下载文档原格式
高中化学选修 3 知识点总结一、原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分! 在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
"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 。
# 任一能层，能级数等于能层序数。
$ s 、p 、d 、f ⋯⋯可容纳的电子数依次是 1、3、5、7⋯⋯的两倍。
% 能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
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 ＜ np（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2n 2 ；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 。
" 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 。
# 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 →&'()*(+*,-./0123456()7892:;<-=>?5&@&A5@?()2B ='C5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）。
高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结一、物态变化1.固体、液体和气体的特点和微观结构。
2.相变的概念及其条件。
3.气体的压力、体积和温度的关系（气体状态方程）。
4.确定气体的压强、体积和温度的实验方法。
二、物质的分子结构1.分子的结构和性质的关系。
2.分子的极性与非极性。
3.分子的键型及其特点。
4.共价键的键能和键长的关系。
三、化学键的性质1.同种键和异种键的定义和举例。
2.键能的概念及其在化学反应中的表现。
3.键长的测定方法及其在化学反应中的影响。
4.共价键的极性和电性的概念及其与键型的关系。
四、物质的热稳定性1.温度和物质的热稳定性的关系。
2.物质的热分解与热合成的条件和特点。
3.确定物质的热分解和热合成的方法。
五、物质的电解性1.电解质和非电解质的区别和举例。
2.电解质的导电性及其与离子的浓度和动力学的关系。
3.强电解质和弱电解质的区别和举例。
六、分子与离子的形成1.分子化合物和离子化合物的区别和举例。
2.确定分子和离子的产生与存在的条件。
七、氢键和离子键1.氢键的特点和举例。
2.氢键的性质和应用。
3.离子键的特点和举例。
4.离子键的性质和应用。
八、离子晶体和共价晶体1.离子晶体的特点和举例。
2.确定离子晶体的特性和存在的条件。
3.共价晶体的特点和举例。
4.确定共价晶体的特性和存在的条件。
九、化学键的杂化1.杂化的概念和种类。
2.方向性杂化的概念和应用。
3.确定方向性杂化的条件和特点。
十、分子结构的测定1.确定分子结构的方法。
2.确定分子结构的仪器。
3.确定分子结构的实验步骤和原理。
综上所述，以上是高中化学选修3《物质结构与性质》全册的知识点总结。
通过对这些知识点的学习，我们可以了解物质的分子结构和性质的关系，从而深入理解化学反应的本质和原理。
希望对你的学习有所帮助！。
物质结构与性质常考点归纳物质的结构与性质是化学的重要内容之一，涉及到物质的组成、分子构型、化学键等方面，对于我们理解物质的物理和化学性质具有重要的意义。
下面是对物质结构与性质的常考点的归纳：1.原子结构与元素周期表原子是物质的基本组成单位，由电子、质子和中子组成。
电子在不同的能级上分布，通过填充不同的电子壳层，形成不同元素的原子结构。
元素周期表是根据元素的原子结构和元素性质所进行的分类，鼓励掌握元素周期表的排列规律，了解元素的周期性变化和元素性质之间的关系。
2.化学键与分子构型化学键是原子间相互作用的结果，包括离子键、共价键和金属键等。
离子键是电子从一个原子转移到另一个原子形成的，如盐的结构。
共价键是原子通过共享电子形成的，如氢气的结构。
金属键是金属中自由电子负责连接金属原子形成的良好的自由度。
掌握化学键的形成和性质可帮助我们理解物质的分子构型和分子间的相互作用。
3.有机化合物的结构与性质有机化合物是由碳元素组成的化合物，包括碳氢化合物、含氧、氮、硫等元素的化合物。
了解有机化合物的结构与性质对于学习有机化学具有重要意义。
常见的有机化合物常考点包括碳链结构、立体化学、官能团、同分异构体等。
4.物质的晶体结构与性质晶体是具有有序、周期排列的结晶体系，它们是由离子、分子或原子按照一定的规则进行排列和成键形成的。
晶体的结构与性质密切相关，例如晶体的硬度、熔点和导电性等。
了解晶体的结构可以帮助我们理解物质的各种性质，并对材料的应用有所启示。
5.溶液的结构与性质溶液是由溶质和溶剂组成的，涉及到物质在不同状态下的相互转化和相互作用。
了解溶液的结构与性质，例如溶解度、溶解热等对于理解溶液的稳定性及其应用有重要意义。
6.气体的结构与性质气体是一种无定形的物质状态，气体分子之间的距离和相互间的相互作用力较小。
气体的结构与性质涉及到气体分子的运动方式、压力、体积和温度之间的关系，了解气体的结构与性质对于理解气体的物理性质和工业应用有重要意义。
物质结构与性质知识点1. 原子结构- 原子由原子核和环绕其周围的电子云组成。
- 原子核包含质子和中子，质子带正电，中子不带电。
- 电子带负电，存在于不同的能级轨道上。
2. 元素周期表- 元素周期表按照原子序数（质子数）排列所有已知的化学元素。
- 元素周期表分为7个周期和18个族（组）。
- 元素的性质（如原子半径、电负性、离子化能）在周期表中呈周期性变化。
3. 化学键- 化学键是原子之间的相互作用，使它们结合在一起形成分子或晶体结构。
- 有三种基本类型的化学键：离子键、共价键和金属键。
- 离子键由电荷相反的离子间的静电吸引力形成。
- 共价键由两个或多个非金属原子共享电子对形成。
- 金属键是金属原子之间的特殊类型的化学键，涉及“电子海”的形成。
4. 分子结构- 分子是由两个或多个原子通过化学键结合而成的稳定组合。
- 分子的几何形状受到化学键和孤对电子的排布影响。
- 价层电子对互斥理论（VSEPR）用于预测分子的形状和极性。
5. 晶体结构- 晶体是由原子、离子或分子按照规则的几何图案排列形成的固体。
- 晶体结构的类型包括分子晶体、离子晶体、金属晶体和共价晶体。
- 晶体结构的对称性和排列方式决定了材料的物理性质，如硬度、熔点和电导率。
6. 物质的相变- 物质可以在固态、液态和气态之间转换，这种转换称为相变。
- 相变过程中，物质的物理性质会发生显著变化，如体积、密度和热容。
- 相变通常伴随着能量的吸收或释放，如熔化、蒸发和凝结。
7. 化学性质- 化学性质描述物质在化学反应中的行为。
- 包括氧化还原反应、酸碱反应、沉淀反应等。
- 化学性质受到原子的电子排布和化学键类型的影响。
8. 物理性质- 物理性质是物质不需要发生化学变化就能表现出来的性质。
- 包括密度、熔点、沸点、硬度、颜色、导电性和热导率等。
- 物理性质可以通过测量和观察直接获得。
9. 热力学性质- 热力学性质涉及物质在热力学过程中的能量变化。
- 包括焓、熵、自由能和热容等。
高三物质结构与性质知识点高三学习阶段是学生们备战高考的关键时期，物理化学作为一门重要的科学学科，占据着高考的大比重。
在化学中，物质结构与性质是一个非常重要的知识点。
本文将为大家详细介绍高三物质结构与性质知识点，帮助同学们更好地理解和掌握这一内容。
一、物质结构物质的结构指的是物质的微观组成和排列方式，它直接决定了物质的性质和行为。
常见的物质结构包括晶体结构和非晶体结构。
1. 晶体结构晶体是由大量无规则的微观粒子在空间中有序排列而成的物质，其结构具有周期性和规则性。
晶体的结构可分为离子晶体和原子晶体。
离子晶体的结构由正负离子通过静电作用力排列而成。
常见的离子晶体有氯化钠、氧化铝等。
离子晶体的结构稳定，熔点较高。
原子晶体的结构由相同或不同原子通过化学键相互连接而成。
常见的原子晶体有金刚石、石英等。
原子晶体的结构稳定，硬度较高。
2. 非晶体结构非晶体是指没有长程周期性结构的物质。
其微观结构呈无序状态，没有明显的晶体面和晶胞。
例如，玻璃就是一种典型的非晶体。
非晶体的结构较为松散，熔点较低。
二、物质的性质物质的性质是指物质在一定条件下所表现出来的特征和行为。
常见的物质性质包括物质的物理性质和化学性质。
1. 物质的物理性质物质的物理性质是指物质在不改变其化学组成的情况下所表现出来的性质，如颜色、硬度、密度、溶解度等。
物质的物理性质取决于其结构和组成。
例如，金属具有良好的导电性和热导性，这是由于金属晶体结构中存在大量自由电子。
而非晶体则通常具有较高的折射率和较低的热导率，其物理性质与其无序的结构有关。
2. 物质的化学性质物质的化学性质是指物质与其他物质进行化学反应时表现出来的性质。
化学性质通常可通过物质的分子结构和化学键来解释。
例如，金属在与非金属发生化学反应时往往会失去电子而形成阳离子，这是由金属具有较低的电离能和较弱的电子亲和力所决定的。
三、物质结构与性质的关系物质的结构直接决定其性质和行为。
不同的物质结构导致物质具有不同的物理性质和化学性质。
考点二十八物质结构与性质学问点讲解一、原子结构1. 能层与能级由必修的学问，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：第一、二、三、四、五、六、七……能层符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、Q……能量由低到高例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，其次层8个电子，第三层1个电子。
由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充溢后再填充下一层。
理论探讨证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：能层一二三四五六七……符号K L M N O P Q……最多电子数 2 8 18 32 50……即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。
各能层上的能级是不一样的。
能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：能层 K L M N O ……能级1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……各能层电子数 2 8 18 32 50 ……（1）每个能层中，能级符号的依次是ns、np、nd、nf……（2）任一能层，能级数=能层序数（3）s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：2. 构造原理依据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎全部元素原子的电子排布。
即电子所排的能级依次：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……电子填充的先后依次（构造原理）为：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p...ns (n－2)f (n－1)d np构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
高考化学《物质结构与性质》知识汇总！学习建议高考选择性必修2的考试题型变化不大，常考“原子结构与元素的性质(基态微粒的电子排布式、电离能及电负性的比较)、元素周期律；分子结构与性质(化学键类型、原子的杂化方式、分子空间构型的分析与判断)；晶体结构与性质(晶体类型、性质及与粒子间作用的关系、以晶胞为单位的密度、微粒间距与微粒质量的关系计算及化学式分析等)”这些内容，可以在做完选择题之后，优先选择这道题，考试用时不超10分钟，平时限时训练也给自己这样的要求。
原子核外电子排布原理1．能层、能级与原子轨道(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。
通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。
(2)能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。
(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。
这种电子云轮廓图称为原子轨道。
【特别提示】(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数。
(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍。
(3)构造原理中存在着能级交错现象。
由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d 轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。
(4)前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。
第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道p x、p y、p z，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。
(5)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n－1)d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前。
(6)在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]＋价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。
高中化学物质结构与性质知识点总结一.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，电子出现的机会太，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，电子尽可能分占丕同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d i0、f i4）、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]3d54s i、29Cu [Ar]3d io4s i.（3）.掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.ns (n-2)f (n-l)d. up①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。
《物质结构与性质》精华知识点课本：1、熟记1-36号元素电子排布1、核电荷数从1到18的元素的原子结构示意图H HeLi Be B C N O F NeNa Mg Al Si p S Cl Ar2、原子的核外电子排布式和外围电子（价电子）排布式（原子核外电子排布时，先排4s 后排3d，形成离子时先失去最外层电子）核外电子排布式外围电子排布式核外电子排布式外围电子排布式26Fe：[Ar]3d64s2 3d64s226Fe2+：[Ar]3d6 3d626Fe3+：[Ar]3d5 3d529Cu：[Ar]3d104s1 3d104s129Cu +：[Ar]3d10 3d1029Cu 2+：[Ar]3d9 3d924Cr： [Ar]3d54s1 3d54s124Cr3＋[Ar] 3d3 3d330Zn : [Ar]3d104s2 3d104s230Zn2+ [Ar]3d10 3d1022Ti2+ [Ar]3d2 3d225Mn [Ar]3d54s2 3d5 4s231Ga[Ar]3d104s24P1 4s24P132Ge[Ar]3d104s24P2 4s24P233As: [Ar]3d 104s 24P34s 24P 3 24Se : [Ar]3d 104s 24P34s 24P 33、元素周期表（对应选择第11题）（1）同周期，原子半径减小，同主族原子半径增加；对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径越小：Al 3+＜Mg 2+＜Na +＜F －＜O 2- Ca 2+＜K +＜Cl －＜S 2-（2）p 轨道有2个未成对电子，有P 2和P 4。
C:2S 22P 2 、Si:3S 23P 2、O ：2S 22P 4、S ：3S 23P 4（3）（3S 23P 6 3d 10）第三周期内层电子全充满，Cu 和Zn（4）Cr ：3d 54s 1， 6个未成对电子数，第四周期未成对电子数最多（5）氟元素的非金属性最强，因此：①F 无正价②气态氢化物中最稳定的是HF 。
（6）最高价含氧酸酸性最强的是：高氯酸（HClO 4）（7）Al 元素：原子有三个电子层，简单离子在本周期中半径最小（8）某元素的最高价氧化物对应的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，则该元素是：氮 （氨气和硝酸反应生成硝酸铵）。
（9）气态氢化物的稳定性：（同周期增强，同主族减弱）CH 4< NH 3< H 2O <HF ，SiH 4< PH 3< H 2S <HClHF ＞HCl ＞HBr ＞HI H 2O ＞H 2S ＞H 2Se NH 3＞PH 3 CH 4＞SiH 4（10）最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱：（同周期增强，同主族减弱）H 2SiO 3< H 3PO 4< H 2SO 4<HClO 4 H 2CO 3 ＞H 2SiO 3（11）最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱：（同周期减弱，同主族增强）NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3KOH＞NaOH＞LiOH4、元素周期表中区的划分（5 个区）s区：ⅠA、ⅡA p区：ⅢA～ⅦA、0族 d区：ⅢB～ⅦB、Ⅷds区：ⅠB、ⅡB f区：镧系、锕系5、电离能（1）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(Be>Mg>Ca )。
（2）熟记：第一电离能：N＞O＞C N＞O＞S（3）第一电离能：Li ＜B ＜Be ＜C＜O＜ N＜ F （Be 2s2，2S全满；N 2s22P3，2P半满）Na＜ Al＜ Mg＜ Si＜S＜P＜Cl （Mg 3s2，3S全满；P 3s23P3，3P 半满）6、电负性同周期从左到右，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。
F电负性最大，电负性无反常现象。
电负性：O ＞N＞C ，O＞S7、氢键（1）使物质有较高的熔沸点：①沸点NH3> PH3（NH3分子间形成氢键）②沸点H2O> H2S（H2O分子间形成氢键）③沸点HF> HCl④C2H5OH沸点高于CH3OCH3（C2H5OH分子间形成氢键）⑤CH 3COOH 沸点高于CH 3COOCH 3（CH 3COOH 分子间形成氢键）HCOOH 沸点高于HCOOCH 3（HCOOH 分子间形成氢键）。
（2）使物质易溶于水：如NH 3、C 2H 5OH 、CH 3CHO 、CH 3COOH 、H 2O 2等易溶于水（某分子与水分子形成氢键，如C 2H 5OH 与水分子形成氢键）。
（3）解释一些现象：水结冰体积膨胀（水分子间形成氢键，体积大，密度小）。
8．物质溶沸点的比较 （1）同类晶体①离子晶体的熔、沸点取决于离子键的强弱，通常离子半径越小、离子所带电荷数多，晶格能越强，熔、沸点越高。
如MgO ＞NaCl 、NaCl ＞KCl, MgO ＞CaO 。
②原子晶体的熔、沸点取决于共价键的键长和键能，键长越短、键越牢固，熔、沸点越高。
如：金刚石＞金刚砂＞晶体硅。
③分子晶体的熔、沸点取决于分子间作用力的大小，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
分子间作用力越强，熔、沸越高（F 2<Cl 2<Br 2<I 2）；有氢键的分子晶体，还要考虑氢键的强弱。
（H 2O ＞H 2S ，NH 3＞PH 3 ，HF ＞HCl ）④同类金属晶体中，金属离子半径越小，阳离子带电荷数越高，金属键越强，熔、沸点越高，如：Li ＞Na ＞K ，Na ＜Mg ＜Al 。
（2）不同类型的晶体（金属晶体除外），熔、沸点高低顺序为：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
如：SiO 2 ＞CO 2 SiO 2 ＞NaCl ＞SiCl 4 9、杂化（1）公式:对于AB m型分子(A为中心原子，B为配位原子)，分子的价电子对数可以通过下式确定：孤电子对数＝1/2(a-xb)★★★价电子对数即杂化轨道数，杂化轨道数=σ键+孤电子对数，与π键无关中P原子价电子对于离子：阴离子加上离子电荷数，阳离子减去离子电荷数。
如PO3－4数应加上3，而NH＋中N原子的价电子数应减去1。
4(2)常用杂化规律sp3杂化：①连有四个单键的碳原子(饱和C)：CH4、－CH3、CH2、CH、烷烃、环烷烃、CCl4②连有单键的氧原子：H2O、H3O+、－OH、H2O2③连有单键的氮原子（饱和N）：NH3、NH4+、－NH2④空间构型为四面体或者正四面体的中心原子：ClO4－、SO42-、PO43-、SiO44-sp2杂化：①双键两端的原子：H2C＝CH2（C＝C）、HCHO(C=O)、羰基(C=O)、尿素(C=O)H2C＝NH (C＝N)②平面形分子中的中心原子：BF3、SO3、苯sp杂化：①叁键两端的原子：HC≡CH（C≡C）、H－C≡N（C≡N）②直线形分子中的中心原子：BeCl2、CO2、CS210、等电子体（1）原子数相同、价电子总数相同的分子或离子，互称为等电子体。
（2）等电子体的结构相似。
（2）常见例子①AX 10e- CO、N2、CN－、C22-直线型sp杂化②AX2 16 e- CO2、N2O、CS2、COS 、 SCN－、CNO－、NO2+、N3－直线型sp杂化③AX4 32e- CCl4、SiF4、SO42-、PO43-、ClO4－、SiO44- 正四面体sp3杂化④AX4 8e- CH4NH＋4正四面体 sp3杂化⑤AX2 8e- H2O H2S NH2- V型 sp3杂化⑥AX2 18e- SO2、O3、NO2－ V型 sp2杂化⑦AX3 24 e- CO32-、NO3－、SO3、COCl2平面三角形 sp2杂化⑧AX3 8e- NH3、 H3O＋三角锥形 sp3杂化⑨AX3 26 e- PCl3、NF3、SO32-、ClO3－三角锥型 sp3杂化11、晶体结构（1）1 mol 金刚石中，C-C键有2 mol，1 mol单晶硅中，Si-Si键有2 mol；（2）1 mol SiO2晶体中，Si-O键有4mol（3）晶体NaCl的空间结构（面心立方，黑点Na+白点Cl－）①每个Na+同时吸引6个 Cl－，Na+配位数为6；每个Cl－同时吸引6个Na+，Cl－配位数为6。
②每个氯化钠晶胞中有4个Na+，有4个Cl－。
（Na+4216818=⨯+⨯，Cl－414112=+⨯）③每个Na+周围与它最近的且距离相等的Na+有12个，每个Cl－周围与它最近的且距离相等的Cl－有12个。
（4）CsCl 型（体心立方）：每个Cl －吸引8个Cs ＋，Cl －配位数为8；每个Cs ＋吸引8个Cl －，Cs ＋配位数为8。
（5）ZnS (X 为：Zn 2+，Y 为S 2-)S 2-最近距离的Zn 2+有4个，S 2-配位数为4；Zn 2+-最近距离的S 2-有4个，Zn 2+配位数为4。
（6）Cu 2O （黑点Cu +，白点O 2-）Cu +最近距离的O 2-有2个，Cu +配位数为2；O 2-最近距离的Cu +有4个，O 2-配位数为2。
（7）常见金属晶体的原子堆积模型（8）MgB 2Mg ：32126112=⨯+⨯ B ：612、配合物组成、结构结构型式 常见金属 配位数面心立方 Cu 、Ag 、Au 12体心立方 Na 、K 、Fe 8六方堆积 Mg 、Zn 12。
