高中化學(xué)選修-物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)-全冊(cè)知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

中學(xué)化學(xué)選修3學(xué)問(wèn)點(diǎn)總結(jié)

主要學(xué)問(wèn)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

的屋________的級(jí)

1K】丁

L2s2i?1

3_JSL3s戶(hù)2J

4N4sMp[|4<l,r-?r

5O5s15|?;!5<ij5r

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66s[

PI"pJii6r

71-

Q

原子軌越，1357

可容的電子敷：261O14

①在同一個(gè)原子中，離核越近能層能量越低。

②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、f0

③任一能層，能級(jí)數(shù)等于能層序數(shù)。

④s、p、d、f……可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7……的兩倍。

⑤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)、原子軌道之間的關(guān)系

能層口1234

*于KLMN

能穌$$PSPd$Pdf

利道盤(pán)1131351357

*多宦岫2262610261014

的電干蒙2818322n3

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

~av.

(■■)C，?《■，)\)

C4<>)(a?(40

(S)CSj)

(1)構(gòu)造原理是電子排入軌道的依次，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(shū)寫(xiě)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)有交織現(xiàn)象，如￡(3d)>￡(4s)、￡(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O

依據(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2方；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(chēng)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）。基態(tài)原子的電子汲取能

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(chēng)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)汲取（基態(tài)一激發(fā)態(tài)）

和放出（激發(fā)態(tài)一較低激發(fā)態(tài)或基態(tài)）不同的能量（主要是光能），產(chǎn)生

不同的光譜一一原子光譜（汲取光譜和放射光譜）。利用光譜分析可以發(fā)

覺(jué)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)，沒(méi)有確定的軌道。因此,

人們用“電子云”模型來(lái)描述核外電子的運(yùn)動(dòng)。“電子云”描述了電子在

原子核外出現(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(chēng)為原子軌道。s電子的原子軌道呈球形對(duì)稱(chēng)，能級(jí)各有1個(gè)

原子軌道；P電子的原子軌道呈紡錘形，卬能級(jí)各有3個(gè)原子軌道，相互

垂直（用Px、p八Pz表示）；〃d能級(jí)各有5個(gè)原子軌道；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，然后排布在能量漸漸上升的能級(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，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、半充溢或全充溢時(shí)，即p°、d°、f°、p\d\f\p'、d】。、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(shuō)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)”。

(5)(hl)d能級(jí)上電子數(shù)等于10時(shí)，副族元素的族序數(shù)=儂能級(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)確定：原子核外的能層數(shù)確定元素

所在的周期，原子的價(jià)電子總數(shù)確定元素所在的族。

(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，依據(jù)最高能級(jí)組電子數(shù)依次增多的依

次排列的一行元素。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)，元素的金屬性漸漸減

弱，非金屬性漸漸增加。

（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），依據(jù)電子層數(shù)依次增加

的依次排列的一列元素。即元素周期表中的一個(gè)列為一個(gè)族（第vin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

性漸漸增加，非金屬性漸漸減弱。

（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(chēng)來(lái)自按構(gòu)造原理最終填入電子

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)性等的周期性改變。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。

（1）同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律

同周期（左一右）同主族（上一下）

原核電荷數(shù)漸漸增大增大

子能層（電子層）

相同增多

結(jié)數(shù)

構(gòu)原子半徑漸漸減小漸漸增大

元最高正價(jià)和負(fù)價(jià)數(shù)

最高正價(jià)由+1「+7負(fù)價(jià)

素化合價(jià)均相同，最高正價(jià)數(shù)

數(shù)二（8一族序數(shù)）

性=族序數(shù)

質(zhì)元素的金屬性金屬性漸漸減弱，非金屬金屬性漸漸增加，非

和非金屬性性漸漸增加金屬性漸漸減弱

呈增大趨勢(shì)（留意反常點(diǎn)：

第一電離能HA族和HIA族、VA族和漸漸減小

VIA族）

電負(fù)性漸漸增大漸漸減小

（2）微粒半徑的上匕較方法

①同一元素：一般狀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(yáng)離子的離子半徑小于相應(yīng)原子的原子半徑。

②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

③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<Cs,FXClXBrXF

④同電子層結(jié)構(gòu)（陽(yáng)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：K>Na>Mg2+>Al3+

（3）元素金屬性強(qiáng)弱的推斷方法

本質(zhì)原子越易失電子，金屬性越強(qiáng)。

1.在金屬活動(dòng)依次表中越靠前，金屬性越強(qiáng)

2.單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)越猛烈，金屬性越強(qiáng)

推斷3.單質(zhì)還原性越強(qiáng)或離子氧化性越弱，金屬性越強(qiáng)

依據(jù)（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.若x"+yTx+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，汲取能量少的金屬性強(qiáng)

(4)非金屬性強(qiáng)弱的推斷方法

本質(zhì)原子越易得電子，非金屬性越強(qiáng)

1.與壓化合越易，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(yáng)極上得電子的先后)

推斷

3.最高價(jià)氧化物的水化物酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)

方法

4.An「+BTB『+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)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(lèi)型：

(1)。鍵和兀鍵

。鍵n鍵

沿鍵軸方向“頭碰

成鍵方向平行或“肩并肩”

頭”

電子云形態(tài)軸對(duì)稱(chēng)鏡像對(duì)稱(chēng)

堅(jiān)固程度強(qiáng)度大，不易斷裂強(qiáng)度小，易斷裂

單鍵是。鍵；雙鍵有一個(gè)是。鍵，另一

成鍵推斷規(guī)

個(gè)是兀鍵；三鍵中一個(gè)是。鍵，另兩個(gè)

律

為n鍵。

(2)極性鍵和非極性鍵

非極性鍵極性鍵

由同種元素的原子形成由不同種元素的原子形

定義的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)成的共價(jià)鍵，共用電子

不發(fā)生偏移對(duì)發(fā)生偏移

原子吸引電子

相同不同

實(shí)力

共用電子對(duì)位偏向吸引電子實(shí)力強(qiáng)的

不偏向任何一方

置一方

成鍵原子的電

不顯電性顯電性

性推斷依據(jù)

單質(zhì)分子(如H>CD

2氣態(tài)氫化物，非金屬氧

舉例和某些化合物(如Na0>

22化物、酸根和氫氧根等

H2O2)

(3)配位鍵：一類(lèi)特別的共價(jià)鍵，一個(gè)原子供應(yīng)空軌道，另一個(gè)原

子供應(yīng)一對(duì)電子所形成的共價(jià)鍵。

①配位化合物：金屬離子與配位體之間通過(guò)配位鍵形成的化合物。如:

Cu(H20)4S04>CU(NH3)4(0H)2>Ag(NH3)2OH、Fe(SCN)3等。

②配位化合物的組成：

配位原孑(提供孤對(duì)電子)

配位體

中心原子I-----

(提供空軌道)TLU(NH3)4^]SO

內(nèi)界外界配位數(shù)

3、共價(jià)鍵的三個(gè)鍵參數(shù)

概念對(duì)分子的影響

鍵分子中兩個(gè)成鍵原子核鍵長(zhǎng)越短，化學(xué)鍵越強(qiáng)，

長(zhǎng)間距離(米)形成的分子越穩(wěn)定

對(duì)于氣態(tài)雙原子分子鍵能越大，化學(xué)鍵越強(qiáng)，

鍵

AB,拆開(kāi)ImolA-B鍵所越堅(jiān)固，形成的分子越穩(wěn)

能

需的能量定

鍵

鍵與鍵之間的夾角鍵角確定分子空間構(gòu)型

角

(1)鍵長(zhǎng)、鍵能確定共價(jià)鍵的強(qiáng)弱和分子的穩(wěn)定性，鍵角確定分子

空間構(gòu)型和分子的極性。

(2)鍵能與反應(yīng)熱：反應(yīng)熱=生成物鍵能總和一反應(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)相同的分子具有相像的化學(xué)鍵特征，很多

性質(zhì)是相像的，此原理稱(chēng)為等電子原理。

(1)等電子體的推斷方法：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

--_

C02=C0+0=N2+0=N20=N2+N=N3^SO2=O+O2=O3=N+O2=N(V)

(2)等電子原理的應(yīng)用：利用等電子體的性質(zhì)相像，空間構(gòu)型相同，

可運(yùn)用來(lái)預(yù)料分子空間的構(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)：AB0型分子(離子)中中心原子A

四周的價(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。

n234

JUKIWH*

1800120,186

：—M—：T

(2)AB。型分子價(jià)層電子對(duì)的計(jì)算方法:

中心原子H的價(jià)電孑數(shù)+配位原子B提供的價(jià)電孑數(shù)

價(jià)層電子對(duì)數(shù)艮功

2

①對(duì)于主族元素，中心原子價(jià)電子數(shù)=最外層電子數(shù)，配位原子按供

應(yīng)的價(jià)電子數(shù)計(jì)算，如：PCL中一華~

②0、S作為配位原子時(shí)按不供應(yīng)價(jià)電子計(jì)算，作中心原子時(shí)價(jià)電子數(shù)

為6；

③離子的價(jià)電子對(duì)數(shù)計(jì)算

如：NH4：1“；S04：,

3、雜化軌道理論

(1)雜化軌道理論的基本要點(diǎn)：

①能量相近的原子軌道才能參與雜化。

②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。

③雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個(gè)sp'雜化軌道占有1個(gè)s

軌道、3個(gè)p軌道。

④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)潔分子幾何構(gòu)型的關(guān)系

雜化類(lèi)型spsp2sp3sp3不等性雜化

180°120°109°28

軌道夾角/

中心原子位置IIA,IIBIIIAIVAVAVIAVHA

中心原子孤對(duì)000123

電子數(shù)

直線形三角正四面三角錐V字形直線

分子幾何構(gòu)型

形體形形

BeCl>BFCH>NH>PHHO>HSHC1

實(shí)例2343322

HgCl2SiCl4

(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(lái)容

納未參與成鍵的孤對(duì)電子。

(4)中心原子雜化方式的推斷方法：看中心原子有沒(méi)有形成雙鍵或

叁鍵，假如有1個(gè)叁鍵，則其中有2個(gè)兀鍵，用去了2個(gè)p軌道，形成的

是sp雜化；假如有1個(gè)雙鍵則其中有1個(gè)n鍵，形成的是sp?雜化；假如

全部是單鍵，則形成的是sp，雜化。

4、分子空間構(gòu)型、中心原子雜化類(lèi)型和分子極性的關(guān)系

分子(離中心原雜VSEPR分子空間鍵角分

子

子)子價(jià)電化模型構(gòu)型

極

子對(duì)類(lèi)

性

型

co22sp直線直線形180°非

平面三

S03sp2V字形極

2角

平面三

HO>OF3sp3V字形—極

22角

HCN2sp直線直線形180°極

正四面107

NH4sp3三角錐形極

3體。18，

平面三平面三角

BF>S03sp2120°非

33角形

正四面107——

HO+4sp3三角錐形

3體°18z

正四面正四面體109°28

CH"CCL4sp3非

體形

3正四面正四面體109°28

NH+4sp/非

4體形

平面三平面三角

HCHO>COCI3sp2—極

2角形

(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

概念相鄰原子間猛烈的相互作分子間微弱的相互作用

用

范圍分子內(nèi)或某些晶體內(nèi)分子間

能量鍵能一般為120?約幾到幾十kJ,mol-1

800kJ?moF1

性質(zhì)影主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)主要影響物質(zhì)的物理性

響（穩(wěn)定性）質(zhì)（熔沸點(diǎn)）

（2）范德華力與氫鍵的比較

范德華力氫鍵

物質(zhì)分子間存在的微分子間（內(nèi)）電負(fù)性較大的成鍵原

概念

弱相互作用子通過(guò)H原子而形成的靜電作用

分子中含有與H原子相結(jié)合的原子

存在范

分子間半徑小、電負(fù)性大、有孤對(duì)電子的F、

圍

0、N原子

強(qiáng)度比

比化學(xué)鍵弱得多比化學(xué)鍵弱得多，比范德華力稍強(qiáng)

較

影響因隨分子極性和相對(duì)分

素子質(zhì)量的增大而增大

隨范德華力的增大，分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點(diǎn)上升硬度

性質(zhì)影

物質(zhì)的熔沸點(diǎn)上升、增大、水中溶解度增大；分子內(nèi)氫

響

溶解度增大鍵使物質(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(chēng)的。如：

①只由非極性鍵構(gòu)成的同種元素的雙原子分子：乩、CL、岫等；②只由極

性鍵構(gòu)成，空間構(gòu)型對(duì)稱(chēng)的多原子分子：C02>CS2、BF3>CH4>CCL等；③

極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CH三CH、<G>O

<2>極性分子：整個(gè)分子電荷分布不對(duì)稱(chēng)。如：①不同元素的雙原子

分子如：HCLHF等。②折線型分子，如比0、H2s等。③三角錐形分子如

N%等。

(2)共價(jià)鍵的極性和分子極性的關(guān)系：

兩者探討對(duì)象不同，鍵的極性探討的是原子，而分子的極性探討的是

分子本身；兩者探討的方向不同，鍵的極性探討的是共用電子對(duì)的偏離與

偏向，而分子的極性探討的是分子中電荷分布是否勻稱(chēng)。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、岫、巳、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，肯定含有

極性鍵,可能含有非極性鍵，如HC1、H2S,H2O2等。

(3)分子極性的推斷方法

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HCKHBr等；若含

非極性鍵，就是非極性分子，如。2、L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

確定分子的極性。若分子中的電荷分布勻稱(chēng)，即排列位置對(duì)稱(chēng)，則為非極

性分子，如BFs、CE等。若分子中的電荷分布不勻稱(chēng)，即排列位置不對(duì)稱(chēng),

則為極性分子，如NIL、SO?等。

④依據(jù)AB”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)相像相溶原理

①相像相溶原理：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相像相溶原理的適用范圍：“相像相溶”中“相像”指的是分子的

極性相像。

③假如存在氫鍵，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。

3、有機(jī)物分子的手性和無(wú)機(jī)含氧酸的酸性

（1）手性分子

①手性分子：具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子，猶如左手

與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能重疊，互稱(chēng)手性異構(gòu)體（又稱(chēng)

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。

②手性分子的推斷方法：推斷一種有機(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。手性碳原子必需是飽和碳原子，飽和碳原子所連有

的原子和原子團(tuán)必需不同。

（2）無(wú)機(jī)含氧酸分子的酸性

①酸的元數(shù)二酸中羥基上的氫原子數(shù)，不肯定等于酸中的氫原子數(shù)（有

的酸中有些氫原子不是連在氧原子上）

②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=l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)

1、四大晶體的比較

原子晶

晶體類(lèi)型離子晶體分子晶體金屬晶體

體

構(gòu)成晶體微金屬陽(yáng)離子、自

陰、陽(yáng)離子原子分子

粒由電子

粒子間作用微粒間的靜電、典

離子鍵共價(jià)鍵范德華力

力作用

熔沸型

較高很高低有高、有低

點(diǎn)

晶

硬度硬而脆大小有高、有低

不良（熔融體

導(dǎo)電絕緣、

或水溶液中不良良導(dǎo)體

性半導(dǎo)體的

物導(dǎo)電）

傳熱

不良不良不良良結(jié)

理性

延展構(gòu)

不良不良不良良

性性

特

質(zhì)一般不溶于溶

極性分子易溶

征

易溶于極性不溶于于極性溶劑；

溶解劑，鈉等可與

溶劑，難溶任何溶非極性分子易

性

于有機(jī)溶劑溶于非極性溶水、醇類(lèi)、酸類(lèi)

劑1）

反應(yīng)

NaC

典型實(shí)例NaOH、NaCl金剛石P4、干冰、硫鈉、鋁、鐵

1

屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)Na，四周吸引著6個(gè)C「，這些Cl

一構(gòu)成的幾何圖形是正八面體，每個(gè)C「四周吸引著6個(gè)Na，,Na\C「?jìng)€(gè)

數(shù)比為1：1,每個(gè)Na,與12個(gè)Na卡等距離相鄰，每個(gè)氯化鈉晶胞含有4個(gè)

Na.和4個(gè)C1,

（2）CsCl

屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)C廣（或Cs+）四周與之最接近且距離相等

的Cs+（或C「）共有8個(gè)，這幾個(gè)Cs+（或C「）在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型

為立方體，在每個(gè)Cs+四周距離相等且最近的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)氯化葩晶胞含有1個(gè)Cs+和1個(gè)C1

(3)金剛石(空間