高中化学选择性必修二《物质结构与性质》知识点归纳

选择性必修2物质结构与性质

知识点与高考高频考点全归纳

目录

1.一、全书知识框架与高考定位

2.二、第一章原子结构与性质

1)2.1 能层与能级

2)2.2 构造原理与核外电子排布

3)2.3 电子云与原子轨道

4)2.4 原子结构与元素周期表

5)2.5 元素周期律：原子半径、电离能与电负性

6)第一章高考高频考点

3.三、第二章分子结构与性质

1)3.1 共价键：σ键与π键

2)3.2 价层电子对互斥理论（VSEPR）

3)3.3 杂化轨道理论

4)3.4 大π键（离域π键）——新课标卷高频热点

5)3.5 键的极性与分子的极性

6)3.6 分子间作用力：范德华力与氢键

7)3.7 手性分子

8)第二章高考高频考点

4.四、第三章晶体结构与性质

1)4.1 物质的聚集状态与晶体常识

2)4.2 分子晶体

3)4.3 共价晶体

4)4.4 金属晶体

5)4.5 离子晶体与晶格能

6)4.6 配合物与超分子

7)4.7 四种晶体比较与熔沸点比较总规律

8)4.8 晶胞计算题型归纳（高考压轴必考）

9)第三章高考高频考点

5.五、高考高频考点与易错点总表（全模块）

6.六、复习备考建议（简）

　　依据《普通高中化学课程标准（2017年版2020年修订）》及人教版（2019）选择性必修2教材整理，涵盖三章全部核心知识点、高考高频考点与易错点，适用于教师备课、学生一轮/二轮复习。

一、全书知识框架与高考定位

《物质结构与性质》以“微粒结构决定物质性质”为主线，从三个层次展开：

高考定位：新高考各省（全国卷及自主命题卷）中，本模块是选择题与综合大题的稳定命题区，“物质结构与元素周期律”综合题（常以元素推断为载体）几乎每年必考；晶胞计算是理科思维区分度最高的题型之一；大π键、配合物空间构型是新课标卷新增高频点。

二、第一章原子结构与性质

2.1 能层与能级

l能层：多电子原子中，电子按能量高低分层（n = 1,2,3,4…对应 K、L、M、N…）。能量由内向外升高。

l能级：每个能层分为若干能级，能级数等于能层序数，顺序为ns、np、nd、nf。

l最多电子数：每个能层最多2n² 个；每个能级最多容纳 s(2)、p(6)、d(10)、f(14) 个电子。

l能级能量比较：① 同能层不同能级：ns ＜ np ＜ nd ＜ nf；② 不同能层同名能级：1s ＜ 2s ＜ 3s；③ 能级交错：E(3d) ＞ E(4s)，故电子先填 4s 再填 3d。

2.2 构造原理与核外电子排布

l构造原理（填充顺序）：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p。

l电子排布式按能层顺序书写。如基态铁原子：Fe：1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²。

l简化电子排布式（用稀有气体原子实）：Fe：[Ar]3d⁶4s²；Cu：[Ar]3d¹⁰4s¹。

l三条原则：

1)能量最低原理：电子优先填入能量最低的轨道；

2)泡利不相容原理：每个原子轨道最多容纳2 个自旋方向相反的电子；

3)洪特规则：电子排布于同一能级的各个轨道时，优先分占不同轨道且自旋方向相同；全满、半满、全空状态能量最低（洪特规则特例）。

l常见特例（必背）：Cr：[Ar]3d⁵4s¹（半满）；Cu：[Ar]3d¹⁰4s¹（全满）。

l失电子顺序：失电子时先失最外层的4s 电子，再失 3d 电子。如 Fe³⁺：[Ar]3d⁵（半满，故 Fe³⁺ 较稳定）；Fe²⁺：[Ar]3d⁶。

l轨道表示式（电子排布图）：方框表示轨道，箭头表示电子自旋方向，须体现三原则。

2.3 电子云与原子轨道

l电子云：电子在原子核外空间出现概率密度的形象化描述，小黑点越密处电子出现概率密度越大。

l原子轨道：电子云轮廓图所表示的电子经常出现的区域（约90%）。s 轨道呈球形；p 轨道呈哑铃形，有 px、py、pz 三个互相垂直的伸展方向；d 轨道有 5 种伸展方向。

l轨道数规律：ns 1 条、np 3 条、nd 5 条、nf 7 条。

2.4 原子结构与元素周期表

l周期：周期数= 电子层数（能层数）。

l族与价电子：主族序数= 最外层电子数；过渡元素价电子包括最外层 ns 与次外层 (n-1)d 电子。

l五个区（由价电子排布判断位置的关键）：

典型推断链：价电子排布→ 最高能级组 → 周期、区、族。例：[Ar]3d⁵4s² → 第四周期、d 区、ⅦB 族（Mn）。

2.5 元素周期律：原子半径、电离能与电负性

（1）原子半径

l同周期（左→右）：电子层数相同、核电荷数增大，半径逐渐减小。

l同主族（上→下）：电子层数增多，半径增大。

l电子层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小（如Na⁺ ＞ Mg²⁺ ＞ Al³⁺；O²⁻ ＞ F⁻ ＞ Na⁺ ＞ Mg²⁺ ＞ Al³⁺）。

（2）电离能

l第一电离能（I₁）：气态电中性基态原子失去1 个电子形成气态基态一价阳离子所需的最小能量（单位 kJ/mol），取正值。

l变化规律：同周期从左到右总体增大，同主族从上到下减小。

l两处“反常”（高频）：ⅡA ＞ ⅢA（如 Be ＞ B、Mg ＞ Al）、ⅤA ＞ ⅥA（如 N ＞ O、P ＞ S），原因是 p 轨道半满（全满）结构稳定，再失去电子更难。第二周期 I₁：Li ＜ Be ＞ B ＜ C ＜ N ＞ O ＜ F ＜ Ne。

l应用：① 比较金属性（气态原子失去电子的难易）；② 逐级电离能“突变”判断元素的主要化合价——I₁~I₂ 差剧增则常见 +1 价（如 Na），I₃ 前后突变为 +2 价（如 Mg）。

（3）电负性

l概念：衡量原子在化合物中吸引键合电子能力的标度（鲍林标度，规定F 为 4.0，最大；Cs 最小约 0.79）。

l变化规律：同周期从左到右增大，同主族从上到下减小。

l五大应用（高频）：① 判断金属性、非金属性强弱；② 判断化学键类型——电负性差值大于 1.7 时易形成离子键，小于 1.7 时形成共价键；③ 判断共价键中共用电子对偏向（偏向电负性大的原子，该端显负价）；④ 比较键的极性强弱；⑤ 解释“对角线规则”（Li~Mg、Be~Al、B~Si 性质相似）。

第一章高考高频考点

三、第二章分子结构与性质

3.1 共价键：σ键与π键

l本质：原子间通过共用电子对（原子轨道重叠）形成的强烈相互作用。具有饱和性（由未成对电子数决定）与方向性（由轨道重叠方向决定）。

lσ键：原子轨道“头碰头”重叠，电子云呈轴对称，重叠程度大、键能大；可单独存在，成键原子可相对旋转。s-s、s-p、p-p 均可形成 σ 键。

lπ键：原子轨道“肩并肩”重叠，呈镜像对称，重叠程度小、不如 σ 键牢固；不能单独存在，限制原子旋转。

l判断规律：单键= 1 个 σ 键；双键 = 1 σ + 1 π；三键 = 1 σ + 2 π。共价分子中 σ 键数 = 成键原子组合数（重键仍算 1 个 σ）。

l示例：C₂H₄ 含 5σ + 1π；C₂H₆ 含 7σ；C₂H₂ 含 3σ + 2π；N₂ 含 1σ + 2π；苯环 6σ（环内 C-C）+ 6σ（C-H）+ 1 个大π键。

键参数（高频）

l常见键角：CO₂/CS₂/C₂H₂ 为 180°；BF₃、SO₃、C₂H₄、苯环为 120°；CH₄ 为 109°28′；NH₃ 为 107°18′；H₂O 为 104°30′。

l化学反应能量判断：生成物总键能＞反应物总键能，反应放热。

l注意：键能比较分子稳定性，仅适用于气态分子且键型相同；NaOH 稳定不能与 HCl 用键能直接比较。

3.2 价层电子对互斥理论（VSEPR）

l价层电子对数= 成键电子对数 + 孤电子对数。

l计算通式（中心原子A）：

价层电子对数= 1/2 × [A 的价电子数 + 配位原子提供的电子数 ± 微粒所带电荷数（阳离子减、阴离子加）]

其中：配位原子为H、卤素时每个提供 1 个电子；为 O、S 时提供 0 个。

l孤对电子的排斥：孤对电子对成键电子对的排斥大于成键对之间排斥，故键角被压缩：CH₄(109°28′) ＞ NH₃(107°18′) ＞ H₂O(104°30′)。

l注意区分：VSEPR 模型含孤对电子，分子空间构型不含（只看原子位置）。

3.3 杂化轨道理论

l杂化：能量相近的原子轨道（如ns 与 np）重新组合，形成一组能量相同、方向确定的杂化轨道；轨道数目不变（有几条轨道参与杂化就形成几条杂化轨道）。

l杂化轨道用于形成σ 键或容纳孤对电子；未参与杂化的 p 轨道可形成 π 键。

l判断方法：中心原子杂化轨道数= σ 键数 + 孤电子对数 = VSEPR 价层电子对数。注意 NH₃、H₂O 为 sp³ 杂化（分子构型因孤对而变形）。

l有机物快速判断：饱和C（4 个单键）为 sp³；双键 C 为 sp²；三键 C 为 sp；苯环 C 为 sp²。

3.4 大π键（离域π键）——新课标卷高频热点

l形成条件：参与成键的原子共平面（或共线），每个原子各有1 个互相平行的 p 轨道，p 轨道中的电子总数小于轨道数的 2 倍。

l表示方法：Πₘⁿ，下标 m = 参与成键的原子数，上标 n = 大π键中电子总数。

l电子数计算三步法（实用）：

1)定原子：中心原子为sp²（或 sp）杂化、有未杂化平行 p 轨道，端位原子（O、S、N、Cl 等）各提供 1 条垂直 p 轨道；

2)算电子：中心原子提供电子数= 价电子数 − σ 键电子数 − 孤对电子数；每个端位原子提供 1 个电子；阴离子加电荷数，阳离子减电荷数；

3)写Πₘⁿ。

l典型实例：

注意：CO₂ 的 2 个 π 键是定域的普通 π 键（分居 C 两侧），不属于大π键。

3.5 键的极性与分子的极性

l极性键：不同种元素原子形成的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子；同种元素的为非极性键。电负性差越大，键极性越强。

l分子极性判断：看分子中正、负电荷重心是否重合，即各键极性的矢量合是否为零（分子空间构型对称则抵消）。

l常见归类（熟记）：

¡非极性分子：H₂、O₂、N₂、Cl₂、P₄、CO₂、CS₂、BF₃、SO₃、CH₄、CCl₄、C₂H₄、C₂H₆、C₆₀、苯；

¡极性分子：HX（HF、HCl…）、CO、NO、H₂O、H₂S、NH₃、SO₂、O₃、H₂O₂、CH₃Cl、CHCl₃、HCN。

l相似相溶原理：极性溶质易溶于极性溶剂（HCl、NH₃ 极易溶于水；乙醇与水互溶），非极性溶质易溶于非极性溶剂（I₂、Br₂ 易溶于 CCl₄、CS₂、苯）。

l键的极性对性质的影响：如卤代烃中C—X 键极性使卤素原子易被取代；羧酸中 O—H 键极性强、易电离出 H⁺，故显酸性。

3.6 分子间作用力：范德华力与氢键

（1）范德华力

l分子间存在的较弱相互作用，比化学键弱得多，主要影响物质的熔沸点、溶解性等物理性质。

l影响因素：相对分子质量（组成结构相似时，越大越强，沸点越高，如F₂ ＜ Cl₂ ＜ Br₂ ＜ I₂，CF₄ ＜ CCl₄ ＜ CBr₄ ＜ CI₄）、分子极性（相近时极性大者强）、分子的形状（接触面积大者强）。

l同分异构体沸点：支链越多，分子间接触面积越小，沸点越低（正戊烷＞异戊烷＞新戊烷）。

（2）氢键

l形成条件：已与电负性大、半径小的原子（N、O、F）成键的 H，与另一分子（或同分子内）N、O、F 上的孤对电子之间的静电吸引作用，表示为 X—H···Y（X、Y 为 N、O、F）。

l强度：比化学键弱得多（约20~40 kJ/mol），但强于范德华力；有方向性和饱和性。

l分子间氢键：使熔沸点升高、溶解性增大。典型反常：H₂O ＞ H₂Te ＞ H₂Se ＞ H₂S；HF ＞ HCl；NH₃ ＞ PH₃；乙醇、乙酸与水互溶；乙酸易形成二聚体。

l分子内氢键：使熔沸点降低（如邻硝基苯酚形成分子内氢键，沸点低于对硝基苯酚）。

l水与冰的性质：冰中每个水分子与周围4 个水分子以氢键结合（1 mol 冰含 2 mol 氢键），形成空间网状空旷结构，故冰密度小于水；4 ℃ 时密度最大。

l应用：DNA 双螺旋碱基对间氢键（A=T 两条、G≡C 三条）、蛋白质高级结构、生物分子识别。

（3）三种作用力大小

共价键≫ 氢键 ＞ 范德华力。分子熔化、汽化只破坏分子间作用力（不破坏化学键）。

3.7 手性分子

l手性碳原子：连接4 个不同原子（或原子团）的碳原子。

l对映异构体：互为实物与镜像关系、不能完全重合的两个分子，旋光性相反。

l应用：手性药物（如“反应停”事件——沙利度胺两种异构体药效与毒性不同；左旋多巴）；发酵、酶催化具有手性选择性。

第二章高考高频考点

四、第三章晶体结构与性质

4.1 物质的聚集状态与晶体常识

l聚集状态：气、液、固三态之外，还有等离子体（阳离子与电子的气态混合物，整体电中性，如火焰、霓虹灯、极光）与液晶（既具流动性、又有各向异性，用于显示屏）。

l自范性：晶体能自发呈现多面体外形的性质。

l晶胞：晶体中能够体现结构特征的最小重复单元（平行六面体）。晶胞上下左右前后无隙并置、取向相同。

l均摊法（晶胞计算的基础）：长方体（立方）晶胞中，处于顶点的粒子被8 个晶胞共享，每个计 1/8；棱上计 1/4；面上计 1/2；体内计 1。

4.2 分子晶体

l定义：分子间通过分子间作用力（范德华力、氢键）结合形成的晶体。

l典型物质：多数非金属单质（X₂、O₂、N₂、S₈、P₄）、稀有气体、气态氢化物、非金属氧化物（干冰）、含氧酸、绝大多数有机物、C₆₀。

l微粒与作用力：微粒是分子；分子内为共价键（不变），分子间为分子间作用力（熔化时被破坏）。

l物理性质：熔沸点较低、易挥发升华、硬度小、固态和熔融态均不导电（HCl 等溶于水后电离能导电）。

l熔沸点比较规律：① 组成结构相似时，相对分子质量越大，范德华力越大，沸点越高；② 含氢键者反常高（H₂O、HF、NH₃ 及同系物中醇、酸）；③ 极性相近时，极性大者沸点高；④ 同分异构体支链越多沸点越低。

l干冰晶胞：面心立方，每个晶胞含4 个 CO₂ 分子；CO₂ 分子内 C=O 键，分子间只有分子间作用力（无化学键）。

4.3 共价晶体

l定义：原子间通过共价键结合形成空间网状结构。

l典型物质：金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅、氮化硼、氮化铝等（“少数非金属单质+少数化合物”）。

l物理性质：熔沸点很高、硬度很大、难溶于常见溶剂、一般不导电（晶体硅为半导体）。

l熔沸点比较：结构相似时，成键原子半径越小、键长越短、键能越大，熔点越高：金刚石＞碳化硅＞晶体硅。

l金刚石：每个C 与周围 4 个 C 相连（sp³ 杂化），键角 109°28′，最小碳环为 6 元环；1 mol 金刚石含 2 mol C—C 键。

lSiO₂：每个Si 与 4 个 O 成键，每个 O 与 2 个 Si 成键，故化学式为 SiO₂（无“分子”）；1 mol SiO₂ 含 4 mol Si—O 键；最小环为 12 元环（6 个 Si、6 个 O）。

lCO₂ 与 SiO₂ 性质差异悬殊的原因：C 原子半径小，C 与 O 之间能形成稳定的 π 键（C=O），CO₂ 以分子形式存在（分子晶体）；Si 半径大，Si—O 间难以形成稳定 π 键，只能以 σ 键形成空间网状（共价晶体）。

4.4 金属晶体

l金属键：金属阳离子与自由电子之间的强烈相互作用（静电作用），无方向性、无饱和性。

l电子气理论：自由电子为整个金属阳离子所共有。解释：

¡导电性：外加电场下自由电子定向移动；

¡导热性：自由电子碰撞传递能量；

¡延展性：受外力时原子层滑动，金属键不被破坏；

¡金属光泽：自由电子吸收并发射可见光。

l熔沸点规律：金属键越强（阳离子电荷越高、半径越小），熔沸点越高（Na ＜ Mg ＜ Al）；同主族自上而下减弱（Li ＞ Na ＞ K）。合金熔点一般低于其组分纯金属。

l三种典型堆积（了解）：六方最密堆积（Mg、Zn）；面心立方最密堆积（Cu、Ag、Au）；体心立方堆积（Na、K、Cr、W）。

4.5 离子晶体与晶格能

l离子晶体：阴阳离子间通过离子键结合。大多数盐、强碱、活泼金属氧化物（Na₂O、CaO）等。

l物理性质：熔沸点较高、硬而脆；固态不导电，熔融态或水溶液中导电（部分难溶）；许多易溶于极性溶剂。

l晶格能（高频概念）：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，晶体熔点越高、硬度越大。 

¡影响因素：离子电荷数越大、离子半径越小，晶格能越大。如MgO ＞ NaCl；NaF ＞ NaCl。

l常见离子晶胞：

¡NaCl：每个Na⁺ 最近且等距的 Cl⁻ 有 6 个（八面体配位），反之亦然；每个晶胞含 4 个 Na⁺、4 个 Cl⁻；

¡CsCl：体心立方结构，每个Cs⁺ 周围 8 个 Cl⁻（配位数 8）；每个晶胞含 1 组 CsCl；

¡CaF₂（萤石）：Ca²⁺ 呈面心立方分布（4 个/晶胞），F⁻ 填入 8 个四面体空隙（8 个/晶胞）；Ca²⁺ 配位数为 8、F⁻ 为 4。

l离子晶体中不存在单个“分子”，NaCl 只表示离子个数比（化学式）。

4.6 配合物与超分子

（1）配位键与配合物

l配位键：成键原子一方提供孤对电子、另一方提供空轨道所形成的共价键，表示为A→B（A 为电子给予体）。

l形成条件：给予体有孤对电子（常见配位原子：N、O、S、C、卤素）；接受体有空轨道（多为过渡金属离子，d 轨道未满）。

l配合物组成（以[Cu(NH₃)₄]SO₄ 为例）：

l常见配合物及颜色（必背）：

¡[Cu(NH₃)₄]²⁺ 深蓝色（Cu²⁺ + 足量氨水；蛋白质检验显紫色的基础之一）；

¡[Fe(SCN)ₙ]³⁻ⁿ 红色（Fe³⁺ + SCN⁻，检验 Fe³⁺）；

¡[Ag(NH₃)₂]⁺ 银氨溶液（检验醛基/葡萄糖，银镜反应）；

¡K₃[Fe(CN)₆]（铁氰化钾）与 Fe²⁺ 生成蓝色沉淀；K₄[Fe(CN)₆]（亚铁氰化钾）与 Fe³⁺ 生成蓝色沉淀。

l配合物的应用：离子的检验与分离提纯（湿法冶金、贵金属提取）、催化、医疗（抗癌药顺铂）、生物（叶绿素—Mg、血红素—Fe、维生素 B₁₂—Co）。

l配离子的空间构型（新高考拓展）：[Ag(NH₃)₂]⁺ 直线形；[Cu(NH₃)₄]²⁺ 平面正方形；[Fe(CN)₆]³⁻、[Co(NH₃)₆]³⁺ 八面体形。

（2）超分子

l由两种或两种以上分子通过分子间相互作用（氢键、范德华力等）形成的有序聚集体。

l两大特征：分子识别（冠醚识别K⁺ 等碱金属离子）、自组装（DNA 双螺旋、细胞膜磷脂双分子层）。

4.7 四种晶体比较与熔沸点比较总规律

l不同类型晶体熔沸点比较（一般规律）：共价晶体＞离子晶体＞分子晶体；金属晶体差异悬殊，需单独比较。

l混合型晶体——石墨（高频）：

¡层状结构：层内每个C 为 sp² 杂化，3 个 σ 键 + 1 个未杂化 p 电子参与形成层内大π键（p 电子可沿层自由移动，故能导电）；

¡层内C—C 键长（142 pm）短于金刚石（154 pm），键更强，故石墨熔点很高（高于金刚石）；

¡层间为范德华力，受外力易滑动，故质软、可作润滑剂、铅笔芯；

¡石墨是混合型（过渡型）晶体，不属于四类典型晶体中任何单一一类。

4.8 晶胞计算题型归纳（高考压轴必考）

（1）均摊法确定化学式

分别数出各类微粒的有效个数，求最简整数比。例：钙钛矿CaTiO₃ 晶胞中 Ca²⁺ 位于顶点（8×1/8=1）、Ti⁴⁺ 位于体心（1）、O²⁻ 位于面心（6×1/2=3），故为 1:1:3。

（2）晶胞密度计算（核心公式）

ρ = Z·M / (N_A·a³)

其中Z 为每个晶胞所含“化学式单元”数，M 为摩尔质量（g/mol），a 为晶胞边长（cm），N_A为阿伏加德罗常数。变形可求a、Z、N_A、M。

（3）微粒间距离计算

l体对角线= √3·a，面对角线 = √2·a；

l体心立方堆积：体对角线上3 个原子相切，a = 4r/√3；

l面心立方堆积：面对角线上3 个原子相切，a = 2√2·r；

l金刚石晶胞中最近的C—C 距离 = √3·a/4。

（4）常见晶胞含有的微粒数（熟记）

NaCl 晶胞 4/4；CsCl 晶胞 1/1；干冰晶胞 4；金刚石晶胞 8 个 C；面心立方金属 4 个原子；体心立方金属 2 个原子。

（5）答题规范

写“距离”注意单位换算（1 pm = 10⁻¹⁰ cm）；密度注意 g/cm³ 与 m³ 换算（1 nm = 10⁻⁷ cm）。

第三章高考高频考点

五、高考高频考点与易错点总表（全模块）

新高考命题趋势提示

1.物质结构大题常以“陌生化合物（如氮化物、硼化物、钙钛矿衍生结构、超导材料）”为载体，考查晶胞分析能力——平时应多做陌生晶胞迁移训练；

2.大π键、配离子空间构型、过渡金属价电子排布（d 区、ds 区）是新课标卷相对旧考纲的新增热点；

3.与元素周期律（必修）综合命题：给微粒结构碎片（电子排布、电负性/电离能数据曲线）推断元素是固定开场；

4.晶胞计算近年向“分数坐标+几何关系”延伸（如利用对角线、勾股定理求核间距），需强化立体几何基本功。

六、复习备考建议（简）

1.建立“结构决定性质”的学科观念：按“原子→分子→晶体”三级结构梳理知识主线，每个性质都能溯源到结构。

2.规范书写：电子排布式、轨道表示式、Πₘⁿ、X—H···Y、配离子方括号，高考按步骤给分，书写不规范是最大失分点。

3.晶胞模型实体化：亲手拼装（或画）NaCl、CsCl、CaF₂、金刚石、面心/体心立方模型，均摊法与密度计算自然熟练。

4.限时训练近年真题：优先全国卷（含新课标卷）与山东、湖南、广东卷的物质结构大题，归纳设问方式与标准答案表述。