高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

1、高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)  二、復(fù)習(xí)要點(diǎn)1、原子結(jié)構(gòu)2、元素周期表和元素周期律3、共價(jià)鍵4、分子的空間構(gòu)型5、分子的性質(zhì)6、晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)（一）原子結(jié)構(gòu)1、能層和能級(jí)（1）能層和能級(jí)的劃分    在同一個(gè)原子中，離核越近能層能量越低。    同一個(gè)能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(jí)s、p、d、f，能量由低到高依次為s、p、d、f。    任一能層，能級(jí)數(shù)等于能層序數(shù)。s、p、d、f可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7的兩倍。能層不同能級(jí)相同，所容納的最多電子數(shù)相同。（2）能層、能級(jí)

2、、原子軌道之間的關(guān)系每能層所容納的最多電子數(shù)是：2n2（n：能層的序數(shù)）。2、構(gòu)造原理（1）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）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（n-2）f （n-1）d np（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

3、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8個(gè)電子；次外層不超過18個(gè)電子；倒數(shù)第三層不超過32個(gè)電子。（5）基態(tài)和激發(fā)態(tài)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 。激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)（相對(duì)基態(tài)而言）。基態(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 。 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)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。3、電子云與原子軌道（1）電子云：電子在核外空間做高速運(yùn)動(dòng)

4、，沒有確定的軌道。因此，人們用“電子云”模型來描述核外電子的運(yùn)動(dòng)?！半娮釉啤泵枋隽穗娮釉谠雍送獬霈F(xiàn)的概率密度分布，是核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的形象化描述。（2）原子軌道：不同能級(jí)上的電子出現(xiàn) 概率 約為90%的電子云空間輪廓圖 稱為原子軌道。s電子的原子軌道呈 球形對(duì)稱，ns能級(jí)各有1個(gè)原子軌道；p電子的原子軌道呈紡錘形，np能級(jí)各有3個(gè)原子軌道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能級(jí)各有5個(gè)原子軌道；nf能級(jí)各有7個(gè)原子軌道。4、核外電子排布規(guī)律（1）能量最低原理：在基態(tài)原子里，電子優(yōu)先排布在能量最低的能級(jí)里，然后排布在能量逐漸升高的能級(jí)里。（2）泡利原理：1個(gè)原子軌道里最多只能容納2個(gè)電子

5、，且自旋方向相反。（3）洪特規(guī)則：電子排布在同一能級(jí)的各個(gè)軌道時(shí)，優(yōu)先占據(jù)不同的軌道，且自旋方向相同。（4）洪特規(guī)則的特例：電子排布在p、d、f等能級(jí)時(shí)，當(dāng)其處于全空 、半充滿或全充滿時(shí)，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整個(gè)原子的能量最低，最穩(wěn)定。能量最低原理表述的是“整個(gè)原子處于能量最低狀態(tài)”，而不是說電子填充到能量最低的軌道中去，泡利原理和洪特規(guī)則都使“整個(gè)原子處于能量最低狀態(tài)”。電子數(shù)（5）（n-1）d能級(jí)上電子數(shù)等于10時(shí)，副族元素的族序數(shù)=ns能級(jí)電子數(shù) （二）元素周期表和元素周期律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

6、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

7、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)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級(jí)的符號(hào)。2、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)的周期性來源于原子外電子層構(gòu)型的周期性。（1）同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律  同周期（左右）同主族（上下）原子結(jié)構(gòu)核電荷數(shù)逐漸增大增大能層（電子層）數(shù)相同增多原子半徑逐漸減小逐漸增大 元素性質(zhì)化合價(jià)最高正價(jià)由+1+7負(fù)價(jià)數(shù)=（8族序數(shù)）最高正價(jià)和負(fù)

8、價(jià)數(shù)均相同，最高正價(jià)數(shù)=族序數(shù)元素的金屬性和非金屬性金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱第一電離能呈增大趨勢(shì)（注意反常點(diǎn)：A族和A族、A族和A族）逐漸減小電負(fù)性逐漸增大逐漸減小（2）微粒半徑的比較方法同一元素：一般情況下元素陰離子的離子半徑大于相應(yīng)原子的原子半徑，陽離子的離子半徑小于相應(yīng)原子的原子半徑。同周期元素（只能比較原子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次減小。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl同主族元素（比較原子和離子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次增大。如：Li<Na<K<Rb

9、<Cs，F(xiàn)-<Cl-<Br-<I-同電子層結(jié)構(gòu)（陽離子的電子層結(jié)構(gòu)與上一周期0族元素原子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，陰離子與同周期0族元素原子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)）：隨核電荷數(shù)增大，微粒半徑依次減小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+（3）元素金屬性強(qiáng)弱的判斷方法 金屬性比較本質(zhì)原子越易失電子，金屬性越強(qiáng)。 判斷依據(jù)1. 在金屬活動(dòng)順序表中越靠前，金屬性越強(qiáng)2. 單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)越劇烈，金屬性越強(qiáng)3. 單質(zhì)還原性越強(qiáng)或離子氧化性越弱，金屬性越強(qiáng)（電解中在陰極上得電子的先后）4. 最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)5.

10、 若xn+yx+ym+ 則y比x金屬性強(qiáng)6. 原電池反應(yīng)中負(fù)極的金屬性強(qiáng)7. 與同種氧化劑反應(yīng)，先反應(yīng)的金屬性強(qiáng)8. 失去相同數(shù)目的電子，吸收能量少的金屬性強(qiáng)（4）非金屬性強(qiáng)弱的判斷方法 非金屬性比較本質(zhì)原子越易得電子，非金屬性越強(qiáng)判斷方法1. 與H2化合越易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強(qiáng)2. 單質(zhì)氧化性越強(qiáng)，陰離子還原性越弱，非金屬性越強(qiáng)（電解中在陽極上得電子的先后）3. 最高價(jià)氧化物的水化物酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)4. An-+BBm-+A 則B比A非金屬性強(qiáng)5. 與同種還原劑反應(yīng)，先反應(yīng)的非金屬性強(qiáng)6. 得到相同數(shù)目的電子，放出能量多的非金屬性強(qiáng) （三）共價(jià)鍵1、共價(jià)

11、鍵的成鍵本質(zhì)：成鍵原子相互接近時(shí)，原子軌道發(fā)生重疊，自旋方向相反的未成對(duì)電子形成共用電子對(duì)，兩原子核間電子云密度增加，體系能量降低。2、共價(jià)鍵類型：（1）鍵和鍵 鍵鍵成鍵方向沿鍵軸方向“頭碰頭”平行或“肩并肩”電子云形狀軸對(duì)稱鏡像對(duì)稱牢固程度強(qiáng)度大，不易斷裂強(qiáng)度小，易斷裂成鍵判斷規(guī)律單鍵是鍵；雙鍵有一個(gè)是鍵，另一個(gè)是鍵；三鍵中一個(gè)是鍵，另兩個(gè)為鍵。（2）極性鍵和非極性鍵 非 極 性 鍵極 性 鍵定義由同種元素的原子形成的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)不發(fā)生偏移由不同種元素的原子形成的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)發(fā)生偏移原子吸引電子能力相同不同共用電子對(duì)位置不偏向任何一方偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子一

12、方成鍵原子的電性判斷依據(jù)不顯電性顯電性舉例單質(zhì)分子（如H2、Cl2）和某些化合物（如Na2O2、H2O2）中含有非極性鍵氣態(tài)氫化物，非金屬氧化物、酸根和氫氧根中都含有極性鍵（3）配位鍵：一類特殊的共價(jià)鍵，一個(gè)原子提供空軌道，另一個(gè)原子提供一對(duì)電子所形成的共價(jià)鍵。配位化合物：金屬離子與配位體之間通過配位鍵形成的化合物。如：Cu（H2O）4SO4、Cu（NH3）4（OH）2、Ag（NH3）2OH 、Fe（SCN） 3等。配位化合物的組成：3、共價(jià)鍵的三個(gè)鍵參數(shù) 概念對(duì)分子的影響鍵長(zhǎng)分子中兩個(gè)成鍵原子核間距離（米）鍵長(zhǎng)越短，化學(xué)鍵越強(qiáng)，形成的分子越穩(wěn)定鍵能對(duì)于氣態(tài)雙原子分子AB，拆開1mo

13、lA-B鍵所需的能量鍵能越大，化學(xué)鍵越強(qiáng)，越牢固，形成的分子越穩(wěn)定鍵角鍵與鍵之間的夾角鍵角決定分子空間構(gòu)型（1）鍵長(zhǎng)、鍵能決定共價(jià)鍵的強(qiáng)弱和分子的穩(wěn)定性，鍵角決定分子空間構(gòu)型和分子的極性。（2）鍵能與反應(yīng)熱：反應(yīng)熱生成物鍵能總和反應(yīng)物鍵能總和 （四）分子的空間構(gòu)型1、等電子原理原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，許多性質(zhì)是相似的，此原理稱為等電子原理。（1）等電子體的判斷方法：在微粒的組成上，微粒所含原子數(shù)目相同；在微粒的構(gòu)成上，微粒所含價(jià)電子數(shù)目相同；在微粒的結(jié)構(gòu)上，微粒中原子的空間排列方式相同。（等電子的推斷常用轉(zhuǎn)換法，如CO2=CO+O=N2+O= N2O=

14、 N2+ N= N3或SO2=O+O2=O3=N+O2= NO2）（2）等電子原理的應(yīng)用：利用等電子體的性質(zhì)相似，空間構(gòu)型相同，可運(yùn)用來預(yù)測(cè)分子空間的構(gòu)型和性質(zhì)。2、價(jià)電子互斥理論：（1）價(jià)電子互斥理論的基本要點(diǎn)：ABn型分子（離子）中中心原子A周圍的價(jià)電子對(duì)的幾何構(gòu)型，主要取決于價(jià)電子對(duì)數(shù)（n），價(jià)電子對(duì)盡量遠(yuǎn)離，使它們之間斥力最小。（2）ABn型分子價(jià)層電子對(duì)的計(jì)算方法：對(duì)于主族元素，中心原子價(jià)電子數(shù)=最外層電子數(shù)，配位原子按提供的價(jià)電子數(shù)計(jì)算，如：PCl5中O、S作為配位原子時(shí)按不提供價(jià)電子計(jì)算，作中心原子時(shí)價(jià)電子數(shù)為6；離子的價(jià)電子對(duì)數(shù)計(jì)算    

15、; 如：NH4+：；SO42- ：3、雜化軌道理論（1）雜化軌道理論的基本要點(diǎn)：能量相近的原子軌道才能參與雜化。雜化后的軌道一頭大，一頭小，電子云密度大的一端與成鍵原子的原子軌道沿鍵軸方向重疊，形成鍵；由于雜化后原子軌道重疊更大，形成的共價(jià)鍵比原有原子軌道形成的共價(jià)鍵穩(wěn)定。雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個(gè)sp3雜化軌道占有1個(gè)s軌道、3個(gè)p軌道。雜化軌道總數(shù)等于參與雜化的原子軌道數(shù)目之和。（2）s、p雜化軌道和簡(jiǎn)單分子幾何構(gòu)型的關(guān)系雜化類型spsp 2sp 3sp 3不等性雜化軌道夾角180 o120 o109o28   中心原子位置A，BAAAAA中心原子孤

16、對(duì)電子數(shù)000123分子幾何構(gòu)型直線形平面三角形正四面體形三角錐形V字形直線形實(shí)例BeCl2、Hg Cl2BF3CH4、SiCl4NH3、PH3H2O、H2SHCl（3）雜化軌道的應(yīng)用范圍：雜化軌道只應(yīng)用于形成鍵或者用來容納未參加成鍵的孤對(duì)電子。（4）中心原子雜化方式的判斷方法：看中心原子有沒有形成雙鍵或叁鍵，如果有1個(gè)叁鍵，則其中有2個(gè)鍵，用去了2個(gè)p軌道，形成的是sp雜化；如果有1個(gè)雙鍵則其中有1個(gè)鍵，形成的是sp 2雜化；如果全部是單鍵，則形成的是sp 3雜化。4、分子空間構(gòu)型、中心原子雜化類型和分子極性的關(guān)系分子（離子）中心原子價(jià)電子對(duì)雜化類型VSEPR模型分子空間構(gòu)型鍵角分子的極性C

17、O22sp直線直線形180 o非SO23sp 2平面三角V字形 極H2O、OF2、3sp 3平面三角V字形極HCN2sp直線直線形180 o極NH34sp 3正四面體三角錐形107 o18極BF3、SO33sp 2平面三角平面三角形120 o非H3O+4sp 3正四面體三角錐形107 o18CH4、CCl44sp 3正四面體正四面體形109o28非NH4+4sp 3正四面體正四面體形109o28非HCHO、COCl23sp 2平面三角平面三角形極 （五）分子的性質(zhì)1、分子間作用力（范德華力和氫鍵）（1）分子間作用力和化學(xué)鍵的比較 化學(xué)鍵分子間作用力概念相鄰原子間強(qiáng)

18、烈的相互作用分子間微弱的相互作用范圍分子內(nèi)或某些晶體內(nèi)分子間能量鍵能一般為120800kJ·mol1約幾到幾十 kJ·mol1性質(zhì)影響主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)（穩(wěn)定性）主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)（熔沸點(diǎn)）（2）范德華力與氫鍵的比較 范德華力氫鍵概念物質(zhì)分子間存在的微弱相互作用分子間（內(nèi)）電負(fù)性較大的成鍵原子通過H原子而形成的靜電作用存在范圍分子間分子中含有與H原子相結(jié)合的原子半徑小、電負(fù)性大、有孤對(duì)電子的F、O、N原子強(qiáng)度比較比化學(xué)鍵弱得多比化學(xué)鍵弱得多，比范德華力稍強(qiáng)影響因素隨分子極性和相對(duì)分子質(zhì)量的增大而增大 性質(zhì)影響隨范德華力的增大，物質(zhì)的熔沸點(diǎn)升高、溶

19、解度增大分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點(diǎn)升高硬度增大、水中溶解度增大；分子內(nèi)氫鍵使物質(zhì)熔沸點(diǎn)降低、硬度減小2、極性分子和非極性分子（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：只由非極性鍵構(gòu)成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等；只由極性鍵構(gòu)成，空間構(gòu)型對(duì)稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等；極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CHCH、。<2>極性分子：整個(gè)分子電荷分布不對(duì)稱。如：不同元素的雙原子分子如：HCl，HF等。折線型分子，如H2O、H2S等。三角錐形分子如NH3等。（2）共價(jià)鍵的極性和分子極性的

20、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HCl、H2S、H22等。（3）分子極性的判斷方法單原子分子：分子中不存在化學(xué)鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。雙原子分子：若含極性鍵，就是極性

21、分子，如HCl、HBr等；若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。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、SO2等。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。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。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。

22、相反，無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。3、有機(jī)物分子的手性和無機(jī)含氧酸的酸性（1）手性分子手性分子：具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能重疊，互稱手性異構(gòu)體（又稱對(duì)映異構(gòu)體、光學(xué)異構(gòu)體）。含有手性異構(gòu)體的分子叫做手性分子。手性分子的判斷方法：判斷一種有機(jī)物是否具有手性異構(gòu)體，可以看其含有的碳原子是否連有四個(gè)不同的原子或原子團(tuán)，符合上述條件的碳原子叫做手性碳原子。手性碳原子必須是飽和碳原子，飽和碳原子所連有的原子和原子團(tuán)必須不同。（2）無機(jī)含氧酸分子的酸性酸的元數(shù)=酸中羥基上的氫原子數(shù)，不一定等于酸中的氫原子數(shù)（有的酸中有些氫

23、原子不是連在氧原子上）含氧酸可表示為：（HO）mROn,酸的強(qiáng)度與酸中的非羥基氧原子數(shù)n有關(guān)，n越大，酸性越強(qiáng)。n=0 弱酸     n=1 中強(qiáng)酸        n=2強(qiáng)酸          n=3 超強(qiáng)酸 （六）晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)          類型比較 離子晶體 原子晶體

24、 分子晶體 金屬晶體構(gòu)成晶體微粒陰、陽離子原子分子金屬陽離子、自由電子形成晶體作用力離子鍵共價(jià)鍵范德華力微粒間的靜電作用   物理性質(zhì) 熔沸點(diǎn)較高很高低有高、有低硬度硬而脆大小有高、有低導(dǎo)電性不良（熔融或水溶液中導(dǎo)電）絕緣、半導(dǎo)體不良良導(dǎo)體傳熱性不良不良不良良延展性不良不良不良良溶解性易溶于極性溶劑，難溶于有機(jī)溶劑不溶于任何溶劑極性分子易溶于極性溶劑；非極性分子易溶于非極性溶劑中一般不溶于溶劑，鈉等可與水、醇類、酸類反應(yīng)典型實(shí)例NaOH、NaCl金剛石P4、干冰、硫鈉、鋁、鐵1、四大晶體的比較 2、典型晶體的結(jié)構(gòu)特征（1）NaCl&#

25、160;   屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)Na+周圍吸引著6個(gè)Cl，這些Cl構(gòu)成的幾何圖形是正八面體，每個(gè)Cl周圍吸引著6個(gè)Na+，Na+、Cl個(gè)數(shù)比為1：1，每個(gè)Na+與12個(gè)Na+等距離相鄰，每個(gè)氯化鈉晶胞含有4個(gè)Na+和4個(gè)Cl。（2）CsCl屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)Cl（或Cs+）周圍與之最接近且距離相等的Cs+（或Cl）共有8個(gè)，這幾個(gè)Cs+（或Cl）在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為立方體，在每個(gè)Cs+周圍距離相等且最近的Cs+共有6個(gè)，這幾個(gè)Cs+在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為正八面體，一個(gè)氯化銫晶胞含有1個(gè)Cs+和1個(gè)Cl 。（3）金剛石（空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)）屬于原子晶體。晶體中每個(gè)C原子和4個(gè)C原子形成4個(gè)共價(jià)鍵,成為正四面體結(jié)構(gòu)，C原子與碳碳鍵個(gè)數(shù)比為1：2，最小環(huán)由6個(gè)C原子組成，每個(gè)C原子被12個(gè)最小環(huán)所共用；每個(gè)最小環(huán)含有1/2個(gè)C原子。（4）SiO2屬于原子晶體。晶體中每個(gè)Si原子周圍吸引著4個(gè)O原子，每個(gè)O原子周圍吸引著2個(gè)Si原子，Si、O原子個(gè)數(shù)比為1：2，Si原子與SiO鍵個(gè)數(shù)比為1：4，O原子與Si