高中化學(xué)結(jié)構(gòu)知識(shí)點(diǎn)
在學(xué)習(xí)中，大家對(duì)知識(shí)點(diǎn)應(yīng)該都不陌生吧？知識(shí)點(diǎn)也不一定都是文字，數(shù)學(xué)的知識(shí)點(diǎn)除了定義，同樣重要的公式也可以理解為知識(shí)點(diǎn)。哪些才是我們真正需要的知識(shí)點(diǎn)呢？下面是小編收集整理的高中化學(xué)結(jié)構(gòu)知識(shí)點(diǎn)，歡迎閱讀與收藏。
高中化學(xué)結(jié)構(gòu)知識(shí)點(diǎn) 1
1.分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)共價(jià)鍵：
原子間通過共用電子對(duì)形成的化學(xué)鍵。
極性鍵：正電中心和負(fù)電中心不重合;
非極性鍵：正電中心和負(fù)電中心重合;
2.分子極性與非極性判別：
極性：中心原子最外層電子未全部成鍵;
非極性：中心原子最外層電子全部成鍵;
3.氫鍵：
氫鍵是由已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的.原子(如N、F、O)形成共價(jià)鍵的氫原子與另一個(gè)分子中或同一分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子之間的作用力。
高中化學(xué)結(jié)構(gòu)知識(shí)點(diǎn) 2
鍵的極性與分子的極性：
�、僬莆栈瘜W(xué)鍵、離子鍵、共價(jià)鍵、極性共價(jià)鍵、非極性共價(jià)鍵、分子間作用力、氫鍵的概念。
�、谡莆账姆N晶體與化學(xué)鍵、范德華力的關(guān)系。
③掌握分子極性與共價(jià)鍵的`極性關(guān)系。
④兩個(gè)不同原子組成的分子一定是極性分子。
⑤常見的非極性分子：CO2、SO3、PCl3、CH4、CCl4、C2H4、C2H2、C6H6及大多數(shù)非金屬單質(zhì)。
高中化學(xué)結(jié)構(gòu)知識(shí)點(diǎn) 3
課標(biāo)要求
1.了解共價(jià)鍵的主要類型鍵和鍵，能用鍵長、鍵能和鍵角等說明簡單分子的某些性質(zhì)
2.了解雜化軌道理論及常見的雜化軌道類型（sp、sp2、sp3），能用價(jià)層電子對(duì)互斥理論或者雜化軌道理論推測(cè)常見的簡單分子或離子的空間結(jié)構(gòu)。
3.了解簡單配合物的成鍵情況。
4.了解化學(xué)鍵合分子間作用力的區(qū)別。
5.了解氫鍵的存在對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響，能列舉含氫鍵的物質(zhì)。
要點(diǎn)精講
一.共價(jià)鍵
1.共價(jià)鍵的本質(zhì)及特征
共價(jià)鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對(duì)，其特征是具有飽和性和方向性。
2.共價(jià)鍵的類型
①按成鍵原子間共用電子對(duì)的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。
�、诎垂灿秒娮訉�(duì)是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。
�、郯丛榆壍赖闹丿B方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對(duì)稱性，后者的電子云具有鏡像對(duì)稱性。
3.鍵參數(shù)
�、冁I能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。
②鍵長：形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子之間的核間距，鍵長越短，共價(jià)鍵越穩(wěn)定。
③鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角。
�、苕I參數(shù)對(duì)分子性質(zhì)的影響
鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定．
4.等電子原理
原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。
二.分子的'立體構(gòu)型
1．分子構(gòu)型與雜化軌道理論
雜化軌道的要點(diǎn)
當(dāng)原子成鍵時(shí)，原子的價(jià)電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。
2分子構(gòu)型與價(jià)層電子對(duì)互斥模型
價(jià)層電子對(duì)互斥模型說明的是價(jià)層電子對(duì)的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對(duì)空間構(gòu)型，不包括孤對(duì)電子。
(1)當(dāng)中心原子無孤對(duì)電子時(shí)，兩者的構(gòu)型一致；
(2)當(dāng)中心原子有孤對(duì)電子時(shí)，兩者的構(gòu)型不一致。
3.配位化合物
（1）配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較
�。�2）配位化合物
�、俣x：金屬離子(或原子)與某些分子或離子（稱為配體）以配位鍵結(jié)合形成的化合物。
�、诮M成：如[Ag(NH3)2]OH，中心離子為Ag＋，配體為NH3，配位數(shù)為2。
三.分子的性質(zhì)
1.分子間作用力的比較
2．分子的極性
(1)極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合的分子。
(2)非極性分子：正電中心和負(fù)電中心重合的分子。
3．溶解性
�。�1）“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，
極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。若存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。
（2）“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小
4．手性
具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子，如左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能重疊的現(xiàn)象。
5．無機(jī)含氧酸分子的酸性
無機(jī)含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使R―O―H中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強(qiáng)，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。
高中化學(xué)結(jié)構(gòu)知識(shí)點(diǎn) 4
1、半徑
�、僦芷诒碇性影霃綇淖笙路降接疑戏綔p小(稀有氣體除外)。
�、陔x子半徑從上到下增大，同周期從左到右金屬離子及非金屬離子均減小，但非金屬離子半徑大于金屬離子半徑。
�、垭娮訉咏Y(jié)構(gòu)相同的離子，質(zhì)子數(shù)越大，半徑越小。
2、化合價(jià)
�、僖话憬饘僭�?zé)o負(fù)價(jià)，但存在金屬形成的陰離子。
�、诜墙饘僭爻齇、F外均有最高正價(jià)。且最高正價(jià)與最低負(fù)價(jià)絕對(duì)值之和為
�、圩儍r(jià)金屬一般是鐵，變價(jià)非金屬一般是C、Cl、S、N、O。
�、苋我晃镔|(zhì)各元素化合價(jià)代數(shù)和為零。能根據(jù)化合價(jià)正確書寫化學(xué)式(分子式)，并能根據(jù)化學(xué)式判斷化合價(jià)。
3、分子結(jié)構(gòu)表示方法高考化學(xué)知識(shí)點(diǎn)總結(jié)
�、偈欠袷�8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，主要看非金屬元素形成的.共價(jià)鍵數(shù)目對(duì)不對(duì)。鹵素單鍵、氧族雙鍵、氮族叁鍵、碳族四鍵。一般硼以前的元素不能形成8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。
�、谡莆找韵路肿拥目臻g結(jié)構(gòu)：CO2、H2O、NH3、CH4、C2H4、C2H2、C6H6、P4。
高中化學(xué)結(jié)構(gòu)知識(shí)點(diǎn) 5
質(zhì)子(Z個(gè))
原子核注意：中子(N個(gè))質(zhì)量數(shù)(A)=質(zhì)子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)
1.原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=原子的
核外電子(Z個(gè))
★熟背前20號(hào)元素，熟悉1～20號(hào)元素原子核外電子的排布：
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
2.原子核外電子的排布規(guī)律：①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里;②各電子層
2最多容納的電子數(shù)是2n;③最外層電子數(shù)不超過8個(gè)(K層為最外層不超過2個(gè))，次
外層不超過18個(gè)，倒數(shù)第三層電子數(shù)不超過32個(gè)。
電子層：一(能量最低)二三四五六七
對(duì)應(yīng)表示符號(hào)：K L M N O P Q
3.元素、核素、同位素
元素：具有相同核電荷數(shù)的同一類原子的總稱。
核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。
同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。(對(duì)于原子來說)
如何學(xué)好化學(xué)
1、在化學(xué)課堂上提高學(xué)習(xí)效率
上課前一天，一定要抽出時(shí)間自覺地預(yù)習(xí)老師第二天要講的化學(xué)內(nèi)容。以便于能強(qiáng)化聽課的針對(duì)性，有利于發(fā)現(xiàn)問題，抓住重點(diǎn)和難點(diǎn)，提高化學(xué)聽課效率;同時(shí)還可以提高記聽課筆記的水平，知道該記什么。聽課是學(xué)習(xí)化學(xué)過程的核心環(huán)節(jié)，是學(xué)會(huì)和掌握知識(shí)的主要途徑。特別是化學(xué)，很多知識(shí)都是下節(jié)課的基礎(chǔ)，如果這一節(jié)沒有掌握到下節(jié)就可以成為學(xué)習(xí)的障礙，所以說課堂上能不能掌握好所學(xué)的知識(shí)，是決定學(xué)習(xí)效果的關(guān)鍵。
2、吃透化學(xué)課本聯(lián)系實(shí)際
以化學(xué)課本為主線，認(rèn)真吃透課本，這是學(xué)好化學(xué)的根本。為此同學(xué)們必須善于閱讀課本，做到課前預(yù)讀、課后細(xì)讀、經(jīng)常選讀等。既重視主要內(nèi)容也不忽視小字部分、一些圖表、資料及選學(xué)內(nèi)容�；瘜W(xué)內(nèi)容與生活、生產(chǎn)聯(lián)系緊密。這就要求我們?cè)趯W(xué)習(xí)化學(xué)的同時(shí)，應(yīng)盡量聯(lián)系生產(chǎn)、生活實(shí)際，從身邊的生活中發(fā)現(xiàn)化學(xué)，體味化學(xué)，這樣就能越學(xué)越有興趣，越學(xué)越想學(xué)越學(xué)越愛學(xué)。
3、重視化學(xué)實(shí)驗(yàn)培養(yǎng)興趣
化學(xué)是一門以實(shí)驗(yàn)為基礎(chǔ)的`學(xué)科，是教師講授化學(xué)知識(shí)的重要手段，也是學(xué)生獲取知識(shí)的重要途徑。上好實(shí)驗(yàn)課，是學(xué)好化學(xué)的關(guān)鍵。首先，課堂上要認(rèn)真觀察老師所做的每個(gè)演示實(shí)驗(yàn)的操作和實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象。其次，要上好學(xué)生實(shí)驗(yàn)課。課前必須進(jìn)行預(yù)習(xí)，明確實(shí)驗(yàn)?zāi)康摹?shí)驗(yàn)原理和操作步驟。進(jìn)行實(shí)驗(yàn)時(shí)，自己要親自動(dòng)手，親自做實(shí)驗(yàn)，不要袖手旁觀。對(duì)實(shí)驗(yàn)過程中出現(xiàn)的各種現(xiàn)象，要耐心細(xì)致地觀察，認(rèn)真思考，多問、多想，從而來提高自己的分析問題、解決問題的能力及獨(dú)立實(shí)驗(yàn)動(dòng)手能力和創(chuàng)新能力。
4、認(rèn)真記好化學(xué)筆記
實(shí)驗(yàn)筆記，老師的演示實(shí)驗(yàn)和學(xué)生的分組實(shí)驗(yàn)，重在通過實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證化學(xué)原理或掌握化學(xué)性質(zhì)或物質(zhì)的制法操作�？勺龊喢鲌D解、補(bǔ)充筆記，把老師所做的演示實(shí)驗(yàn)的現(xiàn)象及講解記下來，書上有實(shí)驗(yàn)插圖的可以直接在上面補(bǔ)充。改錯(cuò)筆記，化學(xué)習(xí)題或試卷評(píng)講課是老師糾正學(xué)生在作業(yè)或試卷中的“常規(guī)武器”，指導(dǎo)解題思路、規(guī)律、技巧和方法的課。在聽課時(shí)，不要只抄正確答案，關(guān)鍵是要用紅筆訂正，而且不要擦去自己的錯(cuò)解，以利于與正確答案作對(duì)比，找出答錯(cuò)的原因，過一段時(shí)間還應(yīng)把以前做錯(cuò)的題再重做一遍，看看現(xiàn)在自己是否真正掌握了。
化學(xué)物質(zhì)簡介
化學(xué)物質(zhì)是指任何有特定分子標(biāo)識(shí)的有機(jī)物質(zhì)或無機(jī)物質(zhì)，包括:(1)整體或部分地由化學(xué)反應(yīng)的結(jié)果產(chǎn)生的物質(zhì)或者天然存在物質(zhì)的任何化合物;(2)任何元素或非化合的原子團(tuán)�；瘜W(xué)物質(zhì)包括元素、化合物(含其中添加劑，雜質(zhì))，副產(chǎn)物，反應(yīng)中間體和聚合物。但不包括混合物、制品(劑)，物品。
高中化學(xué)結(jié)構(gòu)知識(shí)點(diǎn) 6
原子結(jié)構(gòu)：
原子的組成：原子由原子核和核外電子構(gòu)成，原子核又由質(zhì)子和中子組成。質(zhì)子數(shù)決定了元素的種類，質(zhì)子數(shù)與中子數(shù)之和為質(zhì)量數(shù)。
核外電子排布：遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特規(guī)則。電子按能級(jí)分層排布，離核越近的電子層能量越低。例如，第一層最多容納 2 個(gè)電子，第二層最多容納 8 個(gè)電子等。原子的核外電子排布決定了元素的化學(xué)性質(zhì)和在元素周期表中的位置。
元素周期表與周期律：
原子半徑：同周期從左到右原子半徑逐漸減小，同主族從上到下原子半徑逐漸增大。
化合價(jià)：一般金屬元素顯正價(jià)，非金屬元素既有正價(jià)又有負(fù)價(jià)（除 O、F 外，最高正價(jià)與最低負(fù)價(jià)絕對(duì)值之和為 8）；主族元素的最高正價(jià)等于其族序數(shù)。
金屬性與非金屬性：同周期從左到右金屬性逐漸減弱、非金屬性逐漸增強(qiáng)；同主族從上到下金屬性逐漸增強(qiáng)、非金屬性逐漸減弱。
元素周期表的結(jié)構(gòu)：元素周期表有 7 個(gè)周期、18 個(gè)縱行（16 個(gè)族）。周期分為短周期（1、2、3 周期）、長周期（4、5、6、7 周期）；族分為主族（ⅠA 族 - ⅦA 族）、副族（ⅠB 族 - ⅦB 族）、第 Ⅷ 族和 0 族。
元素周期律：
化學(xué)鍵：
離子鍵：由陰陽離子之間通過靜電作用形成的化學(xué)鍵。一般來說，活潑金屬與活潑非金屬之間易形成離子鍵，如 NaCl、CaCl等。
共價(jià)鍵：原子間通過共用電子對(duì)形成的化學(xué)鍵4。又分為極性共價(jià)鍵（共用電子對(duì)偏向電負(fù)性大的原子）和非極性共價(jià)鍵（共用電子對(duì)在成鍵原子間平均分布），例如 HCl 分子中含極性共價(jià)鍵，Cl分子中含非極性共價(jià)鍵。
金屬鍵：金屬陽離子與自由電子之間的強(qiáng)烈相互作用，存在于金屬單質(zhì)或合金中。
分子結(jié)構(gòu)：
分子的空間構(gòu)型：掌握常見分子的空間結(jié)構(gòu)，如直線形（CO）、V 形（HO）、三角錐形（NH）、正四面體形（CH）等�？梢酝ㄟ^價(jià)層電子對(duì)互斥理論來判斷分子的空間構(gòu)型。
分子的極性：由兩個(gè)不同原子組成的分子一定是極性分子；由同種原子組成的雙原子分子是非極性分子。對(duì)于多原子分子，如果分子的正電中心和負(fù)電中心重合，則為非極性分子，如 CO、CH等；反之則為極性分子，如 NH、HO 等。
氫鍵：是一種特殊的分子間作用力，存在于已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子（如 N、F、O）形成共價(jià)鍵的氫原子與另一個(gè)分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子之間。氫鍵的`存在會(huì)影響物質(zhì)的熔沸點(diǎn)、溶解性等性質(zhì)，例如水的沸點(diǎn)較高就是因?yàn)樗肿娱g存在氫鍵。
晶體結(jié)構(gòu)：
離子晶體：由離子鍵構(gòu)成，離子晶體的熔沸點(diǎn)較高、硬度較大，在熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電，如 NaCl、CaF等。
分子晶體：分子間通過分子間作用力結(jié)合而成，熔沸點(diǎn)較低、硬度較小，多數(shù)分子晶體在固態(tài)和熔融態(tài)時(shí)都不導(dǎo)電，如 HO、CO、蔗糖等。
原子晶體：原子間通過共價(jià)鍵形成空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，原子晶體的熔沸點(diǎn)很高、硬度很大，一般不導(dǎo)電，如金剛石、晶體硅、SiO等。
金屬晶體：由金屬陽離子和自由電子構(gòu)成，具有良好的導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性和延展性。
同分異構(gòu)體：化合物具有相同的分子式，但具有不同結(jié)構(gòu)的現(xiàn)象稱為同分異構(gòu)現(xiàn)象，具有同分異構(gòu)現(xiàn)象的化合物互為同分異構(gòu)體。同分異構(gòu)體分為碳鏈異構(gòu)、位置異構(gòu)和官能團(tuán)異構(gòu)等。例如，正丁烷和異丁烷是碳鏈異構(gòu)，1 - 丁烯和 2 - 丁烯是位置異構(gòu)，乙醇和二甲醚是官能團(tuán)異構(gòu)。
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