高考化学
今天小编给大家总结的知识点是分子结构与性质，有关化学键和分子结构的性质都在这里了，喜欢的同学收藏吧，别忘了推荐给朋友哦~
【知识网络】
化学键
1化学键的分类：
化学键分为离子键、共价键。从电负性角度考虑，电负性相差大的原子间是以离子键相连，而电负性相差不大的原子间是以共价键相连。
【说明】氢键与范德华力是分子间作用力，不是化学键。
2共价键的形成及本质：
①定义：原子间通过共用电子对形成的化学键；
②本质：高概率地出现在两个原子核之间的电子与两个原子核之间的电性作用；
③形成条件：电负性相同或差值小的非金属元素原子间或非金属原子与金属原子间易形成共价键。
3共价键的类型——δ键和π键：
①δ键：δ键是两原子在成键时，电子云采取“头碰头”的方式重叠形成的共价键（重叠程度大），这种重叠方式符合能量最低，最稳定；δ键是轴对称的，可以围绕成键的两原子核的连线旋转。
②π键：π键是电子云采取“肩并肩”的方式重叠（重叠程度较小），成键的电子云由两块组成，分别位于由两原子核构成平面的两侧，互为镜像，不可以围绕成键的两原子核的连线旋转。
共价单键都是δ键，共价双键、叁键中只有一个δ键。π键不如δ键牢固，比较容易断裂。
4共价键的特征：
①饱和性：指每个原子形成共价键的数目是确定的；
②方向性：成键的原子轨道最大程度的重叠，在成键时，要尽可能沿着电子云密度最大的方向发生重叠。成键电子云越密集，共价键越强。（决定了键角）
5化学键的参数：
①键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。（或断开1molAB（g）中的化学键，使其分别生成气态A原子和气态B原子所吸收的能量，叫A--B键的键能）。注意几个点：气态、基态原子，1mol化学键。键能越大，化学键越稳定。
②键长：数值约等于形成共价键的两个原子之间的核间距。键长越短，键能越大，化学键越稳定。
③键角：多原子分子中，两个共价键之间的夹角。决定分子的立体结构和分子的极性。
6键的极性和分子的极性：
①极性键和非极性键：
不同元素原子间形成的共价键——极性键；相同元素原子间形成的共价键——非极性键。
分类依据：共用电子对是否偏移；发生偏移为极性键，不发生偏移为非极性键。
极性大小比较：元素的电负性（元素非金属性）差值越大，共用电子对偏移越多，极性越大。
【说明】在极性键中，非金属性强的元素原子吸引共用电子对的能力强，共用电子对偏向于该原子，该原子带部分负电荷，化合价表现为负价；共用电子对偏离的一方带部分正电荷。
②分子的极性
非极性分子：正负电荷中心重合的分子称为非极性分子。
例如：X2
型双原子分子(如H2、Cl2、Br2等)、XYn型多原子分子中键的极性互相抵消的分子(如CO2、CCl4等)都属非极性分子。
极性分子：正负电荷中心不重合的分子称为极性分子。
例如XY型双原子分子(如HF、HCl、CO、NO等)、XYn型多原子分子中键的极性不能互相抵消的分子(如SO2、H2O、NH3等)都属极性分子。
分子极性的判断方法：看分子的正电中心和负电中心是否重合或看分子的空间构型是否中心对称。
【说明】极性键与极性分子、非极性键与非极性分子不存在对应关系。判断分子极性时注意常见分子的空间构型、键的极性能否抵消。
③分子极性的应用
相似相溶原理：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。
分子间作用力
分子之间存在着相互作用力，与化学键相比，是一种较弱的作用力。
①范德华力：很弱，约比化学键能小1～2个数量级。相对分子质量越大，范德华力越大，分子的极性越大，范德华力越大，物质的熔点、沸点越高、硬度越大。
②氢键：由已经与电负性很强的原子（一般指氮、氧、氟）形成共价键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力。大小介于范德华力和化学键之间，约为化学键的十分之几。
【说明】
①物质的熔沸点与化学键、分子间作用力的关系：
离子晶体与离子键相关；原子晶体与共价键相关；分子晶体与范德华力、氢键相关。
②氢键对物质性质的影响：
氢键对物质性质的影响：影响熔、沸点：H2O>H2S，HF>HI，NH3
>PH3，CH4<SiH4；
影响溶解性：乙醇易溶于水、NH3易溶于水。影响物质的密度：液态水>冰
分子的空间构型
1价层电子对互斥模型：
对于一个ABn型的共价型分子，中心原子A周围电子对排布的几何形状，主要取决于中心原子A的价电子层中的电子对数（成键电子对数 孤对电子数），这些电子对的位置倾向于分离得尽可能远，使它们之间的斥力最小。
2杂化轨道理论：
同一原子的能量相近的某些原子轨道重新组合成一系列能量相等的新轨道，这一过程叫“杂化”。
【说明】
①经杂化后，轨道数目不变；
②杂化轨道只用于形成σ键或用于容纳未参与成键的孤对电子；
③杂化轨道通常用来解释立体结构，不用于判断立体结构。
3、判断分子空间构型；中心原子杂化类型；判断分子极性：
①确定中心原子价电子层中价电子对数，一般价电子对数=δ键的数目 孤对电子对数；
②价电子对数为4、3、2时，VSEPR模型分别是四面体形、平面三角形、直线形；
③中心原子杂化轨道数=中心原子所连原子数 孤对电子对数；
④分子的正电中心和负电中心是否重合，判断分子的极性。
其它
1、手性异构：（指有机分子的手性异构）①判断：连有四个不同的原子或原子团的中心原子，称为手性原子。一般来说，分子中有手性原子的分子即为手性分子。组成相同，分子结构不同，但互为镜像，这两种分子互为异构体。
②应用：光学活性或化学性质。
2、等电子原理： 原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。
3、配合物理论①配位键：电子对给予—接受键（特殊的共价键，一方提供孤对电子，一方提供空轨道）。
②配合物：金属离子（或原子）与某些分子或离子（称为配体）以配位键结合形成的化合物。
中心原子（或离子）、配体、配位原子、配位数。
③性质：部分配位化合物有特殊的颜色、部分配位化合物非常稳定。
4、影响物质溶解度的因素①内因：相似相溶原理。
②外因：影响固体溶解度的主要因素是温度；影响气体溶解度的主要因素是温度和压强。
③其他因素：A．如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大，且氢键越强，溶解性越好，如：NH3。
B．溶质与水发生反应时可增大其溶解度，如：SO2。
C．结构相似因素：溶质与溶剂在分子结构上有相似性，相似性越大，溶解度越大。
5、无机酸的酸性①无机含氧酸的酸性经验规律：将酸改写成(HO)mROn的形式，n值越大，酸性越强（非羟基氧原子数越多，酸性越强）。一般来说，n=0、弱酸；n=1、中强酸；n=2、强酸；n=3、极强酸。
例：H3PO3二元酸，分子结构是
H3PO4 三元酸，分子结构是
酸性：H3PO4＞H3PO3
规律：同主族,从上向下，非金属性减弱，最高价氧化物对应水化物酸性减弱；同周期,从左至右，非金属性增强，最高价氧化物对应水化物酸性增强；同一元素，不同价态的元素含氧酸酸性，高价大于低价。
②无氧酸的变化规律规律：同主族,从上向下，非金属性减弱，氢化物酸性增强；同周期,从左至右，非金属性增强，氢化物酸性增强
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