高中化學結(jié)構知識點
在學習中，大家對知識點應該都不陌生吧？知識點也不一定都是文字，數(shù)學的知識點除了定義，同樣重要的公式也可以理解為知識點。哪些才是我們真正需要的知識點呢？下面是小編收集整理的高中化學結(jié)構知識點，歡迎閱讀與收藏。
高中化學結(jié)構知識點 1
1.分子結(jié)構與性質(zhì)共價鍵：
原子間通過共用電子對形成的化學鍵。
極性鍵：正電中心和負電中心不重合;
非極性鍵：正電中心和負電中心重合;
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)與電負性很強的.原子(如N、F、O)形成共價鍵的氫原子與另一個分子中或同一分子中電負性很強的原子之間的作用力。
高中化學結(jié)構知識點 2
鍵的極性與分子的極性：
�、僬莆栈瘜W鍵、離子鍵、共價鍵、極性共價鍵、非極性共價鍵、分子間作用力、氫鍵的概念。
�、谡莆账姆N晶體與化學鍵、范德華力的關系。
�、壅莆辗肿訕O性與共價鍵的`極性關系。
�、軆蓚�不同原子組成的分子一定是極性分子。
�、莩Ｒ姷姆菢O性分子：CO2、SO3、PCl3、CH4、CCl4、C2H4、C2H2、C6H6及大多數(shù)非金屬單質(zhì)。
高中化學結(jié)構知識點 3
課標要求
1.了解共價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），能用價層電子對互斥理論或者雜化軌道理論推測常見的簡單分子或離子的空間結(jié)構。
3.了解簡單配合物的成鍵情況。
4.了解化學鍵合分子間作用力的區(qū)別。
5.了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響，能列舉含氫鍵的物質(zhì)。
要點精講
一.共價鍵
1.共價鍵的本質(zhì)及特征
共價鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對，其特征是具有飽和性和方向性。
2.共價鍵的類型
�、侔闯涉I原子間共用電子對的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。
�、诎垂灿秒娮訉κ欠衿品譃闃O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稱性，后者的電子云具有鏡像對稱性。
3.鍵參數(shù)
�、冁I能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學鍵越穩(wěn)定。
②鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩(wěn)定。
�、坻I角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。
④鍵參數(shù)對分子性質(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、價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。
二.分子的'立體構型
1．分子構型與雜化軌道理論
雜化軌道的要點
當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，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分子構型與價層電子對互斥模型
價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構型，而分子的空間構型指的是成鍵電子對空間構型，不包括孤對電子。
(1)當中心原子無孤對電子時，兩者的構型一致；
(2)當中心原子有孤對電子時，兩者的構型不一致。
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
①定義：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：正電中心和負電中心不重合的分子。
(2)非極性分子：正電中心和負電中心重合的分子。
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．無機含氧酸分子的酸性
無機含氧酸可寫成(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，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。
高中化學結(jié)構知識點 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)。
②離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)構相同的離子，質(zhì)子數(shù)越大，半徑越小。
2、化合價
①一般金屬元素無負價，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。且最高正價與最低負價絕對值之和為
�、圩儍r金屬一般是鐵，變價非金屬一般是C、Cl、S、N、O。
�、苋我晃镔|(zhì)各元素化合價代數(shù)和為零。能根據(jù)化合價正確書寫化學式(分子式)，并能根據(jù)化學式判斷化合價。
3、分子結(jié)構表示方法高考化學知識點總結(jié)
①是否是8電子穩(wěn)定結(jié)構，主要看非金屬元素形成的.共價鍵數(shù)目對不對。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。
②掌握以下分子的空間結(jié)構：CO2、H2O、NH3、CH4、C2H4、C2H2、C6H6、P4。
高中化學結(jié)構知識點 5
質(zhì)子(Z個)
原子核注意：中子(N個)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)
★熟背前20號元素，熟悉1～20號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(K層為最外層不超過2個)，次
外層不超過18個，倒數(shù)第三層電子數(shù)不超過32個。
電子層：一(能量最低)二三四五六七
對應表示符號：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。(對于原子來說)
如何學好化學
1、在化學課堂上提高學習效率
上課前一天，一定要抽出時間自覺地預習老師第二天要講的化學內(nèi)容。以便于能強化聽課的針對性，有利于發(fā)現(xiàn)問題，抓住重點和難點，提高化學聽課效率;同時還可以提高記聽課筆記的水平，知道該記什么。聽課是學習化學過程的核心環(huán)節(jié)，是學會和掌握知識的主要途徑。特別是化學，很多知識都是下節(jié)課的基礎，如果這一節(jié)沒有掌握到下節(jié)就可以成為學習的障礙，所以說課堂上能不能掌握好所學的知識，是決定學習效果的關鍵。
2、吃透化學課本聯(lián)系實際
以化學課本為主線，認真吃透課本，這是學好化學的根本。為此同學們必須善于閱讀課本，做到課前預讀、課后細讀、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、資料及選學內(nèi)容。化學內(nèi)容與生活、生產(chǎn)聯(lián)系緊密。這就要求我們在學習化學的同時，應盡量聯(lián)系生產(chǎn)、生活實際，從身邊的生活中發(fā)現(xiàn)化學，體味化學，這樣就能越學越有興趣，越學越想學越學越愛學。
3、重視化學實驗培養(yǎng)興趣
化學是一門以實驗為基礎的`學科，是教師講授化學知識的重要手段，也是學生獲取知識的重要途徑。上好實驗課，是學好化學的關鍵。首先，課堂上要認真觀察老師所做的每個演示實驗的操作和實驗現(xiàn)象。其次，要上好學生實驗課。課前必須進行預習，明確實驗目的、實驗原理和操作步驟。進行實驗時，自己要親自動手，親自做實驗，不要袖手旁觀。對實驗過程中出現(xiàn)的各種現(xiàn)象，要耐心細致地觀察，認真思考，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立實驗動手能力和創(chuàng)新能力。
4、認真記好化學筆記
實驗筆記，老師的演示實驗和學生的分組實驗，重在通過實驗驗證化學原理或掌握化學性質(zhì)或物質(zhì)的制法操作�？勺龊喢鲌D解、補充筆記，把老師所做的演示實驗的現(xiàn)象及講解記下來，書上有實驗插圖的可以直接在上面補充。改錯筆記，化學習題或試卷評講課是老師糾正學生在作業(yè)或試卷中的“常規(guī)武器”，指導解題思路、規(guī)律、技巧和方法的課。在聽課時，不要只抄正確答案，關鍵是要用紅筆訂正，而且不要擦去自己的錯解，以利于與正確答案作對比，找出答錯的原因，過一段時間還應把以前做錯的題再重做一遍，看看現(xiàn)在自己是否真正掌握了。
化學物質(zhì)簡介
化學物質(zhì)是指任何有特定分子標識的有機物質(zhì)或無機物質(zhì)，包括:(1)整體或部分地由化學反應的結(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�；瘜W物質(zhì)包括元素、化合物(含其中添加劑，雜質(zhì))，副產(chǎn)物，反應中間體和聚合物。但不包括混合物、制品(劑)，物品。
高中化學結(jié)構知識點 6
原子結(jié)構：
原子的組成：原子由原子核和核外電子構成，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 個電子，第二層最多容納 8 個電子等。原子的核外電子排布決定了元素的化學性質(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：一般金屬元素顯正價，非金屬元素既有正價又有負價（除 O、F 外，最高正價與最低負價絕對值之和為 8）；主族元素的最高正價等于其族序數(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；同主族從上到下金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。
元素周期表的結(jié)構：元素周期表有 7 個周期、18 個縱行（16 個族）。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：
化學鍵：
離子鍵：由陰陽離子之間通過靜電作用形成的化學鍵。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。
共價鍵：原子間通過共用電子對形成的化學鍵4。又分為極性共價鍵（共用電子對偏向電負性大的原子）和非極性共價鍵（共用電子對在成鍵原子間平均分布），例如 HCl 分子中含極性共價鍵，Cl分子中含非極性共價鍵。
金屬鍵：金屬陽離子與自由電子之間的強烈相互作用，存在于金屬單質(zhì)或合金中。
分子結(jié)構：
分子的空間構型：掌握常見分子的空間結(jié)構，如直線形（CO）、V 形（HO）、三角錐形（NH）、正四面體形（CH）等�？梢酝ㄟ^價層電子對互斥理論來判斷分子的空間構型。
分子的極性：由兩個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。對于多原子分子，如果分子的正電中心和負電中心重合，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)與電負性很強的原子（如 N、F、O）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。氫鍵的`存在會影響物質(zhì)的熔沸點、溶解性等性質(zhì)，例如水的沸點較高就是因為水分子間存在氫鍵。
晶體結(jié)構：
離子晶體：由離子鍵構成，離子晶體的熔沸點較高、硬度較大，在熔融狀態(tài)下能導電，如 NaCl、CaF等。
分子晶體：分子間通過分子間作用力結(jié)合而成，熔沸點較低、硬度較小，多數(shù)分子晶體在固態(tài)和熔融態(tài)時都不導電，如 HO、CO、蔗糖等。
原子晶體：原子間通過共價鍵形成空間網(wǎng)狀結(jié)構，原子晶體的熔沸點很高、硬度很大，一般不導電，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成，具有良好的導電性、導熱性和延展性。
同分異構體：化合物具有相同的分子式，但具有不同結(jié)構的現(xiàn)象稱為同分異構現(xiàn)象，具有同分異構現(xiàn)象的化合物互為同分異構體。同分異構體分為碳鏈異構、位置異構和官能團異構等。例如，正丁烷和異丁烷是碳鏈異構，1 - 丁烯和 2 - 丁烯是位置異構，乙醇和二甲醚是官能團異構。
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