高考化學

今天小編給大家總結的知識點是分子結構與性質，有關化學鍵和分子結構的性質都在這裡了，喜歡的同學收藏吧，别忘了推薦給朋友哦~

【知識網絡】

化學鍵

1化學鍵的分類：

化學鍵分為離子鍵、共價鍵。從電負性角度考慮，電負性相差大的原子間是以離子鍵相連，而電負性相差不大的原子間是以共價鍵相連。

【說明】氫鍵與範德華力是分子間作用力，不是化學鍵。

2共價鍵的形成及本質：

①定義：原子間通過共用電子對形成的化學鍵；

②本質：高概率地出現在兩個原子核之間的電子與兩個原子核之間的電性作用；

③形成條件：電負性相同或差值小的非金屬元素原子間或非金屬原子與金屬原子間易形成共價鍵。

3共價鍵的類型——δ鍵和π鍵：

①δ鍵：δ鍵是兩原子在成鍵時，電子雲采取“頭碰頭”的方式重疊形成的共價鍵（重疊程度大），這種重疊方式符合能量最低，最穩定；δ鍵是軸對稱的，可以圍繞成鍵的兩原子核的連線旋轉。

②π鍵：π鍵是電子雲采取“肩并肩”的方式重疊（重疊程度較小），成鍵的電子雲由兩塊組成，分别位于由兩原子核構成平面的兩側，互為鏡像，不可以圍繞成鍵的兩原子核的連線旋轉。

共價單鍵都是δ鍵，共價雙鍵、叁鍵中隻有一個δ鍵。π鍵不如δ鍵牢固，比較容易斷裂。

4共價鍵的特征：

①飽和性：指每個原子形成共價鍵的數目是确定的；

②方向性：成鍵的原子軌道最大程度的重疊，在成鍵時，要盡可能沿着電子雲密度最大的方向發生重疊。成鍵電子雲越密集，共價鍵越強。（決定了鍵角）

5化學鍵的參數：

①鍵能：氣态基态原子形成1mol化學鍵釋放的最低能量。（或斷開1molAB（g）中的化學鍵，使其分别生成氣态A原子和氣态B原子所吸收的能量，叫A--B鍵的鍵能）。注意幾個點：氣态、基态原子，1mol化學鍵。鍵能越大，化學鍵越穩定。

②鍵長：數值約等于形成共價鍵的兩個原子之間的核間距。鍵長越短，鍵能越大，化學鍵越穩定。

③鍵角：多原子分子中，兩個共價鍵之間的夾角。決定分子的立體結構和分子的極性。

6鍵的極性和分子的極性：

①極性鍵和非極性鍵：

不同元素原子間形成的共價鍵——極性鍵；相同元素原子間形成的共價鍵——非極性鍵。

分類依據：共用電子對是否偏移；發生偏移為極性鍵，不發生偏移為非極性鍵。

極性大小比較：元素的電負性（元素非金屬性）差值越大，共用電子對偏移越多，極性越大。

【說明】在極性鍵中，非金屬性強的元素原子吸引共用電子對的能力強，共用電子對偏向于該原子，該原子帶部分負電荷，化合價表現為負價；共用電子對偏離的一方帶部分正電荷。

②分子的極性

非極性分子：正負電荷中心重合的分子稱為非極性分子。

例如：X2

型雙原子分子(如H2、Cl2、Br2等)、XYn型多原子分子中鍵的極性互相抵消的分子(如CO2、CCl4等)都屬非極性分子。

極性分子：正負電荷中心不重合的分子稱為極性分子。

例如XY型雙原子分子(如HF、HCl、CO、NO等)、XYn型多原子分子中鍵的極性不能互相抵消的分子(如SO2、H2O、NH3等)都屬極性分子。

分子極性的判斷方法：看分子的正電中心和負電中心是否重合或看分子的空間構型是否中心對稱。

【說明】極性鍵與極性分子、非極性鍵與非極性分子不存在對應關系。判斷分子極性時注意常見分子的空間構型、鍵的極性能否抵消。

③分子極性的應用

相似相溶原理：非極性溶質一般能溶于非極性溶劑，極性溶質一般能溶于極性溶劑。

分子間作用力

分子之間存在着相互作用力，與化學鍵相比，是一種較弱的作用力。

①範德華力：很弱，約比化學鍵能小1～2個數量級。相對分子質量越大，範德華力越大，分子的極性越大，範德華力越大，物質的熔點、沸點越高、硬度越大。

②氫鍵：由已經與電負性很強的原子（一般指氮、氧、氟）形成共價鍵的氫原子與另一個分子中電負性很強的原子之間的作用力。大小介于範德華力和化學鍵之間，約為化學鍵的十分之幾。

【說明】

①物質的熔沸點與化學鍵、分子間作用力的關系：

離子晶體與離子鍵相關；原子晶體與共價鍵相關；分子晶體與範德華力、氫鍵相關。

②氫鍵對物質性質的影響：

氫鍵對物質性質的影響：影響熔、沸點：H2O>H2S，HF>HI，NH3

>PH3，CH4<SiH4；

影響溶解性：乙醇易溶于水、NH3易溶于水。影響物質的密度：液态水>冰

分子的空間構型

1價層電子對互斥模型：

對于一個ABn型的共價型分子，中心原子A周圍電子對排布的幾何形狀，主要取決于中心原子A的價電子層中的電子對數（成鍵電子對數 孤對電子數），這些電子對的位置傾向于分離得盡可能遠，使它們之間的斥力最小。

2雜化軌道理論：

同一原子的能量相近的某些原子軌道重新組合成一系列能量相等的新軌道，這一過程叫“雜化”。

【說明】

①經雜化後，軌道數目不變；

②雜化軌道隻用于形成σ鍵或用于容納未參與成鍵的孤對電子；

③雜化軌道通常用來解釋立體結構，不用于判斷立體結構。

3、判斷分子空間構型；中心原子雜化類型；判斷分子極性：

①确定中心原子價電子層中價電子對數，一般價電子對數=δ鍵的數目 孤對電子對數；

②價電子對數為4、3、2時，VSEPR模型分别是四面體形、平面三角形、直線形；

③中心原子雜化軌道數=中心原子所連原子數 孤對電子對數；

④分子的正電中心和負電中心是否重合，判斷分子的極性。

其它

1、手性異構：（指有機分子的手性異構）①判斷：連有四個不同的原子或原子團的中心原子，稱為手性原子。一般來說，分子中有手性原子的分子即為手性分子。組成相同，分子結構不同，但互為鏡像，這兩種分子互為異構體。

②應用：光學活性或化學性質。

2、等電子原理： 原子總數相同，價電子總數相同的分子具有相似的化學鍵特征，它們的許多性質相近。

3、配合物理論①配位鍵：電子對給予—接受鍵（特殊的共價鍵，一方提供孤對電子，一方提供空軌道）。

②配合物：金屬離子（或原子）與某些分子或離子（稱為配體）以配位鍵結合形成的化合物。

中心原子（或離子）、配體、配位原子、配位數。

③性質：部分配位化合物有特殊的顔色、部分配位化合物非常穩定。

4、影響物質溶解度的因素①内因：相似相溶原理。

②外因：影響固體溶解度的主要因素是溫度；影響氣體溶解度的主要因素是溫度和壓強。

③其他因素：A．如果溶質與溶劑之間能形成氫鍵，則溶解度增大，且氫鍵越強，溶解性越好，如：NH3。

B．溶質與水發生反應時可增大其溶解度，如：SO2。

C．結構相似因素：溶質與溶劑在分子結構上有相似性，相似性越大，溶解度越大。

5、無機酸的酸性①無機含氧酸的酸性經驗規律：将酸改寫成(HO)mROn的形式，n值越大，酸性越強（非羟基氧原子數越多，酸性越強）。一般來說，n=0、弱酸；n=1、中強酸；n=2、強酸；n=3、極強酸。

例：H3PO3二元酸，分子結構是

H3PO4 三元酸，分子結構是

酸性：H3PO4＞H3PO3

規律：同主族,從上向下，非金屬性減弱，最高價氧化物對應水化物酸性減弱；同周期,從左至右，非金屬性增強，最高價氧化物對應水化物酸性增強；同一元素，不同價态的元素含氧酸酸性，高價大于低價。

②無氧酸的變化規律規律：同主族,從上向下，非金屬性減弱，氫化物酸性增強；同周期,從左至右，非金屬性增強，氫化物酸性增強

标簽：知識點彙總

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