专题07 元素周期律 物质结构与性质（培优讲义）2026年高考化学二轮复习高效培优系列

该高中化学高考复习讲义聚焦“元素周期律 物质结构与性质”专题，覆盖元素周期表与周期律、原子结构与性质等五大核心考点，按“位-构-性”逻辑构建知识体系，通过考情精析、重难考点梳理、解题思维优化（含5类题型典例精讲与变式巩固），帮助学生突破晶胞计算等难点，体现复习的系统性与针对性。 讲义突出“结构决定性质”化学观念，融入科学思维与科学探究，如设计“晶胞参数计算模型”“位-构-性推断逻辑链”等策略，结合真题变式训练与分层练习，培养学生模型建构与信息迁移能力，助力教师精准把控复习节奏，高效提升学生应考能力。

专题07 元素周期律 物质结构与性质 目录 第一部分 考情精析 第二部分 重难考点深解 【考点01】 元素周期表与元素周期律 【考点02】 原子结构与性质 【考点03】 分子结构与性质 【考点04】 配合物的结构与性质 【考点05】 晶体结构与性质 第三部分 解题思维优化 典例精析+方法提炼+变式巩固 【题型01】考查原子结构与性质的正误判断 【题型02】考查分子结构与性质的正误判断 【题型03】考查晶体结构有有关计算 【题型04】考查配合物结构与性质的正误判断 【题型05】考查位、构、性的应用 核心考向聚焦 主战场转移：趋向模块融合与情境化命题，强化 “结构决定性质” 思想，新增超分子等热点，侧重综合应用与核心素养考查。 核心价值：立足 “结构决定性质” 核心思想，强化化学观念，渗透科学探究思维，体现学科社会应用价值与育人功能。 关键能力与思维瓶颈 关键能力：聚焦信息提取与整合、逻辑推理与论证、模型建构与应用能力，强化宏观辨识与微观探析的化学学科关键能力。 培优瓶颈：晶胞复杂计算与空间构型分析易错，配位键、超分子等新考点理解浅表，信息型元素推断逻辑链断裂，跨模块综合应用时难以快速建立 “结构 - 性质” 关联。 命题前瞻与备考策略 预测：2026年高考中，将深化真实情境命题，聚焦 “位-构-性” 综合推断，强化晶胞计算、配位键与超分子等难点，跨模块融合与信息推导比重上升，侧重模型建构与逻辑论证能力考查 策略：备考应聚焦核心考点，突破晶胞计算等难点，强化信息推导与模型建构，精练真题变式，提升跨情境综合应用能力。 重点训练： 1.深挖晶胞参数计算、空间构型判断等难点。2.强化 “位 - 构 - 性” 信息推导与逻辑建模。3.精练跨模块综合题，提升情境迁移能力。 ◇考点 01 元素周期表与元素周期律 一、重难点知识梳理 1．元素周期表的结构 ①“七横七周期，三短四长；十八纵行十六族，七主八副一0”。 ②从左到右族的分布：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、ⅧB、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。ⅧB族：包括8、9、10三个纵列。 ③0族：第18纵列，该族元素又称为稀有气体元素。其原子序数为He　2，Ne　10，Ar　18，Kr　36，Xe　54，Rn　86。 ④同周期第ⅡA和第ⅢA原子序数的差值可能为：1、11、25。 2．分区 ①分界线：沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋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：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。 3．元素周期表中的特殊位置 ①过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。 ②镧系：元素周期表第6周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。 ③锕系：元素周期表第7周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。 ④超铀元素：在锕系元素中92号元素轴(U)以后的各种元素。 4.元素周期表中的重要规律 （1）三角递变规律 相邻的四种元素关系如图所示：，则有原子半径：C>A>B；金属性：C>A>B；非金属性：B>A>C。 （2）相似规律 同主族元素性质相似，位于对角线位置的元素性质相似，相邻元素性质差别不大。 （3）电子排布规律 原子最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；原子最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；原子最外层电子数为8的元素是稀有气体元素。 （4）原子序数与元素位置的“序数差值”规律 1)同周期相邻主族元素的“序数差值”规律。 ①除第ⅡA族和第ⅢA族外,其余同周期相邻元素原子序数差为1。 ②同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素,其原子序数差分别是:第二、三周期相差1,第四、五周期相差11,第六、七周期相差25。 2)同族相邻元素的“序数差值”规律。 ①第二、三周期的同族元素原子序数相差8。 ②第三、四周期的同族元素原子序数相差有两种情况:第ⅠA族、ⅡA族相差8,其他族相差18。 ③第四、五周期的同族元素原子序数相差18。 ④第五、六周期的同族元素原子序数镧系之前的相差18,镧系之后的相差32。 ⑤第六、七周期的同族元素原子序数相差32。 （5）含量或性质特殊的元素 5.元素金属性和非金属性强弱的判断方法 金属性比较 本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关) 判断方法 ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强 ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强 ③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 ⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强 ⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强 非金属性比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关) 判断方法 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 ②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 ④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强 6.第一电离能、电负性 （1）元素第一电离能的周期性变化规律。 一般 规律 同一周期,随着原子序数的增加,元素的第一电离能呈现增大的趋势,稀有气体元素的第一电离能最大,碱金属元素的第一电离能最小;同一主族,随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小 特殊 情况 第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。如同周期主族元素,第ⅡA族元素的原子最外层s能级全充满、ⅤA族元素的原子最外层p能级半充满,比较稳定,所以其第一电离能大于同周期相邻的主族元素 （2）电负性大小判断。 规律 在周期表中,同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大,同主族从上往下逐渐减小 方法 常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小,如O与Cl的电负性比较:①HClO中Cl为+1价、O为-2价,可知O的电负性大于Cl;②Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物,可知O的电负性大于Cl 7.元素推断题通常考查的角度及分析依据 考查角度 分析依据 原子半径 ①同周期元素的原子半径随原子序数的增大而减小(不考虑稀有气体元素); ②同主族元素从上到下,原子半径随电子层数的增多而增大 元素 化合价 ①同周期元素从左到右,元素的最高正化合价由+1→+7,非金属元素的最低负化合价由-4→-1(O、F除外); ②同主族元素的最高正化合价、最低负化合价均相同(适用于短周期主族元素,氧无最高正价,氟无正价) 氧化物对 应水化物 ①元素的金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强; ②元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强(F无正价,O无最高正价,不考虑) 单质的氧化性、还原性 一般情况下,元素的金属性越强,单质的还原性越强,简单阳离子的氧化性越弱;元素的非金属性越强,单质的氧化性越强,简单阴离子的还原性越弱 物质的 熔点、 沸点 ①一般情况下,对于组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,物质的熔点、沸点也越高,如沸点:I2>Br2>F2; ②NH3、H2O、HF的沸点反常高,是因为分子间形成氢键,使物质的沸点升高 得失电 子能力 ①同周期元素从左到右,失电子能力逐渐减弱,得电子能力逐渐增强(不考虑稀有气体元素); ②同主族元素从上到下,失电子能力逐渐增强,得电子能力逐渐减弱 金属性与 非金属性 ①同周期元素从左到右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强(不考虑稀有气体元素); ②同主族元素从上到下,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱 元素的第 一电离能 ①同周期元素从左到右元素的第一电离能呈增大趋势; ②同主族元素自上而下,第一电离能逐渐减小 电负性 ①同周期元素从左到右元素的电负性逐渐增大(稀有气体元素除外); ②同主族元素自上而下,电负性逐渐减小 8、解答元素推断题的基本方法 （1）已知元素原子或离子的核外电子排布 （2）已知元素单质或化合物的性质(特性) （3）已知元素在周期表中的位置 （4）利用周期表片断推断元素的种类 ①利用H、He的特殊位置 已知X、Y、Z、W四种短周期元素的位置关系如图： 则可以推出X为He，再依次推知Y为F、Z为O、W为P。 ②利用元素的位置关系与原子序数关系 a．同一周期中元素的原子序数一般比左边元素原子序数大1，比右边元素的原子序数小1。 b．同主族中相邻周期元素的原子序数关系 9、关于元素周期律、元素周期表的认识误区 （1）误认为主族元素的最高正价一定等于族序数。但是，F无正价。 （2）误认为元素的非金属性越强，其氧化物对应水化物的酸性就越强。但是，HClO、H2SO3是弱酸，忽略了关键词“最高价”。 （3）误认为同周期相邻两主族元素原子序数之差等于1。忽视了相差11(第4、5周期)和25(第6、7周期)。 （4）误认为失电子难的原子得电子的能力一定强。碳原子、稀有气体元素的原子失电子难，得电子也难。 （5）误认为得失电子多的原子，得失电子的能力一定强。 （6）误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有第ⅣA族的某些元素。忽视了第ⅠA族的H的最高正价为＋1价，最低负价为－1价。 10、通过“三看”比较微粒半径大小 在中学化学要求的范围内,可按“三看”规律来比较粒子半径的大小: （1）“一看”电子层数:一般情况下,当电子层数不同时,电子层数越多,半径越大。 例如:r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-)；r(Na)>r(Na+) （2）“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。 例如:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)、r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+) （3）“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。 例如:r(Cl-)>r(Cl)、r(Fe2+)>r(Fe3+) 二、培优瓶颈及突破策略 1.培优瓶颈主要表现为三方面： 一是规律应用僵化，对原子半径、金属性/非金属性、气态氢化物稳定性等规律的记忆流于表面，无法结合题干信息灵活迁移，尤其在陌生元素推断中难以快速关联规律； 二是“位-构-性”关联断裂，不能熟练依托元素在周期表中的位置，推导原子结构特点及对应化学性质，解题时易出现“定位不准→性质误判”的连锁错误； 三是细节辨析疏漏，对电离能、电负性的特殊变化规律（如ⅡA族、ⅤA族元素第一电离能反常）掌握不扎实，忽略题干中“最高价氧化物对应水化物”“简单气态氢化物”等限定条件。 2.突破策略需靶向发力： 其一，构建规律应用模型，通过整理“周期表位置→原子结构→性质”三维关联图，强化规律的系统性记忆，同时选取陌生元素推断真题专项训练，总结“题干信息→定位元素→应用规律”的解题逻辑； 其二，强化特殊规律辨析，单独梳理电离能、电负性的反常情况及成因，制作“易错细节清单”，标注限定条件对应的解题关键点； 其三，开展变式训练提升迁移能力，通过改变题干条件（如已知性质推断位置、结合实验现象关联周期律）设计变式题，培养灵活应变能力。此外，建立错题归类本，针对规律应用错误、定位错误等类型专项复盘，深化对考点本质的理解。 ◇考点 02 原子结构与性质 一、重难点知识梳理 1.原子或离子中各微粒间的数量关系 （1）对于原子:质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数。 （2）质量数=质子数+中子数。 （3）质子数=阳离子的核外电子数+阳离子所带正电荷数。 （4）质子数=阴离子的核外电子数-阴离子所带负电荷数。 2.元素、核素、同位素之间的关系 3.核外电子排布 （1）核外电子排布规律 （2）原子结构示意图 （3）基态原子的核外电子排布原理 1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图： 2)泡利不相容原理 每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。 如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。 3)洪特规则 当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。如2p3的电子排布为 ，不能表示为或 洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。 （4）表示基态原子核外电子排布的四种方法 表示方法 举例 电子排布式 Cr:1s22s22p63s23p63d54s1 简化表示式 Cu:[Ar]3d104s1 价电子排布式 Fe:3d64s2 电子排布图 (或轨道表示式) O: 4．明确“4个同”所代表的描述对象 （1）同位素——原子，如H、H； （2）同素异形体——单质，如O2、O3； （3）同系物——化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3； （4）同分异构体——化合物，如正戊烷、异戊烷、新戊烷。 5．1~20号元素原子核外电子排布的特点与规律 （1）原子核中无中子的原子H。 （2）最外层只有一个电子的原子：H、Li、Na、K； 最外层有两个电子的原子：He、Be、Mg、Ca。 （3）最外层电子数等于次外层电子数的原子：Be、Ar； 最外层电子数是次外层电子数2倍的原子：C； 最外层电子数是次外层电子数3倍的原子：O。 （4）电子层数与最外层电子数相等的原子：H、Be、Al； 最外层电子数是电子层数2倍的原子：He、C、S； 最外层电子数是电子层数3倍的原子：O。 （5）次外层电子数是最外层电子数2倍的原子：Li、Si。 （6）内层电子总数是最外层电子数2倍的原子：Li、P。 （7）与He原子电子层结构相同的离子：H—、Li+、Be2+。 （8）次外层电子数是其他各层电子总数2倍的元素：Li、Mg。 (9)次外层电子数与其他各层电子总数相等的元素：Be、S。 6.巧记10e-、18e-微粒 （1）以Ne为中心记忆10e-微粒: （2）以Ar为中心记忆18e-微粒: 二、培优瓶颈及突破策略 1.培优瓶颈主要表现为三方面： 一是微粒结构辨析模糊，对核外电子排布规律（尤其是洪特规则特例，如Cr、Cu的电子排布）记忆不牢固，易混淆电子层、能级、轨道等概念，在书写电子排布式、价电子排布式时频繁出错； 二是性质与结构关联脱节，无法精准依托原子的核电荷数、电子层数、孤电子对数目等结构特征，推导元素的电离能、电负性、金属性等性质递变，解题时易出现“结构判断偏差→性质推断失误”的连锁问题； 三是陌生情境应用薄弱，面对结合新信息的微粒结构与性质综合题（如新型元素化合物的结构分析）时，难以将已有知识迁移应用，无法快速提炼解题关键信息。 2.突破策略需靶向攻坚： 其一，夯实结构基础，梳理核外电子排布“三规则”及特例，制作“电子排布式书写模板”，明确价电子、内层电子的区分标准，通过专项练习强化规范表达； 其二，构建“结构-性质”关联体系，绘制“原子结构关键参数→性质递变规律”思维导图，结合周期表梳理电离能、电负性的反常情况及成因，深化对性质本质的理解； 其三，强化情境迁移训练，选取含陌生信息的真题与模拟题，总结“新信息拆解→结构特征匹配→性质推导”的解题逻辑，提升信息提取与应用能力。此外，建立专项错题本，针对电子排布错误、结构与性质关联错误等类型分类复盘，通过重复训练固化正确认知，提升解题稳定性。 ◇考点 03 分子结构与性质 一、重难点知识梳理 (一)分子结构与性质 1．与分子结构有关的两种理论 （1）杂化轨道理论 ①基本观点：杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理；杂化轨道形成的共价键更加牢固。 ②杂化轨道类型与分子立体构型的关系 杂化轨道类型 杂化轨道数目 分子立体构型 实例 sp 2 直线形 CO2、BeCl2、HgCl2 sp2 3 平面三角形 BF3、BCl3、CH2O V形 SO2、SnBr2 sp3 4 四面体形 CH4、CCl4、CH3Cl 三角锥形 NH3、PH3、NF3 V形 H2S、H2O 注意：杂化轨道数＝与中心原子结合的原子数＋中心原子的孤电子对数。 （2）价层电子对互斥理论 ①基本观点：分子的中心原子上的价层电子对(包括σ键电子对和中心原子上的孤电子对)由于相互排斥，尽可能趋向彼此远离。 ②价层电子对数的计算 中心原子的价层电子对数＝σ键电子对数(与中心原子结合的原子数)＋中心原子的孤电子对数＝σ键电子对数＋(a－xb) 其中a为中心原子的价电子数，x、b分别为与中心原子结合的原子数及与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(H为1，其他原子为“8－该原子的价电子数”)。微粒为阳离子时，中心原子的价电子数要减去离子所带电荷数；微粒为阴离子时，中心原子的价电子数要加上离子所带电荷数。如SO2中硫原子的孤电子对数为＝1；H3O＋中氧原子的孤电子对数为＝1；CO中碳原子的孤电子对数为＝0。 【易错提醒】在计算孤电子对数时，出现0.5或1.5，则把小数进位为整数，即1或2。如NO2的中心原子N的孤电子对数为＝0.5≈1，则价层电子对数为3，故VSEPR模型为平面三角形，分子立体构型为V形。 ③利用价层电子对互斥理论判断分子(或离子)立体构型 价层电子对数 孤电子对数 分子(或离子)立体构型 示例 2 0 CO2、BeCl2 3 0 BF3、SO3、CO 3 1 SO2 4 0 CH4、NH、SO、CCl4 4 1 NH3、PCl3、H3O＋ 4 2 H2O、H2S 2、判断杂化轨道类型的一般方法 （1）看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有1个叁键，则其中有2个π键，是sp杂化；如果有1个双键，则其中有1个π键，是sp2杂化；如果全部是单键，则是sp3杂化。 （2）杂化轨道数等于中心原子的孤对电子对数与相连的其他原子个数之和。若和为2，则中心原子sp杂化；若和为3，则中心原子sp2杂化；若和为4，则中心原子sp3杂化。如NH3，N原子有1对孤电子对，另外与3个氢原子成键，所以为1＋3＝4，为sp3杂化；再如CO2，C原子没有孤电子对，与2个氧原子成键，所以为0＋2＝2，为sp杂化。 3、中心原子A的价层电子对数的计算方法： 对ABm型化合物，中心原子A的价层电子对数n＝，计算时一般说来，价电子数即为最外层电子数，但B为卤素原子、氢原子时，提供1个价电子，若为氧原子、硫原子时，则不提供电子。 4、等电子体的判断方法 （1）判断方法：一是同主族变换法，如CO2与CS2、CF4与CCl4是等电子体，二是左右移位法，如N2与CO，CO、NO 与SO3是等电子体。如果是阴离子，价电子应加上阴离子所带的电荷数；如果是阳离子，价电子应减去阳离子所带的电荷数。如NH价电子为8，CO价电子为24。 （2）常见的等电子体 微粒 通式 价电子总数 立体构型 CH4、NH AX4 8e－ 正四面体形 CO、N2 AX 10e－ 直线形 CO2、CNS－、NO、N AX2 16e－ 直线形 SO2、O3、NO AX2 18e－ V形 CO、NO、SO3 AX3 24e－ 平面三角形 PO、SO、ClO AX3 26e－ 三角锥形 SO、PO AX4 32e－ 正四面体形 5、分子性质 （1）分子极性 1)分子构型与分子极性的关系 2)键的极性与分子极性的关系 类型 实例 两个键之间的夹角 键的极性 分子的极性 空间构型 X2 H2、N2 － 非极性键 非极性分子 直线型 XY HCl、NO － 极性键 极性分子 直线型 XY2(X2Y) CO2、CS2 180° 极性键 非极性分子 直线型 SO2 120° 极性键 极性分子 三角形 H2O、H2S 104．5° 极性键 极性分子 V形 XY3 BF3 120° 极性键 非极性分子 平面三角形 NH3 107．3° 极性键 非极性分子 三角锥形 XY4 CH4、CCl4 109．5° 极性键 非极性分子 正四面体 （2）溶解性——“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。 （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。 6.分子结构性质认识的5个易错易混点 （1）误认为分子的稳定性与分子间作用力和氢键有关,其实分子的稳定性与共价键的强弱有关。 （2）误认为组成相似的分子,中心原子的杂化类型相同,其实要看其σ键和孤电子对数是否分别相同。如CO2和SO2中心原子的杂化方式不同,CO2分子中C原子是sp杂化,SO2分子中S原子是sp2杂化。 （3）误认为只要含有氢键物质的熔、沸点就高,其实不一定,分子间的氢键会使物质的熔、沸点升高,而分子内氢键一般会使物质的熔、沸点降低。 （4）误认为只含有极性键的分子都一定是极性分子,其实不ー定。如CO2、BF3等是非极性分子。 （5）误认为杂化轨道构型和分子构型一致,其实不一定。如H2O中氧原子是sp3杂化,杂化轨道构型为四面体,但由于分子中存在孤对电子,根据价层电子对互斥理论可知,H2O的分子构型是V形。 (二)微粒间的相互作用力 1．离子键、共价键及金属键的比较 离子键 共价键 金属键 非极性键 极性键 概念 阴、阳离子通过静电作用所形成的化学键 原子间通过共用电子对(电子云重叠)而形成的化学键 金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”,被所有原子共用,从而把所有金属原子维系在一起 成键粒子 阴、阳离子 原子 金属阳离子和自由电子 成键实质 阴、阳离子的静电作用 共用电子对不偏向任何一方 共用电子对偏向一方原子 金属阳离子和自由电子间的电子气 形成条件 活泼金属元素与活泼非金属元素经电子得失,形成离子键 同种元素原子之间成键 不同种元素原子之间成键 金属阳离子和自由电子间成键 形成的物质 离子化合物 非金属单质;某些共价化合物或离子化合物 共价化合物或离子化合物 金属晶体 2．化学键与物质类别的关系 （1）含有离子键的化合物一定是离子化合物，但离子化合物中可能含有共价键，如Na2O2。 （2）只含有共价键的化合物一定是共价化合物。 （3）由金属元素和非金属元素组成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3是共价化合物；只含有非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如铵盐是离子化合物。 （4）非金属单质不一定含有共价键，如稀有气体单质。 （5）气态氢化物是共价化合物，只含共价键，如NH3；而金属氢化物是离子化合物，只含离子键，如NaH。 （6）可能含有非极性键的物质有非金属单质(稀有气体单质除外)、某些共价化合物(如H2O2、C2H6等)、某些离子化合物(如Na2O2等)。 （7）从图中可以看出，离子化合物一定含有离子键，离子键只能存在于离子化合物中。 （8）共价键可存在于离子化合物、共价化合物和共价单质分子中。 (9)熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，如NaCl；熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物，如HCl。 (10)金属元素与非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3为共价化合物；只由非金属元素形成的化合物不一定是共价化合物，如NH4Cl为离子化合物。 (11)有些物质中不存在化学键，如稀有气体分子中不存在化学键。 3.σ键与π键的判断方法 （1）由轨道重叠方式判断。“头碰头”重叠为σ键,“肩并肩”重叠为π键。 （2）由物质的结构式判断。通过物质的结构式可以快速有效地判断共价键的种类及数目。共价单键全为σ键,双键中有一个σ键和一个π键,三键中有一个σ键和两个π键。 （3）由成键轨道类型判断。s轨道形成的共价键全部是σ键;杂化轨道形成的共价键全部为σ键。 4.三种作用力及对物质性质的影响 范德华力 氢键 共价键 作用微粒 分子 H与N、O、F 原子 强度比较 共价键>氢键>范德华力 影响因素 组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,范德华力越大 形成氢键元素的电负性 原子半径 对性质的影响 影响物质的熔、沸点,溶解度等物理性质 分子间氢键使物质熔、沸点升高,溶解度增大 键能越大,稳定性越强 二、培优瓶颈及突破策略 1.培优瓶颈主要表现 一是核心概念辨析不清，对共价键类型（σ键、π键）、杂化轨道类型（sp、sp²、sp³）的判断依据掌握不扎实，易混淆价层电子对互斥理论与杂化轨道理论的应用场景，在判断分子空间构型时频繁出错； 二是结构与性质关联断裂，无法依托分子的键角、极性、氢键、范德华力等结构特征，推导物质的熔沸点、溶解性、化学活性等性质，解题时易出现“结构判断偏差→性质推断失误”的连锁问题； 三是陌生分子分析薄弱，面对含配位键、特殊共价键（如大π键）的陌生分子结构题时，难以快速迁移已有知识，无法准确提取题干中与结构相关的关键信息。 2.突破策略 其一，夯实概念与理论基础，梳理共价键、杂化轨道、价层电子对互斥理论的核心要点，制作“概念辨析清单”与“判断流程模板”（如“价层电子对计算→杂化类型判断→空间构型推导”），通过专项练习强化规范应用； 其二，构建“结构-性质”关联体系，绘制“分子结构关键特征→性质递变规律”思维导图，重点梳理氢键、分子极性对物质熔沸点、溶解性的影响规律，深化对性质本质的理解； 其三，强化陌生情境迁移训练，选取含陌生分子结构的真题与模拟题，总结“新信息拆解→结构特征匹配→性质推导”的解题逻辑，提升信息提取与知识迁移能力。此外，建立专项错题本，针对概念混淆、结构判断错误等类型分类复盘，通过重复训练固化正确认知，提升解题稳定性。 ◇考点 04 配合物的结构与性质 一、重难点知识梳理 1.配合物的结构 如[Cu(NH3)4]SO4： 配体 （配位体） 含有孤电子对的分子或离子，如NH3、H2O、CO、F－、Cl－、Br－、I－、SCN－、CN－、OH－等。当配体中有两原子有孤电子对时，电负性小的原子为配位原子，如CO作配体时C为配位原子。 配位原子 配体中提供孤对电子的原子叫配位原子，如H2O中的O原子，NH3中的N原子。 中心离子 (或原子) 一般是金属离子，特别是过渡金属离子，中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。 配位数 直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或离子)的数目，中心原子(或离子)的配位数一般为2、4、6、8等。如：[Cu(NH3)4]2+的配位数为4，[Ag(NH3)2]+的配位数为2，[Fe(CN)6]4－中配位数为6。 配离子 由中心原子(或离子)和配位体组成的离子叫做配离子，如[Cu(NH3)4]2+、[Ag(NH3)2]+。 内界和外界 配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分， 如2Cl－，而内界微粒很难电离，因此，配合物[Co(NH3)5Cl]Cl2内界中的Cl－不能被Ag＋沉淀，只有外界的Cl－才能与硝酸银溶液反应产生沉淀。 2.典型配合物 [Cu(NH3)4]SO4 K3[Fe(CN)6] [Ag(NH3)2]OH Na3[AlF6] 中心离子 Cu2＋ Fe3＋ Ag＋ Al3＋ 配体 NH3 CN－ NH3 F－ 配位原子 N C N F 配位数(n) 4 6 2 6 外界 SO K＋ OH－ Na＋ 3.配位键与共价键的关系：配位键与普通共价键实质是相同的，它们都被成键原子双方共用。如NH中虽然有一个N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。同普通共价键一样，配位键可以存在于分子之中[如Ni(CO)4]，也可以存在于离子之中(如NH)。 4.配合物中化学键的类型及共价键数目的判断：若配体为单核离子如Cl－等，可以不予计入，若为分子，需要用配体分子内的共价键数乘以该配体的个数，此外，还要加上中心原子与配体形成的配位键，这也是σ键。如：[Cu(NH3)4]SO4化学键的类型：离子键、共价键、配位键，共价键数(σ键)为3×4＋4＋4＝20。 5.其他特殊配合物 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] 6.配合物的形成对性质的影响 ①溶解性：一些难溶于水的金属氯化物、溴化物、碘化物等可溶于含过量的氯离子、溴离子、碘离子和氨的溶液中，或依次溶解于含过量的OH－、Cl－、Br－、I－、CN－的溶液中，形成可溶性的配合物。如： ②颜色的改变：当简单离子形成配离子时，其性质往往有很大差异。颜色发生变化就是一种常见的现象，根据颜色的变化就可以判断是否有配离子生成。如黄色的铁离子溶液与硫氰酸根配合，就形成血红色的溶液。 ③稳定性增强：配位化合物稳定性是由配位键的强弱决定；配位键的强弱取决于配位体给电子的能力，配位体给出电子能力越强，则配位体与中心离子形成的配位键就越强，配合物也就越稳定。配位键的强弱还与中心粒子空轨道的数目、空间构型，配体空间结构等因素有关，如果形成环状配离子或配体体积较大，则空轨道数目较多的原子或阳离子才能形成稳定的配离子。例如，血红素中的Fe2＋与CO分子形成的配位键比Fe2＋与O2分子形成的配位键强，因此血红素中的Fe2＋与CO分子结合后，就很难再与O2分子结合，血红素失去输送氧气的功能，从而导致人体CO中毒。 7.配合物的应用 超过百万种的配合物在医药科学、化学催化剂、新型分子材料等领域有广泛的应用。 （1）在生命体中的应用 （2）在生产生活中的应用 （3）在医药中的应用——抗癌药物、。 （4）有些配合物显现出特征颜色，从而可用于物质的检验。Fe3＋与SCN－在溶液中可生成配位数为1～6的铁的硫氰酸根配离子，这种配离子的颜色是血红色的，反应的离子方程式如下：Fe3＋＋nSCN－===[Fe(SCN)n]3－n 8．配合物的制备 （1）配合物的形成 在盛有2 mL 0.1 mol·L－1的CuSO4溶液中，逐滴加入过量的浓氨水，观察到的现象是先生成蓝色沉淀，继续加氨水，沉淀溶解，最后变为蓝色透明溶液。反应的离子方程式是 ①Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH； ②Cu(OH)2＋4NH3·H2O===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O。 （2）制备银氨溶液 往洁净的试管中加入1mL2%硝酸银溶液，然后边振荡边逐滴滴入2%稀氨水，直到最初产生的的沉淀刚好溶解为止。①Ag＋＋NH3·H2O===AgOH＋NH ②AgOH＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋OH－＋2H2O （3）[Cu(NH3)4]2＋(配离子)的形成： 氨分子中氮原子的孤对电子进入Cu2＋的空轨道，Cu2＋与NH3分子中的氮原子通过共用氮原子提供的孤对电子形成配位键。配离子[Cu(NH3)4]2＋可表示为(如图所示)。 二、培优瓶颈及突破策略 1.培优瓶颈主要表现 一是核心概念界定模糊，对配合物的组成（中心离子/原子、配体、配位键、配位数）辨析不清，易混淆配体与外界离子、配位键与普通共价键的本质区别，在书写配合物化学式、电子式时频繁出错； 二是结构分析能力薄弱，无法准确判断中心离子的杂化类型，对配合物的空间构型（如正四面体、平面正方形、八面体）与稳定性的关联理解不深，难以结合结构推导性质； 三是情境迁移应用不足，面对含配合物的陌生反应、物质推断题时，无法快速提取题干中与配位键形成相关的关键信息（如孤电子对、空轨道），知识迁移存在障碍。 3.突破策略 其一，夯实概念基础，梳理配合物组成要素的界定标准，制作“概念辨析清单”，明确配体的判断依据（含孤电子对的分子或离子）、配位数的计数规则，通过规范书写配合物相关化学用语的专项练习强化认知； 其二，构建“结构-性质”关联逻辑，整理常见中心离子的杂化类型与对应空间构型，绘制“中心离子→杂化类型→空间构型→稳定性/化学性质”关联图，深化结构对性质的决定作用； 其三，强化情境迁移训练，选取含配合物的真题与模拟题，总结“题干信息提取（孤电子对、空轨道）→配合物结构推断→性质应用”的解题流程，提升信息转化与知识迁移能力。此外，建立专项错题本，针对概念混淆、结构判断错误等类型分类复盘，通过重复训练固化正确思路，提升解题稳定性。 ◇考点 05 晶体结构与性质 一、重难点知识梳理 1、晶体类型的判断 （1）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)都是分子晶体。 ③常见的共价晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的共价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。 （2）依据组成晶体的晶格质点和质点间的作用判断 ①离子晶体的晶格质点是阴、阳离子，质点间的作用是离子键； ②共价晶体的晶格质点是原子，质点间的作用是共价键； ③分子晶体的晶格质点是分子，质点间的作用为分子间作用力； ④金属晶体的晶格质点是金属离子和自由电子，质点间的作用是金属键。 （3）晶体的熔点判断 ①离子晶体的熔点较高，常在数百度至一千余度； ②共价晶体熔点高，常在一千度至几千度； ③分子晶体熔点低，常在数百度以下至很低温度； 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离子晶体水溶液及熔化时能导电； ②共价晶体一般为非导体，但有些能导电，如晶体硅； ③分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(如酸和部分非金属气态氢化物)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略硬而脆； ②共价晶体硬度大； ③分子晶体硬度小且较脆； ④金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。 2、物质熔、沸点高低比较规律 （1）一般情况下,不同类型晶体的熔、沸点高低规律:共价晶体>离子晶体>分子晶体,如熔、沸点:金刚石>NaCl>Cl2;金属晶体>分子晶体,如熔、沸点:Na>Cl2(金属晶体熔、沸点有的很高,如钨、铂等,有的则很低,如汞等)。 （2）形成共价晶体的原子半径越小、键长越短,则键能越大,其熔、沸点就越高,如熔、沸点:金刚石>石英>碳化硅>晶体硅。 （3）形成离子晶体的阴阳离子所带的电荷数越多,离子半径越小,则离子键越强,熔、沸点就越高,如熔、沸点:MgO>MgCl2,NaCl>CsCl。 （4）金属晶体中金属离子半径越小,离子所带电荷数越多,其形成的金属键越强,金属单质的熔、沸点就越高,如Al>Mg>Na。 （5）分子晶体的熔、沸点比较规律。 ①组成和结构相似的分子,相对分子质量越大,其熔、沸点就越高,如:HI>HBr>HCl。 ②组成和结构不相似的分子,分子极性越大,其熔、沸点就越高,如:CO>N2。 ③同分异构体分子中,支链越少,其熔、沸点就越高,如:正戊烷>异戊烷>新戊烷。 ④同分异构体中的芳香烃及其衍生物,邻位取代物>间位取代物>对位取代物,如熔、沸点:邻二甲苯>间二甲苯>对二甲苯。 3、均摊法确定晶胞组成 （1）方法：晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个原子对这个晶胞的贡献就是。 （2）类型 ①长方体(正方体)晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献： ②非长方体(非正方体)晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定。如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)对六边形的贡献为。在如图所示的正三棱柱形晶胞中： ③熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目。 A．NaCl(含4个Na＋，4个Cl－) B．干冰(含4个CO2) C．CaF2(含4个Ca2＋，8个F－) D．金刚石(含8个C) E．体心立方(含2个原子) F．面心立方(含4个原子) 4、金属晶体空间利用率的计算方法 Ⅰ.空间利用率的定义及计算步骤 ①空间利用率：指构成晶体的原子、离子或分子在整个晶体空间中所占有的体积百分比。 空间利用率＝×100% ②空间利用率的计算步骤： a．计算晶胞中的粒子数； b．计算晶胞的体积。 Ⅱ.金属晶体空间利用率分类简析 ①简单立方堆积(如图1所示) 立方体的棱长为2r，球的半球为r 过程：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2所示) 过程：b2＝a2＋a2 (4r)2＝a2＋b2＝3a2，所以：a＝r 空间利用率＝×100%＝×100%＝×100%≈68% ③六方最密堆积(如图3所示) 过程：S＝2r×r＝2r2 h＝r　V(球)＝2×πr3 V(晶胞)＝S×2h＝2r2×2×r＝8r3 空间利用率＝×100%＝×100%≈74% ④面心立方最密堆积(如图4所示) 过程：a＝2r V(球)＝4×πr3 V(晶胞)＝a3＝(2r)3＝16r3 空间利用率＝×100%＝×100%≈74% 5、计算晶体密度的方法 6、计算晶体中粒子间距离的方法 7、原子分数坐标参数 （1）概念 原子分数坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置。 （2）原子分数坐标的确定方法 ①依据已知原子的坐标确定坐标系取向。 ②一般以坐标轴所在正方体的棱长为1个单位。 ③从原子所在位置分别向x、y、z轴作垂线，所得坐标轴上的截距即为该原子的分数坐标。 （3）金刚石晶胞中碳原子坐标的确定 以金刚石晶胞结构为例，金刚石晶体整体上是正四面体立体网状结构。每个碳原子L能层的4个电子采用sp3杂化，形成4个等同的杂化轨道，相邻的两个碳原子之间形成σ键。这样每个碳原子与周围4个碳原子形成4个σ键，每个碳原子都是直接相连的4个碳原子的重心。 在一个金刚石晶胞中有8个碳原子位于立方体的顶点，6个碳原子位于面心，4个碳原子位于晶胞内部。每个晶胞中8个顶点中有4个顶点、6个面心和4个晶胞内部的碳原子形成4个正四面体，每个正四面体的4个顶点分别是一个晶胞顶点和这个顶点所在平面的面心，正四面体中心是晶胞内的1个碳原子。 （4）用解析几何知识研究晶体中各个微粒间的位置关系更具体更直接。以底面一个顶点的碳原子(通常取后左下)为原点建立一个三维坐标系。 原点上的原子坐标为(0，0，0)，晶胞边长参数看作1，并据此分析坐标参数。在晶胞进行“无隙并置”时，可以看出，8个顶点的原子都可以作为原点，注意看清楚，与这个原点原子重合的是晶胞上哪一个顶点的碳原子。所以顶点上的8个原子坐标都是(0，0，0)，这与纯粹立体几何不同，所以高中阶段我们只标注顶点以外的晶胞内和晶胞上点的坐标；棱心和面心坐标点中数据中不会出现“1”。 8、千万差别貌相似,谨防马虎大错误 （1）CO2和SiO2尽管有相似的化学组成,但二者物理性质有较大差异,原因是二者的晶体类型不同,CO2属于分子晶体,SiO2属于共价晶体,二者不能混淆。 （2）离子晶体中不一定都含有金属元素,如NH4Cl是离子晶体;金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶体,如AlCl3是分子晶体;含有金属离子的晶体不一定是离子晶体,如金属晶体中含有金属离子。 （3）含阴离子的晶体中一定含有阳离子,但含阳离子的晶体中不一定含阴离子,如金属晶体。 （4）误认为金属晶体的熔点比分子晶体的熔点高,其实不一定,如Na的熔点为97 ℃,尿素的熔点为132.7 ℃。 二、培优瓶颈及突破策略 1.培优瓶颈主要表现 一是晶胞结构分析薄弱，无法准确判断晶胞中粒子的堆积方式、配位数，对“均摊法”的应用场景与计算规则掌握不扎实，在求解晶胞中粒子个数、化学式时频繁出错； 二是晶体类型与性质关联断裂，对离子晶体、分子晶体、共价晶体、金属晶体的结构特征（如化学键类型、粒子间作用力）理解不深，难以依托晶体类型推导物质的熔沸点、硬度、导电性等性质； 三是综合计算与情境迁移不足，面对晶胞密度、微粒间距等综合计算时，易混淆晶胞参数与粒子半径的关系，在陌生晶体结构的信息题中，无法快速提取关键数据并迁移应用已有知识。 3.突破策略 其一，夯实晶胞分析基础，梳理常见晶胞（如面心立方、体心立方、简单立方）的结构特征，制作“均摊法计算模板”，明确不同粒子（顶点、棱上、面心、体心）的贡献值，通过专项练习强化晶胞粒子个数与化学式的推导； 其二，构建“晶体类型-结构-性质”关联体系，绘制思维导图梳理四类晶体的化学键、粒子间作用力与性质的对应关系，重点总结熔沸点比较的规律与特殊情况； 其三，强化综合计算与迁移训练，整理晶胞密度、微粒间距的计算公式，明确公式中各物理量的含义与单位换算要点，选取含陌生晶胞结构的真题，总结“信息提取→晶胞结构分析→数据代入计算”的解题流程。此外，建立专项错题本，针对均摊法应用错误、晶体性质判断偏差等类型分类复盘，通过重复训练固化正确思路，提升解题稳定性。 ◇题型 01 考查原子结构与性质的正误判断 典｜例｜精｜析 典例1（2025·山东卷）物质性质与组成元素的性质有关，下列对物质性质差异解释错误的是 性质差异 主要原因 A 沸点： 电离能： B 酸性： 电负性： C 硬度：金刚石>晶体硅 原子半径： D 熔点： 离子电荷： 【答案】A 【解析】A．H2O沸点高于H2S的主要原因是H2O分子间存在氢键、H2S分子间不存在氢键，而非O的电离能大于S，电离能与沸点无直接关联，A错误；B．HClO酸性强于HBrO是因为Cl的电负性大于Br，导致O-H键极性更强，更易解离H+，B正确；C．金刚石硬度大于晶体硅是因为C原子半径小于Si，C-C键键能更大，共价结构更稳定，C正确；D．MgO和NaF均属于离子晶体，离子晶体的熔点取决于其晶格能的大小，离子半径越小、离子电荷越多的，其晶格能一般较大，其熔点更高；MgO熔点高于NaF是因为Mg2+和O2−的电荷高于Na+和F−，且其阴、阳离子的半径对应较小，故离子键强度更大，晶格能更高，D正确；故选A。 典例2（2025·江苏卷）在溶有15-冠()的有机溶剂中，苄氯()与发生反应： 下列说法正确的是 A．苄氯是非极性分子 B．电负性： C．离子半径： D．X中15-冠与间存在离子键 【答案】C 【解析】A．苄氯分子含有饱和C原子，且饱和碳原子连有三种不同的基团，分子空间结构不对称，故苄氯为极性分子，A错误；B．同主族元素从上到下电负性逐渐减小，故电负性：，B错误；C．电子层结构相同时，离子半径随原子序数增大而减小，故离子半径：，C正确；D．15-冠-5是分子，与阳离子之间不存在离子键，二者通过非共价键形成超分子，D错误；故选C。 方｜法｜提｜练 1.考查原子结构与性质的正误判断题，是高考化学物质结构模块的基础高频题型，核心围绕核外电子排布、电离能、电负性、原子半径等关键知识点命题。解题关键在于夯实原子结构核心概念，精准把握性质递变规律及特例，建立“结构决定性质”的逻辑关联。 第一步，锚定原子结构核心辨析。先明确核外电子排布的三大规则（能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则）及特例（如Cr为[Ar]3d54s1、Cu为[Ar]3d104s1），精准区分电子层、能级、轨道等概念，避免电子排布式、价电子排布式书写相关的判断错误。同时牢记原子半径的递变规律：同周期从左到右逐渐减小（稀有气体除外），同主族从上到下逐渐增大。 第二步，紧扣性质递变规律推导。依据元素在周期表中的位置，把握电离能、电负性的递变逻辑——同周期从左到右电离能呈增大趋势、电负性逐渐增大，同主族从上到下电离能逐渐减小、电负性逐渐减小，以此判断性质相关表述的正误。 第三步，警惕规律特例陷阱。重点牢记电离能的反常情况（如ⅡA族元素第一电离能大于ⅢA族、ⅤA族大于ⅥA族），理解其成因（原子轨道全满、半满结构更稳定），避免机械套用递变规律。 2.需掌握易错点规避技巧 一是区分“第一电离能”与“电离能”，避免忽略“第一”这一限定条件导致判断偏差； 二是明确电负性的应用边界（仅用于判断化学键类型、元素金属性与非金属性强弱，不用于比较电离能相关性质）； 三是注意核外电子排布表述的规范形式（如价电子排布式与电子排布式的区别，过渡元素价电子含d轨道电子）。 3.通过专项练习总结常见错误类型，强化概念辨析与规律应用能力，提升判断精准度。 变｜式｜巩｜固 变式1（2026·浙江·一模）根据元素周期律推测，下列说法不正确的是 A．离子键的百分数：Na2O>MgO B．第一电离能：N>F>O C．离子半径：H->Li+ D．化合物中共价键的极性：H2O>H2S 【答案】B 【解析】A．、均与形成离子键，电荷更高、半径更小，对的吸引力更强，离子键更“共价化”，故离子键百分数，A正确；B．第一电离能同周期从左到右呈增大趋势，但的2p轨道为半满稳定结构，第一电离能，正确顺序应为，B错误；C．电子层结构相同的粒子，核电荷数越大，离子半径越小，与电子层结构相同，但核电荷数更小，半径，C正确；D．共价键的极性与成键原子电负性差有关，的电负性大于，故键的电负性差大于键，共价键极性，D正确；故答案选B。 变式2（25-26高三上·江苏苏州·期中）1-丁基-3-甲基咪唑六氟磷酸盐()是常见的离子液体。下列说法正确的是 A．原子半径： B．第一电离能： C．沸点： D．熔沸点： 【答案】B 【解析】A．磷（P）位于第三周期，氮（N）和碳（C）位于第二周期，原子半径最大；同周期中原子半径随原子序数增大而减小，因此，正确顺序为，A错误；B．氮（N）的2p轨道半充满状态更稳定，其第一电离能大于氧（O）；氧的第一电离能又高于碳（C），顺序为，B正确；C．和因存在氢键沸点高于，且的分子间氢键数目多，沸点高，正确顺序为，C错误；D．离子液体（）通过离子键结合，分子晶体丁烷（）主要依靠分子间作用力，离子键强度高于分子间作用力，故的熔沸点小于，D错误；故选B。 变式3（2025·吉林延边·模拟预测）正丙基三乙氧基硅烷(乙)是一种有机合成的添加剂。乙可由正丙基三氯硅烷(甲)合成，结构简式及反应过程如图所示。下列说法错误的是 A．甲中Si元素为+4价 B．甲中各元素的电负性： C．乙中部分元素的第一电离能： D．乙中、、的价层电子对数均为4 【答案】B 【解析】A．甲的结构为正丙基三氯硅烷（R-SiCl3，R为正丙基），Si与1个C和3个Cl成键；Cl和C的电负性均大于Si，Si在每个键中显+1价，总化合价为+4价，A正确；B．电负性：Cl（3.16）>C（2.55）>H（2.20）>Si（1.90），选项中Si>H错误，正确顺序应为Cl>C>H>Si，B错误；C．第一电离能：O>C（同周期从左到右增大），C>Si（同主族从上到下减小），故第一电离能：O>C>Si，C正确；D．乙中Si形成4个单键（1个C-Si键、3个Si-O键），价层电子对数为4+0=4；O形成2个单键（1个Si-O键、1个O-C键），孤电子对数为2，价层电子对数为2+2=4；C均为饱和碳原子，形成4个单键，价层电子对数为4+0=4；D正确；答案选B。 变式4[原创题]2-巯基烟酸(X)与V₂O₅在一定条件下可生成2-巯基烟酸氧钒(Y)，其结构变化如图所示。下列说法错误的是 A.基态V原子的价电子排布式为3d34s2，属于d区元素 B.第一电离能：N>O>S，电负性：O>N>S C.基态O原子的电子有5种不同的空间运动状态 D.基态S原子的核外电子云轮廓图呈哑铃形的能级上共有4个电子 【答案】D 【解析】A.V为23号元素，基态原子价电子排布式为3d34s2，属于d区元素（d区元素价电子为(n-1)d1-9ns1-2），A正确；B.第一电离能：同周期N>O（N的2p³半满稳定），同主族O>S；电负性：O>N（同周期）、O>S（同主族），故O>N>S，B正确；C.基态O原子电子排布为1s22s22p4，空间运动状态由电子所占据的轨道数目决定，O的轨道为1s、2s、2pₓ、2pᵧ、2pz，共5种空间运动状态，C正确；D.基态S原子电子排布为1s22s22p63s23p4，电子云轮廓图呈哑铃形的是p能级（2p、3p），2p有6个电子，3p有4个电子，共10个电子，并非“4个”，D错误，故答案选D。 ◇题型 02 考查分子结构与性质的正误判断 典｜例｜精｜析 典例1（2025·湖南卷）下列有关物质性质的解释错误的是 性质 解释 A 酸性： 是推电子基团 B 熔点： 的体积大于 C 熔点： 比的金属性弱 D 沸点： 分子间存在氢键 【答案】C 【解析】A．是推电子基团，使乙酸中羟基的极性减弱，酸性弱于甲酸，A解释正确；B．的体积大于，导致其硝酸盐的晶格能较低、熔点更低，B解释正确；C．Fe熔点高于Na是因金属键更强，而不是因为Fe的金属性比钠弱，金属性是金属失电子的能力，与金属熔点无关，C解释错误；D．分子间氢键使其沸点反常高于，D解释正确；故选C。 典例2（2025·四川卷）生产磷肥时，利用纯碱溶液吸收的反应如下：。下列说法错误的是 A．中含有配位键 B．和都是由极性键构成的极性分子 C．和晶体分别为分子晶体和共价晶体 D．的模型和空间结构都为平面三角形 【答案】B 【解析】A．Na2SiF6的阴离子中有Si提供空d轨道，F-提供孤对电子形成的配位键，A正确；B．SiF4中心原子Si的价层电子对数是，无孤对电子，为正四面体结构，分子对称，属于非极性分子；H2O为极性分子，B错误；C．CO2晶体为分子晶体（分子间作用力），SiO2为共价晶体（原子间共价键），C正确；D．中心原子C的价层电子对数是，无孤对电子，VSEPR模型为平面三角形，实际空间结构也为平面三角形，D正确；故选B。 方｜法｜提｜练 1.考查分子结构与性质的正误判断题，是高考化学物质结构模块的高频基础题型，核心围绕共价键类型、杂化轨道、分子构型、分子极性及熔沸点等关键知识点命题。解题关键在于紧扣分子结构与性质的内在关联，精准辨析概念边界与规律特例。 第一步，锚定核心概念辨析。先明确共价键（σ键、π键）、杂化轨道（sp、sp²、sp³）的判断标准，如单键全为σ键、双键含1个σ键和1个π键，杂化类型可通过价层电子对数推导（价层电子对数=σ键数+孤电子对数）。同时区分“分子构型”与“价层电子对构型”，避免因混淆导致判断错误（如NH₃价层电子对构型为四面体，分子构型为三角锥形）。 第二步，依托结构推导性质逻辑。根据分子的杂化类型、键角、极性、氢键及范德华力等结构特征，推导物质熔沸点、溶解性、稳定性等性质，如分子间存在氢键的物质熔沸点通常高于无氢键的同类物质，极性分子易溶于极性溶剂。 第三步，警惕规律特例陷阱。牢记常见特例，如BF₃中B原子为sp²杂化（而非sp³）、BeCl₂为直线形分子（sp杂化），避免机械套用规律。 2.需掌握易错点规避技巧 一是区分“键的极性”与“分子的极性”（如CO₂中C=O键是极性键，但分子为非极性分子）； 二是明确氢键的形成条件（含N、O、F且连有H的分子与另一含孤电子对的N、O、F原子），避免误判氢键存在范围； 三是熔沸点比较需优先判断作用力类型（共价晶体>离子晶体>分子晶体，分子晶体中先看氢键再看相对分子质量）。 3.通过专项练习总结常见错误类型，强化概念辨析与逻辑推导能力，提升判断精准度。 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·湖北·模拟预测）物质的结构决定性质，下列解释错误的是 选项 性质 解释 A 熔点：水晶>干冰 比的式量更大 B 酸性：丙酸<甲酸 乙基的推电子作用削弱了氧氢键的极性 C 甲醛易溶于水 甲醛是极性分子且可与水分子形成氢键 D 聚乙炔有导电性 聚乙炔中碳原子为：杂化可形成共轭长链 【答案】A 【解析】A．水晶（SiO2）熔点高于干冰（CO2）的主要原因是SiO2为共价晶体，具有强大的共价键网络，而CO2为分子晶体，分子间作用力较弱；解释仅提及式量更大，忽略了晶体结构差异，A错误；B．丙酸酸性弱于甲酸是由于乙基的推电子诱导效应削弱了羧基中O-H键的极性，使质子更难解离，B正确；C．甲醛易溶于水因其为极性分子，且羰基氧原子可作为氢键受体与水分子形成氢键，C正确；D．聚乙炔中碳原子为杂化可形成共轭长链，共轭大键体系为电荷传递提供了通路，D正确；故选A。 变式2（2025·浙江·一模）可根据物质结构推测其性质，下列推测的性质不合理的是 选项 结构 性质 A 乙醇分子间存在氢键，乙醛分子间无氢键 乙醇的沸点高于乙醛 B 金刚石和石墨二者熔化后，碳原子原来的排列方式被打破，原子间的距离相等，相互作用强度也相同 金刚石和石墨沸点相同 C 聚丙烯酸钠的结构是 聚丙烯酸钠具有高吸水性 D 石英玻璃(非晶态二氧化硅)的原子排列相对无序 具有各向异性 【答案】D 【解析】A．乙醇分子含（分子间可形成氢键），乙醛分子的H连在C原子上（无法形成分子间氢键），氢键会显著提高分子间作用力，使沸点升高，乙醇的沸点高于乙醛，故A正确；B．金刚石（三维网状结构）和石墨（层状结构）在熔化后，原有的特殊排列方式会被破坏，转变为无序的液态碳，在液态中，碳原子间的距离和相互作用强度趋同（此时不再区分或杂化），因此从液态到气态的转变（即沸点）所需的能量相同，故此时二者沸点相同，故B正确；C．聚丙烯酸钠的结构中有，是强亲水基团，因此聚丙烯酸钠具有高吸水性，故C正确；D．石英玻璃是非晶态二氧化硅（原子排列无序），而“各向异性”是晶体的特征（晶体原子排列有序，不同方向性质不同），故D错误；故答案选D。 变式3（2025·浙江台州·一模）可根据物质结构推测其性质，下列推测的性质不合理的是 选项 结构 性质 A 引入乙基： 熔点： B 分别与、HF形成如下氢键：①② 氢键强弱：①＞② C 和均具有配位键 配位键强弱： D 戊醇中的烃基比乙醇中的烃基大 水中的溶解度：戊醇＜乙醇 【答案】A 【解析】A．为离子晶体，阳离子为；阳离子为，其半径大于铵根。离子晶体中，阳离子半径增大导致晶格能降低，故熔点：，A错误；B．相对于氟原子，氟离子与氢原子之间的静电作用更强，因此①的氢键应更强，B正确；C．NH3作为配体时N的电负性较低，更易提供孤对电子，故配位键更强，C正确；D．戊醇中的烃基比乙醇中的烃基大，烃基越大憎水性越强，导致在水中溶解度越小，D正确；故选A。 变式4[原创题]乙烷催化氧化为乙醛在合成化学和碳资源利用等方面均有重大意义。在催化下乙烷氧化成乙醛的机理如图所示。下列说法错误的是 A.乙烷分子中C-C键的键长大于乙烯中C=C键的键长 B.乙醛分子中碳原子均采取sp²杂化 C．根据图示机理，可推测X、Y分别为、 D.中间体[(C2H5)Fe(OH)]+中，Fe与OH-之间存在配位键 【答案】B 【分析】分析反应机理，可知C2H6、N2O是反应物，CH3CHO、N2和X为生成物。根据质量守恒定律，从而可得出反应方程式为：C2H6+2N2OCH3CHO+2N2+H2O，据此进行分析。 【解析】A.乙烷中C-C为单键，乙烯中C=C为双键，单键键长大于双键键长(键能越小、键长越长),A正确；B.乙醛分子中，甲基上的C采取sp3杂化，醛基上的C采取sp2杂化，并非“均为sp²杂化”,B错误；C．由题干反应历程图可知，反应 [(C2H5)Fe(OH)]+ →[(C2H4)Fe]++X、[(C2H5)Fe(OH)]+ →Fe++Y，根据质量守恒可知，X、Y分别为H2O、C2H5OH，故C正确；D.[(C2H5)Fe(OH)]+中，Fe与OH-之间存在配位键，D正确，答案选B。 ◇题型 03 考查晶体结构有有关计算 典｜例｜精｜析 典例1（2025·四川卷）的四方晶胞(晶胞参数，省略中的氧，只标出)和的立方晶胞如图所示，为阿伏加德罗常数的值。 下列说法错误的是 A．晶胞中1位的分数坐标为 B．晶胞中2位和3位的核间距为 C．晶胞和晶胞中原子数之比是 D．晶体密度小于晶体密度 【答案】D 【解析】A．根据图示，晶胞中1位位于晶胞的棱角，其分数坐标为，故A正确；B．2位坐标为(a，a，1.7a)，3位坐标为(0，0，3.4a)，核间距：apm，B正确；C．晶胞中原子个数为：，晶胞中原子个数为：（省略中的氧，只标出，所以一起计算的原子），晶胞和晶胞中原子数之比是，C正确；D．晶体密度计算公式为：，晶体密度为： ，晶体密度为：，晶体密度大于晶体密度，D错误；故答案选D。 典例2（2024·河北卷）金属铋及其化合物广泛应用于电子设备、医药等领域。如图是铋的一种氟化物的立方晶胞及晶胞中MNPQ点的截面图，晶胞的边长为为阿伏加德罗常数的值。下列说法错误的是 A．该铋氟化物的化学式为 B．粒子S、T之间的距离为 C．该晶体的密度为 D．晶体中与铋离子最近且等距的氟离子有6个 【答案】D 【解析】A．根据题给晶胞结构，由均摊法可知，每个晶胞中含有个，含有个F-，故该铋氟化物的化学式为，故A正确；B．将晶胞均分为8个小立方体，由晶胞中MNPQ点的截面图可知，晶胞体内的8个F-位于8个小立方体的体心，以M为原点建立坐标系，令N的原子分数坐标为，与Q、M均在同一条棱上的F-的原子分数坐标为，则T的原子分数坐标为， S的原子分数坐标为，所以粒子S、T之间的距离为，故B正确；C．由A项分析可知，每个晶胞中有4个Bi3+、12个F-，晶胞体积为，则晶体密度为=，故C正确；D．以晶胞体心处铋离子为分析对象，距离其最近且等距的氟离子位于晶胞体内，为将晶胞均分为8个小立方体后，每个小立方体的体心的F-，即有8个，故D错误；故答案为：D。 方｜法｜提｜练 1.晶体结构有关计算是高考化学物质结构模块的难点题型，核心考查晶胞粒子个数、化学式推导、晶体密度、微粒间距等计算，解题关键在于熟练掌握均摊法、公式应用及晶胞结构分析。 第一步，用均摊法求晶胞粒子个数。明确晶胞中不同位置粒子的贡献值：顶点粒子占1/8、棱上粒子占1/4、面心粒子占1/2、体心粒子占1，通过“各位置粒子数×对应贡献值”求和，得到单个晶胞含有的粒子总数，进而推导晶体化学式。 第二步，精准应用核心计算公式。晶体密度公式为ρ=m/V，其中m为单个晶胞质量（=晶胞粒子总摩尔质量/阿伏伽德罗常数），V为晶胞体积（若晶胞为立方体，V=a³，a为晶胞参数）；微粒间距计算需结合晶胞结构，如面心立方晶胞中面对角线=√2a=4r（r为粒子半径）。 第三步，关联结构特征找数量关系。先判断晶胞堆积方式（如面心立方、体心立方），明确粒子半径与晶胞参数的对应关系，避免因结构分析偏差导致计算错误。 2.需掌握易错点规避技巧 一是单位换算统一（晶胞参数常用pm，需换算为cm再计算体积，1pm=10-10cm）； 二是区分粒子半径与晶胞参数的关联（不同堆积方式对应不同换算公式，不可混淆）； 三是验证计算逻辑（推导化学式后可结合电荷守恒验证，密度计算后可对照常见晶体密度范围排查）。 3.通过专项练习强化公式应用与结构分析能力，提升计算精准度。 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·湖北·模拟预测）硅化镁是一种半导体材料，在光电子器件、能源器件、激光武器等领域有重要应用前景，其常见立方晶胞如图甲所示，已知晶胞边长为apm。以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标。下列说法错误的是 A．由晶体结构可推断硅化镁的化学式为 B．距离B原子最近且等距的B原子有4个 C．已知原子分数坐标：A点为，则B点的原子分数坐标为 D．若将图甲中移动到，则可得到硅化镁的等边长晶胞乙 【答案】B 【解析】A．由均摊法可知，晶胞中Mg原子数为8、Si原子数为4，原子个数比为，结合化合价推化学式为Mg2Si，A正确； B．将晶胞中四个B原子(Si)围成的立方体单独移出，扩展到8个立方体围成一个大的面心立方可知，距离B原子最近且等距的B原子有12个，B错误；C．已知A点分数坐标为，B点在晶胞中的相对位置对应分数坐标为，C正确；D．若将图甲中移动到，则可得到硅化镁的等边长晶胞乙，D正确；故答案选B。 变式2（2025·江西景德镇·一模）晶体结构的缺陷美与对称美同样受关注。某富锂超离子导体的晶胞是立方体(图1)，进行镁离子取代及卤素共掺杂后，可获得高性能固体电解质材料(图2)。下列说法错误的是 A．图1中O原子的配位数为6 B．图2表示的化学式为 C．图1晶体密度为 D．取代产生的空位有利于传导 【答案】B 【解析】A．图1中以下底面面心处为例，与距离相等且最近的Li有6个，分别位于下底面的4个棱心、上下两个晶胞的2个体心，即原子的配位数为6，A不符合题意；B．图2中，或空位取代了棱心的Li，根据电荷守恒，8个棱心位置的Li只有4个被Mg取代，4个被空位取代，则Li个数为1，Mg个数为1，Cl和Br的总个数为1，故图2表示的化学式为，B符合题意；C．图1晶胞中Li的原子个数为,O的个数为，Cl的个数为，晶胞质量为，晶胞体积为，则晶体密度为，C不符合题意；D．镁离子取代及卤素共掺杂后，获得高性能固体电解质材料,则取代产生的空位有利于传导，D不符合题意；故选B。 变式3（2025·四川遂宁·二模）铬、钙、氧可形成一种具有特殊导电性的复合氧化物，其晶胞结构如图甲所示，氧离子与钙离子的最近距离为apm，阿伏加德罗常数的值为NA。下列说法正确的是 A．钙离子的配位数为8 B．该复合氧化物晶体的密度为g·cm-3 C．该晶胞沿z轴方向的投影如图乙 D．氧离子与铬离子间的最短距离为apm 【答案】B 【解析】A．图甲中，距离钙离子最近且等距离的氧离子有12个，即钙离子的配位数为12，故A错误；B．根据均摊法，钙离子有个，氧离子有个，铬离子有1个，其化学式为CaCrO3，晶胞参数为apm，晶胞体积=，根据可知，晶体密度为，故B正确；C．该晶胞沿z轴方向的投影图应为，故C错误；D．钙离子和氧离子的最近距离为晶胞面对角线长度的一半，则晶胞面对角线长度为2apm，晶胞参数为apm，氧离子与铬离子间的最短距离为pm，故D错误；故选B。 变式4[原创题]氮化钛为金黄色晶体，是良好的半导体材料，其晶胞结构如图所示。已知：晶胞参数为，b点原子的分数坐标为为阿伏加德罗常数的值。 下列说法错误的是 A.图中a点原子的分数坐标为（1/2,1/2,1/2） B.晶胞中Ti与N的最短距离为 C.该晶体的密度为 D.晶胞中与N原子等距且紧邻的Ti原子配位数为6 【答案】B 【解析】A.a点位于晶胞体心，分数坐标为（1/2,1/2,1/2）,A正确；B．晶胞中Ti与最短距离为棱长的一半，即,故B错误；C．结合晶胞结构，Ti为12×+1=4，N为8×+6×=4，密度为==，C正确；D.N原子(如棱心N)周围紧邻的Ti原子位于相邻顶点/面心，配位数为6,D正确，故答案选B。 ◇题型 04 考查配合物结构与性质的正误判断 典｜例｜精｜析 典例1（2025·北京卷）为研究三价铁配合物性质进行如下实验(忽略溶液体积变化)。 已知：为黄色、为红色、为无色。 下列说法不正确的是 A．①中浓盐酸促进平衡正向移动 B．由①到②，生成并消耗 C．②、③对比，说明：②>③ D．由①→④推断，若向①深黄色溶液中加入、淀粉溶液，溶液也无明显变化 【答案】D 【分析】的FeCl3溶液滴加数滴浓盐酸，生成更多的，溶液黄色加深；继续滴加1滴KSCN溶液，转化为，溶液变为红色；再加入NaF固体，转化为，溶液红色褪去，变为无色；再滴加KI溶液、淀粉溶液，无色溶液未见明显变化，说明I-未被氧化。 【解析】A．①中滴加数滴浓盐酸，试管溶液黄色加深，生成更多的，说明浓盐酸促进平衡正向移动，A正确；B．由①到②，溶液变为红色，说明转化为，即生成并消耗，B正确；C．②溶液中均存在平衡，加入NaF固体，Fe3+与F-结合成无色的[FeF6]3-，使平衡逆向移动，使得溶液红色褪去变为无色，说明与Fe3+的配位能力：F-＞SCN-，故能说明：②>③，C正确；D．类似C选项分析，由①→④推断，溶液中的是越来越小的，若向①深黄色溶液中加入、淀粉溶液，无法确定①中溶液中的的含量是否能够氧化I-，D错误；故选D。 典例2（2024·广西卷）某小组对和的性质进行探究： Ⅰ．向少量蒸馏水里滴加2滴溶液，再滴加2滴KSCN溶液。 Ⅱ．向少量蒸馏水里滴加2滴溶液，再滴加2滴KSCN溶液。 下列说法正确的是 A．实验Ⅰ中继续加入少量固体，溶液颜色变浅 B．实验Ⅱ中溶液呈红色 C．KSCN能区分和 D．焰色试验不能区分和 【答案】C 【解析】A．实验Ⅰ中，溶液与KSCN溶液反应的实质是：，硫酸钾固体溶于水产生钾离子和硫酸根，并不影响该平衡的移动，因此溶液的颜色不发生变化，故A错误；B．实验Ⅱ中，溶液中存在有K+、，并不能电离出Fe3+，因此溶液与KSCN溶液并不能发生反应，溶液颜色无明显变化，故B错误；C．实验Ⅰ中，KSCN溶液与溶液反应产生，溶液变为红色，但溶液与KSCN溶液并不能发生反应，是一种深红色晶体，水溶液呈黄色，带有黄绿色荧光，因此加入KSCN可以区分两者，故C正确；D．焰色反应是金属单质或离子的电子在吸收能量后，跃迁到较高能量级，然后从较高能量级跃迁到低能量级，这次跃迁会放出光子，光子的频率若在可见光频率范围内，则金属表现为有焰色反应。铁燃烧火焰为无色，是因为放出的光子频率不在可见光频率范围内，而中含有钾元素，焰色试验时透过蓝色钴玻璃可以看到紫色，因此焰色试验可以区分和，故D错误；故答案选C。 方｜法｜提｜练 1.考查配合物结构与性质的正误判断题，是高考化学物质结构模块的高频题型，解题核心在于紧扣配合物的核心概念、结构特征及性质规律，精准辨析选项中的易错点。 第一步，夯实概念辨析基础。先明确配合物组成要素（中心离子/原子、配体、配位键、配位数）的界定标准，重点区分配体与外界离子（如[Cu(NH3)4]SO4中，NH₃是配体，SO42-是外界），避免因概念混淆误判。 第二步，聚焦结构特征判断。核心关注中心离子的杂化类型与空间构型的对应关系（如sp³杂化对应正四面体，dsp²杂化对应平面正方形），同时辨析配位键的形成条件（一方提供孤电子对，一方提供空轨道），排除不符合结构逻辑的选项。 第三步，依托性质规律验证。结合配合物的稳定性、颜色、导电性等性质规律判断，如配体的碱性越强、中心离子电荷越高，配合物越稳定；含未成对电子的配合物通常有颜色等。 2.需掌握易错点规避技巧： 一是警惕配位数计数错误（配位数是配体与中心离子形成的配位键数目，而非配体个数，如EDTA与金属离子形成配合物时配位数为6）； 二是区分配合物的内界与外界（内界含配位键，在溶液中较难电离，外界离子可正常电离）。3.通过专项练习总结常见错误类型，提升判断精准度。 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·广西南宁·模拟预测）常在玻璃工业中作红色染料。为探究性质，进行如下实验。下列说法错误的是 实验 操作及现象 I II A．实验I中红色固体为Cu单质 B．实验I中稀硫酸和稀硝酸均体现了酸性 C．实验I、Ⅱ中，均体现了氧化性和还原性 D．在中，给出孤电子对，提供空轨道 【答案】C 【解析】A．实验I中，根据氧化还原反应原理，溶于稀硫酸，生成硫酸铜和铜，红色固体是铜，A正确；B．在实验I中，稀硫酸提供，表现出酸性，稀硝酸表现出酸性（提供）和强氧化性，B正确；C．在实验I中既体现氧化性又体现还原性，在实验II中，与过量氨水反应生成与分子形成配位键，Cu元素没有化合价变化，后转化为元素由+1价升高到+2价，体现了还原性，但未体现氧化性，C错误；D．在中，给出孤电子对，提供空轨道，D正确；故选C。 变式2（2025·浙江·一模）某实验小组利用制备深蓝色晶体的方案如下： 下列说法不正确的是 A．加热溶液，溶液颜色由蓝绿色变为黄绿色 B．配合物中心离子为，为正四面体结构 C．加入乙醇的作用是形成乙醇、水的混合溶剂，使溶剂极性减弱 D．干燥时可采用低温真空干燥，或用滤纸吸干表面溶剂后置于干燥装置中常温干燥 【答案】B 【解析】A．，升高温度平衡正移，变黄绿色，A正确；B．配合物中提供空轨道，作中心离子，中心离子与中N上的孤电子对形成配位键，中心离子采取故为平面四边形结构，B错误；C．乙醇的极性比水小，加入乙醇使溶剂极性减弱，有利于晶体析出，C正确；D．低温真空干燥或用滤纸吸干表面溶剂后置于干燥器中常温干燥有利于溶剂快速挥发，减少结晶水的损失，D正确；故选B。 变式3（2025·四川泸州·一模）配合物三草酸合铁酸钾常用作蓝晒感光剂，阴离子的结构如图所示。为阿伏加德罗常数的值。下列说法正确的是 A．离子中提供孤电子对形成配位键 B．离子中的配位原子共有3个 C．离子含键数为 D．离子中C和O的杂化方式均为 【答案】C 【解析】A．配合物中，中心离子提供空轨道，配体提供孤电子对，A错误；B．是双齿配体，每个配体通过两个O原子配位，中含有3个，配位原子为6个，B错误；C．中存在1个C-C键和2个，每个中含有一个键一个键，故每个中含有5个键和2个键，离子含键数为，C正确；D．中C原子的杂化方式为杂化，O原子为sp2、杂化，D错误；故选C。 变式4[原创题]铑的配合物离子可催化甲醇羰基化反应，反应过程如图所示。下列关于该过程中配合物结构与性质的说法错误的是 A.反应过程中Rh的配位数发生了变化 B.[I2Rh(CO)2]中Rh与CO之间的作用力为配位键 C.甲醇(CH₃OH)分子中O原子的杂化方式为sp³ D.该催化循环中，HI是反应的催化剂 【答案】D 【解析】A.观察中间体(如[H3C-Rh(CO)2I3]-中Rh配位数为6,[I2Rh(CO)2]-中配位数为4),配位数发生变化，A正确；B.CO作为配体，与中心原子Rh之间通过配位键结合(CO提供孤电子对，Rh提供空轨道),B正确；C.CH3OH中O原子形成2个σ键、含2对孤电子对，价层电子对数为4,杂化方式为sp³,C正确；D.HI在反应中被消耗(生成CH3I和H2O),后续未再生，属于反应的中间产物，而非催化剂(催化剂需参与反应且最终再生)，D错误，故答案选D。 ◇题型 05 考查位、构、性的应用 典｜例｜精｜析 典例1（2025·江西卷）是一种钠离子电池电解质的主要成分。X、Y、Z、W均为短周期元素，价层电子数总和为23，原子半径，X、Z不同周期，Z、W同主族。下列说法正确的是 A．电负性： B．是直线形分子 C．与中Z的杂化轨道类型不同 D．易燃 【答案】B 【分析】是一种钠离子电池电解质的主要成分，且X、Y、Z、W均为短周期元素，Z和W同主族，X和Z不同周期，结合价层电子数总和为23，原子半径Y<W<X<Z，则原子序数：X<W<Y<Z；X、Y、Z、W四种元素应分别为IVA族、VIIA族、VIA族、VIA族，则推测X为C（IVA族）、Y为F（VIIA族）、Z为S（VIA族）、W为O（VIA族），价层电子数总和：C（4）+ F（7）+ S（6）+ O（6）= 23，符合条件。 【解析】A．X为C（IVA族）、Y为F（VIIA族）、W为O（VIA族）；同周期元素，原子序数越大，电负性越大；则电负性顺序为F > O > C，即Y > W > X，A错误；B．C3O2（O=C=C=C=O）为直线形分子，B正确；C．SO2中S的价层电子对数为，为sp2杂化，SO3中S的价层电子对数为，为sp2杂化，杂化类型相同，C错误；D．HCF3SO3含磺酸基（-SO3H），性质稳定不易燃，D错误；故选B。 典例2（2025·广西卷）单分子磁体能用于量子信息存储。某单分子磁体含四种元素，其中的核外电子数之和为离子半径最小，基态X原子的s能级电子数是p能级的2倍，Z的某种氧化物是实验室制取氯气的原料之一。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．简单氢化物的稳定性： C．电负性： D．基态Z原子的电子排布式： 【答案】A 【分析】W+离子半径最小，W为H（原子序数1），X的s能级电子数是p的两倍，核外电子排布式1s22s22p2满足条件（X为C，原子序数6）， W、X、Y电子数之和为15，得Y的原子序数为8（O），Z的氧化物为MnO2（实验室制Cl2的原料），Z为Mn（原子序数25）。 【解析】A．O的原子半径远小于Mn，原子核对外层电子的吸引更强，失去第一个电子需要的能量更多，因此O的第一电离能大于Mn，A正确；B．非金属性越强，简单氢化物越稳定，O的非金属性强于C，所以简单氢化物的稳定性：Y(O)>X(C)，B错误；C．电负性是元素的原子在化合物中吸引电子的能力，C的电负性大于H，所以电负性：X(C)>W(H)，C错误；D．Mn的基态电子排布为，而非[Ar]3d64s1，D错误；故选A。 方｜法｜提｜练 1.考查“位、构、性”应用的题型是高考化学物质结构模块的核心题型，解题关键在于紧扣三者内在关联，形成“信息定位—逻辑推导—验证结论”的闭环思路。 第一步，精准提取题干信息。优先标注元素性质（如最高价氧化物对应水化物酸性、气态氢化物稳定性）、原子结构特征（如电子层数、最外层电子数、质子数关系）、周期表位置线索（如同周期、同主族、相邻元素），明确解题切入点。 第二步，构建“位—构—性”关联桥梁。若已知位置，可依托周期律推导原子结构和性质；若已知性质，反向定位元素在周期表中的位置，再推导其他结构或性质；若已知原子结构，直接确定位置，进而关联性质。 第三步，巧用排除法与验证法。结合周期律递变规律排除不符合条件的元素，推导完成后需验证结论是否符合所有题干信息，避免因忽略特殊情况（如第一电离能反常）导致错误。 2.掌握三类核心方法 一是特征“题眼”速定位法，牢记短周期元素特殊性质（如最外层电子数等于电子层数的是H、Be、Al；形成最简单气态氢化物沸点最高的是O）、特殊结构（如无中子的原子是H），以此作为快速锁定元素的突破口。 二是递变规律逆向应用法，若题干给出未知元素性质递变关系，可反向套用周期律（如同周期从左到右非金属性增强，若某元素气态氢化物稳定性弱于同周期相邻元素，则其位置更靠左）。 三是“先定范围再细化”法，先根据题干信息确定元素所在周期、主族范围（如“第三周期金属元素”“第ⅤA族元素”），缩小推断范围后，再结合其他条件精准定位。 3.需熟练掌握短周期元素的“位—构—性”特征，通过专项训练总结常见题型的信息突破口，提升解题速度与精准度。 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·四川·模拟预测）科学家合成出了一种高效电解质(如图所示)，其中X、Y、Z、W、Q为原子序数依次增大的短周期主族元素，Q与Z同主族，X、Y、Z、W原子半径依次减小，Y和W的原子序数之和为Z的2倍。下列说法正确的是 A．最高正价：Q>Y>X B．非金属性：Y>Z>W C．第一电离能：W>Z>Y D．最简单氢化物的熔点：Z>W>X 【答案】A 【分析】该物质结构中Z形成2个共价键，Q形成6个共价键，结合“Q与Z同主族”可知，Q、Z均位于第ⅥA族，原子半径：Q>Z，则Q为硫元素，Z为氧元素，W形成1个共价键且原子序数：S>W>O，则W为氟元素，由“Y和W的原子序数之和为Z的2倍”可知，则Y的原子序数为8×2-9=7，Y为氮元素，X失去1个电子得到X+，则X位于第ⅠA族，结合X、N、O、F原子半径依次减小可知，X为锂元素，综上所述，X、Y、Z、W、Q分别为Li、N、O、F、S。 【解析】A．S、N、Li的最高正价分别为+6、+5、+1，则最高正价：S>N>Li，A正确；B．同周期元素从左到右，非金属性逐渐增大，则非金属性：F>O>N，B错误；C．同周期自左至右第一电离能呈增大趋势，但N的2p轨道为半充满稳定状态，其第一电离能大于O，C错误；D．LiH为离子晶体，H2O、HF为分子晶体，一般来说离子晶体的熔点大于分子晶体的，则熔点最高的是LiH，D错误；故选A。 变式2（2025·云南大理·一模）某离子液体的结构如图所示，其阴离子能与纤维素中的羟基形成氢键，对纤维素有很好的溶解性。W、X、Y、Z、Q是原子序数依次增大的短周期主族元素，其中Y是组成有机物的基本骨架元素，Q的单质可与水反应生成氧气。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．阴离子中X不满足8电子稳定结构 C．基态原子的未成对电子数： D．WQ属于酸，不能与任何酸性氧化物反应 【答案】A 【分析】Y是组成有机物的基本骨架元素，则Y为C；Q的原子序数大于C，形成1个共价键，且离子液体的阴离子能与纤维素中的羟基形成氢键，说明Q的电负性较大，则Q为F；Z能形成3个共价键或4个共价键，原子序数大于C，小于F，则Z为N；X的原子序数小于C，且形成XF，则X为B，W的原子序数最小，结合成键特点，则W为H。 【解析】A．N的2p电子处于半充满状态，第一电离能大于同周期相邻元素，则第一电离能C＜N，A正确；B．B原子核外有3个价电子，4个F提供4个电子，又带1个单位的负电荷，故B满足8电子稳定结构，B错误；C．结合分析可知，X、Z、Q分别为B(1s22s22p1)、N(1s22s22p3)、F(1s22s22p5)，有未成对电子数分别为1、3、1，则未成对电子数X=Q<Z，C错误；D．HF为弱酸，可与SiO2反应，D错误；故答案为：A。 变式3（2025·河北石家庄·模拟预测）W、X、Y、Z为四种短周期非金属元素，基态W原子中未成对电子数与能级数相等，X与W同主族，Y与X同周期且Y比X少一个未成对电子，Z的原子序数比Y小7。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．简单离子半径： C．单质沸点： D．简单氢化物的还原性： 【答案】C 【分析】基态W原子中未成对电子数与能级数相等，W可能为H或N，若W为H，与W同族的X必定为金属元素，与题干信息矛盾，推断W为N，X与W同主族，为P；Y与X同周期且少1未成对电子，P有3未成对电子，Y可能是Si或S，若Y为Si，Z的原子序数比Y小7，则Z为N，与W重复，不符合题意，故Y为S，Z为F，综上所述：W为N，X为P，Y为S，Z为F，据此分析； 【解析】A．第一电离能为P＞S（P为半充满结构更稳定），A错误；B．离子半径＞（同电子层时原子序数小半径大），B错误；C．S为固体，F2为气体，沸点S＞F2，C正确；D．PH3还原性强于NH3（同主族元素从上到下，非金属性减弱，其氢化物的还原性增强），D错误；故答案选C。 变式4[原创题]某化合物是一种常用的食品营养强化剂，其组成元素M、X、Y、Z、Q、R的原子序数依次增大，前5种元素为主族元素且在短周期均有分布。X原子核外有6种不同运动状态的电子；Z与X同周期，且基态Z原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等；Q的原子半径在同周期主族元素中最大；R原子的质子数等于Y、Z、Q原子的质子数之和。下列说法正确的是（ ） A. 简单离子半径：Q > Z > Y B. 电负性：Y > Z > X C. M与X形成的化合物中只含极性共价键 D. Q与Z形成的化合物中含有离子键，可能含有非极性共价键 【答案】D 【分析】根据题干信息推断元素。①电子运动状态与电子数一一对应，X原子核外有6种不同运动状态的电子，故X为C（质子数=电子数=6）；②Z与X（C，第二周期）同周期，基态Z原子s能级电子总数与p能级电子总数相等，第二周期元素s能级全满为2个电子，故p能级也为2个电子，Z为O（电子排布：1s²2s²2p⁴，s总数=2+2=4，p总数=4）；③前5种元素为主族元素、短周期分布，原子序数M<X（C），故M为H（唯一原子序数小于6的短周期主族元素）；④原子序数Y介于X（C，6）和Z（O，8）之间，故Y为N（7）；⑤Q的原子半径在同周期主族元素中最大，且原子序数Q>Z（O，8），前5种为短周期主族元素，故Q位于第三周期第ⅠA族，为Na（11）；⑥R质子数=Y（7）+Z（8）+Q（11）=26，故R为Fe。综上，元素依次为：M-H、X-C、Y-N、Z-O、Q-Na、R-Fe。 【解析】A. 简单离子为Na+、O2-、N3-，电子层结构相同，核电荷数越大半径越小，半径：N3->O2->Na+（Y>Z>Q），A错误；B. 电负性同周期从左到右增大，故O>N>C（Z>Y>X），B错误；C. M（H）与X（C）形成的化合物如C2H6，含C-C非极性共价键，C错误；D. Q（Na）与Z（O）形成的化合物可为Na2O（只含离子键）或Na2O2（含离子键和O-O非极性共价键），故可能含有非极性共价键，D正确，故答案选D。 17 / 18 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题07 元素周期律 物质结构与性质 目录 第一部分 考情精析 第二部分 重难考点深解 【考点01】 元素周期表与元素周期律 【考点02】 原子结构与性质 【考点03】 分子结构与性质 【考点04】 配合物的结构与性质 【考点05】 晶体结构与性质 第三部分 解题思维优化 典例精析+方法提炼+变式巩固 【题型01】考查原子结构与性质的正误判断 【题型02】考查分子结构与性质的正误判断 【题型03】考查晶体结构有有关计算 【题型04】考查配合物结构与性质的正误判断 【题型05】考查位、构、性的应用 核心考向聚焦 主战场转移：趋向模块融合与情境化命题，强化 “结构决定性质” 思想，新增超分子等热点，侧重综合应用与核心素养考查。 核心价值：立足 “结构决定性质” 核心思想，强化化学观念，渗透科学探究思维，体现学科社会应用价值与育人功能。 关键能力与思维瓶颈 关键能力：聚焦信息提取与整合、逻辑推理与论证、模型建构与应用能力，强化宏观辨识与微观探析的化学学科关键能力。 培优瓶颈：晶胞复杂计算与空间构型分析易错，配位键、超分子等新考点理解浅表，信息型元素推断逻辑链断裂，跨模块综合应用时难以快速建立 “结构 - 性质” 关联。 命题前瞻与备考策略 预测：2026年高考中，将深化真实情境命题，聚焦 “位-构-性” 综合推断，强化晶胞计算、配位键与超分子等难点，跨模块融合与信息推导比重上升，侧重模型建构与逻辑论证能力考查 策略：备考应聚焦核心考点，突破晶胞计算等难点，强化信息推导与模型建构，精练真题变式，提升跨情境综合应用能力。 重点训练： 1.深挖晶胞参数计算、空间构型判断等难点。2.强化 “位 - 构 - 性” 信息推导与逻辑建模。3.精练跨模块综合题，提升情境迁移能力。 ◇考点 01 元素周期表与元素周期律 一、重难点知识梳理 1．元素周期表的结构 ①“七横七周期，三短四长；十八纵行十六族，七主八副一0”。 ②从左到右族的分布：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、ⅧB、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。ⅧB族：包括8、9、10三个纵列。 ③0族：第18纵列，该族元素又称为稀有气体元素。其原子序数为He　2，Ne　10，Ar　18，Kr　36，Xe　54，Rn　86。 ④同周期第ⅡA和第ⅢA原子序数的差值可能为：1、11、25。 2．分区 ①分界线：沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋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：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。 3．元素周期表中的特殊位置 ①过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。 ②镧系：元素周期表第6周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。 ③锕系：元素周期表第7周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。 ④超铀元素：在锕系元素中92号元素轴(U)以后的各种元素。 4.元素周期表中的重要规律 （1）三角递变规律 相邻的四种元素关系如图所示：，则有原子半径：C>A>B；金属性：C>A>B；非金属性：B>A>C。 （2）相似规律 同主族元素性质相似，位于对角线位置的元素性质相似，相邻元素性质差别不大。 （3）电子排布规律 原子最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；原子最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；原子最外层电子数为8的元素是稀有气体元素。 （4）原子序数与元素位置的“序数差值”规律 1)同周期相邻主族元素的“序数差值”规律。 ①除第ⅡA族和第ⅢA族外,其余同周期相邻元素原子序数差为1。 ②同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素,其原子序数差分别是:第二、三周期相差1,第四、五周期相差11,第六、七周期相差25。 2)同族相邻元素的“序数差值”规律。 ①第二、三周期的同族元素原子序数相差8。 ②第三、四周期的同族元素原子序数相差有两种情况:第ⅠA族、ⅡA族相差8,其他族相差18。 ③第四、五周期的同族元素原子序数相差18。 ④第五、六周期的同族元素原子序数镧系之前的相差18,镧系之后的相差32。 ⑤第六、七周期的同族元素原子序数相差32。 （5）含量或性质特殊的元素 5.元素金属性和非金属性强弱的判断方法 金属性比较 本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关) 判断方法 ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强 ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强 ③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 ⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强 ⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强 非金属性比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关) 判断方法 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 ②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 ④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强 6.第一电离能、电负性 （1）元素第一电离能的周期性变化规律。 一般 规律 同一周期,随着原子序数的增加,元素的第一电离能呈现增大的趋势,稀有气体元素的第一电离能最大,碱金属元素的第一电离能最小;同一主族,随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小 特殊 情况 第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。如同周期主族元素,第ⅡA族元素的原子最外层s能级全充满、ⅤA族元素的原子最外层p能级半充满,比较稳定,所以其第一电离能大于同周期相邻的主族元素 （2）电负性大小判断。 规律 在周期表中,同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大,同主族从上往下逐渐减小 方法 常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小,如O与Cl的电负性比较:①HClO中Cl为+1价、O为-2价,可知O的电负性大于Cl;②Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物,可知O的电负性大于Cl 7.元素推断题通常考查的角度及分析依据 考查角度 分析依据 原子半径 ①同周期元素的原子半径随原子序数的增大而减小(不考虑稀有气体元素); ②同主族元素从上到下,原子半径随电子层数的增多而增大 元素 化合价 ①同周期元素从左到右,元素的最高正化合价由+1→+7,非金属元素的最低负化合价由-4→-1(O、F除外); ②同主族元素的最高正化合价、最低负化合价均相同(适用于短周期主族元素,氧无最高正价,氟无正价) 氧化物对 应水化物 ①元素的金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强; ②元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强(F无正价,O无最高正价,不考虑) 单质的氧化性、还原性 一般情况下,元素的金属性越强,单质的还原性越强,简单阳离子的氧化性越弱;元素的非金属性越强,单质的氧化性越强,简单阴离子的还原性越弱 物质的 熔点、 沸点 ①一般情况下,对于组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,物质的熔点、沸点也越高,如沸点:I2>Br2>F2; ②NH3、H2O、HF的沸点反常高,是因为分子间形成氢键,使物质的沸点升高 得失电 子能力 ①同周期元素从左到右,失电子能力逐渐减弱,得电子能力逐渐增强(不考虑稀有气体元素); ②同主族元素从上到下,失电子能力逐渐增强,得电子能力逐渐减弱 金属性与 非金属性 ①同周期元素从左到右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强(不考虑稀有气体元素); ②同主族元素从上到下,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱 元素的第 一电离能 ①同周期元素从左到右元素的第一电离能呈增大趋势; ②同主族元素自上而下,第一电离能逐渐减小 电负性 ①同周期元素从左到右元素的电负性逐渐增大(稀有气体元素除外); ②同主族元素自上而下,电负性逐渐减小 8、解答元素推断题的基本方法 （1）已知元素原子或离子的核外电子排布 （2）已知元素单质或化合物的性质(特性) （3）已知元素在周期表中的位置 （4）利用周期表片断推断元素的种类 ①利用H、He的特殊位置 已知X、Y、Z、W四种短周期元素的位置关系如图： 则可以推出X为He，再依次推知Y为F、Z为O、W为P。 ②利用元素的位置关系与原子序数关系 a．同一周期中元素的原子序数一般比左边元素原子序数大1，比右边元素的原子序数小1。 b．同主族中相邻周期元素的原子序数关系 9、关于元素周期律、元素周期表的认识误区 （1）误认为主族元素的最高正价一定等于族序数。但是，F无正价。 （2）误认为元素的非金属性越强，其氧化物对应水化物的酸性就越强。但是，HClO、H2SO3是弱酸，忽略了关键词“最高价”。 （3）误认为同周期相邻两主族元素原子序数之差等于1。忽视了相差11(第4、5周期)和25(第6、7周期)。 （4）误认为失电子难的原子得电子的能力一定强。碳原子、稀有气体元素的原子失电子难，得电子也难。 （5）误认为得失电子多的原子，得失电子的能力一定强。 （6）误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有第ⅣA族的某些元素。忽视了第ⅠA族的H的最高正价为＋1价，最低负价为－1价。 10、通过“三看”比较微粒半径大小 在中学化学要求的范围内,可按“三看”规律来比较粒子半径的大小: （1）“一看”电子层数:一般情况下,当电子层数不同时,电子层数越多,半径越大。 例如:r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-)；r(Na)>r(Na+) （2）“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。 例如:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)、r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+) （3）“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。 例如:r(Cl-)>r(Cl)、r(Fe2+)>r(Fe3+) 二、培优瓶颈及突破策略 1.培优瓶颈主要表现为三方面： 一是规律应用僵化，对原子半径、金属性/非金属性、气态氢化物稳定性等规律的记忆流于表面，无法结合题干信息灵活迁移，尤其在陌生元素推断中难以快速关联规律； 二是“位-构-性”关联断裂，不能熟练依托元素在周期表中的位置，推导原子结构特点及对应化学性质，解题时易出现“定位不准→性质误判”的连锁错误； 三是细节辨析疏漏，对电离能、电负性的特殊变化规律（如ⅡA族、ⅤA族元素第一电离能反常）掌握不扎实，忽略题干中“最高价氧化物对应水化物”“简单气态氢化物”等限定条件。 2.突破策略需靶向发力： 其一，构建规律应用模型，通过整理“周期表位置→原子结构→性质”三维关联图，强化规律的系统性记忆，同时选取陌生元素推断真题专项训练，总结“题干信息→定位元素→应用规律”的解题逻辑； 其二，强化特殊规律辨析，单独梳理电离能、电负性的反常情况及成因，制作“易错细节清单”，标注限定条件对应的解题关键点； 其三，开展变式训练提升迁移能力，通过改变题干条件（如已知性质推断位置、结合实验现象关联周期律）设计变式题，培养灵活应变能力。此外，建立错题归类本，针对规律应用错误、定位错误等类型专项复盘，深化对考点本质的理解。 ◇考点 02 原子结构与性质 一、重难点知识梳理 1.原子或离子中各微粒间的数量关系 （1）对于原子:质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数。 （2）质量数=质子数+中子数。 （3）质子数=阳离子的核外电子数+阳离子所带正电荷数。 （4）质子数=阴离子的核外电子数-阴离子所带负电荷数。 2.元素、核素、同位素之间的关系 3.核外电子排布 （1）核外电子排布规律 （2）原子结构示意图 （3）基态原子的核外电子排布原理 1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图： 2)泡利不相容原理 每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。 如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。 3)洪特规则 当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。如2p3的电子排布为 ，不能表示为或 洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。 （4）表示基态原子核外电子排布的四种方法 表示方法 举例 电子排布式 Cr:1s22s22p63s23p63d54s1 简化表示式 Cu:[Ar]3d104s1 价电子排布式 Fe:3d64s2 电子排布图 (或轨道表示式) O: 4．明确“4个同”所代表的描述对象 （1）同位素——原子，如H、H； （2）同素异形体——单质，如O2、O3； （3）同系物——化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3； （4）同分异构体——化合物，如正戊烷、异戊烷、新戊烷。 5．1~20号元素原子核外电子排布的特点与规律 （1）原子核中无中子的原子H。 （2）最外层只有一个电子的原子：H、Li、Na、K； 最外层有两个电子的原子：He、Be、Mg、Ca。 （3）最外层电子数等于次外层电子数的原子：Be、Ar； 最外层电子数是次外层电子数2倍的原子：C； 最外层电子数是次外层电子数3倍的原子：O。 （4）电子层数与最外层电子数相等的原子：H、Be、Al； 最外层电子数是电子层数2倍的原子：He、C、S； 最外层电子数是电子层数3倍的原子：O。 （5）次外层电子数是最外层电子数2倍的原子：Li、Si。 （6）内层电子总数是最外层电子数2倍的原子：Li、P。 （7）与He原子电子层结构相同的离子：H—、Li+、Be2+。 （8）次外层电子数是其他各层电子总数2倍的元素：Li、Mg。 (9)次外层电子数与其他各层电子总数相等的元素：Be、S。 6.巧记10e-、18e-微粒 （1）以Ne为中心记忆10e-微粒: （2）以Ar为中心记忆18e-微粒: 二、培优瓶颈及突破策略 1.培优瓶颈主要表现为三方面： 一是微粒结构辨析模糊，对核外电子排布规律（尤其是洪特规则特例，如Cr、Cu的电子排布）记忆不牢固，易混淆电子层、能级、轨道等概念，在书写电子排布式、价电子排布式时频繁出错； 二是性质与结构关联脱节，无法精准依托原子的核电荷数、电子层数、孤电子对数目等结构特征，推导元素的电离能、电负性、金属性等性质递变，解题时易出现“结构判断偏差→性质推断失误”的连锁问题； 三是陌生情境应用薄弱，面对结合新信息的微粒结构与性质综合题（如新型元素化合物的结构分析）时，难以将已有知识迁移应用，无法快速提炼解题关键信息。 2.突破策略需靶向攻坚： 其一，夯实结构基础，梳理核外电子排布“三规则”及特例，制作“电子排布式书写模板”，明确价电子、内层电子的区分标准，通过专项练习强化规范表达； 其二，构建“结构-性质”关联体系，绘制“原子结构关键参数→性质递变规律”思维导图，结合周期表梳理电离能、电负性的反常情况及成因，深化对性质本质的理解； 其三，强化情境迁移训练，选取含陌生信息的真题与模拟题，总结“新信息拆解→结构特征匹配→性质推导”的解题逻辑，提升信息提取与应用能力。此外，建立专项错题本，针对电子排布错误、结构与性质关联错误等类型分类复盘，通过重复训练固化正确认知，提升解题稳定性。 ◇考点 03 分子结构与性质 一、重难点知识梳理 (一)分子结构与性质 1．与分子结构有关的两种理论 （1）杂化轨道理论 ①基本观点：杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理；杂化轨道形成的共价键更加牢固。 ②杂化轨道类型与分子立体构型的关系 杂化轨道类型 杂化轨道数目 分子立体构型 实例 sp 2 直线形 CO2、BeCl2、HgCl2 sp2 3 平面三角形 BF3、BCl3、CH2O V形 SO2、SnBr2 sp3 4 四面体形 CH4、CCl4、CH3Cl 三角锥形 NH3、PH3、NF3 V形 H2S、H2O 注意：杂化轨道数＝与中心原子结合的原子数＋中心原子的孤电子对数。 （2）价层电子对互斥理论 ①基本观点：分子的中心原子上的价层电子对(包括σ键电子对和中心原子上的孤电子对)由于相互排斥，尽可能趋向彼此远离。 ②价层电子对数的计算 中心原子的价层电子对数＝σ键电子对数(与中心原子结合的原子数)＋中心原子的孤电子对数＝σ键电子对数＋(a－xb) 其中a为中心原子的价电子数，x、b分别为与中心原子结合的原子数及与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(H为1，其他原子为“8－该原子的价电子数”)。微粒为阳离子时，中心原子的价电子数要减去离子所带电荷数；微粒为阴离子时，中心原子的价电子数要加上离子所带电荷数。如SO2中硫原子的孤电子对数为＝1；H3O＋中氧原子的孤电子对数为＝1；CO中碳原子的孤电子对数为＝0。 【易错提醒】在计算孤电子对数时，出现0.5或1.5，则把小数进位为整数，即1或2。如NO2的中心原子N的孤电子对数为＝0.5≈1，则价层电子对数为3，故VSEPR模型为平面三角形，分子立体构型为V形。 ③利用价层电子对互斥理论判断分子(或离子)立体构型 价层电子对数 孤电子对数 分子(或离子)立体构型 示例 2 0 CO2、BeCl2 3 0 BF3、SO3、CO 3 1 SO2 4 0 CH4、NH、SO、CCl4 4 1 NH3、PCl3、H3O＋ 4 2 H2O、H2S 2、判断杂化轨道类型的一般方法 （1）看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有1个叁键，则其中有2个π键，是sp杂化；如果有1个双键，则其中有1个π键，是sp2杂化；如果全部是单键，则是sp3杂化。 （2）杂化轨道数等于中心原子的孤对电子对数与相连的其他原子个数之和。若和为2，则中心原子sp杂化；若和为3，则中心原子sp2杂化；若和为4，则中心原子sp3杂化。如NH3，N原子有1对孤电子对，另外与3个氢原子成键，所以为1＋3＝4，为sp3杂化；再如CO2，C原子没有孤电子对，与2个氧原子成键，所以为0＋2＝2，为sp杂化。 3、中心原子A的价层电子对数的计算方法： 对ABm型化合物，中心原子A的价层电子对数n＝，计算时一般说来，价电子数即为最外层电子数，但B为卤素原子、氢原子时，提供1个价电子，若为氧原子、硫原子时，则不提供电子。 4、等电子体的判断方法 （1）判断方法：一是同主族变换法，如CO2与CS2、CF4与CCl4是等电子体，二是左右移位法，如N2与CO，CO、NO 与SO3是等电子体。如果是阴离子，价电子应加上阴离子所带的电荷数；如果是阳离子，价电子应减去阳离子所带的电荷数。如NH价电子为8，CO价电子为24。 （2）常见的等电子体 微粒 通式 价电子总数 立体构型 CH4、NH AX4 8e－ 正四面体形 CO、N2 AX 10e－ 直线形 CO2、CNS－、NO、N AX2 16e－ 直线形 SO2、O3、NO AX2 18e－ V形 CO、NO、SO3 AX3 24e－ 平面三角形 PO、SO、ClO AX3 26e－ 三角锥形 SO、PO AX4 32e－ 正四面体形 5、分子性质 （1）分子极性 1)分子构型与分子极性的关系 2)键的极性与分子极性的关系 类型 实例 两个键之间的夹角 键的极性 分子的极性 空间构型 X2 H2、N2 － 非极性键 非极性分子 直线型 XY HCl、NO － 极性键 极性分子 直线型 XY2(X2Y) CO2、CS2 180° 极性键 非极性分子 直线型 SO2 120° 极性键 极性分子 三角形 H2O、H2S 104．5° 极性键 极性分子 V形 XY3 BF3 120° 极性键 非极性分子 平面三角形 NH3 107．3° 极性键 非极性分子 三角锥形 XY4 CH4、CCl4 109．5° 极性键 非极性分子 正四面体 （2）溶解性——“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。 （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。 6.分子结构性质认识的5个易错易混点 （1）误认为分子的稳定性与分子间作用力和氢键有关,其实分子的稳定性与共价键的强弱有关。 （2）误认为组成相似的分子,中心原子的杂化类型相同,其实要看其σ键和孤电子对数是否分别相同。如CO2和SO2中心原子的杂化方式不同,CO2分子中C原子是sp杂化,SO2分子中S原子是sp2杂化。 （3）误认为只要含有氢键物质的熔、沸点就高,其实不一定,分子间的氢键会使物质的熔、沸点升高,而分子内氢键一般会使物质的熔、沸点降低。 （4）误认为只含有极性键的分子都一定是极性分子,其实不ー定。如CO2、BF3等是非极性分子。 （5）误认为杂化轨道构型和分子构型一致,其实不一定。如H2O中氧原子是sp3杂化,杂化轨道构型为四面体,但由于分子中存在孤对电子,根据价层电子对互斥理论可知,H2O的分子构型是V形。 (二)微粒间的相互作用力 1．离子键、共价键及金属键的比较 离子键 共价键 金属键 非极性键 极性键 概念 阴、阳离子通过静电作用所形成的化学键 原子间通过共用电子对(电子云重叠)而形成的化学键 金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”,被所有原子共用,从而把所有金属原子维系在一起 成键粒子 阴、阳离子 原子 金属阳离子和自由电子 成键实质 阴、阳离子的静电作用 共用电子对不偏向任何一方 共用电子对偏向一方原子 金属阳离子和自由电子间的电子气 形成条件 活泼金属元素与活泼非金属元素经电子得失,形成离子键 同种元素原子之间成键 不同种元素原子之间成键 金属阳离子和自由电子间成键 形成的物质 离子化合物 非金属单质;某些共价化合物或离子化合物 共价化合物或离子化合物 金属晶体 2．化学键与物质类别的关系 （1）含有离子键的化合物一定是离子化合物，但离子化合物中可能含有共价键，如Na2O2。 （2）只含有共价键的化合物一定是共价化合物。 （3）由金属元素和非金属元素组成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3是共价化合物；只含有非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如铵盐是离子化合物。 （4）非金属单质不一定含有共价键，如稀有气体单质。 （5）气态氢化物是共价化合物，只含共价键，如NH3；而金属氢化物是离子化合物，只含离子键，如NaH。 （6）可能含有非极性键的物质有非金属单质(稀有气体单质除外)、某些共价化合物(如H2O2、C2H6等)、某些离子化合物(如Na2O2等)。 （7）从图中可以看出，离子化合物一定含有离子键，离子键只能存在于离子化合物中。 （8）共价键可存在于离子化合物、共价化合物和共价单质分子中。 (9)熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，如NaCl；熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物，如HCl。 (10)金属元素与非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3为共价化合物；只由非金属元素形成的化合物不一定是共价化合物，如NH4Cl为离子化合物。 (11)有些物质中不存在化学键，如稀有气体分子中不存在化学键。 3.σ键与π键的判断方法 （1）由轨道重叠方式判断。“头碰头”重叠为σ键,“肩并肩”重叠为π键。 （2）由物质的结构式判断。通过物质的结构式可以快速有效地判断共价键的种类及数目。共价单键全为σ键,双键中有一个σ键和一个π键,三键中有一个σ键和两个π键。 （3）由成键轨道类型判断。s轨道形成的共价键全部是σ键;杂化轨道形成的共价键全部为σ键。 4.三种作用力及对物质性质的影响 范德华力 氢键 共价键 作用微粒 分子 H与N、O、F 原子 强度比较 共价键>氢键>范德华力 影响因素 组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,范德华力越大 形成氢键元素的电负性 原子半径 对性质的影响 影响物质的熔、沸点,溶解度等物理性质 分子间氢键使物质熔、沸点升高,溶解度增大 键能越大,稳定性越强 二、培优瓶颈及突破策略 1.培优瓶颈主要表现 一是核心概念辨析不清，对共价键类型（σ键、π键）、杂化轨道类型（sp、sp²、sp³）的判断依据掌握不扎实，易混淆价层电子对互斥理论与杂化轨道理论的应用场景，在判断分子空间构型时频繁出错； 二是结构与性质关联断裂，无法依托分子的键角、极性、氢键、范德华力等结构特征，推导物质的熔沸点、溶解性、化学活性等性质，解题时易出现“结构判断偏差→性质推断失误”的连锁问题； 三是陌生分子分析薄弱，面对含配位键、特殊共价键（如大π键）的陌生分子结构题时，难以快速迁移已有知识，无法准确提取题干中与结构相关的关键信息。 2.突破策略 其一，夯实概念与理论基础，梳理共价键、杂化轨道、价层电子对互斥理论的核心要点，制作“概念辨析清单”与“判断流程模板”（如“价层电子对计算→杂化类型判断→空间构型推导”），通过专项练习强化规范应用； 其二，构建“结构-性质”关联体系，绘制“分子结构关键特征→性质递变规律”思维导图，重点梳理氢键、分子极性对物质熔沸点、溶解性的影响规律，深化对性质本质的理解； 其三，强化陌生情境迁移训练，选取含陌生分子结构的真题与模拟题，总结“新信息拆解→结构特征匹配→性质推导”的解题逻辑，提升信息提取与知识迁移能力。此外，建立专项错题本，针对概念混淆、结构判断错误等类型分类复盘，通过重复训练固化正确认知，提升解题稳定性。 ◇考点 04 配合物的结构与性质 一、重难点知识梳理 1.配合物的结构 如[Cu(NH3)4]SO4： 配体 （配位体） 含有孤电子对的分子或离子，如NH3、H2O、CO、F－、Cl－、Br－、I－、SCN－、CN－、OH－等。当配体中有两原子有孤电子对时，电负性小的原子为配位原子，如CO作配体时C为配位原子。 配位原子 配体中提供孤对电子的原子叫配位原子，如H2O中的O原子，NH3中的N原子。 中心离子 (或原子) 一般是金属离子，特别是过渡金属离子，中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。 配位数 直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或离子)的数目，中心原子(或离子)的配位数一般为2、4、6、8等。如：[Cu(NH3)4]2+的配位数为4，[Ag(NH3)2]+的配位数为2，[Fe(CN)6]4－中配位数为6。 配离子 由中心原子(或离子)和配位体组成的离子叫做配离子，如[Cu(NH3)4]2+、[Ag(NH3)2]+。 内界和外界 配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分， 如2Cl－，而内界微粒很难电离，因此，配合物[Co(NH3)5Cl]Cl2内界中的Cl－不能被Ag＋沉淀，只有外界的Cl－才能与硝酸银溶液反应产生沉淀。 2.典型配合物 [Cu(NH3)4]SO4 K3[Fe(CN)6] [Ag(NH3)2]OH Na3[AlF6] 中心离子 Cu2＋ Fe3＋ Ag＋ Al3＋ 配体 NH3 CN－ NH3 F－ 配位原子 N C N F 配位数(n) 4 6 2 6 外界 SO K＋ OH－ Na＋ 3.配位键与共价键的关系：配位键与普通共价键实质是相同的，它们都被成键原子双方共用。如NH中虽然有一个N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。同普通共价键一样，配位键可以存在于分子之中[如Ni(CO)4]，也可以存在于离子之中(如NH)。 4.配合物中化学键的类型及共价键数目的判断：若配体为单核离子如Cl－等，可以不予计入，若为分子，需要用配体分子内的共价键数乘以该配体的个数，此外，还要加上中心原子与配体形成的配位键，这也是σ键。如：[Cu(NH3)4]SO4化学键的类型：离子键、共价键、配位键，共价键数(σ键)为3×4＋4＋4＝20。 5.其他特殊配合物 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] 6.配合物的形成对性质的影响 ①溶解性：一些难溶于水的金属氯化物、溴化物、碘化物等可溶于含过量的氯离子、溴离子、碘离子和氨的溶液中，或依次溶解于含过量的OH－、Cl－、Br－、I－、CN－的溶液中，形成可溶性的配合物。如： ②颜色的改变：当简单离子形成配离子时，其性质往往有很大差异。颜色发生变化就是一种常见的现象，根据颜色的变化就可以判断是否有配离子生成。如黄色的铁离子溶液与硫氰酸根配合，就形成血红色的溶液。 ③稳定性增强：配位化合物稳定性是由配位键的强弱决定；配位键的强弱取决于配位体给电子的能力，配位体给出电子能力越强，则配位体与中心离子形成的配位键就越强，配合物也就越稳定。配位键的强弱还与中心粒子空轨道的数目、空间构型，配体空间结构等因素有关，如果形成环状配离子或配体体积较大，则空轨道数目较多的原子或阳离子才能形成稳定的配离子。例如，血红素中的Fe2＋与CO分子形成的配位键比Fe2＋与O2分子形成的配位键强，因此血红素中的Fe2＋与CO分子结合后，就很难再与O2分子结合，血红素失去输送氧气的功能，从而导致人体CO中毒。 7.配合物的应用 超过百万种的配合物在医药科学、化学催化剂、新型分子材料等领域有广泛的应用。 （1）在生命体中的应用 （2）在生产生活中的应用 （3）在医药中的应用——抗癌药物、。 （4）有些配合物显现出特征颜色，从而可用于物质的检验。Fe3＋与SCN－在溶液中可生成配位数为1～6的铁的硫氰酸根配离子，这种配离子的颜色是血红色的，反应的离子方程式如下：Fe3＋＋nSCN－===[Fe(SCN)n]3－n 8．配合物的制备 （1）配合物的形成 在盛有2 mL 0.1 mol·L－1的CuSO4溶液中，逐滴加入过量的浓氨水，观察到的现象是先生成蓝色沉淀，继续加氨水，沉淀溶解，最后变为蓝色透明溶液。反应的离子方程式是 ①Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH； ②Cu(OH)2＋4NH3·H2O===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O。 （2）制备银氨溶液 往洁净的试管中加入1mL2%硝酸银溶液，然后边振荡边逐滴滴入2%稀氨水，直到最初产生的的沉淀刚好溶解为止。①Ag＋＋NH3·H2O===AgOH＋NH ②AgOH＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋OH－＋2H2O （3）[Cu(NH3)4]2＋(配离子)的形成： 氨分子中氮原子的孤对电子进入Cu2＋的空轨道，Cu2＋与NH3分子中的氮原子通过共用氮原子提供的孤对电子形成配位键。配离子[Cu(NH3)4]2＋可表示为(如图所示)。 二、培优瓶颈及突破策略 1.培优瓶颈主要表现 一是核心概念界定模糊，对配合物的组成（中心离子/原子、配体、配位键、配位数）辨析不清，易混淆配体与外界离子、配位键与普通共价键的本质区别，在书写配合物化学式、电子式时频繁出错； 二是结构分析能力薄弱，无法准确判断中心离子的杂化类型，对配合物的空间构型（如正四面体、平面正方形、八面体）与稳定性的关联理解不深，难以结合结构推导性质； 三是情境迁移应用不足，面对含配合物的陌生反应、物质推断题时，无法快速提取题干中与配位键形成相关的关键信息（如孤电子对、空轨道），知识迁移存在障碍。 3.突破策略 其一，夯实概念基础，梳理配合物组成要素的界定标准，制作“概念辨析清单”，明确配体的判断依据（含孤电子对的分子或离子）、配位数的计数规则，通过规范书写配合物相关化学用语的专项练习强化认知； 其二，构建“结构-性质”关联逻辑，整理常见中心离子的杂化类型与对应空间构型，绘制“中心离子→杂化类型→空间构型→稳定性/化学性质”关联图，深化结构对性质的决定作用； 其三，强化情境迁移训练，选取含配合物的真题与模拟题，总结“题干信息提取（孤电子对、空轨道）→配合物结构推断→性质应用”的解题流程，提升信息转化与知识迁移能力。此外，建立专项错题本，针对概念混淆、结构判断错误等类型分类复盘，通过重复训练固化正确思路，提升解题稳定性。 ◇考点 05 晶体结构与性质 一、重难点知识梳理 1、晶体类型的判断 （1）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)都是分子晶体。 ③常见的共价晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的共价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。 （2）依据组成晶体的晶格质点和质点间的作用判断 ①离子晶体的晶格质点是阴、阳离子，质点间的作用是离子键； ②共价晶体的晶格质点是原子，质点间的作用是共价键； ③分子晶体的晶格质点是分子，质点间的作用为分子间作用力； ④金属晶体的晶格质点是金属离子和自由电子，质点间的作用是金属键。 （3）晶体的熔点判断 ①离子晶体的熔点较高，常在数百度至一千余度； ②共价晶体熔点高，常在一千度至几千度； ③分子晶体熔点低，常在数百度以下至很低温度； 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离子晶体水溶液及熔化时能导电； ②共价晶体一般为非导体，但有些能导电，如晶体硅； ③分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(如酸和部分非金属气态氢化物)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略硬而脆； ②共价晶体硬度大； ③分子晶体硬度小且较脆； ④金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。 2、物质熔、沸点高低比较规律 （1）一般情况下,不同类型晶体的熔、沸点高低规律:共价晶体>离子晶体>分子晶体,如熔、沸点:金刚石>NaCl>Cl2;金属晶体>分子晶体,如熔、沸点:Na>Cl2(金属晶体熔、沸点有的很高,如钨、铂等,有的则很低,如汞等)。 （2）形成共价晶体的原子半径越小、键长越短,则键能越大,其熔、沸点就越高,如熔、沸点:金刚石>石英>碳化硅>晶体硅。 （3）形成离子晶体的阴阳离子所带的电荷数越多,离子半径越小,则离子键越强,熔、沸点就越高,如熔、沸点:MgO>MgCl2,NaCl>CsCl。 （4）金属晶体中金属离子半径越小,离子所带电荷数越多,其形成的金属键越强,金属单质的熔、沸点就越高,如Al>Mg>Na。 （5）分子晶体的熔、沸点比较规律。 ①组成和结构相似的分子,相对分子质量越大,其熔、沸点就越高,如:HI>HBr>HCl。 ②组成和结构不相似的分子,分子极性越大,其熔、沸点就越高,如:CO>N2。 ③同分异构体分子中,支链越少,其熔、沸点就越高,如:正戊烷>异戊烷>新戊烷。 ④同分异构体中的芳香烃及其衍生物,邻位取代物>间位取代物>对位取代物,如熔、沸点:邻二甲苯>间二甲苯>对二甲苯。 3、均摊法确定晶胞组成 （1）方法：晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个原子对这个晶胞的贡献就是。 （2）类型 ①长方体(正方体)晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献： ②非长方体(非正方体)晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定。如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)对六边形的贡献为。在如图所示的正三棱柱形晶胞中： ③熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目。 A．NaCl(含4个Na＋，4个Cl－) B．干冰(含4个CO2) C．CaF2(含4个Ca2＋，8个F－) D．金刚石(含8个C) E．体心立方(含2个原子) F．面心立方(含4个原子) 4、金属晶体空间利用率的计算方法 Ⅰ.空间利用率的定义及计算步骤 ①空间利用率：指构成晶体的原子、离子或分子在整个晶体空间中所占有的体积百分比。 空间利用率＝×100% ②空间利用率的计算步骤： a．计算晶胞中的粒子数； b．计算晶胞的体积。 Ⅱ.金属晶体空间利用率分类简析 ①简单立方堆积(如图1所示) 立方体的棱长为2r，球的半球为r 过程：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2所示) 过程：b2＝a2＋a2 (4r)2＝a2＋b2＝3a2，所以：a＝r 空间利用率＝×100%＝×100%＝×100%≈68% ③六方最密堆积(如图3所示) 过程：S＝2r×r＝2r2 h＝r　V(球)＝2×πr3 V(晶胞)＝S×2h＝2r2×2×r＝8r3 空间利用率＝×100%＝×100%≈74% ④面心立方最密堆积(如图4所示) 过程：a＝2r V(球)＝4×πr3 V(晶胞)＝a3＝(2r)3＝16r3 空间利用率＝×100%＝×100%≈74% 5、计算晶体密度的方法 6、计算晶体中粒子间距离的方法 7、原子分数坐标参数 （1）概念 原子分数坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置。 （2）原子分数坐标的确定方法 ①依据已知原子的坐标确定坐标系取向。 ②一般以坐标轴所在正方体的棱长为1个单位。 ③从原子所在位置分别向x、y、z轴作垂线，所得坐标轴上的截距即为该原子的分数坐标。 （3）金刚石晶胞中碳原子坐标的确定 以金刚石晶胞结构为例，金刚石晶体整体上是正四面体立体网状结构。每个碳原子L能层的4个电子采用sp3杂化，形成4个等同的杂化轨道，相邻的两个碳原子之间形成σ键。这样每个碳原子与周围4个碳原子形成4个σ键，每个碳原子都是直接相连的4个碳原子的重心。 在一个金刚石晶胞中有8个碳原子位于立方体的顶点，6个碳原子位于面心，4个碳原子位于晶胞内部。每个晶胞中8个顶点中有4个顶点、6个面心和4个晶胞内部的碳原子形成4个正四面体，每个正四面体的4个顶点分别是一个晶胞顶点和这个顶点所在平面的面心，正四面体中心是晶胞内的1个碳原子。 （4）用解析几何知识研究晶体中各个微粒间的位置关系更具体更直接。以底面一个顶点的碳原子(通常取后左下)为原点建立一个三维坐标系。 原点上的原子坐标为(0，0，0)，晶胞边长参数看作1，并据此分析坐标参数。在晶胞进行“无隙并置”时，可以看出，8个顶点的原子都可以作为原点，注意看清楚，与这个原点原子重合的是晶胞上哪一个顶点的碳原子。所以顶点上的8个原子坐标都是(0，0，0)，这与纯粹立体几何不同，所以高中阶段我们只标注顶点以外的晶胞内和晶胞上点的坐标；棱心和面心坐标点中数据中不会出现“1”。 8、千万差别貌相似,谨防马虎大错误 （1）CO2和SiO2尽管有相似的化学组成,但二者物理性质有较大差异,原因是二者的晶体类型不同,CO2属于分子晶体,SiO2属于共价晶体,二者不能混淆。 （2）离子晶体中不一定都含有金属元素,如NH4Cl是离子晶体;金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶体,如AlCl3是分子晶体;含有金属离子的晶体不一定是离子晶体,如金属晶体中含有金属离子。 （3）含阴离子的晶体中一定含有阳离子,但含阳离子的晶体中不一定含阴离子,如金属晶体。 （4）误认为金属晶体的熔点比分子晶体的熔点高,其实不一定,如Na的熔点为97 ℃,尿素的熔点为132.7 ℃。 二、培优瓶颈及突破策略 1.培优瓶颈主要表现 一是晶胞结构分析薄弱，无法准确判断晶胞中粒子的堆积方式、配位数，对“均摊法”的应用场景与计算规则掌握不扎实，在求解晶胞中粒子个数、化学式时频繁出错； 二是晶体类型与性质关联断裂，对离子晶体、分子晶体、共价晶体、金属晶体的结构特征（如化学键类型、粒子间作用力）理解不深，难以依托晶体类型推导物质的熔沸点、硬度、导电性等性质； 三是综合计算与情境迁移不足，面对晶胞密度、微粒间距等综合计算时，易混淆晶胞参数与粒子半径的关系，在陌生晶体结构的信息题中，无法快速提取关键数据并迁移应用已有知识。 3.突破策略 其一，夯实晶胞分析基础，梳理常见晶胞（如面心立方、体心立方、简单立方）的结构特征，制作“均摊法计算模板”，明确不同粒子（顶点、棱上、面心、体心）的贡献值，通过专项练习强化晶胞粒子个数与化学式的推导； 其二，构建“晶体类型-结构-性质”关联体系，绘制思维导图梳理四类晶体的化学键、粒子间作用力与性质的对应关系，重点总结熔沸点比较的规律与特殊情况； 其三，强化综合计算与迁移训练，整理晶胞密度、微粒间距的计算公式，明确公式中各物理量的含义与单位换算要点，选取含陌生晶胞结构的真题，总结“信息提取→晶胞结构分析→数据代入计算”的解题流程。此外，建立专项错题本，针对均摊法应用错误、晶体性质判断偏差等类型分类复盘，通过重复训练固化正确思路，提升解题稳定性。 ◇题型 01 考查原子结构与性质的正误判断 典｜例｜精｜析 典例1（2025·山东卷）物质性质与组成元素的性质有关，下列对物质性质差异解释错误的是 性质差异 主要原因 A 沸点： 电离能： B 酸性： 电负性： C 硬度：金刚石>晶体硅 原子半径： D 熔点： 离子电荷： 典例2（2025·江苏卷）在溶有15-冠()的有机溶剂中，苄氯()与发生反应： 下列说法正确的是 A．苄氯是非极性分子 B．电负性： C．离子半径： D．X中15-冠与间存在离子键 变｜式｜巩｜固 变式1（2026·浙江·一模）根据元素周期律推测，下列说法不正确的是 A．离子键的百分数：Na2O>MgO B．第一电离能：N>F>O C．离子半径：H->Li+ D．化合物中共价键的极性：H2O>H2S 变式2（25-26高三上·江苏苏州·期中）1-丁基-3-甲基咪唑六氟磷酸盐()是常见的离子液体。下列说法正确的是 A．原子半径： B．第一电离能： C．沸点： D．熔沸点： 变式3（2025·吉林延边·模拟预测）正丙基三乙氧基硅烷(乙)是一种有机合成的添加剂。乙可由正丙基三氯硅烷(甲)合成，结构简式及反应过程如图所示。下列说法错误的是 A．甲中Si元素为+4价 B．甲中各元素的电负性： C．乙中部分元素的第一电离能： D．乙中、、的价层电子对数均为4 变式4[原创题]2-巯基烟酸(X)与V₂O₅在一定条件下可生成2-巯基烟酸氧钒(Y)，其结构变化如图所示。下列说法错误的是 A.基态V原子的价电子排布式为3d34s2，属于d区元素 B.第一电离能：N>O>S，电负性：O>N>S C.基态O原子的电子有5种不同的空间运动状态 D.基态S原子的核外电子云轮廓图呈哑铃形的能级上共有4个电子 ◇题型 02 考查分子结构与性质的正误判断 典｜例｜精｜析 典例1（2025·湖南卷）下列有关物质性质的解释错误的是 性质 解释 A 酸性： 是推电子基团 B 熔点： 的体积大于 C 熔点： 比的金属性弱 D 沸点： 分子间存在氢键 典例2（2025·四川卷）生产磷肥时，利用纯碱溶液吸收的反应如下：。下列说法错误的是 A．中含有配位键 B．和都是由极性键构成的极性分子 C．和晶体分别为分子晶体和共价晶体 D．的模型和空间结构都为平面三角形 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·湖北·模拟预测）物质的结构决定性质，下列解释错误的是 选项 性质 解释 A 熔点：水晶>干冰 比的式量更大 B 酸性：丙酸<甲酸 乙基的推电子作用削弱了氧氢键的极性 C 甲醛易溶于水 甲醛是极性分子且可与水分子形成氢键 D 聚乙炔有导电性 聚乙炔中碳原子为：杂化可形成共轭长链 变式2（2025·浙江·一模）可根据物质结构推测其性质，下列推测的性质不合理的是 选项 结构 性质 A 乙醇分子间存在氢键，乙醛分子间无氢键 乙醇的沸点高于乙醛 B 金刚石和石墨二者熔化后，碳原子原来的排列方式被打破，原子间的距离相等，相互作用强度也相同 金刚石和石墨沸点相同 C 聚丙烯酸钠的结构是 聚丙烯酸钠具有高吸水性 D 石英玻璃(非晶态二氧化硅)的原子排列相对无序 具有各向异性 变式3（2025·浙江台州·一模）可根据物质结构推测其性质，下列推测的性质不合理的是 选项 结构 性质 A 引入乙基： 熔点： B 分别与、HF形成如下氢键：①② 氢键强弱：①＞② C 和均具有配位键 配位键强弱： D 戊醇中的烃基比乙醇中的烃基大 水中的溶解度：戊醇＜乙醇 变式4[原创题]乙烷催化氧化为乙醛在合成化学和碳资源利用等方面均有重大意义。在催化下乙烷氧化成乙醛的机理如图所示。下列说法错误的是 A.乙烷分子中C-C键的键长大于乙烯中C=C键的键长 B.乙醛分子中碳原子均采取sp²杂化 C．根据图示机理，可推测X、Y分别为、 D.中间体[(C2H5)Fe(OH)]+中，Fe与OH-之间存在配位键 ◇题型 03 考查晶体结构有有关计算 典｜例｜精｜析 典例1（2025·四川卷）的四方晶胞(晶胞参数，省略中的氧，只标出)和的立方晶胞如图所示，为阿伏加德罗常数的值。 下列说法错误的是 A．晶胞中1位的分数坐标为 B．晶胞中2位和3位的核间距为 C．晶胞和晶胞中原子数之比是 D．晶体密度小于晶体密度 典例2（2024·河北卷）金属铋及其化合物广泛应用于电子设备、医药等领域。如图是铋的一种氟化物的立方晶胞及晶胞中MNPQ点的截面图，晶胞的边长为为阿伏加德罗常数的值。下列说法错误的是 A．该铋氟化物的化学式为 B．粒子S、T之间的距离为 C．该晶体的密度为 D．晶体中与铋离子最近且等距的氟离子有6个 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·湖北·模拟预测）硅化镁是一种半导体材料，在光电子器件、能源器件、激光武器等领域有重要应用前景，其常见立方晶胞如图甲所示，已知晶胞边长为apm。以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标。下列说法错误的是 A．由晶体结构可推断硅化镁的化学式为 B．距离B原子最近且等距的B原子有4个 C．已知原子分数坐标：A点为，则B点的原子分数坐标为 D．若将图甲中移动到，则可得到硅化镁的等边长晶胞乙 变式2（2025·江西景德镇·一模）晶体结构的缺陷美与对称美同样受关注。某富锂超离子导体的晶胞是立方体(图1)，进行镁离子取代及卤素共掺杂后，可获得高性能固体电解质材料(图2)。下列说法错误的是 A．图1中O原子的配位数为6 B．图2表示的化学式为 C．图1晶体密度为 D．取代产生的空位有利于传导 变式3（2025·四川遂宁·二模）铬、钙、氧可形成一种具有特殊导电性的复合氧化物，其晶胞结构如图甲所示，氧离子与钙离子的最近距离为apm，阿伏加德罗常数的值为NA。下列说法正确的是 A．钙离子的配位数为8 B．该复合氧化物晶体的密度为g·cm-3 C．该晶胞沿z轴方向的投影如图乙 D．氧离子与铬离子间的最短距离为apm 变式4[原创题]氮化钛为金黄色晶体，是良好的半导体材料，其晶胞结构如图所示。已知：晶胞参数为，b点原子的分数坐标为为阿伏加德罗常数的值。 下列说法错误的是 A.图中a点原子的分数坐标为（1/2,1/2,1/2） B.晶胞中Ti与N的最短距离为 C.该晶体的密度为 ◇题型 04 考查配合物结构与性质的正误判断 典｜例｜精｜析 典例1（2025·北京卷）为研究三价铁配合物性质进行如下实验(忽略溶液体积变化)。 已知：为黄色、为红色、为无色。 下列说法不正确的是 A．①中浓盐酸促进平衡正向移动 B．由①到②，生成并消耗 C．②、③对比，说明：②>③ D．由①→④推断，若向①深黄色溶液中加入、淀粉溶液，溶液也无明显变化 典例2（2024·广西卷）某小组对和的性质进行探究： Ⅰ．向少量蒸馏水里滴加2滴溶液，再滴加2滴KSCN溶液。 Ⅱ．向少量蒸馏水里滴加2滴溶液，再滴加2滴KSCN溶液。 下列说法正确的是 A．实验Ⅰ中继续加入少量固体，溶液颜色变浅 B．实验Ⅱ中溶液呈红色 C．KSCN能区分和 D．焰色试验不能区分和 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·广西南宁·模拟预测）常在玻璃工业中作红色染料。为探究性质，进行如下实验。下列说法错误的是 实验 操作及现象 I II A．实验I中红色固体为Cu单质 B．实验I中稀硫酸和稀硝酸均体现了酸性 C．实验I、Ⅱ中，均体现了氧化性和还原性 D．在中，给出孤电子对，提供空轨道 变式2（2025·浙江·一模）某实验小组利用制备深蓝色晶体的方案如下： 下列说法不正确的是 A．加热溶液，溶液颜色由蓝绿色变为黄绿色 B．配合物中心离子为，为正四面体结构 C．加入乙醇的作用是形成乙醇、水的混合溶剂，使溶剂极性减弱 D．干燥时可采用低温真空干燥，或用滤纸吸干表面溶剂后置于干燥装置中常温干燥 变式3（2025·四川泸州·一模）配合物三草酸合铁酸钾常用作蓝晒感光剂，阴离子的结构如图所示。为阿伏加德罗常数的值。下列说法正确的是 A．离子中提供孤电子对形成配位键 B．离子中的配位原子共有3个 C．离子含键数为 D．离子中C和O的杂化方式均为 变式4[原创题]铑的配合物离子可催化甲醇羰基化反应，反应过程如图所示。下列关于该过程中配合物结构与性质的说法错误的是 A.反应过程中Rh的配位数发生了变化 B.[I2Rh(CO)2]中Rh与CO之间的作用力为配位键 C.甲醇(CH₃OH)分子中O原子的杂化方式为sp³ D.该催化循环中，HI是反应的催化剂 ◇题型 05 考查位、构、性的应用 典｜例｜精｜析 典例1（2025·江西卷）是一种钠离子电池电解质的主要成分。X、Y、Z、W均为短周期元素，价层电子数总和为23，原子半径，X、Z不同周期，Z、W同主族。下列说法正确的是 A．电负性： B．是直线形分子 C．与中Z的杂化轨道类型不同 D．易燃 典例2（2025·广西卷）单分子磁体能用于量子信息存储。某单分子磁体含四种元素，其中的核外电子数之和为离子半径最小，基态X原子的s能级电子数是p能级的2倍，Z的某种氧化物是实验室制取氯气的原料之一。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．简单氢化物的稳定性： C．电负性： D．基态Z原子的电子排布式： 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·四川·模拟预测）科学家合成出了一种高效电解质(如图所示)，其中X、Y、Z、W、Q为原子序数依次增大的短周期主族元素，Q与Z同主族，X、Y、Z、W原子半径依次减小，Y和W的原子序数之和为Z的2倍。下列说法正确的是 A．最高正价：Q>Y>X B．非金属性：Y>Z>W C．第一电离能：W>Z>Y D．最简单氢化物的熔点：Z>W>X 变式2（2025·云南大理·一模）某离子液体的结构如图所示，其阴离子能与纤维素中的羟基形成氢键，对纤维素有很好的溶解性。W、X、Y、Z、Q是原子序数依次增大的短周期主族元素，其中Y是组成有机物的基本骨架元素，Q的单质可与水反应生成氧气。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．阴离子中X不满足8电子稳定结构 C．基态原子的未成对电子数： D．WQ属于酸，不能与任何酸性氧化物反应 变式3（2025·河北石家庄·模拟预测）W、X、Y、Z为四种短周期非金属元素，基态W原子中未成对电子数与能级数相等，X与W同主族，Y与X同周期且Y比X少一个未成对电子，Z的原子序数比Y小7。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．简单离子半径： C．单质沸点： D．简单氢化物的还原性： 变式4[原创题]某化合物是一种常用的食品营养强化剂，其组成元素M、X、Y、Z、Q、R的原子序数依次增大，前5种元素为主族元素且在短周期均有分布。X原子核外有6种不同运动状态的电子；Z与X同周期，且基态Z原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等；Q的原子半径在同周期主族元素中最大；R原子的质子数等于Y、Z、Q原子的质子数之和。下列说法正确的是（ ） A. 简单离子半径：Q > Z > Y B. 电负性：Y > Z > X C. M与X形成的化合物中只含极性共价键 D. Q与Z形成的化合物中含有离子键，可能含有非极性共价键 17 / 18 学科网（北京）股份有限公司 $