高考专题复习物质结构与性质知识考点
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高考化学知识点高频可打印一、知识概述《物质结构与性质》①基本定义：物质结构与性质，说白了，就是研究物质是由什么构成的，以及这些构成元素是如何影响物质特性的。
②重要程度：这可是个硬骨头知识点，不仅在化学中占据核心地位，而且是连接微观世界和宏观性质的桥梁。
搞懂了它，你对化学物质的认识就能更上一层楼。
③前置知识：得先知道元素周期表，了解原子结构，还有化学键这些基本概念，不然像听天书一样哦。
④应用价值：生活中很多东西的特性都与物质结构有关，比如为啥钻石那么硬，为啥石墨能写字，懂了这些知识，你就能更深入地理解世界。
二、知识体系①知识图谱：这就像是一张复杂的交通网络图，物质结构与性质是这个网络的核心站点，四通八达，连接着原子、分子、晶体等多种知识分支。
②关联知识：与化学键、分子间作用力、晶体类型等知识点紧密相连，它们互相影响，共同构成了物质世界的奥秘。
③重难点分析：难点在于物质结构的复杂性，以及如何将微观结构与宏观性质联系起来。
关键在于理解原子、分子的排列组合方式如何决定物质的物理和化学性质。
④考点分析：高考中这可是个常客，经常出现在选择题和简答题中，要求你分析物质性质背后的结构原因，或者根据物质性质推断其可能的结构。
三、详细讲解咱们就从原子结构说起吧，这是物质结构的基础，原子由带正电的原子核和带负电的电子组成，就像太阳系里绕着太阳转的那些行星一样，电子围着原子核转。
这个结构决定了元素的化学性质，因为元素的化学反应其实就是电子的得失或共享。
再来说说化学键，就是原子或离子之间强烈的相互作用力，有些化学键像胶水一样把原子紧紧粘在一起，形成分子或晶体。
不同类型的化学键，比如离子键、共价键等，会让物质表现出不同的性质。
比如，金刚石和石墨都是碳元素组成的，但因为碳原子之间的连接方式不同，一种超级硬，另一种却能用来写字。
还有晶体结构，那也是个大话题，晶体是原子、离子或分子在三维空间里有规则地重复排列形成的固体。
晶体可以分成好多种类，比如离子晶体、分子晶体、原子晶体等，它们的性质各不相同，这跟晶格中粒子是如何排列的密切相关。
高考专题复习《物质结构与性质》知识考点
《物质结构与性质》精华知识点课本：1、熟记1-36号元素电子排布1、核电荷数从1到18的元素的原子结构示意图H HeLi Be B C N O F NeNa Mg Al Si p S Cl Ar2、原子的核外电子排布式和外围电子（价电子）排布式（原子核外电子排布时，先排4s 后排3d，形成离子时先失去最外层电子）核外电子排布式外围电子排布式核外电子排布式外围电子排布式26Fe：[Ar]3d64s2 3d64s226Fe2+：[Ar]3d6 3d626Fe3+：[Ar]3d5 3d529Cu：[Ar]3d104s1 3d104s129Cu +：[Ar]3d10 3d1029Cu 2+：[Ar]3d9 3d924Cr： [Ar]3d54s1 3d54s124Cr3＋[Ar] 3d3 3d330Zn : [Ar]3d104s2 3d104s230Zn2+ [Ar]3d10 3d1022Ti2+ [Ar]3d2 3d225Mn [Ar]3d54s2 3d5 4s231Ga[Ar]3d104s24P1 4s24P132Ge[Ar]3d104s24P2 4s24P233As: [Ar]3d 104s 24P34s 24P 3 24Se : [Ar]3d 104s 24P34s 24P 33、元素周期表（对应选择第11题）（1）同周期，原子半径减小，同主族原子半径增加；对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径越小：Al 3+＜Mg 2+＜Na +＜F －＜O 2- Ca 2+＜K +＜Cl －＜S 2-（2）p 轨道有2个未成对电子，有P 2和P 4。
C:2S 22P 2 、Si:3S 23P 2、O ：2S 22P 4、S ：3S 23P 4（3）（3S 23P 6 3d 10）第三周期内层电子全充满，Cu 和Zn（4）Cr ：3d 54s 1， 6个未成对电子数，第四周期未成对电子数最多（5）氟元素的非金属性最强，因此：①F 无正价②气态氢化物中最稳定的是HF 。
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！。
物质结构与性质常考点归纳
物质结构与性质常考点归纳物质的结构与性质是化学的重要内容之一，涉及到物质的组成、分子构型、化学键等方面，对于我们理解物质的物理和化学性质具有重要的意义。
下面是对物质结构与性质的常考点的归纳：1.原子结构与元素周期表原子是物质的基本组成单位，由电子、质子和中子组成。
电子在不同的能级上分布，通过填充不同的电子壳层，形成不同元素的原子结构。
元素周期表是根据元素的原子结构和元素性质所进行的分类，鼓励掌握元素周期表的排列规律，了解元素的周期性变化和元素性质之间的关系。
2.化学键与分子构型化学键是原子间相互作用的结果，包括离子键、共价键和金属键等。
离子键是电子从一个原子转移到另一个原子形成的，如盐的结构。
共价键是原子通过共享电子形成的，如氢气的结构。
金属键是金属中自由电子负责连接金属原子形成的良好的自由度。
掌握化学键的形成和性质可帮助我们理解物质的分子构型和分子间的相互作用。
3.有机化合物的结构与性质有机化合物是由碳元素组成的化合物，包括碳氢化合物、含氧、氮、硫等元素的化合物。
了解有机化合物的结构与性质对于学习有机化学具有重要意义。
常见的有机化合物常考点包括碳链结构、立体化学、官能团、同分异构体等。
4.物质的晶体结构与性质晶体是具有有序、周期排列的结晶体系，它们是由离子、分子或原子按照一定的规则进行排列和成键形成的。
晶体的结构与性质密切相关，例如晶体的硬度、熔点和导电性等。
了解晶体的结构可以帮助我们理解物质的各种性质，并对材料的应用有所启示。
5.溶液的结构与性质溶液是由溶质和溶剂组成的，涉及到物质在不同状态下的相互转化和相互作用。
了解溶液的结构与性质，例如溶解度、溶解热等对于理解溶液的稳定性及其应用有重要意义。
6.气体的结构与性质气体是一种无定形的物质状态，气体分子之间的距离和相互间的相互作用力较小。
气体的结构与性质涉及到气体分子的运动方式、压力、体积和温度之间的关系，了解气体的结构与性质对于理解气体的物理性质和工业应用有重要意义。
2024年高考化学二轮复习+专题复习-物质结构与性质综合题
SO(CH3)2 的结构简式为
，S 有 3 对成键电子、1 对孤对电子，故 S 为
sp3 杂化；SO(CH3)2 中 S 原子为 sp3 杂化，且有一对孤对电子，而 CH3COCH3 中羰基 C 原子为 sp2 杂化，没有孤对电子，故 SO(CH3)2 中键角∠C—S—O 小于 CH3COCH3 中键 角∠C—C—O。ClO4－中 Cl 原子的价层电子对数为 4，孤电子对数为 0，则 ClO－ 4 的空间
构型是正四面体形。元素的非金属性越强，电负性越大，故电负性 O＞Cl＞S。
(三)大π键的判断
1.含义：在一个具有平面(或直线)结构的多原子分子中，如果彼此相邻的3个或多个 原子中有垂直于分子平面的、对称性一致的、未参与杂化的原子轨道，那么这些 轨道可以相互重叠，形成多中心π键。这种不局限在两个原子之间的π键称为离域π 键，或共轭大π键，简称大π键。 2.大π键的形成条件
(2)根据结构式判断(一般用于有机物分子中C、N的杂化类型判断)
杂化类型
sp3
sp2
sp
C的成键方式 4个单键 1个双键和2个单键 2个双键或1个三键和1个单键
N的成键方式 3个单键 1个双键和1个单键
1个三键
(3)根据键角判断 若键角为109.5°或接近109.5°，则为sp3杂化；若键角为120°或接近120°，则为sp2 杂化；若键角为180°，则为sp杂化。
(3)乙酸分子(
)中键角 1__大__于____(填“大于”“等于”或“小于”)键
角 2，原因是___C_=_=_=_O_对__C_—__C_的__斥__力__大_于__C_—__O__对_C__—_C__的__斥_力_______________。
解析 (1)两种物质中碳原子都采用 sp2 杂化，都没有孤电子对，氯的电负性比氢 大，甲醛的共用电子对更向碳原子集中，碳氢键间的斥力更大，键角更大。(2)H3O ＋、H2O 的中心原子的价层电子对数均为 4，H2O 中 O 原子有两对孤电子对，H3O ＋中 O 原子有一对孤电子对，因为孤电子对间的排斥力＞孤电子对与成键电子对 间的排斥力＞成键电子对间的排斥力，导致 H3O＋中 H—O—H 的键角比 H2O 中 H—O—H 的键角大。(3)由于双键对单键的斥力大于单键对单键的斥力，故乙酸 分子结构中键角 1 大于键角 2。
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。
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。
高三化学结构与性质知识点
高三化学结构与性质知识点化学是一门研究物质的组成、结构和性质以及它们之间相互转化的科学。
高三化学涵盖了大量的知识点，其中结构与性质是学习化学的核心内容。
本文将着重介绍高三化学中的一些重要的结构与性质的知识点，帮助同学们更好地理解和记忆这些内容。
1. 元素的结构与性质1.1 原子结构原子由原子核和围绕在原子核外的电子组成。
原子核由质子和中子组成，而电子负责维持原子的化学性质。
1.2 周期表与元素性质周期表将元素按照原子序数的大小和化学性质进行分类。
元素的周期性性质包括电离能、电子亲和能和原子半径等。
2. 化学键的结构与性质2.1 离子键离子键是由电子的转移形成的，由带正电荷的阳离子和带负电荷的阴离子组成。
离子键通常形成在金属和非金属之间。
2.2 共价键共价键是由电子的共享形成的，通常形成在非金属之间。
共价键的结构以及键的长短和强度影响着化合物的性质。
2.3 金属键金属键是由金属原子之间的电子云相互共享形成的。
金属键的存在导致金属具有良好的导电性和延展性等特性。
3. 分子的结构与性质3.1 分子式分子式以化学元素符号表示化合物中各个元素的种类和数量。
它能够描述无机化合物和有机化合物的组成。
3.2 构象与异构分子的构象是指分子在空间中的排列方式。
异构是指同一分子式但空间排列不同的化合物。
构象和异构对于化合物的性质具有重要的影响。
3.3 极性与非极性分子极性分子在空间中存在偏离电荷分布的差异，导致极性分子在相互作用和溶解性等方面表现出特殊性质。
4. 反应速率与平衡的结构与性质4.1 反应速率反应速率是指单位时间内反应物消耗量或生成物产生量的变化。
影响反应速率的因素包括温度、浓度、催化剂等。
4.2 化学平衡当反应物与生成物的浓度或压力处于一种稳定状态时，称为化学平衡。
化学平衡涉及反应物和生成物浓度的相对大小以及其对平衡常数的影响。
5. 功能性有机化合物的结构与性质5.1 碳的特殊性质碳具有形成长链和支链结构的能力，以及与其他元素形成多种化学键的特性，这使得功能性有机化合物具有多样的结构与性质。
专题17 物质结构与性质(选考)
(2)四种表示方法
表示方法 电子排布式 简化表示式 价电子排布式
电子排布图 (或轨道表示式)
举例 Cr：1s22s22p63s23p63d54s1
Cu：[Ar]3d104s1 Fe：3d64s2
O： ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
1s 2s
2p
(3)常见错误防范 ①电子排布式 a.3d、4s书写顺序混乱 如：FFee： ：11ss2222ss2222pp6633ss2233pp6643sd2634ds62× √ b.违背洪特规则特例 如：CCrr： ：11ss2222ss2222pp6633ss2233pp6633dd4544ss21× √ Cu：1s22s22p63s23p63d94s2× Cu：1s22s22p63s23p63d104s1√
解析答案
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高考题型1 原子结构与元素性质 核心透析
1.基态原子的核外电子排布 (1)排布规律
能量最低原理 原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道
泡利原理 每个原子轨道上最多只容纳2个自旋方向相反的电子
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
Ni2＋的价层电子排布图为_______________________，该元素位于元素周 期表中的第_Ⅷ__族。 (3)N的基态原子核外电子排布式为_1_s_22_s_2_2_p_3 ；Se的基态原子最外层有_6__ 个电子。
解析答案
2.(2016·全国卷Ⅱ，37)东晋《华阳国志·南中志》卷四中已有关于白铜的 记载，云南镍白铜(铜镍合金)闻名中外，曾主要用于造币，亦可用于制 作仿银饰品。回答下列问题： (1)镍元素基态原子的电子排布式为_1_s_22_s_2_2_p_63_s_2_3_p_6_3_d_84_s_2_(或__[_A_r_]3_d_8_4_s_2_) __， 3d能级上的未成对电子数为_2__。 解析 镍是28号元素，位于第四周期第Ⅷ族，根据核外电子排布规则， 其基态原子的电子排布式为1s22s2 2p63s23p63d84s2；3d能级有5个轨道， 根据洪特规则，先占满5个自旋方向相同的电子，再分别占据三个轨道， 电子自旋方向相反，所以未成对的电子数为2。
高三物质结构与性质知识点
高三物质结构与性质知识点高三学习阶段是学生们备战高考的关键时期，物理化学作为一门重要的科学学科，占据着高考的大比重。
在化学中，物质结构与性质是一个非常重要的知识点。
本文将为大家详细介绍高三物质结构与性质知识点，帮助同学们更好地理解和掌握这一内容。
一、物质结构物质的结构指的是物质的微观组成和排列方式，它直接决定了物质的性质和行为。
常见的物质结构包括晶体结构和非晶体结构。
1. 晶体结构晶体是由大量无规则的微观粒子在空间中有序排列而成的物质，其结构具有周期性和规则性。
晶体的结构可分为离子晶体和原子晶体。
离子晶体的结构由正负离子通过静电作用力排列而成。
常见的离子晶体有氯化钠、氧化铝等。
离子晶体的结构稳定，熔点较高。
原子晶体的结构由相同或不同原子通过化学键相互连接而成。
常见的原子晶体有金刚石、石英等。
原子晶体的结构稳定，硬度较高。
2. 非晶体结构非晶体是指没有长程周期性结构的物质。
其微观结构呈无序状态，没有明显的晶体面和晶胞。
例如，玻璃就是一种典型的非晶体。
非晶体的结构较为松散，熔点较低。
二、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和行为。
常见的物质性质包括物质的物理性质和化学性质。
1. 物质的物理性质物质的物理性质是指物质在不改变其化学组成的情况下所表现出来的性质，如颜色、硬度、密度、溶解度等。
物质的物理性质取决于其结构和组成。
例如，金属具有良好的导电性和热导性，这是由于金属晶体结构中存在大量自由电子。
而非晶体则通常具有较高的折射率和较低的热导率，其物理性质与其无序的结构有关。
2. 物质的化学性质物质的化学性质是指物质与其他物质进行化学反应时表现出来的性质。
化学性质通常可通过物质的分子结构和化学键来解释。
例如，金属在与非金属发生化学反应时往往会失去电子而形成阳离子，这是由金属具有较低的电离能和较弱的电子亲和力所决定的。
三、物质结构与性质的关系物质的结构直接决定其性质和行为。
不同的物质结构导致物质具有不同的物理性质和化学性质。
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的结构和性质是化学学科中的重要内容，对于理解化学反应、物质的特性以及各种现象都有着关键的作用。
以下将对这方面的知识点进行详细的总结。
一、原子结构1、原子的组成原子由原子核和核外电子组成。
原子核又由质子和中子构成。
质子带正电荷，中子不带电，电子带负电荷。
原子中质子数等于电子数，因此原子整体呈电中性。
2、质子数和原子序数质子数决定了元素的种类，也称为原子序数。
不同元素的原子具有不同的质子数。
3、质量数质量数等于质子数与中子数之和。
通过质量数和质子数可以计算出中子数。
4、核外电子的排布核外电子按照一定的规律分层排布。
遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。
第一层最多容纳 2 个电子，第二层最多容纳 8 个电子，依次类推。
二、元素周期表1、周期周期是指具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的横行。
周期数等于电子层数。
2、族族是指具有相似化学性质的元素按照纵行排列。
主族元素的族序数等于最外层电子数。
3、元素周期表的分区根据元素的电子构型和性质，周期表可以分为 s 区、p 区、d 区和 f 区。
4、元素周期律随着原子序数的递增，元素的性质呈现周期性的变化，包括原子半径、化合价、金属性和非金属性等。
三、化学键1、离子键离子键是由阴阳离子之间通过静电作用形成的化学键。
通常在活泼金属与活泼非金属之间形成。
2、共价键共价键是原子之间通过共用电子对形成的化学键。
分为极性共价键和非极性共价键。
3、金属键金属键存在于金属晶体中，是由金属阳离子和自由电子之间的强烈相互作用形成。
四、分子结构1、共价键的参数包括键长、键能和键角。
键长越短，键能越大，化学键越稳定。
键角决定了分子的空间构型。
2、分子的极性分子的极性取决于分子的空间构型和键的极性。
如果分子的正电荷中心和负电荷中心重合，则为非极性分子，否则为极性分子。
3、杂化轨道理论用于解释分子的空间构型。
常见的杂化类型有 sp、sp²、sp³等。
2024年高中化学《物质的结构与性质》知识汇总
2024年高中化学《物质的结构与性质》知识汇总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，且自旋状态相同。
2024高考化学考点必练专题28物质结构与性质知识点讲解
考点二十八物质结构与性质学问点讲解一、原子结构1. 能层与能级由必修的学问，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：第一、二、三、四、五、六、七……能层符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、Q……能量由低到高例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，其次层8个电子，第三层1个电子。
由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充溢后再填充下一层。
理论探讨证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：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……即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。
各能层上的能级是不一样的。
能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：能层 K L M N O ……能级1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……各能层电子数 2 8 18 32 50 ……（1）每个能层中，能级符号的依次是ns、np、nd、nf……（2）任一能层，能级数=能层序数（3）s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：2. 构造原理依据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎全部元素原子的电子排布。
即电子所排的能级依次：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……电子填充的先后依次（构造原理）为：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p...ns (n－2)f (n－1)d np构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
202X年高考化学必背物质结构与性质
千里之行，始于足下。
202X年高考化学必背物质结构与性质202X年高考化学必背物质结构与性质在化学学科中，物质的结构与性质是格外重要的内容。
物质的结构打算了其性质，而物质的性质则可以通过其结构来推想和解释。
因此，把握物质的结构与性质是化学学习的基础，也是高考化学必备的学问点之一。
一、金属结构与性质金属是指具有金属光泽、导电性和热导性的物质。
其特点在于其原子结构中存在自由电子，使其具有良好的导电性和热导性。
金属结构的特点是：金属原子在空间中排列整齐，由正离子和自由电子组成。
金属原子间的结合力是金属键，为金属离子间的电子云形成的电子海。
金属的性质包括：导电性良好、热导性良好、延展性好、塑性好、金属光泽。
二、离子化合物结构与性质离子化合物是由正离子和负离子通过电荷相互作用力结合而成的晶体化合物。
其特点是具有高熔点和不良导电性。
离子化合物的结构特点有：离子间的结合力是离子键，是正离子和负离子间的静电力作用。
离子化合物的晶格结构可以通过离子半径比、电荷数比及配位数等因素推算。
第1页/共3页锲而不舍，金石可镂。
离子化合物的性质包括：高熔点、不良导电性、溶解度大部分较低、易溶于极性溶剂。
三、共价化合物结构与性质共价化合物是由非金属元素通过共享电子形成的化合物。
其特点是电子在原子间共享。
共价化合物的结构特点有：共价键是由原子间共享电子形成的。
共价键可以分为单键、双键和三键，其共享电子对数量不同。
共价化合物的性质包括：化学惰性、溶解度大部分较高、导电性差、熔点和沸点低。
四、石墨和石墨烯的结构与性质石墨是由碳原子通过共价键形成层状结构的物质。
其特点是具有良好的导电性和润滑性。
石墨的结构特点有：石墨由六角形碳原子构成的层状结构，层与层之间通过范德华力相互作用力连接。
石墨的性质包括：导电性良好、热导性良好、润滑性、化学稳定性高。
石墨烯是石墨的单层结构，是由单层碳原子构成的平面结构。
其特点是具有优异的导电性和热导性。
石墨烯的结构特点有：石墨烯是由六角形碳原子构成的单层结构，通过共价键相互连接。
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。
(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》精华知识点课本：1、熟记1-36号元素电子排布1、核电荷数从1到18的元素的原子结构示意图H HeLi Be B C N O F Ne Na Mg Al Si p S Cl Ar2、原子的核外电子排布式和外围电子（价电子）排布式（原子核外电子排布时，先排4s 后排3d ，形成离子时先失去最外层电子）核外电子排布式 外围电子排布式 核外电子排布式 外围电子排布式26Fe ：[Ar]3d 64s 2 3d 64s 2 26Fe 2+：[Ar]3d 6 3d 6 26Fe 3+：[Ar]3d 5 3d 5 29Cu ：[Ar]3d 104s 1 3d 104s 1 29Cu +：[Ar]3d 10 3d 10 29Cu 2+：[Ar]3d 9 3d 9 24Cr ： [Ar]3d 54s 1 3d 54s 1 24Cr 3＋[Ar] 3d 3 3d 330Zn : [Ar]3d 104s 2 3d 104s 2 30Zn 2+ [Ar]3d 10 3d 1022Ti2+[Ar]3d 2 3d 2 25Mn [Ar]3d 54s 2 3d 5 4s 2 31Ga[Ar]3d 104s 24P14s 24P 1 32Ge[Ar]3d 104s 24P 2 4s 24P 2 33As: [Ar]3d 104s 24P34s 24P 3 24Se : [Ar]3d 104s 24P 3 4s 24P 3 3、元素周期表（对应选择第11题）（1）同周期，原子半径减小，同主族原子半径增加；对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径越小：Al 3+＜Mg 2+＜Na +＜F －＜O 2- Ca 2+＜K +＜Cl －＜S 2-（2）p 轨道有2个未成对电子，有P 2和P 4。
C:2S 22P 2 、Si:3S 23P 2、O ：2S 22P 4、S ：3S 23P 4 （3）（3S 23P 6 3d 10）第三周期内层电子全充满，Cu 和Zn（4）Cr ：3d 54s 1， 6个未成对电子数，第四周期未成对电子数最多（5）氟元素的非金属性最强，因此：①F 无正价②气态氢化物中最稳定的是HF 。
（6）最高价含氧酸酸性最强的是：高氯酸（HClO 4）（7）Al 元素：原子有三个电子层，简单离子在本周期中半径最小（8）某元素的最高价氧化物对应的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，则该元素是：氮（氨气和硝酸反应生成硝酸铵）。
（9）气态氢化物的稳定性：（同周期增强，同主族减弱）CH 4< NH 3< H 2O <HF ，SiH 4< PH 3< H 2S <HClHF ＞HCl ＞HBr ＞HI H 2O ＞H 2S ＞H 2Se NH 3＞PH 3 CH 4＞SiH 4（10）最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱：（同周期增强，同主族减弱）H 2SiO 3< H 3PO 4< H 2SO 4<HClO 4 H 2CO 3 ＞H 2SiO 3（11）最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱：（同周期减弱，同主族增强）NaOH ＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 KOH ＞NaOH ＞LiOH4、元素周期表中区的划分（5 个区）s 区：ⅠA 、ⅡA p 区：ⅢA ～ⅦA 、0族 d 区：ⅢB ～ⅦB 、Ⅷ ds 区：ⅠB 、ⅡB f 区： 镧系、锕系 5、电离能（1）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(Be>Mg>Ca )。
（2）熟记：第一电离能：N ＞O ＞C N ＞O ＞S（3） 第一电离能：Li ＜B ＜Be ＜C ＜ O ＜ N ＜ F （Be 2s 2 ，2S 全满；N 2s 22P 3，2P 半满）Na ＜ Al ＜ Mg ＜ Si ＜S ＜P ＜Cl （Mg 3s 2，3S 全满；P 3s 23P 3，3P 半满） 6、电负性同周期从左到右，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。
F 电负性最大，电负性无反常现象。
电负性：O ＞N ＞C ，O ＞S 7、氢键（1）使物质有较高的熔沸点：①沸点NH 3> PH 3（NH 3分子间形成氢键） ② 沸点H 2O> H 2S （H 2O 分子间形成氢键）③沸点HF> HCl ④C 2H 5OH 沸点高于CH 3OCH 3（C 2H 5OH 分子间形成氢键）⑤CH 3COOH 沸点高于CH 3COOCH 3（CH 3COOH 分子间形成氢键）HCOOH 沸点高于HCOOCH 3（HCOOH 分子间形成氢键）。
（2）使物质易溶于水：如NH 3、C 2H 5OH 、CH 3CHO 、CH 3COOH 、H 2O 2等易溶于水（某分子与水分子形成氢键，如C 2H 5OH 与水分子形成氢键）。
（3）解释一些现象：水结冰体积膨胀（水分子间形成氢键，体积大，密度小）。
8．物质溶沸点的比较 （1）同类晶体①离子晶体的熔、沸点取决于离子键的强弱，通常离子半径越小、离子所带电荷数多，晶格能越强，熔、沸点越高。
如MgO ＞NaCl 、NaCl ＞KCl, MgO ＞CaO 。
②原子晶体的熔、沸点取决于共价键的键长和键能，键长越短、键越牢固，熔、沸点越高。
如：金刚石＞金刚砂＞晶体硅。
③分子晶体的熔、沸点取决于分子间作用力的大小，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
分子间作用力越强，熔、沸越高（F 2<Cl 2<Br 2<I 2）；有氢键的分子晶体，还要考虑氢键的强弱。
（H 2O ＞H 2S ，NH 3＞PH 3 ，HF ＞HCl ）④同类金属晶体中，金属离子半径越小，阳离子带电荷数越高，金属键越强，熔、沸点越高，如：Li ＞Na ＞K ，Na ＜Mg ＜Al 。
（2）不同类型的晶体（金属晶体除外），熔、沸点高低顺序为：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
如：SiO 2 ＞CO 2 SiO 2 ＞NaCl ＞SiCl 49、杂化（1）公式:对于AB m 型分子(A 为中心原子，B 为配位原子)，分子的价电子对数可以通过下式确定：孤电子对数＝1/2(a-xb)★★★价电子对数即杂化轨道数，杂化轨道数=σ键+孤电子对数，与π键无关对于离子：阴离子加上离子电荷数，阳离子减去离子电荷数。
如PO 3－4中P 原子价电子数应加上3，而NH ＋4中N 原子的价电子数应减去1。
3正四面体形 1三角锥形NH 3 H 3O ＋ PH 3 AsH 3 PCl 3 NF 3 SO 32- ClO 3- 2正四面体形2 V 形H 2O H 2S NH 2-(2)常用杂化规律sp 3杂化：①连有四个单键的碳原子(饱和C)：CH 4、－CH 3、CH 2、CH、烷烃、环烷烃、CCl 4②连有单键的氧原子：H 2O 、H 3O +、－OH 、H 2O 2③连有单键的氮原子（饱和N ）：NH 3、NH 4+、－NH 2④空间构型为四面体或者正四面体的中心原子：ClO 4－、SO 42-、PO 43-、SiO 44-sp 2杂化：①双键两端的原子：H 2C ＝CH 2（C ＝C ）、HCHO(C=O)、羰基(C=O)、尿素(C=O) H 2C ＝NH (C ＝N)②平面形分子中的中心原子：BF 3、SO 3、苯sp 杂化：①叁键两端的原子：HC ≡CH （C ≡C ）、H －C ≡N （C ≡N ）②直线形分子中的中心原子：Be Cl 2、C O 2、C S 210、等电子体（1）原子数相同、价电子总数相同的分子或离子，互称为等电子体。
（2）等电子体的结构相似。
（2）常见例子①AX 10e - CO 、N 2、CN －、C 22- 直线型 sp 杂化②AX 2 16 e - CO 2、N 2O 、CS 2 、 COS 、 SCN －、CNO －、NO 2+、N 3－ 直线型 sp 杂化 ③AX 4 32e - CCl 4、SiF 4、SO 42-、PO 43-、ClO 4－、SiO 44- 正四面体 sp 3杂化④AX 4 8e - CH 4 NH ＋4 正四面体 sp 3杂化 ⑤AX 2 8e - H 2O H 2S NH 2- V 型 sp 3杂化 ⑥AX 2 18e - SO 2、O 3、NO 2－ V 型 sp 2杂化⑦AX 3 24 e - CO 32-、NO 3－、SO 3、COCl 2 平面三角形 sp 2杂化 ⑧AX 3 8e - NH 3 、 H 3O ＋ 三角锥形 sp 3杂化⑨AX 3 26 e - PCl 3 、NF 3、SO 32-、ClO 3－ 三角锥型 sp 3杂化 11、晶体结构（1）1 mol 金刚石中，C-C 键有2 mol ，1 mol 单晶硅中，Si-Si 键有2 mol ； （2）1 mol SiO 2晶体中，Si-O 键有4mol（3）晶体NaCl 的空间结构（面心立方，黑点Na + 白点Cl －） ①每个Na +同时吸引6个 Cl －，Na +配位数为6；每个Cl －同时吸引6个Na +，Cl －配位数为6。
②每个氯化钠晶胞中有4个Na +，有4个Cl －。
（Na +4216818=⨯+⨯，Cl －414112=+⨯） ③每个Na +周围与它最近的且距离相等的Na +有12个，每个Cl －周围与它最近的且距离相等的Cl －有12个。
（4）CsCl 型（体心立方）：每个Cl －吸引8个Cs ＋，Cl －配位数为8；每个Cs ＋吸引8个Cl －，Cs ＋配位数为8。
（5）ZnS (X 为：Zn 2+，Y 为S 2-)S 2-最近距离的Zn 2+有4个，S 2-配位数为4；Zn 2+-最近距离的S 2-有4个，Zn 2+配位数为4。
（6）Cu 2O （黑点Cu +，白点O 2-）Cu +最近距离的O 2-有2个，Cu +配位数为2；O 2-最近距离的Cu +有4个，O 2-配位数为2。
（7）常见金属晶体的原子堆积模型 （8）MgB 2Mg ：32126112=⨯+⨯ B ：612、配合物组成、结构结构型式 常见金属配位数面心立方 Cu 、Ag 、Au12体心立方 Na 、K 、Fe 8六方堆积Mg 、Zn 12。