高考专题复习总结《物质结构与性质》知识考点
高中化学选修3-物质结构与性质-全册知识点总结
高中化学选修3-物质结构与性质-全册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）。
高考专题复习总结《物质结构与性质》知识考点
《物质结构与性质》精华知识点课本： 1 、熟记 1-36 号元素电子排布1、核电荷数从 1 到 18 的元素的原子结构示意图Li Be B C N O F NeNa Mg Al Si p S Cl Ar2、原子的核外电子排布式和外围电子（价电子）排布式（原子核外电子排布时，先排 4s 后排 3d ，形成离子时先失去最外层电子）核外电子排布式 外围电子排布式 核外电子排布式外围电子排布式 62 26Fe ： [Ar]3d 4s 62 3d 4s 26Fe 2+： [Ar]3d 66 3d 626Fe 3+： [Ar]3d 5 3d 5 29Cu ： [Ar]3d 104s 1 3d 104s 129Cu +：[Ar]3d 103d 1029Cu 2+： [Ar]3d 93d95124Cr ： [Ar]3d 54s 1513d 4s 3＋324Cr3＋[Ar] 3d 33d310 2 30Zn : [Ar]3d104s 23d 104s 230 Zn 2+ [Ar]3d 10103d2+ 2 22Ti2+[Ar]3d 23d225Mn [Ar]3d 54s 25 23d 4s 10 2 131 Ga[Ar]3d104s 24P 1214s 24P110 2 232Ge[Ar]3d 104s 24P 2224s 24P210 2 3 33As: [Ar]3d104s 24P 3 234s 24P 3 24Se: [Ar]3d104s 24P 3 234s 24P 33、元素周期表（对应选择第 11 题）（1）同周期，原子半径减小，同主族原子半径增加；对于电子层结构相同的离子来说，核电 荷数越大，离子半径越小： Al 3+<Mg 2+<Na +<F －<O 2- Ca 2+<K +<Cl －<S 2-（2）p 轨道有 2 个未成对电子，有 P 2和 P 4。
C:2S 22P 2 、 Si:3S 23P 2、O ：2S 22P 4、 S ：3S 23P 4 （3）（ 3S 23P 6 3d 10）第三周期内层电子全充满， Cu 和 Zn51（4）Cr ：3d 54s 1， 6 个未成对电子数，第四周期未成对电子数最多（5）氟元素的非金属性最强，因此：① F 无正价②气态氢化物中最稳定的是 HF 。
高中化学《选修三物质结构与性质》知识归纳
高中化学《选修三物质结构与性质》知识归纳选修三《物质结构与性质》是高中化学课程中的一本重要教材。
本书主要介绍了物质的结构与性质的关系，以及有机化合物、配位化学、无机材料等内容。
下面是关于该教材的知识归纳。
第一章物质的结构和性质1.物质的微观结构：原子、离子和分子是物质的微观结构。
2.物质的宏观性质：密度、熔点、沸点、导电性、导热性、溶解性等是物质的宏观性质。
3.物质的宏观性质与微观结构的关系：物质的性质与其微观结构相关，如金属的导电性、晶体的硬度等。
第二章有机化合物的结构和性质1.有机化合物的元素组成：有机化合物主要由碳、氢和少量氧、氮、硫等元素组成。
2.有机化合物的结构：有机化合物由分子构成，分子由原子通过共价键连接。
3.有机化合物的性质：有机化合物具有燃烧性、酸碱性、氧化还原性、流动性、挥发性等特性。
4.有机物的分类：根据分子中所含的官能团，有机物可分为醇、酮、醛、酸、酯、醚、芳香化合物等不同类型。
第三章有机反应与有机合成1.有机反应的定义：有机反应是指有机化合物在适当条件下发生变化，形成具有新性质的有机化合物。
2.脱水反应：脱水反应是指有机化合物中的水分子与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。
3.氢化反应：氢化反应是指有机化合物中的氢气与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。
4.酸碱催化：酸碱催化是指在酸碱存在的条件下，有机化合物的反应速率增加。
第四章金属配合物1.配位化合物的概念：配位化合物是指由一个或多个给体与一个或多个受体之间通过配位键结合形成的化合物。
2.配位键：配位键是指由配体中的一个或多个电子对与金属离子形成的共价键。
3.配位数：配位数是指一个金属离子周围配位体的数目。
4.配位化合物的性质：配位化合物具有明显的颜色、溶解度、稳定性等特性。
第五章无机材料1.无机材料的分类：无机材料可分为金属材料、非金属材料和无机非金属材料。
2.无机材料的性质：金属材料具有导电性、延展性、塑性等特性；非金属材料主要用于绝缘材料、陶瓷材料等；无机非金属材料具有耐高温、耐腐蚀等特性。
《物质结构与性质》总复习
1、杂化 2、杂化过程
3、杂化轨道的类型
杂化类型 杂化轨道间 的夹角 空间构型 实例
sp
sp2 sp3
180°
120° 109°28′
直线
平面三角形 正四面体
BeCl2 C2H2
BF3 CH4 C2H4 C2H6 C6H6 NH4+
中心原子上的价电子都用于形成共价键
练 习4
1、按电子的排布，可把周期表里的 元素划分成5个区，以下元素属于p 区的【 C 】 A.Fe B.Mg C.P 2、某元素原子价电子构型3d54s2，其 应在【 D 】 A.第四周期ⅡA族 B.第四周期ⅡB族 C.第四周素的价层电子结构为3d74s2， 试确定其在周期表中的位置。 第四周期，Ⅷ族。 2.试确定32号元素在周期表中的位置。 第四周期，ⅣA族 3.判断处于第三周期，ⅣA族元素的 电子排布式、原子序数。 [Ne]3s23p2，第14号元素
④ Na Al S P
2. 下列各元素原子排列中，其 电负性减小顺序正确的是（ B ） A、K＞Na＞Li B、F＞O＞S C 、As＞P＞N D、 C＞N＞O
元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电 子排布的周期性。
元素的性质：
1、原子半径
2、化合价
3、电离能 4、电负性 5、金属性 6、非金属性
1、类型：s—s σ键；s—p σ键；p—p σ键。
2、特征：轴对称（以形成化学键的两原子核的连 线为轴作旋转操作，共价键电子云的图形不变） 3、重叠方式：“头碰头”式
π键：
1、特征：镜像对称（每个π键的电子云由两块组 成，分别位于由两原子核构成平面的两侧，如果以它 们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为镜像）
高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结
高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结一、物态变化1.固体、液体和气体的特点和微观结构。
2.相变的概念及其条件。
3.气体的压力、体积和温度的关系（气体状态方程）。
4.确定气体的压强、体积和温度的实验方法。
二、物质的分子结构1.分子的结构和性质的关系。
2.分子的极性与非极性。
3.分子的键型及其特点。
4.共价键的键能和键长的关系。
三、化学键的性质1.同种键和异种键的定义和举例。
2.键能的概念及其在化学反应中的表现。
3.键长的测定方法及其在化学反应中的影响。
4.共价键的极性和电性的概念及其与键型的关系。
四、物质的热稳定性1.温度和物质的热稳定性的关系。
2.物质的热分解与热合成的条件和特点。
3.确定物质的热分解和热合成的方法。
五、物质的电解性1.电解质和非电解质的区别和举例。
2.电解质的导电性及其与离子的浓度和动力学的关系。
3.强电解质和弱电解质的区别和举例。
六、分子与离子的形成1.分子化合物和离子化合物的区别和举例。
2.确定分子和离子的产生与存在的条件。
七、氢键和离子键1.氢键的特点和举例。
2.氢键的性质和应用。
3.离子键的特点和举例。
4.离子键的性质和应用。
八、离子晶体和共价晶体1.离子晶体的特点和举例。
2.确定离子晶体的特性和存在的条件。
3.共价晶体的特点和举例。
4.确定共价晶体的特性和存在的条件。
九、化学键的杂化1.杂化的概念和种类。
2.方向性杂化的概念和应用。
3.确定方向性杂化的条件和特点。
十、分子结构的测定1.确定分子结构的方法。
2.确定分子结构的仪器。
3.确定分子结构的实验步骤和原理。
综上所述，以上是高中化学选修3《物质结构与性质》全册的知识点总结。
通过对这些知识点的学习，我们可以了解物质的分子结构和性质的关系，从而深入理解化学反应的本质和原理。
希望对你的学习有所帮助！。
物质结构与性质常考点归纳
物质结构与性质常考点归纳物质的结构与性质是化学的重要内容之一，涉及到物质的组成、分子构型、化学键等方面，对于我们理解物质的物理和化学性质具有重要的意义。
下面是对物质结构与性质的常考点的归纳：1.原子结构与元素周期表原子是物质的基本组成单位，由电子、质子和中子组成。
电子在不同的能级上分布，通过填充不同的电子壳层，形成不同元素的原子结构。
元素周期表是根据元素的原子结构和元素性质所进行的分类，鼓励掌握元素周期表的排列规律，了解元素的周期性变化和元素性质之间的关系。
2.化学键与分子构型化学键是原子间相互作用的结果，包括离子键、共价键和金属键等。
离子键是电子从一个原子转移到另一个原子形成的，如盐的结构。
共价键是原子通过共享电子形成的，如氢气的结构。
金属键是金属中自由电子负责连接金属原子形成的良好的自由度。
掌握化学键的形成和性质可帮助我们理解物质的分子构型和分子间的相互作用。
3.有机化合物的结构与性质有机化合物是由碳元素组成的化合物，包括碳氢化合物、含氧、氮、硫等元素的化合物。
了解有机化合物的结构与性质对于学习有机化学具有重要意义。
常见的有机化合物常考点包括碳链结构、立体化学、官能团、同分异构体等。
4.物质的晶体结构与性质晶体是具有有序、周期排列的结晶体系，它们是由离子、分子或原子按照一定的规则进行排列和成键形成的。
晶体的结构与性质密切相关，例如晶体的硬度、熔点和导电性等。
了解晶体的结构可以帮助我们理解物质的各种性质，并对材料的应用有所启示。
5.溶液的结构与性质溶液是由溶质和溶剂组成的，涉及到物质在不同状态下的相互转化和相互作用。
了解溶液的结构与性质，例如溶解度、溶解热等对于理解溶液的稳定性及其应用有重要意义。
6.气体的结构与性质气体是一种无定形的物质状态，气体分子之间的距离和相互间的相互作用力较小。
气体的结构与性质涉及到气体分子的运动方式、压力、体积和温度之间的关系，了解气体的结构与性质对于理解气体的物理性质和工业应用有重要意义。
物质结构与性质知识点
物质结构与性质知识点1. 原子结构- 原子由原子核和环绕其周围的电子云组成。
- 原子核包含质子和中子，质子带正电，中子不带电。
- 电子带负电，存在于不同的能级轨道上。
2. 元素周期表- 元素周期表按照原子序数（质子数）排列所有已知的化学元素。
- 元素周期表分为7个周期和18个族（组）。
- 元素的性质（如原子半径、电负性、离子化能）在周期表中呈周期性变化。
3. 化学键- 化学键是原子之间的相互作用，使它们结合在一起形成分子或晶体结构。
- 有三种基本类型的化学键：离子键、共价键和金属键。
- 离子键由电荷相反的离子间的静电吸引力形成。
- 共价键由两个或多个非金属原子共享电子对形成。
- 金属键是金属原子之间的特殊类型的化学键，涉及“电子海”的形成。
4. 分子结构- 分子是由两个或多个原子通过化学键结合而成的稳定组合。
- 分子的几何形状受到化学键和孤对电子的排布影响。
- 价层电子对互斥理论（VSEPR）用于预测分子的形状和极性。
5. 晶体结构- 晶体是由原子、离子或分子按照规则的几何图案排列形成的固体。
- 晶体结构的类型包括分子晶体、离子晶体、金属晶体和共价晶体。
- 晶体结构的对称性和排列方式决定了材料的物理性质，如硬度、熔点和电导率。
6. 物质的相变- 物质可以在固态、液态和气态之间转换，这种转换称为相变。
- 相变过程中，物质的物理性质会发生显著变化，如体积、密度和热容。
- 相变通常伴随着能量的吸收或释放，如熔化、蒸发和凝结。
7. 化学性质- 化学性质描述物质在化学反应中的行为。
- 包括氧化还原反应、酸碱反应、沉淀反应等。
- 化学性质受到原子的电子排布和化学键类型的影响。
8. 物理性质- 物理性质是物质不需要发生化学变化就能表现出来的性质。
- 包括密度、熔点、沸点、硬度、颜色、导电性和热导率等。
- 物理性质可以通过测量和观察直接获得。
9. 热力学性质- 热力学性质涉及物质在热力学过程中的能量变化。
- 包括焓、熵、自由能和热容等。
高中化学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、原子结构与元素周期律1. 原子组成：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，中子不带电。
核外电子围绕原子核运动，形成电子云。
2. 电子排布规律：电子按照能量层次和亚层分布，遵循奥布定律（泡利不相容原理、洪特规则）进行排布。
最低能量原理指导电子优先填充能量最低的轨道。
3. 元素周期表：元素按照原子序数（质子数）递增排列的表格，分为7个周期和18个纵行（族）。
元素周期表反映了元素的周期律和族律。
4. 元素周期律：元素的性质随着原子序数的增加呈现周期性变化。
同一周期内，元素的原子半径逐渐减小，电负性逐渐增大；同一族内，元素的化学性质具有相似性。
二、化学键与分子结构1. 化学键的形成：化学键是由原子间相互作用形成，主要包括离子键、共价键和金属键。
2. 离子键：正负离子之间的静电吸引力。
通常由活泼金属和活泼非金属元素之间形成。
3. 共价键：两个或多个非金属原子之间通过共享电子对形成的键。
共价键可以是单键、双键或三键，键的强度和性质与电子对的共享方式有关。
4. 分子的几何结构：分子中原子的空间排布。
分子的几何结构影响其物理和化学性质。
例如，水分子呈弯曲结构，二氧化碳分子呈线性结构。
5. 分子间力：分子间的相互作用力，包括氢键、范德华力等。
这些力量影响物质的熔点、沸点和溶解性等物理性质。
三、晶体结构1. 晶体的类型：晶体分为分子晶体、原子晶体、离子晶体和金属晶体。
不同类型的晶体具有不同的物理和化学性质。
2. 晶体的构造：晶体由原子、离子或分子按照一定的规律排列而成。
晶体的构造决定了其对称性和物理性质。
3. 晶体缺陷：晶体中的不完美之处，如空位、位错等。
晶体缺陷会影响材料的强度、导电性和光学性质。
四、酸碱与氧化还原反应1. 酸碱理论：布朗斯特-劳里酸碱理论认为，凡是能够给出质子的物质为酸，能够接受质子的物质为碱。
2. 酸碱性质：酸性物质具有释放质子的能力，碱性物质具有接受质子的能力。
高中化学《选修三 物质结构与性质》知识归纳
《选修三物质结构与性质》知识归纳一、能层与能级1、能层(电子层：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。
由里向外，分别用字母：K、L、M、N、O、P、Q表示相应的第一、二、三、四、五、六、七能层。
各能层最多容纳的电子数为2n2；在同一个原子中，离核越近，电子能量越低2、能级：同一能层里的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的顺序升高，即：E(s)<E(p)<E(d)<E(f)①K层指包含一个能级，即s能级；L层包含两个能级，s和p能级；M层包含三个能级，s、p和d能级；N层包含四个能级，s、p、d、f能级②每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……③s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍④同一能级容纳的电子数相同3、电子云：原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。
电子云密集(单位体积内小黑点多)的地方，电子出现的机会多；反之，电子云稀疏(单位体积内小黑点少)的地方，电子出现的机会少。
即电子云表示电子在核外单位体积内出现几率的大小，而非表示核外电子多少4、原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云的空间轮廓图称为原子轨道(1)原子轨道的形状①s电子的原子轨道都是球形的，每个s能级各有1个原子轨道，能层序数越大，s原子轨道的半径越大；能量：E1s＜E2s＜E3s,随着能层序数的增大，电子在离核更远的区域出现的概率减小，电子云越来越向更大的空间扩展②p电子的原子轨道是纺锤形(哑铃形)，每个p能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以p x、p y、p z为符号。
p原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大③能级与原子轨道数和容纳的电子数的关系能级s(球形)p(纺锤形)d f原子轨道1357容纳的电子数261014二、基态原子的核外电子排布式1、构造原理：多电子的核外电子排布总是按照能量最低原理，由低能级逐步填充到高能级。
物质的结构和性质知识点总结
物质的结构和性质知识点总结一、介绍物质是构成宇宙万物的基本组成部分，其结构和性质的研究对于我们理解和应用物质具有重要意义。
本文将对物质的结构和性质的相关知识进行总结，并分析其在科学和生活中的应用。
二、元素的结构和性质1. 元素的定义：元素是由具有相同原子序数（即核中质子数）的原子组成，是物质世界中最基本的单位。
2. 原子的结构：原子由质子、中子和电子组成。
质子和中子位于原子核中，电子绕核运动。
3. 原子的性质：原子的性质取决于其质子数、中子数和电子数，如原子的质量、电荷、化学反应性等。
三、化学键和化合物的性质1. 化学键的定义：化学键是原子间的相互作用力，用于连接原子形成化合物。
2. 离子键：离子键是由正、负离子之间的电荷吸引力形成的化学键，如氯化钠。
3. 共价键：共价键是由原子间的电子共享形成的化学键，如水分子中的氢氧键。
4. 金属键：金属键是由金属原子之间的电子海形成的化学键，如铁、铜等金属。
5. 化合物的性质：化合物的性质取决于其中原子之间的化学键类型和结构，如熔点、溶解度、电导率等。
四、物质的组成和性质1. 混合物：混合物是由两种或更多种不同物质组成的物质，如空气、盐水等。
混合物的性质取决于组成物质的性质。
2. 纯物质：纯物质是由同一种物质构成的物质，如金属、非金属元素等。
纯物质具有一致的化学和物理性质。
3. 物质状态：物质可以存在固态、液态和气态三种状态，其状态的改变受温度和压力的影响。
如水在不同温度下可以存在为冰、液态水和水蒸气。
4. 物质的密度和比重：密度是物质单位体积的质量，比重是物质的密度与某一参考物质密度的比值。
五、物质结构与性质的应用1. 材料科学：对物质的结构和性质的研究在材料科学中具有重要应用，可用于设计合成新材料，改善材料性能，如高分子材料、合金等。
2. 药物化学：对药物的结构和性质的研究可用于药物的设计和合成，提高药物的效果和减少副作用。
3. 环境保护：对污染物的结构和性质的研究可用于环境污染的监测和治理，保护环境。
(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。
2024高考化学考点必练专题28物质结构与性质知识点讲解
考点二十八物质结构与性质学问点讲解一、原子结构1. 能层与能级由必修的学问，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：第一、二、三、四、五、六、七……能层符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、Q……能量由低到高例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，其次层8个电子，第三层1个电子。
由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充溢后再填充下一层。
理论探讨证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：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……即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。
各能层上的能级是不一样的。
能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：能层 K L M N O ……能级1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……各能层电子数 2 8 18 32 50 ……（1）每个能层中，能级符号的依次是ns、np、nd、nf……（2）任一能层，能级数=能层序数（3）s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：2. 构造原理依据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎全部元素原子的电子排布。
即电子所排的能级依次：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……电子填充的先后依次（构造原理）为：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p...ns (n－2)f (n－1)d np构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
物质的结构和性质知识点总结
物质的结构和性质知识点总结物质是构成我们这个世界的基础，了解物质的结构和性质对于我们理解自然界的各种现象以及推动科学技术的发展都具有重要意义。
下面我们来详细总结一下物质的结构和性质方面的重要知识点。
一、物质的结构1、原子结构原子是化学变化中的最小粒子。
原子由原子核和核外电子构成，原子核又由质子和中子组成。
质子带正电荷，中子不带电，电子带负电荷。
质子数决定了元素的种类，质子数和中子数共同决定了原子的质量数。
原子的核外电子排布遵循一定的规律。
电子按照能量的高低分层排布，离核越近的电子能量越低。
最外层电子数决定了元素的化学性质，当最外层电子数小于 4 时，元素通常容易失去电子；当最外层电子数大于 4 时，元素通常容易得到电子。
2、分子结构分子是保持物质化学性质的最小粒子。
分子由原子通过一定的化学键结合而成。
化学键包括共价键、离子键和金属键等。
共价键是原子之间通过共用电子对形成的化学键。
共价键又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均匀分布在两个原子之间。
离子键是通过阴阳离子之间的静电作用形成的化学键。
通常由金属元素和非金属元素组成的化合物中存在离子键。
金属键存在于金属单质或合金中，是由金属阳离子和自由电子之间的相互作用形成的。
3、晶体结构晶体具有规则的几何外形和固定的熔点。
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。
离子晶体由阴阳离子通过离子键结合而成，具有较高的熔点和沸点，硬度较大，在熔融状态或水溶液中能导电。
原子晶体中原子之间通过共价键形成空间网状结构，具有很高的熔点和沸点，硬度很大，一般不导电。
分子晶体中分子之间通过分子间作用力结合，熔点和沸点较低，硬度较小，一般不导电。
金属晶体中金属阳离子和自由电子通过金属键结合，具有良好的导电性、导热性和延展性。
二、物质的性质1、物理性质物理性质是指物质不需要发生化学变化就表现出来的性质，如颜色、状态、气味、密度、熔点、沸点、溶解性、导电性、导热性等。
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《物质结构与性质》精华知识点课本：1、熟记1-36号元素电子排布1、核电荷数从1到18的元素的原子结构示意图H HeLi Be B C N O F NeNa Mg Al Si p S Cl Ar2、原子的核外电子排布式和外围电子（价电子）排布式（原子核外电子排布时，先排4s 后排3d ，形成离子时先失去最外层电子）核外电子排布式 外围电子排布式 核外电子排布式 外围电子排布式26Fe ：[Ar]3d 64s 23d 64s 2 26Fe 2+：[Ar]3d 6 3d 626Fe 3+：[Ar]3d 53d 5 29Cu ：[Ar]3d 104s 1 3d 104s 129Cu +：[Ar]3d 103d 10 29Cu 2+：[Ar]3d 9 3d 924Cr ：[Ar]3d 54s 1 3d 54s 1 24Cr 3＋[Ar] 3d 3 3d 330Zn : [Ar]3d 104s 2 3d 104s 2 30Zn 2+ [Ar]3d 10 3d 1022Ti 2+[Ar]3d 2 3d 2 25Mn [Ar]3d 54s 2 3d 5 4s 231Ga[Ar]3d104s 24P 1 4s 24P 1 32Ge[Ar]3d 104s 24P 2 4s 24P 233As: [Ar]3d 104s 24P 34s 24P 3 24Se : [Ar]3d 104s 24P 3 4s 24P 33、元素周期表（对应选择第11题）（1）同周期，原子半径减小，同主族原子半径增加；对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径越小：Al 3+＜Mg 2+＜Na +＜F －＜O 2- Ca 2+＜K +＜Cl －＜S 2-（2）p 轨道有2个未成对电子，有P 2和P 4。
C:2S 22P 2 、Si:3S 23P 2、O ：2S 22P 4、S ：3S 23P 4 （3）（3S 23P 6 3d 10）第三周期内层电子全充满，Cu 和Zn（4）Cr ：3d 54s 1， 6个未成对电子数，第四周期未成对电子数最多（5）氟元素的非金属性最强，因此：①F 无正价②气态氢化物中最稳定的是HF 。
（6）最高价含氧酸酸性最强的是：高氯酸（HClO 4）（7）Al 元素：原子有三个电子层，简单离子在本周期中半径最小（8）某元素的最高价氧化物对应的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，则该元素是：氮（氨气和硝酸反应生成硝酸铵）。
（9）气态氢化物的稳定性：（同周期增强，同主族减弱）CH4< NH3< H2O <HF，SiH4< PH3< H2S <HCl HF＞HCl＞HBr＞HI H2O＞H2S＞H2Se NH3＞PH3CH4＞SiH4（10）最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱：（同周期增强，同主族减弱）H 2SiO3< H3PO4< H2SO4<HClO4 H2CO3＞H2SiO3（11）最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱：（同周期减弱，同主族增强）NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3KOH＞NaOH＞LiOH4、元素周期表中区的划分（5 个区）s区：ⅠA、ⅡA p区：ⅢA～ⅦA、0族d区：ⅢB～ⅦB、Ⅷds区：ⅠB、ⅡB f区：镧系、锕系5、电离能（1）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(Be>Mg>Ca )。
（2）熟记：第一电离能：N＞O＞C N＞O＞S（3）第一电离能：Li ＜B ＜Be ＜C＜O＜N＜F （Be 2s2，2S全满；N 2s22P3，2P半满）Na＜Al＜Mg＜Si＜S＜P＜Cl （Mg 3s2，3S全满；P 3s23P3，3P半满）6、电负性同周期从左到右，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。
F电负性最大，电负性无反常现象。
电负性：O ＞N＞C ，O＞S7、氢键（1）使物质有较高的熔沸点：①沸点NH3> PH3（NH3分子间形成氢键）②沸点H2O> H2S （H2O分子间形成氢键）③沸点HF> HCl④C2H5OH沸点高于CH3OCH3（C2H5OH分子间形成氢键）⑤CH3COOH沸点高于CH3COOCH3（CH3COOH分子间形成氢键）HCOOH沸点高于HCOOCH3（HCOOH分子间形成氢键）。
（2）使物质易溶于水：如NH3、C2H5OH、CH3CHO、CH3COOH、H2O2等易溶于水（某分子与水分子形成氢键，如C2H5OH与水分子形成氢键）。
（3）解释一些现象：水结冰体积膨胀（水分子间形成氢键，体积大，密度小）。
8．物质溶沸点的比较（1）同类晶体①离子晶体的熔、沸点取决于离子键的强弱，通常离子半径越小、离子所带电荷数多，晶格能越强，熔、沸点越高。
如MgO＞NaCl、NaCl＞KCl, MgO＞CaO。
②原子晶体的熔、沸点取决于共价键的键长和键能，键长越短、键越牢固，熔、沸点越高。
如：金刚石＞金刚砂＞晶体硅。
③分子晶体的熔、沸点取决于分子间作用力的大小，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
分子间作用力越强，熔、沸越高（F2<Cl2<Br2<I2）；有氢键的分子晶体，还要考虑氢键的强弱。
（H2O＞H2S，NH3＞PH3，HF＞HCl ）④同类金属晶体中，金属离子半径越小，阳离子带电荷数越高，金属键越强，熔、沸点越高，如：Li＞Na＞K，Na＜Mg＜Al。
（2）不同类型的晶体（金属晶体除外），熔、沸点高低顺序为：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
如：SiO2＞CO2 SiO2＞NaCl＞SiCl49、杂化（1）公式:对于AB m型分子(A为中心原子，B为配位原子)，分子的价电子对数可以通过下式确定：孤电子对数＝1/2(a-xb)★★★价电子对数即杂化轨道数，杂化轨道数=σ键+孤电子对数，与π键无关对于离子：阴离子加上离子电荷数，阳离子减去离子电荷数。
如PO3－4中P原子价电子数应加上3，而NH＋4中N原子的价电子数应减去1。
(2)常用杂化规律sp3杂化：①连有四个单键的碳原子(饱和C)：CH4、－CH3、CH2、CH、烷烃、环烷烃、CCl4②连有单键的氧原子：H2O、H3O+、－OH、H2O2③连有单键的氮原子（饱和N）：NH3、NH4+、－NH2④空间构型为四面体或者正四面体的中心原子：ClO4－、SO42-、PO43-、SiO44-sp2杂化：①双键两端的原子：H2C＝CH2（C＝C）、HCHO(C=O)、羰基(C=O)、尿素(C=O) H2C＝NH (C＝N)②平面形分子中的中心原子：BF3、SO3、苯sp杂化：①叁键两端的原子：HC≡CH（C≡C）、H－C≡N（C≡N）②直线形分子中的中心原子：Be Cl2、C O2、C S210、等电子体（1）原子数相同、价电子总数相同的分子或离子，互称为等电子体。
（2）等电子体的结构相似。
（2）常见例子①AX 10e - CO 、N 2、CN －、C 22- 直线型 sp 杂化②AX 2 16 e - CO 2、N 2O 、CS 2 、 COS 、 SCN －、CNO －、NO 2+、N 3－直线型sp 杂化③AX 4 32e - CCl 4、SiF 4、SO 42-、PO 43-、ClO 4－、SiO 44- 正四面体 sp 3杂化④AX 4 8e - CH 4 NH ＋4 正四面体 sp 3杂化⑤AX 2 8e - H 2O H 2S NH 2- V 型 sp 3杂化 ⑥AX 2 18e - SO 2、O 3、NO 2－V 型 sp 2杂化⑦AX 3 24 e - CO 32-、NO 3－、SO 3、COCl 2 平面三角形 sp 2杂化⑧AX 3 8e - NH 3 、 H 3O ＋三角锥形 sp 3杂化⑨AX 3 26 e - PCl 3 、NF 3、SO 32-、ClO 3－三角锥型 sp 3杂化 11、晶体结构（1）1 mol 金刚石中，C-C 键有2 mol ，1 mol 单晶硅中，Si-Si 键有2 mol ； （2）1 mol SiO 2晶体中，Si-O 键有4mol（3）晶体NaCl 的空间结构（面心立方，黑点Na + 白点Cl －）①每个Na +同时吸引6个 Cl －，Na +配位数为6；每个Cl －同时吸引6个Na +，Cl －配位数为6。
②每个氯化钠晶胞中有4个Na +，有4个Cl －。
（Na +4216818=⨯+⨯，Cl －414112=+⨯）③每个Na +周围与它最近的且距离相等的Na +有12个，每个Cl －周围与它最近的且距离相等的Cl －有12个。
（4）CsCl 型（体心立方）：每个Cl －吸引8个Cs ＋，Cl －配位数为8；每个Cs ＋吸引8个Cl －，Cs ＋配位数为8。
（5）ZnS (X 为：Zn 2+，Y 为S 2-)S 2-最近距离的Zn 2+有4个，S 2-配位数为4；Zn 2+-最近距离的S 2-有4个，Zn 2+配位数为4。
（6）Cu 2O （黑点Cu +，白点O 2-）Cu +最近距离的O 2-有2个，Cu +配位数为2；O 2-最近距离的Cu +有4个，O 2-配位数为2。
（7）常见金属晶体的原子堆积模型（8）MgB 212、配合物组成、结构。