专题5 高效复习必备&考点内容梳理(精讲册)-【实战高考】2026年高考化学总复习（山东专版）

专题5 物质结构与性质 目 考什么⊙ 高效复习必备 1.原子结构核外电子排布（山东高考6年2考） 2.元素周期表与元素周期律（山东高考6年5考） 考点 3.化学键（山东高考6年3考） 4.分子结构与性质（山东高考6年7考） 5.晶体结构与性质（山东高考6年10考） 考查题型：选择题2~3个，非选择题一个大题。 考情 命题趋势：近年来山东高考对此类问题的考查，常与陌生复杂情境相结合进行，是高考的必考内容， 主要考查学生对陌生信息提取、知识迁移运用、计算等能力，试题难度中等 学什么Q 考点内容梳理 n⊙ 考点原子结构 核外电子排布（山东高考6年2考） 一、原子结构 1.原子的构成 与质子数共同决定原子种类 中子 →同位素 质量数→近似等于相对原子质量 原子 核 质子 呈 核电荷数→决定元素种类 核外 最外层电子数→决定主族元素的化学性质 中 电子机各层电子数 (1)原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 (2)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N) (3)阳离子：2X+的核外电子数=质子数一阳离子所带的电荷数=Z一n (4)阴离子：2X的核外电子数=质子数十阴离子所带的电荷数=Z十m 2.微粒符号周围数字的含义 元素化合价 质量数 ·离子所带电荷数 ± 质子数 原子个数 3.元素、核素、同位素的概念及相互关系 具有相同质子数（核电荷数）的一类原 子的总称，一种元素可有多种核素 核素…核素 具有一定数目质子和一定数目中子 的一种原子 同位素 质子数相同、中子数不同的同一种元 素的不同核素的互称 261 讲解 实战高考·化学】 二、基态原子的核外电子排布 1.基态原子核外电子排布 (1)核外电子排布“三原则” 能量最低原理一在构建基态原子时，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☐ 排布规律 泡利不相容原理一一个原子轨道中最多只能容纳2个电子，它们的自旋状态不同】 对于基态原子，核外电子在能量相同的原子轨道上排布时，将尽可能分占不同的原子轨道并 洪特规则 且自旋状态相同 洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全充满(p、d、f4)、半充满(p3、d5、f)、全空(p°、d°、 f°)时原子的能量最低，如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s',29Cu的电子排布式为[Ar]3d4s。 (2)构造原理：1s→>2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s… 2.基态原子核外电子排布的表示方法（以硫原子为例） 电子排布式 1s22s22p3s23p4 简化电子排布式 [Ne73s23p 价电子排布式 3s23p 3 3p 价电子轨道表示式（电子排布图） t 考点2元素周期表和元素周期律（山东高考6年5考） 一、元素周期表的排布与结构 1.元素周期表的分区 (1)按元素种类 族 周期 IA IIA IA IVA VA VIA VIA 0 非金属性逐渐增强 金属 非 B AI Si 逐渐增 Ge:As 非金属 5 金属 Sb Te. 6 Po:At 性逐渐增 稀有气体元素 金属性逐渐增强 (2)按价电子排布 除ds区外各区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号。 IA 0 ΠA IVA VA VIA VIA MBNVBVBVIBVIB IBIB s区 p区 d区 ds区 f 区 f区 262 0专题5物质结构与性质 各个区元素原子最外层电子排布特点如下 分区 元素分布 价电子排布 元素性质特点 s区 IA、ⅡA族 ns1~2 除氢外都是活泼金属元素；通 常是最外层电子参与反应 p区 ⅢA族IA族、0族 ns2npl~6(He除外) 通常是最外层电子参与反应 (n-1)d~10nsl~2 d轨道可以不同程度地参与 d区 ⅢB族~IB族、Ⅷ族（除镧系、锕系外） (钯除外) 化学键的形成 ds区 IB族、ⅡB族 (n-1)d0ns~2 金属元素 (n-2)p~14 镧系元素化学性质相近，锕系 f区 镧系、钢系 (n-1)d~2ns 元素化学性质相近 二、元素周期律及应用 1.主族元素的周期性变化规律 内容 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 电子层数 相同 依次增加 原子结构 最外层电子数 依次增加1个 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 般情况下，最高正价：+1→+7(O、F除 最高正价数=主族 元素的性质 主要化合价 外)；最低负价：主族序数一8 序数(O、F除外) 第一电离能 呈增大趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 酸性逐渐减弱；碱性 最高价氧化物对应水化物 酸性逐渐增强；碱性逐渐减弱 逐渐增强 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 化合物性质 阳离子氧化性逐渐 简单离子的氧化性、还 阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐 减弱，阴离子还原性 原性 减弱 逐渐增强 2.电离能的应用 ()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I+1>In,则该元素的常见化合价为十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。 263 讲解册 实战高考·化学 3.电负性 (1)变化规律 ①同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上至下，元素的电负性逐渐变小。 ②金属元素的电负性一般小于2.0，非金属元素的电负性一般大于2.0，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。 (2)电负性的应用 金属元素的电负性一般小于2.0，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼 判断元素金属性与 非金属性的强弱 非金属元素的电负性一般大于20，非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼 电负性的 判断元素在化 电负性大的元素易呈现负价 三大应用 合物中的价态 电负性小的元素易呈现正价 电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键 判断化学键类型 电负性差值小的元素原子之间形成的化学键主要是共价键 考点3化学键（山东高考6年3考） 、化学键 1.化学键 (1)定义及分类 化 离子键 相邻原子间的强相互作用 定义 分类 极性键 键 共价健 非极性键 还有配位键（本质上属于共价键）、金属键等 (2)离子键、共价键的比较 共价键 项目 离子键 非极性键 极性键 阴、阳离子通过静电作用所形成 概念 原子间通过共用电子对（电子云重叠）而形成的化学键 的化学键 成键粒子 阴、阳离子 原子 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 活泼金属元素与活泼非金属元素 形成条件 同种元素原子之间成键 不同种元素原子之间成键 经电子得失，形成离子键 形成 非金属单质，某些共价化合物 离子化合物 某些共价化合物或离子化合物 的物质 或离子化合物 注意)①不是所有物质中都存在化学键，如稀有气体分子是单原子分子，分子中无化学键；除 264 0专题5物质结构与性质 稀有气体外，非金属单质中只有共价键。 ②熔融时能导电的化合物一定是离子化合物；溶于水时能导电，不能判断是离子化合物还是共 价化合物。 2.化学键的表示方法—电子式 原子把原子的最外层电子全部排列在元素符号周围：Na、i: 金属阳离子金属阳离子的电子式就是其离子符号：Na 非金属 将得到的电子也都标在元素符号周围，并将符号用“[”括上， 阴离子 右上角标出所带的电荷数：F:] 的 书写时将共用电子对画在两原子之间，每个原子的未成 共价化合物键电子也应画出：H:O:、:NN: (或单质) H 离子化 合物 分别画出阴、阳离子的电子式，同种离子不相邻： Na"[:0:P-Na* 自由基（官能团）注意单电子：H:0, 日 [H:N:HML:0:H] 复杂离子注意孤电子对，每个原子尽可能排满：日 3.化学键与物质类别的关系 (1)化学键与物质类别的关系 离子键 只存在于 离子化合物一 学 可存在于 极性键存在于，共价化合物 共价键 (X-Y) 非极性键 存在于 (X-X) L→非金属单质 (2)化学键对物质性质的影响 ①对物理性质的影响：金刚石、晶体硅、石英、金刚砂等物质硬度大、熔点高，就是因为其中的共 价键很强，破坏时需消耗很多的能量。NaC1等部分离子化合物，有很强的离子键，故熔点也 较高。 ②对化学性质的影响：N2分子中有很强的共价键，故在通常状况下，N2很稳定，H2S、HI等分子 中的共价键较弱，故它们受热时易分解。 二、共价键模型 1.共价键的类型 分类依据 类型 σ键 电子云“头碰头”重叠 形成共价键的原子轨道重叠方式 π键 电子云“肩并肩”重叠 265 讲解 实战高考·化学 续表 分类依据 类型 极性键 共用电子对发生偏移 形成共价键的电子对是否偏移 非极性键 共用电子对不发生偏移 单键 原子间有一对共用电子对 原子间共用电子对的数目 双键 原子间有两对共用电子对 三键 原子间有三对共用电子对 2.ō键与元键的判断 通过物质的结构式可以快速有效地判断共价键的种类及数目。共价单键全为σ键， 由物质的结构式判断 双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键 由成键轨道类型判断 s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为。键 3.键参数—键能、键长、键角 (1)同一类型的共价键键能越大，键长越短，化学键越强、越牢固，分子越稳定。 (2)键能 1决定分子的稳定性 键长 决定分子的空间结构 ]决定分子的性质 键角 考点4分子结构与性质（山东高考6年7考） 一、价电子对互斥理论(VSEPR理论) 1.中心原子价电子对数的计算 用价电子对互斥理论推测分子的空间结构的关键是判断分子中中心原子上的价电子对数。 价 σ键电子对数=中心原子结合的原子数 电 子 对 中心原子上的孤电子对数= a 式中α为中心原子的价电子数，x为与中心原子结合的原子数，b为其他原子的未成对电子数 (H为1，其他原子为“8一该原子的价电子数"”)，对于阳离子来说α为中心原子的价电子数减 去离子的电荷数，对于阴离子来说α为中心原子的价电子数加上离子的电荷数（绝对值）。 如S0的中心原子为S,a=6+2=8,b=2,x=4,中心原子上的孤电子对数=号×(8-4×2) =0,价电子对数为4。 2.VSEP℉理论与分子（或离子）空间结构的关系 电子对数 成键对数 孤电子对数 电子对空间结构 分子空间结构 实例 键角 2 2 0 直线形 直线形 BeCl2、CO2 180° 266 0专题5物质结构与性质 续表 电子对数 成键对数 孤电子对数 电子对空间结构 分子空间结构 实例 键角 3 0 平面正三角形 BF3 120° 3 三角形 2 1 V形 S02 105 4 0 正四面体形 CH 109281 四面 3 1 三角锥形 NHg 107.3° 体形 2 2 V形 H2O 104.5° 二、杂化轨道理论 1.杂化轨道类型与粒子空间结构的关系 粒子(A为中心原子)中心原子的孤电子对数中心原子的杂化方式 粒子的空间结构 实例 0 sp 直线形 BeCl2 AB2 1 sp2 V形 S02 2 sp3 V形 H2O 0 sp2 平面三角形 BF3 AB 1 sp3 三角锥形 NHg AB 0 sp 正四面体形 CH 2.由杂化轨道数判断中心原子的杂化类型：杂化轨道用来形成。键和容纳孤电子对，杂化轨道数 =中心原子上的孤电子对数十中心原子的。键个数。 3.等电子原理 AB型 CO、N2、NO、CN 直线形 CO2、CS2、N2O、Ng AB2型 V形 H2O、NH2、H2S、H2F+ V形 SO2、O3、NO2 平面三角形 SO3、CO、NOs AB3型 三角锥形 PO、SO、CIO3、NCL、NF3 AB4型 四面体形 CCL4、SO、PO、CIO4、BH4、CH4、NHt、PH A2B4型 C2O、N2O4、B2F4 4.键角大小比较 (1)先看中心原子杂化类型，sp(180)>sp(120°)>sp3(10928)。 (2)杂化类型相同时，看中心原子孤电子对数，孤电子对数越多，键角越小。 排斥力大小：孤电子对一孤电子对>孤电子对一成键电子对>成键电子对一成键电子对。 (3)杂化类型和中心原子孤电子对数相同，看原子电负性（以AX为例）： ①中心原子电负性越强，A一X形成的共用电子对之间的斥力越强，键角越大：如NH>PH3。 ②配位原子电负性越强，A一X形成的共用电子对之间的斥力越弱，键角越小：如NC<NBr。 267 讲解 实战高考·化学】 (4)看化学键类型：双键间斥力>双键与单键间斥力>单键间斥力，如HCHO中∠O一C一H >∠H-C-H。 三、配位键和配合物 1.配位键：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“电子对给予一接受键”。 2.配合物 (1)形成条件：①配体有孤电子对；②中心原子有空轨道。 (2)组成（实例） 配位原子 [Cu(NH)]SO 中心离子配位体配位数 外界离子 内界 外界 配合物 3.比较配位键的稳定性 一般情况下，与同种金属原子（或离子）形成配位键时，配位原子的电负性越小，形成配位键就 越稳定。例如，电负性：N<O,则配离子的稳定性：[Cu(NH)4]+>[Cu(HO)4]2+。 4.检验Fe+、Fe+的特效试剂与使用条件 (I)Fe+的检验：邻二氮菲是Fe+检验的特效试剂，其显色与溶液的pH有关，适宜pH范围是 2~9。 (2)Fe3+的检验：KSCN是检验Fe3+的特效试剂，但检验过程受溶液pH的影响，其中检验时的 pH<3。 (3)检验Fe2+、Fe3+的其他特效试剂。 ①Fe3+的检验：亚铁氰化钾K4[Fe(CN)]可以检验，现象是有蓝色沉淀产生。 ②Fe2+的检验：铁氰化钾K3[Fe(CN6)]可以检验，现象是有蓝色沉淀产生。 三、分子的性质 1.键的极性、分子的极性及对物质性质的影响 (1)键的极性对物质化学性质的影响 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来实现的，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。 ①比较CF3COOH与CCI COOH的酸性强弱：由于F一C键的极性大于C一C键的极性，使 F3C一的极性大于CC一的极性，导致三氟乙酸的羧基中的羟基极性更大，更易电离出氢离 子，所以酸性：三氟乙酸>三氯乙酸。 ②比较HCOOH与CH3COOH的酸性强弱：烃基是推电子基团，烃基越长，推电子效应越大， 使羧基中的羟基的极性越小，羧酸的酸性越弱，所以酸性：甲酸大于乙酸。 (2)极性分子和非极性分子 ①A一A型分子一定是非极性分子、A一B型分子一定是极性分子。 2681 0专题5物质结构与性质 ②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.溶解性与分子极性 (1)“相似相溶”的规律：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。 如果存在氢键，则溶剂与溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。 (2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶(C2HOH和H2O中的羟基相 近)，而戊醇中的烃基较大，故在水中的溶解度明显减小。 (3)分子与H2O反应，也能促进分子在水中的溶解，如SO2、NO2。 3.分子的手性 (1)对映异构体：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，互称手性异构体。 (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，连有四个不同原子或原子团的碳原子。 OH O 如CH一CHC一OH。 四、分子间作用力 1.范德华力：主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点越 高，硬度越大。一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增 大；相对分子质量相近的分子，分子的极性越大，范德华力越大。 2.氢键 (1)氢键表示方法：X一H…Y(X、Y可相同或不同，一般为F、O、N),“一”表示共价键，“.”表 示氢键 (2)特征：氢键不属于化学键，而是一种分子间作用力，氢键键能较小，但比范德华力大，具有一 定的方向性和饱和性。 (3)氢键的存在和类型：氢键既存在于分子之间，也可以存在于分子内部的原子团之间。 (4)氢键对物质性质的影响 ①分子间有氢键的物质熔化或汽化时，除了要克服纯粹的分子间作用力外，还必须提高温度， 额外地提供一份能量来破坏分子间的氢键，所以这些物质的熔、沸点比同系列氢化物的熔、沸 点高。 ②分子内有氢键时，往往会降低分子间作用力，从而使物质的熔、沸点降低。 3.无机含氧酸分子的酸性 (1)对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。 如：HCIO<HCIO2<HClO3<HCIO4;HNO2<HNO3;H2SO3<H2SO4。 注意)无机含氧酸的通式可写成(HO)mRO,如果成酸元素R相同，R的正电性越高，导致 269 讲解 实战高考·化学 R一O一H中O的电子向R偏移的程度增大，在水分子的作用下越容易电离出H+,酸性越强。 如酸性：H2SO3<H2SO4。 (2)含氧酸的强度随着分子中连接在中心原子上的非羟基氧的个数增大而增大，即(HO)mRO 中，n值越大，酸性越强。 五、超分子 1.结构特点：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配位键等。 2.应用 (1)“杯酚”可用于分离C60和C0。 (2)冠醚识别碱金属离子：冠醚与孔径大小合适的碱金属离子形成超分子。 考点5晶体结构与性质（山东高考6年10考） 1.晶胞中微粒数的计算方法一均摊法 (1)长方体（包括立方体）晶胞中不同位置的粒子数： 凡处于立方体顶点的微粒，同时为8个晶胞共有，属于该晶胞的为1/8； 凡处于立方体棱上的微粒，同时为4个晶胞共有，属于该晶胞的为1/4； 凡处于立方体面上的微粒，同时为2个晶胞共有，属于该晶胞的为1/2； 凡处于立方体体心的微粒，完全属于该晶胞。 (2)非长方体结构 在六棱柱结构中，顶角上的原子有。属于此结构，面上的原子有属于此结构，因 此如图六棱柱中镁原子个数为12×合十2×号=3，硼原子个数为6。 2 2.四种晶体类型的比较 类型 分子晶体 共价晶体 金属晶体 离子晶体 比较 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 大多易溶于水 溶解性 相似相溶 难溶于任何溶剂 难溶于常见溶剂 等极性溶剂 晶体不导电， 一般不导电，溶 导电、导热性 一般不具有导电性 电和热的良导体 水溶液或熔 于水后有的导电 融态导电 270 0专题5物质结构与性质 3.典型晶体模型 晶体 晶体结构 晶体详解 (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10928'； 金刚石 (3)最小碳环由6个C组成且6个原子不在同一平面内； 价晶体 (4)每个C参与4条C一C键的形成，C原子数与CC键数之比为1：2 (1)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构； SiOz 00 (2)每个正四面体占有1个Si,4个“20”，N(Si):N(0)=1:2; (3)最小环上有12个原子，即6个0,6个Si 分子 (1)8个C02分子构成立方体且在6个面心又各有1个CO2分子； 干冰 晶体 (2)每个CO2分子周围等距且紧邻的C02分子有12个 (1)每个Na+(CI-)周围等距且紧邻的CI(Na+)有6个，每个Na+ NaCl型 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C1 离子 ONa' ●Cl 晶体 (1)每个Cs+(CI)周围等距且紧邻的CI-(Cs+)有8个，每个Cs CsCI型 (CI)周围等距且紧邻的Cs+(C1)有6个； (2)每个晶胞中含1个Cs+、1个CI OCl-OCs (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 混合型晶体 六元环结构； 石墨 (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 怎么考⊙ 题型各个击破 题型一 微粒半径大小比较 “三看”法快速判断简单微粒半径的大小 题型解读本题型为物质结构中的必考点，选 一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层 择题中经常与元素周期表相关知识结合在一 数越多，半径越大。 起考，需要掌握相关知识和解题方法。 二看核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷 271