化学物质结构与性质知识点？阳离子间通过静电作用所形成的化学键原子间通过共用电子对所形成的化学键金属阳离子与自由电子通过相互作用而形成的化学键成键微粒阴阳离子原子金属阳离子和自由电子成键性质静电作用共用电子对电性作用形成条件活泼金属与活泼的非金属元素非金属与非金属元素金属内部实例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg2、那么，化学物质结构与性质知识点？一起来了解一下吧。
专题十八物质结构与性质（选修）
【学法导航】
一．易混概念：
①键的极性与分子的极性。错因是混淆键的极性和分子极性的研究对象。
②晶体类型与所含元素、物质类型。晶体类型由晶体构成粒子和结合力决定，与元素种类，物质类型没有必然联系。经常互推没有因果关系的概念。
③晶体类型与分摊法：确定晶体类型时，对于原子晶体（如金刚石、二氧化硅晶体）、氯化钠、氯化铯晶体可以用分摊法。而对于分子晶体，不必用分摊法。例如，计算白磷（P）分子中化学键数，可直接根据正四面体结构计算，经常犯思维定势错误，确定分了晶体组成也用分摊法。
④晶体构成粒子内化学键与粒子间作用力。对于原子晶体、离子晶体、金属晶体，化学键与粒子间作用力类型一致；但是，对于分子晶体，一般分子内存在共价键，分子间存在分子间作用力或氢键。例如，冰由水分子靠氢键构成，而水分子内存在氢氧极性共价键。分子晶体熔融时只破坏分子间作用力，而不影响分子内化学键。稀有气体分子是单原子分子，分子内没有化学键，形成的晶体是分子晶体而不是原子晶体。经常认为粒子之间作用力都是化学键。
⑤离子晶体与分子。一般认为离子晶体不含分子，其实有一部分离子晶体中含有不能自由移动的分子。
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。
深入探索高中化学选择性必修2：物质结构与性质的瑰宝
章节一：原子的构造与性质
原子的神秘面纱首先通过电子云揭开，这是一种描绘电子在原子核周围空间分布的图形，其密度随距离原子核的远近而变化。电子的排布遵循三大法则：能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。这些规则共同决定了元素的电离能和电负性，它们以周期性的方式随原子序数递增而变化，揭示了元素性质的周期性规律。
离子键的基石在于静电作用，如NaCl和CsCl的离子晶体结构，它们的晶格能反映了离子键的强弱。离子半径的变化直接影响着离子晶体的硬度和熔点。
第二章：分子世界的构造与性质
分子结构的魔力源自离子键的形成，如NaCl和CsCl，它们的晶体结构决定了其独特的物理性质。共价键的类型，如σ和π，以及键能、键长和键角，共同决定了分子的稳定性和极性。例如，水分子的V形结构使其具有极性，而双氧水则呈直线形。
分子极性与非极性是化学反应的关键，如H2O的极性使得它在溶解其他极性分子时表现出显著的特性。而氢键的出现，如在冰和干冰中，更是显著影响了物质的熔沸点。
第三章：更深入的结构与性质探讨
我们进一步探讨共价键在金刚石、硅和二氧化硅等共价晶体中的作用，它们形成的空间网状结构展现了晶体的独特性。
第一章 原子结构与性质
一.原子结构
能级与能层
2.原子轨道
3.原子核外电子排布规律
⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理
现代物质结构理论证实，原子的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，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。比如，p3的轨道式为
或
，而不是
。
【提示】
知识体系：
原子构成→化合物的形成→化合价
（一）原子结构
【说明】
质 子
中 子
电 子
电性
带正电
不带电
带负电
电量
1
0
1
质量
（千克）
1.6726×10-27
1.6748×10-27
9.1096×10-31
相对质量
1
1
约为0
(二)离子化合物和共价化合物
离子化合物
共价化合物
定义
由阴、阳离子相互作用而构成的化合物
以共用电子对形成分子的化合物
代表物
碱性氧化物（Fe2O3）
盐（CuSO4）
碱 [Ca(OH)2]
双原子分子单质（H2）
酸（H2SO4）
酸性氧化物（CO2）
定义
一种元素一定数目的原子与其它元素一定数目的原子化合的性质,叫这种元素的化合价
数值
①在离子化合物里，元素化合价的数值，就是这种元素的一个原子得或失电子的数目。
②在共价化合物中，元素化合价的数值，就是这种元素的一个原子跟其它元素形成共用电子对的数目
正负
①原子失电子显正价，得电子显负价。
②共价化合物中电子对偏向的一方显负价，电子对偏离的一方显正价
原则
在化合物中正负化合价代数和等于零。在单质分子里，元素的化合价为零。
表示法
在元素符号的正上方表示出正负价。（即正负号在前，价数在后。
(三)化合价
（四）常见元素和原子团化合价（元素化合价）见附录Ⅲ
符号
常见化合价
符号
常见化合价
NH
+1
SO
－2
OH-
－1
CO
－2
NO
－1
PO
－3
原子量
分子量(式量)
定义
以一种碳原子的质量的1/12作为标准,其它原子的质量跟它相比较所得的数值就是该种原子的原子量
一个分子中各原子的原子量的总和
要点
①原子量是一种比值,无单位。
以上就是化学物质结构与性质知识点的全部内容，分子结构的魔力源自离子键的形成，如NaCl和CsCl，它们的晶体结构决定了其独特的物理性质。共价键的类型，如σ和π，以及键能、键长和键角，共同决定了分子的稳定性和极性。例如，水分子的V形结构使其具有极性，而双氧水则呈直线形。分子极性与非极性是化学反应的关键。
