重难点08 原子、分子、晶体结构与性质-2025年高考化学【热点·重点·难点】专练（江苏专用）

重难点08原子、分子、晶体结构与性质 考点 三年考情分析 2025考向预测 原子、分子、晶体结构与性质 2024江苏卷、2023江苏卷、2022江苏卷 随着新高考的大范围实行，在选择中出现了考查物质结构与性质选修模块内容的试题，且具有一定的分散性，预测2025年高考在阿伏加德罗常数的判断、有机物的结构与性质等题目中均会涉及，单独考查物质结构与性质的选择题主要以分子结构与性质内容和晶体结构与性质，有关晶胞结构的考查在选择题中也会出现。 【思维导图】 【高分技巧】 一、原子结构与性质 (一)基态原子的核外电子排布 1．排布规律 (1)能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。 (2)泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋相反的电子。 (3)洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。 2．表示方法 表示方法 举例 电子排布式 Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 简化电子排布式 Cu：[Ar]3d104s1 价电子排布式 Fe：3d64s2 电子排布图(轨道表示式) 3.特殊原子的核外电子排布式 (1)Cr的核外电子排布 先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5为半充满状态，比较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得到1s22s22p63s23p64s13d5，再将同一能层的排到一起，得到该原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1。 (2)Cu的核外电子排布 先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10为全充满状态，比较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得到1s22s22p63s23p64s13d10，再将同一能层的排到一起，得到该原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1。 4．原子核外电子排布的周期性 随着原子序数的增加，主族元素原子的最外层电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，主族元素原子的最外层电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化(第一周期除外)。 (二)元素的第一电离能和电负性的递变性及应用 1．元素的电离能 第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。 (1)元素第一电离能的周期性变化 随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期元素从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，氢和碱金属的第一电离能最小。同族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。 说明　同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道为全充满、半充满时，元素的第一电离能较相邻元素要大，即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能均大于同周期相邻元素。例如，Be、N、Mg、P。 (2)元素电离能的应用 ①判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之，则越弱。 ②判断元素的化合价 如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n价，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。 2．元素的电负性 (1)元素电负性的周期性变化 元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。 (2)元素电负性的应用 二、分子结构与性质 1．分子立体构型与杂化轨道理论 当原子成键时，原子的价层电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的立体构型不同。 杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道夹角 立体构型 实例 sp 2 180° 直线形 BeCl2 sp2 3 120° 平面三角形 BF3 sp3 4 109°28′ 正四面体形 CH4 2．分子立体构型与价层电子对互斥理论 价层电子对互斥理论指的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。 (1)当中心原子无孤电子对时，两者的立体构型一致。 (2)当中心原子有孤电子对时，两者的立体构型不一致。 中心原子上的价层电子对数 中心原子上的σ键电子对数 中心原子上的孤电子对数 VSEPR模型名称 分子的 立体构型 实例 2 2 0 直线形 直线形 BeCl2 3 3 0 平面 三角形 平面三角形 BF3 2 1 V形 SO2 4 4 0 四面体形 正四面体形 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 3．中心原子杂化类型和分子立体构型的相互判断 中心原子的杂化类型和分子的立体构型有关，二者之间可以相互判断。 分子组成 (A为中心原子) 中心原子的 孤电子对数 中心原子的 杂化方式 分子的 立体构型 实例 AB2 0 sp 直线形 BeCl2 1 sp2 V形 SO2 2 sp3 V形 H2O AB3 0 sp2 平面三角形 BF3 1 sp3 三角锥形 NH3 AB4 0 sp3 正四面体形 CH4 【特别提醒】(1)用价层电子对互斥理论判断分子的立体构型，不仅要考虑中心原子的孤电子对所占据的空间，还要考虑孤电子对对成键电子对的排斥力大小。排斥力大小顺序为LP—LP>LP—BP>BP—BP(LP代表孤电子对，BP代表成键电子对)。 (2)键角大小的判断方法 ①不同杂化类型 如键角：CH4<BF3<CO2。 ②单键、双键、三键的影响(较少考查，了解) 三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序： 三键—三键>三键—双键>双键—双键>双键—单键>单键—单键。 如乙烯分子中H—C==C的键角是121.3°；H—C—H的键角是117.4°，均接近120°。 ③杂化类型相同，中心原子的孤电子对数越多，键角越小 如键角：CH4>NH3>H2O；NH>NH3；H3O＋>H2O。 ④杂化类型和孤电子对数均相同，中心原子的电负性越大，键角越大 键角：NH3>PH3>AsH3。 解释：N、P、As的电负性逐渐减小，中心原子的电负性越大，成键电子对越靠近中心原子，成键电子对排斥力增大，键角增大。 ⑤杂化类型和孤电子对数均相同，配位原子的电负性越大，键角越小 键角：NF3<NH3。 解释：F的电负性比H大，NF3中成键电子对偏向F，成键电子对排斥力比NH3小，且NF3的孤电子对偏向N，孤电子对对成键电子对的排斥力较大。 对于第④、⑤种类型，可以归纳为判断中心原子的电子云密度，中心原子的电子云密度越大，则该分子的成键电子对排斥力越大，则键角越大。 4．共价键的分类(以碳原子之间成键为例) 分类依据 成键结构 σ键与π键 说明 单键 碳碳之间形成一个σ键 所有的单键都是σ键 双键 碳碳之间形成1个σ键、1个π键 、—CH==N—等双键中形成1个σ键、1个π键 三键 —C≡C— 碳碳之间形成1个σ键、2个π键 —C≡C—等三键之间形成1个σ键、2个π键 拓展 分子中大π键可用符号表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为)，则N：，NO：，SO2：，O3：，CO： 5．等电子原理 等电子体具有相同的结构特征(立体结构和化学键类型)及相近的性质。 等电子体：原子总数相同、价电子总数相同的分子(或离子)互为等电子体。 确定等电子体的方法(举例)：变换过程中注意电荷改变，并伴有元素种类的改变。 序号 方法 示例 1 竖换：把同族元素(同族元素原子价电子数相同)上下交换，即可得到相应的等电子体 CO2与CS2 O3与SO2 2 横换：换相邻主族元素，这时候价电子发生变化，再通过得失电子使价电子总数相等 N2与CO 3 可以将分子变换为离子，也可以将离子变换为分子 O3与NO CH4与NH CO与CN－ 6．配合物 配合物的形成 中心离子或原子提供空轨道，配体提供孤电子对，通过配位键结合形成配合物。配位键本质上属于共价键 配合物所含化学键 配位键或配位键和离子键；配体或外界中可能还含有共价键 配合物的常见性质 多数能溶解、能电离、有颜色 配合物的组成 典型配合物 [Cu(NH3)4]SO4 K3[Fe(CN)6] [Ag(NH3)2]OH Na3AlF6 中心离子 Cu2＋ Fe3＋ Ag＋ Al3＋ 中心离子结构特点 一般是金属离子，特别是过渡金属离子，必须有空轨道 配体 NH3 CN－ NH3 F－ 配位原子 N C N F 配体结构特点 分子或离子，必须含有孤电子对 配位数(n) 4 6 2 6 外界 SO K＋ OH－ Na＋ 多齿配位 配体有多个配位原子，与中心原子形成螯合物。如铜离子与乙二胺形成配离子 金属羰基配合物 是过渡金属和一氧化碳配位形成的配合物，如四羰基镍[Ni(CO)4] 7.分子性质 (1)分子构型与分子极性的关系 (2)溶解性 ①“相似相溶”规律：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，若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。 ②“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。 (3)无机含氧酸分子的酸性 无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如酸性：HClO<HClO2<HClO3<HClO4。 8．氢键及其对物质性质的影响 氢键不属于化学键，氢键的作用力要大于范德华力。 对物理性质的影响： (1)分子间氢键使物质沸点较高 例如，沸点：NH3>PH3(NH3分子间形成氢键)、H2O>H2S(H2O分子间形成氢键)、HF>HCl(HF分子间形成氢键)、C2H5OH>CH3OCH3(C2H5OH分子间形成氢键)。 (2)使物质易溶于水：如NH3、C2H5OH、CH3CHO、H2O2、CH3COOH等易溶于水(分子与水分子间形成氢键)。 (3)解释一些特殊现象：例如水结冰体积膨胀(水分子间形成氢键，体积大，密度小)。 三、晶体结构与性质 1．不同晶体的特点比较 离子晶体 金属晶体 分子晶体 共价晶体 概念 阳离子和阴离子通过离子键结合而形成的晶体 通过金属离子与自由电子之间的较强作用形成的晶体 分子间以分子间作用力相结合的晶体 相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体 晶体微粒 阴、阳离子 金属阳离子、自由电子 分子 原子 微粒之间 作用力 离子键 金属键 分子间作用力 共价键 物 理 性质 熔、 沸点 较高 有的高(如铁)、有的低(如汞) 低 很高 硬度 硬而脆 有的大、有的小 小 很大 溶解性 一般情况下，易溶于极性溶剂(如水)，难溶于有机溶剂 钠等可与水、醇类、酸类反应 极性分子易溶于极性溶剂；非极性分子易溶于非极性溶剂 不溶于任何溶剂 2.晶体类别的判断方法 (1)依据构成晶体的微粒和微粒间作用力判断 由阴、阳离子形成的离子键构成的晶体为离子晶体；由原子形成的共价键构成的晶体为原子晶体；由分子依靠分子间作用力形成的晶体为分子晶体；由金属阳离子、自由电子以金属键构成的晶体为金属晶体。 (2)依据物质的分类判断 ①活泼金属氧化物和过氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(如NaOH、KOH等)、绝大多数的盐是离子晶体。 ②部分非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物、几乎所有的酸、绝大多数有机物的晶体是分子晶体。 ③常见的单质类共价晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的化合物类共价晶体有SiC、SiO2、AlN、BP、GaAs等。 ④金属单质、合金是金属晶体。 (3)依据晶体的熔点判断 不同类型晶体熔点大小的一般规律：共价晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔点差别很大，如钨、铂等熔点很高，铯等熔点很低。 (4)依据导电性判断 ①离子晶体溶于水和熔融状态时均能导电。 ②共价晶体一般为非导体。 ③分子晶体为非导体，但分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水时，分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，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 一般情况下，硬度：共价晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体多数硬度大，但也有较小的，且具有较好的延展性。 3．晶体熔、沸点的比较 (1)共价晶体 →→→ 如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。 (2)离子晶体 一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子间的作用力就越强，离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>NaCl>CsCl。 (3)分子晶体 ①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反常得高，如沸点：H2O>H2Te>H2Se>H2S。 ②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如熔、沸点：SnH4>GeH4>SiH4>CH4。 ③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如熔、沸点：CO>N2。 ④在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如熔、沸点：正戊烷>异戊烷。 (4)金属晶体 金属离子半径越小，所带电荷数越多，其金属键越强，熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na<Mg<Al。 四、晶体结构分析 1．常见共价晶体结构分析 (1)金刚石 ①每个C与相邻4个C以共价键结合，形成正四面体结构； ②键角均为109°28′； ③最小碳环由6个C组成且6个C不在同一平面内； ④每个C参与4个C—C的形成，C原子数与C—C数之比为1∶2； ⑤密度ρ＝(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 (2)SiO2 ①每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构； ②每个正四面体占有1个Si,4个“O”，因此二氧化硅晶体中Si与O的个数之比为1∶2； ③最小环上有12个原子，即6个O、6个Si； ④密度ρ＝(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 (3)SiC、BP、AlN ①每个原子与另外4个不同种类的原子形成正四面体结构； ②密度：ρ(SiC)＝；ρ(BP)＝；ρ(AlN)＝(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 2．常见分子晶体结构分析 (1)干冰 ①8个CO2位于立方体的顶角且在6个面的面心又各有1个CO2； ②每个CO2分子周围紧邻的CO2分子有12个； ③密度ρ＝(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 (2)白磷 ①面心立方最密堆积； ②密度ρ＝(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 3．常见金属晶体结/构分析 (1)金属晶体的四种堆积模型分析 堆积模型 简单立方堆积 体心立方堆积 六方最密堆积 面心立方最密堆积 晶胞 配位数 6 8 12 12 原子半径(r)和晶胞边长(a)的关系 2r＝a 2r＝ 2r＝ 一个晶胞内原子数目 1 2 2 4 原子空间利用率 52% 68% 74% 74% (2)金属晶胞中原子空间利用率计算 空间利用率＝×100%，球体积为金属原子的总体积。 ①简单立方堆积 如图所示，原子的半径为r，立方体的棱长为2r，则V球＝πr3，V晶胞＝(2r)3＝8r3，空间利用率＝×100%＝×100%≈52%。 ②体心立方堆积 如图所示，原子的半径为r，晶胞边长为a，体对角线c为4r，面对角线b为a，由(4r)2＝a2＋b2得a＝r。1个晶胞中有2个原子，故空间利用率＝×100%＝×100%＝×100%≈68%。 ③六方最密堆积 如图所示，原子的半径为r，底面为菱形(棱长为2r，其中一个角为60°)，则底面面积S＝2r× r＝2r2，h＝r，V晶胞＝S×2h＝2r2×2×r＝8r3,1个晶胞中有2个原子，则空间利用率＝×100%＝×100%≈74%。 ④面心立方最密堆积 如图所示，原子的半径为r，面对角线为4r，晶胞边长a＝2r，V晶胞＝a3＝(2r)3＝16r3，1个晶胞中有4个原子，则空间利用率＝×100%＝×100%≈74%。 (3)晶体微粒与M、ρ之间的关系 若1个晶胞中含有x个微粒，则1 mol该晶胞中含有x mol 微粒，其质量为xM g(M为微粒的相对分子质量)；若1个该晶胞的质量为ρa3 g(a3为晶胞的体积)，则1 mol晶胞的质量为ρa3NA g，因此有xM＝ρa3NA。 4.常见离子晶体结构分析 (1)典型离子晶体模型的配位数 晶体 晶胞 配位数 NaCl Na＋、Cl－的配位数均为6 CsCl Cs＋、Cl－的配位数均为8 ZnS Zn2＋、S2－的配位数均为4 CaF2 Ca2＋()的配位数为8；F－()的配位数为4 (2)晶格能 ①定义：气态离子形成1摩离子晶体释放的能量。晶格能是反映离子晶体稳定性的数据，可以用来衡量离子键的强弱，晶格能越大，离子键越强。 ②影响因素：晶格能的大小与阴阳离子所带电荷数、阴阳离子间的距离、离子晶体的结构类型有关。离子所带电荷数越多，半径越小，晶格能越大。 ③对离子晶体性质的影响：晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，而且熔点越高，硬度越大。 （建议用时：40分钟） 考向01 原子结构与性质 1．（2025·江苏泰州·模拟）下列化学用语或图示表达正确的是 A．H2S分子的球棍模型： B．NH3的VSEPR模型： C．基态24Cr原子价层电子轨道表示式： D．2pz电子云轮廓图： 【答案】D 【解析】 A．H2S分子分子的空间构型是V形，且O原子半径大于H，其球棍模型：，A错误； B．NH3价层电子对数为3+(5−3×1)=4，VSEPR模型为四面体形，即，B错误； C．基态24Cr原子价层电子排布式为：3d54s1，则其轨道表示式为：，C错误； D．已知p能级上的电子云轮廓图即原子轨道为三个垂直的呈哑铃形的轨道，故2pz电子云轮廓图为：，D正确； 故答案为：D。 2．（2025·安徽·模拟）下列化学用语表示正确的是 A．的VSEPR模型： B．用电子云轮廓图表示的键形成的示意图： C．碳的基态原子轨道表示式： D．的形成过程： 【答案】B 【解析】A．中心原子价层电子对数：，无孤电子对，VSEPR模型是平面三角形，与图不相符，故A错误； B．H的s能级为球形，两个氢原子形成氢气时，是两个s能级的原子轨道和互靠近，形成新的轨道，则用电子云轮廓图表示的键形成的示意图：，故B正确； C．基态碳原子的核外电子排布式为，根据洪特规则，2p轨道上的2个电子应该分别在2个轨道上，且自旋方向相同，轨道表示式：，故C错误； D．是共价化合物，不存在电子得失，其形成过程应为，故D错误； 答案选B。 3．（2025·江苏南通·阶段练习）反应H2S+CuSO4=CuS↓+H2SO4可用于除去C2H2中混有的H2S。下列说法正确的是 A．基态Cu2+的电子排布式为[Ar]3d84s1 B．H2S的电子式为 C．C2H2中C的轨道杂化类型为sp杂化 D．1 mol H2SO4含有4 mol σ键 【答案】C 【解析】A．已知Cu是29号元素，故Cu2+的基态核外电子排布式为[Ar]3d9，A错误； B．H2S是共价化合物，故其电子式为：，B错误； C．C2H2中C形成2个σ键，2个π键，无孤电子对，轨道杂化类型为sp杂化，C正确； D．H2SO4的结构式为 ，故1 mol H2SO4含有6 mol σ键，D错误； 故答案为C。 4．（2025·江苏南通·检测）已知反应；(R表示烷烃基)，该反应可用于提纯炔烃。下列说法不正确的是 A．的空间构型为直线形 B．基态O原子的价电子排布图为 C．的电子式为 D．中σ键与π键的个数比为1：1 【答案】A 【解析】A．中的R表示烷基，烷基的空间构型不是直线形，A不正确； B．基态O原子的价电子排布式为2s22P4，价电子排布图为，B正确； C．与N2互为等电子体，电子式为，C正确； D．中σ键2+2=4个，π键为2×2=4个，个数比为1:1，D正确； 答案选A。 5．（2025·江苏·模拟）下列化学用语表述不正确的是 A．次氯酸钠的电子式： B．固体HF中的链状结构： C．铜的基态原子的简化电子排布式： D．的模型 【答案】C 【解析】 A．次氯酸钠是离子化合物，O原子得到Na原子失去的一个电子，O和Cl原子再形成一对共用电子，则次氯酸钠的电子式为：，A正确； B．在固体HF中，一个HF分子中的氢原子与另一个HF分子中的氟原子之间形成分子间氢键，多个HF分子通过氢键作用连接成链状结构：，B正确； C．铜是29号元素，铜的基态原子电子排布为：，则其简化电子排布式为：，C错误； D．的中心原子S周围的价层电子对数为：3+=4，有1对孤电子对，则的模型为：，D正确； 故选C。 6．（2025·江苏徐州·期中）古代壁画中常用的蓝色颜料是石青[2CuCO3∙Cu(OH)2]，黑色颜料是铁黑(Fe3O4)。下列元素位于元素周期表中 ds区的是 A．Cu B．C C．Fe D．O 【答案】A 【解析】A．Cu的价电子排布式为3d104s1，其属于ds区元素，A符合题意； B．C的价电子排布式为2s22p2，其属于p区元素，B不符合题意； C．Fe的价电子排布式为3d64s2，其属于d区元素，C不符合题意； D．O的价电子排布式为2s22p4，其属于p区元素，D不符合题意； 故选A。 7．（24-25高三上·江苏泰州·阶段练习）明矾可用于净水。下列说法正确的是 A．半径大小： B．电负性大小： C．第一电离能大小： D．稳定性： 【答案】A 【解析】A. 同周期元素从左到右半径依次减小，半径大小：，故A正确； B. 元素非金属性越强，电负性越大。电负性大小：，故B错误； C. 同主族元素从上到下，第一电离能依次减小，第一电离能大小：，故C错误；     D. 同主族元素从上到下，非金属性依次减弱，简单氢化物稳定性依次减弱，稳定性：，故D错误； 选A。 8．（2025·江苏南京·检测）汽车安全气囊在碰撞时发生剧烈的反应： (未配平)。下列说法正确的是 A．离子半径：r(Na+)＞r(N3-) B．电负性： C．第一电离能：I1(O)＜I1(Na) D．碱性：KOH＜NaOH 【答案】B 【解析】A．Na+、N3-核外电子排布都是2、8，是电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，所以离子半径：r(Na+)＜r(N3-)，A错误； B．O、N是同一周期元素，原子序数越大，元素的电负性就越大，所以元素的电负性：，B正确； C．Na是活泼的金属元素，原子核外电子排布是2、8、1，很容易失去最外层的一个电子变为Na+，因此其第一电离能较小；而O是活泼的非金属元素，原子核外电子排布是2、6，很容易获得两个电子变为最外层8个电子的稳定结构的O2-，不容易失去电子，因此其第一电离能很大，故第一电离能：I1(O)＞I1(Na)，C错误； D．Na、K是同一主族元素，从上到下，元素的金属性增强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性增强；元素的金属性：K＞Na，所以碱性：KOH＞NaOH，D错误； 故合理选项是B。 9．（2025·江苏·阶段练习）对金属材料中C、O、N、S的含量进行定性和定量分析，可以确定金属材料的等级。下列不正确的是 A．电离能大小： B．热稳定性： C．酸性强弱： D．半径大小： 【答案】B 【解析】A．N原子2p能级半充满，结构稳定，第一电离能大于同周期相邻元素，同主族从上到下第一电离能依次减小，电离能大小：，故A正确； B．元素的非金属性越强，简单氢化物越稳定，同周期从左到右非金属性增强，所以热稳定性H2O>NH3>CH4，故B错误； C．硝酸是强酸，亚硫酸、碳酸为弱酸，但是亚硫酸的酸性比碳酸强，所以酸性强弱：，故C正确； D．电子层数越多半径越大，电子层数相同，质子数越多半径越小，半径大小：，故D正确； 故选B。 10．（2025·江苏泰州·模拟预测）NH3可用于生产铵盐、硝酸等。液氨中和的性质类似于水中的和OH-；NH3中的一个H被-NH2取代形成N2H4，N2H4中的两个H被-CH3取代形成。下列说法正确的是 A．电负性：H＜O＜N B．键角： C．存在顺反异构 D． N2H4和都可做配体 【答案】B 【解析】A．N、O为相邻的同周期元素，O在N的右边，则非金属性H＜N＜O，所以电负性：H＜N＜O，A不正确； B．中N原子的价层电子对数都为4，都发生sp3杂化，但中N原子的最外层有2个孤电子对，而的中心N原子最外层不存在孤电子对，孤电子对与成键电子对间的排斥作用大于成键电子对与成键电子对间的排斥作用，所以键角：，B正确； C．中所有原子间都形成共价单键，不存在顺反异构，C不正确； D．N2H4中2个N原子的最外层都存在1个孤电子对，而的中心N原子的最外层不存在孤电子对，所以N2H4能做配体，但不能做配体，D不正确； 故选B。 考向02 分子结构与性质 11．（2025·江苏南京·期中）HCN主要用于电镀行业，可通过反应CH4+NH3=HCN+CH4+H2制备。下列说法正确的是 A．CH4的空间结构为正四面体形 B．C2H4为极性分子 C．NH3的电子式为 D．HCN中C原子采取sp3杂化 【答案】A 【解析】A．中原子形成个键，孤电子对数为，价层电子对数为，空间结构为正四面体形，A正确； B．为平面形分子，正、负电荷中心重合，为非极性分子，B错误； C．氨气中的氮原子最外层有个电子，与氢原子形成共价键以后，还有一对孤对电子，电子式为：，C错误； D．在分子中，碳原子与氮原子形成了三键，同时与氢原子形成单键。碳原子价层电子对数为，其中原子形成个键，没有孤电子对，所以碳原子采取杂化方式，D错误； 故选A。 12．（2025·江苏无锡·阶段练习）氮化镓是新型半导体材料。工业制备氮化镓的常用方法是GaCl3 + NH3GaN3 + 3HCl。下列叙述正确的是 A．基态Ga原子电子排布式：[Ar]4s24p1 B．NH3的VSEPR模型： C．HCl中的共价键是s-p σ键 D．氯化铵的电子式： 【答案】C 【解析】A．镓是31号元素，基态镓原子电子排布式为[Ar]3d104s24p1，A错误； B．氨分子中N原子价层电子对数为，VSEPR模型为四面体，即，B错误； C． HCl分子中的共价键是H原子的1s轨道与Cl原子的3p轨道形成的s﹣pσ键，C正确； D．氯化铵由铵根离子和氯离子构成，其电子式为：，D错误； 答案选C。 13．（2025·江苏·阶段练习）鼠尾草酚可用于防治骨质疏松，可通过如下两步转化得到鼠尾草酚，下列说法正确的是 A．Z分子中含有键、键，分子间可以形成氢键 B．最多能消耗 C．与足量溶液反应最多消耗 D．X、Y、Z分子中均含有2个手性碳原子 【答案】A 【分析】X发生催化氧化反应得到Y，Y在酸性条件下发生反应得到Z。 【解析】A．Z中含苯环和碳氧双键，双键中含1个键、1个键，其余单键均为键，Z中含羟基，能形成分子间氢键，A正确； B．Y中含1个羰基、2个碳碳双键，1molY最多能消耗，B错误； C．Z中含有2个酚羟基、1个酯基，与足量溶液反应最多消耗，C错误； D．手性碳原子是指与四个各不相同原子或基团相连的碳原子，X中含2个手性碳原子：（*表示手性碳原子位置），Y含2个手性碳原子：，Z含3个手性碳原子：， D错误； 故选A。 14．（2025·江苏无锡·检测）Cu2S可用于钾离子电池的负极材料。冶炼铜时可使Cu2S在高温下与O2反应转化为Cu2O， Cu2O在酸性溶液中会转化为Cu和Cu2+；Cu在O2存在下能与氨水反应生成[Cu(NH3)4]2+； O3、O2的沸点分别为-111℃、-182℃。下列说法正确的是 A．Cu2+吸引电子的能力比Cu+的强 B．SO2为非极性分子 C．1mol[Cu(NH3)4]2+含有4mol的σ键 D．O2和O3互为同位素 【答案】A 【解析】A．Cu2+的半径小于Cu+，且Cu2+、Cu+的价层电子排布分别为3d9、3d10 ，Cu2+再得到一个电子就能达到3d10的稳定结构，而Cu+是3d10全充满的稳定结构，因此Cu2+吸引电子的能力比Cu+的强，A正确； B．SO2中心原子价层电子对数为2+=3，含有1对孤对电子，空间构型为V形，正、负电中心不重合，SO2是极性分子，B错误； C．1mol[Cu(NH3)4]2+含有4mol的配位键，配位键属于σ键，且配体NH3也含有σ键，则1mol[Cu(NH3)4]2+含有σ键总数为(4+3×4)mol=16mol，C错误； D．O2和O3是由同种元素组成而性质不同的单质，互为同素异形体，D错误； 故选A。 15．（2025·江苏南通·检测）我们都知道极性分子是分子中正负电荷中心不重合的分子。极性分子的存在对物质的物理性质如溶解性、熔沸点等有重要影响。极性分子易溶于极性溶剂。极性越大，在同种极性溶剂中溶解度越大，这一现象被称为“相似相溶”原理。由此推断在以下4种气体中，在水中溶解度最大的气体是 A． B． C．HF D． 【答案】C 【解析】水为极性分子，根据“相似相溶”原理，可知气体在水中的溶解度最大，说明该气体分子极性最强。CH4为非极性分子，NH3、HF、O3均为极性分子，但O3极性较弱。电负性：F>N，则HF的极性比大，且HF能与水形成分子间氢键，在水中溶解度最大，故选C。 16．（2025·江苏南通·开学考试）甲醇是易燃液体，能与水、乙醇、丙酮等混溶。甲醇燃烧热为。工业使用原料气、气相法合成甲醇的主反应：。有少量存在时，会发生副反应：。甲醇是一种重要的工业原料，可用于制备二甲醚、甲醛、甲酸等有机物。下列说法正确的是 A．、、都属于非极性分子 B．用分液法分离甲醇和丙酮的二元混合物 C．甲醇和二甲醚互为同分异构体 D．甲醇和二氧化碳分子中碳原子杂化方式不同 【答案】D 【解析】A．分子空间构型为直线型，正负电荷重心重合，为非极性分子，H2属于非极性分子，分子的空间构型为直线型，正负电荷重心不重合，为极性分子，故A错误； B．甲醇和丙酮互溶，不能用分液法分离，故B错误； C．甲醇的分子式为CH4O，二甲醚的分子式为C2H6O，不是同分异构体，故C错误； D．CO2中心C原子的价层电子对数为，中心C原子杂化方式为sp杂化，CH3OH中心C原子的价层电子对数为，C原子杂化方式为sp3杂化，甲醇和二氧化碳分子中碳原子杂化方式不同，故D正确； 故答案选D。 17．（2025·江苏淮安·开学考试）反应CH3COO[Cu(NH3)2]+NH3+CO = CH3COO[Cu(NH3)3CO] 可用于除去H2中的CO。下列说法正确的是 A．NH3的空间构型为平面三角形 B．CH3COOH中既有离子键又有共价键 C．1mol[Cu(NH3)3CO]+中σ键数目为10mol D．[Cu(NH3)3]+中Cu元素的化合价为+1 【答案】D 【解析】A．NH3中心原子N价层电子对数：，含1孤电子对，空间构型为三角锥形，A错误； B．CH3COOH属于共价化合物，分子中只有共价键，B错误； C．1mol[Cu(NH3)3CO]+中存在4mol配位键和10molσ键，即σ键数目为14mol，C错误； D．化合物中各元素化合价代数和为0，[Cu(NH3)3]+中Cu元素的化合价为+1，D正确； 答案选D。 18．（2025·江苏·专题练习）在碱性溶液中，Cu2+可与缩二脲形成紫色配离子，其结构如图所示。下列说法错误的是 A．电负性：O>N>C>H B．该配离子中能与水分子形成氢键的原子有N、O和H C．1mol该配离子中含有6mol配位键 D．已知缩二脲的分子式为C2H5N3O2，则由尿素[CO(NH2)2]生成缩二脲的反应类型为取代反应 【答案】C 【解析】A．同一周期从左到右主族元素的电负性逐渐变大，故电负性：O>N>C，且三者电负性均大于氢，A正确； B．由图可知，N、O能与水分子中的H原子形成氢键，H能与水分子中的O原子形成氢键，B正确； C．由图可知，该配离子中，2个Cu2＋与其他原子共形成8个配位键，故1 mol该配离子中含有8 mol配位键，C错误； D．缩二脲的分子式为C2H5N3O2，结构简式为，结合尿素的结构简式判断，由尿素生成缩二脲的反应类型为取代反应，D正确； 故选C。 考向03 晶体结构与性质 19．（2025·江苏无锡·期末）碳化钙的晶胞如图所示，反应常用于制备。下列有关说法正确的是 A．1个中含1个键 B．的电子式为 C．碳化钙晶胞中含4个 D．属于共价晶体 【答案】C 【解析】A．的结构式为，1个中含2个键，A错误； B．的电子式为，B错误； C．晶胞中，位于顶点和面心，共有个，C正确； D．中含有和，为离子晶体，D错误； 答案选C。 20．（2025·江苏·专题练习）已知：[Cu(NH3)4]2＋中2个NH3被2个Cl-取代可得到2种不同的结构。下列说法正确的是 A．C的一种晶体具有很大的硬度，1mol该晶体中含有4molC—C B．N2、O2的晶体类型均为共价晶体 C．[Cu(NH3)4]2＋的空间结构为正四面体形 D．Cu2O晶胞(如图所示)中，距离每个Cu＋最近的O2-有2个 【答案】D 【解析】A．C的一种晶体硬度很大，该晶体为金刚石，1 mol金刚石中含有2 mol C—C，A错误； B．N2和O2的晶体类型均为分子晶体，B错误； C．[Cu(NH3)4]2＋ 中2个NH3被2个Cl－取代可得2种不同的结构，故[Cu(NH3)4]2＋为平面四边形结构，C错误； D．根据阴、阳离子个数之比可知，Cu2O晶胞中，顶点和体心为O2－，内部的4个离子为Cu＋，距离每个O2－最近的Cu＋有4个，距离每个Cu＋最近的O2－有2个，D正确； 故选D。 21．（2025·山东·开学考试）科学家在一定条件下将白磷转化为黑磷，黑磷的晶体结构是与石墨类似的层状结构，如图所示。下列有关说法不正确的是    A．黑磷晶体中存在非极性键 B．黑磷晶体中磷原子杂化方式为 C．黑磷与白磷均为分子晶体 D．黑磷晶体中含有键 【答案】C 【解析】A．黑磷晶体中只存在键，为非极性键，选项A正确； B．黑磷中每个P与3个P形成共价键，还有1对孤电子对，为杂化，选项B正确； C．白磷为分子晶体，黑磷结构与石墨类似，为混合型晶体，选项C错误； D．可利用均摊法得黑磷晶体中有键，选项D正确； 答案选C。 22．（2025·江苏南通·模拟）是一种无机非金属材料，立方的硬度仅次于金刚石，其晶胞如下图所示．下列说法不正确的是 A．立方属于共价晶体 B．1个晶胞中含有4个B和4个N C．距离每个B最近的N有4个 D．立方中含有共价键 【答案】D 【解析】A．立方的硬度仅次于金刚石，属于共价晶体，A正确； B．根据均摊法，该晶胞中位于顶点和面心的原子个数为，位于晶胞内部的原子个数为4，则1个晶胞中含有4个B和4个N，B正确； C．根据晶胞结构可知，每个B最近的N有4个，每个N最近的B有4个，C正确； D．立方中每个B形成4个B-N键，立方中含有共价键，D错误； 故选D。 23．（2025·江苏·模拟预测）由铁及其化合物可制得FeSO4·7H2O、FeCl3、K2FeO4等化工产品，它们在生产、生活中具有广泛应用。已知NO能被FeSO4溶液吸收生成配合物。高炉炼铁的反应为 Fe2O3(s)＋3CO(g)=2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH=-23.5kJ·mol-1。下列有关说法不正确的是 A．如图所示γ-Fe的晶胞中，铁原子的配位数为12 B．配离子为，配位数为6 C．H2O分子是含有极性键的非极性分子 D．该配合物中阴离子空间构型为正四面体形 【答案】C 【解析】A．如图所示γ-Fe的晶胞中，铁位于面心和顶点，以顶点铁原子分析，每个横截面上距离该铁原子最近的有4个面心铁原子，三个横截面共12个，因此铁原子的配位数为12，故A正确； B．配离子为，配体为NO和H2O，配位数为6，故B正确； C．H2O中含有的氧氢键是极性键，H2O分子是“V”形结构，因此H2O分子是含有极性键的极性分子，故C错误； D．该配合物中阴离子为硫酸根离子，其中心原子孤电子对数为，价层电子对数为4+0=4，其空间构型为正四面体形，故D正确； 答案选C。 24．（2025·江苏·专题练习）高温下，超氧化钾晶体结构与NaCl的相似，其晶体结构的一个基本重复单元如图所示，已知晶体中氧的化合价可看做部分为0，部分为-2.下列说法正确的是 A．晶体中每个K＋周围有12个O，每个O周围有6个K＋ B．超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞中含有4个K＋和4个O C．晶体中与每个K＋距离最近的K＋有8个 D．晶体中，0价氧原子与-2价氧原子的数目比为2∶1 【答案】B 【解析】A．由晶胞图可知1个K＋周围有6个，同样1个周围有6个K＋，A错误； B．根据切割法，每个晶胞中有8×＋6×=4个K＋、1＋12×=4个，所以超氧化钾晶体中两种离子的个数比为1∶1，其化学式为KO2，B正确； C．根据晶胞结构可知，每个K＋所在的3个相互垂直的面上各有4个K＋与该K＋距离最近且相等，即晶体中与每个K＋距离最近的K＋有12个，C错误； D．中O的平均化合价为-0.5，所以若有1个-2价氧原子，则应有3个0价氧原子，故0价氧原子与-2价氧原子的数目比为3∶1，D错误； 故选B。 25．（2025·江苏常州·阶段练习）含氰废水中氰化物的主要形态是HCN和CN-，CN-具有较强的配位能力，能与Cu+形成一种无限长链离子，其片段为；CN-结合H+能力弱于CO。氰化物浓度较低时，可在碱性条件下用H2O2或Cl2将其转化为N2；浓度较高时，可加入HCN、Fe和K2CO3溶液反应生成K4[Fe(CN)6]溶液。下列说法正确的是 A．基态Fe2+核外电子排布式为[Ar]3d54s1 B．K4[Fe(CN)6]中Fe2+的配位数为6 C．Cu+与CN-形成的离子的化学式为[Cu(CN)3]2- D．某铁晶体(晶胞如图所示)中与每个Fe紧邻的Fe数为6 【答案】B 【解析】A．基态Fe2+核外电子排布式为[Ar]3d6，A错误； B．根据化学式K4[Fe(CN)6]可知，Fe2+的配位数为6，B正确； C．由图可知，Cu+与3个CN-相连，其中2个CN-被2个Cu+共有，则Cu+与CN-的个数之比为1：(1+2×)=1：2，所以化学式应该为[Cu(CN)2]-，C错误； D．以面心的Fe为例，与其紧邻的Fe有12个，因此与每个Fe紧邻的Fe数为12，D错误； 故答案选B。 26．（2025·江苏常州·开学考试）已知：2NO2(g)+NaCl(s)⇌NaNO3(s)+ClNO(g)    ，下列说法正确的是    A．该反应的平衡常数可表达为 B．该反应一定能自发进行 C．该反应中每消耗1molNO2，转移电子的数目约为3.01×1023 D．NaCl晶胞(如图所示)中每个周围与其距离最近的有6个 【答案】C 【解析】A．该反应的平衡常数可表达为，选项A错误； B．由题干信息可知，该反应的H<0，S<0，当G=H -TS <0时，反应能自发进行，故该反应在低温条件下易自发进行，选项B错误； C．根据反应2NO2(g)+NaCl(s)⇌NaNO3(s)+ClNO(g)可知，N元素由+4价变为+5价和+3价，每消耗1molNO2，转移电子的数目约为3.01×1023，选项C正确； D．NaCl晶胞(如图所示)中每个周围与其距离最近的有12个，选项D错误； 答案选C。 27．（2025·江苏南通·检测）黄铁矿是自然界中常见的金属矿物，主要成分为FeS2。工业上常煅烧其生成含铁矿渣和含硫气体。含硫气体可用来提取硫和制造硫酸，制硫酸时的尾气常用氨水吸收；含铁矿渣与硫酸反应后再加入Na2HPO4溶液，可制备FePO4。常温下可用铁质容器贮存浓硫酸。FeS2的晶胞如下图所示。    下列说法正确的是 A．Fe元素位于元素周期表第四周期，ⅥB族 B．的电子式为   C．晶胞中距离每个最近的Fe2+可以构成一个正八面体 D．常温下浓硫酸与铁不反应 【答案】C 【解析】A．铁为26号元素，核外电子排布为2、8、14、2，Fe元素位于元素周期表第四周期，第Ⅷ族，A错误； B．中S原子之间以单键结合，电子式为，B错误； C．根据晶胞结构示意图可知，距离每个最近的Fe2+有6个：上下各1个，同一平面上的有4个，即距离每个最近的Fe2+可以构成一个正八面体，C正确； D．常温下铁在浓硫酸中会钝化，不是不反应，D错误； 故答案为：C。 28．（2025·江苏苏州·阶段练习）石墨烯是从石墨材料中剥离出来，由碳原子组成的只有一层原子厚度的二维晶体。下列关于石墨与石墨烯的说法正确的是 A．从石墨中剥离石墨烯需要破坏化学键 B．石墨中的碳原子采取sp3杂化 C．石墨属于混合型晶体，层与层之间存在分子间作用力；层内碳原子间存在共价键，石墨能导电，存在金属键 D．石墨烯中平均每个六元碳环含有3个碳原子 【答案】C 【解析】A．石墨晶体中，层与层之间的作用力为分子间作用力，从石墨中剥离石墨烯需要破坏分子间作用力，故A错误； B．石墨中的碳原子采取sp2杂化，故B错误； C．石墨属于混合型晶体，层与层之间存在分子间作用力，层内碳原子间存在共价键，石墨能导电，存在金属键，故C正确； D．每个C原子为3个环共有，则石墨烯中平均每个六元碳环含有碳原子数为6×＝2，故D错误； 故选C。 1 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！ 学科网（北京）股份有限公司 $$ 重难点08原子、分子、晶体结构与性质 考点 三年考情分析 2025考向预测 原子、分子、晶体结构与性质 2024江苏卷、2023江苏卷、2022江苏卷 随着新高考的大范围实行，在选择中出现了考查物质结构与性质选修模块内容的试题，且具有一定的分散性，预测2025年高考在阿伏加德罗常数的判断、有机物的结构与性质等题目中均会涉及，单独考查物质结构与性质的选择题主要以分子结构与性质内容和晶体结构与性质，有关晶胞结构的考查在选择题中也会出现。 【思维导图】 【高分技巧】 一、原子结构与性质 (一)基态原子的核外电子排布 1．排布规律 (1)能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。 (2)泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋相反的电子。 (3)洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。 2．表示方法 表示方法 举例 电子排布式 Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 简化电子排布式 Cu：[Ar]3d104s1 价电子排布式 Fe：3d64s2 电子排布图(轨道表示式) 3.特殊原子的核外电子排布式 (1)Cr的核外电子排布 先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5为半充满状态，比较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得到1s22s22p63s23p64s13d5，再将同一能层的排到一起，得到该原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1。 (2)Cu的核外电子排布 先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10为全充满状态，比较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得到1s22s22p63s23p64s13d10，再将同一能层的排到一起，得到该原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1。 4．原子核外电子排布的周期性 随着原子序数的增加，主族元素原子的最外层电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，主族元素原子的最外层电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化(第一周期除外)。 (二)元素的第一电离能和电负性的递变性及应用 1．元素的电离能 第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。 (1)元素第一电离能的周期性变化 随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期元素从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，氢和碱金属的第一电离能最小。同族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。 说明　同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道为全充满、半充满时，元素的第一电离能较相邻元素要大，即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能均大于同周期相邻元素。例如，Be、N、Mg、P。 (2)元素电离能的应用 ①判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之，则越弱。 ②判断元素的化合价 如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n价，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。 2．元素的电负性 (1)元素电负性的周期性变化 元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。 (2)元素电负性的应用 二、分子结构与性质 1．分子立体构型与杂化轨道理论 当原子成键时，原子的价层电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的立体构型不同。 杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道夹角 立体构型 实例 sp 2 180° 直线形 BeCl2 sp2 3 120° 平面三角形 BF3 sp3 4 109°28′ 正四面体形 CH4 2．分子立体构型与价层电子对互斥理论 价层电子对互斥理论指的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。 (1)当中心原子无孤电子对时，两者的立体构型一致。 (2)当中心原子有孤电子对时，两者的立体构型不一致。 中心原子上的价层电子对数 中心原子上的σ键电子对数 中心原子上的孤电子对数 VSEPR模型名称 分子的 立体构型 实例 2 2 0 直线形 直线形 BeCl2 3 3 0 平面 三角形 平面三角形 BF3 2 1 V形 SO2 4 4 0 四面体形 正四面体形 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 3．中心原子杂化类型和分子立体构型的相互判断 中心原子的杂化类型和分子的立体构型有关，二者之间可以相互判断。 分子组成 (A为中心原子) 中心原子的 孤电子对数 中心原子的 杂化方式 分子的 立体构型 实例 AB2 0 sp 直线形 BeCl2 1 sp2 V形 SO2 2 sp3 V形 H2O AB3 0 sp2 平面三角形 BF3 1 sp3 三角锥形 NH3 AB4 0 sp3 正四面体形 CH4 【特别提醒】(1)用价层电子对互斥理论判断分子的立体构型，不仅要考虑中心原子的孤电子对所占据的空间，还要考虑孤电子对对成键电子对的排斥力大小。排斥力大小顺序为LP—LP>LP—BP>BP—BP(LP代表孤电子对，BP代表成键电子对)。 (2)键角大小的判断方法 ①不同杂化类型 如键角：CH4<BF3<CO2。 ②单键、双键、三键的影响(较少考查，了解) 三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序： 三键—三键>三键—双键>双键—双键>双键—单键>单键—单键。 如乙烯分子中H—C==C的键角是121.3°；H—C—H的键角是117.4°，均接近120°。 ③杂化类型相同，中心原子的孤电子对数越多，键角越小 如键角：CH4>NH3>H2O；NH>NH3；H3O＋>H2O。 ④杂化类型和孤电子对数均相同，中心原子的电负性越大，键角越大 键角：NH3>PH3>AsH3。 解释：N、P、As的电负性逐渐减小，中心原子的电负性越大，成键电子对越靠近中心原子，成键电子对排斥力增大，键角增大。 ⑤杂化类型和孤电子对数均相同，配位原子的电负性越大，键角越小 键角：NF3<NH3。 解释：F的电负性比H大，NF3中成键电子对偏向F，成键电子对排斥力比NH3小，且NF3的孤电子对偏向N，孤电子对对成键电子对的排斥力较大。 对于第④、⑤种类型，可以归纳为判断中心原子的电子云密度，中心原子的电子云密度越大，则该分子的成键电子对排斥力越大，则键角越大。 4．共价键的分类(以碳原子之间成键为例) 分类依据 成键结构 σ键与π键 说明 单键 碳碳之间形成一个σ键 所有的单键都是σ键 双键 碳碳之间形成1个σ键、1个π键 、—CH==N—等双键中形成1个σ键、1个π键 三键 —C≡C— 碳碳之间形成1个σ键、2个π键 —C≡C—等三键之间形成1个σ键、2个π键 拓展 分子中大π键可用符号表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为)，则N：，NO：，SO2：，O3：，CO： 5．等电子原理 等电子体具有相同的结构特征(立体结构和化学键类型)及相近的性质。 等电子体：原子总数相同、价电子总数相同的分子(或离子)互为等电子体。 确定等电子体的方法(举例)：变换过程中注意电荷改变，并伴有元素种类的改变。 序号 方法 示例 1 竖换：把同族元素(同族元素原子价电子数相同)上下交换，即可得到相应的等电子体 CO2与CS2 O3与SO2 2 横换：换相邻主族元素，这时候价电子发生变化，再通过得失电子使价电子总数相等 N2与CO 3 可以将分子变换为离子，也可以将离子变换为分子 O3与NO CH4与NH CO与CN－ 6．配合物 配合物的形成 中心离子或原子提供空轨道，配体提供孤电子对，通过配位键结合形成配合物。配位键本质上属于共价键 配合物所含化学键 配位键或配位键和离子键；配体或外界中可能还含有共价键 配合物的常见性质 多数能溶解、能电离、有颜色 配合物的组成 典型配合物 [Cu(NH3)4]SO4 K3[Fe(CN)6] [Ag(NH3)2]OH Na3AlF6 中心离子 Cu2＋ Fe3＋ Ag＋ Al3＋ 中心离子结构特点 一般是金属离子，特别是过渡金属离子，必须有空轨道 配体 NH3 CN－ NH3 F－ 配位原子 N C N F 配体结构特点 分子或离子，必须含有孤电子对 配位数(n) 4 6 2 6 外界 SO K＋ OH－ Na＋ 多齿配位 配体有多个配位原子，与中心原子形成螯合物。如铜离子与乙二胺形成配离子 金属羰基配合物 是过渡金属和一氧化碳配位形成的配合物，如四羰基镍[Ni(CO)4] 7.分子性质 (1)分子构型与分子极性的关系 (2)溶解性 ①“相似相溶”规律：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，若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。 ②“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。 (3)无机含氧酸分子的酸性 无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如酸性：HClO<HClO2<HClO3<HClO4。 8．氢键及其对物质性质的影响 氢键不属于化学键，氢键的作用力要大于范德华力。 对物理性质的影响： (1)分子间氢键使物质沸点较高 例如，沸点：NH3>PH3(NH3分子间形成氢键)、H2O>H2S(H2O分子间形成氢键)、HF>HCl(HF分子间形成氢键)、C2H5OH>CH3OCH3(C2H5OH分子间形成氢键)。 (2)使物质易溶于水：如NH3、C2H5OH、CH3CHO、H2O2、CH3COOH等易溶于水(分子与水分子间形成氢键)。 (3)解释一些特殊现象：例如水结冰体积膨胀(水分子间形成氢键，体积大，密度小)。 三、晶体结构与性质 1．不同晶体的特点比较 离子晶体 金属晶体 分子晶体 共价晶体 概念 阳离子和阴离子通过离子键结合而形成的晶体 通过金属离子与自由电子之间的较强作用形成的晶体 分子间以分子间作用力相结合的晶体 相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体 晶体微粒 阴、阳离子 金属阳离子、自由电子 分子 原子 微粒之间 作用力 离子键 金属键 分子间作用力 共价键 物 理 性质 熔、 沸点 较高 有的高(如铁)、有的低(如汞) 低 很高 硬度 硬而脆 有的大、有的小 小 很大 溶解性 一般情况下，易溶于极性溶剂(如水)，难溶于有机溶剂 钠等可与水、醇类、酸类反应 极性分子易溶于极性溶剂；非极性分子易溶于非极性溶剂 不溶于任何溶剂 2.晶体类别的判断方法 (1)依据构成晶体的微粒和微粒间作用力判断 由阴、阳离子形成的离子键构成的晶体为离子晶体；由原子形成的共价键构成的晶体为原子晶体；由分子依靠分子间作用力形成的晶体为分子晶体；由金属阳离子、自由电子以金属键构成的晶体为金属晶体。 (2)依据物质的分类判断 ①活泼金属氧化物和过氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(如NaOH、KOH等)、绝大多数的盐是离子晶体。 ②部分非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物、几乎所有的酸、绝大多数有机物的晶体是分子晶体。 ③常见的单质类共价晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的化合物类共价晶体有SiC、SiO2、AlN、BP、GaAs等。 ④金属单质、合金是金属晶体。 (3)依据晶体的熔点判断 不同类型晶体熔点大小的一般规律：共价晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔点差别很大，如钨、铂等熔点很高，铯等熔点很低。 (4)依据导电性判断 ①离子晶体溶于水和熔融状态时均能导电。 ②共价晶体一般为非导体。 ③分子晶体为非导体，但分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水时，分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，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 一般情况下，硬度：共价晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体多数硬度大，但也有较小的，且具有较好的延展性。 3．晶体熔、沸点的比较 (1)共价晶体 →→→ 如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。 (2)离子晶体 一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子间的作用力就越强，离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>NaCl>CsCl。 (3)分子晶体 ①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反常得高，如沸点：H2O>H2Te>H2Se>H2S。 ②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如熔、沸点：SnH4>GeH4>SiH4>CH4。 ③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如熔、沸点：CO>N2。 ④在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如熔、沸点：正戊烷>异戊烷。 (4)金属晶体 金属离子半径越小，所带电荷数越多，其金属键越强，熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na<Mg<Al。 四、晶体结构分析 1．常见共价晶体结构分析 (1)金刚石 ①每个C与相邻4个C以共价键结合，形成正四面体结构； ②键角均为109°28′； ③最小碳环由6个C组成且6个C不在同一平面内； ④每个C参与4个C—C的形成，C原子数与C—C数之比为1∶2； ⑤密度ρ＝(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 (2)SiO2 ①每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构； ②每个正四面体占有1个Si,4个“O”，因此二氧化硅晶体中Si与O的个数之比为1∶2； ③最小环上有12个原子，即6个O、6个Si； ④密度ρ＝(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 (3)SiC、BP、AlN ①每个原子与另外4个不同种类的原子形成正四面体结构； ②密度：ρ(SiC)＝；ρ(BP)＝；ρ(AlN)＝(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 2．常见分子晶体结构分析 (1)干冰 ①8个CO2位于立方体的顶角且在6个面的面心又各有1个CO2； ②每个CO2分子周围紧邻的CO2分子有12个； ③密度ρ＝(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 (2)白磷 ①面心立方最密堆积； ②密度ρ＝(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数的值)。 3．常见金属晶体结/构分析 (1)金属晶体的四种堆积模型分析 堆积模型 简单立方堆积 体心立方堆积 六方最密堆积 面心立方最密堆积 晶胞 配位数 6 8 12 12 原子半径(r)和晶胞边长(a)的关系 2r＝a 2r＝ 2r＝ 一个晶胞内原子数目 1 2 2 4 原子空间利用率 52% 68% 74% 74% (2)金属晶胞中原子空间利用率计算 空间利用率＝×100%，球体积为金属原子的总体积。 ①简单立方堆积 如图所示，原子的半径为r，立方体的棱长为2r，则V球＝πr3，V晶胞＝(2r)3＝8r3，空间利用率＝×100%＝×100%≈52%。 ②体心立方堆积 如图所示，原子的半径为r，晶胞边长为a，体对角线c为4r，面对角线b为a，由(4r)2＝a2＋b2得a＝r。1个晶胞中有2个原子，故空间利用率＝×100%＝×100%＝×100%≈68%。 ③六方最密堆积 如图所示，原子的半径为r，底面为菱形(棱长为2r，其中一个角为60°)，则底面面积S＝2r× r＝2r2，h＝r，V晶胞＝S×2h＝2r2×2×r＝8r3,1个晶胞中有2个原子，则空间利用率＝×100%＝×100%≈74%。 ④面心立方最密堆积 如图所示，原子的半径为r，面对角线为4r，晶胞边长a＝2r，V晶胞＝a3＝(2r)3＝16r3，1个晶胞中有4个原子，则空间利用率＝×100%＝×100%≈74%。 (3)晶体微粒与M、ρ之间的关系 若1个晶胞中含有x个微粒，则1 mol该晶胞中含有x mol 微粒，其质量为xM g(M为微粒的相对分子质量)；若1个该晶胞的质量为ρa3 g(a3为晶胞的体积)，则1 mol晶胞的质量为ρa3NA g，因此有xM＝ρa3NA。 4.常见离子晶体结构分析 (1)典型离子晶体模型的配位数 晶体 晶胞 配位数 NaCl Na＋、Cl－的配位数均为6 CsCl Cs＋、Cl－的配位数均为8 ZnS Zn2＋、S2－的配位数均为4 CaF2 Ca2＋()的配位数为8；F－()的配位数为4 (2)晶格能 ①定义：气态离子形成1摩离子晶体释放的能量。晶格能是反映离子晶体稳定性的数据，可以用来衡量离子键的强弱，晶格能越大，离子键越强。 ②影响因素：晶格能的大小与阴阳离子所带电荷数、阴阳离子间的距离、离子晶体的结构类型有关。离子所带电荷数越多，半径越小，晶格能越大。 ③对离子晶体性质的影响：晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，而且熔点越高，硬度越大。 （建议用时：40分钟） 考向01 原子结构与性质 1．（2025·江苏泰州·模拟）下列化学用语或图示表达正确的是 A．H2S分子的球棍模型： B．NH3的VSEPR模型： C．基态24Cr原子价层电子轨道表示式： D．2pz电子云轮廓图： 2．（2025·安徽·模拟）下列化学用语表示正确的是 A．的VSEPR模型： B．用电子云轮廓图表示的键形成的示意图： C．碳的基态原子轨道表示式： D．的形成过程： 3．（2025·江苏南通·阶段练习）反应H2S+CuSO4=CuS↓+H2SO4可用于除去C2H2中混有的H2S。下列说法正确的是 A．基态Cu2+的电子排布式为[Ar]3d84s1 B．H2S的电子式为 C．C2H2中C的轨道杂化类型为sp杂化 D．1 mol H2SO4含有4 mol σ键 4．（2025·江苏南通·检测）已知反应；(R表示烷烃基)，该反应可用于提纯炔烃。下列说法不正确的是 A．的空间构型为直线形 B．基态O原子的价电子排布图为 C．的电子式为 D．中σ键与π键的个数比为1：1 5．（2025·江苏·模拟）下列化学用语表述不正确的是 A．次氯酸钠的电子式： B．固体HF中的链状结构： C．铜的基态原子的简化电子排布式： D．的模型 6．（2025·江苏徐州·期中）古代壁画中常用的蓝色颜料是石青[2CuCO3∙Cu(OH)2]，黑色颜料是铁黑(Fe3O4)。下列元素位于元素周期表中 ds区的是 A．Cu B．C C．Fe D．O 7．（24-25高三上·江苏泰州·阶段练习）明矾可用于净水。下列说法正确的是 A．半径大小： B．电负性大小： C．第一电离能大小： D．稳定性： 8．（2025·江苏南京·检测）汽车安全气囊在碰撞时发生剧烈的反应： (未配平)。下列说法正确的是 A．离子半径：r(Na+)＞r(N3-) B．电负性： C．第一电离能：I1(O)＜I1(Na) D．碱性：KOH＜NaOH 9．（2025·江苏·阶段练习）对金属材料中C、O、N、S的含量进行定性和定量分析，可以确定金属材料的等级。下列不正确的是 A．电离能大小： B．热稳定性： C．酸性强弱： D．半径大小： 10．（2025·江苏泰州·模拟预测）NH3可用于生产铵盐、硝酸等。液氨中和的性质类似于水中的和OH-；NH3中的一个H被-NH2取代形成N2H4，N2H4中的两个H被-CH3取代形成。下列说法正确的是 A．电负性：H＜O＜N B．键角： C．存在顺反异构 D． N2H4和都可做配体 考向02 分子结构与性质 11．（2025·江苏南京·期中）HCN主要用于电镀行业，可通过反应CH4+NH3=HCN+CH4+H2制备。下列说法正确的是 A．CH4的空间结构为正四面体形 B．C2H4为极性分子 C．NH3的电子式为 D．HCN中C原子采取sp3杂化 12．（2025·江苏无锡·阶段练习）氮化镓是新型半导体材料。工业制备氮化镓的常用方法是GaCl3 + NH3GaN3 + 3HCl。下列叙述正确的是 A．基态Ga原子电子排布式：[Ar]4s24p1 B．NH3的VSEPR模型： C．HCl中的共价键是s-p σ键 D．氯化铵的电子式： 13．（2025·江苏·阶段练习）鼠尾草酚可用于防治骨质疏松，可通过如下两步转化得到鼠尾草酚，下列说法正确的是 A．Z分子中含有键、键，分子间可以形成氢键 B．最多能消耗 C．与足量溶液反应最多消耗 D．X、Y、Z分子中均含有2个手性碳原子 14．（2025·江苏无锡·检测）Cu2S可用于钾离子电池的负极材料。冶炼铜时可使Cu2S在高温下与O2反应转化为Cu2O， Cu2O在酸性溶液中会转化为Cu和Cu2+；Cu在O2存在下能与氨水反应生成[Cu(NH3)4]2+； O3、O2的沸点分别为-111℃、-182℃。下列说法正确的是 A．Cu2+吸引电子的能力比Cu+的强 B．SO2为非极性分子 C．1mol[Cu(NH3)4]2+含有4mol的σ键 D．O2和O3互为同位素 15．（2025·江苏南通·检测）我们都知道极性分子是分子中正负电荷中心不重合的分子。极性分子的存在对物质的物理性质如溶解性、熔沸点等有重要影响。极性分子易溶于极性溶剂。极性越大，在同种极性溶剂中溶解度越大，这一现象被称为“相似相溶”原理。由此推断在以下4种气体中，在水中溶解度最大的气体是 A． B． C．HF D． 16．（2025·江苏南通·开学考试）甲醇是易燃液体，能与水、乙醇、丙酮等混溶。甲醇燃烧热为。工业使用原料气、气相法合成甲醇的主反应：。有少量存在时，会发生副反应：。甲醇是一种重要的工业原料，可用于制备二甲醚、甲醛、甲酸等有机物。下列说法正确的是 A．、、都属于非极性分子 B．用分液法分离甲醇和丙酮的二元混合物 C．甲醇和二甲醚互为同分异构体 D．甲醇和二氧化碳分子中碳原子杂化方式不同 17．（2025·江苏淮安·开学考试）反应CH3COO[Cu(NH3)2]+NH3+CO = CH3COO[Cu(NH3)3CO] 可用于除去H2中的CO。下列说法正确的是 A．NH3的空间构型为平面三角形 B．CH3COOH中既有离子键又有共价键 C．1mol[Cu(NH3)3CO]+中σ键数目为10mol D．[Cu(NH3)3]+中Cu元素的化合价为+1 18．（2025·江苏·专题练习）在碱性溶液中，Cu2+可与缩二脲形成紫色配离子，其结构如图所示。下列说法错误的是 A．电负性：O>N>C>H B．该配离子中能与水分子形成氢键的原子有N、O和H C．1mol该配离子中含有6mol配位键 D．已知缩二脲的分子式为C2H5N3O2，则由尿素[CO(NH2)2]生成缩二脲的反应类型为取代反应 考向03 晶体结构与性质 19．（2025·江苏无锡·期末）碳化钙的晶胞如图所示，反应常用于制备。下列有关说法正确的是 A．1个中含1个键 B．的电子式为 C．碳化钙晶胞中含4个 D．属于共价晶体 20．（2025·江苏·专题练习）已知：[Cu(NH3)4]2＋中2个NH3被2个Cl-取代可得到2种不同的结构。下列说法正确的是 A．C的一种晶体具有很大的硬度，1mol该晶体中含有4molC—C B．N2、O2的晶体类型均为共价晶体 C．[Cu(NH3)4]2＋的空间结构为正四面体形 D．Cu2O晶胞(如图所示)中，距离每个Cu＋最近的O2-有2个 21．（2025·山东·开学考试）科学家在一定条件下将白磷转化为黑磷，黑磷的晶体结构是与石墨类似的层状结构，如图所示。下列有关说法不正确的是    A．黑磷晶体中存在非极性键 B．黑磷晶体中磷原子杂化方式为 C．黑磷与白磷均为分子晶体 D．黑磷晶体中含有键 22．（2025·江苏南通·模拟）是一种无机非金属材料，立方的硬度仅次于金刚石，其晶胞如下图所示．下列说法不正确的是 A．立方属于共价晶体 B．1个晶胞中含有4个B和4个N C．距离每个B最近的N有4个 D．立方中含有共价键 23．（2025·江苏·模拟预测）由铁及其化合物可制得FeSO4·7H2O、FeCl3、K2FeO4等化工产品，它们在生产、生活中具有广泛应用。已知NO能被FeSO4溶液吸收生成配合物。高炉炼铁的反应为 Fe2O3(s)＋3CO(g)=2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH=-23.5kJ·mol-1。下列有关说法不正确的是 A．如图所示γ-Fe的晶胞中，铁原子的配位数为12 B．配离子为，配位数为6 C．H2O分子是含有极性键的非极性分子 D．该配合物中阴离子空间构型为正四面体形 24．（2025·江苏·专题练习）高温下，超氧化钾晶体结构与NaCl的相似，其晶体结构的一个基本重复单元如图所示，已知晶体中氧的化合价可看做部分为0，部分为-2.下列说法正确的是 A．晶体中每个K＋周围有12个O，每个O周围有6个K＋ B．超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞中含有4个K＋和4个O C．晶体中与每个K＋距离最近的K＋有8个 D．晶体中，0价氧原子与-2价氧原子的数目比为2∶1 25．（2025·江苏常州·阶段练习）含氰废水中氰化物的主要形态是HCN和CN-，CN-具有较强的配位能力，能与Cu+形成一种无限长链离子，其片段为；CN-结合H+能力弱于CO。氰化物浓度较低时，可在碱性条件下用H2O2或Cl2将其转化为N2；浓度较高时，可加入HCN、Fe和K2CO3溶液反应生成K4[Fe(CN)6]溶液。下列说法正确的是 A．基态Fe2+核外电子排布式为[Ar]3d54s1 B．K4[Fe(CN)6]中Fe2+的配位数为6 C．Cu+与CN-形成的离子的化学式为[Cu(CN)3]2- D．某铁晶体(晶胞如图所示)中与每个Fe紧邻的Fe数为6 26．（2025·江苏常州·开学考试）已知：2NO2(g)+NaCl(s)⇌NaNO3(s)+ClNO(g)    ，下列说法正确的是    A．该反应的平衡常数可表达为 B．该反应一定能自发进行 C．该反应中每消耗1molNO2，转移电子的数目约为3.01×1023 D．NaCl晶胞(如图所示)中每个周围与其距离最近的有6个 27．（2025·江苏南通·检测）黄铁矿是自然界中常见的金属矿物，主要成分为FeS2。工业上常煅烧其生成含铁矿渣和含硫气体。含硫气体可用来提取硫和制造硫酸，制硫酸时的尾气常用氨水吸收；含铁矿渣与硫酸反应后再加入Na2HPO4溶液，可制备FePO4。常温下可用铁质容器贮存浓硫酸。FeS2的晶胞如下图所示。    下列说法正确的是 A．Fe元素位于元素周期表第四周期，ⅥB族 B．的电子式为   C．晶胞中距离每个最近的Fe2+可以构成一个正八面体 D．常温下浓硫酸与铁不反应 28．（2025·江苏苏州·阶段练习）石墨烯是从石墨材料中剥离出来，由碳原子组成的只有一层原子厚度的二维晶体。下列关于石墨与石墨烯的说法正确的是 A．从石墨中剥离石墨烯需要破坏化学键 B．石墨中的碳原子采取sp3杂化 C．石墨属于混合型晶体，层与层之间存在分子间作用力；层内碳原子间存在共价键，石墨能导电，存在金属键 D．石墨烯中平均每个六元碳环含有3个碳原子 1 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！ 学科网（北京）股份有限公司 $$