物质结构与性质知识点总结材料
物质的分子结构与性质知识点总结
物质的分子结构与性质知识点总结物质的分子结构与性质是化学学科中的基础知识，它们描述了物质的微观构成和宏观性质。
本文将分析和总结物质的分子结构与性质的相关知识点，帮助读者更好地理解和应用这些概念。
一、物质的分子结构物质的分子结构是指物质由不同类型的分子组成的方式。
分子是由原子通过共价键连接而成，它们以一定的方式排列和组合形成特定的物质。
下面是几个重要的物质分子结构的类型：1. 离子晶体：由正负离子通过电静力相互作用而形成的晶体结构。
例如，氯化钠晶体由钠离子和氯离子相互排列而成。
2. 共价晶体：由一种或多种元素通过共价键相连接而形成的晶体结构。
例如，金刚石由碳原子通过共价键连接而成。
3. 金属晶体：由金属元素形成的晶体结构，其中金属原子以海洋模型分布。
例如，铁、铜等金属的晶体结构。
4. 分子晶体：由分子通过范德华力相互作用而形成的晶体结构。
例如，石蜡由长链烷烃分子通过范德华力相互作用而形成。
通过研究物质的分子结构，我们能够了解物质的化学性质、物理性质以及其在实际应用中的可能用途。
二、物质的性质物质的性质是指物质表现出来的特定特征和行为，包括化学性质和物理性质。
下面是几个常见的物质性质：1. 化学性质：物质在发生化学变化时表现出来的特征。
例如，金属与酸反应产生氢气，这是金属的一种化学性质。
2. 物理性质：物质在不发生化学变化时表现出来的特征。
例如，密度、熔点和沸点等物质的物理性质可以用于鉴别和分类物质。
物质的性质直接与其分子结构相关。
原子种类、原子之间的连接方式以及分子之间的相互作用方式会影响物质的化学性质和物理性质。
三、物质的性质与应用物质的性质对其实际应用具有重要影响。
根据不同的性质，物质可以用于以下几个方面：1. 化学反应：物质的化学性质决定了其参与化学反应的能力。
通过控制物质之间的化学反应，可以制备新的物质、改变物质的性质以及满足人们对特定材料的需求。
2. 材料科学：不同物质的物理性质可以满足不同的需求。
高中化学《选修三物质结构与性质》知识归纳
高中化学《选修三物质结构与性质》知识归纳选修三《物质结构与性质》是高中化学课程中的一本重要教材。
本书主要介绍了物质的结构与性质的关系，以及有机化合物、配位化学、无机材料等内容。
下面是关于该教材的知识归纳。
第一章物质的结构和性质1.物质的微观结构：原子、离子和分子是物质的微观结构。
2.物质的宏观性质：密度、熔点、沸点、导电性、导热性、溶解性等是物质的宏观性质。
3.物质的宏观性质与微观结构的关系：物质的性质与其微观结构相关，如金属的导电性、晶体的硬度等。
第二章有机化合物的结构和性质1.有机化合物的元素组成：有机化合物主要由碳、氢和少量氧、氮、硫等元素组成。
2.有机化合物的结构：有机化合物由分子构成，分子由原子通过共价键连接。
3.有机化合物的性质：有机化合物具有燃烧性、酸碱性、氧化还原性、流动性、挥发性等特性。
4.有机物的分类：根据分子中所含的官能团，有机物可分为醇、酮、醛、酸、酯、醚、芳香化合物等不同类型。
第三章有机反应与有机合成1.有机反应的定义：有机反应是指有机化合物在适当条件下发生变化，形成具有新性质的有机化合物。
2.脱水反应：脱水反应是指有机化合物中的水分子与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。
3.氢化反应：氢化反应是指有机化合物中的氢气与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。
4.酸碱催化：酸碱催化是指在酸碱存在的条件下，有机化合物的反应速率增加。
第四章金属配合物1.配位化合物的概念：配位化合物是指由一个或多个给体与一个或多个受体之间通过配位键结合形成的化合物。
2.配位键：配位键是指由配体中的一个或多个电子对与金属离子形成的共价键。
3.配位数：配位数是指一个金属离子周围配位体的数目。
4.配位化合物的性质：配位化合物具有明显的颜色、溶解度、稳定性等特性。
第五章无机材料1.无机材料的分类：无机材料可分为金属材料、非金属材料和无机非金属材料。
2.无机材料的性质：金属材料具有导电性、延展性、塑性等特性；非金属材料主要用于绝缘材料、陶瓷材料等；无机非金属材料具有耐高温、耐腐蚀等特性。
化学选修三物质结构与性质知识重点总结
化学选修三物质结构与性质知识重点总结化学选修三的内容主要涉及物质的结构与性质，包括原子结构、分子结构和晶体结构的相关知识。
下面将对这些重点知识进行总结，并探讨它们在化学领域中的应用。
一、原子结构原子是物质的基本单位，它包含有质子、中子和电子三种基本粒子。
质子带正电荷，是原子核的组成部分；中子没有电荷，与质子一起组成原子核；电子带负电荷，围绕原子核旋转。
原子的结构可以用质子数（即原子序数）和中子数来描述。
在原子结构方面，我们需要了解的重点知识包括：原子序数、质子数、中子数以及电子排布规则。
比如，氢的原子序数为1，它的原子核中只有一个质子，没有中子，电子的排布规则遵循来自于泡利不相容原理、安培右手定则和洪特规则。
原子结构的理解对于进一步研究分子结构和反应机理非常重要，它可以帮助我们预测化学性质和物理性质，从而指导实验操作和化学反应的发展。
二、分子结构分子是由两个或多个原子通过共享电子形成的稳定结构。
分子结构包括键长、键角和分子形状等方面的特征。
在研究分子结构时，我们需要了解以下几个重点知识。
1. 共价键共价键是由两个原子之间共享电子形成的。
共价键可以进一步划分为单键、双键和三键。
单键的键能较小，稳定性较弱，而双键和三键的键能更高，稳定性更强。
2. 极性键与非极性键极性键是由两个成键原子的电负性差引起的，它会导致电子在分子中不均匀分布，使分子具有极性。
非极性键是电负性相近的原子形成的，其电子分布均匀，使分子无极性。
3. 分子形状分子的形状决定了其性质和化学反应的方式。
常见的分子形状包括线性、三角形、四面体等。
分子形状的确定可以通过VSEPR理论来推导。
分子结构与化学性质密切相关，通过研究分子结构，我们可以预测分子的稳定性、反应性和物理性质。
三、晶体结构晶体是由具有规则排列的原子、分子或离子组成的固体。
晶体结构的确定对于研究物质的性质和特性非常重要。
以下是晶体结构的重点知识。
1. 晶体结构类型晶体结构可以分为离子晶体、共价晶体和金属晶体等类型。
高中化学选修3-物质结构和性质-全册知识点总结
高中化学选修3物质结构与性质知识点总结主要知识要点：1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。
2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E （5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。
原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。
根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。
（5）基态和激发态①基态：最低能量状态。
处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。
基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。
利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
物质结构与性质总结
立体结 杂化轨道理论简介 构 配合物理论简介 键的极性和分子的极性 分子的 范德华力及其对物质性质的影响 性质 氢键及其对物质性质的影响 溶解性
手性 含氧酸分子的酸性
晶 体 结 构 与 性 质
晶体和非晶体 晶体常识 晶体中重复出现的最 晶胞 基本的结构单元 分子晶 体与原 子晶体 分子晶体 原子晶体 简单立方 钾型
化学竞赛辅导课件
高中化学选修3《物质结构与性质》 高中化学选修 《物质结构与性质》 知识点归纳
原子结构 物 质 结 构 与 性 质 原子结构与性质 原子结构与元素性质 共价键 分子结构与性质 分子的立体结构 分子的性质 晶体常识 晶体结构与性质 分子晶体与原子晶体 金属晶体 离子晶体
掉一个电子成为＋ 价气 掉一个电子成为＋1价气 能量最低原理、基态与激发态、 能量最低原理、基态与激发态、光谱 子 态阳离子所需要消耗的 电子云与原子轨道 结 能量， 能量，称为第一电离能 构 ）；依次类推 依次类推。 （I1）；依次类推。 用来描述不同元素的 与 原子对键合电子吸引力 性 的大小， 的大小，电负性越大的 质 原子结 原子结构与元素周期表 原子对键合电子的吸引 原子半径 构与元 力越大。 力越大。
原
能层与能级 原子 构造原理 从元素的气态原子去 结
共价键 共价键 分 子 结 构 与 性 质 键参数
键和π σ键和π键 一类是中心原子上
的价电子都用于形成共 键能、 键能、键长与键角
价键， 价键， 形形色色的分子 第二类是中心原子 上有孤电子对 上有孤电子对 分子的 价层电子对互斥模型
金属键 金属晶体 金属晶体的原 子堆积模型 铜型和镁型 离子晶体 离子晶体 气态离子形成1mol离 气态离子形成 离 晶格能
子晶体释放的能量
物质结构与性质常考点归纳
物质结构与性质常考点归纳物质的结构与性质是化学的重要内容之一，涉及到物质的组成、分子构型、化学键等方面，对于我们理解物质的物理和化学性质具有重要的意义。
下面是对物质结构与性质的常考点的归纳：1.原子结构与元素周期表原子是物质的基本组成单位，由电子、质子和中子组成。
电子在不同的能级上分布，通过填充不同的电子壳层，形成不同元素的原子结构。
元素周期表是根据元素的原子结构和元素性质所进行的分类，鼓励掌握元素周期表的排列规律，了解元素的周期性变化和元素性质之间的关系。
2.化学键与分子构型化学键是原子间相互作用的结果，包括离子键、共价键和金属键等。
离子键是电子从一个原子转移到另一个原子形成的，如盐的结构。
共价键是原子通过共享电子形成的，如氢气的结构。
金属键是金属中自由电子负责连接金属原子形成的良好的自由度。
掌握化学键的形成和性质可帮助我们理解物质的分子构型和分子间的相互作用。
3.有机化合物的结构与性质有机化合物是由碳元素组成的化合物，包括碳氢化合物、含氧、氮、硫等元素的化合物。
了解有机化合物的结构与性质对于学习有机化学具有重要意义。
常见的有机化合物常考点包括碳链结构、立体化学、官能团、同分异构体等。
4.物质的晶体结构与性质晶体是具有有序、周期排列的结晶体系，它们是由离子、分子或原子按照一定的规则进行排列和成键形成的。
晶体的结构与性质密切相关，例如晶体的硬度、熔点和导电性等。
了解晶体的结构可以帮助我们理解物质的各种性质，并对材料的应用有所启示。
5.溶液的结构与性质溶液是由溶质和溶剂组成的，涉及到物质在不同状态下的相互转化和相互作用。
了解溶液的结构与性质，例如溶解度、溶解热等对于理解溶液的稳定性及其应用有重要意义。
6.气体的结构与性质气体是一种无定形的物质状态，气体分子之间的距离和相互间的相互作用力较小。
气体的结构与性质涉及到气体分子的运动方式、压力、体积和温度之间的关系，了解气体的结构与性质对于理解气体的物理性质和工业应用有重要意义。
物质结构与性质知识点
物质结构与性质知识点1. 原子结构- 原子由原子核和环绕其周围的电子云组成。
- 原子核包含质子和中子，质子带正电，中子不带电。
- 电子带负电，存在于不同的能级轨道上。
2. 元素周期表- 元素周期表按照原子序数（质子数）排列所有已知的化学元素。
- 元素周期表分为7个周期和18个族（组）。
- 元素的性质（如原子半径、电负性、离子化能）在周期表中呈周期性变化。
3. 化学键- 化学键是原子之间的相互作用，使它们结合在一起形成分子或晶体结构。
- 有三种基本类型的化学键：离子键、共价键和金属键。
- 离子键由电荷相反的离子间的静电吸引力形成。
- 共价键由两个或多个非金属原子共享电子对形成。
- 金属键是金属原子之间的特殊类型的化学键，涉及“电子海”的形成。
4. 分子结构- 分子是由两个或多个原子通过化学键结合而成的稳定组合。
- 分子的几何形状受到化学键和孤对电子的排布影响。
- 价层电子对互斥理论（VSEPR）用于预测分子的形状和极性。
5. 晶体结构- 晶体是由原子、离子或分子按照规则的几何图案排列形成的固体。
- 晶体结构的类型包括分子晶体、离子晶体、金属晶体和共价晶体。
- 晶体结构的对称性和排列方式决定了材料的物理性质，如硬度、熔点和电导率。
6. 物质的相变- 物质可以在固态、液态和气态之间转换，这种转换称为相变。
- 相变过程中，物质的物理性质会发生显著变化，如体积、密度和热容。
- 相变通常伴随着能量的吸收或释放，如熔化、蒸发和凝结。
7. 化学性质- 化学性质描述物质在化学反应中的行为。
- 包括氧化还原反应、酸碱反应、沉淀反应等。
- 化学性质受到原子的电子排布和化学键类型的影响。
8. 物理性质- 物理性质是物质不需要发生化学变化就能表现出来的性质。
- 包括密度、熔点、沸点、硬度、颜色、导电性和热导率等。
- 物理性质可以通过测量和观察直接获得。
9. 热力学性质- 热力学性质涉及物质在热力学过程中的能量变化。
- 包括焓、熵、自由能和热容等。
高中化学物质结构与性质知识点总结
高中化学物质结构与性质知识点总结化学是一门研究物质结构与性质的科学，它揭示了物质的本质和变化规律。
高中化学中，物质结构与性质是一个重要知识点，通过对此进行总结可以帮助我们更好地理解化学世界。
本文将对高中化学物质结构与性质的知识点进行总结，希望能对大家的学习有所帮助。
1. 原子结构在高中化学中，原子是构成一切物质的基本粒子。
原子由质子、中子和电子组成，质子和中子位于原子核中，电子绕核运动。
质子的电荷为正，中子不带电，电子的电荷为负。
原子的核外电子层数决定了元素的性质，元素周期表中的主量子数n表示了电子的能级，核外电子个数与元素周期数相对应。
2. 元素周期表元素周期表是按原子序数排列的化学元素表格，具有一定规律性。
元素周期表包含了所有元素的基本信息，如元素符号、相对原子质量、原子序数等。
周期表中的元素按周期和族排列，周期数代表了元素的电子最外层能级数，族数代表了元素最外层电子种类。
元素周期表中的元素具有周期性规律，比如原子半径、电负性等特性会随周期和族数的变化而变化。
3. 共价键与离子键原子间的化学键可以分为共价键和离子键两种。
共价键是由电子的共享形成的化学键，通常形成在非金属原子之间，如氧气分子中的O=O键。
离子键是由正负电荷吸引形成的化学键，通常形成在金属和非金属原子间，如氯化钠中的Na+与Cl-离子间的键。
共价键和离子键的形成涉及电子的轨道重叠和电子的转移，决定了物质的性质。
4. 分子结构分子是由原子通过共价键结合形成的小团体，分子的结构直接影响了物质的性质。
分子的几何构型决定了分子的极性和反应性，比如水分子的角形结构使其具有极性，导致其具有高的溶解度和独特的氢键结构。
分子的键的性质也会影响化合物的热力学性质，如键能决定了分子的热稳定性和反应活性。
5. 晶体结构晶体是由周期排列的离子、分子或原子通过化学键结合形成的有序固体，具有规则的晶格结构。
晶体结构决定了物质的宏观性质，比如硅晶体的周期性排列决定了硅材料的导电性和光学性质。
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物质结构与性质知识点总结一.原子结构与性质.一.认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义.1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.(2).原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。
基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。
3.元素电离能和元素电负性第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。
常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
(1).原子核外电子排布的周期性.随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.(2).元素第一电离能的周期性变化.随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势.说明：①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。
电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA 族、第ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。
Be、N、Mg、P②.元素第一电离能的运用：a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.b.用来比较元素的金属性的强弱. I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱.(3).元素电负性的周期性变化.元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.电负性的运用:a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素).b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键).c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）.d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）.二.化学键与物质的性质.离子键――离子晶体1.理解离子键的含义，能说明离子键的形成.了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释离子化合物的物理性质. (1).化学键：相邻原子之间强烈的相互作用.化学键包括离子键、共价键和金属键.(2).离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键.离子键强弱的判断:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高.离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量.晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大.离子晶体:通过离子键作用形成的晶体.典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子；氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子.(3).晶胞中粒子数的计算方法--均摊法.共价键－分子晶体――原子晶体2.了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求）.(1).共价键的分类和判断：σ键（“头碰头”重叠）和π键（“肩碰肩”重叠）、极性键和非极性键，还有一类特殊的共价键-配位键.(2).共价键三参数.共价键的键能与化学反应热的关系:反应热= 所有反应物键能总和－所有生成物键能总和.3.了解极性键和非极性键，了解极性分子和非极性分子及其性质的差异.(1).共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键.(2).键的极性：极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对发生偏移.非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移.(3).分子的极性：①.极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.②.分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定.非极性分子和极性分子的比较举例说明：③.相似相溶原理:极性分子易溶于极性分子溶剂中（如HCl易溶于水中），非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如CO2易溶于CS2中）.4.分子的空间立体结构（记住）常见分子的类型与形状比较平面三角形120°极性非极性BF3、SO3AB3三角锥形≠120°极性极性NH3、NCl3AB4正四面体形109°28′极性非极性CH4、CCl4AB3C 四面体形≠109°28′极性极性CH3Cl、CHCl3AB2C2四面体形≠109°28′极性极性CH2Cl2直线三角形 V形四面体三角锥V形H2O5.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系.(1).原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体.(2).典型的原子晶体有金刚石（C）、晶体硅(Si)、二氧化硅（SiO２）. 金刚石是正四面体的空间网状结构，最小的碳环中有6个碳原子，每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键；晶体硅的结构与金刚石相似；二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有6个硅原子和6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键.(3).共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高.如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅.7.了解简单配合物的成键情况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）.(1).配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键.即成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键.(2).①.配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子(或离子)以配位键形成的化合物称配合物,又称络合物.②.形成条件：a.中心原子(或离子)必须存在空轨道. b.配位体具有提供孤电子对的原子.③.配合物的组成.④.配合物的性质：配合物具有一定的稳定性.配合物中配位键越强，配合物越稳定.当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关.三.分子间作用力与物质的性质.1.知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别. 分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键.范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性.2.知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响.(1).分子晶体:分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体.典型的有冰、干冰.(2).分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：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，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高.例33.在常温常压下呈气态的化合物、降温使其固化得到的晶体属于A.分子晶体 B.原子晶体 C.离子晶体 D.何种晶体无法判断3.了解氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作要求）.NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高.影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氢化物中存在4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别.四、几种比较1、离子键、共价键和金属键的比较2、非极性键和极性键的比较3．物质溶沸点的比较（重点）（1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体（2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。
①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。
②分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。
③原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。
（3）常温常压下状态①熔点：固态物质>液态物质②沸点：液态物质>气态物质离子共存问题离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。
凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。
如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子(包括氧化一还原反应).一般可从以下几方面考虑1.弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中.如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均与OH-不能大量共存.2.弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。
如CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、AlO2-均与H+不能大量共存.3.弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存.它们遇强酸(H+)会生成弱酸分子;遇强碱(OH-)生成正盐和水. 如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等4.若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存.如：Ba2+、Ca2+与CO32-、SO32-、PO43-、SO42-等;Ag+与Cl-、Br-、I- 等;Ca2+与F-，C2O42- 等5.若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存.如：Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32- 等Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等;NH4+与AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等6.若阴、阳离子能发生氧化一还原反应则不能大量共存.如：Fe3+与I-、S2-;MnO4-(H+)与I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等;NO3-(H+)与上述阴离子;S2-、SO32-、H+7.因络合反应或其它反应而不能大量共存如：Fe3+与F-、CN-、SCN-等; H2PO4-与PO43-会生成HPO42-，故两者不共存常见气体的制取和检验⑴氧气制取原理——含氧化合物自身分解制取方程式——2KClO3 2KCl+3O2↑装置——略微向下倾斜的大试管,加热检验——带火星木条,复燃收集——排水法或向上排气法⑵氢气制取原理——活泼金属与弱氧化性酸的置换制取方程式——Zn+H2SO4 === H2SO4+H2↑装置——启普发生器检验——点燃,淡蓝色火焰,在容器壁上有水珠收集——排水法或向下排气法⑶氯气制取原理——强氧化剂氧化含氧化合物制取方程式——MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O装置——分液漏斗,圆底烧瓶,加热检验——能使湿润的蓝色石蕊试纸先变红后褪色;除杂质——先通入饱和食盐水(除HCl),再通入浓H2SO4(除水蒸气) 收集——排饱和食盐水法或向上排气法尾气回收——Cl2+2NaOH=== NaCl+NaClO+H2O⑷硫化氢①制取原理——强酸与强碱的复分解反应②制取方程式——FeS+2HCl=== FeCl2+H2S↑③装置——启普发生器④检验——能使湿润的醋酸铅试纸变黑⑤除杂质——先通入饱和NaHS溶液(除HCl),再通入固体CaCl2(或P2O5)(除水蒸气)⑥收集——向上排气法⑦尾气回收——H2S+2NaOH=== Na2S+H2O或H2S+NaOH=== NaHS+H2O⑸二氧化硫①制取原理——稳定性强酸与不稳定性弱酸盐的复分解②制取方程式——Na2SO3+H2SO4=== Na2SO4+SO2↑+H2O③装置——分液漏斗,圆底烧瓶④检验——先通入品红试液,褪色,后加热又恢复原红色;⑤除杂质——通入浓H2SO4(除水蒸气)⑥收集——向上排气法⑦尾气回收——SO2+2NaOH=== Na2SO3+H2O⑹二氧化碳①制取原理——稳定性强酸与不稳定性弱酸盐的复分解②制取方程式——CaCO3+2HClCaCl2+CO2↑+H2O③装置——启普发生器④检验——通入澄清石灰水,变浑浊⑤除杂质——通入饱和NaHCO3溶液(除HCl),再通入浓H2SO4(除水蒸气)⑥收集——排水法或向上排气法⑺氨气①制取原理——固体铵盐与固体强碱的复分解②制取方程式——Ca(OH)2+2NH4ClCaCl2+NH3↑+2H2O③装置——略微向下倾斜的大试管,加热④检验——湿润的红色石蕊试纸,变蓝⑤除杂质——通入碱石灰(除水蒸气)收集——向下排气法⑻氯化氢①制取原理——高沸点酸与金属氯化物的复分解②制取方程式——NaCl+H2SO4Na2SO4+2HCl↑③装置——分液漏斗,圆底烧瓶,加热④检验——通入AgNO3溶液,产生白色沉淀,再加稀HNO3沉淀不溶⑤除杂质——通入浓硫酸(除水蒸气)⑥收集——向上排气法⑼二氧化氮①制取原理——不活泼金属与浓硝酸的氧化—还原;②制取方程式——Cu+4HNO3===Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O③装置——分液漏斗,圆底烧瓶(或用大试管,锥形瓶)④检验——红棕色气体,通入AgNO3溶液颜色变浅,但无沉淀生成⑤收集——向上排气法⑥尾气处理——3NO2+H2O===2HNO3+NONO+NO2+2NaOH===2NaNO2+H2O⑩一氧化氮①制取原理——不活泼金属与稀硝酸的氧化—还原;②制取方程式——Cu+8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O③装置——分液漏斗,圆底烧瓶(或用大试管,锥形瓶)④检验——无色气体,暴露于空气中立即变红棕色⑤收集——排水法⑾一氧化碳①制取原理——浓硫酸对有机物的脱水作用②制取方程式——HCOOHCO↑+H2O③装置——分液漏斗,圆底烧瓶④检验——燃烧,蓝色火焰,无水珠,产生气体能使澄清石灰水变浑浊⑤除杂质——通入浓硫酸(除水蒸气)⑥收集——排水法⑿甲烷①制取方程式——CH3COONa+NaOH CH4↑+Na2CO3②装置——略微向下倾斜的大试管,加热③收集——排水法或向下排空气法⒀乙烯①制取原理——浓硫酸对有机物的脱水作用②制取方程式——CH3CH2OH CH2=CH2↑+H2O③装置——分液漏斗,圆底烧瓶,加热④除杂质——通入NaOH溶液(除SO2,CO2),通入浓硫酸(除水蒸气) 收集——排水法⒁乙炔①制取原理——电石强烈吸水作用②制取方程式——CaC2+2H2OCa(OH)2+CH CH↑③装置——分液漏斗,圆底烧瓶(或用大试管,锥形瓶)④检验——无色气体,能燃烧,产生明亮的火焰,并冒出浓的黑烟⑤除杂质——通入硫酸铜溶液(除H2S,PH3),通入浓硫酸(除水蒸气) 收集——排水法或向下排气法。