2026年高考化学二轮复习（全国）考前速记04 常见物质结构大全（背记版）

考前速记04常见物质结构大全

目录

一、原子结构

二、元素、核素、同位素

三、元素周期表与元素周期律

四、核外电子排布式的书写

五、核外电子状态

六、电离能、电负性

七、共价键

八、杂化轨道与价电子互斥模型

九、键角大小的比较

十、分子极性

十一、范德华力、氢键、共价键的比较

十二、配合物

十三、晶体类型及性质的比较

十四、物质熔、沸点高低比较规律

十五、晶胞中微粒数的计算方法——均摊法

十六、常见晶体的结构分析

十七、几种典型晶体模型比较

十八、原子分数坐标参数的确定方法

十九、计算晶体密度的思维方法

二十、计算晶体中粒子间距离的思维方法

一、原子结构

1.微粒间“三个”数量关系

中性原子：核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数

阴离子：核外电子数=质子数所带的电荷数

阳离子：核外电子数=质子数所带的电荷数

2.核素（原子）的表示及其数量关系

①表示：2八表示质子数为、质量数为、中子数为的核素原子。

j-质—数（A）=质干数（Z）十中干数（N）

②数后关系t质广数=核电荷数=核外电/数=原『序数

③符号ba逊中各数字的含义

X元*的化合价为+e

X原子的质量数——b+dn—该离子带d个单位的正电荷

X原子的质子数一aAe——一个分子中含X原子的个数为e

二、元素、核素、同位素

1.“三素”关系

质子数相同7—J同一元素合「中子数不同

核电荷数相同-〈六»位置相同不卜质量数不同

核外电孑数相同1~J化学性质相同叫、物理性质不同

三、元素周期表与元素周期律

1.强化记忆元素周期表的结构

性部为金属元素非金属

注意周期元*殛Jo元*种数

■A,1VA,V^^短

表边界2

冏

IIII-8

期

mBiVBVBWIBUR8-

18长

18周

期

32

32

2.利用区间定位推断元素

对于原子序数较大的元索，可采用区间定位确定元素。

兀素冏期表中各族的排列顺产由左到右依次为IA、IIA、IHB、IVB、VB、VIB、VI1B、VIII、IB、IIB、

IIIA、IVA、VA、VIA、VIIA.0,牢记各周期对应的0族元素的原子序数，可以快速确定周期数。

周期一二三四五六七

起止序数1〜23-1011〜1819〜3637〜5455〜8687-118

3.粒子半径大小比较规律

在中学化学要求的范畴内，可按“三看”规律来比较粒子半径的大小：

“一看”电子层数：当最外层电子数相同，电子层数不同时，电子层数,半径越大。

例：«Li)vr(Na)<r(K)vr(Rb)Vr(Cs)；r(P2)<r(Sz)<r(Sez)<r(T^)o

“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数，半径越小。

例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>/-(Cl)；r(O2)>r(F)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)o

“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,半径越大。

例：*C「)*C1)；r(Fc2+)>/-(Fc3+)o

4.金属性、非金属性强弱的判断

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______，金属性越强

②单质与水或非氧化性酸反应越—金属性越强

金属性比

③单质还原性越强或阳离子氧化性_____,金属性越强

较判断方法

④最高价氧化物对应水化物的碱性一____,金属性越强

⑤若X〉+YTX+Y2,则Y比X的金属性

⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性______

本质原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)

①与生化合越容易，气态氢化物越______,非金属性越强

非金属性

②单质氧化性越强或阴离子还原性，非金属性越强

比较判断方法

③最高价氧化物对应水化物的酸性_____，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______

4.依据元素及其化合物的“特性”推断元素

质量最轻的元素，其单质可以填充气球—

形成化合物最多的元素；可形成自然界硬度最大的物质：简单氢化物中含氢质量分数最

大的元素—

空气中含量最多的元素；气态氢化物的水溶液呈碱性的元素；元素的气态氢化物和它的

最高价氧化物对应的水化物能发牛.化合反应的元素；简单氢化物(常温下为气体)可用作

—

制冷剂

地壳中含量最多的元素：简单氢化物的沸点最高的元素：氢化物在通常状况下呈液态的

—

元素

最活泼的非金属元素；无正价的元素；无含氧酸的非金属元素；无氧酸可腐蚀玻璃的元

素；气态氢化物最稳定的元素；阴离子的还原性最弱的元素—

单质密度最小的金属元素

—

短周期元素中与水反应较剧烈的金属元素，最高价氧化物的水化物碱性最强的元素；短

周期主族元素中原子半径最大的元素；与氧气在加热条件下反应生成过氧化物（Na2O»

—

的元素；焰色反应为黄色的元素

焰色反应呈紫色（透过蓝色钻玻璃观察）的元素

—

最活泼的金属元素；最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素：阳离子的氧化性最弱

的元素—

地壳中含量最多的金属元素；最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反

应

良好的半导体材料，地壳中含量第二的元素，能跟强碱溶液反应，还能被氢氟酸溶解

—

淡黄色固体，它的氢化物可与其最高价氧化物对应的水化物的浓溶液发生氧化还原反应—

短周期元素中最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素

—

单质最易着火的非金属元素

—

常见的一种元素存在几种单质的元素—

常温下单质呈液态的非金属元素：Bro

常温下单质呈液态的金属元素：Hg.

短周期元素W的简单氢化物（常温下为气体）可用作制冷剂，则W是氮（N）；

短周期元素T的一种单质在空气中能够自燃，则T是磷（P）。

若r是由短周期元素组成的二元化合物，0.01molLrr溶液的pH为2,则r是HCI：若r是由短周

期元素组成的三元化合物，0.01mol「r溶液的pH为2,则r是HNCh或HCQ或HCIO4；若r是

由短周期元素组成的三元化合物，0.005molirr溶液的pH为2,贝h是H2so4。

单质为常见的半导体材料：Si、Ge

元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F

四、核外电子排布式的书写

1.“三步法”书写一般电子排布式

1s—2s—2p—>3s-3p—4s—3d->4pT5s—4d—5P—6s...

①按照构造原理写出电子填入能级的顺序

②分析基态原子的核外电子数，根据各能级容纳基态Fc原子的核外电子数为26,电子填充顺序为

的电子数填充电子1s2—*2s2—>2ps—>3s2—>3p6—>4s2—*3d6

③去掉空能级，并按能层顺序书写，能量低的能Fe原子电子排布式为Is22s22P63s23P排d64s2不能写成

级写在左边，而不是按照构造原理的顺序书写1S22s22P63s23P64s23d6

2.简化电子排布式

将电子排布式中内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分用相应的稀有气体元素符号外加方括号表

示的式子称为简化电子排布式；方括号里的符号的意义是该元素上一个周期的惰性气体电子排布式的结构,

称为“原子实”

实例氮钠铁碑

电子排布式Is22s22P3Is22s22P63sl1S22s22P63s23P63d64s2Is22s22P63s23P63d")4s24P3

简化的电子排布式

3.离子核外电子排布式的书写

先写出原子的电子排布式，再根据得失电子情况进行调整。原子失去电子时总是先失去最外层电子，

然后失去次外层电子，之后是倒数第三层电子……对于主族元素的原子来说，一般只失去最外层电子，而

过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外能层天填满的能级

上

实例Fe购-Fe-虫-Fe”02~

电子排布式[Ar]3dft4s2型J[Ar]3d6且J[Ar]3d'Is22s22P5

4.价层电子排布式的书写步骤

NaMn

第一步写出简化电子排布式

简化电子排布式[Ne]3sl[Ar]3d54s2

删去基态原子电子排布式中方括号部分，即

第二步得价层电子排布式，该写法适应于元素周期价层电子排布式3sl3s1

表中第IA、HA和过渡元素

对于第1HA〜VIIA和零族元素，其价层电子

33As的电子排布式为［AH3/。4s24P3,故价层电

第三步排布式的书写方法是在第一步的基础上删去

子排布式为4s24P3

内层电子排布，只保留最外层电子排布

五、核外电子状态

1.常见电子状态的描述

硫原子的电子排布式为：Is22s22pG3s23P4

a.运动状态等于电子数S原子核外有16个电子，则有16种不同运动状态的电子

S原子的电子排布式为ls22s?2p63s23P、其轨道数为1+1+34-1+3=9,

b.空间运动状态等于轨道数

则有9种不同的空间运动状态

C.伸展方向看轨道类型S原子的s轨道为球形，只有1种伸展方向，p轨道有3种伸展方向，

则共有4种不同的伸展方向

d.不同能量的电子看轨道数S原子的电子排布式为Is22s22P63s23P3有5种不同能量的电子

e.运动范围看电子层S原子的核外有3个电子层，有3种不同的运动范围

2.基态原子核外电子排布的表示方法

原子（核素）含义在元素符号的左下方标明质子数、左上方标明质量数的一种图示即为原子符号

16

符号实例80

化学中常在元素符号周围用或"X”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做

含义

电子式电子式

•••

实例・P・K..S.

••••

含义将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子

原子（离子）

结构示意

实例

图

电子排布含义用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式

式实例K：Is22s22P63s23P64sl

为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应

简化电子含义

稀有气体元素符号外加方括号表示

抹布式

实例K：[Ar]4sl

价电子含义主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式

抹布式实例Al：3s23Pl

含义每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子

电子排

布图实例

A.：

六、电离能、电负性

1.元素第一电离能的周期性变化规律

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

一般规

能最大，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

律

渐减小

特殊情第一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

况等的轨道上形成全空（/、d。、P）、半满⑴?、d\可和全满（p6、d>\fM）结构时，原子的能量较低，

该元素具有较大的第一电离能

2.电离能、电负性大小判断

规律在周期表中，电离能、电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小

同周期主族元素，第HA族。舟）全充满、第VA族（叩3）半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于

特性

同周期相邻的第HIA族和第VIA族元素

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

方法价、0为一2价，可知0的电负性大于CI：②Al，Ch是离子化合物、AlCh是共价化合物，可知0

的电负性大于C1

七、共价键

1.共价键类型

分类依据类型

形成共价键的原子轨道重。键电子云重叠

叠方式冗键电子云重叠

形成共价键的电子对是否极性键共用电子对发生偏移

偏移非极性键共用电子对不发生偏移

单键原子间有—―共用电子对

原子间共用电子对的数目双键原子间有一――共用电子对

叁键原子间有一―共用电子对

2.几种典型物质的电子式、结构式和模型

物质HC1

Cl2H2ONH3CH4

电子式

H

H—N—N1

结构式H—C1Cl—C1H—O—H1H—C—H

H1

II

球棍模型0=00=0a

8

比例模型办

3.常考短周期元素形成共价键的数目a

主族序数常考元素共价键数目实例

IAH1H2、HC1

3BF3

B

4NaBFh、BFJ（含有配位键）

IIIA3AlCh

Al4LiAlH八Al2ch、A1C1「（含有配位键］

6Na3[AIF6]

CCH"碳碳间可以是单键、双键、三键）

IVA4

SiSiH4>SiCI4

3NHi

N

4NFh+（含有配位键）

VA

3PC13

P

5P05、H3PO4

2H2O

0

3H3O,（含有配位键）

VIA

2HS

s2

6SF6

VIIAF、Cl1HF、HC1

4.常考几种含氧酸的结构

含氧酸结构简式含氧酸结构简式

(

HOOHOO

、、、Z

高氯酸C1磷酸HO-1「OHp

/\1/\

OO()、HOOH

()

()

IIOO亚磷酸

硫酸HO—s—OH\/H—(>—P—()—HHO—1「OH

（H3P。3）

O、HO()H、H

0

H

硫代硫酸次磷酸1

H—()—S—()—HH—()—P=()

（H2S2O3）1（H3P02）1

H

S

()()

过二硫酸tfHO—As——OH

H—O—S—()—()—S—()—H亚神酸1

（。）

H2s2814OH

00

0H

硼酸1次氯酸Cl—OH

HO—B—OH

八、杂化轨道与价电子互斥模型

1.杂化轨道

sp3杂化sp2杂化sp杂化

类型全为单键：C、N、0苯环、>C=、单键的B一C三、=C=、Be

、、

微粒CH3cH2（汨、H2NNH2、NH20H0HCHOBCbC2H2、CS2、BeCh

孤电子对+单键数=4孤电子对+单键数=3孤电子对+单键数=2

杂化轨道类数=孤电子对+单键数杂化轨道数=中心原子的孤电子对数+相连的其他原子个

判断

数

根据熟悉物质的原子杂化类型等效替换一>用熟悉的原子替换、用熟悉的分子替换

2.价层电子对互斥模型

AXQ价层电子对数=A原子。键数（即⑼+孤电子对数

孤电子对数=A的价电子数士，?一〃?xX提供的价电子

''一2

3.利用价层电子对互斥模型比较键角的方法

序号比较方法具体规律

比较中心原子价层中心原子价层电子对数越少，键角______

©

电子对数如CO2>SC）3>CH4

中心原子价层电子对数相同时，孤电子对数越多，排斥力______,键角

比较中心原子的孤

②

电子对数

如NH3>H2O

同主族元素形成的同类化合物，中心原子的电负性______,键角______

③比较中心原了•的电负性

如H2O>H2S

当中心原子相同时，成键原子的电负性_____,键角_______,如NF3V

④比较成键原子的电负性

NCh

4.中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断

分子（A为中心原子中心原子孤

分子构型示例

中心原子）杂化方式电子对数

sp0—BcCh

AB2sp21—SO2

5

sp2—H2O

2

SP0—BF3

AB3

Sp31NHJ

SP，

AB40CH4

5.中心原子价层电子对数、杂化轨道类型与粒子的立体构型（AB尹型）

价层电子对数（杂化

234

轨道数）

杂化轨道类型spsp2sp3

价层电子对模型

直线形三角形四面体形

（VSEPR）

AB2：AB2：AB3：AB2：AB3：AB&：（正）

粒子组成形式与构型

直线形V形三角形V形三角锥形四面体形

当中心原子无孤电子对时，分子构型与价层电子对模型一致：当有孤电子对时，分子

规律的构型为去掉孤电子对后剩余部分的立体构型，且孤电子对会对分子构典产生“挤压”

效果，使键角变小

6.常见等电子体

粒子通式价电子总数立体构型

8人SCN，NO:、N2O、COS、CS

2AX216e—

81、NO3、SO-

3AX324c—

SO?、O3、NO£-

AX218c—

sor.POF

AX432e-—

por、sonciorAXj26e-

co、N2、crAX

10e-—

CH>NHi

4AX48e—

九、犍角大小的比较

1.中心原子的杂化方式不同且中心原子无孤对电子——看中心原子杂化方式

sp(180°)>sp2(120°)>sp3(109028*)

分子CO2、CS2BF3、SOsCH4>NH「

杂化方式spsp?sp3

分子构型直线型平面三角形正四面体

键角180°120°109028,

2.中心原子杂化方式相同且中心原子有孤对电子——看中心原子的孤电子对数

价层电子对之间相互排斥作用大小的一般规律：

孤电子对一孤电子对》孤电子对一成键电子对〉成键电子对一成键电子对,

中心原了•孤电了•对数越多，对成键电了•对的排斥力越大，键角越小，如：CH』、NH3和H?0分子中的键角

依次减小。

分子

CH4NH3H2O

杂化方式Sp3Sp3sp3

孤电子对数012

键角109028‘107018/104。30'

分子构型正四面体三角锥形V形

3.中心原子不同，配位原子及中心原子孤电子对数相同且结构相似——看中心原子的电负性

中心原子的电负性越大，成键电子对越靠近中心原子，成键电子对排斥力增大，键角增大。

S

键角：NH3>PH3>AH3；H2O>H2S>H2Se；

4.中心原子及孤电子对数相同，配位原子不同且结构相似——看配位原子的电负性

配位原子电负性越大，成键电子对越偏离中心原子，成健电子对排斥力减小，键角越小。

键角：NF3<NC13<NBr3；NF3VNH3；OF2cH2O

5.单键、双键、三键的影响

三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序：三键一三键,三键一双键,双键一双键,双键一单键,单

键一单键。

乙烯分子中键角①（121.3。）>键角②（117.4。）；

原因是斥力大小：双键一单键〉单键一单键；

6.配体体积对键角的影响

配体体积越大，电子云占据空间增大，对成键电子斥力增强，导致键角减小。

键角：NH3>NH2OH>NH2（CH3）

十、分子极性

1.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

X2H2、N2

XYHC1,NO—极性键极性分子直线型

82、CS2180°极性键非极性分子直线型

极性键极性分子三角形

XY2（X2Y）SO2120°

比0、H2S104.5°极性键极性分子V形

极性键非极性分子平面三角形

BF3120°

XY3

极性键非极性分子三角锥形

NH3107.3°

XY4CH4、CCI4109.5°极性键非极性分子正四面体

2.非极性分子与极性分子的判断

非极性分子

单质一TE负电荷中心重合^—结构对称

化合物--正负电荷中心不重合--结构不对称

极性分子

十一、范德华力、氢键、共价键的比较

范德华力氢键共价键

已经与电负性很大的原子（N、

分子间普遍存在的一种相互作用O、F）形成共价键的氢原子与另原子间通过共用电子对形

概念

力，但不是化学键一个电负性很大的原子（N、0、成的化学键

F）之间的作用力

氢原子与F、N、0原子（分子

存在范围分子或原子（稀有气体）之间相邻原子间

内、分子间）

特征无方向性、无饱和性有方向性、有饱和性有方向性、有饱和性

强度比较______>______>________

①随着分子极性和相对分子质量

对于A—A、B原子的成键原子半径越小、键长越

影响强度的增大而增大；

电负性越大，B原子的半径越短，键能越大，共价键越稳

的因素②组成和结构相似的物质，相对

小，氢键键能越大定

分子质量越大，范德华力越大

①影响物质的熔、沸点、溶解度分子间氢键的存在，使物质的①影响分子的稳定性，共价

等物理性质；熔、沸点升高，在水中的溶解键键能越大，分子稳定性越

对物质性

②组成和结构相似的物质，随相度增大；分子内氢键会使物质强；

质的影响

对分子质量的增大，物质的熔、的熔、沸点降低，在水中溶解②影响原子晶体的熔、沸

沸点升高度减小点，硬度

十二、配合物

配合物的组成［中心离子（配体"［外界］

C

典型配合物CU(NH3)4SO4F(SCN)3Ag(NH3)2OH

中心离子Cu2+Fe3+Ag+

中心离子结构特点一般是金属离子，特别是过渡金属离子，必须有空轨道

配体

NH3SCN-NH3

配体结构特点分子或离子，必须含有孤对电子（如NH3、氏0、CO、Cl\SCN一等）

配位数（〃）432

外界2

SO4-无0H-

颜色深蓝色血红色无色

配离子所含化学键配体通过配位键与中心离子结合

配合物所含化学键配位键、离子键；配体或外界中可能亦含有共价键

配合物的常见性质属于离子化合物，多数能溶解、能电离，多数有颜色

是过渡金属和一氧化碳配位形成的配合物，如四城基银［Ni（CO）4］。在许多有机化

金属拨基配合物

合物的合成反应中，金属城基配合物常常作为这些反应的催化剂

二茂铁的结构为一个铁原子处在两个平行的环戊二烯的环之间。在固体状态下，

二茂铁右两个茂环相互错开成全错位构型，温度升高时则绕垂直轴相对转动。二茂铁的化

学性质稳定，类似芳香族化合物

十三、晶体类型及性质的比较

晶体类型离子晶体分子晶体共价晶体金属晶体

金属离子、自由

构成晶体的粒子阳离子、阴离子分子原子

电子

组成晶体粒子间