专题01 原子、分子结构与性质（考点清单）（讲+练）-2024-2025学年高二化学下学期期中考点大串讲（人教版2019）

专题01 原子、分子结构与性质 ◆考点01 原子结构 1.核外电子运动状态 (1)电子云 由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。 (2)核外电子运动状态 核外电子按能量不同分成能层，同一能层的电子，还被分成不同能级。量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。 （3）原子核外能层、能级、原子轨道之间的关系。 能层(n) 一 二 三 四 能层符号 K L M N 能级符号 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 各能级原子轨道数 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 各能层原子轨道数 1 4 9 16 最多容纳电子数 2 8 18 32 2.基态与激发态　原子光谱 (1)基态与激发态 ①基态原子：处于最低能量状态的原子。 ②激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。 (2)原子光谱 不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。 3.原子核外电子排布规律与表示方法 (1)电子排布原则 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。 ②泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反。 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)电子填充顺序——构造原理 (3)基态原子核外电子排布表示方法(以硫原子为例) 电子排布式 1s22s22p63s23p4 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 价层电子排布式 3s23p4 价层电子轨道表示式(电子排布图) ◆考点02 原子结构与元素周期表 1.元素周期表的结构 (1)原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 (2)结构 ①周期：3短4长，共7个周期 短周期 长周期 序号 一 二 三 四 五 六 七 元素种类 2 8 8 18 18 32 32 0族元素原子序数 2 10 18 36 54 86 118 ②族：7主族＋8副族＋0族，共16个族 主族 列 1 2 13 14 15 16 17 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 副族 列 3 4 5 6 7 8、9、10 11 12 族 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 0族 第18纵列 2.原子结构与元素在周期表中的位置关系 (1)原子结构与周期的关系 ①如表 周期 能层数(n) 每周期中各元素原子价层电子排布特点 二 2 2s1→2s22p6 三 3 3s1→3s23p6 四 4 五 5 六 6 ②关系：周期序数＝该周期原子最大能层数。 (2)每族元素的价层电子排布特点 ①主族 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 排布特点 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ②0族：ns2np6(其中He为1s2)。 ③副族元素：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。 3.原子结构与元素周期表分区的关系 (1)元素周期表分区 (2)各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除He外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除Pd外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 (3)金属与非金属的分界线 ①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋、钅立与硼、硅、砷、碲、砹、石田的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。 ②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。 ③分界线附近元素的性质：既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。 4.元素周期表应用 (1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。 (2)寻找新材料 ◆考点03 元素周期律 1.原子半径 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 (2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。 (4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。 【方法技巧】粒子半径比较的一般思路 (1)“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。 (2)“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 (3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 2.电离能 (1)含义(第一电离能) 气态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，符号：I1，单位：kJ·mol－1。 (2)变化规律 ①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈增大的趋势，其中第 ⅡA族、第 ⅤA族元素的第一电离能出现反常。 ②同族元素：从上到下第一电离能逐渐变小。 ③同种原子：逐级电离能越来越大。 (3)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；反之金属性越弱。 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，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。 ③判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 3.电负性 (1)含义 不同元素的原子对键合电子吸引力的标度。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力越大。 (2)计算标准 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。 (3)变化规律 ①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐变大，同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐变小。 ②金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 4.对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如。 ◆考点4 共价键 1．共价键的特征 (1)饱和性：按照共价键的共用电子对理论，一个原子有几个未成对电子，便可和几个自旋状态相反的电子配对成键，这就是共价键的饱和性。 (2)方向性：在形成共价键时，原子轨道重叠的越多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固，因此共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，所以共价键具有方向性。 2．共价键的分类及判断规律 共价单键 一个σ键、无π键 共价双键 一个σ键、一个π键 共价三键 一个σ键、两个π键 3.键参数——键能、键长与键角 （1）定义： ①气态分子中1 mol化学键解离成气态原子所吸收的能量。键能通常是298.15 K、101 kPa条件下的标准值，单位是kJ·mol－1。 ②构成化学键的两个原子的核间距。因此原子半径决定共价键的键长，原子半径越小，共价键的键长越短。 ③在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。 （2）键参数对分子性质的影响 （3）分子稳定性：键能越大，键长越短，分子越稳定。 ◆考点5 分子(离子)的空间结构 1.价层电子对互斥模型(VSEPR) (1)理论要点 ①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。 ②孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。 (2)用价层电子对互斥理论推测分子(离子)的空间结构 ①价层电子对数的计算 其中：a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x是与中心原子结合的原子数。 ②实例 价层电 子对数 σ键电 子对数 孤电子 对数 VSEPR 模型 分子空 间结构 实例 2 2 0 直线形 直线形 CO2 3 3 0 平面 三角形 平面三角形 BF3 2 1 V形 SO2 4 4 0 正四面 体形 正四面体形 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 2.杂化轨道理论 (1)理论要点 当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，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，形成分子的空间结构不同。 (2)杂化轨道与分子空间结构的关系(实例) 杂化 类型 杂化轨 道数目 杂化轨道 间夹角 分子空 间结构 示例 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 (3)中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断(实例) 分子(A为 中心原子) 中心原子孤电子对数 中心原子杂化方式　 分子空间结构 示例 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 3.等电子原理 (1)等电子原理的含义 原子总数相同，价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征和空间结构。如N2与CO、O3与SO2、CS2与CO2、NH与CH4等互为等电子体。 (2)常见等电子体分类示例 AB型 CO、N2、NO＋、CN－ AB2型 直线形 CO2、CS2、N2O、N V形 H2O、NH、H2S、H2F＋ V形 SO2、O3、NO AB3型 平面三角形 SO3、CO、NO 三角锥形 PO、SO、ClO、NCl3、NF3 AB4型 四面体形 CCl4、SO、PO、ClO、BH、CH4、NH、PH A2B4型 C2O、N2O4、B2F4 【归纳提升】“四方法”判断分子或离子中心原子的杂化轨道类型 (1)根据杂化轨道的空间结构判断 ①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形或三角锥形，则分子或离子的中心原子发生sp3杂化。 ②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子或离子的中心原子发生sp2杂化。 ③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子或离子的中心原子发生sp杂化。 (2)根据杂化轨道之间的夹角判断 ①若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则分子或离子的中心原子发生sp3杂化。 ②若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子或离子的中心原子发生sp2杂化。 ③若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子或离子的中心原子发生sp杂化。 (3)根据中心原子的价层电子对数判断 ①若中心原子的价层电子对数为4，是sp3杂化。 ②若中心原子的价层电子对数为3，是sp2杂化。 ③若中心原子的价层电子对数为2，是sp杂化。 (4)根据分子或离子中有无π键及π键数目(价层电子对数大于2)判断 如在有机物中C原子成键时，若没有π键为sp3杂化，含1个π键为sp2杂化，含2个π键为sp杂化。 ◆考点6 分子结构与物质性质 1.键的极性、分子的极性及对物质性质的影响 (1)键的极性 ①极性键与非极性键的比较 极性键 非极性键 成键原子 不同种元素的原子间 同种元素的原子间 电子对 发生偏移(电荷分布不均匀) 不发生偏移(电荷分布均匀) 成键原子的电性 — 呈电中性 ②键的极性对化学性质的影响 键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的极性而实现的，羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H＋，则羧酸的酸性越强。 a.与羧基相邻的共价键的极性越大，羧基中羟基的极性越大，则羧酸的酸性越强。 b.烷基是推电子基团，从而减小羟基的极性，导致羧酸的酸性减小。一般地，烷基越长，推电子效应越大，羧酸的酸性越弱。 (2)极性分子和非极性分子 ①概念 极性分子：分子的正电中心和负电中心不重合，键的极性的向量和不等于零。 非极性分子：分子的正电中心和负电中心重合，键的极性的向量和等于零。 ②极性分子和非极性分子的判断方法 a.A—A型分子一定是非极性分子、A—B型分子一定是极性分子。 b.判断ABn型分子极性的两条经验规律 ⅰ.中心原子A化合价的绝对值等于该元素原子最外层电子数，则为非极性分子，反之则为极性分子。 ⅱ.中心原子A没有孤电子对，则为非极性分子，反之则为极性分子。 2.分子间作用力及其对物质性质的影响 (1)分子间作用力 ①范德华力与氢键的比较 范德华力 氢键 作用微粒 分子或原子(稀有气体分子) H与N、O、F等电负性很大的原子 分类 分子内氢键和分子间氢键 特征 无方向性和饱和性 有饱和性和方向性 强度 共价键＞氢键＞范德华力 影响其强 度的因素 ①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大； ②分子的极性越大，范德华力越大 X—H…Y强弱与X和Y的电负性有关 对物质性质的影响 主要影响物理性质(如熔、沸点) ②氢键的表示方法(以HF分子间氢键为例) (2)物质的溶解性 ①“相似相溶”规律 a.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。 b.分子结构相似的物质易互溶。 ②氢键对分子溶解性的影响 若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。 (3)分子的手性 ①手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能叠合的现象。 ②手性分子：具有手性异构体的分子。 ③手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子。 1.（24-25高二上·辽宁沈阳·期中）下列说法或化学用语表达正确的是 A．基态氧原子有3个自旋平行的2p电子 B．夫琅禾费线含有的很多条暗线其实质属于原子的发射光谱 C．电子云中的电子数目形象的用小点·表示 D．3p、4p、5p能级的轨道数依次递增2 【答案】A 【解析】A．基态氧原子的价层电子排布图为，有3个自旋平行的2p电子，A正确； B．夫琅禾费线含有的很多条暗线其实质属于原子的吸收光谱，B错误； C．电子云中用小黑点的疏密程度来表示核外电子在某处出现机会的多少，C错误； D．3p、4p、5p能级的轨道数均为3，D错误；故选A。 2.（24-25高二上·重庆·期中）化学与生活密切相关。下列说法正确的是 A．“嫦娥五号”使用的太阳能电池板可将化学能转变成电能 B．机械表中由钼钴镍铬等元素组成的发条，其材质属于合金 C．基于界面效应的新型开关中的碲元素和钛元素都是过渡元素 D．烟花绽放时的五彩缤纷是利用了金属原子的吸收光谱 【答案】B 【解析】A．太阳能电池阵可将太阳能转变成电能，A错误； B．该发条由钼钴镍铬等元素组成，其材质属于合金，B正确； C．碲元素在ⅥA族，不是过渡元素，C错误； D．烟花绽放时的五彩缤纷是利用了金属原子的发射光谱，D错误；故选B。 3.（24-25高二上·浙江杭州·期末）下列说法正确的是 A．镁原子最外层电子的电子云轮廓图： B．第二周期元素中，第一电离能介于B、N之间的元素只有1种 C．第四周期的金属元素，从左到右元素的金属性依次减弱 D．激光、焰火都与核外电子跃迁释放能量有关 【答案】D 【解析】A．镁原子最外层电子为3s电子，3s轨道呈球形，题中给出的图像是典型p轨道的哑铃形，A错误； B．第二周期主族元素，从左往右第一电离能有增大的趋势，但第IIA族元素和第VA族元素第一电离能大于相邻主族的元素，则第一电离能介于B、N之间的元素有Be、C、O共3种，B错误； C．第四周期处于主族的金属元素从左到右金属性依次减弱，但过渡元素比较复杂，如锌在铜的右侧，但金属性比铜强，C错误； D．焰火的颜色来源于金属离子核外电子由激发态返回基态时释放可见光，激光的产生同样涉及核外电子跃迁释放能量，D正确；故选D。 4.（24-25高二上·湖北·期末）下列大小关系比较错误的是 A．键角： B．键能： C．酸性： D．硫在下列液体中的溶解性： 【答案】C 【解析】A．、和，中心原子均为杂化，其中无孤电子对，键角为，和中心原子有一个孤电子对，键角小于，同时由于的电负性比P大，与的成键电子对更偏向，导致成键电子对之间排斥力增大，所以键角 A项正确； B．原子半径：，键长，键能：，B项正确； C．由于Cl的电负性大于C，导致羧基中的羟基极性更大，更易电离出氢离子，所以酸性大于，因为甲基为推电子基团，导致羧基中的羟基极性减小，所以酸性小于，C项错误； D．硫和为非极性分子，和为极性分子，但极性比弱，根据相似相溶规律，硫在三种液体中的溶解性：， D项正确；故选C。 5.（23-24高二下·陕西西安·期中）下列有关“核外电子的运动状态”的说法错误的是 A．各原子轨道的伸展方向按p、d、f的顺序分别为3、5、7 B．只有在能层、原子轨道、原子轨道的伸展方向及电子的自旋状态都确定时，电子的运动状态才能被确定下来 C．原子核外可能有两个电子的运动状态是完全相同的 D．原子轨道伸展方向与能量大小无关 【答案】C 【解析】A．各原子轨道的伸展方向按p、d、f的顺序分别为3、5、7，s轨道是球形的，A正确； B．电子的运动状态由能层、能级即原子轨道、原子轨道即电子云的伸展方向以及电子的自旋状态决定，所以在能层、能级、电子云的伸展方向、以及电子的自旋状态确定时，电子的运动状态才能确定下来，B正确； C．每个原子轨道最多容纳两个电子，而且电子的自旋方向相反，所以原子核外不可能有两个电子的运动状态是完全相同的，C错误； D．同一原子轨道中电子的能量相同，则原子轨道伸展方向与能量大小是无关的，如2p轨道有三种伸展方向，2px、2py、2pz，它们的伸展方向不同，但是能量大小相同，D正确；故选C。 6.（24-25高二上·甘肃天水·期中）下列有关原子的最外层的轨道表示式正确的是 A．铍原子： B．碳原子： C．氯原子： D．铝原子： 【答案】C 【解析】A．铍原子的最外能级为2s，故A错误； B．2p能级上的电子应该单独占有一个轨道，违反洪特规则，故B错误； C．氯原子的最外能层的电子轨道表示式正确，故C正确； D．根据能量最低原理，3s轨道的能量低于3p轨道，则电子先排满3s轨道，才能排3p轨道，所以该电子排布违背了能量最低原理，故D错误；故选C。 7.（24-25高二上·河北衡水·期中）下列对电子排布式或轨道表示式的书写评价正确的是 选项 电子排布式或轨道表示式 评价 A 原子的电子排布式： 正确 B N原子的轨道表示式： 错误；违反洪特规则 C O原子的轨道表示式： 错误；违反泡利原理 D 的电子排布式： 正确 【答案】A 【解析】A．Ca基态原子的电子排布式：，遵循构造原理，A正确； B．相同轨道中的两个电子运动方向相反，违反了泡利不相容原理，B错误； C．电子应先充满同能级的轨道，违反了洪特规则，C错误；   D．Br-的电子排布式：[Ar]3d104s24p6，D错误；故选A。 8.（24-25高二上·黑龙江大庆·期中）下列说法正确的是 A．原子核外每个电子运动状态都不同 B．同主族元素中，从上到下元素的电负性逐渐变大 C．原子能级中，p能级能量一定比s能级的能量高 D．元素周期表中，s区全部是金属元素 【答案】A 【解析】A．电子运动状态不可能相同，即使在两个电子能层、能级、轨道相同的情况下，电子自旋状态也相反，A正确； B．电负性是元素的原子在化合物中吸引电子的能力的标度，吸引电子能力越强，电负性越大，同主族元素中，从上到下元素的电负性逐渐减小，B错误； C．原子能级中，相同能层的p能级能量一定比s能级的能量高，若是不同能层，则不一定，C错误； D．元素周期表中，s区元素除氢外，其余全部是金属元素，D错误；故选A。 9.（24-25高二上·山西临汾·期末）根据价层电子对互斥模型判断，下列分子或离子的中心原子的价层电子对数VSEPR模型及空间结构均正确的是 选项 分子或离子 中心原子的价层电子对数 VSEPR模型 分子或离子的空间结构 A 4 四面体形 V形 B 3 平面三角形 三角锥形 C 4 四面体形 三角锥形 D 3 平面三角形 平面三角形 【答案】C 【分析】根据价层电子对互斥理论，价层电子对数=σ键电子对数 + 孤电子对数，σ键电子对数等于与中心原子成键的原子数，孤电子对数=(a−xb)，a为中心原子的价电子数，x为与中心原子结合的原子数，b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数。 【解析】A．中N原子的价层电子对数为，VSEPR 模型为平面三角形，由于有1对孤电子对，分子的空间结构为 V 形，A错误； B．BF3中B原子的价层电子对数为，VSEPR 模型为平面三角形，无孤电子对，分子的空间结构为平面三角形，B错误； C．SOCl2中S原子的价层电子对数为，VSEPR 模型为四面体形 ，由于有1对孤电子对，分子的空间结构为三角锥形，C正确； D．中Cl原子的价层电子对数为，VSEPR 模型为四面体形，由于有1对孤电子对，离子的空间结构为三角锥形，D错误；故选C。 10.（24-25高二上·吉林延边·期末）二氯化二硫()，非平面结构，常温下是一种黄红色液体，有刺激性恶臭，熔点80℃，沸点135.6℃，对于二氯化二硫的叙述不正确的是 A．的电子式是 B．S采用杂化，键角是 C．分子中既有极性键又有非极性键 D．是极性分子 【答案】B 【解析】A．S2Cl2分子中S原子之间形成1对共用电子对，Cl原子与S原子之间形成1对共用电子对，结合分子结构可知S2Cl2的结构式为Cl-S-S-Cl，电子式为，A正确； B．S2Cl2分子中每个S原子价层电子对数=2+2=4，所以采取sp3杂化，有2个孤电子对，键角为小于，B错误； C．S2Cl2中Cl-S属于极性键，S-S键属于非极性键， C正确； D．分子的结构不对称，为极性分子，D正确；故选B。 11.（24-25高二上·浙江杭州·期末）下列类比或推论正确的是 A．水分子间氢键()键能大于HF分子间氢键()，因此的沸点更高 B．P可以形成和，N也可以形成和 C．烷基是推电子基团，因此 D．冰中一个周围有4个紧邻的分子，晶体中也类似 【答案】C 【解析】A．氟的电负性更大，HF分子间氢键键能更大，H2O沸点高于HF是因为分子间氢键数目更多，A错误； B．和中，中心原子P原子杂化方式分别为sp3杂化和sp3d杂化，N最外层为第二能层，没有d轨道，不能发生sp3d杂化，无法形成NCl5，B错误； C．推电子基使N原子上电子云密度更大，更容易结合质子，碱性增强，碱性越强，Kb越大，故Kb:C2H5NH2>NH3，C正确； D．冰中H2O分子间形成氢键，故一个周围有4个紧邻的分子，而H2S分子间不能形成氢键，D错误； 故选C。 12.（24-25高二上·浙江杭州·期末）下列有关氢键的说法不正确的是 A．“X—H…Y”三原子不在一条直线上时，也能形成氢键 B．接近水的沸点的水蒸气的相对分子质量测定值大于18 C．比稳定是因为水分子间存在氢键 D．氢键键长一般定义为X—H…Y的长度，而不是H…Y的长度 【答案】C 【解析】A．氢键是一种分子间作用力，是由已经与电负性很大的原子形成共价键的原子（如水分子中的氢）与另一个电负性很大的原子（如水分子中的氧）之间的作用力。氢键具有方向性，但并非严格要求三个原子共线，“X—H…Y”三原子不在一条直线上时，也能形成氢键，故A正确； B．接近沸点时，水蒸气分子间通过氢键形成缔合分子，导致测得的相对分子质量偏大，故B正确； C．氢键影响的是物理性质（如沸点），而热稳定性（化学性质）由分子内O-H键的强度决定。O的电负性比S大，O-H键键能更高，且O-H键键长比S-H键长短，因此H2O更稳定，与氢键无关，故C错误； D．根据高中化学教材定义，氢键键长定义为X原子中心到Y原子中心的距离（即X—H…Y的总长度），而非仅H…Y的距离，故D正确；故选C。 13.（24-25高二上·浙江宁波·期末）X、Y、Z、M和Q五种主族元素，原子序数依次增大，X原子半径最小，短周期中M电负性最小，Z与Y、Q相邻，基态Z原子的s能级与p能级的电子数相等，下列说法不正确的是 A．沸点：X2Z>X2Q B．M与Q可形成化合物M2Q、M2Q2 C．键角：QZ3>QZ2 D．与离子空间结构均为三角锥形 【答案】D 【分析】X、Y、Z、M和Q五种主族元素，原子序数依次增大，X原子半径最小，则X为H元素，短周期中M电负性最小，则M为Na元素，Z与Y、Q相邻，基态Z原子的s能级与p能级的电子数相等，则Z的核外电子排布式为：1s22s22p4，则Z为O元素，Z与Y、Q相邻，则Y为N元素，Q为S元素，据此分析。 【解析】A．H2O分子间含有氢键，则沸点高于H2S，A正确； B．Na与S可以形成Na2S、Na2S2等多种硫化物，B正确； C．SO2分子中心S原子价层电子对数为=3，S原子杂化方式为sp2，且含有1个孤电子对，SO3分子中心S原子价层电子对数为=3，S原子杂化方式为sp2，不含孤电子对，孤电子对对成键电子的斥力更大，则键角：SO3> SO2，C正确； D．中N原子价层电子对数为=3，为sp2杂化，孤电子对为0，为平面三角形，中S原子价层电子对数为=4，为sp3杂化，孤电子对为1，为三角锥形，D错误；故选D。 14.（24-25高二上·江西宜春·期末）二硫代磷酸酯的分子结构如图，下列说法错误的是 A．原子半径： B．二硫代磷酸酯中C—O的极性大于C—S C．该分子含有手性碳原子，可与水形成氢键 D．该分子含有的π键数目与σ键数目之比为2：23 【答案】C 【解析】A．根据层数越多，原子半径越大，层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小可知，原子半径：r(H) <r(O)<r(N)<r(S)，故A正确； B．O的非金属性大于S的非金属性，则C-O的极性大于C-S，故B正确； C．分子中含N-H键，可以与水形成分子间氢键，但该分子不含手性碳原子，故C错误； D．含2个双键，双键中含有1个π键和1个σ键，含有21个单键，单键中含有1个σ键，则该分子中π键与σ键的个数比为2:23，故D正确；故选C。 55.（24-25高二上·陕西西安·期末）软包电池的关键组件是一种离子化合物，其结构如图。X、Y、Z、W、M、Q为原子序数依次增大的短周期元素，X元素基态原子最外层电子是次外层电子数的一半，W和Q同主族。下列说法错误的是 A．简单离子半径：Q>W>M>X B．简单氢化物的稳定性：M>W>Q C．第一电离能：W>Z>Y D．W3是含有极性键的极性分子 【答案】C 【分析】X、Y、Z、W、M、Q为原子序数依次增大的短周期元素，X元素最外层电子数是次外层电子数的一半，则X为Li元素；W和Q同主族，由阴离子的结构示意图可知，W、Q形成共价键的数目分别为2和6，则W为O元素、Q为S元素；Y、M形成共价键的数目分别为4和1，则Y为C元素、Z为N元素、M为F元素，据此回答。 【解析】A．S2-有3个电子层，离子半径最大，Li+只有1个电子层，半径最小，F-和O2-电子层数结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，则氟离子的离子半径小于氧离子，故离子半径：S2-＞O2-＞F-＞Li+，A正确； B．元素的非金属性越强，简单气态氢化物的热稳定性越强，元素的非金属性强弱顺序为F>O>S，则氢化物的稳定性强弱顺序为HF>H2O>H2S，B正确； C．同周期从左到右元素的第一电离能呈增大趋势，但是N原子价电子为半满结构，失电子困难，第一电离能比O大，故第一电离能：N>O>C，C错误； D．O3分子中正负电性中心不重合，是含有极性键的极性分子，D正确；故选C。 / 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题01 原子、分子结构与性质 ◆考点01 原子结构 1.核外电子运动状态 (1)电子云 由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。 (2)核外电子运动状态 核外电子按能量不同分成能层，同一能层的电子，还被分成不同能级。量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。 （3）原子核外能层、能级、原子轨道之间的关系。 能层(n) 一 二 三 四 能层符号 K L M N 能级符号 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 各能级原子轨道数 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 各能层原子轨道数 1 4 9 16 最多容纳电子数 2 8 18 32 2.基态与激发态　原子光谱 (1)基态与激发态 ①基态原子：处于最低能量状态的原子。 ②激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。 (2)原子光谱 不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。 3.原子核外电子排布规律与表示方法 (1)电子排布原则 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。 ②泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反。 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)电子填充顺序——构造原理 (3)基态原子核外电子排布表示方法(以硫原子为例) 电子排布式 1s22s22p63s23p4 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 价层电子排布式 3s23p4 价层电子轨道表示式(电子排布图) ◆考点02 原子结构与元素周期表 1.元素周期表的结构 (1)原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 (2)结构 ①周期：3短4长，共7个周期 短周期 长周期 序号 一 二 三 四 五 六 七 元素种类 2 8 8 18 18 32 32 0族元素原子序数 2 10 18 36 54 86 118 ②族：7主族＋8副族＋0族，共16个族 主族 列 1 2 13 14 15 16 17 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 副族 列 3 4 5 6 7 8、9、10 11 12 族 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 0族 第18纵列 2.原子结构与元素在周期表中的位置关系 (1)原子结构与周期的关系 ①如表 周期 能层数(n) 每周期中各元素原子价层电子排布特点 二 2 2s1→2s22p6 三 3 3s1→3s23p6 四 4 五 5 六 6 ②关系：周期序数＝该周期原子最大能层数。 (2)每族元素的价层电子排布特点 ①主族 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 排布特点 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ②0族：ns2np6(其中He为1s2)。 ③副族元素：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。 3.原子结构与元素周期表分区的关系 (1)元素周期表分区 (2)各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除He外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除Pd外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 (3)金属与非金属的分界线 ①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋、钅立与硼、硅、砷、碲、砹、石田的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。 ②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。 ③分界线附近元素的性质：既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。 4.元素周期表应用 (1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。 (2)寻找新材料 ◆考点03 元素周期律 1.原子半径 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 (2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。 (4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。 【方法技巧】粒子半径比较的一般思路 (1)“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。 (2)“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 (3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 2.电离能 (1)含义(第一电离能) 气态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，符号：I1，单位：kJ·mol－1。 (2)变化规律 ①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈增大的趋势，其中第 ⅡA族、第 ⅤA族元素的第一电离能出现反常。 ②同族元素：从上到下第一电离能逐渐变小。 ③同种原子：逐级电离能越来越大。 (3)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；反之金属性越弱。 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，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。 ③判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 3.电负性 (1)含义 不同元素的原子对键合电子吸引力的标度。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力越大。 (2)计算标准 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。 (3)变化规律 ①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐变大，同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐变小。 ②金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 4.对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如。 ◆考点4 共价键 1．共价键的特征 (1)饱和性：按照共价键的共用电子对理论，一个原子有几个未成对电子，便可和几个自旋状态相反的电子配对成键，这就是共价键的饱和性。 (2)方向性：在形成共价键时，原子轨道重叠的越多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固，因此共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，所以共价键具有方向性。 2．共价键的分类及判断规律 共价单键 一个σ键、无π键 共价双键 一个σ键、一个π键 共价三键 一个σ键、两个π键 3.键参数——键能、键长与键角 （1）定义： ①气态分子中1 mol化学键解离成气态原子所吸收的能量。键能通常是298.15 K、101 kPa条件下的标准值，单位是kJ·mol－1。 ②构成化学键的两个原子的核间距。因此原子半径决定共价键的键长，原子半径越小，共价键的键长越短。 ③在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。 （2）键参数对分子性质的影响 （3）分子稳定性：键能越大，键长越短，分子越稳定。 ◆考点5 分子(离子)的空间结构 1.价层电子对互斥模型(VSEPR) (1)理论要点 ①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。 ②孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。 (2)用价层电子对互斥理论推测分子(离子)的空间结构 ①价层电子对数的计算 其中：a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x是与中心原子结合的原子数。 ②实例 价层电 子对数 σ键电 子对数 孤电子 对数 VSEPR 模型 分子空 间结构 实例 2 2 0 直线形 直线形 CO2 3 3 0 平面 三角形 平面三角形 BF3 2 1 V形 SO2 4 4 0 正四面 体形 正四面体形 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 2.杂化轨道理论 (1)理论要点 当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，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，形成分子的空间结构不同。 (2)杂化轨道与分子空间结构的关系(实例) 杂化 类型 杂化轨 道数目 杂化轨道 间夹角 分子空 间结构 示例 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 (3)中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断(实例) 分子(A为 中心原子) 中心原子孤电子对数 中心原子杂化方式　 分子空间结构 示例 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 3.等电子原理 (1)等电子原理的含义 原子总数相同，价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征和空间结构。如N2与CO、O3与SO2、CS2与CO2、NH与CH4等互为等电子体。 (2)常见等电子体分类示例 AB型 CO、N2、NO＋、CN－ AB2型 直线形 CO2、CS2、N2O、N V形 H2O、NH、H2S、H2F＋ V形 SO2、O3、NO AB3型 平面三角形 SO3、CO、NO 三角锥形 PO、SO、ClO、NCl3、NF3 AB4型 四面体形 CCl4、SO、PO、ClO、BH、CH4、NH、PH A2B4型 C2O、N2O4、B2F4 【归纳提升】“四方法”判断分子或离子中心原子的杂化轨道类型 (1)根据杂化轨道的空间结构判断 ①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形或三角锥形，则分子或离子的中心原子发生sp3杂化。 ②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子或离子的中心原子发生sp2杂化。 ③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子或离子的中心原子发生sp杂化。 (2)根据杂化轨道之间的夹角判断 ①若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则分子或离子的中心原子发生sp3杂化。 ②若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子或离子的中心原子发生sp2杂化。 ③若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子或离子的中心原子发生sp杂化。 (3)根据中心原子的价层电子对数判断 ①若中心原子的价层电子对数为4，是sp3杂化。 ②若中心原子的价层电子对数为3，是sp2杂化。 ③若中心原子的价层电子对数为2，是sp杂化。 (4)根据分子或离子中有无π键及π键数目(价层电子对数大于2)判断 如在有机物中C原子成键时，若没有π键为sp3杂化，含1个π键为sp2杂化，含2个π键为sp杂化。 ◆考点6 分子结构与物质性质 1.键的极性、分子的极性及对物质性质的影响 (1)键的极性 ①极性键与非极性键的比较 极性键 非极性键 成键原子 不同种元素的原子间 同种元素的原子间 电子对 发生偏移(电荷分布不均匀) 不发生偏移(电荷分布均匀) 成键原子的电性 — 呈电中性 ②键的极性对化学性质的影响 键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的极性而实现的，羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H＋，则羧酸的酸性越强。 a.与羧基相邻的共价键的极性越大，羧基中羟基的极性越大，则羧酸的酸性越强。 b.烷基是推电子基团，从而减小羟基的极性，导致羧酸的酸性减小。一般地，烷基越长，推电子效应越大，羧酸的酸性越弱。 (2)极性分子和非极性分子 ①概念 极性分子：分子的正电中心和负电中心不重合，键的极性的向量和不等于零。 非极性分子：分子的正电中心和负电中心重合，键的极性的向量和等于零。 ②极性分子和非极性分子的判断方法 a.A—A型分子一定是非极性分子、A—B型分子一定是极性分子。 b.判断ABn型分子极性的两条经验规律 ⅰ.中心原子A化合价的绝对值等于该元素原子最外层电子数，则为非极性分子，反之则为极性分子。 ⅱ.中心原子A没有孤电子对，则为非极性分子，反之则为极性分子。 2.分子间作用力及其对物质性质的影响 (1)分子间作用力 ①范德华力与氢键的比较 范德华力 氢键 作用微粒 分子或原子(稀有气体分子) H与N、O、F等电负性很大的原子 分类 分子内氢键和分子间氢键 特征 无方向性和饱和性 有饱和性和方向性 强度 共价键＞氢键＞范德华力 影响其强 度的因素 ①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大； ②分子的极性越大，范德华力越大 X—H…Y强弱与X和Y的电负性有关 对物质性质的影响 主要影响物理性质(如熔、沸点) ②氢键的表示方法(以HF分子间氢键为例) (2)物质的溶解性 ①“相似相溶”规律 a.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。 b.分子结构相似的物质易互溶。 ②氢键对分子溶解性的影响 若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。 (3)分子的手性 ①手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能叠合的现象。 ②手性分子：具有手性异构体的分子。 ③手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子。 1.（24-25高二上·辽宁沈阳·期中）下列说法或化学用语表达正确的是 A．基态氧原子有3个自旋平行的2p电子 B．夫琅禾费线含有的很多条暗线其实质属于原子的发射光谱 C．电子云中的电子数目形象的用小点·表示 D．3p、4p、5p能级的轨道数依次递增2 2.（24-25高二上·重庆·期中）化学与生活密切相关。下列说法正确的是 A．“嫦娥五号”使用的太阳能电池板可将化学能转变成电能 B．机械表中由钼钴镍铬等元素组成的发条，其材质属于合金 C．基于界面效应的新型开关中的碲元素和钛元素都是过渡元素 D．烟花绽放时的五彩缤纷是利用了金属原子的吸收光谱 3.（24-25高二上·浙江杭州·期末）下列说法正确的是 A．镁原子最外层电子的电子云轮廓图： B．第二周期元素中，第一电离能介于B、N之间的元素只有1种 C．第四周期的金属元素，从左到右元素的金属性依次减弱 D．激光、焰火都与核外电子跃迁释放能量有关 4.（24-25高二上·湖北·期末）下列大小关系比较错误的是 A．键角： B．键能： C．酸性： D．硫在下列液体中的溶解性： 5.（23-24高二下·陕西西安·期中）下列有关“核外电子的运动状态”的说法错误的是 A．各原子轨道的伸展方向按p、d、f的顺序分别为3、5、7 B．只有在能层、原子轨道、原子轨道的伸展方向及电子的自旋状态都确定时，电子的运动状态才能被确定下来 C．原子核外可能有两个电子的运动状态是完全相同的 D．原子轨道伸展方向与能量大小无关 6.（24-25高二上·甘肃天水·期中）下列有关原子的最外层的轨道表示式正确的是 A．铍原子： B．碳原子： C．氯原子： D．铝原子： 7.（24-25高二上·河北衡水·期中）下列对电子排布式或轨道表示式的书写评价正确的是 选项 电子排布式或轨道表示式 评价 A 原子的电子排布式： 正确 B N原子的轨道表示式： 错误；违反洪特规则 C O原子的轨道表示式： 错误；违反泡利原理 D 的电子排布式： 正确 8.（24-25高二上·黑龙江大庆·期中）下列说法正确的是 A．原子核外每个电子运动状态都不同 B．同主族元素中，从上到下元素的电负性逐渐变大 C．原子能级中，p能级能量一定比s能级的能量高 D．元素周期表中，s区全部是金属元素 9.（24-25高二上·山西临汾·期末）根据价层电子对互斥模型判断，下列分子或离子的中心原子的价层电子对数VSEPR模型及空间结构均正确的是 选项 分子或离子 中心原子的价层电子对数 VSEPR模型 分子或离子的空间结构 A 4 四面体形 V形 B 3 平面三角形 三角锥形 C 4 四面体形 三角锥形 D 3 平面三角形 平面三角形 10.（24-25高二上·吉林延边·期末）二氯化二硫()，非平面结构，常温下是一种黄红色液体，有刺激性恶臭，熔点80℃，沸点135.6℃，对于二氯化二硫的叙述不正确的是 A．的电子式是 B．S采用杂化，键角是 C．分子中既有极性键又有非极性键 D．是极性分子 11.（24-25高二上·浙江杭州·期末）下列类比或推论正确的是 A．水分子间氢键()键能大于HF分子间氢键()，因此的沸点更高 B．P可以形成和，N也可以形成和 C．烷基是推电子基团，因此 D．冰中一个周围有4个紧邻的分子，晶体中也类似 12.（24-25高二上·浙江杭州·期末）下列有关氢键的说法不正确的是 A．“X—H…Y”三原子不在一条直线上时，也能形成氢键 B．接近水的沸点的水蒸气的相对分子质量测定值大于18 C．比稳定是因为水分子间存在氢键 D．氢键键长一般定义为X—H…Y的长度，而不是H…Y的长度 13.（24-25高二上·浙江宁波·期末）X、Y、Z、M和Q五种主族元素，原子序数依次增大，X原子半径最小，短周期中M电负性最小，Z与Y、Q相邻，基态Z原子的s能级与p能级的电子数相等，下列说法不正确的是 A．沸点：X2Z>X2Q B．M与Q可形成化合物M2Q、M2Q2 C．键角：QZ3>QZ2 D．与离子空间结构均为三角锥形 14.（24-25高二上·江西宜春·期末）二硫代磷酸酯的分子结构如图，下列说法错误的是 A．原子半径： B．二硫代磷酸酯中C—O的极性大于C—S C．该分子含有手性碳原子，可与水形成氢键 D．该分子含有的π键数目与σ键数目之比为2：23 55.（24-25高二上·陕西西安·期末）软包电池的关键组件是一种离子化合物，其结构如图。X、Y、Z、W、M、Q为原子序数依次增大的短周期元素，X元素基态原子最外层电子是次外层电子数的一半，W和Q同主族。下列说法错误的是 A．简单离子半径：Q>W>M>X B．简单氢化物的稳定性：M>W>Q C．第一电离能：W>Z>Y D．W3是含有极性键的极性分子 / 学科网（北京）股份有限公司 $$