高中化学物质结构知识点总结复习过程
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和性质的科学，而高中化学课程中的物质结构与性质知识点是学生们学习的重点内容之一。
本文将对高中化学中物质结构与性质的知识点进行总结，希望能够帮助学生们更好地理解和掌握这一部分内容。
首先，我们来谈谈物质的结构。
物质的结构是指物质内部原子、分子的排列方式和相互作用。
在高中化学中，我们主要学习了原子的结构和分子的结构。
原子是构成物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。
质子和中子位于原子核中，而电子则围绕原子核运动。
而分子则是由原子通过化学键结合而成的，分子的结构决定了物质的性质。
其次，我们需要了解物质的性质。
物质的性质是指物质在一定条件下所表现出来的特征。
高中化学中，我们学习了物质的物理性质和化学性质。
物质的物理性质包括颜色、形状、硬度、密度、熔点、沸点等，这些性质可以通过观察和测量来确定。
而物质的化学性质则包括物质的化学反应性、稳定性、易燃性等，这些性质需要通过化学实验和反应来确定。
接着，我们来探讨物质结构与性质之间的关系。
物质的结构决定了物质的性质。
例如，分子的结构决定了分子之间的相互作用力，进而影响了物质的物理性质，比如熔点、沸点等。
而原子的结构也会影响物质的化学性质，比如原子的化学键类型决定了物质的化学反应性。
因此，通过对物质结构的了解，我们可以预测和解释物质的性质。
最后，我们需要注意的是，物质结构与性质的知识点是相互联系的，需要我们综合运用。
在学习过程中，我们不仅要了解每个知识点的具体内容，还要学会将它们联系起来，形成一个完整的知识体系。
只有这样，我们才能更好地理解和应用化学知识。
总的来说，高中化学中的物质结构与性质知识点是非常重要的，它们不仅是化学学习的基础，也是我们理解和应用化学知识的关键。
希望本文的总结能够帮助学生们更好地掌握这一部分内容，为他们的学习和理解提供帮助。
2019人教版新教材高中化学必修一第四章重点知识点归纳总结( 物质结构元素周期律)
第四章物质结构元素周期律第一节原子结构与化学周期表一、原子结构1、原子的构成原子由原子核和核外电子组成（原子核包括质子和中子），质子带正电，电子带负电，中子中立不带电。
2、质量数（1）概念：将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值。
（2）构成原子的粒子间的两个关系①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)②质子数＝核电荷数＝核外电子数3、原子的表示方法如作为相对原子质量标准的126C表示质子数为6，质量数为12的碳原子。
4、粒子符号(A Z X±b n±m)中各数字的含义5、原子核外电子排布的表示方法（1）原子结构示意图用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。
以钠原子为例：（2）离子结构示意图①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元素原子相同的电子层结构(电子层数相同，每层上所排的电子数也相同)。
如Mg：→Mg2＋：。
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
如F ：→F－：。
Na＋与稀有气体Ne 的核外电子排布相同；Cl－与稀有气体Ar 的核外电子排布相同。
二、元素在周期表1、周期的分类与包含元素类别周期序数行序数核外电子层数包含元素种数起止元素短周期1112H ～He 2228Li ～Ne 3338Na ～Ar 长周期44418K ～Kr 55518Rb ～Xe 66632Cs ～Rn 77732Fr ～Og2、族的分类16个族分为7个主族、7个副族、1个第Ⅷ族和1个0族。
3、元素周期表中的方格中各符号的意义注：元素周期表记忆口诀横行叫周期，现有一至七；三四分长短，四长副族现；竖行称作族，总共十六族；Ⅷ族最特殊，三列是一族；二三分主副，先主后副族；镧锕各十五，均属ⅢB族。
4、元素在周期表中的位置与原子结构的相互推断（1）元素的位置与原子结构的关系（2）短周期元素原子结构与位置的关系①族序数等于周期数的元素有H、Be、Al。
高一化学知识点总结6篇
高一化学知识点总结6篇第1篇示例：高一化学知识点总结一、物质的结构1. 原子结构原子是构成物质的基本单位，由核和核外电子组成。
原子核由质子和中子组成，质子的电荷为正电荷，中子不带电。
核外电子的电荷为负电荷。
原子的核外电子数目等于原子序数，决定了元素的化学性质。
2. 元素的周期表元素周期表是按照元素的原子序数排列的。
主族元素的最外层电子数等于主族元素的序号，周期表中同一周期的元素具有相似的化学性质。
3. 元素化合价元素化合价是元素与其他元素形成化合物时，元素所能给出或吸收的电子数目。
化合价是确定化合物成分的重要依据。
二、化学反应1. 化学方程式化学方程式描述了化学反应中反应物和生成物的相对摩尔数和化学组成。
在化学方程式中，必须满足物质守恒定律，即反应前后物质的质量不变化。
2. 氧化还原反应氧化还原反应是指化学反应中发生电子的转移的过程，氧化是指失去电子的反应，还原是指获得电子的反应。
3. 化合反应和分解反应化合反应是指由两种或两种以上的原子或分子结合而形成化合物的反应，分解反应则是指化合物分解为原子或分子的过程。
三、化学计算1. 摩尔概念摩尔是物质的计量单位，摩尔质量是一个物质的摩尔数乘以分子质量。
摩尔概念是化学计算的基本依据。
2. 溶液的计算在化学实验中，溶液的计算是非常重要的一部分，包括溶液的配制、稀释以及溶质的质量、摩尔数和体积的计算。
四、离子反应1. 离子化合物离子化合物是由正离子和负离子以电荷平衡相互组成的化合物。
在离子反应中，正负离子相互吸引形成离子晶体。
2. 离子反应的平衡离子反应通常发生在溶液中，通过离子反应的平衡可以确定生成的物质和沉淀物。
五、物质的性质1. 可溶性可溶性是指物质在溶剂中的溶解性能，通常通过溶质在100克水中的溶解度来表示。
2. 导电性导电性是物质导电的能力，通常与物质中自由电子的数量有关。
3. 酸碱性物质的酸碱性是指物质在水中形成的溶液的酸碱性质，可以通过pH值来表示。
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】高考物质结构复习疑难点汇总
【高中化学】高考物质结构复习疑难点汇总一、电子的运动状态与电子的空间运动状态不同电子的运动状态包括空间运动状态和自旋。
例如：Ｃ原子核外电子的运动状态有6种，核外电子的空间运动状态有4种。
电子的运动状态就是电子数。
电子的空间运动状态就是轨道数。
1．电子云。
它是电子在原子核外单位体积内出现概率的大小，是核外电子运动状态的形象化描述。
电子云图中小黑点的疏密表示电子在原子核外单位体积内出现的概率大小。
2．电子层又称能层。
它是描述原子核外电子离核的远近， n决定原子的电子层数。
n=1、2、3、4、5、6、7等电子层分别为K、L、M、N、O、P、Q等符号表示。
能层与电子能量有关，决定着电子能量的高低。
3．原子轨道。
它是描述原子中单个电子的空间运动状态，每个原子轨道由电子层、能级、电子的运动空间形状和伸展方向共同描述。
原子轨道分别为s、p、d、f轨道。
4．能级又称电子亚层。
它是描述原子轨道的形状，如s、p等轨道具有不同形状电子云分别呈球形、纺锤形(或哑铃形)等。
相同亚层中的原子轨道(电子运动空间的形状相同)有不同的空间伸展方向，决定该种原子轨道的个数，如s-1，p-3，d-5，f-7。
能级与电子能量有关，同一能层中不同形状的轨道具有不同的能量。
但同一能层中的不同伸展方向的能级具有相同的能量。
5．电子自旋。
它是描述处于同一轨道的电子只分为顺时针和逆时针两种，它只代表电子的两种不同状态。
6．原子核外电子的运动状态。
它是由该电子所处的电子层、原子轨道的形状、原子轨道的伸展方向、电子自旋等四个方面决定。
原子核外电子的运动状态数即为原子序数。
如原子序数为19的钾原子核外电子有19种不同运动状态。
7．外围电子、外层电子、价电子、价层电子等。
外围电子与外层电子定义相同，是指最后排入一个能级组上的电子，或称为原子核外最高能级组上的电子。
外围电子与价电子概念不同，外围电子包括成键电子和非成键电子。
价电子与价层电子定义类似，价电子又称为特征电子，是指决定化学性质的电子，或认为能决定元素化合价的电子，或认为化学反应中可以失去的电子，或认为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。
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。
新教材人教版高中化学必修第一册第四章物质结构元素周期律 知识点考点及解题方法规律汇总
第四章 物质结构元素周期律第一节 原子结构与元素周期表 .................................................................................. - 1 -第1课时 原子结构 .............................................................................................. - 1 - 第2课时 元素周期表 .......................................................................................... - 5 - 第3课时 核素 ...................................................................................................... - 8 - 第4课时 原子结构与元素的性质 .................................................................... - 10 - 第二节 元素周期律 .................................................................................................... - 16 -第1课时 元素性质的周期性变化规律 ............................................................ - 16 - 第2课时 元素周期表和元素周期律的应用 .................................................... - 19 - 第三节 化学键............................................................................................................ - 22 -第一节 原子结构与元素周期表第1课时 原子结构1.基础知识一、原子的构成 1．原子的构成原子⎩⎨⎧原子核⎩⎪⎨⎪⎧质子：带1个单位正电荷中子：不带电电子：带1个单位负电荷如碳原子的原子结构模型2．质量数(1)质量数：原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值后相加所得的数值。
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。
高中化学必修二知识点归纳总结
精品文档高中化学必修二知识点归纳总结一、原子结构A第一章：物质结构元素周期律质子（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（Z X ）原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（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 Ca 2.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各电子层最多容纳的电子数是2n2；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)二、元素周期表1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。
（周期序数＝原子的电子层数）③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。
主族序数＝原子最外层电子数2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2 种元素短周期第二周期 2 8 种元素周期第三周期 3 8 种元素元（7 个横行）第四周期 4 18 种元素素（7 个周期）第五周期 5 18 种元素周长周期第六周期 6 32 种元素期第七周期7 未填满（已有26 种元素）表主族：ⅠA～ⅦA 共7 个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7 个副族（18 个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB 和ⅠB 之间（16 个族）零族：稀有气体三、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。
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。
人教版高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律第一章复习和总结(含答案)
本章重点掌握以下几点：1．元素周期表的结构；2．元素、核素、同位素的辨别；3．核外电子排布规律；4．原子、离子、分子中基本构成微粒间的关系；5．元素周期律及其实质；6．化学键中的相关概念；7．电子式的书写。
要点一、元素周期表１．元素周期表的结构(“七横十八纵”)2．几种关系(1)电子层数=周期数(2)最外层电子数=主族序数=最高正化合价(除F、O)(3)质子数=原子序数(4)∣最高正价∣+∣最低负价∣=8(对非金属元素而言，但对H不适用)注意：O无最高正价(+6)，F无正价例题：原子序数为x的元素位于周期表中的ⅡA族，则原子序数为x+1的元素不可能为() A．ⅢA族B．IA族C．镧系元素D．ⅢB族要点二、元素、核素、同位素例题： 是( ) A ．氢的五种同位素 B ．五种氢元素C ．氢的五种同素异形体D ．氢元素的五种不同微粒 要点三、原子核外电子排布规律 1．在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层。
2．原子核外各电子层最多容纳2n 2个电子。
3．原子最外层电子数目不超过8个(K 层为最外层时不能超过2个电子)。
4．次外层电子数目不能超过18个(K 层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
注意：以上规律既相互联系，又互相制约，不能孤立片面的理解。
如M 层为最外层的时候，最多为8个，而不是18个。
H 2H +H 112H 13H 1、、、、要点四、核外电子数相等的微粒例题：两种微粒的质子数和电子数均相等，下列关于两种微粒间关系的说法错误的是( ) A ．它们可能是不同的分子 B ．它们可能是不同的离子 C ．它们可能互为同位素D ．它们可能是分子和离子 要点五、元素周期律元素周期表中主族元素性质的递变规律要点六、比较元素的金属性强弱和非金属性强弱的一般方法金属性比较本质原子越易失电子、金属性越强判断依据1．在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。
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。
高中化学物质结构与性质期末复习资料(知识点总结)
第一章原子结构与性质.一、相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：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表示不同形态的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较困难.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理）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:在等价轨道的全充溢（p6、d10、f14）、半充溢（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).驾驭能级交织图和1-36号元素的核外电子排布式.①依据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的依次。
②依据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组，由下而上表示七个能级组，其能量依次上升；在同一能级组内，从左到右能量依次上升。
基态原子核外电子的排布按能量由低到高的依次依次排布。
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须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改变:每隔肯定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性改变.(2).元素第一电离能的周期性改变.随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性改变:同周期从左到右，第一电离能有渐渐增大的趋势，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，第一电离能有渐渐减小的趋势.说明：①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。
高中化学第五章物质结构元素周期律知识点总结
高中化学第五章物质结构元素周期律知识点总结元素周期表是由俄国化学家门捷列夫于1869年首次提出的一种对元素按照行和列组织排列的表格。
元素周期表中的每个元素都有其独特的物质性质和化学性质，并且这些性质随着元素的原子序数逐渐变化。
下面是关于元素周期律的一些知识点总结：1.元素周期表的基本结构元素周期表按照元素的原子序数（即核外电子的排布顺序）从小到大进行排列，每个元素都有一个特定的原子序数和符号。
周期表分为横行和竖列，横行称为周期，竖列称为族。
元素按照周期和族的位置可以分为s、p、d、f四个区域。
2.周期规律元素周期表中横行的元素称为周期，共有7个周期。
随着周期数的增加，原子半径趋于减小，电负性趋于增加，化合价数增加。
3.族规律元素周期表中竖列的元素称为族。
一族元素具有相似的性质，主要是由于具有相似的电子配置。
元素周期表一共有18个族，分别是IA、IIA、IIIB-VIIB、VIIIB、VIII、IB-IIB、IIIA、IVA、VA、VIA、VIIA、VIIIA。
4.元素周期表中元素的性质周期表中的元素可以根据元素的位置和性质进行分类。
主族元素位于周期表的左侧和右侧，它们的化合价一般为周期数减2；过渡元素位于周期表的中间，它们的化合价变化范围较大；稀土元素位于f区，具有相似的化学性质。
5.周期表中元素的物理性质周期表中的元素的物理性质包括原子半径、离子半径、电离能和电子亲和能等。
原子半径随着周期数的增加而减小，在同一周期中，原子半径随着元素的原子序数增加而增加。
离子半径的变化规律与原子半径类似，正离子半径小于原子半径，负离子半径大于原子半径。
电离能指的是从一个原子或离子中移去一个电子所需的能量。
电子亲和能指的是一个原子或离子吸收一个电子的能力。
6.周期表中元素的化学性质周期表中的元素的化学性质包括化合价、氧化还原性、金属性和非金属性等。
化合价是元素与其他元素形成化合物时的化合价数，可以根据元素在周期表中的位置和族别进行预测。
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。
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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。
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）/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。
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
12
(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”）
分子构型
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
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。
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)
常见晶体结构类型：。