分子与原子结构高考复习课件

分子与原子结构高考复习课件欢结习课课结结迎参加分子与原子构高考复程本件系统地整理了原子构、分子键识们识构、化学和分子间作用力等重要知点，帮助同学建立清晰的知框架，深观结观质关过课习将入理解微粒子的构特点及其与宏性的系通本程的学，你能应对关问题够更加自信地高考中的相们将础讨杂论结题进我从基概念出发，逐步深入探复理，并合典型例行分析，帮题让们观助你掌握解方法和技巧我一起踏上探索微世界的奇妙旅程吧！课程概述原子结构组规探索原子的基本成及电子排布律分子结构研究分子的形成及空间构型化学键键分析不同类型的化学及其特性分子间作用力了解分子之间的相互作用课将绍观结论应们将组讨规过键本程系统地介微粒子构的基本理和用我从原子的基本成入手，逐步探电子排布律、分子形成程、化学类型以及分内过这础识将预测释质质子间作用力等核心容通深入理解些基知，你能够更好地和解物的物理和化学性第一部分原子结构原子核质质包含子和中子，决定原子的量和核素类型核外电子级则轨按照能填充原分布在不同道上能量关系级轨电子能和道分布符合量子力学原理质单结习础这们将讨内组规现原子是构成物的基本位，了解原子构是化学学的基在一部分，我深入探原子的部成，包括原子核和核外电子的排布律原子核决定了元素的种类和同位素则质关象，而核外电子的分布与元素的化学性密切相过习结将规质这识将为续结习坚础通学原子构，你能够理解元素周期表的排列律以及元素性的周期性变化些知后的分子构学奠定实基原子的基本组成质子中子带质约为带质正电荷的粒子，量不电荷的粒子，量略大于⁻为质数⁷

1.673×10²千克，电荷子，中子的变化形成同位⁻库仑质数⁹+

1.602×10¹，子素决定元素种类电子带负质约为质电荷的粒子，量子的1/1836，电子排布决定元素的化学性质绕组质原子由原子核和核运动的电子成原子核位于原子的中心，由子和中子构质积规成，占据了原子几乎全部的量但体极小电子在核外运动，按照一定律排级轨质数数布在不同的能和道上中性原子中，子等于电子，保持电荷平衡原子核质子数中子数质量数Z NA质质稳质数数决定元素的化学性和在元素周期表中的影响原子的量和定性子与中子之和位置数对质不同中子形成同位素近似等于原子的相原子量数等于中性原子中电子数质数质数标侧中子=量-子表示方法上左称为数也原子序带质带质数质数数称为尽原子核是原子的中心部分，包含正电的子和不电的中子子决定了元素的种类，相同子不同中子的原子同位素积质管原子核的体不到整个原子的十万分之一，但它却集中了原子

99.9%以上的量同位素质数数定义子相同、中子不同的原子核质质特点化学性基本相同，物理性略有差异为质数表示方法¹²C、¹³C、¹⁴C（左上角量）氢常见例子¹H（氕）、²H（氘）、³H（氚）应测诊断同位素用放射性同位素示踪、年代定、医学疗与治质数数质同位素是指子相同而中子不同的元素形式由于化学性主要由核外电子决定，而核质数质数外电子排布又取决于子，因此同位素具有几乎相同的化学性然而，由于中子的差导质质异致量不同，同位素在物理性上有一定差异测验某些同位素具有放射性，如¹⁴C可用于考古年，³H可用于生物学研究中的示踪实，¹³¹I用状诊断疗现应挥于甲腺疾病的与治同位素在代科学研究和用中发着重要作用原子核外电子电子层能级数区轨电子按主量子分布的域电子具有相似能量的道集合量子数轨道状态数现区数描述电子的四个参电子可能出的域，由四个量子描述数来数数数数数层核外电子的分布遵循量子力学原理，可以用四个量子描述主量子n、角量子l、磁量子m和自旋量子s主量子决定电子，角量子数层级数数进细状态决定亚或能，磁量子和自旋量子一步分电子轨鲍规则这规释结质电子按照能量从低到高依次填充道，遵循林不相容原理和洪特种填充律解了元素周期表的构和元素性的周期性变化掌握电规键质关键子排布律是理解化学形成和元素化学性的电子层72n²最大电子层数电子容纳量公式内别为层为数对应层从到外分K,L,M,N,O,P,Q n主量子，电子232K层最大电子数N层最大电子数内层层层最电子n=1第四电子n=4层区数内层纳数规则层纳层纳层纳电子是电子分布的同心球壳域，按照主量子n从到外依次排列每个电子可容的最大电子遵循2n²，因此K n=1最多容2个电子，L n=2最多容8个电子，M n=3最多容层纳18个电子，N n=4最多容32个电子较内层层内层满开层层称为们质数层原子中的电子总是优先填充能量低的电子，只有填后才会始填充外最外电子被价电子，它决定了元素的化学性元素周期表中，同一周期的元素具有相同量的电子能级s能级数纳每个主量子都有，容2个电子p能级开现纳从n=2始出，容6个电子d能级开现纳从n=3始出，容10个电子f能级4开现纳从n=4始出，容14个电子级轨数对应级轨纳级轨纳级轨能是指电子具有相似能量的道集合，与角量子l相s能l=0包含1个道，可容2个电子；p能l=1包含3个道，可容6个电子；d能l=2包含5个纳级轨纳道，可容10个电子；f能l=3包含7个道，可容14个电子顺则顺这顺过级图电子填充序遵循能量最低原，按照1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p的序填充一序可以通能或图则来记忆础交叉，是理解元素周期表排列的基轨道轨道球形轨道哑铃形轨道和轨道s pd f围现轨轨状杂轨纳电子在原子核周各个方向出的概率相垂直分布的三个道px,py,pz d道5个形复的道，容10个电等，呈球形分布轨纳子每个p道可容2个电子，共6个电子轨纳轨杂轨纳每个s道可容2个自旋相反的电子开现f道7个更复的道，容14个电子从n=2始出例1s、2s、3s等别开现分从n=3和n=4始出轨现区轨状轨对称轨哑状标轴原子道是电子可能出的空间域，不同类型的道具有不同的形和能量s道呈球形分布，p道呈铃沿三个坐方向轨轨则杂轨纳这延伸，d道和f道有更复的空间构型每个道最多容两个自旋相反的电子，符合泡利不相容原理轨状键杂轨顶理解道形有助于分析分子的空间构型和化学的形成例如，碳原子的四个化道指向四面体的四个点，形成甲烷分子的特殊几关何构型高考中常考察电子云分布与分子构型的系电子排布鲍林规则洪特规则轨稳状态轨

1.电子优先占据能量低的道最定的电子排布是在能量相同的尽单独轨轨纳道上，电子可能地占据道并保持自

2.每个道最多容两个自旋相反的电子旋平行（泡利不相容原理）轨单对轨单独例如N原子的p道电子排布是三个电子

3.于能量相同的道，电子优先占据别轨规则分占据px、py、pz每个道并保持自旋平行（洪特）电子排布简写较时简写核外电子多可采用方式⁶例如Na:1s²2s²2p3s¹或[Ne]3s¹⁰⁹Cu:[Ar]3d¹4s¹注意不是[Ar]3d4s²规则鲍规则规则鲍规则电子排布遵循一系列量子力学，其中最重要的是林和洪特林包括能量最低原则规则则释为单独轨和泡利不相容原理，洪特解了什么电子优先占据能量相同的道并保持自旋平行这规则些共同决定了元素的电子构型预铬这为满值得注意的是，某些元素的实际电子排布与期略有不同，如Cr和铜Cu是因半充或充满轨稳这对预测质的d道具有特殊的定性了解些例外情况于准确元素性非常重要元素周期表周期横层数行，共7个周期，表示原子核外电子族纵层数列，共18个族，主族元素最外电子相同区块层轨为区根据最外电子填充道类型分s、p、d、f质创现元素周期表是按照元素电子构型和化学性排列的表格，由门捷列夫首并经后人完善数数层代周期表中，元素按照原子序递增排列，同一周期的元素具有相同量的电子，同一族质的元素价电子构型相似，因此化学性相近为区区区区过元素周期表可分四个块s（

1、2族），p（13-18族），d（3-12族渡元素）区镧锕这层轨和f（系和系元素）种分类反映了元素最外电子填充的道类型，有助于理解元质规过们预测质素性的律性变化通周期表，我可以元素的物理和化学性原子半径电离能电离能定义第一电离能电离能数值比较将态态为态气基原子电离气正离子所需的失去第一个电子所需能量惰性气体非金属半金属金属最小能量⁺⁻Xg→X g+e第二电离能第一电离能难表示原子失去电子的易程度还反映原子的原性强弱稀有气体电离能最高单位kJ/mol或eV/atom稳数数难层数电离能是表征原子定性的重要参，值越大，表明原子失去电子越困，元素的金属性越弱电离能的大小受核电荷、电子、电轨来说较较子间排斥力和电子道类型等因素影响一般，金属元素电离能低，非金属元素电离能高趋势内内这趋势径电离能在周期表中的变化是同一周期，从左到右电离能总体上升；同一主族，从上到下电离能下降一与原子半的变趋势现这稳关化正好相反值得注意的是，在2族到13族、5族到16族之间存在电离能的反常象，与电子构型的定性有电负性

4.0氟的电负性负最高电性值

3.5氧的电负性仅负次于氟的高电性元素

2.1氢的电负性介于金属和非金属之间

0.7铯的电负性负最低电性值负对对鲍负负纲对电性是指原子在分子中吸引共用电子能力的相强弱，由林首次提出电性越大，原子吸引电子的能力越强电性是一个无量的相值，通常以氟的电负为标为负关负负性准定

4.0电性与元素的金属性和非金属性密切相非金属元素电性高，金属元素电性低负规内负内负负铯负电性在元素周期表中的变化律是同一周期，从左到右电性增大；同一主族，从上到下电性减小氟是电性最大的元素，是电性最小的元素电负来断键负时键现为键为键为性差值可用判化学的极性和离子性程度电性差值大于

1.7，化学主要表离子；差值在

0.4-

1.7之间，极性共价；差值小于

0.4，非极性键共价第二部分分子结构1分子的概念与形成了解分子的定义及形成条件分子式与结构式掌握不同类型的分子表示方法3分子空间构型维结探索分子的三构及影响因素4分子极性对质质分析分子的极性及其物性的影响结内分子构是化学学科的核心容之一，它研究分子中原子的空间排布及其相互作用理解分结对预测质质释应计子构于物性、解化学反机理以及设新型材料都具有重要意义在本部分，们将习我系统学分子的基本概念、表示方法、空间构型及极性特征过结习将观结观质对现释通分子构的学，你能够建立从微构到宏性的联系，提高化学象的解预测这对关问题关能力和能力于解决高考中的相至重要分子的定义最小化学计量单位分子与原子的区别独质单单能够立存在并保持化学性的最小粒子原子是元素的基本位，分子是化合物的基本过键结位由两个或多个原子通化学合形成组结₂₂₆₁₂₆分子由原子构成，具有特定的成和构例如H O、CO、C H O₂₂₂某些元素以分子形式存在，如H、O、N等分子与离子的区别带分子通常电中性，离子有电荷过键结过静结分子通共价合，离子通电作用合质有些物不以分子形式存在，如NaCl、CaO等质单质质过键连分子是物的基本构成位之一，是保持物化学性的最小粒子分子由原子通化学接而成，具有组结质数结则进显连确定的成、构和性分子式表示分子中原子的种类和量，而构式一步示原子间的接方式和空间排布质质需要注意的是，不是所有物都以分子形式存在例如，金属、离子化合物和原子晶体等物不是由分子构对区质结关应质础成的理解分子的概念于分不同类型的物构至重要，也是研究化学反本的基分子式分子式的类型分子式的确定方法分子式与化学计算验组简测质书写础实式表示元素成的最比元素分析法定各元素的量百分比化学方程式的基数质结验质质计分子式表示分子中原子的实际目摩尔量法合实式和摩尔量物的量算的依据结显连结质结应质关构式示原子间的接方式同分异构体分析合化学性和构反物与生成物的量系数础应数分子式是表示分子中原子种类和量的化学式，是化学研究的基工具之一完整的分子式包括分子中所有原子的化学符号和原子为₆₁₂₆氢例如，葡萄糖的分子式C H O，表明每个葡萄糖分子由6个碳原子、12个原子和6个氧原子构成验组简数数简结数实式反映元素成的最整比，可能与分子式相同，也可能是分子式的整倍化形式确定分子式通常需要合元素分析据和物质质题验数导计质质的摩尔量在高考中，常要求根据实据推分子式，或根据分子式算物的量和量实验式燃烧分析测定有机物中C、H含量的重要方法质量比测定计质算各元素的量百分比换算成摩尔比质对质量百分比÷相原子量=摩尔比得出实验式简为简数化摩尔比最整比验数简数验骤过获质将质应对质实式是表示化合物中各元素原子个比例的最整比的化学式确定实式的基本步是首先通元素分析取各元素的量百分比，然后量百分比除以相元素的相原子量得到摩尔比，将简为简数最后摩尔比化最整比氢结显氢将质应对质氢为验例如，一种碳化合物的元素分析果示含碳

85.7%，含

14.3%量百分比除以相元素的相原子量碳

85.7/12=

7.14；

14.3/1=

14.3摩尔比C:H=

7.14:

14.3=1:2，因此实式为₂验关验为数过测质CH实式与分子式的系是分子式=实式×n（n整），需要通定摩尔量才能确定分子式结构式结仅数还显连结构式比分子式提供更多信息，它不表示分子中原子的种类和量，示原子间的接方式和空间排布常见的构式表示方法包括键线线键显对结简键结维式（用段表示化学）、电子式（示共用电子）、构式（省略某些化学和原子符号）以及立体构式（表示分子的三结构）结对质关别结导现结质构式于理解分子性至重要，特是在有机化学中，不同的分子构会致同分异构象，即具有相同分子式但构和性不同的₂₆₃₂₃₃质断绘结化合物例如，C H O可以是乙醇CH CH OH或二甲醚CH OCH在高考中，常要求学生根据性判或制化合物的构式，这对键需要化学和分子几何构型有深入理解分子的空间构型线型平面三角形四面体形三角锥形线带对原子排列在一条直上中心原子和三个原子共平面中心原子位于四面体中心孤电子的中心原子₂₂₄₄⁺₄⁻₃₃⁺例如CO,HC≡CH,BeF例如CH,NH,SiO⁴例如NH,H O₃₃₃⁻键键约为键例如BF,SO,CO²中心原子成180°角角

109.5°角小于

109.5°键约为角120°维对键对质质质分子的空间构型是指分子中原子的三排布方式，它由中心原子的价电子排斥和成特性决定分子构型物的物理性和化学性有重要影响，如沸点、应层对论熔点、溶解性、反活性等分析分子构型主要依据价电子互斥理VSEPR还₂₄₆杂断虑层结对数除了上述基本构型外，有V形如H O、平面四方形如XeF、八面体如SF等更复的构型构型的判需要考中心原子的电子构、价电子对释对质目以及孤电子的存在高考中常要求分析分子构型并解其分子性的影响理论VSEPR对数对数电子总孤电子分子构型例子线₂20型BeCl₃30平面三角形BF₂31V形SO₄40四面体形CH锥₃41三角形NH₂42V形H O层对论论预测论该论围对尽远对对键对键价电子互斥理（VSEPR理）是分子几何构型的重要理理的基本假设是中心原子周的价电子会可能离，以最小化电子之间的排斥力电子包括成电子和非成电对对对子（孤电子），其中孤电子的排斥力更强应论预测骤围对数对数对数对对导用VSEPR理分子构型的步是首先确定中心原子周的价电子总，然后减去共用电子量得到孤电子量，最后根据电子排布确定分子构型需要注意的是，孤电子的存在会键₃键₄键₂键致角变小，如NH的角107°小于CH的角

109.5°，H O的角

104.5°更小分子极性极性键非极性键键极性与分子极性键匀键匀键础化学两端的电荷分布不均化学两端的电荷分布均极性是分子极性的基负负还由电性不同的原子形成由电性相同或相近的原子形成分子极性受分子构型影响对称具有偶极矩不具有偶极矩分子可能是非极性的₂虽键例如H-Cl,C-O,N-H例如H-H,C-C,Cl-Cl例如CO有极性但分子非极性匀键对称键负较对分子极性源于分子中电荷分布的不均性，通常由极性和分子的不构型共同决定在极性中，电性大的原子吸引共用电子负负较则产的能力更强，形成部分电荷，而电性小的原子形成部分正电荷，生偶极矩断关键键对称键则为键判分子极性的在于分析分子中各偶极矩的矢量和如果分子构型且各偶极矩相互抵消，分子非极性分子；如果各偶则为₂虽键线对称结键极矩不能完全抵消，分子极性分子例如，CO分子然含有极性C=O，但由于分子呈型构，两个C=O的偶极矩方向₂₂为结键相反大小相等，相互抵消，因此CO是非极性分子而H O分子V形构，两个O-H的偶极矩不能完全抵消，因此是极性分子分子的极性判断对称性原则偶极矩分析典型例子对称₃计键为则₂₃₂₃性高的分子通常是非极性的，例如BF平算各偶极矩的矢量和，如果不零，分子极性分子H O、NH、HCl、SO、CH Cl₄₂线₂₂₂₄₃面三角形、CH四面体形、CO型极性非极性分子H、O、N、CH、BF、带对为为为₂₄中心原子有孤电子的分子常极性分子，例偶极矩μ=q×d，其中q电荷量，d电荷间CO、CCl₃₂对称如NH、H O距离需注意构型不但偶极矩可能抵消的特殊情单约为偶极矩位德拜D，水分子偶极矩况

1.85D断内质应质关断综虑键判分子极性是物理化学中的重要容，它与物的溶解性、沸点和化学反性等多种性密切相分子极性的判需要合考化学的极性和分子的几何构型两个因匀负现素极性分子中心具有不均的电荷分布，存在正电荷中心分离的象断题骤键为键负断键在高考中，常见的极性判可采用以下步首先分析分子中的是否极性（原子电性是否有差异）；然后确定分子的空间构型；最后判各偶极矩能否相互抵键对称键导消需要注意的是，即使分子中含有极性，如果分子具有高度的构型，各偶极矩可能完全抵消，致分子整体呈非极性第三部分化学键共价键离子键对键阴静原子间共享电子形成的化学离子与阳离子之间的电引力常见于非金属元素之间常见于金属与非金属元素之间配位键金属键3对键一方提供电子的共价金属阳离子与自由电子之间的相互作用常见于配合物中存在于金属元素之间键稳质应质键们质结质化学是原子间形成定化学物的强烈相互作用力，是化学反的本不同类型的化学有不同的形成机制和特性，它共同决定了物的构和性键质对释预测质质关理解化学的本于解和物性至重要键质为稳状态键负为键为键化学的形成本上是了降低体系的能量，使原子达到更定的根据成原子的种类、电性差异以及电子的行方式，化学可分共价、离子键键键键现键、金属和配位等几种基本类型在实际化合物中，化学往往表出混合特性，如极性共价具有部分离子性化学键的定义103键能范围kJ/mol单键键C-C平均能350~1000常见化学键键能键键围从弱到强的大致范8稳定电子层数满规则稳结足八电子的定构4化学键基本类型键键键键共价、离子、金属、配位键稳质键释化学是原子之间形成定化学物的强烈相互作用力从能量角度看，化学的形成伴随着能量的放，使得分子或化合物的能量低于孤立原子的能量总和化学键键标状态键断单为的强度通常用能表示，即在准下使1摩尔化学裂所需的能量，位kJ/mol键驱趋获稳层结对数这现满规则稳化学形成的基本动力是原子向于得定的电子构大多元素而言，意味着实足八电子（octet rule）的定电子构型，类似于惰性气体键质为键为们显的电子排布根据参与成原子的性和电子的行方式，化学可分几种基本类型，它在强度、方向性和其他特性上有著差异共价键电子共享对对两个原子共用一或多电子轨道重叠轨轨原子道相互重叠形成分子道电子云聚集对区共用电子在原子间域聚集能量稳定稳结体系能量降低，形成定构键对对键键对共价是由两个原子共享一或多电子形成的化学在共价中，共用电子主要分布在两个原区时键键子核之间的域，同受到两个原子核的吸引共价具有方向性，角固定，强度适中，通常形成于非金属元素之间键轨释轨轨轨共价的形成可以用道重叠模型解原子的价电子道相互重叠，形成分子道，电子在分子时时对数键为单键对道中运动同受到两个原子核的吸引力根据共享电子的量，共价可分（共享1电键对键对键键键子）、双（共享2电子）和三（共享3电子）的多重性越高，能越大，长越短例键为键为键为如，C-C长154pm，C=C长134pm，C≡C长120pm共价键的种类键（西格玛键）键（派键）键的多重性σπ键轴对称键键轴侧键单键键电子云沿分布的共价电子云在两分布的共价1个σ轨轨轨轨键键键由s道与s、p或d道重叠形成由p道或d道平行重叠形成双1个σ+1个π转转键键键可自由旋，是分子骨架的主要成分不能自由旋，影响分子构型三1个σ+2个π单键键键键键缩例如H-H,C-H,C-C例如C=C,C=O,C≡C中的第

二、三的多重性增加，能增大，长短轨键为键键键轨键轴轴对称根据电子云分布方式和道重叠类型，共价可分σ和π两种基本类型σ是由原子道沿方向重叠形成的，电子云呈许绕键轴转键单键础键分布，允原子自由旋σ是所有的基，也存在于多重中键轨侧键轴侧键许绕键轴转π是由原子道向重叠形成的，电子云主要分布在两的空间π不允原子自由旋，因此限制了分子的构型变化π键键键键键键组键键键组键总是与σ共存，形成多重例如，碳碳双C=C由一个σ和一个π成；碳碳三C≡C由一个σ和两个π成理解σ键释结应和π的差异有助于解分子的构特点和反活性共价键的特征键键键键键键为单键径键共价的主要特征包括长、能和角长是指共价中两个原子核之间的平衡距离，通常以皮米pm位长与原子半和关径键键键键标状态键断单为的多重性有原子半越大，长越长；的多重性越高，长越短能是指在准下使1摩尔化学裂所需的能量，位键键稳键键稳难断kJ/mol能反映了化学的定性能越大，化学越定，越裂键为顶键夹杂围对关杂键为线角是指以中心原子点的两个化学之间的角，它与中心原子的化类型和周电子的排斥有sp化形成的角180°杂键为杂键为键对围型，sp²化形成的角120°平面三角形，sp³化形成的角

109.5°四面体形实际角会受到孤电子和周基团的影响而略₃键为这为对较有变化例如，NH中的H-N-H角107°，小于理想的

109.5°，是因孤电子的排斥作用强离子键金属原子失去电子形成阳离子电子转移转电子从金属移到非金属非金属原子阴得到电子形成离子静电引力阴产阳离子间生强大吸引力键阴静键质离子是离子与阳离子之间的电吸引力，通常形成于金属元素和非金属元素之间离子形成的本是电转负较负较阴子的完全移电性低的金属元素失去电子形成阳离子，电性高的非金属元素得到电子形成离子，带过静结然后两种相反电荷的离子通电引力合在一起键维结键离子具有非方向性，可以向各个方向延伸，因此离子化合物通常形成三晶体构而非分子离子的强度径关键径键与离子电荷和离子半有电荷越大，离子越强；离子半越小，离子间距离越近，离子越强典型的₂们态导态导离子化合物如NaCl、CaO、MgF等，它通常具有高熔点、高沸点，固不电但熔融或水溶液能电等特性金属键电子海模型金属键特点为金属原子的价电子成自由电子，形成电子海非方向性可以向各个方向延伸规则阵没键键金属阳离子排列成点，浸在电子海中强度适中介于离子和共价之间键饱阳离子与自由电子之间的相互作用形成金属和性差一个金属原子可与多个原子形成金属键金属性质解释导场电性自由电子可在外电作用下定向移动层延展性金属原子间无定向性，原子可滑动泽对光自由电子光的反射和吸收键围金属是金属晶体中金属阳离子与周自由移动的价电子之间的相互作用力在金属中，原子的价电子不属于为带任何特定原子，而是成共享的电子海，在整个金属晶体中自由移动金属原子失去价电子后形成正电的这规则阵围离子，些金属阳离子排列成的晶体点，被共享的电子云所包键释许导场导热传金属解了金属的多特性，如良好的电性（自由电子在电作用下定向移动）、性（自由电子递热泽对层能）、金属光（自由电子光的反射和吸收）以及良好的延展性和可塑性（金属原子能在外力作用下滑断键键来说数键动而不）金属的强度因金属而异，一般，价电子越多，金属越强，金属的硬度和熔点越高配位键电子对供体对提供未共用电子的原子或基团（Lewis碱）电子对受体对接受电子的原子或离子（Lewis酸）电子对共享3键称键键形成配位共价，也配位或配配合物形成过键结中心离子与配体通配位合键键对键过称为配位是一种特殊的共价，其特点是共用电子完全由一方提供在配位形成程中，一个原子或离子（电子对对对称为对结供体或配体）提供一未共用电子，与另一个能接受电子的原子或离子（电子受体或中心原子/离子）合键对时形成配位后，电子仍主要属于供体，但同也受到受体的影响键₃₄⁺₆⁻这为对配位普遍存在于配合物中，如[CuNH]²、[FeCN]³等在些配合物中，中心金属离子作电子受体，围₃⁻为对过键结键₄⁺⁺周的配体（如NH、CN）作电子供体，通配位合配位也存在于某些分子中，如NH中N和H键₃⁺⁺键虽键键质之间的，H O中O和H之间的然配位与普通共价在形成机制上有所不同，但形成后在性上基本相同第四部分分子间作用力氢键1对质质显最强的分子间作用力，物性影响著偶极-偶极作用力2静极性分子间的电吸引诱导偶极作用力3诱导产极性分子非极性分子生的作用力色散力4时普遍存在的瞬偶极吸引力键对质质氢键为分子间作用力是指分子之间的相互吸引力，它比化学弱得多，但物的物理性有重要影响分子间作用力主要包括范德华力和两大类范德华力又可分偶极-诱导称伦这为氢键诱导偶极作用力、偶极作用力和色散力（又敦力）些作用力的强弱依次偶极-偶极作用力偶极作用力色散力质许观质张释预测质质分子间作用力决定了物的多宏性，如熔点、沸点、溶解性、表面力等理解不同类型的分子间作用力及其影响因素，有助于解和物的物理性例如，对质质氢键倾剂倾剂相同相分子量的物中，具有的化合物通常具有异常高的沸点；极性分子向于溶解在极性溶中，非极性分子向于溶解在非极性溶中范德华力定义种类静分子间的短程作用力，包括分子间的吸引力和偶极-偶极作用力极性分子之间的电吸引诱导应诱导排斥力偶极作用力（感力）极性分子非产吸引力随距离增大而迅速减小，与距离的六次极性分子生偶极矩伦时产方成反比色散力（敦力）瞬偶极生的普遍存在时导远时近距离排斥力占主，距离吸引力占主的作用力导影响因素较分子的极性极性分子间作用力通常强分子的大小分子量越大，色散力越强状线分子的形性或平面分子比球形分子的范德华力强键对质质显范德华力是分子间的弱相互作用力，它比化学弱100-1000倍，但物的物理性有著影响范德华力质对时诱导的本是分子间的电荷相互作用，包括永久偶极间的相互作用、永久偶极瞬偶极的作用以及电子云瞬时对称产不分布生的相互作用对₂₂范德华力具有普遍性，存在于所有分子之间，但其强度因分子类型而异于非极性分子（如H、O、₄对₂CH），色散力是唯一的分子间作用力；于极性分子（如HCl、H S），偶极-偶极作用力和色散力共同存键较质在；具有大π体系的分子（如苯）由于电子云更容易极化，色散力强范德华力的强弱直接影响物的沸质点、溶解性、粘度等物理性范德华力的种类诱导力（感应力）取向力（偶极偶极力）色散力（伦敦力）-时过场时时对称产时极性分子靠近非极性分子，通电作两个永久偶极分子相互接近，会取向排由于电子云分布的瞬不生瞬偶暂时进诱导产应用使非极性分子电子云分布发生变形，列使异种电荷相互靠近极，而邻近分子生感偶极产应生感偶极矩强度与分子偶极矩的大小成正比，与温度普遍存在于所有分子之间，是非极性分子形成的偶极矩方向使两分子相互吸引成反比间唯一的作用力₂₃数强度与极性分子的偶极矩和非极性分子的例如HCl、H O、NH等极性分子之强度与原子核量、分子大小和可极化性关可极化性有间的相互作用成正比们诱导应范德华力包括三种类型的分子间作用力，它的形成机制和影响因素各不相同力（感力）存在于极性分子和非极性分子之间，取伦则向力（偶极-偶极力）存在于极性分子之间，色散力（敦力）普遍存在于所有分子之间，是范德华力中最普遍的一种这较为诱导对对质较质为导三种力的强度比通常取向力力色散力但于大分子或相分子量大的物，色散力可能成主力量例如，碘₂虽数较导远₂分子I然是非极性的，但由于其原子核多、电子云大而易极化，色散力强，致其熔点和沸点高于氯气Cl理解范德华力释许现过的种类和特点，有助于解多物理象，如气体的液化、溶解程以及某些生物大分子的特定构象氢键氢键结构氢键强度形成条件为负远键氢须负X-H···Y形式，其中X和Y电8-40kJ/mol，弱于共价200-原子必与电性大的原子F、O、连性高的原子（F、O、N）800kJ/mol N相负显须对负H原子与两个电性高的原子之间形但著强于一般的范德华力

0.4-4分子中必存在含有孤电子的电成的特殊相互作用kJ/mol性大的原子典型例子水分子间O-H···O氨分子间N-H···NHF分子间F-H···F氢键氢负氢键氢是一种特殊的分子间作用力，发生在原子与电性高的原子（通常是F、O、N）之间在中，原子已经与负键氢带这带氢带一个电性高的原子X形成了共价，使原子部分正电荷，然后个部分正电荷的原子与另一个分子中孤电对负产静子的电性高的原子Y之间生电吸引力氢键键对质质显的强度介于共价和范德华力之间，但它物性的影响非常著例如，水的沸点异常高（100℃）就是由于氢键氢为氢键氢氢键还分子间的存在；氨的沸点（-33℃）高于磷化（-87℃）也是因氨分子能形成而磷化不能此外，质结稳挥关键结过对氢键维在蛋白、核酸等生物大分子的构定性中发作用，如DNA双螺旋构就是通碱基之间的持的氢键的影响第五部分晶体结构离子晶体原子晶体阴维结过键状结由阳离子构成的三有序构2原子通共价形成的网构金属晶体4分子晶体3过金属阳离子排列在电子海中形成的晶体分子通分子间作用力排列成的晶体规结维结单来晶体是原子、分子或离子按照一定律排列形成的具有长程有序构的固体晶体的基本特征是具有周期性重复的三构，可以用晶胞（最小重复元）描述根据结为构成粒子的类型和合方式，晶体可分离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体四种基本类型结质不同类型的晶体具有不同的构特点和物理性离子晶体通常具有高熔点、高硬度，但易碎；原子晶体往往具有极高的硬度和熔点；分子晶体一般熔点低、硬度小；金则现导导热结对质应们将习结质质属晶体表出良好的电性、性和延展性了解晶体构于理解材料的性和用非常重要在本部分，我系统学各类晶体的构特点及其与物性的关系晶体的定义晶体的基本特征晶胞观规结单单微粒子（原子、分子或离子）按照一定律排晶体构的基本元，最小重复位过结列通平移可以构建整个晶体构维结轴夹来具有长程有序性和周期性重复的三构可以用晶长度和角描述具有确定的几何外形和光滑平整的晶面晶体与非晶体的区别结晶体具有长程有序构，非晶体只有短程有序围内软晶体有确定的熔点，非晶体在一定温度范化晶体呈各向异性，非晶体呈各向同性规则质内晶体是一种具有排列的微粒构成的固体物，其特点是部粒子排列具有长程有序性和周期性晶体的观结来单过微构可以用晶胞描述，晶胞是构成晶体的最小重复元，通沿三个方向的平移可以填充整个空间，结构建完整的晶体构质热胀质这晶体的各向异性是指晶体沿不同方向的物理性（如膨、光学性、电阻率等）可能不同，是由于晶内导质体部微粒排列的方向性致的相比之下，非晶体（如玻璃、橡胶）只具有短程有序性，各方向性基本时则围内渐软相同晶体在熔化温度保持不变，而非晶体在一定温度范逐化了解晶体的基本概念和特性是础研究材料科学的基离子晶体68NaCl配位数CaF₂配位数⁺围⁻⁺围⁻每个Na周有6个Cl每个Ca²周有8个F800+4典型熔点范围℃离子化合物溶解度剂离子晶体通常具有高熔点不溶于非极性溶带过静结阴维结静离子晶体是由相反电荷的离子通电引力合而成的晶体在离子晶体中，阳离子和离子按照一定比例交替排列，形成三周期性构由于离子之间的电引力很强，离子晶体通常具有高熔点、高沸点和硬而脆的特性钠结为⁺⁻围⁻⁺围₂结则⁺⁻氯化NaCl是典型的离子晶体，其构面心立方晶格，每个Na离子被6个Cl离子包，形成八面体配位；同样，每个Cl离子也被6个Na离子包CaF的晶体构是每个Ca²被8个F围⁻⁺围质径径态导为包，每个F被4个Ca²包离子晶体的性受离子电荷和离子半的影响离子电荷越大，离子半越小，晶格能越大，熔点越高固的离子晶体不电，因离子被牢固地固定在晶格位置上；态导但熔融或水溶液中，离子可以自由移动，因此能够电原子晶体金刚石结构石墨结构富勒烯键层状结椭笼状结每个碳原子与四个碳原子形成共价，呈四面体排列碳原子排列在平面六边形网格中，形成构碳原子排列成球形或球形的构过键连维状结层内过键连层过结₆₀所有碳原子通强共价接成巨大的三网构碳原子通强共价接，间通弱范德华力合C是最常见的富勒烯，形如足球导质硬度极高，熔点高，不电，透明具有特殊的电学和光学性层导润间滑动容易，有良好的电性和滑性过键连维状结围对键络键原子晶体是由原子通共价接形成的三网构在原子晶体中，每个原子与周的原子共享电子，形成定向性很强的共价网由于共价的强度很大，原子晶体通常具有导剂极高的硬度和熔点，不电，不溶于一般溶刚结质刚过杂轨键坚维络刚金石和石墨是同素异形体，两者都是由碳原子构成的，但构和性截然不同金石中的每个碳原子通sp³化道与四个碳原子形成共价，构成固的三网，因此金石质则组层层内过杂轨键层过结导润是已知最硬的天然物石墨是由碳原子成的平面六边形网格叠而成，碳原子通sp²化道形成强共价，间通弱范德华力合，因此石墨具有良好的电性和滑锗刚结导性硅和也形成类似金石的晶体构，是重要的半体材料分子晶体基本特征典型例子冰其他分子晶体内过键过氢键状结₂₈₂由分子构成的晶体，分子原子通共价水分子通形成六角形网构I、S、CO干冰、萘、蔗糖等连接结态构中存在大量空隙，密度小于液水有机分子晶体广泛存在于药物、染料中过氢键分子间通范德华力或等弱相互作用力对较挥结熔点0℃，相低通常熔点低于100℃，易发合因分子间作用力弱，通常具有低熔点、低沸点为单内过键连则过对较氢键结分子晶体是由分子作基本元构成的晶体，分子部原子通强共价接，而分子之间通相弱的分子间作用力（范德华力或）远键导当剂合在一起由于分子间作用力弱于化学，分子晶体通常具有低熔点、低沸点、低硬度，不电，且易溶于适的溶中结过氢键连开络这结态冰是最常见的分子晶体之一，其构是水分子通接形成的放式六角形网种构中存在大量空隙，使得冰的密度小于液水，因此态₂数态冰能浮在水面上干冰（固CO）、碘晶体、硫晶体等也是典型的分子晶体大多有机化合物，如萘、蔗糖、尿素等，在固下也形成分子晶质关较氢键体分子晶体的性与构成分子的类型和分子间作用力的强度密切相极性分子形成的晶体往往熔点高；能形成的分子晶体（如冰）熔点显仅明高于有范德华力的分子晶体（如甲烷）金属晶体基本结构常见堆积类型规则阵钨钼金属阳离子按方式排列，形成晶格点体心立方BCC铁、、为铝价电子成自由电子，在整个晶体中自由移动面心立方FCC铜、、金、银积锌镁钛六方密堆HCP、、过键结金属阳离子与自由电子通金属合物理性质导导热良好的电性和性（自由电子移动）泽对金属光（自由电子光的反射）键良好的延展性和可塑性（金属非定向性）围钨熔点范广（从汞的-39℃到的3410℃）带围满金属晶体是由金属原子失去价电子后形成的正电的金属离子按一定方式排列，周充自由移动的电子云形键这键对成的晶体金属阳离子和自由电子之间的相互作用形成金属，种无方向性，使得金属原子之间可以相断键滑动而不，因此金属具有良好的延展性和可塑性积金属晶体的排列方式主要有三种体心立方BCC、面心立方FCC和六方密堆HCP不同的排列方式会质结较结影响金属的物理性例如，面心立方构的金属通常延展性好，如金、银、铜；而体心立方构的金属强较钨键关数键度高，如铁、金属晶体的熔点与金属的强度有价电子越多，金属越强，熔点通常越高例如，过钨较钠钾较导导热渡金属如铁、等熔点高，而碱金属如、等熔点低金属晶体的良好电性和性是由自由电子这区别关键的存在决定的，也是金属于其他晶体类型的特征第六部分物质的性质与结构的关系微观结构原子、分子、晶体的排列方式化学键类型结决定粒子间合力的强弱分子间作用力质状态影响物的聚集宏观性质质质现物理性和化学性的表质观质观结这内观结物的宏性与其微构之间存在密切的联系，是化学研究的核心容之一微构包括原子、分子组键这质的成，化学的类型和强度，粒子的排列方式等，些因素共同决定了物的熔点、沸点、硬度、溶解性、导观质电性等宏性结质关们释质质预测质为计理解构与性的系，有助于我解已知物的性，新物的行，设具有特定功能的材料在质观结观质关内质高考化学中，考察学生分析物微构与宏性系的能力是重要容例如，要求学生根据物的熔点、质断结给结预测质质们将沸点、溶解性等性推其可能的构；或者根据定的构物的物理化学性在本部分，我系讨质观结关统探几种重要物理性与微构的系熔点和沸点溶解性相似相溶原理离子化合物共价化合物质剂剂极性溶易溶于极性溶多溶于极性溶如水极性分子（如醇类）易溶于水质剂非极性溶易溶于非极性溶水分子的极性可以克服离子间引力非极性分子（如油脂）易溶于有机溶剂基于分子间作用力的相似性离子-偶极相互作用形成水合离子氢键质能形成的物水溶性更好氢键的影响低分子量醇、酮、醛等水溶性好链随碳增长，水溶性下降氢键进过促溶解程质质质剂结关过质质物的溶解性是其重要的物理性之一，与溶和溶的分子构密切相溶解程本上是溶粒子间作用力被溶质剂过导则质倾剂-溶作用力所取代的程相似相溶原理是理解溶解性的基本指原，即极性物向于溶解在极性溶中，非质倾剂极性物向于溶解在非极性溶中氢键质在水溶性方面，能与水分子形成的物（含-OH、-NH、-COOH等基团）通常具有良好的水溶性，如低分子量的醇₄难盐链类、醛类、酮类和羧酸；离子化合物也往往具有良好的水溶性，但也有例外，如AgCl、BaSO等溶碳增长会降质质烃低极性物的水溶性，如甲醇完全溶于水，而十八醇几乎不溶于水非极性物如烷、油脂等不溶于水，但易溶于苯、剂质质则四氯化碳等非极性溶温度升高通常会增加固体溶的溶解度，但气体溶的溶解度随温度升高而降低理解溶解结关对预测应计开性与分子构的系，于化学反、设分离方法和发新材料都具有重要意义导电性质态导态导导物类型固电性液/溶液电性电机制金属好好自由电子流动导导离子化合物不电电离子移动导导载共价晶体通常不电*不电无自由流子质导导载分子物不电不电**无自由流子导质*半体如Si、Ge例外**电解溶液例外质导观结关别载关物的电性与其微构密切相，特是与自由流子（电子或离子）的存在和移动能力有质结现导为导为不同类型的物因其构特点而表出不同的电行金属之所以是良好的体，是因金属晶体这场中存在大量可自由移动的电子，些电子在外加电作用下可以定向移动，形成电流态导为态离子化合物在固下不电，因离子被牢固地固定在晶格位置上，无法移动；但在熔融或水溶液导数质导为们没中，离子可以自由移动，因此能够电大多共价化合物和分子物不电，因它既有自由没导锗们纯态导电子也有可移动的离子特殊情况是半体材料如硅、等，它在下电性很差，但加入适当杂质导显尽层状结的后，电性著提高石墨是另一个特例，管是共价晶体，但由于其构中存在离域导质导为质π电子，所以具有良好的电性电解溶液之所以电，是因电解在水中电离出的离子可以在场电作用下定向移动硬度原子晶体刚硬度最高（金石、碳化硅）离子晶体较硬度高但易碎金属晶体坚韧硬度变化大，不脆分子晶体硬度最低，易变形质压结质键结导质显过键物的硬度是指其抵抗被刻划或入的能力，直接反映了构成粒子之间合力的强度和性不同类型的化学和晶体构致物硬度的著差异原子晶体由于原子间通强共价维状结刚质过杂轨围键坚维络形成三网构，通常具有极高的硬度金石是已知最硬的天然物，其每个碳原子通sp³化道与周四个碳原子形成共价，构成固的三网键没时断现软钠铬这键离子晶体通常也很硬，但由于离子有方向性，在受到剪切力容易沿着某些方向裂，因此表出硬而脆的特性金属晶体的硬度变化很大，从非常的到极硬的，与金属关氢键结结关对的强度、金属原子的排列方式以及合金元素的添加有分子晶体因分子间以弱范德华力或合，通常硬度很低，如石蜡、萘等容易被刻划理解硬度与构的系，于材料性能进计导过热显过的改和新材料的设具有重要指意义例如，通合金化、处理等方法可以著提高金属的硬度；通交联可以增强高分子材料的硬度和强度第七部分高考常见题型元素周期表题电子排布题规应层结考察周期性律的用分析原子电子构性质比较题分子结构题63释结质关断解构与性系判分子构型和极性晶体结构题化学键题质区键分析晶体类型及性分不同类型的化学关结题这题对应题关题高考化学中于原子和分子构的目是重要考点，类目注重考察学生基本概念的理解和用能力常见型包括元素周期表相、电子题结断题键断题结题质质较题这题仅单识综排布、分子构判、化学类型判、晶体构分析以及物性比等些目通常不考查一知点，而是合考察多个知识点的灵活运用这题关键论规规规则论键论时将这论应解决类目的是掌握基本理和律，如元素周期表律、电子排布、VSEPR理、化学理等，同要能够些理用于具体问题过应识识贯来张们将别绍的分析在备考程中，注重构建知体系，加强知点之间的联系，提高融会通的能力在接下的几卡片中，我分介各类题题题们针对题型的特点、解思路和典型例，帮助同学有性地提高解能力元素周期表相关题元素性质预测预测质根据元素在周期表中的位置其物理和化学性同周期或同族比较质规分析同周期或同族元素性的递变律性质变化趋势讨径负质探原子半、电离能、电性等性的周期性变化4化合物性质预测断根据元素位置推其化合物的酸碱性、氧化性等关题题对应这题元素周期表相是高考化学的经典型，主要考察学生元素周期律的理解和用能力类目通常要求考生根据预测较质径质元素在周期表中的位置，和比元素的物理性（如原子半、熔点、沸点等）和化学性（如金属性、非金属性、还氧化性、原性等）题关键质数规内径解答此类目的是掌握元素性随着原子序的周期性变化律例如同一周期，从左到右，原子半减小，内径题较电离能增大，非金属性增强；同一主族，从上到下，原子半增大，电离能减小，金属性增强典型目如比Na、时应们数对Mg、Al、Si的金属性，解答分析它在周期表中的位置，指出从Na到Si，核外电子增加，核电子的吸引力增渐预测质应规断强，金属性逐减弱又如元素X的性，根据其在周期表中的位置，利用周期性律推其可能的电子构型、数价电子、常见化合价、形成的化合物类型等电子排布题价电子数计算电子构型写法离子电子构型层数层⁶确定原子最外电子完整表示法1s²2s²2p3s²...阳离子先失去最外s电子，再失去d电层数数简子分析主族元素最外电子=族序化表示法[Ne]3s²3p³阴获过虑离子依次得电子至达到稀有气体构⁵分析渡元素考ns和n-1d电子注意特殊情况Cr[Ar]3d4s¹型数为⁶⁺⁺例O原子1s²2s²2p⁴价电子6例Fe:[Ar]3d4s²⁶⁵例Fe²:[Ar]3d,Fe³:[Ar]3d题对结础题规数计书写这题电子排布是考察学生原子构理解的基型，主要涉及电子的分布律、价电子算以及电子构型的类目要求学生能给写断质为够根据元素的位置或出的信息，出正确的电子排布，或根据电子排布推元素的性和化学行题关键顺规则顺解答电子排布的是掌握电子填充序和电子按照能量递增序依次填充1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p等要注意一题写顺写⁵⁰些特殊元素的电子排布，如Cr3d4s¹、Cu3d¹4s¹等典型目包括出元素X的电子构型，需按电子填充序正确填；根据电断层数层数较径虑数数子构型判元素位置，需分析电子和最外电子；比不同粒子的半大小，需考核电荷和电子的影响离子的电子构题写⁺⁺过时数计对型也很常见，如出Fe²和Fe³的电子构型，需注意渡金属形成离子，先失去4s电子，再失去3d电子价电子的算于主来说层数对过则虑轨族元素是最外电子，于渡元素需考ns和n-1d道上的电子分子结构判断题结断题题对论应这题断键分子构判是高考化学的重要型，主要考察学生VSEPR理的理解和用能力类目通常要求判分子的空间构型、角大小以及分题关键骤对数对对断对子的极性解答此类目的步是首先确定中心原子的价电子总（包括共用电子和非共用电子）；然后判各电子的排布方式；对最后根据共用电子的排布确定分子的空间构型断₃时对还对对论例如，判NH分子的构型，中心原子N有5个价电子，与3个H原子形成3个共用电子，有1个非共用电子，共4电子根据VSEPR理，对对对现锥键对断时虑4电子在空间中呈四面体排布，但由于其中一是非共用电子，因此分子呈三角形，角小于

109.5°于分子极性的判，需要同考键对称₂键现线对称结键化学的极性和分子的性例如，CO分子中C=O是极性的，但由于分子呈型构，两个C=O的偶极矩大小相等方向相反，相互₂₂结键抵消，因此CO是非极性分子而HO分子呈V形构，两个O-H的偶极矩不能完全抵消，因此是极性分子化学键类型判断题共价键判断离子键判断金属键判断键键键非金属元素之间形成的化学金属和非金属元素之间形成的化学金属元素之间形成的化学负负负电性差小于

1.7电性差大于

1.7电性差很小形成分子或原子晶体形成离子晶体形成金属晶体₂₂₄₂₂例H、Cl、CH、SiO例NaCl、CaO、MgF例Fe、Cu、Al、合金键断题对键识别题关键键质负键化学类型判主要考察学生不同类型化学特征的理解和能力解答此类目的是分析成原子的性和电性差异一般而言，非金属元素之间形成共价；金属与非键键杂许键金属元素之间形成离子；金属元素之间形成金属但实际情况通常更复，多化学具有部分离子性和部分共价性断时负为负时键负键负时现为键在判，可以利用电性差作参考电性差小于

0.4，形成的是非极性共价；电性差在

0.4-

1.7之间，形成的是极性共价；电性差大于

1.7，主要表离子此外，还质质断键键络态导态导泽导可从物的物理性判类型熔点、沸点极高的可能是原子晶体共价网；熔点高、固不电但熔融电的可能是离子晶体；具有金属光、良好电性和延展性的是金题断质键负较键较键负计键属晶体典型目如判下列物中化学类型，需分析构成元素的种类和电性差异；比下列的极性大小，需比成原子的电性差异；算某化学的离子性百分比，负关计需利用电性差和相公式算晶体结构分析题结质晶体类型构成粒子合力类型物理性特征阴键态导离子晶体离子和阳离子离子高熔点、硬而脆、固不电键络导原子晶体原子共价网极高熔点、硬度大、不电氢键软导分子晶体分子范德华力/低熔点、、不电键导金属晶体金属阳离子和自由电子金属熔点各异、电、延展性好结题对结质这题识别结结预测质质题关键晶体构分析主要考察学生不同类型晶体的特征、构和性的理解类目通常要求晶体类型，分析晶体构特点，或根据晶体构物的性解答此类目的区别是掌握四种基本晶体类型（离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体）的特征和断结阴过静结过键维络过氢键结判晶体类型可以从构成粒子和合方式入手离子晶体由离子和阳离子通电引力合；原子晶体由原子通共价形成三网；分子晶体由分子通范德华力或合；金过键结质断态导态导为为软为属晶体由金属阳离子和自由电子通金属合也可以从物理性判高熔点、固不电但熔融电的多离子晶体；极高熔点和硬度的多原子晶体；低熔点、的多分子泽导题断释结质组质较质内晶体；具有金属光、电性和延展性的是金属晶体典型目如判晶体类型并解理由，需合物成和物理性分析；比不同晶体的熔点、硬度等性，需分析晶体部结结数观结合力的类型和强度；分析晶体的晶胞构和配位，需理解晶体的微构特点物质性质比较题熔点沸点比较溶解性比较应考察粒子间作用力强弱用相似相溶原理氢键氢键分析分子大小、极性和影响分析极性、形成能力题释题较例解乙醇沸点78℃高于乙醚35℃例比乙醇、己烷在水中的溶解性导电性比较硬度和延展性比较载内结分析自由流子的存在分析部合力类型虑质状态虑结考物的聚集考晶体构特点题较导题释为刚例比NaCl固体和水溶液的电性例解什么金石硬而铜具有延展性质质较题综题对质观结观质关这题给质较们质释题关键质物性比是高考中常见的合性型，主要考察学生物微构与宏性系的理解和分析能力类目通常出若干物，要求比它的物理或化学性，并解原因解答此类目的是从物的观结键对观质微构（原子构成、化学类型、分子间作用力等）出发，分析其宏性的影响题较释质结氢键较质质内结典型目包括比同系物的沸点大小，需分析分子量和分子间作用力的影响；解同分异构体性差异，需分析分子构、极性和形成能力的差异；比不同晶体类型物的物理性，需分析部合力的类释为₂远₂时应₂氢键₂氢键远₂导显释型和强度例如，解什么HO的沸点高于H S，指出HO分子间能形成而H S不能，强度大于分子间范德华力，因此克服HO分子间作用力需要更多能量，致其沸点著升高又如，解为导刚导时应层状结刚键没什么石墨电而金石不电，分析石墨的构中存在离域π电子可自由移动，而金石中的电子全部局域在共价中，有自由电子实验设计题熔点测定实验导电性测试实验溶解性测试实验质纯鉴别质检测质状态导测试质剂用于确定物度和物物在不同下的电性物在不同溶中的溶解情况测质态转为态断质结验证定物从固变液的温度有助于判物的构类型相似相溶原理氢键可分析分子间作用力和晶体类型分析离子化合物、金属和共价化合物分析分子极性和形成能力验计题验论应题结关验计题质结验证验质测验这题计验实设是考察学生实能力和理用能力的重要型在原子和分子构相的实设中，主要涉及物构实和性定实类目通常要求学生设实方案、选择骤对验结进释合适的仪器药品、描述操作步，并实果行正确解验测验质纯鉴别质导测试验断质结键质测试验验常见的实类型包括熔点和沸点定实，用于研究物的度、物或分析分子间作用力；电性实，用于判物的构类型和化学性；溶解性实，用于证结验线验计题时验选择验相似相溶原理和分析分子极性；晶体构分析实，如X射衍射法，用于确定晶体的空间排布解答实设，需要注意实的目的性、可行性和安全性，合适的实方计对组验结论识计验证验时选择为剂选法和仪器，设合理的照，并能正确分析实果与理知的联系例如，在设极性分子和非极性分子溶解性差异的实，可水和四氯化碳作代表性溶，择为质过观们来验证乙醇和己烷作代表性溶，通察它的互溶性相似相溶原理计算题1化学式推导数计验结质根据元素分析据算实式，合摩尔量确定分子式晶格能计算环计利用波恩-哈伯循算离子晶体的晶格能键参数计算计键键键数稳算长、能、角等参，分析分子定性反应热计算键关计应热利用能和焓变系算化学反计题组结关计题导计键数计应热算是高考化学的重要成部分，在原子和分子构相的算中，主要涉及化学式推、晶格能算、参算和反计这题仅计还对关论应题关计时计算等类目不考察算能力，考察相理的理解和用解答此类目需要掌握相算公式和方法，同理解算背后的物理化学意义导计题给数质计验题骤将质化学式推是常见的算型，通常出元素分析据（如量百分比），要求算实式或分子式解步是量百分比转换为简数验结质计结显摩尔比，求出最整比得到实式，合摩尔量算分子式例如，某有机物的元素分析果示含C

40.0%，H

6.7%，验计过为O

53.3%，求其实式算程C:

40.0/12=

3.33,H:

6.7/1=

6.7,O:

53.3/16=

3.33，摩尔比C:H:O=

3.33:

6.7:

3.33=1:2:1，验为₂计则环热综应热数键数计验数实式CH O晶格能算涉及波恩-哈伯循和化学方程式，需要合用多种力学据参算包括根据实据论计键键键稳应应热计键应键来计或理模型算长、能、角等，分析分子的定性和反活性反算可以利用能和化学反前后的变化算，现应应体了能量守恒定律在化学反中的用综合应用题结构分析观结解析原子和分子的微构性质预测结预测质质根据构物的物理化学性应用拓展讨结质关应探构与性系的实际用创新设计结质关计利用构-性系设新材料综应题阶题贯识结关综应合用是高考化学的高型，主要考察学生融会通和灵活运用知的能力在原子和分子构相的合用题将识结质关问题这题难较现中，通常需要多个知点融合，分析构与性的系，解决实际类目度大，但也最能体化学学质应科的本和用价值综应题题识过骤综应题合用的特点是干信息丰富，涉及知点多，解答程需要多步推理典型的合用包括分析新型材料结关结关讨环计的构特点及其与性能的系；研究药物分子构与生物活性的联；探境污染物的分子特性与处理方法的设；应结题础识逻辑维创问题分析化学反机理与分子构的联系等解答此类目需要扎实的基知，清晰的思和新的解决能力关纳题刚纳结例如，一道于碳米材料的目可能要求分析不同碳同素异形体（如金石、石墨、富勒烯、碳米管）的构特点，释们质讨剂载领应关解它的物理化学性差异，并探在电子材料、催化、药物体等域的潜在用又如，一道于药物分子设计题释结计进结的目可能要求分析药物分子的功能基团，解其与受体合的机制，并设改分子构以提高药效或减少副作用复习策略题型归类知识点梳理练习题题分类不同型，掌握解思路论系统整理核心概念和理错题分析错题识深入分析，找出知盲点模拟测试进应试节知识联系行全真模拟，适考奏识络建立知网，强化概念间联系习关键针对结这识议层习进识绘维导图将结结有效的复策略是高考成功的原子和分子构一重要知模块，建采取系统化、次化的复方法首先，行知点梳理，可以制思，原子构、分子构、键结内现识进题归练习针对绍题针对训练题化学、分子间作用力和晶体构等核心概念及其在联系可视化呈，建立清晰的知框架然后，行型类，前面介的各类型有性地，掌握不同型的解题思路和方法错题环节应详细记录错题错误识维误区识习现现识结分析是提高效率的重要，，分析原因，找出知盲点和思知联系是深度学的体，要善于发不同知点之间的联系，如原子构与元素周期关结质质状识结进测试检验习调习应试节习过应记关律的系，分子构与物性的联系等，形成网知构最后，行模拟，学成果，整复重点，适考奏在复程中，注重理解而非死硬背，注知识应简单养维问题对难内论断结进专项的用而非重复，培化学思和解决能力于重点点容，如VSEPR理、分子极性判、晶体构分析等，要行突破，确保掌握总结与展望理解微观世界1质结规洞察物构的基本律联系宏观现象释质质观础解物性的微基应用于科技创新导术开指新材料和新技发结础质质钥过课习们讨组规原子和分子构是化学学科的基，也是理解物性和化学变化的匙通本程的学，我系统探了原子的基本成、电子排布律、分子的形成键质质结观结观质对质认识机制、化学的本以及不同类型物的构特点，建立了从微构到宏性的联系，深化了化学本的阶议关础识题练应对题在高考备考的最后段，建重点注以下几个方面一是强化基知的掌握，确保核心概念准确理解；二是提高解能力，熟各类型；三是注重识养综问题态习时劳虑记验论践导知融合，培合分析和解决的能力；四是保持良好的心，合理安排复间，避免疲和焦住，化学是一门实科学，理源于实又指践们仅绩将识应来习为养创时观实希望同学不能在高考中取得优异成，更能所学知用于未的学和生活中，成具有科学素和新精神的新代人才微世界的奥秘们将们终试顺锦等待你去探索，化学的魅力伴随你身祝愿大家考利，前程似！。