高中化学物质结构与性质知识点归纳

实例 H2、N2
HCl CO2、CS2 H2O、H2S
BF3 NH3、PH3 CH4、CCl4
键的极性 非极性键 极性键 极性键 极性键 极性键 极性键 极性键
分子的极性 非极性 极性 非极性 极性 非极性 极性 非极性
空间结构 直线形 直线形 直线形
V形 平面三角形 三角锥形 正四面体形
物质结构与性质
δ键
π键
形成
原子轨道以“头碰头”重 原子轨道以“肩并肩”重
叠
叠
电子云特征
轴对称
镜像对称
强度
较大
不如δ键牢固，易断裂
分布规律 共价单键δ键；双键δ键和π键；三键δ键和2个π键
物质结构与性质
考点：分子立体结构的判断
中心原子孤 对电子对数
代表物
杂化轨道数
杂化轨道 类型
分子结构
CO2
0+2
0
CH2O
0+3
物质结构与性质
要点：晶体的性质及晶体类型的判定 1、判断晶体类型的方法：根据原子间的作用力，物质的分类，熔点
，导电性，硬度和机械性能 2、物质熔、沸点高低的比较： 一般来说：原子晶体>离子晶体>分子晶体；金属晶体有高有低 原子晶体：原子半径越小，形成的共价键键长越短，键能越大，其晶
体熔沸点越高：如C-C>C-Si>Si-Si； 离子晶体：阴、阳离子的电荷数越大，离子半径越小，则离子间作用
CH4
0+4
1
SO2
1+2
NH3
1+3
2 杂化类型
H2O sp
2+2 sp2
空间构型 直线形 平面三角形
实例
C2H2、CO2、 C2H4、BF3、
HgCl2、
BCl3、
BeCl2
sp
直线形
sp2
平面三角形
sp3
正四面体
sp2
V形
sp3
三角锥
sp3
V形
V形 H2O、 H2S、 SO2、
sp3 三角锥 正四面体 NH3、NF3、 CH4、
物质结构与性质
要点：范德华力、氢键及其对物质性质的影响 1、范德华力：把分子聚集在一起的作用力，叫分子间作用力
广泛存在于分子间；分子间作用力远小于化学键的强弱 组成结构相似，相对分子质量越大，分子间作用力也越大 相对分子质量相近，分子极性越大，分子间作用力也越大 分子间作用力也越大，物质的熔点和沸点越高 2、氢键：存在于某些氢化物分子间，比分子间作用力稍强，比
74.05% 74.05%
12 六方最密堆积 12 面心立方堆积
晶体
空间结构
最近等距离异种离子 最近等距离同种离子
NaCl CsCl
交替占据立方体顶点 立方体结构
6个（距离为a） 8个
12个（距离为√2a） 6个
CO2 石墨 金刚石
面心立方 混合型晶体-原子+分子 C位于正四面体顶点
12 每个正六变形占有2个C；C原子:C-C键=2:3 最小环6个C原子且不共面， C原子:C-C键=1:2
使物质易溶于水（NH3、C2H5OH、CH3COOH）；解释一些 反常的现象（冰的密度比水小）。
物质结构与性质
要点：晶体的性质
构成的粒子
离子晶体
阴、阳离 子
原子晶体 原子
粒子间的作用 离子键 共价键
作用力强弱
较强
很强
作用力判断方 离子电荷、 键长（原
法
半径
子半径）
熔沸点
较高
高
硬度
略硬而脆
大
导热和导电性 不良导体 不良导体
要点：等电子体、配合物简介、手性分子和无机含氧酸 1、等电子体原理：原子总数相同、价电子总数相同的分子具有
相似的化学特征；N2和CO、N2O和CO2、 SO2和O3 、SO42和PO432、配合物理论：（分为内界和外界） 中心离子（提供空轨道）：Cu2+、Fe3+、Ag+； 配位体（提供孤对电子）：NH3、H20、Cl-、Br-、I-、SCN-； 配位数： 3、配位键：A→B；提供→接受孤对电子的空轨道； 4、手性分子：判断依据是碳原子是否连有4个不同的原子或原子团 5、含氧酸的酸性强弱规律：含氧酸的酸性随着分子中连接在中 心原子上的非羟基氧个数增多而增大，即(HO)mROn中n值越 大，酸性越强。n=0，弱酸；n=1，中强酸；n=2，强酸； n=3，最强酸。
物质结构与性质
原子核、化学键
要点：能层、能级与原子轨道 1、电子层：按电子的能量差异将核外电子分成不同的能层 2、电子亚层：同一能层的电子能量也不相同，分成不同的能级 3、s电子的原子轨道为球形，能层序数越大原子轨道越大电子能量越高 4、p电子原子轨道为纺锤形，每个p能级有三个原子轨道，他们相互垂
物质结构与性质
要点：要点：化学键与分子立体结构、共价键的键参数 1、共价键：具有饱和性和方向性（极性键和非极性键）：轨道重叠方
式：δ键和π键；提供→接受孤对电子的空轨道：配位键A→B； 2、键能：键能越大，化学键越稳定； 3、键长：键长越短，化学键牢固； 4、键角：反映分子空间结构，可判断分子的极性
溶解性
多数易溶 一般不溶
机械加工性 延展性
不良 差
不良 差
分子晶体
分子
分子间作用 力(含氢键)
弱 结构相似 时比较Mr
低 较小 不良导体
相似相溶
不良 差
金属晶体
金属阳离子和自由 电子
金属阳离子和自由电 子之间强烈相互作用
较强
离子半径、价电子 数
差别较大/Hg、W 差别较大 良导体
一般不溶，少数与 水反应 优良 优良
3、晶胞中微粒分配规律：立方体体心1、面心1wk.baidu.com2、棱边1/4、顶点1/8。
物质结构与性质
要点：常见晶体结构
堆积模型
代表物 空间利用率 配位数
晶胞
非 简单立方 密
置 层
钾型（bcp）
Po Na-K-Fe-Cr
52% 68.02%
6 简单立方堆积 8 体心立方堆积
密 镁型（hcp） Mg-Zn-Ti-Ni 置 层 铜型（ccp） Cu-Ag-Au-Al
SiO2 正四面体.Si中心.O顶点
Si原子:O原子=1:2
物质结构与性质
考点：化学键与物质类别关系规律 共价化合物中只有共价键；离子化合物中含有离子键。 1、离子键：a.相关概念；b.离子化合物：大多数盐、强碱、典型
金属氧化物；c.离子化合物形成过程的电子式的表示（AB ，A2B，AB2，NaOH，Na2O2，NH4Cl，O22-，NH4+）； 2、共价键：a.相关概念；b.共价化合物：只有非金属的化合物（ 除了铵盐）；c.共价化合物形成过程的电子式的表示（NH3 ，CH4，CO2，HClO，H2O2）；d极性键与非极性键。 3、杂化轨道理论：sp杂化、 sp2杂化、sp3杂化
化学键弱很多。 形成条件：原子半径较小，非金属性很强的原子Y（N、F、O）与H原
子形成强极性键，与另一个分子中原子半径较小，非金属性很强 的原子Y，在分子间Y与H产生较强的静电吸引，形成氢键
表示方法：X—H…Y—H（X、Y可相同可不同，一般为N、F、O ） 氢键的影响：使物质具有较高的熔点（如HF、H2O、NH3等）；
物质结构与性质
误点警示 1、原子核不一定都是由质子和中子构成 2、某元素的相对原子质量不一定等于其某一种核素的质量数 3、原子得失电子数多少与非金属性（金属性）强弱无关 4、失电子难得电子不一定容易
物质结构与性质
要点：构造原理与核外电子排布 1、排布顺序：ns<(n-2)f<(n-1)d<np（n代表能层序数） 2、电子排布式的书写：1s22s22p63s23p63d104s24p6（1-36号熟记）
特殊：24Cr为3d半充满结构；29Cu为3d全充满结构 3、构造原理：最多容纳2n2个电子；最外层不超过8个（K层2个）、次外
直，符号Px、Py、Pz；没个轨道最多容纳2个电子； 5、基态原子的核外电子排布规律： 能量最低原理： 泡利不相溶原理：每个原子轨道上最多只能容纳自旋状态相反的两个电
子（用“↑”、“↓”表示），状态不相同。 洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占偶一
个轨道，而且自旋方向相同。（等价轨道全充满、半充满或全空的 状态一般是比较稳定的） 6、对“电子云”图的认识：用小黑点的疏密来表示电子在核外空间单 位体积内出现机会多少的一种图象。
力越强，其晶体熔沸点越高：MgO>NaCl，KF>KCl； 分子晶体：组成结构相似的物质，相对分子质量越大，其熔沸点越高
：如O2>N2，HI>HBr>HCl；组成结构不相似的物质，分子的极性 越大，其熔沸点越高：如CO>N2； 金属晶体：离子的电荷数越多，半径越小，其金属键就越强，金属熔 沸点越高：如Al>Mg>Na；
层不超过18个、倒数第三层不超过32个电子…. 4、元素周期表分区：s区、p区、d区、ds区、f区 5、第一电离能：原子序数递增—In逐渐增大，从上到下—减小（半充满状
态时：N>O；P>S） 6、电负性：吸引键合电子能力：从左到右、从下到上—增大
电负性的意义：一般：金属的电负性<1.8 电负性差<1.7，形成共价键 电负性差>1.7，形成离子键 判断金属活泼性；
CCl4 、
物质结构与性质
要点：键的极性与分子的极性
1、价层电子对之间的斥力： a.电子对之间的夹角越小，排斥力越大 b.孤电子对-孤电子对>孤电子对-成键电子>成键电子-成键电子 c.三键>双键>单键
2、分子极性的判断方法：化合价绝对值=主族系数：非极性分子
类型 X2 XY XY2
XY3 XY4