1.主观题突破(二) 物质结构与性质规范简答(专题微讲Word)-【赢在微点·考前顶层设计】2026年高考化学大二轮专题复习

该高中化学高考复习讲义聚焦“物质结构与性质”专题，涵盖原子（离子）核外电子排布、电离能与电负性、分子结构与性质、晶体结构与性质四大核心考点，按“结构决定性质”逻辑构建知识体系。通过考点规律梳理、方法指导、真题训练等环节，帮助学生突破规范简答难点，体现复习的系统性与针对性。 资料突出科学思维与化学观念培养，如通过对比Cr和Cu的电子排布特例，引导学生理解洪特规则特例的本质，强化“结构稳定性影响性质”的化学观念。设计“错误案例辨析-规范答题模板-真题即时应用”三步教学活动，有效提升学生规范表达能力，为教师精准把控复习节奏提供有力支持。

专题三 物质结构与性质 主观题突破(二)　物质结构与性质规范简答 命题点1　原子(或离子)的核外电子排布 1.排布规律 能量最 低原理 原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道 泡利 原理 每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋相反的电子 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,而且自旋平行 2.四种表示方法 表示方法 举例 电子排布式 Cr:1s22s22p63s23p63d54s1 简化表示式 Cu:[Ar]3d104s1 价层电子排布式 Fe:3d64s2 电子排布图 (或轨道表示式) 3.常见错误防范 (1)电子排布式。 ①3d、4s书写顺序混乱。 如: ②违背洪特规则特例。 如: (2)电子排布图。 ① (违背能量最低原理) ② (违背泡利原理) ③ (违背洪特规则) ④ (违背洪特规则) 【应用1】　(1)锑原子基态的价层电子排布式为 5s25p3 。 (2)O2-的核外电子排布式为 1s22s22p6 。 (3)基态Cu2+的价层电子排布式为 3d9 。 (4)基态S原子价层电子排布式为 3s23p4 。 (5)基态Fe原子的价层电子排布式为 3d64s2 。 命题点2　元素电离能、电负性的规范解答 1.元素第一电离能的递变性 同周期(从左到右) 同主族(自上而下) 第一电离能 增大趋势(注意第ⅡA族、第ⅤA族的特殊性) 依次减小 (1)特例。 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)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时,原子的能量较低,处于稳定状态,该元素具有较大的第一电离能,如:第一电离能Be>B;Mg>Al;N>O;P>S。 (2)应用。 ①判断元素金属性的强弱。 电离能越小,金属越容易失去电子,金属性越强;反之越弱。 ②判断元素的化合价。 如果某元素的In+1≫In,则该元素的常见化合价为+n价,如钠元素I2≫I1,所以钠元素的化合价为+1价。 2.元素电负性的递变性 (1)规律。 同周期元素,从左到右,电负性依次增大;同主族元素自上而下,电负性依次减小。 (2)应用。 【应用2】(1)Cr的价层电子排布式为3d54s1而不是3d44s2的理由是 3d54s1为半充满,能量低,稳定 。 (2)P的第一电离能比S的第一电离能大的理由是 P的3p轨道为3p3,电子半充满,能量低,稳定,难失去电子 。 (3)若I4表示元素的第四电离能,则I4(Co) < (填“>”或“<”)I4(Fe)。理由是 Co、Fe失去3个e-后的价层电子排布式为3d6、3d5,3d5为半充满,稳定,难失去电子 。 命题点3　分子结构与性质 1.分子结构中的两个理论 (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的空间结构的关系。 杂化轨 道类型 杂化轨 道数目 分子的 空间结构 实例 sp 2 直线形 CO2、BeCl2、HgCl2 sp2 3 平面三角形 BF3、BCl3、CH2O sp3 4 等性杂化: 正四面体 CH4、CCl4、N 不等性杂化: 具体情况不同 NH3(三角锥形)、 H2S、H2O(V形) (2)价层电子对互斥模型。 ①基本观点:分子中的价层电子对(包括成键电子对和孤电子对)由于相互排斥作用,尽可能趋向彼此远离。 ②价层电子对数的计算。 价层电子对数=σ键电子对数+中心原子的孤电子对数=n=(中心原子的价电子数+m×配位原子提供的价电子数±离子电荷数)[当电荷数为正值时,公式中取“-”,当电荷数为负值时,公式中取“+”]。规定:作配位原子时,H和卤素原子X提供的价电子数为1,ⅥA原子(O和S)提供的价电子数为0。 ③价层电子对互斥模型在判断分子空间结构中的应用。 价层电 子对数 VSEPR 模型名称 成键电 子对数 孤电子 对数 分子的空 间结构 实例 2 直线形 2 0 直线形 CO2、C2H2 3 平面 三角形 3 0 平面 三角形 BF3、SO3 2 1 V形 SnCl2、PbCl2 4 正四面体 4 0 正四 面体 CH4、S、 CCl4、N 3 1 三角锥形 NH3、PH3 2 2 V形 H2O、H2S 2.共价键与分子间作用力 (1)共价键分类。 ① ②配位键:形成配位键的条件是成键原子一方(A)能够提供孤电子对,另一方(B)具有能够接受孤电子对的空轨道,可表示为AB。 (2)σ键和π键的判断方法。 共价单键全为σ键,共价双键中有一个σ键和一个π键,共价三键中有一个σ键和两个π键。 (3)三种微粒间的作用。 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 分子间氢键使熔、沸点升高,溶解度增大 键能越大,稳定性越强 3.配合物 配合物 的组成 [中心离子(配体)n][外界] (内界)　　　 典型配合物 [Cu(NH3)4]SO4 Fe(SCN)3 [Ag(NH3)2]OH 中心离子 Cu2+ Fe3+ Ag+ 中心离子 结构特点 一般是金属离子,特别是过渡金属离子,必须有空轨道 配体 NH3 SCN- NH3 配体结 构特点 分子或离子必须含有孤电子对(如NH3、H2O、CO、Cl-、SCN-等) 配位数(n) 4 3 2 外界 S 无 OH- 颜色 深蓝色 红色 无色 配离子所 含化学键 配体通过配位键与中心离子结合,配体中可能含有共价键 配合物所 含化学键 配位键、离子键;配体或外界中可能还含有共价键 配合物的 常见性质 属于离子化合物,多数能溶解、能电离,多数有颜色 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]。在许多有机化合物的合成反应中,金属羰基配合物常常作为这些反应的催化剂 二茂铁的结构为一个铁原子处在两个平行的环戊二烯环之间。在固体状态下,两个茂环相互错开成全错位构型,温度升高时则绕垂直轴相对转动。二茂铁的化学性质稳定,类似于芳香族化合物 【应用3】(1)AsH3分子中H—As—H键角 < (填“>”“<”或“=”)109°28',理由是 AsH3中As采取sp3杂化,As有1个孤电子对,孤电子对对成键电子对的斥力大,导致键角小于109°28' 。 (2)C与O易形成π键而Si与O难形成π键的理由是 Si的原子半径较大,p轨道“肩并肩”重叠程度很小,难形成π键 。 (3)硅烷种类没有烷烃多,从键能角度解释,其主要原因是 碳原子半径小于硅原子,烷烃中碳碳键键长较短,键能较大 。 (4)二氟甲烷(CH2F2)难溶于水,而三氟甲烷(CHF3)可溶于水,其可能的原因是 三氟甲烷中由于3个F原子的吸引使得C原子的正电性增强,从而三氟甲烷中的H原子可与H2O中的O原子之间形成氢键 。 (5)HF能与BF3化合得到HBF4,从化学键形成角度分析HF与BF3能化合的原因是 BF3中硼原子有空轨道,HF中氟原子有孤电子对,两者之间可形成配位键 。 命题点4　晶体结构与性质 1.晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法 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) 2.不同类型晶体熔、沸点高低的比较 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,如金刚石>NaCl>Cl2;金属晶体>分子晶体,如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)。 【应用4】研究发现,只含Ni、Mg和C三种元素的晶体竟然也具有超导性,该晶体的晶胞结构如图所示: (1)与C原子紧邻的Ni原子有 6 个。 (2)已知该晶胞中a原子的坐标参数为(1,0,0),b原子的坐标参数为,则c原子的坐标参数为  。 (3)已知该晶体的密度为d g·cm-3,阿伏加德罗常数的值为NA,则晶胞中Ni原子、Mg原子之间的最短距离为 ××1010 pm(用含d、NA的代数式表示)。 解析　(3)设晶胞中Ni原子、Mg原子之间的最短距离为a pm,则晶胞棱长为a pm,晶胞体积=(a×10-10)3 cm3,该晶胞中Mg原子个数=8×=1、Ni原子个数=6×=3、C原子个数是1。故d g·cm-3=,所以a=××1010 pm。 1.(2025·河北卷)基态铬原子的价层电子排布式: 3d54s1 。 解析　铬为24号元素,基态铬原子的价层电子排布式为3d54s1。 2.(2025·安徽卷)锶位于元素周期表第五周期第ⅡA族。基态锶原子价电子排布式为 5s2 。 解析　Sr为第五周期第ⅡA族元素,故其基态时的价电子排布式为5s2。 3.(2025·河南卷)(1)Ca位于元素周期表中 s 区;基态Ni2+的价电子排布式为 3d8 。 (2)水分子的VSEPR模型与其空间结构模型不同,原因是 O原子中有2个孤电子对,孤电子对对成键电子对的排斥作用导致键角减小 。 解析　(1)Ca是20号元素,核外电子排布式为[Ar]4s2,位于s区;Ni是28号元素,基态Ni原子的电子排布式为[Ar]3d84s2,Ni2+是Ni失去2个4s电子得到的,故基态Ni2+的价电子排布式为3d8。(2)H2O的中心O原子价层电子对数=2+=4,有2个孤电子对,则水分子的VSEPR模型为四面体形,实际空间结构为V形,孤电子对对成键电子对的排斥作用导致键角减小,使得VSEPR模型与空间结构模型不一样。 4.(2025·广东卷)基态Ti原子的价层电子排布式为 3d24s2 。 解析　Ti为第四周期第ⅣB族元素,故基态Ti原子的价层电子排布式是3d24s2。 5.(2024·北京卷)Sn位于元素周期表的第五周期第ⅣA族。 答案 6.(2024·湖北卷)基态Be2+的轨道表示式为。 7.(2024·湖南卷)Cu属于 ds 区元素,其基态原子的价电子排布式为 3d104s1 。 8.(2024·北京卷)SnCl2和SnCl4是锡的常见氯化物,SnCl2可被氧化得到SnCl4。 (1)SnCl2分子的VSEPR模型名称是 平面三角形 。 (2)SnCl4的Sn—Cl是由锡的 sp3杂化 轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。 解析　(1)SnCl2中心原子Sn的价层电子对数为2+=3,故SnCl2分子的VSEPR模型名称是平面三角形。(2)SnCl4中心原子Sn的价层电子对数为4+=4,Sn原子采取sp3杂化,故SnCl4的Sn—Cl是由锡的sp3杂化轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。 9.(2025·山东卷)Fe单质及其化合物应用广泛。回答下列问题: (1)在元素周期表中,Fe位于第 四 周期第 Ⅷ 族。基态Fe原子与基态Fe3+未成对电子数之比为 4∶5 。 (2)尿素分子(H2NCONH2)与Fe3+形成配离子的硝酸盐[Fe(H2NCONH2)6](NO3)3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 N ,电负性最大的是 O 。 ②尿素分子中,C原子采取的轨道杂化方式为 sp2 。 ③八面体配离子[Fe(H2NCONH2)6]3+中Fe3+的配位数为6,碳氮键的键长均相等,则与Fe3+配位的原子是 O (填元素符号)。 (3)α-Fe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a pm)。 ①α-Fe晶胞中Fe原子的半径为 a pm。 ②研究发现,α-Fe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Fe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 n ,该截面单位面积含有的Fe原子为  个·pm-2。 解析　(1)Fe为26号元素,基态Fe原子的价电子排布式为3d64s2,故Fe位于第四周期第Ⅷ族。基态Fe原子、基态Fe3+的价电子排布式分别为3d64s2、3d5,未成对电子数之比为4∶5。(2)①同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势,N由于2p能级为半充满状态,较稳定,其第一电离能大于O,故元素C、N、O中,第一电离能最大的是N;同周期元素从左到右电负性逐渐增大,故元素C、N、O中,电负性最大的是O。②尿素分子中,C原子形成1个双键、2个单键,无孤电子对,故C原子采取的轨道杂化方式为sp2。③八面体配离子[Fe(H2NCONH2)6]3+中Fe3+的配位数为6,则形成6个配位键,H2NCONH2中O和N上有孤对电子,能与Fe3+形成配位键,由碳氮键的键长均相等,知配位原子不能是N,故与Fe3+配位的原子是O。(3)①α-Fe晶胞为体心立方晶胞,体对角线上3个Fe原子相切,设Fe原子半径为r,则4r=a pm,解得r=a pm。②m截面中Fe的个数为4×=,面积为a2 pm2,则单位面积含有的Fe原子个数为;n截面中Fe的个数为4×+1=,面积为a2 pm2,则单位面积含有的Fe原子个数为,故催化活性较低的是n。 10.(2024·全国甲卷)ⅣA族元素具有丰富的化学性质,其化合物有着广泛的应用。回答下列问题: (1)该族元素基态原子核外未成对电子数为 2 ,在与其他元素形成化合物时,呈现的最高化合价为 +4 价。 (2)CaC2俗称电石,该化合物中不存在的化学键类型为 bd (填字母)。 a.离子键 b.极性共价键 c.非极性共价键 d.配位键 (3)一种光刻胶薄膜成分为聚甲基硅烷,其中电负性最大的元素是 C ,硅原子的杂化轨道类型为 sp3 。 (4)早在青铜器时代,人类就认识了锡。锡的卤化物熔点数据如表,结合变化规律说明原因: SnF4为离子晶体,其熔点高于其他三种物质,SnCl4、SnBr4、SnI4均为分子晶体,相对分子质量越大,分子间作用力越强,熔点越高 。 物质 SnF4 SnCl4 SnBr4 SnI4 熔点/℃ 442 -34 29 143 解析　(1)ⅣA族元素原子的价电子排布式为ns2np2,核外未成对电子数为2,元素呈现的最高化合价为+4价。(2)CaC2中Ca2+与之间为离子键,中C与C之间为非极性共价键,故不存在极性共价键和配位键。(3)该物质中含有H、C、Si元素,其中C的电负性最大;Si形成4个σ键,杂化轨道类型为sp3。 学科网（北京）股份有限公司 $