物质结构与性质知识点总结78465
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）。
高中化学选修三 物质结构与性质知识点总结
《选修三物质结构与性质》知识点总结第一节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)能层一二三四五……符号K L M N O……能级1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p……最多电子数2 2 6 2 6 10 2 61014 2 6……电子离核远近近→远电子能量高低低→高2．电子云与原子轨道(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(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时原子的能量最低，如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。
(2)填充顺序——构造原理(3)表示方法以硫原子为例电子排布式1s22s22p63s23p4简化电子排布式[Ne]3s23p4电子排布图(或轨道表示式)价电子排布式3s23p44．电子的跃迁与原子光谱(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。
物质结构与性质知识点归纳
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。
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。
化学选修三物质结构与性质知识重点总结
化学选修三物质结构与性质知识重点总结化学选修三的内容主要涉及物质的结构与性质，包括原子结构、分子结构和晶体结构的相关知识。
下面将对这些重点知识进行总结，并探讨它们在化学领域中的应用。
一、原子结构原子是物质的基本单位，它包含有质子、中子和电子三种基本粒子。
质子带正电荷，是原子核的组成部分；中子没有电荷，与质子一起组成原子核；电子带负电荷，围绕原子核旋转。
原子的结构可以用质子数（即原子序数）和中子数来描述。
在原子结构方面，我们需要了解的重点知识包括：原子序数、质子数、中子数以及电子排布规则。
比如，氢的原子序数为1，它的原子核中只有一个质子，没有中子，电子的排布规则遵循来自于泡利不相容原理、安培右手定则和洪特规则。
原子结构的理解对于进一步研究分子结构和反应机理非常重要，它可以帮助我们预测化学性质和物理性质，从而指导实验操作和化学反应的发展。
二、分子结构分子是由两个或多个原子通过共享电子形成的稳定结构。
分子结构包括键长、键角和分子形状等方面的特征。
在研究分子结构时，我们需要了解以下几个重点知识。
1. 共价键共价键是由两个原子之间共享电子形成的。
共价键可以进一步划分为单键、双键和三键。
单键的键能较小，稳定性较弱，而双键和三键的键能更高，稳定性更强。
2. 极性键与非极性键极性键是由两个成键原子的电负性差引起的，它会导致电子在分子中不均匀分布，使分子具有极性。
非极性键是电负性相近的原子形成的，其电子分布均匀，使分子无极性。
3. 分子形状分子的形状决定了其性质和化学反应的方式。
常见的分子形状包括线性、三角形、四面体等。
分子形状的确定可以通过VSEPR理论来推导。
分子结构与化学性质密切相关，通过研究分子结构，我们可以预测分子的稳定性、反应性和物理性质。
三、晶体结构晶体是由具有规则排列的原子、分子或离子组成的固体。
晶体结构的确定对于研究物质的性质和特性非常重要。
以下是晶体结构的重点知识。
1. 晶体结构类型晶体结构可以分为离子晶体、共价晶体和金属晶体等类型。
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。
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。
物质结构与性质知识点总结材料
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（ p 6、 d 10、f 14）、半充满（ p 3、 d 5、f 7）、全空时 （p 0、d 0、f 0）的状态，具有较低的能量和较大的稳定 性.如 24Cr [Ar]3d 54s 1、29Cu [Ar]3d 104s 1.①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。
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
原子结构与元素的性质：
核外电子排布：根据构造原理，原子核外电子按照能量由低到高的顺序排布在不同的能级和能层中。
能层用K、L、M、N等表示，能量依次升高；同一能层内，电子的能量也可能不同，分为s、p、d、f等能级，能量依次升高。
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，符号为I1，单位为kJ/mol。
电负性：元素的电负性反映了该元素原子对键合电子的吸引力大小。
分子结构与性质：
化学键类型：包括离子键、共价键（包括极性共价键和非极性共价键）等。
原子的杂化方式：根据价层电子对互斥理论，原子在形成分子时，其价层电子对会尽量远离彼此，形成一定的空间构型，如sp、sp2、sp3等杂化方式。
分子空间构型的分析与判断：通过价层电子对互斥理论和杂化轨道理论来判断分子的空间构型。
晶体结构与性质：
晶体类型：包括离子晶体、分子晶体、原子晶体和金属晶体等。
晶体的性质：如熔沸点、硬度、导电性等与晶体的类型有关。
晶胞与密度的关系：通过晶胞参数可以计算晶体的密度。
微粒间距与微粒质量的关系计算及化学式分析：如通过X射线衍射数据可以计算晶体内微粒间的距离，从而推断出晶体的化学式。
以上是对高中化学物质结构与性质知识点的一个简要总结，具体的学习内容和深度可能因教材
版本和教学大纲的不同而有所差异。
建议在学习过程中结合教材和教辅资料，逐步掌握相关知识点和解题方法。
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。
物质结构与性质知识点总结
物质结构与性质知识点总结一.原子结构与性质.1.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.2.了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能表示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②.泡利不相容原理③.洪特规则洪特规则的特例: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.24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3)。
正确书写1-36号元素的基态原子（离子）轨道表示式、核外电子排布式、外围电子排布式、原子结构示意图.3.元素性质的周期性变化规律(1).原子核外电子排布的周期性.(2)元素第一电离能的周期性变化.(3)元素电负性的周期性变化.二.晶体结构与物质的性质.2、共价键类型：（1）σ键和π键（2）极性键和非极性键（3）配位键注意：极性键极性强弱的判断；配位键的表示、形成条件共价键的键能计算化学反应热。
注意：（1）了解化学键和分子间作用力的区别.（2）了解氢键的形成条件、表示方法、类型、对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作要求）.（3）物质溶沸点的比较（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，相对分子质量越大，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。
④金属晶体：单位体积内自由电子数越多，原子半径越小，则熔沸点越高。
（3）常温常压下状态：固态物质>液态物质>气态物质（4）分子晶体内存在的作用力，不同作用力对分子晶体性质的影响。
物质结构与性质知识总结
物质结构与性质（选修）一、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、O、P、Q……表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层，能量依次升高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)。
3、原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态。
电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域，这种电子云轮廓图也就是原子轨道的形象化描述。
二、基态原子的核外电子排布的三原理绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循如下图所示的排布顺序，人们把它称为构造原理。
1、能量最低原理：原子的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。
2、泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳2个电子，并且这两个电子的自旋方向相反。
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1个轨道，并且自旋方向相同。
三、电离能和电负性（1）含义：第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号I，单位kJ/mol。
（2）规律①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。
②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1≤I2≤I3…)。
2．电负性（1）含义：不同元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。
元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子能力的能力越强。
（2）标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
（3）变化规律①金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。
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。
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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）.二.化学键与物质的性质.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.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。
每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围。
(3).晶胞中粒子数的计算方法--均摊法.位置顶点棱边面心体心贡献1/81/41/21共价键－分子晶体――原子晶体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.(2).共价键三参数.概念对分子的影响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.非极性分子和极性分子的比较举例说明：③.相似相溶原理:极性分子易溶于极性分子溶剂中（如HCl易溶于水中），非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如CO2易溶于CS2中）.4.分子的空间立体结构（记住）常见分子的类型与形状比较AB3三角锥形≠120°极性极性NH3、NCl3AB4正四面体形109°28′极性非极性CH4、CCl4AB3C 四面体形≠109°28′极性极性CH3Cl、CHCl3AB2C2四面体形≠109°28′极性极性CH2Cl2直线三角形V形四面体三角锥V形H2O5.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（SiO２）.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.7.了解简单配合物的成键情况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）.(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.例33.在常温常压下呈气态的化合物、降温使其固化得到的晶体属于A.分子晶体 B.原子晶体 C.离子晶体 D.何种晶体无法判断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1、离子键、共价键和金属键的比较2、非极性键和极性键的比较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>气态物质离子共存问题离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。
凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。
如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子(包括氧化一还原反应).一般可从以下几方面考虑1.弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中.如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均与OH-不能大量共存.2.弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。