高中化学选修3知识点全部归纳
高中化学选修3知识点全部归纳
高中化学选修3知识点全部归纳高中化学选修3知识点全部归纳（物质的结构与性质第一章原子结构与性质.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:每个轨道最多包容两个自旋状况分歧的电子.③.XXX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守图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理，能够将各能级按能量的差别分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在统一能级组内，从左到右能量依次升高。
高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结高中化学选修3知识点总结高中化学选修3知识一、化学平衡弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等问题都涉及化学平衡的理念，基于此，研究这类问题，我们要从平衡的角度出发，运用化学平衡的观念分析问题。
化学平衡的研究对象是一定条件下的可逆反应，而弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等都是可逆反应，在水溶液中的行为都表现为一种动态的平衡，这些平衡可看作化学平衡中的一种特例(水溶液中的化学平衡)，因此它们有化学平衡的共性，也有其鲜明的个性。
1.弱电解质的电离(以CH3COOH的电离为例)(1)弱电解质的电离：CH3COOHCH3COO—+H+。
(2)电离平衡常数：用K表示，CH3COOH的电离平衡常数可表示为K(CH3COOH)=[c(H+)·c(CH3COO—)]/c(CH3COOH)。
注意：电离平衡常数只随温度的变化而改变，不随参与电离平衡的分子和各离子的浓度变化而变化。
K电离表达式中的各浓度指平衡时的浓度。
通常都用在25℃的电离常数来讨论室温下各种弱电解质溶液的平衡状态。
多元弱酸是分步电离的，它的每一步电离都有相应的.电离常数，通常用K1、K2、K3等表示，其大小关系为K1>K2>K3，一般都要相差104～105倍。
(3)弱电解质电离的特点：①共性特点：动(动态平衡)、定(各微粒的含量保持不变)、等(电离的速率等于离子结合成分子的速率)、变(条件改变，平衡发生移动)。
②个性特点：电离过程吸热;电离程度较小。
(4)外界条件对电离平衡的影响：①浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度减小;增大离子的浓度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。
②温度：升高温度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度增大;降低温度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。
注意：区分电离平衡移动与电离程度变化的关系，电离平衡移动的方向利用化学平衡移动原理来分析，而电离程度是一个相对值，即使电离平衡向右移动，电离程度也不一定增大。
高中化学选修三基础知识点总结
高中化学选修三基础知识点总结高中化学选修三是一门高级课程，也是求学者走向化学学术道路的必经之路，因为它对于化学的基础概念和理论的理解至关重要，如果没有牢固的化学基础，就无法掌握化学的高级内容。
投入大量时间和精力学习选修三，就意味着未来走向化学学科的路上，越走越顺，学习越来越快。
在这篇文档中，我们将总结关于高中化学选修三的基础知识点。
这些知识点是一些基础的、重要的和必须掌握的内容，有助于你更好地理解化学的原理和概念。
1. 晶体结构晶体结构是选修三中的一项基础知识，它是指晶体中所具有的排列方式和空间结构。
晶体由多个原子或分子按照一定的规律排列而成的有序物质，晶体结构对于晶体的性质、应用和制备极为重要。
选修三需要掌握五种晶体结构：简单立方晶体结构，面心立方晶体结构，体心立方晶体结构，六方密堆积晶体结构和钻石晶体结构。
2. 化学反应动力学化学反应动力学是研究化学反应速率和反应机理的科学，它包含了反应速率方程、活化能、反应机理、催化剂等内容。
学习反应动力学，需要了解化学反应过程的速率规律及其影响因素、反应动力学实验的方法和基本原理，以及理解反应速率方程，掌握活化能的概念。
3. 电解质的溶液及配合物化学电解质的溶液及配合物化学主要包括五个方面的内容：离子的水解，酸碱平衡，配合物的结构与性质，氧化还原反应中离子电子转移及电子转移的催化。
在这些方面的内容中，需要掌握的基本概念有：酸、碱、浓度、酸碱度、离子强度、pH 值、配体、中心离子、配合物结构及其稳定性等。
4. 分子结构与化学性质分子结构与化学性质是选修三的重点内容之一，分子结构是由原子团的排列和形状所决定的，而分子结构的特征则决定了它的化学性质，分子结构与化学性质这个部分还与生命有关，是生命体系理论化工组成的基本单位，所以学习这个部分的核心内容就是理解分子的性质与化学性质之间的关系、分子构造与物理性质之间的关系、分子间作用力以及分子的力场分析等重要内容。
5. 光化学光化学是研究光和物质的相互作用和光引起的化学反应的科学。
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。
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。
(完整版)高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结二、复习要点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。
高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结高中化学选修3主要涵盖了物质变化与能量变化、化学平衡与电化学等内容。
以下是对这些内容的知识点总结。
一、物质变化与能量变化1. 化学反应的热效应：焓变、焓变反应图、热化学方程式的热效应计算。
2. 化学反应的速率与反应机理：反应速率与浓度的关系、速率常数和速率方程、反应级数、反应速率的影响因素、活化能和反应机理。
3. 化学平衡与化学势：化学平衡条件、平衡常数、平衡常数的计算、化学势概念、化学平衡与化学势的关系。
二、化学平衡与电化学1. 氧化还原反应：氧化还原反应的基本概念和特征、氧化态的确定、电子转移与电子转移反应方程的构建。
2. 电化学反应：电解和电池反应、电解质溶液的导电性、电解质溶液的电解和析出反应规律、电化学方程的构建和电子平衡。
3. 电化学平衡与电解过程：电化学平衡常数和自由能变化、电解质溶液中的溶解度平衡、电池电动势和电动势的计算、电流与电解质变化的差异。
三、其他知识点1. 化学计量与化学反应：化学计量的基本概念、反应物和生成物之间的化学计量关系、反应物的限量与溢量、理论与实际收率。
2. 气体的性质与变化：理想气体状态方程、气体的离子化程度、气体的溶解度和溶解度规律、气体的扩散和离子迁移速率。
3. 化学能与化学动力学：活化能与反应速率的关系、反应速率与反应机理的关系、催化剂的作用机理。
在学习高中化学选修3时，理解和掌握这些基本知识点是非常重要的，通过深入学习这些知识点，可以帮助我们更好地理解化学反应和化学平衡的本质，并且对电化学等领域的研究有进一步的认识。
同时，抓住这些知识点的核心概念和计算方法，能够更好地解决化学问题和拓宽化学思维，为日后的学习和研究打下扎实的基础。
高中化学选修3全册知识点总结
高中化学选修3全册知识点总结高中化学选修3全册知识点总结本文将对高中化学选修3全册的知识点进行总结，帮助大家更好地掌握这些内容。
该册教材主要涉及原子结构、分子结构、化学反应原理等方面的知识，是高中化学选修课程中的重要部分。
一、知识点概述1、原子结构：包括原子核、电子云、原子轨道等概念，以及原子光谱、元素周期表等知识点。
2、分子结构：主要讲解分子键、分子间作用力、氢键等概念，介绍了共价键、离子键、金属键等类型，并介绍了分子模型、晶体结构等内容。
3、化学反应原理：包括化学反应速率、化学平衡、酸碱中和反应、氧化还原反应等知识点，阐述了反应机理、化学热力学等基本原理。
二、详细知识点介绍1、原子结构1、原子核：质子、中子组成原子核，质子数等于电子数。
2、电子云：描述电子在原子核外空间的概率分布。
3、原子轨道：描述电子在原子核外空间的运动状态。
4、原子光谱：不同能级之间的跃迁产生光谱，据此可以进行元素的定性、定量分析。
5、元素周期表：根据元素原子结构和性质排列成的表格，分为s、p、d、f等区。
2、分子结构1、分子键：共价键、离子键、金属键等，其中共价键是最常见的分子键。
2、分子间作用力：范德华力、氢键等，是分子间相互作用的重要方式。
3、共价键：通过共享一对电子形成的化学键，主要存在于有机化合物中。
4、离子键：通过正负电荷的相互作用形成的化学键，主要存在于盐、碱中。
5、金属键：通过金属阳离子与电子之间的相互作用形成的化学键，主要存在于金属中。
6、分子模型：球棍模型、比例模型等，用于描述分子的空间构型。
7、晶体结构：通过晶格结构阐述晶体内部原子的排列方式。
3、化学反应原理1、化学反应速率：反应速率方程、反应速率常数等概念，用于描述化学反应的快慢。
2、化学平衡：动态平衡概念，用于描述可逆反应达到平衡时的状态。
3、酸碱中和反应：通过酸碱中和生成盐和水的反应，是酸碱反应的重要类型。
4、氧化还原反应：通过电子转移实现的反应，其中氧化剂和还原剂的概念尤为重要。
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高中化学选修3知识点全部归纳（物质的结构与性质第一章原子结构与性质.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）.例8.下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是A．K、Na、Li B．N、O、C C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na例9.已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价B．第一电离能可能Y小于XC．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX二.化学键与物质的性质.内容：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.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.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.4.分子的空间立体结构（记住）常见分子的类型与形状比较5.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（SiO ２）. 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. 6.理解金属键的含义，能用金属键的自由电子理论解释金属的一些物理性质.知道金属晶体的基本堆积方式，了解常见金属晶体的晶胞结构（晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不作要求）.(1).金属键:金属离子和自由电子之间强烈的相互作用.(2)①金属晶体:通过金属键作用形成的晶体.②金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高.如熔点：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs ．金属键的强弱可以用金属的原子 (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.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。