人教版化學(xué)選修三物質(zhì)結(jié)構(gòu)化學(xué)講義

1、實用標準文案大全第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì).原子結(jié)構(gòu)1.能級與能層能層四五六七符號KLNOpQ能級31s2s即Ss3P3d4s4P4d4fL .h最 多 電子數(shù)22626102610142-一281832 m * 2n2注意：每個能層的能級種數(shù)為n;軌道總數(shù)為n2 ;每個軌道最多容納電子數(shù)為2每個能層最多容納電子數(shù)為2n 22 .原子軌道：不同能級上的電子出現(xiàn)概率約為90%的電子云空間輪廓圖 稱為原子軌道客電廣的原子軌道呈以滕對稱 口包子的厚干軌值呈一瞳上形各椎鈔上的原子軌通數(shù)自$公超級上" “P能級上3個 j«i解級上手個 ，“船級上一個力！向能層_L原亍磯曬徒增：的向低rft

2、s- "I，, it<1 fit形狀*U 1可的捌子中L道1癥耳的河/氏二3 .原子核外電子排布規(guī)律構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按能量由低到高的順序填入核外電子運動軌道(能級)，叫做構(gòu)造原理。1s / 2s 2p / 3s 3p / 4s 3d 4P / 5s 4d 5P / 6s 4f 5d 6P / 7s 5f 6d 7P能級交錯：原子軌道的能量關(guān)系是：ns<(n-2)f<(n-1)d<np【能級組：ns (n-2)f (n-1)d np； 一個能級組中的各能級能量相近但不同】(2)能量最低原理現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實，原子的電

3、子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低狀 態(tài)，簡稱能量最.低原理。基態(tài)原子：處于最低能量狀態(tài)的原子激發(fā)態(tài)原子：處于能量較高狀態(tài)的原子基態(tài)原子可以吸收能量使核外電子躍遷到較高能級變成激發(fā)態(tài)，形成吸收光譜激發(fā)態(tài)原子也可釋放能量使核外電子躍遷到較低能級變成低能激發(fā)態(tài)或基態(tài)，形成發(fā)射光譜現(xiàn)代化學(xué)中常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析(焰火、激光、燈光、霓虹燈光、焰色反應(yīng)等許多可見光都與核外電子躍遷釋放能量有關(guān))(3)泡利(不相容)原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時存在4個量子數(shù)完全相同的電子。換言之，一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反(用“T表樂)，這個原理稱為泡利原理

4、。(4)洪特規(guī)則：當電子排布在同一能級的不同軌道(能量相同)時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同,這個規(guī)則叫洪特規(guī)則。比如，P3的軌道式為或，而不是洪特規(guī)則特例：當P、d軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較穩(wěn)定的 狀態(tài)。即P0、d0、p3、d5、p6、d10時，是較穩(wěn)定狀態(tài)。前36號元素全空狀態(tài)的有4Be 2s22p0、12Mg 3s 23p0、2oCa 4s 23d0;半充滿狀態(tài)的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d 54s1、25Mn 3d 54s2、33As 4s24p3;全充滿狀態(tài)的有 ioNe 2s 22p6、 i8Ar 3s 23p

5、6、29CU 3d 104s1 > 3oZn 3d 104s2、36Kr 4s 24p6。4 .基態(tài)原子核外電子排布的表示方法（1）電子排布式：用數(shù)字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如19K: 1s22s22p63s23p64s1簡化的電子排布式：把內(nèi)層電子達到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的 元素符號外加方括號表示，例如19K: Ar4s1 12Mg:Ne3s 2（3）價電子排布式或軌道表示式主族元素：只需表示出最外層的電子（如 Na： 3s1; Cl: 3s23p5）第四周期的過渡元素：要寫出3d和4s兩個能級的電子排布（如Fe： 3d64s

6、2）。二原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1.元素周期表的分區(qū) ：除ds外，區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級符號分區(qū)兀素分布價電子排布兀素性質(zhì)特點s區(qū)IA、IIA12 nsH外都是活潑金屬，最外層電子參與反應(yīng)p區(qū)IIIAVIIA、0 族ns2np16通常是最外層電子參與反應(yīng)d區(qū)IIIBVIIB、VIII（除例系和舸系）(n-1)d19ns12都是金屬兀素；d能級上的電子可以 /、同程度的參與化學(xué)鍵的形成ds區(qū)舊、IIB(n-1)d10ns12都TE金屬兀系f區(qū)例系和舸系(n-2)f014(n-1)d 02ns2例系元素性質(zhì)相近；舸系元素性質(zhì)相近2.根據(jù)外圍電子排布可直接判斷該元素在周期表中的位置。主

7、族元素價電子等于主族序數(shù)，過渡元素價電子等于縱行數(shù)（從而確定族序數(shù)）例：4s24p5第四周期VIIA族3d 54s2第四周期VIIB族三.元素周期律：電離能、電負性1、電離能（指氣態(tài)原子或離子失去 1個電子時所需要的最低能量 ）第一電離能是指氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去1個電子。 同一周期元素中, 堿金屬（或第I A族）第一電離能最小， 稀有氣體（或0族）第一電離 能最大，從左到右 總體呈現(xiàn)增大趨勢（反常：11人和V人的元素的第一電離能大于同周期后 面相鄰元素的第一電離能），元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。 同一

8、主族元素，從上到下 第一電離能逐漸減小；元素金屬性漸強，非金屬性漸弱。 同一原子的電離能逐級增大,即I1VI2VI3V,且隔層的電離能數(shù)值相差巨大。2、電負性（用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小，不考慮稀有氣體元素）以氟的電負性為4.0,鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出了各元素的電負性。 同周期元素自左到右,電負性逐漸增大，非金屬性逐漸增強，金屬性逐漸減弱； 同中.族元素自上而下,電負性逐漸減小，非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強。電負性的應(yīng)用：判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱的尺度，金屬元素的電負性一般小于1.8,非金屬元素的電負性一般大于1.8,而位于非金屬三角區(qū)邊界的類金屬

9、”（如錯、睇等）的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。 兩種元素的電負性相差很大（如1.7）時易形成離子鍵，兩元素電負性相差不大時LiBe-BMgAlSi易形成共價鍵。3、對角線規(guī)則：在元素周期表中，某些主族元素 與右下方的主族元素的某些性質(zhì)相似，如右圖。第二章分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)、化學(xué)鍵：相鄰的兩個或多個原子（或離子）之間強烈的相互作用?；瘜W(xué)鍵離子鍵共價鍵金屬鍵形成過 程陰陽離子間的靜電作用原子間通過共用電子對或電子太重 疊所形成的相互作用金屬陽離子與自由電 子之間的相互作用實例離子化合物中，大多金屬 氧化物、強堿、大多數(shù)鹽多原子組成的非金屬單質(zhì)、氣態(tài)氫 化物、非金屬氧化物、弱堿、

10、酸等金屬二、共價鍵：1、共價鍵的本質(zhì)是：成鍵原子相互接近時，原子軌道發(fā)生重疊，自旋方向相反的未成對電子形成共用電子對，兩原子核間電子云密度增加，體系能量降低；共價鍵具有兩大特征： 飽和性（一個原子有幾個未成對電子，便只能和幾個自旋相反的電子配對成鍵）和方向性。2、鍵參數(shù)：（1）鍵能（單位：kJ/mol）:氣態(tài)基態(tài)原子形成 1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量； 鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。（2）鍵長：形成共價鍵的兩個原子的 核間距，一般鍵長越短，共價鍵越穩(wěn)定。（相同原子間形成的共價鍵鍵長的一半稱為該原子的共價半徑）（3）鍵角：在原子數(shù)超過兩個的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。（多原子分子的鍵角是一定的，表明

11、共價鍵具有方向性）鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響:?常見的鍵角：H2O（105 ）、NH 3（107 卜 CH4（109 ° 28'P）（60 卜 CO2（180 ）、苯（120 ）3、共價鍵的類型：（1）按成鍵原子間 共用電子對的數(shù)目 分為單鍵、雙鍵、三鍵；（2）按共用電子對是否偏移 分為極性鍵、非極性鍵：共價鍵的極性強弱比較：根據(jù)成鍵兩原子的電負性的差別大小，兩原子電負性相差越大，共價鍵的極性就越強。（例如：H-F鍵的極f大于 H-Cl鍵的極性）（3）按原子軌道的重疊 方式分為er鍵 和兀鍵：(T鍵冗鍵成鍵方向:沿鍵軸方向“頭碰頭”平行（“肩并肩”）電子云形狀軸對稱由兩塊組成，且

12、鏡向?qū)ΨQ牢固程度強度不同【一M：b鍵不易斷裂，兀鍵易斷裂（特殊：N2等）】成鍵判斷規(guī)律單鍵是（T鍵； 雙鍵一個（T鍵、一個冗鍵；三鍵一（T鍵、兩個冗鍵(4)配位鍵：特殊的共價鍵(b鍵)，一個原子 提供空軌道，另一個原子 提供孤電子對 形 成的共價鍵。存在配位鍵的化合物常見：H30+ NH4+ H2SO4 AI2CI6 BNH3F3(H3N- BF 3)認識配位化合物(簡稱配合物)：含配位鍵的不一定是配合物金屬離子(或原子)與配體(某些有孤對電子的分子或離子 )之間通過配位鍵形成的化合物。如：Cu(H 2。)4母。4、Cu(NH 3)4母。4、Ag(NH 3)2OH> Fe(SCN)3 等

13、。(許多過渡金屬離子對多種配體具有很強的結(jié)合力，過渡金屬的配合物遠比主族金屬的配合物多)配合物組成：- «常見含配位鍵的內(nèi)界離子：Cu(H2O)42+ Cu(NH 3)42+ Ag(NH3)2+Fe(SCN) 63Fe(SCN) 64 Co(NH 3)3(H2O)3+ Co(NH 3)402+ Hgl42 配合物溶于水易電離為內(nèi)界配體離子和外界離子，而內(nèi)界的配體離子通常不電離。配位鍵的表示(箭頭)：4、等電子原理：原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子(或離子)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：微粒所含 原子個數(shù)相同；微粒所含 價電子

14、總數(shù)相同(2)等電子原理的應(yīng)用：這一類分子或離子具有相似的化學(xué)鍵特征、分子結(jié)構(gòu)以及部分物理性質(zhì)相似。利用等電子原理可判斷一些簡單分子或離子的主體構(gòu)型，例如：CO2、SCN-、NO2+、N3具有相同的原子數(shù) 3,并且價電子總數(shù)都為 16,都為直線型結(jié)構(gòu)SO2、。3、NO 2具有相同的原子數(shù)CO32-、NO3一、SO 3具有相同的原子數(shù)SO42-、PO43-具有相同的原子數(shù)PO33-、SO32-、ClO 3一具有相同的原子數(shù)3,總價電子數(shù)都為18,都為V形結(jié)構(gòu).4,并且價電子數(shù)都為 24,都為平面三角形結(jié)構(gòu)5,總價電子數(shù)為32,都為正四面體結(jié)構(gòu).4,總價電子數(shù)為26,都為三角錐結(jié)構(gòu)三、分子的立體構(gòu)

15、型：紅外光譜儀可以測定分子的立體構(gòu)型。1、分子構(gòu)型與價層電子對互斥模型( VSEPR模型)(1)中心原子價層電子對數(shù)=(T鍵電子對白數(shù)目 +中心原子上的孤電子對的數(shù)目b鍵電子對的數(shù)目 =與中心原子直接相連的原子數(shù)目( 即：由分子式確定 )【判斷(T鍵電子對數(shù)時，雙鍵、叁鍵等多重鍵作為1對電子看待】中心原子的價電子數(shù) 離子所帶電荷數(shù) 與中心原子結(jié)合的原子能接受的電子總數(shù)孤電子對數(shù)=【若剩余電子不足一對，也當作 1對電子處理，例如NO2的氮原子孤電子對為 0.5】（2）價層電子對互斥模型（VSEPR模型）說明的是價層電子對的空間構(gòu)型；而分子的空間構(gòu)型判斷要略去中心原子上的孤對電子。（當中心原子無孤

16、對電子時， 兩者的構(gòu)型一致）（3）價層電子對盡可能彼此遠離，以使它們之間的斥力最?。汗码娮訉χg的排斥力> 孤電子對與成鍵電子對間的排斥力>成鍵電子對之間的排斥力成鍵電子對間的斥力大小：三鍵 > 雙鍵 > 單鍵2、雜化軌道理論：在形成多原子分子的過程中，中心原子的若干能量相近 的原子軌道重新組 合，形成一組新的軌道，這個過程叫做軌道的雜化，產(chǎn)生的新軌道叫雜化軌道。據(jù) 參與雜化的s軌道與p軌道的數(shù)目，存在 sp、sp2、sp3三種雜化。（雜化軌道只用于形 成b鍵或用來容納孤電子對；未參與雜化的軌道可用于形成兀鍵）3、價層電子對互斥理論判斷簡單分子或離子的空間構(gòu)型及中心原子

17、的雜化方式：價層 電子 對數(shù)VSEPR模 型成鍵 電子 數(shù)利 隹 守 * 婁I工t k價層電子對排列 方式中心 原子 雜化 舊雜化 軌道 數(shù)目鍵角分子的 空間構(gòu) 型實例2直線 形20180。sp2180°直線形CO2BeCl23平面 三角30*12002 sp3120°平面正 三角形BF3SO32 CO32CH2O形21小于120°平面三 角形 或V形SO2 SnCl2 PbCl222小于109° 18'平面三 角形或V形H2OH2s4四面 體形313 sp4小于109° 18'三角錐NH3PCI3_ + H3O SO32401

18、09° 28'109° 18'正四面 體CH4CC14NH4+ SO42四、分子的性質(zhì)1、極性分子和非極性分子 的判斷方法：雙原子分子：含極性鍵，就是極性分子，如 HCl;含非極性鍵，就是非極性分子，如I2以極性鍵結(jié)合的多原子分子：若分子中正、負電中心重合，則為非極性分子，如BF3、CH4等；若分子中正、負電中心不重合，則為極性分子，如NH3、SO2、NO?、O3、H2O2等。對于ABn型分子：中心原子A達最高價，則為非極性分子 。SO3、BF3、CO22、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”

19、中“相似”指的是分子的極性相似。若溶質(zhì)分子和溶劑分子之間存在氫鍵，則氫鍵作用力越大，溶解性越好。3、分子間作用力（包括范德華力和氫鍵）（1）分子間作用力和共價鍵的比較：共價鍵分子間作用力范德華力氫鍵概念相鄰原子間強烈 的相互作用分子間微弱的相互作 用已經(jīng)與電負性很大的原子形成共價鍵的H原子與另一個電負性很大的原子之間的作用力存在 范圍分子內(nèi)或某些晶 體內(nèi)分子間（或稀有氣體原 子之間）分子內(nèi)或分子間（分了,中含有與H原子相結(jié)合的原子半徑小、電負性大、有孤對電子的 原子F、0、N等）能量 大小鍵能一般為120? 800kJ/mol比化學(xué)鍵弱得多，約幾到幾十kJ/mol比化學(xué)鍵弱得多，比范德華力稍強

20、特征飽和性和方向性無飽和性、無方向性有飽和性和方向性影響 因素隨分子的相對分子質(zhì) 量的增大而增大對于X-H - Y-, X、Y的電負性越大，Y 的原子半徑越小，氫鍵鍵能越大；氫鍵的鍵 長是指X-H - Y的長度性質(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)，隨范德華力的增 大，物質(zhì)的熔沸點升高分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點升高，硬度增大、 在水中溶解度增大；分子間氫鍵還會使某些 物質(zhì)形成，使測定的相對分子質(zhì)量偏大； 分子內(nèi)氫鍵使物質(zhì)熔沸點降低、硬度減小4、無機含氧酸的酸性比較酸的元數(shù)=酸中 羥基的氫原子數(shù)，不一定等于酸中的氫總數(shù)（有些氫不是連在氧原子上）含氧酸可表示為：（HO）m

21、ROnR相同時，酸的強度與酸中的非羥基氧原子數(shù)n有關(guān)，n越大，R的正電性越高，使R-O-H中O的電子向R偏移的越多，在水分子的作用下越易電離出H + ,酸性越強。（如 HClO VHCIO2VHCIO3VHCIO4）R不同時，也有類似的規(guī)律。 一般，n = 0弱酸；n = 1中強酸；n=2強酸；n=3超強酸。 第三章晶體結(jié)構(gòu)和性質(zhì)一.晶體與非晶體1、固體分為：晶體與非晶體可靠的區(qū)分方法：X-M線衍射2、晶體與非晶體比較：晶體部特性結(jié)構(gòu)微粒周觸It有序排列翁杓微粒無序和列性賈特占有目范1曲固定熔息、對新性* 各向異性:沒有三邑性、固定喀息芭稱 性各向m性晶體自范性的本質(zhì)是晶體中粒子在微觀空間里呈

22、周期性有序排列的宏觀表象。晶體自范性的條件之一：生長速率適當。2、獲得晶體的三條途徑：熔融態(tài)物質(zhì)凝固氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固（凝華）溶質(zhì)從溶液中析結(jié)晶二、晶胞1.晶胞：晶胞是描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。他代表了晶體的化學(xué)組成（化學(xué)式）及對稱性。一般來說晶胞都是平行六面體（邊長不一定相等也不一定垂直）通過向上、下、左、右、前、后的平移能與下一個晶胞完全重合，他在晶體中的排列呈“無隙并置”2、立方晶胞中微粒數(shù)的計算以及晶體化學(xué)式的確定如某個粒子為n個晶胞所共有，則該粒子有1/n屬于這個晶胞。常見的晶胞為 立方晶胞頂點：1/8 棱上：1/4 面上：1/2 內(nèi)部：13、晶胞密度計算：（m是晶胞質(zhì)量，V

23、是晶胞體積）（1pm =1012m； 1nm =10 9m ; 1（im =10 6m ; 1m = 100 cm ）三、分子晶體：（分子間通過 分子間作用力 結(jié)合形成的晶體；特點：熔沸點低、硬度密度小， 較易熔化和揮發(fā)、易升華）1、典型的分子晶體有：所有非金屬氫化物；部分非金屬單質(zhì)；部分非金屬氧化物；幾乎所有的酸；大多數(shù)有機物；部分鹽類。（或“不是其它三類晶體”）2、范德華力不具有方向性和飽和性，而氫鍵具有方向性和飽和性。不存在氫鍵的分子晶體能以 緊密堆砌的方式 排列，例如12、 CO2分子（一般是面心立方結(jié)構(gòu)，配位數(shù)為12,這種特征叫 分子密堆積）,存在氫鍵的分子晶體則必須在一定的方向上堆

24、砌排列這種特征叫分子非密堆積，例如冰的晶體中：由于氫鍵具有方向性，迫使四面體中心的每個水分子與四面體頂角方向的4個相鄰的水分子形成氫鍵，導(dǎo)致冰晶體空間利用率較低，留有相當大的空隙，密度較小。 四.原子晶體：原子晶體中不存在分子，其化學(xué)式表示晶體中各組成微粒的原子個數(shù)比。1、原子晶體的熔沸點很高、硬度很大。原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，熔、沸點就越高 。如熔點：金剛石碳化硅硅2、判斷方法：原子晶體硬度大、熔沸點高、難溶于任何溶劑。常見的原子晶體：金剛石、B、Si、Ge、灰錫、SiO2、SiC、BN、AI2O33、金剛石晶體中 C是sp3雜化，鍵角1090 2&'每個C原子和4

25、個C原子形成4個共價鍵， 成為正四面體結(jié)構(gòu)，C原子與碳碳鍵個數(shù)比為 1:2,最小環(huán)由6個C原子組成，每個C原子 被12個最小環(huán)所共用；每個最小環(huán)含有 1/2個C原子五、離子晶體（判斷方法：活潑金屬的氧化物、強堿、很多鹽類；熔沸點較高，溶于水或熔化能電離；晶體中不存在分子，化學(xué)式表示晶體中各組成離子的個數(shù)比）1、離子鍵：實質(zhì)是陰陽離子間的靜電作用，離子鍵不具有方向性和飽和性。2、晶格能：氣態(tài)離子形成1mol離子晶體時釋放的能量。一般，構(gòu)型相似的離子晶體，陰、陽離子所帶電荷的乘積越大，陰、陽離子的 半徑越小,晶格能越大。 晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，熔點越高，硬度越大。3、對碳酸鹽分解的理解

26、：碳酸鹽的分解實質(zhì)：是碳酸根離子斷掉了一個碳氧鍵，形成一個CO 2分子和一個氧離子，金屬陽離子結(jié)合這個氧離子形成金屬氧化物。（MCO3 MO+CO 2的碳酸鹽的分解難易比較：金屬陽離子的半徑越小和所帶電荷數(shù)越多就越易結(jié)合氧離子（也就是形成的離子鍵更強）結(jié)合能力越強，碳酸鹽越易分解，分解溫度則越低。4、典型的離子晶體的結(jié)構(gòu)特征NaCl型晶體CsCl型晶體CaF2型晶體ZnS型晶體Na+的配位數(shù)（C.N.）是 6, C的配位數(shù)也是6。 每個Na+與12個Na+等 距離相鄰，一個 NaCl 晶胞中含有4個Na+和4 個Cl。陰陽離子的配位數(shù)均 為8。每個Cs+周圍距離相 等且最近的 Cs+共有6個，

27、一個CsCl晶胞 中含有1個Cs+和1 個Cl。Ca2+的配位數(shù)是8,L的配位數(shù)是4。一個CaF2晶胞中含4個Ca2+和8個F o陰陽離子的配位數(shù)均為4,一個ZnS晶胞中含4個Zn2+和 4 個 S2，六、金屬晶體（判斷方法：金屬單質(zhì)、合金屬于金屬晶體）1、電子氣理論：由于金屬原子的最外層電子數(shù)較少，易失電子成為金屬離子，金屬原子釋放出的價電子不專屬于某個特定的金屬離子， 而為許多金屬離子所共有， 并在整個金屬中自由運動，這些電子又稱為自由電子。 金屬脫落下來的價電子幾乎均勻分布在整個晶體中，像遍布整塊金屬的“電子氣”，從而把所有金屬原子維系在一起。金屬通性解釋金屬光澤金屬中的自由電子能在一定

28、范圍內(nèi)自由活動，無特征能量限制，可在較寬范圍內(nèi)吸收 可見光并隨即放出，因而使金屬不透明、具有金屬光澤（多為銀白色）導(dǎo)電在外加電場的作用下，自由電子發(fā)生定向運動，形成電流導(dǎo)熱自由電子把能量從溫度高的區(qū)域傳到溫度低的區(qū)域，從而使整塊金屬達到同樣的溫度有延展性當金屬受到外力作用時，金屬原子之間發(fā)生相對滑動，表現(xiàn)為良好的延展性2、金屬鍵：金屬離子和自由電子之間的強烈的相互作用叫做金屬鍵。3、金屬晶體的熔沸點比較：金屬晶體的熔沸點差異很大，主要與金屬鍵的相對強弱有關(guān),一般，金屬原子半徑越小，價電子數(shù)越多，金屬鍵越強，金屬晶體的熔沸點越高。4、金屬晶體的堆積模型堆積 模型代表 物每個晶胞所含 原子數(shù)配位

29、數(shù)原子半徑為r空間利用率晶胞簡單 立方 堆積Po6邊長：2r體心 立方 堆積堿金屬、Fe、Cr、W8體對角線：4r邊長： r一面心 立方 堆積Cu、Ag、Au、Al- 12面對角線：4r邊長：r六方 最密 堆積Zn、Mg、Ti ,12菱形邊長：2r菱形面積：一 2 riWj :-r一注：室溫條件下的氣體、液體、溶液等，經(jīng)一定條件可以轉(zhuǎn)變?yōu)榫w晶體都是固體化學(xué)鍵包括：共價鍵、離子鍵、金屬鍵不同類型晶體的熔、沸點高低一般規(guī)律：原子晶體離子晶體分子晶體氫鍵只存在于固態(tài)、液態(tài)分子問，而范德華力不限晶體發(fā)生物理變化時：物質(zhì)狀態(tài)改變或溶解分子晶體克服分子間作用力（范德華力和氫鍵），部分分子晶體溶于水也會斷裂共價鍵發(fā)生電離，如 HNO3、H2SO4, Al（OH）3、A1C13、BeCl2 等原子晶體克服原子間的共價鍵 ；離子晶體克服陰陽離子間的離子鍵；金屬晶體克服金屬陽離子與自由電子問金屬鍵晶體發(fā)生化學(xué)變化時：分子晶體、原子晶體均斷裂共價鍵；離子晶體斷裂離子鍵；金屬晶體斷裂金屬鍵 附錄：四種晶體對比（熟記）晶體類型分子晶體原子晶體離子晶體金屬晶體概念分子間通過分子間作用力原子間通過共價鍵陰、