美，是智慧，是靜謐。祝你聰明！愿你上進！高中化學地物質(zhì)結構知識點是教學內(nèi)容的重點，這部分的知識點都要掌握就不用擔心考試了，今天都給你們整理好了，希望對你們有幫助！
元素周期表的結構
Ps：價電子指原子核外電子中能與其他原子相互作用形成化學鍵的電子。
元素周期表
知識點1：單核微粒半徑大小判斷規(guī)律
（1） 先看電子層數(shù)，若不同，則層數(shù)多者微粒半徑大（如：Br>Cl>F)
（2） 若電子層數(shù)相同，再看原子序數(shù)，序數(shù)小者半徑大（如：Na+>Mg+>Al3+）
（3） 若是同種元素化合價不同的離子或原子，核外電子多者半徑大（如：Fe>Fe2+>Fe3+)
元素周期律
知識點1：周期律基本內(nèi)容
知識點2：同周期、同主族元素性質(zhì)遞變規(guī)律
1、元素原子失電子（還原性）能力強弱比較依據(jù)
（1）依據(jù)金屬活動性順序表，越靠前元素原子失電子能力越強。
（2）比較元素單質(zhì)與水（或酸）的反應置換出氫的難易程度。越易發(fā)生，失電子能力越強。
（3）比較元素價氧化物對應水化物堿性強弱。堿性越強，失電子能力越強。
（4）根據(jù)金屬與鹽溶液間的置換反應，失電子能力強的置換成失電子能力弱的。
（5）一般金屬陽離子的氧化能力越強，則對應的金屬單質(zhì)的還原性越弱（Fe對應的是Fe2+）
（6）電化學原理：不同金屬形成原電池時，通常作負極的金屬性強；在電解池中的惰性電極上，先析出的金屬性弱。
2、元素得電子（氧化性）能力強弱比較依據(jù)
（1）比較元素單質(zhì)與氫氣化合的難易程度。一般越易反應，得電子能力越強。
（2）比較其氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性。越穩(wěn)定得電子能力越強。
（3）比較元素價氧化物對應水化物的酸性。酸性越強，得電子能力越強。
（4）依據(jù)非金屬單質(zhì)間的置換反應。氧化劑比氧化產(chǎn)物的得電子能力強。
3、同周期、同主族元素性質(zhì)遞變規(guī)律
（1）同一周期，隨著原子序數(shù)遞增，失電子能力（一般指金屬）減弱，還原性減弱，金屬的金屬性減弱；得電子能力（一般指非金屬）增強，氧化性增強，非金屬的非金屬性增強。
（2）同一主族，隨著原子序數(shù)遞增，失電子能力（一般指金屬）增強，還原性增強，金屬的金屬性增強；得電子能力（一般指非金屬）減弱，氧化性減弱，非金屬的非金屬性減弱。
知識點3：電離能以及電負性
1、電離能定義：氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量（單位：kJ/mol）。
2、意義：電離能越小，在氣態(tài)時原子或離子越容易失去電子；反之越難失去。運用電離能數(shù)值可以判斷金屬原子在氣態(tài)時失去電子的難易程度。
3、規(guī)律：在同一周期內(nèi)，堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體；從左到右，總體上呈現(xiàn)由小到大（第ⅡA和ⅢA以及ⅤA和ⅥA例外）的變化趨勢，元素原子越來越難失去電子；
同主族元素，從上到下第一電離能逐漸減小，原子越來越容易失去電子。過渡元素從左到右略有增加，變化不太規(guī)則。
4、電負性定義：元素的原子在化合物中吸引電子能力的標準。
5、意義：原子得失電子能力相對強弱的量化標準，也是劃分金屬元素和非金屬元素的粗略標準。
6、規(guī)律：同一周期，從左到右，遞增；同一主族，從上到下，遞減。副族變化趨勢與主族相似，但同一周期中，不少過渡元素的電負性比后邊主族元素的高。
7、應用：
（1）電負性的元素是元素周期表的右上角氟，最小的是周期表的左下角鈁。
（2）非金屬元素的電負性越大越活潑，金屬元素的電負性越小越活潑。
知識點4：一些經(jīng)驗規(guī)律
（1）已知短周期相鄰3元素最外層電子數(shù)之和，若其能被3整除，則3種元素的位置關系只能為同周期相鄰或主族相鄰；弱雖不能被3整除，但能被2整除，則必有兩種在同一奇數(shù)族，另一元素在相鄰的偶數(shù)族；若雖不能同時被3和2整除，則必有兩元素在同一偶數(shù)族，另一元素在相鄰奇數(shù)族。
（2）第n周期的最后一種金屬元素處于第n主族（n>1）。
（3）A、B兩元素分屬同周期的第ⅡA和ⅢA族，若A是原子序數(shù)為x，則B的原子序數(shù)可能為（x+1）或（x+11）或（x+25）。
微粒間的相互作用
知識點1：化學鍵的強弱判斷
離子鍵：離子半徑越小，所帶電荷越多，離子鍵越強，離子化合物的熔沸點越高。
共價鍵：成鍵原子半徑越小，共用電子對數(shù)目越多，共價鍵越穩(wěn)定越牢固。
金屬鍵：金屬元素原子半徑越小，價電子越多，金屬鍵越強，金屬的硬度越大，熔沸點越高。
知識點2：分子間以范德華力互相結合形成的物質(zhì)熔沸點大小比較規(guī)律
（1）組成和結構相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，熔沸點越大
Eg：O2>N2，HI>HBr>HCl，CS2>CO2
（2）組成和結構不相似的物質(zhì)，分子極性即電負性差值越大，熔沸點越高
Eg：CO>N2
（3）同分異構體中，一般來說，支鏈越多，熔沸點越低
Eg：正戊烷>異戊烷>新戊烷
（4）同分異構體的芳香烴及其衍生物，熔沸點：鄰>間>對位化合物
（5）有機物的結構中，若有C=C雙鍵，熔沸點也會降低
（6）分子間氫鍵的形成會使物質(zhì)熔沸點升高，分子內(nèi)氫鍵的形成會使物質(zhì)的熔沸點降低
元素周期表的結構
Ps：價電子指原子核外電子中能與其他原子相互作用形成化學鍵的電子。
元素周期表
知識點1：單核微粒半徑大小判斷規(guī)律
（1） 先看電子層數(shù)，若不同，則層數(shù)多者微粒半徑大（如：Br>Cl>F)
（2） 若電子層數(shù)相同，再看原子序數(shù)，序數(shù)小者半徑大（如：Na+>Mg+>Al3+）
（3） 若是同種元素化合價不同的離子或原子，核外電子多者半徑大（如：Fe>Fe2+>Fe3+)
元素周期律
知識點1：周期律基本內(nèi)容
原子序數(shù) |
電子層數(shù) |
最外層電子數(shù) |
原子半徑 |
主要化合價 |
|
橫行 |
增大 |
不變 |
增多 |
減小 |
增大 |
縱列 |
增大 |
增大 |
不變 |
增大 |
不變 |
行與行間 |
周期性變化 |
知識點2：同周期、同主族元素性質(zhì)遞變規(guī)律
1、元素原子失電子（還原性）能力強弱比較依據(jù)
（1）依據(jù)金屬活動性順序表，越靠前元素原子失電子能力越強。
（2）比較元素單質(zhì)與水（或酸）的反應置換出氫的難易程度。越易發(fā)生，失電子能力越強。
（3）比較元素價氧化物對應水化物堿性強弱。堿性越強，失電子能力越強。
（4）根據(jù)金屬與鹽溶液間的置換反應，失電子能力強的置換成失電子能力弱的。
（5）一般金屬陽離子的氧化能力越強，則對應的金屬單質(zhì)的還原性越弱（Fe對應的是Fe2+）
（6）電化學原理：不同金屬形成原電池時，通常作負極的金屬性強；在電解池中的惰性電極上，先析出的金屬性弱。
2、元素得電子（氧化性）能力強弱比較依據(jù)
（1）比較元素單質(zhì)與氫氣化合的難易程度。一般越易反應，得電子能力越強。
（2）比較其氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性。越穩(wěn)定得電子能力越強。
（3）比較元素價氧化物對應水化物的酸性。酸性越強，得電子能力越強。
（4）依據(jù)非金屬單質(zhì)間的置換反應。氧化劑比氧化產(chǎn)物的得電子能力強。
3、同周期、同主族元素性質(zhì)遞變規(guī)律
（1）同一周期，隨著原子序數(shù)遞增，失電子能力（一般指金屬）減弱，還原性減弱，金屬的金屬性減弱；得電子能力（一般指非金屬）增強，氧化性增強，非金屬的非金屬性增強。
（2）同一主族，隨著原子序數(shù)遞增，失電子能力（一般指金屬）增強，還原性增強，金屬的金屬性增強；得電子能力（一般指非金屬）減弱，氧化性減弱，非金屬的非金屬性減弱。
知識點3：電離能以及電負性
1、電離能定義：氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量（單位：kJ/mol）。
2、意義：電離能越小，在氣態(tài)時原子或離子越容易失去電子；反之越難失去。運用電離能數(shù)值可以判斷金屬原子在氣態(tài)時失去電子的難易程度。
3、規(guī)律：在同一周期內(nèi)，堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體；從左到右，總體上呈現(xiàn)由小到大（第ⅡA和ⅢA以及ⅤA和ⅥA例外）的變化趨勢，元素原子越來越難失去電子；
同主族元素，從上到下第一電離能逐漸減小，原子越來越容易失去電子。過渡元素從左到右略有增加，變化不太規(guī)則。
4、電負性定義：元素的原子在化合物中吸引電子能力的標準。
5、意義：原子得失電子能力相對強弱的量化標準，也是劃分金屬元素和非金屬元素的粗略標準。
6、規(guī)律：同一周期，從左到右，遞增；同一主族，從上到下，遞減。副族變化趨勢與主族相似，但同一周期中，不少過渡元素的電負性比后邊主族元素的高。
7、應用：
（1）電負性的元素是元素周期表的右上角氟，最小的是周期表的左下角鈁。
（2）非金屬元素的電負性越大越活潑，金屬元素的電負性越小越活潑。
知識點4：一些經(jīng)驗規(guī)律
（1）已知短周期相鄰3元素最外層電子數(shù)之和，若其能被3整除，則3種元素的位置關系只能為同周期相鄰或主族相鄰；弱雖不能被3整除，但能被2整除，則必有兩種在同一奇數(shù)族，另一元素在相鄰的偶數(shù)族；若雖不能同時被3和2整除，則必有兩元素在同一偶數(shù)族，另一元素在相鄰奇數(shù)族。
（2）第n周期的最后一種金屬元素處于第n主族（n>1）。
（3）A、B兩元素分屬同周期的第ⅡA和ⅢA族，若A是原子序數(shù)為x，則B的原子序數(shù)可能為（x+1）或（x+11）或（x+25）。
微粒間的相互作用
知識點1：化學鍵的強弱判斷
離子鍵：離子半徑越小，所帶電荷越多，離子鍵越強，離子化合物的熔沸點越高。
共價鍵：成鍵原子半徑越小，共用電子對數(shù)目越多，共價鍵越穩(wěn)定越牢固。
金屬鍵：金屬元素原子半徑越小，價電子越多，金屬鍵越強，金屬的硬度越大，熔沸點越高。
知識點2：分子間以范德華力互相結合形成的物質(zhì)熔沸點大小比較規(guī)律
（1）組成和結構相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，熔沸點越大
Eg：O2>N2，HI>HBr>HCl，CS2>CO2
（2）組成和結構不相似的物質(zhì)，分子極性即電負性差值越大，熔沸點越高
Eg：CO>N2
（3）同分異構體中，一般來說，支鏈越多，熔沸點越低
Eg：正戊烷>異戊烷>新戊烷
（4）同分異構體的芳香烴及其衍生物，熔沸點：鄰>間>對位化合物
（5）有機物的結構中，若有C=C雙鍵，熔沸點也會降低
（6）分子間氫鍵的形成會使物質(zhì)熔沸點升高，分子內(nèi)氫鍵的形成會使物質(zhì)的熔沸點降低