化學結構選修

1. 關於高中化學選修 物質與結構

還有極性共價鍵
雜化軌道類型應為sp3雜化
高中階段判斷碳原子雜化軌道類型，一般只出現三種：sp（三鍵）
sp2（雙鍵）
sp3
（單鍵）
含有的西格瑪鍵個數應為5mol
雙鍵中有一個西格瑪鍵
一個π鍵
c-h鍵各有1個西格瑪鍵
主要原因為兩種物質結構相似，但碘原子相對原子質量較大導致1,2-二碘乙烷的相對分子質量比乙烷大很多，使1，2-二碘乙烷的分子間作用力更強，相比沸點更高。

2. 化學與技術，有機化學基礎，結構這三本選修哪本高考好得分我糾結我到底要學哪本

結構和有機學好有助於化學的學習，化學與技術比較好學，

3. 高中化學選修物質結構與性質

最早的模型可以追溯到德莫克利特的原子模型,他提出這個模型純粹基於想像.他認為物質是由不可再分的名為"原子"的小顆粒組成,而且原子有不同的形態,如我們被凍傷時就是銳利的冷原子作用在我們皮膚上的結果.但同時期的以亞里士多德為代表的哲學家都不贊成他,他們推崇的是"元素說",即世間萬物都是由氣、火、水、土四種元素構成的而且物質是可以無限再分割的。德莫克利特因此受到迫害，為了堅持原子說，不被假象所迷惑，他挖掉了自己的雙眼。
「元素說」占統治地位長達十餘個世紀，直到1803年道爾頓的原子模型提出，人們才開始再次重視到「原子「這一微小而神秘的顆粒。
道爾頓提出原子模型雖然多半處於想像，但也有符合科學研究基本原則的地方，所以是合理的想像。他在喝茶時發現，茶香可以自由飄散到整個屋子，於是很自然地可以聯想到，茶香中其實含有無數的茶分子，這樣才可能飄散。於是他提出的原子模型如下：原子是構成物質的基本粒子，它非常小，不可再分，內部沒有任何結構，就像一個小球一樣。
到了1904年，湯姆生做了加熱金屬絲的實驗，他發現金屬絲經加熱後釋放出帶負電的小顆粒，可以使熒光物質發光。這種帶電的小顆粒不可能是原子，因為按照道爾頓的模型，原子是不帶電的。但這種粒子又顯然來自金屬原子，這說明應該存在一種更小的粒子，湯姆生將其命名為電子。
湯姆生的原子模型是：原子由帶正電荷的主體和帶負電荷的電子組成，電子像鑲嵌在蛋糕中的葡萄乾那樣處於正電荷的「海洋」中。這個模型中電子與正電荷的分布是處於想像的，因為沒有實驗證明。
但是，1911年，盧瑟夫用一個放射源發射帶正電的α粒子轟擊金箔，發現大多數α粒子一穿而過，少量α粒子發生偏轉，個別α粒子甚至反向「彈」回。這與湯姆生的模型矛盾：因為如果原子內正電荷是均勻分布的，那麼α粒子受的庫侖力應該是均衡的，不會出現偏轉和彈回。這說明原子內部一定有一個帶正電荷的、幾乎占原子全部質量的體積很小的核。
盧瑟夫的原子模型是：原子由帶正電的原子核和帶負電的電子構成，原子核集中了原子的絕大多數質量和全部的正電荷，電子在原子核外繞原子核轉動。
1913年，玻爾對盧瑟夫的模型進行了修正，認為電子在原子核外按一定軌道排列，就像太陽系中行星的軌道一樣。這個模型和我們在初中化學課上學的原子模型基本相同。我們也可以揣測這個模型是怎樣得出的：在化學反應過程中，每種原子似乎總是得到（或失去）一定數量的電子，而這些電子數量比原子本身具有的電子數量少得多，這說明原子外的電子似乎是分層排列的，反應時最先失去的是最外層的電子（具體證明電子分層排列的實驗我不太清楚）。
隨著量子力學的提出，原有的原子結構也開始受到挑戰。當人們通過理論推導和電子衍射實驗後開始認識到，電子和光子一樣，既是波又是粒子。而且根據不確定性原理，不可能同時知道電子的位置和速度，電子以接近光速的速度在原子核外高速運動，並無確定的圓周軌道可循。電子在原子核外好象是一層雲霧，既「電子雲」，電子雲「濃」的地方說明電子在此處出現的概率大，反之則說明電子出現的概率小。這就是1935年提出的電子雲模型。至此，人類對原子結構的認識算是有了一個比較滿意的答案。道爾頓原子模型 （ 1803 年）：原子是組成物質的基本的粒子，它們是堅實的、不可再分的實心球。

湯姆生原子模型 （ 1904 年）：原子是一個平均分布著正電荷的粒子，其中鑲嵌著許多電子，中和了正電荷，從而形成了中性原子。

盧瑟福原子模型 （ 1911 年）：在原子的中心有一個帶正電荷的核，它的質量幾乎等於原子的全部質量，電子在它的周圍沿著不同的軌道運轉，就像行星環繞太陽運轉一樣。

玻爾原子模型 （ 1913 年）：電子在原子核外空間的一定軌道上繞核做高速的圓周運動。

電子雲模型 （ 1927 年—— 1935 年）：現代物質結構學說。

4. 高三選修化學結構與性質 紅筆圈的題

X鈉 Y鋁 看什麼地方失電子數值突變就是幾價態的

5. 化學選修，結構題如何拿滿分

選修3期末復習
1、原子結構
2、元素周期表和元素周期律
3、共價鍵
4、分子的空間構型
5、分子的性質
6、晶體的結構和性質

二、復習要點
（一）原子結構
1、能層和能級
（1）能層和能級的劃分

①在同一個原子中，離核越近能層能量越低。
②同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級s、p、d、f，能量由低到高依次為s、p、d、f。
③任一能層，能級數等於能層序數。
④s、p、d、f……可容納的電子數依次是1、3、5、7……的兩倍。
⑤能層不同能級相同，所容納的最多電子數相同。
（2）能層、能級、原子軌道之間的關系

每能層所容納的最多電子數是：2n2（n：能層的序數）。
2、構造原理

（1）構造原理是電子排入軌道的順序，構造原理揭示了原子核外電子的能級分布。
（2）構造原理是書寫基態原子電子排布式的依據，也是繪制基態原子軌道表示式的主要依據之一。
（3）不同能層的能級有交錯現象，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。原子軌道的能量關系是：ns＜（n-2）f ＜ （n-1）d ＜np
（4）能級組序數對應著元素周期表的周期序數，能級組原子軌道所容納電子數目對應著每個周期的元素數目。
根據構造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數為2n2 ；最外層不超過8個電子；次外層不超過18個電子；倒數第三層不超過32個電子。
（5）基態和激發態
①基態：最低能量狀態。處於 最低能量狀態 的原子稱為 基態原子 。
②激發態：較高能量狀態（相對基態而言）。基態原子的電子吸收能量後，電子躍遷至較高能級時的狀態。處於激發態的原子稱為激發態原子 。
③原子光譜：不同元素的原子發生電子躍遷時會吸收（基態→激發態）和放出（激發態→較低激發態或基態）不同的能量（主要是光能），產生不同的光譜——原子光譜（吸收光譜和發射光譜）。利用光譜分析可以發現新元素或利用特徵譜線鑒定元素。
3、電子雲與原子軌道
（1）電子雲：電子在核外空間做高速運動，沒有確定的軌道。因此，人們用「電子雲」模型來描述核外電子的運動。「電子雲」描述了電子在原子核外出現的概率密度分布，是核外電子運動狀態的形象化描述。
（2）原子軌道：不同能級上的電子出現 概率 約為90%的電子雲空間輪廓圖 稱為原子軌道。s電子的原子軌道呈 球形對稱，ns能級各有1個原子軌道；p電子的原子軌道呈紡錘形，np能級各有3個原子軌道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能級各有5個原子軌道；nf能級各有7個原子軌道。
4、核外電子排布規律
（1）能量最低原理：在基態原子里，電子優先排布在能量最低的能級里，然後排布在能量逐漸升高的能級里。
（2）泡利原理：1個原子軌道里最多隻能容納2個電子，且自旋方向相反。
（3）洪特規則：電子排布在同一能級的各個軌道時，優先佔據不同的軌道，且自旋方向相同。
（4）洪特規則的特例：電子排布在p、d、f等能級時，當其處於全空 、半充滿或全充滿時，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整個原子的能量最低，最穩定。
能量最低原理表述的是「整個原子處於能量最低狀態」，而不是說電子填充到能量最低的軌道中去，泡利原理和洪特規則都使「整個原子處於能量最低狀態」。
電子數
（5）（n-1）d能級上電子數等於10時，副族元素的族序數=ns能級電子數

（二）元素周期表和元素周期律
1、元素周期表的結構
元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外的能層數決定元素所在的周期，原子的價電子總數決定元素所在的族。
（1）原子的電子層構型和周期的劃分
周期是指能層（電子層）相同，按照最高能級組電子數依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。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。
（2）原子的電子構型和族的劃分
族是指價電子數相同（外圍電子排布相同），按照電子層數依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族（第Ⅷ族除外）。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。
（3）原子的電子構型和元素的分區
按電子排布可把周期表裡的元素劃分成 5個區，分別為s區、p區、d區、f區和ds區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最後填入電子的能級的符號。
2、元素周期律
元素的性質隨著核電荷數的遞增發生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負性等的周期性變化。元素性質的周期性來源於原子外電子層構型的周期性。
（1）同周期、同主族元素性質的遞變規律
同周期（左 右）
同主族（上 下）

原子結構 核電荷數 逐漸增大 增大
能層（電子層）數 相同 增多
原子半徑 逐漸減小 逐漸增大

元素性質 化合價 最高正價由+1 +7負價數=（8—族序數） 最高正價和負價數均相同，最高正價數=族序數
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 金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱
第一電離能 呈增大趨勢（注意反常點：ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和ⅥA族） 逐漸減小
電負性 逐漸增大 逐漸減小
（2）微粒半徑的比較方法
①同一元素：一般情況下元素陰離子的離子半徑大於相應原子的原子半徑，陽離子的離子半徑小於相應原子的原子半徑。
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）：隨原子序數的增大，原子的原子半徑依次增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs，F-<Cl-<Br-<I-
④同電子層結構（陽離子的電子層結構與上一周期0族元素原子具有相同的電子層結構，陰離子與同周期0族元素原子具有相同的電子層結構）：隨核電荷數增大，微粒半徑依次減小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+
（3）元素金屬性強弱的判斷方法

金
屬
性
比
較 本質 原子越易失電子，金屬性越強。

判
斷
依
據 1. 在金屬活動順序表中越靠前，金屬性越強
2. 單質與水或非氧化性酸反應越劇烈，金屬性越強
3. 單質還原性越強或離子氧化性越弱，金屬性越強（電解中在陰極上得電子的先後）
4. 最高價氧化物對應水化物的鹼性越強，金屬性越強
5. 若xn++y x+ym+ 則y比x金屬性強

6. 原電池反應中負極的金屬性強
7. 與同種氧化劑反應，先反應的金屬性強
8. 失去相同數目的電子，吸收能量少的金屬性強
（4）非金屬性強弱的判斷方法

非
金
屬
性
比
較 本質 原子越易得電子，非金屬性越強
判
斷
方
法 1. 與H2化合越易，氣態氫化物越穩定，非金屬性越強
2. 單質氧化性越強，陰離子還原性越弱，非金屬性越強（電解中在陽極上得電子的先後）
3. 最高價氧化物的水化物酸性越強，非金屬性越強
4. An-+B Bm-+A 則B比A非金屬性強

5. 與同種還原劑反應，先反應的非金屬性強
6. 得到相同數目的電子，放出能量多的非金屬性強

（三）共價鍵
1、共價鍵的成鍵本質：成鍵原子相互接近時，原子軌道發生重疊，自旋方向相反的未成對電子形成共用電子對，兩原子核間電子雲密度增加，體系能量降低。
2、共價鍵類型：
（1）σ鍵和π鍵
σ鍵 π鍵
成鍵方向 沿鍵軸方向「頭碰頭」 平行或「肩並肩」
電子雲形狀 軸對稱 鏡像對稱
牢固程度 強度大，不易斷裂 強度小，易斷裂
成鍵判斷規律 單鍵是σ鍵；雙鍵有一個是σ鍵，另一個是π鍵；三鍵中一個是σ鍵，另兩個為π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鍵，共用電子對不發生偏移 由不同種元素的原子形成的共價鍵，共用電子對發生偏移
原子吸引電子能力 相同 不同
共用電子對位置 不偏向任何一方 偏向吸引電子能力強的原子一方
成鍵原子的電性判斷依據 不顯電性 顯電性
舉例 單質分子（如H2、Cl2）和某些化合物（如Na2O2、H2O2）中含有非極性鍵 氣態氫化物，非金屬氧化物、酸根和氫氧根中都含有極性鍵
（3）配位鍵：一類特殊的共價鍵，一個原子提供空軌道，另一個原子提供一對電子所形成的共價鍵。
①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。
②配位化合物的組成：

3、共價鍵的三個鍵參數
概念 對分子的影響
鍵長 分子中兩個成鍵原子核間距離（米） 鍵長越短，化學鍵越強，形成的分子越穩定
鍵能 對於氣態雙原子分子AB，拆開1molA-B鍵所需的能量 鍵能越大，化學鍵越強，越牢固，形成的分子越穩定
鍵角 鍵與鍵之間的夾角 鍵角決定分子空間構型
（1）鍵長、鍵能決定共價鍵的強弱和分子的穩定性，鍵角決定分子空間構型和分子的極性。
（2）鍵能與反應熱：反應熱＝生成物鍵能總和－反應物鍵能總和

（四）分子的空間構型
1、等電子原理
原子總數相同、價電子總數相同的分子具有相似的化學鍵特徵，許多性質是相似的，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，微粒所含原子數目相同；在微粒的構成上，微粒所含價電子數目相同；在微粒的結構上，微粒中原子的空間排列方式相同。（等電子的推斷常用轉換法，如CO2=CO+O=N2+O= N2O= N2+ N—= N3—或SO2=O+O2=O3=N—+O2= NO2—）
（2）等電子原理的應用：利用等電子體的性質相似，空間構型相同，可運用來預測分子空間的構型和性質。
2、價電子互斥理論：
（1）價電子互斥理論的基本要點：ABn型分子（離子）中中心原子A周圍的價電子對的幾何構型，主要取決於價電子對數（n），價電子對盡量遠離，使它們之間斥力最小。

（2）ABn型分子價層電子對的計算方法：

①對於主族元素，中心原子價電子數=最外層電子數，配位原子按提供的價電子數計算，如：PCl5中
②O、S作為配位原子時按不提供價電子計算，作中心原子時價電子數為6；
③離子的價電子對數計算
如：NH4+： ；SO42- ：
3、雜化軌道理論
（1）雜化軌道理論的基本要點：
①能量相近的原子軌道才能參與雜化。
②雜化後的軌道一頭大，一頭小，電子雲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σ鍵；由於雜化後原子軌道重疊更大，形成的共價鍵比原有原子軌道形成的共價鍵穩定。
③雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個sp3雜化軌道佔有1個s軌道、3個p軌道。
④雜化軌道總數等於參與雜化的原子軌道數目之和。
（2）s、p雜化軌道和簡單分子幾何構型的關系
雜化類型 sp sp 2 sp 3 sp 3不等性雜化
軌道夾角 180 o 120 o 109o28′
中心原子位置 ⅡA，ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
中心原子孤對電子數 0 0 0 1 2 3
分子幾何構型 直線形 平面三角形 正四面體形 三角錐形 V字形 直線形
實例 BeCl2、Hg Cl2 BF3 CH4、SiCl4 NH3、PH3 H2O、H2S HCl
（3）雜化軌道的應用范圍：雜化軌道只應用於形成σ鍵或者用來容納未參加成鍵的孤對電子。
（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叄鍵，如果有1個叄鍵，則其中有2個π鍵，用去了2個p軌道，形成的是sp雜化；如果有1個雙鍵則其中有1個π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、分子空間構型、中心原子雜化類型和分子極性的關系
分子（離子） 中心原子價電子對 雜化類型 VSEPR模型 分子空間構型 鍵角 分子的極性
CO2 2 sp 直線 直線形 180 o 非
SO2 3 sp 2 平面三角 V字形 極
H2O、OF2、 3 sp 3 平面三角 V字形 —— 極
HCN 2 sp 直線 直線形 180 o 極
NH3 4 sp 3 正四面體 三角錐形 107 o18′ 極
BF3、SO3 3 sp 2 平面三角 平面三角形 120 o 非
H3O+ 4 sp 3 正四面體 三角錐形 107 o18′ ——
CH4、CCl4 4 sp 3 正四面體 正四面體形 109o28′ 非
NH4+ 4 sp 3 正四面體 正四面體形 109o28′ 非
HCHO、COCl2 3 sp 2 平面三角 平面三角形 —— 極

（五）分子的性質
1、分子間作用力（范德華力和氫鍵）
（1）分子間作用力和化學鍵的比較
化學鍵 分子間作用力
概念 相鄰原子間強烈的相互作用 分子間微弱的相互作用
范圍 分子內或某些晶體內 分子間
能量 鍵能一般為120～800kJ•mol－1 約幾到幾十 kJ•mol－1
性質影響 主要影響物質的化學性質（穩定性） 主要影響物質的物理性質（熔沸點）
（2）范德華力與氫鍵的比較
范德華力 氫鍵
概念 物質分子間存在的微弱相互作用 分子間（內）電負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原子相結合的原子半徑小、電負性大、有孤對電子的F、O、N原子
強度比較 比化學鍵弱得多 比化學鍵弱得多，比范德華力稍強
影響因素 隨分子極性和相對分子質量的增大而增大
性質影響 隨范德華力的增大，物質的熔沸點升高、溶解度增大 分子間氫鍵使物質熔沸點升高硬度增大、水中溶解度增大；分子內氫鍵使物質熔沸點降低、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：從整個分子看，分子里電荷的分布是對稱的。如：①只由非極性鍵構成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等；②只由極性鍵構成，空間構型對稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等；③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CH≡CH、 。
<2>極性分子：整個分子電荷分布不對稱。如：①不同元素的雙原子分子如：HCl，HF等。②折線型分子，如H2O、H2S等。③三角錐形分子如NH3等。
（2）共價鍵的極性和分子極性的關系：
兩者研究對象不同，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、H2O2等。
（3）分子極性的判斷方法
①單原子分子：分子中不存在化學鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。
②雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCl、HBr等；若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。
③以極性鍵結合的多原子分子，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，即排列位置不對稱，則為極性分子，如NH3、SO2等。
④根據ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。（或A是否達最高價）
（4）相似相溶原理
①相似相溶原理：極性分子易溶於極性溶劑，非極性分子易溶於非極性溶劑。
②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。
③如果存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。
3、有機物分子的手性和無機含氧酸的酸性
（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，互稱手性異構體（又稱對映異構體、光學異構體）。含有手性異構體的分子叫做手性分子。
②手性分子的判斷方法：判斷一種有機物是否具有手性異構體，可以看其含有的碳原子是否連有四個不同的原子或原子團，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必須不同。
（2）無機含氧酸分子的酸性
①酸的元數=酸中羥基上的氫原子數，不一定等於酸中的氫原子數（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,酸的強度與酸中的非羥基氧原子數n有關，n越大，酸性越強。
n=0 弱酸 n=1 中強酸 n=2強酸 n=3 超強酸

（六）晶體的結構和性質
類型
比較
離子晶體
原子晶體
分子晶體
金屬晶體
構成晶體微粒 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 共價鍵 范德華力 微粒間的靜電作用

物理性質
熔沸點 較高 很高 低 有高、有低
硬度 硬而脆 大 小 有高、有低
導電性 不良（熔融或水溶液中導電） 絕緣、半導體 不良 良導體
傳熱性 不良 不良 不良 良
延展性 不良 不良 不良 良
溶解性 易溶於極性溶劑，難溶於有機溶劑 不溶於任何溶劑 極性分子易溶於極性溶劑；非極性分子易溶於非極性溶劑中 一般不溶於溶劑，鈉等可
與水、醇類、酸類反應
典型實例 NaOH、NaCl 金剛石 P4、乾冰、硫 鈉、鋁、鐵
1、四大晶體的比較
2、典型晶體的結構特徵
（1）NaCl
屬於離子晶體。晶胞中每個Na+周圍吸引著6個Cl－，這些Cl－構成的幾何圖形是正八面體，每個Cl－周圍吸引著6個Na+，Na+、Cl－個數比為1：1，每個Na+與12個Na+等距離相鄰，每個氯化鈉晶胞含有4個Na+和4個Cl－。
（2）CsCl
屬於離子晶體。晶胞中每個Cl—（或Cs+）周圍與之最接近且距離相等的Cs+（或Cl—）共有8個，這幾個Cs+（或Cl—）在空間構成的幾何構型為立方體，在每個Cs+周圍距離相等且最近的Cs+共有6個，這幾個Cs+在空間構成的幾何構型為正八面體，一個氯化銫晶胞含有1個Cs+和1個Cl— 。
（3）金剛石（空間網狀結構）
屬於原子晶體。晶體中每個C原子和4個C原子形成4個共價鍵,成為正四面體結構，C原子與碳碳鍵個數比為1：2，最小環由6個C原子組成，每個C原子被12個最小環所共用；每個最小環含有1/2個C原子。
（4）SiO2
屬於原子晶體。晶體中每個Si原子周圍吸引著4個O原子，每個O原子周圍吸引著2個Si原子，Si、O原子個數比為1：2，Si原子與Si—O鍵個數比為1：4，O原子與Si—O鍵個數比為1：2，最小環由12個原子組成。
（5）乾冰
屬於分子晶體。晶胞中每個CO2分子周圍最近且等距離的CO2有12個。1個晶胞中含有4個CO2。
（6）石墨
屬於過渡性晶體。是分層的平面網狀結構，層內C原子以共價鍵與周圍的3個C原子結合，層間為范德華力。晶體中每個C原子被3個六邊形共用,平均每個環佔有2個碳原子。晶體中碳原子數、碳環數和碳碳單鍵數之比為2：3。
（7）金屬晶體
金屬Po（釙）中金屬原子堆積方式是簡單立方堆積，原子的配位數為6，一個晶胞中含有1個原子。金屬Na、K、Cr、Mo（鉬）、W等中金屬原子堆積方式是體心立方堆積，原子的配位數為8，一個晶胞中含有2個原子。金屬Mg、Zn、Ti等中金屬原子堆積方式是六方堆積，原子的配位數為12，一個晶胞中含有2個原子。金屬Au、Ag、Cu、Al等中金屬原子堆積方式是面心立方堆積，原子的配位數為12，一個晶胞中含有4個原子。
3、物質熔沸點高低的判斷
（1）不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體
（2）同種類型晶體：構成晶體質點間的作用力大，則熔沸點高，反之則小。
①離子晶體：結構相似且化學式中各離子個數比相同的離子晶體中離子半徑小（或陰、陽離子半徑之和越小的），鍵能越強的，熔、沸點就越高。如NaCl、NaBr、Nal；NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸點依次降低。離子所帶電荷大的熔點較高。如：MgO熔點高於NaCl。
②分子晶體：在組成結構均相似的分子晶體中，式量大的，分子間作用力就大，熔點也高。如：F2、Cl2、Br2、I2和HCl、HBr、HI等均隨式量增大。熔、沸點升高。但結構相似的分子晶體，有氫鍵存在熔、沸點較高。
③原子晶體：在原子晶體中，只要成鍵原子半徑小，鍵能大的，熔點就高。如金剛石、金剛砂（碳化硅）、晶體硅的熔、沸點逐漸降低。
④金屬晶體：在元素周期表中，主族數越大，金屬原子半徑越小，其熔、沸點也就越高。如ⅢA的Al，ⅡA的Mg，IA的Na，熔、沸點就依次降低。而在同一主族中，金屬原子半徑越小的，其熔沸點越高。

6. 高三化學選修物質與結構 這個圖是什麼意思 到底怎麼看非極性分子中有沒有極性鍵

（1）首先清楚分子極性；鍵極性！
（2）分子極性---分子中正負電荷重心是不是重合！
不重合---極性分子；重合---非極性分子！
(3)鍵極性---共用電子對偏---極性；不偏---非極性！
(4) CO2 ==> O==C==O 直線型！極性鍵，非極性分子！

7. 化學晶體結構是哪一本選修講的是「物質結構與性質」嗎

化學晶體結構是哪一本選修講的是「物質結構與性質」
首先要看你高中主要學的是哪本書，如果都學了就要看你覺得哪本書更容易，或者說哪本書更有感覺。如果這樣能做出選擇最好。

如果你覺得兩本書都差不多難以抉擇的話，我要說的是有機化學這本書是學起來容易題目難，結構與性質是學起來難以理解但題目容易。詳細的說就是有機化學的題目都是推斷題，需要你活用所學的知識；而結構與性質就是書上內容有些難以理解，但只要你把整本書都理解透了，拿分一般是很容易的，而且考試時間花的也比較少（我當時就看中了這個優點，做理綜卷子你懂的）

總之就是不管你選了哪本書就應該舍棄另外一本，專心攻克你所選擇的書的題，因為考試的時候時間是不夠你把兩道題都想一遍的。

8. 化學選修3 分子的立體結構

專題2是分子結構，
掌握共價鍵中的
【sigema鍵和π鍵】，
有雙鍵的分子中，含有這兩種鍵，
如o=c=o
【3個鍵參數】，【鍵長】與原子半徑幾乎成正比，而鍵長越長，【鍵能】越小，
二者結合起來，鍵能越大，含有該鍵的分子越穩定，
【鍵角】要記得常見的幾個：co2-180°
，h2o.
105°，ch4
109°28′，nh3
107°18′，
【等電子原理】
根據鍵角理解常見【分子的立體結構
】
【價層電子對互斥模型】這個是重點，可以與【雜化軌道】結合起來理解
配合物了解即可，配位鍵是特殊的共價鍵
鍵的極性比較簡單，a-b
是極性鍵，a-a是非極性鍵，（ab代表成鍵的元素）
分子的極性。常見的幾種分子會判斷就好，理解相似相溶原理就簡單了
范德華力對物質的物理性質影響
氫鍵對物質的物理性質的影響，』
分子的手性了解即可
無機含氧酸的酸性，

9. 高三化學選修物質與結構 怎麼看這個

看是否極性，即正負電荷中心是否重合。
看圖，分子是對稱的，則為非極性。
如HCL則為極性。