分子与原子结构高考复习课件

分子与原子结构高考复习欢迎参加分子与原子结构高考复习课程！本课程将系统地梳理原子结构、分子结构、化学键以及晶体结构的基本概念和规律，帮助同学们牢固掌握相关知识点，提高解题能力和应试技巧通过本课程的学习，你将对微观世界的构成有更加深入的理解，为高考化学取得优异成绩打下坚实基础课程概述原子结构包括原子的基本组成、原子核、电子层与能级、原子轨道、电子排布规则及元素周期表规律等内容这是理解物质微观结构的基础，也是高考的重要考点分子结构涵盖分子的定义、共价键类型、分子的空间构型、分子间作用力以及分子极性等知识点这些内容对理解物质性质和化学反应有重要意义化学键详细讲解离子键、共价键、金属键的形成机制和特点，以及键的极性、键长与键能等参数，帮助理解分子形成的本质晶体结构介绍不同类型晶体的特点、例子及其性质，包括离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体，加深对物质宏观性质的理解第一部分原子结构原子核与同位素原子基本组成原子序数与质量数21质子、中子和电子原子模型演变从道尔顿到量子力学35元素周期表电子层与轨道周期性变化规律4能级与电子排布规则原子结构是化学学科的基础内容，深入理解原子的构成、电子排布及其规律性对掌握化学反应本质至关重要高考中，原子结构相关知识点常以多种形式出现在选择题和计算题中，需要同学们熟练掌握并灵活运用原子的基本组成质子中子电子质子是带正电荷的粒子，位于原子核内中子是不带电荷的粒子，位于原子核内电子是带负电荷的粒子，分布在原子核外质子数决定了元素的种类，也称为原子序中子的相对质量约为，与质子质量相近每个电子的相对质量约为，电1u

0.00055u数每个质子的相对质量为，电荷为，但不带电荷同一元素的不同同位素主荷为在中性原子中，电子数等于质子Z1u-1例如，氢原子含有个质子，氦原子要区别就在于中子数的不同例如，碳数电子在核外按照一定规律分布在不同+11-含有个质子有个中子，而碳有个中子的能级和轨道上，决定了原子的化学性质2126-148原子核质子数（原子序数）中子数质量数1Z2N3A原子序数等于原子核内质子的数目中子数等于原子核内中子的数目质量数等于原子核内质子数和中子，决定了元素的种类元素周期表对于给定的元素，其不同同位素的数的总和一个元素的不A=Z+N中的元素就是按照原子序数递增排中子数可能不同中子数可以通过同同位素具有相同的质子数但不同列的原子序数相同的原子属于同质量数减去原子序数计算得出的质量数例如，氢的三种同位素N=一种元素，例如所有的碳原子都有例如，铀的中子数为氢、氘和氚6A-Z-235235-1A=1-2A=2-3A=3个质子-92=143同位素定义常见例子应用同位素是指原子序数相同（即质子数相氢的同位素氢、氘、氚同位素在医学诊断如扫描、考•¹H²H³H¹⁸F-PET同）但质量数不同（即中子数不同）的古学测年、核能核裂变等领域碳的同位素碳、碳、碳¹⁴C²³⁵U•-12-13-14原子同位素属于同一种元素，具有相有广泛应用放射性同位素可用于示踪氧的同位素氧、氧、氧•-16-17-18同的化学性质但略有不同的物理性质、辐射治疗等，而稳定同位素可用于研氯的同位素氯、氯•-35-37同位素通常用元素符号加质量数表示，究物质代谢途径和环境变化如碳-12¹²C、碳-13¹³C和碳-14¹⁴C•铀的同位素铀-

235、铀-238原子结构模型的演变道尔顿实心球模型（年）11803道尔顿认为原子是不可分割的实心小球，不同元素的原子具有不同的质量这一模型首次将原子概念科学化，但无法解释原子内部结构和电磁现象汤姆逊葡萄干模型（年）21897汤姆逊发现电子后提出，原子是均匀带正电的球体，电子像葡萄干一样嵌在其中这一模型首次揭示了原子内部结构，但不能解释粒子散射实验的结果α卢瑟福行星模型（年）31911通过粒子散射实验，卢瑟福提出原子核行星模型原子中心有一个高密度的原子核α-，带正电，电子围绕原子核运动但该模型违背了经典物理学理论玻尔模型（年）41913玻尔引入量子化概念，提出电子只能在特定的能级轨道上运行，不会向原子核辐射能量玻尔模型成功解释了氢光谱，但无法解释多电子原子的光谱现代原子结构理论量子力学模型电子云世纪年代，薛定谔、海森堡等人发展了量子力学，提出了波在量子力学模型中，电子的位置由概率分布描述，即电子云概2020函数概念来描述电子这一理论认为电子既具有粒子性又具有波念电子云密度大的区域，电子出现的概率高；密度小的区域，动性，服从不确定性原理，即无法同时精确测量电子的位置和动电子出现的概率低量电子云的形状和大小由量子数决定，不同的原子轨道具有不同的量子力学模型引入了四个量子数（主量子数、角量子数、磁量电子云形状例如，轨道的电子云呈球形，轨道的电子云呈哑n ls p子数和自旋量子数）来描述电子状态，完全突破了经典物理学铃形，轨道和轨道的电子云形状更为复杂这种描述更符合微m sd f的限制，能够解释复杂原子的光谱和化学性质观粒子的实际行为电子层与能级电子层的概念能级与亚能级12电子层是指具有相同主量子数每个电子层可分为多个亚能级的电子集合从原子核向外，对应不同的角量子数角n l，电子层依次标记为、、量子数的取值范围为到K LM l0n-

1、、、、层，分别对应例如当时，可为、、，N OP Qn=3l012主量子数每个对应、、三种亚能级不n=1,2,3,4,5,6,7s pd电子层可容纳的最大电子数为同亚能级的能量不同，通常能，例如层最多容纳量大小为＜＜＜2n²K n=12s pd f个电子，层最多容纳个L n=28电子电子排布原理3电子填充遵循能量最低原理，即优先填充能量低的轨道实际填充顺序为、、、、、、、、、、、、、、1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p、、、、这一排布规律在元素周期表中有直观体现7s5f6d7p原子轨道轨道轨道和轨道s pd f轨道呈球形，在空间各个方向上的概率密轨道呈哑铃形，沿、、三个方向分布轨道形状更复杂，主量子数时出现，s px yz dn≥3度相等主量子数的轨道可容纳个电子，因此每个主量子数有三个轨道（有种不同的空间取向，可容纳个电子n s2n≥2p px510f轨道在各个方向上对称，没有节点面，、、），总共可容纳个电子轨道轨道更为复杂，主量子数时出现，有s pypz6p n≥47仅有径向节点轨道没有任何节点，是有一个节点面通过原子核，将轨道分为两种不同的空间取向，可容纳个电子高1s14能量最低的轨道部分，两部分的波函数符号相反能轨道的形状对化学键形成有重要影响电子排布规则能量最低原理泡利不相容原理洪特规则电子优先占据能量低的轨道，一个原子中不可能存在两个或当电子填入能量相同的轨道时然后再占据能量高的轨道轨两个以上的电子，其四个量子，优先单电子占据每个轨道，道能量一般顺序为＜＜数完全相同实际应用中，这且自旋平行例如，碳原子1s2s＜＜＜＜＜＜意味着每个轨道最多容纳两个的电子排布为2p3s3p4s3d4p Z=61s²2s²2p²＜＜＜＜例如电子，且这两个电子的自旋量，其中轨道的两个电子分别5s4d5p6s4f...2p氧原子的电子排布为子数必须相反和单独占据两个轨道，并具有Z=8+1/2-1/22p，而不是例如氦原子的两个电子排布为相同的自旋方向1s²2s²2p⁴1s²2s²2p³3s¹1s²掌握这三条基本规则对理解元素的电子构型和化学性质至关重要高考中常考察根据这些规则判断元素的周期位置、价电子数和化学性质元素周期表周期族电子层结构与位置关系元素周期表按主量子数排列为个周期元素周期表垂直排列为个族按族的性元素在周期表中的位置直接反映其电子排n718第一周期有个元素，第

二、三周期各有质可分为主族元素区和区和副族元素布周期数等于最外层电子的主量子数；28s p个元素，第

四、五周期各有个元素，第区和区主族元素包括ⅠⅧ族，副主族序号等于最外层电子数例如，钠18d fA~A六周期有个元素，第七周期尚未完全填族元素包括ⅠⅧ族同一族元素具有位于第三周期Ⅰ族，其电子排布为32B~B NaA满每个周期开始于区元素，结束于惰相似的外层电子排布和化学性质，最外层有个电子s1s²2s²2p⁶3s¹13s¹性气体原子半径原子半径是指原子核与最外层电子之间的平均距离，通常以皮米pm为单位影响原子半径的主要因素包括核电荷数和电子层数在元素周期表中，原子半径的变化呈现明显的周期性规律同一周期内的变化同一主族内的变化12从左到右，随着核电荷数增加，核对电子的吸引力增强，而电子层数不变，因此原子半径逐渐减小例从上到下，随着电子层数增加，虽然核电荷数也增加，但外层电子距离核越来越远，核对外层电子的吸如，第三周期从钠Na到氯Cl，原子半径依次减小引减弱，因此原子半径逐渐增大例如，从锂Li到铯Cs，原子半径依次增大电离能电离能是指从中性原子的气态基态移去一个电子所需的最小能量，通常以kJ/mol为单位第一电离能指移去第一个电子所需的能量，第二电离能指从一价正离子中移去第二个电子所需的能量，依此类推电离能随着电子被逐个移出而急剧增加在元素周期表中，电离能也呈现周期性变化规律同一周期从左到右，电离能总体上呈上升趋势，但有小的波动；同一主族从上到下，电离能呈下降趋势电离能较小的元素如碱金属容易失去电子形成阳离子，而电离能较大的元素如惰性气体很难失去电子电负性电负性是指原子在化合物中吸引电子的能力，是无量纲单位电负性越大，表示原子吸引电子的能力越强常用的电负性标度是鲍林电负性，氟F具有最大的电负性值

4.0在元素周期表中，电负性也表现出明显的周期性变化规律同一周期从左到右，电负性一般增大，因为核电荷增加而半径减小，核对电子的吸引力增强；同一主族从上到下，电负性一般减小，因为原子半径增大，核对外层电子的吸引力减弱电负性差异是判断化学键类型和极性的重要依据第二部分分子结构分子定义与表示了解分子的基本概念、分子式和结构式的表示方法化学键与键参数学习共价键的形成、类型、键长、键能等关键参数分子空间构型掌握分子的几何形状及其与电子对排斥理论的关系分子间作用力理解范德华力、氢键等分子间作用及其对物质性质的影响分子极性与异构探讨分子极性的判断方法及分子的立体结构异构现象分子结构部分是化学结构理论的核心内容，对理解化学反应机理、物质性质及生命过程具有重要意义高考中，分子结构常与物质性质、化学反应相结合进行考查，需要灵活运用多种理论知识进行分析分子的定义分子的基本概念分子式与结构式分子是保持物质化学性质的最小粒子是由两个或两个以上原子分子式表示分子中各原子的种类和数目，如、、H₂O CO₂通过化学键结合形成的独立粒子，具有相对稳定的结构分子是分子式简单明了，但不能反映原子的连接方式C₆H₁₂O₆许多物质的基本单位，包括气体（如、）、液体（如、O₂N₂H₂O结构式不仅表示原子的种类和数目，还表示原子之间的连接方）和某些固体（如冰、糖）C₂H₅OH式和化学键类型结构式分为简式、展开式和空间构型式例如不是所有物质都以分子形式存在离子化合物（如）、金属，乙醇的分子式为，而其结构简式为，展开式更NaCl C₂H₆O CH₃CH₂OH和原子晶体（如金刚石）不是由分子构成，而是由离子或原子按详细地显示了所有键的连接方式一定规则结合形成的学习分子结构时，理解分子的三维空间构型对理解其性质和反应机理非常重要共价键定义形成机制12共价键是原子间通过共用电子对形成的化学键当两个原子相互接共价键的形成主要有三种机制近时，它们的价电子轨道重叠，形成共用电子对，从而产生共价键电子共用型两个原子各提供一个未成对电子，形成一个共用电

1.共价键主要存在于非金属元素之间，是最常见的化学键类型之一子对例如，分子中的键，两个氢原子各提供一个电子形成H₂H-H共价键配位共用型一个原子提供一个孤电子对，与另一个原子的空轨

2.道形成配位键例如，中原子与第四个之间的键NH₄⁺N H⁺电子海型多原子体系中的电子成为整个体系共有的电子海

3.例如，苯环中的离域键π共价键类型单键双键三键单键是由一对共用电子形成的共价键，用双键是由两对共用电子形成的共价键，用三键是由三对共用电子形成的共价键，用单线表示例如、、等双线表示例如、、等双三线表示例如、、等三-H-H H-Cl H-O-H=O=O C=O C=C≡N≡N C≡C C≡N单键允许分子各部分自由旋转，增加了分键包含一个键和一个键，限制了分子围键包含一个键和两个键，分子结构刚性σπσπ子构型的灵活性单键键能较低，键长较绕键轴的旋转双键的键能高于单键，键更强三键的键能最高，键长最短，例如长，例如单键的键能为，键长短于单键，例如双键的键能为三键的键能为，键长为C-C348kJ/mol C=C C≡C839kJ/mol长为，键长为154pm614kJ/mol134pm120pm极性共价键电负性差异极性与非极性键原子的电负性是指原子吸引共用电子对的能力当两个不同元素极性共价键中，电子对偏向电负性较大的原子，使该原子带部分形成共价键时，电负性差异决定了键的极性负电荷，另一原子带部分正电荷，形成偶极子例如，在中H-Cl，电子对偏向，使带部分负电，带部分正电Cl ClH电负性差异极小（）形成非极性共价键，如、•

0.4H-H Cl-Cl、键的极性可用偶极矩表示，单位为德拜偶极矩越大，表示键C-H D的极性越强例如，的偶极矩为，而的偶极矩为电负性差异适中（）形成极性共价键，如、HF

1.91D HCl

1.08D•

0.4-

1.7H-Cl C-O，说明的极性强于、HF HClN-H电负性差异较大（）形成离子键，如、•

1.7Na-Cl K-F键的极性直接影响分子的物理性质和化学反应活性，是理解分子行为的重要因素实际上，极性和非极性之间的界限并不严格，而是一个连续的谱系共价键参数键长键能键角键长是指共价键中两原子核间的平衡距离，通常以皮米键能是指在标准状态下破坏1摩尔气态分子中某一化学键键角是指分子中两个共价键之间的夹角键角主要受以pm为单位键长受多种因素影响所需的能量，单位为kJ/mol键能反映了键的稳定性下因素影响原子半径原子半径越大，键长一般越长键能越高，键越稳定，越难断裂中心原子周围电子对的排斥遵循电子对互斥理论••••键的类型同种原子间，三键双键单键•同种原子间，三键双键单键•成键原子的电负性电负性大的原子会使键角变小共振效应共振结构使键长介于单键和多键之间原子半径越小，形成的键能一般越高孤电子对的存在孤电子对占据更大空间，使键角•••变小例如，C-C键长约154pm，C=C约134pm，C≡C约120pm例如，H-H键能为436kJ/mol，O=O为498kJ/mol，N≡N为945kJ/mol例如，H₂O的键角约为

104.5°，NH₃约为107°，CH₄约为

109.5°分子的空间构型分子的空间构型是指分子中原子在三维空间的排列方式，由电子对互斥理论VSEPR决定中心原子周围的电子对（包括键合电子对和孤电子对）会相互排斥，取能量最低的排布状态常见分子构型构型判断方法12基本构型包括直线型（如CO₂、BeH₂，180°）、平面三角形（如BF₃，120°）、四面体形判断分子构型的步骤1写出分子的路易斯结构式；2确定中心原子周围的电子对总数；3（如CH₄，

109.5°）、V形（如H₂O，

104.5°）、三角锥形（如NH₃，107°）、平面正方形（区分键合电子对和孤电子对；4根据电子对的排斥原则确定空间构型孤电子对的排斥力如XeF₄）和八面体（如SF₆）等大于键合电子对，会导致键角变小分子间作用力范德华力范德华力是一种普遍存在的弱相互作用力，包括伦敦分散力、偶极偶极作用和诱导偶极-作用伦敦分散力源于瞬时偶极矩，存在于所有分子间；偶极偶极作用存在于极性分子-间；诱导偶极作用是极性分子诱导非极性分子产生的作用力氢键氢键是氢原子连接到强电负性原子（通常是、、）上，与另一分子中的强电负性原F ON子之间形成的特殊作用力氢键强度介于共价键和范德华力之间，通常为20-40kJ/mol例如，水分子间的氢键（）使水具有高沸点和高比热O-H...O离子偶极作用-离子与极性分子的偶极之间的相互作用，如与水分子间的作用离子吸引极性分子Na⁺中带有相反电荷的一端，形成稳定的结构这种作用是离子溶于水和其他极性溶剂的主要原因堆积作用π-π芳香环分子之间的电子云相互作用，是一种弱的非共价相互作用这种作用在双螺πDNA旋、蛋白质折叠和某些有机晶体中起重要作用药物设计中也常考虑这一因素分子极性极性分子非极性分子极性分子具有永久性的偶极矩，分子内的电荷分布不均匀，形成非极性分子的偶极矩为零或接近零，分子内的电荷分布均匀例部分正电荷区域和部分负电荷区域例如、、等极如、、、等非极性分子的特点H₂O NH₃HCl O₂N₂CH₄CO₂性分子的特点可能含有非极性键（如、）•H₂O₂含有极性键，且分子的偶极矩不为零•也可能含有极性键，但分子结构对称，使得偶极矩相互抵消（•分子结构不对称，键的偶极矩不能相互抵消如、）•CO₂CCl₄熔点、沸点较高，易溶于极性溶剂熔点、沸点较低，易溶于非极性溶剂••分子间作用力较强，包括偶极偶极作用和氢键分子间主要是伦敦分散力•-•分子极性判断方法确定分子中各键的极性；分析分子的几何构型；判断各键的偶极矩是否相互抵消例如，是线性分子，虽123CO₂然键是极性的，但由于分子对称，两个键的偶极矩大小相等方向相反，相互抵消，所以是非极性分子C=O C=O CO₂分子的立体异构构造异构构造异构体具有相同的分子式但原子连接顺序不同主要包括链异构碳链结构不同（如正丁烷和异丁烷）•位置异构官能团位置不同（如丙醇和丙醇）•1-2-官能团异构官能团类型不同（如乙醇和二甲醚）•构造异构体在物理性质和化学性质上可能有显著差异空间异构空间异构体具有相同的分子式和连接顺序，但原子在三维空间的排列不同主要包括顺反异构由于双键限制旋转导致的异构（如顺式丁烯和反式丁烯）•-2--2-对映异构一种分子是另一种分子镜像的异构体，不能重合（如左旋和右旋乳酸）•构象异构由于单键自由旋转产生的异构体（如乙烷的交错式和重叠式）•空间异构在生物体系中尤为重要，如蛋白质的折叠和药物的作用第三部分化学键化学键的本质与类型键参数与性质关系化学键是原子间通过电子相互作用形成的化键长、键能、键角等参数反映了化学键的强学力主要类型包括离子键、共价键和金属度和空间特性，与物质的物理性质和化学反键，其形成机制和特点各不相同，决定了物12应活性密切相关，是理解分子行为的关键质的多种性质高考应用与解题轨道杂化与分子轨道43化学键知识在高考中占重要地位，涉及键类轨道杂化理论和分子轨道理论从量子力学角型判断、键参数分析、结构与性质关系等多度解释了化学键的形成机制和电子分布特征个方面，需要系统掌握并灵活运用，可用于预测分子结构和性质化学键概述定义类型重要性化学键是原子间为了形成稳定结构而产生的相互作用根据成键机制和特点，化学键主要分为三种类型化学键的性质决定了物质的化学反应活性和物理性质力本质上是原子通过电子的得失、共用或集体共有，如熔点、沸点、硬度、溶解性等理解化学键对预离子键电子完全转移形成的静电吸引力（如•，使系统达到更加稳定的能量状态化学键的形成通测和解释物质性质和化学变化有根本性意义，是化学）NaCl常伴随着能量的释放，体系变得更加稳定学科的核心概念之一共价键原子间共用电子对形成的化学键（如•H₂、）H₂O金属键金属原子核与自由移动的价电子之间的•相互作用（如、）Na Fe此外，还有氢键、范德华力等分子间作用力，虽然不是真正的化学键，但对物质性质影响重大离子键形成机制特点离子键是通过电子完全转移形成的静电吸引力当电负性差异较离子键的主要特点包括大的原子相互接近时（通常），电负性较小的原子（通常是金

1.7非方向性离子键的作用力在空间各个方向上基本相同•属元素）会失去电子，形成阳离子；电负性较大的原子（通常是强度大一般比共价键强，但不如金刚石的共价键网络非金属元素）会获得电子，形成阴离子这些带相反电荷的离子•之间产生的静电吸引力就是离子键形成晶体离子化合物通常形成规则的晶体结构•高熔沸点由于强的静电吸引力，熔点和沸点通常很高•例如，在中，原子失去个电子形成，原子获得个电NaCl Na1Na⁺Cl1导电性熔融状态或溶液中可以导电，固态通常不导电子形成，两者之间形成离子键离子键的形成通常伴随着大量•Cl⁻能量的释放（晶格能）溶解性通常溶于极性溶剂（如水），不溶于非极性溶剂•离子化合物在水溶液中会发生离解，形成自由移动的离子，从而导电金属键形成机制1金属键是通过金属原子的价电子形成电子海而产生的特殊化学键金属原子排列成晶格，价电子脱离原子成为自由电子，在整个金属晶体中自由移动，形成电子气或电子海这些离域的自由电子与金属阳离子之间的相互作用力即为金属键例如，在铝金属中，每个铝原子贡献个价电子进入电子海，形成离子，这些正离子被3Al³⁺电子海包围并结合在一起金属键强度与金属原子贡献的价电子数和原子大小有关特点2金属键具有以下特点非方向性金属键在空间各个方向上作用力基本相同•强度变化大从较弱（如、）到很强（如、）•Na KW Mo良好导电性自由电子可以在外电场作用下定向移动•良好导热性自由电子可以快速传递热能•金属光泽自由电子可以吸收和反射可见光•延展性和可塑性金属原子间可以滑动而不断键•金属键的强弱直接影响金属的熔点、硬度和力学性能例如，钨（）的金属键很强，熔点W高达℃；而钠（）的金属键较弱，室温下为固体但熔点仅℃3422Na

97.8共价键回顾形成机制特点共价键是通过原子间共用电子对形成的化学键当两个原子接近共价键具有以下特点到适当距离时，它们的原子轨道重叠，形成共用电子对，电子云方向性共价键具有明确的空间方向，形成特定的分子构型•密度在两核之间增大，产生吸引力共价键主要存在于非金属元饱和性一个原子能形成的共价键数量有限，由价电子数决定素之间，电负性差异通常小于•

1.7共价键的形成可以是电子共用型（如中，两个原子各提供一H₂H强度可变从较弱（如）到很强（如在金刚石中）•I-I C-C个电子）或配位共用型（如中，与第四个之间的键）NH₄⁺N H⁺可极性化根据成键原子电负性差异，可形成极性或非极性键•共价键的形成通常释放能量，使系统达到更稳定状态多样性可形成单键、双键、三键，影响分子几何构型•共价键的性质直接决定了分子的结构和性质，如沸点、溶解性、反应活性等共价键的多样性是有机化学和生物化学中分子多样性的基础键的极性键的极性源于电负性差异，决定了电子云分布的不对称性在极性键中，电子对偏向电负性较大的原子，形成部分电荷分离键的极性可以用偶极矩表示，单位为德拜D1电负性差异2电荷分布电负性是原子吸引共用电子对的能力根据电负性差值ΔEN，可以判断键的极性在极性键中，电负性大的原子带部分负电荷δ-，电负性小的原子带部分正电荷δ+例如，在H-Cl中，Cl带δ-，H带δ+电荷分布直接影响分子的性质和反应行为•ΔEN≈0非极性共价键（如H-H、Cl-Cl）•0＜ΔEN＜

1.7极性共价键（如H-Cl、C-O）•影响分子的偶极矩和极性•ΔEN≥

1.7离子键（如Na-Cl、K-F）•决定分子间作用力的类型和强度•影响反应位点和反应机理实际上，极性是连续变化的，没有严格的界限，某些键具有部分离子性和部分共价性键的极性是理解许多化学和生物过程的关键，如氢键形成、溶解过程和反应机理键长与键能键长/pm键能/kJ/mol键长和键能是表征化学键强度和特性的两个重要物理量，它们与分子的稳定性和反应活性密切相关1定义2影响因素键长是指化学键中两原子核间的平衡距离，通常以皮米pm为单位键能是在标准状态下断裂1摩尔化学键所需的能量，单键长和键能受多种因素影响位为kJ/mol一般来说，键长越短，键能越大，键越稳定•键的类型同种原子间，单键＞双键＞三键（键长）；单键＜双键＜三键（键能）•原子半径原子半径越大，键长通常越长，键能越小•原子轨道重叠程度重叠越充分，键长越短，键能越大•共振效应共振结构使键长和键能介于单键和多键之间•成键原子的电负性电负性差异越大，键长通常越短，键能越大键长和键能的数据可用于计算反应焓变，预测反应趋势和分子稳定性杂化轨道理论杂化杂化杂化sp sp²sp³杂化是一个轨道与一个轨道杂化形成杂化是一个轨道与两个轨道杂化形成杂化是一个轨道与三个轨道杂化形成sp s p sp²s psp³s p两个等价的杂化轨道，两个轨道呈三个等价的杂化轨道，三个轨道共平面四个等价的杂化轨道，四个轨道指向四sp180°sp²sp³线性排列每个杂化轨道含有的性排列，夹角为每个杂化轨道含有面体的四个顶点，夹角为每个sp50%s120°sp²

109.5°sp³质和的性质典型例子包括、的性质和的性质典型例子杂化轨道含有的性质和的性质50%p BeH₂

33.3%s

66.7%p25%s75%p和等线性分子，其中心原子采用包括、和苯分子，中心原子采用典型例子包括、和，中心原子CO₂HC≡CH BF₃C₂H₄sp²CH₄NH₃H₂O杂化杂化，未参与杂化的轨道垂直于杂化轨道采用杂化sp psp³平面分子轨道理论成键轨道反键轨道成键轨道（也称为成键分子轨道）是两个原子轨道正相互作用形反键轨道（也称为反键分子轨道）是两个原子轨道负相互作用形成的分子轨道在成键轨道中，电子云密度在原子核之间增加，成的分子轨道在反键轨道中，电子云密度在原子核之间减少，原子间距离缩短，能量降低，体系更稳定原子间距离增大，能量升高，体系不稳定成键轨道的特点反键轨道的特点能量低于参与形成的原子轨道能量高于参与形成的原子轨道••电子云在核间区域增强电子云在核间区域有节点••波函数在两核之间具有相同符号波函数在两核之间符号相反••电子在该轨道使两原子相互靠近电子在该轨道使两原子相互排斥••例如，分子中的成键轨道由两个氢原子的轨道正相互作用形例如，分子中的反键轨道由两个氢原子的轨道负相互作用H₂σ1s H₂σ*1s成形成分子的稳定性取决于成键电子数与反键电子数之差第四部分晶体结构分子晶体1微粒间作用力最弱金属晶体2金属键强度中等离子晶体3离子键强度较大原子晶体4共价键网络最强晶体结构是指组成晶体的微粒（原子、离子或分子）在三维空间中的有序排列方式不同类型的晶体由于微粒性质和结合方式的不同，表现出各异的物理和化学性质理解晶体结构对解释和预测物质的宏观性质具有重要意义从分子晶体到原子晶体，微粒间的作用力逐渐增强，导致熔点、硬度等物理性质呈递增趋势例如，冰分子晶体的熔点为℃，而钠金属晶体的熔点为℃，

097.8氯化钠离子晶体的熔点为℃，金刚石原子晶体的熔点高达℃8013550晶体的定义有序排列1晶体是组成微粒（原子、离子、分子或原子团）按一定规律在三维空间有序排列的固体微粒之间的有序排列形成了一个规则的周期性结构，称为晶格晶体内部的微粒排列具有长程有序性，相对位置固定，但可以振动晶体的有序排列使其具有一定的几何外形，如正方体（氯化钠）、八面体（明矾）、六角柱（石英）等这些几何外形反映了内部微粒排列的对称性相比之下，非晶体（如玻璃、塑料）的微粒排列无规则，不具有长程有序性三维周期性2晶体结构的基本特征是三维周期性，即微粒排列在三个维度上都呈现周期性重复的模式这种周期性排列可以用晶格常数和晶格类型描述晶格常数指晶胞（晶体的基本重复单元）三个维度的边长；晶格类型指微粒在晶胞中的排列方式根据对称性和周期性，晶体可分为七种晶系（三斜、单斜、正交、四方、立方、三方和六方）和十四种布拉维晶格晶体的三维周期性使其对射线产生衍射，X这是鉴别和研究晶体结构的重要手段离子晶体特点例子（）NaCl离子晶体是由带相反电荷的离子通过静电引力结合形成的晶体氯化钠（）是典型的离子晶体，具有面心立方结构在NaCl NaCl其主要特点包括晶体中高熔点和沸点由于离子间的静电引力强，需要较高能量才能每个离子被个离子包围，形成八面体配位••Na⁺6Cl⁻破坏晶格每个离子同样被个离子包围•Cl⁻6Na⁺硬而脆离子间作用力强但具有方向性，受力后容易沿特定方•晶胞是立方体，边长约•

0.563nm向断裂整个晶体呈现交替排列的和离子三维网络•Na⁺Cl⁻导电性固态不导电，熔融状态或水溶液中能导电（离子可以•的熔点为℃，说明其离子键强度较大在室温下为白色固移动）NaCl801体，不导电；熔融状态或水溶液中能导电的晶格能为NaCl溶解性通常溶于极性溶剂（如水），不溶于非极性溶剂•，表示形成固态时释放的能量787kJ/mol1mol NaCl无定向性离子间作用力在各方向基本相同，形成规则的三维•结构离子晶体的性质主要取决于离子电荷、离子半径和晶格类型原子晶体金刚石石墨二氧化硅金刚石是碳原子形成的原子晶体每个碳原子石墨也是碳原子形成的原子晶体，但结构与金二氧化硅（）是另一种典型的原子晶体在SiO₂通过杂化轨道与周围个碳原子形成共价键刚石截然不同在石墨中，碳原子通过杂化石英晶体中，每个硅原子通过杂化与个氧sp³4sp²sp³4，形成四面体结构这种三维网状结构使金刚，每个碳原子与个碳原子形成共价键，形成六原子形成共价键，每个氧原子与个硅原子连接32石成为已知最硬的天然物质，熔点高达℃元环平面网状结构多个六元环平面相互堆叠，形成的三维网络结构这种结构3550-Si-O-Si-O-由于所有价电子都参与成键，没有自由电子，平面间以弱的范德华力结合石墨具有导电使石英具有高熔点（℃）和高硬度，但不1610，因此金刚石不导电性，因为每个碳原子的第四个电子（未参与导电sp²杂化的电子）形成了离域的键，使电子能在pπ平面内自由移动分子晶体特点例子分子晶体是由分子通过分子间作用力（如范德华力、氢键）结合冰（）是一种典型的分子晶体，具有六方晶系结构在冰晶H₂O形成的晶体其主要特点包括体中低熔点和沸点分子间作用力较弱，容易被热能破坏每个水分子通过氢键与周围个水分子连接••4软而易挥发分子间结合力弱，易于分离氢键形成六元环结构，导致冰的密度小于液态水••不导电没有自由电子或离子熔点为℃，相对较高（与其他分子晶体比较）••0溶解性通常遵循相似相溶原则•干冰（固态）是另一种分子晶体，但其分子间只有范德华力CO₂分子内键强、分子间力弱分子保持完整，但整体结构容易变•化分子间作用力极弱，在常压下直接升华（℃）•CO₂-

78.5分子晶体的性质主要取决于分子的类型和分子间作用力的强度结构为面心立方晶格•例如，含有氢键的分子晶体（如冰）比仅有范德华力的分子晶体不导电，不溶于水，溶于部分有机溶剂•（如干冰）熔点高金属晶体特点1金属晶体是由金属原子通过金属键结合形成的晶体其主要特点包括•良好的导电性和导热性自由电子可以移动，传递电荷和热能•金属光泽自由电子可以吸收和反射可见光•延展性和可塑性金属原子可以在不断键的情况下滑动位置•熔点差异大从低熔点（汞，-

38.8℃）到高熔点（钨，3422℃）•不溶于一般溶剂金属键不易被破坏•不透明自由电子吸收光线金属晶体的性质主要取决于金属键的强度和晶格类型例子2铁（Fe）是一种常见的金属晶体，具有体心立方结构（α-Fe）或面心立方结构（γ-Fe）•每个Fe原子贡献几个电子形成电子云•具有多种同素异形体，在不同温度下晶格类型不同•熔点1538℃，表明金属键强度较高•具有强磁性（铁磁性）铜（Cu）是另一种典型的金属晶体，具有面心立方结构•每个Cu原子贡献一个电子形成电子云•导电性和导热性极佳，广泛用于电线和热交换器•熔点1085℃，延展性好•具有红铜色金属光泽晶格能晶格能是指离子化合物的晶格分解为气态离子所需的能量，也可理解为1摩尔气态离子形成离子晶体时释放的能量晶格能是衡量离子晶体稳定性的重要指标，晶格能越大，离子晶体越稳定，熔点越高定义影响因素12严格定义晶格能是指1摩尔晶体在标准状态下分解为气态离子所需的能量例如，NaCls→Na⁺g+Cl⁻g，ΔH=影响晶格能的主要因素包括787kJ/mol晶格能总是正值，表示吸热过程，因为需要能量才能克服离子间的吸引力•离子电荷电荷越大，静电引力越强，晶格能越大•离子半径半径越小，离子间距离越近，静电引力越强，晶格能越大•晶格类型配位数越大，离子排列越紧密，晶格能越大例如，MgO的晶格能3850kJ/mol远高于NaCl787kJ/mol，主要因为Mg²⁺和O²⁻的电荷比Na⁺和Cl⁻大，静电吸引力更强晶体的性质3550金刚石熔点℃原子晶体中最高801氯化钠熔点℃典型离子晶体1538铁的熔点℃常见金属晶体0冰的熔点℃分子晶体较高值晶体的物理性质直接反映了其内部结构和键合类型不同类型的晶体由于微粒性质和结合方式的不同，表现出各异的熔点、沸点、硬度、导电性和溶解性等物理性质熔点和沸点1熔点和沸点与微粒间作用力强度直接相关一般规律原子晶体离子晶体金属晶体分子晶体例如，金刚石原子晶体熔点3550℃，氯化钠离子晶体熔点801℃，铁金属晶体熔点1538℃，冰分子晶体熔点0℃硬度2硬度表示物质抵抗被刻划或压入的能力硬度的一般规律与熔点类似原子晶体通常最硬（特别是共价网络连续的晶体，如金刚石），其次是离子晶体，然后是金属晶体，分子晶体通常最软但金属晶体的硬度差异很大，从很软（如钠）到很硬（如铬）第五部分高考重点与技巧考点掌握1核心知识点系统理解解题技巧2常规题型解法与思路真题分析3典型高考题解析复习策略4高效备考方法高考中关于原子与分子结构的考查贯穿微观与宏观层面，既考察基础概念的理解，也考察对结构与性质关系的分析能力本部分将系统梳理高考重点考点，总结解题技巧，分析真题，并提供有效的复习方法，帮助同学们有针对性地进行备考从历年高考试题来看，原子与分子结构相关内容主要以选择题和简答题形式出现，约占化学试卷总分的其中，元素周期表规律、分子极性判断、化学键类型15%-20%及晶体性质是高频考点原子结构考点核外电子排布元素周期表规律高考常考查电子排布与周期表位置、元素性质的关系重点掌握高考常结合原子半径、电离能、电负性等周期性变化规律考查重点掌握根据元素序数写出电子排布式（如）同周期从左到右原子半径减小，电离能增大，电负性增大•7N:1s²2s²2p³•根据电子排布判断元素的族和周期（如是第三周同主族从上到下原子半径增大，电离能减小，电负性减小•1s²2s²2p⁶3s¹•期Ⅰ族）A周期性变化的例外情况（如第二周期到第三周期原子半径急剧•根据价电子排布判断元素的化学性质（如构型元素为卤增大）•ns²np⁵族）金属性与非金属性的周期变化规律•特殊元素的电子排布（如而非）•Cr:[Ar]3d⁵4s¹[Ar]3d⁴4s²解题关键是理解核电荷数和电子层数对原子性质的影响，掌握元解题关键是理解能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则，熟素性质与电子排布的关系注意区分相关概念，如原子半径与离练掌握电子填充顺序子半径、第一电离能与第二电离能的区别1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→...分子结构考点分子式与结构式空间构型判断分子极性判断高考常考查根据实验数据或反应信息高考常考查根据分子式判断分子空间高考常考查分子极性与物理性质的关推断分子式和结构式重点掌握构型重点掌握系重点掌握应用理论判断分子构型的判断键极性的方法（电负性差）•VSEPR•根据元素分析数据推断分子式（步骤•分子极性的综合判断（键极性•+元素质量百分比、实验式和分子常见分子的空间构型（如为空间构型）•H₂O量）形，为三角锥形）V NH₃极性分子的物理性质特点（沸点•根据反应方程式和生成物信息推•分子极性与空间构型的关系、溶解性等）•断分子式构型对物理性质的影响（如沸点典型极性和非极性分子的辨别••根据反应特性和官能团信息推断•、溶解性）解题技巧判断分子极性的三步法结构式解题技巧写出路易斯结构式；确定各键的极性；分析分子的1212同分异构体的判断和书写•数出中心原子周围电子对总数；区几何构型；判断各键偶极矩是否相33解题技巧1先确定组成元素；2计分键合电子对和孤电子对；4应用电互抵消如CO₂是线性分子，两个算最简式；3结合分子量确定分子式子对互斥原理确定空间排布；5考虑C=O键的偶极矩相互抵消，因此是非；根据化学性质信息确定结构式孤电子对的额外排斥效应极性分子4化学键考点键类型判断1高考常考查化学键类型的判断及其与物质性质的关系重点掌握•根据原子电负性差判断键类型（ΔEN≈0为非极性共价键，0＜ΔEN＜

1.7为极性共价键，ΔEN≥

1.7为离子键）•识别金属键（金属元素之间）与共价键（非金属元素之间）•区分键类型与分子极性（如CCl₄含极性键但分子非极性）•混合键类型的判断（如部分离子性的极性共价键）解题关键是掌握各类键的本质特征和形成条件，结合元素周期表位置快速判断注意某些化合物可能同时存在多种键类型，如NaOH中同时有离子键和共价键键参数计算2高考常考查键长、键能等参数的计算及其应用重点掌握•键能与反应热的关系（反应热=断裂键的总键能-形成键的总键能）•利用键能估算反应焓变•键长与分子稳定性的关系•键级（单键、双键、三键）与键长、键能的关系解题技巧利用键能计算反应热时，先列出反应前后所有化学键，计算断裂的键和形成的键各需多少能量，然后计算能量差值注意键能数据通常给在试题中，但标准值也应该记忆，如C-H键能约414kJ/mol晶体结构考点离子晶体原子晶体1键合强，熔点高，固态不导电网状结构，硬度大，不导电2金属晶体分子晶体43电子海，导电导热，有延展性分子间力弱，熔点低，不导电高考中晶体结构相关考点主要包括晶体类型判断和性质预测两大方面这部分考查学生对微观结构与宏观性质关系的理解，常与实际生活和工业应用相结合晶体类型判断主要看组成微粒的种类和结合方式离子晶体由正负离子通过静电引力结合；原子晶体由原子通过共价键形成三维网络；分子晶体由分子通过分子间作用力结合；金属晶体由金属阳离子和自由电子构成性质预测则根据晶体类型推断熔点、硬度、导电性等物理性质，如离子晶体熔点高，熔融时导电；分子晶体熔点低；金属晶体具有良好的导电性和延展性等解题技巧原子结构电子层填充顺序价电子数计算记忆电子填充顺序的实用方法快速计算价电子数的方法能量阶梯图画出能量递增的轨道排序，按顺序填充主族元素价电子数等于族序数（ⅠⅧ族分别为个）••A~A1~8对角线规则将、、、轨道按对角线排列，沿对角线方过渡元素和电子都是价电子，需具体计算•spd f•ns n-1d向填充根据化学式快速判断如价电子为，价电子为，因此•Na1O6门牌号法则主量子数加副量子数的和越小，能量越低；中失去个电子，得到个电子形成•n lNa₂O Na1O2O²⁻若相等，则小的能量低n解题技巧遇到元素周期表位置和价电子数的题目，可根据族序特殊元素记忆和因半充满或全充数价电子数快速判断；遇到离子电子排布题，注意带正电荷的Cr[Ar]3d⁵4s¹Cu[Ar]3d¹⁰4s¹=满更稳定而特殊区元素常失去电子成为价离子过渡金属离子是失去价电子，带负电荷的离子是得到电子，填充到最外层d ns+2p离子的电子排布常需特别注意，如为而非轨道Fe³⁺[Ar]3d⁵[Ar]3d⁵4s²-3解题技巧分子结构路易斯结构式绘制分子极性判断绘制路易斯结构式的步骤判断分子极性的三步法计算分子总价电子数（计算各原子价电子之和，考虑电荷影响）确定各键的极性（根据原子电负性差）••确定中心原子（通常是电负性较小的原子，通常位于外围）分析分子的几何构型（应用理论）•H•VSEPR用单键连接各原子综合判断各键偶极矩矢量和是否为零••计算用于成键的电子数，剩余电子作为孤电子对分配给各原子•常见极性分子、、、、H₂O NH₃HCl SO₂CH₃Cl检查各原子是否满足八电子规则（满足两电子），必要时形成多重•H常见非极性分子、、、、、、H₂O₂N₂CO₂CCl₄CH₄C₆H₆键判断技巧对称性高的分子通常为非极性分子，即使含有极性键；含有示例分子的路易斯结构式绘制有个价电子，两个各有个，CO₂C4O6孤电子对且不对称的分子通常为极性分子例如，是四面体构型，虽CCl₄共个为中心原子，两个分别与相连单键连接需个电子，余下16C OC4然键极性，但四个键的偶极矩相互抵消，分子非极性；而虽然也C-Cl NH₃个为满足八电子规则，需再共用个电子，每个需再共用个，故12C8O4有对称性，但由于有孤电子对导致不完全对称，因此是极性分子与每个形成双键，结构为C OO=C=O解题技巧化学键键类型快速判断键参数估算快速判断化学键类型的方法键参数估算的一般规律根据元素周期表位置金属金属金属键；金属非金属离子键长原子半径越大，键长越长；键级越高，键长越短•+→+→•键；非金属非金属共价键+→键能原子半径越小，键能越大；键级越高，键能越大•根据电负性差非极性共价键；＜＜极性共•ΔEN≈0→0ΔEN

1.7→键极性电负性差越大，键极性越强•价键；离子键ΔEN≥

1.7→常见键能值（大致），，C-C348kJ/mol C=C614kJ/mol根据化合物性质熔点高、固态不导电、熔融导电离子键；熔•→，，，C≡C839kJ/mol C-H414kJ/mol O-H463kJ/mol点低共价键；导电导热、有金属光泽金属键→→N≡N945kJ/mol例外情况氢与金属形成氢化物时，虽然组成是金属非金属，但1+利用键能计算反应热的步骤列出反应前后所有键；计算断键所12某些金属氢化物（如）具有离子性，而某些（如）具有金NaH PdH需能量总和；计算成键释放能量总和；计算能量差值例如，34属性；过渡金属形成的某些化合物具有部分共价性，如比2CuCl₂的反应热计算断键和H₂+Cl₂=2HCl H-H436kJ/mol Cl-共价性更强NaCl，成键个，故Cl243kJ/mol2H-Cl2×431kJ/molΔH=436+243-2×431=-183kJ/mol解题技巧晶体结构晶体类型识别快速识别晶体类型的方法•组成物质判断金属元素→金属晶体；离子化合物→离子晶体；分子物质→分子晶体；网状共价化合物→原子晶体•性质判断导电导热、有延展性→金属晶体；熔点高、熔融导电→离子晶体；熔点低、易挥发、不导电→分子晶体；硬度极高、熔点极高、不导电→原子晶体•典型例子记忆离子晶体（NaCl、CaF₂）；原子晶体（C金刚石、SiO₂）；分子晶体（H₂O冰、CO₂干冰、I₂）；金属晶体（Cu、Fe、Al）解题技巧先分析化学成分，推测键合类型，再结合物理性质（如熔点、导电性）确认例如，熔点1610℃且不导电的物质很可能是原子晶体；熔点801℃,固态不导电但熔融导电的物质很可能是离子晶体性质关联晶体类型与性质的关联规律•熔点原子晶体很高离子晶体高金属晶体变化大分子晶体低•硬度原子晶体很高离子晶体硬脆金属晶体变化大分子晶体软•导电性金属晶体固态导电；离子晶体熔融或溶液导电；原子晶体和分子晶体通常不导电石墨除外•溶解性分子晶体可溶于相似极性溶剂；离子晶体多溶于水；金属晶体和原子晶体通常不溶解解题技巧利用晶体类型预测物质性质或根据性质反推晶体类型时，注意特殊情况1石墨是导电的原子晶体；2某些分子晶体如糖熔点相对较高；3某些金属如汞熔点很低遇到这类问题，需结合具体情况分析高考真题解析

（一）原子结构相关题解析【例题】已知、、、四种元素的第一电离能依次为【例题】下列关于核外电子排布的说法正确的是（）19F11Na16S17Cl

2、、、，则第二周期元素中第一电离能最大168049610001256kJ/mol原子最外层电子数为A.16S4的是（）的电子排布式为B.26Fe²⁺1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶A.4Be B.7N C.8O D.9F原子的电子排布式为C.24Cr1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴4s²【分析】第一电离能随着原子序数的增加，同周期内总体呈上升趋势，同主族内呈下降趋势例外情况是、结合题干数据，的BeB NOF价电子数为的元素一定是卤族元素D.7第一电离能为，明显高于其他元素，且位于第二周期，推1680kJ/mol F【分析】、原子排布为，最外层电子数为而非A16S1s²2s²2p⁶3s²3p⁴64测的第一电离能可能是第二周期最大的F，错误、原子排布为，形成时失去B26Fe1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²Fe²⁺【答案】D2个4s电子，变为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶，正确C、24Cr特殊排布为而非，错误、价电子数为的可能是1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹3d⁴4s²D7卤族元素，也可能是过渡元素如，错误ns²n-1d⁵【答案】B高考真题解析

（二）分子结构相关题解析【例题】下列物质中，分子内氢键存在于（）【例题】下列关于分子极性的说法正确的是（）12只要分子中含有极性键，该分子一定是极性分子A.H₂O₂B.CH₃OH C.NH₃D.HCl A.【分析】分子内氢键指的是同一分子内，氢原子连接到强电负性原子（如、分子中含有极性键，且分子构型为平面三角形，所以是极性分子F O B.BF₃BF₃、）上，与同一分子中的另一个强电负性原子之间形成的特殊相互作用N和分子中都含有极性键，但是极性分子，是非极性分子C.H₂O CO₂H₂O CO₂分子中含有结构，第一个氢与第二个氧可能形成分子内氢键H₂O₂H-O-O-H、和分子结构中不可能形成分子内氢键，只可能形成分子间氢键CH₃OH NH₃HCl分子中键是非极性键，所以是非极性分子D.CH₄C-H CH₄【分析】、含极性键的分子不一定是极性分子，如，错误、分子A CO₂B BF₃【答案】A虽含B-F极性键，但三个B-F键在平面内成120°角排列，三个键的偶极矩相互抵消，分子为非极性，错误、分子形构型，键的偶极矩不能相互抵C H₂O VO-H消，是极性分子；直线型，两个键偶极矩方向相反大小相等，相互抵CO₂C=O消，是非极性分子，正确、键是弱极性键，但是四面体构D C-HΔEN≈

0.4CH₄型，四个键的偶极矩相互抵消，所以是非极性分子，但理由错误C-H【答案】C高考真题解析

（三）化学键相关题解析【例题】下列物质中，不含离子键的是（）【例题】能量相同的四个原子轨道杂化形成四个等价的杂化轨道12，则原子的杂化方式为（）A.Na₂OB.CaC₂C.NH₄Cl D.CH₃COOH杂化杂化杂化杂化A.sp B.sp²C.sp³D.sp³d【分析】判断是否含有离子键，需要分析组成元素的性质和电负性差异由金属钠和非金属氧组成，电负性差大，形成【分析】需要分析各种杂化方式中参与杂化的原子轨道数量Na₂O Na⁺sp和离子，含有离子键中与形成离子键，内部杂化是个轨道和个轨道杂化形成个等价的杂化轨道O²⁻CaC₂Ca C₂²⁻C₂²⁻1s1p2sp sp²是共价键由和组成，含有离子键，而内部是杂化是个轨道和个轨道杂化形成个等价的杂化轨道NH₄Cl NH₄⁺Cl⁻NH₄⁺1s2p3sp²sp³共价键是有机酸，分子内只含有共价键，分子间可形杂化是个轨道和个轨道杂化形成个等价的杂化轨道CH₃COOH1s3p4sp³成氢键杂化是个轨道、个轨道和个轨道杂化形成个等价的sp³d1s3p1d5杂化轨道因此，形成个等价杂化轨道的是杂化sp³d4sp³【答案】D【答案】C高考真题解析

（四）晶体结构相关题1【例题1】下列有关晶体的叙述中，正确的是（）A.石墨和金刚石都是原子晶体，所以都不导电B.NaCl晶体中Na⁺和Cl⁻离子都呈八面体排列C.分子晶体的熔点普遍高于金属晶体D.金属晶体的导电性是由于金属原子失去的电子在晶体中自由移动解析2A、石墨和金刚石都是碳元素形成的原子晶体，但结构不同金刚石中碳原子通过sp³杂化形成四面体结构，所有价电子都参与共价键形成，没有自由电子，不导电石墨中碳原子通过sp²杂化形成六元环平面结构，平面内形成共价键，每个碳原子的第四个电子形成离域π键，能够导电因此，并非所有原子晶体都不导电，该说法错误B、在NaCl晶体中，每个Na⁺离子被6个Cl⁻离子包围，每个Cl⁻离子也被6个Na⁺离子包围，形成的是八面体配位而非八面体排列，表述不准确，错误C、分子晶体的熔点普遍低于金属晶体，因为分子间作用力（范德华力、氢键）远弱于金属键，该说法错误D、金属晶体的导电性确实是由于金属原子失去的电子在晶体中自由移动形成电子海，这些自由电子能在外电场作用下定向移动，产生电流，该说法正确【答案】D常见误区与注意事项原子结构误区分子结构误区化学键与晶体误区•混淆主量子数与能级主量子数n=1,2,

3...对应•认为分子式可唯一确定结构同分异构体有相•化学键类型非绝对实际化学键通常是共价键K,L,M...能级，但能级顺序在n3后不完全对应同分子式但不同结构和离子键的混合错误认为元素周期表中所有元素都严格遵循能混淆键极性与分子极性含极性键的分子不一晶体类型判断片面部分物质可能兼具多种晶•••量最低原理某些过渡元素（如Cr,Cu）有特殊定是极性分子（如CO₂）体特性电子排布错误判断分子构型判断空间构型时忽视了孤过于简化键能计算忽视了键能是平均值，实••混淆原子半径与离子半径同一元素的原子与电子对的存在与影响际分子中相同类型的键能量可能有差异•离子半径有显著差异，如原子半径大于Na Na⁺对杂化类型判断失误根据分子构型反推杂化混淆晶格能与晶体稳定性高晶格能对应高稳••离子类型时未考虑孤电子对定性，而非高反应活性忽视电离能的跃变从价电子层到内层电子的•电离能有显著跃升复习策略建议第一阶段基础概念强化（周）11-2系统梳理原子结构、分子结构、化学键和晶体结构的基本概念和规律重点掌握电子排布规则、元素周期表规律、路易斯结构式的书写、分子空间构型判断、键类型判断以及晶体类型及特性建议使用思维导图整理知识点之间的联系，加深理解第二阶段规律应用与题型训练（周）22-3针对不同题型进行专项训练，如电子排布判断题、元素周期性变化判断题、分子极性判断题、晶体性质判断题等重点突破典型的高考题型和解题思路，总结解题方法和技巧建议每天坚持做3-5道相关习题，及时分析错题，掌握解题思路第三阶段综合能力提升（周）32将微观结构与宏观性质相结合，强化理解结构与性质的关系通过做综合性试题，提高分析问题和解决问题的能力重点关注近几年高考新题型和新趋势，适应考试变化建议尝试自己出题并解答，检验知识掌握程度第四阶段模拟测试与查漏补缺（周）41-2进行全真模拟测试，检验复习效果，找出薄弱环节针对易错点和难点进行重点突破，查缺补漏整理常见错误和易混淆概念，避免考试中出现低级错误建议制作错题本和知识卡片，反复记忆和理解困难点模拟练习105选择题填空题基础到提高难度考查核心概念掌握32简答题计算题分析微观与宏观关系键能与热力学计算以下是部分模拟练习题，建议限时完成，检验复习效果1选择题示例2填空与简答题示例

1.下列元素中，原子半径最小的是（）

1.16S²⁻的电子层结构为________，最外层电子数为________A.9F B.17Cl C.35Br D.53I

2.试比较CO₂和SO₂分子的极性，并说明理由

2.下列分子中，空间构型为四面体的是（）

3.解释为什么金刚石硬度极大而石墨质软且有滑腻感，尽管两者都是由碳原子构成的原子晶体A.NH₃B.CH₄C.H₂O D.BF₃

3.常温下，下列物质中熔点最高的是（）A.NaCl B.I₂C.Cu D.SiO₂总结回顾分子结构原子结构理解共价键形成与分子构型21掌握电子排布规律与元素周期性化学键区分键类型及其特点与参数35解题技巧晶体结构熟练应用各类解题方法4联系微观结构与宏观性质通过本次复习，我们系统梳理了原子结构、分子结构、化学键及晶体结构的基本概念和规律，建立了微观结构与宏观性质的联系原子的电子排布决定了元素的周期性变化规律，是理解化学性质的基础分子结构的形成基于共价键理论，通过电子对互斥原理可以预测分子的空间构型和极性化学键的类型直接影响物质的性质，而晶体结构则是微观粒子在三维空间的有序排列，决定了物质的物理性质高考中这些内容将通过多种形式考查，要求考生不仅掌握基础知识，还要能够灵活运用解决实际问题通过系统复习和刻意练习，相信同学们能够在高考中取得理想成绩！答疑与讨论欢迎同学们针对本次复习内容提出问题，特别是对于难以理解的概念或解题时遇到的困难以下是常见问题的简要解答为什么相同原子数的分子可能有不同空间如何判断一个分子是否有顺反异构现象？为什么某些离子化合物溶于水而有些不溶123构型？？判断的关键是分子中是否有碳-碳双键，且双键两侧决定分子空间构型的关键因素是中心原子周围的电子的碳原子各连接两个不同的基团如果满足这些条件这主要取决于晶格能和水合能的相对大小如果水合对总数和排布方式，而非仅原子数例如，CO₂和SO₂，就可能存在顺反异构现象，如2-丁烯但如果双键能（离子与水分子的相互作用能）大于晶格能（离子都有三个原子，但CO₂是线性分子（中心原子无孤电一侧有两个相同基团，则不存在顺反异构，如丙烯晶体的稳定能），则化合物可溶于水；反之则难溶子对），而SO₂是V形分子（中心原子有一对孤电子对离子半径小、电荷大的离子通常有较大的水合能，但）同时也有较大的晶格能，最终溶解性由两者差值决定。