(完整版)物质结构与性质知识点总结
高中化学选修三 物质结构与性质知识点总结
《选修三物质结构与性质》知识点总结第一节原子结构与性质知识点一原子核外电子排布原理1．能层和能级(1)能层：原子核外电子是分层排布的，根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层。
(2)能级：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级。
(3)能层一二三四五……符号K L M N O……能级1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p……最多电子数2 2 6 2 6 10 2 61014 2 6……电子离核远近近→远电子能量高低低→高2．电子云与原子轨道(1)电子云①由于核外电子的概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。
②电子云轮廓图称为原子轨道。
(2)原子轨道原子轨道⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎪⎪⎪⎪⎪⎧轨道形状⎩⎪⎨⎪⎧s电子的原子轨道呈球形对称p电子的原子轨道呈哑铃形各能级上的原子轨道数目⎩⎪⎨⎪⎧s能级 1 个p能级 3 个d能级5个f能级7个……能量关系⎩⎪⎨⎪⎧①相同能层上原子轨道能量的高低：n s＜n p＜n d＜n f②形状相同的原子轨道能量的高低：1s＜2s＜3s＜4s……③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如2p x、2p y、2p z轨道的能量相等3．基态原子核外电子排布(1)排布原则[提醒] 当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时原子的能量最低，如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。
(2)填充顺序——构造原理(3)表示方法以硫原子为例电子排布式1s22s22p63s23p4简化电子排布式[Ne]3s23p4电子排布图(或轨道表示式)价电子排布式3s23p44．电子的跃迁与原子光谱(1)电子的跃迁(2)不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
物质结构和性质知识点归纳+习题 (含答案)完美版本
2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》一、原子结构1.会画出1到18号的元素的原子结构示意图，注意格式：如Na原子对于钠原子而言，原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数=11。
对于钠离子Na+，核外电子数已发生改变，电子数=质子数-所带电荷数=10 ；对O2-,电子数=8+2=10 对于化合物H2O，原子序数总和=核电荷数总和=质子数总和=核外电子数总和=2+8=102.熟记1-36号元素的元素符号、原子序数、在元素周期表的位置、电子排布式、轨道式、所属分区。
注意：(1) 书写原子核外电子排布时，按照能量最低原则排列1s2s2p3s3p4s3d4p5s…，但书写时，相同电子层的要写在一起，即先写3d后写4s,即1s2s2p3s3p3d4s4p5s…此外，还可以把满足稀有气体结构部分写成“原子实”形式：如Zn的电子排布式为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 或写成[Ar] 3d10 4s2。
（2）主族元素和0族的外围电子(价电子)为其最外层电子；而过渡元素的外围电子为：简化电子式去掉原子实剩余的部分，如P的外围电子为：3s23p3; Ne的外围电子式为：2s22p6; Zn的外围电子为3d10 4s2（3）注意24Cr 、29Cu这两个原子的电子排布的特殊性（原子无3d4、3d9排布，不稳定）：Cr : [Ar]3d5 4s1 ；29Cu ：[Ar]3d10 4s1（半满、全满状态能量较低，较稳定）24（4）若形成离子，则考虑先失去最外层电子。
如Cu+的电子排布式为1s22s22p6 3s23p63d10；3.会表示电子的轨道表示式。
方法：先写出电子排布式。
如Na的电子排布式：1s2 2s2 2p6 3s1 ，轨道式：电子排布依据：(1)能量最低原则；(2)“泡利不相容”原则：每个轨道最多只能容纳两个自旋状态不同的电子；(3)洪特规则：电子在相同能量的轨道上排布时，尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。
最新化学选修三物质结构与性质知识重点总结(精华版)
选修三物质结构与性质总结一.原子结构与性质.1、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.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1-36号元素的核外电子排布式.ns<(n-2)f<(n-1)d<np3.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。
化学选修物质结构与性质知识点
②苯环上的三个取代基分别为甲基、羟基和含有C＝O结构的基团。
（1）C16H2l04N
第五讲
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。
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。
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X
C．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
例10.气态中性原子失去一个电子转化为气态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能（I1），气态正离子继续失去电子所需最低能量依次称为第二电离能（I2）、第三电离能(I3)……下表是第三周期部分元素的电离能［单位：eV（电子伏特）］数据.
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.
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。
高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结
高中化学选修3知识点总结主要知识重点：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）能层和能级的区分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，能量也可能不一样，还能够把它们分红能级 s、p、d、f，能量由低到高挨次为 s、p、 d、 f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、 p、 d、 f可容纳的电子数挨次是 1、 3、 5、7的两倍。
⑤能层不一样能级相同，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、结构原理（1）结构原理是电子排入轨道的次序，结构原理揭露了原子核外电子的能级散布。
（2）结构原理是书写基态原子电子排布式的依照，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依照之一。
（3）不一样能层的能级有交织现象，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量对应着每个周期的元素数量。
依据结构原理，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；最外层不超出8 个电子；次外层不超出18 个电子；倒数第三层不超出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）。
基态原子的电子汲取能量后，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：不一样元素的原子发生电子跃迁时会汲取（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不一样的能量（主假如光能），产生不一样的光谱——原子光谱（汲取光谱和发射光谱）。
高中化学选修物质结构与性质全册知识点总结
高中化学选修3 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：＜（2）f ＜（1）d ＜（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。
物质与结构知识点总结
物质与结构知识点总结一、物质的分类和性质1. 物质的分类物质是构成万物的基本实体，根据其化学性质和组成结构可以将物质分为元素和化合物两大类。
元素是由同种原子组成的物质，具有特定的原子序数和原子量。
元素按照其化学性质可分为金属元素、非金属元素和过渡元素等。
化合物是由两种或两种以上不同元素按一定的化学组成比例结合而成的物质，具有新的物质性质。
根据其组成结构可以将化合物分为离子化合物和共价化合物。
2. 物质的性质物质的性质分为物理性质和化学性质两种。
物理性质是物质自身所固有的具体特征，包括颜色、形状、密度、电导率等。
物理性质可以通过物理手段测量和观察进行描述和验证。
化学性质是物质在化学变化中所表现出的性质，包括燃烧性、活性、稳定性等。
化学性质可以通过化学试剂和实验进行检测和观察。
二、物质的结构和性质1. 原子和分子的结构原子是物质的基本构成单位，由原子核和绕核运动的电子组成。
原子核由质子和中子组成，质子带正电荷，中子无电荷。
电子带负电荷，环绕在原子核周围。
分子是两个或两个以上原子按一定的化学键结合而成的物质。
分子的结构包括原子之间的连接方式和空间排布方式。
2. 物质的性质和结构关系物质的性质与其内部结构和组成有着密切的关系。
原子数量、原子种类、化学键类型和数目都决定了物质的性质。
用分子模型解释化学式的形成和化合物的性质有助于更好地理解物质的结构和性质之间的关系。
三、物质的物态变化和热力学性质1. 物质的物态变化物质在不同条件下会发生固、液、气三种物态之间的转化，这些转化过程称为物态变化。
固液相变是指物质从固态转变为液态或从液态转变为固态的过程。
液气相变是指物质从液态转变为气态或从气态转变为液态的过程。
物态变化与温度、压力和物质的性质密切相关，可以通过相图和热力学性质进行研究和描述。
2. 热力学性质热力学性质是物质在热力学过程中所表现出的性质，包括热容量、比热容、热膨胀系数等。
热力学性质反映了物质在受热或受力作用下所表现出的热学性质和热力学性能，是研究物态变化和热力学过程的重要角度。
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高中化学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，电子出现的机会太，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，电子尽可能分占丕同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d i0、f i4）、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]3d54s i、29Cu [Ar]3d io4s i.（3）.掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.ns (n-2)f (n-l)d. up①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。
⑴・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皿"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V A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.离子键一一离子晶体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A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Imol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.NaCl型晶体(3).晶胞中粒子数的计算方法-均摊法.位置顶点棱边面心体心贡献1/81/41/21共价键一分子晶体一一原子晶体2.了解共价键的主要类型。
键和n键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质(对。
键和n键之间相对强弱的比较不作要求).⑴.共价键的分类和判断：2键“头碰头”重叠)和n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.概念对分子的影响键能拆开1mol共价键所吸收的能量(单位：kJ/mol)键能越大，键越牢固，分子越稳定键长成键的两个原子核间的平均距离(单位：10-10 米)键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳定CsCl型晶体每个Na+离子周围被6个C1—离子所包围，同样每个C1—也被6个Na+所包围。
CsCl每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围。
NaCl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一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.⑴.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）子的空间立体结构（记住）常见分子的类型与形状比较iber >nds medNumberof BondiBent o-s<ABA2 A4ABABAB4AB3CAB2c2V形正四面体形平面角形W18060°120°三角锥形正四面体形四面体形四面体形W120°109° 28,W109。
28,W109° 28,极性非极性极性极性极性极性极性极性非极性非极性极性非极性极性极性H2O4H3、NCl3CH4、CClC2CHClJ 门8。
叫3p\ rami」/.CHCTetrahedral 3222▼吟Q Bent直线三角形V^inued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勺关系.⑴.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MContinued」」i）、二氧化硅（SiO）.Bent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“0：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）.概念共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形表示AJTl q成的共价键。
（1）.配位键：一个原子提供电子对给予体电子对接受体一条件其中一个原子必须提供孤对电子，另一原子必须能接受孤对电子的轨道。
方提供孤对电子，合物：由提供孤电对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键.即成键的两个一方提供空轨道而形成的共价键.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.H"THfH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面.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.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。