高中化學(xué)選修三知識(shí)

高中化學(xué)選修三知識(shí)匯總

高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)(一)

(1)原子構(gòu)造原理是電子排入軌道的順序，構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能

級(jí)分布。

(2)原子構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子軌道

表示式的主要依據(jù)之一。

(3)不同能層的能級(jí)有交錯(cuò)現(xiàn)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。

原子軌道的能量關(guān)系是:ns

(4)能級(jí)組序數(shù)對(duì)應(yīng)著元素周期表的周期序數(shù)，能級(jí)組原子軌道所容納電子數(shù)

目對(duì)應(yīng)著每個(gè)周期的元素?cái)?shù)目。

根據(jù)構(gòu)造原理，在多電子原子的電子排布中:各能層最多容納的電子數(shù)為2n2;

最外層不超過(guò)8個(gè)電子;次外層不超過(guò)18個(gè)電子;倒數(shù)第三層不超過(guò)32個(gè)電

子。

(5)基態(tài)和激發(fā)態(tài)

①基態(tài):最低能量狀態(tài)。處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。

②激發(fā)態(tài):較高能量狀態(tài)(相對(duì)基態(tài)而言)?；鶓B(tài)原子的電子吸收能量后，電子

躍遷至較高能級(jí)時(shí)的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。

③原子光譜:不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時(shí)會(huì)吸收（基態(tài)T激發(fā)態(tài)）和放出

（激發(fā)態(tài)—較低激發(fā)態(tài)或基態(tài)）不同的能量（主要是光能），產(chǎn)生不同的光譜一原

子光譜（吸收光譜和發(fā)射光譜）。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線

鑒定元素。

高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)（二）

1、元素周期表的結(jié)構(gòu)

元素在周期表中的位置由原子結(jié)構(gòu)決定:原子核外的能層數(shù)決定元素所在的

周期，原子的價(jià)電子總數(shù)決定元素所在的族。

（1）原子的電子層構(gòu)型和周期的劃分

周期是指能層（電子層）相同，按照最高能級(jí)組電子數(shù)依次增多的順序排列的一

行元素。即元素周期表中的一個(gè)橫行為一個(gè)周期，周期表共有七個(gè)周期。同

周期元素從左到右（除稀有氣體外），元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增

強(qiáng)。

（2）原子的電子構(gòu)型和族的劃分

族是指價(jià)電子數(shù)相同（外圍電子排布相同），按照電子層數(shù)依次增加的順序排列

的一列元素。即元素周期表中的一個(gè)列為一個(gè)族（第vn族除外）。共有十八個(gè)列，

十六個(gè)族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐

漸減弱。

（3）原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū)

按電子排布可把周期表里的元素劃分成5個(gè)區(qū)，分別為s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f

區(qū)和ds區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來(lái)自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級(jí)的符

號(hào)。

(4)元素周期律

元素的性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素

周期律主要體現(xiàn)在核外電子排布、原子半徑、主要化合價(jià)、金屬性、非金屬

性、第一電離能、電負(fù)性等的周期性變化。元素性質(zhì)的周期性來(lái)源于原子外

電子層構(gòu)型的周期性。

高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)(三)

(1)極性分子和非極性分子

<1>非極性分子:從整個(gè)分子看，分子里電荷的分布是對(duì)稱的。

如:①只由非極性鍵構(gòu)成的同種元素的雙原子分子:H2、CI2、N2等；

②只由極性鍵構(gòu)成，空間構(gòu)型對(duì)稱的多原子分子:C02、CS2、BF3、CH4、

CCI4等；

③極性鍵非極性鍵都有的:CH2=CH2、CH三CH。

<2>極性分子:整個(gè)分子電荷分布不對(duì)稱。

如:①不同元素的雙原子分子如:HCI,HF等。

②折線型分子，如H20、H2s等。

③三角錐形分子如NH3等。

(2)共價(jià)鍵的極性和分子極性的關(guān)系：

兩者研究對(duì)象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本

身;兩者研究的方向不同，鍵的極性研究的是共用電子對(duì)的偏離與偏向，而分

子的極性研究的是分子中電荷分布是否均勻。非極性分子中，可能含有極性

鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含

有極性鍵，非金屬單質(zhì)F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、

C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵;極性分子中，一定含有極性鍵，可能

含有非極性鍵，如HCI、H2S、H2O2等。

3)分子極性的判斷方法

①單原子分子:分子中不存在化學(xué)鍵，故沒(méi)有極性分子或非極性分子之說(shuō)，如

He、Ne等。

②雙原子分子:若含極性鍵，就是極性分子，如HCLHBr等;若含非極性鍵，

就是非極性分子，如02、12等。

③以極性鍵結(jié)合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分

子的極性。若分子中的電荷分布均勻，即排列位置對(duì)稱，則為非極性分子，

如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對(duì)稱，則為極

性分子，如NH3、S02等。

④根據(jù)ABn的中心原子A的最外層價(jià)電子是否全部參與形成了同樣的共價(jià)鍵。

(或A是否達(dá)最高價(jià))

(4)相似相溶原理

①相似相溶原理:極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。

②相似相溶原理的適用范圍："相似相溶"中"相似"指的是分子的極性相似。

③如果存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，

無(wú)氫鍵相互作用的溶質(zhì)在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

第一章精講版

-共價(jià)鍵：原子間通過(guò)共享電子所形成的化學(xué)鍵【共價(jià)鍵(covalentbond)

是化學(xué)鍵的一種，兩個(gè)或多個(gè)原子共同使用它們的外層電子，在理想情況下達(dá)到

電子飽和的狀態(tài)，由此組成比較穩(wěn)定的化學(xué)結(jié)構(gòu)叫做共價(jià)鍵。其本質(zhì)是原子軌道

重疊后，高概率地出現(xiàn)在兩個(gè)原子核之間的電子與兩個(gè)原子核之間的電性作用。

需要指出：氫鍵雖然存在軌道重疊，但通常不算作共價(jià)鍵，而屬于分子間力。共

價(jià)鍵與離子鍵之間沒(méi)有嚴(yán)格的界限，通常認(rèn)為，兩元素電負(fù)性差值遠(yuǎn)大于1.7時(shí)，

成離子鍵；遠(yuǎn)小于1.7時(shí)，成共價(jià)鍵；在1.7附近時(shí)，它們的成鍵具有離子鍵和

共價(jià)鍵的雙重特性，離子極化理論可以很好的解釋這種現(xiàn)象?！?/p>

二分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì)

考點(diǎn)1鍵的極性與分子的極性

@鍵的極性是由于成鍵原子的電負(fù)性不同而引起的。當(dāng)成鍵原子的電負(fù)性相同時(shí),

核間的電子云密集區(qū)域在兩核的中間位置，兩個(gè)原子核正電荷所形成的正電荷重

心和成鍵電子對(duì)的負(fù)電荷重心恰好重合，這樣的共價(jià)鍵稱為非極性共價(jià)鍵

如、分子中的共價(jià)鍵就是非極性共價(jià)鍵。

(nonpolarcovalentbond)oH202

當(dāng)成鍵原子的電負(fù)性不同時(shí)，核間的電子云密集區(qū)域偏向電負(fù)性較大的原子一端,

使之帶部分負(fù)電荷，而電負(fù)性較小的原子一端則帶部分正電荷，鍵的正電荷重心

與負(fù)電荷重心不重合，這樣的共價(jià)鍵稱為極性共價(jià)鍵(polarcovalentbond)o

如HCI分子中的H-CI鍵就是極性共價(jià)鍵。

@如果分子中的鍵都是非極性的，共用電子對(duì)不偏向任何一個(gè)原子，整個(gè)分子的

電荷分布是對(duì)稱的，這樣的分子叫做非極性分子。以非極性鍵結(jié)合成的雙原子分

子都是非極性分子，如H2、02、CI2、N2等。

在以極性鍵結(jié)合的雙原子分子如HCI的分子里，共用電子對(duì)偏向CI原子，因此

CI原子一端相對(duì)地顯負(fù)電性,H原子一端相對(duì)地顯正電性，整個(gè)分子的電荷分

布是不對(duì)稱的，這樣的分子叫做極性分子。以極性鍵結(jié)合成的雙原子分子都是極

性分子。

以極性鍵結(jié)合成的多原子分子，可能是極性分子，也可能是非極性分子，這決定

于分子中各鍵的空間排列。

例如，C02是直線型分子，兩個(gè)0原子對(duì)稱地位于C原子的兩側(cè)。

o=c=o

在C02分子中，因?yàn)椤Ｔ游娮拥哪芰Ρ菴原子強(qiáng)，共用電子對(duì)偏向于。

原子，使得。原子一端相對(duì)地顯負(fù)電性，因此C=0鍵是極性鍵。但從C02分

子總體來(lái)看，兩個(gè)C=0鍵是對(duì)稱排列的，兩鍵的極性互相抵消，整個(gè)分子沒(méi)有

極性(見(jiàn)圖1-5)。所以，C02是非極性分子。

H20分子的情況不同，它的兩個(gè)0—H鍵之間有一個(gè)夾角，約為104.5°（見(jiàn)圖

1-6）。

O—H鍵是極性鍵，。原子吸引電子的能力大于H原子，共用電子對(duì)偏向于。

原子，使得。原子一端相對(duì)地顯負(fù)電性，H原子一端相對(duì)地顯正電性。由于。

原子在分子的一端，整個(gè)分子電荷分布不對(duì)稱，因此，H2。分子是極性分子。

考點(diǎn)2分子間作用力

@分子間作用力又被稱為范德華力，按其實(shí)質(zhì)來(lái)說(shuō)是一種電性的吸引力，因此考

察分子間作用力的起源就得研究物質(zhì)分子的電性及分子結(jié)構(gòu)。

@影響分子間作用力大小的因素

氫鍵、鍵的極性、相對(duì)分子量。

@分子間作用力的大小與物理性質(zhì)

組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間引

力使物質(zhì)熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點(diǎn)越高.但存在氫鍵時(shí)分子晶體

的熔沸點(diǎn)往往反常地高.

選三精講

第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì).

一、認(rèn)識(shí)原子核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道（能

級(jí)）的含義.

1.電子云:用小黑點(diǎn)的疏密來(lái)描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大小所得的圖

形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大，電子云密度越大；離核越遠(yuǎn)，電

子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)小，電子云密度越小.

電子層（能層）：根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動(dòng)區(qū)域的不同，核外電子分別處

于不同的電子層.原子由里向外對(duì)應(yīng)的電子層符號(hào)分別為K、L、M、N、0、P、

Q.

原子軌道（能級(jí)即亞層）：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型

的原子軌道上運(yùn)動(dòng)，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，S軌道呈球形、p

軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個(gè)數(shù)依次為1、3、5、

7.

2.（構(gòu)造原理）

了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示1~36

號(hào)元素原子核外電子的排布.

Q）.原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特征可以用電子層、原子軌道（亞層）和自旋方向來(lái)進(jìn)行

描述.在含有多個(gè)核外電子的原子中，不存在運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子.

（2）.原子核外電子排布原理.

①.能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進(jìn)入能量高的軌道.

②.泡利不相容原理:每個(gè)軌道最多容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子.

③?洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時(shí)，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋

狀態(tài)相同.

洪特規(guī)則的特例:在等價(jià)軌道的全充滿(p6、出。、洪)、半充滿(p3、d5、？)、

全空時(shí)(p。、d。、f。)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性如24Cr[Ar]3dMs\

29Cu[Ar]3dl04sl.

(3).掌握能級(jí)交錯(cuò)圖和1-36號(hào)元素的核外電子排布式.

①根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。

②根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級(jí)按能量的差異分成能級(jí)組如圖⑵所示，由下而上

表示七個(gè)能級(jí)組，其能量依次升高；在同一能級(jí)組內(nèi)，從左到右能量依次升高。

基態(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。

3.元素電離能和元素電負(fù)性

第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要

的能量叫做第一電離能。常用符號(hào)h表示，單位為kJ/molo

(1).原子核外電子排布的周期性.

隨著原子序數(shù)的增加，元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目

的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.

(2).元素第一電離能的周期性變化.

隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化：

★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢(shì)，稀有氣體的第一電離能最大,

堿金屬的第一電離能最??；

★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢(shì).

說(shuō)明：

①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢(shì)。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時(shí)

較相鄰元素要大即第nA族、第VA族元素的第一電離能分別大于同周期相

鄰元素。Be、N、Mg、P

②.元素第一電離能的運(yùn)用：

a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證.

b.用來(lái)比較元素的金屬性的強(qiáng)弱.h越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)

弱.

（3）.元素電負(fù)性的周期性變化.

元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對(duì)的能力叫做該元素的電負(fù)性。

隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素

電負(fù)性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢(shì).

電負(fù)性的運(yùn)用：

a.確定元素類型（一般＞1.8,非金屬元素；＜1.8,金屬元素）.

b.確定化學(xué)鍵類型（兩元素電負(fù)性差值＞1.7,離子鍵;＜1.7,共價(jià)鍵）.

c.判斷元素價(jià)態(tài)正負(fù)（電負(fù)性大的為負(fù)價(jià)，小的為正價(jià)）.

d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)（表征原子得電子能力強(qiáng)弱）.

例8.下列各組元素，按原子半徑依次減小，元素第一電離能逐漸升高的順序排列

的是

A.K、Na、LiB.N、0、CC.CkS、PD.Al、Mg、Na

例9.已知X、Y元素同周期，且電負(fù)性X＞Y,下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是

A.X與Y形成化合物時(shí)，X顯負(fù)價(jià)，Y顯正價(jià)

B.第一電離能可能Y小于X

c.最高價(jià)含氧酸的酸性：X對(duì)應(yīng)的酸性弱于Y對(duì)應(yīng)的酸性

D.氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX

二.化學(xué)鍵與物質(zhì)的性質(zhì).

內(nèi)容：離子鍵一離子晶體

1.理解離子鍵的含義，能說(shuō)明離子鍵的形成.了解NaCI型和CsCI型離子晶體的

結(jié)構(gòu)特征，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質(zhì).

(1).化學(xué)鍵：相鄰原子之間強(qiáng)烈的相互作用.化學(xué)鍵包括離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵.

(2).離子鍵：阻、陽(yáng)離子通過(guò)靜電作用形成的化學(xué)鍵.

離子鍵強(qiáng)弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強(qiáng)，離子晶體

的熔沸點(diǎn)越高.

離子鍵的強(qiáng)弱可以用晶格能的大小來(lái)衡量，晶格能是指拆開(kāi)lmol離子晶體使之

形成氣態(tài)陰離子和陽(yáng)離子所吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點(diǎn)越高、硬

度越大.

離子晶體:通過(guò)離子鍵作用形成的晶體.

典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：NaCI型和CsCI型.氯化鈉晶體中，每個(gè)鈉離子周圍有6

個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周圍有6個(gè)鈉離子，每個(gè)氯化鈉晶胞中含有4個(gè)鈉離子

和4個(gè)氯離子；氯化鉗晶體中，每個(gè)鉗離子周圍有8個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周

圍有8個(gè)氈離子，每個(gè)氯化鉗晶胞中含有1個(gè)鉗離子和1個(gè)氯離子.

NaCI型晶體CsCI型晶體

每個(gè)Na+離子周圍被6個(gè)C1一離子所包每個(gè)正離子被8個(gè)負(fù)離子包圍著，同時(shí)

圍同樣每個(gè)C1-也被6個(gè)Na+所包圍。每個(gè)負(fù)離子也被8分正離子所包圍。

（3）.晶胞中粒子數(shù)的計(jì)算方法一均攤法.

位置頂點(diǎn)棱邊面心體心

貢獻(xiàn)1/81/41/21

2.了解共價(jià)鍵的主要類型。鍵和n鍵，能用鍵能、鍵長(zhǎng)、鍵角等數(shù)據(jù)說(shuō)明簡(jiǎn)單分

子的某些性質(zhì)（對(duì)璐和n鍵之間相對(duì)強(qiáng)弱的比較不作要求）.

（1）.共價(jià)鍵的分類和判斷：。鍵（"頭碰頭"重疊）和TT鍵（"肩碰肩"重疊）、

極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價(jià)鍵-配位鍵.

（2）.共價(jià)鍵三參數(shù).

概念對(duì)分子的影響

拆開(kāi)Imol共價(jià)鍵所吸收的能量

鍵能鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定

（單位：kJ/mol）

成鍵的兩個(gè)原子核間的平均距離健越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越

鍵長(zhǎng)

（單位:IO,米）穩(wěn)定

分子中相鄰鍵之間的夾角（單位：

鍵角鍵角決定了分子的空間構(gòu)型

度）

共價(jià)鍵的鍵能與化學(xué)反應(yīng)熱的關(guān)系:反應(yīng)熱=所有反應(yīng)物鍵能總和-所有生成物

鍵能總和.

3.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質(zhì)的差異.

Q）共價(jià)鍵:原子間通過(guò)共用電子對(duì)形成的化學(xué)鍵.

⑵鍵的極性：

極性鍵：不同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電

子對(duì)發(fā)生偏移.

非極性鍵：同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電

子對(duì)不發(fā)生偏移.

（3）分子的極性：

①極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心不相重合的分子.

非極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心相重合的分子.

②分子極性的判斷:分子的極性由共價(jià)鍵的極性及分子的空間構(gòu)型兩個(gè)方面共同

決定.

非極性分子和極性分子的比較

非極性分子極性分子

整個(gè)分子的電荷分布均勻，對(duì)整個(gè)分子的電荷分布不均勻、不對(duì)

形成原因

稱稱

存在的共價(jià)鍵非極性鍵或極性鍵極性鍵

分子內(nèi)原子排列對(duì)稱不對(duì)稱

4.分子的空間立體結(jié)構(gòu)（記?。?/p>

常見(jiàn)分子的類型與形狀比較

分子類型分子形狀鍵角健的極性分子極性代表物

A球形非極性He、Ne

直線形非極性非極性

A2七、02

AB直線形極性極性HCkNO

直線形極性非極性

ABA180°82、CS2

ABAV形^180°極性極性H2O、SO2

正四面體形非極性非極性

A460°P4

平面三角形120°極性非極性、

AB3BF3SO3

三角錐形極性極性、

AB3/120°NH3NCI3

正四面體形109。28,極性非極性、

AB4CH4CCI4

AB3C四面體形W109°28'極性極性CH3CI、CHCh

AB2C2四面體形#109°28'極性極性CH2CI2

形三角錐形

直線三角形V四面體VH2O

5.了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)

系.

Q）.原子晶體：所有原子間通過(guò)共價(jià)鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價(jià)鍵相結(jié)

合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體.

⑵.典型的原子晶體有金剛石（C）、晶體硅（Si）、二氧化硅（SiO2）.

金剛石是正四面體的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有6個(gè)碳原子，每個(gè)碳原子與

周圍四個(gè)碳原子形成四個(gè)共價(jià)鍵，?晶體硅的結(jié)構(gòu)與金剛石相似；二氧化硅晶體是

空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的環(huán)中有6個(gè)硅原子和6個(gè)氧原子，每個(gè)硅原子與4個(gè)氧

原子成鍵，每個(gè)氧原子與2個(gè)硅原子成鍵.

(3).共價(jià)鍵強(qiáng)弱和原子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：原子半徑越小，形成共價(jià)鍵的鍵

長(zhǎng)越短，共價(jià)鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點(diǎn)越高.如熔點(diǎn)：金剛石>碳化硅〉晶體

硅.

6.理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵的自由電子理論解釋金屬的一些物理性質(zhì).知

道金屬晶體的基本堆積方式，了解常見(jiàn)金屬晶體的晶胞結(jié)構(gòu)(晶體內(nèi)部空隙的識(shí)

別、與晶胞的邊長(zhǎng)等晶體結(jié)構(gòu)參數(shù)相關(guān)的計(jì)算不作要求).

(1).金屬鍵:金屬離子和自由電子之間強(qiáng)烈的相互作用.

請(qǐng)運(yùn)用自由電子理論解釋金屬晶體的導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性和延展性.

晶體中的微粒導(dǎo)電性導(dǎo)熱性延展性

金屬離子和自由電自由電子在外加電場(chǎng)的自由電子與金屬離晶體中各原子層相

子作用下發(fā)生定向移動(dòng)子碰撞傳遞熱量對(duì)滑動(dòng)仍保持相互

作用

(2)①金屬晶體:通過(guò)金屬鍵作用形成的晶體.

②金屬鍵的強(qiáng)弱和金屬晶體熔沸點(diǎn)的變化規(guī)律:陽(yáng)離子所帶電荷越多、半徑越小,

金屬鍵越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)越高.如熔點(diǎn)：Na<Mg<AI,Li>Na>K>Rb>Cs.金屬鍵的強(qiáng)

弱可以用金屬的原子

7.了解簡(jiǎn)單配合物的成鍵情況(配合物的空間構(gòu)型和中心原子的雜化類型不作要

求).

概念表小條件

共用電子對(duì)由一個(gè)原子單AB其中一個(gè)原子必須提供孤

方向提供給另一原子共用電子對(duì)給予體電子對(duì)接受對(duì)電子，另一原子必須能

所形成的共價(jià)鍵。體接受孤對(duì)電子的軌道。

(1)配位鍵：一個(gè)原子提供一對(duì)電子與另一個(gè)接受電子的原子形成的共價(jià)鍵.即成

鍵的兩個(gè)原子一方提供孤對(duì)電子，一方提供空軌道而形成的共價(jià)鍵.

(2)①酒己合物：由提供孤電子對(duì)的配位體與接受孤電子對(duì)的中心原子(或離子)以

配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡(luò)合物.

②形成條件：a.中心原子(或離子)必須存在空軌道.b.配位體具有提供孤電子對(duì)

的原子.

③配合物的組成.

④配合物的性質(zhì)：配合物具有一定的穩(wěn)定性酒己合物中配位鍵越強(qiáng)，配合物越穩(wěn)

定.當(dāng)作為中心原子的金屬離子相同時(shí)，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān).

三.分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì).

1.知道分子間作用力的含義，了解化學(xué)鍵和分子間作用力的區(qū)別.

分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子間作用力是一種靜電作用，比

化學(xué)鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵.

范德華力一般沒(méi)有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.

2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對(duì)物質(zhì)某些物理性質(zhì)的影響.

Q).分子晶體:分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結(jié)合的晶體.典型的有

冰、干冰.

(2).分子間作用力強(qiáng)弱和分子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：組胡口結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，

相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質(zhì)熔化和氣化就需

要更多的能量，熔、沸點(diǎn)越高.但存在氫鍵時(shí)分子晶體的熔沸點(diǎn)往往反常地高.

3.了解氫鍵的存在對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響(對(duì)氫鍵相對(duì)強(qiáng)弱的比較不作要求).

NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點(diǎn)比同族其它元素氫化物的沸

點(diǎn)反常地高.

影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增