物质结构与性质（7大易错点）-2025年高考化学易错题（含解析）

备战2025年高考易错题(新全国通用)(含解析)易错类型09物质结

构与性质

易错点1不掌握原子核外电子排布原理

易错点2不掌握第一电离能和电负性的大小比较

易错点3不清楚化学键与分子间作用力

易错点4不会判断分子中原子的杂化轨道类型

易错点5不能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测微粒的立体构型

易错点6不能判断晶体的化学式、晶体中原子的配位数、晶体类型

易错点7不能正确计算空间利用率和晶体密度

易错点1不掌握原子核外电子排布原理

【分析】

1.基态原子的核外电子排布

(1)能量最低原理：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。所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。

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。

2s2s

如2s轨道上的电子排布为白，不能表示为IO。

(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

2P2P2p

旋状态相同，如2P3的电子排布为IMM口,不能表示为回:口或|「一。

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满（p6、』°、f"）、半满（p3、d5、f7）和全空（P。、d°、F）

状态时，体系的能量最低，如24Cr的基态电子排布式为Is22s22P63s23P63d54sl或[Ar]3d54s'

2.基态原子核外电子排布的表示方法

（1）电子排布式

①概念：将轨道上所排布的电子数标注在该轨道符号右上角，并按照电子层从左到右的顺序排列的式子。

|电子层轨道上填充

」「的电子数

②表示方法：回直I,如16s原子的电子排布式：Is22s22P63s23P4;再如26Fe：原子的电子

排布式：Is22s22P63s23P63d64s2。

③简化电子排布式：把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以相应稀有气体的元素符号外加

方括号表示，得到简化的电子排布式。上述两种原子的简化电子排布式分别为[Ne]3s23P4、[Ar]3d64s2。

④外围电子排布式：简化的电子排布式中省去相应的稀有气体的元素符号后剩下的部分。上述两种原子的

外围电子排布式分别为3s23P4、3d64s2。

（2）轨道表示式

①概念：将每一个原子轨道用一个方框表示，在方框内标明基态原子核外电子排布的式子称为轨道表示式。

.上一下箭.头表示乂自旋状态相—反的=电？"____

方框表示轨।道，的^箭头表示电子及其自旋状态

Is2s

②表示方法：I轨道符号I,如0的基态原子的轨道表示式：

OO卜「IM匹E3tIE311FH

易错点2不掌握第一电离能和电负性的大小比较

【分析】

1.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：h，单位：kJ.mor'o

②变化规律

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Zi<Z2<Z3...）o

③注意：a.金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序判断电离

能的大小。

b.第二、三、四周期的同周期主族元素，第HA族（成2硬。）和第VA族⑴s2wp3）,因p轨道处于全空或半充满

状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第IIIA族和第VIA族元素的，如第一电离能：Mg>Al,

P>So

2.电负性

①含义元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸

引键合电子的能力越强。

②标准以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性（稀有气体未计）

③变化规律在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负

性逐渐减小

易错点3不清楚化学键与分子间作用力

【分析】

1.0键和7T键的比较

a.两个s轨道只能形成。键，不能形成兀键。

b.两个原子间可以只形成。键，但不能只形成兀键。

co键一般比兀键强度大，表现在化学性质的不同，通常含兀键的物质的化学性质更活泼，如乙烯比乙烷更

活泼。

2.极性键和非极性键

同种非金属元素原子间形成的共价键为非极性键，不同种非金属元素原子间形成的共价键为极性键。

3.共价键和离子键

只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大（大于1.7）

时，不会形成共用电子对，而形成离子键。

4.键参数

弊H蔡藤蔚赢］嬴1卖在磁箱版M亶/施富］

应H法启英称箍面而不宜?乏祠而夜而施।

①函令画K而行而健三而而痛

②键参数对分子性质的影响

法定f分子的稳定性

决定

分子的性质

决定

-----*分子的空间构型」

键能越大，键长越短，分子越稳定。

5.分子间作用力

(1)概念：物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。

(2)分类：分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。

(3)强弱：范德华力〈氢键〈化学键。

(4)范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬

度越大。一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大。

⑸氢键

①形成：已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中电负性

很强的原子之间的作用力，称为氢键。

②表示方法：A—H...B

③特征：具有一定的方向性和饱和性。

④分类：氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。

⑤分子间氢键对物质性质的影响

主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响。

6.分子的性质

(1)分子的极性

类型非极性分子极性分子

形成原因正电荷中心和负电荷中心重合的分子正电荷中心和负电荷中心不重合的分子

存在的共价键非极性键或极性键非极性键或极性键

分子内原子排列对称不对称

①非极性分子与极性分子的判断

双原子分子单质正负电荷中心重合非极性分子结构对称多原子分子结构不对称正负电荷中心不重合

极性分子一化合物

②对于AB”型分子，一般情况下，若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则该分子

为非极性分子，否则为极性分子。

③键的极性、分子空间构型与分子极性的关系

类型实例键的极性空间构型分子极性

非极性键直线形非极性分子

X2H2、N2

XYHCkNO极性键直线形极性分子

CO2、CS2极性键直线形非极性分子

XY2

极性键形极性分子

SO2V

(X2Y)

极性键形极性分子

H2O、H2SV

极性键平面正三角形非极性分子

BF3

XY3

极性键三角锥形极性分子

NH3

极性键正四面体形非极性分子

XY4CH4>CC14

（2）分子的溶解性

①“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。若能形成氢键,

则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。

②“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶（C2H50H和H2O中的羟基相近），而戊醇在水中

的溶解度明显减小。

③“相似相溶”规律可用于解释一些物质溶解现象，如HC1（极性分子）易溶于%0（极性溶剂），可做喷泉实验；

苯（非极性溶剂）可萃取水（极性溶剂）中的澳（非极性分子）。

（3）分子的手性

①手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里

不能重叠的现象。

②手性分子：具有手性异构体的分子。

③手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子，

OilO

III

CH3—CH—C—OH

如*o

（4）无机含氧酸分子的酸性

对于同一种元素的无机含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。如果把含氧酸的通式写

成（HOM,RO”,R相同时，”值越大，R的正电性越高，R—O—H中的氧原子的电子就会越向R偏移，在水

分子的作用下，就越容易电离出H+,酸性也就越强。如H2SO3可写成（H0）2S0,〃=1；H2s04可写成（HO）2s。2,

11=2。所以酸性：H2so4>H2so3。同理，酸性：HNO3>HNO2,HC1O4>HC1O3>HC1O2>HC1OO

易错点4不会判断分子中原子的杂化轨道类型

【分析】

判断分子中心原子的杂化类型方法

①根据杂化轨道的空间分布构型判断

a.若杂化轨道在空间的分布为正四面体形或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化。

b.若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。

C.若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。

②根据杂化轨道之间的夹角判断

若杂化轨道之间的夹角为109。28，，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120。，则分

子的中心原子发生sp?杂化；若杂化轨道之间的夹角为180。，则分子的中心原子发生sp杂化。

③根据等电子原理进行判断

如CO2是直线形分子，CNS，N,与CO2是等电子体，所以分子构型均为直线形，中心原子均采用sp杂化。

④根据中心原子的价层电子对数判断

如中心原子的价层电子对数为4,是sp3杂化，为3是sp2杂化，为2是sp杂化。

⑤根据分子或离子中有无兀键及7T键数目判断

如没有兀键为sp3杂化，含一个兀键为sp2杂化，含两个兀键为sp杂化。

易错点5不能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测微粒的立体构型

【分析】

微粒组成（A为中心原子的中心原子的

实例微粒空间结构

中心原子）孤电子对数杂化方式

0直线形

BeCl2xCO2xHCNsp

SO2、S11B12、NO?SP?形

AB21V

氏0、OF2、NH?2sp3V形

0sp2平面三角形

BF3、SO3、coF

AB33

NEU、PCL、sor1sp三角锥形

0sp3四面体形

AB4CH-CHCL、NH；、SOF

易错点6不能判断晶体的化学式、晶体中原子的配位数、晶体类型

【分析】

1.晶胞结构的分析

(1)判断某种微粒周围等距且紧邻的微粒数目时，要注意运用三维想象法。如NaCl晶体中，Na*周围的Na+

数目(Na+用“c”表示)：

每个面上有4个，共计12个。

(2)记住常见晶体如干冰、冰、金刚石、SiO2＞石墨、CsChNaCl、K、Cu等的空间结构及结构特点。当题

中信息给出的某种晶胞空间结构与常见晶胞的空间结构相同时，可以直接套用该种结构。

2.晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法

(1)原则：晶胞中任意位置上的一个原子如果是被〃个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额

就是

⑵方法

A.长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的微粒数的计算方法如图所示:

B.非长方体晶胞中粒子视具体情况而定:

a.三棱柱b.

熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目。当题中信息给出的某种晶胞空间结构与常见晶胞的

空间结构相同时，可以直接套用该种结构。

A.NaCl（含4个Na,4个C「）

B.干冰（含4个CO2）

C.CaF2（含4个Ca2+,8个F）

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）

3.“均摊法”在晶胞组成计算中的应用

（1）计算一个晶胞中微粒的数目

非平行六面体形晶胞中微粒数目的计算同样可用“均摊法”，其关键仍是确定一个微粒为几个晶胞所共有。例

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/那么一个六边形实际有6x^=2个碳

原子。

OMg

•B

又如，六棱柱晶胞（MgB2晶胞）如图:□顶点上的原子为6个晶胞（同层3个，上层或下层

3个）共有，面上的原子为2个晶胞共有，因此镁原子个数为12$+2义；=3个，硼原子个数为6。

（2）计算化学式

运用“均摊法”计算出］|求出不同粒'

◎得出化学式

一个晶胞中的微粒数目子的比值

X_____________________________：_________________/\/

(3)①单位换算：1nm=107cm>1pm=1010cm

②金属晶体中体心立方、面心立方堆积中的几组公式（设棱长为。）

a.面对角线长：巾ab.体对角线长：事ac.体心立方堆积：4r为原子半径）

d.面心立方堆积：4r=也。（，为原子半径）

4.晶胞中的配位数

⑴概念：在晶体中某一个原子（离子）周围所接触到的同种原子（异性离子）的数目。如NaCl的晶胞模型

如图，Na+配位数为6,C「配位数为6。

金属Po为简单立方堆积，Po的配位数为6I

金属Na、K、Fe为体心立方堆积，配位数为8

（2）晶胞中微粒配位数的确定方法

离子晶体中离子的_一个离子周围最邻近的异电性离

配位数子的数目

；金属晶体中金属原一个金属原子周围最邻近的金属I

；子的配位数一原子的数目：

'------------------------------------------------------------，

5.判断晶体类型的方法

（1）主要是根据各类晶体的特征性质判断

如低熔、沸点的化合物形成分子晶体；熔、沸点较高，且在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物形成离

子晶体；熔、沸点很高，不导电，不溶于一般溶剂的物质形成原子晶体；晶体能导电、传热、具有延展性

的为金属晶体。

（2）根据物质的类别判断

金属氧化物（如K2O、NazCh等）、强碱（如NaOH、KOH等）和绝大多数的盐类是离子晶体；大多数非金属单

质（除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外）、气态氢化物、非金属氧化物（除Si02外）、酸、绝大多数有机物（除

有机盐外）是分子晶体。常见的共价晶体中单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的共价晶体中化合物有

碳化硅、二氧化硅等。金属单质（注：汞在常温为液体）与合金是金属晶体。

易错点7不能正确计算空间利用率和晶体密度

【分析】

1.空间利用率(〃)

(1)概念：指构成晶体的原子、离子或分子总体积在整个晶体空间中所占有的体积百分比。

(2)金属晶体空间利用率

球体积

空间利用率=晶常;晨X100%,球体积为金属原子的总体积。

(3)空间利用率的计算

①简单立方堆积

设原子半径为R,由于原子在晶胞棱的方向上相切，可以计算出晶胞参数：a=b=c=2R,a=/=y=90°。

每个晶胞中包含一个原子。

44

Ix2itT?3Ix-n7?3

〃=一x100%=-2衍*100%=52.36%。

②体心立方堆积

设原子半径为R,由于原子在晶胞体对角线方向上相切，可以计算出晶胞参数：a=b=c=若R,a=B=y

=90°o每个晶胞中包含两个原子。

4Q43

2x-7iT?32x-7iT?3

ri=—^—xl00%=-xl00%~68.02%o

3

③面心立方最密堆积

设原子半径为R,由于原子在晶胞面对角线方向上相切，可以计算出晶胞参数：a=b=c=2巾R,a=p=y

90°-每个晶胞中包含四个原子。

4R4a

4x-ji7?34X-K7?3

rj=~^3-x100%=3*100%~74.05%。

④六方最密堆积

_2^6

设原子半径为R,根据原子在晶胞中的相切关系，可以计算出晶胞参数：a=b=2R,〃=1.633〃,(z=

一3

4=90。，y=120。。每个晶胞中包含两个原子。

广飞L0%=2g^xL633x2"%M4O5%。

xc

⑤金刚石型堆积

设原子半径为R,由于原子在晶胞体对角线方向上相切（相邻两个碳原子之间的距离为晶

胞体对角线的四分之一），可以计算出晶胞参数：a=b=c=^-^-R,a=jS=y=90°o每个

晶胞中包含八个原子。

4Q4々

8X-JI7?38x-nR3

r/=—^—xl00%=-xl00%~34.01%o

2.晶体密度的计算

⑴计算晶胞的质量，进而计算晶体的密度

N-M

计算公式：p=N^V°

式中N与晶胞的组成有关，M为晶体的摩尔质量，NA为阿伏加德罗常数的值，V为晶胞的体积，其单位为

cm3,2为晶体的密度，其单位为g-cnT3。

⑵计算晶胞中微粒间的距离或晶胞参数

立方晶胞参数k渭。⑶长度算关系式:-7-10

1nm=lxl0cm；1pm=lxl0cm

三

1.（2023春・北京东城•高三北京二中校考开学考试）下列说法中不正确的是

A.X射线衍射实验可以区分晶体和非晶体，也可以获得晶体的键长和键角的数值

B.价层电子对互斥模型一般不用于预测以过渡金属为中心原子的分子空间结构

C.杂化轨道用于形成◎键或用来容纳未参与成键的孤电子对，未参与杂化的p轨道可用于形成兀键

D.链一元有机酸R-COOH（R-是直链烷基）中，烷基是推电子基团，烷基越长竣酸的酸性越强

2.（2023•广东梅州・统考模拟预测）下列事实与解释或结论不相符的是

选项事实解释或结论

苯不能使酸性高锦酸钾溶液

A苯分子中含有大支键而没有碳碳双键，大兀键稳定性较强

褪色

B凡°2是极性分子H?02中只含有极性键

C键角：H2O<NH3水分子中0的孤电子对数比氨分子中N的多

取2mL0.5moiCu.溶

CuCl?溶液中存在以下平衡：

液于试管中，进行加热，发

2+

[CU（H2O）4]（蓝色）+4C「=[CuJ广（黄色）+4凡0AH>0,在

D现溶液颜色变为黄绿色；后

其他条件不变时，升高温度，平衡向吸热反应方向移动，降低温度，

将试管置于冷水中，溶液颜

平衡向放热反应方向移动

色又由黄绿色转变为蓝绿色

3.（2023・重庆•统考模拟预测）三星堆遗址出土了大量的青铜器，其主要成分为Cu、Sn、Pb,还含少量Fe、

As、O等元素。对上述有关元素，下列说法正确的是

昕同

A.基态Cu原子的价层电子轨道表示式为

3d4s

B.基态Fe原子最高能级的轨道形状为哑铃形

C.第一电离能最大的是As

D.电负性最大的是0

4.（2023秋・天津•高三校联考期末）下列表述不正确的是

I--i2-

A.离子化合物Na2s4的电子式：Na+：S：S：S：S：Na+

B.CO：空间结构为平面正三角形

C.等物质的量的［CO（H2O）6『和［CoJ广中©键数之比为3：2

D.NH：不能作为配合物的配位体

5.（2023•广东湛江•统考一模）硅与碳同主族，是构成地壳的主要元素之一，下列说法正确的是

A.单质硅和金刚石中的键能：Si-Si<C-C

B.CH4和SiH4中％化合价均为-4价

C.Si。？中Si原子的杂化方式为sp

D.碳化硅硬度很大，属于分子晶体

6.三氟化氯（C1F,）是极强助燃剂，能发生自耦电离：2C1E,/CIE+Cllf,其分子的空间构型如图，下列

推测合理的是

169.8pm

F-r-Cl----F

87.5、^］59.8pm

A.C里分子的中心原子杂化轨道类型为sd

B.Cl月与Fe反应生成FeC"和FeF?

C.C里分子是含有极性键的非极性分子

D.BrF,比C1F、更易发生自耦电离

7.（2023•浙江嘉兴・统考二模）BF,（三氟化硼）熔点一127℃,沸点-100℃,水解生成H&O3（硼酸，结构如图）

和HBF,（氟硼酸），与氨气相遇立即生成白色的BB-NH3（氨合三氟化硼）固体。下列说法不正确的是

A.BE,和BF；中心硼原子杂化方式不同

B.lmolH3BO3晶体含有6mol氢键

+

C.H3BO3显酸性原因：H3BO3+H2O（OH）4+H

HF

II

D.B耳.NH3结构式为H—N-B—F

HF

8.（2023・辽宁•校联考二模）/2。具有反萤石结构，其立方晶胞结构如图所示（晶胞的边长为apm）下列说法

错误的是

OA«B

A.字母B表示氧离子，配位数是8

113

B.若晶胞中M的坐标为（0,0,0）,则P的坐标为（二，-,-）

444

C.A处于B围成的正八面体空隙中

D.晶胞中A与B的最短距离为6axl。：cm

4

9.（2023・湖南•校联考二模）一种钻的氧化物在纳米储能领域研究广泛，其晶胞结构如图所示（白球为Co,

黑球为O）,已知该晶胞参数为硬m,阿伏伽德罗常数为NA。下列说法错误的是

A.该晶体的化学式为CoOB.基态C。原子有3个未成对电子

C.与O原子最近且等距离的O原子有12个D.氧化物的摩尔体积立Q必cn?.moL

4

10.（2023・湖南衡阳•校联考二模）钙钛矿型结构是一种重要的结构形式，若选择Ti4+作为晶胞原点，其立

方晶胞如图所示（边长为anm）。下列关于该晶体的说法错误的是

A.该晶胞中Ca、Ti、O三种原子个数比为1：1：3

B.晶胞中Ti,+的配位数是6

136

C.该晶体的密度为赤一xlO^g/cm，

D.若选择Ca2+作为晶胞原点画出晶胞，则晶胞中的02一位于体心的位置

11.（2023•重庆渝中•高三重庆巴蜀中学校考阶段练习）一种新型锂盐结构如图所示，已知该锂盐中所有元

素处于同一周期，下列叙述不正确的是

-N、F__

/X、

”+丫

Li\Y/

z—Z、

LYY」

A.原子半径：X>ZB.第一电离能：Li<Y

C.W与X、Z都可以形成非极性分子D.简单氢化物的沸点：W>Y>Z

12.（2023•黑龙江哈尔滨・哈尔滨三中校考二模）锂离子电池的正负极一般采用可逆嵌锂一脱锂的材料。尖

晶石结构的LiMmCU是一种常用的正极材料。已知一种LiMn2O4晶胞可看成由A、B单元按III方式交替排

布构成，“。”表示下列说法不正确的是

A.充电时，LiMmCU电极发生电极反应LiMn2O4-xe-=Lii.xMn2O4+xLi+

B.充电和放电时，LiMmCU电极的电势均高于电池另一极

C.“•”表示的微粒是Mn

D.每个LiMn2O4晶胞转化为Lii-xMn2O4时转移8x个电子

13.（2023•山东枣庄•统考二模）碑化钱是一种立方晶系如图甲所示，将Mn掺杂到晶体中得到稀磁性半导体

材料如图乙所示，碑化钱的晶胞参数为xpm,密度为pg-cm-3。下列说法错误的是

A.Imol碑化线中配位键的数目是

B.Ga和As的最近距离是pm

C.沿体对角线a—b方向投影图如丙，若c在11处，则As的位置为7、9、11、13

D.Mn掺杂到碑化钱晶体中，和Mn最近且等距离的As的数目为6

易错类型09物质结构与性质

易错点1不掌握原子核外电子排布原理

易错点2不掌握第一电离能和电负性的大小比较

易错点3不清楚化学键与分子间作用力

易错点4不会判断分子中原子的杂化轨道类型

易错点5不能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测微粒的立体构型

易错点6不能判断晶体的化学式、晶体中原子的配位数、晶体类型

易错点7不能正确计算空间利用率和晶体密度

易错点1不掌握原子核外电子排布原理

【分析】

1.基态原子的核外电子排布

(1)能量最低原理：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。所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。

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。

2s2s

如2s轨道上的电子排布为BF,不能表示为［HL

⑶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

2P2P2p

旋状态相同，如2P3的电子排布为I田,仃,不能表示为口口或I一口一。

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、dR户4)、半满(p3、d\f7)和全空(P。、d°、f°)

状态时，体系的能量最低，如24Cr的基态电子排布式为Is22s22P63s23P63d54sl或［Ar］3d54s%

2.基态原子核外电子排布的表示方法

(1)电子排布式

①概念：将轨道上所排布的电子数标注在该轨道符号右上角，并按照电子层从左到右的顺序排列的式子。

轨道上填充

的电子数

②表示方法:轨道如16s原子的电子排布式：Is22s22P63s23P4;再如26Fe：原子的电子

排布式：Is22s22P63s23P63d64s2。

③简化电子排布式：把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以相应稀有气体的元素符号外加

方括号表示，得到简化的电子排布式。上述两种原子的简化电子排布式分别为[Ne]3s23P4、[Ar]3d64s2。

④外围电子排布式：简化的电子排布式中省去相应的稀有气体的元素符号后剩下的部分。上述两种原子的

外围电子排布式分别为3s23P4、3d64s2。

(2)轨道表示式

①概念：将每一个原子轨道用一个方框表示，在方框内标明基态原子核外电子排布的式子称为轨道表示式。

②表示方法:如O的基态原子的轨道表示式:

访[H]fTTFuOrn

3尊2p再如Na的基态原子的轨道表示式：Is2s2p3s。

易错点2不掌握第一电离能和电负性的大小比较

【分析】

1.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：h，单位：kJ.moP'o

②变化规律

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Zi</2<Z3...)o

③注意：a.金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序判断电离

能的大小。

b.第二、三、四周期的同周期主族元素，第HA族(侬2硬。)和第VA族(侬2硬3),因p轨道处于全空或半充满

状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第OA族和第VIA族元素的，如第一电离能：Mg>Al,

P>So

2.电负性

①含义元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸

引键合电子的能力越强。

②标准以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)

③变化规律在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负

性逐渐减小

易错点3不清楚化学键与分子间作用力

【分析】

1.0键和7T键的比较

a.两个s轨道只能形成。键，不能形成兀键。

b.两个原子间可以只形成◎键，但不能只形成兀键。

co键一般比兀键强度大，表现在化学性质的不同，通常含兀键的物质的化学性质更活泼，如乙烯比乙烷更

活泼。

2.极性键和非极性键

同种非金属元素原子间形成的共价键为非极性键，不同种非金属元素原子间形成的共价键为极性键。

3.共价键和离子键

只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于L7)

时，不会形成共用电子对，而形成离子键。

4.键参数

蟀H耳矗矗薛眩丽一嬴1英在硬晶饭M纂确整］

塞H法成其福而祸不原字乏而Q技而逅：

①概念蜀R而襁林提三而加薪।

②键参数对分子性质的影响

法屋—分子的稳定性一

决定

分子的性质

决定

--分子的空间构型」

键能越大，键长越短，分子越稳定。

5.分子间作用力

(1)概念：物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。

(2)分类：分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。

(3)强弱：范德华力〈氢键〈化学键。

(4)范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬

度越大。一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大。

⑸氢键

①形成：已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中电负性

很强的原子之间的作用力，称为氢键。

②表示方法：A—H...B

③特征：具有一定的方向性和饱和性。

④分类：氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。

⑤分子间氢键对物质性质的影响

主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响。

6.分子的性质

⑴分子的极性

类型非极性分子极性分子

形成原因正电荷中心和负电荷中心重合的分子正电荷中心和负电荷中心不重合的分子

存在的共价键非极性键或极性键非极性键或极性键

分子内原子排列对称不对称

①非极性分子与极性分子的判断

双原子分子单质正负电荷中心重合非极性分子结构对称多原子分子结构不对称正负电荷中心不重合

极性分子一化合物

②对于AB”型分子，一般情况下，若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则该分子

为非极性分子，否则为极性分子。

③键的极性、分子空间构型与分子极性的关系

类型实例键的极性空间构型分子极性

X2H2、N2非极性键直线形非极性分子

XYHC1、NO极性键直线形极性分子

CO2、CS2极性键直线形非极性分子

XY2

so2极性键V形极性分子

(X2Y)

极性键V形极性分子

H2O、H2S

BF3极性键平面正三角形非极性分子

XY3

NH3极性键三角锥形极性分子

XY4CH4、CC14极性键正四面体形非极性分子

(2)分子的溶解性

①“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。若能形成氢键,

则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。

②“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶(C2H50H和H2O中的羟基相近)，而戊醇在水中

的溶解度明显减小。

③“相似相溶”规律可用于解释一些物质溶解现象，如HC1(极性分子)易溶于氏0(极性溶剂)，可做喷泉实验；

苯(非极性溶剂)可萃取水(极性溶剂)中的澳(非极性分子)。

(3)分子的手性

①手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里

不能重叠的现象。

②手性分子：具有手性异构体的分子。

③手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子，

onO

III

CH3—CH—C—OH

如*O

(4)无机含氧酸分子的酸性

对于同一种元素的无机含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。如果把含氧酸的通式写

成(H0)mR0“，R相同时，w值越大，R的正电性越高，R—0—H中的氧原子的电子就会越向R偏移，在水

分子的作用下，就越容易电离出H+,酸性也就越强。如H2SO3可写成(H0)2S0,"=1；H2s。4可写成(HO)2s。2,

〃=2。所以酸性：H2SO4>H2SO3»同理，酸性：HNO3>HNO2,HC1O4>HC1O3>HC1O2>HC1O-

易错点4不会判断分子中原子的杂化轨道类型

【分析】

判断分子中心原子的杂化类型方法

①根据杂化轨道的空间分布构型判断

a.若杂化轨道在空间的分布为正四面体形或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化。

b.若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。

C.若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。

②根据杂化轨道之间的夹角判断

若杂化轨道之间的夹角为109°28\则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120。，则分

子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180。，则分子的中心原子发生sp杂化。

③根据等电子原理进行判断

如CO2是直线形分子，CNS，N,与CO2是等电子体，所以分子构型均为直线形，中心原子均采用sp杂化。

④根据中心原子的价层电子对数判断

如中心原子的价层电子对数为4,是sp3杂化，为3是sp2杂化，为2是sp杂化。

⑤根据分子或离子中有无兀键及7T键数目判断

如没有兀键为sp3杂化，含一个兀键为sp2杂化，含两个7T键为sp杂化。

易错点5不能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测微粒的立体构型

【分析】

微粒组成(A为中心原子的中心原子的

实例微粒空间结构

中心原子)孤电子对数杂化方式

0直线形

BeCl2%CO2xHCNsp

SO2、SnBf2>NO2V形

AB21SP?

H2O、OF2、NH;2sp3V形

0sp:平面三角形

BF3、so?、cor

AB33

瓯、pcb、sor1sp三角锥形

0sp3四面体形

AB4CH4、CHCb、NHi、SOF

易错点6不能判断晶体的化学式、晶体中原子的配位数、晶体类型

【分析】

1.晶胞结构的分析

(1)判断某种微粒周围等距且紧邻的微粒数目时，要注意运用三维想象法。如NaCl晶体中，Na+周围的Na+

数目(Na+用％”表示):

每个面上有4个，共计12个。

(2)记住常见晶体如干冰、冰、金刚石、SiO2＞石墨、CsCl、NaCl、K、Cu等的空间结构及结构特点。当题

中信息给出的某种晶胞空间结构与常见晶胞的空间结构相同时，可以直接套用该种结构。

2.晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法

（1）原则：晶胞中任意位置上的一个原子如果是被〃个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额

就是:。

（2）方法

A.长方体（包括立方体）晶胞中不同位置的微粒数的计算方法如图所示:

B.非长方体晶胞中粒子视具体情况而定:

a.三棱柱b.六棱柱

领点1/6

1/2侧面----—田棱1/3

1/2底面—V--六、内部1

熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目。当题中信息给出的某种晶胞空间结构与常见晶胞的

空间结构相同时，可以直接套用该种结构。

A.NaCl（含4个Na,4个C「）

B.干冰（含4个CO2）

C.CaF2（含4个Ca2+,8个F）

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）

3.“均摊法”在晶胞组成计算中的应用

（1）计算一个晶胞中微粒的数目

非平行六面体形晶胞中微粒数目的计算同样可用“均摊法”，其关键仍是确定一个微粒为几个晶胞所共有。例

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/那么一个六边形实际有6x4=2个碳

原子。

OMg

•B

又如，六棱柱晶胞（MgB?晶胞）如图:o顶点上的原子为6个晶胞（同层3个，上层或下层

3个）共有，面上的原子为2个晶胞共有，因此镁原子个数为12x：+2x；=3个，硼原子个数为6。

（2）计算化学式

运用“均摊法”计算出］［求出不同粒、

4得出化学式

一个晶胞中的微粒数目子的比值

__________________:______________________/\/

（3）①单位换算：lnm=lCT7cm、1pm=10-10cm

②金属晶体中体心立方、面心立方堆积中的几组公式（设棱长为a）

a.面对角线长：-\［2ab.体对角线长：/ac.体心立方堆积：4r=小。（r为原子半径）

d.面心立方堆积：4r=陋a（r为原子半径）

4.晶胞中的配位数

（1）概念：在晶体中某一个原子（离子）周围所接触到的同种原子（异性离子）的数目。如NaCl的晶胞模型

如图，Na+配位数为6,C「配位数为6。

金属Po为简单立方堆积，Po的配位数为6

金属Na、K、Fe为体心立方堆积，配位数为8

（2）晶胞中微粒配位数的确定方法

离子晶体中离子的_一个离子周围最邻近的异电性离

配位数子的数目

；金属晶体中金属原一个金属原子周围最邻近的金属I

；子的配位数一原子的数目：

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