化学结构知识点（14篇）

化学结构决定物质性质，分子间相互作用、官能团、立体化学等因素影响反应性与稳定性，如何理解这些关系？以下是网友为大家整理分享的“化学结构知识点”相关范文，供您参考学习！

化学结构知识点 篇1

同周期、同主族元素性质递变规律

1、元素原子失电子（还原性）能力强弱比较依据

（1）依据金属活动性顺序表，越靠前元素原子失电子能力越强。

（2）比较元素单质与水（或酸）的反应置换出氢的难易程度。越易发生，失电子能力越强。

（3）比较元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。碱性越强，失电子能力越强。

（4）根据金属与盐溶液间的置换反应，失电子能力强的置换成失电子能力弱的。

（5）一般金属阳离子的氧化能力越强，则对应的金属单质的还原性越弱（Fe对应的是Fe2+）

（6）电化学原理：不同金属形成原电池时，通常作负极的金属性强；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属性弱。

 2、元素得电子（氧化性）能力强弱比较依据

      （1）比较元素单质与氢气化合的难易程度。一般越易反应，得电子能力越强。

（2）比较其气态氢化物的稳定性。越稳定得电子能力越强。

（3）比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性。酸性越强，得电子能力越强。

（4）依据非金属单质间的置换反应。氧化剂比氧化产物的得电子能力强。

3、同周期、同主族元素性质递变规律

（1）同一周期，随着原子序数递增，失电子能力（一般指金属）减弱，还原性减弱，金属的金属性减弱；得电子能力（一般指非金属）增强，氧化性增强，非金属的非金属性增强。

（2）同一主族，随着原子序数递增，失电子能力（一般指金属）增强，还原性增强，金属的金属性增强；得电子能力（一般指非金属）减弱，氧化性减弱，非金属的非金属性减弱。

化学结构知识点 篇2

晶体类型判别：

分子晶体：大部分有机物、几乎所有酸、大多数非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物。

原子晶体：仅有几种，晶体硼、晶体硅、晶体锗、金刚石、金刚砂（SiC）、氮化硅（Si3N4）、氮化硼（BN）、二氧化硅（SiO2）、氧化铝（Al2O3）、石英等；

金属晶体：金属单质、合金；

离子晶体：含离子键的物质，多数碱、大部分盐、多数金属氧化物；

化学结构知识点 篇3

知识点1 化学键的强弱判断

离子键：离子半径越小，所带电荷越多，离子键越强，离子化合物的熔沸点越高。

共价键：成键原子半径越小，共用电子对数目越多，共价键越稳定越牢固。

金属键：金属元素原子半径越小，价电子越多，金属键越强，金属的硬度越大，熔沸点越高。

知识点2 分子间以范德华力互相结合形成的物质熔沸点大小比较规律

   （1）组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越大

        Eg:O2>N2,HI>HBr>HCl,CS2>CO2

   （2）组成和结构不相似的物质，分子极性即电负性差值越大，熔沸点越高

        Eg:CO>N2

   （3）同分异构体中，一般来说，支链越多，熔沸点越低

        Eg:正戊烷>异戊烷>新戊烷

   （4）同分异构体的芳香烃及其衍生物，熔沸点：邻>间>对位化合物

   （5）有机物的结构中，若有C=C双键，熔沸点也会降低

   （6）分子间氢键的形成会使物质熔沸点升高，分子内氢键的形成会使物质的熔沸点降低

化学结构知识点 篇4

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。

化学结构知识点 篇5

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。

化学结构知识点 篇6

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

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

化学结构知识点 篇7

对于物质分类，先看几个概念：纯净物、混合物、单质、化合物

我们平常看到的物质世界是由多种物质混合组成的，对于单一组成的某种物质，我们称其为纯净物，相应的，多组分组成的就是混合物。

举几个例子来看：

石墨，完全由C原子组成的六边形无限延伸从而形成片层结构，属于纯净物；冰水混合物，虽然称为混合物，但微观角度还是由单一的水分子大量聚集，只是相态（固体、液体）不同，因而还是纯净物；空气，名字虽然简单，却是由氧气、氮气、二氧化碳、水蒸气、稀有气体等多组分构成，属于混合物。

对于纯净物来说，如果组成成分由单一化学元素构成，那么就称其为单质，如果是由多种元素构成，就称其为化合物。言外之意，说到单质和化合物，它们的前提都是在纯净物的范畴内。

还是举几个例子：

氧气，由单一的氧气分子（O2）组成，属于单质；水，水分子（H2O）由氢元素和氧元素按照2：1的比例组成，属于化合物。

举个特别的例子，石墨和金刚石都是由C原子构成，它们放在一起算什么呢？由于金刚石是由C原子以四面体结构无限延伸构成的，同石墨的结构不一样，因而算是两种物质，那么它们放在一起自然也就是混合物了。

好了，明确了上面几个概念，我们再来看看由微观粒子构成的宏观物质。

以纯净物为研究对象，微观粒子构成宏观物质时，根据自身特点可以形成几种晶体：

离子晶体、原子晶体、分子晶体

离子晶体是由阴阳离子构成，阴阳离子按照电荷平衡的数量有序排列，形成离子键，并且在空间不同方向无限延伸，形成晶体。根据阴阳离子所带电荷数量、离子所占空间大小和静电力方向等多方面原因的影响，晶体微观排列结构有多种形式，这个以后再讲。由于静电作用强烈，使得离子晶体具有硬度大、熔沸点高的宏观特点。

原子晶体是由原子间以共价键构成的。原子可以是同种的，如金刚石（由C原子构成），也可以是不同种的，如SiO2（由Si原子和O原子以1：2的比例构成）。相邻原子无限延伸下去，形成原子晶体。原子晶体内部粒子结合紧密，因而也是硬度较大，熔沸点较高。

分子晶体就不太一样了。由于分子晶体内部原子结合时无需同外界原子作用就已经达到了稳定状态，因而不同分子之间的作用就很弱，仅依靠分子间作用力，因而分子晶体往往硬度、熔沸点较低，比如常见的冰（水），干冰（二氧化碳）。

其实还有一类金属晶体，它比较特别，以后单独讲。

至此，我们终于透过微粒看到了由不同微粒混合而成的多彩世界了。

化学结构知识点 篇8

1、半径

① 周期表中原子半径从左下方到右上方减小(稀有气体除外)。

② 离子半径从上到下增大，同周期从左到右金属离子及非金属离子均减小，但非金属离子半径大于金属离子半径。

③ 电子层结构相同的离子，质子数越大，半径越小。

2、化合价

① 一般金属元素无负价，但存在金属形成的阴离子。

② 非金属元素除O、F外均有最高正价。且最高正价与最低负价绝对值之和为8。

③ 变价金属一般是铁，变价非金属一般是C、Cl、S、N、O。

④ 任一物质各元素化合价代数和为零。能根据化合价正确书写化学式（分子式），并能根据化学式判断化合价。

3、分子结构表示方法

① 是否是8电子稳定结构，主要看非金属元素形成的共价键数目对不对。卤素单键、氧族双键、氮族叁键、碳族四键。一般硼以前的元素不能形成8电子稳定结构。

② 掌握以下分子的空间结构：CO2、H2O、NH3、CH4、C2H4、C2H2、C6H6、P4。

4、键的极性与分子的极性

① 掌握化学键、离子键、共价键、极性共价键、非极性共价键、分子间作用力、氢键的概念。

② 掌握四种晶体与化学键、范德华力的关系。

③ 掌握分子极性与共价键的极性关系。

④ 两个不同原子组成的分子一定是极性分子。

⑤ 常见的非极性分子：CO2、SO3、PCl3、CH4、CCl4、C2H4、C2H2、C6H6及大多数非金属单质。

化学结构知识点 篇9

电离能以及电负性

1、电离能定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量（单位：kJ/mol）。

2、意义：电离能越小，在气态时原子或离子越容易失去电子；反之越难失去。运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。

3、规律：在同一周期内，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大；从左到右，总体上呈现由小到大（第ⅡA和ⅢA以及ⅤA和ⅥA例外）的变化趋势，元素原子越来越难失去电子；

             同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小，原子越来越容易失去电子。过渡元素从左到右略有增加，变化不太规则。

4、电负性定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标准。

5、意义：原子得失电子能力相对强弱的量化标准，也是划分金属元素和非金属元素的粗略标准。

6、规律：同一周期，从左到右，递增；同一主族，从上到下，递减。副族变化趋势与主族相似，但同一周期中，不少过渡元素的电负性比后边主族元素的高。

7、应用：（1）电负性最大的元素是元素周期表的右上角氟，最小的是周期表的左下角钫。

        （2）非金属元素的电负性越大越活泼，金属元素的电负性越小越活泼。

化学结构知识点 篇10

分子中没有甲基的情况归纳

1.若分子为直链状，则两端有官能团或苯环。如：C6H5－CH2－CHO、CH2=CH－COOH

2.若分子为链状且有支链，则各链端均有官能团或苯环。

3.分子为环状。若环上有支链，则支链的链端有官能团或苯环。 

碳架结构不变的反应归纳

中学化学教材中介绍的有机化学反应，均不会使有机物的分子碳架结构发生改变。如有机酸与醇发生酯化反应所生成的酯中，相应酸与醇的部分的碳架结构仍是保持不变的。这在有机物分子碳架结构的推断中是很重要的。

结构信息隐含的情况归纳

1.烯烃的加成。如，烯烃与卤素单质加成，就隐含着生成的卤代烃中的两个卤素原子是相邻的，若再发生水解反应，就隐含着生成的醇为二元醇，且两个羟基是相邻的。 

2.醇的氧化与消去。

若某醇发生了连续两步氧化，就隐含着该醇分子中的羟基一定在链的一端，即必存在“－CH2OH”结构；

若某醇能发生消去反应，就隐含着该醇分子中与羟基相连接碳原子的邻位碳原子上有氢原子，即必存在以下结构。

3.卤代烃的消去。与醇的消去反应相似。

4.分子内酯化成环。 

化学结构知识点 篇11

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。

化学结构知识点 篇12

分子结构对称的情况归纳

1.一元取代物只有一种。

2.分解产物只有一种（也可能为环状结构）或少了一种。

3.某类原子的化学环境相同。 

确定分子中含碳原子数目的依据归纳

1.依据相对分子质量确定。

2.依据物质间的转化关系确定。

3.依据物质间的其它关系(如互为同系物、同分异构体等)确定。

化学结构知识点是化学学习的重要组成部分，是我们理解和应用化学的基础。通过对化学结构的学习，我们可以更好地理解化学反应和分子之间的相互作用。同时，化学结构知识点也是进行化学实验和研究的必备基础，只有深入掌握了化学结构知识点，我们才能在化学领域中更加自如地运用化学知识。希望大家在学习化学结构知识点的过程中，能够保持好奇心和求知欲，不断探索和发现化学世界的奥秘。

化学结构知识点 篇13

《无机化学》知识：分子结构

1、离子键

2、共价键：价键理论;杂化轨道理论;价层电子对互斥理论；分子轨道理论简介

3、化学键的极性和分子的极性

4、分子间作用力：取向力；诱导力；色散力；氢键

5、氢键：氢键的形成；分子间氢键和分子内氢键；氢键形成对物质性质的影响

掌握SP；SP2；SP3杂化及简单分子的几何构型。

杂化轨道理论，分子轨道理论应用，同核双原子分子中电子的排布。

化学结构知识点 篇14

晶体熔沸点高低的判断？

（1）不同类型晶体的熔沸点：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体；金属晶体（除少数外）＞分子晶体；金属晶体熔沸点有的很高，如钨，有的很低，如汞（常温下是液体）。

（2）同类型晶体的熔沸点：

① 原子晶体：结构相似，半径越小，键长越短，键能越大，熔沸点越高。如金刚石＞氮化硅＞晶体硅。

② 分子晶体：

组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，分子间作用力越强，晶体熔沸点越高。如CI4＞CBr4＞CCl4＞CF4。

若相对分子质量相同，如互为同分异构体，一般支链数越多，熔沸点越低，特殊情况下分子越对称，则熔沸点越高。

若分子间有氢键，则分子间作用力比结构相似的同类晶体强，故熔沸点特别高。

③ 金属晶体：所带电荷数越大，原子半径越小，则金属键越强，熔沸点越高。如Al＞Mg＞Na＞K。

④ 离子晶体：离子所带电荷越多，半径越小，离子键越强，熔沸点越高。如KF＞KCl＞KBr＞KI。

4、原子晶体与金属晶体熔点比较：

原子晶体的熔点不一定都比金属晶体的高，如金属钨的熔点就高于一般的原子晶体。

5、分子晶体与金属晶体熔点比较：

分子晶体的熔点不一定就比金属晶体的低，如汞常温下是液体，熔点很低。

6、判断晶体类型的方法？

（1）依据组成晶体的微粒和微粒间的相互作用判断

① 离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用力是离子键。

② 原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用力是共价键。

③ 分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用力是分子间作用力。

④ 金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用力是金属键。

（2）依据物质的分类判断

① 金属氧化物（如K2O、Na2O2等）、强碱（如NaOH、KOH等）和绝大多数的盐类是离子晶体。

② 大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外）、气态氢化物、非金属氧化物（除SiO2外）、酸、绝大多数有机物（除有机盐外）是分子晶体。

③ 常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。

④ 金属单质（除汞外）与合金是金属晶体。

（3）依据晶体的熔点判断

① 离子晶体的熔点较高，常在数百至一千摄氏度。

② 原子晶体的熔点高，常在一千至几千摄氏度。

③ 分子晶体的熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度。

④ 金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。

（4）依据导电性判断

① 离子晶体的水溶液及熔化时能导电。

② 原子晶体一般为非导体。

③ 分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子也能导电。

④ 金属晶体是电的良导体。

（5）依据硬度和机械性能判断

① 离子晶体硬度较大或较硬、脆。

② 原子晶体硬度大。

③ 分子晶体硬度小且较脆。

④ 金属晶体多数硬度大，但也有较小的，且具有延展性。

（6）判断晶体的类型也可以根据物质的物理性质：

① 在常温下呈气态或液态的物质，其晶体应属于分子晶体（Hg除外），如H2O、H2等。对于稀有气体，虽然构成物质的微粒为原子，但应看作单原子分子，因为微粒间的相互作用力是范德华力，而非共价键。

② 固态不导电，在熔融状态下能导电的晶体（化合物）是离子晶体。如：NaCl熔融后电离出Na+和Cl－，能自由移动，所以能导电。

③ 有较高的熔、沸点，硬度大，并且难溶于水的物质大多为原子晶体，如晶体硅、二氧化硅、金刚石等。

④ 易升华的物质大多为分子晶体。

⑤ 熔点在一千摄氏度以下无原子晶体。

⑥ 熔点低，能溶于有机溶剂的晶体是分子晶体。

7、Na2O2：

Na2O2的阴离子为O22-，阳离子为Na+，故晶体中阴、阳离子的个数比为1：2。

8、稳定性：

分子的稳定性是由分子中原子间化学键的强弱决定。

9、冰的熔化：

冰是分子晶体，冰融化时破坏了分子间作用力和部分氢键，化学键并未被破坏。

10、离子晶体熔化：

离子晶体熔化时，离子键被破坏而电离产生自由移动的阴阳离子而导电，这是离子晶体的特征。

11、离子晶体特例：

① 离子晶体不一定都含有金属元素，如NH4Cl

② 离子晶体中除含离子键外，还可能含有其他化学键，

如NaOH、Na2O2

12、非离子晶体特例：

① 溶于水能导电的不一定是离子晶体，如HCl等

② 熔化后能导电的晶体不一定是离子晶体，如Si、石墨、金属等。

③ 金属元素与非金属元素构成的晶体不一定是离子晶体，如AlCl3是分子晶体。