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(共18张PPT)
专题3　物质结构与性质
主观题型3　分子的性质及原因解释
高考重点：试题通常以分子或离子的结构为情境，考查分子结构与性质部分的基础知 识，主要涉及分子极性、原子杂化方式，分子（或离子）的空间结构、溶解性、物质 熔、沸点的比较等必备知识。
■真题调研
解析：氨分子中氮原子采用sp3杂化，且有一个孤电子对，孤电子对对成键电子对斥 力较大，使H—N—H键角小于109°28'。
NH3
中N为sp3杂化，N上有一个孤对电子
O
■重点理解
1. 分子的性质
（1）分子极性的判断方法
①分子的极性由共价键的极性和分子的空间结构两方面共同决定
极
性
键
极性
键或
非极
性键
②判断ABn型分子极性的经验规律
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，则为非极性分子，若不 等则为极性分子。
（2）分子的酸性
①无机含氧酸的酸性：
a.同周期从左到右，元素最高价含氧酸的酸性逐渐增强。如酸性HClO4＞H2SO4。
b.同主族从上到下，元素最高价含氧酸的酸性逐渐减弱。如酸性H2SO4＞H2SeO4。
c.根据无机含氧酸中非羟基氧原子的数目（n）确定，n越大，酸性越强。
②有机酸的酸性：
a.CF3COOH＞CCl3COOH：F电负性大于Cl，F—C极性大于Cl—C，则O—H极性大， 酸性强。
b.HCOOH＞CH3COOH＞CH3CH2COOH，烷基为推电子基，其他为吸电子基，推电 子基团越多，O—H极性越小，酸性越弱。
（3）分子的溶解性
①“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。
②氢键的影响：若溶剂和溶质分子间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。
③化学反应的影响：若溶质与水发生化学反应，则溶解度增大。如SO2与水发生反应 生成H2SO3，而H2SO3溶于水，增大了SO2的溶解度。
④某些基团的影响：常见的亲水基团有羟基、羧基、氨基、醛基等；常见的疏水基团 有烃基、酯基等。随着溶质分子中疏水基团中碳链的增长或疏水基团个数的增多，溶 质在水中的溶解度减小。如甲醇、乙醇、丙醇可以和水以任意比例互溶，而戊醇在水 中的溶解度明显减小。
2. 氢键及其对物质性质的影响
氢键不属于化学键，氢键的作用力要大于范德华力。对物理性质的影响：
（1）分子间氢键使物质沸点较高
例如，沸点：NH3＞PH3（NH3分子间形成氢键）、H2O＞H2S（H2O分子间形成氢 键）、HF＞HCl（HF分子间形成氢键）、C2H5OH＞CH3OCH3（C2H5OH分子间形成 氢键）。
（2）分子内氢键使物质的熔、沸点降低，如熔、沸点： ＜ 。
（3）使物质易溶于水：如NH3、C2H5OH、CH3CHO、H2O2、CH3COOH等易溶于水 （分子与水分子间形成氢键）。
（4）解释一些特殊现象：例如水结冰体积膨胀（水分子间形成氢键，体积大，密度 小）。
■题组演练
大斥力，使H—O—H键角小于H—N—H
离子键、
氢键
2. （2025·北京东城二模）硼氢化钠（NaBH4）具有高理论氢含量，是优秀的储 氢材料。
解析：（1）B、F电子层数相同，核电荷数B＜F，原子半径B＞F，吸引电子能力B ＜F，使得BF3中B显正价、F显负价。
B、F电子层数相同，核电荷数B
＜F，原子半径B＞F，电负性F＞B，即吸引电子能力B＜F
前者
为正四面体形，键角为109°28'
解析：（3）a.NaH为Na＋和H－靠离子键形成的，电子式：Na＋[︰H]－，正确；b. 电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；离子半径： Na＋＜F－，错误；c.BF3为平面正三角形结构，分子中正负电荷中心重合，为非极 性分子，错误。
（3）下列说法正确的是 （填序号）。
a.NaH的电子式：Na＋[︰H]－
b.离子半径：Na＋＞F－
c.BF3为极性分子
a
3. （2025·北京房山三模）三磷酸腺苷（ATP）是生物体的供能物质，由腺苷（A）与 磷酸反应而成。
ATP与
H2O形成氢键数目多
解析：（1）ATP中含更多羟基，更易与H2O形成较多数目的氢键，导致其比A更 易溶于水。
（2）ATP中的碱基与尿嘧啶作用时，形成的氢键的种类可能有 种。
解析：（2）尿嘧啶为 ，当氢原子连接在 电负性大且原子半径小的原子（例如氟、 氧、氮）上时，可以形成氢键；ATP中的碱 基与尿嘧啶作用时，形成的氢键的种类可能 有N—H…N、N—H…O，有2种。
2
（3）磷的含氧酸除了H3PO4以外，还有亚磷酸（H3PO3）等。
①H3PO3是二元酸，在水中O—H键能断裂解离出H＋而P—H键不能，从元素性质的角 度解释其原因： 。
O的电负性大于P的，O—H键极性大于P—H键
O
O有孤电子对可以作
配位原子，P没有孤电子对不可作配位原子(共13张PPT)
专题3　物质结构与性质
主观题型1　原子核外电子排布
高考重点：试题一般以学生熟悉的元素或核裂变反应为素材，对物质的原子结构和核 外电子排布等基础知识进行考查，能力要求较低。主观题以填空或选择形式考查核外 电子（或价电子）排布式（或排布图），以及能量高低的比较，考查学生信息获取与 加工、逻辑推理和论证的能力。
■真题调研
解析：尿素分子（H2NCONH2）中C原子形成3个σ键，无孤电子对，采取的轨道杂化 方式为sp2杂化。
2. （2025·安徽卷节选）某含锶（Sr）废渣主要含有SrSO4、SiO2、CaCO3、SrCO3和 MgCO3等，锶位于元素周期表第五周期第ⅡA族。基态原子价电子排布式为 。
解析：锶位于元素周期表第五周期第ⅡA族，价电子数等于主族序数，基态原子价电 子排布式为5s2。
sp2
5s2
3. （2025·河北卷节选）铬盐产品广泛应用于化工、医药、印染等领域。基态铬原子 的价层电子排布式： 。
解析：Cr为24号元素，位于第ⅥB族，价电子数等于族序数，故基态铬原子的价层电 子排布式：3d54s1。
4. （2025·云南卷节选）从褐铁矿型金—银矿（含Au、Ag、Fe2O3、MnO2、CuO、 SiO2等）中提取Au、Ag，基态Cu原子的价层电子排布式为 。
解析：Cu为29号元素，位于元素周期表的第11列，价电子数为11，所以基态Cu原子 的价层电子排布式为3d104s1。
5. （2025·湖北卷节选）氟化钠是一种用途广泛的氟化试剂，基态氟离子的电子排布 式为 。
解析：基态F－的电子排布式为1s22s22p6。
3d54s1
3d104s1
1s22s22p6
■重点理解
1. 排布规律
（1）能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨 道，使整个原子的能量最低，电子填入能级的顺序为 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p……
（2）泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋相反的电子。
（3）洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。
（4）洪特规则特例：能量相同的原子轨道在全充满、半充满或全空状态时，体系的 能量最低。
2. 表示方法
表示方法 举例（以S原子为例）
电子排布式 1s22s22p63s23p4
简化电子排布式 [Ne]3s23p4
电子排布图
（轨道表示式）
价电子排布式 3s23p4
价电子排布图
（轨道表示式）
↑↓
↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓
↑↓
↑↓ ↑ ↑



↑↓

↑↓ ↑ ↑
3. 价电子排布式的书写方法
对于主族元素和0族元素，写出最外层电子排布式即可；对于过渡金属元素，其价电 子排布式一般符合（n－1）d1～10ns1～2（n≥4）。如Cr的价电子排布式为3d54s1。
4. 离子核外电子排布式的书写方法
先写出基态原子的核外电子排布式，再由外向内失去电子或补充电子（基态原子失去 电子时总是优先失去最外层电子），即得到相应阳离子或阴离子的核外电子排布式。 如Cr3＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d3或[Ar]3d3。
5. 以练促学
完成下列表格
微粒 简化电子排布式 微粒 简化电子排布式
Cu Cu＋
Fe Fe2＋
Cr Cr3＋
Mn Mn2＋
Zn Zn2＋
Ti Ti2＋
Ni Ni2＋
[Ar]3d104s1
[Ar]3d104s1
[Ar]3d10
[Ar]3d64s2
[Ar]3d6
[Ar]3d54s1
[Ar]3d3
[Ar]3d5
[Ar]3d104s2
[Ar]3d10
[Ar]3d24s2
[Ar]3d2
[Ar]3d84s2
[Ar]3d8
微粒 简化电子排布式 价电子排布式
Cu2＋ [Ar]3d9
Fe3＋ [Ar]3d5
As [Ar]3d104s24p3
Br [Ar]3d104s24p5
Br－ [Ar]3d104s24p6
Co [Ar]3d74s2
Co2＋ [Ar]3d7
3d9
3d5
4s24p3
4s24p5
4s24p6
3d74s2
3d7
■题组演练
↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑
↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑
。
6

2. （2025·浙江二模）氮及其化合物在能源领域应用广泛。氮气非常稳定，通常只能 与电离能小的Li、Mg等金属元素形成离子型化合物。基态N原子价层电子排布式 为 。
　　
解析：N是7号元素，基态N原子价层电子排布式为2s22p3。
2s22p3
3. （2025·北京西城二模）硅及其化合物在很多领域有广泛的应用。基态硅原子的价
层电子轨道表示式是 　　　 　。
↑↓
↑ ↑
解析：基态硅原子的价层电子排布式为3s23p2，价层电子轨道表示式是
↑↓
↑ ↑
。
4. （2025·北京海淀三模）黄铜矿（主要成分为CuFeS2）可用于生产Cu和硫酸。基态 Cu原子的核外电子排布式为 。
解析：铜为29号元素，基态Cu原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s1或 1s22s22p63s23p63d104s1。
[Ar]3d104s1（或1s22s22p63s23p63d104s1）(共21张PPT)
专题3　物质结构与性质
主观题型2　电离能、电负性、共价键、
杂化方式与分子空间结构
高考重点：试题主要考查电离能、电负性、共价键、杂化方式与分子空间结构。命题 情境新颖，注重考查第一电离能、电负性大小的比较、化学键类型的判断、分子构型 的判断、中心原子杂化方式等必备知识。此类试题要求学生在物质结构决定性质思想 指导下进行分析，主要考查学生信息获取能力和逻辑推理能力。
　
正四面体形
sp2
2. （2024·全国甲卷）第ⅣA族元素具有丰富的化学性质，其化合物有着广泛的应 用。回答下列问题：
（1）CaC2俗称电石，该化合物中不存在的化学键类型为 （填标号）。
a.离子键 b.极性共价键
c.非极性共价键 d.配位键
bd
（2）一种光刻胶薄膜成分为聚甲基硅烷 ，其中电负性最大的元素是 ，硅 原子的杂化轨道类型为 。
解析：（2）一种光刻胶薄膜成分为聚甲基硅烷 ，含C、Si、H三种元素，其电 负性大小：C＞H＞Si，则电负性最大的元素是C；硅原子与周围的4个原子形成共价 键，没有孤电子对，价层电子对数为4，则硅原子的杂化轨道类型为sp3。
C
sp3
3. （2024·北京卷）SnCl2和SnCl4是锡的常见氯化物，SnCl2可被氧化得到SnCl4。
（1）SnCl2分子的VSEPR模型名称是 。
（2）SnCl4的Sn—Cl是由锡的 轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。
平面三角形
sp3杂化
元素C、N、O中，第一电离能最大的是 ，电负性最大的是 。
　
解析：同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但N原子2p轨道为半充满稳定 结构，第一电离能：N＞O＞C；同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，因此电负 性：O＞N＞C。
N
O
■重点理解
1. 元素第一电离能变化规律
（1）同周期元素随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。其中第ⅡA族 与第ⅢA族，第ⅤA族与第ⅥA族之间元素的第一电离能反常。
（2）同族元素从上到下第一电离能逐渐减小。
（3）同元素的逐级电离能越来越大。
2. 元素电负性递变规律
（1）同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大。
（2）同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小。
3. 离子键
离子键存在于离子化合物中。一般阴、阳离子的电荷越多、离子半径越小，离 子键越强。
4. 共价键
（1）σ键、π键（以碳原子之间成键为例）
共价键 举例 说明
单键（σ键）
双键（1个σ键、1个π键）
三键（1个σ键、2个π键） —C≡C—
大π键
（2）配位键
①配合物的组成：以[Cu（NH3）4]SO4为例，如图1所示。
②一般来说，配合物内界与外界之间为离子键，电荷相互抵消。
③配体（多齿配体）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（图2）。
5. 中心原子杂化类型和分子空间结构的相互判断
中心原子的杂化类型和分子的空间结构有关，二者之间可以相互判断。
分子组成
（A为中心原子） 中心原子
的孤电子
对数　　 中心原
子的杂
化方式 分子的
空间结构 实例
AB2 0 sp 直线形 BeCl2
1 sp2 V形 SO2
2 sp3 V形 H2O
AB3 0 sp2 正三角形 BF3
1 sp3 三角锥形 NH3
AB4 0 sp3 正四面体形 CH4
特别提醒：（1）用价层电子对互斥模型判断分子的空间结构，不仅要考虑中心原子 的孤电子对所占据的空间，还要考虑孤电子对对成键电子对的排斥力大小。排斥力大 小顺序为LP—LP＞LP—BP＞BP—BP（LP代表孤电子对，BP代表成键电子对）。
（2）键角大小的判断方法
①不同杂化类型
如键角：CH4＜BF3＜CO2。
②单键、双键、三键的影响（较少考查，了解）
三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序：
三键—三键＞三键—双键＞双键—双键＞双键—单键＞单键—单键。
③杂化类型相同，中心原子的孤电子对数越多，键角越小
④杂化类型和孤电子对数均相同，中心原子的电负性越大，键角越大
键角：NH3＞PH3＞AsH3。
解释：N、P、As的电负性逐渐减小，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。
⑤杂化类型和孤电子对数均相同，配位原子的电负性越大，键角越小
键角：NF3＜NH3。
解释：F的电负性比H大，NF3中成键电子对偏向F，成键电子对排斥力比NH3小，且 NF3的孤电子对偏向N，孤电子对对成键电子对的排斥力较大。对于第④、⑤种类 型，可以归纳为判断中心原子的电子云密度，中心原子的电子云密度越大，则该分子 的成键电子对排斥力越大，则键角越大。
■题组演练
1. （2025·江苏二模）丁二酮肟可用于检验溶液中的Ni2＋，原理如图。
（1）丁二酮肟中N原子的杂化轨道类型是 。
解析：（1）丁二酮肟中N原子的σ键电子对数为2，孤电子对数为1，则价层电子对数 为3，故N的杂化轨道类型是sp2。
sp2
（2）二（丁二酮肟）合镍为非极性分子，结构稳定，含有共价键、配位键、氢键等 作用力，请在图中方框内补全其结构。
解析：（2）丁二酮肟中两个羟基间形成氢键，故其结构为 。
NH3分子的VSEPR模型为四
面体形，含一个孤电子对，略去孤电子对，NH3分子的空间结构为三角锥形（NH3中
N采取sp3杂化，其中一个sp3杂化轨道被一个孤电子对占据）
3. （2025·浙江二模）硅及其化合物在很多领域有广泛的应用。Si、P、S原子的第一 电离能由小到大的顺序为 。
解析：同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但由于P的3p轨道处于半充满稳 定状态，因此第一电离能大于同周期相邻元素，则由小到大的顺序为Si＜S＜P。
Si＜S＜P
解析：（1）同周期元素从左到右电负性有增大趋势，同主 族元素从上到下电负性减小，N、F、P三种元素的电负性由 大到小的顺序为F＞N＞P。
F、N、P
sp2
正四面体形(共26张PPT)
专题3　物质结构与性质
主观题型5　晶体结构分析与计算
高考重点：试题主要以晶胞结构或新材料为载体，结合立体几何知识综合考查晶胞结 构分析、粒子数目、化学式、配位数、密度计算等必备知识。此类试题能力要求较 高，难度较大，考查学生逻辑推理能力、空间想象能力、综合分析与计算能力。
■真题调研
1. （2025·浙江1月卷节选）磷是生命活动中不可或缺的元素。某化合物的晶胞如图。 化学式是 。
Ca3PCl3
2. （2025·北京卷）通过MgCl2和[Mg（NH3）6]Cl2的相互转化可实现NH3的高 效存储和利用。[Mg（NH3）6]Cl2的晶胞是立方体结构，边长为a nm，结构示 意图如图所示。
（1）[Mg（NH3）6]Cl2的配体中，配位原子是 。
解析：（1）氨分子作配体，氮原子上有孤电子对，作配 位原子。
N

n

■重点理解
1. 常见共价晶体结构分析
（1）金刚石
①每个C与相邻4个C以共价键结合，形成正四面体形结构；
②键角均为109°28'；
③最小碳环由6个C组成且6个C不在同一平面内；
④每个C参与4个C—C的形成，C原子数与C—C数之比为1∶2；
（2）SiO2
①每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体形结构；
③最小环上有12个原子，即6个O、6个Si；
（3）SiC、BP、AlN
①每个原子与另外4个不同种类的原子形成正四面体形结构；
2. 常见分子晶体结构分析
（1）干冰
①8个CO2位于立方体的顶角且在6个面的面心各有1个CO2；
②每个CO2分子周围紧邻的CO2分子有12个；
（2）白磷
①面心立方最密堆积；
3. 常见离子晶体结构分析
典型离子晶体模型的配位数
晶体 晶胞 配位数
NaCl
Na＋、Cl－的配位数均为6
CsCl
Cs＋、Cl－的配位数均为8
ZnS
Zn2＋、S2－的配位数均为4
CaF2
Ca2＋（ ）的配位数为8；F－（ ）的配位数为4
4. 晶胞分析的方法——均摊法
晶胞 均摊规则
正方体
正六棱柱
正三棱柱
5. 晶体密度及粒子间距离的计算方法
（1）计算晶体密度的方法
（2）计算晶体中粒子间距离
①分析思路
②常见堆积模型粒子之间的距离（a为晶胞参数，r为粒子半径）
简单立方
a＝2r
体心立方
面心立方
六方密堆积
a＝2r
金刚石型
6. 原子坐标与投影图
（1）体心立方晶胞结构模型图的原子坐标与投影图
③沿体对角线的投影为
②沿x、y轴的投影图为
（2）面心立方晶胞结构模型图的原子坐标与投影图
③沿体对角线的投影为
②沿x、y轴的投影图为
（3）金刚石晶胞结构模型的原子坐标与投影图
③沿体对角线的投影为
②沿x、y轴的投影图为
■题组演练
1. （2025·北京丰台二模）氮元素及其化合物在各领域中应用广泛。氮化钛（TiN） 是一种优良的高温结构材料，晶胞结构如图所示。
（1）与每个Ti原子等距且紧邻的Ti原子数目是 。
解析：（1）由晶胞结构图可知，与体心的Ti等距且紧邻的Ti位 于12条棱的棱心，数目是12，故与每个Ti原子等距且紧邻的Ti 原子数目是12。
12

2. （2025·北京东城二模）硼氢化钠（NaBH4）具有高理论氢含量，是优秀的储氢材 料。NaBH4晶体的一种晶胞形状为立方体，结构如图所示。
6
（2）已知该晶胞的体积为a cm3，NA为阿伏加德罗常数的值。则1 cm3晶体中，氢元素的质量为 g（用含NA的代数式表示）。
(共21张PPT)
专题3　物质结构与性质
主观题型4　晶体类型与微粒间作用力原因解释
高考重点：试题常以晶胞结构或新材料为载体，考查晶体的结构与性质，主要涉及晶 体中化学键的类型、化学式、配位数、密度、棱长等的计算等必备知识。此类试题能 力要求较高，主要考查学生信息获取与加工、逻辑推理和论证、分析与计算能力。
■真题调研
解析：由HMF和FDCA的结构可知，HMF和FDCA均能形成分子间氢键，但FDCA形 成的分子间氢键更多，使得FDCA的熔点远大于HMF。
FDCA形成的分子间氢键
更多
物质 SnF4 SnCl4 SnBr4 SnI4
熔点/℃ 442 －34 29 143
解析：根据表中数据可知，SnF4的熔点远高于其余三种物质，故SnF4属于离子晶 体，SnCl4、SnBr4、SnI4属于分子晶体，离子晶体的熔点比分子晶体的高，SnCl4、 SnBr4、SnI4三种物质的相对分子质量依次增大，分子间作用力依次增强，熔点逐渐 升高。
SnF4属于离子晶体，SnCl4、SnBr4、SnI4属于分子晶
体，离子晶体的熔点比分子晶体的高，分子晶体的相对分子质量越大，分子间作用
力越强，熔点越高
3. （2023·全国乙卷）中国第一辆火星车“祝融号”成功登陆火星。探测发现火星上 存在大量橄榄石矿物（MgxFe2－xSiO4）。回答下列问题：
（1）基态Fe原子的价层电子排布式为 。橄榄石中，各元素电负性大小顺序 为 ，铁的化合价为 。
解析：（1）Fe为26号元素，基态Fe原子的价层电子排布式为3d64s2。元素的金属性 越强，其电负性越小，元素的非金属性越强则其电负性越大，因此，橄榄石 （MgxFe2－xSiO4）中，各元素电负性大小顺序为O＞Si＞Fe＞Mg；因为MgxFe2－ xSiO4中Mg、Si、O的化合价分别为＋2、＋4和－2，根据化合物中各元素的化合价的 代数和为0，令Fe的化合价为a，则2x＋a（2－x）＋4＝8，所以a＝2，即铁的化 合价为＋2。
3d64s2
O＞Si＞Fe＞Mg
＋2
（2）已知一些物质的熔点数据如下表：
物质 熔点/℃
NaCl 800.7
SiCl4 －68.8
GeCl4 －51.5
SnCl4 －34.1
钠的电负性小于硅，
氯化钠为离子晶体，而SiCl4为分子晶体
随着同族元素的
电子层数的增多，其熔点依次升高，其原因是SiCl4、GeCl4、SnCl4均为分子晶体，
分子晶体的熔点由分子间作用力决定，分子间作用力越大则其熔点越高；随着其相
对分子质量增大，其分子间作用力依次增大
解析：（2）Na与Si均为第三周期元素，NaCl熔点明显高于SiCl4，原因是钠的电负性 小于硅，氯化钠为离子晶体，其熔点较高；而SiCl4为分子晶体，其熔点较低。由表 中的数据可知，SiCl4、GeCl4、SnCl4熔点变化趋势为随着同主族元素的电子层数的 增多，其熔点依次升高，其原因是SiCl4、GeCl4、SnCl4均为分子晶体，分子晶体的 熔点由分子间作用力决定，分子间作用力越大则其熔点越高；随着其相对分子质量 增大，其分子间作用力依次增大。
■重点理解
1. 不同晶体的特点比较
离子晶体 金属晶体 分子晶体 共价晶体
概念 阳离子和阴离子 通过离子键结合 而形成的晶体 通过金属离子与 自由电子之间的 较强作用形成的 晶体 分子间以分子间 作用力相结合的 晶体 相邻原子间以共 价键相结合而形 成空间网状结构 的晶体
晶体微 粒 阴、阳离子 金属阳离子、自 由电子 分子 原子
微粒之 间
作用力 离子键 金属键 分子间作用力
（范德华力、氢 键） 共价键
离子晶体 金属晶体 分子晶体 共价晶体
性 质 熔、 沸点 较高 有的高（如 铁）、有的低 （如汞） 低 很高
硬度 硬而脆 有的大、有的小 小 很大
溶解 性 一般情况下，易 溶于极性溶剂 （如水），难溶 于有机溶剂 钠等可与水、醇 类、酸类反应 极性分子易溶于 极性溶剂；非极 性分子易溶于非 极性溶剂 不溶于任何溶剂
2. 晶体类别的判断方法
（1）依据构成晶体的微粒和微粒间作用力判断
由阴、阳离子形成的离子键构成的晶体为离子晶体；由原子形成的共价键构成的晶体 为共价晶体；由分子依靠分子间作用力形成的晶体为分子晶体；由金属阳离子、自由 电子以金属键构成的晶体为金属晶体。
（2）依据物质的分类判断
①活泼金属氧化物和过氧化物（如K2O、Na2O2等）、强碱（如NaOH、KOH等）、绝 大多数的盐是离子晶体。
②部分非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物、几乎所有的酸、绝大多 数有机物的晶体是分子晶体。
③常见的单质类共价晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的化合物类共价晶体有 SiC、SiO2、AlN、BP、GaAs等。
④金属单质、合金是金属晶体。
（3）依据晶体的熔点判断
不同类型晶体熔点大小的一般规律：共价晶体＞离子晶体＞分子晶体。金属晶体的熔 点差别很大，如钨、铂等熔点很高，铯等熔点很低。
（4）依据导电性判断
①离子晶体溶于水和熔融状态时均能导电。
②共价晶体一般为非导电体。
③分子晶体为非导电体，但分子晶体中的电解质（主要是酸和强极性非金属氢化物） 溶于水时，分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，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
一般情况下，硬度：共价晶体＞离子晶体＞分子晶体。金属晶体多数硬度大，但也有 较小的，且具有较好的延展性。
3. 晶体熔、沸点的比较
（1）共价晶体
原子半径越小→键长越短→键能越大→熔、沸点越高
如熔点：金刚石＞碳化硅＞晶体硅。
（2）离子晶体
一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子间的作用力就越强，离子 晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞NaCl＞CsCl。
②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如熔、沸点： SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。
③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越 高，如熔、沸点：CO＞N2。
④在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如熔、沸点：正戊烷＞异戊烷。
（3）分子晶体
①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反 常的高，如沸点：H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。
（4）金属晶体
金属离子半径越小，所带电荷数越多，其金属键越强，熔、沸点就越高，如熔、沸 点：Na＜Mg＜Al。
解析：（1）晶体硅的熔点和硬度均低于金刚石，其原因是晶体硅和金刚石都属于共 价晶体，原子半径：C＜Si，键长：C—C＜Si—Si，键能：C—C＞Si—Si，键能越 大，熔点越高、硬度越大。
晶体硅和金刚石都属于共价晶
体，原子半径：C＜Si，键长：C—C＜Si—Si，键能：C—C＞Si—Si，键能越大，熔
点越高、硬度越大
解析：（2）硅晶体中硅原子之间具有方向性和饱和性，金属晶体中金属键没有方向 性和饱和性，故a不选；金刚石是共价晶体，若硅有导电性，且导电能力大于金刚 石，则可说明硅的晶体类型略向金属晶体过渡，故答案为b。
（2）下列能说明硅的晶体类型略向金属晶体过渡的是 。
a.硅原子之间的相互作用具有方向性和饱和性
b.硅有导电性，导电能力大于金刚石
b
2. （2025·北京海淀三模）超分子指多个分子组合在一起形成的具有特定结构和功能 的聚集体，超分子内部分子之间通过非共价键相结合。冠醚是大环多醚类物质的总 称，可由不同大小的空穴适配不同大小的阳离子。如图为常见的三种冠醚结构。冠醚 a可适配Co2＋，冠醚c可适配K＋。
某分子（结构如图所示）能与冠醚b形成一种分子梭。
解析：（1）位点1中N原子为sp2杂化，键角约为120°，位点2中N原子为sp3杂化， 且含有1个孤电子对，键角小于109.5°，故C—N—C键角的大小为位点1＞位点2。
C—N—C键角：
位点1＞位点2；位点1处N为sp2杂化，键角约为120°，位点2处N为sp3杂化，且含有
1个孤电子对，键角小于109.5°
（2）可以通过加入酸或碱使冠醚b在该分子梭的位点1和位点2之间来回移动。加酸 后，冠醚b移动到位点2，此时冠醚b与位点2之间的作用力类型为 （填字母序 号）。
a.共价键 b.离子键
c.静电相互作用 d.氢键
解析：（2）该分子梭可以通过加入酸或碱使冠醚b在位点1和位点2之间来回移动， 说明冠醚b与位点2之间的相互作用为静电相互作用和氢键，故选cd。
cd
3. （2025·江苏盐城三模）回答下列问题。
（1）NaBH4中组成元素的电负性从大到小的顺序为 （用元素符号表 示）。NaBH4中阴离子的空间结构为 。
H＞B＞Na
正四面体形
② 中sp2与sp3杂化的碳原子数目之比为 。
O—H＞氢
键＞范德华力
形成的是分
子内的氢键，而　 可形成分子间的氢键，分子间氢键使分子间的作
用力增大
4∶1
解析：（2）①化学键是相邻两个或多个原子之间强烈的相互作用；分子间的范德华 力和氢键均属于分子间作用力的范畴，但氢键强于范德华力，所以它们从强到弱的 顺序依次为O—H、氢键、范德华力；对羟基苯甲醛易形成分子间氢键，邻羟基苯甲 醛易形成分子内氢键，分子间氢键使分子间作用力增大，所以对羟基苯甲醛的沸点 比邻羟基苯甲醛的高。
②苯环、羧基、酯基的不饱和碳原子为sp2杂化，共8个，—CH2CH3为饱和碳原子， 采取sp3杂化，故sp2与sp3杂化的碳原子数目之比为4∶1。

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