物质结构与性质知识点归纳
高中化学物质结构与性质知识点归纳
物质结构与性质--高考化学知识点归纳
物质结构与性质--高考化学知识点归纳 -CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN物质结构与性质18种元素72种元素15、16、17纵列依次称为A、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族、7、11、12纵列依次称为B、ⅥB、ⅦB、ⅠB、ⅡB族常考Fe，Cu及其离子的电子排布式）第18纵列称为零族（稀有气体元素）、2两个纵列划为s区（价电子电子在s轨道）13~18六个纵列划为p区（价电子在p轨道）3~10八个纵列划为d区（价电子在d轨道）ds区第11、12两个纵列划为ds区（价电子在d、s轨道）f区镧系和锕系元素属于f区（价电子在f轨道）Ps：价电子指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子。
第一部分：元素周期表知识点1 单核微粒半径大小判断规律（1）先看电子层数，若不同，则层数多者微粒半径大（如：Br>Cl>F)（2）若电子层数相同，再看原子序数，序数小者半径大（如：Na+>Mg+>Al3+）（3）若是同种元素化合价不同的离子或原子，核外电子多者半径大（如：Fe>Fe2+>Fe3+)知识点2 有关周期和族的几个关系（1）周期序数=电子层数（2）主族（ⅠA~ⅦA）和副族ⅠB、ⅡB族的族序数=原子最外层的电子数（ns+np或ns）。
（3）副族ⅢB~ⅦB族的族序数=最外层s电子数+次外层d电子数。
（4）零族：最外层电子数等于8或2。
第二部分：元素周期律知识点1 周期律基本内容知识点2 同周期、同主族元素性质递变规律1、元素原子失电子（还原性）能力强弱比较依据（1）依据金属活动性顺序表，越靠前元素原子失电子能力越强。
（2）比较元素单质与水（或酸）的反应置换出氢的难易程度。
越易发生，失电子能力越强。
（3）比较元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。
碱性越强，失电子能力越强。
（4）根据金属与盐溶液间的置换反应，失电子能力强的置换成失电子能力弱的。
（5）一般金属阳离子的氧化能力越强，则对应的金属单质的还原性越弱（Fe对应的是Fe2+）（6）电化学原理：不同金属形成原电池时，通常作负极的金属性强；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属性弱。
化学选修三物质结构与性质知识点总结
化学选修三物质结构与性质知识点总结1.元素周期表与元素结构-元素周期表是根据元素的原子序数和电子排布特征排列的周期性表格，主要包括周期、族、主族、副族等概念。
-元素周期表可以用于预测元素的化学性质，如金属、非金属、半金属的区分。
-元素的电子排布规律有利于理解原子结构与化学性质的关系。
2.化学键与分子结构-化学键是通过原子间的相互作用而形成的，可以分为离子键、共价键和金属键等。
-共价键是通过共享电子对来形成的，可以分为单、双、三键，键长和键能与键数有关。
-分子的结构与键的类型、角度、形状等有关，如分子几何构型、杂化、极性等。
3.氢键与离子相互作用-氢键是分子间的一种特殊化学键，主要由氢原子和带有高电负性的原子（如氮、氧、氟等）间的相互作用形成。
-氢键可以影响物质的物理性质，如溶解度、沸点、熔点等。
-离子相互作用是由正负电荷之间的相互吸引力所形成的，主要涉及离子晶体、离子键和离子化合物等。
4.化学结构与热力学性质-化学结构对热力学性质有重要影响，如化学键的键能、键长、键角等与分子的稳定性和反应性有关。
-化学反应的平衡常数与反应物浓度、温度、压力等因素有关，可以通过热力学计算和实验测定。
-熵与化学反应的随机程度有关，通过熵的计算可以判断反应的进行程度和可能性。
5.化学结构与动力学性质-化学结构对物质的动力学性质也有重要影响，如反应速率、反应机理、催化等。
-反应过程中的活化能和反应速率常数与化学键的强度、键能和活化能有关。
-催化剂的存在可以改变反应的速率和路径，提高反应的效率。
6.材料结构与性质-材料的结构对其性质有很大影响，如晶体结构、晶型、晶界、光学性质、导电性等。
-材料的晶体结构可以通过X射线衍射、电子显微镜等进行表征和分析。
-材料的性质可以通过材料的制备、处理和性能测试来评价和优化。
总结以上是化学选修三物质结构与性质的知识点，通过学习这些内容可以更好地理解物质的结构特征与性质表现之间的关系，并且具备一定的实验和分析能力。
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。
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高中化学中，物质结构与性质是一个重要的知识点，它涉及到了原子、分子和化学键的结构与物质的性质。
下面我将结合具体的内容，总结一下高中化学中物质结构与性质的知识点。
1. 原子结构：原子是物质的基本单位，由原子核和电子组成。
原子核由质子和中子组成，质子的数量决定了元素的原子序数，中子的数量决定了同位素的形成。
原子核带有正电荷，电子带有负电荷，在原子中保持电中性。
2. 元素周期表：元素周期表按照原子序数将元素排列，可以反映元素的物理和化学性质。
周期表的横行称为周期，纵列称为族。
周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，中间有一部分是过渡金属元素。
3. 分子结构：分子是原子的结合体，由两个或多个原子通过化学键连接而成。
分子的结构决定了物质的性质。
分子中的原子通过共价键连接，共享电子对。
可以是单原子分子（如氢气H2，氧气O2）或多原子分子（如水H2O，二氧化碳CO2）。
4. 杂化轨道：杂化轨道是一种由不同能级的原子轨道混合而成的轨道。
杂化轨道可以解释分子的几何形状和键的性质。
最常见的杂化轨道有sp3杂化、sp2杂化和sp杂化，分别对应于四方形、三角形和线性分子的形状。
5. 化学键：化学键是原子中的电子分布和共享的结果，是原子间相互作用的力。
常见的化学键有共价键和离子键。
共价键是通过电子的共享形成的，可以是单键、双键或三键。
离子键是由正负离子间的静电吸引力形成的。
6. 金属键：金属键是金属元素中的电子形成的。
金属中的电子形成了一个电子海，所有金属离子共享这个电子海中的电子，形成金属键。
金属键的存在使得金属具有良好的导电性和热导性。
7. 键能和键长：键能是分子中化学键的强度，可以通过断裂或形成化学键需要的能量来衡量。
键能越大，化学键越难断裂。
键长是化学键两个原子之间的距离，一般情况下，键长越短，化学键越强。
8. 极性分子和非极性分子：分子的极性与它的电子云的分布有关。
如果一个分子中的正电荷和负电荷分布不均匀，分子就是极性分子。
高三化学知识点：物质的结构和性质
高三化学知识点：物质的结构和性质物质的结构和性质是化学学科中的重要知识点，对于高三学生来说，理解和掌握这一部分内容对于提高化学成绩和深入理解化学学科有着至关重要的作用。
一、物质的结构1.1 原子结构原子是物质的基本单位，由原子核和核外电子组成。
原子核由质子和中子组成，质子带正电，中子不带电。
核外电子带负电，围绕原子核运动。
1.2 分子结构分子是由两个或多个原子通过共价键连接在一起形成的。
分子中原子之间的连接方式有单键、双键和三键等。
分子结构对分子的性质有着重要影响。
1.3 离子结构离子是由于原子或分子失去或获得电子而带电的粒子。
离子结构对离子的性质有着重要影响。
1.4 晶体结构晶体是由周期性排列的原子、分子或离子组成的有序结构。
晶体有四种基本的晶格结构：立方晶系、六方晶系、四方晶系和单斜晶系。
二、物质的性质2.1 物理性质物理性质是指物质在不发生化学变化的情况下所表现出的性质。
常见的物理性质包括颜色、状态、密度、熔点、沸点等。
2.2 化学性质化学性质是指物质在发生化学变化时所表现出的性质。
常见的化学性质包括氧化性、还原性、酸碱性、稳定性等。
2.3 物质的性质与结构的关系物质的性质与其结构有着密切的关系。
例如，原子的最外层电子数决定了元素的化学性质；分子的结构决定了分子的化学性质和物理性质；离子的结构决定了离子的化学性质等。
三、物质的结构和性质的关系物质的结构和性质之间存在着密切的关系。
结构决定性质，性质反映结构。
了解和掌握物质的结构和性质的关系对于理解化学反应的原理和预测物质的性质有着重要意义。
四、学习方法4.1 理论联系实际学习物质的结构和性质时，要将理论知识与实际例子相结合，通过实际例子来理解和掌握理论知识。
4.2 多做题物质的结构和性质是化学学科中的重要知识点，需要通过多做题来加深理解和掌握。
可以做课后习题、模拟试题等，通过做题来检验自己的学习效果。
4.3 总结归纳学习物质的结构和性质时，可以通过总结归纳的方式来加深理解和记忆。
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！。
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。
选修三物质结构与性质知识点
选修三物质结构与性质知识点总结高二化学组 2014.5.30第一章 原子结构与性质知识点归纳1．位、构、性关系的图解、表解与例析(1)元素在周期表中的位置、元素的性质、元素原子结构之间存在如下关系：(2)元素及化合物性质递变规律表解同周期：从左到右同主族：从上到下核电荷数逐渐增多电子层结构 电子层数相同，最外层电子数递增原子核对外层 电子的吸引力 逐渐增强逐渐减弱主要化合价 正价+1到+7 负价-4到-1最高正价等于 （F 、O 除外） 元素性质 金属性逐渐减弱，非金属性 电离能 ，电负性金属性 ，非金属性逐渐减弱第一电离能逐渐减小，电负性逐渐最高价氧化物 对应水化物的 酸碱性 酸性增强碱性酸性减弱碱性非金属气态氢化物的形成和 热稳定性气态氢化物形成由难到易，稳定性气态氢化物形成由易到难，稳定性逐渐减弱2．核外电子构成原理(1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。
(2)核外电子排布遵循的三个原理：a ．能量最低原理b ．c ．洪特规则及洪特规则特例能层1 2 3 4 5 K L M N O 最多容纳电子数（2n 2）83250离核远近 距离原子核由远及近 能量 具有能量由 及 能级 s sp spd spdf … 最多容纳电子数22 62 6 10 14能量ns<(n-2)f<(n-1)d<np元素性质 同周期：从左到右递变性 同主族：从上到下 递变性 主族：最外层电子数=最高正价=8- 负价 原子半径 原子得失 最外层电子数 电子的能力 位置 原子序数=主族序数=周期数= 原子结构（3）泡利（不相容）原理：（4）洪特规则：(6)原子核外电子排布表示式：a．原子结构简图 b．电子排布式 c．轨道表示式3．原子核外电子运动状态的描述：电子云第二章分子结构与性质一.共价键1.共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有和。
2.共价键的类型①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、、三键。
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。
高中化学知识点归纳与分类突破 专题十四 物质结构与性质
专题十四物质结构与性质知识点一电子层、能级与原子轨道1.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电子层。
通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。
2.能级：同一电子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，同一电子层里，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：电子在原子核外的一个空间运动状态。
原子轨道轨道形状轨道个数s球形1p哑铃形3温馨提示：第一电子层(K)，只有s能级；第二电子层(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；第三电子层(M)，有s、p、d三种能级。
知识点二原子核外电子的排布规律①能量在构建基态原子时，原子核外电子总是优先占据能量更低的原子轨道：最低原理1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s……②洪特规则基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行③泡利原理每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋方向相反的电子知识点三基态原子核外电子排布的四种表示方法表示方法举例电子排布式K：1s22s22p63s23p64s1简化电子排布式Cu：[Ar]3d104s1价层电子排布Fe：3d64s2轨道表示式(或电子排布图)O：①常见特殊原子或离子基态简化电子排布式微粒简化电子排布式微粒简化电子排布式微粒简化电子排布式Fe原子[Ar]3d64s2Cu+[Ar]3d1Cu2+[Ar]3d9Cr原子[Ar]3d54s1Fe2+[Ar]3d6Mn2+[Ar]3d5Cr 3+ [Ar ]3d 3 Fe 3+ [Ar ]3d 5 Ni 原子 [Ar ]3d 84s 2②基态原子轨道表示式书写的常见错误错误类型错因剖析 改正违背能量最低原理 违背泡利原理 违背洪特规则违背洪特规则知识点四电离能、电负性1.元素第一电离能的周期性变化规律一般规律同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小；同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小特殊情况第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。
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宇宙万物的基本要素，其结构和性质直接驱动着我们周围世界的运行和变化。
通过深入了解物质的结构与性质，我们可以更好地理解自然界中的现象，并为工程技术、药学、材料科学等领域的发展提供基础。
本文将介绍一些关于物质结构与性质的知识点。
1. 原子结构：原子是物质的基本组成单位，由原子核和电子云组成。
原子核由质子和中子组成，而电子云则是围绕原子核运动的轨道。
原子的结构决定了物质的性质，例如原子核中的质子数确定了元素的原子序数，而电子的数量和排布则影响了物质的导电性和化学反应性。
2. 分子结构：分子是由原子通过共价键连接而成的，是化学反应和物质性质变化的基本单位。
不同的元素可以形成不同的化合物，因为化合物的性质取决于分子内原子的种类、数量和排列方式。
例如，水分子由一个氧原子和两个氢原子组成，因此具有特定的化学性质，如溶解度和表面张力。
3. 晶体结构：晶体是由原子、离子或分子周期性排列而成的固体。
晶体结构的不同导致了晶体的各种性质差异，例如硬度、折射率和导电性等。
晶体结构可以通过X射线衍射等方法进行研究和表征，从而揭示了物质内部的有序排列规律。
4. 材料结构与性能：材料是应用于工程和技术中的物质，其结构与性能直接关系到材料的用途和可靠性。
例如，金属材料的导电性和延展性取决于其晶体结构中的电子云和格点缺陷。
聚合物材料的力学性能则与分子链的长度、支链密度和交联程度密切相关。
5. 固-液-气相变：物质在不同的温度和压力下会发生相变，从固体到液体再到气体。
这些相变背后的机制与原子或分子之间的相互作用有关。
例如，固态的冰在加热时会融化成液态水，这是因为加热使水分子的振动增加，从而破坏了分子之间的氢键。
总结起来，物质结构与性质的研究是科学和工程领域的基础工作。
通过深入了解物质的微观结构，我们可以揭示自然界中的规律，并且为材料设计和应用提供指导。
此外，物质结构与性质的研究也为新材料的开发和性能的改进提供了理论基础。
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、原子结构与周期表1. 原子结构原子是由质子、中子和电子组成的基本粒子。
质子和中子构成原子核，电子绕核运动。
质子带正电，中子不带电，电子带负电。
原子核的直径约为10^-15米，电子的轨道半径约为10^-10米，原子核的质量占整个原子的绝大部分。
2. 周期表周期表是根据元素的原子序数和元素周期律排列而成。
元素的周期表位置可以推测出该元素的原子结构和性质。
周期表也反映了不同元素之间的相似性和规律性。
二、分子结构与键1. 共价键共价键是化学键的一种，是由两个原子共享电子而形成的化学键。
共价键可以分为极性共价键和非极性共价键。
极性共价键是由两个不同电负性的原子间形成，使电子本身更倾向于位于电负性较高的原子周围，非极性共价键是由两个相同电负性的原子间形成。
2. 离子键离子键是由离子间的静电作用而形成的化学键。
通常由金属和非金属元素间形成。
3. 金属键金属键是金属元素间形成的化学键。
金属元素通常以离子形式排列，金属中的电子可以自由移动。
4. 其他键还有氢键、范德华力等其它类型的键。
三、物质的性质1. 物态物质可以存在于固态、液态和气态。
当温度或压力改变时，物质的物态也会发生改变。
2. 燃烧性燃烧性是物质在氧气中发生氧化反应并释放能量的性质。
3. 反应性物质在化学反应中的性质叫做反应性，可以通过物质的物态、颜色等来观察。
4. 溶解性溶解性是物质溶解于溶剂的能力，可以分为易溶性、难溶性和不溶性。
5. 导电性导电性是物质导电的能力，受物质的结构和性质影响。
6. 光学性物质在光线的照射下会发生反射、折射等光学现象。
7. 导热性导热性是物质传递热能的能力，受物质的结构和性质影响。
四、分子结构与物质性质的关系1. 结构与性质的关系分子的结构影响其化学物性。
分子之间的键合方式、原子间的电子分布等结构因素直接影响物质的性质。
2. 形成分子模型使用Lewis结构、VSEPR理论等模型对分子结构进行描述，可以预测其性质。
高中化学知识点总结(第十二章 物质结构与性质-选择性必修二)
第十二章物质结构与性质第1课时原子结构与性质知识点一原子核外电子排布原理1．能层和能级(1)能层：原子核外电子是分层排布的，根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层。
(2)能级：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级。
(3)能层与能级的关系(1)电子云①由于核外电子的概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。
②电子云轮廓图称为原子轨道。
(2)原子轨道原 子 轨 道⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎪⎪⎪⎪⎪⎧轨道形状⎩⎪⎨⎪⎧ s 电子的原子轨道呈球形对称p 电子的原子轨道呈哑铃形各能级上的原子轨道数目⎩⎪⎨⎪⎧s 能级 1 个p能级 3 个d 能级5个f 能级7个……能量关系⎩⎪⎨⎪⎧①相同能层上原子轨道能量的高低：n s ＜n p ＜n d ＜n f②形状相同的原子轨道能量的高低： 1s ＜2s ＜3s ＜4s ……③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如2p x 、2p y、2p z轨道的能量相等3．基态原子核外电子排布 (1)排布原则[提醒] 当能量相同的原子轨道在全满(p 6、d 10、f 14)、半满(p 3、d 5、f 7)、全空(p 0、d 0、f 0)时原子的能量最低，如24Cr 的电子排布式为[Ar]3d 54s 1,29Cu 的电子排布式为[Ar]3d 104s 1。
(2)填充顺序——构造原理(3)基态原子核外电子排布的表示方法3s23p4(1)电子的跃迁(2)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。
知识点二原子结构与元素的性质1．原子结构与元素周期表的关系(1)主族(3)过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10n s1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。
3．元素周期表的分区与价电子排布的关系(1)周期表的分区(2)各区价电子排布特点4．电离能6.对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如。
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。
物质结构与性质知识点
物质结构与性质知识点一、引言物质是构成我们周围一切事物的基本要素。
物质的结构与性质之间存在着密切的关系，理解物质结构与性质的知识点，有助于我们更好地理解和解释自然现象，以及应用于科学技术的发展。
本文将围绕物质结构与性质的知识点展开探讨，从微观和宏观两个层面加深我们对物质的理解。
二、微观层面1. 原子结构- 原子的组成：原子由核和电子组成，核由质子和中子构成，电子围绕核外轨道运动。
- 原子序数：原子序数表示了元素中的质子数，决定了元素的化学性质。
- 原子量：原子质量的单位是原子质量单位（amu），等于1/12个碳-12原子质量。
2. 分子结构- 分子的概念：由两个以上原子通过化学键连接而成，具有独立存在和化学性质的单位。
- 共价键：原子之间通过共用电子形成的化学键。
- 极性分子：分子中原子围绕原子核构成的电子云不对称，电子云密度不均匀分布。
3. 晶体结构- 晶体的定义：由于特定原子或离子通过一定规则排列而形成的具有规则几何外形的固体物质。
- 离子晶体：正负离子通过离子键连接形成的晶体，具有良好的电导性和溶解性。
- 共价晶体：共用电子连接形成的晶体，具有高熔点和硬度。
- 金属晶体：金属离子通过金属键连接形成的晶体，具有良好的导电性和良好的延展性。
三、宏观层面1. 物质的状态- 固体：分子或原子通过化学键紧密连接，形成具有一定形状和体积的物质。
- 液体：分子或原子间的化学键较弱，可以流动，而体积固定。
- 气体：分子或原子间距离较大，通过碰撞运动，体积可变，具有压弹性。
2. 物理性质与化学性质- 物理性质：与物质的微观结构无关，可以通过观察和测量得到，如颜色、密度、熔点等。
- 化学性质：与物质的微观结构和其它物质之间的相互关系有关，涉及物质的变化、反应等。
四、结论通过对物质结构与性质的知识点的了解，我们可以更好地理解物质的本质和性质的表现，从而加深对自然现象的理解和解释。
同时，物质结构与性质的知识也为科学技术的发展提供了基础，帮助我们更好地解决问题和推动社会进步。
(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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物质结构与性质知识点总结专题一了解测定物质组成和结构的常用仪器（常识性了解）。
专题二第一单元1.认识卢瑟福和玻尔的原子结构模型。
2.了解原子核外电子的运动状态，了解电子云的概念。
3.了解电子层、原子轨道的概念。
4.知道原子核外电子排布的轨道能级顺序。
知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁。
5.了解能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则，能用电子排布式、轨道表示式表示1-36号元素原子的核外电子排布。
第二单元1.理解元素周期律，了解元素周期律的应用。
2.知道根据原子外围电子排布特征，可把元素周期表分为不同的区。
3.了解元素第一电离能、电负性的概念及其周期性变化规律。
（不要求用电负性差值判断共价键还是离子键）4.了解第一电离能和电负性的简单应用。
专题三第一单元1.了解金属晶体模型和金属键的本质。
2.能用金属键理论解释金属的有关物理性质。
了解金属原子化热的概念。
3.知道影响金属键强弱的主要因素。
认识金属物理性质的共性。
4.认识合金的性质及应用。
注：金属晶体晶胞及三种堆积方式不作要求。
第二单元1.认识氯化钠、氯化铯晶体。
2.知道晶格能的概念，知道离子晶体的熔沸点高低、硬度大小与晶格能大小的关系。
3.知道影响晶格能大小的主要因素。
4.离子晶体中离子的配位数不作要求。
第三单元1.认识共价键的本质，了解共价键的方向性和饱和性。
2.能用电子式表示共价分子及其形成过程。
认识共价键形成时，原子轨道重叠程度与共价键键能的关系。
3.知道σ键和π键的形成条件，了解极性键、非极性键、配位键的概念，能对一些常见简单分子中键的类型作出判断。
注：大π键不作要求4.了解键能的概念，认识影响键能的主要因素，理解键能与化学反应热之间的关系。
5.了解原子晶体的特征，知道金刚石、二氧化硅等常见原子晶体的结构与性质的关系。
第四单元1.知道范德华力和氢键是两种最常见的分子间作用力。
2.了解影响范德华力的主要因素，知道范德华力对物质性质的影响。
3.了解氢键的概念和成因，了解氢键对物质性质的影响。
能分析氢键的强弱。
注：范德华力的分类不要求。
分子内氢键不要求。
专题四1.初步认识简单分子的空间构型、键角、极性分子、非极性分子、手性分子等概念。
2.认识分子的空间构型与极性的关系，能判断一些简单分子的极性，了解“相似相溶规则”的具体应用。
3.理解物质结构与性质之间的辩证关系、性质与应用之间的纽带关系。
注：杂化轨道理论、价电子对互斥理论不要求。
不要拓展等电子原理。
不要用偶极距来衡量分子极性大小。
专题五——了解即可。
一、原子结构与性质.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。
小黑点不代表电子。
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.②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。
电子排布式：、基态锌：1s22s22p63s23p63d104s2 →简化电子排布式［Ar］3d104s2外围电子排布式：3d104s2基态钠：外围电子排布式3s1基态铁26Fe：1s22s22p63s23p63d64s2规范，1s22s22p63s23p64s23d6 不规范。
亚铁离子26Fe2+：1s22s22p63s23p63d6（失电子时，先失去最外层电子）铁离子26Fe3+：1s22s22p63s23p63d5轨道表示式：如Na：几个名词：1．原子实：原子核外内层电子已达到稀有气体结构的部分2．外围电子：过渡元素省去原子实的剩余部分。
主族、零族元素的最外层电子。
3．价电子：主族元素的外围电子排布式，也就是主族元素的最外层电子。
副族还通常包括次外层的d电子（不一定是全部）。
4．基态：最低能量状态。
如处于最低能量状态的原子称为基态原子。
5．激发态：较高能量状态（相对基态而言）。
如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。
6．光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（基态→激发态）能量，产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。
光是电子释放能量的重要形式。
利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
二、元素性质递变规律1．根据元素原子外围电子排布的特征，可将元素周期表分成5个区域。
具体地说是根据最后一个电子填充在何原子轨道上来分区（1）s区元素：外围电子只出现在s轨道上的元素。
价电子排布为ns1~2，主要包括ⅠA 和ⅡA族元素，这些元素除氢以外都是活泼的金属元素，容易失去1个或2个电子形成+1价或+2价离子（2）p区元素：外围电子出现在p轨道上的元素（s 轨道上的电子必排满）。
价电子排布为ns2np1~6，主要包括周期表中ⅢA到ⅧA和0族共6个主族元素，这些元素随着最外层电子数的增加,原子失去电子变得越来越困难,得到电子变得越来越容易。
除氢以外的所有非金属元素都在p区（3）d区元素：外围电子出现在d轨道上的元素。
价电子排布为(n-1)d1~9ns1~2，主要包括周期表中ⅢB到ⅦB和Ⅷ族，d区元素全是金属元素。
这些元素的核外电子排布的主要区别在(n-1)d的d轨道上。
由于d轨道未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成。
（4）ds区元素：ds区元素与s区元素的主要区别是s 元素没有(n-1)d电子，而ds区元素的(n-1)d轨道全充满，因此ds区元素的价电子排布是(n-1)d10ns1~2。
包括ⅠB和ⅡB，全是金属元素（5）f区元素：包括镧系元素和锕系元素，它们的原子的价电子排布是(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2，电子进入原子轨道(n-2)f中。
由于最外层的电子基本相同，(n-1)d的电子数也基本相同，因此镧系元素和锕系元素的化学性质非常相似。
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最低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。
②基本规律：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半满（p3、d5、f7）和全满（p6、d10、f14）结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
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。
（第二周期3Li＜5B ＜4Be＜6C ＜8O ＜7N＜9F ＜10Ne ）②.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。
元素电负性的周期性变化规律1．同周期：从左到右，元素电负性由小到大（稀有气体不考虑）。
2．同主族：从上到下，元素电负性由大到小有以上规律得出：元素周期表中，右上角氟元素的电负性最大，左下角铯元素的电负性最小（放射性元素除外）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）.注意：电负性的大小与电离能的大小有一定的一致性，但没有绝对的一致，如镁的电负性比铝小，但镁的电离能比铝大二.化学键与物质的性质.金属共同的物理性质：容易导电、导热、有延展性、有金属光泽等。
金属键构成微粒：金属阳离子和自由电子金属键：金属阳离子和自由电子之间的较强的相互作用成键特征：自由电子被许多金属离子所共有；无方向性、无饱和性金属键对金属通性的解释离子键――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.离子键无方向性、无饱和性离子键强弱的判断: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（符号为U ）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. 用电子式表示NaCl 、K 2S 的形成过程 小结：用电子式表示离子键的形成过程1.左边是组成离子化合物的各原子的电子式 , 右边是离子化合物的电子式2.”3.用 表示电子转移的方向离子晶体: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. NaCl 型晶体CsCl 型晶体每个Na +离子周围被6个C1—离子所包围，同样每个C1—也被6个Na +所包围。