化學(xué)物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識點(diǎn)？陽離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵原子間通過共用電子對所形成的化學(xué)鍵金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學(xué)鍵成鍵微粒陰陽離子原子金屬陽離子和自由電子成鍵性質(zhì)靜電作用共用電子對電性作用形成條件活潑金屬與活潑的非金屬元素非金屬與非金屬元素金屬內(nèi)部實(shí)例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg2、那么，化學(xué)物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識點(diǎn)？一起來了解一下吧。
專題十八物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（選修）
【學(xué)法導(dǎo)航】
一．易混概念：
①鍵的極性與分子的極性。錯(cuò)因是混淆鍵的極性和分子極性的研究對象。
②晶體類型與所含元素、物質(zhì)類型。晶體類型由晶體構(gòu)成粒子和結(jié)合力決定，與元素種類，物質(zhì)類型沒有必然聯(lián)系。經(jīng)常互推沒有因果關(guān)系的概念。
③晶體類型與分?jǐn)偡ǎ捍_定晶體類型時(shí)，對于原子晶體（如金剛石、二氧化硅晶體）、氯化鈉、氯化銫晶體可以用分?jǐn)偡ā６鴮τ诜肿泳w，不必用分?jǐn)偡ā＠纾?jì)算白磷（P）分子中化學(xué)鍵數(shù)，可直接根據(jù)正四面體結(jié)構(gòu)計(jì)算，經(jīng)常犯思維定勢錯(cuò)誤，確定分了晶體組成也用分?jǐn)偡ā?
④晶體構(gòu)成粒子內(nèi)化學(xué)鍵與粒子間作用力。對于原子晶體、離子晶體、金屬晶體，化學(xué)鍵與粒子間作用力類型一致；但是，對于分子晶體，一般分子內(nèi)存在共價(jià)鍵，分子間存在分子間作用力或氫鍵。例如，冰由水分子靠氫鍵構(gòu)成，而水分子內(nèi)存在氫氧極性共價(jià)鍵。分子晶體熔融時(shí)只破壞分子間作用力，而不影響分子內(nèi)化學(xué)鍵。稀有氣體分子是單原子分子，分子內(nèi)沒有化學(xué)鍵，形成的晶體是分子晶體而不是原子晶體。經(jīng)常認(rèn)為粒子之間作用力都是化學(xué)鍵。
⑤離子晶體與分子。一般認(rèn)為離子晶體不含分子，其實(shí)有一部分離子晶體中含有不能自由移動的分子。
第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì).一、認(rèn)識原子核外電子運(yùn)動狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義.1.電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會大，電子云密度越大；離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會小，電子云密度越小.電子層（能層）：根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應(yīng)的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.原子軌道（能級即亞層）：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運(yùn)動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個(gè)數(shù)依次為1、3、5、7.2.(構(gòu)造原理）了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示1～36號元素原子核外電子的排布.(1).原子核外電子的運(yùn)動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進(jìn)行描述.在含有多個(gè)核外電子的原子中，不存在運(yùn)動狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子.(2).原子核外電子排布原理.①.能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進(jìn)入能量高的軌道.②.泡利不相容原理:每個(gè)軌道最多容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子.③.洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時(shí)，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同.洪特規(guī)則的特例:在等價(jià)軌道的全充滿（p6、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）、全空時(shí)(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3).掌握能級交錯(cuò)圖和1-36號元素的核外電子排布式.①根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。
深入探索高中化學(xué)選擇性必修2：物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的瑰寶
章節(jié)一：原子的構(gòu)造與性質(zhì)
原子的神秘面紗首先通過電子云揭開，這是一種描繪電子在原子核周圍空間分布的圖形，其密度隨距離原子核的遠(yuǎn)近而變化。電子的排布遵循三大法則：能量最低原理、泡利不相容原理和洪特規(guī)則。這些規(guī)則共同決定了元素的電離能和電負(fù)性，它們以周期性的方式隨原子序數(shù)遞增而變化，揭示了元素性質(zhì)的周期性規(guī)律。
離子鍵的基石在于靜電作用，如NaCl和CsCl的離子晶體結(jié)構(gòu)，它們的晶格能反映了離子鍵的強(qiáng)弱。離子半徑的變化直接影響著離子晶體的硬度和熔點(diǎn)。
第二章：分子世界的構(gòu)造與性質(zhì)
分子結(jié)構(gòu)的魔力源自離子鍵的形成，如NaCl和CsCl，它們的晶體結(jié)構(gòu)決定了其獨(dú)特的物理性質(zhì)。共價(jià)鍵的類型，如σ和π，以及鍵能、鍵長和鍵角，共同決定了分子的穩(wěn)定性和極性。例如，水分子的V形結(jié)構(gòu)使其具有極性，而雙氧水則呈直線形。
分子極性與非極性是化學(xué)反應(yīng)的關(guān)鍵，如H2O的極性使得它在溶解其他極性分子時(shí)表現(xiàn)出顯著的特性。而氫鍵的出現(xiàn)，如在冰和干冰中，更是顯著影響了物質(zhì)的熔沸點(diǎn)。
第三章：更深入的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)探討
我們進(jìn)一步探討共價(jià)鍵在金剛石、硅和二氧化硅等共價(jià)晶體中的作用，它們形成的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)展現(xiàn)了晶體的獨(dú)特性。
第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
一.原子結(jié)構(gòu)
能級與能層
2.原子軌道
3.原子核外電子排布規(guī)律
⑴構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運(yùn)動軌道（能級），叫做構(gòu)造原理。
能級交錯(cuò)：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入4s軌道，后進(jìn)入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級交錯(cuò)。
說明：構(gòu)造原理并不是說4s能級比3d能級能量低（實(shí)際上4s能級比3d能級能量高），而是指這樣順序填充電子可以使整個(gè)原子的能量最低。也就是說，整個(gè)原子的能量不能機(jī)械地看做是各電子所處軌道的能量之和。
（2）能量最低原理
現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實(shí)，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。
構(gòu)造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個(gè)能級。
（3）泡利（不相容）原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時(shí)存在4個(gè)量子數(shù)完全相同的電子。換言之，一個(gè)軌道里最多只能容納兩個(gè)電子，且電旋方向相反（用“↑↓”表示），這個(gè)原理稱為泡利（Pauli）原理。
（4）洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道（能量相同）時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同，這個(gè)規(guī)則叫洪特（Hund）規(guī)則。比如，p3的軌道式為
或
，而不是
。
【提示】
知識體系：
原子構(gòu)成→化合物的形成→化合價(jià)
（一）原子結(jié)構(gòu)
【說明】
質(zhì) 子
中 子
電 子
電性
帶正電
不帶電
帶負(fù)電
電量
1
0
1
質(zhì)量
（千克）
1.6726×10-27
1.6748×10-27
9.1096×10-31
相對質(zhì)量
1
1
約為0
(二)離子化合物和共價(jià)化合物
離子化合物
共價(jià)化合物
定義
由陰、陽離子相互作用而構(gòu)成的化合物
以共用電子對形成分子的化合物
代表物
堿性氧化物（Fe2O3）
鹽（CuSO4）
堿 [Ca(OH)2]
雙原子分子單質(zhì)（H2）
酸（H2SO4）
酸性氧化物（CO2）
定義
一種元素一定數(shù)目的原子與其它元素一定數(shù)目的原子化合的性質(zhì),叫這種元素的化合價(jià)
數(shù)值
①在離子化合物里，元素化合價(jià)的數(shù)值，就是這種元素的一個(gè)原子得或失電子的數(shù)目。
②在共價(jià)化合物中，元素化合價(jià)的數(shù)值，就是這種元素的一個(gè)原子跟其它元素形成共用電子對的數(shù)目
正負(fù)
①原子失電子顯正價(jià)，得電子顯負(fù)價(jià)。
②共價(jià)化合物中電子對偏向的一方顯負(fù)價(jià)，電子對偏離的一方顯正價(jià)
原則
在化合物中正負(fù)化合價(jià)代數(shù)和等于零。在單質(zhì)分子里，元素的化合價(jià)為零。
表示法
在元素符號的正上方表示出正負(fù)價(jià)。（即正負(fù)號在前，價(jià)數(shù)在后。
(三)化合價(jià)
（四）常見元素和原子團(tuán)化合價(jià)（元素化合價(jià)）見附錄Ⅲ
符號
常見化合價(jià)
符號
常見化合價(jià)
NH
+1
SO
－2
OH-
－1
CO
－2
NO
－1
PO
－3
原子量
分子量(式量)
定義
以一種碳原子的質(zhì)量的1/12作為標(biāo)準(zhǔn),其它原子的質(zhì)量跟它相比較所得的數(shù)值就是該種原子的原子量
一個(gè)分子中各原子的原子量的總和
要點(diǎn)
①原子量是一種比值,無單位。
以上就是化學(xué)物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識點(diǎn)的全部內(nèi)容，分子結(jié)構(gòu)的魔力源自離子鍵的形成，如NaCl和CsCl，它們的晶體結(jié)構(gòu)決定了其獨(dú)特的物理性質(zhì)。共價(jià)鍵的類型，如σ和π，以及鍵能、鍵長和鍵角，共同決定了分子的穩(wěn)定性和極性。例如，水分子的V形結(jié)構(gòu)使其具有極性，而雙氧水則呈直線形。分子極性與非極性是化學(xué)反應(yīng)的關(guān)鍵。
