(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. up
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。
⑴・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皿"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V A族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P
②.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.
离子键一一离子晶体
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
A
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Imol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
(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
共价键一分子晶体一一原子晶体
2.了解共价键的主要类型。键和n键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质(对。键和n键之间相对强弱的比较不作要求).
⑴.共价键的分类和判断：2键“头碰头”重叠)和n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
键能拆开1mol共价键所吸收的能量(单
位：kJ/mol)
键能越大，键越牢固，分子越稳定
键长成键的两个原子核间的平均距离(单
位：10-10 米)
键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳
定
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。
CsCl
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。
NaCl
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一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.
⑴.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
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）子的空间立体结构（记住）
常见分子的类型与形状比较
iber >nds me
d
Number
of Bondi
Bent o-s<
ABA
2 A4
AB
AB
AB
4
AB3C
AB2c2
V形
正四面体形
平面角形
W180
60°
120°
三角锥形
正四面体形
四面体形
四面体形
W120°
109° 28,
W109。28,
W109° 28,
极性
非极性
极性
极性
极性
极性
极性
极性
非极性
非极性
极性
非极性
极性
极性
H2O
4
H3、NCl3
CH4、CCl
C
2
CHClJ 门8。叫
3p\ rami」/.
CHC
Tetrahedral 3
2
22▼
吟Q Bent
直线三角形V^inued四面体三角锥_________ V 形H2O
5. 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勺
关系.
⑴.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M
Continu
ed
」」
i）、二氧化硅
（SiO）.
Bent
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
“0
：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）.
概念
共用电子对由一个原子单方
向提供给另一原子共用所形
表示
A
JTl q
成的共价键。
（1）.配位键：一个原子
提供
电子对给予体电子对接
受体一
条件
其中一个原子必须提供孤对
电子，另一原子必须能接受
孤对电子的轨道。
方提供孤对电子，
合物：由提供孤电
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
一方提供空轨道而形成的共价
键.
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.
H"T
H
f
H
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面.
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.
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
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。 3.了解氢键的概念和成因，了解氢键对物质性质的影响。能分析氢键的强弱。
高中化学选修3：物质结构与性质-知识点总结
选修三物质结构与性质总结 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. 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1-36号元素的核外电子排布式. ns<(n-2)f<(n-1)d 高中化学选修3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。 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。 选修三物质结构与性质总结 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• 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核外电子分别处于不同的电子 同，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」子（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，且自旋状态相同一. 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24C r[Ar]3d 54sl 29C U — （3） .掌握能级交错1-36号元素的核外电子排布式 ns<（n-2）fv（n-1）d 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。 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 物质结构与性质知识点总结 一.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. (3).晶胞中粒子数的计算方法--均摊法. 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. 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 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 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， 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.一.熟悉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时机大小所得的图形叫电子云图.离核越近,电子出现的时机大一电子云密度越为离核越远,电子出现的时机小子云密度越小.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、MNO、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、、d、f表示不同形状的轨道,s轨道呈球形、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136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左向来进行描述.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.能量最低原理：电子先占据能量作氐的轨道,再依次进入能量直的轨道,,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,洪特规那么：在能量相同的轨道上排布时,电子尽可能分占上同的轨道,且自旋状态相网.洪特规那么的特例：在等价轨道的全充满 6、d 10、f 14、半充满 3、3,掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式d 5、f 7、全空时、d、f0的状态,具有较低的能量和较大的稳定性.如24CrAr3d54s 1、29CUAr3d104s1.n75d64d53d.432根据构造原理,基态原子核外电子的排布遵循图箭头所示的顺序.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,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11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 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，电子出现的机会大，里子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子_ 云密度越小二. 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、0、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（p°、d0、 f0）的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如^Cr [Ar]3d 54（、29CU [Ar]3d 104〕. （3） .掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式. ns(n-l)d np O©©• 7s Sf6d7P O o o6s4f5d6P o Ss4d 4s3d 3s3p 2s2p is 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. 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）。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”。 高中化学选修3知识点总结 重要知识要点： 1、原子构造 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子旳空间构型 5、分子旳性质 6、晶体旳构造和性质 （一）原子构造 1、能层和能级 （1）能层和能级旳划分 ①在同一种原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一种能层旳电子，能量也可能不一样，还可以把它们提成能级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……可容纳旳电子数依次是1、3、5、7……旳两倍。 ⑤能层不一样能级相似，所容纳旳最多电子数相似。 （2）能层、能级、原子轨道之间旳关系 每能层所容纳旳最多电子数是：2n2（n：能层旳序数）。 2、构造原理 （1）构造原理是电子排入轨道旳次序，构造原理揭示了原子核外电子旳能级分布。 （2）构造原理是书写基态原子电子排布式旳根据，也是绘制基态原子轨道表达式旳重要根据之一。 （3）不一样能层旳能级有交错现象，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。原子轨道旳能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np （4）能级组序数对应着元素周期表旳周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期旳元素数目。 根据构造原理，在多电子原子旳电子排布中：各能层最多容纳旳电子数为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。处在最低能量状态旳原子称为基态原子。 ②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子旳电子吸取能量后，电子跃迁至较高能级时旳状态。处在激发态旳原子称为激发态原子。 ③原子光谱：不一样元素旳原子发生电子跃迁时会吸取（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不一样旳能量（重要是光能），产生不一样旳光谱——原子光谱（吸取光谱和发射光谱）。运用光谱分析可以发现新元素或运用特性谱线鉴定元素。 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，没有确定旳轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子旳运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现旳概率密度分布，是核外电子运动状态旳形象化描述。 （2）原子轨道：不一样能级上旳电子出现概率约为90%旳电子云空间轮廓图称为原子轨道。s电子旳原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子旳原子轨道呈纺锤形，n p能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表达）；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旳能级里，然后排布在能量逐渐升高旳能级里。高中化学选修3 物质结构与性质 全册知识点总结
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2023年高中化学选修物质结构与性质全册知识点总结