选修3课时突破：
——分子的性质（一）
【要点导学】
一、键的极性和分子的极性
1．极性键和非极性键：
(1)极性键：由__①__原子形成的共价键，共用电子对会____②____。吸电子能力较强一方呈__③__电性(δ－)，另一方呈__④__电性(δ＋)。
(2)非极性键：由__⑤__原子形成的电子对____⑥____的共价键。
2．极性分子和非极性分子：极性分子中，正电中心和负电中心____⑦____；非极性分子的正电中心和负电中心__⑧__。
3．判断极性分子或非极性分子经验规律：若分子结构呈几何空间__⑨__，为正某某图形，则为____⑩____分子。
二、溶解性
1．“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于__?__，极性溶质一般能溶于____?____。
2．溶解度影响因素：____?____、溶剂和溶质之间的______?______。
答案
①不同 ②发生偏移 ③负 ④正 ⑤相同
⑥不发生偏移 ⑦不重合 ⑧重合 ⑨对称
⑩非极性 ?非极性溶剂 ?极性溶剂
?溶剂的极性
?氢键作用、分子结构的相似性
知识点1 键的极性
在不同原子间所形成的共价键，由于不同原子电负性不同，共用电子对会发生偏移，这样的共价键是极性共价键，电负性大的原子带负电性(δ－)，电负性小的原子带正电性(δ＋)。而在相同的原子间所形成的共价键，由于相同原子电负性相同，则共用电子对不发生偏移，这样的共价键就是非极性共价键。例如，H—Cl、、C≡N等均为极性键，其电性情况为：—、 、≡；H—H、OO、N≡N等均为非极性键，原子不显电性。
注意：(1)δ＋、δ－表示带部分正电荷和部分负电荷，它不像离子键中的离子带完整的正、负电荷，也不像非极性键中的原子不显电性。也就是说，极性键介于离子键和非极性键之间。
(2)一般来说，成键原子的电负性相差越大，电子对偏移程度越大，键的极性越强，在化学反应中越易断裂。例如，卤代烃中最易断裂的键是C—X键，C2H5—O—H中易断裂的键是C—O键和O—H键等。
(3)非极性键存在于非金属单质、某些化合物(如Na2O2、C2H4等)中，极性键存在于共价化合物及某些离子化合物(如NaOH、NH4Cl等)中。
(4)判断共价键是极性键还是非极性键的方法非常简单：A—A(AA、A≡A)型即为非极性键，A—B(AB、A≡B)型即为极性键。
知识点2 分子的极性
可以认为，分子中正电荷的作用集中于一点，是正电中心；负电荷的作用集中于一点，是负电中心。如果正电中心与负电中心不重合，使分子的一部分呈正电性(δ＋)，另一部分呈负电性(δ－)，这样的分子就是极性分子；如果正电中心与负电中心重合，这样的分子就是非极性分子。
例如，H2O、NH3的立体结构分别是eq \a\vs4\al()、eq \a\vs4\al()，它们是极性分子；CO2、BF3的立体结构分别是eq \a\vs4\al()、eq \a\vs4\al()，分子结构对称，它们是非极性分子。
知识点3 键的极性与分子极性的关系
分子的极性是分子中化学键的极性向量和。只含有非极性键的分子一般是非极性的分子。而含极性键的分子，如果分子结构是空间对称的，则键的极性相互抵消，各个键的极性的向量和为零，整个分子就是非极性分子；反之，则是极性分子。其关系可总结如下：
注意：(1)非金属单质中，O3是极性分子。
(2)H2O2的结构式为H—O—O—H，其立体结构如下图，它不是对称结构，属于极性分子。
(3)判断一个分子属于非极性分子还是极性分子，就是看其立体结构是否为对称结构。
选修3课时突破：
——共价键
【要点导学】
一、共价键
1．本质
一般来说，__①__原子之间易形成共价键，共价键的本质是在原子之间形成____②____。
2．特点
__③__性和__④__性。
3．类型
(1)σ键：2个原子的某能级上的电子以____⑤____的形式重叠时所形成的，其特征是__⑥__，根据形成σ键的不同能级我们把σ键分成三类，分别为__⑦__σ键，__⑧__σ键，__⑨__σ键。σ键强度__⑩__。
(2)π键：2个原子的某能级上的电子以__?__的形式重叠时所形成的，其特征是____?____。π键的这种特征决定π键强度比σ键__?__。
(3)二者的判断：一般规律是：共价单键是__?__；共价双键中有一个是__?__，而另一个是__?__；共价三键中由__?____个σ键和__?__个π键组成。σ键和π键总称__?__。
二、键参数
1．键能
(1)定义：键能是指____?____形成__（21）__mol化学键释放的__（22）__能量。
(2)键能与共价键的稳定性之间的关系：化学键的键能越大，化学键__（23）__，越不容易____（24）____。
2．键长
(1)定义：键长是指形成共价键的两个原子之间的
__（25）__，因此____（26）____决定化学键的键长，____（27）____越小，共价键的键长越短。
(2)键长与共价键的稳定性之间的关系：共价键的键长越短，往往键能__（28）__，这表明共价键__（29）__，反之亦然。
3．键角
定义：是指______（30）______，在多原子分子中键角是一定的，这表明共价键具有__（31）__性，因此键角决定着共价分子的____（32）____。
三、等电子原理
等电子原理是指__（33）__相同、____（34）____相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质(主要是物理性质)是__（35）__的。
答案
①非金属 ②共用电子对 ③饱和 ④方向
⑤“头碰头” ⑥轴对称 ⑦s—s ⑧p—p ⑨s—p
⑩较大 ?“肩并肩” ?镜像对称 ?小 ?σ键
?σ键 ?π键 ?一 ?两 ?价键轨道
?气态基态原子 （21）1 （22）最低 （23）越稳定
（24）被打断或断裂 （25）核间距 （26）原子半径
（27）原子半径 （28）越大 （29）越稳定
（30）两个共价键之间的夹角 （31）方向 （32）空间构型
（33）原子总数 （34）价电子总数 （35）相近
知识点1 化学键
(1)概念：相邻的原子之间强烈的相互作用叫做化学键。
注意：①必须是相邻的原子间。
②必须是强烈的相互作用，所谓“强烈的”是指原子间存在电子的转移，即形成共用电子对或得失电子。
(2)化学键只存在于分子内部或晶体中的相邻原子间及阴、阳离子间，对由共价键形成的分子来说就是分子内的相邻的两个或多个原子间的相互作用，对由离子形成的物质来说，就是阴、阳离子间的静电作用，这些作用是物质能够稳定存在的根本原因。
(3)化学键类型包括离子键、共价键和金属键。
知识点2 电子式
(1)概念：在元素符号周围用小黑点(·)或叉(×)表示原子或离子的最外层电子的式子叫做电子式。
(2)原子的电子式
书写原子的电子式时，一般将原子的最外层电子写在元素符号的上、下、左、右四个位置上。例如：
(3)离子的电子式
书写离子的电子式时，简单阳离子因为是原子失去最外层电子后形成的，故只写其元素符号，并在右上角注明所带电荷数，如Na＋、Mg2＋等；简单阴离子因为得到电子后最外层一般为8电子结构，书写时要在元素符号周围标出电子，用[ ]括起来，并在右上角注明所带电荷数，如
用电子式表示共价化合物、离子化合物的形成过程。如
知识点3 共价键
(1)概念：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。
(2)成键粒子：原子。成键元素电负性差别较小。
(3)成键性质：共用电子对对两原子的电性作用。
(4)成键条件：同种非金属原子或不同种非金属原子之间，且成键的原子最外层电子不一定达饱和状态。
(5)共价键的本质(成键原因)：①成键原子相互靠近，自旋方向相反的两个电子形成共用电子对(发生电子云重叠)，且各原子最外层电子数目一般能达到饱和(通常为8电子稳定结构)，由不稳定变稳定；②两原子核都吸引共同电子对，使之处于平衡状态；③原子通过共用电子对形成共价键后，体系总能量降低。
(6)共价键类型包括σ键和π键。
(7)共价键的特征：共价键具有饱和性和方向性。
①共价键的饱和性：
a．按照共价键的共用电子对理论，一个原子有几个未成对电子，便可和几个自旋相反的电子配对成键，这就是共价键的“饱和性”。H原子、Cl原子都只有一个未成对电子，因而只能形成H2、HCl、Cl2分子，不能形成H3、H2Cl、Cl3等分子。
b．共价键的饱和性决定了共价化合物的分子组成。
②共价键的方向性：
a．共价键形成时，两个参与成键的原子轨道总是尽可能沿着电子出现概率最大的方向重叠，而且原子轨道重叠越多，电子在两核间出现概率越多，形成的共价键越牢固。电子所在的原子轨道都是有一定的形状，所以要取得最大重叠，共价键必然有方向性。
b．同种分子(如HX)中成键原子电子云(原子轨道)重叠程度越大，形成的共价键越牢固，分子结构越稳定。如HX的稳定性HF>HCl>HBr>HI。
(8)共价键的存在范围
①非金属单质分子中(除稀有气体外)，如O2、F2、H2、C60等。
②非金属形成的化合物中，如SO2、CO2、CH4、H2O2、CS2等。
③部分离子化合物中，如Na2SO4中的SO42－中存在共价键，NaOH中的OH－中存在共价键，NH4Cl中的NH4＋中存在共价键，等等。
(9)用电子式表示共价化合物等的形成过程
①用“→”表示，不用“＝”。
②“→”两端的物质均用电子式表示。
(10)用结构式表示共价化合物
在化学上常用一根短线表示一对共用电子，其余电子一律省去，这样的式子叫做结构式。如下表
知识点4 σ键和π键
(1)σ键
①σ键：形成共价键的未成对电子的原子轨道采取“头碰头”的重叠，这种共价键叫σ键。
②σ键的类型：根据成键电子原子轨道的不同，σ键可分为s－sσ键、s—pσ键、p—pσ键。
a．s－sσ键：两个成键原子均提供s原子轨道成键，如H2分子中σ键形成过程：
氢原子形成氢分子的电子云描述
b．s－pσ键：成键原子分别提供s轨道和p轨道形成共价键。如HCl分子中σ键的形成过程：
H—Cl的σ键的形成
c．p－pσ键：成键原子分别提供p原子轨道形成共价键。如Cl2分子中σ键的形成过程：
Cl—Cl的σ键的形成
③σ键的特征：a.以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价的电子云图形不变，这种特征称为轴对称。b.形成σ键的原子轨道重叠程度较大，故σ键有较强稳定性。
④σ键的存在：共价单键为σ键，共价双键和三键中存在σ键(通常含一个σ键)。
(2)π键
①π键：形成共价键的未成对电子的原子轨道，采取“肩并肩”式重叠，这种共价键叫π键。
②如下图p－pπ键的形成：
p－pπ键的形成
③π键的特征：
a．每个π键的电子云由两块组成，分别位于由两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为镜像，这种特征称为镜像对称。
b．形成π键时电子云重叠程度比σ键小，π键没有σ键牢固。
④π键的存在：π键通常存在于双键或三键中。
(3)价键轨道：σ键和π键总称价键轨道。
(4)σ键、π键存在规律：①共价单键为σ键；共价双键中有一个σ键、一个π键；共价三键由一个σ键和两个π键组成。②C2H6、C2H4中的化学键：C2H6中只有σ键；C2H4中有C—Hσ键，C＝C中有一个σ键和一个π键。
选修3课时突破：
——分子的立体结构
一、形形色色的分子
1．三原子分子立体结构：____①____如CO2、CS2等，__②__如H2O、SO2等。
2．四原子分子立体结构：____③____如甲醛(CH2O)分子等，____④____如氨分子等。
3．五原子分子立体结构：____⑤____如甲烷、CCl4等。
4．测分子的立体结构：____⑥____→吸收峰→分析。
二、价层电子对互斥模型
1．中心原子上的价电子都用于形成共价键：分子中的价电子对相互__⑦__。
2．中心原子上有孤对电子：孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相__⑧__。
三、杂化轨道理论简介
1．sp3杂化：__⑨__个s轨道和__⑩__个p轨道会发生混杂，得到__?__个相同的轨道，夹角____?____，称为sp3杂化轨道。
空间结构：______?______。
2．sp2杂化：__?__个夹角为__?__的____?____杂化轨道。
3．sp杂化：__?__个夹角为__?__的__?__杂化轨道。
四、配合物理论简介
1．配位键：“电子对____?____键”被称为配位键。一方提供__（21）__；一方有__（22）__，接受__（23）__。
如：[Cu(H2O)4]2＋、NH4＋中存在配位键。
2．配位化合物：通常把金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以__（24）__结合形成的化合物称为配位化合物。
3．配合物的形成
Cu2＋＋2NH3·H2O===________（25）________
Cu(OH)2＋4NH3·H2O===________（26）________
[Cu(NH3)4]2＋为____（27）____色。
答案
①直线形 ②V形 ③平面三角形
④三角锥形 ⑤正四面体形 ⑥红外光谱仪
⑦排斥 ⑧排斥 ⑨1 ⑩3 ?4 ?109°28′
?空间正四面体、V形或三角锥形 ?3 ?120°
?平面三角形 ?2 ?180° ?直线形
?给予－接受 （21）孤对电子 （22）空轨道（23）孤对电子
（24）配位键 （25）Cu(OH)2↓＋2NH4＋
（26）[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O （27）深蓝
(4)分子的立体结构与其稳定性有关。如C6H12有船式和椅式两种空间构型，其中椅式结构更稳定。
(5)分子立体结构的测定：
分子中原子不是固定不动的，而是不断地振动着的。所谓分子立体结构其实只是分子中的原子处于平衡位置时的模型。当一束红外线透过分子时，分子会吸收跟它的某些化学键的振动频率相同的红外线，再记录到图谱上呈现吸收峰。通过计算机模拟，可以得知各吸收峰是由哪一个化学键、哪种振动方式引起的，结合这些信息，可分析出分子的立体结构。
知识点2 价层电子对互斥模型(VSEPR)
(1)价层电子互斥模型
①分子的空间构型与成键原子的价电子有关。②价层电子对互斥模型可以用来预测分子的立体结构。
(2)价层电子对互斥模型与分子空间构型
①中心原子中的价电子全部参加形成共价键的分子的空间结构：由中心原子周围的原子数n来预测：
ABn 立体结构 范例
n＝2 直线形 CO2、BeCl2
n＝3 平面三角形 CH2O、BF3
n＝4 正四面体形 CH4、CCl4
n＝5 三角双锥形 PCl5
n＝6 正八面体形 SF6
②中心原子上有孤对电子(价电子中未参加形成共价键的电子对)的分子的空间结构：中心原子上的孤对电子占据中心原子周围空间，与成键电子互相排斥，使分子的空间结构发生变化，如：
H2O为AB2型分子，氧原子上的两对孤对电子参与互相排斥，水分子的空间构型为V形而不是直线形。NH3分子中氮原子上有一对孤对电子参与互相排斥，NH3的空间构型不能为平面三角形。
知识点3 杂化轨道理论
(1)杂化与杂化轨道
①轨道的杂化：原子内部能量相近的原子轨道重新组合生成一组新轨道的过程。
②杂化轨道：杂化后形成的新的能量相同的一组原子轨道，叫杂化原子轨道。
③形成甲烷分子时碳原子中sp3杂化轨道的形成过程：
在形成CH4分子时，由于碳原子的一个2s电子可被激发到2p空轨道，一个2s轨道和三个2p轨道杂化形成四个能量相等的sp3杂化轨道。四个sp3杂化轨道分别与四个H原子的1 s轨道重叠成键形成CH4分子，所以四个C—H是等同的。可表示为：
C原子的杂化轨道
(2)杂化轨道的类型
①sp杂化：sp杂化轨道是由一个ns轨道和一个np轨道组合而成。每个sp杂化轨道含有s和p轨道的成分。sp杂化轨道间的夹角为180°，呈直线形(如BeCl2)。
②sp2杂化：sp2杂化轨道是由一个ns轨道和2个np轨道组合而成，每个sp2杂化轨道含有1/3s和2/3p的成分，sp2杂化轨道间的夹角为120°，呈平面三角形(如BF3)。
③sp3杂化：sp3杂化轨道是由一个ns轨道和3个np轨道组合而成。每个sp3杂化轨道含1/4s和3/4p的成分，sp3杂化轨道的夹角为109°28′，呈空间正四面体形(如CH4、CF4、CCl4等)。
(3)乙烯和苯环的结构
①乙烯的结构：乙烯分子中的碳原子的原子轨道采用sp2杂化。其中两个碳原子间各用一个sp2杂化轨道形成一个σ键，用两个sp2杂化轨道与氢原子形成σ键，两个碳原子各用一个未参加杂化的2p原子轨道形成π键。
②苯环结构中的大π键：苯环分子中的碳原子的原子轨道采用了sp2杂化。每个碳原子上的三个sp2杂化轨道分别与两个相邻的碳原子和一个氢原子形成三个σ键并形成六碳环，每个碳原子上的未杂化2p轨道采用“肩并肩”的方式重叠形成大π键。大π键的形成使苯环的所用原子处于同一平面，且结构稳。
注意：①原子轨道杂化后原子轨道总数不变。
②杂化轨道只用于形成σ键或者容纳未参加成键的孤对电子。
③未参加成键的p轨道，可用于形成π键。
④能级相近的原子轨道才形成杂化轨道。
选修3课时突破：
——晶体的常识
【要点导学】
一、晶体与非晶体
1．固体分为__①__和__②__，晶体的自范性即__________③__________的性质。晶体的自范性是晶体中粒子在微观空间里____④____的宏观表象。晶体呈自范性的条件之一是______⑤______。
2．晶体与非晶体本质差异：
主要看是否有____⑥____性，是否原子空间排列__⑦__。
3．得到晶体的三条途径：
(1)______⑧______；
(2)________⑨________；
(3)________⑩________。
熔融态的SiO2快速冷却形成__?__，缓慢冷却形成
__?__。
4．晶体的特点：(1)____?____排列的高度有序性；
(2)____?____；(3)____?____较固定。
二、晶胞
1．晶胞是______?______的基本单元，一般来说，晶胞都是______?______。整块晶体可以看作是数量巨大的晶胞“无隙并置”而成；所谓“无隙”是指______?______任何间隙；所谓“并置”是指所有晶胞都是____?____。
2．对于一个平行六面体的晶胞来说，晶胞顶角上的原子是__?__个晶胞共用的，晶胞棱上的原子是__(21)__个晶胞共用的，晶胞面上的原子是__(22)__个晶胞共用的，晶胞内部的原子则______(23)______。
答案
①晶体 ②非晶体 ③晶体能自发地呈现多面体外形
④呈现周期性的有序排列 ⑤晶体生长的速率适当
⑥自范 ⑦相对有序 ⑧熔融态物质凝固
⑨气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)
⑩溶质从溶液中析出 ?玛瑙 ?水晶
?外形和内部质点 ?各向异性 ?晶体的熔点
?描述晶体结构 ?平行六面体
?相邻晶胞之间没有 ?平行排列的，取向相同
?8 (21) 4 (22)2 (23)完全属于该晶胞
知识点1 晶体和非晶体
(1)物质的聚集状态：气态、液态、固态。
(2)晶体和非晶体：
①晶体：是内部微粒(原子、离子或分子)在空间按一定规律做周期性重复排列构成的物质。
②非晶体：是内部的原子或分子的排列呈杂乱无章的分布状态的物质。
(3)常见的晶体和非晶体：
①晶体：食盐(离子化合物的固态一般为晶体)、冰、金属、宝石、水晶、大部分矿石。
②非晶体：玻璃及玻璃态物质、橡胶。
(4)晶体类型：分子晶体、离子晶体、原子晶体、金属晶体、石墨型特殊晶体。
知识点2 晶体的特征
(1)晶体的基本性质
晶体的基本性质是由晶体的周期性结构决定的。
①自范性：指晶体在适当条件下可以自发地形成几何多面体的性质。
②均一性：指晶体的化学组成、密度等性质在晶体中各部分都是相同的。
③各向异性：同一晶体构造中，在不同方向上质点排列一般是不一样的，因此，晶体的性质也随方向的不同而有所差异。
④对称性：晶体的外形和内部结构都具有特有的对称性。在外形上，常有相同的对称性。这种相同的性质在不同的方向或位置上做有规律的重复，就是对称性。晶体的格子构造本身就是质点重复规律的体现。
⑤最小内能：在相同的热力学条件下，晶体与同种物质的非晶体固体、液体、气体相比较，其内能最小。
⑥稳定性：晶体由于有最小内能，因而结晶状态是一个相对稳定的状态。
⑦有确定的熔点：给晶体加热，当温度升高到某温度便立即熔化。
⑧能使X射线产生衍射：当入射光的波长与光栅隙缝大小相当时，能产生光的衍射现象。X射线的波长与晶体结构的周期大小相近，所以晶体是个理想的光栅，它能使X射线产生衍射。利用这种性质人们建立了测定晶体结构的重要实验方法。非晶态物质没有周期性结构，不能使X射线产生衍射，只有散射效应。
(2)晶体SiO2与非晶体SiO2的区别
①晶体SiO2有规则的几何外形，而非晶体SiO2无规则的几何外形。
②晶体SiO2的外形和内部质点的排列高度有序，而非晶体SiO2的内部质点排列无序。
③晶体SiO2具有固定的熔沸点，而非晶体SiO2无固定的熔沸点。
④晶体SiO2能使X射线产生衍射，而非晶体SiO2没有周期性结构，不能使X射线产生衍射，只有散射效应。
知识点3 晶体的制备方法：得到晶体一般有三种途径
(1)熔融态物质凝固
①冷却速率恰当，得到规则晶体。
②冷却速率过快，会得到不规则块状物或看不到几何外形的粉末。
(2)气态物质冷却不经过液态直接凝固(凝华)
实验：晶体碘的升华和凝华。
实验步骤：在一个小烧杯中加入少量碘，用一个表面皿盖在小烧杯上，并在表面皿上加少量冷水，把小烧杯放在石棉网上加热。
实验现象：固体直接变成紫色蒸气，蒸气遇冷，又重新凝聚成固体。
实验结论：晶体碘可产生凝华现象，如下图。
(3)溶质从溶液中析出
①利用溶解度的不同，通过重结晶进行物质的分离或提纯。
②将不规则晶体投入其饱和溶液中会观察规则晶体的生成：验证溶解平衡为动态平衡。
选修3课时突破：
——分子的性质（二）
【要点导学】
一、范德华力及其对物质的影响
范德华力：分子之间作用力。范德华力很__①__，约比化学键能小__②__数量级。相对分子质量__③__，范德华力__④__；分子的极性__⑤__，范德华力__⑥__。
二、氢键及其对物质性质的影响
1．氢键：是由已经与电负性很__⑦__的原子形成共价键的__⑧__原子(如水分子中的氢)与另一个分子中电负性很__⑨__的原子(如水分子中的氧)之间的作用力。
2．分子间氢键：使物质的熔、沸点__⑩__。
3．分子内氢键：使物质的熔、沸点__?__。
4．氢键表示方法：____?____。
三、手性
1．概念：具有______?______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____?____，互称手性异构体。有手性异构体的分子叫做手性分子。
2．应用：合成药物。
四、无机含氧酸分子的酸性
1．对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价
__?__，其含氧酸的酸性__?__。
2．含氧酸的通式可写成(HO)mROn，R相同，n值
__?__，酸性__?__。
注意：CO2的水溶液是碳酸，因________?________，所以酸性弱。
答案
①弱 ②1～2 ③越大 ④越大 ⑤越大
⑥越大 ⑦强 ⑧氢 ⑨强 ⑩升高 ?降低
?X—H…Y ?完全相同的组成和原子排列 ?重叠
?越高 ?越强 ?越大 ?越强
?溶于水的CO2只有约百分之一与水反应生成碳酸
知识点1 分子间作用力
水分解时分子内的化学键(O—H极性键)要发生改变，而水的三态变化中化学键不改变；对气体加压降温可使其液化，液体在降温时可以凝固。这表明分子之间也存在多种相互作用，这些作用统称为分子间作用力。分子间作用力是一类弱相互作用力，其中最常见的是范德华力和氢键。
知识点2 范德华力及其对物质性质的影响
(1)范德华力的存在
范德华力是分子之间普遍存在的一种相互作用力，它使得许多物质能以一定的凝聚态(固态和液态)存在。
(2)范德华力的大小
范德华力是分子间的一种微弱的相互作用。Ar、CO、HI、HBr、HCl分子间的范德华力如下表：
分子 Ar CO HI HBr HCl
范德华力/kJ·mol－1 8.50 8.75 26.00 23.11 21.14
注意：C—O、H—I、H—Br、H—Cl键的键能分别是351kJ/mol、299 kJ/mol、366 kJ/mol、432 kJ/mol，可见范德华力很弱，比化学键键能小得多。
(3)影响范德华力的因素
影响范德华力的因素主要有分子的质量与分子的极性等。一般来说，相对分子质量越大，范德华力越大；分子的极性越强，范德华力越大。
(4)范德华力对物质性质的影响
范德华力影响物质的物理性质，主要包括熔点、沸点、溶解性等。
对于组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，范德华力越大，克服范德华力所需消耗的能量越大，物质的熔、沸点就越高。例如，CO2和CS2的组成、结构相似，CS2的相对分子质量大，范德华力大，熔、沸点就比CO2高，常温下CO2是气态而CS2是液态。又如，卤素单质(F2、Cl2、Br2、I2)、ⅣA族元素的氢化物(CH4、SiH4、GeH4)和卤化氢(HCl、HBr、HI)的熔、沸点逐渐升高也是因为范德华力逐渐增大的缘故。
知识点3 氢键及其对物质性质的影响
(1)氢键的形成
当氢原子与非金属性很强的氟、氧、氮原子形成共价键时，由于氟、氧、氮的电负性比氢大得多，所以它们的共用电子对就强烈地偏向氟、氧、氮原子，而使氢原子核几乎“裸露”出来。这样带正电的核就能与另一个(HF、H2O、NH3)分子中的(氟、氧、氮)原子的孤对电子相互吸引和发生一定程度的轨道重叠作用，这种分子间的作用力就是氢键。
(2)氢键的表示方法
分子间的氢键通常用“A—H…B—”来表示，式中的A、B为N、O、F，“—”表示共价键，“…”表示氢键。例如，HF分子间的氢键可表示为“F—H…F—H…”，即：
注意：氢键在存在强极性的H—F、H—O、H—N共价键的分子之间或分子内形成，除F、O、N外其他原子与氢原子间一般不形成氢键(如HCl、H2S分子等)。
(3)氢键的存在
氢键普遍存在于已经与N、O、F形成共价键的氢原子与另外的N、O、F原子之间。如NH3、H2O、HF分子之间以及HF与H2O、NH3与H2O分子之间，又如C2H5OH、CH3COOH分子之间、C2H5OH分子与H2O分子之间等。
氢键不仅存在于分子之间，有时也存在于分子内部的原子团之间。如邻羟基苯甲醛分子内可形成氢键，对羟基苯甲醛不可能形成分子内氢键，只能在分子间形成氢键，如下图所示。
(4)氢键的饱和性和方向性
在“X—H…Y”所表示的氢键中，一个氢原子只能与一个Y原子(O、N、F)结合，这就是氢键的饱和性。Y原子以负电荷分布得最多的部分(一般是孤对电子)接近H原子，并在可能范围内孤对电子轨道的对称轴尽量跟氢键方向一致，这样成键能力最强，这就是氢键的方向性。例如水分子间的氢键，如上图所示，一个水分子的O—H键与另一个水分子中氧原子的孤对电子所在轨道的轴在一条直线上，每个水分子最多可与四个水分子形成四个氢键。
(5)氢键的键能和键长
氢键虽然称为“键”，但它不属于化学键而是一种分子间作用力，其键能一般不超过40 kJ·mol－1，比共价键键能小得多而比范德华力强。如冰中O—H…O氢键键能为18.8 kJ/mol，而O—H键的平均键能为436 kJ/mol；(HF)n中F—H…F氢键键能为28.1 kJ/mol，而H—F键的键能为565 kJ/mol。
氢键键能的大小，与X和Y的电负性大小有关，电负性越大，则氢键越强，键能也越大；氢键键能也与Y原子的半径大小有关，半径越小，则越能接近X—H，氢键越强，键能越大。例如，F的电负性最大而半径很小，所以，F—H…F是最强的氢键，O—H…O次之，O—H…N又次之，N—H…N更次之，而C—H一般不能构成氢键。Cl的电负性虽颇大，但因为它的原子半径也大，所以氢键O—H…Cl很弱，可以忽略。
氢键键长一般定义为“X—H…Y”的长度。显然它与X—H键的键长和Y的原子半径有关，X—H键的键长越小、Y的原子半径越小，则氢键的键长越小。因为F—H、O—H、N—H键的键长逐渐增大，F、O、N的原子半径逐渐增大，所以F—H…F、O—H…O、N—H…N的氢键键长依次增大，N—H…F、N—H…O、N—H…N的氢键键长依次增大，等等。
氢键的键能、键长数据见教材相应处的“资料卡片”。
(6)氢键对物质性质的影响
氢键影响物质的物理性质，主要包括熔点、沸点、密度、溶解性等。
①氢键的存在使分子间因氢键而发生“缔合”，形成“缔合分子”。如相当多的H2O分子、HF分子“缔合”而形成(H2O)n分子、(HF)n分子(“缔合分子”)。
②氢键的存在大大增强了分子间作用力，引起物质的熔、沸点反常。如H2O、HF、NH3的沸点分别比ⅥA、ⅦA、VA族其他元素的氢化物的沸点高出许多；C2H5OH与C3H8的相对分子质量接近，但C2H5OH的沸点远比C3H8高；HCOOH、CH3COOH的沸点比与其相对分子质量相近的烷、醚、卤代烃等有机物的沸点高，等等。分子内氢键的形成减弱了分子间的相互作用，而分子间氢键则增大了分子间的相互作用。如邻羟基苯甲醛的沸点低于对羟基苯甲醛的沸点。同样的道理，的熔点比的熔点低(分别为159℃、213℃)。
③氢键的存在引起密度的变化。水结冰时体积膨胀、密度减小也是水的反常性质，这一性质也可用氢键解释：在水蒸气中水以单个的水分子形式存在；在液态水中，通常是几个水分子通过氢键结合，形成(H2O)n分子；在固态水(冰)中，水分子大范围地以氢键互相联结，成为疏松的晶体，因在冰的结构中有许多空隙，造成体积膨胀，密度减小，所以冰会浮在水面上(水的这种性质对水生动物生存有重要的意义)。
④氢键的存在对相对分子质量的测定产生影响。如接近水的沸点时，用实验测定的水蒸气的相对分子质量比用化学式(H2O)计算出来的相对分子质量大一些。这也是由于氢键的存在使接近水的沸点的水蒸气中存在相当量的水分子相互“缔合”，形成了一些“缔合分子”的原因。又如，乙酸分子中存在着二聚分子[(CH3COOH)2(g) 2CH3COOH(g)；ΔH<0]，所以要测定其相对分子质量，应尽量采用高温、低压条件(使平衡向右移动，不利于CH3COOH分子的聚合)。
⑤氢键影响物质的溶解性。如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大，且氢键作用力越大，溶解性越好。如NH3极易溶于水、C2H5OH与水以任意比混溶分别与NH3和H2O分子间、C2H5OH和H2O分子间形成氢键密切相关。
选修3课时突破：
——离子晶体
【要点导学】
一、离子晶体
1．构成离子晶体的微粒：______①______，粒子之间的相互作用是____②____，这些粒子在晶体中__③__(填“能”或“不能”)自由移动，所以离子晶体__④__导电。
2．离子晶体中离子的配位数：指一个离子周围最邻近的____⑤____。决定离子晶体中离子的配位数的因素有__⑥__因素、__⑦__因素、__⑧__因素。
(1)几何因素是指__________⑨__________。它是决定离子晶体结构的重要因素。
(2)电荷因素是指____⑩____。如在NaCl晶体中每个Na＋周围有__?__个Cl－，每个Cl－周围有__?__个Na＋。NaCl只是氯化钠晶体的____?____，在晶体中不存在单个氯化钠分子，只有Na＋和Cl－。在CsCl晶体中每个Cs＋周围有__?__个Cl－，每个Cl－周围有__?__个Cs＋。如果正负离子的__?__不同，正负离子的__?__必定不相同，结果，正负离子的__?__就不会相同。如，在CaF2晶体中，Ca2＋和F－的电荷比是__?__，个数比是____?____，Ca2＋的配位数为__（21）__，F－的配位数为__（22）__。
(3)键性因素是指________（23）________。
3．离子晶体特点：____（24）____、难于压缩、______（25）______。
二、晶格能
1．概念：离子晶体的晶格能是指______（26）______，通常取____（27）____。离子晶体的晶格能是最能反映__（28）__的数据。
2．晶格能的大小：晶格能越大，形成的离子晶体越
__（29）__，而且熔点越__（30）__，硬度越__（31）__。典型的离子晶体晶格能的大小与离子所带的电荷和离子半径的关系是：离子电荷越多，晶格能__（32）__，离子半径越大，晶格能__（33）__。
答案
①阳离子和阴离子 ②离子键 ③不能
④不能 ⑤异电性离子的数目 ⑥几何 ⑦电荷
⑧键性 ⑨晶体中正负离子的半径比(r＋/r－)
⑩正负离子的电荷比 ?6 ?6 ?化学式 ?8
?8 ?电荷 ?个数 ?配位数 ?2∶1 ?1∶2
（21）8 （22）4 （23）离子键的纯粹程度 （24）硬度较大
（25）较高的熔点和沸点
（26）气态离子形成1摩离子晶体释放的能量 正值
（28）离子晶体稳定性 （29）稳定 30高 （31）大 （32）越大（33）越小
知识点1 离子晶体
(1)概念：离子间通过离子键结合而成的晶体叫做离子晶体。
(2)构成微粒：阴、阳离子。
(3)微粒间作用：阴、阳离子间以离子键结合；离子内可能有共价键。
(4)结构特征：①阴、阳离子间只存在离子键。②不存在小分子：化学式表示为晶体中阴、阳离子个数的最简化。如Na2O2的阴离子为O22－，阳离子为Na＋，故晶体中阴、阳离子个数比为1∶2而不是1∶1。③阴、阳离子采用不等径密堆积。
(5)离子晶体中离子的配位数
①配位数：与中心离子(或原子)直接成键的离子(或原子)称为配位离子(原子)。配位离子的数目称为配位数。
②影响配位数因素：离子键无饱和性和方向性，但成键时因离子半径决定了阴、阳离子参加成键的数目是有限的。阴、阳离子半径比值越大，配位数就越大。
③阴、阳离子半径比与配位数的关系(见表)。
r(阳)/r(阴)与配位数的关系
配位数 4 6 8
半径比 0.2～0.4 0.4～0.7 0.7～1.0
物质举例 ZnS NaCl CsCl
(6)结构模型：
①NaCl晶体结构模型(下图左)：配位数为6。
a．在NaCl晶体中每个Na＋同时吸引着6个Cl－，每个Cl－也同时吸引着6个Na＋。
b．每个Na＋周围与它最近等距的Na＋有12个，每个Na＋周围与它最近等距的Cl－有6个。
②CsCl晶体结构模型(下图右)：配位数为8。
a．在CsCl晶体中每个Cs＋同时吸引着8个Cl－，每个Cl－也同时吸引着8个Cs＋。
b．每个Cs＋与6个Cs＋等距离相邻，每个Cs＋与8个Cl－等距离相邻。
③ZnS晶体结构模型(如下图)：配位数为4。
ZnS型离子晶体中，阴离子和阳离子的排列类似NaCl型，但相互穿插的位置不同，使阴、阳离子的配位数不是6，而是4。常见的ZnS型离子晶体有硫化锌、碘化银、氧化铍的晶体等。
ZnS型晶体结构
注意：在NaCl和CsCl、ZnS晶体中，都不存在单个的NaCl分子或单个的CsCl分子或单个的ZnS分子，在这种晶体里，阴、阳离子的个数比都是1∶1，NaCl和CsCl只是表示离子晶体中离子个数比的化学式，而不是表示分子组成的分子式。
(7)性质
①具有较高的熔点、沸点，难挥发。离子晶体中，阴、阳离子间有强烈的相互作用(离子键)，要克服离子间的相互作用使物质熔化和沸腾，就需要较多的能量。因此，离子晶体具有较高的熔点、沸点和难挥发的性质。
②硬而脆。离子晶体中，阴、阳离子间有较强的离子键，离子晶体表现出较高的硬度。当晶体受到冲击力作用时，部分离子键发生断裂，导致晶体破碎。
③不导电，但熔化或溶于水后能导电。离子晶体中，离子键较强，离子晶体不能自由移动，即晶体中无自由移动的离子，因此，离子晶体不导电。当升高温度时，阴、阳离子获得足够能量克服了离子间相互作用，成为自由移动的离子，在外界电场作用下，离子定向移动而导电。离子化合物溶于水时，阴、阳离子受到水分子作用变成了自由移动的离子(或水合离子)，在外界电场作用下，阴、阳离子定向移动而导电。
④大多数离子晶体易溶于极性溶剂(如水)中，难溶于非极性溶剂(如汽油、苯、CCl4)中。当把离子晶体放在水中时，极性水分子对离子晶体中的离子产生吸引，使晶体中的离子克服离子间的作用而离开晶体，变成在水中自由移动的离子。
注意：化学变化过程一定发生旧化学键的断裂和新化学键的形成，但破坏化学键或形成化学键的过程却不一定发生化学变化，如食盐熔化会破坏离子键，食盐结晶过程会形成离子键。
选修3课时突破：
——金属晶体
【要点导学】
一、金属键
1．构成粒子：在金属单质的晶体中，原子之间以__①__相互结合，构成金属晶体的粒子是____②____和____③______。
2．描述金属键本质的最简单理论是____④____理论。该理论把金属键描述为金属原子脱落下来的____⑤____形成遍布整块晶体的____⑥____，被所有原子所共用，从而把所有金属原子维系在一起。
3．金属键的强度差别__⑦__，例如，金属钠的熔点较低、硬度较小，而钨是熔点最高的金属，这是由于__⑧__不同的缘故。一般来说，金属的____⑨____越小，金属键越强，金属的____⑩____越多，金属键越强。
4．金属材料有良好的延展性：由于金属键____?____方向性，当金属受到外力作用时，________?________而不会破坏金属键；金属材料有良好的导电性，是由于金属晶体中的________?________发生定向移动；金属的热导率随温度升高而降低是由于在热的作用下，______?______频繁碰撞，阻碍了______?______的传递。
二、金属晶体的原子堆积模型
金属原子在二维平面里有两种排列方式，一种是____?____(填“密置层”或“非密置层”)，其配位数为__?__；另一种是__?__(填“密置层”或“非密置层”)，其配位数为__?__。金属晶体可看作是金属原子在__?__空间中堆积而成，有如下基本模式：
1．简单立方堆积：是按____（21）____(填“密置层”或“非密置层”)方式堆积而成，其空间利用率__（22）__，晶胞构成：一个立方体，__（23）__个原子，如____（24）____。
2．钾型
是按____（25）____(填“密置层”或“非密置层”)堆积而成，晶胞构成：__（26）__立方，__（27）__个原子，如碱金属。
3．镁型和铜型
镁型和铜型是按照__（28）__(填“密置层”或“非密置层”)的堆积方式堆积而成，配位数均为__（29）__，空间利用率均为__（30）__。
镁型：按____（31）____方式堆积；铜型：按____（32）____方式堆积。
答案
①金属键 ②金属阳离子 ③自由电子 ④“电子气”
⑤价电子 ⑥“电子气” ⑦很大
⑧形成的金属键强弱 ⑨原子半径 ⑩价电子数
?没有 ?晶体中的各原子层发生相对滑动
?自由电子可以在外加电场作用下
?自由电子与金属原子 ?自由电子对能量
?非密置层 ?4 ?密置层 ?6 ?三维
（21）非密置层 （22）比较低 （23）1 （24）金属钋
（25）非密置层（26）体心（27）两 （28）密置层 （29）12
（30）74% （31）ABABABAB… （32）ABCABCABC…
知识点1 金属元素概述
(1)金属元素在周期表中的位置
目前已知的112种元素中，金属元素共有90种，集中位于元素周期表左、中、下方，属于主族元素和过渡元素，s、p、d、ds、f 5个区域中均含有金属元素。
(2)金属元素的原子结构特征
①金属元素原子最外层电子数比同周期非金属元素原子最外层电子数少，一般小于4(Sn、Sb、Bi≥4)。
②金属元素原子半径比同周期非金属元素原子半径大(惰性元素除外)。
(3)金属的物理性质
由于金属晶体中存在大量的自由电子和金属离子(或原子)，排列很紧密，使金属具有许多共同的性质。
①状态：通常状况下，除Hg外其他金属都是固态。
②金属都不透明。
③金属光泽：多数金属具有光泽。但除Mg、Al、Cu、Au在粉末状态有光泽外，其他金属在块状时才表现出来。
④导电、导热性：金属一般都是电和热的良导体。
⑤延展性：大多数金属有延展性，“延”是指抽成细丝，如最细的铂丝直径不过 mm，28 g金可以延展至65 km长；“展”是指压成薄片，如最薄的金片只有10－4 mm厚，一两黄金(50 g)压成的金箔可以覆盖两个篮球场。
注意：金属的密度、硬度、熔点等性质的差别很大。
知识点2 金属键和金属晶体
(1)金属键
通常情况下，金属原子的部分或全部外围电子受原子核的束缚比较弱，在金属晶体内部，它们可以从原子上“脱落”下来，形成自由流动的电子。金属原子失去部分或全部外围电子形成的金属阳离子与自由电子之间存在着强烈的相互作用，这种相互作用称为金属键。
(2)金属晶体
金属原子通过金属键形成的晶体称为金属晶体。金属晶体的成键粒子是金属阳离子和自由电子。晶体里的电子不专属于某几个特定的金属离子而是几乎均匀地分布在整个晶体里，把所有原子维系在一起，所以金属键没有饱和性和方向性。
注意：①化学键包括离子键、共价键(含配位键)、金属键三类，范德华力和氢键都不属于化学键。②金属单质或合金的晶体都属于金属晶体。③在金属晶体中有阳离子但没有阴离子。④对金属晶体有这样一种描述：金属离子沉浸在自由电子的“海洋”里。
知识点3 “电子气理论”与金属的物理通性
“电子气理论”是描述金属键本质的最简单理论。其内涵是：金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，金属键就是将所有原子维系在一起的这种金属脱落价电子后形成的离子与“价电子气”之间的强烈相互作用。
用“电子气理论”可以解释金属的延展性、导电导热性等物理通性。
(1)延展性：当金属受到外力作用时，晶体中各原子层就会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式，而且弥漫在金属原子间的“电子气”可以起到类似轴承中滚珠之间润滑剂的作用，因而金属都有良好的延展性。
(2)导电性：金属内部的原子之间的“电子气”的流动是无方向性的，在外加电场的作用下，“电子气”在电场中定向移动形成电流。
(3)金属的热导率随温度的升高而降低，是由于“电子气”中的自由电子在热的作用下与金属原子频繁碰撞的缘故。
注意：金属导电与电解质导电的比较：金属导电是因为存在自由电子，电解质在熔融状态或水溶液里导电是因为存在自由离子；金属导电过程不会生成新物质，属物理变化，而电解质导电的过程是发生离子的定向迁移并在阴、阳两极发生还原、氧化反应(将电能转化为化学能)，属化学变化，二者导电本质是不同的；金属的导电能力随温度的升高而降低，而电解质导电能力随温度的升高而增强。
选修3课时突破：
——分子晶体与原子晶体
一、分子晶体
1．分子晶体：由__①__构成，相邻分子靠______②____相互吸引。
2．分子晶体特点：________③________。
3．常见分子晶体分类：(1)所有非金属的氢化物，如
__________④__________。
(2)部分非金属单质，如________________⑤________________。
(3)部分非金属氧化物，如__________⑥__________。
(4)几乎所有的酸。
(5)绝大多数有机物的晶体。
4．构成分子晶体的作用力包括____⑦____和__⑧__。
5．分子晶体结构特点：
(1)__⑨__个紧邻的分子密堆积，如O2和C60。
(2)冰的晶体：构成晶体的作用力是____⑩____，每个水分子周围只有____?____个紧邻的水分子，呈____?____形。特点：__?__时密度最大。
(3)干冰：CO2的晶体。分子间存在____?____，性质特点是：______?______，工业上用作____?____。
二、原子晶体
1．原子晶体：原子都以__?__相结合，是一个三维的共价键__?__结构。
2．金刚石结构：____?____空间结构，C—C—C夹角为____?____，____（21）____杂化。
特点：(1)____（33）____。(2)____（23）____(填“溶于”或“不溶于”)一般的溶剂；(3)不能导电。
3．SiO2原子晶体：制__（24）__、玻璃、人造宝石、__（25）__、硅光电池、芯片和____（26）____等。
4．常见的原子晶体有
(1)某些非金属单质，如________（27）________。
(2)某些非金属化合物，如__________（28）________。
(3)某些氧化物，如______（29）______。
5．分子晶体和原子晶体的比较
构成粒子 粒子间 作用力 熔、沸点 硬度 溶解性
分子晶体 （30） （31） （32） （33） （34）
原子晶体 （35） （36） （37） （38） （39）
答案
①分子 ②分子间作用力
③低熔点、易升华、硬度很小
④水、硫化氢、氨、氯化氢、甲烷等
⑤卤素(X2)、氧(O2)、硫(S8)、氮(N2)、白磷(P4)、碳60(C60)等
⑥CO2、P4O6、P4O10、SO2等
⑦范德华力 ⑧氢键 ⑨12
⑩氢键(也存在范德华力) ?4 ?正四面体
?4℃ ?范德华力 ?熔点低，易升华 ?制冷剂
?共价键 ?网状 ?正四面体网状 ?109°28′
（21）sp3 （22）硬度最大、熔点高（23）不溶于（24）水泥
（25）单晶硅 （26）光导纤维 （27）硼、硅、锗、金刚石
（28）碳化硅(SiC)、氮化硼(BN) （29）水晶(SiO2)
（30）分子 （31）分子间作用力 （32）较低 （33）最小
（34）一般可溶于水或某些有机溶剂 （35）原子（36）共价键
（37）很高 （38）很大 （39）一般不溶
知识点1 分子晶体
(1)概念：分子间以分子间作用力结合的晶体叫做分子晶体。
(2)构成微粒：分子。特例：稀有气体为单原子分子。
(3)微粒间的作用：①分子间作用力，部分晶体中存在氢键。②分子间作用力的大小决定了晶体的物理性质：分子的相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高，硬度越大。③分子内存在化学键：在晶体状态改变时不被破坏。④分子晶体采用密堆集。
(4)分子晶体的性质
①一般而言，硬度较小，易挥发；
②具有较低的熔沸点；
③固体和熔融状态下都不导电；
④“相似相溶原理”：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。
(5)“CO2”分子晶体的结构模型如上图：
在CO2晶体中，每个CO2分子与12个CO2分子等距离相邻(三个互相垂直的平面上各4个)。
注意：大多数分子晶体具有这种结构特征。
(6)常见的分子晶体
①所有非金属氢化物，如：水、硫化氢、氨、氯化氢、甲烷等。
②部分非金属单质，如：卤素(X2)、氧气、硫(S8)、氮(N2)、白磷(P4)、C60等。
③部分非金属氧化物，如：CO2、SO2、SO3、P4O6、P4O10等。
④几乎所有的酸，如：H2SO4、HNO3、H3PO4、H2SiO3、H2SO3等。
⑤绝大多数有机物，如：苯、乙醇、乙酸、葡萄糖等。
(7)氢键型晶体
水形成的晶体的特征：所有水分子以氢键结合在一起形成链状或层状等结构。
水形成冰晶体时体积膨胀，密度减小。
知识点2 原子晶体
(1)概念：相邻原子间以共价键结合而形成空间网状结构的晶体，叫做原子晶体。
(2)构成微粒：原子。
(3)微粒间作用：共价键。决定了晶体的物理性质。
(4)原子晶体结构特征
①晶体中只存在共价键，原子间全部通过共价键相结合。晶体中原子不遵循密堆积原则。
②晶体为立体空间网状结构。
③原子晶体中不存在单个分子。如SiO2代表硅原子和氧原子个数比为1∶2，并不代表分子。
(5)金刚石、SiO2的晶体结构模型
①金刚石：
在金刚石晶体里，每个碳原子都被相邻的4个碳原子包围，以共价键跟这4个碳原子结合，形成正四面体，被包围的碳原子处于正四面体的中心。这些正四面体结构向空间发展，构成一个坚实的、彼此联结的空间网状晶体(如上图)。最小的碳环上有6个碳原子。
②在SiO2晶体中，1个Si原子和4个O原子形成4个共价键，每个Si原子周围结合4个O原子；同时，每个O原子跟2个Si原子相结合(硅为四价，氧为二价)。实际上，SiO2晶体是由Si原子和O原子按1∶2的比例所组成的立体网状的晶体(如下图)。最小的环上有12个原子。
(6)物理性质
①一般具很高的熔点和沸点：原子晶体中原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体熔沸点就越高。
②难溶于水。
③硬度大：共价键作用强。
(7)常见原子晶体
①某些非金属单质；如：晶体硼、晶体Si和晶体Ge、金刚石等。
②某些非金属化合物；如：金刚砂(SiC)、氮化硼(BN)、氮化铝(AlN)、氮化硅(Si3N4)等
③某些氧化物，如氧化铝(Al2O3)、二氧化硅(SiO2)等。
