高考化学物质结构与性质重要知识点

1、高考化学物质结构与性质重要知识点（1）1、常见的10电子微粒中，分子有：Ne、CH4、NH3、H2O、HF。阳离子有：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+。阴离子有：F-、O2-、N3-、OH- 、NH2-2、常见的18电子微粒中，分子有：Ar、 SiH4 、PH3 、H2S 、HCl 、F2、H2O2 、N2H4 、CH3F、CH3OH、C2H6 。阳离子有 ：K+、Ca2+ 阴离子有：S2-、HS-、O22-、Cl-3、电中性的微粒可以是原子，也可以是分子。4、同位素原子的质量数虽然不同，但化学性质基本上完全相同5、16O、17O、18O属同位素，O2、O3、O4属同素异形体；H

2、D是单质6、在元素周期表中（1）各周期中所含元素的种类分别是：2、8、8、18、18、32、26各周期的惰性元素的原子序数分别是：2、10、18、36、54、86按规律推测第7周期惰性元素的原子序数为118，第7周期、第8周期若都填满，元素种类分别为32、50。（2）周期表中共有18个纵行，若每个纵行称作1列，则VA族是第15列。A族后面是第IIIB族。所含元素的种类最多的是IIIB族（3）若A某元素的原子序数为n,则与之同周期的A族的元素的原子序数可能为n+1、n+11、n25（4）若上一周期某元素的原子序数为n,则与之同主族的下一周期的元素的原子序数可能为n+2、n+8、n+18、n+32

3、(5)最外层电子数比次外层多的元素一定在第二周期。(6)上周期活泼的非金属元素形成的阴离子与下周期活泼的金属形成的阳离子电子层结构相同（7）同一周期，从左向右，原子半径逐渐减小，越向右上方，原子半径越小。同一元素的阴离子半径大于相应的原子半径，电子层结构相同的离子，核电荷数越多，半径越小。（半径比较要三看：电子层数核电荷数核外电子数）7、在下表中填上相应的元素符号（136号元素，其它的主族元素）：会写1-36号电子排布式：Cr Cu Fe： Fe3+： Fe外围电子： 8、地球上元素绝大多数元素是金属元素，非金属有22种。核内没有中子的原子是氢，最不活泼的元素是氦，形成化合物种类最多的元素是碳

4、，地壳中含量最多的元素是氧,气态氢化物与其最高价氧化物对应的水化物酸碱性相反,相互反应生成离子化合物的元素是氮；宇宙中含量最多的元素是氢。9、在短周期元素中(1) 最高价氧化物对应的水化物既能与酸反应又能与碱反应均生成盐和水的元素有Al、Be(2) 最高正价与最低负价代数和等于0的元素有H、C、Si(3) 最高正价等于等于最底负价绝对值的3倍的元素是S(4) 最外层电子数等于核外电子总数的一半的元素是Be(5) 最外层电子数等于内层电子总数的一半的元素有Li、P(6) 基态原子有3个不同能级，各能级中电子数相等的是C10、X、Y两元素可以形成化合物X2Y2、X2Y，则X可能是H或Na,Y是O1

5、1、H、N、O形成的离子晶体是NH4NO3 、NH4NO212、离子化合物中一定含有离子键，含有离子键的化合物一定是离子化合物，但离子化合物中不一定只有离子键。13、共价化合物中一定含有共价键，含有共价键的化合物不一定是共价化合物。共价化合物形成的晶体可以是分子晶体(如干冰)、也可以是原子晶体(如水晶)。14、分子晶体中不一定有共价键，如惰性气体形成的晶体。15、分子内的共价键越牢固，分子的化学性质越稳定；分子间的作用力越大，分子的熔沸点越高。分子稳定性比较主要看半径；熔沸点比较三看：晶体类型对于原子、离子、金属晶体看半径和电荷对于分子晶体看氢键和式量； 如：熔沸点：CO2SiO2 稳定性：C

6、O2SiO2（2）16、非极性共价键可以存在于单质，离子化合物、共价化合物中。17、由极性键构成的分子可以是极性分子，也可以是非极性分子。非极性分子中不一定含有非极性键，一般ABn型分子中若A原子没有孤对电子则为非极性分子。18、原子晶体中只存在共价键19、原子晶体、离子晶体中都没有单个的分子存在。C、SiO2、NaCl都不能反映分子组成。20、晶体中有阳离子的存在不一定有阴离子（如金属晶体），有阴离子则一定有阳离子。21、金属晶体离子晶体的熔点可能比原子晶体高，分子晶体的熔点也可能比金属晶体高22、H2S、BF3、BeCl2、PCl5、SO2、NO2、SF6、XeF4中不是所有原子都达到8电

7、子结构。23、熔融状态能导电的化合物是离子化合物24、氢键不属于化学键，而属分子间作用力，HF、H2O、NH3、CH3CH2OH、CH3COOH、C6H5OH，分子间能形成氢键至使熔沸点反常。HF,HCl,HBr,HI的沸点高低顺序为HF>HI>HBr>HCl,但分子内氢键对物质的熔沸点几乎没有影响。在冰中每个水分子周围以氢键结合了4个水分子，平均每个水分子形成2个氢键，冰熔化时分子间空隙减少。25、原子数之和相同，最外层电子数之和相同的微粒属等电子体，等电子体结构相似。如：N2和CO；CO2和N2O；与O3和SO2；SO42-和ClO4-、SiO44-26、同一周期从左向右

8、，第一电离能趋于增大，但IIA族大于IIIA族，VA族大于VIA族;同一主族从上到下，第一电离能逐渐减小，同一原子的各级电离能趋于增大，电离能发生突变，表示电子分层；同一周期从左向右，电负性逐渐增大，同一主族从上到下，电负性逐渐减小，电负性越大（>1.8）非金属性越强，电负性越小(<1.8)，金属性越强。两元素的电负性的差值>1.7形成离子键。27、共价键的类型分为 键和键；s电子只能形成键，p电子之间除能形成键外，还能形成键。 键轴对称；键镜像对称。 键和键的这些重叠方式，都是为了取得原子轨道的最大重叠，从而使体系能量最低，达到稳定状态。但两者相比较，键的电子云重叠程度较大

9、，较牢固，不容易断裂。一般共价单键是键，共价双键中由一个和一个键组成，共价三键中由一个键2个键组成。28、形成共价键的原子半径越小，键越短，键能越大，键越牢固，含有该键的分子越稳定。29、价层电子对互斥模型 ABn价层电子对相互排斥的结果是使原子之间呈距离最远的排列 立体结构 范例中心原子A上的价电子 n=2 直线形 CO2 、CS2、BeCl2、HCN都用于形成共价键 n=3 平面三角形 BF3 HCHO n=4 正四面体 CH4、NH4+ 中心原子A上有孤对电子（孤对电子和成键电子对也要相互排斥） n=2 V字形 （H2S、SO2） n=3 三角锥形(H3O+、NH3)30、轨道杂化形式的

10、判断：（杂化轨道数=中心原子结合原子数+孤对电子对数） 如果 =2 则是sp杂化（CO2、HCN、C2H2 ）； =3 则是sp2杂化 （HCHO、SO2、C2H4）=4 则是sp3杂化 (H2O、NH3、CH4)31、“相似相溶”即极性相似相溶、结构相似相溶32、手性碳原子：一个碳原子所连接的四个原子或原子团各不相同33、含氧酸的酸性：（HO）mROn 如n值越大，酸性越强34、在NaCl晶体中，每个Na+周围与之距离最近且相等的Cl-有6个，形成正八面体形。每个Na+周围与之距离最近且相等的Na+有12个，每个晶胞中有4个NaCl单元。117克NaCl中含有晶胞的个数为0.5NA35、在CSCl晶体中，每个Cs+周围与之距离最近且相等的Cl-有8个，每个Cs+周围与之距离最近且相等的Cs+有6个。36、在金刚石晶体中要形成一个封闭的环至少需6个C原子，平均每个C原子形成两个共价键。在SiO2晶体中要形成一个封闭的环至少需12个原子。平均每个Si原子形成4个共价键。37、石墨晶体中每形成一个六边形平均需2个C原子。平均每