2026-2027学年高二上学期化学选择性必修2物质结构与性质期末复习资料（人教版）

高中化学期末复习资料 · 选择性必修 人 教 版 高中化学期末复习资料 选 择 性 必 修 2 物 质 结 构 与 性 质 知识梳理 · 核心考点 · 易错辨析 实验专题 · 典型例题 · 期末自测 · 速查附录 高中化学教研组 编 目 录 第一部分 知识网络梳理 2 第一章 原子结构与性质 2 第一节 原子结构 3 第二节 原子结构与元素周期表 4 第三节 元素周期律 5 第二章 分子结构与性质 6 第一节 共价键 6 第二节 分子的空间结构（VSEPR模型） 7 第三节 杂化轨道理论 8 第四节 分子的极性 9 第五节 分子间作用力 10 第三章 物质的聚集状态与晶体性质 10 第一节 晶体常识 11 第二节 金属晶体与金属键 11 第三节 离子晶体 12 第四节 原子晶体与分子晶体 13 第五节 混合型晶体（拓展） 14 第二部分 核心考点精讲 14 考点一 核外电子排布式书写 ★★★ 14 考点二 第一电离能变化规律与异常 ★★★ 15 考点三 电负性应用 ★★ 16 考点四 σ键与π键的识别 ★★★ 17 考点五 VSEPR模型判断分子构型 ★★★ 17 考点六 杂化轨道理论应用 ★★★ 18 考点七 分子极性判断 ★★ 19 考点八 氢键及其对物质性质的影响 ★★★ 20 考点九 晶体类型判断与性质比较 ★★★ 21 考点十 晶胞参数计算 ★★★ 22 第三部分 易错点辨析 23 易错点1 电子排布式与构造原理 23 易错点2 全满半满特例 24 易错点3 失电子顺序 24 易错点4 电离能异常点 24 易错点5 σ键与π键 24 易错点6 杂化轨道与孤电子对 25 易错点7 分子构型与电子对空间构型 25 易错点8 分子极性判断 25 易错点9 氢键不是化学键 25 易错点10 氢键对沸点反常的解释 26 易错点11 离子晶体与离子化合物 26 易错点12 原子晶体中的化学键 26 易错点13 分子晶体熔沸点比较 26 易错点14 金属键强度与熔点 27 易错点15 晶胞中微粒数的计算 27 第四部分 实验专题 27 实验一 氯化钠晶胞模型搭建 27 实验二 分子结构模型制作 28 实验三 共价键键长键角的测定（查阅法） 29 实验四 极性分子与非极性分子实验探究 30 实验五 晶体性质对比实验 31 实验六 氢键形成验证（沸点反常） 31 第五部分 典型例题解析 32 题型一 选择题（6题） 32 例1 电子排布式 32 例2 第一电离能比较 33 例3 杂化类型判断 33 例4 分子极性判断 34 例5 氢键判断 34 例6 晶胞微粒数 35 题型二 填空题（3题） 35 例7 VSEPR模型应用 35 例8 共价键类型分析 36 例9 晶体密度计算 37 题型三 实验题（2题） 38 例10 分子极性实验 38 例11 晶胞结构分析 39 题型四 计算题（1题） 40 例12 晶体密度综合计算 40 第六部分 期末自测题 42 一、选择题（每小题3分，共45分） 42 二、填空题（每空2分，共20分） 48 三、实验题（共15分） 49 四、计算题（共20分） 50 参考答案 51 附录 期末速查卡 53 附录一 核外电子填充顺序 53 附录二 全满/半满特例元素 53 附录三 VSEPR模型与杂化类型对照表 54 附录四 常见晶体晶胞微粒数 54 附录五 晶体密度计算公式 54 高中化学期末复习资料 · 选择性必修 — — 学科网（北京）股份有限公司 第一部分 知识网络梳理 第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构 1. 能层与能级： 能层（电子层）：K、L、M、N、O、P、Q，对应n=1,2,3,4,5,6,7。 能级（亚层）：s、p、d、f。每个能层含能级数=能层序号。s含1个轨道，p含3个，d含5个，f含7个。 2. 构造原理与电子排布： ① 电子填充顺序：1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p ② 泡利不相容原理：一个原子中不可能存在运动状态完全相同的两个电子。每个轨道最多容纳2个电子，自旋相反。 ③ 洪特规则：电子在等价轨道上排布时，尽量分占不同轨道，且自旋方向相同。 ④ 全满/半满/空满稳定结构：如 ²⁴Cr：[Ar]3d⁵4s¹；²⁹Cu：[Ar]3d¹⁰4s¹。 【必背】 构造原理是核外电子排布的根本依据，注意4s先于3d填充，但失电子时4s先失。 第二节 原子结构与元素周期表 1. 周期划分：能层序数=周期序数。第一周期2种元素，第二三周期各8种，第四五周期各18种，第六七周期各32种。 2. 族划分： 主族：s区+ p区元素，价电子数=主族序数 副族：d区元素，价电子数=副族序数（一般） 0族：ns²np⁶（He为1s²） 3. 区的划分： s区：ⅠA、ⅡA；d区：ⅢB~ⅦB、Ⅷ（3~12列）；ds区：ⅠB、ⅡB；p区：ⅢA~ⅦA、0族；f区：镧系、锕系。 第三节 元素周期律 1. 电离能I：气态基态原子失去1个电子成为气态基态阳离子所需的最低能量。 第一电离能I₁变化规律：同周期从左到右总体增大，同主族从上到下减小。 ★ 同周期异常：ⅡA > ⅢA（如Mg > Al，因ns²全满稳定）；ⅤA > ⅥA（如N > O，因ns²np³半满稳定）。 2. 电负性χ：原子在化合物中吸引电子的能力。 变化规律：同周期从左到右增大，同主族从上到下减小。F电负性最大（4.0）。 应用：判断化学键类型（χ差>1.7离子键为主）；判断元素非金属性强弱；判断化合物中元素化合价正负。 第二章 分子结构与性质 第一节 共价键 1. 共价键类型：σ键（头碰头，单键均为σ键）、π键（肩并肩，双键含1σ+1π，三键含1σ+2π）。 2. 键参数： 键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的能量。键能越大，键越牢固，分子越稳定。 键长：成键原子的核间距。键长越短，键越强。 键角：分子中键与键的夹角，决定分子空间构型。 3. 配位键：成键两原子中一方提供孤电子对，另一方提供空轨道。如 NH₄⁺、H₃O⁺、[Cu(NH₃)₄]²⁺。 第二节 分子的空间结构（VSEPR模型） 1. 价层电子对互斥模型（VSEPR）：中心原子价层电子对数 = σ键数 + 孤电子对数。 电子对数 = 2 → 直线形（如CO₂） 电子对数 = 3 → 平面三角形（如BF₃）或V形（如SO₂） 电子对数 = 4 → 正四面体（如CH₄）或三角锥（如NH₃）或V形（如H₂O） 电子对数 = 5 → 三角双锥（如PCl₅） 电子对数 = 6 → 正八面体（如SF₆） 孤电子对占据 孤电子对数从0→1→2，分子构型依次从正四面体→三角锥→V形（如CH₄→NH₃→H₂O）。 第三节 杂化轨道理论 1. 杂化：中心原子的若干不同类型、能量相近的轨道混合，重新分配能量和方向，形成一组新的等价轨道。 2. 常见杂化类型： sp杂化：直线形，键角180°（如BeCl₂、CO₂、C₂H₂中的C） sp²杂化：平面三角形，键角120°（如BF₃、C₂H₄中的C、苯环C） sp³杂化：正四面体，键角109°28′（如CH₄、CCl₄、金刚石C） sp³d杂化：三角双锥（如PCl₅） sp³d²杂化：正八面体（如SF₆） 3. 杂化轨道数 = 中心原子的σ键数 + 孤电子对数。 第四节 分子的极性 1. 键的极性：由电负性差异引起。电负性差越大，键极性越强。 2. 分子极性判断： ① 含极性键，但空间结构对称（如CO₂、CH₄、BF₃、CCl₄）→ 非极性分子 ② 含极性键，空间结构不对称（如H₂O、NH₃、CHCl₃）→ 极性分子 3. 相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。 第五节 分子间作用力 1. 范德华力：分子间作用力，比化学键弱得多。 影响因素：相对分子质量（越大越强）、分子形状、极性。 2. 氢键：已与N、O、F结合的H与另一N、O、F之间形成。 表示：X—H⋯Y（X、Y为N、O、F） 作用：使熔沸点反常升高（如H₂O > H₂S，HF > HCl，NH₃ > PH₃）；解释冰密度比水小；DNA双螺旋结构。 【必背】 氢键不是化学键，是较强的分子间作用力。键能约10~40 kJ/mol，介于范德华力与共价键之间。 第三章 物质的聚集状态与晶体性质 第一节 晶体常识 1. 晶体与非晶体：晶体有规则几何外形、固定熔点、各向异性；非晶体无固定熔点、各向同性。 2. 晶胞：晶体中最小的结构重复单元。 3. 晶胞中原子数计算： 顶点原子：1/8；棱上原子：1/4；面上原子：1/2；内部原子：1。 4. 四种晶体类型对比： 晶体类型 构成微粒 微粒间作用 熔沸点 导电性 实例 离子晶体 阴、阳离子 离子键 较高 熔融或水溶液导电 NaCl、KOH、CaCO₃ 原子晶体 原子 共价键 很高 不导电 金刚石、SiO₂、SiC 分子晶体 分子 范德华力（含氢键） 较低 不导电 干冰、冰、HCl、蔗糖 金属晶体 金属阳离子、自由电子 金属键 差异大 固态液态均导电 Fe、Cu、Na、Al 第二节 金属晶体与金属键 1. 金属键：金属阳离子与自由电子之间的强烈相互作用。 2. 金属键强弱影响因素：金属阳离子电荷数、半径。电荷越高、半径越小，金属键越强，熔沸点越高。 3. 金属晶体的常见堆积方式： 体心立方堆积（如Na、K、Fe） 面心立方最密堆积（如Cu、Ag、Au、Al） 六方最密堆积（如Mg、Zn、Ti） 第三节 离子晶体 1. 离子键与离子晶体：阴、阳离子通过离子键结合形成离子晶体。 2. 晶格能：气态离子形成1 mol离子晶体释放的能量。晶格能越大，离子键越强，熔沸点越高、硬度越大。 晶格能影响因素：离子电荷数（越大越强）、离子半径（越小越强）。 第四节 原子晶体与分子晶体 1. 原子晶体：所有原子通过共价键连接形成空间网状结构。 常见原子晶体：金刚石、硅、二氧化硅（SiO₂）、碳化硅（SiC）、氮化硼（BN）。 特点：熔沸点高、硬度大、不导电。 2. 分子晶体：分子通过分子间作用力结合。 特点：熔沸点低、硬度小、不导电。 特殊：冰中存在氢键，每个H₂O分子与周围4个H₂O形成氢键，呈四面体结构，密度反常。 第五节 混合型晶体（拓展） 石墨：层内为共价键（sp²杂化的C-C），层间为范德华力，存在自由电子。兼具原子晶体和分子晶体特点，能导电。 第二部分 核心考点精讲 考点一 核外电子排布式书写 ★★★ 【书写步骤】 ① 按构造原理填充顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p ... ② 写出核外电子排布式（含d、f能级时按n从小到大重排）。 ③ 写轨道表示式时注意泡利原理、洪特规则、全满/半满特例。 【常见特例】 ²⁴Cr：1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹（非3d⁴4s²，3d⁵半满稳定） ²⁹Cu：1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹（非3d⁹4s²，3d¹⁰全满稳定） ⁴²Mo：[Kr]4d⁵5s¹；⁴⁷Ag：[Kr]4d¹⁰5s¹ 【简化排布式】用上一周期稀有气体符号代替内层电子，如Fe：[Ar]3d⁶4s²。 考点二 第一电离能变化规律与异常 ★★★ 【规律】 ① 同周期：从左到右，I₁总体增大（核对外层电子吸引增强） ② 同主族：从上到下，I₁减小（电子层增多，核对外层电子吸引减弱） 【异常】 同周期：ⅡA > ⅢA，ⅤA > ⅥA 原因：ⅡA族ns²全满稳定，ⅢA族失去一个电子后变ns²全满；ⅤA族np³半满稳定，ⅥA族np⁴失一个电子后变半满。 例 Be > B；Mg > Al；N > O；P > S。这是必考易错点。 考点三 电负性应用 ★★ 1. 判断元素金属性/非金属性：χ越大，非金属性越强；χ越小，金属性越强。 2. 判断化学键类型：χ差 > 1.7 主要为离子键；χ差 < 1.7 主要为共价键。 3. 判断化合物中元素化合价：χ大的元素显负价，χ小的元素显正价。 4. 判断键的极性：χ差越大，键极性越强。 考点四 σ键与π键的识别 ★★★ 1. σ键：原子轨道"头碰头"重叠，电子云对称分布，可绕轴自由旋转。 2. π键：原子轨道"肩并肩"重叠，电子云分布于键轴两侧，不能自由旋转。 3. 单键为σ键；双键=1σ+1π；三键=1σ+2π。 4. 共价分子中：σ键数 = 中心原子杂化轨道数；π键数 = 双键数 + 2×三键数。 物质 结构式 σ键数 π键数 C₂H₆（乙烷） CH₃—CH₃ 7 0 C₂H₄（乙烯） CH₂=CH₂ 5 1 C₂H₂（乙炔） CH≡CH 3 2 N₂ N≡N 1 2 CO₂ O=C=O 2 2 考点五 VSEPR模型判断分子构型 ★★★ 【步骤】 ① 计算中心原子的价层电子对数 n = (中心原子价电子数 + 配体提供的电子数 - 电荷数) / 2 配体提供的电子数：H、X提供1对，O、S提供0对（视为双键时也0对） ② 根据 n 判断电子对空间构型（直线/平面三角/四面体/三角双锥/八面体） ③ n - σ键数 = 孤电子对数，再判断分子实际构型。 n 电子对空间构型 孤电子对数 分子构型 实例 2 直线形 0 直线形 CO₂、BeCl₂ 3 平面三角形 0 平面三角形 BF₃、SO₃ 3 平面三角形 1 V形 SO₂、O₃ 4 正四面体 0 正四面体 CH₄、SO₄²⁻ 4 正四面体 1 三角锥 NH₃、PCl₃ 4 正四面体 2 V形 H₂O、OF₂ 5 三角双锥 0 三角双锥 PCl₅ 5 三角双锥 1 变形四面体 SF₄ 6 正八面体 0 正八面体 SF₆ 考点六 杂化轨道理论应用 ★★★ 【中心原子杂化轨道数 = σ键数 + 孤电子对数】 1. sp杂化（杂化轨道数=2）： BeCl₂、CO₂、HC≡CH（C原子）、HCN 2. sp²杂化（杂化轨道数=3）： BF₃、SO₃、H₂C=CH₂（C原子）、苯环C、HCHO 3. sp³杂化（杂化轨道数=4）： CH₄、CCl₄、NH₃（含1对孤电子对）、H₂O（含2对孤电子对）、金刚石C 【警示】 注意：NH₃、H₂O中N、O仍为sp³杂化，但因有孤电子对，分子构型分别为三角锥、V形，键角<109°28′。 考点七 分子极性判断 ★★ 【判断流程】 ① 是否含极性键（χ差≠0）→ 含极性键才可能为极性分子 ② 空间结构是否对称 → 对称则为非极性分子 分子 空间构型 是否对称 极性 HCl 直线（双原子） 否 极性 CO₂ 直线形 对称 非极性 BF₃ 平面三角形 对称 非极性 SO₂ V形 否 极性 CH₄ 正四面体 对称 非极性 NH₃ 三角锥 否 极性 H₂O V形 否 极性 CCl₄ 正四面体 对称 非极性 CHCl₃ 四面体（非正） 否 极性 考点八 氢键及其对物质性质的影响 ★★★ 1. 形成条件：H与N、O、F直接相连，且与另一电负性大的原子（N、O、F）接近。 2. 表示方法：X—H⋯Y，X、Y为N、O、F。 3. 氢键分类： 分子间氢键：使熔沸点升高（如H₂O、HF、NH₃的反常高熔沸点） 分子内氢键：使熔沸点降低（如邻羟基苯甲醛） 4. 氢键的应用： ① 解释第二周期氢化物熔沸点反常：H₂O > H₂S，HF > HCl，NH₃ > PH₃ ② 解释冰的密度比水小（每个H₂O与4个H₂O形成氢键，呈松散四面体） ③ 解释水和氨的易溶性 ④ DNA双螺旋结构的稳定性（碱基对间形成氢键） ⑤ 蛋白质二级结构（α螺旋、β折叠） 考点九 晶体类型判断与性质比较 ★★★ 【判断方法】 ① 看构成微粒和微粒间作用 ② 看物理性质：熔沸点、硬度、导电性 ③ 看化学式：典型离子晶体为盐、碱、活泼金属氧化物；典型原子晶体为SiO₂、SiC、金刚石等 【熔沸点比较】 原子晶体 > 离子晶体 > 分子晶体（一般规律） 金属晶体熔沸点差异大：W(3422℃) > Re > Os；Hg(-39℃)常温液态 同类型晶体：原子晶体看键长键能；离子晶体看晶格能；分子晶体看相对分子质量和氢键。 考点十 晶胞参数计算 ★★★ 【晶胞中微粒数计算】 顶点：1/8；棱上：1/4；面上：1/2；体内：1 【晶体密度计算公式】 ρ = (Z × M) / (Nₐ × V) ，其中 Z为晶胞含有的微粒数，M为摩尔质量，Nₐ为阿伏伽德罗常数，V为晶胞体积。 【典型晶胞微粒数】 晶体 晶胞类型 Z 备注 NaCl 面心立方 4 Na⁺ + 4 Cl⁻ 每个Na⁺周围6个Cl⁻ CsCl 体心立方 1 Cs⁺ + 1 Cl⁻ 每个Cs⁺周围8个Cl⁻ CaF₂ 面心立方 4 Ca²⁺ + 8 F⁻ Ca²⁺在面心立方顶点+面心 金刚石 面心立方 8 C 4个在面心立方位置，4个在四面体空隙 金属（面心立方） 面心立方 4 Cu、Ag、Au、Al 金属（体心立方） 体心立方 2 Na、K、Fe、Cr 金属（六方密堆） 六方 6 Mg、Zn、Ti 第三部分 易错点辨析 易错点1 电子排布式与构造原理 【辨析】构造原理是"填充顺序"，但写电子排布式时需按n从小到大排列。如Fe填充时4s先于3d，但写为[Ar]3d⁶4s²而非[Ar]4s²3d⁶。 易错点2 全满半满特例 【辨析】²⁴Cr为[Ar]3d⁵4s¹而非3d⁴4s²；²⁹Cu为[Ar]3d¹⁰4s¹而非3d⁹4s²。Mo、Ag、Au也类似。 易错点3 失电子顺序 【辨析】原子失电子时，先失最外层（4s）后失次外层（3d）。如Fe²⁺为[Ar]3d⁶而非[Ar]3d⁴4s²。 易错点4 电离能异常点 【辨析】同周期ⅠA→ⅡA→ⅢA中，ⅡA的I₁大于ⅢA（如Mg>Al）；ⅤA的I₁大于ⅥA（如N>O、P>S）。因全满/半满稳定。 易错点5 σ键与π键 【辨析】单键均为σ键；双键=1σ+1π；三键=1σ+2π。π键不能单独存在，必与σ键共存。N₂含1σ+2π，键能大，化学惰性。 易错点6 杂化轨道与孤电子对 【辨析】中心原子杂化轨道数=σ键数+孤电子对数。NH₃中N为sp³杂化（4个杂化轨道），不是sp²，即使分子为三角锥。 易错点7 分子构型与电子对空间构型 【辨析】电子对空间构型包括孤电子对，分子构型只看原子位置。如H₂O电子对空间构型为四面体，但分子构型为V形。 易错点8 分子极性判断 【辨析】并非含极性键就是极性分子。CO₂含极性键但空间对称，是非极性分子。CCl₄同理非极性。CHCl₃因不对称而极性。 易错点9 氢键不是化学键 【辨析】氢键属于分子间作用力，强度介于共价键与范德华力之间，不是化学键。键能10~40 kJ/mol。 易错点10 氢键对沸点反常的解释 【辨析】H₂O、HF、NH₃沸点比同族下一种元素氢化物高，因含氢键。但H₂S、HCl、PH₃沸点规律正常。 易错点11 离子晶体与离子化合物 【辨析】离子化合物在固态时为离子晶体。但熔融态和水溶液中离子可自由移动。NaCl晶体不导电，水溶液或熔融态导电。 易错点12 原子晶体中的化学键 【辨析】原子晶体中所有原子通过共价键连接。金刚石中每个C与4个C形成共价键；SiO₂中每个Si与4个O，每个O与2个Si成键。 易错点13 分子晶体熔沸点比较 【辨析】结构相似时，相对分子质量越大熔沸点越高。但有氢键时反常：H₂O > H₂S。同分异构体中，支链越多沸点越低。 易错点14 金属键强度与熔点 【辨析】金属键越强，金属熔沸点越高。一般金属阳离子电荷越高、半径越小，金属键越强。W熔点最高，Hg常温液态。 易错点15 晶胞中微粒数的计算 【辨析】顶点1/8，棱上1/4，面上1/2，体内1。NaCl晶胞：4Na⁺+4Cl⁻。CsCl晶胞：1Cs⁺+1Cl⁻（注意不是体心立方，而是简单立方+体心）。 第四部分 实验专题 实验一 氯化钠晶胞模型搭建 【实验目的】通过模型理解NaCl晶胞结构，掌握晶胞中微粒数的计算方法。 【模型分析】 ① Na⁺占据面心立方位置：8个顶点+6个面心 = 8×1/8 + 6×1/2 = 4个Na⁺ ② Cl⁻占据体心和棱心：1个体心+12个棱心 = 1 + 12×1/4 = 4个Cl⁻ ③ 每个Na⁺周围有6个Cl⁻，每个Cl⁻周围有6个Na⁺（配位数为6） 结论 NaCl晶胞中含4个Na⁺和4个Cl⁻，化学式NaCl，每个离子配位数为6。 实验二 分子结构模型制作 【实验内容】用球棍模型制作常见分子模型，理解VSEPR与杂化理论。 【典型分子】 CH₄（正四面体，sp³杂化，键角109°28′） NH₃（三角锥，sp³杂化，键角107°） H₂O（V形，sp³杂化，键角104.5°） C₂H₄（平面结构，C为sp²杂化，键角约120°） C₂H₂（直线形，C为sp杂化，键角180°） BF₃（平面三角形，sp²杂化，键角120°） 实验三 共价键键长键角的测定（查阅法） 【实验目的】通过查阅文献了解键参数对分子性质的影响。 【数据对比】 C—C键长154 pm，键能347 kJ/mol C=C键长134 pm，键能614 kJ/mol C≡C键长120 pm，键能839 kJ/mol N≡N键长110 pm，键能946 kJ/mol（键能最大，化学惰性） 【结论】键长越短，键能越大，键越牢固。 实验四 极性分子与非极性分子实验探究 【原理】带电胶棒靠近液流，若液体分子为极性分子，液流会偏向胶棒。 【实验现象】 水流（H₂O，极性）：偏向带电胶棒 四氯化碳液流（CCl₄，非极性）：不偏转 【结论】极性分子在电场作用下会定向排列，证实分子极性。 实验五 晶体性质对比实验 【实验内容】对比不同晶体类型的物理性质。 晶体 类型 熔点 硬度 导电性 NaCl 离子晶体 801℃ 较大 熔融导电 冰 分子晶体 0℃ 小 不导电 干冰 分子晶体 -78.5℃升华 极小 不导电 金刚石 原子晶体 >3550℃ 最大（10） 不导电 石墨 混合晶体 3652℃升华 小（层间） 导电 实验六 氢键形成验证（沸点反常） 【原理】通过对比同族氢化物沸点，验证氢键的存在。 【沸点数据（℃）】 第ⅥA族：H₂O(100) > H₂S(-60.7) > H₂Se(-41) > H₂Te(-2) 第ⅦA族：HF(19.5) > HCl(-85) > HBr(-67) > HI(-35.4) 第ⅤA族：NH₃(-33.4) > PH₃(-87.7) < AsH₃(-62.5)（NH₃反常） 【结论】H₂O、HF、NH₃沸点明显反常升高，因分子间形成氢键。 第五部分 典型例题解析 题型一 选择题（6题） 例1 电子排布式 下列电子排布式中，正确的是（ ） A. ²⁴Cr：[Ar]3d⁴4s² B. ²⁹Cu：[Ar]3d¹⁰4s¹ C. ²⁶Fe：[Ar]3d⁵4s² D. ¹⁹K：[Ar]3d¹4s² 【解析】Cr为[Ar]3d⁵4s¹（半满稳定）A错；Cu为[Ar]3d¹⁰4s¹（全满稳定）B对；Fe为[Ar]3d⁶4s² C错；K为[Ar]4s¹ D错。选B。 例2 第一电离能比较 下列各组元素按第一电离能递增顺序排列的是（ ） A. Li、Be、B B. B、Be、C C. N、O、F D. Na、Mg、Al 【解析】同周期I₁总体增大，但ⅡA>ⅢA、ⅤA>ⅥA。Be>B（ⅡA>ⅢA异常），B正确；A中Be>B，错误；C中N>O错误；D中Mg>Al（ⅡA>ⅢA异常），错误。选B。 例3 杂化类型判断 下列分子中中心原子为sp²杂化的是（ ） A. CH₄ B. C₂H₄ C. C₂H₂ D. H₂O 【解析】CH₄中C为sp³杂化A错；C₂H₄中C为sp²杂化B对；C₂H₂中C为sp杂化C错；H₂O中O为sp³杂化D错。选B。 例4 分子极性判断 下列分子中属于非极性分子的是（ ） A. SO₂ B. NH₃ C. BF₃ D. CHCl₃ 【解析】SO₂为V形极性A错；NH₃为三角锥极性B错；BF₃为平面三角形对称，非极性C对；CHCl₃为四面体非对称，极性D错。选C。 例5 氢键判断 下列物质中存在氢键的是（ ） A. H₂S B. CH₃CH₂OH C. HBr D. CH₄ 【解析】氢键需H与N、O、F直接相连。H₂S中H与S相连A错；CH₃CH₂OH中-OH的H与O直接相连，可形成氢键B对；HBr中H与Br相连C错；CH₄中H与C相连D错。选B。 例6 晶胞微粒数 某离子晶体晶胞为体心立方结构，Cs⁺位于体心，Cl⁻位于8个顶点。一个晶胞中含有Cs⁺和Cl⁻的数目分别为（ ） A. 1和1 B. 1和4 C. 2和4 D. 1和8 【解析】Cs⁺在体心：1个；Cl⁻在8个顶点：8×1/8=1个。选A。 题型二 填空题（3题） 例7 VSEPR模型应用 用VSEPR模型预测下列分子的空间构型： (1) H₂S：中心S价电子对数=____，孤电子对数=____，分子构型=____。 (2) SO₃：中心S价电子对数=____，孤电子对数=____，分子构型=____。 (3) BF₃：中心B价电子对数=____，孤电子对数=____，分子构型=____。 【答案】(1) 4；2；V形 (2) 3；0；平面三角形 (3) 3；0；平面三角形 例8 共价键类型分析 乙烯(C₂H₄)分子中： (1) C—H键属于____（σ/π）键。 (2) C=C双键中含有____个σ键，____个π键。 (3) 1个乙烯分子中共含____个σ键，____个π键。 【答案】(1) σ (2) 1；1 (3) 5；1 【解析】C₂H₄结构为H₂C=CH₂，含4个C-H σ键，1个C-C σ键，1个C-C π键，共5σ+1π。 例9 晶体密度计算 NaCl晶胞为面心立方结构，晶胞参数a = 5.64×10⁻⁸ cm。已知M(NaCl) = 58.5 g/mol，Nₐ = 6.02×10²³。求NaCl晶体密度。 【解析】每个晶胞含4个NaCl"分子"，即Z=4。 V = a³ = (5.64×10⁻⁸)³ ≈ 1.794×10⁻²² cm³ m = Z×M/Nₐ = 4×58.5 / 6.02×10²³ ≈ 3.887×10⁻²² g ρ = m/V = 3.887×10⁻²² / 1.794×10⁻²² ≈ 2.17 g/cm³ 题型三 实验题（2题） 例10 分子极性实验 用带电胶棒靠近液流，发现水流偏转，CCl₄液流不偏转。回答： (1) 该实验研究的是分子的____性质。 (2) 水偏转说明H₂O是____分子；CCl₄不偏转说明CCl₄是____分子。 (3) H₂O中O的杂化方式为____，CCl₄中C的杂化方式为____。 【答案】(1) 极性 (2) 极性；非极性 (3) sp³；sp³ 【解析】H₂O虽sp³杂化但含2对孤电子对，分子构型为V形，极性。CCl₄虽sp³杂化但为正四面体对称，非极性。 例11 晶胞结构分析 金刚石晶胞为面心立方结构。回答： (1) 一个晶胞中含有____个C原子。 (2) 每个C原子与周围____个C原子形成共价键。 (3) C原子杂化方式为____。 (4) 含1 mol C原子的金刚石中，含____mol C—C键。 【答案】(1) 8（8个顶点×1/8 + 6个面心×1/2 + 4个体内 = 8）(2) 4 (3) sp³ (4) 2 【解析】每个C形成4个C-C键，但每个键被2个C共享，故1 mol C含4×1/2=2 mol C-C键。 题型四 计算题（1题） 例12 晶体密度综合计算 某金属晶体为面心立方最密堆积，金属原子半径为r = 1.28×10⁻⁸ cm，金属的摩尔质量为M = 63.5 g/mol。 (1) 面心立方最密堆积中，原子半径与晶胞参数a的关系。 (2) 计算该金属晶体的密度。 (3) 计算该金属的原子利用率（即原子体积占晶胞体积的百分比）。 【解析】 (1) 面心立方最密堆积中，面对角线 = 4r，即 √2·a = 4r，故 a = 2√2·r = 2√2 × 1.28×10⁻⁸ ≈ 3.62×10⁻⁸ cm。 (2) 每个晶胞含4个原子（8×1/8 + 6×1/2 = 4）。 V = a³ = (3.62×10⁻⁸)³ ≈ 4.74×10⁻²³ cm³ m = 4×63.5 / 6.02×10²³ ≈ 4.22×10⁻²² g ρ = m/V ≈ 8.90 g/cm³（与Cu密度一致，该金属为Cu） (3) 原子体积 = 4×(4/3)πr³ = 4×(4/3)×π×(1.28×10⁻⁸)³ ≈ 3.51×10⁻²³ cm³ 原子利用率 = 3.51×10⁻²³ / 4.74×10⁻²³ ≈ 74.05%（面心立方最密堆积理论值π/(3√2)≈74.05%） 第六部分 期末自测题 （满分100分，建议90分钟完成） 一、选择题（每小题3分，共45分） 1. 下列电子排布式中，正确的是（ ） A. Be：1s²2s¹2p¹ B. C：1s²2s²2p² C. Ne：1s²2s²2p⁷ D. Na：1s²2s²2p⁶3s¹3p¹ 2. 某元素基态原子的电子排布式为 [Ar]3d⁵4s²，该元素为（ ） A. Cr B. Mn C. Fe D. Co 3. 下列说法正确的是（ ） A. 同周期元素第一电离能从左到右逐渐增大 B. 同主族元素第一电离能从上到下逐渐增大 C. 同周期元素中ⅡA的第一电离能大于ⅢA D. 同周期元素电负性从左到右逐渐减小 4. 下列分子中，中心原子为sp杂化的是（ ） A. BF₃ B. CO₂ C. CH₄ D. NH₃ 5. 下列分子中含有2个π键的是（ ） A. C₂H₄ B. C₂H₂ C. N₂ D. CO₂ 6. 下列分子中属于极性分子的是（ ） A. CH₄ B. CO₂ C. BF₃ D. NH₃ 7. 下列物质中含有氢键的是（ ） A. H₂S B. CH₃OH C. HCl D. CH₄ 8. VSEPR模型预测，H₂O分子的空间构型为（ ） A. 直线形 B. 平面三角形 C. 三角锥 D. V形 9. 下列晶体中熔点最高的是（ ） A. NaCl B. 干冰 C. 金刚石 D. 冰 10. 下列说法正确的是（ ） A. 离子晶体中一定含金属元素 B. 分子晶体中一定含共价键 C. 原子晶体中一定不含金属元素 D. 金属晶体中含金属阳离子和自由电子 11. 下列各组物质中，化学键类型相同，晶体类型也相同的是（ ） A. NaCl和NaOH B. CO₂和SiO₂ C. 金刚石和石墨 D. H₂O和Na₂O 12. 石墨能导电的原因是（ ） A. 石墨是金属晶体 B. 石墨层内有自由电子 C. 石墨层间有自由电子 D. 石墨是离子晶体 13. 面心立方最密堆积的金属晶体中，每个晶胞所含原子数为（ ） A. 1 B. 2 C. 4 D. 6 14. 下列关于晶格能的说法正确的是（ ） A. 晶格能越大，离子晶体熔点越低 B. 晶格能与离子电荷和半径都有关 C. 晶格能是形成离子晶体吸收的能量 D. 晶格能与离子半径无关 15. 下列有关元素周期律的叙述正确的是（ ） A. 同周期主族元素从左到右原子半径逐渐增大 B. 同主族元素从上到下第一电离能逐渐增大 C. 同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大 D. 同主族元素从上到下非金属性逐渐增强 二、填空题（每空2分，共20分） 16. 写出下列元素的电子排布式： (1) ⁷N：____。 (2) ²⁴Cr：____。 (3) ²⁶Fe³⁺：____。 17. 指出下列分子中中心原子的杂化方式： (1) BF₃：____。(2) H₂O：____。(3) CO₂：____。(4) CH₄：____。 18. 用VSEPR模型预测下列分子或离子的空间构型： (1) SO₄²⁻：____。(2) NH₄⁺：____。(3) SO₂：____。 19. NaCl晶胞为面心立方结构。一个晶胞中含有____个Na⁺，____个Cl⁻，Na⁺的配位数为____。 三、实验题（共15分） 20. 某研究小组为验证分子极性，进行如下实验：将带电玻璃棒靠近水流和CCl₄液流，观察现象。 (1) 水流实验现象是____，CCl₄液流实验现象是____。（4分） (2) 该实验结论是____。（3分） (3) 从分子结构角度分析上述现象的原因：H₂O是____（极性/非极性）分子，CCl₄是____（极性/非极性）分子。（4分） (4) H₂O中O原子的杂化方式是____，CCl₄中C原子的杂化方式是____。（4分） 四、计算题（共20分） 21.（8分）已知金属铜为面心立方最密堆积，铜原子半径r = 1.28×10⁻¹⁰ m，铜的摩尔质量为63.5 g/mol。求： (1) 铜晶胞的边长a（保留3位有效数字）。（3分） (2) 铜晶体的密度（g/cm³）。（5分） 22.（12分）金刚石为原子晶体，C—C键长为1.54×10⁻¹⁰ m。回答： (1) 金刚石中每个C原子与周围____个C原子形成共价键。（3分） (2) C原子杂化方式为____。（3分） (3) 含1 mol C原子的金刚石中含____mol C—C共价键。（3分） (4) 解释金刚石熔沸点很高的原因。（3分） 参考答案 一、选择题 1. B 2. B（[Ar]3d⁵4s²为Mn，Cr为3d⁵4s¹） 3. C 4. B 5. BC 6. D 7. B 8. D 9. C（原子晶体） 10. D 11. A（均为离子晶体） 12. B 13. C 14. B 15. C 二、填空题 16. (1) 1s²2s²2p³ (2) [Ar]3d⁵4s¹ (3) [Ar]3d⁵（失4s²与1个3d电子） 17. (1) sp² (2) sp³ (3) sp (4) sp³ 18. (1) 正四面体 (2) 正四面体 (3) V形 19. 4；4；6 三、实验题 20. (1) 水流偏向玻璃棒；CCl₄液流不偏转 (2) 水是极性分子，CCl₄是非极性分子 (3) 极性；非极性 (4) sp³；sp³ 四、计算题 21. (1) a = 2√2·r = 2√2 × 1.28×10⁻¹⁰ m ≈ 3.62×10⁻¹⁰ m。 (2) Z=4，V = a³ = (3.62×10⁻⁸)³ ≈ 4.74×10⁻²³ cm³ m = 4×63.5/6.02×10²³ ≈ 4.22×10⁻²² g ρ ≈ 8.90 g/cm³ 22. (1) 4 (2) sp³ (3) 2（每个C-C键被2个C共享，1 mol C形成4×1/2=2 mol键） (4) 金刚石为原子晶体，C原子间通过共价键形成空间网状结构，C—C键能大、键长短，破坏共价键需要很高能量，故熔沸点很高。 附录 期末速查卡 附录一 核外电子填充顺序 【必背】 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p 【必背】 书写电子排布式时按n从小到大排列：1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p 附录二 全满/半满特例元素 元素 原子序数 电子排布式 稳定原因 Cr 24 [Ar]3d⁵4s¹ 3d⁵半满稳定 Cu 29 [Ar]3d¹⁰4s¹ 3d¹⁰全满稳定 Mo 42 [Kr]4d⁵5s¹ 4d⁵半满稳定 Ag 47 [Kr]4d¹⁰5s¹ 4d¹⁰全满稳定 Au 79 [Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s¹ 5d¹⁰全满稳定 附录三 VSEPR模型与杂化类型对照表 价层电子对数 电子对空间构型 杂化类型 孤电子对数→分子构型 2 直线形 sp 0 → 直线形 3 平面三角形 sp² 0 → 平面三角形；1 → V形 4 正四面体 sp³ 0 → 正四面体；1 → 三角锥；2 → V形 5 三角双锥 sp³d 0 → 三角双锥；1 → 变形四面体；2 → T形 6 正八面体 sp³d² 0 → 正八面体；1 → 四角锥；2 → 平面正方形 附录四 常见晶体晶胞微粒数 晶体 晶胞类型 Z值 配位数 NaCl 面心立方 4 6 CsCl 简单立方+体心 1 8 CaF₂ 面心立方 4 Ca²⁺ + 8 F⁻ Ca²⁺:8, F⁻:4 ZnS（闪锌矿） 面心立方 4 4 金刚石 面心立方 8 4 面心立方金属 面心立方 4 12 体心立方金属 体心立方 2 8 六方密堆金属 六方 6 12 附录五 晶体密度计算公式 【必背】 ρ = (Z × M) / (Nₐ × V) 其中： ρ：晶体密度（g/cm³） Z：每个晶胞所含"结构基元"数目 M：摩尔质量（g/mol） Nₐ：阿伏伽德罗常数 6.02×10²³ mol⁻¹ V：晶胞体积（cm³） 注意 Z值的计算必须正确：顶点1/8，棱上1/4，面上1/2，体内1。常见晶体的Z值需熟记。 — — 学科网（北京）股份有限公司 $