专题01 物质结构与性质（期末知识清单PDF）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|12大考点·严格A4·考点可跨页|L2标准版 考点01原子结构·核素 |必记点 1.原子构成：原子核（质子+中子）+核外电子 质量数A=质子数Z+中子数N 原子中：质子数=核电荷数=核外电子数 阳离子核外电子数=质子数-电荷数 阴离子核外电子数=质子数+电荷数 2.元素/核素/同位素概念辨析 概念 定义 对缘 元素 质子数相同的一类原子总称 宏观 核素 具有一定质子数和中子数的一种原子 微观 同位素 质子数相同、中子数不同的同元素核素互称 互称 3.氢的三种核素·1H氕（无中子）、2H(D)氘/重氢、H(T氚/超重氢 4.几种重要核素的用途 235U 14C 2H(D) 3H() 180 核燃料 考古断代 制氢弹 制氢弹 示踪原子 5.同位素特征中子数不同、质子数相同化学性质几乎完全相同物理性质差异较大稳定核素的丰度不变 △易错点(7条) 1.同位素之间转化是核反应，既非物理变化也非化学变化 2.同位素的化学性质几乎相同，但物理性质差异较大 3.同一元素各稳定核素在自然界中的丰度不变 4.元素种类由质子数决定，核素素种类由质子数和中子数共同决定 5.质量数只能用于单一核素，元素相对原子质量是各核素加权平均值 6.同位素是"原子"之间的互称，不能说同位素元素 7.H2、D2、HD为同元素不同单质，不是同位素 拿一句话速记 质子定元素中子分核素：同位素=同质子不同中子。 考点02核外电子排布 |必记点(1)-基本概念 电子云：核外电子概率密度分布的形象描述 能层/能级/原子轨道：电子按能量分能层→分能级→原子轨道（电子的一个空间运动状态） 基态原子：处于最低能量状态的原子 激发态原子：基态吸收能量，电子跃迁到较高能级 原子光谱：电子跃迁吸收/释放不同光形成，可用于光谱分析（鉴定元素） 必记点(2)-三大排布原则 原则 核心内容 能量最低原理 优先占据能量最低的轨道，使原子总能量最低 泡利原理 一个原子轨道最多容纳2个电子，且自旋相反 洪特规则 简并（等价）轨道上电子先单独分占，自旋平行 洪特规则特例：简并轨道处于全充满(p6/d10/14)、半充满p3/d5/)、全空时能量较低、最稳定（如Cr:[Ar]3d54s1、Cu: [Ar]3d104s1) 一第1页/共16页一 考点02核外电子排布（续 |必记点(3)-疏原子(Z=16)四种表示方法 电子排布式 1s22s22p53s23p4 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 3sf↓3p1l↑↑ 能级填充顺序（构造原理）：1s→2s→2p→3s一3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s. ▲易错点(7条) 1.能级填充顺序中4s先于3d填，但书写电子排布式时按能层从小到大排列 2.Fe的电子排布式：1s22s22p3s23p63d64s2(不是3d6写在4s2后) 3.Cr:[Ar]3d54s1,Cu:[Ar]3d4s1(半满/全满更稳定特例 4.失电子时先失最外层ns),如Fe一→Fe2+:[Ar]3d5,Fe3+:[Ar]3d5 5.基态原子电子排布式才唯一激发态可有多种 6.光谱分析既能识别吸收光谱也能识别发射光谱 7.轨道表示式中每个箭头代表1个电子，方向相反表示自相反 。一句话速记 能量最低+泡利不相容+洪特单占：半满全满最稳定。 考点03元素周期表的结构及应用 必记点(1)-原子序数与周期结构 原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 周期（供7个，3短4长）：周期序数=该周期原子最大能层数 类型 短周期 长周期 周期 一 四 五 六 七 元素数 2 8 8 18 18 32 32 0族原子序数 10 18 36 54 86 118 必记点(2)-族结构(7主+7副+厘+0=16族) 列12 3 4 5 6 7 8-10 11 12 13 14 15 1617 18 族IAIAⅢ3IVB VB VIB VIB IBⅡB A IVA VA VIA VIIA 0 主族元素价层电子排布 族 IA IA ⅢA IVA VA VIA VIA 价电子 nsi ns2 ns2npi ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2nps 0族ns2np(He例外：1s2)副族：(n-1)d1-10ns1-2(Pd、镧系、锕系除外) 一第2页/共16页一 考点03元素周期表的结构及应用（续喇 |必记点(3)-周期表5大分区 分区 价层电子排布 位置 s区 ns1-2 IA、IA p区 ns2np1-6(He除外) ⅢA~IA、O族 d区 (n-1)d1-9ns1-2(Pd除外) ⅢB~IB、VⅧ ds区 (n-1)dns1-2 IB、IB 伛 (n-2)fp-14(n-1)d0-2ns2 镧系、锕系 金属非金属分界线沿B-Si-As-Te-At一线划虚线 ·左下方为金属元素区右上方为非金属元素区 ·分界附近元素（铝、锗、锑、钋等）兼具金属性和非金属性 A易错点(7条) 1.Ⅷm族包含8、9、10共3列，其他副族各只占1列 2.副族编号为IB~TB,无IB(只有Vm族) 3.IA族不全是金属（含H),0族中He的价电子是1s2(非ns2np) 4.过渡元素均为金属元素共10列(d区+ds区) 5.第六周期镧系15种、第七周期锕系15种元素，均放在ⅢB 6.稀有气体非"惰性气体"，已发现XeF2、Xe0等化合物 7.第三列（皿B)含镧系/锕系排不下时常单列出来放在表下方 鲁一句话速记 三短四长七周期，七主七副零和八：价电子定族能层定周期。 考点04元素周期律。电离能。电负性 |必记点(1)-主族元素周调期性变化规律 项目 同周期（左一右） 同主族（上→下） 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 逐新减小 逐渐增大 金属性 逐渐减弱 逐渐新增强 非金属性 逐渐增强 逐新减溺 最高价氧化物对应水化物酸性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物碱性 逐渐减溺 逐渐增强 简单气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 第一电离能 增大趋势(IA、VA反常) 逐渐减小 电负性 逐渐变大 逐渐变小 化合价：最高正价=+1→+7(O、F除外)：负价=主族序数一8(H为-1价)：同主族最高正价=主族序数 一第3页/共16页一 考点04元素周期律。电离能。电负性（续刻 |必记点(2)-第一电离能1 定义：气态基态原子失去1个电子→气态基态正离子所需最低能量 符号h1单位：kmo1 变化规律： 1.同周期：左→右，lh呈增大趋势（ⅡA、VA反常偏大） 2.同主族：上→下，1逐渐变小 3.同种原子逐级电离能11<2<3<… 反常原因：ⅡA(ns全满、VA(np3半满)结构稳定，h偏大 三大应用： ①判断金属性强弱：越小，金属性越强 ②判断化合价若1(n+1)》In,则常见化合价为+n ③判断电子分层：逐级电离能突变处即能层变化处 实例：钠元素I2>1,所以Na的化合价为+1；镁元素b>2,所以Mg的化合价为+2 |必记点(3)-电负性 定义：不同元素的原子对键给电子吸引力的标度。电负性越大，吸引键合电子的能力越强 计算标准以F=4.0、i=1.0作为相对标准（稀有气体未计） 变化规律： 1.同周期：左→右，电负性逐渐变大 2.同主族：上→下，电负性逐渐变小 金属俳金属判据（界限值1.8： 类别 电负性范围 性质 金属元素 般<1.8 易失电子 非金属元素 般>1.8 易得电子 类金属(GeSb等) ≈1.8 兼具金属性和非金属性 应用：电负性差值越大→键的离子性越强差>1.7→离子键差<1.7→共价键 4易错点(8条) 1.第ⅡA族I1>ⅢA族，第VA族Ih>VIA族（伴满/全满更稳定） 2.O、F无最高正价：F无正价(F电负性最大) 3.非金属性判据用最高价含氧酸(HCIO4>HS04),不能用无氧酸(HC不是最高价) 4.原子半径：阳离子<同元素原子，阴离子>同元素原子 5.电子层结构相同时，核电荷数越大半径越小（如O2->F->Na+>Mg2+) 6.稀有气体h为同周期最大（电子结构最稳定） 7.电负性是相对值无单位电离能有单位kmo-1 8.金属性≠还原性：非金属性≠氧化性（浓度/状态可改变） 。一句话速记 左到右半径减、电离/电负增，金属弱非金属强：ⅡA、VA电离能反常高。 一第4页/共16页一 考点05化学键。物质组成。电子式 |必记点(1)-化学键分类 定义：相邻原子或离子间强烈的相互作用 项目 离子键 共价键 成键粒子 阴、阳离子 原子 成键实质 阴阳离子间静电作用 共用电子对与成键原子间静电作用 形成条件 活泼金属+活泼非金属； 同元素原子→非极性键； NH4*与酸根之间 异元素原子一极性键 形成物质 离子化合物 非金属单质、共价化合物、某些离子化合物 |必记点(2)-共价键σ键/π键 共价键特征：饱和性和方向性 单键=10键 双键=10键+1π键 三键=1o键+2π键 1mol物质所含σ键、π键数（完整表） 物质 极性键 非极性键 o键 π键 单键 双键 三键 N2(N=N) 1mol 2 mol C2H4(CH2=CH2) 5mol 1 mol SiO2 V 一 4mol 0 一 BF3 V 3mol 0 P HCN(H-CEN) V 2 mol 2 mol 一 必记点(3)-键参数 三大键参数：键能、键长、键角 键能越大、键长越短一共价键越牢固一分子越稳定 键角决定分子的空间结构 |必记点（④）-离子/供价化合物比较 项目 离子化合物 共价化合物 定义 含离子键的化合物 只含共价键的化合物 构成微粒 阴、阳离子 原子 化学键 一定含离子键可能含共价键 只含共价键 实例 NaCl、NaOH、NH4Cl、Na2O2 HCL CO2、HSO4、CH4 一第5页/共16页一 考点05化学键。物质组成。电子式（续封 |必记点(5)-电子式书写 概念：在元素符号周围用，"或”×"表示原子最外层电子的式子 书写规则： 1.简单阳离子直接写离子符号：Nat、Mg2+、Ca2+ 2.简单阴离子加方括号+电荷数如d]、0:]2 3.复杂离子(NH4+、OH)需加方括号+电荷数 4.离子化合物：阴阳离子交替排列，相同离子不合并 5.共价分子：用：表共用电子对，不加方括号 6.形成过程：用"→"（不是"="），反应物用原子电子式 典型电子式实例 类别 实例 原子 Na:·C1:(C周围7个电子) 简单离子 Na*[:F:]- 复杂离子NH4t [HN(H)(H:H]+(N周围8电子加方括号+电荷) 复杂离子OH L:6-H]- CaCle [:CL]-Ca2 [:Ci:]- NazO Na*[::]2-Na* N2 :N:N: H2O H:O:H C02 0C0 HCIO H:O:C1:(中心为O非CD CCl4 C居中，4个：C1:对称连接 H202 H:O:0:H NHs H:T(H):HN周围1孤对) 形成过程 。NaCl(离子：Na+.Ci:→Na[Ci HCl共价H+.C:→H:di: A易错点(8条) 1.形成过程必须用一，不能用=" 2.HCIO电子式中中心原子是0，结构为H-O-Cl,不是H-C1-O 3.含离子键的化合物一定是离子化合物；只含共价键才是共价化合物 4.NaOH、NaO2、NH4CL、NaSO4等含共价键的离子化合物 5.稀有气体单质不含化学键，熔化时不破坏化学键 6.离子化合物熔化必破坏离子键共价化合物熔化一般不破坏化学键 7.o键可单独存在，π键必须与σ键共存 8.电子式中，氧原子周围必须有8个电子(2对成键+2对孤对) 。一句话速记 单键全c,双键1σ1π，三键1σ2π离子加括号，共价不加框。 一第6页/共16页一 考点06分子（离子）的空间结构 |必记点(1)-VSEPR模型核心 理论要点： 1.价层电子对在空间相距最远时，排斥力最小，能量最低 2.孤电子对排斥力较大，孤对越多，键角越小 价层电子对数=o键电子对数+孤电子对数 孤电子对数=h×(a-xb) ā=中心原子价电子数（阳离子减电荷，阴离子加电荷） b=与中心原子结合的原子最多能接受的电子数 ×=与中心原子结合的原子数 常见b值：H原子b=1;其他非金属一般b=8-族序数（如0：b=2) 必记点(2)-VSEPR推断空间结构（完整表） 电子对数 σ对 孤对 VSEPR模型 分子空间结构 实例 0 直线形 直线形 C02 3 0 平面三角形 平面三角形 BF3 3 2 1 平面三角形 V形角胸 s02 × 0 正四面体形 正四面体形 CH4 4 3 1 正四面体形 三角锥形 NH3 2 2 正四面体形 V形（角形 H2O 必记点(3)-杂化轨道理论 核心要点：原子成键时价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数目相等、能量相同的杂化轨道 杂化类型 轨道数 夹角 空间结构 示例 sp 2 180° 直线形 BeCl2、CO2、CzH2 sp2 120° 平面三角形 BF、SO3、C2H4、苯 sp3 4 10928 正四面体形 CH4、NH4、CCl4 杂化轨道数=键数+孤电子对数 2→sp|3→sp214→sp 典型分子杂化与构型 分子 键 孤对 杂化 构型 键角 CH4 4 0 sp3 正四面体 109°28 NH3 3 sp3 三角锥 107° H2O 2 2 sp3 V形 104.5° BF3 3 0 sp2 平面三角形 120° S02 3 sp2 V形 ≈120° CO2 2 0 sp 直线形 180° △易错点(7条) 1.VSEPR模型≠分子空间结构(VSEPR含孤对位置，分子结构只看原子位置) 2.NH:、H2O都是sp3杂化，但分子构型分别为三角锥和V形 3.键角顺序：CH4(10928)>NH(107)>H2O(104.5),孤对越多键角越小 4.双键/三键中的π键不参与杂化，杂化数只算o键+孤对 5.苯环中C为sp杂化，垂直于环面的p轨道形成大π键 6.含氧酸根(S042-、N03、C032-)计算时，a要加上电荷数 7.NH4+计算时，a要减去电荷数（中心N价电子5-1=4） 鲁一句话速记 o键+孤对定杂化：2sp、3sp2、4sp3孤对越多键角越小。 一第7页/共16页一 考点07等电子体原理 |必记点(1)-定义与判据 等电子体：原子数相同且价电子总数相同的微粒 等电子原理：等电子体具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近如空间结构、键型 判据=原子数相等+价电子总数相等 价电子总数=最外层电子数±电荷数（阴离子加，阳离子减） |必记点(2)-常见等电子体（必背） 原子数 价电子总数 等电子体组 空间结构 10 N2、CO、CN-、C22-、NO+ 直线形 2 14 F2、O22-、HCI CIO 直线形 16 CO2、N2O、CS2、N3、SCN、BeC2 直线形 3 18 NO2、O3、SO2 V形 24 NO3、CO32-、SO3、BF3 平面三角形 26 SO32-、CIO3、Nf3、PClB 三角锥形 32 S042-、P043-、CIO4、CCl4、Sif4 正四面体形 4易错点(6条) 1.等电子体要求"原子数相同+价电子总数相同"，两者缺一不可 2.价电子=最外层电子，主族元素=族序数过渡元素需按(-1)d+ns算 3.计算价电子总数时，阴离子加电荷，阳离子减电荷 4.等电子体性质相近但不完全相同，可推断空间结构和键型 5.C0和N2是经典等电子体（价电子均为10），C0的π键中含1个配位键 6.S02与O是等电子体（均为V形，不要漏算电荷 鲁一句话速记 原子数同+价电子同=等电子体：结构相似性质相近。 考点08 分子的极性·溶解性。手性 |必记点(1)-共价键与分子极性 类型 判据 实例 非极性键 同种元素原子 HH、CLCL、C=C 极性键 不同种元素原子 H-CI、C=O、O-H 非极性分子 正负电荷中心重合（空间对称） CO2、CH4、BF3、C2H4 极性分子 正负电荷中心不重合（空间不对称） H2O、NH3、HCL、SO2 AB型分子极性判断口决： 中心原子无孤对+键全等一非极性分子(CO2、CH4) 中心原子有孤对一一般为极性分子(Nb、H2O) 一第8页/共16页一 考点08分子的极性·溶解性。手性（续喇 |必记点(2)-相似相溶原理 核心原理极性溶质易溶于极性溶剂，非极性溶质易溶于非极性溶剂 影响溶解性因素： 1.分子极性：极性相近溶解性好(NH极易溶于H2O) 2.氢键溶质与溶剂能形成氢键则溶解度增大（乙醇与水互溶） 3.反应性：溶质与溶剂反应可显著增大溶解度(HCI溶于H2O) 4.分子结构相似性：相似越多越易溶（乙醇与水OH相以 |必记点(3)-手性分子 定义：有机物分子中若一个碳原子上连有四个不同的原子或基团，则该碳为手性碳原子(C),该分子为手性分子 手性异构体特征：互为镜像关系，不能完全重合（如左右手） 性质：物理性质相同（榕沸点），但对偏振光的旋光方向相反在生物体内活性可能差异巨大 典型手性分子：乳酸CH-C*H(OH-COOH、氨基酸（除甘氨酸外）、葡萄糖 A易错点(7条) 1."含极性键"≠"极性分子"，C02含极性键但分子是非极性 2."非极性分子"中可含极性键(CH4、CCl4、BF) 3.判断AB型分子极性：中心原子化合价绝对值=族序数→非极性 4.S02为V形→极性S03为平面三角形→非极性 5.手性碳必须连4个不同原子或基团，有2个相同就不是手性碳 6.手性分子的光学异构体榕点、沸点、密度相同，但旋光方向相反 7.氨基酸中只有甘氨酸(NH2CH2COOH)不含手性碳 。一句话速记 相似相溶极性配极性：C上四不同则为手性碳。 考点09配位键与配合物 |必记点(1)-配位键 定义：共用电子对由一方单独提供形成的共价键（本质仍是共价键） 表示：用箭头→指向接受电子对的原子(A→B,A提供电子对，B接受) 形成条件： ·提供电子对的原子：有孤对电子（如N、O、C ·接受电子对的原子：有空轨道（如H+、过渡金属离子） 实例：NH4+(N→H)、HsO+(O→HH)、[Cu(NH)4]2+N一→Cu2+) 必记点(2)-配合物组成 组成 说明 实例([Cu(NH)4]SO4) 中心原子（离子） 提供空轨道，一般为过渡金属 Cu2+ 配位体（配体） 提供孤对电子（分子或离子） NHa 配位原子 配体中直接提供孤对的原子 N 配位数 中心原子结合的配位原子数 又 内界 方括号内整体 [CuNH)4]2+ 外界 方括号外离子 S042 常见配体：H2O、NH、CO、CN-、C、F-、SCN 常见配合物颜色：[Cu(NH)4]2+深蓝色；Fe(SCN)3血红色；[Fe(CN)]3-黄色 一第9页/共16页一 考点09配位键与配合物（续 典型实验现象 1.Cu2++氨水少)：Cu2++2NH3H0→Cu(OH)2↓+2NH4+(蓝色沉淀) 2.Cu2++氨水（过量）：Cu(OH2+4NH→[Cu(NH)4]2++2OH(深蓝色溶液 3.Fe3++KSCN:Fe++3SCN-三Fe(SCN)3(血红色，用于Fe3+检验) 4.AgCI+氨水：AgCI+2NHs→[Ag(NH)2]++C(白色沉淀溶解) ▲易错点(6条) 1.配位键的本质仍是共价键，只是形成方式不同（单方提供） 2.NH4+中4个N-H键完全等同（其中1个由配位形成，后无法区分） 3.配位数=配位原子数（不是配体数，EDTA为多齿配体除外） 4.外界与内界完全电离，内界一般不电离 5.提供孤对电子的是配位原子(N、O、C等)，不是中心原子 6.过渡金属易形成配合物因为有空(n-1)d和ns、np轨道 警一句话速记 孤对+空轨道=配位键中心配体共组配合物。 考点10分子间作用力·氢键 |必记点(1)-范德华力 定义：分子间普遍存在的较弱的相互作用力 强度：比化学键弱得多（约为化学键的1/10~1/100） 影响因素： 1.分子量越大，范德华力越大（结构相似时） 2.分子极性越大，范德华力越大 影响：决定物质熔沸点、溶解度等物理性质（不影响化学性质） |必记点(2)-氢键 定义：已与电负性大、半径小的原子(F、O、N)形成共价键的H原子，与另一个电负性大的原子之间的静电作用 表示X-H…YXY为F、O、N;"-"是共价键，”…"是氢键) 氢键强度F-H…F>O-H0>N-HN 氢键>范德华力，但远<共价键 分类 ·分子间氢键：水、NH、HF、醇、羧酸（使熔沸点升高） ·分子内氢键邻硝基苯酚（使熔沸点降低） 典型表现 1.H2O、HF、NH3的沸点反常偏高（同族最高） 2.冰的密度比液态水小（冰中氢键使分子间空隙增大） 3.乙醇与水任意比互溶 4.邻硝基苯酚榕点<对硝基苯酚熔点（分子内/间氢键差异） 一第10页/共16页 考点10分子间作用力·氢键（续钩） ▲易错点(7条) 1.氢键不是化学键，属于分子间作用力的特殊形式 2.形成室键的原子仅限F、O、N(C电负性也大但半径偏大，一般不计) 3.范德华力响物理性质，不影响化学性质（稳定性看键能） 4.结构相似时，M↑→沸点(F2<C2<Br2<) 5.HF、H2O、NH沸点反常高是分子间氢键所致 6.分子内氢键使沸点降低（因不形成缔合分子） 7.稳定性看共价键键能，与氢键、范德华力无关 。一句话速记 范德华决熔沸，氢键F/O/N之间分子间氢键升熔沸，分子内氢键降熔沸。 考点11晶体类型与性质 |必记点(1)-晶体与非晶体 项目 晶体 非晶体 微粒排列 有规则的几何形状 无规则 熔点 固定 不固定 各向异性 有 无 射线衍射 有衍射图谱 无 获得晶体三大途径：①熔融态结晶②气态沉积③溶液析出 |必记点(2)-四大晶体类型完整对比 项目 分子品体 共价品体 金属品体 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 微粒间作用 分子间作用力（部分含氢键） 共价键 金属键 离子键 熔沸点 低 很高 差异大 较高 硬度 小 很大 差异大 较大 导电性 固液均不导电（电解质溶液例外） 一般不导电（硅、石墨例外） 固/液均导电 固不导电，熔融/溶液导电 溶解性 相似相溶 不溶 不溶（与水反应除外） 易溶于极性溶剂 典型物质 干冰、冰、2、白磷 金刚石、SiO2、Si、SiC 所有金属(Hg液态) NaCl、CaF2、CsCl、MgO |必记点(3)-熔沸点比较规律 总规律共价晶体>离子晶体>分子晶体（金属晶体差异大，跨越各类） 晶体 规律 示例 分子晶体 有氢键>无氢键：结构相似看M伏小 H2O>H2S;HF>HCI 共价晶体 键长短、键能大者高 金刚石>SiC>Si 金属晶体 电荷高、半径小、自由电子多者高 Mg>Na;Al>Mg 离子晶体 电荷高、半径小一晶格能大一→熔沸点高 Mgo>NaCl;NaF>NaCI>NaBr>Nal 晶格能=1mo1离子晶体中阴阳离子完全气化分离所吸收的能量 晶格能越大一离子晶体越稳定→熔点越高、硬度越大 -第11页/共16页一 考点11晶体类型与性质喇 |必记点（④-典型晶体结构 品体 类型 结构特征 金刚石 共价 C-sp杂化，正四面体网状，C-C-C109°28；最小环含6个C平均每C含2条C-C键 石墨 过渡（混合） 层内sp2+大π键（共价键），层间范德华力；能导电 SiO2 共价 Si居中正四面体，每si连40，每0连2Si最小环含12个原子(6Si+60):Si:0=1:2 干冰CO2 分子 面心立方，每C02周围12个近邻C02 NaCl 离子 面心立方，Na*/C配位数均为6，每个晶胞含4个NaCI CsCl 离子 体心立方，Cs+/C配位数均为8每个晶胞含1个CsC1 CaFz 离子 Ca2+配位数8，F-配位数4；每个晶胞含4个CaF2 ▲易错点(7条) 1.晶体熔化破坏的作用力：分子晶体→分子间力（含氢键）；：共价晶体→共价键；金属晶体→金属键：离子晶体→离子键 2.Si02是共价晶体不是分子晶体（不存在"Si02分子"） 3.石墨是混合型晶体（层内共价键，层间范德华力能导电） 4.能导电的晶体不一定是金属晶体（石墨、硅也能导电） 5.金属晶体硬度差异大碱金属软，过渡金属硬 6.判断晶体类型看榕沸点+导电性+硬度+溶解性，不能单凭某一项 7.有的物质组成相同但晶型不同（同素异形体，如金刚石/石墨，白磷/红磷） 。一句话速记 四晶体看微粒和作用力：分子分子间、共价共价键、金属金属键、离子离子键。 考点12晶胞计算 |必记点(1)-均摊法 晶胞：晶体中最小的重复单元（平行六面体） 均摊法核心：晶胞中每个粒子的贡献按其被几个晶胞共有来分配 粒子位置 贡献 顶点 1/8 棱上 1/4 面上 1/2 体内 1 注：六方晶胞的顶点贡献为1/6，棱为1/3（因120°夹角不同） -第12页/共16页一 考点12晶胞计算续封 |必记点(2)-晶胞计算核心公式 密度公式p=(nM)/(N.V) n=一个晶胞含化学式单元数 M=化学式相对分子质量(g/mol) Na=阿伏伽德罗常数(6.02×1023/mo V=晶胞体积(cm) 晶胞体积常见形式 ·立方V=a(a为边长) ·长方体：V=abc ·六方：V=a2.csin60°=(W3/2)a2.c 配位数：晶体中最近的异种粒子数(NaCl中为6，CsC中为8) 经典计算实例NaC) 1.顶点C:8×(1/8)=1;面心C:6×(1/2)=3共4个C 2.棱中Na+:12×(1/4)=3;体心Na+:1×1=1;共4个Na 3.每个晶胞含4个NacI单元(n=4) 4.密度p=(4×58.5)/(Naa) 1必记点(3)-金属堆积方式 堆积方式 配位数 空间利用率 代表金属 简单立方 6 52% Po钋) 体心立方 8 68% Na、K、Fe、W 面心立方最密) 12 74% Cu、Ag、Au、AI 六方密堆积 12 74% Mg、Zn、Ti ▲易错点(8条) 1.顶点1/8、棱1/4、面1/2、体心1，立方晶胞才适用，六方晶胞不同 2.计算时，化学式中的每种原子都要分别均摊后核对比例 3.晶胞体积单位换算：1nm=10-7cm;1pm=10-10cm 4.密度公式中M用化学式的摩尔质量，不是单个原子 5.配位数≠晶胞内粒子数，配位数看最近邻异种粒子 6.金属晶体常见堆积方式（面心立方、体心立方、六方密堆积）的空间利用率不同 7.金刚石型晶胞含8个C(8顶×1/8+6面×1/2+4内=8) 8.计算微观距离时，要根据晶胞几何关系求（如NaCl中Na-Cl=a/2) 鲁一句话速记 顶八棱四面二体一，P=nM/NaV;配位看最近邻异种数。 一第13页/共16页一 海12考点终极串记·知识网络汇总 知识脉络·16大易错点·10大方法速览：12句口决 。物质结构完整知识链 |结构决定性质·核心主线 【微观层面】原子结构(01)一电子排布(02) 【宏观分类】周期表位置(03)一周期律(04 【键合作用】化学键(05)一空间结构(06)一等电子体(07刀 【分子性质】分子极性/手性(08)→配合物(09) 【聚集状态】分子间力/凰键(10)→晶体类型(11)一→晶胞计算(12) ▲16大高频易错点汇总 A全章踩坑清单 1.同位素是原子互称，不能说"同位素元素"，HD不是同位素是单质 2.电子排布式按能层n排列：Fe是…3d54s2(Cr/Cu特例半满全满 3.失电子先失最外层ns,Fe2+=[Ar]3d6 4.VⅧ族占3列：副族无VⅧB(只有VⅧ；ⅢB含镧啊系 5.H在IA但非金属，He的价电子1s2 6.ⅡA、VA的I1反常偏大（全满/半满稳定） 7.O无最高正价：F无正价且电负性最大 8.非金属性判据用最高价含氧酸，不能用HCl 9.NH4Cl、NaOH、Na2O2是含共价键的离子化合物 10.HCI0电子式中o居中：H-0-C1 11.形成过程必须用→，不能用"=” 12.NH/H2O都是sp杂化，但构型分别是三角锥/V形 13.含极性键≠极性分子(CO2、CCl4、BF3是非极性分子) 14.氢键不是化学键，仅限F、O、N之间形成 15.Si02是共价晶体不是分子晶体；石墨是混合型 16.晶胞n按化学式整体均摊密度p=nM/(Na) *10大解题方法速览 方法论（详见下两页） 1.位构性互推法：位置→结构性质三者互推 2.微粒半径判断法：同周期/同主族/电子排布相同 3.金属性强弱判断法：与水/酸反应+碱性+h+电负性 4.非金属性强弱判断法：与H2化合+氢化物稳定性+最高价酸性 5.晶体熔沸点比较法分型探讨核心决定因素 6.σ/m键计数法单=1o,双=1o+1;三=1o+2π 7.VS EPR及杂化法：o键+孤对=2sp/3sp2/4sp3 8.元素推断法：巧用原子/价键特性作为"题眼"解题 9.等电子体推断法：原子数同+价电子同→结构相似 10.大π键判断法：平行p轨道+未成对电子重叠 一第14页/共16页一 专题01物质结构与性质·素养提升清单（上） 核心解题方法1~6|规律总结与推断技巧 方法1-3元素规律与半径、性质比较 |方法1：同主族、相邻周期元素原子序数差 1.1A族：随电子层数增加，原子序数依次相差2,8,8,18,18,32 2.ⅡA族：依次相差8,8,18,18,32 3.ⅢA~皿A族：依次相差8,18,18,32,32 4.0族：依次相差8,8,18,18,32,32 |方法2：微粒半径大小比较规律 1.同周期（除0族：序数递增，半径由大到小(Na>Mg>A 2.同主族：序数递增，半径由小到大(K>Na>心；K+>Na+>山it 3.核外电子排布相同：核电荷数越大，半径越小(O2->F->Na+>Mg2+>A3) 4.同种元素：阴离子>原子>阳离子，价态越高半径越小(Fe>Fe2+>Fe3+) |方法3：金属性/俳金属性强弱判断 金属性强弱判据 非金属性强弱判据 ①单质与水/酸反应置换H越易 ①与H化合越易，气态氢化物越稳定 ②单质还原性越强/阳离子氧化性越弱 ②单质氧化性越强/阴离子还原性越弱 ®最高价氧化物水化物碱性越强 ®最高价氧化物水化物酸性越强 方法4-6杂化轨道、熔沸点与晶胞计算 |方法4：杂化轨道类型的判断技巧 1.看空间结构：正四面体/三角锥→sp3;平面三角形一→sp2;直线形→sp 2.看键角：10928→5p3;120°→sp2:180°→sp 3.价层电子对数：4→sp3:3→sp2;2→sp 4.看π键数（限C原子）：无π键→sp:1个π键→sp2;2个π键→sp |方法5：同类型晶体熔沸点高低规律 。 离子晶体：阴阳离子电荷越多、半径越小→晶格能越大→榕沸点越高(MgO>NaC) 共价晶体：原子半径越小→键长越短→键能越大一榕点越高（金刚石>SiC>S) 分子晶体：有氢键的通常偏高(H2O>HS);结构相似看相对分子质量(M越大沸点越高)；质量接近看极性 金属晶体：离子电荷数越多、半径越小→金属键越强→榕点越高(Al>Mg>N) 方法6：原子分数坐标确定方法 以坐标轴所在正方体棱长为1单位，从原子位置分别向×、y、z轴作垂线，所得截距即为分数坐标。如原点为(0,0,0)，体 心为(1/2,1/2,1/2)。 一第15页/共16页一 专题01物质结构与性质·素养提升清单（下） 方法7~方法10|元素综合推断与大π键判定法 方法7-9元素推断综合技巧 |方法7&8：以结构/物质特性为题眼的推断 物质特性/结构特征 对应元素 形成化合物种类最多/单质硬度最大（金刚石）/氢化物含氢量最大(CH4) C(碳) 空气中含量最多/简单氢化物水溶液呈碱性(NH) N(氮) 地壳中含量最多/最简单氢化物（水）常温呈液态且沸点反常高 0(氧) 最外层电子数是次外层2倍/次外层是其他各层2倍 C/Mg 最外层电子数是次外层3倍/焰色呈黄色 O/Na 单质最易着火（白磷/单质密度最小气体(H) P/H 常温下单质呈液态的非金属/常温下呈液态的金属 Br/Hg 最高价氧化物及其水化物既能与强酸又能与强碱反应 AI(铝) |方法9：以周期表片段为依据的推断 1.相邻"十字结构：同主族上下相差8、18或32；左右相相差1。 2.注意特殊位置：如第三周期与第四周期元素上下可能相差18；短周期跨越长周期需仔细核对原子序数差。 方法10大π键的理解与判断（进阶必会） 丨核心概念与形成条件 概念：多个原子相互平行的轨道"肩并肩"重叠，p电子在这个整体内运动形成离域π键（大π键）。 表示方法：几mn(m为形成大π键的原子数，n为参与电子数，且n<2m)。 1.共面要求：所有参与形成离域π键的原子必须在同一平面上（中心原子只能为sp2或sp杂化）。 2.平行P轨道：每个原子提供一个未杂化且相互平行、垂直于该平面的轨道。 常见大π键实例与共用电子数计算 分子或离子) 大键类型 说明 苯(C6H6) 几65 6个C原子sp杂化，各提供1个p电子 03/S02/N02 几34 等电子体，V形共面，共提供4个p电子 C032-/N03 几45 等电子体，平面三角形，4个原子共提供6个p电子 CO2/CS2 2个Π4 直线形，互相垂直的两个平面上各形成一个几4 共用电子数()判断绝招 n=垂直于分子/离子平面的p轨道中的电子总数 (配位原子单电子优先成键，中心原子孤电子对不参与大π键，除非该孤电子对落在垂直轨道上) ▲大π键易错点 1.S03(平面三角形的大π键为几45，中心S提供0个，3个0各提供2个p电子，总共6个。 2.大π键能使体系能量显著降低，使得分子或离子具备更高的特殊稳定性如苯环、碳酸根)。 一第16页/共16页一