化学选修三 人教版知识点总结
人教版高中化学选修三知识点
人教版高中化学选修三知识点人教版高中化学选修三知识点第1篇(3)电负性①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。
元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。
②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
③变化规律金属元素的电负性一般小于，非金属元素的电负性一般大于，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在左右。
在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
4 . 电离能、电负性的应用(1)电离能的应用①判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强;反之越弱。
②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)如果某元素的In+1?In，则该元素的常见化合价为+n。
如钠元素I2?I1，所以钠元素的化合价为+1。
③判断核外电子的分层排布情况多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。
当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。
④反映元素原子的核外电子排布特点同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。
人教版高中化学选修三知识点第2篇原子结构与性质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。
2、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、3、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。
【人教版】高中化学选修3知识点总结
第一章原子结构与性质一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。
比如，p3的轨道式为或，而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
4. 基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K ：1s22s22p63s23p64s1。
高中化学选修三(人教版)知识要点
高中化学选修三(人教版)知识要点第一章原子结构与性质第一节原子结构【知识点】开天辟地现代大爆炸宇宙学理论宇宙大爆炸之初，产生了氢、氦、锂三种元素；元素不断演变出新的元素，至今氢仍为88.6%，是宇宙中含量最高的元素。
氢与氦共占宇宙元素总量的99.7%。
【知识点】能层和能级一、能层：按电子能量差异，将核外电子分为不同能层。
说明：能层也就是我们常规意义上的电子层，用K、L、M…等表示。
二、能级：同一能层电子（会互相影响），能量不同；同一能层中的电子可以分为能级。
1、每一能层的能级都从s开始；依次为s，p，d，f；说明：①同一能层中能级的能量一次升高，E(ns)＜E(np)……；但是在不同的能层中这个规律不一定成立，比如E(3s)＞E(2p)；②不同能层的同一能级的能量从内到外依次升高，比如E(1s)＞E(2s)…；③同一能层中的同一能级的不同轨道的能量是相等的；④不同能层的能级的能量大小，可以根据构造原理进行比较。
2、每一层的能级数目就是能层序数；比如第一层只有1个s能级。
3、能层不同的各能级容纳电子数目为s －2，p－6，d－10，f－14。
各能级所能容纳的最多电子数和能层数目无关。
4、每一能层最多容纳电子数目为2n2。
【知识点】构造原理、电子排布式、电子排布图（上海称为“电子排布的轨道表示式”）一、构造原理电子排布并不是简单的按照能层能量的大小顺序进行排布。
而是按照一定的能级顺序，先填满低能量的能级再排满高能量的能级。
这个规三、原子轨道电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。
不同能级电子有不同的电子云轮廓图：s-球形；p-哑铃型。
说明：p电子轨道中的三个轨道是相互垂直的。
【知识点】自旋、泡利原理、洪特规则一、自旋自旋是电子除了空间运动状态之外的一种运动状态。
每个轨道可以容纳两个电子，常称之为电子对，一般用相反的两个箭头表示。
这两个的电子的运动状态是相反的，一个顺时针一个是逆时针。
二、泡利原理在一个原子轨道中，最多可以容纳2个电子，而且其自旋状态相反。
化学选修三知识点总结
化学选修三知识点总结化学选修三主要涉及到有机化学的基本原理和有机化合物的合成方法，下面对这些知识点进行总结：1. 有机化学的基本概念：有机化学研究有机物的组成、结构、性质和变化规律。
有机物是由碳和氢构成的化合物，可分为烃、醇、酮、醚、酯、醚、醛、胺、酸等。
2. 共价键与配位键：有机物中的碳原子一般通过共价键与其他原子连接，共用电子对形成共价键。
配位键是由金属离子与配位子之间的电子共享形成的。
3. 有机物的软硬酸碱性：有机物中的碳原子带有正电荷，可被视为软酸；氧、硫等元素带有负电荷，可被视为软碱。
氮、磷等带有正电荷的原子可被视为硬酸，氧、氯等带有负电荷的原子可被视为硬碱。
4. 有机反应机理：有机反应机理是指有机化合物参与反应过程中的化学键的形成、断裂和移动等变化过程。
常见的有机反应机理有加合反应、消除反应、取代反应、重排反应等。
5. 醇和酚的合成和性质：醇是含有羟基（-OH）的有机化合物，通过醇的脱水反应可以合成酚。
醇和酚具有一定的酸碱性，可以发生酸碱反应和取代反应。
酚还具有酚醛试剂试验的特异性。
6. 醛和酮的合成和性质：醛和酮是由羰基（C=O）连接的有机化合物，通过酸催化的氧化反应可以合成醛。
醛和酮具有亲电性，可以发生加合反应、加氢反应、亲电取代反应等。
7. 脂肪酸和脂肪族酯的合成和性质：脂肪酸是通过醇和酸的酯化反应合成的，是长链碳酸的一种。
脂肪族酯是由醇和脂肪酸酯化合成的，常用作食品添加剂和工业原料。
8. 胺的合成和性质：胺是由氨基（-NH2）取代或连接到有机骨架上的化合物。
胺可以通过氨的取代反应或胺的加成反应合成，具有碱性和亲电性。
9. 芳香化合物及其衍生物的合成和性质：芳香化合物是由苯环及其衍生物组成的。
芳香化合物具有独特的稳定性和反应性，可以通过芳香取代反应和芳香合成反应进行合成。
10. 有机化合物的质谱分析：质谱分析是一种通过对化合物分子进行碎裂和质荷比分析，确定化合物的分子结构和相对分子质量的方法。
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质第一篇：【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质第三章晶体结构与性质课标要求1.了解化学键和分子间作用力的区别。
2.理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
3.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。
4.理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。
5.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。
要点精讲一.晶体常识 1.晶体与非晶体比较2.获得晶体的三条途径①熔融态物质凝固。
②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。
③溶质从溶液中析出。
3.晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。
晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。
4.晶胞中微粒数的计算方法——均摊法如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。
中学中常见的晶胞为立方晶胞立方晶胞中微粒数的计算方法如下：注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状二.四种晶体的比较2．晶体熔、沸点高低的比较方法（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
（2）原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高．如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅（3）离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。
（4）分子晶体①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。
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。
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。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
（5）金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。
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。
化学选修三主要知识点总结
化学选修三主要知识点总结化学选修三是高中化学课程中的一部分，主要包括溶液、电化学和化学动力学等内容。
这一部分内容在高中化学课程中具有较高的难度，涉及的知识点较为复杂，需要认真学习和理解。
本文将对化学选修三的主要知识点进行总结，帮助学生更好地掌握这一部分内容。
一、溶液1. 溶解度和溶解度曲线溶解度是指单位温度下溶液中能溶解的物质的最大量。
在一定温度下，不同物质的溶解度是不同的，可以用溶解度曲线来表示。
溶解度曲线是指以溶解度为纵坐标，温度为横坐标所作的曲线图。
通过溶解度曲线，可以分析出在不同温度下物质的溶解度变化规律。
2. 饱和溶液、过饱和溶液和不饱和溶液饱和溶液是指在一定温度下，溶液中已经溶解了最大量的溶质的溶液。
过饱和溶液是指在一定温度下，溶液中含有比其溶解度更多的溶质的溶液。
不饱和溶液是指在一定温度下，溶液中还可以溶解更多的溶质的溶液。
3. 影响溶解度的因素影响溶解度的因素有温度、压力和溶剂种类等。
温度越高，溶解度越大；压力对溶解度的影响较小；不同溶质在不同溶剂中的溶解度也会有所差异。
4. 致密度和溶解度当溶质的离子半径与溶剂中的溶剂分子的半径相近时，致密度现象会发生。
致密度现象会导致溶质在溶剂中溶解度增加，使溶解度曲线呈现出不同于一般情况的特殊形状。
5. 离子产生溶解度一些化合物在溶液中会产生离子，而溶质的溶解度与其产生的离子有关。
离子产生溶解度会影响溶质的溶解度和溶解度曲线的形状。
6. 固体溶液的结构和性质固体溶液是指固体溶质溶解在固体溶剂中所形成的溶液。
固体溶液的结构和性质与其组成物质的种类、数量和相互间的相互作用有关。
7. 气体溶液的性质气体溶液是指气体溶质溶解在液体溶剂中所形成的溶液。
气体溶液的性质与溶质的种类、数量、温度和压力等有关，可以用亨利定律和亨利定律方程式来描述。
8. 溶解度规律溶解度规律是指物质在溶剂中的溶解度与溶质的性质、溶剂的性质以及温度等因素之间的关系。
溶解度规律可以用来预测溶质在溶剂中的溶解度，并对化学实验和工业生产中的溶解过程提供理论依据。
选修三化学知识点总结大全
选修三化学知识点总结大全本文主要包括选修三化学的知识点，主要内容包括化学平衡、电化学、化学热力学、化学动力学四个部分，由浅入深，循序渐进地进行介绍。
一、化学平衡1. 化学平衡的概念化学平衡是指当化学反应达到一定条件时，反应物和生成物的浓度或物质的化学性质不再发生明显变化，达到一种动态平衡状态。
2. 平衡常数平衡常数K是一个表示在特定温度下反应达到平衡时，生成物和反应物浓度的比例的量，它是反应物浓度和生成物浓度的乘积的比值。
3. 影响平衡位置的因素影响平衡位置的因素主要包括温度、浓度或压力、表面积等。
4. 平衡常数与温度的关系平衡常数与温度之间的关系可以通过热力学公式推导得出。
5. 反应物的浓度对平衡位置的影响反应物浓度对平衡位置的影响主要取决于反应物的化学式以及反应物的浓度。
6. 压力对平衡位置的影响平衡位置还可以通过压力来控制，通过改变压力可以改变平衡位置。
7. 平衡常数的改变平衡常数可以通过改变温度、浓度或压力等来改变。
二、电化学1. 电解质与非电解质电解质是指在水溶液中能够导电的化合物，非电解质则是指在水溶液中不能导电的化合物。
2. 电解电解是指在外加电场作用下，使电解质中的离子发生移动而产生化学变化的过程。
3. 电化学电池电化学电池是利用化学能、光能等能量转换为电能的设备，常见的电化学电池有原电池、干电池、蓄电池等。
4. 水解水解是指化合物与水发生反应，将化合物分解为离子的过程。
5. 电导率电导率是指单位长度内，单位截面积的溶液中任意两点之间导通单位电流所需的电压，通常用于表示电解质的导电性。
6. 电解质导电性的影响因素电解质导电性的影响因素主要包括浓度、温度、电场强度等。
7. 原电池的构成原电池主要由正极、负极和电解液三部分组成。
8. 电解质的输运过程电解质的输运过程主要包括扩散、迁移、传递等过程。
9. 基本电化学方程式基本电化学方程式主要包括氢氧离子在水中的电离、金属在电解质中的溶出和析出等。
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选修三知识点
第一章原子结构与性质
1能级与能层
⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则
洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
4.基态原子核外电子排布的表示方法
(1)电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。
②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元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。
③外围电子排布式（价电子排布式）
(2)电子排布图(轨道表示式)是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。
每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。
如基态硫原子的轨道表示式为
二.原子结构与元素周期表
1.一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类2n2。
但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。
2.元素周期表的分区
(1)根据核外电子排布
确定元素在周期表中位置的方法
若已知元素序数Z，找出与之相近上一周期的惰性气体的原子序数R，先确定其周期数。
再根究Z—R的值，确定元素所在的列，依照周期表的结构数出所在列对应的族序数。
③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。
如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。
即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。
（2）主族元素价电子数=族序数，副族元素III B--VIII族价电子数=族序数I B，II B价电子的最外层数=族序数
（3）各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
S区ns1-2 p区ns2np1-6、d区（n-1）d1-9 ns1-2、ds区（n-1）d10ns1-2
三.元素周期律
1.电离能、电负性
（1）电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指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最低能量。
第一电离能数值越小，
原子越容易失去1个电子。
在同一周期的元素中，碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，同周期，从左到右总体呈现增大趋势。
（Be，N,P,Mg除外）同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。
同一原子的第二电离能比第一电离能要大（2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
（3）电负性的应用
①判断元素的金属性和非金属性及其强弱②金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。
（4）电离能的应用
①根据电离能数据确定元素核外电子的排布如：②确定元素在化合物中的化合价③判断元素金属性强弱
2.原子结构与元素性质的递变规律
3.对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如
第二章分子结构与性质
一.共价键
1.共价键的本质及特征
共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。
2.共价键的类型
①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。
3.键参数
①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
④键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定．
4.等电子原理：原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。
常见的等电子体：CO和N2
二.分子的立体构型
1．分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。
杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同
2分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。
(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；
(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。
3.配位化合物（1）配位键与极性键、非极性键的比较：都属共价键
（2）配位化合物
①定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。
电离方程式：[Zn(NH3)4]SO4===[Zn(NH3)4]2++ SO42-
配合物内界稳定不电离参加化学反应，外界电离后参加反应
三.分子的性质
1.分子间作用力的比较
2．分子的极性
(1)极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。
(2)非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。
3．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．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。
(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小．
4．手性
具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象
5．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HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4
第三章晶体结构与性质
一.晶体常识
1.晶体与非晶体比较
2.获得晶体的三条途径
①熔融态物质凝固。
②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。
③溶质从溶液中析出。
3.晶胞
晶胞是描述晶体结构的基本单元。
晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。
4.晶胞中微粒数的计算方法——均摊法如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。
中学中常见的晶胞为立方晶胞
(1/8) (1/4) (1/2) (1 )
注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状
二.四种晶体的比较
2．晶体熔、沸点高低的比较方法
（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
（2）原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高．如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅
（3）离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。
（4）分子晶体
①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。
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。
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。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低
（5）金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔沸点就越高三.几种典型的晶体模型
.氯化钠晶体中阴、阳离子的配位数是 6 ，即每个Na+紧邻 6 个Cl-,这些Cl-构成的几何图形是正八面体；每个Na+与12个Na+等距离相邻。
平均每个氯化钠晶胞含有(4)个Na+和( 4 ) 个Cl-。