物质结构与性质知识点总结教学提纲
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。
物质的分子结构与性质知识点总结
物质的分子结构与性质知识点总结物质的分子结构与性质是化学学科中的基础知识，它们描述了物质的微观构成和宏观性质。
本文将分析和总结物质的分子结构与性质的相关知识点，帮助读者更好地理解和应用这些概念。
一、物质的分子结构物质的分子结构是指物质由不同类型的分子组成的方式。
分子是由原子通过共价键连接而成，它们以一定的方式排列和组合形成特定的物质。
下面是几个重要的物质分子结构的类型：1. 离子晶体：由正负离子通过电静力相互作用而形成的晶体结构。
例如，氯化钠晶体由钠离子和氯离子相互排列而成。
2. 共价晶体：由一种或多种元素通过共价键相连接而形成的晶体结构。
例如，金刚石由碳原子通过共价键连接而成。
3. 金属晶体：由金属元素形成的晶体结构，其中金属原子以海洋模型分布。
例如，铁、铜等金属的晶体结构。
4. 分子晶体：由分子通过范德华力相互作用而形成的晶体结构。
例如，石蜡由长链烷烃分子通过范德华力相互作用而形成。
通过研究物质的分子结构，我们能够了解物质的化学性质、物理性质以及其在实际应用中的可能用途。
二、物质的性质物质的性质是指物质表现出来的特定特征和行为，包括化学性质和物理性质。
下面是几个常见的物质性质：1. 化学性质：物质在发生化学变化时表现出来的特征。
例如，金属与酸反应产生氢气，这是金属的一种化学性质。
2. 物理性质：物质在不发生化学变化时表现出来的特征。
例如，密度、熔点和沸点等物质的物理性质可以用于鉴别和分类物质。
物质的性质直接与其分子结构相关。
原子种类、原子之间的连接方式以及分子之间的相互作用方式会影响物质的化学性质和物理性质。
三、物质的性质与应用物质的性质对其实际应用具有重要影响。
根据不同的性质，物质可以用于以下几个方面：1. 化学反应：物质的化学性质决定了其参与化学反应的能力。
通过控制物质之间的化学反应，可以制备新的物质、改变物质的性质以及满足人们对特定材料的需求。
2. 材料科学：不同物质的物理性质可以满足不同的需求。
物质结构与性质知识点总结
物质结构与性质知识点总结其次，介绍了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。
其中，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。
原子核外电子排布原理包括能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则，其中洪特规则的特例具有较低的能量和较大的稳定性。
最后，介绍了第一电离能和元素电负性，其中第一电离能是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，常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
离子键是由阴、阳离子通过静电作用形成的化学键。
离子键的强弱取决于离子半径和电荷数。
离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强。
离子晶体的熔沸点也会随之增加。
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。
离子晶体是通过离子键作用形成的晶体。
1.相似相溶原理：极性分子易溶于极性分子溶剂中，如___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。
2.分子极性的影响：极性分子的电荷分布不均匀、不对称，非极性分子的电荷分布均匀、对称。
极性分子易形成极性键，非极性分子易形成非极性键。
3.常见分子的类型与形状：包括直线形、V形、平面三角形、三角锥形、四面体形等，分子类型和形状的不同会影响键角大小和键的极性。
4.原子晶体的特征：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。
金刚石、晶体硅、二氧化硅等是典型的原子晶体，其熔沸点大小与共价键的强弱有关。
5.金刚石、晶体硅、二氧化硅的结构与性质关系：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成键；晶体硅的结构与金刚石相似，而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。
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.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。
初中化学知识点总结和提纲
初中化学知识点总结和提纲一、化学基本概念1. 物质的定义：物质是构成宇宙万物的基本实体，具有质量和体积。
2. 物质的分类：物质可分为纯净物和混合物。
- 纯净物：由单一种类的分子或原子组成，具有固定的化学性质。
- 混合物：由两种或两种以上的物质组成，各组成部分保持其原有性质。
3. 元素与化合物：- 元素：不能通过化学变化分解成更简单物质的物质。
- 化合物：由两种或两种以上元素以固定比例结合而成的纯净物。
4. 原子与分子：- 原子：物质的基本单位，由原子核和电子组成。
- 分子：由两个或多个原子通过化学键结合而成的稳定粒子。
5. 化学反应：物质之间相互作用，产生新物质的过程。
二、化学语言1. 元素符号：表示元素的简写，如H代表氢，O代表氧。
2. 化学式：表示化合物组成的符号表达式，如H2O表示水。
3. 化学方程式：表示化学反应过程的方程，包括反应物、生成物和反应条件。
4. 摩尔概念：用于表示物质的量的单位，1摩尔物质含有阿伏伽德罗常数（6.022×10^23）个基本单位。
三、物质的性质1. 物理性质：不需要发生化学变化就能表现出来的性质，如颜色、状态、密度、熔点、沸点等。
2. 化学性质：物质在化学反应中表现出来的性质，如可燃性、氧化性、还原性等。
四、常见物质的化学性质1. 酸碱盐：- 酸：在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子的物质。
- 碱：在水溶液中电离出的阴离子全部是氢氧根离子的物质。
- 盐：由金属离子和酸根离子构成的化合物。
2. 氧化还原反应：物质之间发生电子转移的化学反应。
3. 金属与非金属：- 金属：具有良好的导电性、导热性、延展性和可塑性。
- 非金属：通常不导电、不导热，性质脆硬。
五、实验基本操作1. 实验器材的认识和使用。
2. 常见化学实验操作：- 称量：使用天平测量物质的质量。
- 溶解：将固体物质分散到溶剂中形成溶液。
- 过滤：分离固体不溶物和液体的混合物。
- 蒸发：通过加热使溶剂挥发，留下固体溶质。
高中化学选修物质结构与性质全册知识点总结
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：＜（2）f ＜（1）d ＜（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。
物质与结构知识点总结
物质与结构知识点总结一、物质的分类和性质1. 物质的分类物质是构成万物的基本实体，根据其化学性质和组成结构可以将物质分为元素和化合物两大类。
元素是由同种原子组成的物质，具有特定的原子序数和原子量。
元素按照其化学性质可分为金属元素、非金属元素和过渡元素等。
化合物是由两种或两种以上不同元素按一定的化学组成比例结合而成的物质，具有新的物质性质。
根据其组成结构可以将化合物分为离子化合物和共价化合物。
2. 物质的性质物质的性质分为物理性质和化学性质两种。
物理性质是物质自身所固有的具体特征，包括颜色、形状、密度、电导率等。
物理性质可以通过物理手段测量和观察进行描述和验证。
化学性质是物质在化学变化中所表现出的性质，包括燃烧性、活性、稳定性等。
化学性质可以通过化学试剂和实验进行检测和观察。
二、物质的结构和性质1. 原子和分子的结构原子是物质的基本构成单位，由原子核和绕核运动的电子组成。
原子核由质子和中子组成，质子带正电荷，中子无电荷。
电子带负电荷，环绕在原子核周围。
分子是两个或两个以上原子按一定的化学键结合而成的物质。
分子的结构包括原子之间的连接方式和空间排布方式。
2. 物质的性质和结构关系物质的性质与其内部结构和组成有着密切的关系。
原子数量、原子种类、化学键类型和数目都决定了物质的性质。
用分子模型解释化学式的形成和化合物的性质有助于更好地理解物质的结构和性质之间的关系。
三、物质的物态变化和热力学性质1. 物质的物态变化物质在不同条件下会发生固、液、气三种物态之间的转化，这些转化过程称为物态变化。
固液相变是指物质从固态转变为液态或从液态转变为固态的过程。
液气相变是指物质从液态转变为气态或从气态转变为液态的过程。
物态变化与温度、压力和物质的性质密切相关，可以通过相图和热力学性质进行研究和描述。
2. 热力学性质热力学性质是物质在热力学过程中所表现出的性质，包括热容量、比热容、热膨胀系数等。
热力学性质反映了物质在受热或受力作用下所表现出的热学性质和热力学性能，是研究物态变化和热力学过程的重要角度。
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。
高三化学知识点总结及提纲
高三化学知识点总结及提纲化学作为一门综合性科学，是高中阶段学习的重要学科之一。
在高三阶段，学生需要系统地掌握化学的基本知识，理解化学原理，并能够运用这些知识解决各种问题。
本文将对高三化学的知识点进行总结，并给出一个学习提纲，以帮助学生更好地复习和备考。
一、化学基本概念及实验室技术1. 化学的定义和发展历史2. 物质的组成和性质3. 元素、化合物、混合物的区别4. 原子结构和元素周期表5. 化学键和分子结构6. 化学方程式及其平衡7. 化学反应速率与化学平衡8. 化学实验常用技术和操作规范二、无机化学1. 阳离子、阴离子和离子反应2. 酸碱中和反应和盐的制备3. 氧化还原反应及电子转移4. 单质与化合物的性质及应用5. 各类无机化合物的命名和化学式推导6. 金属及其化合物的性质和应用7. 非金属及其化合物的性质和应用8. 水的性质和溶液的浓度计算9. 离子反应的质量守恒和电荷守恒三、有机化学1. 有机物质的结构和性质2. 烃类及其衍生物的结构和性质3. 醇、酚和羧酸的结构和性质4. 酮、醛和酯的结构和性质5. 脂肪族和芳香族化合物的结构和性质6. 有机化学反应的类型和机理7. 可能涉及的有机化合物的合成和分离技术四、化学能量和化学键1. 化学键的形成和解离2. 化学反应中的能量变化和焓变3. 熵的概念和熵变的计算4. 自由能变化和化学平衡条件5. 化学动力学中的活化能和反应速率五、化学平衡和溶液1. 平衡常数和反应的位置2. 平衡条件和平衡常数的计算3. 酸碱溶液的离子浓度和pH计算4. 氧化还原反应的电位计算5. 溶解度平衡和溶解度积的计算6. 水解平衡和水解常数的计算六、化学反应和化学量1. 化学式的摩尔关系和计算2. 气体的摩尔关系和计算3. 溶液的摩尔关系和计算4. 反应的计量关系和计算5. 反应的理论产率和实际产率计算七、化学原子论与周期表1. 原子的结构和电子排布2. 原子的量子数和能级模型3. 元素周期表和周期性规律4. 元素的同位素和同系物5. 元素的性质与周期变化规律八、化学实验与化学分析1. 化学实验中的常用仪器和设备2. 化学实验数据处理和图表绘制3. 化学实验安全和环境保护要求4. 化学分析方法和仪器的应用5. 化学分析中的误差和不确定度处理综上所述，高三化学知识点的总结及提纲包括化学基本概念及实验室技术、无机化学、有机化学、化学能量和化学键、化学平衡和溶液、化学反应和化学量、化学原子论与周期表，以及化学实验与化学分析。
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物质结构与性质知识点总结 精品文档
收集于网络，如有侵权请联系管理员删除 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. 精品文档 收集于网络，如有侵权请联系管理员删除 (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；在同一能级组精品文档 收集于网络，如有侵权请联系管理员删除 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. 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ns1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 ⅤA 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： 精品文档 收集于网络，如有侵权请联系管理员删除 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）. 精品文档 收集于网络，如有侵权请联系管理员删除 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――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. 精品文档 收集于网络，如有侵权请联系管理员删除 NaCl型晶体 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。 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。 (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 1/8 1/4 1/2 1 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. 精品文档
收集于网络，如有侵权请联系管理员删除 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 键角 分子中相邻键之间的夹角(单位：度） 键角决定了分子的空间构型
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. 精品文档
收集于网络，如有侵权请联系管理员删除 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 非极性分子 极性分子
形成原因 整个分子的电荷分布均匀，对称 整个分子的电荷分布不均匀、不对称 存在的共价键 非极性键或极性键 极性键 分子内原子排列 对称 不对称
举例说明： 分子 共价键的极性 分子中正负 电荷中心 结论 举例 同核双原子分子 非极性键 重合 非极性分子 H2、N2、O2
异核双原子分子 极性键 不重合 极性分子 CO、HF、HCl
异核多原子分子
分子中各键的向量和为零 重合 非极性分子 CO2、BF3、
CH4
分子中各键的向量和不为零 不重合 极性分子 H2O、
NH3、CH3Cl 精品文档
收集于网络，如有侵权请联系管理员删除 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.分子的空间立体结构（记住） 常见分子的类型与形状比较 分子类型 分子形状 键角 键的极性 分子极性 代表物
A 球形 非极性 He、Ne A2 直线形 非极性 非极性 H2、O2 AB 直线形 极性 极性 HCl、NO ABA 直线形 180° 极性 非极性 CO2、CS2 ABA V形 ≠180° 极性 极性 H2O、SO2
A4 正四面体形 60° 非极性 非极性 P4
AB3 平面三角形 120° 极性 非极性 BF3、SO3 AB3 三角锥形 ≠120° 极性 极性 NH3、NCl3
AB4 正四面体形 109°28′ 极性 非极性 CH4、CCl4
AB3C 四面体形 ≠109°28′ 极性 极性 CH3Cl、CHCl3
AB2C2 四面体形 ≠109°28′ 极性 极性 CH2Cl2