高中化学物质结构知识点总结
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。
高中化学知识点全总结
高中化学知识点全总结一、化学基本概念。
1. 物质的组成、性质和分类。
- 物质的组成。
- 宏观：物质由元素组成，如氧气由氧元素组成。
- 微观：物质由分子、原子、离子等微观粒子构成。
例如，水由水分子构成，金属铁由铁原子构成，氯化钠由钠离子和氯离子构成。
- 物质的性质。
- 物理性质：不需要发生化学变化就表现出来的性质，如颜色、状态、气味、熔点、沸点、硬度、密度等。
例如，铁是银白色固体，水是无色无味的液体。
- 化学性质：物质在化学变化中表现出来的性质，如可燃性、氧化性、还原性、酸碱性等。
例如，氢气具有可燃性，氧气具有氧化性。
- 物质的分类。
- 混合物：由两种或两种以上物质混合而成的物质，如空气、溶液等。
- 纯净物：由一种物质组成的物质，包括单质和化合物。
- 单质：由同种元素组成的纯净物，如氧气（O_2）、铁（Fe）等。
- 化合物：由不同种元素组成的纯净物，如二氧化碳（CO_2）、氯化钠（NaCl）等。
- 氧化物：由两种元素组成，其中一种元素是氧元素的化合物，如氧化铜（CuO）、水（H_2O）等。
2. 化学用语。
- 元素符号：表示元素的符号，如H表示氢元素。
- 化学式：用元素符号和数字的组合表示物质组成的式子。
例如，H_2O表示水的化学式。
- 化学方程式：用化学式表示化学反应的式子。
例如，2H_2 +O_2{longrightarrow}2H_2O表示氢气和氧气反应生成水的化学方程式。
- 离子符号：表示离子的符号，如Na^+表示钠离子，Cl^-表示氯离子。
二、化学基本理论。
1. 原子结构。
- 原子的构成。
- 原子由原子核和核外电子构成，原子核由质子和中子构成（氢原子无中子）。
- 原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数。
- 核外电子排布。
- 分层排布，离核由近及远，能量由低到高，每层最多容纳2n^2个电子（n 为电子层数），最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。
2. 元素周期律和元素周期表。
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。
高中化学物质结构知识点
高中化学物质结构知识点引言物质结构是化学的核心内容之一，它涉及到原子、分子以及晶体等不同层面的结构特征。
掌握物质结构对于理解化学反应的本质、预测物质的性质以及指导实验操作都具有重要意义。
第一部分：原子结构与元素周期表1.1 原子的构成原子核：质子和中子的组成及其特性。
电子云：电子的排布规律和电子云模型。
1.2 元素周期表周期性：元素周期表的周期性和族的划分。
元素性质：元素周期律及其对元素性质的预测。
第二部分：化学键与分子结构2.1 离子键与共价键离子键：形成机制、特点及离子化合物。
共价键：形成机制、饱和性和方向性。
2.2 分子的极性极性分子：分子极性的判断和影响因素。
非极性分子：分子结构和极性的关系。
第三部分：晶体结构3.1 晶体的类型晶体与非晶体：区别和识别方法。
晶体类型：原子晶体、分子晶体、离子晶体和金属晶体。
3.2 晶体的物理性质熔沸点：晶体类型与熔沸点的关系。
导电性：金属晶体的导电机制。
第四部分：有机化合物的结构4.1 有机分子的骨架碳原子的杂化：sp、sp2、sp3杂化轨道。
同分异构体：构造异构和立体异构。
4.2 官能团与反应活性官能团：有机分子中的反应中心。
反应机理：官能团在有机反应中的作用。
第五部分：物质结构的表征方法5.1 光谱分析紫外-可见光谱：分子结构与光谱的关系。
红外光谱：化学键振动与红外光谱。
5.2 核磁共振（NMR）NMR原理：核磁共振现象及其在结构分析中的应用。
谱图解读：通过NMR谱图分析分子结构。
第六部分：物质结构与性质的关系6.1 结构对性质的影响硬度与脆性：晶体结构对物理性质的影响。
溶解性：分子极性与溶解性的关系。
6.2 结构对反应性的影响反应位点：分子结构中的反应活性区域。
催化作用：催化剂对反应途径的影响。
结语物质结构是化学学科的基石，它影响着物质的稳定性、反应性和多样性。
通过本文档的学习，学生将能够深入理解原子、分子和晶体的结构特征，掌握化学物质结构的基本知识，为进一步的化学学习和研究打下坚实的基础。
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。
高中化学知识点总结(史上最全版)
高中化学知识点总结(史上最全版)
一、物质的结构与性质
1. 原子结构
- 原子结构模型：质子、中子、电子
- 原子序数、质量数、同位素
- 周期表
2. 分子的结构
- 化学键类型：离子键、共价键、金属键、范德瓦尔斯力- 分子性质：极性、非极性
- 水分子的分子构型
二、化学反应和化学平衡
1. 化学计量与化学反应
- 摩尔质量、化学计量单位
- 分子式、化合价、化合物
- 题型：配平方程式
2. 化学平衡
- 平衡常数与平衡浓度
- 判定化学平衡的条件、平衡移动原理- 题型：计算反应物质量和浓度
三、物质的能量与热
1. 反应热学
- 化学反应热和反应焓变
- 热化学方程式、热平衡常数、焦耳定律- 题型：计算反应热
2. 化学动力学
- 化学反应速率、反应级数和反应速率常数
- 反应速率与反应机理、影响化学反应速率的因素
- 题型：反应速率的计算
四、酸碱盐和氧化还原
1. 酸碱和盐
- 酸碱的定义、判别与性质
- 盐的定义、类别、应用
- 题型：中和反应计算
2. 氧化还原
- 氧化还原反应的定义、氧化态、还原态
- 氧化还原反应的判据
- 题型：氧化还原反应的计算
以上为高中化学知识点总结，如果要深入了解更多具体知识点，还需查阅化学相关教材，进一步学习。
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化学是一门研究物质结构与性质的科学，它揭示了物质的本质和变化规律。
高中化学中，物质结构与性质是一个重要知识点，通过对此进行总结可以帮助我们更好地理解化学世界。
本文将对高中化学物质结构与性质的知识点进行总结，希望能对大家的学习有所帮助。
1. 原子结构在高中化学中，原子是构成一切物质的基本粒子。
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。
质子的电荷为正，中子不带电，电子的电荷为负。
原子的核外电子层数决定了元素的性质，元素周期表中的主量子数n表示了电子的能级，核外电子个数与元素周期数相对应。
2. 元素周期表元素周期表是按原子序数排列的化学元素表格，具有一定规律性。
元素周期表包含了所有元素的基本信息，如元素符号、相对原子质量、原子序数等。
周期表中的元素按周期和族排列，周期数代表了元素的电子最外层能级数，族数代表了元素最外层电子种类。
元素周期表中的元素具有周期性规律，比如原子半径、电负性等特性会随周期和族数的变化而变化。
3. 共价键与离子键原子间的化学键可以分为共价键和离子键两种。
共价键是由电子的共享形成的化学键，通常形成在非金属原子之间，如氧气分子中的O=O键。
离子键是由正负电荷吸引形成的化学键，通常形成在金属和非金属原子间，如氯化钠中的Na+与Cl-离子间的键。
共价键和离子键的形成涉及电子的轨道重叠和电子的转移，决定了物质的性质。
4. 分子结构分子是由原子通过共价键结合形成的小团体，分子的结构直接影响了物质的性质。
分子的几何构型决定了分子的极性和反应性，比如水分子的角形结构使其具有极性，导致其具有高的溶解度和独特的氢键结构。
分子的键的性质也会影响化合物的热力学性质，如键能决定了分子的热稳定性和反应活性。
5. 晶体结构晶体是由周期排列的离子、分子或原子通过化学键结合形成的有序固体，具有规则的晶格结构。
晶体结构决定了物质的宏观性质，比如硅晶体的周期性排列决定了硅材料的导电性和光学性质。
高中化学 物质结构与元素周期律知识点汇总
第一节 原子结构与元素周期表第一课时 原子结构 知识点一原子的构成 质量数 1、原子的构成微粒2．有关粒子间的关系 (1)质量关系①质量数(A )＝质子数(Z )＋中子数(N )。
②原子的相对原子质量近似等于质量数。
(2)电性关系①电中性微粒(原子或分子)：核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。
②带电离子：质子数≠电子数，具体如下表：(3)数量关系：原子序数＝质子数。
3．符号A Z X ±c m ±n中各个字母的含义：规律总结组成原子、离子的各种微粒及相互关系知识点二原子核外电子的排布规律 1.原子核外电子的排布规律2．核外电子排布的表示方法→结构示意图 (1)原子结构示意图①用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核和核电荷数。
②用弧线表示电子层。
③弧线上的数字表示该电子层上的电子数。
④原子结构示意图中，核内质子数＝核外电子数。
如钠的原子结构示意图：(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，形成与上一周期稀有气体元素原子相同的电子层结构(电子层数相同，每层上所排布的电子数也相同)。
如 Mg ：――→－2e－Mg 2＋：。
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期稀有气体元素原子相同的电子层结构。
如F ：③离子结构示意图中，阳离子核内质子数大于核外电子数，阴离子核内质子数小于核外电子数，且差值为离子所带电荷数。
④单个原子形成简单离子时，其最外层可形成8电子稳定结构(K 层为最外层时可形成2电子稳定结构)。
【特别注意】☆规律总结短周期元素原子结构的几个特殊关系知识点三常见的等电子微粒1.常见的“10电子”粒子2.常见的“18电子”粒子(1)分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4等。
(2)阳离子：K＋、Ca2＋。
(3)阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－。
3 常见等电子体：原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。
高中化学物质结构知识点,一定要考的内容
高中化学物质结构知识点，一定要考的内容！高中化学地物质结构知识点是教学内容的重点，这部分的知识点都要掌握就不用担心考试了，今天都给大家整理好了，希望对大家有帮助！壹元素周期表的结构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。
贰元素周期表知识点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+)叁元素周期律知识点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。
2、元素得电子（氧化性）能力强弱比较依据（1）比较元素单质与氢气化合的难易程度。
一般越易反应，得电子能力越强。
（2）比较其气态氢化物的稳定性。
越稳定得电子能力越强。
（3）比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性。
酸性越强，得电子能力越强。
（4）依据非金属单质间的置换反应。
氧化剂比氧化产物的得电子能力强。
3、同周期、同主族元素性质递变规律（1）同一周期，随着原子序数递增，失电子能力（一般指金属）减弱，还原性减弱，金属的金属性减弱；得电子能力（一般指非金属）增强，氧化性增强，非金属的非金属性增强。
高中化学知识点物构
选修3复习一、复习要点一原子结构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：2n2n：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E3d＞E4s、E4d＞E5s、E5d＞E6s、E6d＞E7s、E4f＞E5p、E4f ＞E6s等;原子轨道的能量关系是：ns＜n-2f ＜ n-1d ＜np4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;3、电子云与原子轨道1电子云：电子在核外空间做高速运动,没有确定的轨道;因此,人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动;“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布,是核外电子运动状态的形象化描述;2原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道;s电子的原子轨道呈球形对称,ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形,n p能级各有3个原子轨道,相互垂直用p x、p y、p z表示；n d能级各有5个原子轨道；n f能级各有7个原子轨道;4、核外电子排布规律1能量最低原理：在基态原子里,电子优先排布在能量最低的能级里,然后排布在能量逐渐升高的能级里;2泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子,且自旋方向相反;3洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时,优先占据不同的轨道,且自旋方向相同;4洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时,当其处于全空、半充满或全充满时,即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14,整个原子的能量最低,最稳定;能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”,而不是说电子填充到能量最低的轨道中去,泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”;电子数5n-1d能级上电子数等于10时,副族元素的族序数=n s能级电子数二元素周期表和元素周期律1、元素周期表的结构元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期,原子的价电子总数决定元素所在的族;1原子的电子层构型和周期的划分周期是指能层电子层相同,按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素;即元素周期表中的一个横行为一个周期,周期表共有七个周期;同周期元素从左到右除稀有气体外,元素的金属性逐渐减弱, 非金属性逐渐增强;2原子的电子构型和族的划分族是指价电子数相同外围电子排布相同,按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素;即元素周期表中的一个列为一个族第Ⅷ族除外;共有十八个列,十六个族;同主族周期元素从上到下,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱;3原子的电子构型和元素的分区按电子排布可把周期表里的元素划分成 5个区,分别为s区、p区、d区、f区和ds区,除ds区外,区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号;2、元素周期律元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变,叫做元素周期律;元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化;元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性;1同周期、同主族元素性质的递变规律螂同周期左右薀同主族上下袇原子结构芅核电荷数膃逐渐增大羈增大薆能层电子层数莅相同芀增多蚀原子半径莅逐渐减小莅逐渐增大螁元素性质膈化合价莈最高正价由+1+7负价数=8—族序数蒅最高正价和负价数均相同,最高正价数=族序数膂元素的金属性和非金属性衿金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强膇金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱薅第一电离能薂呈增大趋势注意反常点：ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和ⅥA族莇逐渐减小羅电负性蚅逐渐增大羃逐渐减小2微粒半径的比较方法①同一元素：一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径,阳离子的离子半径小于相应原子的原子半径;②同周期元素只能比较原子半径：随原子序数的增大,原子的原子半径依次减小;如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl③同主族元素比较原子和离子半径：随原子序数的增大,原子的原子半径依次增大;如：Li<Na<K<Rb<Cs,F-<Cl-<Br-<I-④同电子层结构阳离子的电子层结构与上一周期0族元素原子具有相同的电子层结构,阴离子与同周期0族元素原子具有相同的电子层结构：随核电荷数增大,微粒半径依次减小;如：F-> Na+>Mg2+>Al3+3元素金属性强弱的判断方法袅金蒁属艿性蒆比羄较袂本质羁原子越易失电子,金属性越强;芅判羄断芃依荿据芈1. 在金属活动顺序表中越靠前,金属性越强肄2. 单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,金属性越强莀3. 单质还原性越强或离子氧化性越弱,金属性越强电解中在阴极上得电子的先后肁4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强,金属性越强肇5. 若x n++y x+y m+则y比x金属性强膄6. 原电池反应中负极的金属性强螁7. 与同种氧化剂反应,先反应的金属性强薈8. 失去相同数目的电子,吸收能量少的金属性强4非金属性强弱的判断方法芄非膁金芀属袈性莄比薂较螈本质蚇原子越易得电子,非金属性越强蒄判羃断蒀方蒆法薄1. 与H2化合越易,气态氢化物越稳定,非金属性越强膀2. 单质氧化性越强,阴离子还原性越弱,非金属性越强电解中在阳极上得电子的先后袈3. 最高价氧化物的水化物酸性越强,非金属性越强膅4. A n-+B B m-+A 则B比A非金属性强薃5. 与同种还原剂反应,先反应的非金属性强薁6. 得到相同数目的电子,放出能量多的非金属性强三共价键1、共价键的成键本质：成键原子相互接近时,原子轨道发生重叠,自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对,两原子核间电子云密度增加,体系能量降低;2、共价键类型：123配位键：一类特殊的共价键,一个原子提供空轨道,另一个原子提供一对电子所形成的共价键;①配位化合物：金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物;如：CuH2O4SO4、CuNH34OH2、AgNH32OH 、FeSCN 3等;②配位化合物的组成：3键能对于气态双原子分子AB,拆开1molA-B键所需的能量键能越大,化学键越强,越牢固,形成的分子越稳定键角键与键之间的夹角键角决定分子空间构型1键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性,键角决定分子空间构型和分子的极性;2键能与反应热：反应热＝生成物键能总和－反应物键能总和四分子的空间构型1、等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征,许多性质是相似的,此原理称为等电子原理;1等电子体的判断方法：在微粒的组成上,微粒所含原子数目相同；在微粒的构成上,微粒所含价电子数目相同；在微粒的结构上,微粒中原子的空间排列方式相同;等电子的推断常用转换法,如CO2=CO+O=N2+O= N2O= N2+ N—= N3—或SO2=O+O2=O3=N—+O2= NO2—2等电子原理的应用：利用等电子体的性质相似,空间构型相同,可运用来预测分子空间的构型和性质;2、价电子互斥理论：1价电子互斥理论的基本要点：A B n型分子离子中中心原子A周围的价电子对的几何构型,主要取决于价电子对数n,价电子对尽量远离,使它们之间斥力最小;2AB n型分子价层电子对的计算方法：①对于主族元素,中心原子价电子数=最外层电子数,配位原子按提供的价电子数计算,如：PCl5中②O、S作为配位原子时按不提供价电子计算,作中心原子时价电子数为6；③离子的价电子对数计算如：NH4+：；SO42-：3、杂化轨道理论1杂化轨道理论的基本要点：①能量相近的原子轨道才能参与杂化;②杂化后的轨道一头大,一头小,电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方向重叠,形成σ键；由于杂化后原子轨道重叠更大,形成的共价键比原有原子轨道形成的共价键稳定;③杂化轨道能量相同,成分相同,如：每个sp3杂化轨道占有1个s轨道、3个p轨道;④杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和;2s杂化类型sp sp 2sp 3sp 3不等性杂化轨道夹角180 o120 o109o28′中心原子位置ⅡA,ⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA中心原子孤对电子数000123分子几何构型直线形平面三角形正四面体形三角锥形V字形直线形实例BeCl2、Hg Cl2BF3CH4、SiCl4NH3、PH3H2O、H2S HCl 3;4中心原子杂化方式的判断方法：看中心原子有没有形成双键或叁键,如果有1个叁键,则其中有2个π键,用去了2个p轨道,形成的是sp杂化；如果有1个双键则其中有1个π键,形成的是sp 2杂化；如果全部是单键,则形成的是sp 3杂化;4分子离子中心原子价电子对杂化类型VSEPR模型分子空间构型键角分子的极性CO22sp直线直线形180 o非SO23sp 2平面三角V字形极H2O、OF2、3sp 3平面三角V字形——极HCN2sp直线直线形180 o极NH34sp 3正四面体三角锥形107 o18′极BF3、SO33sp 2平面三角平面三角形120 o非H3O+4sp 3正四面体三角锥形107 o18′——CH4、CCl44sp 3正四面体正四面体形109o28′非NH4+4sp 3正四面体正四面体形109o28′非HCHO、COCl23sp 2平面三角平面三角形——极五分子的性质1、分子间作用力范德华力和氢键1分子间作用力和化学键的比较化学键分子间作用力概念相邻原子间强烈的相互作用分子间微弱的相互作用范围分子内或某些晶体内分子间能量键能一般为120～800kJ·mol－1约几到几十kJ·mol－1性质影响主要影响物质的化学性质稳定性主要影响物质的物理性质熔沸点2范德华力与氢键的比较范德华力氢键概念物质分子间存在的微弱相互作用分子间内电负性较大的成键原子通过H原子而形成的静电作用存在范围分子间分子中含有与H原子相结合的原子半径小、电负性大、有孤对电子的F、O、N原子强度比较比化学键弱得多比化学键弱得多,比范德华力稍强影响因素随分子极性和相对分子质量的增大而增大性质影响随范德华力的增大,物质的熔沸点升高、溶解度增大分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增大、水中溶解度增大；分子内氢键使物质熔沸点降低、硬度减小2、极性分子和非极性分子1极性分子和非极性分子<1>非极性分子：从整个分子看,分子里电荷的分布是对称的;如：①只由非极性键构成的同种元素的双原子分子：H2、Cl2、N2等；②只由极性键构成,空间构型对称的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等；③极性键非极性键都有的：CH2=CH2、CH≡CH、;<2>极性分子：整个分子电荷分布不对称;如：①不同元素的双原子分子如：HCl,HF等;②折线型分子,如H2O、H2S等;③三角锥形分子如NH3等;2共价键的极性和分子极性的关系：两者研究对象不同,键的极性研究的是原子,而分子的极性研究的是分子本身；两者研究的方向不同,键的极性研究的是共用电子对的偏离与偏向,而分子的极性研究的是分子中电荷分布是否均匀;非极性分子中,可能含有极性键,也可能含有非极性键,如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键,非金属单质F2、N2、P4、S8等只含有非极性键,C2H6、C2H4、C2H2等既含有极性键又含有非极性键；极性分子中,一定含有极性键,可能含有非极性键,如HCl、H2S、H2Ｏ2等;3分子极性的判断方法①单原子分子：分子中不存在化学键,故没有极性分子或非极性分子之说,如He、Ne等;②双原子分子：若含极性键,就是极性分子,如HCl、HBr等；若含非极性键,就是非极性分子,如O2、I2等;③以极性键结合的多原子分子,主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性;若分子中的电荷分布均匀,即排列位置对称,则为非极性分子,如BF3、CH4等;若分子中的电荷分布不均匀,即排列位置不对称,则为极性分子,如NH3、SO2等;④根据AB n的中心原子A的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键;或A是否达最高价4相似相溶原理①相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂,非极性分子易溶于非极性溶剂;②相似相溶原理的适用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似;③如果存在氢键,则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大,溶解性越好;相反,无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小;3、有机物分子的手性和无机含氧酸的酸性1手性分子①手性分子：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子,如同左手与右手一样互为镜像,却在三维空间里不能重叠,互称手性异构体又称对映异构体、光学异构体;含有手性异构体的分子叫做手性分子;②手性分子的判断方法：判断一种有机物是否具有手性异构体,可以看其含有的碳原子是否连有四个不同的原子或原子团,符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子;手性碳原子必须是饱和碳原子,饱和碳原子所连有的原子和原子团必须不同;2无机含氧酸分子的酸性①酸的元数=酸中羟基上的氢原子数,不一定等于酸中的氢原子数有的酸中有些氢原子不是连在氧原子上②含氧酸可表示为：HO m RO n,酸的强度与酸中的非羟基氧原子数n有关,n越大,酸性越强;n=0 弱酸 n=1 中强酸 n=2强酸 n=3 超强酸六晶体的结构和性质2、典型晶体的结构特征1NaCl属于离子晶体;晶胞中每个Na+周围吸引着6个Cl－,这些Cl－构成的几何图形是正八面体,每个Cl－周围吸引着6个Na+,Na+、Cl－个数比为1：1,每个Na+与12个Na+等距离相邻,每个氯化钠晶胞含有4个Na+和4个Cl－;2CsCl属于离子晶体;晶胞中每个Cl—或Cs+周围与之最接近且距离相等的Cs+或Cl—共有8个,这几个Cs+或Cl—在空间构成的几何构型为立方体,在每个Cs+周围距离相等且最近的Cs+共有6个,这几个Cs+在空间构成的几何构型为正八面体,一个氯化铯晶胞含有1个Cs+和1个Cl— ;3金刚石空间网状结构属于原子晶体;晶体中每个C原子和4个C原子形成4个共价键,成为正四面体结构,C原子与碳碳键个数比为1：2,最小环由6个C原子组成,每个C原子被12个最小环所共用；每个最小环含有1/2个C原子;4SiO2属于原子晶体;晶体中每个Si原子周围吸引着4个O原子,每个O原子周围吸引着2个Si原子,Si、O原子个数比为1：2,Si原子与Si—O键个数比为1：4,O原子与Si—O键个数比为1：2,最小环由12个原子组成;5干冰属于分子晶体;晶胞中每个CO2分子周围最近且等距离的CO2有12个;1个晶胞中含有4个CO2;6石墨属于过渡性晶体;是分层的平面网状结构,层内C原子以共价键与周围的3个C原子结合,层间为范德华力;晶体中每个C原子被3个六边形共用,平均每个环占有2个碳原子;晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为2：3;7金属晶体金属Po钋中金属原子堆积方式是简单立方堆积,原子的配位数为6,一个晶胞中含有1个原子;金属Na、K、Cr、Mo钼、W等中金属原子堆积方式是体心立方堆积,原子的配位数为8,一个晶胞中含有2个原子;金属Mg、Zn、Ti等中金属原子堆积方式是六方堆积,原子的配位数为12,一个晶胞中含有2个原子;金属Au、Ag、Cu、Al等中金属原子堆积方式是面心立方堆积,原子的配位数为12,一个晶胞中含有4个原子;3、物质熔沸点高低的判断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力大,则熔沸点高,反之则小;①离子晶体：结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中离子半径小或阴、阳离子半径之和越小的,键能越强的,熔、沸点就越高;如NaCl、NaBr、Nal；NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸点依次降低;离子所带电荷大的熔点较高;如：MgO熔点高于NaCl;②分子晶体：在组成结构均相似的分子晶体中,式量大的,分子间作用力就大,熔点也高;如：F2、Cl2、Br2、I2和HCl、HBr、HI等均随式量增大;熔、沸点升高;但结构相似的分子晶体,有氢键存在熔、沸点较高;③原子晶体：在原子晶体中,只要成键原子半径小,键能大的,熔点就高;如金刚石、金刚砂碳化硅、晶体硅的熔、沸点逐渐降低;④金属晶体：在元素周期表中,主族数越大,金属原子半径越小,其熔、沸点也就越高;如ⅢA的Al,ⅡA的Mg,IA的Na,熔、沸点就依次降低;而在同一主族中,金属原子半径越小的,其熔沸点越高;。
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。
高中化学物质结构知识点总结
高中化学物质结构知识点总结化学是一门以实验为基础的自然科学。
门捷列夫提出的化学元素周期表大大促进了化学的发展。
如今很多人称化学为“中心科学”。
下面是整理的高中化学物质结构知识点，仅供参考希望能够帮助到大家。
高中化学物质结构知识点质子(Z个)原子核注意：中子(N个) 质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)1. 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子(Z个)★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里;②各电子层2最多容纳的电子数是2n;③最外层电子数不超过8个(K层为最外层不超过2个)，次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层：一(能量最低) 二三四五六七对应表示符号：K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
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：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
(对于原子来说)如何学好化学1在化学课堂上提高学习效率上课前一天，一定要抽出时间自觉地预习老师第二天要讲的化学内容。
以便于能强化听课的针对性，有利于发现问题，抓住重点和难点，提高化学听课效率;同时还可以提高记听课笔记的水平，知道该记什么。
听课是学习化学过程的核心环节，是学会和掌握知识的主要途径。
特别是化学，很多知识都是下节课的基础，如果这一节没有掌握到下节就可以成为学习的障碍，所以说课堂上能不能掌握好所学的知识，是决定学习效果的关键。
2吃透化学课本联系实际以化学课本为主线，认真吃透课本，这是学好化学的根本。
为此同学们必须善于阅读课本，做到课前预读、课后细读、经常选读等。
既重视主要内容也不忽视小字部分、一些图表、资料及选学内容。
化学内容与生活、生产联系紧密。
高中化学知识点总结必考(集锦8篇)
高中化学知识点总结必考（集锦8篇）高中化学知识点总结必考第1篇一、常见物质的组成和结构1、常见分子(或物质)的形状及键角(1)形状：V型：H2O、H2S。
直线型：CO2、CS2、C2H2。
平面三角型：BF3、SO3。
三角锥型：NH3。
正四面体型：CH4、CCl4、白磷、NH4+。
平面结构：C2H4、C6H6。
(2)键角：H2O：104．5°。
BF3、C2H4、C6H6、石墨：120°。
白磷：60°。
NH3：107°18′。
CH4、CCl4、NH4+、金刚石：109°28′。
CO2、CS2、C2H2：180°。
2、常见粒子的饱和结构：①具有氦结构的粒子(2)：H-、He、Li+、Be2+;②具有氖结构的粒子(2、8)：N3-、O2-、F-、Ne、Na+、Mg2+、Al3+;③具有氩结构的粒子(2、8、8)：S2-、Cl-、Ar、K+、Ca2+;④核外电子总数为10的粒子：阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+;阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-;分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。
⑤核外电子总数为18的粒子：阳离子：K+、Ca2+;阴离子：P3-、S2-、HS-、Cl-;分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4。
3、常见物质的构型：AB2型的.化合物(化合价一般为+2、-1或+4、-2)：CO2、NO2、SO2、SiO2、CS2、ClO2、CaC2、MgX2、CaX2、BeCl2、BaX2、KO2等。
A2B2型的化合物：H2O2、Na2O2、C2H2等。
A2B型的化合物：H2O、H2S、Na2O、Na2S、Li2O等。
AB型的化合物：CO、NO、HX、NaX、MgO、CaO、MgS、CaS、SiC等。
能形成A2B和A2B2型化合物的元素：H、Na与O，其中属于共价化合物(液体)的是H和O[H2O和H2O2];属于离子化合物(固体)的是Na和O[Na2O和Na2O2]。
高中化学全部知识点总结
高中化学全部知识点总结一、基本概念与原理1. 物质的组成与分类- 物质由原子、分子或离子组成。
- 分类：纯净物（单质、化合物）和混合物（均匀混合物、非均匀混合物）。
2. 原子结构- 原子由原子核（质子、中子）和电子云组成。
- 原子序数=质子数=核外电子数。
3. 元素周期律与周期表- 元素按照原子序数递增排列。
- 周期表分为s、p、d、f区，元素性质呈现周期性变化。
4. 化学键- 离子键：正负离子间的静电吸引力。
- 共价键：原子间通过共享电子对形成的键。
- 金属键：金属原子间的电子共享。
5. 化学反应- 反应物转化为产物的过程。
- 反应速率受多种因素影响，如温度、浓度、催化剂等。
6. 化学计量- 质量守恒定律：化学反应前后物质的总质量不变。
- 摩尔概念：物质的量的单位，1摩尔=6.022×10^23个粒子。
7. 溶液与浓度- 溶液是由溶质和溶剂组成的均匀混合物。
- 浓度表示溶质在溶剂中的含量，常用单位有mol/L、g/L等。
8. 酸碱与盐- 酸：能够提供质子（H+）的物质。
- 碱：能够接受质子的物质。
- 盐：由阳离子和阴离子构成的化合物。
9. 氧化还原反应- 氧化：物质失去电子的过程。
- 还原：物质获得电子的过程。
- 氧化剂：使其他物质氧化的物质。
- 还原剂：使其他物质还原的物质。
二、无机化学1. 非金属元素及其化合物- 非金属元素如氢、氧、氮、硫、磷等。
- 常见非金属化合物包括水、氨、硫酸、硝酸等。
2. 金属元素及其化合物- 金属元素如钠、钾、钙、镁、铝、铁、铜等。
- 金属氧化物、金属硫化物、金属卤化物等。
3. 配位化合物- 中心金属离子与配体通过配位键结合形成的化合物。
- 常见的配体有水、氨、乙二胺等。
4. 酸碱理论- 阿伦尼乌斯理论：酸是电离产生H+的物质，碱是电离产生OH-的物质。
- 布朗斯特-劳里理论：酸是质子给予者，碱是质子接受者。
5. 沉淀反应- 两种溶液混合时，生成不溶于水的固体（沉淀）。
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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分子结构与性质
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
极性键与非极性键判别规律:
极性键:正电中心与负电中心不重合;
非极性键:正电中心与负电中心重合;
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:氢键就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、共价单键全部都就是σ键;
2、共价双键中一个就是σ键,一个就是π键;
3、共价三键中一个就是σ键,两个就是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、如果就是离子团,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、如果成键原子就是配位原子,与中心原子之间的化学键就是单键时,配位原子提供的价电子数就是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,其她原子等于“8-该原子的价电子数”)
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。
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与N2。
晶体结构与性质
晶体类型 离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体 举例 NaCl CsCl CO2 HCl SiO2 金刚石 Na Fe
组成晶体粒子 阴、阳离子 分子 原子 金属阳离子与自由电子 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
其她
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)审题时一定要注意就是分子结构还就是晶体结构,若就是分子结构,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。
3根据晶体晶胞的结构特点与有关数据,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=
(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) 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。