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苏教版化学选修三物质结构与性质核心考点梳理物质结构与性质是化学学科的重要内容之一。
理解物质的结构对于研究其性质以及与其他物质的相互作用至关重要。
在苏教版化学选修三中，物质结构与性质是一个核心考点。
本文将对该考点进行详细梳理。
首先，我们需要了解物质的结构对其性质具有重要影响。
物质的结构包括原子的组成、原子之间的相对位置以及它们之间的化学键。
原子的组成由质子、中子和电子决定，而原子之间的相对位置以及它们之间的化学键则决定了物质的分子结构以及在空间中的排列方式。
在物质结构与性质的学习中，我们需要重点掌握以下几个方面。
首先是物质的晶体结构。
晶体是由一定类型和数量的原子、离子或分子通过序列、重复规则的方式组成的固体。
晶体结构的不同将导致物质在物理性质、化学性质以及运动过程中的差异。
其次是分子的构象和构造。
分子是化学反应和化学性质的基本单位。
分子的构象是指分子在空间中的空间构造和相对位置。
分子在给定条件下的构象可能是不同的，这种变化将直接影响分子的性质。
此外，我们还需要了解与物质结构密切相关的一些其他主题。
比如化学键的性质和种类，包括离子键、共价键、金属键和氢键等。
不同的化学键类型将导致物质的化学性质和物理性质的差异。
此外，我们还需要了解原子中的电子排布、元素周期表及其应用等内容。
对于物质结构与性质这一核心考点，我们可以通过实例来加深理解。
例如，我们可以以碳的几种结构为例来说明物质结构对性质的影响。
钻石和石墨都是由碳原子构成的，但它们的性质却大不相同。
这是因为钻石的碳原子通过强而稳定的共价键连接在一起，形成了紧密排列的晶体结构，而石墨的碳原子则是由共面层的芳香环连接而成，形成层状结构。
这种不同的结构导致钻石具有高硬度和高熔点，而石墨具有导电性和润滑性。
此外，物质结构与性质的学习还与其他学科有着密切的联系。
例如，在生物学中，我们需要了解不同生物分子的结构以及它们对生物活动的影响。
在材料学中，我们需要研究材料的结构以及如何通过调节结构来改变材料的性质和用途。
教材整理1 探索物质的微观结构1.学习物质结构知识的意义(1)物质的组成、结构物质的性质与变化。
――→决定 (2)学习有关物质结构的知识，可以帮助我们更好地解释和预测物质的性质与变化。
2.研究物质结构的一般方法(2)分析原子、分子结构的理论基础：量子力学。
(3)现代研究物质结构的实验方法：光谱和衍射实验。
(4)几种测定物质组成和结构的仪器①红外光谱仪 ②电子显微镜 ③原子吸收光谱仪 ④X 射线衍射仪等3.原子结构模型的演变模型名称道尔顿(1803)汤姆生(1904)卢瑟福(1911)玻尔(1913)量子力学(1926)模型图示实验事实元素化合时的质量比阴极射线α粒子的散射实验氢原子光谱微观粒子的波粒二象性教材整理2 研究物质结构的意义1.人类探索物质结构的历史2.研究物质结构的意义(1)研究物质结构，能够为设计与合成新物质提供理论基础。
揭示物质的结构与性能的关系，也可以帮助我们预测物质的性能。
(2)寻找性能优异的材料，需要研究物质的结构。
(3)从分子水平探索生命现象的本质离不开对物质结构的研究。
(4)实现社会的可持续发展期待着物质结构研究方面的新成果。
第一单元 原子核外电子的运动第1课时 原子核外电子的运动特征人类对原子结构的认识[基础·初探]1.卢瑟福原子结构模型(1)卢瑟福在α粒子的散射实验基础上，提出了原子结构的有核模型。
(2)卢瑟福认为原子的质量主要集中于原子核上，电子在原子核外空间做高速运动。
(3)卢瑟福被称为“原子之父”。
2.玻尔原子结构模型(1)玻尔在研究了氢原子光谱后，根据量子力学的观点，提出了新的原子结构模型。
(2)玻尔原子结构模型①原子核外电子在一系列稳定的轨道上运动，这些轨道称为原子轨道。
核外电子在原子轨道上运动时，既不放出能量，也不吸收能量。
②不同的原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是不连续的。
③原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生跃迁。
3.电子云(1)概念：用小点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会的大小所得到的图形叫做电子云图。
高中化学选修 3 知识点总结主要知识重点：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）能层和能级的区分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，能量也可能不一样，还能够把它们分红能级s、 p、 d、 f ，能量由低到高挨次为s、 p、 d、 f 。
③ 任一能层，能级数等于能层序数。
④ s、 p、 d、 f,,可容纳的电子数挨次是1、 3、 5、 7,, 的两倍。
⑤ 能层不一样能级相同，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、结构原理（1）结构原理是电子排入轨道的次序，结构原理揭露了原子核外电子的能级散布。
（2）结构原理是书写基态原子电子排布式的依照，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依照之一。
（ 3）不一样能层的能级有交织现象，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量对应着每个周期的元素数量。
依据结构原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n 2外层不超出8 个电子；次外层不超出18 个电子；倒数第三层不超出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）。
基态原子的电子汲取能量后，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：不一样元素的原子发生电子跃迁时会汲取（基态→ 激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不一样的能量（主假如光能），产生不一样的光谱——原子光谱；最（汲取光谱和发射光谱）。
第一单元 金属键 金属晶体金 属 键 与 金 属 特 性[基础·初探]1.金属键(1)概念：金属离子与自由电子之间强烈的相互作用称为金属键。
(2)特征：无饱和性也无方向性。
(3)金属键的强弱①主要影响因素：金属元素的原子半径、单位体积内自由电子的数目等。
②与金属键强弱有关的性质：金属的硬度、熔点、沸点等(至少列举三种物理性质)。
2.金属特性特性 解释导电性在外电场作用下，自由电子在金属内部发生定向移动，形成电流导热性 通过自由电子的运动把能量从温度高的区域传到温度低的区域，从而使整块金属达到同样的温度延展性 由于金属键无方向性，在外力作用下，金属原子之间发生相对滑动时，各层金属原子之间仍保持金属键的作用[核心·突破]1.金属键⎩⎪⎨⎪⎧成键粒子：金属离子和自由电子成键本质：金属离子和自由电子间的静电作用成键特征：没有饱和性和方向性存在于：金属和合金中2.金属晶体的性质3.金属键的强弱对金属物理性质的影响(1)金属键的强弱比较：金属键的强度主要取决于金属元素的原子半径和外围电子数，原子半径越大，外围电子数越少，金属键越弱。
(2)金属键对金属性质的影响①金属键越强，金属熔、沸点越高。
②金属键越强，金属硬度越大。
③金属键越强，金属越难失电子。
如Na的金属键强于K，则Na比K难失电子，金属性Na比K弱。
【温馨提醒】1.并非所有金属的熔点都较高，如汞在常温下为液体，熔点很低，为－38.9 ℃；碱金属元素的熔点都较低，K-Na合金在常温下为液态。
2.合金的熔点低于其成分金属。
3.金属晶体中有阳离子，无阴离子。
4.主族金属元素原子单位体积内自由电子数多少，可通过价电子数的多少进行比较。
金属晶体[基础·初探]1.晶胞：反映晶体结构特征的基本重复单位。
2.金属晶体(1)概念：金属阳离子和自由电子之间通过金属键结合而形成的晶体叫金属晶体。
(2)构成微粒：金属阳离子和自由电子。
(3)微粒间的作用：金属键。
物质结构与性质一、原子结构1、实物微粒（分子、原子、质子、中子、电子等）的运动特征----波粒二象性实物微粒没有同时确定的坐标和动量，不可能分辨出各个粒子的轨迹，能量只能处于某些确定的状态，能量的改变不能取任意的连续变化的数值，需用量子力学描述其运动规律。
2、原子核外电子运动的状态用波函数ψ描述，称之为原子轨道。
2ψ表示原子核外空间某点电子出现的概率密度，即单位体积内电子出现的概率（亦称为电子云）。
3、在解原子Schr ödinger 方程的过程中，引入了三个量子数n,l,m ，三者之间关系为m l l n ≥+≥,1，n,l,m 的取值分别为：n=1, 2, 3, 4⋅ ⋅ ⋅ ⋅电子层: K L M Nl =0, 1, 2, 3, ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ n-1, n 个值亚层: s, p, d, f ⋅ ⋅ ⋅ ⋅m=0, ±1, ± 2, ± 3 ⋅ ⋅ ± l (2l +1)4、电子的自旋运动用自旋量子数ms 描述，取值为21±=s m 5、周期表中每一周期元素原子最外层的电子排布从ns1到ns2np6，呈现出周期性重复。
题一、某一周期的稀有气体原子最外层电子构型为4s24p6，该周期有四种元素A,B,C,D ，已知它们最外层电子数分别为2，2，1，7，A,C 的次外层电子数为8，B,D 的次外层电子数为18，则A Ca B Zn C K D Br .题二、1999年是人造元素丰收年，一年间得到第114、116和118号三个新元素。
按已知的原子结构规律，118号元素应是第 七 周期第_零_族元素，它的单质在常温常压下最可能呈现的状态是_气_（气、液、固选一填入）态。
近日传闻俄国合成了第166号元素，若已知原子结构规律不变，该元素应是第_八_周期第VIA 族元素。
题三、试根据原子结构理论预测：（1）第八周期将包含多少种元素？ 50（2）原子核外出现第一个5g 电子的元素的原子序数是多少？ 121（3）根据电子排布规律，推断原子序数为114号新元素的外围电子构型，并指出它可能与哪个已知元素的性质最为相似。
一、原子核外电子排布原理1）、能层（电子层n）、能级（s、p、d、f等）、原子轨道、电子的自旋方向A、能层：在多电子原子中，核外电子按能量差异分别在核外空间不同的区域高速运动，这些不同的区域就是电子层，即能层，用符号n表示，从原子核往外随能量升高分别为第一至第七层（即：按K、L、M、N、O、P、Q的顺序能量依次升高）B、能级：同能层上的电子按能量差异分成不同的能级（电子亚层）：通常用s、p、d、f等表示，同能层各能级的能量按照s、p、d、f等依次升高。
C、原子轨道：同能层、同能级上的电子能量相同，这些电子的电子云在空间往往有不同的伸展方向和形状，如s、p、d、f能级上电子的电子云在空间分别有1、3、5、7个伸展方向（可分别用x、y、z等表示），每个伸展方向都是一个运动区域，称为一个原子轨道，即s、p、d、f能级上分别有1、3、5、7个原子轨道，s能级上电子（简称s电子，以下同）的原子轨道呈球形对称，p能级上电子的原子轨道呈纺锤形或哑铃形，其他能级上电子的原子轨道较复杂，高中阶段不要求。
原子轨道通常用ns、np、np x p y p z等表示D、电子的自旋方向：每个原子轨道最多容纳两个自旋方向相反的电子。
注意：描述一个电子的运动状态需要上面四个量，每个电子的运动状态都不相同，一个粒子中有几个电子就有几种电子的运动状态。
2）、能层、能级与原子轨道的关系：第n层有n个能级、n2个原子轨道、2n2个电子。
3）、基态原子核外电子排布的三个原理A、能量最低原理：电子尽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。
原子的电子排布按照下列构造原理（能级图）中第一到第七能级组的能级顺序依次进入各个原子轨道：1s 2s2p 3s3p4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p 。
（注意其中的能级交错现象）。
1至7能级组可以概括为：ns（n-2）f（n-1）d np 其中只有n-2>=4才有f电子，只有n-1>=3才有d电子，只有n>=2才有p电子。
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。
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。
⼈教版与苏教版⾼中化学选修3《物质结构与性质》知识点精编⼀、原⼦核外电⼦排布原理1）、能层（电⼦层n）、能级（s、p、d、f等）、原⼦轨道、电⼦的⾃旋⽅向A、能层：在多电⼦原⼦中，核外电⼦按能量差异分别在核外空间不同的区域⾼速运动，这些不同的区域就是电⼦层，即能层，⽤符号n表⽰，从原⼦核往外随能量升⾼分别为第⼀⾄第七层（即：按K、L、M、N、O、P、Q的顺序能量依次升⾼）B、能级：同能层上的电⼦按能量差异分成不同的能级（电⼦亚层）：通常⽤s、p、d、f等表⽰，同能层各能级的能量按照s、p、d、f等依次升⾼。
C、原⼦轨道：同能层、同能级上的电⼦能量相同，这些电⼦的电⼦云在空间往往有不同的伸展⽅向和形状，如s、p、d、f能级上电⼦的电⼦云在空间分别有1、3、5、7个伸展⽅向（可分别⽤x、y、z等表⽰），每个伸展⽅向都是⼀个运动区域，称为⼀个原⼦轨道，即s、p、d、f能级上分别有1、3、5、7个原⼦轨道，s能级上电⼦（简称s电⼦，以下同）的原⼦轨道呈球形对称，p能级上电⼦的原⼦轨道呈纺锤形或哑铃形，其他能级上电⼦的原⼦轨道较复杂，⾼中阶段不要求。
原⼦轨道通常⽤ns、np、np x p y p z等表⽰D、电⼦的⾃旋⽅向：每个原⼦轨道最多容纳两个⾃旋⽅向相反的电⼦。
注意：描述⼀个电⼦的运动状态需要上⾯四个量，每个电⼦的运动状态都不相同，⼀个粒⼦中有⼏个电⼦就有⼏种电⼦的运动状态。
2）、能层、能级与原⼦轨道的关系：第n层有n个能级、n2个原⼦轨道、2n2个电⼦。
3）、基态原⼦核外电⼦排布的三个原理A、能量最低原理：电⼦尽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。
原⼦的电⼦排布按照下列构造原理（能级图）中第⼀到第七能级组的能级顺序依次进⼊各个原⼦轨道：1s 2s2p 3s3p4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p 。
（注意其中的能级交错现象）。
1⾄7能级组可以概括为：ns（n-2）f（n-1）d np 其中只有n-2>=4才有f电⼦，只有n-1>=3才有d电⼦，只有n>=2才有p电⼦。
第35讲原子结构与元素性质考纲要求 1.认识原子核外电子的运动状态，了解电子云、电子层(能层)、原子轨道(能级)的含义。
2.了解多电子原子核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素的原子和离子的基态核外电子排布。
3.了解主族元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律，能根据元素电负性说明元素的金属性和非金属性的周期性变化规律。
考点一原子核外电子排布原理1．电子层、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)原子轨道：①同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的原子轨道，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)。
②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。
特别提醒第一电子层(K)，只有s轨道；第二电子层(L)，有s、p两种原子轨道，p轨道上有三个原子轨道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三种轨道。
2．基态原子的核外电子排布(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。
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)泡利不相容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。
(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。
如2p3的电子排布为，不能表示为或。
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或[Ar]3d54s1。
高中化学选修3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。
苏教版化学选修物质结构与性质专题知识点 HUA system office room 【HUA16H-TTMS2A-HUAS8Q8-HUAH1688】第一单元金属键金属晶体金属键与金属特性[基础·初探]1.金属键(1)概念：金属离子与自由电子之间强烈的相互作用称为金属键。
(2)特征：无饱和性也无方向性。
(3)金属键的强弱①主要影响因素：金属元素的原子半径、单位体积内自由电子的数目等。
②与金属键强弱有关的性质：金属的硬度、熔点、沸点等(至少列举三种物理性质)。
2.金属特性[核心·突破]1.金属键⎩⎪⎨⎪⎧成键粒子：金属离子和自由电子成键本质：金属离子和自由电子间的静电作用成键特征：没有饱和性和方向性存在于：金属和合金中2.金属晶体的性质3.金属键的强弱对金属物理性质的影响(1)金属键的强弱比较：金属键的强度主要取决于金属元素的原子半径和外围电子数，原子半径越大，外围电子数越少，金属键越弱。
(2)金属键对金属性质的影响①金属键越强，金属熔、沸点越高。
②金属键越强，金属硬度越大。
③金属键越强，金属越难失电子。
如Na 的金属键强于K ，则Na 比K 难失电子，金属性Na 比K 弱。
【温馨提醒】1.并非所有金属的熔点都较高，如汞在常温下为液体，熔点很低，为－38.9 ℃；碱金属元素的熔点都较低，K-Na合金在常温下为液态。
2.合金的熔点低于其成分金属。
3.金属晶体中有阳离子，无阴离子。
4.主族金属元素原子单位体积内自由电子数多少，可通过价电子数的多少进行比较。
金属晶体[基础·初探]1.晶胞：反映晶体结构特征的基本重复单位。
2.金属晶体(1)概念：金属阳离子和自由电子之间通过金属键结合而形成的晶体叫金属晶体。
(2)构成微粒：金属阳离子和自由电子。
(3)微粒间的作用：金属键。
(4)常见堆积方式①平面内金属原子在平面上(二维空间)紧密放置，可有两种排列方式。
其中方式a称为非密置层，方式b称为密置层。
第一单元 金属键 金属晶体金 属 键 与 金 属 特 性[基础·初探]1.金属键(1)概念：金属离子与自由电子之间强烈的相互作用称为金属键。
(2)特征：无饱和性也无方向性。
(3)金属键的强弱①主要影响因素：金属元素的原子半径、单位体积内自由电子的数目等。
②与金属键强弱有关的性质：金属的硬度、熔点、沸点等(至少列举三种物理性质)。
2.金属特性[核心·突破]1.金属键⎩⎪⎨⎪⎧成键粒子：金属离子和自由电子成键本质：金属离子和自由电子间的静电作用成键特征：没有饱和性和方向性存在于：金属和合金中2.金属晶体的性质3.金属键的强弱对金属物理性质的影响(1)金属键的强弱比较：金属键的强度主要取决于金属元素的原子半径和外围电子数，原子半径越大，外围电子数越少，金属键越弱。
(2)金属键对金属性质的影响①金属键越强，金属熔、沸点越高。
②金属键越强，金属硬度越大。
③金属键越强，金属越难失电子。
如Na的金属键强于K，则Na比K难失电子，金属性Na比K弱。
【温馨提醒】1.并非所有金属的熔点都较高，如汞在常温下为液体，熔点很低，为－38.9 ℃；碱金属元素的熔点都较低，K-Na合金在常温下为液态。
2.合金的熔点低于其成分金属。
3.金属晶体中有阳离子，无阴离子。
4.主族金属元素原子单位体积内自由电子数多少，可通过价电子数的多少进行比较。
金属晶体[基础·初探]1.晶胞：反映晶体结构特征的基本重复单位。
2.金属晶体(1)概念：金属阳离子和自由电子之间通过金属键结合而形成的晶体叫金属晶体。
(2)构成微粒：金属阳离子和自由电子。
(3)微粒间的作用：金属键。
(4)常见堆积方式①平面内金属原子在平面上(二维空间)紧密放置，可有两种排列方式。
其中方式a称为非密置层，方式b称为密置层。
②三维空间内金属原子在三维空间按一定的规律堆积，有4种基本堆积方式。
(1)定义一种金属与另一种或几种金属(或非金属)的融合体。
【给力资源！】【高中化学选修《物质结构与性质》知识点提纲，苏教版】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。
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: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. 离子晶体:通过离子键作用形成的晶体.典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子；氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子.NaCl型晶体CsCl型晶体每个Na+离子周围被6个C1—离子所包围，同样每个C1—也被6个Na+所包围。
每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围。
(3).晶胞中粒子数的计算方法--均摊法.位置顶点棱边面心体心贡献1/8 1/4 1/2 1内容：共价键－分子晶体――原子晶体2.了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求）.(1).共价键的分类和判断：σ键（“头碰头”重叠）和π键（“肩碰肩”重叠）、极性键和非极性键，还有一类特殊的共价键-配位键.(2).共价键三参数.概念对分子的影响键能拆开1mol共价键所吸收的能量（单位：kJ/mol）键能越大，键越牢固，分子越稳定键长成键的两个原子核间的平均距离（单位：10-10米）键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳定键角分子中相邻键之间的夹角(单位：度）键角决定了分子的空间构型所有反应物键能总和－所有生成物键能总和3.了解极性键和非极性键，了解极性分子和非极性分子及其性质的差异.(1).共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键.(2).键的极性：极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对发生偏移.非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移.(3).分子的极性：①.极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.②.分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定.举例说明：③.相似相溶原理:极性分子易溶于极性分子溶剂中（如HCl易溶于水中），非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如CO2易溶于CS2中）.4.分子的空间立体结构（记住）A 4 正四面体形 60° 非极性 非极性 P 4 AB 3 平面三角形 120° 极性 非极性 BF 3、SO 3 AB 3三角锥形 ≠120° 极性 极性 NH 3、NCl 3 AB 4 正四面体形 109°28′ 极性 非极性 CH 4、CCl 4 AB 3C 四面体形 ≠109°28′ 极性 极性 CH 3Cl 、CHCl 3 AB 2C 2 四面体形≠109°28′极性极性CH 2Cl 2直 线 三角形V 形四面体三角锥V 形 H 2O5.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系. (1).原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体.(2).典型的原子晶体有金刚石（C ）、晶体硅(Si)、二氧化硅（SiO ２）.金刚石是正四面体的空间网状结构，最小的碳环中有6个碳原子，每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键；晶体硅的结构与金刚石相似；二氧化硅晶体是空间网状结构，环中有6个硅原子和6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与成键.(3).共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，价键的键能越大，其晶体熔沸点越高.如熔点：金刚石>碳化硅6.理解金属键的含义，能用金属键的自由电子理论解释金属的一些物理性质的基本堆积方式，了解常见金属晶体的晶胞结构（晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不作要求）.(1).金属键:金属离子和自由电子之间强烈的相互作用. 请运用自由电子理论解释金属晶体的导电性、导热性和延展性.(2).①.金属晶体:通过金属键作用形成的晶体.②.金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高.如熔点：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs．金属键的强弱可以用金属的原子化热来衡量.7.了解简单配合物的成键情况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）.(1).配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键.即成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键.(2).①.配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子(或离子)以配位键形成的化合物称配合物,又称络合物.②.形成条件：a.中心原子(或离子)必须存在空轨道. b.配位体具有提供孤电子对的原子.③.配合物的组成.④.配合物的性质：配合物具有一定的稳定性.配合物中配位键越强，配合物越稳定.当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关.三.分子间作用力与物质的性质.1.知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别.分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键.范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性.2.知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响.(1).分子晶体:分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体.典型的有冰、干冰.(2).分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高.3.了解氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作要求）.NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高.影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氢化物中存在4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别.四、几种比较2、非极性键和极性键的比较3．物质溶沸点的比较（重点）（1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体（2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。
①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。
②分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。
