文档内容
解密 18 物质结构与性质
考点热度 ★★★★★
【考纲导向】
1．原子结构与元素的性质：
(1)了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写 1～36号元素原子核外电子、价电子
的电子排布式和轨道表达式。
(2)了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
(3)了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。
(4)了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。
2．化学键与分子结构：
(1)理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
(2)了解共价键的形成、极性、类型(σ键和π键)，了解配位键的含义。
(3)能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。
(4)了解杂化轨道理论及简单的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)。
(5)能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测简单分子或离子的空间结构。
3．分子间作用力与物质的性质：
(1)了解范德华力的含义及对物质性质的影响。
(2)了解氢键的含义，能列举存在氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。
4．晶体结构与性质：
(1)了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别。
(2)了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响。
(3)了解分子晶体结构与性质的关系。
(4)了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。
(5)理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。了解金属晶体常见的堆积方式。(6)了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。
【命题分析】
分析近几年高考卷，对物质结构与性质的考查形式趋于稳定，一般是以给定相关元素的情境或者元素推断
的形式，考查电子排布式、元素电离能及电负性、杂化轨道和分子的立体构型、化学键类型以及晶体的相
关计算等知识，除了最后一问关于晶胞的分析及计算难度较大，其他设问相对简单，注重基础。
核心考点一 原子结构与元素的性质
1．电子层与原子轨道
原子轨道
2．基态原子的核外电子排布
(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于
最低状态。
如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：
(2)泡利不相容原理
每个原子轨道里最多只能容纳2 个电子，且自旋状态相反。如2s轨道上的电子排布为 ，不能表示为 。
(3)洪特规则
当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
如2p3的电子排布为
，不能表示为 或
洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体
系的能量最低，如： Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。
24
①电子排布式
按电子排入各电子层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。
如Cu：1s22s22p63s23p63d104s1
②简化电子排布式
“[稀有气体]＋价层电子”的形式表示。
如Cu：[Ar]3d104s1
③电子排布图
用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序
和在轨道中的排布情况书写。
3．原子结构与周期表的关系
(1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格)
每周期第一种元素 每周期最后一种元素
电子
周期
层数 原子序 基态原子的电子排布
原子序数 基态原子的电子排布式
数 式
二 2 3 [He]2s1 10 1s22s22p6
三 3 11 [Ne]3s1 18 1s22s22p63s23p6
1s22s22p63s23p6
四 4 19 [Ar]4s1 36
3d104s24p6
1s22s22p63s23p63d10
五 5 37 [Kr]5s1 54
4s24p64d105s25p6
1s22s22p63s23p63d104s24p6
六 6 55 [Xe]6s1 86
4d104f145s25p65d106s26p6(2)每族元素的电子排布特点
①主族
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA
排布特点 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2
主族 ⅤA ⅥA ⅦA
排布特点 ns2np3 ns2np4 ns2np5
②0族：He：1s2；其他ns2np6。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。
(3)元素周期表的分区
根据核外电子排布分区
4．元素周期律
(1)原子半径
①影响因素
②变化规律
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
(2)电离能
①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号 I ，单
1
位kJ·mol－1。
②规律
a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大
的变化趋势。
b.同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
c.同种原子：逐级电离能越来越大(即IB；Mg>Al；
N>O；P>S。
(3)应用
①判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。②判断元素的化合价
如果某元素的I I，则该元素的常见化合价为＋n。
n＋1 n
7．元素电负性的递变性
≫
(1)规律
同周期主族元素从左到右，电负性依次增大；同主族元素自上而下，电负性依次减小。
(2)应用
考法 分析原子结构与性质(题型预测：选择题与非选择题)
1．（2022·黑龙江·绥化市第一中学高三期中）关于原子结构的下列说法中不正确的是
A．基态Al原子核外电子的空间运动状态有13种
B．Cu的价电子排布式为3d104s1，属于ds区
C．价电子中有3个单电子，该元素不一定属于主族元素
D．电子云图中黑点密度越大，说明单位体积内电子出现的机会越大
1．书写基态原子电子排布时，应注意以下易错点
(5)同能级的轨道半充满、全充满或全空状态的原子结构稳定。
如Cr：[Ar]3d54s1 不能书写成[Ar]3d44s2
Cu：[Ar]3d104s1 不能书写成[Ar]3d94s2
(6)第一电子层(K)只有s一种原子轨道；第二电子层(L)有s、p两种原子轨道；第三电子层(M)有s、p、d三种原子轨道。
(7)s轨道只有1个轨道，p轨道有3个轨道，d轨道有5个轨道，f轨道有7个轨道。
(8)核外电子的能量并不是完全按电子层序数的增加而升高，不同电子层的原子轨道之间的能量高低有交错
现象，如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)、E(4f)＞E(6s)等。
(9)原子轨道的能量关系
①相同电子层上原子轨道能量的高低：ns晶体硅
8．（2022·广东·高三阶段练习）氢氰酸是酸性极弱的一种酸，其结构式为 ，下列有关 的说
法错误的是
A．碳原子为 杂化 B．是V形分子
C． 键、 键数目相等 D．所含化学键均是极性键
9．（2022·河北·石家庄市第二十七中学高三阶段练习）下列各组微粒互为等电子体的是
A．NO 和C H B．BF 和PCl C．CO 和NO D．SO 和O
2 4 2 4 3 3 2 2 2 3
10．（2022·全国·高三专题练习）通常把原子总数和价电子总数相同的分子或离子称为等电子体。人们发
现等电子体的空间结构相同，则下列有关说法中正确的是
A．CH 和 是等电子体，键角均为60°
4
B． 和 是等电子体，均为平面三角形结构
C．HO＋和PCl 是等电子体，均为三角锥形结构
3 3
D．B NH 和苯是等电子体，B NH 分子中不存在“肩并肩”式重叠的轨道
3 3 6 3 3 611．（2022·湖南师大附中高三阶段练习）下列描述原子结构的化学用语正确的是
A．氯化铵的电子式：
B．基态铜原子的价层电子排布式：
C．乙烯分子的结构简式为
D． 的VSEPR模型：
12．（2022·辽宁·高三阶段练习）2022年诺贝尔化学奖表彰科学家在点击化学和生物正交化学方面的杰出
贡献。点击化学的一个基本反应原理简化如下：
下列有关说法正确的是
A．整个反应①位置的N原子杂化方式由 转变为
B．铜离子是中间产物
C．点击反应为一类典型的取代反应
D．产物含有五元环状结构，属于芳香烃
18．（2022·山东·曹县一中高三阶段练习）已知吡啶( )中含有与苯类似的 大 键、则吡啶中N原子的
价层孤电子对占据的轨道是
A．2s轨道 B．2p轨道 C．sp杂化轨道 D．sp2杂化轨道
核心考点三 晶体结构与性质
1．明确晶体类型的判断方法
(1)离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。
(1)依据构成晶体的微粒
和微粒间的作用判断
(2)原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。(3)分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。
(4)金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。
(1)离子晶体的熔点较高，常在数百至一千摄氏度以上。
(2)原子晶体熔点高，常在一千摄氏度至几千摄氏度。
(2)依据晶体的熔点判断
(3)分子晶体熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度。
(4)金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。
(1)离子晶体溶于水形成的溶液及熔融状态时能导电。
(2)原子晶体一般为非导体。
(3)依据导电性判断 (3)分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化
物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。
(4)金属晶体是电的良导体。
离子晶体硬度较大且脆。
(4)依据硬度和机械性能 原子晶体硬度大。
判断 分子晶体硬度小且较脆。
金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。
2．突破晶体熔、沸点高低的比较
原子晶体>离子晶体>分子晶体。
(1)不同类型晶体的熔、
金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，如汞、镓、铯等沸
沸点高低一般规律
点很低，金属晶体一般不参与比较。
由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、
(2)原子晶体
沸点高。如熔点：金刚石>碳化硅>硅。
一般地说，阴、阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用
(3)离子晶体
就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>MgCl >NaCl>CsCl。
2
(1)分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体，熔、沸点
反常地高。如HO>HTe>H Se>H S。
2 2 2 2
(2)组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，晶体的熔、沸点越高，如
SnH >GeH>SiH >CH ，FN，CHOH>CH CH。
2 3 3 3
(4) 同 分 异 构 体 分 子 中 ， 支 链 越 少 ， 其 熔 沸 点 就 越 高 ， 如
CH(CH)CH>CH CHCH(CH )>C(CH )。
3 2 3 3 3 2 3 2 3 4
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，
(5)金属晶体
如熔、沸点：NaNa>K>Rb>Cs。
3．均摊法确定晶胞的化学组成
(1)方法晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么每个原子对这个晶胞的贡献就是。
(2)类型
①长方体(正方体)晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献：
②非长方体(非正方体)晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定。如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，
其顶点(1个碳原子)对六边形的贡献为。再如图所示的正三棱柱形晶胞中：
4．晶体密度及微粒间距离的计算
(1)计算晶体密度的方法
以一个晶胞为研究对象，根据m＝ρ·V，其一般的计算规律和公式可表示为：×n＝ρ×a3，其中M为晶体的
摩尔质量，n为晶胞所占有的粒子数，N 为阿伏加德罗常数，ρ为晶体密度，a为晶胞参数。
A
(2)计算晶体中微粒间距离的方法
5．金属晶体空间利用率的计算方法
(1)空间利用率的定义及计算步骤
①空间利用率：指构成晶体的原子、离子或分子(看成球)在整个晶体空间中所占有的体积百分比。
空间利用率＝
②空间利用率的计算步骤：
a．计算晶胞中的微粒数；
b．计算晶胞的体积。
(2)金属晶体空间利用率分类简析①简单立方堆积(如图1所示)
立方体的棱长为2r，球的半径为r
过程：V(球)＝πr3 V(晶胞)＝(2r)3＝8r3
空间利用率＝×100%＝≈52%。
②体心立方堆积(如图2所示)
过程：b2＝a2＋a2
(4r)2＝a2＋b2＝3a2，所以：a＝r
空间利用率＝×100%＝×100%＝×100%≈68%。
③六方最密堆积(如图3所示)
过程：S＝2r×r＝2r2
h＝r V(球)＝2×πr3
V(晶胞)＝S×2h＝2r2×2×r＝8r3
空间利用率＝×100%＝×100%≈74%。
④面心立方最密堆积(如图4所示)
过程：a＝2r
V(球)＝4×πr3
V(晶胞)＝a3＝(2r)3＝16r3
空间利用率＝×100%＝×100%≈74%。
6．典型晶体模型晶体 晶体结构 晶体详解
(1)每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl－(Na＋)有6
NaCl
个，每个Na＋周围等距且紧邻的Na＋有12个；(2)
型
每个晶胞中含4个Na＋和4个Cl－
(1)每个Cs＋周围等距且紧邻的Cl－有8个，每个
离子
Cs＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cs＋(Cl－)有6个；(2)
晶体
CsCl型
如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs＋、1个Cl
－
在晶体中，每个F－吸引4个Ca2＋，每个Ca2＋吸引
CaF 型
2
8个F－，Ca2＋的配位数为8，F－的配位数为4
简单立
典型代表为Po，空间利用率为52%，配位数为6
方堆积
体心立 典型代表为Na、K、Fe，空间利用率为68%，配
方堆积 位数为8
金属
晶体 六方最 典型代表为Mg、Zn、Ti，空间利用率为74%，配
密堆积 位数为12
面心立
方 典型代表为Cu、Ag、Au，空间利用率为74%，
最密堆 配位数为12
积
(1)8个CO 分子构成立方体且在6个面心又各占
2
分子
干冰 据1个CO 分子；(2)每个CO 分子周围等距且紧
2 2
晶体
邻的CO 分子有12个
2
混合 层与层之间的作用是范德华力，平均每个正六边
型 石墨 形拥有的碳原子个数是2，C采取的杂化方式是
晶体 sp2杂化
(1)每个碳原子与相邻的4个碳原子以共价键结
合，形成正四面体结构；(2)键角均为109°28′；
原子
金刚石 (3)最小碳环由6个C组成且六个原子不在同一平
晶体
面内；(4)每个C参与4条C—C键的形成，C原
子数与C—C键数之比为1∶2(1)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体
结构；(2)每个正四面体占有1个Si，4个“O”，
SiO
2
n(Si)∶n(O)＝1∶2；(3)最小环上有12个原子，即
6个O和6个Si
7．原子晶体、分子晶体、金属晶体与离子晶体的结构微粒，以及微粒间作用力的区别
晶体类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体
金属离子和自由电
组成晶体的粒子 阳离子和阴离子 原子 分子
子
组成晶体粒子间 范德华力(有的还
离子键 共价键 金属键
的相互作用 有氢键)
金刚石、晶体 冰(H O)、干冰
典型实例 NaCl 2 镁、铝
硅、SiO、SiC (CO)
2 2
无分子，是网状
是否有分子存在 无 无 无
结构
不破坏化学键，破
熔化时键的变化 断开离子键 破坏共价键 减弱
坏分子间力
晶 熔点较高、沸点
熔点、沸点 熔、沸点高 熔、沸点低 变化无规律
高
体
导热性 不良 不良 不良 良好
的
固态不导电，熔
物 差[来源:学科网
导电性 化或溶于水能导 差 良好
ZXXK]
理 电
特
机械加工性
不良 不良 不良 良好
性 能
8．金属晶体模型常见的三种结构
三种典型结构类型 体心立方晶格 面心立方晶体 密排六方晶格
配位数 8 12 12
常见金属晶体结构 Li、Na、K、Rb、 Ca、Sr、Cu、Au、 Be、Mg、Ca、Sr、
Cs、Ca、Sr、Ba、 A1、Pb、NiPd、Pt Co、Ni、Zn、Cd、Ti
(有些金属晶体可能有
Ti、V、Nb、Ta、Cr、
两种或三种晶格)
Mo、W、Fe
结构示意图
空间利用率 68．02％ 74．05％ 74．05％
堆积形式 体心立方密堆积 面心立方最密堆积 六方最密堆积考法 分析晶体的结构和性质、计算(题型预测：选择题和非选择题)
1．（2022·全国·高三专题练习）回答下列问题：
(1)甲醛与新制Cu(OH) 加热可得砖红色沉淀Cu O，已知Cu O晶胞的结构如图所示：
2 2 2
①在该晶胞中，Cu+的配位数是_______
②若该晶胞的边长为apm，则Cu O的密度为_______g∙cm-3(只要求列算式，不必计算出数值，阿伏加德罗
2
常数的值为N ，1pm=10-12m)。
A
(2)晶胞有两个基本要素：原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置，LiZnAs基稀磁半导体的晶胞
如图所示，其中A处Li的原子坐标参数为(0，0， )B处As的原子坐标参数为( ， ， )；C处Li的原
子坐标参数为_______。
(3)金属镍与镧(La)形成的合金是一种良好的储氢材料，其晶胞结构如图。储氢原理：镧镍合金吸附H，H
2 2
解离为原子，H原子储存在其中形成化合物。若储氢后，氢原子占据晶胞中上下底面的棱心和面心，则形
成的储氢化合物的化学式为_______。1．熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目
A．NaCl(含4个Na＋，4个Cl－)
B．干冰(含4个CO)
2
C．CaF (含4个Ca2＋，8个F－)
2
D．金刚石(含8个C)
E．体心立方(含2个原子)
F．面心立方(含4个原子)
2．立方体中粒子周围粒子的个数判断
(2)晶体微粒与M、ρ之间的关系
若1个晶胞(立方晶胞)中含有x个微粒，则1 mol该晶胞中含有x mol 微粒，其质量为xM g(M为微粒
的相对分子质量)；又1个晶胞的质量为ρa3 g(a3为晶胞的体积)，则1 mol晶胞的质量为ρa3N g，因此有
A
xM＝ρa3N 。
A
(3)金属晶体中体心立方堆积、面心立方堆积中的几组公式(设棱长为a)
①面对角线长＝a。
②体对角线长＝a。
③体心立方堆积4r＝a(r为原子半径)。
④面心立方堆积4r＝a(r为原子半径)。
(4)空间利用率＝。
变式1 晶体类型的判断
1．（2022·北京·海淀实验中学高三阶段练习）下列说法中正确的是
A．冰融化时，分子中H-O键发生断裂B．一般来说，熔、沸点：共价晶体>离子晶体
C．分子晶体中，共价键键能越大，该分子晶体的熔、沸点一定越高
D．分子晶体中，分子间作用力越大，该物质越稳定
变式2 晶体熔、沸点高低的判断
2．（2022·湖北·高三阶段练习）几种离子晶体的晶胞如图所示，则下列说法正确的是
A．熔沸点：NaCl
