A. 选修三结构化学知识点总结
结构化学是在原子- 分子水平上研究物质分子构型与组成的相互关系以及结构和各种运动的相互影响的化学分支学科。接下来我为你整理了选修三结构化学知识点总结，一起来看看吧。
1、能层和能级
(1)能层和能级的划分
①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
(2)能层、能级、原子轨道之间的关系
每能层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)。
2、构造原理
(1)构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
(2)构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
(3)不同能层的能级有交错现象，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。原子轨道的能量关系是：ns<(n-2)f < (n-1)d
(4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。
根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ;最外层不超过8个电子;次外层不超过18个电子;倒数第三层不超过32个电子。
(5)基态和激发态
①基态：最低能量状态。处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。
②激发态：较高能量状态(相对基态而言)。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子 。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收(基态→激发态)和放出(激发态→较低激发态或基态)不同的能量(主要是光能)，产生不同的光谱——原子光谱(吸收光谱和发射光谱)。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
3、电子云与原子轨道
(1)电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。
(2)原子轨道：不同能级上的电子出现 概率 约为90%的电子云空间轮廓图 称为原子轨道。s电子的原子轨道呈 球形对称，ns能级各有1个原子轨道;p电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直(用px、py、pz表示);nd能级各有5个原子轨道;nf能级各有7个原子轨道。
4、核外电子排布规律
(1)能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。
(2)泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。
(3)洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。
(4)洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空 、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。
能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。
电子数
(5)(n-1)d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=ns能级电子数
1、元素周期表的结构
元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。
(1)原子的电子层构型和周期的划分
周期是指能层(电子层)相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右(除稀有气体外)，元素的金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强。
(2)原子的电子构型和族的划分
族是指价电子数相同(外围电子排布相同)，按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族(第Ⅷ族除外)。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
(3)原子的电子构型和元素的分区
按电子排布可把周期表里的元素划分成 5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
选修三，新增添，看似繁，实不难，
说理想，说成绩，盼学子，多努力。
大爆炸，原子生，少量氦，大量氢，
原子中，看电子，能量差，分七层，
能层中，分能级，数轨道，电子添，
泡利理，两个反，洪特则，单独占，
构造理，排电子，铬和铜，皆不从，
一个半，一个全，为特例，能量低，
激发态，变基态，电子迁，光呈现，
光谱仪，吸和放，现新素，旧素鉴，
电子行，无规律，电子云，是几率，
百九十，不同形，S球，P 哑铃。
基原子，电子排，去0族，价电来,
价电子，看规律，周期表，分五区，
ds，d 紧连，sp，守两边，
f区，不重要，含镧锕，须知道，
周期律，看变化，电离能，电负性，
比半径，两因素，数能层，电荷数。
共价键，结分子，电子对，为共用，
电子云，球哑铃，据重叠，分键型，
西格玛，头碰头，重叠大，键稳定，
P P л, 肩并肩，要出现，键二三，
键参数，能长角，稳不稳，能大小，
键越长，能越小，分子形，看键角，
价原同，等电体，性质似，新原理。
分子多，形不同，价层斥，求稳定，
A B n ，看中原，键全成，n 定形，
分子内，存杂化，孤电对，西格玛，
配合物，新化键，浓与稀，颜色变，
配离子，金属成，主族少，过渡丰。
溶不溶，看极性，非极性，电归中，
分子间，力两面，范德华，和氢键，
手性碳，四键连，皆不同，始为然，
含氧酸，比酸性，非羟基，氧减氢。
非晶体，量很少，有玻璃，和橡胶，
得晶体，三途径，析结晶，两种凝，
自范性，多面体，能衍射，各向异，
多晶胞，六面体，需并置，且无隙。
分子晶，很常见，多为气，五类判，
配位高，密堆积，硬度小，熔沸低。
原子晶，共价键，熔沸高，硬度好。
电子气，金属晶，导热电，延展性，
简单立，和K型，密堆积，Mg和Cu。
混合晶，为石墨，碳异形，兼三性。
离子晶，晶格能，看电荷，比半径，
一几何，二电荷，两因素，配位数。
乘长风，破激浪，积跬步，高峰上，
B. 配合物的组成
在化学反应中，有化合、分解、置换、互换、氧化还原等反应类型。此外，还有分子间的加合反应，如：
CuSO4+4NH3=CuSO4·4NH3（溶液或晶体）
K2SO4+Al2（SO4）3+24H2O=2〔KAl（SO4）2·12H2O〕
加合反应的产物是复杂的分子化合物。CuSO4·4NH3与KAl（SO4）2·12H2O相比，尽管书写形式相似，但性质却迥然不同。前者为深蓝色晶体，溶于水得深蓝色溶液。此化合物无论固体或溶液均无氨味，若在其水溶液中加入NaOH溶液，并不产生Cu（OH）2沉淀。这是由于Cu2+离子已同NH3分子形成了在固体或溶液中都很稳定的复杂正离子
，致使溶液中Cu2+离子浓度甚小，不足以产生Cu（OH）2沉淀。这一类化合物叫配位化合物。后者在水溶液中完全离解为简单的
离子（有微不足道的
离子），与K2SO4和Al2（SO4）3的混合水溶液毫无区别。这一类分子化合物叫复盐。
配位化合物简称配合物，也叫络合物，是无机化合物中数量大而用途广的最重要的一类化合物。它可以是中性分子，如〔PtCl2（NH3）2〕，叫配合分子；也可以是带正电荷的离子，如
，叫配正离子；还可以是带负电荷的离子，如
，叫配负离子。含有配离子的化合物及配位分子统称为配合物。
配合物可分成内界和外界两部分。内界指中心原子与配体形成的配离子；外界指配合物的其它部分。在配合物〔Cu（NH3）4〕SO4中，
配正离子是内界，
离子是外界；配离子中Cu2+离子是中心离子，NH3是配体，“4”是配体的数目，叫配位数。
在水溶液中，首先由简单离子和水的偶极组成水配合物。水的配位偶极子大多数等于四和六，如
其它种类配合物的形成可能出现于下列原因之一。
①缔合反应
水文地球化学基础
水文地球化学基础
②配体的置换反应
水文地球化学基础
③中心离子的置换反应
水文地球化学基础
④质子反应
水文地球化学基础
以上式中：Me、Me′、Me″；L、L′、L＂分别为中心离子和配体。
在水溶液中，配合物不仅可借助于中心离子和配体的键合产生，也可以由配体与已生成的配合物键合产生。
水文地球化学基础
C. 化学选修3第二章配合物理论中是怎样配位的过程
化学选修3第二章配合物理论中是怎样配位的过程
配位化合物的化学键理论，主要研究中心原子与配体之间结合力的本性，用以说明配合物的物理及化学性质，如磁性、稳定性、反应性、配位数与几何构型等。配合物的理论起始于静电理论。而后西季威克与鲍林提出配位共价模型，也就是应用配合物中的价键理论，统治了这一领域二十余年，可以较好地解释配位数、几何构型、磁性等一些性质，但对配合物的颜色和光谱却无能为力。
价键理论认为，配体提供的孤对电子进入了中心离子的空原子轨道，使得配体与中心离子共享这两个电子。配位键的形成经历了三个过程：(激发)、杂化和成键，其中杂化也称轨道杂化，是能量相近的原子轨道线性组合成为等数量且能量简并杂化轨道的过程。由此还可衍生出外轨/内轨型配合物的概念，从而通过判断配合物的电子构型及杂化类型，就可以得出配合物的磁性、氧化还原反应性质以及几何构型。对于很多经典配合物来说，价键理论得出的结果还是比较贴近事实的。
除了价键理论之外，而后发展的晶体场理论与配位场理论也是比较重要的配合物理论。
晶体场理论将配体看作点电荷，并将配位键当作离子键处理，可看作是静电理论的延伸。并且，它以不同几何构型中，配体对不同空间取向的d轨道的作用作为切入点，得出不同取向d轨道会发生能级分裂，并建立起分裂能及晶体场稳定化能的概念，以推测配合物的电子组态及稳定性。晶体场理论可以很好地解释配合物的颜色、热力学性质和配合物畸变等现象，但不能合理解释配体的光谱化学序列，也不能很好地应用于特殊高/低价配合物、夹心配合物、羰基配合物和烯烃配合物。
配位场理论结合了分子轨道理论与晶体场理论。它在理论上更加严谨，然而定量计算则很困难，计算过程中不得不引进近似处理，因而也只能得到近似的结果。
D. 络合物与配合物
Cu(cl)2+4NH3=Cu[NH3]4Cl2 在高中这个基本没什么区别，即在人教版的选修3化学课本中提到的配合物就是指络合物 但是在大学里面不一样
E. 化学选修3知识点 帮我整理下啊 谢了哥哥们
选修三，新增添，看似繁，实不难，
说理想，说成绩，盼学子，多努力。
大爆炸，原子生，少量氦，大量氢，
原子中，看电子，能量差，分七层，
能层中，分能级，数轨道，电子添，
泡利理，两个反，洪特则，单独占，
构造理，排电子，铬和铜，皆不从，
一个半，一个全，为特例，能量低，
激发态，变基态，电子迁，光呈现，
光谱仪，吸和放，现新素，旧素鉴，
电子行，无规律，电子云，是几率，
百九十，不同形，S 球，P 哑铃。
基原子，电子排，去0族，价电来,
价电子，看规律，周期表，分五区，
ds ，d 紧连，s p，守两边，
f 区，不重要，含镧锕，须知道，
周期律，看变化，电离能，电负性，
比半径，两因素，数能层，电荷数。
共价键，结分子，电子对，为共用，
电子云，球哑铃，据重叠，分键型，
西格玛，头碰头，重叠大，键稳定，
P P л, 肩并肩，要出现，键二三，
键参数，能长角，稳不稳，能大小，
键越长，能越小，分子形，看键角，
价原同，等电体，性质似，新原理。
分子多，形不同，价层斥，求稳定，
A B n ，看中原，键全成，n 定形，
分子内，存杂化，孤电对，西格玛，
配合物，新化键，浓与稀，颜色变，
配离子，金属成，主族少，过渡丰。
溶不溶，看极性，非极性，电归中，
分子间，力两面，范德华，和氢键，
手性碳，四键连，皆不同，始为然，
含氧酸，比酸性，非羟基，氧减氢。
非晶体，量很少，有玻璃，和橡胶，
得晶体，三途径，析结晶，两种凝，
自范性，多面体，能衍射，各向异，
多晶胞，六面体，需并置，且无隙。
分子晶，很常见，多为气，五类判，
配位高，密堆积，硬度小，熔沸低。
原子晶，共价键，熔沸高，硬度好。
电子气，金属晶，导热电，延展性，
简单立，和K型，密堆积，Mg和Cu。
混合晶，为石墨，碳异形，兼三性。
离子晶，晶格能，看电荷，比半径，
一几何，二电荷，两因素，配位数。
乘长风，破激浪，积跬步，高峰上，
有志者，事竟成，学与思，贵以恒。
F. 化学中，什么叫“配合物”
配合化合物（简称配合物）是由可以给出孤对电子或多个不定域电子的一定数目的离子或分子（称为配体）和具有接受孤对电子或多个不定域电子的空位的原子或离子（统称中心原子）按一定的组成和空间构型所形成的化合物。配离子，它是由一个金属阳离子和一定数目的中性分子或阴离子以配位键结合而成的复杂离子。配离子和带相反电荷的离子组成的化合物叫配合物。例如：硫酸四氨合铜、四碘化汞酸钾等。也可是由一个简单的金属离子（少数情况下为中性金属原子）与一定数目的阴离子或中性分子以配位键而成的中性配合分子，如二氯二氨合铂、四羰基合镍等。用硫酸四氨合锌为例来解释配合物的组成。二价锌离子处在中心叫中心离子，四个氨分子处在它的四周叫配位体，中心离子和配位体组成内界又叫配离子，硫酸根离子处在内界外面叫外界又叫外界离子，内界和外界组成配合物。中心离子一般提供价电子空轨道，配位体一般是提供孤对电子的分子或阴离子，紧靠在中心离子周围，以配位键和中心离子直接配合。配位体中具有孤对电子并以配位键与中心离子直接相结合的原子叫配位原子，它通常是电负性较大的元素的原子例如N、O、S、F、CL、等，另分单齿配位体，如NH3、H2O、等，还有多齿配位体，如乙二胺。外界离子所带的电荷与配离子所带有的电荷刚好相反，距中心离子较远构成配合物的外界。
G. 化学关于配合物是怎么回事
配合化合物（简称配合物，即络合物）是由可以给出孤对电子或多个不定域电子的一定数目的离子或分子（称为配体）和具有接受孤对电子或多个不定域电子的空位的原子或离子（统称中心原子）按一定的组成和空间构型所形成的化合物。配离子，它是由一个金属阳离子和一定数目的中性分子或阴离子以配位键结合而成的复杂离子。配离子和带相反电荷的离子组成的化合物叫配合物。例如：硫酸四氨合铜、四碘化汞酸钾等。也可是由一个简单的金属离子（少数情况下为中性金属原子）与一定数目的阴离子或中性分子以配位键而成的中性配合分子，如二氯二氨合铂、四羰基合镍等。用硫酸四氨合锌为例来解释配合物的组成。二价锌离子处在中心叫中心离子，四个氨分子处在它的四周叫配位体，中心离子和配位体组成内界又叫配离子，硫酸根离子处在内界外面叫外界又叫外界离子，内界和外界组成配合物。中心离子一般提供价电子空轨道，配位体一般是提供孤对电子的分子或阴离子，紧靠在中心离子周围，以配位键和中心离子直接配合。配位体中具有孤对电子并以配位键与中心离子直接相结合的原子叫配位原子，它通常是电负性较大的元素的原子例如N、O、S、F、CL、等，另分单齿配位体，如NH3、H2O、等，还有多齿配位体，如乙二胺（en）。外界离子所带的电荷与配离子所带有的电荷刚好相反，距中心离子较远构成配合物的外界。 配合物的命名，服从无机化合物的一般命名原则。但由于配合物组成的复杂性，必然造成命名上的复杂性，主要表现在对配合物的内界有本身的命名原则。
H. 高中化学选修3知识点全部归纳（物质的结构与性质）
第一章 原子结构与性质.一、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义.1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.(2).原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。3.元素电离能和元素电负性第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。 (1).原子核外电子排布的周期性.随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.(2).元素第一电离能的周期性变化.随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势.说明：①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P②.元素第一电离能的运用：a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证. b.用来比较元素的金属性的强弱. I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱.(3).元素电负性的周期性变化. 元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.电负性的运用:a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素). b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键). c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）. d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）.例8.下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是 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，且电负性X＞Y，下列说法错误的是A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价B．第一电离能可能Y小于XC．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX 二.化学键与物质的性质.内容：离子键――离子晶体1.理解离子键的含义，能说明离子键的形成.了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释离子化合物的物理性质.(1).化学键：相邻原子之间强烈的相互作用.化学键包括离子键、共价键和金属键.(2).离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键.离子键强弱的判断:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高.离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量.晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大.离子晶体:通过离子键作用形成的晶体.典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子；氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子. NaCl型晶体CsCl型晶体每个Na+离子周围被6个C1—离子所包围，同样每个C1—也被6个Na+所包围。每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围。(3).晶胞中粒子数的计算方法--均摊法. 位置顶点棱边面心体心贡献1/81/41/212.了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求）.(1).共价键的分类和判断：σ键（“头碰头”重叠）和π键（“肩碰肩”重叠）、极性键和非极性键，还有一类特殊的共价键-配位键.(2).共价键三参数. 概念对分子的影响键能拆开1mol共价键所吸收的能量（单位：kJ/mol）键能越大，键越牢固，分子越稳定键长成键的两个原子核间的平均距离（单位：10-10米）键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳定键角分子中相邻键之间的夹角(单位：度）键角决定了分子的空间构型共价键的键能与化学反应热的关系:反应热= 所有反应物键能总和－所有生成物键能总和.3.了解极性键和非极性键，了解极性分子和非极性分子及其性质的差异.(1)共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键.(2)键的极性：极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对发生偏移.非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移.(3)分子的极性：①极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.②分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定. 非极性分子和极性分子的比较 非极性分子极性分子形成原因整个分子的电荷分布均匀，对称整个分子的电荷分布不均匀、不对称存在的共价键非极性键或极性键极性键分子内原子排列对称不对称4.分子的空间立体结构（记住）常见分子的类型与形状比较分子类型分子形状键角键的极性分子极性代表物A球形 非极性He、NeA2直线形 非极性非极性H2、O2AB直线形 极性极性HCl、NOABA直线形180°极性非极性CO2、CS2ABAV形≠180°极性极性H2O、SO2A4正四面体形60°非极性非极性P4AB3平面三角形120°极性非极性BF3、SO3AB3三角锥形≠120°极性极性NH3、NCl3AB4正四面体形109°28′极性非极性CH4、CCl4AB3C四面体形≠109°28′极性极性CH3Cl、CHCl3AB2C2四面体形≠109°28′极性极性CH2Cl2 直 线三角形V形四面体三角锥V形 H2O 5.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系.(1).原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体.(2).典型的原子晶体有金刚石（C）、晶体硅(Si)、二氧化硅（SiO２）.金刚石是正四面体的空间网状结构，最小的碳环中有6个碳原子，每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键；晶体硅的结构与金刚石相似；二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有6个硅原子和6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键.(3).共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高.如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅.6.理解金属键的含义，能用金属键的自由电子理论解释金属的一些物理性质.知道金属晶体的基本堆积方式，了解常见金属晶体的晶胞结构（晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不作要求）.(1).金属键:金属离子和自由电子之间强烈的相互作用.请运用自由电子理论解释金属晶体的导电性、导热性和延展性.晶体中的微粒导电性导热性延展性金属离子和自由电子自由电子在外加电场的作用下发生定向移动自由电子与金属离子碰撞传递热量晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用(2)①金属晶体:通过金属键作用形成的晶体.②金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高.如熔点：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs．金属键的强弱可以用金属的原子7.了解简单配合物的成键情况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）.概念表示条件共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键。 A B电子对给予体 电子对接受体 其中一个原子必须提供孤对电子，另一原子必须能接受孤对电子的轨道。 (1)配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键.即成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键.(2)①.配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子(或离子)以配位键形成的化合物称配合物,又称络合物.②形成条件：a.中心原子(或离子)必须存在空轨道. b.配位体具有提供孤电子对的原子.③配合物的组成.④配合物的性质：配合物具有一定的稳定性.配合物中配位键越强，配合物越稳定.当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关. 三.分子间作用力与物质的性质.1.知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别.分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键.范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性.2.知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响.(1).分子晶体:分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体.典型的有冰、干冰.(2).分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高. 3.了解氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作要求）.NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高.影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性 表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氢化物中存在.4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别. 四、几种比较1、离子键、共价键和金属键的比较化学键类型离子键共价键金属键概念阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键原子间通过共用电子对所形成的化学键金属阳离子与自由电子通过相互作用而形成的化学键成键微粒阴阳离子原子金属阳离子和自由电子成键性质静电作用共用电子对电性作用形成条件活泼金属与活泼的非金属元素非金属与非金属元素金属内部实例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg2、非极性键和极性键的比较 非极性键极性键概念同种元素原子形成的共价键不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移原子吸引电子能力相同不同共用电子对不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的原子成键原子电性电中性显电性形成条件由同种非金属元素组成由不同种非金属元素组成 3．物质溶沸点的比较（重点）（1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体（2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。②分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。③原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。（3）常温常压下状态①熔点：固态物质>液态物质②沸点：液态物质>气态物质