物质结构与性质知识点（化学物质结构与性质知识点）

本文目录一览：

• 1、高中化学物质结构基础重点知识点
• 2、物质的结构,性质与用途之间的关系
• 3、物质的结构与性质。
• 4、化学选修三物质结构与性质上各章知识点及考点。
• 5、高中化学，第一章物质结构 元素周期律、知识点总结（条理清晰）

高中化学物质结构基础重点知识点

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物质的结构,性质与用途之间的关系

结构一性质一用途

性质和用途之间的关系，即性质决定用途，用途反映性质。

性质与结构之间的关系：即物质的结构特点决定着物质的性质，性质是结构特点的反映。

扩展资料:

物质分类的方法

单一分类法

对对象使用一种标准的分类法（如氧化物按组成元素分为金属氧化物、非金属氧化物）。

交叉分类法

对对象用多种不同的单一分类法进行分类（如将H2SO4按是否有氧元素、酸的强弱、酸的元数等不同标准进行分类，H2SO4分别属于含氧酸、强酸和二元酸）

树状分类法

根据被分对象的整体与分支的类型之间的关系，以陈列式的形状（树）来定义。

参考资料:百度百科-物质的分类

物质的结构与性质。

1.苯里面的每一个碳原子都是SP2杂化啊，苯最外层又有4个电子，现在只用了3个，那还有1个留在P轨道里面，6个碳原子不是剩下6个电子吗，就形成了离域π键了。P轨道是相互垂直的。。 2。键长：两个成键原子A和B的平衡核间距离 原子半径越大键长当然越了。 3.范德华力里面包括 色散力，取向力，诱导力，一般说来，极性分子与极性分子之间，取向力、诱导力、色散力都存在；极性分子与非极性分子之间，则存在诱导力和色散力；非极性分子与非极性分子之间，则只存在色散力。这三种类型的力的比例大小，决定于相互作用分子的极性和变形性。极性越大，取向力的作用越重要；变形性越大，色散力就越重要；诱导力则与这两种因素都有关。但对大多数分子来说，色散力是主要的。分子间作用力的大小可从作用能反映出来。相对质量越大的话，你要克服它做的功就越多，那就是相对质量越大，范德华力就约强。 4.氢键的本质是强极性键(A-H)上的氢核, 与电负性很大的、含孤电子对并带有部分负电荷的原子B之间的静电引力。所以电负性越大，半径越小 则氢键就越强。因为半径越小就越容易接近原子。

化学选修三物质结构与性质上各章知识点及考点。

第一章 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。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、P②.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）.例8.下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是 A．K、Na、Li B．N、O、C C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na例9.已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价B．第一电离能可能Y小于XC．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX 二.化学键与物质的性质.内容：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.

高中化学，第一章物质结构 元素周期律、知识点总结（条理清晰）

物质结构 元素周期律

第一节 元素周期表

1．第一张元素周期表是1869年由俄国化学家门捷列夫将元素按由小到大顺序排列而制得。

2．按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。

原子序数=核电荷数=质子数= 核外电子数

3．在元素周期表中，把电子层数目相同的元素，按原子序数递增顺序从左到右排成横行，形成周期。再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按点则层数递增的顺序由上而下排成纵行，形成族。

4.周期表的有关知识：

①周期：短周期：包括第一、二、三周期共18种元素，要求能够熟练描述短周期中各元素在周期表中的位置，如Na：第三周期第ⅠA族。

长周期：包括第四、五、六三个周期。 不完全周期：第七周期

②族：七个主族：用A表示，对应的数字为Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ

七个副族：用B表示，对应的数字为Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ

一个零族，一个第Ⅷ族（包括三竖行）

祥记七个主族和零族中各元素的顺序及其元素符号。

4．碱金属元素的相关知

碱金属的物理性质的比较

Li Na K Rb Cs

相

似

点

颜色 银白色（CS略带金属光泽）

硬度 柔软

密度 依次增大（但K的密度比Na小）

熔沸点 依次降低

导电导热性 良好

核电荷数 从上到下依次增大

电子层数 从上到下依次增多

最外层电子数 1个

金属性 从上到下依次依次增强

递变性 密度变化 K的密度比Na小

5．卤族元素的相关知识

卤族元素的物理性质的比较

卤素单质分子式 颜色 状态 密度 熔沸点

F2 从上到下逐渐依次加深 气态 从上到下逐渐一次增大 从上到下逐渐升高

Cl2 气态

Br2 液态

I2 固态

完成下列变化的方程式：

氢气在氯气中燃烧______________________；钾投入水中________________________；

锂在空气中加热_______________________；钠在空气中加热_______________________；

氯气和水反应________________________；氯气通入碘化钾溶液中__________________。

卤族元素的原子结构和化学性质比较

元素名称 元素符号 核电荷数 最外层电子数 和氢气化合的难易程度 非金属性 单质间置换规律

氟 F2 从上到下依次

增大 7个 从上到下越来越难；生成的气态氢化物越来越不稳定 从上到下依次减弱 非金属性强的卤素单质可以置换出非金属弱的卤素单质

氯 Cl2

溴 Br2

碘 I2

6．将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数。

质量数(A) =质子数(Z) + 中子数(N)。表示有17个质子，18个中子的氯原子的符号为 。23592U中有质子92个，中子153个。

7．把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素。质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子（不同核素）互称为同位素。现有11H、21H、31H、126C、136C、146C、23492U、23592U、23892U这几种符号，其中有9个原子，9种核素，3种元素，铀元素有3种同位素。

第二节 元素周期律

1．原子是由原子核和和外电子构成的。在含有多个电子的原子里，电子分别在不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。

电子层 1 2 3 4 5 6 7 ……

符号 K L M N O P Q

一般说来，电子层离核由近到远的顺序为：K、L、M、N、O、P、Q；在多电子原子中，电子的能量是不同的。在离核较近的区域内运动的电子能量低，在离核较远的区域内运动的电子能量高。故电子在不同电子层上能量高低顺序为：E(K)＜E(L) ＜ E(M) ＜E(N) ＜ E(O) ＜ E(P) ＜ E(Q)

2．由于原子中的电子处在原子核的引力场中，电子总是尽可能地先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。

3．钠原子的结构示意图为 ，其中 表示原子核内11个质子，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数目。写出下列元素原子的结构示意图：H_______；O________；Mg____________；Ar_____________；K_______________。

4．．一般说来，元素的主要化合价和原子结构周期表中的位置有如下关系：

最高正化合价=最外层电子数=主族族数 ；｜最高正化合价｜+｜最低负化合价｜= 8

6．完成下列化学反应方程式，能改写成离子方程式的写出离子方程式。（每位同学都要过关）

①金属钠投入冷水中_____________________________，___________________________；

②金属镁粉投入热水中___________________________，__________________________；

③镁和稀硫酸反应____________________________，___________________________；

④铝片投入稀盐酸中_________________________，________________ __________；

⑤铝丝插入硫酸铜溶液中________________________，____________________________；

⑥铁丝插入硝酸银溶液中_________________________，___________________________；

⑦氧化镁和稀硝酸反应__________________________，__________________________；

⑧氧化铝和稀硫酸反应___________________________，__________________________；

⑨氧化铝和氢氧化钠溶液反应____________________，___________________________；

⑩氢氧化铝和氢氧化钠溶液作用__________________，____________________________；

7．元素周期表中，同一周期中，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，呈周期性变化。金属性：K＞Ca，Be＜Mg；非金属性：N＜O，C＞Si；酸性：H2SO4＜HClO4，H3PO4＜HNO3；碱性：KOH＞Ca(OH)2，LiOH＞Be(OH)2；气态氢化物的稳定性：NH3＜HF，H2O＞H2S。

8．元素的性质随着原子序数的递增而呈规律性的变化。这一规律叫做元素周期律。

元素周期表中原子结构和元素性质的周期性变化

10．元素周期表中最强的金属为Fr，最强的非金属为F。元素的金属性和非金属性没有严格的界线，故存在既能表现出一定金属性，又能表现出一定非金属性的元素，如Si、Ge。

第三节 化学键

1．钠原子要达到8电子稳定结构，就需失去一个电子；氯原子要达到8电子稳定结构，就需得到一个电子；钠和氯气反应时，钠原子最外层上的1个电子转移到氯原子的最外层上，形成带正电荷的Na+和带负电荷的Cl-。带相反电荷的Na+和Cl-，通过静电作用结合在一起，从而形成与单质钠和氯性质完全不同的稳定NaCl。人们把这种带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键。由离子键构成的化合物叫离子化合物。形成离子键的过程中一定存在电子的得失，离子化合物一般由金属阳离子（或 ）和阴离子形成。

2．在元素符号周围用“•”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)，这种式子叫电子式。写出下列原子的电子式：Na__________、Cl__________、O___________、Mg__________、Ar___________。试用电子式表示下列物质的形成过程：

CaO____________________________；MgCl2______________________________。

3．氯原子的最外层有7个电子，要达到稳定的8电子结构，需要获得到一个电子，所以氯原子间难以发生电子得失。如果两个氯原子各提供一个电子，形成共用电子对，两个氯原子就形成了8电子稳定结构。像氯分子这样，原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。共价键不但可以在相同的元素间形成，还可以在不同的元素间形成。以共价键形成分子的化合物叫共价化合物。如HCl。

4．共用电子对在两个原子之间运动，归两原子共用，其电子式必须反映这点。如氮气的电子式为： 。试写出下列微粒的电子式：Br2_________、H2S_________、CO2________、CCl4__________。化学上，常用一根短线表示一对共用电子对。这样得到的式子叫结构式。如氯分子的结构式为Cl-Cl。试用电子式表示下列分子的形成过程：

H2O________________________________；CO2__________________________________。

5．由相同的原子形成共价键，两个原子吸引共用电子对的能力相同，共用电子对不偏向于任何一个原子，成键的原子不显电性，这样的共价键叫做非极性共价键，简称非极性键。一般的单质如：H2、O2、N2、Cl2中的共价键均是非极性键；试判断： 分子中的C-C键是非极性共价键。由不同原子形成共价键时，因为原子吸引电子能力不同，共用电子对将偏向吸引非金属强的的一方，所以非金属强的原子一方显负电性，非金属性弱的原子一方显正电性。像这样共用电子对的共价键叫做极性共价键，简称极性键。一般的化合物中存在的共价键是极性键。

6．人们把这种使离子相结合或原子相结合的作用力通称为化学键。一般化学物质主要由离子键或共价键结合而成。化学键的形成与原子结构有关，它主要通过原子的价电子间的转移或共用来实现。化学反应是反应物中的原子重新组合为产物分子的一种过程，包含着反应物分子内化学键的断裂（吸收能量）和产物分子中化学键的形成（释放能量）。

试判断给定物质中存在化学键的类型

物质名称 电子式 结构式 离子键 极性键 非极性键 化合物类型

氢氧化钠

√ √ 离子化合物

二氧化碳