专题01 物质结构与性质（期末知识清单）高二化学下学期鲁科版

专题01 物质结构与性质 考点01　原子结构模型 ▎必记点 1. 原子结构模型的演变（按时间顺序） 模型名称 提出者 时期 依据 近代原子学说 道尔顿 19 世纪初 元素化合时的质量比 葡萄干面包模型 汤姆生 1904 发现电子 核式原子模型 卢瑟福 1911 α 粒子散射实验 轨道原子模型 玻尔 1913 氢原子光谱 量子力学模型 — 现代 现代物质结构理论 2. 描述电子运动状态的四要素 要素 内容 说明 电子层 K、L、M、N、O、P、Q 共 7 层，能量由低到高 电子亚层 s、p、d、f 同层中不同的能级 原子轨道 s「1」、p「3」、d「5」、f「7」 电子云的伸展方向 电子自旋 「↑」「↓」 两种相反方向 3. 电子层 / 亚层 / 容纳电子数对应关系 电子层 符号 亚层类型 轨道总数 最多容纳电子数 1 K s 1 2 2 L s、p 1+3=4 8 3 M s、p、d 1+3+5=9 18 4 N s、p、d、f 1+3+5+7=16 32 n — — n² 「2n²」 · 每个原子轨道最多容纳 2 个电子（自旋相反） · 每个亚层容纳：s=2、p=6、d=10、f=14 ⚠️ 易错点 · 「电子亚层」≠「电子层」 · 第 n 层亚层数 = n（K 只有 s；L 有 s、p；M 有 s、p、d…） · 容纳数公式「2n²」仅适用于「能容纳的最大数」，实际排布需遵循能级顺序 💡 一句话速记：层序 KLMN，亚层 spdf；轨道奇数增 1/3/5/7，容纳倍增 2/6/10/14；每层最多 2n²。 考点02　原子核外电子排布 ▎必记点 1. 三大排布原理 原理 内容 关键 能量最低原理 电子优先占有能量低的轨道 整个原子能量最低 泡利原理 1 个原子轨道最多容纳 2 个电子 且自旋方向相反 洪特规则 等能量轨道上电子先单独占据，自旋同向 “先单后双、同向占据” · 洪特特例（更稳定结构）： 1. 全空：p⁰、d⁰、f⁰ 1. 半满：p³、d⁵、f⁷ 1. 全满：p⁶、d¹⁰、f¹⁴ · 经典反常：Cr（[Ar]3d⁵4s¹）、Cu（[Ar]3d¹⁰4s¹） 2. 六种核外电子排布表示方法对比 名称 含义 实例 原子(核素)符号 左下质子数、左上质量数 ⁴⁰₁₉K 电子式 "·“或”×"表示最外层电子 结构示意图 各能层电子总数画在核外 Na：2、8、1 电子排布式 数字标注每个能级的电子数 K：1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹ 简化电子排布式 用稀有气体符号代替内层 K：[Ar]4s¹ 价电子排布式 仅写价层电子 Al：3s²3p¹ 电子排布图 方框 + 箭头表示轨道与电子 Al： 3. 能级填充顺序（关键） 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s · 注意「4s 先于 3d」（能级交错） ⚠️ 易错点 · 电子先填 4s 再填 3d，但失去电子时先失 4s（如 Fe → Fe²⁺ 失 4s²） · 半满 / 全满更稳定 → Cr、Cu 的反常排布是高频考点 · 电子排布图必须画全所有箭头，不可遗漏空轨道 💡 一句话速记：能量最低 + 泡利反向 + 洪特同向；半满全满稳过头；先填 4s、先失 4s。 考点03　核外电子排布与元素周期表 ▎必记点 1. 周期的划分与各周期特点 周期 增加的能级 元素种类 起始 → 终止排布 一 1s 2 1s¹ → 1s² 二 2s、2p 8 2s¹ → 2s²2p⁶ 三 3s、3p 8 3s¹ → 3s²3p⁶ 四 4s、3d、4p 18 4s¹ → 4s²4p⁶ 五 5s、4d、5p 18 5s¹ → 5s²5p⁶ 六 6s、4f、5d、6p 32 6s¹ → 6s²6p⁶ 七 7s、5f、6d、7p 32 7s¹ → 7s²7p⁶ 2. 主族元素价电子排布规律 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0族 价电子 ns¹ ns² ns²np¹ ns²np² ns²np³ ns²np⁴ ns²np⁵ ns²np⁶（He：1s²） · 主族族序数 = 最外层电子数 = 价电子数 3. 副族与第Ⅷ族价电子排布 族 ⅢB ⅣB～ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 价电子构型 (n-1)d¹ns² (n-1)d²~⁵ns² (n-1)d⁶~⁸ns² (n-1)d¹⁰ns¹ (n-1)d¹⁰ns² 4. 最高正价与族序数关系 族 最高正价 备注 ⅢB～ⅦB = 族序数 可失去 ns + (n-1)d 全部电子 Ⅷ 一般 < 8 仅 Ru、Os 表现 +8 价 ⅠB < 族序数 如 Cu 可显 +1、+2 ⅡB = 族序数 只失 ns² ⚠️ 易错点 · 副族族序数 ≠ 最外层电子数（要看 d+s 总和） · Fe 的价电子排布式：3d⁶4s²（不是 4s²3d⁶） · ⅠB（Cu、Ag、Au）最高正价 > 族序数（如 Cu²⁺） · O 无 +6 价，F 无正价 💡 一句话速记：主族数=价电子数；副族数=d+s 电子和；4s 先排、4s 先失；ⅠB 例外、Ⅷ 族特殊。 考点04　原子结构与元素性质 ▎必记点 1. 原子半径递变规律 影响因素 同周期（左→右） 同主族（上→下） 核电荷数 增大 → 半径减小 增大 电子层数 不变 增多 → 半径增大 结果 半径减小 半径增大 2. 微粒半径比较规则 比较类型 规律 实例 同周期（0族除外） 原子/离子半径自左到右减小 Na > Mg > Al 同主族 原子/离子半径自上而下增大 Li < Na < K；Li⁺ < Na⁺ < K⁺ 同元素 阳离子 < 原子 < 阴离子 H⁺ < H < H⁻ 电子层结构相同 核电荷数越大、半径越小 Al³⁺ < Mg²⁺ < Na⁺ < F⁻ < O²⁻ 既不同周期又不同主族 找参照物（同周期或同主族） F<Cl<Na 或 F<Li<Na 3. 电离能（I） 项目 内容 定义 气态原子失去一个电子所需的能量 同周期递变 从左到右总体增大，稀有气体最大 同主族递变 从上到下逐渐减小 反常 ⅡA > ⅢA（如 Be>B，Mg>Al）；ⅤA > ⅥA（如 N>O，P>S） 应用 1 判断金属性：I₁越小，金属性越强 应用 2 判断化合价：若 Iₙ₊₁ ≫ Iₙ，则常见化合价为 +n 4. 电负性（χ） 项目 内容 定义 原子吸引电子的能力 同周期递变 从左到右逐渐增大 同主族递变 从上到下逐渐减小 应用 1 判断金属/非金属性：金属电负性通常 < 1.8 应用 2 判断价态：电负性大者显负价 应用 3 判断化学键：差值 >1.7 → 离子键；<1.7 → 共价键 5. 主族元素周期性变化规律总表 项目 同周期（左→右） 同主族（上→下） 核电荷数 增大 增大 电子层数 相同 增多 原子半径 减小 增大 最高正价 +1 → +7（O、F 除外） 相同 负价 =−(8−族序数) 相同 金属性 减弱 增强 非金属性 增强 减弱 第一电离能 总体增大 减小 电负性 增大 减小 阳离子氧化性 增强 减弱 阴离子还原性 减弱 增强 氢化物稳定性 增强 减弱 最高价氧化物对应水化物 碱性减弱、酸性增强 碱性增强、酸性减弱 ⚠️ 易错点 · 稀有气体不参与原子半径比较（其测定依据不同） · 第一电离能反常源于「半满稳定」（ⅡA、ⅤA） · 电负性差 1.7 是经验值，并非绝对界限 · O 元素无正价，F 元素无正价 · 比较半径时记口诀：“层数多则大、同层核多则小、同核电子多则大” 💡 一句话速记：周期增减相反、主族同向变化；半满全满电离反常；电负差 1.7 分键型；金属电负 < 1.8。 考点05　共价键模型 ▎必记点 1. 共价键的两大特征 特征 含义 决定 存在情况 饱和性 每个原子形成的共价键总数一定 分子组成 所有共价键都有 方向性 沿电子云重叠最大方向形成 分子空间结构 s-s 型无方向性 · 形成条件：电负性相同或差值 < 1.7 的非金属原子之间 2. σ 键与 π 键对比 项目 σ 键 π 键 重叠方式 “头碰头” “肩并肩” 形成轨道 s-s、s-p、p-p p-p 对称性 轴对称 镜面对称 能否旋转 可绕轴旋转 不能旋转 稳定性 较稳定，不易断裂 较弱，易断裂 存在 所有共价键中都有 只存在于双键、三键中 3. 单 / 双 / 三键的σ、π 组成 键类型 σ 键数 π 键数 共价单键 1 0 共价双键 1 1 共价三键 1 2 4. 极性键 vs 非极性键 项目 非极性键 极性键 成键原子 同种元素 不同种元素 电子对位置 不偏移 偏向电负性大的一方 原子电性 不显电性 显电性（δ⁺、δ⁻） 举例 H₂、Cl₂、Na₂O₂、H₂O₂ 中 O-O HCl、H₂O、酸根、OH⁻ 5. 键参数 参数 含义 影响 键能 气态分子中 1 mol 化学键解离成气态原子吸收的能量 键能↑ → 键越稳定 → 分子越稳定 键长 两成键原子的核间距 键长↓ → 键能↑ → 键越稳定 键角 两相邻共价键的夹角 决定分子空间结构 · 关系链：原子半径↓ → 键长↓ → 键能↑ → 越稳定 ⚠️ 易错点 · Na₂O₂、H₂O₂ 中含非极性键（O-O） · σ 键可单独存在，π 键必伴 σ 键 · 含极性键的分子不一定是极性分子（如 CO₂、CH₄） · 键能比较口诀：键能看键长、键长看半径 💡 一句话速记：单σ双π三两π；σ稳π弱，σ可转π不可转；键能看键长、键长看半径。 考点06　共价键与分子结构（杂化轨道 + VSEPR） ▎必记点 1. 杂化轨道核心公式 杂化轨道数=价层电子对数=σ键电子对数+中心原子孤对电子数杂化轨道数=价层电子对数=σ键电子对数+中心原子孤对电子数 2. 三种基本杂化类型 杂化类型 轨道组成 杂化轨道数 夹角 空间结构 实例 sp 1 个 s + 1 个 p 2 180° 直线形 BeCl₂、CO₂、C₂H₂ sp² 1 个 s + 2 个 p 3 120° 平面三角形 BF₃、C₂H₄ sp³ 1 个 s + 3 个 p 4 109°28′ 正四面体形 CH₄、NH₄⁺ 3. 孤电子对计算公式 f=a−xb2f=2a−xb​ 符号 含义 a 中心原子价电子数（阳离子需 −电荷；阴离子需 + x 与中心原子结合的原子数 b 与中心原子结合的原子接受电子数（H=1；其他=8−价电子数） 4. VSEPR 模型空间构型表 价层电子对数 成键对 孤对 电子对构型（VSEPR） 分子构型 实例 2 2 0 直线形 直线形 CO₂、BeCl₂ 3 3 0 平面三角形 平面三角形 BF₃、CO₃²⁻ 3 2 1 平面三角形 V 形 SO₂、SnBr₂ 4 4 0 正四面体形 正四面体形 CH₄、CCl₄、NH₄⁺ 4 3 1 正四面体形 三角锥形 NH₃、NF₃ 4 2 2 正四面体形 V 形 H₂O、H₂S 5. 常见物质杂化方式与空间构型 分子/离子 价层电子对数 杂化类型 空间构型 CO₂ 2 sp 直线形 BeCl₂ 2 sp 直线形 BF₃ 3 sp² 平面三角形 SO₃ 3 sp² 平面三角形 CO₃²⁻ 3 sp² 平面三角形 H₂O 4 sp³ V 形 NH₃ 4 sp³ 三角锥形 CH₄ 4 sp³ 正四面体形 NH₄⁺ 4 sp³ 正四面体形 PCl₃ 4 sp³ 三角锥形 6. 有机物碳原子杂化判断口诀 碳的类型 杂化方式 饱和碳（单键） sp³ 碳碳双键 C=C sp² 碳碳三键 C≡C sp ⚠️ 易错点 · H₂O 是 sp³ 杂化，但空间构型是 V 形 不是四面体（孤对挤压） · VSEPR 模型 ≠ 分子构型（前者含孤对位置，后者只看原子） · sp² 留 1 个 p 轨道形成 π 键；sp 留 2 个 p 形成 2 个 π 键 · 计算 a 时阴阳离子电荷符号易错（阳离子减、阴离子加） 💡 一句话速记：杂化数 = σ键 + 孤对；2sp、3sp²、4sp³；饱和 sp³、双键 sp²、三键 sp。 考点07　分子空间结构与分子性质 ▎必记点 1. 手性分子 概念 内容 手性分子 与镜像不能叠合的分子 手性异构体 互为镜像、不可重合的一对分子 手性碳 连接 4 个不同原子或基团的碳，记为「*C」 · 判断方法：观察碳原子是否连有 4 个完全不同的基团 · 应用：手性药物、手性催化剂、生命体绝大多数有机分子为手性 2. 分子的极性 类型 定义 极性分子 正负电荷中心不重合（如 H₂O、HCl、NH₃） 非极性分子 正负电荷中心重合（如 H₂、CO₂、CH₄） 3. AB_n 型分子极性判断（重要技巧） 化合价法： 条件 类型 中心原子 A 的化合价绝对值 = 主族序数 非极性分子 中心原子 A 的化合价绝对值 ≠ 主族序数 极性分子 分子 中心原子族 化合价 类型 CO₂ ⅣA +4 → |+4|=4 ✅ 非极性 BF₃ ⅢA +3 → |+3|=3 ✅ 非极性 CH₄ ⅣA +4 ✅ 非极性 H₂O ⅥA +1（H 的角度） 极性 NH₃ ⅤA −3 → |−3|=3 ≠5 极性 SO₂ ⅥA +4 ≠ 6 极性 4. 键的极性对羧酸酸性的影响 因素 对酸性影响 羧基中 —OH 极性越大 越易电离 H⁺ → 酸性越强 相邻共价键极性大（吸电子基团） 传导效应使羟基极性增大 → 酸性增强 烃基（推电子基）越长 削弱羟基极性 → 酸性减弱 ⚠️ 易错点 · 含极性键的分子不一定是极性分子（如 CO₂、CH₄、BF₃） · 同核双原子分子都是非极性（O₂、N₂、H₂） · 手性碳必须连 4 个完全不同的原子或基团，缺一不可 · 含羟基（−OH）的有机物分子不一定显酸性 💡 一句话速记：键有极性 ≠ 分子有极性；看对称、看抵消；4 不同 = 手性碳；推电子降酸、吸电子升酸。 考点08　离子键、配位键与金属键 ▎必记点 1. 四种化学键综合对比 项目 离子键 共价键（非极性 / 极性） 配位键 金属键 成键本质 阴阳离子间的静电相互作用 原子间共用电子对 一方提供电子对、另一方提供空轨道 金属阳离子与自由电子的强烈相互作用 电子对来源 无（电子转移） 双方各提供 1 个电子 单方提供 自由电子海 成键规律 活泼金属 + 活泼非金属 非金属原子间 一方有孤对、一方有空轨道 金属单质或合金 形成物质 离子化合物 共价化合物 / 非金属单质 配合物（如 [Cu(NH₃)₄]²⁺） 金属单质和合金 形成晶体 离子晶体 分子晶体 / 共价晶体 — 金属晶体 强弱衡量 晶格能 键能 / 键长 键能 原子化热 强弱决定因素 离子电荷↑、半径↓ → 离子键越强 键长↓ → 键能↑、越牢固 — 阳离子电荷↑、半径↓ → 金属键越强 方向性 无 有 有 无 饱和性 无 有 有 无 2. 离子键 vs 共价键判断技巧 判断方法 结论 电负性差 > 1.7 形成离子键 电负性差 < 1.7 形成共价键 含活泼金属阳离子（如 Na⁺、K⁺、Ca²⁺、NH₄⁺） 一般为离子化合物 全部由非金属元素组成 一般为共价化合物（NH₄Cl 例外，含离子键） 3. 配位键的形成条件 · 一方原子（或离子）必须有孤对电子（电子对给予体） · 另一方原子（或离子）必须有空轨道（电子对接受体） · 典型例子：H₃O⁺、NH₄⁺、[Cu(NH₃)₄]²⁺、[Fe(SCN)]²⁺ ⚠️ 易错点 · 配位键仍属于共价键，只是电子对来源不同 · 离子键没有方向性、没有饱和性（库仑力均匀作用） · 含金属元素不一定是离子化合物（如 AlCl₃、BeCl₂ 是共价化合物） · 离子晶体晶格能越大 → 熔点越高 → 化合物越稳定 · 金属键无方向性是金属可延展、可塑造的根本原因 💡 一句话速记：四键四源——离子靠静电、共价共电子、配位单方给、金属电子海；电负差 1.7 是分界线。 考点09　分子间作用力与物质性质 ▎必记点 1. 范德华力 vs 氢键对比 项目 范德华力 氢键 本质 分子间普遍存在的弱作用力 H 与 F、O、N 之间的特殊作用 能量级 比化学键小 1~2 个数量级 介于化学键与范德华力之间 类别归属 分子间作用力 分子间作用力（不是化学键） 方向性 无 有 饱和性 无 有 形成条件 任何分子间 H 与「F、O、N」之间 表示 — X—H…Y（X、Y 为 F/O/N） 2. 范德华力对物质性质的影响 情景 规律 实例 组成结构相似 相对分子质量↑ → 范德华力↑ → 沸点↑ F₂ < Cl₂ < Br₂ < I₂ 相对分子质量相近 分子极性越大 → 范德华力↑ → 沸点↑ N₂ < CO 同分异构体 对称性越强 → 范德华力↓ → 沸点↓ 对二甲苯 < 间二甲苯 < 邻二甲苯 3. 氢键的分类与影响 类型 含义 实例 分子间氢键 两个分子之间形成的氢键 HF…HF、H₂O…H₂O、NH₃…NH₃ 分子内氢键 同一分子内形成的氢键 邻羟基苯甲醛 影响对象 分子间氢键 分子内氢键 熔沸点 升高（HF、H₂O、NH₃ 沸点反常） 降低（邻羟基苯甲醛 < 对羟基苯甲醛） 溶解度 与溶剂形成氢键 → 溶解度增大（NH₃ 极易溶于水） — 密度 固/液密度减小（如冰）；气体密度增大 — 缔合现象 形成 (H₂O)ₙ、(HF)ₙ 缔合分子 — ⚠️ 易错点 · 氢键不是化学键，仍属分子间作用力 · 只有 F、O、N 三种元素的 H 化合物才能形成氢键 · 冰浮于水：氢键导致水结冰时体积膨胀、密度减小 · 范德华力仅适用于相似结构之间的比较（CH₄ 和 NaCl 无法比） · HF、H₂O、NH₃ 的沸点反常高，根源是「分子间氢键」 💡 一句话速记：FON 才有氢键；分子间氢键升沸点、分子内氢键降沸点；范德华看分子量，氢键看反常。 考点10　晶体的认识 ▎必记点 1. 晶体与非晶体本质差异 项目 晶体 非晶体 自范性 有（自发呈现多面体外形） 无 微观结构 原子三维空间周期性有序排列 原子排列相对无序 熔点 固定 不固定 各向异性 有（不同方向性质不同） 无 实例 NaCl、金刚石、冰 玻璃、塑料、橡胶、沥青 2. 晶体的三大特性 · ① 自范性：晶体能自发地呈现多面体外形 · ② 各向异性：不同方向上物理性质不同 · ③ 固定熔点：晶体熔化时温度保持恒定 3. 晶胞 项目 内容 概念 描述晶体结构的基本单元 形状 一般是平行六面体 与晶体关系 晶体由数量巨大的晶胞「无隙并置」而成 无隙 相邻晶胞之间无任何间隙 并置 所有晶胞平行排列、取向相同 一致性 所有晶胞的形状、内部粒子种类、个数、排列完全相同 4. 均摊法计算晶胞中粒子数 原则：晶胞任一位置的粒子如果被 n 个晶胞共有，则每个晶胞分得 1/n。 位置 长方体晶胞 六棱柱晶胞 顶点 1/8 顶点：1/6；六棱柱顶角：1/12 棱上 1/4 1/3 或 1/2 面上 1/2 1/2 体心 1 1 ⚠️ 易错点 · 六棱柱晶胞顶点贡献是 1/6 或 1/12，不是 1/8 · 玻璃、橡胶、塑料、沥青属非晶体（无固定熔点） · 晶胞之间「无隙并置」，不能有缝隙也不能错位 · 晶体的各向异性是判断晶体与非晶体的重要依据 💡 一句话速记：晶体三特性——自范、各向异、定熔点；均摊法分顶棱面体；六棱柱顶点 1/6 不是 1/8。 考点11　典型晶体的结构 ▎必记点 1. 四种晶体综合对比 项目 分子晶体 离子晶体 金属晶体 共价（原子）晶体 构成微粒 分子 阴、阳离子 金属阳离子 + 自由电子 原子 微粒间作用力 范德华力（少数有氢键） 离子键 金属键 共价键 熔沸点 较低 较高 一般较高 很高 硬度 小 略硬而脆 一般较大（可延展） 很大 溶解性 “相似相溶” 多数溶于水 不溶（部分与水反应） 不溶 机械加工性 不良 不良 良好 不良 固态导电 不导电 不导电 导电 不导电 液态导电 不导电 导电 导电 不导电 水溶液导电 部分溶解后导电 溶解后导电 — 不导电 典型代表 CO₂、I₂、冰、H₂O NaCl、KCl、CaCl₂ Na、Cu、Al、Fe 金刚石、SiO₂、SiC 2. 作用力大小规律 晶体 影响作用力大小的因素 分子晶体 组成结构相似时，相对分子质量越大 → 范德华力越大 离子晶体 离子电荷数越多、半径越小 → 离子键越强 金属晶体 金属原子价电子数越多、半径越小 → 金属键越强 共价晶体 共价键键长越短（原子半径小）→ 共价键越稳定 3. 物质类别判断 物质 晶体类型 说明 干冰（CO₂）、冰、I₂ 分子晶体 范德华力作用 NaCl、KNO₃、CaCO₃ 离子晶体 阴阳离子组成 Cu、Fe、Al、合金 金属晶体 金属键 金刚石、SiO₂、SiC、晶体硅 共价晶体 原子间共价键 石墨 混合型晶体 同层共价、层间范德华、电子离域 ⚠️ 易错点 · SiO₂、SiC、晶体硅、金刚石属共价晶体，不是分子晶体（虽含 "氧化物"二字） · 干冰、冰、I₂ 属分子晶体，熔点低 · 石墨是过渡晶体（兼有共价、分子、金属性质） · 离子晶体「固态不导电、熔融状态或溶液中导电」（自由离子） · 共价晶体熔点最高、硬度最大（金刚石） · 金属晶体可延展是因「金属键无方向性」 💡 一句话速记：分子软低、离子硬脆、金属能导、共价坚硬；石墨特殊兼三性。 考点12　晶体计算 ▎必记点 1. 五种典型晶胞的几何关系 晶胞类型 关系式 晶胞内原子数 空间利用率 简单立方 a = 2r 1 52% 体心立方 4r = √3 a 2 68% 面心立方 4r = √2 a 4 74% 六方最密 a = 2r，h 由几何决定 2（在六棱柱晶胞中） 74% 金刚石型 8r = √3 a（体对角线 = 4 直径 = 8r） 8 34% 2. CaF₂ 型晶胞（与金刚石类似） 关系 内容 晶胞参数 a 半径关系 4(r₊ + r₋) = √3 a 3. 晶体密度公式（核心） ρ=n⋅MNA⋅V晶胞ρ=NA​⋅V晶胞​n⋅M​ 符号 含义 单位 ρ 晶体密度 g·cm⁻³ n 晶胞中粒子数（用均摊法算） — M 摩尔质量 g·mol⁻¹ N_A 阿伏加德罗常数 mol⁻¹ V_晶胞 晶胞体积 cm³ 推导：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，则密度为：ρ＝ 5. 空间利用率公式 6. 四种金属堆积方式空间利用率比较 堆积方式 配位数 空间利用率 典型金属 简单立方 6 52% Po（钋） 体心立方 8 68% Na、K、Fe、Cr 面心立方最密 12 74% Cu、Ag、Au、Al 六方最密 12 74% Mg、Zn、Ti ⚠️ 易错点 · 单位务必统一：长度用 cm、体积用 cm³、密度用 g·cm⁻³ · 金刚石晶胞「体对角线 = 4 个直径 = 8r」（不是 4r） · 金刚石空间利用率仅 34%（共价键有方向性约束），并非堆积越紧密 · 面心立方与六方最密堆积空间利用率相同（74%），都是「最密堆积」 · CsCl 晶胞是简单立方型（不是体心立方），Cs⁺ 和 Cl⁻ 互相穿插 💡 一句话速记：密度 = nM/(NA·V)；金刚石 8r=√3a 空间利用率 34%；最密堆积 74%、体心 68%、简单 52%。 核心记忆口诀 口诀 核心内容 主线 结构 → 性质：层→族→周期律→键→杂化→构型→晶体 周期律 同周期金属↘非金属↗，半径↘电离能↑电负性↑ 键型判断 电负差 > 1.7 → 离子键；< 1.7 → 共价键 σπ 关系 σ头碰头、π肩并肩；σ稳π弱；单σ双π三两π 杂化看构型 sp 直线、sp² 三角、sp³ 四面体 晶体四口诀 分子软低、离子硬脆、金属能导、共价坚硬 半满全满 p³、d⁵、f⁷ 半满；p⁶、d¹⁰、f¹⁴ 全满 → 更稳定 氢键反常 HF、H₂O、NH₃ 沸点反常 = 分子间氢键 密度公式 ρ = nM/(NA·V)，单位 g·cm⁻³ 最密堆积 面心立方 = 六方最密 = 74%，配位数 12 1 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $