2025年高考化学复习考点追踪与预测专题07 物质结构与元素周期律讲义（原卷版）

专题07物质结构与元素周期律

--------------------------------1内容概览—

01专题网络•思维脑图

02考情分析•解密高考

03高频考点以考定法

考点一原子结构与性质、元素考点二分子结构与性质考点三晶体结构与性质

周期律【高考解密】【高考解密】

【高考解密】命题点01共价键的形成及类型命题点01晶体的性质与晶

的判断体类型的判断

命题点01原子结构与核外电子排

命题点02分子的空间结构与价命题点02有关晶体计算

在

层电子对互斥理论、杂化轨道理

命题点02元素“位-构-性”的相【技巧解密】

论

互推断【考向预测】

命题点03分子性质及微粒间的

【技巧解密】

作用力

【考向预测】

【技巧解密】

【考向预测】

04核心素养微专题

微专题晶胞参数、坐标参数的分析与应用

专题网络•思维脑图

02考情分析•解密高考

考点考查内容否1月/贝川J

1.原子结构与核外电子排布1.选择题：高考命题一般是用元素周期表及元素周期律

原子结构与性质、

2.元素“位-构-性”的相互推断知识去推断元素类型，或是根据原了•结构推导元素类

元素周期律

型及其在周期表中的位置，考查原子结构和元素性质

1.共价键类型的判断之间的关系，试题以短周期元素考查元素周期律及元

2.分子的空间结构与价层电子素”位、构、性''三者之间的关系，考查原子半径、化

分子结构与性质对互斥理论、杂化轨道理论合价、金属性、丰金属性、单质及化合物性质的递变

规律与原子结构的关系，涉及化学健时主要考查充概

3.分子性质及微粒间的作用力

念的理解。同时也考查分子结构判断及晶体相关计算。

2.非选择试题常以填空或简答方式考查，常涉及原子结

1.晶体的性质与晶体类型的判构与元素的性质（如基态微粒的电子排布式、电离能及

断电负性的比较）、元素周期律；分子结构与性质（如化学

晶体结构与性质

键类型、原子的杂化方式、分子空间构型的分析与判

2.有关晶体计算

断）；晶体结构与性质（如晶体类型、性质及与粒子间作

用的关系、以晶胞为单位的密度、微粒间距与微粒质

量的关系计算及化学式分析）等考点。命题侧重考查分

析能力和计算能力，需要熟练掌握晶胞结构，具备一

定的数学计算能力，综合性较强，题目难度中等。

03

考点一原子结构与性质、元素周期律

►►高考解密《

命题点oi原子结构与核外电子排布

典伊］01（2023•海南卷）下列有关元素单质或化合物的叙述正确的是

A.P«分子呈正四面体，键角为109"g

B.NaCI焰色试验为黄色，与。电子跃迁有关

C.Cu基态原子核外电子排布符合构造原理

D.OF?是由极性键构成的极性分子

典例02（2023•重庆卷）“嫦娥石”是中国首次在月球上发现的新矿物，其主要由Ca、Fc、P、。和Y（钮,

原子序数比Fe大13）组成，下列说法正确的是

A.Y位于兀索周期农的第HIB族

B.基态Ca原子的核外电子填充在6个轨道中

C.5种元素中，第一电离能最小的是Fe

D.5种元素中，电负性最大的是P

命题点02元素“位•构.性”的相互推断

典例01（2023•全国卷）一种矿物由短周期元素W、X、Y组成，溶于稀盐酸有无色无味气体生成。W、

X、Y原了•序数依次增大。简单离了-X2-与Y上具有相同的电子结构。下列叙述正确的是

A.X的常见化合价有-1、-2B.原子半径大小为Y>X>W

C.YX的水合物具有两性D.W单质只有4种同素异形体

典伊102(2022•浙江卷)X、Y、Z、M、Q五种短周期主族元素，原子序数依次增大。X的核外电子数等

于其周期数，YX,分子呈三角锥形，Z的核外电子数等于X、Y核外电子数之和。M与X同主族，Q是同

周期中非金属性最强的元素。下列说法正确的是

A.X与Z形成的10电子微粒有2种

B.Z与Q形成的一种化合物可用于饮用水的消毒

C.M?Z与MQ的晶体类型不同

D.由X、Y、Z三种元素组成的化合物的水溶液均显酸性

典例03(2021•江苏卷)前4周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X是空气中含量最多的

元素，Y的周期序数与族序数相等，基态时Z原子3P原子轨道上有5个电子，W与Z处于同个主族。下列

说法正确的是

A.原子半径：r(X)<r(Y)<r(Z)<r(W)

B.X的第一电离能比同周期相邻元素的大

C.Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的强

D.Z的简单气态氢化物的热稳定性比W的弱

”技巧解密《

一、原子结构与性质

1.原子或离子中各微粒间的数量关系

⑴对于原子:质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数。

(2)质量数=质子数+中子数。

(3)质子数=阳离子的核外电子数十阳离子所带正电荷数。

(4)质子数=阴离子的核外电子数-阴离子所带负电荷数。

2.元素、核素、同位素之间的关系

f—具有相同核电荷数的同一类原子的总称，

一"7^同种元素可包含多种不同的核素

(兀素二^—共有一定数目的虹和一定依目的

④虹的一种原子一

\/质子数相同,中子数不同的同一种元

索的不同核索砥祢

H•有相同的做f-数中了数L核素］互称同位素

不耐的中子数中子数2核素2(在周期表中同

属一个位置)

宏观概念.一类原户微观慨念,不同原子微观钱念,相互关系

3,核外电子排布

(1)核外电子排布规律

|能"规律1离核由近到近.电子能fit由低到高

每层最多容纳的电子数为2/F

最外层不超过8个(K瓜为最外值时不用过2个:

次外层不超过18个

(2)原了•结构示意图

粒子符号原子核核内质子数

(3)基态原子的核外电子排布原理

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：

OOOOO

OO

O

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，且自旋状态坦反。

如2s轨道上的电子排布为I_I,不能表示为LL』。

3)法特规则

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

PI-PL不能表示为叵［力二I或

AA

V

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在金遒(p6、小°、1)、半满(口3、d\f7)和全空(p°、d。、1)状态时，体

系的能量最低，如：24Cr的电了一排布式为1s22s22P63s23P63ds4sL

(4)表示基态原子核外电子排布的四种方法

表示方法举例

电子排布式Cr:Is22s22P63s23P63ds4sl

简化表示式Cu:[Ar]3d")4sl

价电子排布式Fe:3d64s2

电子排布图Is2s2p

n-ltllltllltlltltl

(或轨道表示式)

4.明确“4个同”所代表的描述对象

⑴同位素——原子,如|H、TH；

(2)同素异形体——单质，如02、。3；

(3)同系物——化合物，如CH3cH3、CH3cH2cH3：

(4)同分异构体——化合物，如正戊烷、异戊烷、新戊烷。

5.1~20号元素原子核外电子排布的特点与规律

(1)原子核中无中子的原子：:H。

(2)最外层只有一个电子的原子：H、Li、Na^K；

最外层有两个电子的原子：He、Be、Mg、Cao

(3)最外层电子数等于次外层电子数的京子：Be.Ar；

最外层电子数是次外层电子数2倍的原子：C：

最外层电子数是次外层电子数3倍的原子：O。

(4)电子层数与最外层电子数相等的原子:H、Be、Al；

最外层电子数是电子层数2倍的原子：He、C、S：

最外层电子数是电子层数3倍的原子：0。

(5)次外层电子数是最外层电子数2倍的原子：Li、Si。

(6)内层电子总数是最外层电子数2倍的原子：Li、P。

(7)与He原子电子层结构相同的离子：H—、Li\Be2+o

(8)次外层电子数是其他各层电子总数2倍的元素：Li、Mgo

(9)次外层电子数与其他各层电子总数相等的元素：Be、So

6.巧记10e-、18e-微粒

⑴以Ne为中心记忆10e-微粒:

N3-O2-

tt

NHiOH-F-

fff出发点

2+3

CH4*-NH3*-H2O-^HF--@_►Na*-Mg-*A1*

NH：H,O*

⑵以Ar为中心记忆18c-微粒：

2--

S*HScr山心上

ft点

+2+

SiH4*PH3*H2S^-HCl^—K-Ca

加个9电子微粒如

一F、一OH、一N%

J-CH,结合)

、、

CH3—CH3>H2N—NH2AHO-OHF—FF—CH3XCH3—OH

二、元素周期表与元素周期律

1.元素周期表的结构

①“七横七周期，三短四长；十八纵行十六族，七主八副一0”。

②从左到右族的分布：［A、HA、HIB、NB、VB、VIB、VI1B、VIllB、【B、IIB、IHA、NA、VA、VIA、

VHA、0oWB族:包括8、9、10三个纵列。

③0族：笫18纵列，该族元素乂称为稀有气体元素。其原子序数为He2,Ne10,Ar18,Kr36,Xe

54,Rn86。

④同周期第HA和第IHA原子序数的差值可能为：1、11、25o

2.分区

①分界线：沿着元素周期表中硼、硅、神、碎、磁与铝、铭、睇、钟的交界处画一条虚线，即为金属元素

区和非金属元素区的分界线。

②各区位置.：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。

③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。

3.元素周期表中的特殊位置

①过渡元素：元素周期表中部从HIB族到HB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。

②偶系：元素周期表第6周期中，57号元素偶到71号元素钠共15种元素。

③钢系：元素周期表第7周期中，89号元素钢到103号元素镑共15种元素。

④超铀元素：在辆系元素中92号元素轴(U)以后的各种元素。

4.元素周期表中的重要规律

(1)三角递变规律

A;~B

C

相邻的四种元素关系如图所示：”则有原子半径：C>A>B；金属性：C>A>B；非金属性：B>A>CO

(2)柜似规律

同主族元素性质相似，位于对角线位置的元素性质相似，相邻元素性质差别不大。

⑶电子排布规律

原子最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素：原子最外层电子数为1或2的元素可

能是主族、副族或0族(He)元素；原子最外层电子数为8的元素是稀有气体元素。

(4)原子序数与元素位置•的“序数差值”规律

1)同周期相邻主族元素的“序数差值”规律。

①除第IIA族和第HIA族外,其余同周期相邻元素原子序数差为lo

②同周期第HA族和第IHA族元素，其原子序数差分别是:第二、三周期相差I,第四、五周期相差II,第六、七

周期相差25。

2)同族相邻元素的“序数差值”规律。

①笫二、三周期的问族元素原子序数相差8。

②第三、四周期的同族元素原子序数相差有两种情况:第IA族、HA族相差8,其他族相差18。

③第四、五周期的同族元索原子序数相差18o

④第五、六周期的同族元素原子序数倒系之前的相差18,翎系之后的相差32。

⑤第六、七周期的同族元素原子序数相差32。

(5)含量或性质特殊的元素

含量或性质后点元本含量或性质杼点元素

()>Si>非金国II.

地光中含星华硬最轻

Ai>Fe金回Li

常温下华面为

华质硬女最大（“金刚石）一态且右颜色E.CI

的短周期元素

气态氧化物金网W.非金

N单质燃点最高

最珞溶于水属C（石星）

气态气化物与

常唾常温金同Hg.

最高价含辄酸N

下呈液态非金父Br

反应成盐:

常货与水反

气态氯化物

()应最剧烈的E

沸点最高

非金属元素

5.元素金属性和非金属性强弱的判断方法

本质原子越易失电子，金属性越强（与原子失电子数目无关）

①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强

②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强

金属性比较③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强

判断方法

④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强

⑤若X〃++Y—>X+Y",则Y比X的金属性强

⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强

木质原子越易得电子，非金属性越强（与原子得电子数目无关）

①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强

非金属性比较②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强

判断力法

③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强

④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强

6.第一电离能、电负性

（I）元素第一电离能的周期性变化规律,

般同一周期,随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势,稀有气体元素的第一电离能最大，

规碱金属元素的第一电离能最小;同一主族,随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小

律

特第•电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨

殊道上形成全空（P°、d。、1）、半满（p3、d\f。和全满（p6、d'\Z）结构时，原子的能量较低,该元素具有较

情大的第一电离能。如同周期主族元素，第IIA族元素的原子最外层£能级全充满、VA族元素的原子最

况外层P能级半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的主族元素

（2）电负性大小判断。

规

在周期表中，同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大,同主族从上往卜.逐渐减小

律

方常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小，如O与CI的电负性比较:①HCIO中C1为+1价、O为

法-2价，可知0的电负性大于C1;②AI2O3是离子化合物、AlCh是共价化合物，可知O的电负性大于Q

7.元素推断题通常考查的角度及分析依据

考查角度分析依据

①同周期元素的原子半径随原子序数的增大而减小（不考虑稀有气体元素）；

原子半径

②同主族元素从上到下,原子半径随电子层数的增多而增大

①同周期元素从左到右，元素的最高正化合价由+1-+7,非金属元素的最低负化合汾

由-41-1（0、F除外）；

元素化合价

②同主族元素11勺最高正化合价、最低负化合价均相同（适用于短周期主族元素，氧无

最高正价，嬴无正价）

①元素的金属性越强，其最高价氧化物对应的水亿物的碱性越强；

氧化物对应水化物②元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强（F无正价,0无最

高正价，不考虑）

单质的氧化性、还原一般情况下，元素的金属性越强，单质的还原性越强，简单阳离子的氧化性越弱;元素

性的非金属性越强，单质的氧化性越强，简单阴离子的还原性越弱

①一般情况下，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，

物质的熔点、沸点物质的熔点、沸点也越高,如沸点:12>Br2>F2；

②NH3、H2O.HF的沸点反常高，是因为分子间形成氢蚀，使物质的沸点升高

①同周期元素从左到右，失电子能力逐渐减弱,得电子能力逐渐增强（不考虑稀有气体

得矢电子能力元素）；

②同主族元素从上到下，失电子能力逐渐增强,得电子能力逐渐减弱

金属性与非金属性①同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强（不考虑稀有生体元素）；

②同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐惭减弱

①同周期元素从左到右元素的第一电离能呈增大趋势；

元素的第一电离能

②同主族元素自上而下，第一电离能逐渐减小

①同周期元素从左到右元素的电负性逐渐增大(稀有气体元素除外)；

电负性

②同主族元素自上而下，电负性逐渐减小

8、解答元素推断题的基本方法

⑴已知元素原子或离子的核外电子排布

推知推知推知

核外电子排布|——>|电子层数、最外层电子数|——>|周期序数、族用薮］——>|单质及其化合物的性质

(2)已知元素单质或化合物的性质(特性)

推知推知推知

元素单质及其化合物的特性|——元素名称或符号|---->|原子结构|——>|元素在周期表中位置

⑶已知元素在周期表中的位置

(4)利用周期表片断推断元素的种类

①利用H、He的特殊位置

已知X、Y、Z、W四种短周期元素的位置关系如图:

ZY

W

则可以推出X为He,再依次推知Y为F、Z为O、W为P。

②利用元素的位置关系与原子序数关系

a.同周期中元素的原了序数般比左边元素原了序数大1,比右边元素的原了序数小1。

b.同主族中相邻周期元素的原子序数关系

I一周期所含元素种数

3、4周期

差值是8

同族相邻

L下周期所含元素种数

3、4底期

差值是18

同族相邻

9、关于元素周期律、元素周期表的认识误区

(1)误认为主族元素的最高正价一定等于族序数。但是，F无正价。

(2)误认为元素的非金属性越强，其氧化物对应水化物的酸性就越强。但是，HC10、H2so3是弱酸，忽略了

关键词“最高价”。

(3)误认为同周期相邻两主族元素原子字数之差等丁・I。忽视了相差11(第4、5周期)和25(第6、7周期)，

(4)误认为失电子难的原子得电子的能力一定强。碳原子、稀有气体元素的原子失电子难，得电子也难。

(5)误认为得失电子多的原子，得失电子的能力一定强。

(6)误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有第IVA族的某些元素。忽视了第IA族的H的最高正

价为十I价，最低负价为一1价。

10、通过“三看''比较微粒半径大小

在中学化学要求的范围内，可按“三看，，规律来比较粒子半径的大小：

(1)“一看''电子层数:一般情况下，当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。

例如:r(Li)<r(Na)<r(K)vr(Rb)〈r(Cs)：r(O2)<r(S2)<r(Se2)<r(Te2)：r(Na)>r(Na+)

(2)“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大，半径越小。

例如:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)、r(O2)>r(F)>r(Na+)>r(Mg>)>r(AI3+)

(3)“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多泮径越大。

例如:r(Cr)>r(CD、r(Fe2+)>r(Fe3+)

►►考向预测<<

考向01原子结构与核外电子排布

1.(2023・湖北•校联考模拟预测)硫的下列4种微粒，若失去•个电子所需要能量最多的是

::21

A.[Nc]3s23P4B.[Ne]3s3PC.[Ne]3s3p'4s'D.[NelSs^p^s

2.(2023・上海黄浦・统考二模)电子亚层2P的三个轨道之间具有不同的

A.能量B.形状C.空间伸展方向D.可容纳电子数

3.12023・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

A.基态cu原子的价层电子轨道表示式为回u叵回工1EH

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.电负性最大的足。

4.（2023•北京门头沟•统考一模）下列表述不正砸的是

A.原子轨道能量：ls<2s〈3sv4s

B.M电子层存在3个能级、9个原子轨道

C.4s电子能量较高，总是在比3s电子离核更远的地方运动

D.同一周期，碱金属元素的第一电离能最小，最容易失电子

5.（2023・湖北鄂州•高三校联考）第三周期元素X,第一电离能介于Mg和S之间，关于•该元素及其化合物,

下列说法正确的是

A.X与氢元素形成的化合物中，各原子均达到8电子稳定结构

B.X的原子核外电子有9种空间运动状态

C.X的单质和盐酸、NaOH溶液均能反应放出H?

D.X的单质可以用于制造合金

考向02元素“位■构•性”的相互推断

1.（2023・广东•校联考一模）已知：X、Y、Z、W为前四周期主族元素，基态X的原子最外层有3个未成

对电子，次外层电子仅有1种空间运动状态：Y的单质在空气中的含量位居第二，Z是短周期主族元素中原

子半径最大的元素；基态W的原子最外层电子排布式为4S。下列有关说法正确的是

A.第一电离能：X>Y>ZB.电负性：W>X>Y

C.氧化物的沸点：X>YD.W与Y形成的化合物为分子晶体

2.42023・浙江•校联考模拟预测）LDFCB是电池的一种电解质，该电解质阴离子由同周期元素原子W、X、

Y、Z且原了•序数依次增大，具结构如下图，Y的最外层电了•数等于X的核外电了总数，四种原子最外层电

子数之和为20,下列说法正确的是

A.X的杂化方式是sp3

B.四种元素形成的简单氢化物中Z的沸点最高

C.电负性：Z>Y>X>W

D.元素Z的最高价氧化物的水化物为一元强酸

3.（2023・四川乐山・统考一模）W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，最外层电子数之和

为20,X/W,是一种常见的耐高温材料，Y的内层电子总数是最外层电子数的2.5倍。下列说法正确的是

A.简单离子半径：Z>X>WB.简单氢化物的沸点：W>Z

C.Y与Z可以形成离子化合物D.Y的最高价氧化物对应水化物可以与单质X反应

4.（2024.四川内江,统考一模）X、Y、Z、R、M为原子序数依次增大的短周期元素，其原子的最外层电子数与

原子半径的关系如图所示。卜列说法不正确的是

原子最外层电子数

A.X与Y形成的化合物只含极性共价键

B.简单离子半径比较：R<Z

C.含氧酸酸性比较可能存在：Z>M

D.X与Z、M三种元素共同形成的化合物可能是离子化合物

5.（2023・海南•模拟预测）短周期主族元素X、Y、Z、R的主要化合价和原子半径的关系如图所示。基态

X原了•的价层电了•排布式为2s"2pm。下列叙述错误的是

B.最高价氧化物对应水化物的酸性：Z>Y>R

C.第一电离能：Y<Z<X

D.化合物YX?为非极性分子

考点二分子结构与性质

►►高考解密<<

命题点01共价犍的形成及类型的判断

典例01（2023•北京卷）中国科学家首次成功制得大面积单晶石墨块，是碳材料科学的一大进步。

下列关于金刚石、石墨、石墨快的说法正确的是

A.三种物质中均有碳碳原了•间的。键B.三种物质中的碳原子都是sp‘杂化

C.三种物质的晶体类型相同D.三种物质均能导电

典例02（2022•天津卷）一定条件下，石墨转化为金刚石吸收能量。下列关于石墨和金刚石的说法正确的

是

A.金刚石比石墨稳定

B.两物质的碳碳。键的健角相同

C.等质量的石墨和金刚石中，碳碳。键数目之比为4：3

D.可以用X射线衍射仪鉴别金刚石和石墨

命题点02分子的空间结构与价层电子对互斥理论、杂化轨道理论

典例01（2023•湖北卷）价层电子对互斥埋论可以预测某些微粒的空间结构。下列说法正确的是

A.CH.和H2。的VSEPR模型均为四面体

B.SO；和CO：的空间构型均为平面三角形

C.CF,和SR均为非极性分子

D.XeF?与XeO?的键角相等

典例02（2022•江苏卷）N2是合成氨工业的重要原料，NM不仅可制造化肥，还能通过催化氧化生产HN03；

HNO3能溶解Cu、Ag等金属，也能与许多有机化合物发生反应：在高温或放电条件下，N?与02反应生成

NO,NO进一步氧化生成NO2。2NO（g）+O2（g）=2NO2（g）AH=-116.4kJ-molL大气中过量的NO*和水体中

过量的NH；、NQ；均是污染物。通过催化还原的方法,可将烟气和机动车尾气中的NO转化为N"也可将

水体中的NQ，-转化为N2。下列有关NH3、NH；、NO；的说法正确的是

A.N%能形成分子间氢键

B.NO,的空间构型为三角锥形

C.N%与NH：中的键角相等

D.NH3与Ag♦形成的[Ag（NH3）2]+中有6个配位键

典例03（2021・山东卷）关于CH：QH、N2H4和（CHA2NNH2的结构与性质，卜列说法错误的是

A.CHQH为极性分子B.N2Hs空间结构为平面形

C.N2H4的沸点高于（CH3”NNH2D.CH30H和（CHSNNHz中C、O、N朵化方式均相同

命题点03分子性质及微粒间的作用力

典例01（2023•北京卷）下列事实不能通过比较氟元素和氯元素的电负性进行解释的是

A.F-F键的键能小于C1-C1键的键能

B.三氟乙酸的K&大于三氯乙酸的K,

C.氟化氢分子的极性强于氯化氢分子的极性

D.气态献化氢中存在（HF）2,而气态氯化氢中是HC1分子

典例02（2022•天津卷）下列物质沸点的比较，正确的是

A.CH4>C:H6B.HF>HCI

CH3CHCH3

c.H,S>H,SeD.I>CH,CH,CH,CHt

CH3

典例03（2022・湖北卷）卜列有关N、P及其化合物的说法错误的是

A.N的电负性比P的大,可推断NCI3分子的极性比PC13的大

B.N与N的兀键比P与P的强，可推断N二N的稳定性比P二P的高

C.NH3的成键电子对间排斥力较大，可推断NH3的键角比PH3的大

D.HNO3的分子间作用力较小，可推断HNO3的熔点比H3P04的低

“技巧解密<<

一、分子结构与性质

1.与分子结构有关的两种理论

（1）杂化轨道理论

①基本观点：杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理；杂化轨道形成的共价健更加牢固。

②杂化轨道类型与分子立体构型的关系

杂化轨道类型杂化轨道数目分子立体构型实例

sp2直线形CO2、BeCL、HgCh

平面三角形BFa、BCh、CH2O

sp23

形

VSO2、SnBr2

四面体形CH4、CCL、CH3CI

34三角锥形、、

spNH3PH3NF3

V形H2S、H2O

注意：杂化轨道数=与中心原子结合的原子数+中心原子的孤电子对数。

（2）价层电子对互斥理论

①基本观点：分了•的中心原子上的价层电了•对（包括。键电子对和中心原子上的孤电子对）由于相互排斥，尽

可能趋向彼此远离；

②价层电子对数的计算

中心原了•的价层电了•对数=。键电了-对数（与中心原了•结合的原了•数）+中心原了的孤电了•对数=。键电子对

数十于。-

其中。为中心原子的价电子数，X、〃分别为与中心原子结合的原子数及与中心原子结合的原子最多能接受

的电子数（H为1,其他原子为“8—该原子的价电子数”）。微粒为阳离子时，中心原子的价电子数要减去离子

所带电荷数；微粒为阴离子时，中心原子的价电子数要加上离子所带电荷数。如SO2中硫原子的孤电子对

数为=1：HXT中氧原子的孤电子对数为2、=1；COM中碳原子的孤电子对数为,'

Oo

【易错提醒】在计算孤电子对数时，出现0.5或1.5,则把小数进位为整数，即1或2。如NO2的中心原子

5—2x2

N的孤电子对数为一―=0.5M,则价层电子对数为3,故VSEPR模型为平面三角形，分子立体构型为V

形。

③利用价层电子对互斥理论判断分子（或离子）立体构型

价层电子对数孤电子对数分子（或离子）立体构型示例

0——O——0

20CO.BeCI

直线形22

A

30BF3、SO3、COf

平面三角形

<^0

31SO2

V形

40CH4、NFU、soM、ecu

正四面体形

41NH3、PCI3、HQ-

三角锥形

V

42H。H2S

V形

2.判断杂化轨道类型的•般方法

（1）看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有1个叁键，则其中有2个兀键，是sp杂化；如果有1个双键,

则其中有1个冗键，是sp?杂化：如果全部是单键，则是sp'杂化。

（2）杂化轨道数等于中心原子的孤对电子对数与相连的其他原子个数之和。若和为2,则中心原子sp杂亿；

若和为3,则中心原子sp2朵化；若和为4,则中心原子sp3杂化。如NH3,N原子有I对孤电子对，另外与

3个氢原子成键，所以为1+3=4,为sp3杂化：再如CO?,C原子没有孤电子对，与2个氧原子成犍，所

以为0+2=2,为sp杂化。

3、中心原子A的价层电子对数的计算方法：

A的价电子数+B提桃的电子数

对AB,“型化合物，中心原子A的价层电子对数〃=八5「匕奴十，九八"J已被，〃,计算时一般说来，价

电子数即为最外层电子数，但B为卤素原子、氢原子时，提供1个价电子，若为氧原子、硫原子时，贝!不

提供电子。

4、等电子体的判断方法

(1)判断方法：一是同主族变换法，如CO?与CS2、CR与CCL是等电子体，二是左右移位法，如N?与

CO,COf>NO?与SO3是等电子体。如果是阴离子，价电子应加上阴离子所带的电荷数；如果是阳离子,

价电子应减去阳离子所带的电荷数。如NH；价电子为8,COF价电子为24。

(2)常见的等电子体

微粒通式价电子总数立体构型

CH4、NH；正四面体形

AX48e-

、AX直线形

CON210e-

、、直线形

CO?CNS\NO；N；AX216e

、、18e-V形

SO2O3NO2AX2

平面三角形

cor、NO3、so?AX324e

三角锥形

por、soFxciorAX326e-

so「、por32e-正四面体形

AX4

5、分子性质

(1)分子极性

1)分子构型与分子极性的关系

非极性分子

t

雎质一>iE负电荷中心重合^—结构对称

\t

双原子分于多见于分子

\\

化合物一正负电荷中心不重合一结构不对称

极性分子

2)键的极性与分子极性的关系

类型实例两个键之间的夹角键的极性分子的极性空间构型

—非极性键非极性分子直线型

XiH2、N2

XYHCkNO—极性键极性分子直线型

82、CS2180°极性键非极性分子直线型

XY2（X2Y）SO2120°极性键极性分子三角形

H。H2s104.5°极性犍极性分子V形

120°极性键非极性分子平面三角形

BF3

XY3

极性键非极性分子三角锥形

NH3107.3°

极性键非极性分子正四面体

XY4CH4>ccu109.5°

(2)溶解性——“相似相溶”规律：非极性溶质--般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂：若存

在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。

(3)无机含氧酸分子的酸性

无机含氧酸可与成(HU/KO”，如果成酸元素K相同，则n值越大，K的正电性侬高，使K—U—H中O

的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H',酸性越强，如酸性：HCIO<HCIO2<HCIO3<HCIO40

6.配合物

(1)那电子对

分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子时。

⑵配位犍

①配位键的形成：成键原子一方提供孤仇子对,另一方提供空轨道形成共价键。

②配位键