《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。
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。
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。
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。
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。
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。
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；
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。