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1、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
2、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。
3、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g键和n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n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。注：范德华力的分类不要求。 分子内氢键不要求。专题四1. 初步认识简单
4、分子的空间构型、键角、极性分子、非极性分子、手性分子等概念。2. 认识分子的空间构型与极性的关系，能判断一些简单分子的极性，了解“相似相溶规则” 的具体应用。3. 理解物质结构与性质之间的辩证关系、性质与应用之间的纽带关系。注：杂化轨道理论、价电子对互斥理论不要求。不要拓展等电子原理。不要用偶极距来衡 量分子极性大小。专题五一一了解即可。一、原子结构与性质.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。小黑点不代表电子。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
5、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
6、排布原理. .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 .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（po、 do、fo）的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr Ar3d54s1、一29Cu Ar3d1o4s1.（3）掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.ns(n-1) d.np7&SfOd7P6s4fSd6P膈4d*4s3d4P3s2s2p 根据构造原理，基态原子
7、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，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。电子排布式:、基态锌：1s22s22p63s23p63di04s2 t简化电子排布式Ar 3di04s2外围电子排布式：3dio4s2基态钠：外围电子排布式3si基态铁 26Fe： 1s22s22p63s23p63d64s2 规范，1s22s22p63s23p64s23d6 不规范。亚铁离子26Fe2+： 1s22s22p63s23p63d6 （失电子时，先失去最外层电
8、子） 铁离子 26Fe3+： 1s22s22p63s23p63d5I I I U I I TLl 15I T轨道表示式：如 Na： 1 s 2s卫 A3s几个名词：1. 原子实：原子核外内层电子已达到稀有气体结构的部分2. 外围电子：过渡元素省去原子实的剩余部分。主族、零族元素的最外层电子。3. 价电子：主族元素的外围电子排布式，也就是主族元素的最外层电子。副族 还通常包括次外层的d电子（不一定是全部）。4. 基态：最低能量状态。如处于最低能量状态的原子称为基态原子。5. 激发态：较高能量状态（相对基态而言），如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。6. 光谱：不同元素的
9、原子发生跃迁时会吸收（基态一激发态）和放出（基态一激发态）能量，产生不同的光谱一一原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。光 是电子释放能量的重要形式。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线 鉴定元素。二、元素性质递变规律SPdds1.根据元素原子外围电子排布的特征，可将元素周期表分成5个区域。具体地说是根据最 后一个电子填充在何原子轨道上来分区(1) s区元素：外围电子只出现在s轨道上的元素。价电子排布为nsi2,主要包括IA 和IIA族元素，这些元素除氢以外都是活泼的金属元素，容易失去1个或2个电 子形成+1价或+2价离子(2) p区元素：外围电子出现在p轨道上的元素(s轨道上的电子必排满)。价
10、电子排 布为ns2npi6,主要包括周期表中UIA到WA和0族共6个主族元素，这些元素随 着最外层电子数的增加，原子失去电子变得越来越困难,得到电子变得越来越容易。 除氢以外的所有非金属元素都在p区(3) d区元素：外围电子出现在d轨道上的元素。价电子排布为(n-1)di9nsi2，主要包 括周期表中口IB到WB和训族，d区元素全是金属元素。这些元素的核外电子排布 的主要区别在(n-1)d的d轨道上。由于d轨道未充满电子，因此d轨道可以不同 程度地参与化学键的形成。(4) ds区元素：ds区元素与s区元素的主要区别是s元素没有(n-1)d电子，而ds区元 素的(n-1)d轨道全充满，因此ds区
11、元素的价电子排布是(n-1)d10ns12。包括I B 和IB，全是金属元素(5 ) f区元素：包括镧系元素和锕系元素，它们的原子的价电子排布是 (n-2)f014(n-1)do2ns2，电子进入原子轨道(n-2)f中。由于最外层的电子基本相同， (n-1)d的电子数也基本相同，因此镧系元素和锕系元素的化学性质非常相似。2. s区、p区、d区、ds区元素的电子层结构特点包括元素外围电子排布化学性质s区I A IIA 族ns12除氢外，都是活泼金属p区IAWA 0 族ns2np16非金属性增强、金属性减弱d区IBWB 族(n-1)d19ns12均为金属，d轨道上的电子可参与化 学键的形成ds区I
12、B IIB族(n-1)d10ns12均为金属，d轨道上的电子不参与化 学键的形成f区镧系锕系(n-2)f0-14(n-1)d02n镧系兀素化学性质相似 锕系元素化学性质相似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最低能 量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。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nsi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
13、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： 同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。 基本规律：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、 d5、f7)和全满(p6、d10、f14 )结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离 能。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。(第二周期 3LiV 5B V4BeV Q V8O V7NV 9F 10Ne ).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
14、性的强弱.I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱.|怔Em(3).元素电负性的周期性变化.I A昱MK oAISi1.8ACldLGGe1.0Ar2.0Se2.4Br2.BIn 1-75Sb1-9Tb2.1二Pb1.9BiPpAtIIIA IV/i VA VIA VI1A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。元素电负性的周期性变化规律1. 同周期：从左到右，元素电负性由小到大（稀有气体不考虑）。2. 同主族：从上到下，元素电负性由大到小有以上规律得出：元素周期表中，右上角氟元素的电负性最大，左下角铯元素的电负性最小（放射性元素除外）电负性的运用：a确定元素类型（一般18，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）注意：由负性的大小与由离能的大小有一定的一致性,但没有绝对的一致，如镁的电 负性比铝小，但镁的电离能比铝大二. 化学键与物质的性质.金属共同的物理性质：容易导电、导热、有延展性、有金属光泽等。金属键构成微粒：金属阳离子和自由电子金属键：金属阳离子和自由电子之间的较强的相互作用成键特征：自由电子被许多金属离子所共有；
