A. 選修三結構化學知識點總結
結構化學是在原子- 分子水平上研究物質分子構型與組成的相互關系以及結構和各種運動的相互影響的化學分支學科。接下來我為你整理了選修三結構化學知識點總結，一起來看看吧。
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
(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
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。
選修三，新增添，看似繁，實不難，
說理想，說成績，盼學子，多努力。
大爆炸，原子生，少量氦，大量氫，
原子中，看電子，能量差，分七層，
能層中，分能級，數軌道，電子添，
泡利理，兩個反，洪特則，單獨占，
構造理，排電子，鉻和銅，皆不從，
一個半，一個全，為特例，能量低，
激發態，變基態，電子遷，光呈現，
光譜儀，吸和放，現新素，舊素鑒，
電子行，無規律，電子雲，是幾率，
百九十，不同形，S球，P 啞鈴。
基原子，電子排，去0族，價電來,
價電子，看規律，周期表，分五區，
ds，d 緊連，sp，守兩邊，
f區，不重要，含鑭錒，須知道，
周期律，看變化，電離能，電負性，
比半徑，兩因素，數能層，電荷數。
共價鍵，結分子，電子對，為共用，
電子雲，球啞鈴，據重疊，分鍵型，
西格瑪，頭碰頭，重疊大，鍵穩定，
P P л, 肩並肩，要出現，鍵二三，
鍵參數，能長角，穩不穩，能大小，
鍵越長，能越小，分子形，看鍵角，
價原同，等電體，性質似，新原理。
分子多，形不同，價層斥，求穩定，
A B n ，看中原，鍵全成，n 定形，
分子內，存雜化，孤電對，西格瑪，
配合物，新化鍵，濃與稀，顏色變，
配離子，金屬成，主族少，過渡豐。
溶不溶，看極性，非極性，電歸中，
分子間，力兩面，范德華，和氫鍵，
手性碳，四鍵連，皆不同，始為然，
含氧酸，比酸性，非羥基，氧減氫。
非晶體，量很少，有玻璃，和橡膠，
得晶體，三途徑，析結晶，兩種凝，
自范性，多面體，能衍射，各向異，
多晶胞，六面體，需並置，且無隙。
分子晶，很常見，多為氣，五類判，
配位高，密堆積，硬度小，熔沸低。
原子晶，共價鍵，熔沸高，硬度好。
電子氣，金屬晶，導熱電，延展性，
簡單立，和K型，密堆積，Mg和Cu。
混合晶，為石墨，碳異形，兼三性。
離子晶，晶格能，看電荷，比半徑，
一幾何，二電荷，兩因素，配位數。
乘長風，破激浪，積跬步，高峰上，
B. 配合物的組成
在化學反應中，有化合、分解、置換、互換、氧化還原等反應類型。此外，還有分子間的加合反應，如：
CuSO4+4NH3=CuSO4·4NH3（溶液或晶體）
K2SO4+Al2（SO4）3+24H2O=2〔KAl（SO4）2·12H2O〕
加合反應的產物是復雜的分子化合物。CuSO4·4NH3與KAl（SO4）2·12H2O相比，盡管書寫形式相似，但性質卻迥然不同。前者為深藍色晶體，溶於水得深藍色溶液。此化合物無論固體或溶液均無氨味，若在其水溶液中加入NaOH溶液，並不產生Cu（OH）2沉澱。這是由於Cu2+離子已同NH3分子形成了在固體或溶液中都很穩定的復雜正離子
，致使溶液中Cu2+離子濃度甚小，不足以產生Cu（OH）2沉澱。這一類化合物叫配位化合物。後者在水溶液中完全離解為簡單的
離子（有微不足道的
離子），與K2SO4和Al2（SO4）3的混合水溶液毫無區別。這一類分子化合物叫復鹽。
配位化合物簡稱配合物，也叫絡合物，是無機化合物中數量大而用途廣的最重要的一類化合物。它可以是中性分子，如〔PtCl2（NH3）2〕，叫配合分子；也可以是帶正電荷的離子，如
，叫配正離子；還可以是帶負電荷的離子，如
，叫配負離子。含有配離子的化合物及配位分子統稱為配合物。
配合物可分成內界和外界兩部分。內界指中心原子與配體形成的配離子；外界指配合物的其它部分。在配合物〔Cu（NH3）4〕SO4中，
配正離子是內界，
離子是外界；配離子中Cu2+離子是中心離子，NH3是配體，「4」是配體的數目，叫配位數。
在水溶液中，首先由簡單離子和水的偶極組成水配合物。水的配位偶極子大多數等於四和六，如
其它種類配合物的形成可能出現於下列原因之一。
①締合反應
水文地球化學基礎
水文地球化學基礎
②配體的置換反應
水文地球化學基礎
③中心離子的置換反應
水文地球化學基礎
④質子反應
水文地球化學基礎
以上式中：Me、Me′、Me″；L、L′、L＂分別為中心離子和配體。
在水溶液中，配合物不僅可藉助於中心離子和配體的鍵合產生，也可以由配體與已生成的配合物鍵合產生。
水文地球化學基礎
C. 化學選修3第二章配合物理論中是怎樣配位的過程
化學選修3第二章配合物理論中是怎樣配位的過程
配位化合物的化學鍵理論，主要研究中心原子與配體之間結合力的本性，用以說明配合物的物理及化學性質，如磁性、穩定性、反應性、配位數與幾何構型等。配合物的理論起始於靜電理論。而後西季威克與鮑林提出配位共價模型，也就是應用配合物中的價鍵理論，統治了這一領域二十餘年，可以較好地解釋配位數、幾何構型、磁性等一些性質，但對配合物的顏色和光譜卻無能為力。
價鍵理論認為，配體提供的孤對電子進入了中心離子的空原子軌道，使得配體與中心離子共享這兩個電子。配位鍵的形成經歷了三個過程：(激發)、雜化和成鍵，其中雜化也稱軌道雜化，是能量相近的原子軌道線性組合成為等數量且能量簡並雜化軌道的過程。由此還可衍生出外軌/內軌型配合物的概念，從而通過判斷配合物的電子構型及雜化類型，就可以得出配合物的磁性、氧化還原反應性質以及幾何構型。對於很多經典配合物來說，價鍵理論得出的結果還是比較貼近事實的。
除了價鍵理論之外，而後發展的晶體場理論與配位場理論也是比較重要的配合物理論。
晶體場理論將配體看作點電荷，並將配位鍵當作離子鍵處理，可看作是靜電理論的延伸。並且，它以不同幾何構型中，配體對不同空間取向的d軌道的作用作為切入點，得出不同取向d軌道會發生能級分裂，並建立起分裂能及晶體場穩定化能的概念，以推測配合物的電子組態及穩定性。晶體場理論可以很好地解釋配合物的顏色、熱力學性質和配合物畸變等現象，但不能合理解釋配體的光譜化學序列，也不能很好地應用於特殊高/低價配合物、夾心配合物、羰基配合物和烯烴配合物。
配位場理論結合了分子軌道理論與晶體場理論。它在理論上更加嚴謹，然而定量計算則很困難，計算過程中不得不引進近似處理，因而也只能得到近似的結果。
D. 絡合物與配合物
Cu(cl)2+4NH3=Cu[NH3]4Cl2 在高中這個基本沒什麼區別，即在人教版的選修3化學課本中提到的配合物就是指絡合物 但是在大學裡面不一樣
E. 化學選修3知識點 幫我整理下啊 謝了哥哥們
選修三，新增添，看似繁，實不難，
說理想，說成績，盼學子，多努力。
大爆炸，原子生，少量氦，大量氫，
原子中，看電子，能量差，分七層，
能層中，分能級，數軌道，電子添，
泡利理，兩個反，洪特則，單獨占，
構造理，排電子，鉻和銅，皆不從，
一個半，一個全，為特例，能量低，
激發態，變基態，電子遷，光呈現，
光譜儀，吸和放，現新素，舊素鑒，
電子行，無規律，電子雲，是幾率，
百九十，不同形，S 球，P 啞鈴。
基原子，電子排，去0族，價電來,
價電子，看規律，周期表，分五區，
ds ，d 緊連，s p，守兩邊，
f 區，不重要，含鑭錒，須知道，
周期律，看變化，電離能，電負性，
比半徑，兩因素，數能層，電荷數。
共價鍵，結分子，電子對，為共用，
電子雲，球啞鈴，據重疊，分鍵型，
西格瑪，頭碰頭，重疊大，鍵穩定，
P P л, 肩並肩，要出現，鍵二三，
鍵參數，能長角，穩不穩，能大小，
鍵越長，能越小，分子形，看鍵角，
價原同，等電體，性質似，新原理。
分子多，形不同，價層斥，求穩定，
A B n ，看中原，鍵全成，n 定形，
分子內，存雜化，孤電對，西格瑪，
配合物，新化鍵，濃與稀，顏色變，
配離子，金屬成，主族少，過渡豐。
溶不溶，看極性，非極性，電歸中，
分子間，力兩面，范德華，和氫鍵，
手性碳，四鍵連，皆不同，始為然，
含氧酸，比酸性，非羥基，氧減氫。
非晶體，量很少，有玻璃，和橡膠，
得晶體，三途徑，析結晶，兩種凝，
自范性，多面體，能衍射，各向異，
多晶胞，六面體，需並置，且無隙。
分子晶，很常見，多為氣，五類判，
配位高，密堆積，硬度小，熔沸低。
原子晶，共價鍵，熔沸高，硬度好。
電子氣，金屬晶，導熱電，延展性，
簡單立，和K型，密堆積，Mg和Cu。
混合晶，為石墨，碳異形，兼三性。
離子晶，晶格能，看電荷，比半徑，
一幾何，二電荷，兩因素，配位數。
乘長風，破激浪，積跬步，高峰上，
有志者，事竟成，學與思，貴以恆。
F. 化學中，什麼叫「配合物」
配合化合物（簡稱配合物）是由可以給出孤對電子或多個不定域電子的一定數目的離子或分子（稱為配體）和具有接受孤對電子或多個不定域電子的空位的原子或離子（統稱中心原子）按一定的組成和空間構型所形成的化合物。配離子，它是由一個金屬陽離子和一定數目的中性分子或陰離子以配位鍵結合而成的復雜離子。配離子和帶相反電荷的離子組成的化合物叫配合物。例如：硫酸四氨合銅、四碘化汞酸鉀等。也可是由一個簡單的金屬離子（少數情況下為中性金屬原子）與一定數目的陰離子或中性分子以配位鍵而成的中性配合分子，如二氯二氨合鉑、四羰基合鎳等。用硫酸四氨合鋅為例來解釋配合物的組成。二價鋅離子處在中心叫中心離子，四個氨分子處在它的四周叫配位體，中心離子和配位體組成內界又叫配離子，硫酸根離子處在內界外面叫外界又叫外界離子，內界和外界組成配合物。中心離子一般提供價電子空軌道，配位體一般是提供孤對電子的分子或陰離子，緊靠在中心離子周圍，以配位鍵和中心離子直接配合。配位體中具有孤對電子並以配位鍵與中心離子直接相結合的原子叫配位原子，它通常是電負性較大的元素的原子例如N、O、S、F、CL、等，另分單齒配位體，如NH3、H2O、等，還有多齒配位體，如乙二胺。外界離子所帶的電荷與配離子所帶有的電荷剛好相反，距中心離子較遠構成配合物的外界。
G. 化學關於配合物是怎麼回事
配合化合物（簡稱配合物，即絡合物）是由可以給出孤對電子或多個不定域電子的一定數目的離子或分子（稱為配體）和具有接受孤對電子或多個不定域電子的空位的原子或離子（統稱中心原子）按一定的組成和空間構型所形成的化合物。配離子，它是由一個金屬陽離子和一定數目的中性分子或陰離子以配位鍵結合而成的復雜離子。配離子和帶相反電荷的離子組成的化合物叫配合物。例如：硫酸四氨合銅、四碘化汞酸鉀等。也可是由一個簡單的金屬離子（少數情況下為中性金屬原子）與一定數目的陰離子或中性分子以配位鍵而成的中性配合分子，如二氯二氨合鉑、四羰基合鎳等。用硫酸四氨合鋅為例來解釋配合物的組成。二價鋅離子處在中心叫中心離子，四個氨分子處在它的四周叫配位體，中心離子和配位體組成內界又叫配離子，硫酸根離子處在內界外面叫外界又叫外界離子，內界和外界組成配合物。中心離子一般提供價電子空軌道，配位體一般是提供孤對電子的分子或陰離子，緊靠在中心離子周圍，以配位鍵和中心離子直接配合。配位體中具有孤對電子並以配位鍵與中心離子直接相結合的原子叫配位原子，它通常是電負性較大的元素的原子例如N、O、S、F、CL、等，另分單齒配位體，如NH3、H2O、等，還有多齒配位體，如乙二胺（en）。外界離子所帶的電荷與配離子所帶有的電荷剛好相反，距中心離子較遠構成配合物的外界。 配合物的命名，服從無機化合物的一般命名原則。但由於配合物組成的復雜性，必然造成命名上的復雜性，主要表現在對配合物的內界有本身的命名原則。
H. 高中化學選修3知識點全部歸納（物質的結構與性質）
第一章 原子結構與性質.一、認識原子核外電子運動狀態，了解電子雲、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義.1.電子雲：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現的機會大小所得的圖形叫電子雲圖.離核越近，電子出現的機會大，電子雲密度越大；離核越遠，電子出現的機會小，電子雲密度越小.電子層（能層）：根據電子的能量差異和主要運動區域的不同，核外電子分別處於不同的電子層.原子由里向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.原子軌道（能級即亞層）：處於同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復雜.各軌道的伸展方向個數依次為1、3、5、7.2.(構造原理）了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示1～36號元素原子核外電子的排布.(1).原子核外電子的運動特徵可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態完全相同的兩個電子.(2).原子核外電子排布原理.①.能量最低原理:電子先佔據能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道.②.泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態不同的電子.③.洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分佔不同的軌道，且自旋狀態相同.洪特規則的特例:在等價軌道的全充滿（p6、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）、全空時(p0、d0、f0)的狀態，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3).掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.①根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。②根據構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高；在同一能級組內，從左到右能量依次升高。基態原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。3.元素電離能和元素電負性第一電離能：氣態電中性基態原子失去1個電子，轉化為氣態基態正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。 (1).原子核外電子排布的周期性.隨著原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現周期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現從ns1到ns2np6的周期性變化.(2).元素第一電離能的周期性變化.隨著原子序數的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，鹼金屬的第一電離能最小；★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.說明：①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大於同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P②.元素第一電離能的運用：a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證. b.用來比較元素的金屬性的強弱. I1越小，金屬性越強，表徵原子失電子能力強弱.(3).元素電負性的周期性變化. 元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。隨著原子序數的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢.電負性的運用:a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素；<1.8，金屬元素). b.確定化學鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵；<1.7，共價鍵). c.判斷元素價態正負（電負性大的為負價，小的為正價）. d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數（表徵原子得電子能力強弱）.例8.下列各組元素，按原子半徑依次減小，元素第一電離能逐漸升高的順序排列的是 A．K、Na、Li B．N、O、C C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na例9.已知X、Y元素同周期，且電負性X＞Y，下列說法錯誤的是A．X與Y形成化合物時，X顯負價，Y顯正價B．第一電離能可能Y小於XC．最高價含氧酸的酸性：X對應的酸性弱於Y對應的酸性D．氣態氫化物的穩定性：HmY小於HmX 二.化學鍵與物質的性質.內容：離子鍵――離子晶體1.理解離子鍵的含義，能說明離子鍵的形成.了解NaCl型和CsCl型離子晶體的結構特徵，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質.(1).化學鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用.化學鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵.(2).離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵.離子鍵強弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高.離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態陰離子和陽離子所吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大.離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體.典型的離子晶體結構：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6個氯離子，每個氯離子周圍有6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有4個鈉離子和4個氯離子；氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有8個氯離子，每個氯離子周圍有8個銫離子，每個氯化銫晶胞中含有1個銫離子和1個氯離子. NaCl型晶體CsCl型晶體每個Na+離子周圍被6個C1—離子所包圍，同樣每個C1—也被6個Na+所包圍。每個正離子被8個負離子包圍著，同時每個負離子也被8個正離子所包圍。(3).晶胞中粒子數的計算方法--均攤法. 位置頂點棱邊面心體心貢獻1/81/41/212.了解共價鍵的主要類型σ鍵和π鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等數據說明簡單分子的某些性質（對σ鍵和π鍵之間相對強弱的比較不作要求）.(1).共價鍵的分類和判斷：σ鍵（「頭碰頭」重疊）和π鍵（「肩碰肩」重疊）、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價鍵-配位鍵.(2).共價鍵三參數. 概念對分子的影響鍵能拆開1mol共價鍵所吸收的能量（單位：kJ/mol）鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩定鍵長成鍵的兩個原子核間的平均距離（單位：10-10米）鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩定鍵角分子中相鄰鍵之間的夾角(單位：度）鍵角決定了分子的空間構型共價鍵的鍵能與化學反應熱的關系:反應熱= 所有反應物鍵能總和－所有生成物鍵能總和.3.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質的差異.(1)共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵.(2)鍵的極性：極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發生偏移.非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發生偏移.(3)分子的極性：①極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子.非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子.②分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構型兩個方面共同決定. 非極性分子和極性分子的比較 非極性分子極性分子形成原因整個分子的電荷分布均勻，對稱整個分子的電荷分布不均勻、不對稱存在的共價鍵非極性鍵或極性鍵極性鍵分子內原子排列對稱不對稱4.分子的空間立體結構（記住）常見分子的類型與形狀比較分子類型分子形狀鍵角鍵的極性分子極性代表物A球形 非極性He、NeA2直線形 非極性非極性H2、O2AB直線形 極性極性HCl、NOABA直線形180°極性非極性CO2、CS2ABAV形≠180°極性極性H2O、SO2A4正四面體形60°非極性非極性P4AB3平面三角形120°極性非極性BF3、SO3AB3三角錐形≠120°極性極性NH3、NCl3AB4正四面體形109°28′極性非極性CH4、CCl4AB3C四面體形≠109°28′極性極性CH3Cl、CHCl3AB2C2四面體形≠109°28′極性極性CH2Cl2 直 線三角形V形四面體三角錐V形 H2O 5.了解原子晶體的特徵，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結構與性質的關系.(1).原子晶體：所有原子間通過共價鍵結合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間立體網狀結構的晶體.(2).典型的原子晶體有金剛石（C）、晶體硅(Si)、二氧化硅（SiO２）.金剛石是正四面體的空間網狀結構，最小的碳環中有6個碳原子，每個碳原子與周圍四個碳原子形成四個共價鍵；晶體硅的結構與金剛石相似；二氧化硅晶體是空間網狀結構，最小的環中有6個硅原子和6個氧原子，每個硅原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個硅原子成鍵.(3).共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高.如熔點：金剛石>碳化硅>晶體硅.6.理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵的自由電子理論解釋金屬的一些物理性質.知道金屬晶體的基本堆積方式，了解常見金屬晶體的晶胞結構（晶體內部空隙的識別、與晶胞的邊長等晶體結構參數相關的計算不作要求）.(1).金屬鍵:金屬離子和自由電子之間強烈的相互作用.請運用自由電子理論解釋金屬晶體的導電性、導熱性和延展性.晶體中的微粒導電性導熱性延展性金屬離子和自由電子自由電子在外加電場的作用下發生定向移動自由電子與金屬離子碰撞傳遞熱量晶體中各原子層相對滑動仍保持相互作用(2)①金屬晶體:通過金屬鍵作用形成的晶體.②金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規律:陽離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高.如熔點：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs．金屬鍵的強弱可以用金屬的原子7.了解簡單配合物的成鍵情況（配合物的空間構型和中心原子的雜化類型不作要求）.概念表示條件共用電子對由一個原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價鍵。 A B電子對給予體 電子對接受體 其中一個原子必須提供孤對電子，另一原子必須能接受孤對電子的軌道。 (1)配位鍵：一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵.即成鍵的兩個原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵.(2)①.配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡合物.②形成條件：a.中心原子(或離子)必須存在空軌道. b.配位體具有提供孤電子對的原子.③配合物的組成.④配合物的性質：配合物具有一定的穩定性.配合物中配位鍵越強，配合物越穩定.當作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩定性與配體的性質有關. 三.分子間作用力與物質的性質.1.知道分子間作用力的含義，了解化學鍵和分子間作用力的區別.分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子間作用力是一種靜電作用，比化學鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵.范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對物質某些物理性質的影響.(1).分子晶體:分子間以分子間作用力（范德華力、氫鍵）相結合的晶體.典型的有冰、乾冰.(2).分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點越高.但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高. 3.了解氫鍵的存在對物質性質的影響（對氫鍵相對強弱的比較不作要求）.NH3、H2O、HF中由於存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸點反常地高.影響物質的性質方面：增大溶沸點，增大溶解性 表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氫化物中存在.4.了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結構微粒、微粒間作用力的區別. 四、幾種比較1、離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較化學鍵類型離子鍵共價鍵金屬鍵概念陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵原子間通過共用電子對所形成的化學鍵金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學鍵成鍵微粒陰陽離子原子金屬陽離子和自由電子成鍵性質靜電作用共用電子對電性作用形成條件活潑金屬與活潑的非金屬元素非金屬與非金屬元素金屬內部實例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg2、非極性鍵和極性鍵的比較 非極性鍵極性鍵概念同種元素原子形成的共價鍵不同種元素原子形成的共價鍵，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不偏向任何一方偏向吸引電子能力強的原子成鍵原子電性電中性顯電性形成條件由同種非金屬元素組成由不同種非金屬元素組成 3．物質溶沸點的比較（重點）（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大，則熔沸點高，反之則小。①離子晶體：離子所帶的電荷數越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。②分子晶體：對於同類分子晶體，式量越大，則熔沸點越高。③原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點越高。（3）常溫常壓下狀態①熔點：固態物質>液態物質②沸點：液態物質>氣態物質