高中化学物质结构知识点总结(精选课件)
人教版高中化学选修三课件：物质结构与性质 (共46张PPT)
例题5
（4）请用原子结构的知识解释C燃烧时发出
黄色的原因：
。
燃烧时，电子获得能量从能量低的轨道
跃迁到能量高的轨道上，跃迁到能量高的轨
道的电子处于不稳定状态，随即跃迁回原来
轨道，并向外界释放能量（光能）
2
微
粒 间
化学 键
作
用
与
物
质
的
分子
性
性质
质
共价键
配位键和配位 化合物 金属键
σ键和π键 键参数 杂化轨道理论
例题4
已知周期表中，元素Q、R、W、Y与元素X相邻。Y的最高
化合价氧化物的水
化物是强酸。回答下列问题：
(1)W与Q可以形成一种高温结构陶瓷材料。W的氯化物分
子呈正四面体结构，W的氧化物的晶体类型
是
；
(2)Q的具有相同化合价且可以相互转变的氧化物
是
；
(3)R和Y形成的二元化合物中，R呈现最高化合价的化合物
（子Cu4。2）＋已形往知成硫N配酸F3离铜与子溶N，H液3其的中原空加因间入是构过_型量__都氨_是水__三，__角可__锥生__形成_，_[C_单u。(NNFH32不)2]易2＋与配离 解析：NF3分子中氟原子非金属性强是吸电子的，使得 氮原子上的孤对电子难于与Cu2＋形成配位键。
(5)Cu2O的熔点比Cu2S的_________(填“高”或“低”)，请 解释原因__________。 解析： Cu2O和Cu2S均为离子化合物，离子化合物的熔点 与离子键的强弱有关。 由于氧离子的例子半径小于硫离子的离子半径，所以亚铜 离子与氧离子形成的离 子点键比C强u于2S亚的铜高离。子与硫离子形成的离子键，所以Cu2O的熔
A．共价键的方向性 B．共价键的饱和性 C．共价键原子的大小 D．共价键的稳定性
高中化学必修二物质结构元素周期律知识点总结_
高中化学必修二物质结构元素周期律知识点总
结_
三、元素周期律
1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。
2.同周期元素性质递变规律
第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）
第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）
★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：
（1）金属性强（弱）①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金属性强（弱）①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含
氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
（Ⅰ）同周期比较：
比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。
（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。
四、化学键
化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。
1.离子键与共价键的比较
活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键）
非金属元素之间
离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。
（一定有离子键，可能有共价键）
共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。
（只有共价键）。
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。
高中化学物质结构知识点总结
分子结构与性质共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键。
分类标准类型单键、双键、三键共用电子对数极性键、非极性键共用电子对偏移程度σ键、π键原子轨道重叠方式极性键和非极性键判别规律：极性键：正电中心和负电中心不重合；非极性键：正电中心和负电中心重合；分子极性与非极性判别：极性：中心原子最外层电子未全部成键；非极性：中心原子最外层电子全部成键;氢键：氢键是由已经与电负性很强的原子(如N、F、O)形成共价键的氢原子与另一个分子中或同一分子中电负性很强的原子之间的作用力。
氢键对物质性质的影响（1）当形成氢键时，物质的熔、沸点将升高。
（2)氢键不属于化学键;σ键、π键判别规律：1.共价单键全部都是σ键；2。
共价双键中一个是σ键，一个是π键；3。
共价三键中一个是σ键,两个是π键；价层电子对互斥理论:价层电子对数目=（中心原子的价电子数+配位原子提供的电子数）/2a、如果是离子团,离子的价电子对数应考虑离子所带的电荷:(1)负离子的价电子数=中心原子的价电子数+所带的负电子数;(2)正离子的价电子数=中心原子的价电子数—所带的正电荷数；b、如果成键原子是配位原子，与中心原子之间的化学键是单键时，配位原子提供的价电子数是1，如H、卤素原子；双键时,配位原子提供的价电子数为0，如氧原子，三键时,配位原子提供的原子为—1,如乙炔。
双键、三键都当做一个配位原子。
c、σ键电子对数：由分子式确定.如H2O、NH3、CH4分子中的中心原子O、N、C分别含有2、3、4对σ键电子对。
d、中心原子上的孤对电子数:为，式中a为中心原子的价电子数(主族元素的价电子数就是最外层电子数）；x为与中心原子结合的原子数;b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数（氢为1，其他原子等于“8-该原子的价电子数”）分子构型价层电子对数σ键电子对数孤电子对数VSEPR模型名称立体构型名称实例2 2 0 直线型直线型3 3 0三角形平面三角形2 1 ∨形4 4 0四面体型正四面体型3 1 三角锥型2 2 ∨形杂化类型判断:无机化合物价层电子对数为2时，sp杂化；价层电子对数为3时，sp2杂化；价层电子对数为4时,sp3杂化；有机化合物：碳原子与几个原子相连，两个为sp杂化，三个为sp2杂化，四个为sp3杂化。
高中化学选修三-物质结构与性质-全套课件
b.电子云扩展程度
同类电子云能层序数n越大，电子能量越 大，活动范围越大电子云越向外扩张
2、原子轨道
①定义
电子在原子核外的一个空间运动状态
②原子轨道与能级
ns能级 ns轨道
npx轨道 简
np能级 npy轨道 npz轨道
并 轨 道
nd能级
ndz2轨道
ndx2—y2轨道
从K至Q ，能层离核越远，能层能量越大 每层最多容纳电子的数量：2n2
2、能级
同一个能层中电子的能量相同的电子亚层
能级名称：s、p、d、f、g、h…… 能级符号：ns、np、nd、nf…… n代表能层 最多容纳电子的数量 s:2 p:6 d:10 f:14
能层: 一 二
三
KL
M
四…… N ……
能级： 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
全满规则 半满规则
四、电子云与原子轨道
1、电子云 以量子力学为基础
①电子云 处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间 的概率密度分布的形象化描述
小黑点：概率密度 单位体积内出现的概率 小黑点越密概率密度越大
小黑点不是电子！
②电子云轮廓图 电子出现的概率约为90%的空间 即精简版电子云
③电子云轮廓图特点 a.形状 ns能级的电子云轮廓图：球形 np能级的电子云轮廓图：双纺锤形
2s
2p
F ↑↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑
原子结构的表示方法 原子结构示意图
电子排布式 O原子：1s2 2s2 2p4
电子排布图
1s2 2s2
2p4
O原子
六、能量最低原理、基态与激发态、光谱
1、能量最低原理
人教版高中化学选修三《物质结构与性质》优质课件【全套】
1926年，奥地利物理学家薛定谔等 以量子力学为基础提出电子云模型
质子（正电） 原子核 原子 （正电） 中子（不带电）
不显 电性 核外电子 分层排布
（负电） 与物质化学性质密切相关
学与问
核外电子是怎样排布的？
二、能层与能级
1、能层
电子层
能层名称 一 二 三 四 五 六 七 能层符号 K L M N O P Q
N
能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
能级 电子 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14
数
能层 2 8 电子
18
32
数 2n2 2n2
2n2
2n2
三、构造原理与电子排布式
1、构造原理
多电子基态原子的电子按能级交错的形式排布
电子排布顺序 1s
→ 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → → 5s → 4d → 5p → → 6s → 4f → 5d → 6p……
一、开天辟地——原子的诞生
1、原子的诞生
宇宙大爆炸2小时：大量氢原子、少量氦原子 极少量锂原子
140亿年后的今天： 氢原子占88.6% 氦原子为氢原子数1/8 其他原球中的元素
绝大多数为金属元素 包括稀有气体在内的非金属仅22种 地壳中含量在前五位：O、Si、Al、Fe、Ca
22 钛 Ti 1s2 2s22p6 3s23p63d2 4s2
序数 名称 符号 K
L
M
N
1 氢 H 1s1
2 氦 He 1s2
3 锂 Li 1s2 2s1
4 铍 Be 1s2 2s2
5
硼
B 1s2 2s22p1
6
高中高考化学重点知识点归纳总结复习PPT课件
第1讲 │ 要点探究
例1 B [解析]本题考查了阿伏加德罗常数的应用，中档 题。因为不知道NO和CO具体的物质的量，所以无法求出 其分子数，A错；1.7 g H2O2的物质的量是0.05 mol，每一 个H2O2含有18个电子，所以总的电子数是0.9NA，B项正 确；1 mol Na2O2含有2 mol Na＋和1 mol O，所以离子总 数应为3 NA，C项错误；在标准状况下，戊烷不是气态， 所以2.24 L并不是0.1 mol，D项错误。
2．计算摩尔质量的技巧 (1)利用质量和物质的量：M＝mn 。 (2)利用相对密度：MM12＝ρρ12＝D，M1＝M2·D。 (3)标准状况下：M＝22.4ρ。 (4)混合气体平均相对分子质量的求法
第1讲 │ 要点探究
①对于任何状态的混合物，平均摩尔质量： M ＝混合混物合的物总的物总质质的量量gmol ②均相混合物的平均相对分子质量在数值上等于其平均 摩尔质量，可由下式求得： M r＝M 甲×甲的物质的量分数＋M 乙×乙的物质的量分数 ＋…… ③对于混合气体还可用下式： M r＝M 甲×甲的体积分数＋M 乙×乙的体积分数＋…… 注意以下两点： ①应用“(1)(2)(3)”可进行气体质量、摩尔质量、标准状况 密度、相对密度、气体体积、物质的量之间的换算。 ②应用“(4)”可进行气体平均摩尔质量、体积分数的计算和 气体成分分析。
常与基本概念、基本理论、元素化合物
1.了解物质的ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ的单位——摩尔(mol)、 知识、物质结构等结合起来考查，考查
摩尔质量、气体摩尔体积、阿伏加德罗 形式为选择题，难度中等。
常数的含义。
2.气体摩尔体积、阿伏加德罗定律及其
2.能根据物质的量与微粒(原子、分子、 推论。该考点主要是在题干信息的理解
高中化学物质结构ppt课件
(3)核素 质子数 中子数 相同
4
2．原子结构与原子内粒子相互关系 (1)关系图
(2)各个物理量之间的关系 ①原子核电荷数(Z)＝核内______(Z)＝ 核外________ ＝ 原子序数 ②质量数(A)＝ ________(Z)＋ ________(N) ③阴离子( n－)核外电子数＝______(Z)＋______(n) ④阳离子( n＋)核外电子数＝______(Z)－正电荷数(n)
9
三、化学键
1．化学键
(1)定义：相邻________间的________相互作用称为化学键。
原子
强烈
注意：①定义中的“原子”是广义上的原子，既包括中性原子，也包括带
电原子或原子团(即离子)。
②相互作用，指电子与质子、电子与电子、质子与质子间电性相互吸引和 相互排斥作用，处于相对平衡状态。
③强烈程度，相互作用力一般在200 kJ·mol－1以上。
化物、非金属氧化物、酸、酸根、氢氧根、有机物分子等中。如：H2、C60、金刚
石、晶体硅、HCl、SO2、HNO3、
、OH－、CH4等中均含有共价键。
3．既含有离子键又含有共价键的物质主要存在于含氧酸盐、铵盐、氢氧化 物、金属过氧化物、有机酸盐等中。如：Na2SO4、KNO3、NH4Cl、NaOH、
H C O Ca(OH)2、Na2O2-、CH3COONa等中既含有离子键又含有共价键。 4．稀有气3 体分子中不含化学键。如He、Ne、Ar等均不含化学键。
5．(1)同位素属于同一种元素，但不是同种原子。例如， 、 (D)、 (T)是三种不同的原子，但都是氢元素。
(2)同位素的质子数都相同，原子核外电子层结构相同，化学性质基本相同。 (3)大多数元素都有同位素，所以原子的种类数要比元素的种类数多得多。
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。
高二化学物质结构知识点归纳总结
高二化学物质结构知识点归纳总结化学是一门研究物质及其相互转化的科学，而物质的结构是化学研究的基础。
高中化学中，我们学习了许多关于物质结构的知识点，这些知识点对于理解化学现象和反应机制非常重要。
本文将对高二化学物质结构相关的知识点进行归纳总结。
一、分子和离子的结构1. 原子的键合：原子通过化学键结合形成分子或离子。
常见的键有共价键、离子键和金属键。
2. 共价键：共享电子对形成的化学键。
根据价电子对数可分为单键、双键和三键。
3. 分子形状：分子形状由键角决定。
根据原子的排列，分子可以是线性的、角度型的、平面型的或空间型的。
4. 离子晶体结构：离子通过离子键结合形成晶体。
常见的离子晶体结构有正方晶格和立方晶格。
二、有机化合物的结构1. 碳的四价性：碳原子可形成共价键，形成碳链或碳环结构。
2. 功能团：有机化合物中具有特定性质和反应的部分，如羟基、羧基等。
3. 分子式和结构式：利用分子式和结构式可以描述有机化合物的组成和结构。
4. 同分异构体：具有相同分子式但结构不同的有机化合物。
三、晶体结构1. 晶体的组成和特点：晶体是由高度有序排列的原子、离子或分子构成的固体。
2. 立方晶体结构：立方晶体的原子、离子或分子沿着等间距排列的晶格点形成。
3. 晶体的晶胞：晶胞是晶体的最小重复单元。
4. 晶体的点阵：晶体内所有晶胞的重合形成点阵。
四、杂化轨道理论1. 杂化轨道的概念：原子轨道上的电子重新组合形成新的轨道，称为杂化轨道。
2. sp杂化轨道：碳原子在成键中形成sp杂化轨道，使得碳原子能够形成多种键。
3. sp2和sp3杂化轨道：sp2杂化轨道适用于形成三键的碳原子，sp3杂化轨道适用于形成四键的碳原子。
4. 杂化轨道的应用：杂化轨道理论解释了分子形状和键角的形成。
五、溶液的结构1. 溶液的组成：溶质在溶剂中均匀分布，形成溶液。
2. 溶解度：溶解度是单位体积溶液中能溶解的溶质的量。
3. 溶液的浓度：溶液的浓度可以通过质量分数、摩尔分数、体积分数等来表示。
高中化学物质结构知识点总结
高中化学物质结构知识点总结高中化学中的物质结构涉及到分子结构、晶体结构和材料结构等方面的知识。
下面将对高中化学的物质结构知识点进行总结：1.原子和分子结构：-原子由原子核和围绕其运动的电子组成。
原子核由质子和中子组成，电子具有负电荷。
-元素是由相同原子数目的原子组成的纯物质。
-分子是由原子通过化学键连接而成的。
-分子式是用来表示分子中原子种类和个数的符号表示法。
2.分子的空间构型：-分子的空间构型指的是原子在空间中的排列方式。
-分子的空间构型主要由电子排布和化学键的构型决定。
-键角、键长、键能等是描述分子空间构型的重要参数。
3.分子间相互作用力：-分子间相互作用力是分子之间的吸引力和排斥力。
-范德华力是由于分子极化引起的吸引力，是分子间最普遍的相互作用力。
-静电力是由于带电粒子之间相互作用产生的力。
-氢键是特殊的静电相互作用力，存在于氢原子与电负性较大的原子之间。
4.晶体的结构：-晶体是由原子、离子或分子按照一定的方式排列而成的固体。
-晶体结构由晶胞、晶格和晶面组成。
-晶体结构可以通过X射线衍射进行表征。
5.材料的结构和性质：-材料的结构决定了其性质。
-学习材料结构可以有助于设计和制备新材料。
-材料的结构可以通过扫描电子显微镜和透射电子显微镜等仪器进行观察和分析。
6.非晶态：-非晶态是指没有明显的长程有序结构的固态物质。
-非晶态常见于一些金属、硅和玻璃等物质中。
-非晶态具有特殊的物理和化学性质。
7.生物大分子的结构：-生物大分子包括蛋白质、核酸、多糖和脂类等。
-蛋白质具有复杂的空间结构，包括一级、二级、三级和四级结构。
-核酸是由核苷酸组成的，包括DNA和RNA两种。
-多糖是由单糖分子通过糖苷键连接而成的。
-脂类主要由脂肪酸和甘油组成，具有亲水性和疏水性。
以上是高中化学物质结构知识点的简要总结。
学习和理解这些知识对于化学学科的深入学习和应用具有重要意义。
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。
高中化学第十一章 物质结构与性质知识点总结
第十一章物质结构与性质（选修）第一讲原子结构与性质考点1原子核外电子排布原理1．能层、能级与原子轨道之间的关系2.原子轨道的能量关系(1)轨道形状①s电子的原子轨道呈球形。
②p电子的原子轨道呈哑铃形。
(2)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 f。
②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n p x、n p y、n p z轨道的能量相等。
3．基态原子核外电子排布的三个原理(1)能量最低原理：电子优先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。
即原子的核外电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。
如图为构造原理示意图：(2)泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳2个电子，并且它们的自旋状态相反。
(3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同。
洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。
4．原子(离子)核外电子排布式(图)的书写(1)核外电子排布式：按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。
如Cu：1s22s22p63s23p63d104s1，其简化电子排布式为[Ar]3d104s1。
(2)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。
价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
(3)电子排布图：方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。
高中化学第四章物质结构元素周期律第一节原子结构与元素周期律第课时原子结构课件新人教版必修第一册
答案：A
解析：A元素原子的次外层电子数只能是2，最外层电子数是4，A的原子序数 为6；B元素的内层电子总数只能是2，最外层电子数为6，B的原子序数为8；C元 素原子有3个电子层，L层必有8个电子，M层有4个电子，C的原子序数为14；D 的阳离子与B的阴离子(即O2－)电子层结构相同，D为Na，原子序数为11；故原子 序数：C>D>B>A。
阳离子(Rm＋) 阴离子(Rm－)
质子数＞电子数 质子数＜电子数
质子数＝电子数＋m 质子数＝电子数－m
(3)数量关系。 原子序数＝质子数
目标2 核外电子排布规律应用 例2表示某微粒的结构示意图，下列说法不正确的是( ) A．表示的原子只能为Ne B．表示的金属阳离子有3种 C．表示的微粒对应的元素一定为非金属元素 D．表示的微粒有2个电子层
2.离子结构示意图 (1)当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子 层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体原子相同的电子层结构。
如：
(2)非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和稀有气体原子 相同的电子层结构。 如：
1～20号元素原子核外电子排布特征 (1)最外层电子数为1的原子有H、Li、Na、K。 (2)最外层电子数为2的原子有He、Be、Mg、Ca。 (3)最外层电子数与次外层电子数存在倍数关系的情况 ①最外层电子数＝次外层电子数的原子：Be、Ar。 ②最外层电子数＝次外层电子数2倍的原子：C。 ③最外层电子数＝次外层电子数3倍的原子：O。 ④最外层电子数＝次外层电子数4倍的原子：Ne。 ⑤最外层电子数＝次外层电子数12的原子：Li、Si。
高中化学第一章物质结构元素周期律第一节3核素课件新人教版必修2
下列说法错误的是( B ) A.11H、21H、31H、H＋和H2是氢元素的五种不同微粒 B．石墨和金刚石互为同位素，化学性质相似 C.11H和21H是不同的核素 D．12C和14C互为同位素，物理性质不同，但化学性质几乎 完全相同
解析：元素的存在形式有游离态和化合态两种，
11H、12
H、
3 1
的量为：
ag A＋m g·mol－1
×[m＋(A－N)]＝
a A＋m
(A－N＋m)
mol。
已知mRn－阴离子的原子核内有x个中子，W g mRn－阴离子
含有的电子的物质的量为( C )
A．(m－x)n mol B．W(m－x－n)n mol
C.Wm(m－x＋n) mol
m－x＋n D. mW mol
X原子的质量约为a
g，含有原子的个数约为
6.02×1023，所以1个baX原子的质量约为6.02×a 1023 g。
6．用A.质子数，B.中子数，C.核外电子数，D.最外层电子 数，E.电子层数，填写下列空格。
(1)核素种类由____A_B______决定； (2)元素种类由_____A______决定； (3)元素有同位素由____B_______决定； (4)同位素的相对原子质量由___A__B_C_____决定； (5)元素的原子半径由___A__E______决定； (6)元素的化合价主要由____D_______决定； (7)元素的化学性质由_____D_E_____决定； (8)价电子数通常是指____D_______； (9)核电荷数由_____A______决定。
3.特别提醒
(1)判断元素、核素和同位素时，要抓住各种微粒的本质。
即质子数相同的原子就是同种元素；质子数和中子数均相同的
(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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高中化学物质结构知识点总
结
分子结构与性质
共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键。
分类标准类型
共用电子对数单键、双键、三键
共用电子对偏移程度极性键、非极性键
原子轨道重叠方式σ键、π键
极性键和非极性键判别规律：
极性键:正电中心和负电中心不重合；
非极性键：正电中心和负电中心重合；
分子极性与非极性判别:
极性：中心原子最外层电子未全部成键;
非极性：中心原子最外层电子全部成键；
氢键:氢键是由已经与电负性很强的原子(如N、F、O)形成共价键的氢原子与另一个分子中或同一分子中电负性很强的原子之间的作用力。
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氢键对物质性质的影响
(1)当形成氢键时,物质的熔、沸点将升高。
（2）氢键不属于化学键；
σ键、π键判别规律：
1．共价单键全部都是σ键；
２．共价双键中一个是σ键，一个是π键；
３.共价三键中一个是σ键,两个是π键；
价层电子对互斥理论：
价层电子对数目＝（中心原子的价电子数+配位原子提供的电子数)/２
a、如果是离子团,离子的价电子对数应考虑离子所带的电荷:
(1)负离子的价电子数=中心原子的价电子数+所带的负电
子数；
(2)正离子的价电子数=中心原子的价电子数-所带的正电
荷数；
b、如果成键原子是配位原子,与中心原子之间的化学键是单键时,配位原子提供的价电子数是1,如Ｈ、卤素原子；双键时，配位原子提供的价电子数为０,如氧原子,三键时，配位原子提供的原子为－1,如乙炔。
双键、三键都当做一个配位原子。
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c、σ键电子对数：由分子式确定。
如H２Ｏ、NH３、ＣH ４分子中的中心原子O、N、C分别含有2、3、4对σ键
电子对。
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d、中心原子上的孤对电子数：为1
2
(a−bx)，式中a为中心原子的价电子数(主族元素的价电子数就是最外层电子数)；x为与中心原子结合的原子数；b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数（氢为1，其他原子等于“８—该原子的价电子数”)...文档交流仅供参考...
分子构型
价层电子对数σ键电
子对数
孤电子
对数
VSEPR
模型名
称
立体构
型名称
实例
2２0直线型直线型
330
三角形
平面三
角形21∨形
440
四面体
型
正四面
体型31
三角锥
型22∨形
杂化类型判断：无机化合物
价层电子对数为2时，sｐ杂化；
价层电子对数为3时，ｓｐ２杂化;
价层电子对数为4时,ｓp3杂化；
有机化合物：碳原子与几个原子相连，两个为ｓp杂化，三个为sp２杂化,四个为sp３杂化。
配合物：由提供的孤对电子的配体与接受孤对电子的中心离子或原子以配位键结合而成的化合物。
配位键：孤电子对由一个原子单方面提供、而另一个原子提供空轨道而形成的化学键。
配合物的组成
等电子体：原子总数相等、价电子总数相等的分子.例:ＣＯ和Ｎ2。
晶体结构与性质
１。
晶体的基本类型与性质
晶体类型离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体
举例NaＣl Cｓ
CｌCO2HC
ｌ
SiO２金
刚石
Nａ Fe
组成晶体粒子阴、阳离
子
分子原子金属阳离
子和自由
电子
粒子间的相互作用离子键分子间组
用力
共价键金属键
物理性质熔
沸
点
较高较低高一般较高
硬
度
较大较小大较大
其
他
在熔融状
态下或水
溶液中能
导电
固态、熔
融状态均
不导电，
溶于水可
能导电
一般不导
电
导电、导
热，有延
展性,有
金属光泽
2．根据晶体的结构确定晶体的化学式晶胞：描述晶体结构的基本单元.
化学式:只表示每个晶胞中各类原子的最简整数比。
晶胞中粒子数目的计算:均摊法
(1）某个粒子为ｎ个晶胞所共有，则该粒子有1/n 属于这个晶胞。
（2）审题时一定要注意是分子结构还是晶体结构,若是分子结构,其化学式由图中所有实际存在的原子个数决定，且原子个数比可以不约简。
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3根据晶体晶胞的结构特点和有关数据，求算晶体的密度或晶体晶胞的体积
求一个晶胞质量
晶胞的密度
晶胞边长 求一个晶胞的体积
得关系式：ρ=n×N
a3×NA （a 表示晶胞边长，ρ表示密度，NA 表示阿伏伽德罗常数，n 表示1摩尔晶胞所含基本粒子或特定组合的物质的量,M 表示摩尔质量）...文档交流 仅供参考... 常见晶体结构类型:
一个晶胞中的粒子数目
摩尔质量
阿伏伽德罗常数。