2026年高考化学二轮复习（全国）专题07 元素周期律 物质结构与性质（讲义）（原卷版）

专题07元素周期律物质结构与性质

目录

第一部分考情精析

第二部分重难考点深解

【考点01】元素周期表与元素周期律

【考点02】原子结构与性质

【考点03】分子结构与性质

【考点04】配合物的结构与性质

【考点05】晶体结构与性质

第三部分解题思维优化典例精析+方法提炼+变式巩固

【题型01】考查原子结构与性质的正误判断

【题型02】考查分子结构与性质的正误判断

【题型03】考查晶体结构有有关计算

【题型04】考查配合物结构与性质的正误判断

【题型05】考查位、构、性的应用

主战场转移：趋向模块融合与情境化命题，强化“结构决定性质”思想，新增超分

子等热点，侧重综合应用与核心素养考查。

核心考向聚焦

核心价值：立足“结构决定性质”核心思想，强化化学观念，渗透科学探究思维，

体现学科社会应用价值与育人功能。

关键能力：聚焦信息提取与整合、逻辑推理与论证、模型建构与应用能力，强化宏

观辨识与微观探析的化学学科关键能力。

关键能力与思维瓶颈培优瓶颈：晶胞复杂计算与空间构型分析易错，配位键、超分子等新考点理解浅表，

信息型元素推断逻辑链断裂，跨模块综合应用时难以快速建立“结构-性质”关

联。

命题前瞻与备考策略预测：2026年高考中，将深化真实情境命题，聚焦“位-构-性”综合推断，强化晶

胞计算、配位键与超分子等难点，跨模块融合与信息推导比重上升，侧重模型建构

与逻辑论证能力考查

策略：备考应聚焦核心考点，突破晶胞计算等难点，强化信息推导与模型建构，精

练真题变式，提升跨情境综合应用能力。

重点训练：1.深挖晶胞参数计算、空间构型判断等难点。2.强化“位-构-性”信

息推导与逻辑建模。3.精练跨模块综合题，提升情境迁移能力。

考点01元素周期表与元素周期律

一、重难点知识梳理

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：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、ⅧB、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、

ⅦA、0。ⅧB族：包括8、9、10三个纵列。

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

54，Rn86。

④同周期第ⅡA和第ⅢA原子序数的差值可能为：1、11、25。

2．分区

①分界线：沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋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ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。

②镧系：元素周期表第6周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。

③锕系：元素周期表第7周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。

④超铀元素：在锕系元素中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

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>C。

（2）相似规律

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。

（3）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ⅢA族外,其余同周期相邻元素原子序数差为1。

②同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素,其原子序数差分别是:第二、三周期相差1,第四、五周期相差11,第六、七

周期相差25。

2)同族相邻元素的“序数差值”规律。

①第二、三周期的同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、ⅡA族相差8,其他族相差18。

③第四、五周期的同族元素原子序数相差18。

④第五、六周期的同族元素原子序数镧系之前的相差18,镧系之后的相差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

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Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，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

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

判断方法

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

（1）元素第一电离能的周期性变化规律。

一

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等的轨

殊道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)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s能级全充满、ⅤA族元素的原子最外

况层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,同主族从上往下逐渐减小

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Cl的电负性比较:①HClO中Cl为+1价、O为

法-2价,可知O的电负性大于Cl;②Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物,可知O的电负性大于Cl

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价

元素由-4→-1(O、F除外);

化合价②同主族元素的最高正化合价、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,氟无正价)

①元素的金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强;

氧化物对

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,O无最

应水化物

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

物质的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,

熔点、物质的熔点、沸点也越高,如沸点:I2>Br2>F2;

沸点②NH3、H2O、HF的沸点反常高,是因为分子间形成氢键,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

得失电

元素);

子能力

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(不考虑稀有气体元素);

非金属性②同主族元素从上到下,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱

元素的第①同周期元素从左到右元素的第一电离能呈增大趋势;

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

（1）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、族序数――→

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

（3）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：

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．同一周期中元素的原子序数一般比左边元素原子序数大1，比右边元素的原子序数小1。

b．同主族中相邻周期元素的原子序数关系

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，HClO、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序数之差等于1。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＋1价，最低负价为－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)<r(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(Mg2+)>r(Al3+)

（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,半径越大。

例如:r(Cl-)>r(Cl)、r(Fe2+)>r(Fe3+)

二、培优瓶颈及突破策略

1.培优瓶颈主要表现为三方面：

一是规律应用僵化，对原子半径、金属性/非金属性、气态氢化物稳定性等规律的记忆流于表面，无法结合

题干信息灵活迁移，尤其在陌生元素推断中难以快速关联规律；

二是“位-构-性”关联断裂，不能熟练依托元素在周期表中的位置，推导原子结构特点及对应化学性质，解题

时易出现“定位不准→性质误判”的连锁错误；

三是细节辨析疏漏，对电离能、电负性的特殊变化规律（如ⅡA族、ⅤA族元素第一电离能反常）掌握不扎

实，忽略题干中“最高价氧化物对应水化物”“简单气态氢化物”等限定条件。

2.突破策略需靶向发力：

其一，构建规律应用模型，通过整理“周期表位置→原子结构→性质”三维关联图，强化规律的系统性记忆，

同时选取陌生元素推断真题专项训练，总结“题干信息→定位元素→应用规律”的解题逻辑；

其二，强化特殊规律辨析，单独梳理电离能、电负性的反常情况及成因，制作“易错细节清单”，标注限定

条件对应的解题关键点；

其三，开展变式训练提升迁移能力，通过改变题干条件（如已知性质推断位置、结合实验现象关联周期律）

设计变式题，培养灵活应变能力。此外，建立错题归类本，针对规律应用错误、定位错误等类型专项复盘，

深化对考点本质的理解。

考点02原子结构与性质

一、重难点知识梳理

1.原子或离子中各微粒间的数量关系

（1）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+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

3.核外电子排布

（1）核外电子排布规律

（2）原子结构示意图

（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：

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

2262651

系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s2s2p3s3p3d4s。

（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:1s22s22p63s23p63d54s1

简化表示式Cu:[Ar]3d104s1

价电子排布式Fe:3d64s2

电子排布图

O:

(或轨道表示式)

4．明确“4个同”所代表的描述对象

12

（1）同位素——原子，如1H、1H；

（2）同素异形体——单质，如O2、O3；

（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。

1

（2）最外层只有一个电子的原子1：H、Li、Na、K；

最外层有两个电子的原子：He、Be、Mg、Ca。

（3）最外层电子数等于次外层电子数的原子：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：O。

（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+。

（8）次外层电子数是其他各层电子总数2倍的元素：Li、Mg。

(9)次外层电子数与其他各层电子总数相等的元素：Be、S。

6.巧记10e-、18e-微粒

（1）以Ne为中心记忆10e-微粒:

（2）以Ar为中心记忆18e-微粒:

二、培优瓶颈及突破策略

1.培优瓶颈主要表现为三方面：

一是微粒结构辨析模糊，对核外电子排布规律（尤其是洪特规则特例，如Cr、Cu的电子排布）记忆不牢固，

易混淆电子层、能级、轨道等概念，在书写电子排布式、价电子排布式时频繁出错；

二是性质与结构关联脱节，无法精准依托原子的核电荷数、电子层数、孤电子对数目等结构特征，推导元

素的电离能、电负性、金属性等性质递变，解题时易出现“结构判断偏差→性质推断失误”的连锁问题；

三是陌生情境应用薄弱，面对结合新信息的微粒结构与性质综合题（如新型元素化合物的结构分析）时，

难以将已有知识迁移应用，无法快速提炼解题关键信息。

2.突破策略需靶向攻坚：

其一，夯实结构基础，梳理核外电子排布“三规则”及特例，制作“电子排布式书写模板”，明确价电子、内层

电子的区分标准，通过专项练习强化规范表达；

其二，构建“结构-性质”关联体系，绘制“原子结构关键参数→性质递变规律”思维导图，结合周期表梳理电

离能、电负性的反常情况及成因，深化对性质本质的理解；

其三，强化情境迁移训练，选取含陌生信息的真题与模拟题，总结“新信息拆解→结构特征匹配→性质推导”

的解题逻辑，提升信息提取与应用能力。此外，建立专项错题本，针对电子排布错误、结构与性质关联错

误等类型分类复盘，通过重复训练固化正确认知，提升解题稳定性。

考点03分子结构与性质

一、重难点知识梳理

(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键更加牢固。

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、BeCl2、HgCl2

平面三角形BF3、BCl3、CH2O

sp23

V形SO2、SnBr2

四面体形CH4、CCl4、CH3Cl

3

sp4三角锥形NH3、PH3、NF3

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：分子的中心原子上的价层电子对(包括σ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

中心原子的价层电子对数＝σ键电子对数(与中心原子结合的原子数)＋中心原子的孤电子对数＝σ键电子对

1

数＋(a－xb)

2

其中a为中心原子的价电子数，x、b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

－－－＋－

62×2＋613×12－423×2

数为＝1；H3O中氧原子的孤电子对数为＝1；CO3中碳原子的孤电子对数为＝

222

0。

【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

5－2×2

N的孤电子对数为＝0.5≈1，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

2

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

20CO2、BeCl2

2－

30BF3、SO3、CO3

31SO2

＋2－

40CH4、NH4、SO4、CCl4

＋

41NH3、PCl3、H3O

42H2O、H2S

2、判断杂化轨道类型的一般方法

（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π键，是sp杂化；如果有1个双

键，则其中有1个π键，是sp2杂化；如果全部是单键，则是sp3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杂化；

23

若和为3，则中心原子sp杂化；若和为4，则中心原子sp杂化。如NH3，N原子有1对孤电子对，另外与

3

3个氢原子成键，所以为1＋3＝4，为sp杂化；再如CO2，C原子没有孤电子对，与2个氧原子成键，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提供的电子数×m

对ABm型化合物，中心原子A的价层电子对数n＝，计算时一般说来，

2

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，则

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CO2与CS2、CF4与CCl4是等电子体，二是左右移位法，如N2与

2－－

CO，CO3、NO3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，

＋2－

价电子应减去阳离子所带的电荷数。如NH4价电子为8，CO3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、NH4AX48e正四面体形

－

CO、N2AX10e直线形

－＋－－

CO2、CNS、NO2、N3AX216e直线形

－－

SO2、O3、NO2AX218eV形

2－－－

CO3、NO3、SO3AX324e平面三角形

3－2－－－

PO3、SO3、ClO3AX326e三角锥形

2－3－－

SO4、PO4AX432e正四面体形

5、分子性质

（1）分子极性

1)分子构型与分子极性的关系

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

X2H2、N2－非极性键非极性分子直线型

XYHCl、NO－极性键极性分子直线型

CO2、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

H2O、H2S104．5°极性键极性分子V形

BF3120°极性键非极性分子平面三角形

XY3

NH3107．3°极性键非极性分子三角锥形

XY4CH4、CCl4109．5°极性键非极性分子正四面体

（2）溶解性——“相似相溶”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

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

无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—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：HClO<HClO2<HClO3<HClO4。

6.分子结构性质认识的5个易错易混点

（1）误认为分子的稳定性与分子间作用力和氢键有关,其实分子的稳定性与共价键的强弱有关。

（2）误认为组成相似的分子,中心原子的杂化类型相同,其实要看其σ键和孤电子对数是否分别相同。如CO2

2

和SO2中心原子的杂化方式不同,CO2分子中C原子是sp杂化,SO2分子中S原子是sp杂化。

（3）误认为只要含有氢键物质的熔、沸点就高,其实不一定,分子间的氢键会使物质的熔、沸点升高,而分子

内氢键一般会使物质的熔、沸点降低。

（4）误认为只含有极性键的分子都一定是极性分子,其实不ー定。如CO2、BF3等是非极性分子。

（5）误认为杂化轨道构型和分子构型一致,其实不一定。如H2O中氧原子是sp3杂化,杂化轨道构型为四面

体,但由于分子中存在孤对电子,根据价层电子对互斥理论可知,H2O的分子构型是V形。

(二)微粒间的相互作用力

1．离子键、共价键及金属键的比较

共价键

离子键金属键

非极性键极性键

金属原子脱落下来的价电子形

阴、阳离子通过静电原子间通过共用电子对(电子云重成遍布整块晶体的“电子气”,被

概念

作用所形成的化学键叠)而形成的化学键所有原子共用,从而把所有金属

原子维系在一起

成键粒子阴、阳离子原子金属阳离子和自由电子

阴、阳离子的静电作共用电子对不共用电子对偏向金属阳离子和自由电子间的电

成键实质

用偏向任何一方一方原子子气

活泼金属元素与活泼

同种元素原子不同种元素原子

形成条件非金属元素经电子得金属阳离子和自由电子间成键

之间成键之间成键

失,形成离子键

非金属单质;某

共价化合物或离

形成的物质离子化合物些共价化合物金属晶体

子化合物

或离子化合物

2．化学键与物质类别的关系

（1）含有离子键的化合物一定是离子化合物，但离子化合物中可能含有共价键，如Na2O2。

（2）只含有共价键的化合物一定是共价化合物。

（3）由金属元素和非金属元素组成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3是共价化合物；只含有非金属

元素的化合物不一定是共价化合物，如铵盐是离子化合物。

（4）非金属单质不一定含有共价键，如稀有气体单质。

（5）气态氢化物是共价化合物，只含共价键，如NH3；而金属氢化物是离子化合物，只含离子键，如NaH。

（6）可能含有非极性键的物质有非金属单质(稀有气体单质除外)、某些共价化合物(如H2O2、C2H6等)、某

些离子化合物(如Na2O2等)。

（7）从图中可以看出，离子化合物一定含有离子键，离子键只能存在于离子化合物中。

（8）共价键可存在于离子化合物、共价化合物和共价单质分子中。

(9)熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，如NaCl；熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物，如

HCl。

(10)金属元素与非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3为共价化合物；只由非金属元素形

成的化合物不一定是共价化合物，如NH4Cl为离子化合物。

(11)有些物质中不存在化学键，如稀有气体分子中不存在化学键。

3.σ键与π键的判断方法

（1）由轨道重叠方式判断。“头碰头”重叠为σ键,“肩并肩”重叠为π键。

（2）由物质的结构式判断。通过物质的结构式可以快速有效地判断共价键的种类及数目。共价单键全为σ

键,双键中有一个σ键和一个π键,三键中有一个σ键和两个π键。

（3）由成键轨道类型判断。s轨道形成的共价键全部是σ键;杂化轨道形成的共价键全部为σ键。

4.三种作用力及对物质性质的影响

范德华力氢键共价键

作用微粒分子H与N、O、F原子

强度比较共价键>氢键>范德华力

组成和结构相似的物质,相对分子质

影响因素形成氢键元素的电负性原子半径

量越大,范德华力越大

对性质的影响影响物质的熔、沸点,溶解度等物理性分子间氢键使物质熔、沸点升高,溶解键能越大,稳定性

质度增大越强

二、培优瓶颈及突破策略

1.培优瓶颈主要表现

一是核心概念辨析不清，对共价键类型（σ键、π键）、杂化轨道类型（sp、sp²、sp³）的判断依据掌握不扎

实，易混淆价层电子对互斥理论与杂化轨道理论的应用场景，在判断分子空间构型时频繁出错；

二是结构与性质关联断裂，无法依托分子的键角、极性、氢键、范德华力等结构特征，推导物质的熔沸点、

溶解性、化学活性等性质，解题时易出现“结构判断偏差→性质推断失误”的连锁问题；

三是陌生分子分析薄弱，面对含配位键、特殊共价键（如大π键）的陌生分子结构题时，难以快速迁移已有

知识，无法准确提取题干中与结构相关的关键信息。

2.突破策略

其一，夯实概念与理论基础，梳理共价键、杂化轨道、价层电子对互斥理论的核心要点，制作“概念辨析清

单”与“判断流程模板”（如“价层电子对计算→杂化类型判断→空间构型推导”），通过专项练习强化规范应

用；

其二，构建“结构-性质”关联体系，绘制“分子结构关键特征→性质递变规律”思维导图，重点梳理氢键、分

子极性对物质熔沸点、溶解性的影响规律，深化对性质本质的理解；

其三，强化陌生情境迁移训练，选取含陌生分子结构的真题与模拟题，总结“新信息拆解→结构特征匹配→

性质推导”的解题逻辑，提升信息提取与知识迁移能力。此外，建立专项错题本，针对概念混淆、结构判断

错误等类型分类复盘，通过重复训练固化正确认知，提升解题稳定性。

考点04配合物的结构与性质

一、重难点知识梳理

1.配合物的结构

如[Cu(NH3)4]SO4：

－－－－－－－

配体含有孤电子对的分子或离子，如NH3、H2O、CO、F、Cl、Br、I、SCN、CN、OH等。

（配位体）当配体中有两原子有孤电子对时，电负性小的原子为配位原子，如CO作配体时C为配位原子。

配位原子配体中提供孤对电子的原子叫配位原子，如H2O中的O原子，NH3中的N原子。

中心离子

一般是金属离子，特别是过渡金属离子，中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。

(或原子)

直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或离子)的数目，中心原子(或离子)的配位

2++4

配位数数一般为2、4、6、8等。如：[Cu(NH3)4]的配位数为4，[Ag(NH3)2]的配位数为2，[Fe(CN)6]

－中配位数为6。

2++

配离子由中心原子(或离子)和配位体组成的离子叫做配离子，如[Cu(NH3)4]、[Ag(NH3)2]。

配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分，

内界和外如2Cl－，而内界微粒很难电离，因此，配合物

－＋－

界[Co(NH3)5Cl]Cl2内界中的Cl不能被Ag沉淀，只有外界的Cl才能与硝酸银溶液反应产生沉

淀。

2.典型配合物

[Cu(NH3)4]SO4K3[Fe(CN)6][Ag(NH3)2]OHNa3[AlF6]

中心离子Cu2＋Fe3＋Ag＋Al3＋

－－

配体NH3CNNH3F

配位原子NCNF

配位数(n)4626

2－＋－＋

外界SO4KOHNa

＋

3.配位键与共价键的关系：配位键与普通共价键实质是相同的，它们都被成键原子双方共用。如NH4中虽

然有一个N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。

＋

同普通共价键一样，配位键可以存在于分子之中[如Ni(CO)4]，也可以存在于离子之中(如NH4)。

4.配合物中化学键的类型及共价键数目的判断：若配体为单核离子如Cl－等，可以不予计入，若为分子，需

要用配体分子内的共价键数乘以该配体的个数，此外，还要加上中心原子与配体形成的配位键，这也是σ键。

如：[Cu(NH3)4]SO4化学键的类型：离子键、共价键、配位键，共价键数(σ键)为3×4＋4＋4＝20。

5.其他特殊配合物

配体有多个配位原子，与中心原子形成螯合物，如：铜离子与乙二胺形成配离子

多齿配位

是过渡金属和一氧化碳配位形成的配合物，如：四羰基镍[Ni(CO)4]

金属羰基

配合物

6.配合物的形成对性质的影响

①溶解性：一些难溶于水的金属氯化物、溴化物、碘化物等可溶于含过量的氯离子、溴离子、碘离子和氨

的溶液中，或依次溶解于含过量的OH－、Cl－、Br－、I－、CN－的溶液中，形成可溶性的配合物。如：

②颜色的改变：当简单离子形成配离子时，其性质往往有很大差异。颜色发生变化就是一种常见的现象，

根据颜色的变化就可以判断是否有配离子生成。如黄色的铁离子溶液与硫氰酸根配合，就形成血红色的溶

液。

③稳定性增强：配位化合物稳定性是由配位键的强弱决定；配位键的强弱取决于配位体给电子的能力，配

位体给出电子能力越强，则配位体与中心离子形成的配位键就越强，配合物也就越稳定。配位键的强弱还

与中心粒子空轨道的数目、空间构型，配体空间结构等因素有关，如果形成环状配离子或配体体积较大，

则空轨道数目较多的原子或阳离子才能形成稳定的配离子。例如，血红素中的Fe2＋与CO分子形成的配位

2＋2＋

键比Fe与O2分子形成的配位键强，因此血红素中的Fe与CO分子结合后，就很难再与O2分子结合，

血红素失去输送氧气的功能，从而导致人体CO中毒。

7.配合物的应用

超过百万种的配合物在医药科学、化学催化剂、新型分子材料等领域有广泛的应用。

叶绿素——Mg2+的配合物

血红素——Fe2+的配合物

（1）在生命体中的应用

酶——含锌的配合物

维生素B12——钴配合物

王水溶金——H[AuCl4]

（2）在生产生活中的应用电解氧化铝的助熔剂——Na3[AlF6]

+

热水瓶胆镀银——[Ag(NH3)2]

（3）在医药中的应用——抗癌药物、。

（4）有些配合物显现出特征颜色，从而可用于物质的检验。Fe3＋与SCN－在溶液中可生成配位数为1～6的

3＋－3

铁的硫氰酸根配离子，这种配离子的颜色是血红色的，反应的离子方程式如下：Fe＋nSCN===[Fe(SCN)n]

－n

8．配合物的制备

（1）配合物的形成

－1

在盛有2mL0.1mol·L的CuSO4溶液中，逐滴加入过量的浓氨水，观察到的现象是先生成蓝色沉淀，继续

加氨水，沉淀溶解，最后变为蓝色透明溶液。反应的离子方程式是

2＋＋

①Cu＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH4；

2＋－

②Cu(OH)2＋4NH3·H2O===[Cu(NH3)4]＋2OH＋4H2O。

（2）制备银氨溶液

往洁净的试管中加入1mL2%硝酸银溶液，然后边振荡边逐滴滴入2%稀氨水，直到最初产生的的沉淀刚好

＋＋

溶解为止。①Ag＋NH3·H2O===AgOH＋NH4

＋－

②AgOH＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋OH＋2H2O

2＋

（3）[Cu(NH3)4](配离子)的形成：

2＋2＋

氨分子中氮原子的孤对电子进入Cu的空轨道，Cu与NH3分子中的氮原子通过共用氮原子提供的孤对电

2＋

子形成配位键。配离子[Cu(NH3)4]可表示为(如图所示)。

二、培优瓶颈及突破策略

1.培优瓶颈主要表现

一是核心概念界定模糊，对配合物的组成（中心离子/原子、配体、配位键、配位数）辨析不

清，易混淆配体与外界离子、配位键与普通共价键的本质区别，在书写配合物化学式、电子式

时频繁出错；

二是结构分析能力薄弱，无法准确判断中心离子的杂化类型，对配合物的空间构型（如正四面

体、平面正方形、八面体）与稳定性的关联理解不深，难以结合结构推导性质；

三是情境迁移应用不足，面对含配合物的陌生反应、物质推断题时，无法快速提取题干中与配

位键形成相关的关键信息（如孤电子对、空轨道），知识迁移存在障碍。

3.突破策略

其一，夯实概念基础，梳理配合物组成要素的界定标准，制作“概念辨析清单”，明确配体的判

断依据（含孤电子对的分子或离子）、配位数的计数规则，通过规范书写配合物相关化学用语

的专项练习强化认知；

其二，构建“结构-性质”关联逻辑，整理常见中心离子的杂化类型与对应空间构型，绘制“中心

离子→杂化类型→空间构型→稳定性/化学性质”关联图，深化结构对性质的决定作用；

其三，强化情境迁移训练，选取含配合物的真题与模拟题，总结“题干信息提取（孤电子对、

空轨道）→配合物结构推断→性质应用”的解题流程，提升信息转化与知识迁移能力。此外，

建立专项错题本，针对概念混淆、结构判断错误等类型分类复盘，通过重复训练固化正确思路，

提升解题稳定性。

考点05晶体结构与性质

一、重难点知识梳理

1、晶体类型的判断

（1）依据物质的分类判断

①金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(如NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。

②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SiO2外)、酸、

绝大多数有机物(除有机盐外)都是分子晶体。

③常见的共价晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的共价晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。

④金属单质(除汞外)与合金是金属晶体。

（2）依据组成晶体的晶格质点和质点间的作用判断

①离子晶体的晶格质点是阴、阳离子，质点间的作用是离子键；

②共价晶体的晶格质点是原子，质点间的作用是共价键；

③分子晶体的晶格质点是分子，质点间的作用为分子间作用力；

④金属晶体的晶格质点是金属离子和自由电子，质点间的作用是金属键。

（3）晶体的熔点判断

①离子晶体的熔点较高，常在数百度至一千余度；

②共价晶体熔点高，常在一千度至几千度；

③分子晶体熔点低，常在数百度以下至很低温度；

④金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。

(4)依据导电性判断

①离子晶体水溶液及熔化时能导电；

②共价晶体一般为非导体，但有些能导电，如晶体硅；

③分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(如酸和部分非金属气态氢化物)溶于水，使分子内的化学键断

裂形成自由离子也能导电；

④金属晶体是电的良导体。

（5）依据硬度和机械性能判断

①离子晶体硬度较大或略硬而脆；

②共价晶体硬度大；

③分子晶体硬度小且较脆；

④金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。

2、物质熔、沸点高低比较规律

（1）一般情况下,不同类型晶体的熔、沸点高低规律:共价晶体>离子晶体>分子晶体,如熔、沸点:金刚石

>NaCl>Cl2;金属晶体>分子晶体,如熔、沸点:Na>Cl2(金属晶体熔、沸点有的很高,如钨、铂等,有的则很低,如

汞等)。

（2）形成共价晶体的原子半径越小、键长越短,则键能越大,其熔、沸点就越高,如熔、沸点:金刚石>石英>碳

化硅>晶体硅。

（3）形成离子晶体的阴阳离子所带的电荷数越多,离子半径越小,则离子键越强,熔、沸点就越高,如熔、沸

点:MgO>MgCl2,NaCl>CsCl。

（4）金属晶体中金属离子半径越小,离子所带电荷数越多,其形成的金属键越强,金属单质的熔、沸点就越高,

如Al>Mg>Na。

（5）分子晶体的熔、沸点比较规律。

①组成和结构相似的分子,相对分子质量越大,其熔、沸点就越高,如:HI>HBr>HCl。

②组成和结构不相似的分子,分子极性越大,其熔、沸点就越高,如:CO>N2。

③同分异构体分子中,支链越少,其熔、沸点就越高,如:正戊烷>异戊烷>新戊烷。

④同分异构体中的芳香烃及其衍生物,邻位取代物>间位取代物>对位取代物,如熔、沸点:邻二甲苯>间二甲苯

>对二甲苯。

3、均摊法确定晶胞组成

（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1。

n

（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，

1

其顶点(1个碳原子)对六边形的贡献为。在如图所示的正三棱柱形晶胞中：

3

③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CO2)

2＋－

C．CaF2(含4个Ca，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)

4、金属晶体空间利用率的计算方法

Ⅰ.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、离子或分子在整个晶体空间中所占有的体积百分比。

球体积

空间利用率＝×100%

晶胞体积

②空间利用率的计算步骤：

a．计算晶胞中的粒子数；

b．计算晶胞的体积。

Ⅱ.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，球的半球为r

4

过程：V(球)＝πr3V(晶胞)＝(2r)3＝8r3

3

43

V球πr

空间利用率＝×100%＝3×100%≈52%

V晶胞8r3

②体心立方堆积(如图2所示)

过程：b2＝a2＋a2

4

(4r)2＝a2＋b2＝3a2，所以：a＝r

3

4

2×πr3

43

2×πr33π

空间利用率＝3×100%