高中化学重点知识记忆：物质结构与性质
高中化学物质结构与性质知识点归纳
(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。
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。
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。
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。
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高中化学重点知识记忆
五、物质结构与性质
1 •原子结构与性质
'原子核：同位素、原子量一一物理性质
（1）原子（Az X）
核外电子一一化学性质
（2）元素的化学性质主要由原子最外层电子数和原子半径决定。
例如：最外层电子数相等，半径不等（同主族元素），性质出现递变性；
Li和Mg、Be和Al的最外层电子数不等，半径相近，性质相似。
（3）原子核外电子排布（掌握1〜36号元素）
①能量最低原理：电子先排能量低的能层和能级，然后由里往外排能量高的（能层和能级均影响电
子的能量）。
②泡里不相容原理：每个原子轨道上最多排2个自旋相反的电子，即原子核外没有2
个电子的运动状态完全相同。
③洪特规则：电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道；
当轨道上电子呈半满、全满或全空时，体系能量最低。
（4）电离能比较：首先应写出微粒的外围电子排布式，再根据使体系能量最低去比较；根据用原子的电离能数据也可推测原子的最外层电子数。
（5）电负性：元素的原子吸引电子的能力。
元素的电负性越大，则元素的非金属性越强；
元素的电负性越小，则元素的金属性越强。
电负性相差越大的元素形成化合物时，化合物的离
子性越强（形成离子键）。
2 •分子结构与性质
（1）化学键一一化学性质（决定分子的稳定性）
（2）化学键理论
①共价键理论（VB ）：共价键的形成实则是电子的配对。
该理论不能解释碳形成甲烷分子。
②杂化轨道理论：能量相近的轨道可以兼并成能量相同的几个等价轨道。
用以解释碳能形成甲烷分
子（实则是碳原子采取sp3杂化，形成四个兼并轨道，再与氢成键）。
杂化后，原子的成键能力增强。
③价层电子对互斥模型
a.分子中的价电子对（包括成键电子对和孤电子对）由于相互排斥，尽可能远离，电子对之间夹
角越小，排斥力越大。
b •由于孤电子对只受一个原子核的吸引，电子云比较肥大”故电子对之间排斥力
大小顺序为：孤电子对与孤电子对大于孤电子对与成键电子对大于成键电子对与成键电子对（因此，均采取sp3杂化，电子对构型都为正四面体形的CH 4、NH 3、H2O
分子中键角依次减小）。
c. 微粒中价电子对数为：n =（中心原子的价电子数+每个配位原子提供的价电子数
±微粒所带的电荷数）／2（微粒带负电荷时取“＋”，带正电荷时取“－”）。
主族元素的价电子数等于最外层电子数，氢和卤素作为配位原子时，提供一个电子，当W A
族元素作为配位原子时，认为不提供电子（由价电子对数可确定中心原子的杂化形
式：电子对数分别为2、3、4时，中心原子分别采取sp、sp2、sp3杂化）。
d. 当配位原子不是氢、W A、四A族元素时，可运用等电子原理，寻找其熟悉的等电子体来判断
其构型。
④等电子原理
a. 具有相同原子数目和相同电子总数（或价电子总数）的分子或离子具有相同的结构
特征。
b. 常见等电子体：N2、CO、CN -C22-（电子总数为14e「，存在叁键）；
C02、CS2、COS、BeCl2、N3-OCN -SCN -（价电子数为16e- 均为直线
型）；
BCI3、CO32- SiO32- N03-（价电子数为24e-均为平面正三角形）; NC13、PCI3、
NF3、PF3、SO32-（价电子数为24e-均为三角锥形）;
SiCl4、CCI4、SiO44-SO42-PO43-（价电子数为24e-均为正四面体形）。
（3）分子极性：分子中正、负电荷重心是否重合
(4)相似相溶原理：极性相似，相互溶解，极性相差越大，则溶解度越小。
如：水为强极性分子，强极性的HX、NH3等易溶于水；
有机物均为弱极性或非极性分子，有机物间可相互溶解。
(5)共价键的类型
①电子对是否偏移：极性键和非极性键。
②成键方式：头碰头一一3键；肩并肩一一n键。
头碰头时电子云重叠最大，故3键较
n键稳定。
当两原子间形成多个共价键时，首先形成一个3键，其余则只能形成n
键。
(6)分子间作用力及氢键一一物理性质
①分子间作用力——范德华力
对于分子组成和结构相似的物质，其相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高。
例如：沸点F2V CI2V Br2V 12。
②氢键
a. 形成氢键的因素：含N、0、F,且含有与N、0、F直接相连的H。
b. 氢键对物质性质的影响：分子间氢键的形成，使物质在熔化或汽化的过程中，还需克服分子间的氢键，使物质的熔、沸点升高；分子间氢键的形成，可促进能形成氢键的物质之间的相互溶解。
3.晶体结构与性质物理性质
一般规律：原子晶体>离子晶体〉分子晶体。
①离子晶体：离子晶体的晶格能越大，则离子键越强，晶体熔、沸点越高。
晶格能比较：阴、阳离
子所带电荷越多，半径越小，贝帰格能越大。
例如：MgO > NaCI ( Mg2+半径小，所带电荷多)。
FeO >NaCI (Fe2+与Cl「电子层数相同，O2「与Na+电子层数相同，但FeO中离子所带电荷
数多)
②分子晶体：组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，
晶体的熔、沸点越高。
例如：F2V Cl2 v Br2V 12。
此外，当分子形成分子间氢键.时，分子晶体的熔、沸点升高。
例如：NH3、H2O、HF的熔、沸点均比同主族下一周期的氢化物来的高。
③原子晶体：原子半径越小，键长越短，键能越大，键越牢固，晶体的熔、沸点越高。
例如：金刚
石〉二氧化硅〉金刚砂>晶体硅。
④金属晶体：金属离子所带电荷越多，半径越小，金属键越强，晶体的熔、沸点越高。
例如：Na v
Mg v Al。
(3)晶体化学式的确定
① 分子结构：分子结构中每一个微粒均属于该分子，按结构中的微粒数书写的式子即
为其化学式。
② 晶体结构分摊法：按晶体结构中各微粒对结构单元的贡献计算出的微粒数目的最简整数比书写的式子即为其化学式。
紧邻法：按晶体结构中各微粒周围与之距离最近且相等的另一微粒数目的最简整数比书写的式子即为其化学式。
（4）金属晶体
① 金属的导电性、导热性和延展性均与自由电子有关。
② 金属晶体的堆积方式
六方堆积（Mg 、Zn 等）：配位数为12；面心立方堆积（Al 、Cu 等）：配位数为12 ；体心立方堆积（Na、K 等）：配位数为8。
4．配合物
Na3AIF6:存在离子键（Na+与AIF63—间）、配位键（AI3+与F-间）。
Ag（NH 3）2OH :存在离子键（Ag（NH 3）2+与0H间）、配位键（Ag+与NH 3间）。