高中化學基本概念

1、-作者xxxx-日期xxxx高中化學基本概念【精品文檔】高中化學基本概念一、幾個常見的熱點問題 1阿伏加德羅常數 （1）條件問題：常溫、常壓下氣體摩爾體積增大，不能使用22.4 L/mol。 （2）狀態(tài)問題：標準狀況時，H2O、N2O4、碳原子數大于4的烴為液態(tài)或固態(tài)；SO3、P2O5等為固態(tài)，不能使用22.4 L/mol。 （3）特殊物質的摩爾質量及微粒數目：如D2O、18O2、H37Cl等。 （4）某些特定組合物質分子中的原子個數：如Ne、O3、P4等。 （5）某些物質中的化學鍵數目：如白磷（31 g白磷含1.5 mol PP鍵）、金剛石（12 g金剛石含2 mol CC鍵）、晶體硅及晶體

2、SiO2（60 g二氧化硅晶體含4 mol SiO鍵）、Cn（1 mol Cn含n mol單鍵，n/2 mol 雙鍵）等。 （6）某些特殊反應中的電子轉移數目：如Na2O2與H2O、CO2的反應（1 mol Na2O2轉移1 mol電子；Cl2與H2O、NaOH的反應（1 mol Cl2轉移1 mol電子。若1 mol Cl2作氧化劑，則轉移2 mol電子）；Cu與硫的反應（1 mol Cu反應轉移1 mol電子或1 mol S反應轉移2 mol電子）等。 （7）電解質溶液中因微粒的電離或水解造成微粒數目的變化：如強電解質HCl、HNO3等因完全電離，不存在電解質分子；弱電解質CH3COOH、

3、HClO等因部分電離，而使溶液中CH3COOH、HClO濃度減??；Fe3+、Al3+、CO32、CH3COO等因發(fā)生水解使該種粒子數目減少；Fe3+、Al3+、CO32等因發(fā)生水解反應而使溶液中陽離子或陰離子總數增多等。 （8）由于生成小分子的聚集體(膠體)使溶液中的微粒數減少：如1 mol Fe3+形成Fe(OH)3膠體時，微粒數目少于1 mol。 （9）此外，還應注意由物質的量濃度計算微粒時，是否告知了溶液的體積；計算的是溶質所含分子數，還是溶液中的所有分子（應考慮溶劑水）數；某些微粒的電子數計算時應區(qū)分是微粒所含的電子總數還是價電子數，并注意微粒的帶電情況（加上所帶負電荷總數或減去所帶正

4、電荷總數）。 2離子共存問題 （1）弱堿陽離子只存在于酸性較強的溶液中：Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均與OH不能大量共存。 （2）弱酸陰離子只存在于堿性溶液中：CH3COO、F、CO32、SO32、S2、PO43、 AlO2均與H+不能大量共存。 （3）弱酸的酸式陰離子在酸性較強或堿性較強的溶液中均不能大量共存。它們遇強酸（H+）會生成弱酸分子；遇強堿（OH）會生成正鹽和水：HSO3、HCO3、HS、H2PO4、HPO42等。 （4）若陰、陽離子能相互結合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存：Ba2+、Ca2+與CO32、SO32、PO43、SO42等；Ag+與

5、Cl、Br、I 等；Ca2+與F，C2O42等。 （5）若陰、陽離子發(fā)生雙水解反應，則不能大量共存：Al3+與HCO3、CO32、HS、S2、AlO2等；Fe3+與HCO3、CO32、AlO2等。 （6）若陰、陽離子能發(fā)生氧化還原反應則不能大量共存：Fe3+與I、S2；MnO4（H+）與I、Br、Cl、S2、SO32、Fe2+等；NO3（H+）與I、S2、SO32、Fe2+等；ClO與I、S2、SO32等。 （7）因絡合反應或其它反應而不能大量共存：Fe3+與SCN；Al3+與F等（AlF63）。 （8）此外，還有與Al反應反應產生氫氣的溶液（可能H+；可能OH，含H+時一定不含NO3）；水電

6、離出的c(H+)1013 mol/L（可能為酸溶液或堿溶液）等。 3熱化學方程式 （1）H生成物總能量反應物總能量 反應物中的總鍵能生成物中的總鍵能 注意：同一熱化學方程式用不同計量系數表示時，H值不同；熱化學方程式中計量系數表示物質的量；能量與物質的凝聚狀態(tài)有關，熱化學方程式中需標明物質的狀態(tài)；H中用“”表示吸熱；用“”表示放熱；計算1 mol物質中所含化學鍵數目時，應首先區(qū)分晶體類型，分子晶體應看其分子結構（如P4中含6個PP鍵，C60中含30個CC鍵和60個CC鍵），原子晶體應看其晶體結構，特別注意化學鍵的共用情況（如1 mol SiO2中含4 mol SiO鍵，1 mol 晶體Si中含

7、2 mol SiSi鍵）；在表示可燃物燃燒熱的熱化學方程式中，可燃物前系數為1，并注意生成的水為液態(tài)。 （2）物質分子所含化學鍵的鍵能越大，則成鍵時放出的能量越多，物質本身的能量越低，分子越穩(wěn)定。 （3）蓋斯定律：一定條件下，某化學反應無論是一步完成還是分幾步完成，反應的熱效應相同。即反應熱只與反應的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應所經歷的途徑無關（注意：進行相關計算時，熱量應帶“”、“”進行運算）。 例如： ，H1H2H3 4元素周期率與元素周期表 （1）判斷金屬性或非金屬性的強弱 金屬性強弱 非金屬性強弱 最高價氧化物水化物堿性強弱 最高價氧化物水化物酸性強弱 與水或酸反應，置換出H2的易難 與H

8、2化合的易難或生成氫化物穩(wěn)定性 活潑金屬能從鹽溶液中置換出不活潑金屬 活潑非金屬單質能置換出較不活潑非金屬單質 （2）比較微粒半徑的大小 核電荷數相同的微粒，電子數越多，則半徑越大：陽離子半徑原子半徑陰離子半徑 如：H+HH；FeFe2+Fe3+；Na+Na；ClCl 電子數相同的微粒，核電荷數越多則半徑越小即具有相同電子層結構的微粒，核電荷數越大，則半徑越小。 如： 與He電子層結構相同的微粒：HLi+Be2+ 與Ne電子層結構相同的微粒：O2FNa+Mg2+Al3+ 與Ar電子層結構相同的微粒： S2ClK+Ca2+ 電子數和核電荷數都不同的微粒 同主族：無論是金屬還是非金屬，無論是原子半

9、徑還是離子半徑從上到下遞增。 同周期：原子半徑從左到右遞減。 同周期元素的離子半徑比較時要把陰陽離子分開。同周期非金屬元素形成的陰離子半徑大于金屬元素形成的陽離子半徑。 例如：Na+Cl；第三周期，原子半徑最小的是Cl，離子半徑最小的是Al3+ （3）元素周期結構 （4）位、構、性間關系 。 二、無機框圖中的題眼 1中學化學中的顏色 （1）焰色反應：Na+(黃色)、K+(紫色，透過藍色鈷玻璃) （2）有色溶液：Fe2+(淺綠色)、Fe3+(黃色)、Cu2+(藍色)、MnO4(紫紅色)、Fe(SCN)3(血紅色) （3）有色固體：紅色：Cu、Cu2O、Fe2O3；紅褐色固體：Fe(OH)3；藍色

10、固體：Cu(OH)2；黑色固體：CuO、FeO、FeS、CuS、Cu2S、Ag2S、PbS；淺黃色固體：S、Na2O2、AgBr；黃色固體：AgI、Ag3PO4(可溶于稀硝酸)；白色固體：Fe(OH)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3等。 （4）反應中的顏色變化 Fe2+與OH反應：產生白色絮狀沉淀，迅速轉變成灰綠色，最后變成紅褐色。 I2遇淀粉溶液：溶液呈藍色。 苯酚中加過量濃溴水：產生白色沉淀（三溴苯酚能溶于苯酚、苯等有機物）。 苯酚中加FeCl3溶液：溶液呈紫色。 Fe3+與SCN：溶液呈血紅色。 蛋白質溶液與濃硝酸：出現黃色渾濁（蛋白質的變性）。 2中學化學中的氣體 （1

11、）常見氣體單質：H2、N2、O2、Cl2 （2）有顏色的氣體：Cl2(黃綠色)、溴蒸氣(紅棕色)、NO2(紅棕色)。 （3）易液化的氣體：NH3、Cl2、SO2。 （4）有毒的氣體：F2、O3、HF、Cl2、H2S、SO2、CO、NO（NO、CO均能與血紅蛋白失去攜氧能力）、NO2(制備時需在通風櫥內進行)。 （5）極易溶于水的氣體：NH3、HCl、HBr；易溶于水的氣體：NO2、SO2；能溶于水的氣體：CO2、Cl2。 （6）具有漂白性的氣體：Cl2(潮濕)、O3、SO2。 注意：Cl2(潮濕)、O3因強氧化性而漂白(潮濕Cl2中存在HClO)；SO2因與有色物質化合生成不穩(wěn)定無色物質而漂白

12、；焦碳因多孔結構，吸附有色物質而漂白。 （7）能使石蕊試液先變紅后褪色的氣體為：Cl2(SO2使石蕊試液顯紅色)。 （8）能使品紅溶液褪色的氣體：SO2(加熱時又恢復紅色)、Cl2(加入AgNO3溶液出現白色沉淀)。 （9）能使無水硫酸銅變藍的氣體：水蒸氣。 （10）能使?jié)駶櫟牡饣浀矸墼嚰堊兯{的氣體：Cl2、Br2、NO2、O3。 （11）不能用濃硫酸干燥的氣體：NH3、H2S、HBr、HI。 （12）不能用無水CaCl2干燥的氣體：NH3(原因：生成：CaCl28NH3)。 3有一些特別值得注意的反應 （1）單質化合物1 化合物2 2FeCl2Cl2 =2FeCl3 4Fe(OH)2O22

13、H2O= 4Fe(OH)3 2Na2SO3O2 =2Na+ 2SO4 2FeCl3Fe =3FeCl2 （2）難溶性酸、堿的分解 H2SiO3= SiO2H2O Mg(OH)2 =MgOH2O 2Fe(OH)3 =Fe2O33H2O 2Al(OH)3= Al2O33H2O （3）不穩(wěn)定性酸、堿的分解 2HClO =2HClO2 4HNO3= 4NO2O22H2O NH3H2O= NH3H2O H2SO3 =SO2H2O （4）不穩(wěn)定性鹽的分解 NH4Cl= NH3HCl 2AgBr= 2AgBr2 CaCO3 =CaOCO2 2NaHCO3= Na2CO3CO2H2O； （5）金屬置換金屬：F

14、eCu2+ =CuFe2+、2AlFe¬2O3 =2FeAl2O3 （6）金屬置換非金屬：2Na2H2O =2NaOHH2 Zn2H+= Zn2+H2 2MgCO2 =2MgOC 3Fe4H2O= Fe3O44H2 （7）非金屬置換非金屬：2F22H2O =4HFO2 Cl2H2S(HBr、HI) =2HClS(Br2、I2) 2CSiO2= Si2CO CH2O =COH2 3Cl22NH3 =N26HCl Si4HF =SiF42H2 （8）非金屬置換金屬：H2CuO= CuH2O C2CuO= 2CuCO2 4一些特殊類型的反應 （1）化合物單質 化合物化合物 Cl2H2O =

15、HClHclO 2H2S3O2= 2SO22H2O 4NH35O2 =4NO6H2O CH42O2 =CO22H2O （2）化合物化合物 化合物單質 4NH36NO =5N26H2O 2H2SSO2= 3S2H2O 2Na2O22H2O =4NaOHO2 NaHH2O =NaOHH2 2Na2O22CO2 =2Na2CO3O2 COH2O= CO2H2 （3）一些特殊化合物與水的反應 金屬過氧化物：2Na2O22H2O =4NaOHO2 金屬氮化物：Mg3N23H2O =3Mg(OH)22NH3 金屬硫化物：Al2S36H2O =2Al(OH)33H2S CaS2H2O =Ca(OH)2H2S

16、 金屬碳化物：CaC22H2O= Ca(OH)2C2H2 Al4C312H2O =4Al(OH)33CH4 金屬氫化物：NaHH2O =NaOHH2 金屬磷化物：Ca3P26H2O= 3Ca(OH)22PH3 非金屬的鹵化物：NCl33H2O= NH33HClO PCl33H2O =H3PO33HCl SiCl43H2O= H2SiO34HCl SOCl2H2O =2HClSO2 （4）雙水解反應 Al3+(或Fe3+)與HCO3、CO32：Al3+3HCO3= Al(OH)33CO2 2Al3+3CO323H2O =2Al(OH)33CO2 Al3+與HS、S2：Al3+3HS3H2O= A

17、l(OH)33H2S 2Al3+3S26H2O= 2Al(OH)33H2S Al3+與AlO2：Al3+3AlO26H2O =4Al(OH)3 （5）一些高溫下的反應 3Fe4H2O =Fe3O44H2 2AlFe¬2O3 =2FeAl2O3 CH2O =COH2 CaCO3= CaOCO2 CaCO3SiO2 =CaSiO3CO2 Na2CO3SiO2= Na2SiO3CO2 （6）能連續(xù)被氧化的物質 單質：Na Na2O Na2O2 C CO CO2 N2 NO NO2 P P2O3 P2O5 S SO2 SO3 化合物：CH4 CO CO2 NH3 NO NO2 H2S S(或

18、SO2) SO2 SO3 CH3CH2O CH3CHO CH3COOH CH3OH HCHO HCOOH CO2 5有機中常見的分離和提純 （1）除雜（括號內為雜質） C2H6（C2H4、C2H2）：溴水，洗氣（或依次通過酸性高錳酸鉀溶液、NaOH溶液，洗氣） C6H6（C6H5CH3）：酸性高錳酸鉀溶液、NaOH溶液，分液 C2H5Br（Br2）：Na2CO3溶液，分液（主要考慮C2H5Br在NaOH條件下能水解） C6H5Br（Br2）：NaOH溶液，分液 C2H5OH（H2O）：加新制生石灰，蒸餾 C6H6（C6H5OH）：NaOH溶液，分液（或直接蒸餾） CH3COOC2H5（CH3C

19、OOH、C2H5OH）：飽和碳酸鈉溶液，分液 C2H5OH（CH3COOH）：NaOH，蒸餾 （2）分離 C6H6、C6H5OH：NaOH溶液，分液，上層液體為苯；然后在下層液體中通過量的CO2，分液，下層液體為苯酚（或蒸餾收集不同溫度下的餾分） C2H5OH、CH3COOH：NaOH，蒸餾收集C2H5OH；然后在殘留物中加硫酸，蒸餾得CH3COOH。 四、化學實驗 1化學實驗中的先與后 （1）加熱試管時，應先均勻加熱后局部加熱。 （2）用排水法收集氣體結束時，先移出導管后撤酒精燈。 （3）制取氣體時，先檢查裝置氣密性后裝藥品。 （4）稀釋濃硫酸時，應將濃硫酸慢慢注入水中，邊加邊攪拌。 （5）

20、點燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃氣體時，先檢驗氣體的純度。 （6）檢驗鹵化烴分子的鹵元素時，在水解后的溶液中先加稀HNO3中和堿液再加AgNO3溶液。 （7）檢驗NH3(用紅色石蕊試紙)、Cl2(用淀粉KI試紙)等氣體時，先用蒸餾水潤濕試紙后再與氣體接觸。 （8）中和滴定實驗時，用蒸餾水洗過的滴定管、移液管先用待裝液潤洗。 （9）焰色反應實驗時，每做一次，鉑絲應先沾上稀鹽酸放在火焰上灼燒到無色時，再做下一次實驗。 （10）H2還原CuO時，先通H2后加熱，反應完畢后先撤酒精燈，冷卻后再停止通H2。 （11）檢驗蔗糖、淀粉水解產物時，先加NaOH中和催化作用的硫酸，再加新制Cu(OH)

21、2懸濁液或銀氨溶液。 2中學化學實驗中的溫度計 （1）測液體的溫度：如測物質溶解度；實驗室制乙烯等。 （2）測蒸氣的溫度：如實驗室蒸餾石油；測定乙醇的沸點等。 （3）測水浴溫度：如溫度對反應速率影響的反應；苯的硝化反應；苯的磺化反應；制酚醛樹脂；銀鏡反應；酯的水解等。 3常見實驗裝置 （1）氣體發(fā)生裝置：固、固加熱型；固、液不加熱型；固(液)、液加熱型。 （2）各種防倒吸裝置用于防止液體的倒吸。 （3）常見的凈化裝置和尾氣吸收裝置 常見的凈化裝置用于除去氣體中的雜質氣體。 常見的尾氣吸收裝置用于吸收尾氣。 （4）常見的量氣裝置通過排液法測量氣體的體積。 （5）過濾、蒸餾、分液裝置 4物質的分離

22、和提純 （1）物質分離提純的常用方法 方法 適用范圍 舉例 過濾 分離不溶性固體和液體混合物 粗鹽提純時，將粗鹽溶于水，過濾除去不溶性雜質 結晶 分離溶解度隨溫度變化差別大的固體混合物 分離KNO3和NaCl的混合物 蒸發(fā) 除去溶液中的揮發(fā)性溶劑 從食鹽水中提取食鹽 蒸餾 分離沸點差別大的液體混合物 由普通酒精制取無水酒精 萃取 提取易溶于某種溶劑的物質 用CCl4提取I2水中的I2 分液 分離互不相溶的液體混合物 分離水和苯的混合物 （2）物質分離提純的常用化學方法 溶解法：利用特殊的溶劑(或試劑)把雜質溶解而除去，或提取出被提純物質的一種方法。 沉淀法：利用沉淀反應將雜質轉化為沉淀而除去，

23、或將被提純物質轉化為沉淀而分離出來。 轉化法：將雜質轉化為被提純物質而除去的一種方法。 加熱分解法：通過加熱將雜質轉化成氣體而除去的一種方法。 酸堿法：通過加酸、堿調節(jié)溶液的pH，從而使雜質轉化為沉淀而除去。 氧化還原法：通過加氧化劑或還原劑，將雜質轉化為氣體、沉淀或其它物質而除去。 離子交換法：通過離子交換樹脂除去溶液中的特定離子。 5常見離子的檢驗方法 離子 檢驗方法 主要現象 H+ 酸堿指示劑；活潑金屬Zn；碳酸鹽等 變色，產生氫氣，產生CO2氣體 Na+、K+ 焰色反應 鈉“黃”鉀“紫” Al3+ OH 先生成白色沉淀，后白色沉淀溶解形成無色溶液 Fe3+ KSCN溶液，NaOH溶液

24、溶液變紅色，生成紅褐色沉淀 NH4+ NaOH溶液、加熱 生成能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍的氣體 OH 酚酞溶液 溶液變紅色 Cl AgNO3、稀硝酸 生成不溶于稀硝酸的白色沉淀 SO42 稀HCl、BaCl2溶液 生成不溶于HCl的白色沉淀 CO32 鹽酸、澄清石灰水 生成使澄清石灰水變渾濁的無色無味氣體 五、物質結構與性質 1原子結構與性質 原子核：同位素、原子量物理性質 （1）原子（AZX） 核外電子化學性質 （2）元素的化學性質主要由原子最外層電子數和原子半徑決定。 例如：最外層電子數相等，半徑不等（同主族元素），性質出現遞變性； Li和Mg、Be和Al的最外層電子數不等，半徑相近，性質

25、相似。 （3）原子核外電子排布（掌握136號元素） 能量最低原理：電子先排能量低的能層和能級，然后由里往外排能量高的（能層和能級均影響電子的能量）。 泡里不相容原理：每個原子軌道上最多排2個自旋相反的電子，即原子核外沒有2個電子的運動狀態(tài)完全相同。 洪特規(guī)則：電子在能量相同的各個軌道上排布時，電子盡可能分占不同的原子軌道； 當軌道上電子呈半滿、全滿或全空時，體系能量最低。 （4）電離能比較：首先應寫出微粒的外圍電子排布式，再根據使體系能量最低去比較；根據用原子的電離能數據也可推測原子的最外層電子數。 （5）電負性：元素的原子吸引電子的能力。元素的電負性越大，則元素的非金屬性越強；元素的電負性越

26、小，則元素的金屬性越強。電負性相差越大的元素形成化合物時，化合物的離子性越強（形成離子鍵）。 2分子結構與性質 （1）化學鍵化學性質（決定分子的穩(wěn)定性） 離子鍵 共價鍵 金屬鍵 成鍵微粒 陰、陽離子 原子 金屬離子和自由電子 微粒間相互作用 靜電作用 共用電子對 靜電作用 成鍵原因 活潑金屬(如A、A)和活潑非金屬(如A、A) 成鍵原子具有未成對電子 金屬 （2）化學鍵理論 共價鍵理論（VB）：共價鍵的形成實則是電子的配對。該理論不能解釋碳形成甲烷分子。 雜化軌道理論：能量相近的軌道可以兼并成能量相同的幾個等價軌道。用以解釋碳能形成甲烷分子（實則是碳原子采取sp3雜化，形成四個兼并軌道，再與氫

27、成鍵）。雜化后，原子的成鍵能力增強。 價層電子對互斥模型 a分子中的價電子對（包括成鍵電子對和孤電子對）由于相互排斥，盡可能遠離，電子對之間夾角越小，排斥力越大。 b由于孤電子對只受一個原子核的吸引，電子云比較“肥大”，故電子對之間排斥力大小順序為：孤電子對與孤電子對大于孤電子對與成鍵電子對大于成鍵電子對與成鍵電子對（因此，均采取sp3雜化，電子對構型都為正四面體形的CH4、NH3、H2O分子中鍵角依次減?。?。 c微粒中價電子對數為：n(中心原子的價電子數每個配位原子提供的價電子數±微粒所帶的電荷數)2（微粒帶負電荷時取“”，帶正電荷時取“”）。主族元素的價電子數等于最外層電子數，氫

28、和鹵素作為配位原子時，提供一個電子，當A族元素作為配位原子時，認為不提供電子（由價電子對數可確定中心原子的雜化形式：電子對數分別為2、3、4時，中心原子分別采取sp、sp2、sp3雜化）。 d當配位原子不是氫、A、A族元素時，可運用等電子原理，尋找其熟悉的等電子體來判斷其構型。 等電子原理 a具有相同原子數目和相同電子總數（或價電子總數）的分子或離子具有相同的結構特征。 b常見等電子體：N2、CO、CN、C22（電子總數為14e，存在叁鍵）； CO2、CS2、COS、BeCl2、N3、OCN、SCN（價電子數為16e，均為直線型）； BCl3、CO32、SiO32、NO3（價電子數為24e，均

29、為平面正三角形）； NCl3、PCl3、NF3、PF3、SO32（價電子數為24e，均為三角錐形）； SiCl4、CCl4、SiO44、SO42、PO43（價電子數為24e，均為正四面體形）。 （3）分子極性：分子中正、負電荷重心是否重合 與鍵的極性有關； 與分子的空間構型有關。 類型 實例 鍵角 鍵的極性 空間構型 分子的極性 A2 H2、N2、Cl2等 非極性鍵 直線形 非極性分子 AB HCl、NO、CO等 ¬ 極性鍵 直線形 極性分子 AB2 CO2、CS2等 180° 極性鍵 直線形 非極性分子 H2O、H2S等 180° 極性鍵 “V”形 極性分子 S

30、O2分子 120° 極性鍵 三角形 極性分子 ABC COS 180° 極性鍵 直線形 極性分子 AB3 BF3分子 120° 極性鍵 三角形 非極性分子 NH3、PCl3等分子 109.5° 極性鍵 三角錐形 極性分子 AB4 CH4、CCl4等分子 109.5° 極性鍵 正四面體形 非極性分子 （4）相似相溶原理：極性相似，相互溶解，極性相差越大，則溶解度越小。 如：水為強極性分子，強極性的HX、NH3等易溶于水； 有機物均為弱極性或非極性分子，有機物間可相互溶解。 （5）共價鍵的類型 電子對是否偏移：極性鍵和非極性鍵。 成鍵方式：頭碰頭鍵

31、；肩并肩鍵。頭碰頭時電子云重疊最大，故鍵較鍵穩(wěn)定。當兩原子間形成多個共價鍵時，首先形成一個鍵，其余則只能形成鍵。 （6）分子間作用力及氫鍵物理性質 分子間作用力范德華力 對于分子組成和結構相似的物質，其相對分子質量越大，范德華力越大，熔、沸點越高。 例如：沸點 F2Cl2Br2I2。 氫鍵 a形成氫鍵的因素：含N、O、F，且含有與N、O、F直接相連的H。 b氫鍵對物質性質的影響：分子間氫鍵的形成，使物質在熔化或汽化的過程中，還需克服分子間的氫鍵，使物質的熔、沸點升高；分子間氫鍵的形成，可促進能形成氫鍵的物質之間的相互溶解。 3晶體結構與性質物理性質 （1）晶體類型及其性質 離子晶體 分子晶體 原子晶體 金屬晶體 組成微粒 陰、陽離子 分子 原子 金屬離子和自由電子 微粒間的相互作用 離子鍵 分子間作用力 共價鍵 金屬鍵 是否存在單個分子 不存在 存在 不存在 不存在 熔、沸點 較高 低