2026年高考化学考前阅读材料——物质结构

2026年高考化学考前阅读材料 物质结构 【考向分析】 1. 考查方向 （1）课程标准 ： 1.1 原子核外电子的运动状态 了解有关核外电子运动模型的历史发展过程，认识核外电子的运动特点。知道电子运动的能量状态具有量子化的特征（能量不连续），电子可以处于不同的能级，在一定条件下会发生激发与跃迁。知道电子的运动状态（空间分布及能量）可通过原子轨道和电子云模型来描述。 1.2 核外电子排布规律 知道原子核外电子的能级高低顺序，了解原子核外电子排布的构造原理，认识基态原子中核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则等。知道1~36号元素基态原子核外电子的排布。 1.3 核外电子排布与元素周期律（表） 认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。知道元素周期表中分区、周期和族的元素原子核外电子排布特征，了解元素周期律（表）的应用价值。 2.1 微粒间的相互作用 认识物质是由原子、离子、分子等微粒构成的，微粒之间存在不同类型的相互作用。根据微粒的种类及微粒之间的相互作用，认识物质的性质与微观结构的关系。 认识离子键、共价键的本质。结合常见的离子化合物和共价分子的实例，认识物质的构成微粒、微粒间相互作用与物质性质的关系。知道配位键的特点，认识简单的配位化合物的成键特征，了解配位化合物的存在与应用。知道金属键的特点与金属某些性质的关系。 认识分子间存在相互作用，知道范德华力和氢键是两种常见的分子间作用力，了解分子内氢键和分子间氢键在自然界中的广泛存在及重要作用。 2.2 共价键的本质和特征 认识原子间通过原子轨道重叠形成共价键，了解共价键具有饱和性和方向性。知道根据原子轨道的重叠方式，共价键可分为σ键和π键等类型；知道共价键可分为极性和非极性共价键。共价键的键能、键长和键角可以用来描述键的强弱和分子的空间结构。 2.3 分子的空间结构 结合实例了解共价分子具有特定的空间结构，并可运用相关理论和模型进行解释和预测。知道分子的结构可以通过波谱、晶体X射线衍射等技术进行测定。 知道分子可以分为极性分子和非极性分子，知道分子极性与分子中键的极性、分子的空间结构密切相关。结合实例初步认识分子的手性对其性质的影响。 2.4 晶体和聚集状态 了解晶体中微粒的空间排布存在周期性，认识简单的晶胞。借助分子晶体、共价晶体、离子晶体、金属晶体等模型认识晶体的结构特点。知道介于典型晶体之间的过渡晶体及混合型晶体是普遍存在的。 知道在一定条件下，物质的聚集状态随构成物质的微粒种类、微粒间相互作用、微粒聚集程度的不同而有所不同。知道物质的聚集状态会影响物质的性质，通过改变物质的聚集状态可能获得特殊的材料。 3.1 物质结构的探索是无止境的 了解人类探索物质结构的过程，认同“物质结构的探索是无止境的”观点，了解从原子、分子、超分子等不同尺度认识物质结构的意义。 3.2 研究物质结构的方法 认识物质的空间结构可以借助某些实验手段来测定，通过这些手段所获得的信息为建立物质结构模型或相关理论解释提供支撑。知道原子光谱、分子光谱、晶体X射线衍射等是测定物质结构的基本方法和实验手段。 3.3 研究物质结构的价值 初步认识物质的结构与性质之间的关系，知道物质结构的研究有助于发现具有预期性质的新物质，以及为设计与合成这些新物质提供理论基础。认识研究物质结构有助于了解材料的结构与性能的关系，对优化物质结构、改善材料性能具有重要意义。了解生命科学中许多重大问题的解决均需要物质结构理论与分析测试技术的支持。 （2）学业要求： 【主题1】 ①能说明微观粒子的运动状态与宏观物体运动特点的差异。 ②能结合能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则书写1~36号元素基态原子的核外电子排布式和轨道表示式，并说明含义。 ③能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，推测化学键的极性。 ④能从原子价电子数目和价电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。能列举元素周期律（表）的应用。 ⑤能说明建构思维模型在人类认识原子结构过程中的重要作用，能论证证据与模型建立及其发展之间的关系。简要说明原子核外电子运动规律的理论探究对研究元素性质及其变化规律的意义。 【主题2】 ①能说出微粒间作用（离子键、共价键、配位键和分子间作用力等）的主要类型、特征和实质；能比较不同类型的微粒间作用的联系与区别；能说明典型物质的成键类型。 ②能利用电负性判断共价键的极性，能根据共价分子的结构特点说明简单分子的某些性质；能运用离子键、配位键、金属键等模型，解释离子化合物、配合物、金属等物质的某些典型性质；能说明分子间作用力（含氢键）对物质熔、沸点等性质的影响，能列举含有氢键的物质及其性质特点。 ③能根据给定的信息分析常见简单分子的空间结构，能利用相关理论解释简单的共价分子的空间结构；能根据分子结构特点和键的极性来判断分子的极性，并据此对分子的一些典型性质及其应用作出解释。 ④能说出晶体与非晶体的区别；能结合实例描述晶体中微粒排列的周期性规律；能借助分子晶体、共价晶体、离子晶体、金属晶体等模型说明晶体中的微粒及其微粒间的相互作用。 ⑤能从微粒的空间排布及其相互作用的角度对生产、生活、科学研究中的简单案例进行分析，举例说明物质结构研究的应用价值，如配合物在生物、化学等领域的广泛应用，氢键对于生命的重大意义。 【主题3】 ①能举例说明人类对物质结构的认识是不断发展的，并简单说明促进这些发展的原因。 ②能说明原子光谱、分子光谱、X射线衍射等实验手段在物质结构研究中的作用。 ③能举例说明物质在原子、分子、超分子、聚集态等不同尺度上的结构特点对物质性质的影响，能举例说明结构研究对于发现、制备新物质的作用。 ④能认识到化学已经发展成为实验和理论并重的学科，能欣赏物质结构的研究及其理论发展对化学学科发展的贡献。 （3）考查方向：①以原子(或分子)结构、核外电子排布、元素周期表（律）、元素化合物的性质为突破口，进行元素的推断，并判断其性质（金属性、非金属性、电离能、电负性等），正确表示其结构（电子式、结构式、原子结构示意图、电子排布式、轨道表示式等）。 ②化学键、分子间作用力类型判断、作用力大小比较并判断物质性质（熔沸点、溶解性、导电性、酸性、分子的稳定性等）。 ③判断中心原子的杂化方式和分子的空间构型。 ④根据晶体模型图、投影图或截面图判断晶体的化学式、配位数、密度、空间利用率和原子坐标。 2. 主要考点 地区 2021高考 2022高考 2023 2024 山东 运动状态、价层电子、电负性、杂化方式、空间构型、分子间作用力，晶胞组成、微粒间距离、分数坐标、熔沸点 电子排布、 周期表位置 、配位数、晶胞结构、 杂化方式、 大Π键、溶解度比较、碱性比较 分子的极性、晶体的性质、晶体类型、离域派键、杂化方式、键长键角比较、晶胞组成及晶胞密度计算 电子排布、 周期表位置、晶胞结构、空间构型、大Π键、杂化方式、 熔沸点 2021 2022 2023 2024 全国Ⅰ甲 电子排布、价层电子、电离能、杂化方式、空间构型、结构单元数、晶胞组成、微粒间距 价电子排布图、第一电离能、第三电离能、化学键和氢键表示方法、杂化方式、稳定性、晶胞结构 同素异形体、晶体类型、化学键判断、离域派键、配位键、杂化方式晶胞配位数判断、晶胞密度计算 电子排布、价层电子、化学键、电负性、杂化、熔沸点比较、配位数、晶胞密度计算 全国Ⅱ乙 电子排布、电负性、键的类型、配位键、杂化方式、分子间作用力、晶胞参数、晶体类型、微粒位置、 激发态及能量比较、杂化方式、化学键类型、键长比较、熔点比较晶胞结构 电子排布式、电负性、晶体熔点比较、空间结构、杂化方式、晶胞组成及两点距离计算 全国Ⅲ 微粒半径、电负性、元素性质、键的类型、杂化方式、等电子体、分子间作用力、晶胞组成、密度计算、熔沸点 氢键、电离能比较、电子排布、杂化方式、 2. 关注点 大Π键的判断及对键长键能的影响 吸电子基和给电子基对酸性的影响 配合物中配位数，配体数，化学键 【必备知识】 一、原子结构与性质 1.常见原子轨道电子云轮廓图 原子轨道 电子云轮廓形状 轨道个数 s 球形 1 p 哑铃形 3(px，py，pz) 2.基态原子的核外电子排布 (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容纳2个自旋方向相反的电子 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，而且自旋状态相同 洪特规则特例 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，为稳定状态。 (2)表示方法 原子结构的表示方法 举例 原子或离子结构示意图 氯原子 电子式 氯原子 氯离子 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) 外围电子排布式 Br 3d104s24p5 3. 原子半径、离子半径——通过“三看”比较微粒半径大小 “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(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)；r(Na)>r(Na+) “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+) “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+) 4.金属性、非金属性强弱的判断方法 5.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：第一电离能：同周期的ⅡA > ⅢA和ⅤA > ⅥA H仅次于O 原因：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，为稳定状态，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电离能是原子核外电子分层排布的实验验证。 ②判断元素的主要化合价：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。 ③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。 第一电离能：非金属元素>金属元素 6.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（稀有气体除外）；同主族元素自上而下，电负性依次减小。电负性：非金属元素>金属元素 (2)应用：衡量元素在化合物中吸引电子的能力及非金属性强弱，指定氟的电负性为4.0。 一般认为： ①电负性大于1.8的元素为非金属元素，小于1.8的为金属元素。 ②成键两元素间电负性的差值大于1.7形成离子键，小于1.7形成共价键。 ③判断两成键元素的化合价的正负：电负性大的显负价。 二、元素周期表和周期律的应用 1.元素周期表的结构 位置与结构的关系： （1）周期序数＝原子核外电子层数 （2）主族序数＝最外层电子数 （3）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 a.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。 b.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 ⅠA-ⅡA ：差上一周期元素种类数 ⅢA--ⅦA：差下一周期元素种类数 2.周期表分区 s p d ds f 3.建立“位、构、性”关系模型 元素及其化合物的特性： ①形成化合物种类最多的元素或对应单质是自然界中硬度最大的物质的元素：C。 ②最活泼的非金属元素或无正化合价的元素或无含氧酸的非金属元素或无氧酸可腐蚀玻璃的元素或气态氢化物最稳定的元素或阴离子的还原性最弱的元素：F。 ③焰色反应：Li：深红Na：黄K：浅紫（透过蓝色钴玻璃）Ca ：砖红Sr：洋红 Ba：黄绿 Cu:蓝绿 ④常温下单质呈液态的非金属元素：Br；常温下单质呈液态的金属元素：Hg。 ⑤最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Al。 ⑥元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素：N。 元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生氧化还原反应的元素：S。 ⑦单质为常见的半导体材料：Si、Ge。 ⑧元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素的单质的元素：S。 ⑨元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。 三、化学键、分子间作用力与物质性质 1.微粒间作用力的比较 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 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 影响分子晶体的熔沸点、溶解度等物理性质 分子间氢键使物质熔沸点升高，分子内氢键使物质熔沸点降低 键能越大 ，稳定性越强 三种化学键的比较 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 成键微粒 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强的相互作用 形成条件 活泼金属（氨根离子）与活泼非金属经电子得失形成离子键 同种元素原子间成键 不同种元素原子间成键 金属阳离子和自由电子间成键 形成物质 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 金属单质、合金 例：酸性比较（O-H键的极性）CF3COOH>CH3COOH>苯酚>H2O>CH3CH2OH 含氮物质碱性（N电子云密度越大，碱性越强）：CH3NH2>C6H5NH2 吡啶(）＞（吡咯） 2.化学键与物质类别的关系： 离子化合物：含有离子键的化合物；可能含有共价键 共价化合物：只含共价键的化合物。 性质：熔融状态下能导电的是离子化合物，不能导电的是共价化合物。(鉴别判据) 3.物质结构的表示方法 (表明：半径大小和空间构型) 四、分子结构与性质 1.共价键的键参数及类型 说明：σ键和π键的数目 2.与分子、离子结构有关的三种理论 (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、离子构型的关系。 杂化轨道类型 杂化轨道数目 分子构型 实例 sp 2 直线形 CO2、BeCl2、HgCl2 sp2 3 平面正三角形 SO3、BF3、BCl3 平面三角形 HCHO 角形 SO2、SnCl2、PbCl2 sp3 4 正四面体 CH4、CCl4、NH 三角锥形 NH3、PH3、SO32- 角形 H2S、H2O、 NH2- (2)价层电子对互斥理论 ①基本观点：分子中的价电子对(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价电子对数的计算 价电子对数＝成键电子对＋中心原子的孤电子对数 成键电子对数=与其成键原子数 孤电子对数＝（中心原子价电子数-与其成键原子所需电子数）÷2 ③价层电子对互斥理论在判断分子构型中的应用。 价层电子对数 杂化 类型 键对电子对数 孤对电子对数 分子 类型 分子空 间构型 实例 2 sp 2 0 AB2 直线形 BeCl2，CO2，HgCl2 3 sp2 3 0 AB3 平面三角 BF3，BCl3，SO3，CO32‾，NO3‾ 2 1 AB2 V形 SO2，SnCl2，NO2‾ 4 sp3 4 0 AB4 正四面体 CH4,CHCl3,CCl4,NH4+,SO42‾,PO43‾ 3 1 AB3 三角锥 NH3，NF3，SO32‾ 2 2 AB2 V形 H2O，SCl2，ClO2‾ 5 sp3d 5 0 AB5 双三角锥 PCl5，AsF5 4 1 AB4 变形四面体 TeCl4，SF4 3 2 AB3 T形 ClF3 2 3 AB2 直线形 XeF2，I3‾ 6 sp3d2 6 0 AB6 正八面体 SF6，[SiF6]2‾ 5 1 AB5 四方锥 IF5，[SbF5]2‾ 4 2 AB4 平面四方形 XeF4 说明：价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对立体构型，不包括孤电子对。 (1)当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致，分子为非极性分子。 (2)当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。分子为极性分子。 (3)等电子体理论 ①基本观点：原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，具有许多相近的性质。 ②常见等电子体：互换原则：同主族元素互换、同周期左右元素互换（电荷改变） 等电子类型 常见等电子体 空间构型 2原子10电子 N2、CN－、C、CO、NO＋ 直线形 2原子14电子 F2、O、Cl2 直线形 3原子16电子 CO2、N2O、CNO－、N、NO、SCN－、HgCl2、BeCl2(g) 直线形 3原子18电子 O3、SO2、NO 角形 4原子8电子 NH3、PH3、CH、H3O＋ 三角锥形 4原子24电子 SO3(g)、CO、NO、PO、BF3 平面三角形 4原子26电子 SO、ClO、BrO、IO、XeO3 三角锥形 5原子8电子 CH4、SiH4、NH、PH、BH 正四面体形 5原子32电子 CCl4、SiF4、SiO、SO、ClO、PO、CF4 正四面体形 七原子48电子 SF6、PF6-、SiF62-、AlF63- 正八面体 3、大π键 （1）大π键基础知识 ①大π键的形成原理和名称 大π键：3个或3个以上原子彼此平行的p轨道从侧面相互重叠形成的π键是大π键。 在多原子分子中如有相互平行的未杂化的p轨道，它们连贯重叠在一起构成一个整体，p电子在多个原子间运动形成π键，这种不局限在两个原子之间的π键称为离域π键，或共轭大π键，简称大π键。 ②形成大π键的条件。 a.原子都在同一平面上（或直线上）； b.原子有3个及以上相互平行的近距离（半径小、成环、相邻）2p或3p轨道：原子一般为B、C、N、O（S）、F（Cl）； 反之，已知结构中存在大π键，则相当于已知中心是sp2或sp杂化 ③大π键的表示方法：用符号 表示,其中m代表参与形成大π键的原子数,n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为 )。 （2）计算大π键的原子数和参与形成大π键的电子数方法 1 判断分子中共面原子数 2 提供参与形成大π键的电子数：B（0），C（1），O（S）、F（Cl）为2； 3 O（S）、F（Cl）、N提供参与形成大π键的电子数为1或2 【例1】常见中心原子sp2杂化形成一个大π键 ①BF3 π46 ②O3、SO2、NO2-、 NO2 π34 ③SO3，CO32-,NO3- π46 ④吡啶：（C5H5N）π66 咪唑：（C3H4N2）π56 ⑤1,3－丁二烯（C4H6）π44 （3） 大π的影响 ①降低体系能量，使结构稳定. ②键长变短，键能变大。 如：中心原子为，中心原子为，二者均为形结构，但中存在大键。中原子的轨道杂化方式_；为键角大于键角。比较与中键的键长并说明原因 ClO2分子中既存在σ键，又存在大键，原子轨道重叠的程度较大，因此其中Cl-O键的键长 较小，而ClO2只存在普通的σ键。 【例2】常见中心原子sp杂化形成两个大π键：CO2及其等电子体 分子构型为直线形；碳原子的两个sp杂化轨道分别与氧形成2个σ键，剩余的2个电子分别存在于两个未杂化的p轨道；氧原子的一个sp杂化轨道与碳原子形成1个σ键，另一个sp杂化轨道内是孤电子对，三个原子都有两个未杂化轨道，分别肩并肩重叠形成两个离域大π键π34。 4、配位键 ①形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键； ②表示：常用”→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如。 ③配合物：如 中心原子：提供空轨道接受孤对电子的原子叫中心原子。中心原子一般是带正电荷的金属离子(此时又叫中心离子)，过渡元素最常见。如：Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋ 配位体：含有并提供孤电子对的分子或离子，即电子对的给予体。常见的配位体：H2O、NH3、SCN-、CO、N2、X-、OH-、CN- 配位原子：配体中提供孤对电子的原子叫配位原子， 如：单齿配体：H2O、NH3、SCN-、CO、N2、X-、OH-、CN- 多齿配体：NH2CH2CH2NH2 EDTA 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]+ 配位数：配体中直接与中心原子形成配位键的原子数，即形成的配位键的数称为配位数，下图配位数为4，配位体数为4、2。 ④配位键的强弱： a.配位原子的电负性越小，给出电子能力越强，则配位键越强 b.中心原子半径越大，配位体的空间位阻越小，配合物越稳定 c.一个配位体通过与一个中心原子成多个配位键构成5到8元环的稳定螯合物 5．分子性质 (1)分子构型与分子极性的关系 注意：O3是极性键构成的极性分子 （2）化学键与分子极性的关系： 双原子分子：极性键构成的分子一定是极性分子 多原子分子：化学键的极性与分子的极性没有直接关系，由极性键构成的结构对称的分子是非极性分子。 6．氢键 （1）作用粒子： ①有和电负性大、原子半径小的F、O、N成共价健的氢原子， ②有成键的F、O、N且有孤电子对。 （2）表示方法：如水分子间存在：O—H…O （3）强度：共价键>氢键>范德华力 （4）对物质性质的影响：分子间氢键的存在，影响使物质的熔、沸点、密度、酸性、缔合等 五、晶体结构与性质 1、常见共价晶体结构分析 晶体 晶体结构 结构分析 金刚石 原子半径(r)与边长(a)的关系： a =8r (1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构，键角均为109°28′ (2)每个金刚石晶胞中含有8个碳原子，最小的碳环为6元环，并且不在同一平面(实际为椅式结构)，碳原子为sp3杂化 (3)每个碳原子被12个六元环共用，每个共价键被6个六元环共用，一个六元环实际拥有个碳原子 (4)C原子数与C—C键数之比为1∶2，12g金刚石中有2 mol共价键 (5)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) SiO2 (1)SiO2晶体中最小的环为12元环，即：每个12元环上有6个O，6个Si (2)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构，每个正四面体占有1个Si，4个“O”，n(Si)∶n(O)＝1∶2 (3)每个Si原子被12个十二元环共用，每个O原子被 6个十二元环共用 (4)每个SiO2晶胞中含有8个Si原子，含有16个O原子 (5)硅原子与Si—O共价键之比为1：4，1mol Si O2晶体中有4mol共价键 (6)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) SiC、BP、AlN (1)每个原子与另外4个不同种类的原子形成正四面体结构 (2)密度：ρ(SiC)＝；ρ(BP)＝； ρ(AlN)＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) (3)若Si与C最近距离为d，则边长(a)与最近距离(d)的关系：a=4d 2.常见分子晶体结构分析 晶体 晶体结构 结构分析 干冰 (1)面心立方最密堆积：立方体的每个顶点有一个CO2分子，每个面上也有一个CO2分子，每个晶胞中有4个CO2分子 (2)每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有12个 (3)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) 白磷 (1)面心立方最密堆积 (2)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) 冰 (1)每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连接 (2)每个水分子实际拥有两个“氢键” (3)冰晶体和金刚石晶胞相似的原因：每个水分子与周围四个水分子形成氢键 【微点拨】 (1)若分子间只有范德华力，则分子晶体采取分子密堆积，每个分子周围有12个紧邻的分子。在分子晶体中，原子先以共价键形成分子，分子再以分子间作用力形成晶体。由于分子间作用力没有方向性和饱和性，分子间尽可能采取密堆积的排列方式。如：干冰、O2、I2、C60等分子 (2)若分子间靠氢键形成的晶体，则不采取密堆积结构，每个分子周围紧邻的分子数要小于12个。因为氢键有方向性和饱和性，一个分子周围其他分子的位置和数目是一定的。如：冰晶体、苯甲酸晶体 3.常见离子晶体结构分析 晶体 晶体结构 结构分析 NaCl (1)一个NaCl晶胞中，有4个Na+，有4个Cl－ (2)在NaCl晶体中，每个Na+同时强烈吸引6个Cl－，形成正八面体形； 每个Cl－同时强烈吸引6个Na+ (3)在NaCl晶体中，Na+ 和Cl-的配位数分别为6、6 (4)在NaCl晶体中，每个Na+周围与它最接近且距离相等的Na+共有12个， 每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl－共有12个 (5)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) CsCl (1)一个CsCl晶胞中，有1个Cs+，有1个Cl－ (2)在CsCl晶体中，每个Cs+同时强烈吸引8个Cl－，即：Cs+的配位数为8， 每个Cl－ 同时强烈吸引8个Cs+，即：Cl－的配位数为8 (3)在CsCl晶体中，每个Cs+周围与它最接近且距离相等的Cs+共有6个，形成正八面体形，在CsCl晶体中，每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl－共有6个 (4)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) ZnS (1)1个ZnS晶胞中，有4个S2－，有4个Zn2＋ (2)Zn2＋的配位数为4，S2－的配位数为4 (3)密度＝ CaF2 (1)1个CaF2的晶胞中，有4个Ca2＋，有8个F－ (2)CaF2晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同，Ca2＋配位数是8，F－的配位数是4 (3)密度＝ 离子晶体的配位数 离子晶体中与某离子距离最近的异性离子的数目叫该离子的配位数 影响离子晶体配位数的因素 (1)正、负离子半径比：AB型离子晶体中，阴、阳离子的配位数相等，但正、负离子半径比越大，离子的配位数越大。如：ZnS、NaCl、CsCl (2)正、负离子的电荷比。如：CaF2晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同 4、常见金属晶体结构分析 (1)金属晶体的四种堆积模型分析 堆积模型 简单立方堆积 体心立方堆积 (钾型) 面心立方最密堆积(铜型) 六方最密堆积(镁型) 晶胞 代表金属 Po Na K Fe Cu Ag Au Mg Zn Ti 配位数 6 8 12 12 晶胞占有的原子数 1 2 4 6或2 原子半径(r)与立方体边长为(a)的关系 a＝2r a＝4r a＝4r —— 空间利用率表达式 ×100%＝×100%＝≈52% ×100%＝×100%＝×100%＝≈68% ×100%＝×100%＝≈74% ×100%＝×100%＝≈74% (2)晶体密度的计算公式推导过程：若1个晶胞中含有x个微粒 则晶胞的物质的量为：n＝＝mol ，晶胞的质量为：m＝n·M＝g 密度为：ρ＝ 5.物质熔、沸点的比较 І、不同类型晶体熔、沸点的比较 (1)不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：共价晶体>离子晶体>分子晶体 (2)金属晶体的熔、沸点差别很大，如：钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低 Ⅱ、同种晶体类型熔、沸点的比较：比较晶体内微粒之间相互作用力的大小 (1)共价晶体：看共价键的强弱，取决于键长，即：成键原子半径大小 规律：原子半径越小→键长越短→键能越大→熔沸点越高 如：金刚石、金刚砂(碳化硅)、晶体硅的熔、沸点逐渐降低 (2)离子晶体：看离子键的强弱，取决于阴、阳离子半径大小和所带电荷数 规律：衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大，离子间的作用力就越强，离子晶体的熔、沸点就越高 如：熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl ②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大 (3)分子晶体：分子间作用力 (一般先氢键后范德华力最后分子的极性) 规律： ①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高，如：H2O>H2Te>H2Se ②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如：SnH4>GeH4>SiH4>CH4 ③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如：CO>N2 ④在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如：正戊烷>异戊烷>新戊烷 (4)金属晶体：看金属键的强弱，取决于金属阳离子半径和所带电荷数，即：金属原子的价电子数 规律： 金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高 如：熔、沸点：Na<Mg<Al (5)常温常压下状态：①熔点：固态物质>液态物质；②沸点：液态物质>气态物质。 6、微粒分数坐标 （1）确立坐标系，明确x、y、z轴的单位向量，一般情况下，各轴单位向量数据均为“1” （2）明确微粒在晶胞中位置，分别向轴做垂直线，对应的向量数值即得坐标（x,y,z） 以底面一个顶点的原子(通常取后左下)为原点建立一个三维坐标系。 原点O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 7、四面体、八面体空隙 （1）等径球最密堆积的空隙计算 ①体心立方堆积：当 n 个等径球最密堆积时，存在 3n 个八面体空隙、6n个四面体空隙。 ②六方（或面心立方）最密堆积：当 n 个等径球最密堆积时，八面体空隙数为6n/6＝n个，四面体空隙数为8n/4＝2n个。 （2）不等径球堆积（离子晶体） 一般地，大球（半径较大的阴离子）按最紧密或近似最紧密堆积，小球（半径较小的阳离子）填充在八面体或四面体空隙中。 8、晶胞中粒子的投影 常见晶胞结构模型图的坐标轴方向（俯视图）和对角线方向投影图总结 （1）体心立方晶胞 体心立方晶胞 俯视图 对角线方向投影图 俯视图：8个顶点投影在正方形4个顶点上（上下两个黑球两两重合），体心投影在正方形中心。 对角线方向投影图：6个顶点投影在正六边形顶点上，另外2个顶点和体心重叠在正六边形中心。 （2）面心立方晶胞 面心立方晶胞 俯视图 对角线方向投影图 俯视图：8个顶点投影在正方形4个顶点上，前后左右4个面心投影在正方形4个边的中点，上下2个面心投影在正方形中心。 对角线方向投影图：6个顶点投影在大正六边形顶点上，6个面心投影在小正六边形顶点上，另外2个顶点重叠在正六边形中心。 （3）金刚石晶胞 金刚石晶胞 俯视图 对角线方向投影图 俯视图：8个顶点投影在正方形4个顶点上，前后左右4个面心投影在正方形4个边的中点，上下2个面心投影在正方形中心，左上右上左下右下四个小体心投影在4个小正方形中心。 对角线方向投影图：6个顶点投影在大正六边形顶点上，3个面心和3个小体心（另3个面心在3个小体心背后遮挡）投影在小正六边形顶点上，另外2个顶点和1个小体心重叠在正六边形中心。 【关键能力】 考点突破一、元素推断及性质判断 （一）典型例题 例1.【2024年山东卷】由O、F、I组成化学式为IO2F的化合物，能体现其成键结构的片段如图所示。下列说法正确的是（　　） A.图中○代表F原子 B.该化合物中存在过氧键 C.该化合物中I原子存在孤电子对 D.该化合物中所有碘氧键键长相等 （二）方法总结: 仔细审读题给信息，根据原子结构、元素周期表的知识及已知元素化合物的性质，可推断元素，判断元素在周期表中的位置等，基本思路如下： 考点突破二、原子结构、分子结构及其性质 （一）典型例题 例2.（2024·山东高考16题）锰氧化物具有较大应用价值，回答下列问题： （1）Mn在元素周期表中位于第　　　　周期　　　　族；同周期中，基态原子未成对电子数比Mn多的元素是　　　　（填元素符号）。 （3）[BMIM]＋B（见图）是MnOx晶型转变的诱导剂。B的空间结构为　　　　；[BMIM]＋中咪唑环存在大π键，则N原子采取的轨道杂化方式为　　　　。 （4）MnOx可作HMF转化为FDCA的催化剂（见下图）。FDCA的熔点远大于HMF，除相对分子质量存在差异外，另一重要原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 【方法总结】由于对物质结构与性质试题的作答，很多都需要用化学语言来完成，所以化学用语的规范使用成为了得分的重要因素。 【答题技巧】 1、熔沸点比较： 答 题 模 板 先判断晶体类型：×××为×××晶体，而×××为×××晶体 后判断作用力大小 共价晶体：×××晶体的键长短，键能大，熔沸点高 离子晶体：Rn－(或Mn+)半径小于Xm－(或Nm+)，Rn－(或Mn+)电荷数大于Xm－(或Nm+)，故×××晶体晶格能大(或离子键强)，熔沸点高 分子晶体：×××存在氢键，而×××仅存在较弱的范德华力。或者×××的相对分子质量大，范德华力强，熔、沸点高。或者×××形成分子间氢键，而×××形成的则是分子内氢键，形成分子间氢键会使熔、沸点增大。或者xxx形成的分子间氢键数目多。或者两者的相对分子质量相同(或相近)，×××的极性大，熔、沸点高。 2、 键角大小比较 答 题 模 板 电子对构型(或杂化方式)不相同，空间构型也不相同 电子对构型(或杂化方式)相同，但空间构型不相同 (看排斥力) 空间构型相同，中心原子相同或配位原子相同 ×××中心原子采取×××杂化，键角为×××，而×××中心原子采取×××杂化，键角为××× 孤电子对与成键电子对间的斥力大于成键电子对与成键电子对间的斥力，×××分子中无孤对电子，×××分子中含有1对孤对电子，×××分子中含有2对孤对电子，对成键电子对的排斥作用依次增大，故键角逐渐减小 中心原子不同，配位原子相同(AC3与BC3，且电负性A＞B，键角：AC3＞BC3)：中心原子的电负性A强于B，中心原子的电负性越大，成键电子对离中心原子越近，成键电子对之间的距离越小，成键电子对之间的斥力增大，键角变大 中心原子相同，配位原子不同(AB3与AC3，且电负性B＞A＞C，键角：AB3＜AC3)：电负性B＞A＞C，在AB3中成键电子对离中心原子较远，成键电子对之间的排斥力较小，因而键角较小 【易错易混】 (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，其实不一定。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的分子构型是角形。 考点突破三、晶体结构与物质性质 （一）典型例题 例3.（2024·山东高考16题）（2）Mn的某种氧化物MnOx的四方晶胞及其在xy平面的投影如图所示，该氧化物化学式为　　　　　　　　　。 当MnOx晶体有O原子脱出时，出现O空位，Mn的化合价　　　　（填“升高”“降低”或“不变”），O空位的产生使晶体具有半导体性质。下列氧化物晶体难以通过该方式获有半导体性质的是　　　　（填字母）。 A.CaO B.V2O5 C.Fe2O3 D.CuO 例4.（2024·广东高考）（6）一种含Ga、Ni、Co元素的记忆合金的晶体结构可描述为Ga与Ni交替填充在Co构成的立方体体心，形成如图所示的结构单元。该合金的晶胞中，粒子个数最简比Co∶Ga∶Ni＝　　　　，其立方晶胞的体积为　　　　nm3。 【方法总结】 1、晶胞结构的分析 晶胞结构的分析是此类题目的难点，首先要对教材上出现的各种典型晶胞的空间结构做到了然于胸，其次对晶胞的各种计算要明白其原理，如用分摊法确定化学式、密度的计算、配位数的计算、微粒间距离的计算(基本属于立体几何)、原子坐标参数的确定等。只有清楚了原理，解题时才能得心应手。 2、①拉长的晶胞坐标系以坐标轴所在立体图形的棱长为1个单位（长、宽、高可以不同，但都为1个单位）。 ②原子分数坐标表示晶胞内部各原子的相对位置，并不是原子之间实际距离，应为原子之间实际距离与晶胞参数的比值。 ③已知原子分数坐标，可通过向量计算晶体中微粒之间的距离，例A（x1 , y1 , z1）B（x2 , y2 , z2），则AB两点的距离为 3、若原子的分数坐标中3个均为0或1，则该原子位于晶胞的顶点； 若原子的分数坐标中2个为0或1，则该原子位于晶胞的棱上； 若原子的分数坐标中1个为0或1，则该原子位于晶胞的面上； 若原子的分数坐标中无0或1，则该原子位于晶胞的体内； 【易混易错】晶胞中的距离计算 ①金属晶体中体心立方堆积、面心立方堆积中的几组公式(设棱长为a，原子半径为r) i. 面对角线长＝a。 ii. 体对角线长＝a。 iii. 体心立方堆积4r＝a iv. 面心立方堆积4r＝a。 ②单位换算：1pm=1×10-10cm 1nm=1×10-7cm 1µm=1×10-4cm 2025高考化学考前阅读材料之一 物质结构（必修+选修） 答案及解析 【关键能力】 例1：【解析】C　由图中信息可知，白色的小球可形成2个共价键，灰色的小球只形成1个共价键，黑色的大球形成了4个共价键，根据O、F、I的原子半径及其价电子数可以判断，白色的小球代表O原子，灰色的小球代表F原子，黑色的大球代表I原子，A不正确；每个I原子与3个O原子形成共价键，根据均摊法可以判断必须有2个O原子分别与2个I原子成键，才能确定该化合物化学式为IO2F，因此，该化合物中不存在过氧键，B不正确；I原子的价电子数为7，该化合物中I元素的化合价为＋5价，据此可以判断每个I原子与其他原子形成3个单键和1个双键，I原子的价电子数不等于其形成共价键的数目，因此I原子存在孤电子对，C正确；该化合物中既存在I—O，又存在IO，单键和双键的键长是不相等的，因此，该化合物中所有碘氧键键长不相等，D不正确。 例2：答案：（1）四　ⅦB　Cr （3）正四面体形　sp2 （4）FDCA形成的分子间氢键更多 解析：（1）Mn的原子序数为25，位于元素周期表第四周期ⅦB族；基态Mn原子的电子排布式为[Ar]3d54s2，未成对电子数有5个，同周期中，基态原子未成对电子数比Mn多的元素是Cr，基态Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1，有6个未成对电子。 （3）B中B形成4个σ键（其中有1个配位键），为sp3杂化，空间结构为正四面体形；咪唑环存在大π键，N原子形成3个σ键，杂化方式为sp2。 （4）由HMF和FDCA的结构可知，HMF和FDCA均能形成分子间氢键，但FDCA形成的分子间氢键更多，使得FDCA的熔点远大于HMF。 例3：答案： （2）MnO2　降低　A （2）由均摊法得，晶胞中Mn的数目为1＋8×＝2，O的数目为2＋4×＝4，即该氧化物的化学式为MnO2；MnOx晶体有O原子脱出时，出现O空位，即x减小，Mn的化合价为＋2x，即Mn的化合价降低；所给氧化物中Ca的化合价只有＋2价，其余金属元素的化合价均可降低到比0大的价态，说明CaO不能通过这种方式获得半导体性质。 例4.（6）2∶1∶1　8a3 （6）由题可知，合金的晶胞由两种结构单元（各4个）构成，则晶胞中Co的数目为8××8＝8，Ga的数目为4，Ni的数目为4，故粒子个数最简比Co∶Ga∶Ni＝2∶1∶1；晶胞棱长为2a nm，体积为8a3 nm3。 ( 第 1 页 共 1 页 ) 学科网（北京）股份有限公司 $