備戰(zhàn)2025年高考易錯題(新全國通用)(含解析)易錯類型09物質(zhì)結(jié)

構(gòu)與性質(zhì)

易錯點1不掌握原子核外電子排布原理

易錯點2不掌握第一電離能和電負(fù)性的大小比較

易錯點3不清楚化學(xué)鍵與分子間作用力

易錯點4不會判斷分子中原子的雜化軌道類型

易錯點5不能用價層電子對互斥理論或者雜化軌道理論推測微粒的立體構(gòu)型

易錯點6不能判斷晶體的化學(xué)式、晶體中原子的配位數(shù)、晶體類型

易錯點7不能正確計算空間利用率和晶體密度

易錯點1不掌握原子核外電子排布原理

【分析】

1.基態(tài)原子的核外電子排布

(1)能量最低原理：電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進(jìn)入能量高的軌道，使整個原子的能量處于最

低狀態(tài)。所有電子排布規(guī)則都需要滿足能量最低原理。

如圖為構(gòu)造原理示意圖，即基態(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖：

(2)泡利不相容原理：每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋狀態(tài)相反。

2s2s

如2s軌道上的電子排布為白，不能表示為IO。

(3)洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，且自

2P2P2p

旋狀態(tài)相同，如2P3的電子排布為IMM口,不能表示為回:口或|「一。

洪特規(guī)則特例：當(dāng)能量相同的原子軌道在全滿（p6、』°、f"）、半滿（p3、d5、f7）和全空（P。、d°、F）

狀態(tài)時，體系的能量最低，如24Cr的基態(tài)電子排布式為Is22s22P63s23P63d54sl或[Ar]3d54s'

2.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法

（1）電子排布式

①概念：將軌道上所排布的電子數(shù)標(biāo)注在該軌道符號右上角，并按照電子層從左到右的順序排列的式子。

|電子層軌道上填充

」「的電子數(shù)

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

排布式：Is22s22P63s23P63d64s2。

③簡化電子排布式：把內(nèi)層電子已達(dá)到稀有氣體結(jié)構(gòu)的部分寫成“原子實”，以相應(yīng)稀有氣體的元素符號外加

方括號表示，得到簡化的電子排布式。上述兩種原子的簡化電子排布式分別為[Ne]3s23P4、[Ar]3d64s2。

④外圍電子排布式：簡化的電子排布式中省去相應(yīng)的稀有氣體的元素符號后剩下的部分。上述兩種原子的

外圍電子排布式分別為3s23P4、3d64s2。

（2）軌道表示式

①概念：將每一個原子軌道用一個方框表示，在方框內(nèi)標(biāo)明基態(tài)原子核外電子排布的式子稱為軌道表示式。

.上一下箭.頭表示乂自旋狀態(tài)相—反的=電？"____

方框表示軌?道，的^箭頭表示電子及其自旋狀態(tài)

Is2s

②表示方法：I軌道符號I,如0的基態(tài)原子的軌道表示式：

OO卜「IM匹E3tIE311FH

易錯點2不掌握第一電離能和電負(fù)性的大小比較

【分析】

1.電離能

①第一電離能

氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號：h，單位：kJ.mor'o

②變化規(guī)律

a.同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，總體呈現(xiàn)從左至右逐漸增大的

變化趨勢。

b.同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。

c.同種原子：逐級電離能越來越大（即Zi<Z2<Z3...）o

③注意：a.金屬活動性順序與元素相應(yīng)的電離能大小順序不完全一致，故不能根據(jù)金屬活動性順序判斷電離

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軌道處于全空或半充滿

狀態(tài)，比較穩(wěn)定，所以其第一電離能大于同周期相鄰的第IIIA族和第VIA族元素的，如第一電離能：Mg>Al,

P>So

2.電負(fù)性

①含義元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標(biāo)度。元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸

引鍵合電子的能力越強。

②標(biāo)準(zhǔn)以最活潑的非金屬氟的電負(fù)性為4.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，計算得出其他元素的電負(fù)性（稀有氣體未計）

③變化規(guī)律在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負(fù)性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負(fù)

性逐漸減小

易錯點3不清楚化學(xué)鍵與分子間作用力

【分析】

1.0鍵和7T鍵的比較

a.兩個s軌道只能形成。鍵，不能形成兀鍵。

b.兩個原子間可以只形成。鍵，但不能只形成兀鍵。

co鍵一般比兀鍵強度大，表現(xiàn)在化學(xué)性質(zhì)的不同，通常含兀鍵的物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)更活潑，如乙烯比乙烷更

活潑。

2.極性鍵和非極性鍵

同種非金屬元素原子間形成的共價鍵為非極性鍵，不同種非金屬元素原子間形成的共價鍵為極性鍵。

3.共價鍵和離子鍵

只有兩原子的電負(fù)性相差不大時，才能形成共用電子對，形成共價鍵，當(dāng)兩原子的電負(fù)性相差很大（大于1.7）

時，不會形成共用電子對，而形成離子鍵。

4.鍵參數(shù)

弊H蔡藤蔚贏］嬴1賣在磁箱版M亶/施富］

應(yīng)H法啟英稱箍面而不宜?乏祠而夜而施?

①函令畫K而行而健三而而痛

②鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響

法定f分子的穩(wěn)定性

決定

分子的性質(zhì)

決定

-----*分子的空間構(gòu)型」

鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。

5.分子間作用力

(1)概念：物質(zhì)分子之間普遍存在的相互作用力，稱為分子間作用力。

(2)分類：分子間作用力最常見的是范德華力和氫鍵。

(3)強弱：范德華力〈氫鍵〈化學(xué)鍵。

(4)范德華力主要影響物質(zhì)的熔點、沸點、硬度等物理性質(zhì)。范德華力越強，物質(zhì)的熔點、沸點越高，硬

度越大。一般來說，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨著相對分子質(zhì)量的增加，范德華力逐漸增大。

⑸氫鍵

①形成：已經(jīng)與電負(fù)性很強的原子形成共價鍵的氫原子(該氫原子幾乎為裸露的質(zhì)子)與另一個分子中電負(fù)性

很強的原子之間的作用力，稱為氫鍵。

②表示方法：A—H...B

③特征：具有一定的方向性和飽和性。

④分類：氫鍵包括分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵兩種。

⑤分子間氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響

主要表現(xiàn)為使物質(zhì)的熔、沸點升高，對電離和溶解度等產(chǎn)生影響。

6.分子的性質(zhì)

(1)分子的極性

類型非極性分子極性分子

形成原因正電荷中心和負(fù)電荷中心重合的分子正電荷中心和負(fù)電荷中心不重合的分子

存在的共價鍵非極性鍵或極性鍵非極性鍵或極性鍵

分子內(nèi)原子排列對稱不對稱

①非極性分子與極性分子的判斷

雙原子分子單質(zhì)正負(fù)電荷中心重合非極性分子結(jié)構(gòu)對稱多原子分子結(jié)構(gòu)不對稱正負(fù)電荷中心不重合

極性分子一化合物

②對于AB”型分子，一般情況下，若中心原子A的化合價的絕對值等于該元素所在的主族序數(shù)，則該分子

為非極性分子，否則為極性分子。

③鍵的極性、分子空間構(gòu)型與分子極性的關(guān)系

類型實例鍵的極性空間構(gòu)型分子極性

非極性鍵直線形非極性分子

X2H2、N2

XYHCkNO極性鍵直線形極性分子

CO2、CS2極性鍵直線形非極性分子

XY2

極性鍵形極性分子

SO2V

(X2Y)

極性鍵形極性分子

H2O、H2SV

極性鍵平面正三角形非極性分子

BF3

XY3

極性鍵三角錐形極性分子

NH3

極性鍵正四面體形非極性分子

XY4CH4>CC14

（2）分子的溶解性

①“相似相溶”的規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。若能形成氫鍵,

則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。

②“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，如乙醇和水互溶（C2H50H和H2O中的羥基相近），而戊醇在水中

的溶解度明顯減小。

③“相似相溶”規(guī)律可用于解釋一些物質(zhì)溶解現(xiàn)象，如HC1（極性分子）易溶于%0（極性溶劑），可做噴泉實驗；

苯（非極性溶劑）可萃取水（極性溶劑）中的澳（非極性分子）。

（3）分子的手性

①手性異構(gòu)：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里

不能重疊的現(xiàn)象。

②手性分子：具有手性異構(gòu)體的分子。

③手性碳原子：在有機物分子中，連有四個不同基團或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子，

OilO

III

CH3—CH—C—OH

如*o

（4）無機含氧酸分子的酸性

對于同一種元素的無機含氧酸來說，該元素的化合價越高，其含氧酸的酸性越強。如果把含氧酸的通式寫

成（HOM,RO”,R相同時，”值越大，R的正電性越高，R—O—H中的氧原子的電子就會越向R偏移，在水

分子的作用下，就越容易電離出H+,酸性也就越強。如H2SO3可寫成（H0）2S0,〃=1；H2s04可寫成（HO）2s。2,

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

易錯點4不會判斷分子中原子的雜化軌道類型

【分析】

判斷分子中心原子的雜化類型方法

①根據(jù)雜化軌道的空間分布構(gòu)型判斷

a.若雜化軌道在空間的分布為正四面體形或三角錐形，則分子的中心原子發(fā)生sp3雜化。

b.若雜化軌道在空間的分布呈平面三角形，則分子的中心原子發(fā)生sp2雜化。

C.若雜化軌道在空間的分布呈直線形，則分子的中心原子發(fā)生sp雜化。

②根據(jù)雜化軌道之間的夾角判斷

若雜化軌道之間的夾角為109。28，，則分子的中心原子發(fā)生sp3雜化；若雜化軌道之間的夾角為120。，則分

子的中心原子發(fā)生sp?雜化；若雜化軌道之間的夾角為180。，則分子的中心原子發(fā)生sp雜化。

③根據(jù)等電子原理進(jìn)行判斷

如CO2是直線形分子，CNS，N,與CO2是等電子體，所以分子構(gòu)型均為直線形，中心原子均采用sp雜化。

④根據(jù)中心原子的價層電子對數(shù)判斷

如中心原子的價層電子對數(shù)為4,是sp3雜化，為3是sp2雜化，為2是sp雜化。

⑤根據(jù)分子或離子中有無兀鍵及7T鍵數(shù)目判斷

如沒有兀鍵為sp3雜化，含一個兀鍵為sp2雜化，含兩個兀鍵為sp雜化。

易錯點5不能用價層電子對互斥理論或者雜化軌道理論推測微粒的立體構(gòu)型

【分析】

微粒組成（A為中心原子的中心原子的

實例微粒空間結(jié)構(gòu)

中心原子）孤電子對數(shù)雜化方式

0直線形

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三角錐形

0sp3四面體形

AB4CH-CHCL、NH；、SOF

易錯點6不能判斷晶體的化學(xué)式、晶體中原子的配位數(shù)、晶體類型

【分析】

1.晶胞結(jié)構(gòu)的分析

(1)判斷某種微粒周圍等距且緊鄰的微粒數(shù)目時，要注意運用三維想象法。如NaCl晶體中，Na*周圍的Na+

數(shù)目(Na+用“c”表示)：

每個面上有4個，共計12個。

(2)記住常見晶體如干冰、冰、金剛石、SiO2＞石墨、CsChNaCl、K、Cu等的空間結(jié)構(gòu)及結(jié)構(gòu)特點。當(dāng)題

中信息給出的某種晶胞空間結(jié)構(gòu)與常見晶胞的空間結(jié)構(gòu)相同時，可以直接套用該種結(jié)構(gòu)。

2.晶胞中微粒數(shù)目的計算方法——均攤法

(1)原則：晶胞中任意位置上的一個原子如果是被〃個晶胞所共有，那么，每個晶胞對這個原子分得的份額

就是

⑵方法

A.長方體(包括立方體)晶胞中不同位置的微粒數(shù)的計算方法如圖所示:

B.非長方體晶胞中粒子視具體情況而定:

a.三棱柱b.

熟記幾種常見的晶胞結(jié)構(gòu)及晶胞含有的粒子數(shù)目。當(dāng)題中信息給出的某種晶胞空間結(jié)構(gòu)與常見晶胞的

空間結(jié)構(gòu)相同時，可以直接套用該種結(jié)構(gòu)。

A.NaCl（含4個Na,4個C「）

B.干冰（含4個CO2）

C.CaF2（含4個Ca2+,8個F）

D.金剛石（含8個C）

E.體心立方（含2個原子）

F.面心立方（含4個原子）

3.“均攤法”在晶胞組成計算中的應(yīng)用

（1）計算一個晶胞中微粒的數(shù)目

非平行六面體形晶胞中微粒數(shù)目的計算同樣可用“均攤法”，其關(guān)鍵仍是確定一個微粒為幾個晶胞所共有。例

如，石墨晶胞:

每一層內(nèi)碳原子排成六邊形，其頂點（1個碳原子）對六邊形的貢獻(xiàn)為/那么一個六邊形實際有6x^=2個碳

原子。

OMg

?B

又如，六棱柱晶胞（MgB2晶胞）如圖:□頂點上的原子為6個晶胞（同層3個，上層或下層

3個）共有，面上的原子為2個晶胞共有，因此鎂原子個數(shù)為12$+2義；=3個，硼原子個數(shù)為6。

（2）計算化學(xué)式

運用“均攤法”計算出］|求出不同粒'

◎得出化學(xué)式

一個晶胞中的微粒數(shù)目子的比值

X_____________________________：_________________/\/

(3)①單位換算：1nm=107cm>1pm=1010cm

②金屬晶體中體心立方、面心立方堆積中的幾組公式（設(shè)棱長為。）

a.面對角線長：巾ab.體對角線長：事ac.體心立方堆積：4r為原子半徑）

d.面心立方堆積：4r=也。（，為原子半徑）

4.晶胞中的配位數(shù)

⑴概念：在晶體中某一個原子（離子）周圍所接觸到的同種原子（異性離子）的數(shù)目。如NaCl的晶胞模型

如圖，Na+配位數(shù)為6,C「配位數(shù)為6。

金屬Po為簡單立方堆積，Po的配位數(shù)為6I

金屬Na、K、Fe為體心立方堆積，配位數(shù)為8

（2）晶胞中微粒配位數(shù)的確定方法

離子晶體中離子的_一個離子周圍最鄰近的異電性離

配位數(shù)子的數(shù)目

；金屬晶體中金屬原一個金屬原子周圍最鄰近的金屬I

；子的配位數(shù)一原子的數(shù)目：

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

5.判斷晶體類型的方法

（1）主要是根據(jù)各類晶體的特征性質(zhì)判斷

如低熔、沸點的化合物形成分子晶體；熔、沸點較高，且在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物形成離

子晶體；熔、沸點很高，不導(dǎo)電，不溶于一般溶劑的物質(zhì)形成原子晶體；晶體能導(dǎo)電、傳熱、具有延展性

的為金屬晶體。

（2）根據(jù)物質(zhì)的類別判斷

金屬氧化物（如K2O、NazCh等）、強堿（如NaOH、KOH等）和絕大多數(shù)的鹽類是離子晶體；大多數(shù)非金屬單

質(zhì)（除金剛石、石墨、晶體硅、晶體硼外）、氣態(tài)氫化物、非金屬氧化物（除Si02外）、酸、絕大多數(shù)有機物（除

有機鹽外）是分子晶體。常見的共價晶體中單質(zhì)有金剛石、晶體硅、晶體硼等；常見的共價晶體中化合物有

碳化硅、二氧化硅等。金屬單質(zhì)（注：汞在常溫為液體）與合金是金屬晶體。

易錯點7不能正確計算空間利用率和晶體密度

【分析】

1.空間利用率(〃)

(1)概念：指構(gòu)成晶體的原子、離子或分子總體積在整個晶體空間中所占有的體積百分比。

(2)金屬晶體空間利用率

球體積

空間利用率=晶常;晨X100%,球體積為金屬原子的總體積。

(3)空間利用率的計算

①簡單立方堆積

設(shè)原子半徑為R,由于原子在晶胞棱的方向上相切，可以計算出晶胞參數(shù)：a=b=c=2R,a=/=y=90°。

每個晶胞中包含一個原子。

44

Ix2itT?3Ix-n7?3

〃=一x100%=-2衍*100%=52.36%。

②體心立方堆積

設(shè)原子半徑為R,由于原子在晶胞體對角線方向上相切，可以計算出晶胞參數(shù)：a=b=c=若R,a=B=y

=90°o每個晶胞中包含兩個原子。

4Q43

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

ri=—^—xl00%=-xl00%~68.02%o

3

③面心立方最密堆積

設(shè)原子半徑為R,由于原子在晶胞面對角線方向上相切，可以計算出晶胞參數(shù)：a=b=c=2巾R,a=p=y

90°-每個晶胞中包含四個原子。

4R4a

4x-ji7?34X-K7?3

rj=~^3-x100%=3*100%~74.05%。

④六方最密堆積

_2^6

設(shè)原子半徑為R,根據(jù)原子在晶胞中的相切關(guān)系，可以計算出晶胞參數(shù)：a=b=2R,〃=1.633〃,(z=

一3

4=90。，y=120。。每個晶胞中包含兩個原子。

廣飛L0%=2g^xL633x2"%M4O5%。

xc

⑤金剛石型堆積

設(shè)原子半徑為R,由于原子在晶胞體對角線方向上相切（相鄰兩個碳原子之間的距離為晶

胞體對角線的四分之一），可以計算出晶胞參數(shù)：a=b=c=^-^-R,a=jS=y=90°o每個

晶胞中包含八個原子。

4Q4々

8X-JI7?38x-nR3

r/=—^—xl00%=-xl00%~34.01%o

2.晶體密度的計算

⑴計算晶胞的質(zhì)量，進(jìn)而計算晶體的密度

N-M

計算公式：p=N^V°

式中N與晶胞的組成有關(guān)，M為晶體的摩爾質(zhì)量，NA為阿伏加德羅常數(shù)的值，V為晶胞的體積，其單位為

cm3,2為晶體的密度，其單位為g-cnT3。

⑵計算晶胞中微粒間的距離或晶胞參數(shù)

立方晶胞參數(shù)k渭。⑶長度算關(guān)系式:-7-10

1nm=lxl0cm；1pm=lxl0cm

三

1.（2023春?北京東城?高三北京二中校考開學(xué)考試）下列說法中不正確的是

A.X射線衍射實驗可以區(qū)分晶體和非晶體，也可以獲得晶體的鍵長和鍵角的數(shù)值

B.價層電子對互斥模型一般不用于預(yù)測以過渡金屬為中心原子的分子空間結(jié)構(gòu)

C.雜化軌道用于形成◎鍵或用來容納未參與成鍵的孤電子對，未參與雜化的p軌道可用于形成兀鍵

D.鏈一元有機酸R-COOH（R-是直鏈烷基）中，烷基是推電子基團，烷基越長竣酸的酸性越強

2.（2023?廣東梅州?統(tǒng)考模擬預(yù)測）下列事實與解釋或結(jié)論不相符的是

選項事實解釋或結(jié)論

苯不能使酸性高錦酸鉀溶液

A苯分子中含有大支鍵而沒有碳碳雙鍵，大兀鍵穩(wěn)定性較強

褪色

B凡°2是極性分子H?02中只含有極性鍵

C鍵角：H2O<NH3水分子中0的孤電子對數(shù)比氨分子中N的多

取2mL0.5moiCu.溶

CuCl?溶液中存在以下平衡：

液于試管中，進(jìn)行加熱，發(fā)

2+

[CU（H2O）4]（藍(lán)色）+4C「=[CuJ廣（黃色）+4凡0AH>0,在

D現(xiàn)溶液顏色變?yōu)辄S綠色；后

其他條件不變時，升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動，降低溫度，

將試管置于冷水中，溶液顏

平衡向放熱反應(yīng)方向移動

色又由黃綠色轉(zhuǎn)變?yōu)樗{(lán)綠色

3.（2023?重慶?統(tǒng)考模擬預(yù)測）三星堆遺址出土了大量的青銅器，其主要成分為Cu、Sn、Pb,還含少量Fe、

As、O等元素。對上述有關(guān)元素，下列說法正確的是

昕同

A.基態(tài)Cu原子的價層電子軌道表示式為

3d4s

B.基態(tài)Fe原子最高能級的軌道形狀為啞鈴形

C.第一電離能最大的是As

D.電負(fù)性最大的是0

4.（2023秋?天津?高三校聯(lián)考期末）下列表述不正確的是

I--i2-

A.離子化合物Na2s4的電子式：Na+：S：S：S：S：Na+

B.CO：空間結(jié)構(gòu)為平面正三角形

C.等物質(zhì)的量的［CO（H2O）6『和［CoJ廣中?鍵數(shù)之比為3：2

D.NH：不能作為配合物的配位體

5.（2023?廣東湛江?統(tǒng)考一模）硅與碳同主族，是構(gòu)成地殼的主要元素之一，下列說法正確的是

A.單質(zhì)硅和金剛石中的鍵能：Si-Si<C-C

B.CH4和SiH4中％化合價均為-4價

C.Si。？中Si原子的雜化方式為sp

D.碳化硅硬度很大，屬于分子晶體

6.三氟化氯（C1F,）是極強助燃劑，能發(fā)生自耦電離：2C1E,/CIE+Cllf,其分子的空間構(gòu)型如圖，下列

推測合理的是

169.8pm

F-r-Cl----F

87.5、^］59.8pm

A.C里分子的中心原子雜化軌道類型為sd

B.Cl月與Fe反應(yīng)生成FeC"和FeF?

C.C里分子是含有極性鍵的非極性分子

D.BrF,比C1F、更易發(fā)生自耦電離

7.（2023?浙江嘉興?統(tǒng)考二模）BF,（三氟化硼）熔點一127℃,沸點-100℃,水解生成H&O3（硼酸，結(jié)構(gòu)如圖）

和HBF,（氟硼酸），與氨氣相遇立即生成白色的BB-NH3（氨合三氟化硼）固體。下列說法不正確的是

A.BE,和BF；中心硼原子雜化方式不同

B.lmolH3BO3晶體含有6mol氫鍵

+

C.H3BO3顯酸性原因：H3BO3+H2O（OH）4+H

HF

II

D.B耳.NH3結(jié)構(gòu)式為H—N-B—F

HF

8.（2023?遼寧?校聯(lián)考二模）/2。具有反螢石結(jié)構(gòu)，其立方晶胞結(jié)構(gòu)如圖所示（晶胞的邊長為apm）下列說法

錯誤的是

OA?B

A.字母B表示氧離子，配位數(shù)是8

113

B.若晶胞中M的坐標(biāo)為（0,0,0）,則P的坐標(biāo)為（二，-,-）

444

C.A處于B圍成的正八面體空隙中

D.晶胞中A與B的最短距離為6axl。：cm

4

9.（2023?湖南?校聯(lián)考二模）一種鉆的氧化物在納米儲能領(lǐng)域研究廣泛，其晶胞結(jié)構(gòu)如圖所示（白球為Co,

黑球為O）,已知該晶胞參數(shù)為硬m,阿伏伽德羅常數(shù)為NA。下列說法錯誤的是

A.該晶體的化學(xué)式為CoOB.基態(tài)C。原子有3個未成對電子

C.與O原子最近且等距離的O原子有12個D.氧化物的摩爾體積立Q必cn?.moL

4

10.（2023?湖南衡陽?校聯(lián)考二模）鈣鈦礦型結(jié)構(gòu)是一種重要的結(jié)構(gòu)形式，若選擇Ti4+作為晶胞原點，其立

方晶胞如圖所示（邊長為anm）。下列關(guān)于該晶體的說法錯誤的是

A.該晶胞中Ca、Ti、O三種原子個數(shù)比為1：1：3

B.晶胞中Ti,+的配位數(shù)是6

136

C.該晶體的密度為赤一xlO^g/cm，

D.若選擇Ca2+作為晶胞原點畫出晶胞，則晶胞中的02一位于體心的位置

11.（2023?重慶渝中?高三重慶巴蜀中學(xué)?？茧A段練習(xí)）一種新型鋰鹽結(jié)構(gòu)如圖所示，已知該鋰鹽中所有元

素處于同一周期，下列敘述不正確的是

-N、F__

/X、

”+丫

Li\Y/

z—Z、

LYY」

A.原子半徑：X>ZB.第一電離能：Li<Y

C.W與X、Z都可以形成非極性分子D.簡單氫化物的沸點：W>Y>Z

12.（2023?黑龍江哈爾濱?哈爾濱三中校考二模）鋰離子電池的正負(fù)極一般采用可逆嵌鋰一脫鋰的材料。尖

晶石結(jié)構(gòu)的LiMmCU是一種常用的正極材料。已知一種LiMn2O4晶胞可看成由A、B單元按III方式交替排

布構(gòu)成，“?！北硎鞠铝姓f法不正確的是

A.充電時，LiMmCU電極發(fā)生電極反應(yīng)LiMn2O4-xe-=Lii.xMn2O4+xLi+

B.充電和放電時，LiMmCU電極的電勢均高于電池另一極

C.“?”表示的微粒是Mn

D.每個LiMn2O4晶胞轉(zhuǎn)化為Lii-xMn2O4時轉(zhuǎn)移8x個電子

13.（2023?山東棗莊?統(tǒng)考二模）碑化錢是一種立方晶系如圖甲所示，將Mn摻雜到晶體中得到稀磁性半導(dǎo)體

材料如圖乙所示，碑化錢的晶胞參數(shù)為xpm,密度為pg-cm-3。下列說法錯誤的是

A.Imol碑化線中配位鍵的數(shù)目是

B.Ga和As的最近距離是pm

C.沿體對角線a—b方向投影圖如丙，若c在11處，則As的位置為7、9、11、13

D.Mn摻雜到碑化錢晶體中，和Mn最近且等距離的As的數(shù)目為6

易錯類型09物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

易錯點1不掌握原子核外電子排布原理

易錯點2不掌握第一電離能和電負(fù)性的大小比較

易錯點3不清楚化學(xué)鍵與分子間作用力

易錯點4不會判斷分子中原子的雜化軌道類型

易錯點5不能用價層電子對互斥理論或者雜化軌道理論推測微粒的立體構(gòu)型

易錯點6不能判斷晶體的化學(xué)式、晶體中原子的配位數(shù)、晶體類型

易錯點7不能正確計算空間利用率和晶體密度

易錯點1不掌握原子核外電子排布原理

【分析】

1.基態(tài)原子的核外電子排布

(1)能量最低原理：電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進(jìn)入能量高的軌道，使整個原子的能量處于最

低狀態(tài)。所有電子排布規(guī)則都需要滿足能量最低原理。

如圖為構(gòu)造原理示意圖，即基態(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖：

(2)泡利不相容原理：每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋狀態(tài)相反。

2s2s

如2s軌道上的電子排布為BF,不能表示為［HL

⑶洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，且自

2P2P2p

旋狀態(tài)相同，如2P3的電子排布為I田,仃,不能表示為口口或I一口一。

洪特規(guī)則特例：當(dāng)能量相同的原子軌道在全滿(p6、dR戶4)、半滿(p3、d\f7)和全空(P。、d°、f°)

狀態(tài)時，體系的能量最低，如24Cr的基態(tài)電子排布式為Is22s22P63s23P63d54sl或［Ar］3d54s%

2.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法

(1)電子排布式

①概念：將軌道上所排布的電子數(shù)標(biāo)注在該軌道符號右上角，并按照電子層從左到右的順序排列的式子。

軌道上填充

的電子數(shù)

②表示方法:軌道如16s原子的電子排布式：Is22s22P63s23P4;再如26Fe：原子的電子

排布式：Is22s22P63s23P63d64s2。

③簡化電子排布式：把內(nèi)層電子已達(dá)到稀有氣體結(jié)構(gòu)的部分寫成“原子實”，以相應(yīng)稀有氣體的元素符號外加

方括號表示，得到簡化的電子排布式。上述兩種原子的簡化電子排布式分別為[Ne]3s23P4、[Ar]3d64s2。

④外圍電子排布式：簡化的電子排布式中省去相應(yīng)的稀有氣體的元素符號后剩下的部分。上述兩種原子的

外圍電子排布式分別為3s23P4、3d64s2。

(2)軌道表示式

①概念：將每一個原子軌道用一個方框表示，在方框內(nèi)標(biāo)明基態(tài)原子核外電子排布的式子稱為軌道表示式。

②表示方法:如O的基態(tài)原子的軌道表示式:

訪[H]fTTFuOrn

3尊2p再如Na的基態(tài)原子的軌道表示式：Is2s2p3s。

易錯點2不掌握第一電離能和電負(fù)性的大小比較

【分析】

1.電離能

①第一電離能

氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號：h，單位：kJ.moP'o

②變化規(guī)律

a.同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，總體呈現(xiàn)從左至右逐漸增大的

變化趨勢。

b.同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。

c.同種原子：逐級電離能越來越大(即Zi</2<Z3...)o

③注意：a.金屬活動性順序與元素相應(yīng)的電離能大小順序不完全一致，故不能根據(jù)金屬活動性順序判斷電離

能的大小。

b.第二、三、四周期的同周期主族元素，第HA族(儂2硬。)和第VA族(儂2硬3),因p軌道處于全空或半充滿

狀態(tài)，比較穩(wěn)定，所以其第一電離能大于同周期相鄰的第OA族和第VIA族元素的，如第一電離能：Mg>Al,

P>So

2.電負(fù)性

①含義元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標(biāo)度。元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸

引鍵合電子的能力越強。

②標(biāo)準(zhǔn)以最活潑的非金屬氟的電負(fù)性為4.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，計算得出其他元素的電負(fù)性(稀有氣體未計)

③變化規(guī)律在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負(fù)性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負(fù)

性逐漸減小

易錯點3不清楚化學(xué)鍵與分子間作用力

【分析】

1.0鍵和7T鍵的比較

a.兩個s軌道只能形成。鍵，不能形成兀鍵。

b.兩個原子間可以只形成◎鍵，但不能只形成兀鍵。

co鍵一般比兀鍵強度大，表現(xiàn)在化學(xué)性質(zhì)的不同，通常含兀鍵的物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)更活潑，如乙烯比乙烷更

活潑。

2.極性鍵和非極性鍵

同種非金屬元素原子間形成的共價鍵為非極性鍵，不同種非金屬元素原子間形成的共價鍵為極性鍵。

3.共價鍵和離子鍵

只有兩原子的電負(fù)性相差不大時，才能形成共用電子對，形成共價鍵，當(dāng)兩原子的電負(fù)性相差很大(大于L7)

時，不會形成共用電子對，而形成離子鍵。

4.鍵參數(shù)

蟀H耳矗矗薛眩麗一嬴1英在硬晶飯M纂確整］

塞H法成其福而禍不原字乏而Q技而逅：

①概念蜀R而襁林提三而加薪?

②鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響

法屋—分子的穩(wěn)定性一

決定

分子的性質(zhì)

決定

--分子的空間構(gòu)型」

鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。

5.分子間作用力

(1)概念：物質(zhì)分子之間普遍存在的相互作用力，稱為分子間作用力。

(2)分類：分子間作用力最常見的是范德華力和氫鍵。

(3)強弱：范德華力〈氫鍵〈化學(xué)鍵。

(4)范德華力主要影響物質(zhì)的熔點、沸點、硬度等物理性質(zhì)。范德華力越強，物質(zhì)的熔點、沸點越高，硬

度越大。一般來說，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨著相對分子質(zhì)量的增加，范德華力逐漸增大。

⑸氫鍵

①形成：已經(jīng)與電負(fù)性很強的原子形成共價鍵的氫原子(該氫原子幾乎為裸露的質(zhì)子)與另一個分子中電負(fù)性

很強的原子之間的作用力，稱為氫鍵。

②表示方法：A—H...B

③特征：具有一定的方向性和飽和性。

④分類：氫鍵包括分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵兩種。

⑤分子間氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響

主要表現(xiàn)為使物質(zhì)的熔、沸點升高，對電離和溶解度等產(chǎn)生影響。

6.分子的性質(zhì)

⑴分子的極性

類型非極性分子極性分子

形成原因正電荷中心和負(fù)電荷中心重合的分子正電荷中心和負(fù)電荷中心不重合的分子

存在的共價鍵非極性鍵或極性鍵非極性鍵或極性鍵

分子內(nèi)原子排列對稱不對稱

①非極性分子與極性分子的判斷

雙原子分子單質(zhì)正負(fù)電荷中心重合非極性分子結(jié)構(gòu)對稱多原子分子結(jié)構(gòu)不對稱正負(fù)電荷中心不重合

極性分子一化合物

②對于AB”型分子，一般情況下，若中心原子A的化合價的絕對值等于該元素所在的主族序數(shù)，則該分子

為非極性分子，否則為極性分子。

③鍵的極性、分子空間構(gòu)型與分子極性的關(guān)系

類型實例鍵的極性空間構(gòu)型分子極性

X2H2、N2非極性鍵直線形非極性分子

XYHC1、NO極性鍵直線形極性分子

CO2、CS2極性鍵直線形非極性分子

XY2

so2極性鍵V形極性分子

(X2Y)

極性鍵V形極性分子

H2O、H2S

BF3極性鍵平面正三角形非極性分子

XY3

NH3極性鍵三角錐形極性分子

XY4CH4、CC14極性鍵正四面體形非極性分子

(2)分子的溶解性

①“相似相溶”的規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。若能形成氫鍵,

則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。

②“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，如乙醇和水互溶(C2H50H和H2O中的羥基相近)，而戊醇在水中

的溶解度明顯減小。

③“相似相溶”規(guī)律可用于解釋一些物質(zhì)溶解現(xiàn)象，如HC1(極性分子)易溶于氏0(極性溶劑)，可做噴泉實驗；

苯(非極性溶劑)可萃取水(極性溶劑)中的澳(非極性分子)。

(3)分子的手性

①手性異構(gòu)：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里

不能重疊的現(xiàn)象。

②手性分子：具有手性異構(gòu)體的分子。

③手性碳原子：在有機物分子中，連有四個不同基團或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子，

onO

III

CH3—CH—C—OH

如*O

(4)無機含氧酸分子的酸性

對于同一種元素的無機含氧酸來說，該元素的化合價越高，其含氧酸的酸性越強。如果把含氧酸的通式寫

成(H0)mR0“，R相同時，w值越大，R的正電性越高，R—0—H中的氧原子的電子就會越向R偏移，在水

分子的作用下，就越容易電離出H+,酸性也就越強。如H2SO3可寫成(H0)2S0,"=1；H2s。4可寫成(HO)2s。2,

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

易錯點4不會判斷分子中原子的雜化軌道類型

【分析】

判斷分子中心原子的雜化類型方法

①根據(jù)雜化軌道的空間分布構(gòu)型判斷

a.若雜化軌道在空間的分布為正四面體形或三角錐形，則分子的中心原子發(fā)生sp3雜化。

b.若雜化軌道在空間的分布呈平面三角形，則分子的中心原子發(fā)生sp2雜化。

C.若雜化軌道在空間的分布呈直線形，則分子的中心原子發(fā)生sp雜化。

②根據(jù)雜化軌道之間的夾角判斷

若雜化軌道之間的夾角為109°28\則分子的中心原子發(fā)生sp3雜化；若雜化軌道之間的夾角為120。，則分

子的中心原子發(fā)生sp2雜化；若雜化軌道之間的夾角為180。，則分子的中心原子發(fā)生sp雜化。

③根據(jù)等電子原理進(jìn)行判斷

如CO2是直線形分子，CNS，N,與CO2是等電子體，所以分子構(gòu)型均為直線形，中心原子均采用sp雜化。

④根據(jù)中心原子的價層電子對數(shù)判斷

如中心原子的價層電子對數(shù)為4,是sp3雜化，為3是sp2雜化，為2是sp雜化。

⑤根據(jù)分子或離子中有無兀鍵及7T鍵數(shù)目判斷

如沒有兀鍵為sp3雜化，含一個兀鍵為sp2雜化，含兩個7T鍵為sp雜化。

易錯點5不能用價層電子對互斥理論或者雜化軌道理論推測微粒的立體構(gòu)型

【分析】

微粒組成(A為中心原子的中心原子的

實例微粒空間結(jié)構(gòu)

中心原子)孤電子對數(shù)雜化方式

0直線形

BeCl2%CO2xHCNsp

SO2、SnBf2>NO2V形

AB21SP?

H2O、OF2、NH;2sp3V形

0sp:平面三角形

BF3、so?、cor

AB33

甌、pcb、sor1sp三角錐形

0sp3四面體形

AB4CH4、CHCb、NHi、SOF

易錯點6不能判斷晶體的化學(xué)式、晶體中原子的配位數(shù)、晶體類型

【分析】

1.晶胞結(jié)構(gòu)的分析

(1)判斷某種微粒周圍等距且緊鄰的微粒數(shù)目時，要注意運用三維想象法。如NaCl晶體中，Na+周圍的Na+

數(shù)目(Na+用％”表示):

每個面上有4個，共計12個。

(2)記住常見晶體如干冰、冰、金剛石、SiO2＞石墨、CsCl、NaCl、K、Cu等的空間結(jié)構(gòu)及結(jié)構(gòu)特點。當(dāng)題

中信息給出的某種晶胞空間結(jié)構(gòu)與常見晶胞的空間結(jié)構(gòu)相同時，可以直接套用該種結(jié)構(gòu)。

2.晶胞中微粒數(shù)目的計算方法——均攤法

（1）原則：晶胞中任意位置上的一個原子如果是被〃個晶胞所共有，那么，每個晶胞對這個原子分得的份額

就是:。

（2）方法

A.長方體（包括立方體）晶胞中不同位置的微粒數(shù)的計算方法如圖所示:

B.非長方體晶胞中粒子視具體情況而定:

a.三棱柱b.六棱柱

領(lǐng)點1/6

1/2側(cè)面----—田棱1/3

1/2底面—V--六、內(nèi)部1

熟記幾種常見的晶胞結(jié)構(gòu)及晶胞含有的粒子數(shù)目。當(dāng)題中信息給出的某種晶胞空間結(jié)構(gòu)與常見晶胞的

空間結(jié)構(gòu)相同時，可以直接套用該種結(jié)構(gòu)。

A.NaCl（含4個Na,4個C「）

B.干冰（含4個CO2）

C.CaF2（含4個Ca2+,8個F）

D.金剛石（含8個C）

E.體心立方（含2個原子）

F.面心立方（含4個原子）

3.“均攤法”在晶胞組成計算中的應(yīng)用

（1）計算一個晶胞中微粒的數(shù)目

非平行六面體形晶胞中微粒數(shù)目的計算同樣可用“均攤法”，其關(guān)鍵仍是確定一個微粒為幾個晶胞所共有。例

如，石墨晶胞:

每一層內(nèi)碳原子排成六邊形，其頂點（1個碳原子）對六邊形的貢獻(xiàn)為/那么一個六邊形實際有6x4=2個碳

原子。

OMg

?B

又如，六棱柱晶胞（MgB?晶胞）如圖:o頂點上的原子為6個晶胞（同層3個，上層或下層

3個）共有，面上的原子為2個晶胞共有，因此鎂原子個數(shù)為12x：+2x；=3個，硼原子個數(shù)為6。

（2）計算化學(xué)式

運用“均攤法”計算出］［求出不同粒、

4得出化學(xué)式

一個晶胞中的微粒數(shù)目子的比值

__________________:______________________/\/

（3）①單位換算：lnm=lCT7cm、1pm=10-10cm

②金屬晶體中體心立方、面心立方堆積中的幾組公式（設(shè)棱長為a）

a.面對角線長：-\［2ab.體對角線長：/ac.體心立方堆積：4r=小。（r為原子半徑）

d.面心立方堆積：4r=陋a（r為原子半徑）

4.晶胞中的配位數(shù)

（1）概念：在晶體中某一個原子（離子）周圍所接觸到的同種原子（異性離子）的數(shù)目。如NaCl的晶胞模型

如圖，Na+配位數(shù)為6,C「配位數(shù)為6。

金屬Po為簡單立方堆積，Po的配位數(shù)為6

金屬Na、K、Fe為體心立方堆積，配位數(shù)為8

（2）晶胞中微粒配位數(shù)的確定方法

離子晶體中離子的_一個離子周圍最鄰近的異電性離

配位數(shù)子的數(shù)目

；金屬晶體中金屬原一個金屬原子周圍最鄰近的金屬I

；子的配位數(shù)一原子的數(shù)目：

'-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------