专题01 物质结构与性质（期末知识清单）高二化学下学期人教版

专题01物质结构与性质 期末知识清单（人教版选择性必修2） 考点清单（12大考点）→素养提升清单（16大易错点、10大方法） · 考点01 原子结构、核素 1.原子的构成 (1)构成原子的微粒及作用 (2)微粒之间的数量关系 ①原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数。 ②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。 ③阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数。 ④阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。 2.元素、核素、同位素 (1)元素、核素、同位素的概念及相互关系 (2)元素、核素、同位素的理解 ①同位素的特征 同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大；同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。 ②同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化，是核反应。 (3)氢元素的三种核素 H：名称为氕，不含中子； H：用字母D表示，名称为氘或重氢； H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。 (4)几种重要核素的用途 核素 U C H H O 用途 核燃料 用于考古断代 制氢弹 示踪原子 · 考点02 核外电子排布 1.核外电子运动状态 (1)电子云 由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。 (2)核外电子运动状态 核外电子按能量不同分成能层，同一能层的电子，还被分成不同能级。量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。 2.基态与激发态　原子光谱 (1)基态与激发态 ①基态原子：处于最低能量状态的原子。 ②激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。 (2)原子光谱 不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。 3.原子核外电子排布规律与表示方法 (1)电子排布原则 ①能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低。 ②泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反。 ③洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。 (3)基态原子核外电子排布表示方法(以硫原子为例) 电子排布式 1s22s22p63s23p4 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 价层电子排布式 3s23p4 价层电子轨道表 示式(电子排布图) · 考点03 元素周期表的结构及应用 1.元素周期表的结构 (1)原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 (2)编排原则 (3)结构 ①周期：3短4长，共7个周期 短周期 长周期 序号 一 二 三 四 五 六 七 元素种类 2 8 8 18 18 32 32 0族元素原子序数 2 10 18 36 54 86 118 ②族：7主族＋8副族＋0族，共16个族 主族 列 1 2 13 14 15 16 17 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 副族 列 3 4 5 6 7 8、9、10 11 12 族 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 0族 第18纵列 2.原子结构与元素在周期表中的位置关系 (1)原子结构与周期的关系 ①如表 周期 能层数(n) 每周期中各元素原子价层电子排布特点 二 2 2s1→2s22p6 三 3 3s1→3s23p6 四 4 五 5 六 6 ②关系：周期序数＝该周期原子最大能层数。 (2)每族元素的价层电子排布特点 ①主族 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 排布特点 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ②0族：ns2np6(其中He为1s2)。 ③副族元素：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。 3.原子结构与元素周期表分区的关系 (1)元素周期表分区 (2)各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除He外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除Pd外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 (3)金属与非金属的分界线 ①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋、钅立与硼、硅、砷、碲、砹、石田的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。 ②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。 ③分界线附近元素的性质：既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。 · 考点04 元素周期律　电离能、电负性 1.元素周期律 2.主族元素周期性变化规律 项目 同周期 (从左到右) 同主族 (从上到下) 原子结构 电子层数 相同 依次增加 最外层电子数 依次增加 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 元素性质 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 化合价 最高正化合价：＋1→＋7(O、F除外)，负化合价＝主族序数－8(H为－1价) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 化合物性质 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性逐渐增强， 碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱， 碱性逐渐增强 简单气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 3.电离能 (1)含义(第一电离能) 气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1，单位：kJ·mol－1。 (2)变化规律 ①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈增大的趋势，其中第 ⅡA族、第 ⅤA族元素的第一电离能出现反常。 ②同族元素：从上到下第一电离能逐渐变小。 ③同种原子：逐级电离能越来越大。 (3)应用 ①判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。 ②判断元素的化合价 如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。 ③判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 4.电负性 (1)含义 不同元素的原子对键合电子吸引力的标度。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力越大。 (2)计算标准 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。 (3)变化规律 ①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐变大，同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐变小。 ②金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 · 考点05 化学键与物质组成　电子式 1.化学键 (1)化学键的定义及分类 (2)离子键、共价键的比较 离子键 共价键 成键粒子 阴、阳离子 原子 成键实质 阴、阳离子间的静电作用 共用电子对与成键原子间的静电作用 形成条件 活泼金属与活泼非金属经电子得失，形成离子键；铵根离子与酸根离子之间形成离子键 同种元素原子之间形成非极性共价键 不同种元素原子之间形成极性共价键 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 共价化合物或某些离子化合物 2.共价键 (1)特征：具有饱和性和方向性。 (2)分类(σ键和π键)(σ键、π键需填写1 mol该物质所含σ键、π键的物质的量)。 物质 极性键 非极性键 σ键 π键 单键 双键 三键 N2 √ 1 mol 2 mol √ C2H4 √ √ 5 mol 1 mol √ √ SiO2 √ 4 mol 0 √ BF3 √ 3 mol 0 √ HCN √ 2 mol 2 mol √ √ (3)键参数 ①概念 ②键参数对分子性质的影响 ③分子稳定性：键能越大，键长越短，分子越稳定。 3.离子化合物和共价化合物 (1)离子化合物与共价化合物的比较 项目 离子化合物 共价化合物 定义 含有离子键的化合物 只含有共价键的化合物 构成微粒 阴、阳离子 原子 化学键 类型 一定含有离子键，可能含有共价键 只含有共价键 4.电子式 (1)概念：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子的式子。 (2)电子式的书写(写出下列微粒的电子式)。 ①原子：Na　，Cl　。 ②简单离子：Na＋　Na＋，F－　。 ③复杂离子：NH　， OH－　。 ④离子化合物： CaCl2　， Na2O　。 ⑤含共价键的分子：N2　∶N⋮⋮N∶， H2O　，CO2　， HClO　，CCl4　， H2O2　，NH3　。 (3)用电子式表示化合物的形成过程 ①离子化合物 如NaCl：。 ②共价化合物 如HCl：。 · 考点06 分子(离子)的空间结构 1.价层电子对互斥模型(VSEPR) (1)理论要点 ①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。 ②孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。 (2)用价层电子对互斥理论推测分子(离子)的空间结构 ①价层电子对数的计算 其中：a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x是与中心原子结合的原子数。 ②实例 价层电 子对数 σ键电 子对数 孤电子 对数 VSEPR 模型 分子空 间结构 实例 2 2 0 直线形 直线形 CO2 3 3 0 平面 三角形 平面三角形 BF3 2 1 V形 SO2 4 4 0 正四面 体形 正四面体形 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 2.杂化轨道理论 (1)理论要点 当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。 (2)杂化轨道与分子空间结构的关系(实例) 杂化 类型 杂化轨 道数目 杂化轨道 间夹角 分子空 间结构 示例 sp 2 180° 直线形 BeCl2 sp2 3 120° 平面三角形 BF3 sp3 4 109°28′ 正四面体形 CH4 (3)中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断(实例) 分子(A为 中心原子) 中心原子孤电子对数 中心原子杂化方式　 分子空间结构 示例 AB2 0 sp 直线形 BeCl2 1 sp2 V形 SO2 2 sp3 V形 H2O AB3 0 sp2 平面三角形 BF3 1 sp3 三角锥形 NH3 AB4 0 sp3 正四面体形 CH4 3.等电子原理 (1)等电子原理的含义 原子总数相同，价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征和空间结构。如N2与CO、O3与SO2、CS2与CO2、NH与CH4等互为等电子体。 (2)常见等电子体分类示例 AB型 CO、N2、NO＋、CN－ AB2型 直线形 CO2、CS2、N2O、N V形 H2O、NH、H2S、H2F＋ V形 SO2、O3、NO AB3型 平面三角形 SO3、CO、NO 三角锥形 PO、SO、ClO、NCl3、NF3 AB4型 四面体形 CCl4、SO、PO、ClO、BH、CH4、NH、PH A2B4型 C2O、N2O4、B2F4 · 考点07 分子结构与物质性质 1.键的极性、分子的极性及对物质性质的影响 (1)键的极性 ①极性键与非极性键的比较 极性键 非极性键 成键原子 不同种元素的原子间 同种元素的原子间 电子对 发生偏移(电荷分布不均匀) 不发生偏移(电荷分布均匀) 成键原子的电性 — 呈电中性 ②键的极性对化学性质的影响 键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的极性而实现的，羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H＋，则羧酸的酸性越强。 a.与羧基相邻的共价键的极性越大，羧基中羟基的极性越大，则羧酸的酸性越强。 b.烷基是推电子基团，从而减小羟基的极性，导致羧酸的酸性减小。一般地，烷基越长，推电子效应越大，羧酸的酸性越弱。 (2)极性分子和非极性分子 ①概念 极性分子：分子的正电中心和负电中心不重合，键的极性的向量和不等于零。 非极性分子：分子的正电中心和负电中心重合，键的极性的向量和等于零。 ②极性分子和非极性分子的判断方法 a.A—A型分子一定是非极性分子、A—B型分子一定是极性分子。 b.判断ABn型分子极性的两条经验规律 ⅰ.中心原子A化合价的绝对值等于该元素原子最外层电子数，则为非极性分子，反之则为极性分子。 ⅱ.中心原子A没有孤电子对，则为非极性分子，反之则为极性分子。 2.分子间作用力及其对物质性质的影响 (1)分子间作用力 ①范德华力与氢键的比较 范德华力 氢键 作用微粒 分子或原子(稀有气体分子) H与N、O、F等电负性很大的原子 分类 分子内氢键和分子间氢键 特征 无方向性和饱和性 有饱和性和方向性 强度 共价键＞氢键＞范德华力 影响其强度的因素 ①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大； ②分子的极性越大，范德华力越大 X—H…Y强弱与X和Y的电负性有关 对物质性质的影响 主要影响物理性质(如熔、沸点) ②氢键的表示方法(以HF分子间氢键为例) (2)物质的溶解性 ①“相似相溶”规律 a.非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。 b.分子结构相似的物质易互溶。 ②氢键对分子溶解性的影响 若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。 (3)分子的手性 ①手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能叠合的现象。 ②手性分子：具有手性异构体的分子。 ③手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子。 · 考点08 物质的聚集状态与晶体常识 1.物质的聚集状态 (1)物质的聚集状态除了固态、液态、气态，还有晶态、非晶态以及介乎晶态和非晶态之间的塑晶态、液晶态等。 (2)等离子体和液晶 概念 主要性能 等离 子体 由电子、阳离子和电中性粒子组成的整体上呈电中性的物质聚集体 具有良好的导电性和流动性 液晶 介于液态和晶态之间的物质状态 既具有液体的流动性、黏度、形变性，又具有晶体的导热性、光学性质等 2.晶体与非晶体 (1)晶体与非晶体的区别 比较 晶体 非晶体 结构特征 结构粒子周期性有序排列 结构粒子无序排列 性质特征 自范性 有 无 熔点 固定 不固定 异同表现 各向异性 各向同性 二者区 别方法 间接方法 测定其是否有固定的熔点 科学方法 对固体进行X射线衍射实验 (2)获得晶体的三条途径 ①熔融态物质凝固。 ②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。 ③溶质从溶液中析出。 3.晶胞 (1)概念：晶胞是描述晶体结构的基本单元，是从晶体中“截取”出来具有代表性的最小重复单元。 (2)晶胞形状 常规的晶胞都是平行六面体。 (3)晶体中晶胞的排列——无隙并置 ①无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。 ②并置：所有晶胞平行排列、取向相同。 (4)晶胞中微粒数的计算方法——均摊法 ①长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算：如某个粒子为N个晶胞所共有，则该粒子有属于这个晶胞。中学中常见的晶胞为立方晶胞，立方晶胞中微粒数的计算方法如图1。 ②非长方体结构 在六棱柱结构(如图2)中，顶角上的原子有属于此结构，面上的原子有属于此结构，因此六 棱柱中镁原子个数为12×＋2×＝3，硼原子个数为6。 4.晶体结构的测定 (1)测定晶体结构最常用的仪器是X射线衍射仪。在单一波长X射线通过晶体时，X射线和晶体中的电子相互作用，会在记录仪上产生分立的斑点或明锐的衍射峰。 (2)由衍射图形获得晶体结构的信息包括晶体形状和大小、分子或原子在微观空间有序排列呈现的对称类型、原子在晶体里的数目和位置等。 · 考点09 常见晶体结构与性质 1.金属键 (1)“电子气理论” 电子气理论把金属键描述为金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。 (2)金属键特征 没有方向性、饱和性。 (3)金属键的强度 金属键的强度差别很大。例如，金属钠的熔点较低、硬度较小，是因为钠中金属键较弱，而钨是熔点最高的金属、铬是硬度最大的金属，是因为钨、铬中金属键较强。 (4)金属键的应用 金属键可以解释金属的延展性、导电性和导热性。 2.晶格能 (1)定义 气态离子形成1 mol离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：kJ·mol－1。 (2)意义：晶格能越大，表示离子键越强，离子晶体越稳定，熔、沸点越高。 (3)影响因素 ①离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。 ②离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。 3.四种晶体类型的比较 　　类型 比较　　 分子晶体 共价晶体 金属晶体 离子晶体 构成 微粒 分子 原子 金属阳 离子、自 由电子 阴、阳离子 粒子间的相互 作用力 范德华力 (某些含氢键) 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　 难溶于常 见溶剂　 大多易溶 于水等极 性溶剂　 导电、 导热性 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　 4.典型晶体模型 晶体 晶体结构 晶体详解 共价晶体 金刚石 (1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构 (2)键角均为109°28′ (3)最小碳环由6个C组成且六原子不在同一平面内 (4)每个C参与4条C—C的形成，C原子数与C—C数之比为1∶2 SiO2 (1)二氧化硅晶体结构 (2)石英晶体中的硅氧四面体相连成螺旋链 (1)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构 (2)每个正四面体占有1个Si，4个“O”，N(Si)∶N(O)＝1∶2 (3)最小环上有12个原子，即6个O，6个Si 分子晶体 干冰 8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子 离子晶体 NaCl 型 (1)每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl－(Na＋)有6个，每个Na＋周围等距且紧邻的Na＋有12个 (2)每个晶胞中含4个Na＋和4个Cl－ CsCl 型 (1)每个Cs＋周围等距且紧邻的Cl－有8个，每个Cs＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cs＋(Cl－)有6个 (2)如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs＋、1个Cl－ 混合型晶体 石墨 (1)层内每一个碳原子分别与另外3个碳原子以共价键连接，形成六元环结构 (2)碳原子与共价键的个数比为2∶3；每个六元环平均占有2个碳原子 (3)层间的作用力是范德华力 5.过渡晶体 纯粹的典型晶体是不多的，大多数晶体是它们之间的过渡晶体。如Na2O和Al2O3晶体中都含有离子键的成分，它们既不是纯粹的离子键，也不是纯粹的共价键，Na2O更偏向离子晶体，Al2O3更偏向共价晶体。 · 考点10 配合物与超分子 1.配位键 (1)概念：由一个原子单方面提供孤电子对，而另一个原子提供空轨道接受孤电子对形成的共价键，即“电子对给予—接受键”。 (2)表示方法：配位键可以用A→B来表示，其中A是提供孤电子对的原子，B是接受孤电子对的原子。 (3)实例 [Cu(H2O)4]2＋中的配位键为 2.配合物 (1)概念：金属离子或原子(称为中心离子或原子)与某些分子或离子(称为配体或配位体)以配位键结合形成的化合物，简称配合物。 (2)形成条件：①配体有孤电子对；②中心原子有空轨道。 (3)组成(实例) [Cu(NH3)4]SO4的组成为 3.配合物生成的实验 (1)CuSO4溶液Cu(OH)2(蓝色沉淀)[Cu(NH3)4]2＋(深蓝色)，其反应的离子方程式为Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH，Cu(OH)2＋4NH3===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－。 (2)FeCl3溶液[Fe(SCN)n]3－n(红色)，KSCN溶液检验Fe3＋。 (3)NaCl溶液AgCl(白色沉淀)[Ag(NH3)2]＋，反应的离子方程式为Cl－＋Ag＋===AgCl↓，AgCl＋2NH3===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－。 4.配合物的种类与应用 配合物种类繁多，如叶绿素、血红素和维生素B12都是配合物。如叶绿素中Mg2＋为中心离子，大环有机物作配体，配位原子为N。配合物在医药科学、化学催化剂、新型分子材料等领域应用广泛。 5.超分子 (1)概念 超分子是由两种或两种以上的分子通过分子间相互作用形成的分子聚集体。 (2)超分子内分子间的作用力 多数人认为，超分子内部分子之间通过非共价键相结合，包括氢键、静电作用、疏水作用以及一些分子与金属离子形成的弱配位键等。 (3)超分子的两个重要特征是分子识别和自组装。 (4)超分子的应用 ①分离C60和C70 ②冠醚识别碱金属离子：冠醚与合适的碱金属离子形成超分子。 · 考点11 晶胞中微粒配位数及晶胞参数的计算 一、晶胞中微粒配位数的计算 1.含义 一个粒子周围最邻近的粒子数称为配位数，它反映了晶体中粒子排列的紧密程度。 2.晶体中原子(或分子)的配位数 若晶体中的微粒为同种原子或同种分子，则某原子(或分子)的配位数指的是该原子(或分子)最接近且等距离的原子(或分子)的数目，常见晶胞的配位数如下： 简单立方：配位数为6 面心立方：配位数为12 体心立方：配位数为8 3.离子晶体的配位数 指一个离子周围最接近且等距离的异种电性离子的数目。 以NaCl晶体为例： ①找一个与其他粒子连接情况最清晰的粒子，如上图中心的黑球(Cl－)。 ②数一下与该粒子周围距离最近的粒子数，如上图标数字的面心白球(Na＋)。确定Cl－的配位数为6，同样方法可确定Na＋的配位数也为6。 二、晶胞参数计算 1.晶胞参数 晶胞的形状和大小可以用6个参数来表示，包括晶胞的3组棱长a、b、c和3组棱相互间的夹角α、β、γ，即晶格特征参数，简称晶胞参数。 2.晶体结构的相关计算 (1)空间利用率＝×100%。 (2)金属晶体中体心立方堆积、面心立方堆积中的几组计算公式(设棱长为a) ①面对角线长＝a。 ②体对角线长＝a。 ③体心立方堆积4r＝a(r为原子半径)。 ④面心立方堆积4r＝a(r为原子半径)。 3.宏观晶体密度与微观晶胞参数的关系 · 考点12 原子分数坐标、投影图 1.原子分数坐标 (1)概念：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相对位置，称为原子分数坐标。 (2)原子分数坐标的表示方法(实例) 晶胞中的任一个原子的中心位置均可用3个分别小于1的数在立体坐标系中表示出来，如位于晶胞原点A(顶角)的原子的坐标为(0，0，0)； B点原子分数坐标为； C点原子分数坐标为； D点原子分数坐标为。 2.晶胞投影图 (1)晶胞沿x、y平面上的投影图 晶胞结构 沿体对角线的投影图 (2)晶胞沿体对角线的投影图 晶胞结构 沿体对角线的投影图 · 易错点01 能层与能级、基态与激发态、原子光谱 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)第三能层有s、p两个能级（ ） (2)2p表示L能层上的p能级（ ） (3)同一原子中，2p、3p、4p电子的能量逐渐降低（ ） (4)电子跃迁时只吸收能量（ ） (5)光(辐射)是电子跃迁释放能量的重要形式（ ） (6)激光、荧光、霓虹灯光都与原子核外电子跃迁吸收能量有关（ ） (7)同一原子处于激发态时的能量一定高于基态时的能量（ ） 【答案】　(1)×　(2)√　(3)×　(4)× (5)√　(6)× (7)√ · 易错点02 构造原理与电子排布式、电子云与原子轨道 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)O：1s22s22p4（ ） (2)Na：1s22s22p63s1（ ） (3)Cl：1s22s22p63s23p5（ ） (4)Cr：最后两个能级的电子排布3d44s2（ ） (5)1s电子云图中一个小黑点代表1个自由移动的电子（ ） (6)从空间角度看，2s轨道比1s轨道大，其空间包含了1s轨道（ ） (7)s电子绕核旋转，其轨道为一圆圈，而p电子绕核做“∞”形运动（ ） (8)2px、2py、2pz轨道相互垂直，但能量相等（ ） 【答案】　(1) √　(2)√　(3)√　(4)× (5)× (6)√ (7)× (8)√ · 易错点03 泡利原理、洪特规则、能量最低原理 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 1.某原子核外电子排布为ns2np7，它违背了下列哪个原理。 (1)泡利原理（ ） (2)能量最低原理（ ） (3)洪特规则（ ） (4)洪特规则特列（ ） 2.判断下列基态原子轨道表示式的正误。 (5) （ ） (6) （ ） (7) （ ） (8) （ ） 【答案】　(1) √　(2)× (3)× 　(4)× (5)× (6)× (7)× (8)√ · 易错点04 原子结构与元素周期表 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)元素周期律是揭示元素性质随核电荷数递增而呈现周期性变化的规律（ ） (2)元素周期表是元素周期律的具体表现形式（ ） (3)元素周期表和元素周期系均有多种形式（ ） (4)原子的价层电子数一定等于其所在族的族序数（ ） (5)第10列元素都是金属元素（ ） (6)原子价层电子排布为3d24s2的元素位于元素周期表第四周期第ⅣB族（ ） (7)基态原子价层电子排布3s23p3的元素位于第ⅤA族（ ） 【答案】　(1) √　(2)√ (3)× 　(4)× (5)√ (6)√ (7)√ · 易错点05 元素周期律 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大（ ） (2)核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同（ ） (3)同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小，简单离子半径也逐渐减小（ ） (4)r(F－)＜r(Cl－)＜r(Br－)＜r(I－)（ ） (5)第三周期中钠元素的第一电离能最小（ ） (6)铝的第一电离能比镁的第一电离能大（ ） (7)同周期元素从左到右第一电离能有增大趋势，故第一电离能C＜N＜O（ ） (8)原子失去2个电子所需要的能量是其第一电离能的2倍（ ） (9)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小（ ） (10)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强（ ） (11)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素（ ） (12)第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA元素的电负性从上到下逐渐增大（ ） 【答案】　(1) √　(2)× (3)× 　(4)√ (5)√ (6)× (7)× 　(8) × 　(9)√ (10)√　(11)× (12)× · 易错点06 共价键 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)金属与非金属元素之间不能形成共价键（ ） (2)一般来说，σ键比π键强度大，更稳定（ ） (3)CO2分子中有一个σ键和一个π键（ ） (4)H原子只能形成σ键，C原子可以形成σ键和π键（ ） (5)共价键的键能越大，键长越短，共价键越稳定（ ） (6)C＝C键的键能是C—C键能的2倍（ ） (7)原子半径越大，所形成的共价键键长越大（ ） (8)水分子中H—O—H键的键角为180°（ ） 【答案】　(1)× 　(2)√ (3)× 　(4)√ (5)√ (6)× (7)√ 　(8) × · 易错点07 分子结构的测定和多样性　价层电子对互斥模型 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)用红外光谱测定某有机物分子的相对分子质量（ ） (2)用红外光谱测定有机物分子中的化学键或官能团（ ） (3)用X射线衍射实验测分子中的键长和键角（ ） (4)所有的三原子分子都是直线形结构（ ） (5)CH4是正四面体分子且键角为109°28′（ ） (6)甲醛(CH2O)是平面三角形结构（ ） (7)NH3分子中的价层电子对数为4，VSEPR模型和分子的空间构型均为正四面体形（ ） (8)SO2和CO2的分子组成相似，故它们分子的空间结构相同（ ） (9)根据价层电子对互斥理论，H3O＋的空间结构为三角锥形（ ） (10)SO的价层电子对数为4，孤电子对数为0（ ） 【答案】　(1)× (2)√ (3)√ (4)× (5)√ (6)√ (7)× (8) × (9)√ 　(10) √ · 易错点08 杂化轨道理论简介 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子是不可能发生杂化的（ ） (2)只有能量相近的轨道才能杂化（ ） (3)2s轨道与3p轨道能形成杂化轨道（ ） (4)凡通过sp3杂化形成的分子，其空间构型一定为正四面体形（ ） (5)sp杂化轨道是直线形，夹角180°（ ） (6)C2H4分子中的键角都约是120°，则碳原子的杂化方式为sp2（ ） 【答案】　(1)√ (2)√ (3)× (4)× (5)√ (6)√ · 易错点09 共价键的极性 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)极性分子中不可能含有非极性键（ ） (2)非极性分子中一定含有非极性共价键（ ） (3)以非极性键结合的双原子分子一定是非极性分子（ ） (4)H2O、CO2、CH4都是非极性分子（ ） (5)氯乙酸的酸性和三氯乙酸的酸性相同（ ） (6)甲酸的酸性大于乙酸（ ） (7)羧酸的pKa越大，酸性越强（ ） (8)三氯乙酸的酸性大于三溴乙酸的酸性（ ） 【答案】　(1)× (2)× (3)√ (4)× (5)× (6)√ (7)× (8) √ · 易错点10 分子间的作用力　分子的手性 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)CO和N2的相对分子质量相等，范德华力相同，熔沸点相同（ ） (2)HI易溶于水，难溶于CCl4（ ） (3)氢键是一种特殊的化学键，只是键能小一些（ ） (4)NH3易溶于水的原因是NH3分子与水分子之间能形成氢键（ ） (5)互为手性异构的分子组成相同，原子排列不同（ ） (6)手性异构体的性质完全相同（ ） (7)利用手性催化剂合成可得到或主要得到一种手性分子（ ） (8) 是一种手性分子（ ） 【答案】　(1)× (2)√ (3)× (4)√ (5)× (6)× (7)√ (8) √ · 易错点11 物质的聚集状态与晶体的常识 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)物质的聚集状态只有固、液、气三种状态（ ） (2)气态和液态物质均是由分子构成的（ ） (3)等离子体是一种特殊的气体，含有带电粒子，呈电中性（ ） (4)液晶是介于液态和晶态之间的物质状态（ ） (5)有规则几何外形的固体一定是晶体（ ） (6)熔融态物质快速冷却即得到晶体（ ） (7)晶体有自范性且其微粒排列有序，在化学性质上表现各向异性（ ） (8)熔融的硝酸钾冷却可得晶体，故液态玻璃冷却也能得到晶体（ ） (9)晶胞是晶体的最小重复单元（ ） (10)不同晶体中晶胞的大小和形状都相同（ ） (11)铜晶体中平均每个晶胞中含有14个铜原子（ ） (12)晶体的X射线衍射实验不能判断晶体中存在哪些化学键，也不能确定键长和键角（ ） 【答案】　(1)× (2)× (3)√ (4)√ (5)× (6)× (7)× (8) × (9)√ 　(10) × (11) × (12)× · 易错点12 分子晶体 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)分子晶体内微粒间的作用只存在分子间作用力（ ） (2)分子晶体熔化时一定破坏范德华力，有些分子晶体还会破坏氢键（ ） (3)分子晶体的相对分子质量越大，熔、沸点越高（ ） (4)分子晶体的熔、沸点越高，分子晶体中共价键的键能越大（ ） (5)冰晶体融化时水分子中共价键发生断裂（ ） (6)干冰和冰都是由分子密堆积形成的晶体（ ） (7)干冰比冰的熔点低很多，常压下易升华（ ） (8)干冰晶体中只存在范德华力不存在氢键，一个分子周围有12个紧邻的分子（ ） 【答案】　(1)× (2)√ (3)× (4)× (5)× (6)× (7)√ (8) √ · 易错点13 共价晶体 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)由原子直接构成的晶体一定是共价晶体（ ） (2)具有共价键的晶体一定是共价晶体（ ） (3)SiO2和干冰都是同一主族元素的氧化物，二者晶体类型相同（ ） (4)共价晶体由于硬度及熔、沸点都较高，故常温时不与其他物质反应（ ） (5)金刚石晶体中，每个碳原子与周围4个碳原子形成4个共价键的平面结构（ ） (6)金刚石晶体结构中碳原子的杂化类型是sp3（ ） (7)金刚石晶体中的C原子与C—C共价键数目之比为1∶4（ ） (8)二氧化硅晶体中的Si原子与Si—O共价键的数目之比为1∶4（ ） 【答案】　(1)× (2)× (3)× (4)× (5)× (6)√ (7)× (8) √ · 易错点14 金属键与金属晶体　离子晶体 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)金属键可以看作许多原子共用许多电子的相互作用，故也有方向性和饱和性（ ） (2)金属晶体的熔点一定比共价晶体低（ ） (3)同主族金属元素自上而下，金属单质的熔点逐渐降低，体现金属键逐渐减弱（ ） (4)金属晶体除了纯金属还有大量合金（ ） (5)离子晶体中一定含有金属元素（ ） (6)有些离子晶体中除含离子键外还存在共价键（ ） (7)离子晶体的熔点一定低于共价晶体的熔点（ ） (8)离子晶体受热熔化，破坏化学键，吸收能量，属于化学变化（ ） 【答案】　(1)× (2)× (3)√ (4)√ (5)× (6)√ (7)× (8) × · 易错点15 过渡晶体与混合型晶体 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)四类晶体都有过渡型（ ） (2)Al2O3晶体中存在离子键，属于离子晶体（ ） (3)离子键成分的百分数是依据电负性的差值计算出来的，差值越大，离子键成分的百分数越小（ ） (4)在共价晶体中可以认为共价键贯穿整个晶体，而在分子晶体中共价键仅限于晶体微观空间的一个个分子中（ ） (5)石墨晶体能导电，因此石墨是金属晶体（ ） (6)石墨晶体中碳原子的杂化方式为sp3（ ） (7)石墨的导电只能沿石墨平面的方向进行（ ） (8)石墨晶体层与层之间距离较大，所以石墨的熔点较低（ ） 【答案】　(1)√ (2)× (3)× (4)√ (5)× (6)× (7)√ (8) × · 易错点16 配合物与超分子 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)形成配位键的条件是一方有空轨道一方有孤电子对（ ） (2)提供孤电子对的微粒只能是分子不能是离子（ ） (3)配合物[Cu(NH3)4]SO4中NH3是配体配位数是4（ ） (4)配合物[CO(NH3)5Cl]Cl2中Cl－均可与AgNO3反应生AgCl沉淀（ ） (5)分子形成超分子的作用力可能是分子间作用力（ ） (6)超分子具有分子识别的特性（ ） (7)超分子都是无限伸展的（ ） (8)冠醚是一种超分子，可以识别碱金属离子（ ） 【答案】　(1)√ (2)× (3)√ (4)× (5)√ (6)√ (7)× (8) √ · 方法1 同主族、相邻周期元素原子序数差的关系 1.第 ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。 2.第 ⅡA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。 3.第 ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32、32。 4.0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32、32。 · 方法2 微粒半径大小比较的一般规律 类别 微粒半径的变化 举例 同周期(除0族外) 随原子序数的递增，半径由大到小 Al<Mg<Na 同主族 随原子序数的递增，原子半径、离子半径由小到大 Li<Na<K；Li＋<Na＋<K＋ 具有相同核外电子排布的微粒 核电荷数越大，微粒的半径越小 Al3＋<Mg2＋<Na＋<F－<O2－ 同种元素形成的微粒 阳离子<原子<阴离子，价态越高，微粒的半径越小 H＋<H<H－；Fe3＋<Fe2＋<Fe · 方法3 判断元素金属性、非金属性强弱的常用方法 金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强 ②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 非金 属性 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 ②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，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 · 方法4 “四方法”判断分子或离子中心原子的杂化轨道类型 1.根据杂化轨道的空间结构判断 ①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形或三角锥形，则分子或离子的中心原子发生sp3杂化。 ②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子或离子的中心原子发生sp2杂化。 ③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子或离子的中心原子发生sp杂化。 2.根据杂化轨道之间的夹角判断 ①若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则分子或离子的中心原子发生sp3杂化。 ②若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子或离子的中心原子发生sp2杂化。 ③若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子或离子的中心原子发生sp杂化。 3.根据中心原子的价层电子对数判断 ①若中心原子的价层电子对数为4，是sp3杂化。 ②若中心原子的价层电子对数为3，是sp2杂化。 ③若中心原子的价层电子对数为2，是sp杂化。 4.根据分子或离子中有无π键及π键数目(价层电子对数大于2)判断 如在有机物中C原子成键时，若没有π键为sp3杂化，含1个π键为sp2杂化，含2个π键为sp杂化。 · 方法5 同种类型晶体熔、沸点高低的规律 1.共价晶体 ―→―→―→ 如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。 2.离子晶体 ①一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，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，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 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＞H2S。 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，CH3OH＞CH3CH3。 ④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。 4.金属晶体 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。 · 方法6 原子分数坐标的确定方法 1.依据已知原子的分数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。 · 方法7 以原子结构、价键结构为“题眼”的元素推断 1.给定未知物的结构式进行推断 (1)推断的技巧 结合离子键和共价键成键规律判断原子价电子数，并结合题干信息确定元素。 (2)常见结构中的共价键数目 ①卤素或氢原子形成一个共价键。 ②O、S形成两个共价键 ③N、P一般能形成三个共价键，也可能形成四个共价键(含一个配位键)，P还能形成五个共价键。 ④C、Si能形成四个共价键，C也可以形成双键或三键。 ⑤B能形成三个共价键，也可以形成四个共价键(含一个配位键)。 2.常考元素特殊的电子层结构 最外层有1个电子的元素 H、Li、Na、K 最外层电子数等于次外层电子数的元素 Be、Ar 最外层电子数是次外层电子数2倍的元素 C 最外层电子数是次外层电子数3倍的元素 O 最外层电子数是内层电子数总数一半的元素 Li、P 最外层电子数是次外层电子数4倍的元素 Ne 次外层电子数是最外层电子数2倍的元素 Li、Si 次外层电子数是其他各层电子总数2倍的元素 Li、Mg 次外层电子数与其他各层电子总数相等的元素 S 电子层数与最外层电子数相等的元素 H、Be、Al · 方法8 以物质性质、转化为“题眼”的元素推断 物质特性 推断元素 形成化合物种类最多的元素或单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素 C 空气中含量最多的元素或氢化物的水溶液呈碱性的元素 N 地壳中含量最多的元素或最简单氢化物的沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素 O 最活泼的金属元素或最高价氧化物对应水化物碱性最强的元素或阳离子的氧化性最弱的元素 Cs 单质最易着火的非金属元素 P 焰色试验呈黄色的元素 Na 焰色试验呈紫色(透过蓝色钴玻璃观察)的元素 K 单质密度最小的元素 H 单质密度最小的金属元素 Li 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 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 元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物发生氧化还原反应的元素 S · 方法9 以周期表片段为依据的元素推断 1.直接相邻的正“T”型元素原子序数的关系 如图所示 2.直接相邻的倒“T”型元素原子序数的关系 如图所示 注意　①解题时要注意题目是否要求某元素在短周期中。②要注意题目中所给位置在周期表中是否确实存在，并注意镧系和锕系元素的特殊情况。 3.“＋”型元素原子序数之间的规律 第ⅢA族→0族区域内满足“＋”型元素原子序数的关系。如图所示 · 方法10 大π键的理解与判断 1.大π 键的含义 多个原子有相互平行的p 轨道，它们“肩并肩”重叠在一起，p 电子在这个整体内运动形成离域π 键，称为大π 键。如苯： 苯环中C 采取sp2 杂化，每个碳原子有一个未参与杂化的p 轨道，6个p 轨道肩并肩重叠，每个碳原子有一个未成对的p 电子，形成了Π 大π 键。 2.大π 键的表示方法 表示方法：Π；m 为形成大π 键的原子数，n 为形成大π 键的电子数，且n<2m。 3.大π 键的形成条件 (1)所有参与形成离域π 键的原子必须在同一平面上。所以中心原子只能采取sp2 或sp 杂化。 (2)参与形成离域π 键的原子都必须提供一个没有杂化的互相平行并垂直于该平面的p 轨道。 (3)形成离域π 键的p 电子的总数小于p 轨道数的两倍。 4.常见的大π键 分子(离子) C6H6(苯) CO2 O3 N 大π键 Π Π(2个) Π Π(2个) 分子(离子) NO CO 大π键 Π Π Π 5.大π键中共用电子数的判断方法 (1)大π键中共用电子的数目等于垂直于分子或离子平面的p轨道中的电子数目总和。 (2)判断出中心原子的杂化方式，并画出价层电子轨道表示式。未参与成键的杂化轨道，优先填充两个电子，形成孤电子对，杂化轨道中的电子不参与形成大π键。 (3)根据配位原子的价层电子轨道表示式，判断配位原子中未参与成键且垂直该分子或离子平面的p轨道中电子数目(单电子优先形成π键)。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题01物质结构与性质 期末知识清单（人教版选择性必修2） 考点清单（12大考点）→素养提升清单（16大易错点、10大方法） · 考点01 原子结构、核素 1.原子的构成 (1)构成原子的微粒及作用 (2)微粒之间的数量关系 ①原子中：质子数(Z)＝ ＝ 。 ②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。 ③阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数。 ④阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。 2.元素、核素、同位素 (1)元素、核素、同位素的概念及相互关系 (2)元素、核素、同位素的理解 ①同位素的特征 同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大；同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。 ②同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化，是 。 (3)氢元素的三种核素 H：名称为氕，不含中子； H：用字母D表示，名称为氘或重氢； H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。 (4)几种重要核素的用途 核素 U C H H O 用途 · 考点02 核外电子排布 1.核外电子运动状态 (1)电子云 由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。 (2)核外电子运动状态 核外电子按能量不同分成能层，同一能层的电子，还被分成不同能级。量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。 2.基态与激发态　原子光谱 (1)基态与激发态 ①基态原子：处于最低能量状态的原子。 ②激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为 原子。 (2)原子光谱 不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线可以鉴定元素，称为 。 3.原子核外电子排布规律与表示方法 (1)电子排布原则 ①能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低。 ②泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的 。 ③洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且 。 (3)基态原子核外电子排布表示方法(以硫原子为例) 电子排布式 1s22s22p63s23p4 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 价层电子排布式 3s23p4 价层电子轨道表 示式(电子排布图) · 考点03 元素周期表的结构及应用 1.元素周期表的结构 (1)原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号，称之为原子序数，原子序数＝ ＝ ＝核外电子数。 (2)编排原则 (3)结构 ①周期：3短4长，共7个周期 短周期 长周期 序号 一 二 三 四 五 六 七 元素种类 0族元素原子序数 ②族：7主族＋8副族＋0族，共16个族 主族 列 1 2 13 14 15 16 17 族 副族 列 3 4 5 6 7 8、9、10 11 12 族 0族 第18纵列 2.原子结构与元素在周期表中的位置关系 (1)原子结构与周期的关系 ①如表 周期 能层数(n) 每周期中各元素原子价层电子排布特点 二 2 2s1→2s22p6 三 3 3s1→3s23p6 四 4 五 5 六 6 ②关系：周期序数＝该周期原子最大能层数。 (2)每族元素的价层电子排布特点 ①主族 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 排布特点 ②0族：ns2np6(其中He为1s2)。 ③副族元素：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。 3.原子结构与元素周期表分区的关系 (1)元素周期表分区 (2)各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除He外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除Pd外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 (3)金属与非金属的分界线 ①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋、钅立与硼、硅、砷、碲、砹、石田的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。 ②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。 ③分界线附近元素的性质：既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。 · 考点04 元素周期律　电离能、电负性 1.元素周期律 2.主族元素周期性变化规律 项目 同周期 (从左到右) 同主族 (从上到下) 原子结构 电子层数 最外层电子数 原子半径 元素性质 金属性 非金属性 化合价 最高正化合价：＋1→＋7(O、F除外)，负化合价＝主族序数－8(H为－1价) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 化合物性质 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性逐渐增强， 碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱， 碱性逐渐增强 简单气态氢化物的稳定性 3.电离能 (1)含义(第一电离能) 气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1，单位：kJ·mol－1。 (2)变化规律 ①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈增大的趋势，其中第 ⅡA族、第 ⅤA族元素的第一电离能出现反常。 ②同族元素：从上到下第一电离能逐渐变小。 ③同种原子：逐级电离能越来越大。 (3)应用 ①判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。 ②判断元素的化合价 如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。 ③判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 4.电负性 (1)含义 不同元素的原子对键合电子吸引力的标度。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力越大。 (2)计算标准 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。 (3)变化规律 ①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐变大，同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐变小。 ②金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 · 考点05 化学键与物质组成　电子式 1.化学键 (1)化学键的定义及分类 (2)离子键、共价键的比较 离子键 共价键 成键粒子 阴、阳离子 原子 成键实质 阴、阳离子间的静电作用 共用电子对与成键原子间的静电作用 形成条件 活泼金属与活泼非金属经电子得失，形成离子键；铵根离子与酸根离子之间形成离子键 同种元素原子之间形成非极性共价键 不同种元素原子之间形成极性共价键 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 共价化合物或某些离子化合物 2.共价键 (1)特征：具有饱和性和方向性。 (2)分类(σ键和π键)(σ键、π键需填写1 mol该物质所含σ键、π键的物质的量)。 物质 极性键 非极性键 σ键 π键 单键 双键 三键 N2 √ 1 mol 2 mol √ C2H4 √ √ 5 mol 1 mol √ √ SiO2 √ 4 mol 0 √ BF3 √ 3 mol 0 √ HCN √ 2 mol 2 mol √ √ (3)键参数 ①概念 ②键参数对分子性质的影响 ③分子稳定性：键能越大，键长越短，分子越稳定。 3.离子化合物和共价化合物 (1)离子化合物与共价化合物的比较 项目 离子化合物 共价化合物 定义 构成微粒 化学键 类型 4.电子式 (1)概念：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子的式子。 (2)电子式的书写(写出下列微粒的电子式)。 ①原子：Na　，Cl　。 ②简单离子：Na＋　Na＋，F－　。 ③复杂离子：NH　， OH－　。 ④离子化合物： CaCl2　， Na2O　。 ⑤含共价键的分子：N2　∶N⋮⋮N∶， H2O　，CO2　， HClO　，CCl4　， H2O2　，NH3　。 (3)用电子式表示化合物的形成过程 ①离子化合物 如NaCl：。 ②共价化合物 如HCl：。 · 考点06 分子(离子)的空间结构 1.价层电子对互斥模型(VSEPR) (1)理论要点 ①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。 ②孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。 (2)用价层电子对互斥理论推测分子(离子)的空间结构 ①价层电子对数的计算 其中：a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x是与中心原子结合的原子数。 ②实例 价层电 子对数 σ键电 子对数 孤电子 对数 VSEPR 模型 分子空 间结构 实例 2 CO2 3 BF3 SO2 4 CH4 NH3 H2O 2.杂化轨道理论 (1)理论要点 当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。 (2)杂化轨道与分子空间结构的关系(实例) 杂化 类型 杂化轨 道数目 杂化轨道 间夹角 分子空 间结构 示例 sp BeCl2 sp2 BF3 sp3 CH4 (3)中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断(实例) 分子(A为 中心原子) 中心原子孤电子对数 中心原子杂化方式　 分子空间结构 示例 AB2 BeCl2 SO2 H2O AB3 BF3 NH3 AB4 CH4 3.等电子原理 (1)等电子原理的含义 原子总数相同，价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征和空间结构。如N2与CO、O3与SO2、CS2与CO2、NH与CH4等互为等电子体。 (2)常见等电子体分类示例 AB型 CO、N2、NO＋、CN－ AB2型 CO2、CS2、N2O、N H2O、NH、H2S、H2F＋ SO2、O3、NO AB3型 SO3、CO、NO PO、SO、ClO、NCl3、NF3 AB4型 CCl4、SO、PO、ClO、BH、CH4、NH、PH A2B4型 C2O、N2O4、B2F4 · 考点07 分子结构与物质性质 1.键的极性、分子的极性及对物质性质的影响 (1)键的极性 ①极性键与非极性键的比较 极性键 非极性键 成键原子 电子对 成键原子的电性 ②键的极性对化学性质的影响 键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的极性而实现的，羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H＋，则羧酸的酸性越强。 a.与羧基相邻的共价键的极性越大，羧基中羟基的极性越大，则羧酸的酸性越强。 b.烷基是推电子基团，从而减小羟基的极性，导致羧酸的酸性减小。一般地，烷基越长，推电子效应越大，羧酸的酸性越弱。 (2)极性分子和非极性分子 ①概念 极性分子：分子的正电中心和负电中心不重合，键的极性的向量和不等于零。 非极性分子：分子的正电中心和负电中心重合，键的极性的向量和等于零。 ②极性分子和非极性分子的判断方法 a.A—A型分子一定是非极性分子、A—B型分子一定是极性分子。 b.判断ABn型分子极性的两条经验规律 ⅰ.中心原子A化合价的绝对值等于该元素原子最外层电子数，则为非极性分子，反之则为极性分子。 ⅱ.中心原子A没有孤电子对，则为非极性分子，反之则为极性分子。 2.分子间作用力及其对物质性质的影响 (1)分子间作用力 ①范德华力与氢键的比较 范德华力 氢键 作用微粒 分子或原子(稀有气体分子) H与N、O、F等电负性很大的原子 分类 分子内氢键和分子间氢键 特征 强度 共价键＞氢键＞范德华力 影响其强度的因素 ①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大； ②分子的极性越大，范德华力越大 X—H…Y强弱与X和Y的电负性有关 对物质性质的影响 主要影响物理性质(如熔、沸点) ②氢键的表示方法(以HF分子间氢键为例) (2)物质的溶解性 ①“相似相溶”规律 a.非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。 b.分子结构相似的物质易互溶。 ②氢键对分子溶解性的影响 若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的 增大。 (3)分子的手性 ①手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能叠合的现象。 ②手性分子：具有手性异构体的分子。 ③手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子。 · 考点08 物质的聚集状态与晶体常识 1.物质的聚集状态 (1)物质的聚集状态除了固态、液态、气态，还有晶态、非晶态以及介乎晶态和非晶态之间的塑晶态、液晶态等。 (2)等离子体和液晶 概念 主要性能 等离 子体 由电子、阳离子和电中性粒子组成的整体上呈电中性的物质聚集体 具有良好的导电性和流动性 液晶 介于液态和晶态之间的物质状态 既具有液体的流动性、黏度、形变性，又具有晶体的导热性、光学性质等 2.晶体与非晶体 (1)晶体与非晶体的区别 比较 晶体 非晶体 结构特征 结构粒子周期性有序排列 结构粒子无序排列 性质特征 自范性 熔点 异同表现 二者区 别方法 间接方法 科学方法 (2)获得晶体的三条途径 ①熔融态物质凝固。 ②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。 ③溶质从溶液中析出。 3.晶胞 (1)概念：晶胞是描述晶体结构的基本单元，是从晶体中“截取”出来具有代表性的最小重复单元。 (2)晶胞形状 常规的晶胞都是平行六面体。 (3)晶体中晶胞的排列——无隙并置 ①无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。 ②并置：所有晶胞平行排列、取向相同。 (4)晶胞中微粒数的计算方法——均摊法 ①长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算：如某个粒子为N个晶胞所共有，则该粒子有属于这个晶胞。中学中常见的晶胞为立方晶胞，立方晶胞中微粒数的计算方法如图1。 ②非长方体结构 在六棱柱结构(如图2)中，顶角上的原子有属于此结构，面上的原子有属于此结构，因此六 棱柱中镁原子个数为12×＋2×＝3，硼原子个数为6。 4.晶体结构的测定 (1)测定晶体结构最常用的仪器是X射线衍射仪。在单一波长X射线通过晶体时，X射线和晶体中的电子相互作用，会在记录仪上产生分立的斑点或明锐的衍射峰。 (2)由衍射图形获得晶体结构的信息包括晶体形状和大小、分子或原子在微观空间有序排列呈现的对称类型、原子在晶体里的数目和位置等。 · 考点09 常见晶体结构与性质 1.金属键 (1)“电子气理论” 电子气理论把金属键描述为金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。 (2)金属键特征 没有方向性、饱和性。 (3)金属键的强度 金属键的强度差别很大。例如，金属钠的熔点较低、硬度较小，是因为钠中金属键较弱，而钨是熔点最高的金属、铬是硬度最大的金属，是因为钨、铬中金属键较强。 (4)金属键的应用 金属键可以解释金属的延展性、导电性和导热性。 2.晶格能 (1)定义 气态离子形成1 mol离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：kJ·mol－1。 (2)意义：晶格能越大，表示离子键越强，离子晶体越稳定，熔、沸点越高。 (3)影响因素 ①离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。 ②离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。 3.四种晶体类型的比较 　　类型 比较　　 分子晶体 共价晶体 金属晶体 离子晶体 构成 微粒 分子 原子 金属阳 离子、自 由电子 阴、阳离子 粒子间的相互 作用力 硬度 熔、沸点 溶解性 相似相溶 难溶于任 何溶剂　 难溶于常 见溶剂　 大多易溶 于水等极 性溶剂　 导电、 导热性 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　 4.典型晶体模型 晶体 晶体结构 晶体详解 共价晶体 金刚石 (1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构 (2)键角均为109°28′ (3)最小碳环由6个C组成且六原子不在同一平面内 (4)每个C参与4条C—C的形成，C原子数与C—C数之比为1∶2 SiO2 (1)二氧化硅晶体结构 (2)石英晶体中的硅氧四面体相连成螺旋链 (1)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构 (2)每个正四面体占有1个Si，4个“O”，N(Si)∶N(O)＝1∶2 (3)最小环上有12个原子，即6个O，6个Si 分子晶体 干冰 8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子 离子晶体 NaCl 型 (1)每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl－(Na＋)有6个，每个Na＋周围等距且紧邻的Na＋有12个 (2)每个晶胞中含4个Na＋和4个Cl－ CsCl 型 (1)每个Cs＋周围等距且紧邻的Cl－有8个，每个Cs＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cs＋(Cl－)有6个 (2)如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs＋、1个Cl－ 混合型晶体 石墨 (1)层内每一个碳原子分别与另外3个碳原子以共价键连接，形成六元环结构 (2)碳原子与共价键的个数比为2∶3；每个六元环平均占有2个碳原子 (3)层间的作用力是范德华力 5.过渡晶体 纯粹的典型晶体是不多的，大多数晶体是它们之间的过渡晶体。如Na2O和Al2O3晶体中都含有离子键的成分，它们既不是纯粹的离子键，也不是纯粹的共价键，Na2O更偏向离子晶体，Al2O3更偏向共价晶体。 · 考点10 配合物与超分子 1.配位键 (1)概念：由一个原子单方面提供孤电子对，而另一个原子提供空轨道接受孤电子对形成的共价键，即“电子对给予—接受键”。 (2)表示方法：配位键可以用A→B来表示，其中A是提供孤电子对的原子，B是接受孤电子对的原子。 (3)实例 [Cu(H2O)4]2＋中的配位键为 2.配合物 (1)概念：金属离子或原子(称为中心离子或原子)与某些分子或离子(称为配体或配位体)以配位键结合形成的化合物，简称配合物。 (2)形成条件：①配体 ；②中心原子 。 (3)组成(实例) [Cu(NH3)4]SO4的组成为 3.配合物生成的实验 (1)CuSO4溶液Cu(OH)2(蓝色沉淀)[Cu(NH3)4]2＋(深蓝色)，其反应的离子方程式为Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH，Cu(OH)2＋4NH3===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－。 (2)FeCl3溶液[Fe(SCN)n]3－n(红色)，KSCN溶液检验Fe3＋。 (3)NaCl溶液AgCl(白色沉淀)[Ag(NH3)2]＋，反应的离子方程式为Cl－＋Ag＋===AgCl↓，AgCl＋2NH3===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－。 4.配合物的种类与应用 配合物种类繁多，如叶绿素、血红素和维生素B12都是配合物。如叶绿素中Mg2＋为中心离子，大环有机物作配体，配位原子为N。配合物在医药科学、化学催化剂、新型分子材料等领域应用广泛。 5.超分子 (1)概念 超分子是由两种或两种以上的分子通过分子间相互作用形成的 。 (2)超分子内分子间的作用力 多数人认为，超分子内部分子之间通过非共价键相结合，包括氢键、静电作用、疏水作用以及一些分子与金属离子形成的弱配位键等。 (3)超分子的两个重要特征是 和 。 (4)超分子的应用 ①分离C60和C70 ②冠醚识别碱金属离子：冠醚与合适的碱金属离子形成超分子。 · 考点11 晶胞中微粒配位数及晶胞参数的计算 一、晶胞中微粒配位数的计算 1.含义 一个粒子周围最邻近的粒子数称为配位数，它反映了晶体中粒子排列的紧密程度。 2.晶体中原子(或分子)的配位数 若晶体中的微粒为同种原子或同种分子，则某原子(或分子)的配位数指的是该原子(或分子)最接近且等距离的原子(或分子)的数目，常见晶胞的配位数如下： 简单立方：配位数为6 面心立方：配位数为12 体心立方：配位数为8 3.离子晶体的配位数 指一个离子周围最接近且等距离的异种电性离子的数目。 以NaCl晶体为例： ①找一个与其他粒子连接情况最清晰的粒子，如上图中心的黑球(Cl－)。 ②数一下与该粒子周围距离最近的粒子数，如上图标数字的面心白球(Na＋)。确定Cl－的配位数为6，同样方法可确定Na＋的配位数也为6。 二、晶胞参数计算 1.晶胞参数 晶胞的形状和大小可以用6个参数来表示，包括晶胞的3组棱长a、b、c和3组棱相互间的夹角α、β、γ，即晶格特征参数，简称晶胞参数。 2.晶体结构的相关计算 (1)空间利用率＝×100%。 (2)金属晶体中体心立方堆积、面心立方堆积中的几组计算公式(设棱长为a) ①面对角线长＝a。 ②体对角线长＝a。 ③体心立方堆积4r＝a(r为原子半径)。 ④面心立方堆积4r＝a(r为原子半径)。 3.宏观晶体密度与微观晶胞参数的关系 · 考点12 原子分数坐标、投影图 1.原子分数坐标 (1)概念：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相对位置，称为原子分数坐标。 (2)原子分数坐标的表示方法(实例) 晶胞中的任一个原子的中心位置均可用3个分别小于1的数在立体坐标系中表示出来，如位于晶胞原点A(顶角)的原子的坐标为(0，0，0)； B点原子分数坐标为； C点原子分数坐标为； D点原子分数坐标为。 2.晶胞投影图 (1)晶胞沿x、y平面上的投影图 晶胞结构 沿体对角线的投影图 (2)晶胞沿体对角线的投影图 晶胞结构 沿体对角线的投影图 · 易错点01 能层与能级、基态与激发态、原子光谱 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)第三能层有s、p两个能级（ ） (2)2p表示L能层上的p能级（ ） (3)同一原子中，2p、3p、4p电子的能量逐渐降低（ ） (4)电子跃迁时只吸收能量（ ） (5)光(辐射)是电子跃迁释放能量的重要形式（ ） (6)激光、荧光、霓虹灯光都与原子核外电子跃迁吸收能量有关（ ） · (7)同一原子处于激发态时的能量一定高于基态时的能量（ ）易错点02 构造原理与电子排布式、电子云与原子轨道 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)O：1s22s22p4（ ） (2)Na：1s22s22p63s1（ ） (3)Cl：1s22s22p63s23p5（ ） (4)Cr：最后两个能级的电子排布3d44s2（ ） (5)1s电子云图中一个小黑点代表1个自由移动的电子（ ） (6)从空间角度看，2s轨道比1s轨道大，其空间包含了1s轨道（ ） (7)s电子绕核旋转，其轨道为一圆圈，而p电子绕核做“∞”形运动（ ） (8)2px、2py、2pz轨道相互垂直，但能量相等（ ） · 易错点03 泡利原理、洪特规则、能量最低原理 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 1.某原子核外电子排布为ns2np7，它违背了下列哪个原理。 (1)泡利原理（ ） (2)能量最低原理（ ） (3)洪特规则（ ） (4)洪特规则特列（ ） 2.判断下列基态原子轨道表示式的正误。 (5) （ ） (6) （ ） (7) （ ） (8) （ ） · 易错点04 原子结构与元素周期表 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)元素周期律是揭示元素性质随核电荷数递增而呈现周期性变化的规律（ ） (2)元素周期表是元素周期律的具体表现形式（ ） (3)元素周期表和元素周期系均有多种形式（ ） (4)原子的价层电子数一定等于其所在族的族序数（ ） (5)第10列元素都是金属元素（ ） (6)原子价层电子排布为3d24s2的元素位于元素周期表第四周期第ⅣB族（ ） (7)基态原子价层电子排布3s23p3的元素位于第ⅤA族（ ） · 易错点05 元素周期律 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大（ ） (2)核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同（ ） (3)同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小，简单离子半径也逐渐减小（ ） (4)r(F－)＜r(Cl－)＜r(Br－)＜r(I－)（ ） (5)第三周期中钠元素的第一电离能最小（ ） (6)铝的第一电离能比镁的第一电离能大（ ） (7)同周期元素从左到右第一电离能有增大趋势，故第一电离能C＜N＜O（ ） (8)原子失去2个电子所需要的能量是其第一电离能的2倍（ ） (9)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小（ ） (10)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强（ ） (11)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素（ ） (12)第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA元素的电负性从上到下逐渐增大（ ） · 易错点06 共价键 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)金属与非金属元素之间不能形成共价键（ ） (2)一般来说，σ键比π键强度大，更稳定（ ） (3)CO2分子中有一个σ键和一个π键（ ） (4)H原子只能形成σ键，C原子可以形成σ键和π键（ ） (5)共价键的键能越大，键长越短，共价键越稳定（ ） (6)C＝C键的键能是C—C键能的2倍（ ） (7)原子半径越大，所形成的共价键键长越大（ ） (8)水分子中H—O—H键的键角为180°（ ） · 易错点07 分子结构的测定和多样性　价层电子对互斥模型 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)用红外光谱测定某有机物分子的相对分子质量（ ） (2)用红外光谱测定有机物分子中的化学键或官能团（ ） (3)用X射线衍射实验测分子中的键长和键角（ ） (4)所有的三原子分子都是直线形结构（ ） (5)CH4是正四面体分子且键角为109°28′（ ） (6)甲醛(CH2O)是平面三角形结构（ ） (7)NH3分子中的价层电子对数为4，VSEPR模型和分子的空间构型均为正四面体形（ ） (8)SO2和CO2的分子组成相似，故它们分子的空间结构相同（ ） (9)根据价层电子对互斥理论，H3O＋的空间结构为三角锥形（ ） (10)SO的价层电子对数为4，孤电子对数为0（ ） · 易错点08 杂化轨道理论简介 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子是不可能发生杂化的（ ） (2)只有能量相近的轨道才能杂化（ ） (3)2s轨道与3p轨道能形成杂化轨道（ ） (4)凡通过sp3杂化形成的分子，其空间构型一定为正四面体形（ ） (5)sp杂化轨道是直线形，夹角180°（ ） (6)C2H4分子中的键角都约是120°，则碳原子的杂化方式为sp2（ ） · 易错点09 共价键的极性 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)极性分子中不可能含有非极性键（ ） (2)非极性分子中一定含有非极性共价键（ ） (3)以非极性键结合的双原子分子一定是非极性分子（ ） (4)H2O、CO2、CH4都是非极性分子（ ） (5)氯乙酸的酸性和三氯乙酸的酸性相同（ ） (6)甲酸的酸性大于乙酸（ ） (7)羧酸的pKa越大，酸性越强（ ） (8)三氯乙酸的酸性大于三溴乙酸的酸性（ ） · 易错点10 分子间的作用力　分子的手性 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)CO和N2的相对分子质量相等，范德华力相同，熔沸点相同（ ） (2)HI易溶于水，难溶于CCl4（ ） (3)氢键是一种特殊的化学键，只是键能小一些（ ） (4)NH3易溶于水的原因是NH3分子与水分子之间能形成氢键（ ） (5)互为手性异构的分子组成相同，原子排列不同（ ） (6)手性异构体的性质完全相同（ ） (7)利用手性催化剂合成可得到或主要得到一种手性分子（ ） (8) 是一种手性分子（ ） · 易错点11 物质的聚集状态与晶体的常识 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)物质的聚集状态只有固、液、气三种状态（ ） (2)气态和液态物质均是由分子构成的（ ） (3)等离子体是一种特殊的气体，含有带电粒子，呈电中性（ ） (4)液晶是介于液态和晶态之间的物质状态（ ） (5)有规则几何外形的固体一定是晶体（ ） (6)熔融态物质快速冷却即得到晶体（ ） (7)晶体有自范性且其微粒排列有序，在化学性质上表现各向异性（ ） (8)熔融的硝酸钾冷却可得晶体，故液态玻璃冷却也能得到晶体（ ） (9)晶胞是晶体的最小重复单元（ ） (10)不同晶体中晶胞的大小和形状都相同（ ） (11)铜晶体中平均每个晶胞中含有14个铜原子（ ） (12)晶体的X射线衍射实验不能判断晶体中存在哪些化学键，也不能确定键长和键角（ ） · 易错点12 分子晶体 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)分子晶体内微粒间的作用只存在分子间作用力（ ） (2)分子晶体熔化时一定破坏范德华力，有些分子晶体还会破坏氢键（ ） (3)分子晶体的相对分子质量越大，熔、沸点越高（ ） (4)分子晶体的熔、沸点越高，分子晶体中共价键的键能越大（ ） (5)冰晶体融化时水分子中共价键发生断裂（ ） (6)干冰和冰都是由分子密堆积形成的晶体（ ） (7)干冰比冰的熔点低很多，常压下易升华（ ） (8)干冰晶体中只存在范德华力不存在氢键，一个分子周围有12个紧邻的分子（ ） · 易错点13 共价晶体 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)由原子直接构成的晶体一定是共价晶体（ ） (2)具有共价键的晶体一定是共价晶体（ ） (3)SiO2和干冰都是同一主族元素的氧化物，二者晶体类型相同（ ） (4)共价晶体由于硬度及熔、沸点都较高，故常温时不与其他物质反应（ ） (5)金刚石晶体中，每个碳原子与周围4个碳原子形成4个共价键的平面结构（ ） (6)金刚石晶体结构中碳原子的杂化类型是sp3（ ） (7)金刚石晶体中的C原子与C—C共价键数目之比为1∶4（ ） (8)二氧化硅晶体中的Si原子与Si—O共价键的数目之比为1∶4（ ） · 易错点14 金属键与金属晶体　离子晶体 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)金属键可以看作许多原子共用许多电子的相互作用，故也有方向性和饱和性（ ） (2)金属晶体的熔点一定比共价晶体低（ ） (3)同主族金属元素自上而下，金属单质的熔点逐渐降低，体现金属键逐渐减弱（ ） (4)金属晶体除了纯金属还有大量合金（ ） (5)离子晶体中一定含有金属元素（ ） (6)有些离子晶体中除含离子键外还存在共价键（ ） (7)离子晶体的熔点一定低于共价晶体的熔点（ ） (8)离子晶体受热熔化，破坏化学键，吸收能量，属于化学变化（ ） · 易错点15 过渡晶体与混合型晶体 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)四类晶体都有过渡型（ ） (2)Al2O3晶体中存在离子键，属于离子晶体（ ） (3)离子键成分的百分数是依据电负性的差值计算出来的，差值越大，离子键成分的百分数越小（ ） (4)在共价晶体中可以认为共价键贯穿整个晶体，而在分子晶体中共价键仅限于晶体微观空间的一个个分子中（ ） (5)石墨晶体能导电，因此石墨是金属晶体（ ） (6)石墨晶体中碳原子的杂化方式为sp3（ ） (7)石墨的导电只能沿石墨平面的方向进行（ ） (8)石墨晶体层与层之间距离较大，所以石墨的熔点较低（ ） · 易错点16 配合物与超分子 【判断对错】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)形成配位键的条件是一方有空轨道一方有孤电子对（ ） (2)提供孤电子对的微粒只能是分子不能是离子（ ） (3)配合物[Cu(NH3)4]SO4中NH3是配体配位数是4（ ） (4)配合物[CO(NH3)5Cl]Cl2中Cl－均可与AgNO3反应生AgCl沉淀（ ） (5)分子形成超分子的作用力可能是分子间作用力（ ） (6)超分子具有分子识别的特性（ ） (7)超分子都是无限伸展的（ ） (8)冠醚是一种超分子，可以识别碱金属离子（ ） · 方法1 同主族、相邻周期元素原子序数差的关系 1.第 ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。 2.第 ⅡA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。 3.第 ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32、32。 4.0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32、32。 · 方法2 微粒半径大小比较的一般规律 类别 微粒半径的变化 举例 同周期(除0族外) 随原子序数的递增，半径由大到小 Al<Mg<Na 同主族 随原子序数的递增，原子半径、离子半径由小到大 Li<Na<K；Li＋<Na＋<K＋ 具有相同核外电子排布的微粒 核电荷数越大，微粒的半径越小 Al3＋<Mg2＋<Na＋<F－<O2－ 同种元素形成的微粒 阳离子<原子<阴离子，价态越高，微粒的半径越小 H＋<H<H－；Fe3＋<Fe2＋<Fe · 方法3 判断元素金属性、非金属性强弱的常用方法 金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强 ②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 非金 属性 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 ②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，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 · 方法4 “四方法”判断分子或离子中心原子的杂化轨道类型 1.根据杂化轨道的空间结构判断 ①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形或三角锥形，则分子或离子的中心原子发生sp3杂化。 ②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子或离子的中心原子发生sp2杂化。 ③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子或离子的中心原子发生sp杂化。 2.根据杂化轨道之间的夹角判断 ①若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则分子或离子的中心原子发生sp3杂化。 ②若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子或离子的中心原子发生sp2杂化。 ③若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子或离子的中心原子发生sp杂化。 3.根据中心原子的价层电子对数判断 ①若中心原子的价层电子对数为4，是sp3杂化。 ②若中心原子的价层电子对数为3，是sp2杂化。 ③若中心原子的价层电子对数为2，是sp杂化。 4.根据分子或离子中有无π键及π键数目(价层电子对数大于2)判断 如在有机物中C原子成键时，若没有π键为sp3杂化，含1个π键为sp2杂化，含2个π键为sp杂化。 · 方法5 同种类型晶体熔、沸点高低的规律 1.共价晶体 ―→―→―→ 如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。 2.离子晶体 ①一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，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，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 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＞H2S。 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，CH3OH＞CH3CH3。 ④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。 4.金属晶体 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。 · 方法6 原子分数坐标的确定方法 1.依据已知原子的分数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。 · 方法7 以原子结构、价键结构为“题眼”的元素推断 1.给定未知物的结构式进行推断 (1)推断的技巧 结合离子键和共价键成键规律判断原子价电子数，并结合题干信息确定元素。 (2)常见结构中的共价键数目 ①卤素或氢原子形成一个共价键。 ②O、S形成两个共价键 ③N、P一般能形成三个共价键，也可能形成四个共价键(含一个配位键)，P还能形成五个共价键。 ④C、Si能形成四个共价键，C也可以形成双键或三键。 ⑤B能形成三个共价键，也可以形成四个共价键(含一个配位键)。 2.常考元素特殊的电子层结构 最外层有1个电子的元素 H、Li、Na、K 最外层电子数等于次外层电子数的元素 Be、Ar 最外层电子数是次外层电子数2倍的元素 C 最外层电子数是次外层电子数3倍的元素 O 最外层电子数是内层电子数总数一半的元素 Li、P 最外层电子数是次外层电子数4倍的元素 Ne 次外层电子数是最外层电子数2倍的元素 Li、Si 次外层电子数是其他各层电子总数2倍的元素 Li、Mg 次外层电子数与其他各层电子总数相等的元素 S 电子层数与最外层电子数相等的元素 H、Be、Al · 方法8 以物质性质、转化为“题眼”的元素推断 物质特性 推断元素 形成化合物种类最多的元素或单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素 C 空气中含量最多的元素或氢化物的水溶液呈碱性的元素 N 地壳中含量最多的元素或最简单氢化物的沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素 O 最活泼的金属元素或最高价氧化物对应水化物碱性最强的元素或阳离子的氧化性最弱的元素 Cs 单质最易着火的非金属元素 P 焰色试验呈黄色的元素 Na 焰色试验呈紫色(透过蓝色钴玻璃观察)的元素 K 单质密度最小的元素 H 单质密度最小的金属元素 Li 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 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 元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物发生氧化还原反应的元素 S · 方法9 以周期表片段为依据的元素推断 1.直接相邻的正“T”型元素原子序数的关系 如图所示 2.直接相邻的倒“T”型元素原子序数的关系 如图所示 注意　①解题时要注意题目是否要求某元素在短周期中。②要注意题目中所给位置在周期表中是否确实存在，并注意镧系和锕系元素的特殊情况。 3.“＋”型元素原子序数之间的规律 第ⅢA族→0族区域内满足“＋”型元素原子序数的关系。如图所示 · 方法10 大π键的理解与判断 1.大π 键的含义 多个原子有相互平行的p 轨道，它们“肩并肩”重叠在一起，p 电子在这个整体内运动形成离域π 键，称为大π 键。如苯： 苯环中C 采取sp2 杂化，每个碳原子有一个未参与杂化的p 轨道，6个p 轨道肩并肩重叠，每个碳原子有一个未成对的p 电子，形成了Π 大π 键。 2.大π 键的表示方法 表示方法：Π；m 为形成大π 键的原子数，n 为形成大π 键的电子数，且n<2m。 3.大π 键的形成条件 (1)所有参与形成离域π 键的原子必须在同一平面上。所以中心原子只能采取sp2 或sp 杂化。 (2)参与形成离域π 键的原子都必须提供一个没有杂化的互相平行并垂直于该平面的p 轨道。 (3)形成离域π 键的p 电子的总数小于p 轨道数的两倍。 4.常见的大π键 分子(离子) C6H6(苯) CO2 O3 N 大π键 Π Π(2个) Π Π(2个) 分子(离子) NO CO 大π键 Π Π Π 5.大π键中共用电子数的判断方法 (1)大π键中共用电子的数目等于垂直于分子或离子平面的p轨道中的电子数目总和。 (2)判断出中心原子的杂化方式，并画出价层电子轨道表示式。未参与成键的杂化轨道，优先填充两个电子，形成孤电子对，杂化轨道中的电子不参与形成大π键。 (3)根据配位原子的价层电子轨道表示式，判断配位原子中未参与成键且垂直该分子或离子平面的p轨道中电子数目(单电子优先形成π键)。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $