专题08 物质结构与性质综合题型研究（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物质结构与性质综合题型，涵盖原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质及晶胞计算等核心考点，按考情精析、重难考点深解、解题思维优化的逻辑架构，通过考点梳理、方法指导、真题训练帮助学生突破难点，体现复习的系统性和针对性。 资料采用分层训练策略，针对配位键判定、晶胞参数计算等瓶颈设计基础深化、能力迁移等模块，结合前沿材料情境培养科学思维与信息迁移能力，如通过晶胞均摊法专项训练提升空间想象能力，助力学生高效突破考点，为教师把控复习节奏提供清晰指导。

专题08 物质结构与性质综合题型研究 目录 第一部分 考情精析 第二部分 重难考点深解 【考点01】 原子结构与性质 【考点02】 分子结构与性质 【考点03】 晶体结构与性质 【考点04】 晶胞结构分析与计算 第三部分 解题思维优化 【题型01】考查原子结构与性质的原因解释 【题型02】考查微粒的空间构型及分子极性的原因解释 【题型03】考查微粒间作用力与物质性质的关系的原因解释 【题型04】考查配位键、配合物的结构与性质的原因解释 【题型05】考查晶胞结构分析与计算 核心考向聚焦 主战场转移：从选做大题转为必考散题，载体趋向新型材料与前沿成果，强化“结构决定性质”思想，注重知识综合运用、空间想象与计算能力，且学科交叉融合更显著。 核心价值：聚焦“结构决定性质”核心思想，渗透化学学科价值，强化科学探究与创新意识，助力学生形成正确科学态度与社会责任。 关键能力与思维瓶颈 关键能力：侧重空间想象（晶体结构分析）、逻辑推理（性质推导）、数据处理（键能、晶格能计算），强化信息提取与知识迁移能力，突出综合应用素养。 培优瓶颈：对配位键、晶胞参数计算等复杂知识点深度剖析不足；信息迁移能力弱，难以关联前沿材料情境；学科交叉思维欠缺，易在跨模块综合题中失分。 命题前瞻与备考策略 预测：2026年高考中，将以我国新型材料等真实情境为载体，强化“结构决定性质” 逻辑推导，深化晶胞计算、杂化类型等核心考点，注重跨模块融合与学科交叉，聚焦关键能力与学科素养考查。 策略：立足教材，聚焦核心考点，强化情境迁移，突破晶胞计算与结构推导瓶颈。 重点训练： 1.基础深化层（针对复杂概念理解瓶颈）——配位化合物结构判定、晶胞中粒子坐标参数分析、杂化轨道与分子构型关联逻辑。 2.能力迁移层（针对信息迁移薄弱瓶颈）——前沿材料情境下的结构 - 性质推导、陌生晶胞的密度 / 空隙率计算。 3.学科交叉层（针对交叉思维欠缺瓶颈）——晶体结构与数学立体几何结合、物质结构与生物大分子（如蛋白质）关联。 4.拔高冲刺层（针对高考衔接瓶颈）——复杂簇合物结构分析。 ◇考点 01 原子结构与性质 一、重点知识梳理 1.原子核外电子排布 （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: 2.原子结构与元素周期律的关联 （1）能层、能级、轨道数的判断，核外电子运动状态的描述（无运动轨迹，用概率密度表征）。 ①能层与能级的认识 a.任何能层均含有s能级,都是从s能级开始,且能级数与能层序数相同,但不是任何能层均含有任何能级。 b.能层就是电子层。 c.从第3能层开始出现d能级,且3d能级的能量大于4s能级。 d.每个能层最多容纳电子数是能层序数平方的二倍,但与实际填充的电子数不一定相同。 ②判断能级能量高低的方法 a.首先看能层,一般能层序数越大,能量越高。 b.再看能级,同一能层中的各能级,能量由低到高的顺序是ns<np<nd<nf。 c.还要注意能级交错现象,即高能层的s、p能级的能量可能会小于低能层的d、f能级,如4s<3d,6p<5f等。 ③能层、能级中的数量关系: a.任一能层,能级数=能层序数,且总是从s能级开始。 b.以s、p、d、f……排序的各能级最多容纳的电子数依次为1、3、5、7……的二倍。 c.每个能层最多可容纳的电子数是能层序数的平方的二倍,即2n2。 d.能级符号相同的不同能级中所容纳的最多电子数相同。 ④电子云： a.电子云图表示电子在核外空间出现概率的相对大小。电子云图中小点越密，表示电子出现的概率越大。 b.电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子实际出现的次数 c.电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图 d.绘制电子云轮廓图的目的：表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。例如，绘制电子云轮廓图时，把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来。 Ⅰ.s电子的电子云轮廓图：所有原子的任一能层的s电子的电子云轮廓图都是球形，只是球的半径不同。同一原子的能层越高，s电子云的半径越大。 Ⅱ.p电子的电子云轮廓图：p电子云轮廓图是哑铃状的。每个p能级都有3个相互垂直的电子云，分别称为px、py,和pz，右下标x、y、z分别是p电子云在直角坐标系里的取向。 ⑤原子轨道 a.同一能层中，不同能级原子轨道的能量及空间伸展方向不同；但同一能级的几个原子轨道的能量相同,但半径不同。能层序数n越大,原子轨道的半径越大。 b.s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道,它们互相垂直,分别以px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量相同。 c.原子轨道数与能层序数n的关系:原子轨道数目=n2。 d.人们把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为简并轨道。 （2）元素周期表分区：s、p、d、ds、f 区的划分依据（价电子排布特征）及对应元素。 ①按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级而得名ds区。这5个区的位置关系如图所示。 ②各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别 分区 元素位置 价层电子排布式 元素种类及性质特点 s区 IA族、ⅡA族 ns1-2 原子的核外电子最后排布在ns能级上，属于活泼金属元素(H除外),为碱金属元素和碱土金属元素 p区 ⅢA~ⅦA族及0族 ns2np1-6(He除外) 原子的核外电子最后排布在np能级(He为s能级)上，为非金属元素和少数金属元素 d区 ⅢB~ⅦB族(镧系、锕系除外) 以及Ⅷ族 (n-1)d1-9ns1-2(Pd除外) 为过渡金属元素，原子的核外电子最后排布在(n-1)d能级上，d轨道可以不同程度地参与化学键的形成 ds区 IB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1-2 为过渡金属元素，核外电子先填满(n-1)d能级而后再填充ns能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般不参与化学键的形成 f区 镧系和锕系 (n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2 镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质相似 3.元素的电离能 （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;但要注意第ⅡA族和第ⅢA族的反常，如I1 (Be)> I1 (B)，I1 (Mg)> I1 (Al)；第ⅤA族和第ⅥA族的反常，如I1 (N)> I1 (O)，I1 (P)> I1 (S)。同一主族,从上到下，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p能级全空、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）逐级电离能变化规律 ①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<… ②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化 （3）电离能的应用 ①推断元素原子的核外电子排布，例如：Li的逐级电离能I1«I2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子。 ②判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数，如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。 ③判断元素的金属性、非金属性强弱，I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外); I1越小，元素的金属性越强。 4.元素的电负性 （1）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 （2）应用 ①判断元素的金属性或非金属性强弱 I、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。 注：不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准 II、金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 ②判断化学键的类型 I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。 II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键, 但也有特例（如NaH）。 ③判断元素的化合价 I、电负性小的元素易呈现正价 II、电负性大的元素易呈现负价 ④解释对角线规则 利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。 5.原子结构与元素性质的关系 （1）价电子排布决定元素化学性质：价电子是参与化学反应的核心电子，其排布直接影响元素的成键方式与反应活性。主族元素价电子为最外层电子，同主族价电子排布相同，化学性质相似；过渡元素价电子含最外层s电子与次外层d电子，导致其多化合价、易形成配位化合物。 （2）原子半径影响得失电子能力：原子半径越大，核对外层电子吸引力越弱，越易失电子，金属性越强；反之半径越小，越易得电子，非金属性越强。同周期从左到右原子半径递减，金属性减弱、非金属性增强；同主族从上到下半径递增，金属性增强。 （3）电离能衡量失电子难易程度：第一电离能越大，原子失电子能力越弱，金属性越弱。同周期第一电离能呈增大趋势，ⅡA族、VA族因轨道全满、半满结构出现反常；逐级电离能突变可判断元素最外层电子数，如第n电离能剧增，说明最外层有n-1个电子。 （4）电负性判断得电子倾向与成键类型：电负性越大，原子吸引键合电子能力越强，非金属性越强。电负性差值大于1.7一般形成离子键，小于1.7—般形成共价键；电负性差异还能判断化合物中元素化合价正负。 （5）周期表分区与元素性质关联：元素周期表分8、p、d、ds、f区，分区由价电子排布决定。如s区元素易失电子呈金属性，p区非金属元素易得电子呈非金属性，d、ds区过渡元素多具有催化性、磁性等特性。 二、培优瓶颈及突破策略 1.培优瓶颈 （1）概念理解深度不足：对电子排布特例（Cr、Cu）、电离能反常原因（ⅡA/ⅤA族）等核心知识点，仅停留在记忆层面，无法结合轨道能量、电子云重叠等本质逻辑解释，易失分。 （2）规律应用僵化：能背诵电离能、电负性的周期律趋势，但面对陌生元素（如过渡元素、f区元素）或变式情境，无法灵活推导其性质，知识迁移能力薄弱。 （3）数理结合薄弱：涉及原子半径、电离能数据计算与曲线分析时，难以关联数学逻辑，无法通过数据突变点判断元素最外层电子数，对图表类题型敏感度不足。 （4）跨模块关联欠缺：不能将原子结构与化学键、分子构型、晶体性质深度衔接，形成“结构→性质→应用”的思维链条，应对综合题型时思路碎片化。 2.针对性突破策略 （1）深化概念本质，破解易错点：结合轨道表示式、电子云模型拆解特例原理，整理“易错概念对比清单”（如价电子与最外层电子、电离能与电负性区别），搭配例题强化理解。 （2）强化情境迁移，灵活用规律：选取新型材料、科研情境真题，限时训练“根据价电子排布推导元素性质”，总结“周期律变式应用技巧”，突破陌生元素性质判断难点。 （3）专项对接数理，突破图表关：开展电离能曲线、原子半径数据图表专项训练，掌握“数据突变点分析方法”，结合数学逻辑推导结论，提升定量分析能力。 （4）构建思维网络，打通跨模块：以“原子结构”为核心，绘制知识关联图，串联化学键类型、分子极性、晶体稳定性等知识点，设计链条式习题，强化体系化思维。 ◇考点 02 分子结构与性质 一、重点知识梳理 1.化学键类型及特征 （1）共价键 ①分类 a.按共用电子对数分：单键（σ键）、双键（σ键+π键）、三键（σ键+2个π键）； b.按键极性分：极性键、非极性键（共价键极性强弱的比较：电负性差值越大，极性越强）； c.按成键方式分：σ键、π键。 ②键参数 说明：a.一般地，形成的共价键的键能越大，键长越短，共价键越稳定，含有该键的分子越稳定，化学性质越稳定。 b.相同的成键原子：单键键长 > 双键键长 >叁键键长。 c.键长和键角的数值可通过晶体的X射线衍射实验获得。 ③共价键的特征 特征 概念 作用 存在情况 饱和性 每个原子所能形成的共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的 饱和性决定了分子的组成。 所有的共价键都具有饱和性 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 方向性决定了分子的空间结构。 并不是所有共价键都具有方向性 （2）配位键 ①配位键实质上是一种特殊的共价键，孤电子对是由成键原子一方提供，另一原子只提供空轨道；而普通共价键中的共用电子对是由两个成键原子共同提供的。 ②与普通共价键一样，配位键可以存在于分子中[如Ni(CO)4],也可以存在于离子中(如NH4+)。 ③相同原子间形成的配位键与它们之间形成的共价单键相同，如中的4个N-H(键能、键长和键角)完全相同，故其结构式也可表示为,NH4+的空间结构是正四面体形。 ④配位键一般是共价单键，属于σ键。 （3）离子键与共价键区别：依据电负性差值（差值>1.7为离子键，<1.7为共价键）判断，注意离子化合物中可含共价键（如NaOH），共价化合物中只含共价键。 2．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 （3）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。 （4）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。 3.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 4.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。 5.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,其实分子的稳定性只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、培优瓶颈及突破策略 1.分子结构与性质培优瓶颈 （1）化学键与杂化判断混淆：对σ键、π键的成键条件及数目计算模糊，杂化轨道类型与价层电子对计算衔接不畅，易误判含孤电子对分子的杂化方式（如H₂O杂化类型）。 （2）空间构型推导逻辑薄弱：能背诵常见分子构型，但面对陌生分子（如AB₅型、含配位键的配合物），无法通过VSEPR理论精准计算孤电子对，导致构型判断失误。 （3）分子性质关联分析不足：对氢键、范德华力的影响范围混淆，不能结合分子极性、作用力强弱综合解释熔沸点、溶解性差异，忽略“结构决定性质”的核心逻辑。 （4）情境化题型迁移欠缺：面对新型分子、配合物等科研情境题，难以提取关键结构信息，无法将化学键、构型、性质知识串联，应对综合设问时思路断裂。 2.突破策略 （1）专项拆解核心考点：整理“化学键-杂化-构型”对应清单，通过轨道表示式拆解成键本质，强化σ键、π键数目计算技巧，搭配易错案例（如CO2、N2的化学键类型）专项突破。 （2）强化VSEPR理论应用：限时训练价层电子对计算（σ键数+孤电子对数），总结孤电子对排斥规律，结合典型分子模型（球棍模型、比例模型）加深构型理解，提升陌生分子推导能力。 （3）构建性质关联体系：绘制“分子结构→作用力→性质”思维图，明确氢键与范德华力的区别及应用场景，通过对比实验案例（如H2O与H2S熔沸点差异）强化逻辑分析。 （4）情境化真题专项训练：选取近3年高考新型分子、配合物情境题，提炼“结构信息提取-知识点匹配-结论推导”步骤，培养体系化解题思维，提升知识迁移能力。 ◇考点 03 晶体结构与性质 一、重点知识梳理 1.判断晶体类型的方法 （1）依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断 ①分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。 ②共价晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。 ③金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。 ④离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。 （2）依据物质的分类判断 ①大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2等外)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。 ②金刚石、晶体硅、晶体硼、碳化硅、二氧化硅等是共价晶体。 ③金属单质（除汞外）和合金是金属晶体。 ④金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。 （3）依据晶体的熔点判断 ①分子晶体的熔点低。 ②离子晶体的熔点较高。 ③共价晶体的熔点很高。 ④金属晶体的多数熔点高，但也有少数熔点相当低合金的熔、沸点比其成分金属低。 （4）依据导电性判断 ①金属晶体是电的良导体，固体导电。 ②共价晶体一般为非导体，但硅为半导体。 ③离子晶体溶于水及熔融状态时能导电。 ④分子晶体为非导体，而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，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。 （5）依据硬度和机械性能判断 ①分子晶体硬度小且较脆。 ②共价晶体硬度大。 ③金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。合金的硬度比其成分金属大。 ④离子晶体硬度较大、硬而脆 2.物质熔沸点大小的比较 （1）首先看物质状态：一般情况下，固体>液体>气体。 （2）其次看物质所属晶体类型：一般情况下，共价晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等金属的熔、沸点很高，汞、铯等金属的熔、沸点很低。 （3）同种类型晶体的熔、沸点的比较： 1）分子晶体: ①看是否含有氢键:有分子间氢键的熔沸点高，相同的分子间氢键，看氢键的个数，个数越多，熔沸点越高。②比较范德华力：组成和结构相似，相对分子质量越大，熔沸点越高。 ③比较分子极性：相对分子质量相近，分子极性越大，熔沸点越高。 ④同分异构体的支链越多，熔、沸点越低。 2）共价晶体： ①晶体的熔、沸点高低取决于共价键的键长和键能。键长越短，键能越大，共价键越稳定，物质的熔、沸点越高。 ②若没有告知键长或键能数据时，可比较原子半径的大小。 一般原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点就越高。 3）金属晶体： ①金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属的熔、沸点越高。 ②合金的熔点一般比组成合金的纯金属低。 4）离子晶体： ①一般地，离子所带的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高。 ②离子所带的电荷数的影响大于离子半径的影响。 3.晶体性质的影响因素 （1）离子晶体：晶格能越大，熔沸点越高，晶格能与离子半径成反比、与电荷数成正比。 （2）原子晶体：共价键键能越大，熔沸点越高，键能与键长成反比。 （3）分子晶体：分子间作用力越强，熔沸点越高，氢键强于范德华力。 4.、晶体的基本类型与性质 类型 比较　　 分子晶体 原子晶体 金属晶体 离子晶体 构成粒子 分子 原子 金属阳离子和自由电子 阴、阳离子 粒子间的相互作用力 分子间作用力 共价键 金属键 离子键 硬度 较小 很大 有的很大，有的很小 较大 熔、沸点 较低 很高 有的很高，有的很低 较高 溶解性 相似相溶 难溶于任何溶剂 常见溶剂难溶 大多易溶于水等极性溶剂 导电、传热性 一般不导电，溶于水后有的导电 一般不具有导电性 电和热的良导体 晶体不导电，水溶液或熔融态导电 二、培优瓶颈及突破策略 1.培优瓶颈 （1）晶体类型判断偏差：对混合型晶体（如石墨）、含配位键的离子晶体判断模糊，易仅凭构成微粒误判类型，忽略成键方式与性质特征。 （2）性质影响因素混淆：无法区分晶格能、共价键键能、分子间作用力对熔沸点的影响，易将离子晶体熔沸点归因于离子键强弱而非晶格能。 （3）结构与性质关联断裂：能背诵晶体性质规律，但无法结合晶体结构（如堆积方式、化学键类型）解释导电性、硬度等差异，逻辑推导薄弱。 （4）陌生晶体情境适配差：面对新型功能晶体（如超导、半导体晶体），难以提取结构关键信息，无法迁移应用晶体类型与性质的对应关系。 2.突破策略 （1）专项强化类型判断：整理“晶体类型-构成微粒-成键方式-核心性质”对照表，重点突破混合型晶体、配合物晶体判断，搭配易错案例辨析。 （2）理清性质影响逻辑：分类梳理四大晶体熔沸点、导电性的决定因素，通过对比实验（如金刚石与晶体硅硬度差异）强化本质理解，避免规律混淆。 （3）构建结构-性质链条：以晶体结构为核心，串联成键方式、作用力类型与物理性质，设计“结构推导性质”专项习题，强化逻辑推导能力。 （4）情境化迁移训练：选取新型晶体情境真题，提炼“结构信息-晶体类型-性质推导”步骤，培养陌生情境下的知识适配与迁移能力，贴合高考考向。 ◇考点 04 晶胞结构分析与计算 一、重点知识梳理 1.计算晶体密度的方法 （1）晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法 晶胞任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是。 （2）晶胞质量 晶胞质量＝晶胞占有的微粒的质量＝晶胞占有的微粒数×。 （3）晶体密度 晶体密度。 2.计算晶体中粒子间距离的方法 3.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。 4.晶体配位数的确定 晶体的配位数是指晶体中一个原子周围与其等距离的最邻近的原子的数目。 （1）最密堆积晶体的配位数均为12，如分子晶体中的干冰。 （2）金刚石、碳化硅，配位数均为4。 （3）金属晶体 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 常见金属 Po Na、K、Fe Mg、Zn、Ti Cu、Ag、Au （4）离子晶体中的配位数是指一个离子周围最近的异电性离子的数目 二、培优瓶颈及突破策略 1.培优瓶颈 （1）均摊法应用不精准：对顶点、面心、棱心、体心粒子占比记忆模糊，面对复杂晶胞（如正六面体、长方体晶胞）时，无法准确划分粒子归属，易漏算或多算。 （2）晶胞参数与物理量换算混乱：对密度公式（ρ=ZM/NAa³）中各参数含义理解不清，单位换算（如Å与cm换算）失误，无法关联晶胞参数与微粒间距、空间利用率等衍生量。 （3）晶胞结构分析能力薄弱：难以通过晶胞示意图判断粒子堆积方式、配位数，对NaCl、CsCl、金刚石等典型晶胞的结构特征记忆不扎实，无法迁移至相似晶胞。 （4）数据处理与误差分析欠缺：面对多步计算题型，步骤疏漏导致结果错误，缺乏对计算结果合理性的判断能力，无法结合晶胞结构验证答案。 2.突破策略 （1）专项强化均摊法应用：整理典型晶胞均摊案例，标注不同位置粒子占比，设计复杂晶胞拆解练习，通过“示意图→粒子数”分步训练巩固技巧。 （2）理清公式逻辑与单位换算：推导密度公式的推导过程，明确Z、M、a等参数的取值规范，汇总常见单位换算关系，搭配计算错题集强化细节把控。 （3）深耕典型晶胞结构：借助球棍模型、堆积示意图，牢记典型晶胞的粒子排布、配位数及堆积方式，设计“典型晶胞→变式晶胞”迁移训练，提升结构分析能力。 （4）规范计算步骤与验证：要求每步计算标注物理量与单位，建立“计算→结构验证”闭环，选取高考真题开展限时计算训练，培养精准运算与误差判断能力。 ◇题型 01 考查原子结构与性质的原因解释 典｜例｜精｜析 典例1请回答下列问题：请 1.（2025·海南卷·节选）（6）Ag与Cu是同族相邻周期元素。已知该晶体中Ag阳离子有1个未成对电子，此Ag阳离子的基态价电子排布式为 。 2.（2025·山东卷·节选）（2）尿素分子与形成配离子的硝酸盐俗称尿素铁，既可作铁肥，又可作缓释氮肥。①元素C、N、O中，第一电离能最大的是 ，电负性最大的是 。 3.（2025·上海·节选）（2）从微观角度解释钨有金属光泽的原因 。 【答案】1.（6） 2.（2）①N O 3.（2）当可见光照射金属表面时，金属中的自由电子吸收光能，形成不稳定的较高能量状态。当电子跃迁回较低能量状态时，会将能量以可见光的形式辐射出来，而具有金属光泽 【解析】（6）Ag与Cu是同族相邻周期元素，Cu+和Cu2+的基态价电子排布式分别为，Ag阳离子有1个未成对电子，故基态价电子排布式为； 2.（2）①同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但N原子2p轨道为半充满稳定结构，第一电离能：N>O>C；同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，因此电负性：O>N>C，故答案为：N；O。 3.（2）钨有金属光泽的原因是：金属晶体中有自由电子，所以当可见光照射到金属晶体表面时，晶体中的自由电子可以吸收光能而呈现能量较高的状态。但是这种状态不稳定，电子跃迁回到低能量状态时会将吸收的各种波长的光辐射出来，使得金属不透明并具有金属光泽； 故答案为：金属晶体中有自由电子，所以当可见光照射到金属晶体表面时，晶体中的自由电子可以吸收光能而呈现能量较高的状态。但是这种状态不稳定，电子跃迁回到低能量状态时会将吸收的各种波长的光辐射出来，使得金属不透明并具有金属光泽； 典例2请回答下列问题： 1.（2023·北京卷·节选）（1）基态原子价层电子排布式是 。（2）比较原子和原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由： 。 2.（2022·海南卷·节选）（1）基态O原子的电子排布式 ，其中未成对电子有 个。 （2）Cu、Zn等金属具有良好的导电性，从金属键的理论看，原因是 。 3.（2025·北京卷·节选）通过和的相互转化可实现的高效存储和利用。 （1）将的基态原子最外层轨道表示式补充完整： 。 【答案】1.（1）（2），O、S同主族，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子 2.（1）1s22s22p4或[He]2s22p4 2 （2）自由电子在外加电场中作定向移动 3.（1） 【解析】1.（1）S是第三周期ⅥA族元素，基态S原子价层电子排布式为。答案为； （2）S和O为同主族元素，O原子核外有2个电子层，S原子核外有3个电子层，O原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去1个电子，即O的第一电离能大于S的第一电离能。答案为I1(O)>I1(S)，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子； 2.（1）O为8号元素，其基态O原子核外有8个电子，因此基态O原子的电子排布式为1s22s22p4或[He]2s22p4，其2p轨道有2个未成对电子，即O原子有2个未成对电子；（2）由于金属的自由电子可在外加电场中作定向移动，因此Cu、Zn等金属具有良好的导电性； 3.（1）Mg是第12号元素，其基态最外层电子的电子排布式为3s2，故其基态原子最外层轨道表示式为：。 方｜法｜提｜练 1.此类题型核心是“联结构—析规律—释性质”，解题关键在于紧扣原子结构（电子排布、能层、电离能、电负性）与元素性质的内在关联，依托周期律推导因果。首先明确原子的电子排布式（核外电子分层、能级分布），尤其关注价电子排布与未成对电子数。 2.解释性质差异（如半径大小、电离能反常、电负性强弱）时，紧扣核心规律：半径随电子层数增多增大、核电荷数增大减小；电离能与原子核对最外层电子吸引力、电子排布稳定性相关；电负性反映原子得电子能力。结合周期表递变规律，精准定位微粒结构差异。 3.规避易错点：电子排布式书写错误、混淆电离能与电负性概念、忽略洪特规则特例。解题时先明确原子结构细节，再用周期律串联结构与性质，规范表述“结构如何影响性质”，确保逻辑闭环、语言严谨。 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·上海普陀·一模）Be和B的第一电离能的原因是 。 【答案】Be的第一电离能失去的电子是2s能级的，B的第一电离能失去的电子是2p能级的，2p能级的能量比2s能级的能量高，故第一电离能Be＞B 【解析】基态Be的核外电子排布式为，基态B的核外电子排布为，Be的第一电离能失去的电子是2s能级的，B的第一电离能失去的电子是2p能级的，2p能级的能量比2s能级的能量高，故第一电离能Be＞B。 变式2（2025·上海黄浦·二模）比较第三电离能并分析原因： 。 A．>        B．< 原因是 。 【答案】A 失去的第三个电子分别是上的电子，为半充满稳定结构，失去电子所需能量较大，则第三电离能 【解析】Mn为25号元素，价电子为3d54s2，Co为27号元素，价电子为3d74s2，故失去的第三个电子分别是上的电子，为半充满稳定结构，失去电子所需能量较大，则第三电离能。 变式3（2025·上海浦东新·二模）今年，国产DeepSeek开源AI模型大放异彩。AI模型训练需要使用图形处理器(GPU)，GPU芯片的主要成分是硅，纯硅(晶体结构如下图所示)的导电性较差，在硅中引入特定的元素(如磷、硼等)，可以增强其导电性。 （1）下列关于硼的说法中，正确的是_______。 A．硼元素位于元素周期表中的第2周期第3族 B．硼元素位于元素周期表中的s区 C．基态硼原子有2种不同形状的电子云 D．基态硼原子有3种不同运动状态的电子 （2）下列关于硅和磷的性质比较中，正确的是_______。(不定项) A．原子半径： B．第一电离能： C．熔点：(白磷) D．酸性： （3）当磷原子取代了纯硅中少量硅原子后，能形成导电性较好的n型半导体。请从结构的角度解释导电性增强的原因。 【答案】（1）C （2）AC （3）磷原子最外层有5个电子，4个与硅原子成键后还有一个电子没有成键，该电子在一定条件下可以定向移动而导电 【解析】（1）A．硼元素位于元素周期表中第2周期第IIIA族，而非第3族，故A错误；B．硼为p区元素，故B错误；C．基态硼原子()有、两种形状的电子云，故C正确；D．基态硼原子有5个电子，有5种不同运动状态的电子，故D错误；故选C。 （2）A．同周期中原子序数越大，原子半径越小， (14号)原子半径大于 (15号)，故A正确；B．由于同周期电离能整体越来越大，且的3p处于半充满状态，较稳定，故第一电离能，故B错误；C．为共价晶体，为分子晶体，一般共价晶体熔沸点比分子晶体熔沸点高，故，故C正确；D．非金属性为，故最高价水化物含氧酸，故D错误；故选AC。 （3）当磷原子取代了纯硅中少量硅原子后，能形成导电性较好的n型半导体原因在于磷原子最外层有5个电子，4个与硅原子成键后还有一个电子没有成键，该电子在一定条件下可以定向移动而导电，故答案为：磷原子最外层有5个电子，4个与硅原子成键后还有一个电子没有成键，该电子在一定条件下可以定向移动而导电。 变式4[原创题]镓(Ga)是第一种先经理论预言，随后才在自然界中发现的化学元素。 （1）Ga的核外电子排布式为 。 （2）元素周期表中Ga位于过渡金属与主族元素的交界处，其左侧为常见金属Zn，比较第一电离能：Zn Ga(填“>”或 “<”)。 （3）Ga化学性质活泼，但纯净的Ga在空气中却不易被腐蚀，推测原因是 。 【答案】（1）[Ar]3d104s24p1 （2）> （3）Ga表面与O2迅速反应生成一层致密的氧化膜，阻止内部继续反应 【解析】（1）Ga为第四周期IIIA族元素，核外电子排布式为：[Ar]3d104s24p1； （2）Zn的核外电子排布式为：[Ar]3d104s2，全满，故第一电离能：Zn>Ga； （3）Ga与Al同主族，化学性质相似，铝在空气中能在表面生成致密的氧化物薄膜，从而阻止内部继续反应，故纯净的Ga在空气中却不易被腐蚀，推测原因是：Ga表面与O2迅速反应生成一层致密的氧化膜，阻止内部继续反应。 ◇题型 02 考查微粒的空间构型及分子极性的原因解释 典｜例｜精｜析 典例1请回答下列问题： 1.（2025·天津卷·节选）硫是一种重要的非金属元素。 （1）H2S的VSEPR模型名称为 ，其空间结构为 。 2.（2025·北京卷·节选）（2）分子中键角小于，从结构角度解释原因： 。 3.（2024·浙江卷·节选）氮和氧是构建化合物的常见元素。（3）①，其中的N原子杂化方式为 ；比较键角中的 中的(填“>”、“<”或“=”)，请说明理由 。 ②将与按物质的量之比1:2发生化合反应生成A，测得A由2种微粒构成，其中之一是。比较氧化性强弱： (填“>”、“<”或“=”)；写出A中阴离子的结构式 。 4.（2023·北京卷·节选）（3）的空间结构是 。 5.（2022·山东卷·节选）（4）在水中的溶解度，吡啶()远大于苯，主要原因是① ，② 。 （5）  、  、  的碱性随N原子电子云密度的增大而增强，其中碱性最弱的是 。 【答案】1.（1）四面体形 V形 2.（2）NH3中N原子的sp3杂化轨道有一个孤电子对，斥力较大 3.（3）① sp3 ＜ 有孤电子对，孤电子对对成键电子排斥力大，键角变小 ②＞ 4.（3）四面体形 5.（4）①吡啶能与H2O分子形成分子间氢键 ②吡啶和H2O均为极性分子相似相溶，而苯为非极性分子 （5）   【解析】1.（1）H2S中S原子价电子对数为4，VSEPR模型名称为四面体形，S原子有2个孤电子对，其空间结构为V形。 2.（2）NH3中N原子的键电子对数为3、孤电子对数为=1，价层电子对数为4，N原子的sp3杂化轨道有一个孤电子对，斥力较大，故NH3分子中H-N-H的键角小于109°28′。 3.（3）①的价层电子对数，故杂化方式为sp3；价层电子对数为4，有一对孤电子对，价层电子对数，无孤对电子，又因为孤电子对对成键电子的排斥力大于成键电子对成键电子的排斥力，故键角中的＜中的； ②将与按物质的量之比1:2发生化合反应生成A，测得A由2种微粒构成，其中之一是，则A为NO2HS2O7，为硝酸失去一个OH-，得电子能力更强，氧化性更强，故氧化性强弱： ＞；阴离子为根据已知可知其结构式为。 4.（3）的中心原子S的价层电子对数为4，无孤电子对，空间构型为四面体形，可看作是中1个O原子被S原子取代，则的空间构型为四面体形。答案为四面体形； 5.（4）已知苯分子为非极性分子，H2O分子为极性分子，且吡啶中N原子上含有孤电子对能与H2O分子形成分子间氢键，从而导致在水中的溶解度，吡啶远大于苯。答案为：吡啶能与H2O分子形成分子间氢键；吡啶和H2O均为极性分子相似相溶，而苯为非极性分子； （5）已知-CH3为推电子基团，-Cl是吸电子基团，则导致N原子电子云密度大小顺序为：＞＞，题干信息显示：碱性随N原子电子云密度的增大而增强，则碱性最弱的为：。答案为：。 典例2请回答下列问题： 1.（2025·海南卷·节选）过渡金属钌(Ru)的配合物A可用于多种化学键的活化。（2）分子中键的极性大于分子中键，主要原因是 。 2.（2022·北京卷·节选）（1）结构示意图如图1。 ③中与与的作用力类型分别是 。 3.（2022·海南卷·节选）（3）酞菁的铜、锌配合物在光电传感器方面有着重要的应用价值。酞菁分子结构如下图，分子中所有原子共平面，所有N原子的杂化轨道类型相同，均采取 杂化。邻苯二甲酸酐()和邻苯二甲酰亚胺()都是合成酞菁的原料，后者熔点高于前者，主要原因是 。 4.（2022·山东卷·节选）（3）吡啶(  )替代苯也可形成类似的笼形包合物。已知吡啶中含有与苯类似的大键、则吡啶中N原子的价层孤电子对占据_______(填标号)。 A．2s轨道 B．2p轨道 C．sp杂化轨道 D．sp2杂化轨道 【答案】1.（2）电负性O>N 2.（1）③配位键、氢键 3.（3）sp2 两者均为分子晶体，后者能形成分子间氢键，使分子间作用力增大，熔点更高 4.（3）D 【解析】1.（2）极性共价键的极性强弱取决于原子电负性差异。电负性差异越大，键的极性越强，电负性O>N，故分子中键的极性大于分子中键； 2.（1）③H2O中O有孤电子对，Fe2+有空轨道，二者可以形成配位键。中有电负性较大的O元素可以与H2O中H元素形成氢键。 3.（3）根据结构式可知，N原子以双键或以NH三键的形式存在，故N原子的杂化方式均为sp2，由于邻苯二甲酸酐和邻苯二甲酰亚胺均为分子晶体，而后者能形成分子间氢键，使分子间作用力增大，因此熔点更高； 4.（3）吡啶(  )替代苯也可形成类似的笼形包合物。已知吡啶中含有与苯类似的大π键，则说明吡啶中N原子也是采用sp2杂化，杂化轨道只用于形成σ键和存在孤电子对，则吡啶中N原子的价层孤电子对占据sp2杂化轨道，故选D。答案为D； 方｜法｜提｜练 1.此类题型核心是“判中心原子杂化—析价层电子对—定空间构型—断分子极性”，解题关键在于关联价层电子对互斥理论与分子结构的内在逻辑。首先确定中心原子，计算价层电子对数（成键电子对+孤电子对），据此判断杂化类型（sp、sp2、sp3等）。 2.空间构型需忽略孤电子对影响，结合杂化类型推导（如sp2杂化无孤电子对为平面三角形，有孤电子对则为V形）。分子极性判断分两步：先看化学键极性，再看构型对称性，对称结构（如正四面体）为非极性分子，不对称结构为极性分子。 3.规避易错点：漏算孤电子对、混淆杂化类型与构型、误将化学键极性等同于分子极性。解题时按“计算—推导—判断”分步推进，规范表述因果关系，确保逻辑连贯、结论准确。 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·上海静安·一模）北京理工大学的研究团队利用理论计算和分子模拟的方法，经计算机辅助，设计出了具有棒棒糖结构的新型全氮含能材料——N8分子。 （1）基态N原子的价电子占据的最高能级符号为 ，价电子在该能级上排布所遵循的原则是 。 （2）设NA为阿伏加德罗常数的值。1molN8分子中，σ键的电子数为___________。 A．16NA B．8NA C．8mol D．4mol （3）氨气分子中有一对孤电子对，能够结合氢离子表现碱性。已知NF3碱性小于NH3碱性，其原因是： 。 【答案】（1）2p 洪特规则 （2）A （3）F的电负性极大，对成键电子对的吸引力大，造成N原子对孤电子对的吸引力大，难以提供孤电子对与H+结合，故NF3碱性比NH3弱 【分析】新型全氮含能材料——N8分子结构为，所有原子共平面，则五元环上的N原子、与五元环相连的N原子(即红框内的N原子)发生sp2杂化；最左侧的2个N原子发生sp杂化。 【解析】（1）基态N原子的价电子排布式为2s22p3，2p轨道的能量高于2s，则价电子占据的最高能级符号为2p，价电子在该能级上排布的轨道排布式为，所遵循的原则是洪特规则。 （2）N8分子中，两个N原子间只能形成1个σ键，在N8分子中，8个N原子间形成8个N-Nσ键，所以1molN8分子中形成σ键的电子数为8mol×2×NA mol-1=16 NA，故选A。 （3）NF3碱性小于NH3碱性，则表明NF3分子中N原子与H+间的吸引力比NH3中N原子与H+的吸引力弱，其原因是：F的电负性极大，对成键电子对的吸引力大，造成N原子对孤电子对的吸引力大，难以提供孤电子对与H+结合，故NF3碱性比NH3弱。 变式2（2025·上海·二模）Na3AsO4中含有的化学键类型包括 ；AsO的空间结构为 ；As4O6的分子结构如图所示，则在该化合物中As的杂化方式是 。 【答案】离子键、共价键 正四面体形 sp3 【解析】Na3AsO4由Na+和 构成，Na+和之间存在离子键，中As和O通过共价键结合，含有的化学键类型包括离子键、共价键；AsO中As价电子对数4，无孤电子对，空间结构为正四面体；根据As4O6的分子结构，As原子形成3个σ键，有一个孤电子对，价电子对数为4，则在该化合物中As的杂化方式是sp3。 变式3（2025·上海奉贤·二模）与结构相似，分子的空间结构为 ；的沸点高于，原因是 。 【答案】三角锥形 由于分子间存在氢键，分子间作用力比大，破坏分子间的作用力使液态变为气态需要消耗更多的能量，所以的沸点高于 【解析】PH3分子中心原子价层电子对数为3+1=4，其空间结构为三角锥形；由于NH3分子间存在氢键，PH3不存在分子间氢键，因此PH3的沸点低于NH3；故答案为：三角锥形；由于分子间存在氢键，分子间作用力比大，破坏分子间的作用力使液态变为气态需要消耗更多的能量，所以的沸点高于。 变式4[原创题]工业上可以用硫(S8)与CH4为原料制备CS2，加热时S8分解为S2，然后发生反应：2S2(g)＋CH4(g)CS2(g)＋2H2S(g)  ΔH＜0。共价键键能如下表所示： 共价键 S=S C-H C=S S-H 键能/kJ·mol-1 a b c d 则(a＋2b) (c＋2d)(选填“>”“＜”或“=”)；该反应涉及化合物分子中键角由大到小的顺序是 。 【答案】＜ CS2>CH4>H2S 【解析】由反应△H=反应物总键能—生成物总键能可得：(2a+4b)—(2c+4d) ＜0，解得(a＋2b) ＜(c＋2d)；甲烷分子中碳原子的价层电子对数为4、孤对电子对数为0，分子的空间构型为正四面体形，二硫化碳分子中碳原子的价层电子对数为2、孤对电子对数为0，分子的空间构型为直线形，硫化氢分子中硫的价层电子对数为4、孤对电子对数为2，分子的空间构型为V形，则键角由大到小的顺序为CS2>CH4>H2S，故答案为：＜；CS2>CH4>H2S。 ◇题型 03 考查微粒间作用力与物质性质的关系的原因解释 典｜例｜精｜析 典例1请回答下列问题： 1.（2025·天津卷·节选）（2）H2O、H2S、H2Se的沸点由高到低的顺序为 。 2.（2024·浙江卷·节选）（3）化合物和的结构如图2。 ①和中羟基与水均可形成氢键()，按照氢键由强到弱对三种酸排序 ，请说明理由 。 【答案】1.（2） 2.（3）①HC>HB>HA O、S、Se的电负性逐渐减小，键的极性：C=O＞C=S＞C=Se，使得HA、HB、HC中羟基的极性逐渐增大，其中羟基与H2O形成的氢键逐渐增强 ②S的原子半径大于O的原子半径，S—H键的键长大于O—H键，S—H键的键能小于O—H键，同时HC可形成分子间氢键，使得HD比HC更易电离出H+，酸性HD＞HC，C-的水解能力大于D-，碱性NaC＞NaD 【解析】1.（2）H2O、H2S、H2Se都是分子晶体，结构相似，H2O能形成分子间氢键，沸点最高；H2S的相对分子质量小于H2Se，范德华力H2S<H2Se，所以沸点由高到低的顺序为； 2.（3）①O、S、Se的电负性逐渐减小，键的极性：C=O＞C=S＞C=Se，使得HA、HB、HC中羟基的极性逐渐增大，从而其中羟基与水形成的氢键由强到弱的顺序为HC>HB>HA； ②HC、HD钠盐的碱性NaC＞NaD，说明酸性HC＜HD，原因是：S的原子半径大于O的原子半径，S—H键的键长大于O—H键，S—H键的键能小于O—H键，同时HC可形成分子间氢键，使得HD比HC更易电离出H+，酸性HD＞HC，C-的水解能力大于D-，钠盐的碱性NaC＞NaD。 典例2请回答下列问题： 1.（2025·安徽卷·节选）（6）将窝穴体a(结构如图2所示)与形成的超分子加入“浸出液”中，能提取其中的，原因是 。 2.（2022·福建卷·节选）是与分子形成的加合物，其晶胞如下图所示。（5）加合物中 ，晶体中的微粒间作用力有 (填标号)。 a.氢键    b.离子键    c.极性共价键    d.非极性共价键 【答案】1.（6）窝穴体a的空腔与更匹配，可通过分子间相互作用形成超分子，且具有更多的空轨道，能够与更多的N、O形成配位键，形成超分子后，结构更稳定 2.（5）2 bc 【解析】1.（6）窝穴体a与形成的超分子加入“浸出液”中，能提取其中的，原因是窝穴体a的空腔与更匹配，可通过分子间相互作用形成超分子，且具有更多的空轨道，能够与更多的N、O形成配位键，形成超分子后，结构更稳定； 2.（5）由晶胞结构可知，其中含有8个、4个、4个，则加合物中2，晶体中的微粒间作用力有离子键、极性共价键，故选bc。 方｜法｜提｜练 1.此类题型核心是“辨作用力类型—析作用力强弱—联物质性质—述因果逻辑”，解题关键在于精准匹配作用力与性质的对应关系。首先明确微粒间作用力类型：离子键、共价键、分子间作用力（范德华力、氢键），区分化学键与分子间作用力的本质差异。 2.解释性质时遵循“作用力决定性质”逻辑：熔沸点、硬度与作用力强弱相关（离子键/共价键越强，熔沸点越高；氢键使熔沸点反常升高），溶解性契合“相似相溶”，导电性与是否存在自由移动微粒及作用力类型有关。 3.规避易错点：混淆化学键与分子间作用力、漏述氢键对性质的特殊影响、因果倒置。解题时先定位作用力类型，再分析强弱影响因素，最后规范表述“作用力如何决定性质”，确保逻辑闭环与语言严谨。 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·上海·三模）组氨酸(简称)是一种氨基酸，结构如下图。在组氨酸脱羧酶的作用下，组氨酸脱羧生成组胺和二氧化碳。 （1）指出1号N和2号N的杂化方式正确的是 。 氮原子编号 A B C D 1 2 （2）推测组氨酸的水溶性，并说明理由 。 （3）组胺的结构简式为 。 【答案】（1）C （2）组氨酸易溶于水，原因是组氨酸分子中既有—NH2又有—COOH等极性基团，水也是极性分子，且组氨酸能和水分子形成氢键，其易溶于水 （3） 【解析】（1）1号氮原子形成2条键，提供单电子用于形成大π键，还剩余1对孤对电子，故价层电子对数是3，为sp2杂化；2号氮原子形成3条键，还剩余1对孤对电子，故价层电子对数是4，为sp3杂化；故选C； （2）组氨酸中含有氨基和羧基，分子整体极性较大，且能和水分子之间形成氢键，推测组氨酸易溶于水； （3）组胺是由组氨酸脱去羧基（—COOH）后生成的产物，结构简式为：。 变式2（2025·上海·三模）吡啶()替代苯也可形成类似的笼形包合物。吡啶在水中的溶解度远大于苯，主要原因是： 。 【答案】吡啶分子中的N原子能与水分子中的H原子形成氢键 【解析】吡啶分子中的N原子能与水分子中的H原子形成氢键，所以吡啶在水中的溶解度远大于苯。 变式3（2025·上海·三模）甲基咪唑()常用于配合物的制备。 （1）在酸性环境中其配位能力会 。 A．增强        B．减弱        C．不变 （2）甲基咪唑的某种衍生物与甘氨酸形成的离子化合物如图，常温下为液态而非固态，原因可能是 。 【答案】（1）减弱 （2）1-甲基咪唑的某种衍生物与甘氨酸形成的离子化合物，阴离子体积较大，导致离子间作用力较弱 【解析】（1）在酸性条件下，1-甲基咪唑的氮原子容易与质子(H+)结合，形成质子化的1-甲基咪唑(1-甲基咪唑-H+)。质子化后，氮原子的孤对电子被占据，无法再与金属离子配位，导致配位能力减弱； （2）1-甲基咪唑的某种衍生物与甘氨酸形成的离子化合物，阴离子体积较大，导致离子间作用力较弱，熔点较低，故常温下为液态而非固态； 变式4[原创题]等电子体是指原子总数相同、价电子总数相同的微观粒子，一般具有相同的结构特征。CH3CH3与H3NBH3是等电子体，但常温下CH3CH3为气态，H3NBH3为固态，原因是 。 【答案】H3NBH3分子间存在氢键，CH3CH3分子间不存在氢键 【解析】H3NBH3分子间存在氢键，而CH3CH3分子间不存在氢键，导致H3NBH3的熔沸点比CH3CH3高，所以常温下CH3CH3为气态，H3NBH3为固态。 ◇题型 04 考查配位键、配合物的结构与性质的原因解释 典｜例｜精｜析 典例1（2023·海南卷·节选）我国科学家发现一种钒配合物Ⅰ可以充当固氮反应的催化剂，反应过程中经历的中间体包括Ⅱ和Ⅲ。    (代表单键、双键或叁键) 回答问题： （1）配合物Ⅰ中钒的配位原子有4种，它们是 。 （2）配合物Ⅰ中，R′代表芳基，空间结构呈角形，原因是 。 （3）配合物Ⅱ中，第一电离能最大的配位原子是 。 （4）配合物Ⅱ和Ⅲ中，钒的化合价分别为和，配合物Ⅱ、Ⅲ和三者中，两个氮原子间键长最长的是 。 【答案】（1）C、O、P、Cl （2）根据VSEPR模型，氧原子的价层电子对数为4，其中孤电子对数为2，成键电子对之间呈角形 （3）N （4）配合物Ⅱ 【解析】（1）根据题干配合物Ⅰ的结构图，中心原子钒的配位原子有C、O、P、Cl； （2）根据VSEPR模型，中心原子氧原子的价层电子对数为4，其中孤电子对数为2，空间结构呈角形； （3）配合物Ⅱ中，第一电离能最大的配位原子是N； （4）结合题干所给配合物Ⅱ和Ⅲ的结构，钒的化合价分别为和，配合物Ⅱ中氮原子间是氮氮单键，配合物Ⅲ中为氮氮双键， 中为氮氮三键，故配合物Ⅱ中两个氮原子间键长最长； 典例2请回答下列问题： 1.（2025·北京卷·节选）通过和的相互转化可实现的高效存储和利用。 （3）的晶胞是立方体结构，边长为，结构示意图如下。 ①的配体中，配位原子是 。 2.（2025·山东卷·节选）单质及其化合物应用广泛。（2）③八面体配离子中的配位数为6，碳氮键的键长均相等，则与配位的原子是 (填元素符号)。 3.（2023·北京卷·节选）硫代硫酸盐是一类具有应用前景的浸金试剂。硫代硫酸根可看作是中的一个原子被原子取代的产物。（6）浸金时，作为配体可提供孤电子对与形成。分别判断中的中心原子和端基原子能否做配位原子并说明理由： 。 【答案】1.（3）①N 2.（2）③O 3.（6）中的中心原子S的价层电子对数为4，无孤电子对，不能做配位原子；端基S原子含有孤电子对，能做配位原子 【解析】1.（3）①的内界为，故其配体为NH3，由于N原子有孤电子对，所以配位原子为N； 2.（2）③八面体配离子中的配位数为6，碳氮键的键长均相等，因此N原子不会参与形成配位键，说明C=O中O原子参与配位，所以与配位的原子是O。 3.（6）具有孤电子对的原子就可以给个中心原子提供电子配位。中的中心原子S的价层电子对数为4，无孤电子对，不能做配位原子；端基S原子含有孤电子对，能做配位原子。 方｜法｜提｜练 1.此类题型核心是紧扣“配位键形成条件、配合物结构特征、结构与性质关联”，解题遵循“判成键—析结构—联性质—作解释”四步逻辑。首先明确配位键形成本质：一方提供孤电子对（配位体，如NH3、H2O），另一方提供空轨道（中心离子，如Cu2+、Fe3+），据此判断配合物构成。 2.分析结构时，聚焦中心离子杂化方式、配位数及空间构型，明确杂化类型与构型的对应关系（如sp3杂化呈正四面体）。解释性质差异（颜色、稳定性、溶解性）时，需关联结构：稳定性与配位键强弱、配位数有关，颜色由中心离子空轨道能级跃迁导致。 3.规避易错点：混淆配位体与中心离子、漏述杂化过程、性质解释脱离结构。解题时先标注成键微粒及特点，再结合结构推导性质，语言规范，因果明确，确保逻辑闭环。 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·上海奉贤·二模）醋酸锰的结晶水合物是一种配合物，其结构如图所示。 （1）其中配位数为_______。 A．2 B．3 C．4 D．6 （2）其含有的化学键有_______。（不定项） A．离子键 B．非极性共价键 C．极性共价键 D．氢键 （3）已知羧酸的酸性强弱与羧基中羟基的极性大小密切相关。请指出相同条件下、、碱性最弱的物质为 ，原因是 。 【答案】（1）D （2）BC （3） 氟原子的电负性大于氯原子，吸引电子云向氟靠拢的程度大于氯原子，导致羟基的极性更大，更容易电离出氢离子，三氟醋酸有三个氟原子，对电子云的吸引程度大于氟醋酸，因此对应盐的碱性最弱（合理即可） 【解析】（1）由图，锰和6个氧结合成键，配位数为6，故选D； （2）由图，结构存在碳碳非极性共价键，碳氧、碳氢等极性键，不存在离子键，氢键不是共价键，故选BC； （3）氟原子的电负性大于氯原子，吸引电子云向氟靠拢的程度大于氯原子，导致羟基的极性更大，更容易电离出氢离子，三氟醋酸有三个氟原子，对电子云的吸引程度大于氟醋酸，故酸性最强的为CF3COOH，则对应盐的碱性最弱。 变式2（2025·上海宝山·二模）硫代硫酸不稳定，故工业仅用其盐。例如：硫代硫酸镁常用于医药和纺织行业。MgS2O3·6H2O中含有配离子：[Mg(H2O)6]2+。该配离子的组成如下图所示： （1）[Mg(H2O)6]2+中提供电子对形成配位键的原子或离子是 。 （2）1mol该配离子中含有σ键 mol。 【答案】（1）O （2）18 【解析】（1）[Mg(H2O)6]2+中Mg2+为中心离子，H2O为配体，其中H2O中O有孤电子对，能够形成配位键，故[Mg(H2O)6]2+中提供电子对形成配位键的原子是O； （2）1mol[Mg(H2O)6]2+中有6mol配位键，配位键也是σ键，6mol水中含有12molσ键，故1mol该配离子中含有σ键18mol。 变式3（2025·上海闵行·二模）下图是胆矾的部分结构示意图： （1）中，S原子的杂化轨道类型及其空间结构判断正确的是 。 选项 A B C D 杂化轨 道类型 sp2 sp2 sp3 sp3 空间 结构 角形 平面 三角形 正四 面体形 平面 四边形 （2）根据胆矾的部分结构示意图，分析氧原子参与形成的化学键有_______。 A．非极性键 B．配位键 C．氢键 D．离子键 （3）一定条件下，将加热到74 ℃先脱去图中编号①的2个水分子，110 ℃时再脱去编号②的2个水分子，233 ℃时最后脱去编号③的1个水分子。解释脱去水分子温度不同的原因 。 【答案】（1）C （2）B （3）编号①的水分子与中心离子以配位键结合，编号②的水既有配位键又有氢键，编号③的水分子与、其他水分子均形成氢键，所以受热时胆矾脱去结晶水的温度不同。(合理即可) 【解析】（1）中心原子S价层电子对数：，不含孤电子对，空间结构为正四面体形，杂化轨道数为4，杂化类型为sp3杂化，选C； （2）胆矾中氧原子参与形成的化学键有极性键和配位键，答案选B； （3）编号①的水分子与中心离子以配位键结合，编号②的水既有配位键又有氢键，编号③的水分子与、其他水分子均形成氢键，所以受热时胆矾脱去结晶水的温度不同。 变式4[原创题]有机—无机杂化钙钛矿材料具有良好的光致发光、半导体性能，其中的合成过程如下： 。 （1）中存在配位键，接受孤电子对的中心离子或原子是 。 （2）具有较低的熔点。从结构角度解释原因 。 【答案】（1）H+和Cd2+ （2）该化合物的阴阳离子体积较大，所带电荷少，晶格能较小 【解析】（1）中的类似于铵根离子，H+提供空轨道，N提供孤电子对，形成配位键；中的Cd2+提供空轨道，Cl-提供孤电子对，形成配位键；因此接受孤电子对的原子或离子有H+和Cd2+； （2）是离子化合物，离子化合物的熔沸点和晶格能有关，晶格能越大熔沸点越高，该化合物的阴阳离子体积较大，所带电荷少，晶格能较小，所以熔点低； ◇题型 05 考查晶胞结构分析与计算 典｜例｜精｜析 典例1请回答下列问题 1.（2025·天津卷·节选）硫是一种重要的非金属元素。（5）硫化锂晶体的晶胞如图，晶胞中含有硫离子的数目为 ；与硫离子最近且距离相等的锂离子的数目为 。 2.（2025·北京卷·节选）通过和的相互转化可实现的高效存储和利用。 （3）的晶胞是立方体结构，边长为，结构示意图如下。 ②已知的摩尔质量为，阿伏加德罗常数为，该晶体的密度为 。() 3.（2025·上海卷·节选）（6）下图晶胞中只有一个完整的，其包含的四个O2-的编号是 。(选填编号①~⑧) （7）白钨矿常伴生方解石、石膏、萤石、磷灰石等钙矿石。这些钙矿石的密度见下表： 伴生钙矿石 方解石 石膏 萤石 磷灰石 密度/g·cm-3 2.71 2.32 3.18 3.20 已知：V(CaWO4晶胞)=3.12×10-22cm3；M(CaWO4)=288g·mol-1；NA=6.02×1023mol-1 计算CaWO4的密度 (写出计算过程，结果精确到小数点后2位)，并与伴生钙矿石作比较，说明钨得名“重石头”的原因 。 4.（2023·天津卷·节选）铜及其化合物在生产生活中有重要作用。 （2）铜的一种化合物的晶胞如图所示，其化学式为 。 5.（2023·全国乙卷·节选）（3）一种硼镁化合物具有超导性能，晶体结构属于六方晶系，其晶体结构、晶胞沿c轴的投影图如下所示，晶胞中含有 个。该物质化学式为 ，B-B最近距离为 。    6.（2022·河北卷·节选）（6）如图是CZTS四元半导体化合物的四方晶胞。 ①该物质的化学式为 。 ②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，例如图中A原子的坐标为(，，)，则B原子的坐标为 。 【答案】1．（5）4 8 2.（3） 3.（6）⑤⑥⑦⑧（7） CaWO4的密度较大 4.（2）CuCl 5.（3）1 6.（6）①Cu2ZnSnS4 ②(，，) 【解析】1．（5）根据均摊原则，晶胞中含有硫离子的数目为；根据图示，与硫离子最近且距离相等的锂离子的数目为8。 2.（3）②根据均摊法，该晶胞中的个数为，的个数为8，故每个晶胞中含有4个，则晶体的密度为。 3.（6）四面体是由1个W原子和4个O原子构成的，其中W原子位于四面体的中心，4个O原子位于四面体的4个顶点。从图1-8中可以看到晶胞的结构，当W原子与5、6、7、8号O原子相邻时，能组成一个四面体，故答案为：5、6、7、8；（7）由CaWO4的晶胞结构图知，位于面心和棱上，由均摊法计算，晶胞中含个数为，故1个晶胞中含4个CaWO4，V(CaWO4晶胞)=3.12×10-22 cm3， CaWO4的密度比伴生钙矿石的密度大，所以被称为“重石头”；故答案为；CaWO4的密度较大； 4.（2）由题干铜的一种化合物的晶胞图所示可知，一个晶胞中含有Cu+为4个，含有Cl-个数为：=4个，故其化学式为CuCl，故答案为：CuCl； 5.（3）由硼镁化合物的晶体结构可知位于正六棱柱的顶点和面心，由均摊法可以求出正六棱柱中含有个，由晶胞沿c轴的投影图可知本题所给晶体结构包含三个晶胞，则晶胞中Mg的个数为1；晶体结构中在正六棱柱体内共6个，则该物质的化学式为；由晶胞沿c轴的投影图可知，B原子在图中两个正三角形的重心，该点到顶点的距离是该点到对边中点距离的2倍，顶点到对边的垂线长度为，因此B-B最近距离为。 6.（6）①由晶胞结构可知，位于顶点和体心的锌原子个数为8×+1=2，位于面上的铜原子个数为8×=4，位于面心和棱上的锡原子个数为2×+4×=2，位于体内的硫原子个数为8，则该物质的化学式为ZnSnCu2S4，故答案为：ZnSnCu2S4； ②若将晶胞先分为上下两个相等的正方体后再将每个正方体继续分为8个相等的小正方体，则B原子位于上面的正方体分割成的8个小立方体中位于右下后方的小立方体的体心，由A原子的坐标为(，，)可知，B原子的坐标为(，，)，故答案为：(，，)。 典例2请回答下列问题： 1.（2025·山东卷·节选）单质及其化合物应用广泛。（3）可用作合成氨催化剂、其体心立方晶胞如图所示(晶胞边长为)。 ①晶胞中原子的半径为 。 ②研究发现，晶胞中阴影所示m，n两个截面的催化活性不同，截面单位面积含有原子个数越多，催化活性越低。m，n截面中，催化活性较低的是 ，该截面单位面积含有的原子为 个。 2.（2025·浙江卷·节选）磷是生命活动中不可或缺的元素。（2）某化合物的晶胞如图。 ①化学式是 ； 3.（2024·浙江卷·节选）氧是构建化合物的重要元素。（1）某化合物的晶胞如图1，的配位数(紧邻的阳离子数)为 ；写出该化合物的化学式 ， 4.（2024·浙江卷·节选）氮和氧是构建化合物的常见元素。 已知： （1）某化合物的晶胞如图，其化学式是 ，晶体类型是 。 5.（2023·北京卷·节选）（5）的晶胞形状为长方体，边长分别为、，结构如图所示。    晶胞中的个数为 。已知的摩尔质量是，阿伏加德罗常数为，该晶体的密度为 。 【答案】1.（3）① ②n 2.（2）①Ca3PCl3 3.（1）12 K3ClO 4.（1） 分子晶体 5.（5）4 【解析】1.（3）①为体心立方晶胞，晶胞边长为a pm，体对角线长度为，体心立方晶胞中Fe原子半径r与体对角线关系为4r=，因此原子的半径为。 ②m截面面积Sm=a2pm2，每个角原子被 4个相邻晶胞共享(二维共享)，如图所示：，每个晶胞的顶点原子贡献个原子给该晶面，所含原子数为，单位面积原子数为个pm-2，n截面面积为pm2，每个角原子被4个相邻晶胞共享，体心原子完全属于本截面，所含原子数为，单位面积原子数为个∙pm-2，因此催化活性较低的是n截面，该截面单位面积含有的原子为个∙pm-2。 2.（2）①根据均摊原则，晶胞中Cl原子数、P原子数、Ca原子数，所以化学式是Ca3PCl3； 3.（1）由晶胞结构知，Cl位于8个顶点，O位于体心，K位于面心，1个晶胞中含Cl：8×=1个、含O：1个、含K：6×=3个，该化合物的化学式为K3ClO；由图可知，Cl-的配位数为=12； 4.（1）由晶胞图可知，化学式为；由晶胞图可知构成晶胞的粒子为分子，故为分子晶体； 5.（5）由晶胞结构可知，1个晶胞中含有个，含有4个；该晶体的密度。答案为4；； 方｜法｜提｜练 1.晶胞结构分析与计算核心是抓“微粒个数、空间构型、相关计算”三大要点，解题需遵循“定类型—算个数—推参数—求结果”四步走。首先判断晶胞类型（简单立方、体心立方、面心立方等），明确微粒堆积方式与配位关系。 2.巧用均摊法算晶胞中实际微粒数，记住核心规则：顶点微粒占1/8、面心占1/2、棱上占1/4、体心占1。再结合化学式守恒，确定微粒个数比。计算密度或晶胞参数时，利用公式ρ=m/V，m为晶胞中微粒总质量（微粒数×摩尔质量/阿伏伽德罗常数），V为晶胞体积（边长3或底面积×高）。 3.易错点需规避：均摊时漏算微粒位置、混淆晶胞参数与微粒间距、忽略配位键数目判断。解题时先画晶胞示意图标注微粒位置，再分步计算，最后验证结果合理性，确保每一步都紧扣晶胞结构本质。 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·上海·二模）白磷(P4)的晶体属于分子晶体，其晶胞结构如图(小圆图表示白磷分子)。 已知晶胞的边长为边长为a nm的正方体，阿伏加德罗常数的数值为NA mol−1，则该晶胞中含有的P原子的个数为 ，则该该晶体的密度为 g·cm−3(用含NA、a的代数式表示)。 【答案】16 【解析】根据均摊原则，晶胞中小圆图的个数为 ，1个小圆图代表1个P4分子，则该晶胞中含有的P原子的个数为4×4=16；该该晶体的密度为 g·cm−3。 变式2（2025·上海·一模）晶体铜的晶胞结构如图甲所示，原子之间相对位置关系的平面图如图乙所示，铜原子的配位数为 ，铜的原子半径为r pm，NA表示阿伏加德罗常数的值，晶体铜的密度为 g·cm-3(列出计算式即可)。 【答案】12 【解析】晶胞中原子位于面心、顶点上，属于面心立方最密堆积；以顶点原子研究，与之相邻的原子处于面心，每个顶点为8故晶胞共用，每个面心为2个晶胞共有，故Cu原子配位数为；根据图乙可知，晶胞的面对角线长为，则晶胞棱长为，每个晶胞含有的铜原子数为：。一个晶胞体积为：，质量为，其密度为：。 变式3（2025·上海·二模）第三代半导体GaN常用于制造高频芯片、太阳能电池等，其晶胞为立方体结构，如下图所示： （1）晶体结构中离Ga最近的N的数目是 。 （2）Ga原子半径为0.122nm，N原子半径为0.075nm，晶胞中Ga原子与N原子直接接触，Ga原子和Ga原子不直接接触，晶胞边长= nm。(保留3位小数) 【答案】（1）4 （2）0.455 【解析】（1）根据GaN晶胞结构，每个N连有4个Ga，根据原子个数比，则离Ga最近的N的数目是4； （2）Ga原子半径为0.122nm，N原子半径为0.075nm，晶胞中Ga原子与N原子直接接触，Ga原子和Ga原子不直接接触，晶胞体对角线为N原子、Ga原子直径和的2倍，体对角线为2(0.075nm×2+0.122nm×2)=0.788 nm，晶胞边长=nm。 变式4[原创题]某金属M与可制备一种低温超导材料，晶胞如图所示。 （1）M原子位于晶胞的棱上与内部，该晶胞中M原子的个数为___________。 A．8 B．10 C．12 D．14 （2）该材料的化学式为___________。 A． B． C． D． （3）若该晶胞边长为rnm，M的相对原子量为a，计算该晶胞的密度 。(用r、a和的列式表示) 【答案】（1）C （2）B （3） 【解析】（1）M原子位于晶胞的棱上与内部，该晶胞中M原子的个数为：，故选C； （2）该晶胞中C60分子的个数为：，由此可确定该材料的化学式为：M3C60；故选B； （3）该晶体的晶胞边长为rnm，阿伏加德罗常数为NAmol−1，则密度为：。 17 / 18 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题08 物质结构与性质综合题型研究 目录 第一部分 考情精析 第二部分 重难考点深解 【考点01】 原子结构与性质 【考点02】 分子结构与性质 【考点03】 晶体结构与性质 【考点04】 晶胞结构分析与计算 第三部分 解题思维优化 【题型01】考查原子结构与性质的原因解释 【题型02】考查微粒的空间构型及分子极性的原因解释 【题型03】考查微粒间作用力与物质性质的关系的原因解释 【题型04】考查配位键、配合物的结构与性质的原因解释 【题型05】考查晶胞结构分析与计算 核心考向聚焦 主战场转移：从选做大题转为必考散题，载体趋向新型材料与前沿成果，强化“结构决定性质”思想，注重知识综合运用、空间想象与计算能力，且学科交叉融合更显著。 核心价值：聚焦“结构决定性质”核心思想，渗透化学学科价值，强化科学探究与创新意识，助力学生形成正确科学态度与社会责任。 关键能力与思维瓶颈 关键能力：侧重空间想象（晶体结构分析）、逻辑推理（性质推导）、数据处理（键能、晶格能计算），强化信息提取与知识迁移能力，突出综合应用素养。 培优瓶颈：对配位键、晶胞参数计算等复杂知识点深度剖析不足；信息迁移能力弱，难以关联前沿材料情境；学科交叉思维欠缺，易在跨模块综合题中失分。 命题前瞻与备考策略 预测：2026年高考中，将以我国新型材料等真实情境为载体，强化“结构决定性质” 逻辑推导，深化晶胞计算、杂化类型等核心考点，注重跨模块融合与学科交叉，聚焦关键能力与学科素养考查。 策略：立足教材，聚焦核心考点，强化情境迁移，突破晶胞计算与结构推导瓶颈。 重点训练： 1.基础深化层（针对复杂概念理解瓶颈）——配位化合物结构判定、晶胞中粒子坐标参数分析、杂化轨道与分子构型关联逻辑。 2.能力迁移层（针对信息迁移薄弱瓶颈）——前沿材料情境下的结构 - 性质推导、陌生晶胞的密度 / 空隙率计算。 3.学科交叉层（针对交叉思维欠缺瓶颈）——晶体结构与数学立体几何结合、物质结构与生物大分子（如蛋白质）关联。 4.拔高冲刺层（针对高考衔接瓶颈）——复杂簇合物结构分析。 ◇考点 01 原子结构与性质 一、重点知识梳理 1.原子核外电子排布 （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: 2.原子结构与元素周期律的关联 （1）能层、能级、轨道数的判断，核外电子运动状态的描述（无运动轨迹，用概率密度表征）。 ①能层与能级的认识 a.任何能层均含有s能级,都是从s能级开始,且能级数与能层序数相同,但不是任何能层均含有任何能级。 b.能层就是电子层。 c.从第3能层开始出现d能级,且3d能级的能量大于4s能级。 d.每个能层最多容纳电子数是能层序数平方的二倍,但与实际填充的电子数不一定相同。 ②判断能级能量高低的方法 a.首先看能层,一般能层序数越大,能量越高。 b.再看能级,同一能层中的各能级,能量由低到高的顺序是ns<np<nd<nf。 c.还要注意能级交错现象,即高能层的s、p能级的能量可能会小于低能层的d、f能级,如4s<3d,6p<5f等。 ③能层、能级中的数量关系: a.任一能层,能级数=能层序数,且总是从s能级开始。 b.以s、p、d、f……排序的各能级最多容纳的电子数依次为1、3、5、7……的二倍。 c.每个能层最多可容纳的电子数是能层序数的平方的二倍,即2n2。 d.能级符号相同的不同能级中所容纳的最多电子数相同。 ④电子云： a.电子云图表示电子在核外空间出现概率的相对大小。电子云图中小点越密，表示电子出现的概率越大。 b.电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子实际出现的次数 c.电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图 d.绘制电子云轮廓图的目的：表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。例如，绘制电子云轮廓图时，把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来。 Ⅰ.s电子的电子云轮廓图：所有原子的任一能层的s电子的电子云轮廓图都是球形，只是球的半径不同。同一原子的能层越高，s电子云的半径越大。 Ⅱ.p电子的电子云轮廓图：p电子云轮廓图是哑铃状的。每个p能级都有3个相互垂直的电子云，分别称为px、py,和pz，右下标x、y、z分别是p电子云在直角坐标系里的取向。 ⑤原子轨道 a.同一能层中，不同能级原子轨道的能量及空间伸展方向不同；但同一能级的几个原子轨道的能量相同,但半径不同。能层序数n越大,原子轨道的半径越大。 b.s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道,它们互相垂直,分别以px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量相同。 c.原子轨道数与能层序数n的关系:原子轨道数目=n2。 d.人们把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为简并轨道。 （2）元素周期表分区：s、p、d、ds、f 区的划分依据（价电子排布特征）及对应元素。 ①按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级而得名ds区。这5个区的位置关系如图所示。 ②各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别 分区 元素位置 价层电子排布式 元素种类及性质特点 s区 IA族、ⅡA族 ns1-2 原子的核外电子最后排布在ns能级上，属于活泼金属元素(H除外),为碱金属元素和碱土金属元素 p区 ⅢA~ⅦA族及0族 ns2np1-6(He除外) 原子的核外电子最后排布在np能级(He为s能级)上，为非金属元素和少数金属元素 d区 ⅢB~ⅦB族(镧系、锕系除外) 以及Ⅷ族 (n-1)d1-9ns1-2(Pd除外) 为过渡金属元素，原子的核外电子最后排布在(n-1)d能级上，d轨道可以不同程度地参与化学键的形成 ds区 IB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1-2 为过渡金属元素，核外电子先填满(n-1)d能级而后再填充ns能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般不参与化学键的形成 f区 镧系和锕系 (n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2 镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质相似 3.元素的电离能 （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;但要注意第ⅡA族和第ⅢA族的反常，如I1 (Be)> I1 (B)，I1 (Mg)> I1 (Al)；第ⅤA族和第ⅥA族的反常，如I1 (N)> I1 (O)，I1 (P)> I1 (S)。同一主族,从上到下，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p能级全空、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）逐级电离能变化规律 ①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<… ②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化 （3）电离能的应用 ①推断元素原子的核外电子排布，例如：Li的逐级电离能I1«I2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子。 ②判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数，如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。 ③判断元素的金属性、非金属性强弱，I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外); I1越小，元素的金属性越强。 4.元素的电负性 （1）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 （2）应用 ①判断元素的金属性或非金属性强弱 I、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。 注：不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准 II、金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 ②判断化学键的类型 I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。 II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键, 但也有特例（如NaH）。 ③判断元素的化合价 I、电负性小的元素易呈现正价 II、电负性大的元素易呈现负价 ④解释对角线规则 利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。 5.原子结构与元素性质的关系 （1）价电子排布决定元素化学性质：价电子是参与化学反应的核心电子，其排布直接影响元素的成键方式与反应活性。主族元素价电子为最外层电子，同主族价电子排布相同，化学性质相似；过渡元素价电子含最外层s电子与次外层d电子，导致其多化合价、易形成配位化合物。 （2）原子半径影响得失电子能力：原子半径越大，核对外层电子吸引力越弱，越易失电子，金属性越强；反之半径越小，越易得电子，非金属性越强。同周期从左到右原子半径递减，金属性减弱、非金属性增强；同主族从上到下半径递增，金属性增强。 （3）电离能衡量失电子难易程度：第一电离能越大，原子失电子能力越弱，金属性越弱。同周期第一电离能呈增大趋势，ⅡA族、VA族因轨道全满、半满结构出现反常；逐级电离能突变可判断元素最外层电子数，如第n电离能剧增，说明最外层有n-1个电子。 （4）电负性判断得电子倾向与成键类型：电负性越大，原子吸引键合电子能力越强，非金属性越强。电负性差值大于1.7一般形成离子键，小于1.7—般形成共价键；电负性差异还能判断化合物中元素化合价正负。 （5）周期表分区与元素性质关联：元素周期表分8、p、d、ds、f区，分区由价电子排布决定。如s区元素易失电子呈金属性，p区非金属元素易得电子呈非金属性，d、ds区过渡元素多具有催化性、磁性等特性。 二、培优瓶颈及突破策略 1.培优瓶颈 （1）概念理解深度不足：对电子排布特例（Cr、Cu）、电离能反常原因（ⅡA/ⅤA族）等核心知识点，仅停留在记忆层面，无法结合轨道能量、电子云重叠等本质逻辑解释，易失分。 （2）规律应用僵化：能背诵电离能、电负性的周期律趋势，但面对陌生元素（如过渡元素、f区元素）或变式情境，无法灵活推导其性质，知识迁移能力薄弱。 （3）数理结合薄弱：涉及原子半径、电离能数据计算与曲线分析时，难以关联数学逻辑，无法通过数据突变点判断元素最外层电子数，对图表类题型敏感度不足。 （4）跨模块关联欠缺：不能将原子结构与化学键、分子构型、晶体性质深度衔接，形成“结构→性质→应用”的思维链条，应对综合题型时思路碎片化。 2.针对性突破策略 （1）深化概念本质，破解易错点：结合轨道表示式、电子云模型拆解特例原理，整理“易错概念对比清单”（如价电子与最外层电子、电离能与电负性区别），搭配例题强化理解。 （2）强化情境迁移，灵活用规律：选取新型材料、科研情境真题，限时训练“根据价电子排布推导元素性质”，总结“周期律变式应用技巧”，突破陌生元素性质判断难点。 （3）专项对接数理，突破图表关：开展电离能曲线、原子半径数据图表专项训练，掌握“数据突变点分析方法”，结合数学逻辑推导结论，提升定量分析能力。 （4）构建思维网络，打通跨模块：以“原子结构”为核心，绘制知识关联图，串联化学键类型、分子极性、晶体稳定性等知识点，设计链条式习题，强化体系化思维。 ◇考点 02 分子结构与性质 一、重点知识梳理 1.化学键类型及特征 （1）共价键 ①分类 a.按共用电子对数分：单键（σ键）、双键（σ键+π键）、三键（σ键+2个π键）； b.按键极性分：极性键、非极性键（共价键极性强弱的比较：电负性差值越大，极性越强）； c.按成键方式分：σ键、π键。 ②键参数 说明：a.一般地，形成的共价键的键能越大，键长越短，共价键越稳定，含有该键的分子越稳定，化学性质越稳定。 b.相同的成键原子：单键键长 > 双键键长 >叁键键长。 c.键长和键角的数值可通过晶体的X射线衍射实验获得。 ③共价键的特征 特征 概念 作用 存在情况 饱和性 每个原子所能形成的共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的 饱和性决定了分子的组成。 所有的共价键都具有饱和性 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 方向性决定了分子的空间结构。 并不是所有共价键都具有方向性 （2）配位键 ①配位键实质上是一种特殊的共价键，孤电子对是由成键原子一方提供，另一原子只提供空轨道；而普通共价键中的共用电子对是由两个成键原子共同提供的。 ②与普通共价键一样，配位键可以存在于分子中[如Ni(CO)4],也可以存在于离子中(如NH4+)。 ③相同原子间形成的配位键与它们之间形成的共价单键相同，如中的4个N-H(键能、键长和键角)完全相同，故其结构式也可表示为,NH4+的空间结构是正四面体形。 ④配位键一般是共价单键，属于σ键。 （3）离子键与共价键区别：依据电负性差值（差值>1.7为离子键，<1.7为共价键）判断，注意离子化合物中可含共价键（如NaOH），共价化合物中只含共价键。 2．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 （3）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。 （4）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。 3.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 4.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。 5.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,其实分子的稳定性只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、培优瓶颈及突破策略 1.分子结构与性质培优瓶颈 （1）化学键与杂化判断混淆：对σ键、π键的成键条件及数目计算模糊，杂化轨道类型与价层电子对计算衔接不畅，易误判含孤电子对分子的杂化方式（如H₂O杂化类型）。 （2）空间构型推导逻辑薄弱：能背诵常见分子构型，但面对陌生分子（如AB₅型、含配位键的配合物），无法通过VSEPR理论精准计算孤电子对，导致构型判断失误。 （3）分子性质关联分析不足：对氢键、范德华力的影响范围混淆，不能结合分子极性、作用力强弱综合解释熔沸点、溶解性差异，忽略“结构决定性质”的核心逻辑。 （4）情境化题型迁移欠缺：面对新型分子、配合物等科研情境题，难以提取关键结构信息，无法将化学键、构型、性质知识串联，应对综合设问时思路断裂。 2.突破策略 （1）专项拆解核心考点：整理“化学键-杂化-构型”对应清单，通过轨道表示式拆解成键本质，强化σ键、π键数目计算技巧，搭配易错案例（如CO2、N2的化学键类型）专项突破。 （2）强化VSEPR理论应用：限时训练价层电子对计算（σ键数+孤电子对数），总结孤电子对排斥规律，结合典型分子模型（球棍模型、比例模型）加深构型理解，提升陌生分子推导能力。 （3）构建性质关联体系：绘制“分子结构→作用力→性质”思维图，明确氢键与范德华力的区别及应用场景，通过对比实验案例（如H2O与H2S熔沸点差异）强化逻辑分析。 （4）情境化真题专项训练：选取近3年高考新型分子、配合物情境题，提炼“结构信息提取-知识点匹配-结论推导”步骤，培养体系化解题思维，提升知识迁移能力。 ◇考点 03 晶体结构与性质 一、重点知识梳理 1.判断晶体类型的方法 （1）依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断 ①分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。 ②共价晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。 ③金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。 ④离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。 （2）依据物质的分类判断 ①大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2等外)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。 ②金刚石、晶体硅、晶体硼、碳化硅、二氧化硅等是共价晶体。 ③金属单质（除汞外）和合金是金属晶体。 ④金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。 （3）依据晶体的熔点判断 ①分子晶体的熔点低。 ②离子晶体的熔点较高。 ③共价晶体的熔点很高。 ④金属晶体的多数熔点高，但也有少数熔点相当低合金的熔、沸点比其成分金属低。 （4）依据导电性判断 ①金属晶体是电的良导体，固体导电。 ②共价晶体一般为非导体，但硅为半导体。 ③离子晶体溶于水及熔融状态时能导电。 ④分子晶体为非导体，而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，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。 （5）依据硬度和机械性能判断 ①分子晶体硬度小且较脆。 ②共价晶体硬度大。 ③金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。合金的硬度比其成分金属大。 ④离子晶体硬度较大、硬而脆 2.物质熔沸点大小的比较 （1）首先看物质状态：一般情况下，固体>液体>气体。 （2）其次看物质所属晶体类型：一般情况下，共价晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等金属的熔、沸点很高，汞、铯等金属的熔、沸点很低。 （3）同种类型晶体的熔、沸点的比较： 1）分子晶体: ①看是否含有氢键:有分子间氢键的熔沸点高，相同的分子间氢键，看氢键的个数，个数越多，熔沸点越高。②比较范德华力：组成和结构相似，相对分子质量越大，熔沸点越高。 ③比较分子极性：相对分子质量相近，分子极性越大，熔沸点越高。 ④同分异构体的支链越多，熔、沸点越低。 2）共价晶体： ①晶体的熔、沸点高低取决于共价键的键长和键能。键长越短，键能越大，共价键越稳定，物质的熔、沸点越高。 ②若没有告知键长或键能数据时，可比较原子半径的大小。 一般原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点就越高。 3）金属晶体： ①金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属的熔、沸点越高。 ②合金的熔点一般比组成合金的纯金属低。 4）离子晶体： ①一般地，离子所带的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高。 ②离子所带的电荷数的影响大于离子半径的影响。 3.晶体性质的影响因素 （1）离子晶体：晶格能越大，熔沸点越高，晶格能与离子半径成反比、与电荷数成正比。 （2）原子晶体：共价键键能越大，熔沸点越高，键能与键长成反比。 （3）分子晶体：分子间作用力越强，熔沸点越高，氢键强于范德华力。 4.、晶体的基本类型与性质 类型 比较　　 分子晶体 原子晶体 金属晶体 离子晶体 构成粒子 分子 原子 金属阳离子和自由电子 阴、阳离子 粒子间的相互作用力 分子间作用力 共价键 金属键 离子键 硬度 较小 很大 有的很大，有的很小 较大 熔、沸点 较低 很高 有的很高，有的很低 较高 溶解性 相似相溶 难溶于任何溶剂 常见溶剂难溶 大多易溶于水等极性溶剂 导电、传热性 一般不导电，溶于水后有的导电 一般不具有导电性 电和热的良导体 晶体不导电，水溶液或熔融态导电 二、培优瓶颈及突破策略 1.培优瓶颈 （1）晶体类型判断偏差：对混合型晶体（如石墨）、含配位键的离子晶体判断模糊，易仅凭构成微粒误判类型，忽略成键方式与性质特征。 （2）性质影响因素混淆：无法区分晶格能、共价键键能、分子间作用力对熔沸点的影响，易将离子晶体熔沸点归因于离子键强弱而非晶格能。 （3）结构与性质关联断裂：能背诵晶体性质规律，但无法结合晶体结构（如堆积方式、化学键类型）解释导电性、硬度等差异，逻辑推导薄弱。 （4）陌生晶体情境适配差：面对新型功能晶体（如超导、半导体晶体），难以提取结构关键信息，无法迁移应用晶体类型与性质的对应关系。 2.突破策略 （1）专项强化类型判断：整理“晶体类型-构成微粒-成键方式-核心性质”对照表，重点突破混合型晶体、配合物晶体判断，搭配易错案例辨析。 （2）理清性质影响逻辑：分类梳理四大晶体熔沸点、导电性的决定因素，通过对比实验（如金刚石与晶体硅硬度差异）强化本质理解，避免规律混淆。 （3）构建结构-性质链条：以晶体结构为核心，串联成键方式、作用力类型与物理性质，设计“结构推导性质”专项习题，强化逻辑推导能力。 （4）情境化迁移训练：选取新型晶体情境真题，提炼“结构信息-晶体类型-性质推导”步骤，培养陌生情境下的知识适配与迁移能力，贴合高考考向。 ◇考点 04 晶胞结构分析与计算 一、重点知识梳理 1.计算晶体密度的方法 （1）晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法 晶胞任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是。 （2）晶胞质量 晶胞质量＝晶胞占有的微粒的质量＝晶胞占有的微粒数×。 （3）晶体密度 晶体密度。 2.计算晶体中粒子间距离的方法 3.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。 4.晶体配位数的确定 晶体的配位数是指晶体中一个原子周围与其等距离的最邻近的原子的数目。 （1）最密堆积晶体的配位数均为12，如分子晶体中的干冰。 （2）金刚石、碳化硅，配位数均为4。 （3）金属晶体 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 常见金属 Po Na、K、Fe Mg、Zn、Ti Cu、Ag、Au （4）离子晶体中的配位数是指一个离子周围最近的异电性离子的数目 二、培优瓶颈及突破策略 1.培优瓶颈 （1）均摊法应用不精准：对顶点、面心、棱心、体心粒子占比记忆模糊，面对复杂晶胞（如正六面体、长方体晶胞）时，无法准确划分粒子归属，易漏算或多算。 （2）晶胞参数与物理量换算混乱：对密度公式（ρ=ZM/NAa³）中各参数含义理解不清，单位换算（如Å与cm换算）失误，无法关联晶胞参数与微粒间距、空间利用率等衍生量。 （3）晶胞结构分析能力薄弱：难以通过晶胞示意图判断粒子堆积方式、配位数，对NaCl、CsCl、金刚石等典型晶胞的结构特征记忆不扎实，无法迁移至相似晶胞。 （4）数据处理与误差分析欠缺：面对多步计算题型，步骤疏漏导致结果错误，缺乏对计算结果合理性的判断能力，无法结合晶胞结构验证答案。 2.突破策略 （1）专项强化均摊法应用：整理典型晶胞均摊案例，标注不同位置粒子占比，设计复杂晶胞拆解练习，通过“示意图→粒子数”分步训练巩固技巧。 （2）理清公式逻辑与单位换算：推导密度公式的推导过程，明确Z、M、a等参数的取值规范，汇总常见单位换算关系，搭配计算错题集强化细节把控。 （3）深耕典型晶胞结构：借助球棍模型、堆积示意图，牢记典型晶胞的粒子排布、配位数及堆积方式，设计“典型晶胞→变式晶胞”迁移训练，提升结构分析能力。 （4）规范计算步骤与验证：要求每步计算标注物理量与单位，建立“计算→结构验证”闭环，选取高考真题开展限时计算训练，培养精准运算与误差判断能力。 ◇题型 01 考查原子结构与性质的原因解释 典｜例｜精｜析 典例1请回答下列问题：请 1.（2025·海南卷·节选）（6）Ag与Cu是同族相邻周期元素。已知该晶体中Ag阳离子有1个未成对电子，此Ag阳离子的基态价电子排布式为 。 2.（2025·山东卷·节选）（2）尿素分子与形成配离子的硝酸盐俗称尿素铁，既可作铁肥，又可作缓释氮肥。①元素C、N、O中，第一电离能最大的是 ，电负性最大的是 。 3.（2025·上海·节选）（2）从微观角度解释钨有金属光泽的原因 。 典例2请回答下列问题： 1.（2023·北京卷·节选）（1）基态原子价层电子排布式是 。（2）比较原子和原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由： 。 2.（2022·海南卷·节选）（1）基态O原子的电子排布式 ，其中未成对电子有 个。 （2）Cu、Zn等金属具有良好的导电性，从金属键的理论看，原因是 。 3.（2025·北京卷·节选）通过和的相互转化可实现的高效存储和利用。 （1）将的基态原子最外层轨道表示式补充完整： 。 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·上海普陀·一模）Be和B的第一电离能的原因是 。 变式2（2025·上海黄浦·二模）比较第三电离能并分析原因： 。 A．>        B．< 原因是 。 变式3（2025·上海浦东新·二模）今年，国产DeepSeek开源AI模型大放异彩。AI模型训练需要使用图形处理器(GPU)，GPU芯片的主要成分是硅，纯硅(晶体结构如下图所示)的导电性较差，在硅中引入特定的元素(如磷、硼等)，可以增强其导电性。 （1）下列关于硼的说法中，正确的是_______。 A．硼元素位于元素周期表中的第2周期第3族 B．硼元素位于元素周期表中的s区 C．基态硼原子有2种不同形状的电子云 D．基态硼原子有3种不同运动状态的电子 （2）下列关于硅和磷的性质比较中，正确的是_______。(不定项) A．原子半径： B．第一电离能： C．熔点：(白磷) D．酸性： （3）当磷原子取代了纯硅中少量硅原子后，能形成导电性较好的n型半导体。请从结构的角度解释导电性增强的原因。 变式4[原创题]镓(Ga)是第一种先经理论预言，随后才在自然界中发现的化学元素。 （1）Ga的核外电子排布式为 。 （2）元素周期表中Ga位于过渡金属与主族元素的交界处，其左侧为常见金属Zn，比较第一电离能：Zn Ga(填“>”或 “<”)。 （3）Ga化学性质活泼，但纯净的Ga在空气中却不易被腐蚀，推测原因是 。 ◇题型 02 考查微粒的空间构型及分子极性的原因解释 典｜例｜精｜析 典例1请回答下列问题： 1.（2025·天津卷·节选）硫是一种重要的非金属元素。 （1）H2S的VSEPR模型名称为 ，其空间结构为 。 2.（2025·北京卷·节选）（2）分子中键角小于，从结构角度解释原因： 。 3.（2024·浙江卷·节选）氮和氧是构建化合物的常见元素。（3）①，其中的N原子杂化方式为 ；比较键角中的 中的(填“>”、“<”或“=”)，请说明理由 。 ②将与按物质的量之比1:2发生化合反应生成A，测得A由2种微粒构成，其中之一是。比较氧化性强弱： (填“>”、“<”或“=”)；写出A中阴离子的结构式 。 4.（2023·北京卷·节选）（3）的空间结构是 。 5.（2022·山东卷·节选）（4）在水中的溶解度，吡啶()远大于苯，主要原因是① ，② 。 （5）  、  、  的碱性随N原子电子云密度的增大而增强，其中碱性最弱的是 。 典例2请回答下列问题： 1.（2025·海南卷·节选）过渡金属钌(Ru)的配合物A可用于多种化学键的活化。（2）分子中键的极性大于分子中键，主要原因是 。 2.（2022·北京卷·节选）（1）结构示意图如图1。 ③中与与的作用力类型分别是 。 3.（2022·海南卷·节选）（3）酞菁的铜、锌配合物在光电传感器方面有着重要的应用价值。酞菁分子结构如下图，分子中所有原子共平面，所有N原子的杂化轨道类型相同，均采取 杂化。邻苯二甲酸酐()和邻苯二甲酰亚胺()都是合成酞菁的原料，后者熔点高于前者，主要原因是 。 4.（2022·山东卷·节选）（3）吡啶(  )替代苯也可形成类似的笼形包合物。已知吡啶中含有与苯类似的大键、则吡啶中N原子的价层孤电子对占据_______(填标号)。 A．2s轨道 B．2p轨道 C．sp杂化轨道 D．sp2杂化轨道 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·上海静安·一模）北京理工大学的研究团队利用理论计算和分子模拟的方法，经计算机辅助，设计出了具有棒棒糖结构的新型全氮含能材料——N8分子。 （1）基态N原子的价电子占据的最高能级符号为 ，价电子在该能级上排布所遵循的原则是 。 （2）设NA为阿伏加德罗常数的值。1molN8分子中，σ键的电子数为___________。 A．16NA B．8NA C．8mol D．4mol （3）氨气分子中有一对孤电子对，能够结合氢离子表现碱性。已知NF3碱性小于NH3碱性，其原因是： 。 变式2（2025·上海·二模）Na3AsO4中含有的化学键类型包括 ；AsO的空间结构为 ；As4O6的分子结构如图所示，则在该化合物中As的杂化方式是 。 变式3（2025·上海奉贤·二模）与结构相似，分子的空间结构为 ；的沸点高于，原因是 。 变式4[原创题]工业上可以用硫(S8)与CH4为原料制备CS2，加热时S8分解为S2，然后发生反应：2S2(g)＋CH4(g)CS2(g)＋2H2S(g)  ΔH＜0。共价键键能如下表所示： 共价键 S=S C-H C=S S-H 键能/kJ·mol-1 a b c d 则(a＋2b) (c＋2d)(选填“>”“＜”或“=”)；该反应涉及化合物分子中键角由大到小的顺序是 。 ◇题型 03 考查微粒间作用力与物质性质的关系的原因解释 典｜例｜精｜析 典例1请回答下列问题： 1.（2025·天津卷·节选）（2）H2O、H2S、H2Se的沸点由高到低的顺序为 。 2.（2024·浙江卷·节选）（3）化合物和的结构如图2。 ①和中羟基与水均可形成氢键()，按照氢键由强到弱对三种酸排序 ，请说明理由 。 典例2请回答下列问题： 1.（2025·安徽卷·节选）（6）将窝穴体a(结构如图2所示)与形成的超分子加入“浸出液”中，能提取其中的，原因是 。 2.（2022·福建卷·节选）是与分子形成的加合物，其晶胞如下图所示。（5）加合物中 ，晶体中的微粒间作用力有 (填标号)。 a.氢键    b.离子键    c.极性共价键    d.非极性共价键 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·上海·三模）组氨酸(简称)是一种氨基酸，结构如下图。在组氨酸脱羧酶的作用下，组氨酸脱羧生成组胺和二氧化碳。 （1）指出1号N和2号N的杂化方式正确的是 。 氮原子编号 A B C D 1 2 （2）推测组氨酸的水溶性，并说明理由 。 （3）组胺的结构简式为 。 变式2（2025·上海·三模）吡啶()替代苯也可形成类似的笼形包合物。吡啶在水中的溶解度远大于苯，主要原因是： 。 变式3（2025·上海·三模）甲基咪唑()常用于配合物的制备。 （1）在酸性环境中其配位能力会 。 A．增强        B．减弱        C．不变 （2）甲基咪唑的某种衍生物与甘氨酸形成的离子化合物如图，常温下为液态而非固态，原因可能是 。 变式4[原创题]等电子体是指原子总数相同、价电子总数相同的微观粒子，一般具有相同的结构特征。CH3CH3与H3NBH3是等电子体，但常温下CH3CH3为气态，H3NBH3为固态，原因是 。 ◇题型 04 考查配位键、配合物的结构与性质的原因解释 典｜例｜精｜析 典例1（2023·海南卷·节选）我国科学家发现一种钒配合物Ⅰ可以充当固氮反应的催化剂，反应过程中经历的中间体包括Ⅱ和Ⅲ。    (代表单键、双键或叁键) 回答问题： （1）配合物Ⅰ中钒的配位原子有4种，它们是 。 （2）配合物Ⅰ中，R′代表芳基，空间结构呈角形，原因是 。 （3）配合物Ⅱ中，第一电离能最大的配位原子是 。 （4）配合物Ⅱ和Ⅲ中，钒的化合价分别为和，配合物Ⅱ、Ⅲ和三者中，两个氮原子间键长最长的是 。 典例2请回答下列问题： 1.（2025·北京卷·节选）通过和的相互转化可实现的高效存储和利用。 （3）的晶胞是立方体结构，边长为，结构示意图如下。 ①的配体中，配位原子是 。 2.（2025·山东卷·节选）单质及其化合物应用广泛。（2）③八面体配离子中的配位数为6，碳氮键的键长均相等，则与配位的原子是 (填元素符号)。 3.（2023·北京卷·节选）硫代硫酸盐是一类具有应用前景的浸金试剂。硫代硫酸根可看作是中的一个原子被原子取代的产物。（6）浸金时，作为配体可提供孤电子对与形成。分别判断中的中心原子和端基原子能否做配位原子并说明理由： 。 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·上海奉贤·二模）醋酸锰的结晶水合物是一种配合物，其结构如图所示。 （1）其中配位数为_______。 A．2 B．3 C．4 D．6 （2）其含有的化学键有_______。（不定项） A．离子键 B．非极性共价键 C．极性共价键 D．氢键 （3）已知羧酸的酸性强弱与羧基中羟基的极性大小密切相关。请指出相同条件下、、碱性最弱的物质为 ，原因是 。 变式2（2025·上海宝山·二模）硫代硫酸不稳定，故工业仅用其盐。例如：硫代硫酸镁常用于医药和纺织行业。MgS2O3·6H2O中含有配离子：[Mg(H2O)6]2+。该配离子的组成如下图所示： （1）[Mg(H2O)6]2+中提供电子对形成配位键的原子或离子是 。 （2）1mol该配离子中含有σ键 mol。 变式3（2025·上海闵行·二模）下图是胆矾的部分结构示意图： （1）中，S原子的杂化轨道类型及其空间结构判断正确的是 。 选项 A B C D 杂化轨 道类型 sp2 sp2 sp3 sp3 空间 结构 角形 平面 三角形 正四 面体形 平面 四边形 （2）根据胆矾的部分结构示意图，分析氧原子参与形成的化学键有_______。 A．非极性键 B．配位键 C．氢键 D．离子键 （3）一定条件下，将加热到74 ℃先脱去图中编号①的2个水分子，110 ℃时再脱去编号②的2个水分子，233 ℃时最后脱去编号③的1个水分子。解释脱去水分子温度不同的原因 。 变式4[原创题]有机—无机杂化钙钛矿材料具有良好的光致发光、半导体性能，其中的合成过程如下： 。 （1）中存在配位键，接受孤电子对的中心离子或原子是 。 （2）具有较低的熔点。从结构角度解释原因 。 ◇题型 05 考查晶胞结构分析与计算 典｜例｜精｜析 典例1请回答下列问题 1.（2025·天津卷·节选）硫是一种重要的非金属元素。（5）硫化锂晶体的晶胞如图，晶胞中含有硫离子的数目为 ；与硫离子最近且距离相等的锂离子的数目为 。 2.（2025·北京卷·节选）通过和的相互转化可实现的高效存储和利用。 （3）的晶胞是立方体结构，边长为，结构示意图如下。 ②已知的摩尔质量为，阿伏加德罗常数为，该晶体的密度为 。() 3.（2025·上海卷·节选）（6）下图晶胞中只有一个完整的，其包含的四个O2-的编号是 。(选填编号①~⑧) （7）白钨矿常伴生方解石、石膏、萤石、磷灰石等钙矿石。这些钙矿石的密度见下表： 伴生钙矿石 方解石 石膏 萤石 磷灰石 密度/g·cm-3 2.71 2.32 3.18 3.20 已知：V(CaWO4晶胞)=3.12×10-22cm3；M(CaWO4)=288g·mol-1；NA=6.02×1023mol-1 计算CaWO4的密度 (写出计算过程，结果精确到小数点后2位)，并与伴生钙矿石作比较，说明钨得名“重石头”的原因 。 4.（2023·天津卷·节选）铜及其化合物在生产生活中有重要作用。 （2）铜的一种化合物的晶胞如图所示，其化学式为 。 5.（2023·全国乙卷·节选）（3）一种硼镁化合物具有超导性能，晶体结构属于六方晶系，其晶体结构、晶胞沿c轴的投影图如下所示，晶胞中含有 个。该物质化学式为 ，B-B最近距离为 。    6.（2022·河北卷·节选）（6）如图是CZTS四元半导体化合物的四方晶胞。 ①该物质的化学式为 。 ②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，例如图中A原子的坐标为(，，)，则B原子的坐标为 。 典例2请回答下列问题： 1.（2025·山东卷·节选）单质及其化合物应用广泛。（3）可用作合成氨催化剂、其体心立方晶胞如图所示(晶胞边长为)。 ①晶胞中原子的半径为 。 ②研究发现，晶胞中阴影所示m，n两个截面的催化活性不同，截面单位面积含有原子个数越多，催化活性越低。m，n截面中，催化活性较低的是 ，该截面单位面积含有的原子为 个。 2.（2025·浙江卷·节选）磷是生命活动中不可或缺的元素。（2）某化合物的晶胞如图。 ①化学式是 ； 3.（2024·浙江卷·节选）氧是构建化合物的重要元素。（1）某化合物的晶胞如图1，的配位数(紧邻的阳离子数)为 ；写出该化合物的化学式 ， 4.（2024·浙江卷·节选）氮和氧是构建化合物的常见元素。 已知： （1）某化合物的晶胞如图，其化学式是 ，晶体类型是 。 5.（2023·北京卷·节选）（5）的晶胞形状为长方体，边长分别为、，结构如图所示。    晶胞中的个数为 。已知的摩尔质量是，阿伏加德罗常数为，该晶体的密度为 。 变｜式｜巩｜固 变式1（2025·上海·二模）白磷(P4)的晶体属于分子晶体，其晶胞结构如图(小圆图表示白磷分子)。 已知晶胞的边长为边长为a nm的正方体，阿伏加德罗常数的数值为NA mol−1，则该晶胞中含有的P原子的个数为 ，则该该晶体的密度为 g·cm−3(用含NA、a的代数式表示)。 变式2（2025·上海·一模）晶体铜的晶胞结构如图甲所示，原子之间相对位置关系的平面图如图乙所示，铜原子的配位数为 ，铜的原子半径为r pm，NA表示阿伏加德罗常数的值，晶体铜的密度为 g·cm-3(列出计算式即可)。 变式3（2025·上海·二模）第三代半导体GaN常用于制造高频芯片、太阳能电池等，其晶胞为立方体结构，如下图所示： （1）晶体结构中离Ga最近的N的数目是 。 （2）Ga原子半径为0.122nm，N原子半径为0.075nm，晶胞中Ga原子与N原子直接接触，Ga原子和Ga原子不直接接触，晶胞边长= nm。(保留3位小数) 变式4[原创题]某金属M与可制备一种低温超导材料，晶胞如图所示。 （1）M原子位于晶胞的棱上与内部，该晶胞中M原子的个数为___________。 A．8 B．10 C．12 D．14 （2）该材料的化学式为___________。 A． B． C． D． （3）若该晶胞边长为rnm，M的相对原子量为a，计算该晶胞的密度 。(用r、a和的列式表示) 17 / 18 学科网（北京）股份有限公司 $