2026届高考化学一轮复习清单 第五章 物质结构与性质

该高中化学高考复习知识清单全面覆盖物质结构与性质模块，包含原子结构、元素周期表与周期律、化学键、分子结构与性质、晶体结构与性质六大核心内容，通过知识点总结与考点应用结合，构建从微观粒子到宏观物质性质的完整知识体系。 清单采用“概念辨析+规律总结+应用示例”分级呈现，如“三素”比较表明确元素、核素、同位素研究范围，等电子微粒表归纳10e⁻/18e⁻微粒种类，培养科学思维。重点标注高频考点，如电子式书写易错点、晶胞均摊法计算步骤，融入“结构决定性质”化学观念，设计构造原理记忆口诀、微粒半径比较模型等实用工具，助力学生自主梳理知识，教师可依托考点应用模块设计专题训练，提升复习针对性。

第五章 第一节 原子结构 原子核外电子排布 知识点总结 一、原子的构成 1、原子的构成 ①每个质子带一个单位正电荷质子：Z个 ②相对质量为1原子核 ①中子不带电中子：A-Z个 ②相对质量约为1 ①围绕原子核作高速运动 核外电子：Z个 ②每个电子带一个单位负电荷 ③相对质量为一个质子（中子）的 2、原子内的等量关系 （1） 质子数=核电荷数=核外电子数。 （2） 质量数=质子数+中子数。 2、 “三素”的比较 具有相同质子数的同一类原子的总称，同种元素可有多种不同的核素 具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子 质子数相同，中子数不同的同一种元素的不同核素的互称 三、原子核外电子排布 离核由近到远，电子能量由低到高。原子核 1 2 3 4 5 6 7 K L M N O P Q ①每层最多容纳的电子数为2n2 ②最外层不超过8个（K层为最外层时不超过2个） ③次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个 考点应用 一、“三素”——元素、核素、同位素 1、元素、核素、同位素之间的关系 核素1 元素 核素2 互称同位素 核素3 2、同位素的比较 ①原子核内质子数相同 ②核电荷数相同 ③原子的核外电子数相同六同 同位素 三不同 中子数不同 质量数不同 物理性质不同 ④属于同一种元素 ⑤在元素周期表中位置相同 ⑥化学性质基本相同 注意： （1） “三素”研究的范围不同： ①元素是宏观概念，对同类原子而言； ②核素是微观概念，对某种元素的原子而言； ③同位素是微观概念，对某种元素的几种原子间的关系而言。 （2）不同的核素可能具有相同的质子数，如与；也可能具有相同的中子数，如与；也可能具有相同的质量数，如与；也可能质子数、中子数、质量数均不相同，如与。 二、利用原子结构推断元素 1、核外电子排布与元素推断 最外层电子数等于次外层电子数→ArBe 电子层数与最外层电子数相等→Al 最外层电子数是内层电子总数的一半→P Li 次外层电子数是最外层电子数的2倍→Si 电子层数是最外层电子数的2倍 最外层电子数是电子层数的2倍→SC 最外层电子数是次外层电子数的2倍 O←最外层电子数是次外层电子数的3倍 Ne←最外层电子数是次外层电子数的4倍 2、 等电子微粒与元素的关系 周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 2 CH4 NH4+ NH3 NH2- N3- H3O+ H2O OH- O2- HF F- Ne 3 Na+ Mg2+ Al3+ SiH4 PH3 P3- H2S HS- S2- HCl Cl- Ar 4 K+ Ca2+ 注意： （1） 在10e-和18e-微粒中，要综合考虑，除无机分子外，还要考虑有机分子，如10e-的CH4，18e-的C2H6等。 （2） 第ⅠA族元素不都是碱金属元素。 三、利用“三方符号”计算微观粒子数目 微粒符号 微粒数量关系 电量关系 质量数（A）= 质子数（Z）+中子数（N） 质子数=核电荷数=核外电子数 质子数=核外电子数+电荷数 质子数=核外电子数-电荷数 元素符号周围数字的意义X元素的化合价 该离子所带的电荷数 X原子的质量数 一个分子中所含原子数 X原子的质子数 4、 相对原子质量的计算 原子的相对原子质量 元素的（平均）相对原子质量 用质量数代替Mi 用原子的近似相对原子质量代替原子的相对原子质量 原子的近似相对原子质量 元素的近似（平均）相对原子质量 Mi’=质量数=Ai 注意： （1） 原子的相对原子质量≠原子的质量数 （2） 只有具体的原子才有质量数，元素没有质量数。 （3） 元素的相对原子质量不仅与其各同位素原子的相对原子质量有关，还与其在自然界中所占的原子百分数（丰度）有关。 第五章 第二节 元素周期表 元素周期律 知识点总结 1、 学科网（北京）股份有限公司 一、元素周期表 1、原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。 原子序数=核电荷数=核外电子数=质子数。 2、编排原则 周期—把电子层数相同的元素按原子序数递增顺序从左到右排列成一横行。 族—把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。 3、 结构 （1）周期（7个横行，7个周期）： ①每周期最多容纳元素数目 —第1周期2种元素 周——短周期——第2周期8种元素 —第3周期8种元素 —第4周期18种元素 期——长周期——第5周期18种元素 —第6周期32种元素 —第7周期最多容纳32种元素 ②每周期0族元素及其原子序数 周期 1 2 3 4 5 6 元素 氦He 氖Ne 氩Ar 氪Kr 氙Xe 氡Rn 元素原子序数 2 10 18 36 54 86 （2） 族（18个纵行，16个族）： ①主族：由短周期元素和长周期元素组成的族。 列序 1 2 13 14 15 16 17 族序 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ②副族：完全由长周期元素组成的族。 列序 3 4 5 6 7 11 12 族序 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB ③第Ⅷ族：包含第8、9、10三个纵行。 ④0族：又称稀有气体元素，为第18纵行。 4、 5、 请在下表中画出元素周期表的轮廓，并在表中按要求完成下列问题 （1） 标出族序数。 （2） 画出金属与非金属的分界线；画出过渡元素。 （3） 标出镧系、锕系的位置。 （4） 写出各周期元素的种类。 （5） 写出稀有气体元素的原子序数。 （6） 标出113号——118号元素的位置。 周期 族 种类 1 2 3 4 5 6 7 提示： 周期 族 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 种类 1 2 2 2 10 8 3 18 8 4 36 18 5 过渡元素 54 18 6 镧系 86 32 7 锕系 113 114 115 116 117 118 32 二、元素周期律 1、元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。 2、 元素周期律的实质 元素原子核外电子排布的周期性变化。 3、 主族元素的周期性变化规律 内容 同周期 从左到右 同主族 从上到下 原子结构 电子层数 相同 依次增加 最外层电子数 依次增加1个 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 元素的性质 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 主要化合价 一般，最高正价：+1→+7 负化合价：主族序数-8 最高正价数=主族序数（O、F除外） 化合物性质 最高价氧化物对应水化物 酸性逐 渐增强 碱性逐 渐减弱 酸性逐 渐减弱 碱性逐 渐增强 氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 三、元素周期表和元素周期律的应用 1、元素周期表中元素的分区 周期 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 1 2 3 4 5 6 7 At Po TeSi Sb As Al Ge Si B 非金属元素 金属元素 稀有气体元素 （1） 金属性最强的元素位于周期表左下角，是铯元素。 （2）非金属性最强的元素位于元素周期表右上角，是氟元素。 2、 科学预测 为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。 3、寻找新材料 将下面左右两侧对应内容连线。 优良催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料 分界线附近元素 研制农药的材料 过渡元素 半导体材料 氟、氯、硫、磷等元素 考点应用 一、周期表的结构及应用 1、元素周期表的结构 3个短周期：1、2、3周期周期（7个） 4个长周期：4、5、6、7周期（第7周期又称不完全周期） 主族（7个）：ⅠA——ⅦA元素 周期表 副族（7个）：ⅠB——ⅦB族（16个） Ⅷ族（1个）：8、9、10三个纵行 0族（1个）：最右边一个纵行（惰性气体元素） 归纳：七主、七副、一八、一零；三长、三短、第7不全。 2、周期表中原子序数之间的关系 （1）同主族、邻周期元素的原子序数之差： ①元素周期表中左侧元素（ⅠA、ⅡA族）： 同主族相邻两元素中，Z(下)=Z(上)+上一周期元素所在周期的元素种类数目； ②元素周期表中右侧元素（ⅢA——ⅦA族）： 同主族相邻两元素中，Z(下)=Z(上)+下一周期元素所在周期的元素种类数目。 （2） 同周期ⅡA族和ⅢA族元素原子序数差： 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 原子序数差 无 1 1 11 11 25 25 原因 增加了过渡元素 增加了过渡元素和镧系、锕系元素 3、 利用稀有气体确定主族元素在周期表的位置 方法：原子序数-最邻近的稀有气体元素的原子序数=ΔZ。 若ΔZ<0，则与稀有气体元素同周期， 族序数为8-|ΔZ| 若ΔZ>0，则与稀有气体元素下一周期， 族序数为ΔZ 例如：（1）35号元素（相邻近的是36Kr），则35-36=-1，故周期数为4，族序数为8-|-1|=7，即第4周期第ⅦA族，即溴元素； （2）87号元素（相邻近的是86Rn），则87-86=1，故周期数为7，族序数为1，即第7周期第ⅠA族，即钫元素。 二、元素周期律及其应用 1、原子结构与元素性质的递变规律 （1）同一周期元素：原子核外电子层数相同，随着核电荷数的递增，最外层电子数逐渐增加，原子半径逐渐减小，元素的原子得到电子的能力逐渐增强，失去电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 （2）同一主族元素：原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子失去电子的能力逐渐增强，获得电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 2、元素周期律的应用 （1）微粒半径大小的比较方法： r(阴离子)>r(原子)>r(阳离子)同种元素的微粒 r(低价离子)>r(高价离子)不同元素的微粒 原子序数越大，元素的相应原子半径、离子半径越小微粒半径比较 同周期 r(阴离子)>r(阳离子) 同主族→从上到下，相应原子半径、离子半径逐渐增大 电子层结构相同的不同微粒→核电荷数越大，微粒半径越小选择一种参照微粒进行比较，如比较r(K+)与r(Mg2+)， 可选择r(Na+)为参照：r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+) 核电荷数、电子层数、电子数皆不相同的微粒 （2）金属性和非金属性强弱的判断方法： 金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”元素周期表 非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强” 按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au三表 金属活动性顺序 的顺序，金属性减弱 非金属活动性顺序表—按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性减弱 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属三反应 与水或酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强 与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应的水化物的酸性越强， 则非金属性越强 原电池—负极材料的金属性强于正极两池 在阳极首先放电的阴离子，其对应元素的非金属性弱电解池 在阴极首先放电的阳离子，其对应元素的金属性弱 注意： （1） 电子层结构相同的微粒半径看核电荷数，核电荷数越大，半径越小；不是核电荷数越大半径越大。 （2） 第3周期从左到右，原子半径依次减小，而离子半径大小顺序为：r(P3-)>r(S2-)>r(Cl-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+) （3） 不是同周期或同主族元素的微粒，比较半径大小时要借助于参照物。 三、元素位置、原子结构、元素性质间的相互推断 同一元素的“位、构、性”关系可表示如下： 1、结构与位置互推 （1）掌握三个关系式： ①电子层数=周期数 ②质子数=原子序数 ③最外层电子数=主族序数 （2） 熟练掌握周期表中的一些特殊规律： ①各周期所能容纳元素种类数 ②稀有气体的原子序数及在周期表中的位置 ③同族上下相邻元素原子序数的关系 2、 性质与位置的互推 （1） 根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置。如同周期元素A、B、C的金属性逐渐增强，则可知A、B、C在同周期中按C、B、A的顺序从左向右排列。 （2） 根据元素在周期表中的位置关系，可以推断元素的性质，如A、B、C三元素在同一主族总从上往下排列，则A、B、C的单质氧化性依次减弱或还原性依次增强。 3、结构与性质的互推 （1）若元素的最外层电子数小于4，则该元素容易失电子；若该元素的最外层电子数大于4，则该元素容易得电子。 （2）若某元素容易得电子，则可推知该元素的最外层电子数大于4；若某元素容易失电子，则可推知该元素的最外层电子数小于4。 高考一轮复习 第五章 第一节 原子结构 原子核外电子排布1 学科网（北京）股份有限公司 第五章 第三节 化学键 知识点总结 2、 学科网（北京）股份有限公司 一、化学键 1、概念 使离子相结合或原子相结合的作用力。 2、类型 根据成键微粒和微粒间作用力的不同，将化学键分为离子键和共价键。 3、化学键与化学反应的关系 旧化学键的断裂和新化学键的形成是化学反应的本质，是反应中能量变化的根本原因。 例如：在电解水的过程中，H2O中的氢原子与氧原子间的化学键断裂，两个氢原子通过化学键结合生成H2，两个氧原子通过化学键结合生成O2。 二、离子键和共价键 1、 离子键 （1）离子键：带相反电荷离子之间的相互作用。 （2）离子化合物：由离子键构成的化合物。 2、 共价键 （1）共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。 （2）共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物。 将下列物质按所含的化学键类型归类： ①干冰 ②氧化镁 ③氯化铵 ④固态碘 ⑤烧碱 ⑥冰 ⑦过氧化钠 ⑧金刚石 ⑨食盐 ⑩乙醇 只含共价键的有①④⑥⑧⑩； 只含离子键的有②⑨； 既含共价键，又含离子键的有③⑤⑦。 三、电子式 1、 概念 在元素符号周围用“·”或“×”来代表原子的最外层电子（价电子）的式子。 2、 电子式的书写 电 原子→把原子的最外层电子全部排列在元素符号周围 子 金属阳离子→金属阳离子的电子式就是其离子符号 式 非金属阴离子→将得到电子也都标在元素符号周围，并将符号用“[ ]”括上，右上角标出所带的 的 电荷数 书 共价化合物（单质）→书写时将共用电子对画在两原子之间，每个原子的未成键电子也应画出 写 离子化合物→分别画出阴、阳离子的电子式 请写出下列微粒的电子式 （1） 原子：Na Na· ，Cl 。 （2） 简单离子：Na+ Na+，F- []-。 （3） 复杂离子：NH4+ []+，OH- []-。 （4） 离子化合物：MgCl2 []-Mg2+[]-， Na2O Na+[]2-Na+， Na2O2 Na+[]2-Na+。 （5） 非金属单质及共价化合物：N2 ， H2O ， CO2 。 3、 用电子式表示化合物的形成过程 （1） 离子化合物：左边是原子的电子式，右边是离子化合物的电子式，中间用“→”连接，相同的原子或离子不合并。如NaCl：Na×+→Na+[]-。 （2） 共价化合物：左边是原子的电子式，相同原子可以合并，右边是共价化合物的电子式，中间用“→”连接。用电子式表示化合物的形成过程。如HCl：H×+→。 考点应用 一、离子键与共价键 离子化合物与共价化合物的比较 1、离子键与共价键 离子键 共价键 成键粒子 阴、阳离子 原子 成键条件 活泼金属元素与活泼非金属元素 一般在非金属原子之间 成键作用 静电作用 存在举例 存在于离子化合物中，如NaCl、KCl、MgCl2、CaCl2、ZnSO4、NaOH等 （1） 非金属单质，如H2、O2等； （2） 共价化合物，如HCl、CO2、CH4等； （3） 某些离子化合物，如NaOH、Na2O2等 2、离子化合物与共价化合物 （1） 离子化合物和共价化合物的比较 离子化合物 共价化合物 化学键类型 一定含有离子键，可能含有共价键 只含有共价键 构成粒子 阴、阳离子 原子 易形成化合物的元素 一般由第ⅠA族（H除外）、第ⅡA族活泼金属与第ⅥA族、第ⅦA族活泼非金属形成 一般由非金属元素形成（铵盐除外） （2） 判断： 含离子键，一定是离子化合物化学键类型 只含共价键，一定是共价化合物 大多数金属氧化物、强碱、盐为离子化合物判断依据 化合物类型 一般非金属氢化物、非金属氧化物、有机物为共价化合物 熔融状态下能导电的为离子化合物化合物性质 熔融状态下不能导电的为共价化合物 注意： （1）非金属元素的原子不仅能够形成共价化合物，而且还能够形成离子化合物，如氯化铵。 （2）离子化合物是强电解质，共价化合物也可能是强电解质，如HCl。 （3）共价化合物的熔、沸点不一定都低于离子化合物，如SiO2的熔、沸点比NaCl的高。 二、判断电子式正确与否的方法 1、离子化合物正负电荷的代数和为零，查看阳离子、阴离子所带电荷数是否相等，相等就有可能正确。 2、阴离子和复杂阳离子要用中括号括起来，并标出所带电荷数。 3、非金属原子周围要符合8电子稳定结构（H、B例外）。 4、未成键电子不要漏写。 5、注意辨别“根”“基”的区别 （1）“根”中的原子一般都符合8电子稳定结构，“根”是带电荷的。例如：OH-、NH4+。 （2）“基”中至少有一个原子不符合8电子稳定结构，“基”是不显电性的。例如：—CH3、—OH。 6、注意微粒间的排列方式 （1）离子化合物多离子微粒阴阳离子交替排列。 （2）共价化合物多原子微粒正负价原子交替排列。 注意： （1）化合物类型不清楚，容易漏写或多写[ ]及错写电荷数； （2）离子化合物中阴、阳离子个数比不是1:1时，要注意每一个离子都与带相反电荷的两种直接相邻的事实。如MgCl2的电子式为：[]-Mg2+[]-，不能写成Mg2+[]-2或Mg2+[]-[]-。 （3）写双原子分子的非金属单质的电子式时，要注意共用电子对的数目和表示方法。如N2的电子式应为，不能写成，更不能写成或。 三、8电子稳定结构的判断方法 判断分子中各原子是否达到8电子的稳定结构，主要方法有2种： 1、 经验规律法 凡符合最外层电子数+|化合价|=8的皆为8电子稳定结构。 2、 试写结构法 判断某化合物中的某元素最外层是否达到8电子稳定结构，应从其结构式或电子式结合原子最外层电子数进行判断，如 ①H2O，氧原子最外层有6个电子，H2O中每个氧原子又与两个氢原子形成两个共价键，所以H2O中的氧原子最外层有8个电子； ②N2，氮原子最外层有5个电子，N与N之间形成三个共价键，所以N2中的氮原子最外层达到8电子稳定结构。 注意：对有些元素符号不熟悉造成误判，如B、Be、As、Se等。 第五章 第三节 化学键 知识点总结 3、 学科网（北京）股份有限公司 一、化学键 1、概念 使离子相结合或原子相结合的作用力。 2、类型 根据成键微粒和微粒间作用力的不同，将化学键分为离子键和共价键。 3、化学键与化学反应的关系 旧化学键的断裂和新化学键的形成是化学反应的本质，是反应中能量变化的根本原因。 例如：在电解水的过程中，H2O中的氢原子与氧原子间的化学键断裂，两个氢原子通过化学键结合生成H2，两个氧原子通过化学键结合生成O2。 二、离子键和共价键 3、 离子键 （1）离子键：带相反电荷离子之间的相互作用。 （2）离子化合物：由离子键构成的化合物。 4、 共价键 （1）共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。 （2）共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物。 将下列物质按所含的化学键类型归类： ①干冰 ②氧化镁 ③氯化铵 ④固态碘 ⑤烧碱 ⑥冰 ⑦过氧化钠 ⑧金刚石 ⑨食盐 ⑩乙醇 只含共价键的有①④⑥⑧⑩； 只含离子键的有②⑨； 既含共价键，又含离子键的有③⑤⑦。 三、电子式 4、 概念 在元素符号周围用“·”或“×”来代表原子的最外层电子（价电子）的式子。 5、 电子式的书写 电 原子→把原子的最外层电子全部排列在元素符号周围 子 金属阳离子→金属阳离子的电子式就是其离子符号 式 非金属阴离子→将得到电子也都标在元素符号周围，并将符号用“[ ]”括上，右上角标出所带的 的 电荷数 书 共价化合物（单质）→书写时将共用电子对画在两原子之间，每个原子的未成键电子也应画出 写 离子化合物→分别画出阴、阳离子的电子式 请写出下列微粒的电子式 （6） 原子：Na Na· ，Cl 。 （7） 简单离子：Na+ Na+，F- []-。 （8） 复杂离子：NH4+ []+，OH- []-。 （9） 离子化合物：MgCl2 []-Mg2+[]-， Na2O Na+[]2-Na+， Na2O2 Na+[]2-Na+。 （10） 非金属单质及共价化合物：N2 ， H2O ， CO2 。 6、 用电子式表示化合物的形成过程 （3） 离子化合物：左边是原子的电子式，右边是离子化合物的电子式，中间用“→”连接，相同的原子或离子不合并。如NaCl：Na×+→Na+[]-。 （4） 共价化合物：左边是原子的电子式，相同原子可以合并，右边是共价化合物的电子式，中间用“→”连接。用电子式表示化合物的形成过程。如HCl：H×+→。 考点应用 一、离子键与共价键 离子化合物与共价化合物的比较 1、离子键与共价键 离子键 共价键 成键粒子 阴、阳离子 原子 成键条件 活泼金属元素与活泼非金属元素 一般在非金属原子之间 成键作用 静电作用 存在举例 存在于离子化合物中，如NaCl、KCl、MgCl2、CaCl2、ZnSO4、NaOH等 （4） 非金属单质，如H2、O2等； （5） 共价化合物，如HCl、CO2、CH4等； （6） 某些离子化合物，如NaOH、Na2O2等 2、离子化合物与共价化合物 （3） 离子化合物和共价化合物的比较 离子化合物 共价化合物 化学键类型 一定含有离子键，可能含有共价键 只含有共价键 构成粒子 阴、阳离子 原子 易形成化合物的元素 一般由第ⅠA族（H除外）、第ⅡA族活泼金属与第ⅥA族、第ⅦA族活泼非金属形成 一般由非金属元素形成（铵盐除外） （4） 判断： 含离子键，一定是离子化合物化学键类型 只含共价键，一定是共价化合物 大多数金属氧化物、强碱、盐为离子化合物判断依据 化合物类型 一般非金属氢化物、非金属氧化物、有机物为共价化合物 熔融状态下能导电的为离子化合物化合物性质 熔融状态下不能导电的为共价化合物 注意： （1）非金属元素的原子不仅能够形成共价化合物，而且还能够形成离子化合物，如氯化铵。 （2）离子化合物是强电解质，共价化合物也可能是强电解质，如HCl。 （3）共价化合物的熔、沸点不一定都低于离子化合物，如SiO2的熔、沸点比NaCl的高。 二、判断电子式正确与否的方法 1、离子化合物正负电荷的代数和为零，查看阳离子、阴离子所带电荷数是否相等，相等就有可能正确。 2、阴离子和复杂阳离子要用中括号括起来，并标出所带电荷数。 3、非金属原子周围要符合8电子稳定结构（H、B例外）。 4、未成键电子不要漏写。 5、注意辨别“根”“基”的区别 （1）“根”中的原子一般都符合8电子稳定结构，“根”是带电荷的。例如：OH-、NH4+。 （2）“基”中至少有一个原子不符合8电子稳定结构，“基”是不显电性的。例如：—CH3、—OH。 6、注意微粒间的排列方式 （1）离子化合物多离子微粒阴阳离子交替排列。 （2）共价化合物多原子微粒正负价原子交替排列。 注意： （1）化合物类型不清楚，容易漏写或多写[ ]及错写电荷数； （2）离子化合物中阴、阳离子个数比不是1:1时，要注意每一个离子都与带相反电荷的两种直接相邻的事实。如MgCl2的电子式为：[]-Mg2+[]-，不能写成Mg2+[]-2或Mg2+[]-[]-。 （3）写双原子分子的非金属单质的电子式时，要注意共用电子对的数目和表示方法。如N2的电子式应为，不能写成，更不能写成或。 三、8电子稳定结构的判断方法 判断分子中各原子是否达到8电子的稳定结构，主要方法有2种： 3、 经验规律法 凡符合最外层电子数+|化合价|=8的皆为8电子稳定结构。 4、 试写结构法 判断某化合物中的某元素最外层是否达到8电子稳定结构，应从其结构式或电子式结合原子最外层电子数进行判断，如 ①H2O，氧原子最外层有6个电子，H2O中每个氧原子又与两个氢原子形成两个共价键，所以H2O中的氧原子最外层有8个电子； ②N2，氮原子最外层有5个电子，N与N之间形成三个共价键，所以N2中的氮原子最外层达到8电子稳定结构。 注意：对有些元素符号不熟悉造成误判，如B、Be、As、Se等。 第五章 第四节 原子结构与性质 知识点总结 学科网（北京）股份有限公司 一、原子结构 1、能层、能级与原子轨道关系。 能层 能级 最多容纳电子数 序数 符号 符号 原子轨道数 各能级 各能层 1 K 1s 1 2 2 2 L 2s 1 2 8 2p 3 6 3 M 3s 1 2 18 3p 3 6 3d 5 10 4 N 4s 1 2 32 4p 3 6 4d 5 10 4f 7 14 …… …… …… …… …… …… n …… …… …… …… 2n2 2、原子轨道的能量关系 s电子的原子轨道呈球形对称。（1）轨道形状 p电子的原子轨道呈哑铃形。 （2）能量关系： ①相同能层上原子轨道能量的高低：ns<np<nd<nf。 ②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s…… ③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如npx、npy、npz轨道的能量相等。 3、原子核外电子排布规律 （1）能量最低原理：原子的电子排布遵循构造原理，能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。 构造原理：原子的核外电子在填充原子轨道时，随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按着能级的能量由低到高依次填充，填满一个能级再填一个能级，这种规律称为构造原理。如图： 口诀：1,22,33，434,545,6456,7567 （2）泡利原理：在一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且它们的自旋状态相反。 （1） 洪特规则：电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。 4、基态原子核外电子排布的表示方法（以S为例） 表示方法 举例 电子排布式 S：1s22s22p63s23p4 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 电子排布图 价电子排布式 3s23p4 4、 电子的跃迁与原子光谱 （1） 电子的跃迁： ①基态→激发态： 当基态原子的电子吸收能量后，会从低能级跃迁到较高能级，变成激发态原子。 ②激发态→基态： 激发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。 （2）原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或放出不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。 二、原子结构与元素周期表 1、元素周期表中每周期所含元素种数 周期 元素种数 对应的原子轨道 电子最大容量 1 2 1s 2 2 8 2s 2p 8 3 8 3s 3p 8 4 18 4s 3d 4p 18 5 18 5s 4d 5p 18 6 32 6s 4f 5d 6p 32 7 26（未完） 7s 5f 6d 7p 未满 2、每族元素的价电子排布特点 （1）主族： 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 排布特点 ns1 ns2 ns2 np1 ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2 np5 （2）0族：He：1s2；其他：ns2np6。 （1） 过渡元素（副族和第Ⅷ族）：(n-1)d1-10ns1-2。 3、元素周期表的分区与价电子排布的关系 （1）周期表的分区： （2）各区外围电子排布特点： 分区 外围电子排布 s区 ns1—2 p区 ns2np1—6（He除外） d区 (n-1)d1—9ns1—2（Pd除外） ds区 (n-1)d10ns1—2 f区 (n-2)f0—14(n-1)d0—2ns2 （3）元素的分布：副族和第Ⅷ族元素又称过渡元素；非金属在元素周期表中主要集中在右上角三角区内；处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。 三、元素周期律 1、电离能、电负性 （1）第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量。 （2）电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 2、原子结构与元素性质的递变规律 项目 同周期（从左→右） 同主族（从上→下） 原子核外电子排布 能层数相同，最外层电子数逐渐增多 最外层电子数相同，能层数递增 原子半径 逐渐减小（0族除外） 逐渐增大 元素主要化合价 最高正价由+1→+7（O、F除外）；最低负价由-4→-1 最高正价=主族序数（O、F除外）；非金属最低负价=主族序数-8 原子得、失电子能力 得电子能力逐渐增强；失电子能力逐渐减弱 得电子能力逐渐减弱；失电子能力逐渐增强 元素的第一电离能 增大的趋势 逐渐减小 元素的电负性 逐渐增大 逐渐减小 元素金属性、非金属性 金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强；非金属性逐渐减弱 3、 4、 对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如 考点应用 一、原子核外电子排布及表示方法 1、核外电子排布规律 （1）遵守三大基本原理：能量最低原理、泡利原理、洪特规则。 （2）能级交错现象：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。 （1） 洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满（p6、d10、f14）、半满（p3、d5、f7）和全空（p0、d0、f0）状态时，体系的能量最低。如24Cr的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。 2、表示方法 （1）电子排布式：如Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 （2）简化电子排布式：“[稀有气体]+价层电子”的形式表示。如Cu：[Ar]3d104s1 （3）电子排布图：用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。如S： 注意：（1）在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误： ① （违反能量最低原理） ② （违反泡利原理） ③ （违反洪特规则） ④ （违反洪特规则） （2）当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n-1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍(n-1)d把放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2。 二、原子结构与元素周期表、元素的性质的关系 1、原子结构与元素周期表 （1）周期数=基态原子能层数=最高能级数。 （2）每周期元素的数目=该能级组容纳电子总数。 （3）主族序数=基态原子的最外层电子数=元素的最高化合价（O、F除外）。 （4）元素的价电子： ①主族元素（s、p区）：最外层电子。 ②过渡元素（d、ds、f区）：最外层电子+次外层（甚至倒数第三层）部分电子。 2、 元素周期表与元素的性质 （1）原子或离子半径（稀有气体除外）： ①同周期：原子半径从左到右逐渐减小； ②同主族：原子半径从上到下逐渐增大； ③同元素的原子核离子：r->r>r+； ④同电子构型的微粒：径小序大、径大序小。 （2）电离能的变化趋势： ①同周期：从左到右呈增大趋势； ②同主族：从上到下逐渐减小。 （3）电负性的变化趋势： ①同周期：从左到右逐渐增大； ②同主族：从上到下逐渐减小。 三：电离能和电负性的应用 1、电离能的应用 （1） 判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。 （2） 判断元素的化合价：如果某元素的In+1>>In，则该元素的常见化合价为+n，如钠元素I2>>I1，所以钠元素的化合价为+1。 （3） 判断核外电子的分层排布情况：多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 （4） 反映元素原子的核外电子排布特点：同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素原子的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，该元素第一电离能就会大于其相邻的后一种元素的第一电离能。 2、电负性的应用 金属的电负性一般小于1.8，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼判断金属性与非金属性的强弱 非金属的电负性一般大于1.8，非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼 电负性大的元素易呈现负价应用 判断元素在化合物中的价态 电负性小的元素易呈现正价 电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键判断化学键类型 电负性差值小的元素原子之间形成的化学键主要是共价键 注意： （1）第2、3、4周期的同周期主族元素，第ⅡA族（ns2np0）和第ⅤA族（ns2np3），因p轨道处于全空和半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA和ⅣA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。 （2）利用“电负性与1.8的关系”判断金属性与非金属性只是一般规律，不是绝对的，如第Ⅷ族元素。利用电负性的差值判断化学键类型也不是绝对的。 第五章 第五节 分子结构与性质 知识点总结 学科网（北京）股份有限公司 一、共价键 1、本质 在原子之间形成共用电子对。 2、特征 具有饱和性和方向性。 3、分类 形成共价 键的原子轨 道重叠方式 σ键-原子轨道“头碰头”重叠 π键-原子轨道“肩并肩”重叠 形成共价 键的电子对 是否偏移 极性键-共用电子对发生偏移 非极性键-共用电子对不发生偏移 单键-原子间有一对共用电子对原子间 共用电子 对的数目 双键-原子间有两对共用电子对 三键-原子间有三对共用电子对 4、键参数 （1） 定义： 键能 在101kPa、298K条件下，1mol气态AB分子生成气态A原子和B原子的过程中所吸收的能量 键长 形成共价键的两个原子间的核间距 键角 分子中两个共价键之间的夹角 （2） 键参数对分子性质的影响： 键能- 分子 的性质 分子的稳定性 键长- 分子的空间构型 键角- 键能越大，键长越短，分子越稳定 二、分子的立体构型 1、用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型 （1）用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型的关键是判断分子中的中心原子上的价电子对数。 σ键电子对数——每个σ 键有1对电子价层电子对 中心原子上的孤电子对数 —— a为中心原子的价电子数，x为与中心原子结合的原子个数，b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数。 （2） 价层电子对互斥理论与分子构型： 电子对数 成键数 孤电子对数 电子对空间构型 分子空间构型 实例 2 2 0 直线型 直线型 CO2 3 3 0 三角形 三角形 BF3 2 1 V形 SO2 4 4 0 四面体形 正四面体形 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 2、用杂化轨道理论推测分子的立体构型 杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道间夹角 空间构型 实例 sp 2 180º 直线型 BeCl2 sp2 3 120º 平面正三角形 BF3 sp3 4 109º28’ 正四面体形 CH4 三、配位键和配合物 1、配位键 由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。 2、 配位键的表示方法 如A→B：A表示提供孤电子对的原子，B表示接受共用电子对的原子。 3、配位化合物 （1） 组成： [Cu(NH3)4]SO4 配位数 配体 中心离子 内界 外界 配合物 （2） 形成条件： 中性分子：如配位体有孤电子对 H2O、NH3和CO等。 离子：如F-、Cl-、CN-等。 中心原子有空轨道：如Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等。 4、 分子的性质 1、 分子的极性 （1） 极性分子与非极性分子： （2） 分子的极性与键的极性、分子构型的关系： 类型 实例 键的 极性 空间 构型 分子 极性 X2 H2、N2 非极性键 直线型 非极性分子 XY HCl、NO 极性键 直线型 极性分子 XY2 X2Y CO2、CS2 极性键 直线型 非极性分子 SO2 极性键 V形 极性分子 H2O、H2S 极性键 V形 极性分子 XY3 BF3 极性键 平面 三角形 非极性分子 NH3 极性键 三角 锥形 极性分子 XY4 CH4、CCl4 极性键 正四面 体形 非极性分子 2、 分子间作用力 （1）分子间作用力包括范德华力和氢键两类。范德华力是分子之间普遍存在的一种相互作用力。氢键是由已经与电负性很强的原子结合的氢原子和另一个电负性很强的原子之间的作用力。 （2）分子间作用力主要影响物质的物理性质，如熔点、沸点和溶解性等。 3、 等电子原理 原子总数相等，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，具有许多相近的性质。如CO和N2。 4、 溶解性 （1）“相似相容”的规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。 （2）“相似相容”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶（C2H5OH和H2O中的羟基相近），而戊醇在水中的溶解度明显减小。 5、 手性 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体，具有手性异构体的分子叫手性分子。 6、 无机含氧酸分子的酸性 无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，酸性越强，如HClO<HClO2<HClO3<HClO4。 考点应用 一、化学键及分子构型的判断 1、σ键、π键的判断 （1）由轨道重叠方式判断：“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。 （2）由共用电子对数判断：单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。 （3）由成键轨道类型判断：s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。 2、由价层电子对互斥理论（VSEPR）模型判断分子构型 （1） 运用价层电子对互斥（VSEPR）模型可预测分子或离子的立体构型，但要注意判断其价层电子对数，对ABm型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为： （2） 价层电子对互斥（VSEPR）模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤电子对。 ① 当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致； ② 当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。 3、 由杂化轨道数判断分子构型 杂化轨道用来形成σ键和容纳孤电子对，所以有公式：杂化轨道数=中心原子的孤电子对的对数+中心原子的σ键个数 代表物 杂化轨道数 中心原子杂化轨道类型 CO2 0+2=2 sp CH2O 0+3=3 sp2 CH4 0+4=4 sp3 SO2 1+2=3 sp2 NH3 1+3=4 sp3 H2O 2+2=4 sp3 注意： （1）杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳孤电子对，剩余的p轨道可以形成π键，即杂化过程中若还有未参与转化的p轨道，可用于形成π键。 （2）组成相似的分子中心原子的杂化类型不一定相同，要看其σ键和孤电子对数是否相同。 （3）价层电子对互斥理论和杂化轨道理论是推测分子立体构型的两个不同的理论，两个理论的方法不同，但又有一定的联系。可以先确定分子或离子的VSEPR模型，然后就可以较方便地确定中心原子的杂化轨道类型。二者推断结构相同。 二、微粒间作用力与物质的性质 1、共价键与范德华力、氢键的比较 范德华力 氢键 共价键 作用微粒 分子或原子（稀有气体） 已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子和电负性很强的原子 原子 强度比较 共价键>氢键>范德华力 影响其强度的因素 （1） 随着分子极性和相对分子质量的增大而增大 （2） 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 对于A-H…B-，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，键能越大 成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定 对物质性质的影响 （1） 影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质 （2） 组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔、沸点升高，如F2<Cl2<Br2<I2，CF4<CCl4<CBr4< 分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔沸点：H2O>H2S，HF>HCl，NH3>PH3 （1） 影响分子的稳定性 （2） 共价键键能越大，分子稳定性越强 3、 2、共价键与范德华力、氢键对物质性质影响的比较 共价键既影响物质的化学性质（分子的稳定性），又影响物质的物理性质（原子晶体的熔点），范德华力只影响物质的物理性质，氢键一般只影响物质的物理性质，但对少数物质会影响稳定性，如NH3·H2O中，NH3与H2O以氢键结合。 注意： （1）氢键属于一种较强的分子间作用力。 （2）有氢键的物质，分子间也有范德华力，但有范德华力的物质分子间不一定有氢键。 （3）一个氢原子只能形成一个氢键，这是氢键的饱和性。 第五章 第六节 晶体结构与性质 知识点总结 学科网（北京）股份有限公司 一、晶体和晶胞 1、晶体与非晶体 晶体 非晶体 结构特征 结构微粒在三维空间里周期性有序排列 结构微粒相对无序排列 性质特征 自范性 有 无 熔点 固定 不固定 异同表现 各向异性 不具有各向异性 二者区别方法 间接方法 测定其是否有固定的熔点 科学方法 对固体进行X-衍射实验 2、晶胞 （1）晶胞：晶胞是描述晶体结构的基本单元。 （2）晶体与晶胞的关系：数量巨大的晶胞“无隙并置”构成晶体。 （3）晶胞中粒子数目的计算——均摊法：如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。 3、晶格能（离子晶体） （1） 定义：气态离子形成1摩离子晶体释放的能量；单位：kJ/mol。 （2） 影响因素： ①离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。 ②离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。 ③对离子晶体性质的影响：晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越大。 二、常见晶体类型的结构和性质 1、四种晶体类型比较 比较 类型 分子晶体 原子晶体 金属晶体 离子晶体 构成粒子 分子 原子 金属阳离子、自由电子 阴、阳离子 粒子间的相互作用力 范德华力（某些含氢键） 共价键 金属键 离子键 硬度 较小 很大 有的很大，有的很小 较大 熔、沸点 较低 很高 有的很高，有的很低 较高 溶解性 相似相容 难溶于任何溶剂 常见溶剂难溶 大多易溶于水等极性溶剂 导电、传热性 一般不导电，溶于水后有导电性 一般不具有导电性 电和热的良导体 晶体不导电，水溶液或熔融状态导电 物质类别及举例 大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物（SiO2除外）、绝大多数有机物（有机盐除外） 部分非金属单质（如金刚石、硅、晶体硼），部分非金属化合物（如SiC、SiO2） 金属单质与合金（如Na、Al、Fe、青铜） 金属氧化物（如K2O、Na2O）、强碱（如KOH、NaOH）、绝大部分盐（如NaCl） 2、 典型晶体模型 晶体 晶体结构 晶体详解 原子晶体 金刚石 （1）每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构 （2）键角均为109.28′ （3）最小碳环由6个C组成且六原子不在同一平面内 （4）每个C参与4条C—C键的形成， C原子数与C—C键之比为1∶2 SiO2 （1）每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构 （2）每个正四面体占有1个Si，4个“O”，n(Si)∶n(O)=1∶2 （3）最小环上有12个原子，即6个O，6个Si 离子晶体 NaCl型 （1）每个Na+（Cl-）周围等距且紧邻的Cl-（Na+）有6个。每个Na+周围等距且紧邻的Na+有12个 （2）每个晶胞中含4个Na+和4个Cl- CsCl型 （1）每个Cs+周围等距且紧邻的Cl-有8个，每个Cs+（Cl-）周围等距且紧邻的Cs+（Cl-）有8个 （2）如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs+、1个Cl- 分子晶体 干冰 （1）8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子 （2）每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有12个 金属晶体 金属晶体 简单立方堆积 典型代表Po，空间利用率52%，配位数为6 面心立方最密堆积 又称为A1型或铜型，典型代表Cu、Ag、Au，空间利用率74%，配位数为12 体心立方堆积 又称为A2型或钾型，典型代表Na、K、Fe，空间利用率68%，配位数为8 六方最密堆积 又称为A3型或镁型，典型代表Mg、Zn、Ti，空间利用率74%，配位数为12 考点应用 一、晶胞组成的有关计算——均摊法 1、原则 晶胞任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是1/n 2、方法 （1） 长方体（包括立方体）晶胞中不同位置的粒子数的计算： →位于顶点→同为8个晶胞所共有， 粒子属于该晶胞 粒 →位于棱上→同为4个晶胞所共有， 子 粒子属于该晶胞 →位于面上→同为2个晶胞所共有， 粒子属于该晶胞 →位于内部→整个粒子都属于该晶胞 （2）非长方体晶胞中粒子视具体情况而定，如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点（1个碳原子）被三个六边形共有，每个六边形占1/3。 注意：（1）在晶胞中微粒个数的计算过程中，不要形成思维定势，不能对任何形状的基本都使用上述计算方法。不同形状的晶胞，应先分析任意位置上的一个粒子是被几个基本共用，如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2个晶胞共用。 （2）判断某种粒子周围等距且紧邻的粒子数时，要注意运用三维想象法。如NaCl晶体中，Na+周围的Na+数目（Na+用“o”表示）： x-z面 y-z面 x-y面 三维坐标系 每个面上有4个，共计12个。 二、晶体熔、沸点高低的比较方法 1、不同类型晶体熔、沸点的比较 （1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体。 （2）金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。 2、同种晶体类型熔、沸点的比较 （1） 原子晶体：原子半径越小→键长越短→键能越大→熔沸点越高，如熔点：金刚石>碳化硅>硅。 （2） 离子晶体： ①一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。 ②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。 （3）分子晶体： ①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。 ②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4。 ③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高，如 CO>N2 、CH3OH>CH3CH3。 （4）金属晶体：金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na<Mg<Al。 注意： （1）离子晶体中不一定都含有金属元素，如NH4Cl是离子晶体；金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶体，如AlCl3是分子晶体；含有金属离子的晶体不一定是离子晶体，如金属晶体中含有金属离子。 （2）含阴离子的晶体中一定含有阳离子，但含阳离子的晶体中不一定含阴离子，如金属晶体。 （3）易误认为金属晶体的熔点比分子晶体的熔点高，其实不一定，如Na的熔点为97℃，尿素的熔点为132.7℃。 （4）石墨属于混合型晶体，虽然质地很软，但其熔点比金刚石还高，其结构中的碳碳键比金刚石中的碳碳键还强。 1 学科网（北京）股份有限公司 $