高中化学物质结构与性质知识点归纳

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《物质结构与性质》知识点提纲】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。

高中化学知识点总结(史上最全版)
一、物质的结构与性质
1. 原子结构
- 原子结构模型：质子、中子、电子
- 原子序数、质量数、同位素
- 周期表
2. 分子的结构
- 化学键类型：离子键、共价键、金属键、范德瓦尔斯力- 分子性质：极性、非极性
- 水分子的分子构型
二、化学反应和化学平衡
1. 化学计量与化学反应
- 摩尔质量、化学计量单位
- 分子式、化合价、化合物
- 题型：配平方程式
2. 化学平衡
- 平衡常数与平衡浓度
- 判定化学平衡的条件、平衡移动原理- 题型：计算反应物质量和浓度
三、物质的能量与热
1. 反应热学
- 化学反应热和反应焓变
- 热化学方程式、热平衡常数、焦耳定律- 题型：计算反应热
2. 化学动力学
- 化学反应速率、反应级数和反应速率常数
- 反应速率与反应机理、影响化学反应速率的因素
- 题型：反应速率的计算
四、酸碱盐和氧化还原
1. 酸碱和盐
- 酸碱的定义、判别与性质
- 盐的定义、类别、应用
- 题型：中和反应计算
2. 氧化还原
- 氧化还原反应的定义、氧化态、还原态
- 氧化还原反应的判据
- 题型：氧化还原反应的计算
以上为高中化学知识点总结，如果要深入了解更多具体知识点，还需查阅化学相关教材，进一步学习。

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。

1。

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。

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。

物质结构与性质知识点大全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。

专题十四物质结构与性质知识点一电子层、能级与原子轨道1.电子层(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电子层。

通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。

2.能级：同一电子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，同一电子层里，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：电子在原子核外的一个空间运动状态。

原子轨道轨道形状轨道个数s球形1p哑铃形3温馨提示：第一电子层(K)，只有s能级；第二电子层(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；第三电子层(M)，有s、p、d三种能级。

知识点二原子核外电子的排布规律①能量在构建基态原子时，原子核外电子总是优先占据能量更低的原子轨道：最低原理1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s……②洪特规则基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行③泡利原理每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋方向相反的电子知识点三基态原子核外电子排布的四种表示方法表示方法举例电子排布式K：1s22s22p63s23p64s1简化电子排布式Cu：[Ar]3d104s1价层电子排布Fe：3d64s2轨道表示式(或电子排布图)O：①常见特殊原子或离子基态简化电子排布式微粒简化电子排布式微粒简化电子排布式微粒简化电子排布式Fe原子[Ar]3d64s2Cu+[Ar]3d1Cu2+[Ar]3d9Cr原子[Ar]3d54s1Fe2+[Ar]3d6Mn2+[Ar]3d5Cr 3+ [Ar ]3d 3 Fe 3+ [Ar ]3d 5 Ni 原子 [Ar ]3d 84s 2②基态原子轨道表示式书写的常见错误错误类型错因剖析 改正违背能量最低原理 违背泡利原理 违背洪特规则违背洪特规则知识点四电离能、电负性1.元素第一电离能的周期性变化规律一般规律同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小；同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小特殊情况第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。

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。

高中化学：物质的结构与性质概述在高中化学中，研究物质的结构与性质是一个重要的课题。

物质的组成和分子之间的相互作用直接影响着物质的性质。

通过了解物质的组成和结构，我们可以深入理解物质之间的相互关系，并且能够预测和解释许多化学现象。

原子与分子结构•原子：原子是物质最小单位，由原子核和电子组成。

每个元素都有不同数量的原子。

•元素：元素是由相同类型的原子组成的纯度很高的物质，按照周期表分为不同种类。

•分子：分子是由两个或更多原子以共价键连接而形成的粒子。

某些情况下也会有离子键和金属键连接。

化学键•共价键：共价键是两个原子之间通过共享电子对形成的化学键。

•离子键：离子键发生在正电荷离去一个或多个电荷转移给另一个离去时。

•金属键：金属键发生在金属元素中，其中正电荷在金属晶格的结构中很容易移动。

物质的性质•密度：物质的密度是指单位体积内所含物质的质量。

不同物质的密度可以用来区分它们。

•熔点和沸点：这些是物质从固态到液态、液态到气态转变时的温度。

不同物质具有不同的熔点和沸点。

•颜色和光学性质：各种化合物和元素呈现出不同颜色，这是由于它们分子结构或组成原子产生了特定的吸收和反射光谱。

物质分子间相互作用•范德华力：范德华力是非极性共价键分子之间弱而瞬时的相互作用力，影响着气体或液体中分子之间的互相吸引。

•氢键：氢键是由于氢原子与高电阻原子（如氮、氧、氟）形成极性共价键而产生的强相互作用力。

•离子相互作用：正离子与负离子之间通过静电吸引力而形成一个稳定化合物。

应用案例了解物质结构与性质的相关知识，可以在实际生活中应用，在以下领域有着广泛的应用： - 药物化学：通过了解药物的分子结构和相互作用，可以设计和合成更有效的药物。

- 材料科学：通过研究材料的结构与性质，可以设计出更强、更轻、更耐久的材料。

- 环境保护：了解污染物的结构与性质，可以制定对环境友好的清洁技术和解决方案。

结论高中化学中，物质的结构与性质是基础且重要的内容。

第十一章物质结构与性质（选修）第一讲原子结构与性质考点1原子核外电子排布原理1．能层、能级与原子轨道之间的关系2.原子轨道的能量关系(1)轨道形状①s电子的原子轨道呈球形。

②p电子的原子轨道呈哑铃形。

(2)能量关系①相同能层上原子轨道能量的高低：n s<n p<n d<n f。

②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s……③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如n p x、n p y、n p z轨道的能量相等。

3．基态原子核外电子排布的三个原理(1)能量最低原理：电子优先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。

即原子的核外电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。

如图为构造原理示意图：(2)泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳2个电子，并且它们的自旋状态相反。

(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，而且自旋状态相同。

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。

4．原子(离子)核外电子排布式(图)的书写(1)核外电子排布式：按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。

如Cu：1s22s22p63s23p63d104s1，其简化电子排布式为[Ar]3d104s1。

(2)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。

价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。

(3)电子排布图：方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。

【高中化学选修《物质结构与性质》知识点提纲】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。

《选修三物质结构与性质》知识归纳一、能层与能级1、能层(电子层：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。

由里向外，分别用字母：K、L、M、N、O、P、Q表示相应的第一、二、三、四、五、六、七能层。

各能层最多容纳的电子数为2n2；在同一个原子中，离核越近，电子能量越低2、能级：同一能层里的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的顺序升高，即：E(s)<E(p)<E(d)<E(f)①K层指包含一个能级，即s能级；L层包含两个能级，s和p能级；M层包含三个能级，s、p和d能级；N层包含四个能级，s、p、d、f能级②每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……③s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍④同一能级容纳的电子数相同3、电子云：原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。

电子云密集(单位体积内小黑点多)的地方，电子出现的机会多；反之，电子云稀疏(单位体积内小黑点少)的地方，电子出现的机会少。

即电子云表示电子在核外单位体积内出现几率的大小，而非表示核外电子多少4、原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云的空间轮廓图称为原子轨道(1)原子轨道的形状①s电子的原子轨道都是球形的，每个s能级各有1个原子轨道，能层序数越大，s原子轨道的半径越大；能量：E1s＜E2s＜E3s,随着能层序数的增大，电子在离核更远的区域出现的概率减小，电子云越来越向更大的空间扩展②p电子的原子轨道是纺锤形(哑铃形)，每个p能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以p x、p y、p z为符号。

p原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大③能级与原子轨道数和容纳的电子数的关系能级s(球形)p(纺锤形)d f原子轨道1357容纳的电子数261014二、基态原子的核外电子排布式1、构造原理：多电子的核外电子排布总是按照能量最低原理，由低能级逐步填充到高能级。

一、原子结构和元素性质方面1. 原子一般由质子、中子和核外电子构成。

但却只由质子和电子构成。

2. 金属元素原子的最外层电子数一般小于4，而非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4。

但H、He、B的最外层电子数均小于4，其中H、B为非金属元素，而He为稀有气体元素；虽然Ge、Sn、Pb、Bi的最外层电子数均大于或等于4，但它们却为金属元素。

3. 稀有气体元素原子的最外层一般为8个电子的稳定结构。

但He的最外层为2个电子的稳定结构。

4. 主族元素的原子得失电子所形成的阴阳离子最外层一般具有8个电子的稳定结构。

但对核外只有一个电子层的离子来说，最外层却只有2个电子，如；而则是一个氢原子核。

5. 含金属元素的离子一般为阳离子。

但也存在某些阴离子，如等。

6. 只含非金属元素的离子一般为阴离子。

但也存在某些阳离子，如等。

7. 一种非金属元素一般形成一种阴离子。

但氧元素形成的离子除，还有。

8. 主族元素的最高化合价一般等于原子的最外层电子数。

但氟元素和氧元素的最高化合价却都不等于原子的最外层电子数，其中氟元素的最高化合价为0价（氟无正价），而氧的最高价为＋2价（在OF2中）。

9. 氢元素在化合物中一般为＋1价。

但在金属氢化物中却为－1价。

10. 氧元素在化合物中一般为－2价。

但在过氧化物（如等）中为－1价；在OF2中为＋2价。

11. 对于对应阴阳离子具有相同的电子层结构的金属元素和非金属元素而言，金属元素的最高化合价一般低于非金属元素的最高化合价。

而和虽然电子层结构相同。

但钠、镁、铝的最高价（分别为＋1、＋2、＋3价）却高于氟的最高价（0价）。

12. 原子的相对原子质量一般为保留一定位数的小数有效数字。

但12C的相对原子质量却为整数，并且是精确值。

13. 某原子的相对原子质量一般并不等同于对应元素的相对原子质量。

但对于某些只有一种核素的元素而言，原子的相对原子质量就是元素的相对原子质量，如：钠元素就只有一种核素，因此，Na原子的相对原子质量就是钠元素的相对原子质量。

高中化学选修3物质结构与性质重点知识归纳及易错点归纳第一章重点知识归纳一、原子结构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。

同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等,如n p x、n p y、n p z轨道的能量相等。

2.原子核外电子的排布规律(1)能量最低原理：即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,所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。

下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,由构造原理可知,从第三能层开始各能级不完全遵循能层顺序,产生了能级交错排列,即产生“能级交错”现象,能级交错指电子层数较大的某些能级的能量反而低于电子层数较小的某些能级的能量的现象,如：4s＜3d、6s＜4f ＜5d,一般规律为n s＜(n－2)f＜(n－1)d＜n p。

注意排电子时先排4s轨道再排3d轨道,而失电子时,却先失4s轨道上的电子。

(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。

如2s轨道上的电子排布为,不能表示为。

因为每个原子轨道最多只能容纳2个电子且自旋方向相反,所以从能层、能级、原子轨道、自旋方向四个方面来说明电子的运动状态是不可能有两个完全相同的电子的。

如氟原子的电子排布可表示为1s22s22p2x2p2y2p1z,由于各原子轨道中的电子自旋方向相反,所以9个电子的运动状态互不相同。

(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。

物质结构与性质课标要求主题1:原子结构与元素的性质1.原子核外电子的运动状态了解有关核外电子运动模型的历史发展过程,认识核外电子的运动特点。

知道电子的运动状态(空间分布及能量)可通过原子轨道和电子云模型来描述。

2.核外电子排布规律知道原子核外电子的能级高低顺序,了解原子核外电子排布的构造原理,认识基态原子中核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利不相容课标要求原理和洪特规则等。

知道1~36号元素基态原子核外电子的排布。

3.核外电子排布与元素周期律(表)认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化,知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。

知道元素周期表中分区、周期和族的元素原子核外电子排布特征,了解元素周期律(表)的应用价值。

课标要求主题2:微粒间的相互作用与物质的性质1.微粒间的相互作用认识物质是由原子、离子、分子等微粒构成的,微粒之间存在不同类型的相互作用。

根据微粒的种类及微粒之间的相互作用,认识物质的性质与微观结构的关系。

认识离子键、共价键的本质。

结合常见的离子化合物和共价分子的实例,认识物质的构成微粒、微粒间相互作用与物质性质的关系。

知道配位键的特点,认识简单的配位化合物的成键特征,了解配位化合物的存在与应用。

知道金属键的特点与金属课标要求某些性质的关系。

认识分子间存在相互作用,知道范德华力和氢键是两种常见的分子间作用力,了解分子内氢键和分子间氢键在自然界中的广泛存在及重要作用。

2.共价键的本质和特征认识原子间通过原子轨道重叠形成共价键,了解共价键具有饱和性和方向性。

知道根据原子轨道的重叠方式,共价键可分为σ键和π键等类型;知道共价键可分为极性和非极性共价键。

共价键的键能、键长和键角可以用来描述键的强弱和分子的空间结构。

课标要求3.分子的空间结构结合实例了解共价分子具有特定的空间结构,并可运用相关理论和模型进行解释和预测。

知道分子的结构可以通过波谱、晶体X 射线衍射等技术进行测定。

高中化学选修3知识点全部归纳（物质的结构与性质）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。

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。