2024年高中化學(xué)《物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》知識

2024年高中化學(xué)《物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》知識匯總

原子核外電子排布原理

1.能層、能級與原子軌道

(1)能層(〃)：在多電子原子中，核外電子的能量是不同的，按

照電子的能量差異將其分成不同能層。通常用K、L、M、

N……表示，能量依次升高。

(2)能級：同一能層里電子的能量也可能不同，又將其分成不

同的能級，通常用s、p、d、r等表示，同一能層里，各能級

的能量按s、p、d、f的順序依次升高，即：

E(s)<E(p)<E(d)<E(f)o

(3)原子軌道：電子云輪廓圖給出了電子在核外經(jīng)常出現(xiàn)的區(qū)

域。這種電子云輪廓圖稱為原子軌道。

原子軌道軌道形狀軌道個數(shù)

S球形1

P啞鈴形3

【特別提示】

(1)任一能層的能級總是從s能級開始，而且能級數(shù)等于該能層

序數(shù)。

(2)以s、p、d、f……排序的各能級可容納的最多電子數(shù)依次

為1、3、5、7……的二倍。(3)構(gòu)造原理中存在著能級交錯現(xiàn)

象。由于能級交錯，3d軌道的能量比4s軌道的能量高，排電

子時先排4s軌道再排3d軌道，而失電子時，卻先失4s軌道

上的電子。

(4)前四周期的能級排布(Is、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。

第一能層(K),只有s能級；第二能層(L),有s、p兩種能級，

p能級上有三個原子軌道p,、p.v、pz,它們具有相同的能量；

第三能層(M),有s、p、d三種能級。

(5)當(dāng)出現(xiàn)d軌道時，雖然電子按ns,(n—l)d,np順序填充，

但在書寫電子排布式時,仍把(n—l)d放在ns前。

(6)在書寫簡化的電子排布式時，并不是所有的都是[X]+價電

子排布式(注：X代表上一周期稀有氣體元素符號)。

2.基態(tài)原子的核外電子排布

(1)能量最低原理

電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進入能量高的軌道，

使整個原子的能量處干最低狀態(tài)°如圖為構(gòu)造原理示意圖，即

基態(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖。

注意：所有電子排布規(guī)則都需要滿足能量最低原理。

（2）泡利原理

每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋狀態(tài)相反。

（3）洪特規(guī)則

當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是

優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，且自旋狀態(tài)相同。

洪特規(guī)則特例：當(dāng)能量相同的原子軌道在全滿（p6、dl0>P，、

半滿（p3、d\f，）和全空（p。、d。、f°）狀態(tài)時,體系的能量最

低。

3.基態(tài)、激發(fā)態(tài)及光譜示意圖

吸收光譜吸收能量I釋放能量述風(fēng)發(fā)射光譜

①主族

主族IAIIAIIIAIVAVAVIAVDA

排布特點MS1MS2后噌店wp2店喈后即4nsrup5

②0族：He：1s2；其他〃s2〃p6。

③過渡元素（副族和第w族）：（〃一1）十~|。叔?2。

（3）元素周期表的分區(qū)

①根據(jù)核外電子排布

a.分區(qū)

b.各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點

分區(qū)元素分布外圍電子排布元素性質(zhì)特點

除氫外都是活潑金屬元素；

s區(qū)IA、HA族ns1-2

通常是最外層電子參與反應(yīng)

P區(qū)inA族?VIA族、0族心2?pL6通常是最外層電子參與反應(yīng)

IHB族?VDB族、皿族d軌道可以不同程度地參與

d區(qū)(n-l)d1-1W2

（除斕系、洞系外）化學(xué)鍵的形成

ds區(qū)IB族、IIB族(?i-l)d10?ts1-2金屬元素

斕系元素化學(xué)性質(zhì)相近，瓶

f區(qū)斕系、制系

(M-l)d°-2?ts2系元素化學(xué)性質(zhì)相近

②根據(jù)元素金屬性與非金屬性可將元素周期表分為金屬元素區(qū)

和非金屬元素區(qū)（如下圖），處于金屬與非金屬交界線（又稱梯形

線)附近的非金屬元素具有一定的金屬性，又稱為半金屬或準(zhǔn)

金屬，但不能叫兩性非金屬。

非

金

噓

屬

元

元

素

素

區(qū)

區(qū)

【特別提示】

“外圍電子排布”即“價電子層”，對于主族元素，價電子層就是

最外電子層，而對于過渡元素原子不僅僅是最外電子層，如

Fe的價電子層排布為3d64s2。

2.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有些性

質(zhì)是相似的。

3.元素周期律

(1)原子半徑

①影響因素

能層數(shù)：能層數(shù)越多，原子半徑越大。

核電荷數(shù)：能層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小。

②變化規(guī)律

元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減

小；同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。

(2)電離能

①第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)

基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號：L,單位：kJ/molo

②規(guī)律

a.同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第

一電離能最大，總體呈現(xiàn)從左至右逐漸增大的變化趨勢。

b.同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。

C.同種原子：逐級電離能越來越大(即11<12<[3…)。

(3)電負性

①含義：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標(biāo)度。元

素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力

越強。

②標(biāo)準(zhǔn)：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，

計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。

③變化規(guī)律

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”(如錯、銖等)的

電負性則在1.8左右。

在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐漸增大，

同主族從上至下，元素的電負性逐漸減小。

4.電離能、電負性的應(yīng)用

(1)電離能的應(yīng)用

①判斷元素金屬性的強弱

電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。

②判斷元素的化合價(L、b……表示各級電離能)

如果某元素的則該元素的常見化合價為如鈉元

素所以鈉元素的化合價為+1。

③判斷核外電子的分層排布情況

多電子原子中，元素的各級電離能逐級增大，有一定的規(guī)律

性。當(dāng)電離能的變化出現(xiàn)突變時，電子層數(shù)就可能發(fā)生變化。

④反映元素原子的核外電子排布特點

同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，

當(dāng)元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時;第一

電離能就會反常的大。

(2)電負性的應(yīng)用

金屬元素的電負性一般小于

1.8,金屬元素的電負性越小,

金屬元素越活潑

判斷金屬性

與非金屬性非金屬元素的電負性一般大于

i的強弱1.8,非金屬元素的電負性越大,

非金屬元素越活潑

機判斷元素電負性大的元素易呈現(xiàn)負價

在化合物

的

中的化合

應(yīng)價的正負電負性小的元素易呈現(xiàn)正價

用

電負性差值大的元素原子之間

形成的化學(xué)鍵主要是離子鍵

判斷化學(xué)

鍵類型

電負性差值小的元素原子之間

形成的化學(xué)鍵主要是共價鍵

共價鍵

1.本質(zhì)

在原子之間形成共用電子對（電子云的重疊）。

2.特征

具有飽和性和方向性。

3.分類

分類依據(jù)類型

形成共價鍵的原子0鍵電子云“頭碰頭”重嶷

軌道重鑫方式冗鍵電子云“肩并肩”重盤

形成共價鍵的電子極性健共用電子對發(fā)生偏移

對是否偏移非極性鍵共用電子對不發(fā)生偏移

單鍵原子間有一對共用電子對

原子間共用電子對

雙鍵原子間有兩對共用電子對

的數(shù)目

三鍵原子間有三對共用電子對

【特別提示】

（1）只有兩原子的電負性相差不大時，才能形成共用電子

對，形成共價鍵，當(dāng)兩原子的電負性相差很大（大于1.7）時，

不會形成共用電子對，而形成離子鍵。

（2）同種元素原子間形成的共價鍵為非極性鍵，不同種元素

原子間形成的共價鍵為極性鍵。

（3）在分子中，有的只存在極性鍵，如HC1、NH3等，有的

只存在非極性鍵，如N?、H?等，有的既存在極性鍵又存在非

極性鍵，如H2O2、C2H4等；有的不存在化學(xué)鍵，如稀有氣體

分子。

（4）在離子化合物中，一定存在離子鍵，有的存在極性共價

鍵，如NaOH、Na2so4等；有的存在非極性鍵，Na2O2>

CaCz等。

（5）通過物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式，可以快速有效地判斷鍵的種類及數(shù)

目；判斷成鍵方式時，需掌握：共價單鍵全為。鍵，雙鍵中有

一個。鍵和一個兀鍵，三鍵中有一個。鍵和兩個兀鍵。

4.鍵參數(shù)

（1）概念

鯉:氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放

的最低能量

鍵參數(shù)丁鯉:形成共價鍵的兩個原子之間的核間距

一鍵一:在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共

價鍵之間的夾角

（2）鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響

鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。

L鍵能

世決定

分子的稔定性-

參決定

分了的性質(zhì)

數(shù)

分子的空間構(gòu)型

一鍵角」

5.等電子原理

原子總數(shù)相同，價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特

征，物理性質(zhì)相近，但化學(xué)性質(zhì)不同。

常見的等電子體

微粒通式價電子總數(shù)立體構(gòu)型

CO：、CNS，N/、環(huán)AX：16e-直線形

24e-平面三角形

COf、NOfsS03AX5

SO?、O3、NO?AX：18e-V形

SOT、POTAX432e-正四面體形

26e-

pof、sof、cio;AX5三角錐形

CO、N：AX10e-直線形

CH4、NH；AX48e-正四面體形

分子的立體結(jié)構(gòu)

1.價層電子對互斥理論

（1）價層電子對在球面上彼此相距最遠時，排斥力最小，體

系的能量最低。

（2）孤電子對的排斥力較大，孤電子對越多，排斥力越強,

鍵角越小。

(3)用價層電子對互斥理論推測分子的立體構(gòu)型的關(guān)鍵是判

斷分子中中心原子上的價層電子對數(shù)。

價

。鍬電廣對數(shù)中心原子結(jié)合的原廣數(shù)

乂I=1I

電

子

對(

1心原子上的孤電7對數(shù)|=va--加

其中：。是中心原子的價電子數(shù)(陽離子要減去電荷數(shù)、陰離子

要加上電荷數(shù))，b是1個與中心原子結(jié)合的原子提供的價電子

數(shù)，x是與中心原子結(jié)合的原子數(shù)。

(4)價層電子對互斥理論與分子構(gòu)型

電子成鍵孤電子電子對立體

分子立體構(gòu)型實例鍵角

對數(shù)對數(shù)對數(shù)犍

220直線形直線形BcCL180°

30平面正三角形BF120°

3三角形3

21V形SnBr：105°

40正四面體形CH4109°28?

431正四面體形三角錐形NHS107°

22V形105°

H2O

2,雜化軌道理論

當(dāng)原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)

相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角

不同，形成分子的空間結(jié)構(gòu)不同。

sp雜化軌道由1個s軌道和1個P軌道組合

SP雜化I-而成?雜化軌道間夾角為180°,呈立線形.

如HC-C一H。

sp2雜化軌道由1個s軌道和2個P軌道組

卜11雜化|一合而成.雜化軌道間夾角為皿,呈平面三

角一,如HCH（）0

sp3雜化軌道由1個S軌道和3個P軌道組

|sp3雜化]一合而成,雜化軌道間夾角為109。28',呈正

四面體形.如CHt。

3.配位鍵

（1）孤電子對

分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。

（2）配位鍵

①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空

軌道形成共價鍵C

②配位鍵的表示：常用“一一/來表示配位鍵，箭頭指向接受孤

電子對的原子，如NH4+可表示如下，在NH4+中，雖然有一個

N—H鍵形成過程與其他3個N—H鍵形成過程不同，但是一

旦形成之后，4個共價鍵就完全相同。

H

t

[H—N—H]+

H

（3）配合物

$D[CU（NH3）4]SO4

配位原子（提供孤電子對）

（提中供心空原軌壬道、二I配位體

[CNN%），坐

^界編配位數(shù)

配位體有孤電子對，如H2O、NH3、CO、F，C「、CN一等。

中心原子有空軌道，如Fe3+、Cu2\Zn2\Ag+等。

【特別提示】

（1）價層電子對互斥理論說明的是價層電子對的立體構(gòu)型，

而分子的立體構(gòu)型指的是成鍵電子對的立體構(gòu)型，不包括孤電

子對。

①當(dāng)中心原子無孤電子對時，兩者的構(gòu)型一致；

②當(dāng)中心原子有孤電子對時，兩者的構(gòu)型不一致。

如：中心原子采取Sp3雜化的，其價層電子對模型為四面體

形，其分子構(gòu)型可以為四面體形（如CH4）,也可以為三角錐

形（如NH3）,也可以為V形（如H20）。

（2）價層電子對互斥理論能預(yù)測分子的幾何構(gòu)型，但不能解

釋分子的成鍵情況，雜化軌道理論能解釋分子的成鍵情況，但

不能預(yù)測分子的幾何構(gòu)型。兩者相結(jié)合，具有一定的互補性，

可達到處理問題簡便、迅速、全面的效果。

（3）雜化軌道間的夾角與分子內(nèi)的鍵角不一定相同，中心原

子雜化類型相同E寸孤電子對數(shù)越多，鍵角越小。

（4）雜化軌道與參與雜化的原子軌道數(shù)目相同，但能量不

同。

分子間作用力與分子的性質(zhì)

1.分子間作用力

(1)概念

物質(zhì)分子之間普遍存在的相互作用力，稱為分子間作用力。

(2)分類

分子間作用力最常見的是范德華力和氫鍵。

(3)強弱

范德華力〈氫鍵(化學(xué)鍵。

(4)范德華力

范德華力主要影響物質(zhì)的熔點、沸點、硬度等物理性質(zhì)。范

德華力越強，物質(zhì)的熔點、沸點越高，硬度越大。一般來

說，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨著相對分子質(zhì)量的增加，范

德華力逐漸增大。

(5)氫鍵

①形成

己經(jīng)與電負性很強的原子形成共價鍵的氫原子(該氫原子幾

乎為裸露的質(zhì)了)與另?個分了中電負性很強的原了之間的

作用力，稱為氫鍵。

②表示方法：A—H...B

【特別提示】

a.A、B是電負性很強的原子，一般為N、O、F三種元

素。

b.A、B可以相同，也可以不同。

③特征

具有一定的方向性和飽和性。

④分類

氫鍵包括分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵兩種。

⑤分子間氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響

主要表現(xiàn)為使物質(zhì)的熔、沸點升高，對電離和溶解度等產(chǎn)生

影響。

2.分子的性質(zhì)

(1)分子的極性

類型非極性分子極性分子

正電中心和負電中心正電中心和負電中心

形成原因

重合的分子不重合的分子

存在的共價鍵非極性鍵或極性鍵非極t生鍵或極性鍵

分子內(nèi)原子排列對稱不對稱

(2)分子的溶解性

①“相似相溶”的規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，

極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。若溶劑和溶質(zhì)分子之間可以

形成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度增大。

②隨著溶質(zhì)分子中憎水基個數(shù)的增大，溶質(zhì)在水中的溶解度

減小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶

解度明顯減小。

(3)分子的手性

①手性異構(gòu)：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，

如同左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能重疊的現(xiàn)

象。

②手性分子：具有手性異構(gòu)體的分子。

③手性碳原子：在有機物分子中，連有四個不同基團或原子

的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子。

(4)無機含氧酸分子的酸性

無機含氧酸的通式可寫成(HO),〃RO〃，如果成酸元素R相

同，則n值越大，R的正電性越高，使R—O—H中O的電

子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H+,酸性越

強，如酸性：HCIO<HCIO2<HCIO3<HCIO4O

晶體和晶胞

1.晶體與非晶體

比較晶體非晶體

結(jié)構(gòu)特征結(jié)構(gòu)粒子周期性有序排列結(jié)構(gòu)粒子無圉非列

自范性有無

性質(zhì)

熔點,固定不固定

特征

異同表現(xiàn)各向異性各向同■性

間接方法：測定其是否有固定的熔點

二者區(qū)別方法

科學(xué)方法：對固體進行X-射線衍射實瞼

2.得到晶體的途徑

(1)熔融態(tài)物質(zhì)凝固。

(2)氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固(凝華)。

(3)溶質(zhì)從溶液中析出。

3.晶胞

(1)概念

描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。

(2)晶體中晶胞的排列一一無隙并置

①無隙：相鄰晶胞之間沒有任何間隙。

②并置：所有晶胞平行排列、取向相同。

4.晶胞計算的思維方法

晶胞計算是晶體考查的重要知識點之一，也是考查學(xué)生分析

問題、解決問題能力的較好素材。晶體結(jié)構(gòu)的計算常常涉及

如下數(shù)據(jù)：晶體密度、NA、M、晶體體積、微粒間距離、微

粒半徑、夾角等，密度的表達式往往是列等式的依據(jù)。解決

這類題，一是要掌握晶體"均攤法''的原理，二是要有扎實的

立體幾何知識，三是要熟悉常見晶體的結(jié)構(gòu)特征，并能融會

貫通，舉一反三。

(1)“均攤法”原理

有1/8屬于

該立方體

有1/4屬于

該立方體

有1/2屬于

該立方體

完全^于

該立方體

【特別提示】

①在使用均攤法計算品胞中微粒個數(shù)時，要注意品胞的形

狀，不同形狀的晶胞，應(yīng)先分析任意位置上的一個粒子被幾

個品胞所共有，如六棱柱品胞中，頂點、側(cè)棱、底面上的

棱、面心依次被6、3、4、2個晶胞所共有。

②在計算晶胞中粒子個數(shù)的過程中，不是任何晶胞都可用均

攤法。

(2)晶體微粒與M、〃之間的關(guān)系

若1個晶胞中含有x個微粒，則1mol晶胞中含有xmol微

粒，其質(zhì)量為為微粒的相對“分子''質(zhì)量)；1個晶胞

的質(zhì)量為為晶胞的體積，〃為晶胞的密度)，則1

mol晶胞的質(zhì)量為〃/NAg,因此有不加="3必。

常見晶體類型

1.四類晶體的比較

匕表、分子晶體原子晶體金屬晶體離子晶體

金屬陽離子

構(gòu)成粒子分子原子陰、陽離子

自由電子

粒子間的

相互作用分子間作用力共價鏈金屬鍵離子鍵

力

有的很大，有

硬度按小很大較大

的很小

有的很高，有

熔、沸點較低做較高

的很低

難溶于任何溶常見溶劑大多數(shù)易溶于水

溶解性柜似相溶

劑難溶等極性溶劑

一般不具有導(dǎo)

導(dǎo)電一般不導(dǎo)電，溶于水后有電和熱晶體不導(dǎo)電，水溶

電性，個別為

導(dǎo)熱性的導(dǎo)電的良導(dǎo)體液或熔融態(tài)導(dǎo)電

半導(dǎo)體

所有非金屬氨化物俊口水、部分非金屬單

金屬氧化物位口

硫化氫）、部分非金屬單質(zhì)質(zhì)俊口金剛石、

金屬單質(zhì)與K：0、Na：。）、強

位口鹵素X。、部分非金屬硅、晶體硼），

物質(zhì)類別含金如Na、堿如KOH、

氧化物如co：、so。、幾部分非金屬化

Al、Fe、青洞）NaOH）、絕大部分

乎所有的酸、絕大多數(shù)有合物（如S1C、

鹽加Nad）

機物借機鹽除外）SQ9

2.離了晶體的晶格能

（1）定義

氣態(tài)離子形成1mol離子晶體釋放的能量，通常取正值，單

位：kJ/molo

（2）影響因素

①離子所帶電荷數(shù)：離子所帶電荷數(shù)越多，晶格能越人。

②離子的半徑：離子的半徑越小，晶格能越大。

（3）與離子晶體性質(zhì)的關(guān)系

晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，且熔點越高，硬度越

大。

3.晶體類型的5種判斷方法

（1）依據(jù)構(gòu)成晶體的微粒和微粒間的作用判斷

①離子晶體的構(gòu)成微粒是陰、陽離子，微粒間的作用是離子

鍵。

②原子晶體的構(gòu)成微粒是原子，微粒間的作用是共價鍵。

③分子晶體的構(gòu)成微粒是分子，微粒間的作用為分子間作用

力。

④金屬晶體的構(gòu)成微粒是金屬陽離子和自由電子，微粒間的

作用是金屬鍵。

（2）依據(jù)物質(zhì)的分類判斷

①金屬氧化物（如K2O、Na2O2等）、強堿（NaOH、KOH等）

和絕大多數(shù)的鹽類是離子晶體。

②大多數(shù)非金屬單質(zhì)（除金剛石、石墨、晶體硅等）、非金屬

氫化物、非金屬氧化物（除SiO2外）、幾乎所有的酸、絕大多

數(shù)有機物（除有機鹽外）是分子晶體。

③常見的單質(zhì)類原子晶體有金剛石、晶體硅、晶體硼等，常

見的化合類原子晶體有碳化硅、二氧化硅等。

④金屬單質(zhì)是金屬晶體。

(3)依據(jù)晶體的熔點判斷

①離子晶體的熔點較高。

②原子晶體的熔點很高。

③分子晶體的熔點低。

④金屬晶體多數(shù)熔點高，但也有少數(shù)熔點相當(dāng)?shù)汀?/p>

(4)依據(jù)導(dǎo)電性判斷

①離子晶體溶于水及熔融狀態(tài)時能導(dǎo)電。

②原子晶體一般為非導(dǎo)體。

③分子晶體為非導(dǎo)體，而分子晶體中的電解質(zhì)(主要是酸和

強極性非金屬氫化物)溶于水，使分子內(nèi)的化學(xué)鍵斷裂形成

自由移動的離子，也能導(dǎo)電。

④金屬晶體是電的良導(dǎo)體。

(5)依據(jù)硬度和機械性能判斷

①離子晶體硬度較大、硬而脆。

②原子晶體硬度大。

③分子晶體硬度小且較脆。

④金屬晶體多數(shù)硬度大，但也有較低的，且具有延展性。

【注意事項】

(1)常溫下為氣態(tài)或液態(tài)的物質(zhì)，其晶體應(yīng)屬于分子晶體(Hg

除外)。

(2)石墨屬于混合型晶體，但因?qū)觾?nèi)原子之間碳碳共價鍵的

鍵長為1.42xlO-,om,比金剛石中碳碳共價鍵的鍵長(鍵長為

1.54xW,0m)^,所以熔、沸點高于金剛石。

(3)AlCb晶體中雖含有金屬元素，但屬于分子晶體，熔、沸

點低(熔點190℃)o

(4)合金的硬度比其成分金屬大，熔、沸點比其成分金屬

低。

4.分類比較晶體的熔、沸點

(1)不同類型晶體的熔、沸點高低的一般規(guī)律

原子晶體〉離子晶體〉分子晶體

金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鴇、伯等熔、沸點很高，

如汞、錢、艷等熔、沸點很低，金屬晶體一般不參與比較。

(2)原子晶體

由共價鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長短，鍵能

大，晶體的熔、沸點高。如熔點：金剛石〉石英〉碳化硅〉

硅。

(3)離子晶體

一般地說，陰、陽離子所帶電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則

離子間的作用就越強，其離子晶體的熔、沸點就越高，如熔

點：MgO>MgCl2>NaCl>CsClo

（4）分子晶體

①分子間作用力越大