2019北京高考二�；瘜W(xué)知識(shí)點(diǎn)：分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

2019-03-19 14:26:45 　來源：網(wǎng)絡(luò)整理

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　　2019北京高考二�；瘜W(xué)知識(shí)點(diǎn)：分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)(一)

　　化學(xué)鍵

　　11、化學(xué)鍵的分類：

　　化學(xué)鍵分為離子鍵、共價(jià)鍵。從電負(fù)性角度考慮，電負(fù)性相差大的原子間是以離子鍵相連，而電負(fù)性相差不大的原子間是以共價(jià)鍵相連。

　　【說明】氫鍵與范德華力是分子間作用力，不是化學(xué)鍵。

　　22、共價(jià)鍵的形成及本質(zhì)：

　�、俣x：原子間通過共用電子對形成的化學(xué)鍵;

　　②本質(zhì)：高概率地出現(xiàn)在兩個(gè)原子核之間的電子與兩個(gè)原子核之間的電性作用;

　�、坌纬蓷l件：電負(fù)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(jià)鍵。

　　33、共價(jià)鍵的類型——δ鍵和π鍵：

　�、�δ鍵：δ鍵是兩原子在成鍵時(shí)，電子云采取“頭碰頭”的方式重疊形成的共價(jià)鍵(重疊程度大)，這種重疊方式符合能量較低，較穩(wěn)定;δ鍵是軸對稱的，可以圍繞成鍵的兩原子核的連線旋轉(zhuǎn)。

　�、�π鍵：π鍵是電子云采取“肩并肩”的方式重疊(重疊程度較小)，成鍵的電子云由兩塊組成，分別位于由兩原子核構(gòu)成平面的兩側(cè)，互為鏡像，不可以圍繞成鍵的兩原子核的連線旋轉(zhuǎn)。

　　共價(jià)單鍵都是δ鍵，共價(jià)雙鍵、叁鍵中只有一個(gè)δ鍵。π鍵不如δ鍵牢固，比較容易斷裂。

　　44、共價(jià)鍵的特征：

　�、亠柡托裕褐该總€(gè)原子形成共價(jià)鍵的數(shù)目是確定的;

　�、诜较蛐裕撼涉I的原子軌道較大程度的重疊，在成鍵時(shí)，要盡可能沿著電子云密度較大的方向發(fā)生重疊。成鍵電子云越密集，共價(jià)鍵越強(qiáng)。(決定了鍵角)

　　55、化學(xué)鍵的參數(shù)：

　�、冁I能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的較低能量。(或斷開1molAB(g)中的化學(xué)鍵，使其分別生成氣態(tài)A原子和氣態(tài)B原子所吸收的能量，叫A--B鍵的鍵能)。注意幾個(gè)點(diǎn)：氣態(tài)、基態(tài)原子，1mol化學(xué)鍵。鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。

　�、阪I長：數(shù)值約等于形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子之間的核間距。鍵長越短，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。

　�、坻I角：多原子分子中，兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角。決定分子的立體結(jié)構(gòu)和分子的極性。

　　66、鍵的極性和分子的極性：

　�、贅O性鍵和非極性鍵：

　　不同元素原子間形成的共價(jià)鍵——極性鍵;相同元素原子間形成的共價(jià)鍵——非極性鍵。

　　分類依據(jù)：共用電子對是否偏移;發(fā)生偏移為極性鍵，不發(fā)生偏移為非極性鍵。

　　極性大小比較：元素的電負(fù)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(qiáng)的元素原子吸引共用電子對的能力強(qiáng)，共用電子對偏向于該原子，該原子帶部分負(fù)電荷，化合價(jià)表現(xiàn)為負(fù)價(jià);共用電子對偏離的一方帶部分正電荷。

　�、诜肿拥臉O性

　　非極性分子：正負(fù)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(fù)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(fù)電中心是否重合或看分子的空間構(gòu)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(yīng)關(guān)系。判斷分子極性時(shí)注意常見分子的空間構(gòu)型、鍵的極性能否抵消。

　�、鄯肿訕O性的應(yīng)用

　　相似相溶原理：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。

　　2019北京高考二�；瘜W(xué)知識(shí)點(diǎn)：分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)(二)

　　分子間作用力

　　分子之間存在著相互作用力，與化學(xué)鍵相比，是一種較弱的作用力。

　�、俜兜氯A力：很弱，約比化學(xué)鍵能小1～2個(gè)數(shù)量級。相對分子質(zhì)量越大，范德華力越大，分子的極性越大，范德華力越大，物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)越高、硬度越大。

　�、跉滏I：由已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子(一般指氮、氧、氟)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)的原子之間的作用力。大小介于范德華力和化學(xué)鍵之間，約為化學(xué)鍵的十分之幾。

　　【說明】

　�、傥镔|(zhì)的熔沸點(diǎn)與化學(xué)鍵、分子間作用力的關(guān)系：

　�、跉滏I對物質(zhì)性質(zhì)的影響：

　　氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響：影響熔、沸點(diǎn)：H2O>H2S，HF>HI，NH3

　　>PH3，CH4

　　影響溶解性：乙醇易溶于水、NH3易溶于水。影響物質(zhì)的密度：液態(tài)水>冰

　　分子的空間構(gòu)型

　　11、價(jià)層電子對互斥模型：

　　對于一個(gè)ABn型的共價(jià)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(jià)電子層中的電子對數(shù)(成鍵電子對數(shù)+孤對電子數(shù))，這些電子對的位置傾向于分離得盡可能遠(yuǎn)，使它們之間的斥力較小。

　　22、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】

　�、俳�(jīng)雜化后，軌道數(shù)目不變;

　�、陔s化軌道只用于形成σ鍵或用于容納未參與成鍵的孤對電子;

　�、垭s化軌道通常用來解釋立體結(jié)構(gòu)，不用于判斷立體結(jié)構(gòu)。

　　3、判斷分子空間構(gòu)型;中心原子雜化類型;判斷分子極性：

　�、俅_定中心原子價(jià)電子層中價(jià)電子對數(shù)，一般價(jià)電子對數(shù)=δ鍵的數(shù)目+孤對電子對數(shù);

　�、趦r(jià)電子對數(shù)為4、3、2時(shí)，VSEPR模型分別是四面體形、平面三角形、直線形;

　�、壑行脑与s化軌道數(shù)=中心原子所連原子數(shù)+孤對電子對數(shù);

　�、芊肿拥恼娭行暮拓�(fù)電中心是否重合，判斷分子的極性。

　　2019北京高考二模化學(xué)知識(shí)點(diǎn)：分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)(三)

　　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，其特征是具有飽和性和方向性。

　　2.共價(jià)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1 mol化學(xué)鍵釋放的較低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。

　�、阪I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[來源:學(xué)§科§網(wǎng)]

　　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)層電子對互斥模型

　　價(jià)層電子對互斥模型說明的是價(jià)層電子對的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對空間構(gòu)型，不包1 1

　　括孤對電子。

　　(1)當(dāng)中心原子無孤對電子時(shí)，兩者的構(gòu)型一致;

　　(2)當(dāng)中心原子有孤對電子時(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 2

　　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

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