2025年高考化學復習考點追蹤與預測專題15 物質結構與性質綜合講義（原卷版）

專題15物質結構與性質綜合

內容概

01專題網絡?思維腦圖

02考情分析?解密高考

03高頻考點以考定法

考點一結構決定性質原因解釋考點二晶胞結構分析與計算

【高考解密】【高考解密】

命題點01原子結構與性質命題點01晶體密度的計算

命題點02微粒的空間構型及分子極性命題點02微粒間距離的計算

命題點03微粒間作用力與物質性質的關系命題點03原子分數坐標的確定

命題點04配位鍵、配合物的結構與性質命題點04微粒配位數的確定

【技巧解密】【技巧解密】

【考向預測】【考向預測】

04核心素養(yǎng)微專題

微專題晶胞投影

專題網絡?思維腦圖

腺子結構與性原核外電子排在、軌道表示式、電離器、電負性

價房電子對互斥理論、雜化軌道理論、配

氣區(qū)的空間構型及分子極性^9,

結構決定性質原因解釋M間作用力與竊匿性質的關系化學!8.分子間作用力、5S

中心原子耽子、配位原子、配位於、R

配位9L配合物的結構與性質位體、配位數.中心原子或離子去化方式

物質結

構與性

質綜合

02考情分析?解密高考

考點考查內容芳情于貝則

物質結構與性質綜合題一般是以元素推斷或某主族元素為背景，以“拼

1、原子結構與性質

盤”形式呈現(xiàn)，各小題之間相對獨立，主要考查原子結構與性質、分子

2、微粒的空間構型及分子

結構與性質、晶體結構與性質。試題背景新穎，注重體現(xiàn)科學新成果或

結構決定極性

新發(fā)現(xiàn)，更注重“結構決定性質”思想的樹立，考查空間想象能力。在原

性質原因3、微粒間作用力與物質性

子結構部分主要命題點有電子排布式或排布圖的書寫，電離能、電負性

解釋質的關系

大小的比較與判斷：在分子結構部分主要命題點有化學鍵類型的判斷，

4、配位鍵、配合物的結構

分子構型的判斷，中心原子雜化方式的判斷；在晶體結構部分主要命題

與性質

點有晶體類型的判斷，晶體結構的計算等。

預計2024年的高考命題熱點主要集中以卜：（1）原子結構與性質：基態(tài)

原子核外電子排布、第一電離能和電負性遞變規(guī)律等：（2）分子結構與性

質：共價鍵類型的判斷、原子軌道雜化類型、分子構型判斷等：（3）晶體

1、晶體密度的計算

晶胞結構結構與性質：晶體類型的判斷、晶體熔沸點高低的比較、氫鍵對溶解性

2、微粒間距離的計算

分析與計的影響、晶體密度和晶體參數的計算、晶體空間利用率的計算等。從題

3、原子分數坐標的確定

算型上看，一般給出一定的知識背景，然后設置3?4個小問題，每一個

4、微粒配位數的確定

小題考杳相應的知識要點仍是今后命題的基本模式。原子核外電子排布

式（價電子排布式）、雜化方式、化學鍵類型、晶體結構、配合物、電負

性、電離能大小的比較、等電子體知識是高考的熱點。

高頻考點?以考定法

考點一結構決定性質原因解釋

??高考解密《

命題點01原子結構與性質

典伊101(2023?北京卷?節(jié)選)硫代硫酸鹽是一類具有應用前景的浸金試劑。硫代硫酸根(S2O3〉)可看作是

SOJ?中的一個O原子被S原子取代的產物。

(I)基態(tài)S原子價層電子排布式是。

(2)比較S原子和O原子的第一電離能大小，從原子結構的角度說明理由：0

【答案】(l)3s23p4

(2)I,(O)>I1(S),氧原子半徑小,原子核對最外層電子的吸弓I力大，不易失去一個電子

【解析】(DS是第三周期VIA族元素，基態(tài)S原子價層電子排布式為3s23P%(2)S和O為同主族元素，O

原了核外有2個電子層，S原子核外有3個電子層，O原了?半徑小，原子核對最外層電子的吸引力大，不易

失去1個電子，即O的第一電離能大于S的第一電離能。

典例02(2022?全國甲卷?節(jié)選)2008年北京奧運會的“水立方”，在2022年冬奧會上華麗轉身為“冰立方”，

實現(xiàn)了奧運場館的再利用，其美麗的透光氣囊材料由乙烯(CH2=CH2)與四輒乙烯(CF2=CF?的共聚物(ETFE)

制成?；卮鹣铝袉栴}：

⑴基態(tài)F原子的價電子排布圖(軌道表示式)為0

(2)圖a、b、c分別表示C、N、O和F的逐級電離能I變化趨勢(縱坐標的標度不同)。第一電離能的變化圖

是(填標號)，判斷的根據是:第三電離能的變化圖是(填標號)。

⑵圖a同一周期第一電離能的總體趨勢是依次升高的，但由于N元素的2P能級為半充滿狀態(tài)，因此N

兀索的第一電離能較C、0兩種兀索商ISb

【解析】（1）F為第9號元素其電子排布為Is22s22P5,則其價電子排布圖為Cl

。⑵C、

N、0、F四種元素在同一周期，同一周期第一電離能的總體趨勢是依次升高的，但由于N元素的2P能級

為半充滿狀態(tài)，因此N元素的第一電離能較C、0兩種元素高，因此C、N、O、F四種元素的第一電離能

從小到大的順序為C<O〈NvF,滿足這一規(guī)律的圖像為圖a,氣態(tài)基態(tài)正2價陽離子失去1個電子生成與態(tài)

基態(tài)正3價陽離子所需要的的能量為該原子的第三電離能，同一周期原子的第三電離能的總體趨勢也依次

升高，但由于C原子在失去2個電子之后的2s能級為全充滿狀態(tài)，因此其再失去一個電子需要的能量稍高，

則滿足這一規(guī)律的圖像為圖b。

典例03（2021?山東卷?節(jié)選）非金屬氟化物在生產、生活和科研中應用廣泛?；卮鹣铝袉栴}：

（1）基態(tài)F原子核外電子的運動狀態(tài)有種。

⑵O、F、C1電負性由大到小的順序為：OF2分子的空間構型為：OF?的熔、沸點

（填“高于”或“低于”）CIO原因是。

【答案】（1）9（2）F>O>C1角（V）形低于OF?和CLO都是分子晶體，結構相似，CLO的相對

分子質量大，CbO的熔、沸點高

【解析】（1）基態(tài)F原子共有9個核外電子，則每個電子都有對應的凱道和自旋狀態(tài)，所以核外電子的運動

狀態(tài)有9種：（2）電負性一定程度上相當于得電子能力，半徑越小，得電子能力越強，電負性越大，半徑由

6-1x2.

小到大的順序為F、O、Ch所以電負性大小順序為F>O>C1：根據VSEPR理論有2，去掉2對

孤對電子，知OF2分子的空間構型是角形；0F2和CbO都是分子晶體，結構相似，CLO的相對分子質量大，

CLO的熔、沸點高。

命題點02微粒的空間構型及分子極性

典例01（2024?浙江卷?節(jié)選）氮和氧是構建化合物的常見元素。

O

II

HO-S-OH

II

已知:O

詁回答:

⑶①HzN-NHz+H，fH2N-NH3，其中-NH?的N原子雜化方式為:比較鍵角/HNH^N-NH2中的

NH?HzN-NH；中的.NH；（填,或“=”），請說明理由。

②將HNO3與SOj按物質的量之比上2發(fā)生化合反應生成A,測得A由2種微粒構成，其中之一是NO；。比

較氧化性強弱：NO；HNC>3（填”>，,、“<”或“=，,）；寫出A中陰離子的結構式.

【答案】（3）①sp3<3為有孤電子對，孤電子對對成健電子排斥力大，健角變小②,

O0

H0

ss

nH

oo

3+^2=4

【解析】（3）①3凡的價層電子對數2,故朵化方式為sp3；-NH?價層電子對數為人有一對

4+5-1-1X4=4

孤電子對，價層電子對數2,無孤對電子，又因為孤電子對對成鍵電子的排斥力大于

成鍵電子對成鍵電子的排斥力，故鍵角NHNHHzN-NH2中的-NH2VH2N-NH；中的-NH；.

②將HNO3與SO3按物質的量之比i：2發(fā)生化合反應生成A,測得A由2種微粒構成，其中之一是NO；,則

A為NO2Hs2O7,NO；為硝酸失去一個OH,得電子能力更強，氧化性更強，故氧化性強弱：NO；>HNO3；

OO

HH

SS

Hn

Oo

陰離子為HS2°；根據已知可知其結構式為

典例02（2023?北京卷?節(jié)選）硫代硫酸鹽是類具有應用前景的浸金試劑。硫代硫酸根）可看作是

S°：中的一個O原子被S原子取代的產物。

（3）S。：的空間結構是。

【答案】（3）四面體形

【解析】（3）S°；的中心原子s的價層電子對數為4,無孤電子對:空間構型為四面體形，S2°;可看作

是S°；中1個O原子被S原子取代，則的空間構型為四面體形.答案為四而體形：

典例03（2022?河北卷?節(jié)選）含Cu、Zn、Sn及S的四元半導體化合物（簡寫為CZTS）,是一種低價、無

污染的綠色環(huán)保型光伏材料，可應用于薄膜太陽能電池領域?；卮鹣铝袉栴}：

（3）SnCl；的幾何構型為—，其中心離子雜化方式為。

【答案】（3）三角錐形sp,雜化

【解析】（3）二氯化錫離子在錫離子的價層電子對數為4、孤對電子對數為1,所以錫離子雜化方式為sp-，

雜化，離子的空間構型為三角錐形，枚答案為：三角錐形：sp）雜化；

命題點03微粒間作用力與物質性質的關系

典例01（2022?山東卷?節(jié)選）研究籠形包合物結構和性質具有重要意義。化學式為

Ni（CN）x-Zn（NH9y-zC6H6的籠形包合物四方晶胞結構如圖所示田原子未畫出），每個苯環(huán)只有一半屬于該

回答下列問題:

（4）在水中的溶解度，叱咤遠大于苯，主要原因是①_______,②

C1

的堿性隨N原子電子云密度的增大而增強，其中堿性最弱的是

【答案】（4）哦噓能與H2O分子形成分子間氫鍵毗陡和H2O均為極性分子相似相溶，而苯為非極性分

【解析】（4）己知苯分子為非極性分子，出。分子為極性分子，且哦咤中N原子上含有孤電子對能與比。

分子形成分子間氫鍵，從而導致在水中的溶解度，毗咤遠大于笨。答案為：咄咤能與H2O分子形成分子間

氫鍵：叱呢和H?0均為極性分子相似相溶，向基為非極性分子;

（5）已知?CH3為推電子基團，-C1是吸電子基團，則導致N原子電子云密度大小順序為：

oh

>N>N,題干信息顯示：堿性隨N原子電子云密度的增大而增強，則堿性最弱的為:

典例02（2021?廣東卷?節(jié)選）很多含臻基（-SH）的有機化合物是重金屬元素汞的解毒劑。

（2）H?S、CFh、比。的沸點由高到低順序為o

（5）汞解毒劑的水溶性好，有利于體內重金屬元素汞的解毒?；衔颕與化合物川相比，水溶性較好的

是O

【答案】（2）H2O>H2S>CH?（5）化合物III

【解析】（2）H?S、CH,、H?O均為分子晶體，出O分子間存在氫健，沸點較高，H?S、CH4的分子問范德華

力隨相對分子質量增大而增加，因此沸點由高到低順序為：故答案為：

H2O>H2S>CH4,H20>H2S>CH4O

CH-SHCH-SH

I2I2■

CH—SHCH-SH

II

（5）CH?一°H中羥基能與水分子之間形成分子間氫鍵，CH：—SO.；Na為易溶于水的鈉鹽，溶于水后電離

CH.-SHCH.-SH

--

CIH—SHCIH-SH

出的‘HN-SO；中O原子均能與水分子之間形成氫鍵，相同物質的量兩種物質溶了水后，,HI—SO?形

成的氫鍵更多，因此化合物III更易溶于水，故答案為：化合物IH。

典例03（2020?山東卷?節(jié)選）CdSnAs2是一種高遷移率的新型熱電材料，回答下列問題：

（2）NHAPH、、ASH3的沸點由高到低的順序為（填化學式，下同），還原性由強到弱的順序

為，鍵角由大到小的順序為。

【答案】（2）NH3、As匕、PH3As%、PH3、NH3NH3、PH3、AsH3

【解析】（2）N%、PH3、ASH3的結構相似，結構相似的物質，相對分子質量越大，范德華力越強，物質

的沸點越高，但是N%分子間能形成氫鍵，故這三種物質的沸點NHAAsHAPH,"N、P、As這三種元素

位于元素周期表中第VA族，原子序數依次增大，同一主族從上到下，隨著核電荷數的增加，原子半徑逐

漸增大，非金屬性逐漸減弱，氫化物的還原性逐漸增強，故這三種物質的還原性由強到弱的順序為AsH.；>

PH3>NH3：NH3、PH3、ASH3中中心原子都是sp3雜化，都有1對孤電子對，中心原子的電負性越小，成鍵

電子對之間的斥力越小，成鍵電子對之間的斥力越小，鍵角越小，所以這三種物質鍵角由大到小的順序為

NH3>PH3>ASH3；

命題點04配位鍵、配合物的結構與性質

典例01（2023?海南卷?節(jié)選）我國屈學家發(fā)現(xiàn)一種銳配合物I可以充當固氮反應的催化劑，反應過程中經

歷的中間體包括I【和HL

（…代表單鍵、雙鍵或叁鍵）

回答問題：

⑴配合物I中鈿的配位原子有4種，它們是0

（2）配合物I中，R，代表芳基，V-O-R空間結構呈角形，原因是0

（3）配合物II中，第一電離能最大的配位原子是o

（4）配合物II和HI中，帆的化合價分別為例和+3,配合物H、IH和N?三者中，兩個氮原子間鍵長最長的

是。

【答案】（DC、0、P、Cl

（2）根據VSEPR模型，氧原子的價層電子對數為4,其中孤電子對數為2,成鍵電子對之間呈角形

⑶N

（4）配合物H

【解析】（1）根據題干配合物I的結構圖，中心原子饑的配位原子有C、0、P、CI；

（2）根據VSEPR模型，中心原子氧原子的價層電子對數為4,其中孤電子對數為2,空間結構呈角形：

（3）配合物H中,第一電離能最大的配位原子是N：

（4）結合題干所給配合物n和III的結構，鈿的化合價分別為+4和+3,配合物n中氮原子間是氮氮單鍵，

配合物H1中為氮氮雙鍵，電中為氮氮三鍵，故配合物H中兩個氮原子間鍵長最長；

典例02（2023?北京卷?節(jié)選）硫代前酸鹽是一類具有應用前景的浸金試劑。硫代硫酸根（02°；）可看作是

中的一個O原子被S原子取代的產物。

⑹浸金時，S?。1作為配體可提供孤電子對與Au?形成［AU（S2O3）21。分別判斷§2°；中的中心S原子和端

基S京子能否做配位原子并說明理由：,

【答案】（6自2°;中的中心原子s的價層電子對數為4,無孤電子對，不能做配位原子：端基S原子含有孤

電子對，能做配位原子

【解析】（6）具有孤電子對的原子就可以給個中心原子提供電子配位,$2°；-中的中心原子s的價層電子

對數為4,無孤電子對，不能做配位原子；端基S原子含有孤電子對，能做配位原子。

典例03（2023?全國卷?節(jié)選）將標普一鉆鈦著一「氯化鋁復合嵌接在嗾納米管上，制得一種島效催化還原

二氧化碳的催化劑?；卮鹣铝袉栴}：

（2）酰菩和鉆林菁的分子結構如圖2所示。

N

酷菁分子中所有原子共平面，其中P軌道能提供?對電子的N原子是（填圖2麟菁中N原子的標號）。

鉆醐著分子中，鉆離子的化合價為，氮原子提供孤對電子與鉆啕子形成鍵。

【答案】（2）③+2配位

【解析】（2）已知儆菁分子中所有原子共平面，則其分子中所有的C原子和所有的N原子均為SP?雜化，

且分子中存在大7T鍵，其中標號為①和②的N原子均有一對電子占據了一個SP。雜化軌道，其p軌道只能提

供1個電子參與形成大兀健，標號為③的N原子的p軌道能提供一對電子參與形成大冗鍵，因此標號為③

的N原子形成的NH鍵易斷裂從而電離出H：鉆酬菁分子中，失去了2個H+的酣著離子與鉆離子通過

配位鍵結合成分子，因此，鉆離子的化合價為+2,氮原子提供孤對電子與鉆離子形成配位鍵。

"技巧解密”

一、原子結構與性質

1.原子或離子中各微粒網的數量關系

(1)對于原子:質子數=核電荷數=核外電子數=原子序數。

(2)質量數=質子數+中子數。

(3)質子數=陽離子的核外電子數+陽離子所帶正電荷數。

(4)質子數=陰離子的核外電子數-陰離子所帶負電荷數。

2.元素、核素、同位素之間的關系

f—具布?相同核電荷數的同一類原子的總稱，

一"7^同種元素可包含多種不同的核素

(兀案二\—其彳f?定數日的酶和一定散日的

④-奄劫虹的一種原子一

\/質子數相同,中子數不同的艮一種元

案的不同核索的薪

一具有相同的質子嗷/中子數L核素1］互稱同位素

1系不同的中子數r｛中子數2.核素2(在周期表中同

、：：J屬一個位置)

宏觀概念，一類原子微觀概念,不同原子微觀概念,相互關系

3.核外電子排布

(1)核外電子排布規(guī)律

|能"規(guī)律1離核由近到遠.電子能盤由低到高

每層以多容納的電f數為2/

歧外層不超過8個(K層為戰(zhàn)外層時不超過2個;

次外層不超過18個

(2)原子結構示意圖

LM電子層

⑶基態(tài)原子的核外電子排布原理

I)能量最低原理：即電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進入能量高的軌道，使整個原子的能量處于最

低狀態(tài)。如圖為構造原理示意圖，即基態(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖：

2）泡利不相容原理

每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋狀態(tài)反。

2s2,

如2s軌道上的電子排布為匕］,不能表示為E3L

3）法特規(guī)則

當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先里獨占據一個軌道，且自旋狀態(tài)相同。

如2P'的電子排布為

11P11L不能表示為叵亡口或

2P

AA

￥

洪特規(guī)則特例：當能量相同的原子軌道在金酒（p6、d'\中）、半滿（p3、d\f?）和金寶（p。、d。、P）狀態(tài)時，體

系的能量最低，如：24。的電子排布式為IS22s22P63s23P63d54sL

（4）表示基態(tài)原子核外電子排布的四種方法

表示方法舉例

電子排布式Cr:ls22s22P63s23P63d54sl

簡化表示式Cu:|Ar]3dl04s'

價電子排布式Fe:3d64s2

電子排布圖Is2s2p

（或軌道表示式）

4.明確“4個同”所代表的描述對象

⑴同位素——原子,如|H、TH：

（2）同素異形體——單質，如02、。3；

（3）同系物——化合物，如CH3cH3、CH3cH2cH3：

（4）同分異構體——化合物，如正戊烷、異戊烷、新戊烷。

5.第一電離能、電負性

(I)兀索第一電離能的周期性變化規(guī)律,

般同一周期,隨著原子序數的增加，元素的第一電離能呈現(xiàn)增大的趨勢,稀有氣體元素的第一電離能最大，

規(guī)堿金屬元素的第一電離能最小;同一主族，隨著電子層數的增加,元素的第一電離能逐漸減小

律

特第一電離能的變化與元素原子的核外電子排布有關。通常情況下，當原子核外電子排布在能量相等的軌

殊道上形成全空(P°、d。、1)、半滿(p3、d\fD和全滿(p6、d'\中)結構時，原子的能量較低,該元素具有較

情大的第一電離能。如同周期土族元素，第【IA族元素的原子最外層3能級全充滿、VA族元素的原子最

況外層P能級半充滿，比較穩(wěn)定，所以其第一電離能大于同周期相鄰的主族元素

(2)電負性大小判斷。

規(guī)

在周期表中,同周期主族元素電負性從左到右逐漸增大，同主族從上往下逐漸減小

律

方常常應用化合價及物質類別判斷電負性的大小，如0與CI的電負性比較:①HC1O中C1為+1價、0為

法-2價，可知O的電負性大于C1;②AI2O3是離子化合物、AlCh是共價化合物，可知O的電負性大于Q

6.二種作用力及對物質性質的影響

范德華力氫鍵共價鍵

作用微粒分子H與N、0、F原子

強度比較共價犍〉氫鍵》范德華力

組成和結構相似的物質，相對分子質

影響因素形成氫鍵元素的電負性原子半徑

量越大，范德華力越大

影響物質的熔、沸點，溶解度等物理性分子間氫鍵使物質熔、沸點升高，溶解鍵能越大，穩(wěn)

對性質的影響

質度增大定性越強

二、分子結構與性質

1.與分子結構有關的兩種理論

(1)雜化軌道理論

①基本觀點：雜化軌道成鍵滿足原子軌道最大重疊原理；雜化軌道形成的共價犍更加牢固。

②雜化軌道類型與分子立體構型的關系

雜化軌道類型朵化軌道數目分子立體構型實例

sp2直線形CO?、BeCk、HgCh

平面三角形

BF3、BCI3、CH20

sp23

V形SO2、SnBr2

Sp34四面體形CH4、CCk、CH3CI

三角錐形NH3、P%、NF3

V形H?S、H2O

注意：雜化軌道數=與中心原子結合的原子數+中心原子的孤電子對數。

（2）價層電子對互斥理論

①基本觀點：分子的中心原子上的價層電子對（包括。鍵電子對和中心原子上的孤電子對）由于相互排斥，盡

可能趨向彼此遠離。

②價層電子對數的計算

中心原子的價層電子對數=。鍵電子對數（與中心原子結合的原子數）+中心原子的孤電子對數=o鍵電子對

數+）（〃一人力）

其中。為中心原子的價電子數，小〃分別為與中心原子結合的原子數及與中心原子結合的原子最多能接受

的電子數（H為1,其他原子為“8—該原子的價電子數微粒為陽離子時，中心原子的價電子數要減去離子

所帶電荷數：微粒為陰離子時，中心原子的價電子數要加上離子所帶電荷數。如S02中硫原子的孤電子對

6—2x16—1—3x144-?—

數為F==1：比0-中氧原子的孤電子對數為-2—=1：co7中碳原子的孤電子對數為一亍一=

Oo

【易錯提醒】在計算孤電了對數時，出現(xiàn)0.5或1.5,則把小數進位為整數，即1或2。如NO2的中心原了

5—2x2

N的孤電子對數為一丁=0.5。1,則價層電子對數為3,故VSEPR模型為平面三角形，分子立體構型為V

形。

③利用價層電子對互斥理論判斷分子（或離子）立體構型

價層電子對數孤電子對數分子（或離子）立體構型示例

0——O——0

20C02、BeCh

直線形

30BF3、SO3、COf

A平面三角形

31SO2

V形

40CH4>NH；>SO1、CCh

正四面體形

41N%、PCI3、HQ-

三角錐形

42VH?O、H2s

V形

2、判斷雜化軌道類型的一般方法

(I)看中心原子有沒有■形成雙鍵或叁鍵，如果有1個叁鍵，則其中有2個兀鍵，是sp雜化；如果有1個雙鍵，

則其中有I個冗鍵，是sp2雜化：如果全部是單鍵，則是sp3雜化。

(2)雜化軌道數等于中心原子的孤對電子對數與相連的其他原子個數之和。若和為2,則中心原子sp雜化:

若和為3,則中心原子sp?朵化；若和為4,則中心原子sp3朵化。如NE，N原子有I對孤電子對，另外與

3個氫原子成鍵，所以為1+3=4,為sp，雜化；再如CO”C原子沒有孤電子對，與2個氧原子成犍，所

以為0+2=2,為sp雜化。

3、中心原子A的價層電子對數的計算方法：

對AB,”型化合物，中心原子A的價層電子對數“二A的價電子數十)提-共的電子數x〃：計算時一般說來，價

電子數即為最外層電子數，但B為鹵素原子、氫原子時，提供1個價電子，若為氧原子、硫原子時，貝!不

提供電子。

4、等電子體的判斷方法

(1)判I折方法；?是同土族變換法，如COc與CS八CE與CCL是等電子體，一是左右移位法，如N』與

CO,CO「、NO；與SO3是等電子體.如果是陰離子，價電子應加上陰離子所帶的電荷數：如果是陽離子，

價電子應減去陽離子所帶的電荷數。如NH；價電子為8,CO3價電子為24。

(2)常見的等電子體

微粒通式價電子總數立體構型

CH4.NH；AX48e-正四面體形

co、N2AXlOe直線形

CCh、CNST、NO晨NJAX216e直線形

V形

SO2>03、NO?AX218e-

CO?\NO3、SO3AX324c平面三角形

PO「、sol、CIO;AXJ26e-三角錐形

so「、porAXu32c正四面體形

5、分子性質

(1)分子極性

I)分子構型與分子極性的關系

非極性分子

單質一?正負電荷中心電合^—結構對稱

1t

雙原子分子多原子分子

II

化合物一正負電荷中心不敢合一結構不對稱

I

極性分子

2)鍵的極性與分子極性的關系

類型實例兩個鍵之間的夾角鍵的極性分子的極性空間構型

X，小、N2—非極性鍵非極性分子直線型

XYHCkNO—極性鍵極性分子直線型

極性鍵非極性分子直線型

CO2、cs2180°

XY(XY)極性鍵極性分子三角形

22S02120°

極性犍極性分子V形

氏0、H2S104.5°

BF；120°極性鍵非極性分子平面三角形

XY3

NH3107.3°極性鍵非極性分子三角錐形

XY4CH』、CCI4109.5°極性鍵非極性分子正四面體

(2)溶解性——“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質一般能溶于非極性溶劑，極性溶質一般能溶于極性溶劑：若存

在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。

(3)無機含氧酸分子的酸性

無機含氧酸可寫成(HO),”RO“，如果成酸元素R相同，則〃值越大，R的正電性越高，使R-O—H中0

的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H,酸性越強，如酸性：HCIO<HCIO2<HCIO3<HCIO4O

6.配合物

(I)那電子對

分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。

(2)配位鍵

①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供延虹回，另一方提供空軌道形成共價鍵.

II

t

[II—N—H]+

I

②配位鍵的表示：常用“=”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如NH：可表示為11

在NH4中，雖然有一個N—H鍵形成過程與其他3個N—H鍵形成過程不同，但是一旦形成之后，4個共價

鍵就完全相同。

(3)配合物。如[Cll(NH3)4如。4

旭位原子(提供孤電子對)

(Cu(NH,),ISO|

內?界整辿

配位體有孤電子對，如H2O、NH3、CO、F\cr>CN-等。中心原子有空軌道,如Fe3+sCu2+>Zrr\

Ag十等。

7.分子結構性質認識的5個易錯易混點

(1)誤認為分子的穩(wěn)定性與分子間作用力和氫鍵有關，其實分子的穩(wěn)定性與共價鍵的強弱有關。

(2)誤認為組成相似的分子，中心原子的雜化類型相同，其實要看其。犍和孤電子對數是否分別相同。如CO?

和S02中心原子的雜化方式不同,CO2分子中C原子是sp雜化,SO?分子中S原子是sp:雜化。

⑶誤認為只要含有氫跳物質的熔、沸點就高，其實不一定，分子間的氫鍵會使物質的熔、沸點升高，而分子內氫

鍵一般會使物質的熔、沸點降低。

(4)誤認為只含有極性鍵的分子都一定是極性分子,其實不一定。如C02、BF3等是非極性分子。

(5)誤認為雜化軌道構型和分子構型-?致,其實不一定。如H2O中氟原子是sp3雜化，雜化軌道構型為四面體,

但由于分子中存在孤對電子，根據價層電子對互斥理論可知,H2O的分子構型是V形。

三、物質結構類答題規(guī)范

1.有關電離能的考點的答題模板

①氮元素的第一電離能比同周期相鄰元素都大的原因是:基態(tài)原子電子占據的最高能級為半充滿，較穩(wěn)定。

②第一電離能F>N>0的原因:同一周期從左至右第一電離能逐增大，但N元素2P軌道為半充滿穩(wěn)定狀態(tài)，

第一電離能反常增大，因而F>N>0,

2.有關電子親和能的考點的答題板板：元素的基態(tài)氣態(tài)原子得到一個電子形成氣態(tài)負一價離子時所放出的能

量稱作第一電子親和能(E3第二周期除氮元素外，其他元素的E.自左而右依次增大，原因是:同一周期，

從左在右，元素的非金性逐漸增強，得電干能力逐漸增強，形成的筒單明離子越穩(wěn)定，釋放出的能量越多，

因此第一電子親和能逐漸增大：氮元素的日呈現(xiàn)異常的原因是:由于氮元素的2P軌道為半充滿結構，能量

較低，相對穩(wěn)定，不易結合一個電子，釋放能量較低。

3.物質穩(wěn)定性比較答題模板

①Cut)在1273K時分解為Cu20和O2,請從銅的原子結構來說明在高溫下Cu20比CuO更穩(wěn)定的原因:最外層

電子排布,Cm。中Cu+為3d中而CuO中C/?為3d%最外層電子排布達到全滿時更穩(wěn)定。

②鐵元素常見的離子有Fe2+和Fe3+,穩(wěn)定性Fe?+小于Fe?+,原因是:Fe'的價電子排布式為3d6,Fe3+的價電

子排布式為3d*Fe3+的3d能級為半滿狀態(tài)，能低更穩(wěn)定。

4、焰色反應的答題模板：元素的焰色反應呈綠色，很多金屬元素能發(fā)生焰色反應的微觀原因為:電子從較高

能級的激發(fā)態(tài)躍遷到較低能級的激發(fā)態(tài)乃至基態(tài)時，以光的形式釋放能星，形成焰色反應。

5.分子的穩(wěn)定性答題板

①穩(wěn)定性HS>HSc的原因是:S原子半徑比Se小，S-H鍵的鍵能比Sc-H的鍵能大。

②硅與碳同族，也有系列氫化物但娃烷在種類和數量上都遠不如燒垃多，原因是:C-H健

和C-C較強，所以形成的烷燃穩(wěn)定，而硅烷中Si-Si健和si-H的鍵能較低，易斷裂，導致長鏈硅烷難以形成。

③Sik的穩(wěn)定性小于CH4,更易生成氧化物，原因是:C-H的鍵能大于C-0健，C-H健比C-0鍵穩(wěn)定，而Si-H

健的鍵能卻遠小于Si-0,所以Si-H健不穩(wěn)定而陽向于形成穩(wěn)定性更的Si-0。

④TiCL分子結構與CCLi相同，二者在常溫下都是液體，TiCh的穩(wěn)定也比C04差，極易水解，試從結構的

角度分析其原因:鈦原子半徑比原子大，Ti-Cl健比C-C1健的鍵長長，鍵能低，易斷裂。

6.鍵用的答題模板：CH4、NH3、比0的鍵角由大到小的順序為:CH4>NH3>H?0,原因是:三種氫化物的中心

原子價層電子對數均為4.VSEPR模型均為正四面體,彳日中心原子的孤電子對數依次增多，排斥力越大，

導致。健之間的鍵角變小。

7.酸性強弱的答題模板：HzSeO」比HzSeCh酸性強的原因:HzSeO’和FhSeOj可分別表示成（HO紜SeO?和（HO^SeO,

HfeOj的非羥基氧比H2Se（h的非羥基氧多，H?SeO4中的Se為+6價，而HzSeCh中的se為+4價，H2SeO4+

的Sc正電性更高，導致Sc-0-H中。的電子更向Sc偏移，越易電離出H。

8.配位鍵的形成答題模板

①CM做配體時。，提供孤電子對的通常是C原子，而不是N原子，其原因是:碳元素的電負性小于氨元素的

電負性，對孤對電子的吸引能力弱，給出電子對更容易。

②CO作配體時，配位原子是C而不是0,其原因是:的電負性小于0,對孤對電子的吸引能力弱，給出電子

對更容易。

③NaBHa的陰離子中一個B原子能形成4個共價鍵，而冰品石（NasAIFJ的陰離子中一個AI原子可以形成6

個共價鍵，原因是:B原子價電子層上沒有d軌道，AI原子價電子層上有d軌道。

④已知NF3與NH3的空間構型相同，咀NF3不易與C/+形成配離子，其原因是:在NF.?中，共用電子對偏向

F原子，偏離N原子，使得N原子核對其孤對電子的吸引能力增強，難與0>2+形成配位健。

9.氫健的答題模板

①冰中氫鍵的捱能為18.8KJ/mol,而冰的熔化熱為5.0KJ/moL解釋原因:液態(tài)水中仍然存在人量氫鍵（或冰

融化時只破壞了部分氫鍵）。

②水由液體形成固體后密度卻減小，原因為:水在形成晶體時，由于氫健的作用使分子間距離增大，空間利

用率降低，密度減小。

③緞氣極易溶于水的原因為:怨氣和水都是極性分子，相似相溶;級氣與水分子能形成氫犍。

④一定壓強下，將NHa和P%的混合氣體降溫，首先液化的是NH3,解釋原因:NHj存在分子間氫鍵，分子

問作用力強。

10.物質溶解性的答題模板：請解釋加入乙醇后析出[CU（NH3）4]S04.2H20晶體的原因:乙醇分子極性比水分子

極性弱，加入乙醇降低溶劑極性，從而減小溶質的溶解度。

11.分子極性大小比較答題模板：C、0電負性相差1.0,由此可以判斷CO應為極性較強的分子，但實際上

CO的極性較弱，請解釋其原因:從甩負性分析、CO中的共用電子對偏向氧原了，但分了?中形成配位健的電

子對是氧原子單方面提供的，抵消了共用電子對偏向O而產生的極性。

12.相對分子質量大小比較答題模板：測定化合物HF的相對分子偵量時，發(fā)現(xiàn)實驗值一般高r理論值，其

主要原因是:HF分子間存在氫鍵，易形成締合分子(HF)n.

13.晶體導電原因答題模板：

①FH"晶體能導電的原因:電子可在兩種不同價態(tài)的鐵離子快速發(fā)生移動。

②金屬Ni導電的原因是:Ni單質是金屬晶體，由金屬陽離子和自由電子構成，自由電子在外加電場的作用

下可發(fā)生定向移動。

14.晶體熔點沸點比較答題模板

①H*沸點高干IhS的原因:比0分子間存在氫鍵.日比范德華力弼.

②SiH4沸點高于CH4的原因:SiH4