气体、金刚石（石墨）和硅是由原子构成的，其他大多数物质是由分子构成的。
2.在受热的情况下，粒子能量增大，运动速率加快。
3.物体的热胀冷缩现象，原因是构成物质的粒子的间隔受热时增大，遇冷时缩小。
4.气体容易压缩是因为构成气体的粒子的间隔较大。
5.不同液体混合后总体积小于原体积的和，说明粒子间是有间隔的。
6.一种物质如果由分子构成，那么保持它化学性质的最小粒子是分子；如果它由原子构成，那么保持它化学性质的最小粒子是原子。
二、验证分子运动的探究实验【实验操作】如右图，取适量的酚酞溶液，分别倒入A、B两个小烧杯中，另取一个小烧杯C，加入约5mL浓氨水。
用一个大烧杯罩住A、C两个小烧杯，烧杯B置于大烧杯外。
观察现象。
【实验现象】烧杯A中的酚酞溶液由上至下逐渐变红。
【实验结论】分子是不断运动的。
【注意事项】浓氨水显碱性，能使酚酞溶液变红。
浓氨水具有挥发性，能挥发出氨气。
三、从微观角度解释问题1.用分子观点解释由分子构成的物质的物理变化和化学变化物理变化：没有新分子生成的变化。
（水蒸发时水分子的间隔变大，但水分子本身没有变化，故为物理变化）化学变化：分子本身发生变化，有新分子生成的变化。
（电解水时水分子变成了新物质的分子，故为化学变化）2.纯净物和混合物（由分子构成的物质）的区别：纯净物由同种分子构成，混合物由不同种分子构成。
3.分子和原子的联系：分子是由原子构成的，同种原子结合成单质分子，不同种原子结合成化合物分子。
4.分子和原子的本质区别：在化学变化中，分子可以再分，而原子不能再分。
高中化学有机结构知识点
高中化学有机结构知识点
有机结构是高中化学中重要的一部分，了解有机结构的基本知识对于理解有机化合物的性质和反应机制非常重要。
以下是高中化学中常见的有机结构知识点：
1. 碳的四价和键的特性：
- 碳是有机化合物的主要元素，其原子核外有4个电子，可以通过共价键与其他元素形成化学键。
- 碳原子可以形成单键、双键或三键，其中单键是最常见的。
- 碳原子可以形成直链、支链、环状和立体异构体。
2. 有机化合物的命名方法：
- 有机化合物的命名通常采用系统命名法，根据其结构和官能团进行命名。
- 常见的命名方法包括根据主链、官能团和取代基进行命名。
3. 有机官能团的性质和命名：
- 有机官能团是有机化合物中具有特定化学性质的结构单元，例如羟基、羰基、醇基等。
- 不同的官能团具有不同的性质和反应机制，对有机化学反应起着重要的作用。
4. 碳的立体化学：
- 碳是手性的，可以存在于立体异构体中。
- 立体异构体包括顺反异构体、光学异构体和对映异构体等。
- 立体异构体的存在对于化学反应和药物活性具有重要影响。
5. 有机化合物的功能：
- 有机化合物具有各种不同的功能，例如酸、碱、酯、醇、醚等。
- 不同的功能团可以赋予有机化合物不同的性质和用途。
以上是高中化学中常见的有机结构知识点，通过了解这些知识点，你将能够更好地理解有机化合物的性质和反应机制。
化学结构知识点
化学结构知识点化学结构是化学领域中非常重要的一个概念，它涉及了许多化合物、分子和化学反应。
在有机化学、无机化学、生物化学等各个领域中，化学结构都有着至关重要的作用。
本文将介绍一些基本的化学结构知识点。
一、原子结构原子是构成物质的基本单位之一，它由原子核和电子组成。
原子核由质子和中子组成，而电子则围绕原子核旋转。
原子的质量和化学性质都取决于其中的质子和电子数量。
在化学结构中，原子常常用元素符号表示。
元素符号是由拉丁文名称中的第一个或前两个字母构成，如氢元素的符号为H，氧元素的符号为O。
二、分子结构分子是由两个或更多原子通过共价键紧密结合而形成的基本单位，分子中的原子数可以是相同的也可以不同。
分子结构是分子中各个原子之间的相对位置和排列方式，它直接决定了分子的物理和化学性质。
分子结构的表示通常采用分子式和结构式。
分子式是用元素符号和阿拉伯数字表示分子中各个原子的数量和种类，如H2O表示水分子。
结构式则是用线或点代表化学键或原子，在图形上表示分子结构。
常用的结构式有平面式、空间式和投影式等。
三、化学键化学键是分子中原子之间的结合力，它是分子稳定存在的基础。
化学键的种类有共价键、离子键、金属键和范德华力等。
共价键是有机物和无机物中最基本的一种化学键，它涉及了原子与原子之间电子的共享。
共价键的长度、角度和强度都取决于原子种类、电子数和结构。
离子键是由阳离子和阴离子间的静电作用力形成的吸引力，通常存在于离子晶体和离子化合物中。
金属键是金属原子间的电子共享力和金属离子间的库伦静电作用力的相互作用。
金属键常常体现为金属分子中固有的可变形性、延展性和导电性等特点。
范德华力是分子之间短程作用力，它是分子中非极性原子或分子间电子云的瞬时偏移引起的。
四、功能基团功能基团是一类特定的原子或原子团，它们在化学反应中起到了特殊的作用。
有机化合物中最常见的功能基团有羟基、酯基、酮基、酰胺基、醛基、氨基、硫醇基等。
在有机化学中，学生需要识别和理解不同功能基团的化学反应对应，使得他们能够正确命名和预测化合物的物理和化学性质。
高中化学：物质结构、元素周期律知识点
高中化学：物质结构、元素周期律知识点一. 原子结构1. 原子核的构成核电荷数(Z) == 核内质子数== 核外电子数== 原子序数2. 质量数：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。
质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）==近似原子量3. 原子构成4. 表示方法二. 元素、核素、同位素、同素异形体的区别和联系1. 区别2. 联系【名师点睛】(1) 在辨析核素和同素异形体时，通常只根据二者研究范畴不同即可作出判断。
(2) 同种元素可以有多种不同的同位素原子，所以元素的种类数目远少于原子种类的数目。
(3) 自然界中，元素的各种同位素的含量基本保持不变。
三. “10电子”、“18电子”的微粒小结1.“10电子”微粒2.“18电子”微粒四. 元素周期表的结构1. 周期2. 族3. 过渡元素元素周期表中从ⅢB到ⅡB共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。
特别提醒元素周期表中主、副族的分界线：(1) 第ⅡA族与第ⅢB族之间，即第2、3列之间；(2) 第ⅡB族与第ⅢA族之间，即第12、13列之间。
五. 元素周期表的应用1. 元素周期表在元素推断中的应用(1) 利用元素的位置与原子结构的关系推断。
等式一：周期序数＝电子层数；等式二：主族序数＝最外层电子数；等式三：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
(2) 利用短周期中族序数与周期数的关系推断。
(3) 定位法：利用离子电子层结构相同的“阴上阳下”推断具有相同电子层结构的离子，如a X(n＋1)＋、b Y n＋、c Z(n＋1)－、d M n－的电子层结构相同，在周期表中位置关系为则它们的原子序数关系为a＞b＞d＞c。
2. 元素原子序数差的确定方法(1) 同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差。
(2) 同主族相邻两元素原子序数的差值情况。
①若为ⅠA、ⅡA族元素，则原子序数的差值等于上周期元素所在周期的元素种类数。
高三化学结构部分知识点
高三化学结构部分知识点化学结构是高中化学中的重要考点之一，它主要涉及物质的组成、形态和性质等方面的知识。
掌握好化学结构的知识点对于高三化学的学习和备考具有重要意义。
下面，我们将详细介绍高三化学结构部分的知识点。
一、物质的构成1. 原子：物质的最小单位是原子，它由质子、中子和电子组成。
质子和中子位于原子核中，电子绕核运动。
2. 元素：由具有相同原子序数的原子组成，例如氢、氧、金等。
元素通过化学符号表示，如H代表氢，O代表氧。
3. 分子：相同或不同原子通过共价键连接而成，是物质的基本单位。
如H2代表氢气，O2代表氧气。
4. 离子：指具有电荷的原子或原子团，可分为阳离子和阴离子。
阳离子带正电，阴离子带负电。
如Na+代表钠离子，Cl-代表氯离子。
二、化学键1. 离子键：由正负电荷的离子通过电荷吸引力结合而成，常见于金属与非金属的化合物中，如NaCl。
2. 共价键：由两个或多个原子通过电子的共用来相互连接，常见于非金属之间的化合物中，如H2O。
3. 金属键：金属元素中的原子通过电子云共享而连接，形成一种金属结构，如Fe, Cu。
三、分子结构1. 线性分子：分子中的原子排列在一条直线上，如二氧化碳（CO2）。
2. 非线性分子：分子中的原子排列不在一条直线上，如水分子（H2O）。
3. 极性分子：分子中的原子间存在电荷不均匀分布，导致分子具有正负极性，如水分子（H2O）。
四、等电子体与共价键等电子体指具有相同电子数或相同电子排布的物质，由于它们具有相同的电子结构，因此它们在化学性质上通常具有相似性。
共价键是通过共享电子实现的，当原子之间共享的电子对数目相等时，它们的价电子层就变成等电子体。
五、分子与晶体分子和晶体是物质存在的两种基本形式。
1. 分子：由非金属元素或非金属化合物构成，分子间通过相互作用力连接。
分子可以是单质，如氢气（H2），也可以是化合物，如水（H2O）。
2. 晶体：由金属或离子化合物构成，晶体结构呈规则排列。
(完整版)物质结构与性质知识点总结
高中化学物质结构与性质知识点总结一.原子结构与性质.一.认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义.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，电子出现的机会太，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）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.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，也可以在不同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.（构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示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征可以用电子层、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，不存在运动状态完全相同的两个电子.（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:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占丕同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d i0、f i4）、半充满（p3、d5、f7）、全空时（p0、d0、f0）的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s i、29Cu [Ar]3d io4s i.（3）.掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.ns (n-2)f (n-l)d. up①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，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。
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第一章原子结构与性质.一、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义.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）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.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，也可以在不同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.(构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示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征可以用电子层、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，不存在运动状态完全相同的两个电子.(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:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 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)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，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.随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，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.随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势.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、P②.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。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；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.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素).b.确定化学键类型(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重要参数（表征原子得电子能力强弱）.例8.下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是A．K、Na、Li B．N、O、C C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na例9.已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价B．第一电离能可能Y小于XC．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX二.化学键与物质的性质.内容：离子键――离子晶体1.理解离子键的含义，能说明离子键的形成.了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释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作用.化学键包括离子键、共价键和金属键.(2).离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键.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:通过离子键作用形成的晶体.典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每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，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子.2.了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求）.(1).共价键的分类和判断：σ键（“头碰头”重叠）和π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.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.了解极性键和非极性键，了解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共同决定.5.了解原子晶体的特征，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（SiO ２）. 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，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与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.理解金属键的含义，能用金属键的自由电子理论解释金属的一些物理性质.知道金属晶体的基本堆积方式，了解常见金属晶体的晶胞结构（晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不作要求）.(1).金属键:金属离子和自由电子之间强烈的相互作用.请运用自由电子理论解释金属晶体的导电性、导热性和延展性.(2)①金属晶体:通过金属键作用形成的晶体.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：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs ．金属键的强弱可以用金属的原子 (1)配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受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接受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)必须存在空轨道. b.配位体具有提供孤电子对的原子. ③配合物的组成.④配合物的性质：配合物具有一定的稳定性.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.三.分子间作用力与物质的性质.1.知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别.分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键.范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性.2.知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响.(1).分子晶体:分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体.典型的有冰、干冰.(2).分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，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往往反常地高.3.了解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要求）.NH3、H2O、HF中由于存在氢键，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，增大溶解性表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氢化物中存在.4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别.四、几种比较3．物质溶沸点的比较（重点）（1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体（2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，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：对于同类分子晶体，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）常温常压下状态①熔点：固态物质>液态物质②沸点：液态物质>气态物质。