专题04 常考物质结构汇总（知识清单）（全国通用）2027年高考化学一轮复习讲练测

该高中化学高考复习知识清单聚焦物质结构与性质专题，系统整合微粒间作用力与化学键、分子空间构型与杂化、等电子体、晶体类型等九大核心模块，构建从微观粒子到晶体结构的完整知识体系。 清单采用表格对比、答题模板与记忆口诀相结合的方式，如晶体类型对比表清晰呈现分子、共价等四类晶体差异，配合物结构附“银氨二配直线型”等速记口诀，培养学生科学思维与证据推理能力。特设高频考点标注（如等电子体标为选择题高频）和晶胞均摊法计算步骤，助力学生自主梳理知识，教师可据此精准指导复习，提升备考效率。

专题04 常考物质结构汇总 内容导航 ( 01 ) ( 微粒间作用力与化学键 汇总 ) ( 0 2 ) ( 常考分子空间构型、杂化、键角汇总 ) ( 0 3 ) ( 等电子体汇总（高频选择题考点） ) ( 0 4 ) ( 晶体类型对比汇总（必背表格） ) ( 0 5 ) ( 高考高频晶胞汇总 ) ( 0 6 ) ( 常考物质的σ 键、π键数目汇总（填空高频） ) ( 0 7 ) ( 常考配合物结构汇总 ) ( 0 8 ) ( 常考大π键（离域π键）汇总 ) ( 0 9 ) ( 物质结构与性质简答答题模板汇总 ) 微粒间作用力与化学键汇总 1.离子键、共价键、金属键、配位键 离子键 共价键(配位键) 金属键 概念 带相反电荷离子之间的强烈相互作用 原子间通过共用电子对所形成的强烈相互作用 金属阳离子、自由电子所形成的强烈相互作用 成键粒子 阴、阳离子 原子 金属阳离子、自由电子 成键 实质 阴、阳离子的静电作用(不是静电吸引) 共用电子对与成键原子间的电性作用 金属阳离子与自由电子间的电性作用 方向性与饱和性　 无方向性；无饱和性 有方向性；有饱和性 无方向性；无饱和性 成键表征符号 电子式(例CaCl2形成过程电子式为)： 电子式或结构式： HCl结构式为：H—Cl，HCl形成过程电子式为： 无 形成 条件 通常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 同种元素原子之间成非极性键 不同种元素原子之间成极性键 金属原子之间形成金属键 形成 的物 质　 离子化合物如NaCl、KCl、MgCl2、CaCl2、ZnSO4、NaOH等 非金属单质如H2、Cl2、N2(稀有气体除外)；某些共价化合物(如H2O2)或离子化合物(如Na2O2) 共价化合物如HCl、CO2、CH4或离子化合物如NaOH、NH4Cl 金属单质、合金 2.共价键的分类 （1）根据成键原子电子云重叠方式可分为σ键和π键 σ键 H2的σ键形成： HCl的σ键形成： Cl2的σ键形成： π键 大π键 苯分子中的6个碳原子都以σ键与氢原子结合，每个碳原子再以2个σ键与其他碳原子结合，形成了一个以6个碳原子为中心的大π键，这种结构使任意两个相邻碳原子间共价键的键能和核间距离完全相同 （2）从不同角度对共价键分类 分类依据 类型 形成共价键的原子轨道重叠方式 σ键 电子云“头碰头”重叠 π键 电子云“肩并肩”重叠 形成共价键的电子对是否偏移 极性键 共用电子对发生偏移，可能为σ键或π键 非极性键 共用电子对不发生偏移，可能为σ键或π键 原子间共用电子对的数目 单键 原子间有一对共用电子对，为σ键 双键 原子间有两对共用电子对，为1个σ键，1个π键 三键 原子间有三对共用电子对，为1个σ键，2个π键 3.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 物质类别 ①强碱 ②绝大多数盐 ③金属氧化物 个例：NaH、CaC2、Mg3N2 ①含氧酸 ②弱碱 ③非金属气态氢化物 ④非金属氧化物 ⑤极少数盐，如AlCl3 ⑥多数有机物 4.电子式的书写 粒子的种类 电子式的表示方法 注意事项 举例 原子 元素符号周围标有价电子 价电子少于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布 阳离子 单核 离子符号 右上方标明电荷 Na＋ 多核 元素符号紧邻铺开，周围标清电子分布 用“[　]”，并标明电荷 阴离子 单核 元素符号周围合理分布价电子及所得电子 用“[　]”，右上方标明电荷 多核 元素符号紧邻铺开，合理分布价电子及所得电子 相同原子不得加和，用“[　]”，右上方标明电荷 单质及化合物 离子化合 物 用阳离子电子式和阴离子电子式组成 同性不相邻，离子合理分布 单质及共 价化合物 各原子紧邻铺开，标明价电子及成键电子情况 原子不加和，无“[　]”，不标明电荷 5.键的极性、分子空间构型与分子极性的关系 类型 实例 键的极性 空间构型 分子极性 X2 H2、N2 非极性键 直线形 非极性分子 XY HCl、NO 极性键 直线形 极性分子 XY2(X2Y) CO2、CS2 极性键 直线形 非极性分子 SO2 极性键 V形 极性分子 H2O、H2S 极性键 V形 极性分子 XY3 BF3 极性键 平面正三角形 非极性分子 NH3 极性键 三角锥形 极性分子 XY4 CH4、CCl4 极性键 正四面体形 非极性分子 6.分子间作用力(范德华力)与氢键的比较 范德华力 氢键 存在 分子间普遍存在 已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子之间 特征 无方向性、无饱和性 具有一定的方向性和饱和性 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 对于A—H…B，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大 对物质性质的影响 范德华力主要影响物质的物理性质，如熔、沸点等。范德华力越大，物质的熔、沸点越高 分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，分子内氢键使物质的熔、沸点降低，对电离、溶解度等产生影响 常考分子空间构型、杂化、键角汇总 微粒 价层电子对数 孤电子对数 杂化 空间构型 键角 BeCl2、CO2 2 0 sp 直线形 180° BF3、SO3、NO3- 3 0 sp2 平面三角形 120° SO2 3 1 sp2 V 形 119.5° CH4、NH4+、SO42- 4 0 sp3 正四面体形 109°28′ NH3 4 1 sp3 三角锥形 107°18′ PCl3 4 1 sp3 三角锥形 100.1° H3O+ 4 1 sp3 三角锥形 107° H2O 4 2 sp3 V 形 104.5° H2S 4 2 sp3 V 形 92° C2H4 3 0 sp2 平面结构 约120° C2H2 2 0 sp 直线形 180° 苯C6H6 3 0 sp2 平面正六边形 120° 等电子体汇总（高频选择题考点） 等电子类型 常见等电子体 空间结构 2原子10电子 N2，CN-，C22-，NO＋ 直线形 2原子14电子 F2，O22-，Cl2 直线形 3原子16电子 CO2，N2O，CNO-，N3-，NO2+，SCN-，HgCl2，BeCl2（g） 直线形 3原子18电子 O3，SO2，NO2- V形 4原子8电子 NH3，PH3，CH3−，H3O＋ 三角锥形 4原子24电子 SO3（g），CO32-，NO3-，BO33-，BF3 平面三角形 4原子26电子 SO32-，ClO3-，BrO3-，IO3-，XeO3 三角锥形 5原子8电子 CH4，SiH4，NH4+，PH4+，BH4- 正四面体形 5原子32电子 CCl4，SiF4，SiO44-，SO42-，ClO4- 正四面体形 7原子48电子 AlF63-，SiF62-，PF6-，SF6 八面体形 12原子30电子 C6H6，N3B3H6（俗称无机苯） 平面六边形 晶体类型对比汇总（必背表格） 类型 比较　　 分子晶体 共价晶体 金属晶体 离子晶体 构成粒子 分子 原子 金属阳离子和自由电子 阴、阳离子 粒子间的相互作用力 分子间作用力 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 常见溶剂难溶 大多易溶于水等极性溶剂 导电、传热性 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 高考高频晶胞汇总 1.常考分子晶体晶胞结构模型 干冰的晶体结构 干冰晶体中，每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有12个，属于分子密堆积。每个晶胞中含有4个CO2分子。同类晶体还有晶体I2、晶体O2等 冰的晶体结构 冰的结构模型中，每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连接，含1 mol H2O的冰中，最多可形成2 mol氢键。晶胞结构与金刚石相似，含有8个H2O 2.常考共价晶体晶胞结构模型 金刚石晶体 ①金刚石晶体中，每个C与另外4个C形成共价键，碳原子采取sp3杂化，C—C—C夹角是109°28′，最小的环是6元环。每个C被12个六元环共用。含有1 mol C的金刚石中形成的C—C共价键有2 mol。 ②在金刚石的晶胞中，内部的C在晶胞的体对角线的处。每个晶胞含有8个C 二氧化硅晶体 SiO2晶体中，每个Si原子与4个O原子成键，每个O原子与2个Si原子成键，最小的环是12元环，在“硅氧”四面体中，处于中心的是Si原子。1 mol SiO2晶体中含Si—O键数目为4NA，在SiO2晶体中Si、O原子均采取sp3杂化。低温石英结构中有顶角相连的硅氧四面体形成螺旋上升的长链，具有手性。 3.常考金属晶体晶胞结构模型 晶胞结构 堆积方式 举例 配位数 每个晶胞包含原子数 原子半径(r)和晶胞边长(a)的关系 原子空间利用 率 面心立方最密堆积 Ca、Al、Cu、Ag、Pt、Au 12 4 2r＝ 74% 体心立方堆积 Li、Na、K、 Ba 8 2 2r＝ 68% 六方最密堆积 Mg、Zn、Ti 12 2 a=2r c= 74% 简单立方堆积 Po 6 1 2r＝a 52% 4.常考离子晶体晶胞结构模型 NaCl型 在晶体中，每个Na＋同时吸引6个Cl－，每个Cl－同时吸引6个Na＋，配位数为6。每个晶胞含4个Na＋和4个Cl－ CsCl型 在晶体中，每个Cl－吸引8个Cs＋，每个Cs＋吸引8个Cl－，配位数为8 CaF2型 在晶体中，F－的配位数为4，Ca2＋的配位数为8，晶胞中含4个Ca2＋，含8个F－。晶胞中F－在体对角线的处。 4.均摊法 —— 计算晶胞中的粒子数 （1）均摊法的原理 ①均摊法是计算晶胞中实际所含粒子数目的方法。由于晶胞中的粒子往往被多个晶胞共用，因此一个晶胞实际占有的粒子数需要按其被共用的情况进行分摊。 ②核心思想：晶胞任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是。 （2）立方晶胞的均摊规则 立方晶胞 粒子位置 被几个晶胞共用 对一个晶胞的贡献 顶点 8 个 棱上 4 个 ​ 面心 2 个 ​ 体心 1 个 1 （3）六方晶胞的均摊规则 六方晶胞 粒子位置 被几个晶胞共用 对一个晶胞的贡献 顶点 6 个 上下底面棱上 4个 ​ 侧棱（竖棱） 3个 面心 2 个 ​ 体心 1 个 1 （4）正三棱柱晶胞的均摊规则 正三棱柱晶胞 粒子位置 被几个晶胞共用 对一个晶胞的贡献 顶点 12 个 上下底面棱上 4个 ​ 侧棱（竖棱） 6个 面心 2 个 ​ 体心 1 个 1 （5）六边形平面型二维结构的均摊规则 六边形平面型二维结构 粒子位置 被几个六边形共用 对一个六边形的贡献 交点 3 个 边 2个 ​ 面心 2 个 1 5常见晶胞的粒子数计算 （1）简单立方晶胞：N = 8×= 1 （2）体心立方晶胞：N =8×+ 1 = 2 （3）面心立方晶胞：N = 8× + 6× = 4 （4）六方最密堆积晶胞：N = 12× + 2× + 3 = 6 （5）NaCl 晶胞：Na+：12× + 1 = 4（棱心 + 体心）；Cl-：8× + 6× = 4（顶点 + 面心） 6.均摊法的应用 （1）计算晶胞中的粒子数目； （2）计算晶体的化学式（粒子个数比）； （3）计算晶体的密度（结合晶胞体积）。 常考物质的σ键、π键数目汇总（填空高频） 说明：单键全部为σ键；双键含1个σ键+1个π键；三键含1个σ键+2个π键；配位键属于σ键。 物质 结构式简示 σ 键数目 π 键数目 备注 H2​ H-H 1 0 单键 Cl2​ Cl-Cl 1 0 单键 HCl H-Cl 1 0 单键 H2O H-O-H 2 0 2 个 O-H σ 键 NH3​ 3 0 3 个 N-H σ 键，孤电子对无键 CH4​ 4 0 4 个 C-H σ 键 C2H6​ CH3-CH3 7 0 6 个 C-H +1 个 C-C σ 键 C2H4​ CH2==CH2 5 1 4 个 C-H +1 个 C-C (σ)；双键中 1 个 π 键 C2H2​ H-C≡C-H 3 2 2 个 C-H +1 个 C-C (σ)；三键中 2 个 π 键 HCHO（甲醛） 3 1 2个C-H+1个C=O(σ)；1个π键 CO2​ O=C=O 2 2 2个C=O，每个双键1σ+1π CO C≡O 1 2 碳氧三键 N2​ N≡N 1 2 氮氮三键，高考高频 HCN H-C≡N 2 2 1个C-Hσ，1个C-Nσ；2个π键 NH4+​ 4 0 4个N-Hσ键（含配位σ键） H2O2​ H-O-O-H 3 0 2个O-H、1个O-Oσ键 O2​ O=O 1 1 双键 N2H4（肼） H2N-NH2 5 0 4个N-H+1个N-Nσ键 CH3OH甲醇 CH3-O-H 5 0 3C-H、1C-O、1O-H CH3COOH乙酸 7 1 甲基4σ，C-C1σ，C-O(单)1σ，O-H1σ；C=O双键1个π键 C6H6苯 苯环 12 3 6个C-Cσ、6个C-Hσ；大π键，高考按3个π键计数 C6H5OH苯酚 苯酚 13 3 苯环12σ+羟基O-H1σ；苯环3个π键 SO2​ 2 2 2个σ键，2个π键（大π键，高考按此记） SO3​ 3 3 平面正三角形，3σ、3π 常考配合物结构汇总 一、四配位配合物 配合物 中心离子 配体 配位数 空间构型 杂化 备注 [Cu(NH3)4]2+ Cu2+ NH3 4 平面正方形 dsp2 深蓝色；价电子3d9，一个d电子激发，空出1个3d 轨道参与杂化；不是四面体 [Zn(NH3)4]2+ Zn2+ NH3 4 正四面体 sp3 无色；：3d10，d 轨道全满，只能用外层轨道杂化 [Cd(NH3)4]2+ Cd2+ NH3 4 正四面体 sp3 4d10全满 [Ni(CN)4]2− Ni2+ CN− 4 平面正方形 dsp2 强场配体，使d电子重排 [NiCl4]2− Ni2+ Cl− 4 正四面体 sp3 弱场配体，电子不重排；同一离子不同配体构型不同 二、六配位（第二高频，八面体） 配合物 中心离子 配体 配位数 空间构型 杂化 要点 [Fe(CN)6]3− Fe3+ CN− 6 正八面体 d2sp3（内轨） 铁氰根；黄色；强场，d 电子重排 [Fe(CN)6]4− Fe2+ CN− 6 正八面体 d2sp3（内轨） 亚铁氰根；遇生成普鲁士蓝沉淀 [FeF6]3− Fe3+ F− 6 正八面体 sp3d2（外轨） 弱场配体，d 电子不重排 [Co(NH3)6]3+ Co3+ NH3 6 正八面体 d2sp3（内轨） 橙黄色；稳定；高考常考 [Co(NH3)6]2+ Co2+ NH3 6 正八面体 sp3d2（外轨） 不稳定，易被氧化为三价钴氨配离子 [AlF6]3− Al3+ F− 6 正八面体 sp3d2 冰晶石核心离子；工业电解铝 [Cr(H2O)6]3+ Cr3+ H2O 6 正八面体 d2sp3 紫色水合铬离子 三、二配位（直线形） 配合物 中心离子 配体 配位数 构型 杂化 说明 [Ag(NH3)2]+ Ag+ NH3 2 直线形 sp 银氨溶液；托伦试剂； [Cu(NH3)2]+ Cu+ NH3 2 直线形 sp 亚铜氨配离子，无色，易被氧化 [Au(CN)2]− Au+ CN− 2 直线形 sp 冶金浸金情境题常出现 四、常考水合配合物、特殊配合物 1. [Cu(H2O)4]2+：四水合铜离子，平面正方形，蓝色；硫酸铜溶液蓝色来源。无水CuSO4白色，加水生成Cu(H2O)4]2+显蓝色。 2.[CuCl4]2-：四氯合铜离子，配位数4，四面体；黄色；浓CuCl2溶液黄绿是蓝色[Cu(H2O)4]2++黄色[CuCl4]2-混合。 3.[Fe(H2O)6]3+：六水合铁 (Ⅲ) 离子，浅紫色；水溶液常显黄色，因水解羟基配合物。 4. [(SCN)Fe(H2O)5]2+：硫氰合铁配离子（多种配比，不写确切配位数也可），血红色；不是沉淀，是配合物溶液。 5. Ni(CO)4：四羰基合镍；中性配合物；中心Ni原子，配体CO；配位数4；正四面体；sp3杂化；羰基是C提供孤电子对。 6.Cr(CO)6：六羰基铬，配位数6，正八面体。 五、配位数快速速记口诀 银氨二配直线型，铜氨四配正方形；锌氨四配四面体，六配大多八面体； 氰根强场易内轨，氟氯弱场外轨堆；羰基配体碳给电，区分内界和外界。 常考大π键（离域π键）汇总 一、大π键（离域π键） 1.格式：π，n：参与大π键的原子数；m：大π键里面的电子数。 2.答题模板：多个原子相互平行的p轨道，肩并肩重叠，电子在多个原子间运动，形成离域大π键π。 3.做题两步：①找参与的原子（一般sp²杂化，有垂直于分子平面的 p 轨道）；②算p轨道里电子总数。 4.大π键快速计算方法（做题模板） （1）条件：只有sp²、sp杂化的原子才会有垂直分子平面的p轨道，参与大π键；sp³无p 轨道，不参与。 （2）计算 ①数n：找出所有sp2/sp杂化、有未参与杂化p轨道的原子，得到大π键下标n。 ②算m（p 轨道上的电子总数） a.中性O：参与大π键时一般贡献 2个电子； b.中性S：同 O； c.中性N：要看孤对位置； d.阴离子：电荷全部算进大π键电子；阳离子：减去电荷数。 （3）实例：CO32- C、3个O，共4个原子n=4；整体带2个负电荷；C不提供电子，每个O提供2e，总π电子=6，π。 二、离子类大π键（离域π键） 粒子 结构 大π键 简要分析 高考要点 CO32−​ 平面正三角形，C为sp2杂化 π C、3个O共4个原子；C不提供电子，每个O提供2e，共6个π电子 考得最多，务必记牢 NO3−​ 平面正三角形，N为sp2杂化 π N、3个O共4原子，N不提供电子，每个O提供2e，共6个π电子 和碳酸根等电子体，大 π 键相同 NO2+​ 直线形，N为sp杂化 π 3原子，N不提供电子,每个O提供2e，共4个π电子 亚硝酸根正离子 NO2-​ V形，N为sp2杂化 π N、2个O共3 原子，N不提供电子,每个O提供2e，共4个π电子 亚硝酸根；N有一对孤电子对在sp²轨道，不参与大π键 O3臭氧 V形，中心O为sp2杂化 π 3个O原子，中间氧原子提供2e，两边的氧原子各提供1个e，共4个π电子 高频！臭氧，和NO2-等电子体 SO2​ V形，S为sp2杂化 π​ S、2个O共3原子，S原子提供2e，两边的氧原子各提供1个e，共4 电子 与互为等电子体，大π键相同 SO3​ 平面正三角形，S为sp2杂化 π S、3个O共4原子，S原子不提供电子，每个O提供2e，共6个π电子 和CO32−等电子体 三、分子类大π键（离域π键） 粒子 大 π 键 解析 苯 π​ 6个C，6个p 电子；经典芳香大π键，所有C为sp²杂化 SO2​ π​ 见上表 O3臭氧 π 见上表 CO2​ π、π两套 直线形sp杂化；两套互相垂直的三中心四电子大π键 N2O（笑气，和CO2等电子体） 两套π​ 直线分子，两套垂直大π键 吡啶（C5H5N） π​ 5个C+1N共6个原子，6个π电子；N的孤电子对在sp²杂化轨道，不参与大π键 呋喃（C4H4O） π​ 4个C+1O共5个原子，6个π电子；O的一对孤电子对电子参与大π键 吡咯（C4H5N） π​ 4个C+1N共5个原子，6个π电子；N的一对孤电子对电子参与大π键 物质结构与性质简答答题模板汇总 1.电离能比较类问题的答题模板 （1）‌同周期相邻元素比较‌ ①示例：氮的第一电离能大于氧的原因，‌模板‌：基态氮原子电子占据的最高能级为‌2p³（半充满）‌，能量更低、更稳定，故更难失去电子。 ②示例：第一电离能F＞N＞0的原因，‌模板:同一周期从左至右第一电离能逐增大，但N元素2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能反常增大，因而F＞N＞0。 （2）‌同主族元素比较‌ ①示例：Li的第一电离能大于Na ②‌模板‌：Li原子半径小于Na，核电荷对最外层电子的吸引力更强，故更难失去电子。 （3）‌同元素不同电离能比较‌ ①示例：镁的I1=738 kJ/mol，I2=1451 kJ/mol，I3=7733 kJ/mol ②‌模板‌：I1和I2对应失去两个价电子（3s²），I3对应失去内层电子（2p⁶），内层电子受核吸引力更强，故I3剧增。 （4）电离能异常现象的深度分析 ①‌IIA族＞IIIA族 示例：Be的I1＞B，‌模板‌：Be的电子排布为[He]2s²（全充满），能量低、稳定；B的电子排布为[He]2s²2p¹，失去一个p电子更容易。 ②‌VA族＞VIA族 示例：P的I1＞S，‌模板‌：P的电子排布为[Ne]3s²3p³（半充满），能量低、稳定；S的电子排布为[Ne]3s²3p⁴，失去一个p电子后达到半充满更稳定。 （5）电离能的应用型问题 ①‌推断元素位置‌ 示例：某元素前三电离能为I₁=738 kJ/mol，I₂=1451 kJ/mol，I₃=7733 kJ/mol ‌模板‌：失去前两个电子容易（I₁和I₂较小），说明为 ‌IIA族元素‌；第三电离能剧增说明失去的是内层电子，结合数据推断为镁（Mg）。 ②‌判断金属活动性‌ 示例：比较K与Ca的金属性强弱 ‌模板‌：K的第一电离能（418 kJ/mol）小于Ca（590 kJ/mol），说明K更易失电子，金属性更强。 （6）易错点警示 ①‌单位书写规范‌：电离能单位为kJ/mol，需完整书写，不可省略或简写。 ②‌数据对比陷阱‌：比较不同周期元素时需结合原子结构综合分析（如Al的I1小于Mg，但Al的金属性弱于Mg）。 ③‌忽略电子构型‌：未说明基态原子电子排布或能级稳定性直接比较电离能会失分。 2.有关电负性的考点的答题板板： （1）概念：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 （2）电负性变化规律： ①同一周期，从左到右，元素的电负性递增； ②同一主族，自上到下，元素的电负性递减。 （3）应用： ①确定元素类型(电负性＞1.8，非金属元素；电负性＜1.8，金属元素)； ②确定化学键类型(两元素电负性差值＞1.7，离子键；两元素电负性差值＜1.7，共价键)； ③判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价)； ④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。 3.物质稳定性比较答题模板 （1）Cu0在1273K时分解为Cu20和02，请从铜的原子结构来说明在高温下Cu20比Cu0更稳定的原因:最外层电子排布，Cu20中Cu+为3d10，而Cu0中Cu2+为3d9，最外层电子排布达到全满时更稳定。 （2）铁元素常见的离子有Fe2+和Fe3+，稳定性Fe2+小于Fe3+，原因是:Fe2+的价电子排布式为3d6，Fe3+的价电子排布式为3d5，Fe3+的3d能级为半满状态，能低更稳定。 （3）原子间能否形成双键、三键的原因分析 ①规律：两成键原子的半径越大，则形成。键的键长越长，越不利于形成π键。 ②答题模板：X××原子的半径较大，原子间形成的。键较长，pp轨道肩并肩重叠程度较小或几乎不能重叠，难以形成π键。 ③应用举例：氮原子间能形成氮氮三键，而砷原子间不易形成三键的原因为砷原子半径较大，原子间形成的。键较长，p-p轨道肩并肩重叠程度较小或几乎不能重叠，难以形成π键。 （4）解释能否形成配位键 ①答题模板：×××提供孤电子对，×××提供空轨道。 ②应用举例：BF3和NH3的分子能够通过配位键相结合的原因为NH3分子中的N原子具有孤电子对，BF3中的B原子具有空轨道。 （5）解释形成配位键的强弱或配合物的稳定性 ①规律：配位键的强弱取决于配位体给电子的能力，配位体给出电子的能力越强，则配位体与中心离子或原子形成的配位键就越强，配合物也就越稳定。 ②答题模板：×××元素的电负性比B元素小，×××原子提供孤电子对的倾向更大，形成的配位键更强。 ③应用举例：请预测HgCI42-与HgI42-的稳定性强弱，并从元素电负性的角度加以解释。HgCI42-比HgI42-更不稳定，因为CI电负性比I大，给出电子能力较弱，形成配位键较弱，配合物较不稳定。 4、焰色试验的答题模板：元素的焰色试验呈绿色，很多金属元素能发生焰色试验的微观原因为:电子从较高能级的激发态跃迁到较低能级的激发态乃至基态时，以光的形式释放能星，形成焰色试验。 5.分子的稳定性答题板 ①稳定性H2S＞H2Se的原因是:S原子半径比Se小，S-H键的键能比Se-H的键能大。 ②硅与碳同族，也有系列氢化物但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是:C-H健和C-C较强，所以形成的烷烃稳定，而硅烷中Si-Si健和si-H的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以形成。 ③SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是:C-H的键能大于C-0健，C-H健比C-0键稳定，而Si-H健的键能却远小于Si-0，所以Si-H健不稳定而傾向于形成稳定性更的Si-0。 ④TiCl4分子结构与CCl4相同，二者在常温下都是液体，TiCl4的稳定性比CCl4差，极易水解，试从结构的角度分析其原因:钛原子半径比C原子大，Ti-Cl健比C-Cl健的键长长，键能低，易断裂。 6.键角的答题模板：CH4、NH3、H20的键角由大到小的顺序为:CH4＞NH3＞H20，原因是:三种氢化物的中心原子价层电子对数均为4，VSEPR模型均为正四面体，但中心原子的孤电子对数依次增多，排斥力越大，导致o健之间的键角变小。 7.酸性强弱的答题模板：H2Se04比H2Se03酸性强的原因:H2Se04和H2Se03可分别表示成(HO)2SeO2和(HO)2SeO，H2Se04的非羟基氧比H2Se03的非羟基氧多，H2Se04中的Se为+6价，而H2Se03中的se为+4价，H2Se04中的Se正电性更高，导致Se-0-H中0的电子更向Se偏移，越易电离出H+。 8.配位键的形成答题模板 ①CN-做配体时，提供孤电子对的通常是C原子，而不是N原子，其原因是:碳元素的电负性小于氨元素的电负性，对孤对电子的吸引能力弱，给出电子对更容易。 ②C0作配体时，配位原子是C而不是0，其原因是:的电负性小于0，对孤对电子的吸引能力弱，给出电子对更容易。 ③NaBH4的阴离子中一个B原子能形成4个共价键，而冰品石( Na3AIF6)的阴离子中一个AI原子可以形成6个共价键，原因是:B原子价电子层上没有d轨道，Al原子价电子层上有d轨道。 ④已知NF3与NH3的空间构型相同，但NF3不易与Cu2+形成配离子，其原因是:在NF3中，共用电子对偏向F原子，偏离N原子，使得N原子核对其孤对电子的吸引能力増强，难与Cu2+形成配位键。 9.氢键的答题模板 ①冰中氢键的键能为18.8KJ/mol，而冰的熔化热为5.0KJ/mol，解释原因:液态水中仍然存在大量氢键(或冰融化时只破坏了部分氢键）。 ②水由液体形成固体后密度却减小，原因为:水在形成晶体时，由于氢键的作用使分子间距离增大，空间利用率降低，密度减小。 ③氨气极易溶于水的原因为:氨气和水都是极性分子，相似相溶;氨气与水分子能形成氢键。 ④一定压强下，将NH3和PH3的混合气体降温，首先液化的是NH3，解释原因:NH3存在分子间氢键，分子间作用力强。 10.物质溶解性的答题模板：请解释加入乙醇后析出 [Cu(NH3)4]S04·2H20品体的原因:乙醇分子极性比水分子极性弱，加入乙醇降低溶剂极性，从而减小溶质的溶解度。 11.分子极性大小比较答题模板：C、0电负性相差1.0，由此可以判断CO应为极性较强的分子，但实际上CO的极性较弱，请解释其原因:从电负性分析，CO中的共用电子对偏向氧原子，但分子中形成配位健的电子对是氧原子单方面提供的，抵消了共用电子对偏向O而产生的极性。 12.相对分子质量大小比较答题模板：测定化合物HF的相对分子质量时，发现实验值一般高于理论值，其主要原因是:HF分子间存在氢键，易形成缔合分子(HF)n。 13.运用大π键解释分子的性质 （1）分子稳定性强弱的比较与解释：例如：苯有离域π键，苯的离域π键表示为Π66。使苯环具有特殊的稳定性，这是与烯烃不同的。所以苯的化学性质显现为芳香烃的性质，不易发生加成和氧化反应，易发生取代反应。 （2）分子的酸碱性强弱与解释：苯酚之所以具有弱酸性，是因为苯酚中存在Π78，类似地，RCOOH酸性比ROH强，是因为其中含有Π24。 （3）物质导热导电性的强弱比较与解释：离域π键的电子可在整个离域键的范围内运动，石墨形成很大的离域键，是它能导电的原因。从石墨剥离出的石墨烯，成键情况与石墨相似，构成石墨烯的碳原子在2s、2p,和2p,轨道上形成杂化轨道，并与相邻的碳原子形成。键，键角为120°，这种结构特别稳定，且每个碳原子的2p轨道上剩余1个电子，可以通过电子离域的形式形成大π键。离域的电子在晶体中还可以自由运动，这就使石墨烯具有与石墨等其他纳米材料不具备的特性，例如表面积大、质量轻、导热性能好、耐高温，可做润滑剂。 14.晶体导电原因答题模板： ①Fe304晶体能导电的原因:电子可在两种不同价态的铁离子快速发生移动。 ②金属Ni导电的原因是:Ni单质是金属晶体，由金属阳离子和自由电子构成，自由电子在外加电场的作用下可发生定向移动。 15.晶体熔点沸点比较答题模板 ①H20沸点高于H2S的原因:H20分子间存在氢键，且比范德华力强。 ②SiH4沸点高于CH4的原因:SiH4和CH4的组成和结构相似的物质，SiH4的相对分子质量大，分子间作用力大（范德华力大），熔沸点高。 ③氮化硼(BN)和磷化硼(BP)都是受到高度关注的耐磨涂料，它们的结构相似，但是氮化硼晶体的熔点要比磷化硼晶体高，其原因是：氮化硼(BN)和磷化硼(BP)都属于原子晶体，而氮原子的半径比磷原子小，B-N共价键键长比B-P短，键能大，所以氮化硼晶体的熔点要比磷化硼晶体高。 ④从结构角度分析并比较CoF2与CoCl2晶体的熔点高低:氟离子半径比氯离子半径小，CoF2的晶格能比CoCl2晶格能大，则CoF2比CoCl2的熔点高。 ⑤K和Cr属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低，原因是:由于K原子的半径比较大而且价电子数较少，其纯金属存在的金属键的强度没有的Cr高，所以其熔沸点较低。 ⑥从结构的角度分析Si02比C02熔沸点高的原因:Si02属于原子晶体，C02属于分子晶体，故Si02沸点高。 ⑦氯化铝的熔点为190°C，而氟化铝的熔点为1290°C，导致这种差异的原因为:AlCl3是分子晶体，而AlF3是离子晶体，离子健比分子问作用力大得多。 16.晶体类型形成的答题模板：S(黑球)和Cu(白球)形成某种晶体的晶胞如图所示，若CuS中S2-被02-代替，形成的晶体只能采取NaCl型堆积，试从晶体结构分析其不同及原因:将S2-替换为后，由于r(02-)＜r(S2-)，导致r+/r-的值增大，增加了空间利用率，减少了配位排斥，使之更易于配位，因此中心阳离子的配位数由4増至6，导致晶体堆积方式发生改变。 2 / 3 学科网(北京)股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $