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第一章原子结构与性质一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，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。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。
比如，p3的轨道式为或，而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
4. 基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K ：1s22s22p63s23p64s1。
认识晶体金属晶体与离子晶体（基础）编稿：房鑫审稿：张灿丽【学习目标】1、从晶体的一般性认识出发，了解晶体与非晶体的本质区别。
2、从组成微粒和微粒间相互作用的不同，认识金属晶体和离子晶体的结构及其性质特点。
3、能列举金属晶体的基本规程模型——简单立方堆积、钾型、镁型和铜型。
4、能根据离子晶体的结构特征解释其物理性质；了解离子晶体的特征；了解晶格能的应用，知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱。
【要点梳理】要点一、晶体的特性、分类1．晶体的概念人们把内部微粒（原子、离子或分子）在空间按一定规律做_______ _构成的固体物质称为晶体。
2．晶体的特征（1）晶体具有____ ____、各向异性、特定的对称性三个重要特征。
（2）晶体的自范性是指晶体能够自发地呈现________的________的多面体外形。
晶体的各向异性是指晶体在不同的方向上表现出不同的________性质。
晶体的对称性指晶体的外形呈现轴对称性或面对称性。
3．晶体的分类根据晶体内部微粒的种类和微粒间相互作用的不同，可以将晶体分为______ __、___ _____、____ ____和________。
对于常见的晶体，例如：氯化钠是Na+与Cl－通过_____ ___键形成的晶体，称为离子晶体；金属铜是以________键为基本作用所形成的晶体，称为金属晶体；金刚石是碳原子间完全通过_______键形成的晶体，称为原子晶体；冰是水分子间通过______ __形成的晶体，称为分子晶体。
要点诠释：四种晶体的比较答案：1．周期性重复排列2．（1）自范性（2）封闭规则物理3．离子晶体金属晶体原子晶体分子晶体离子金属共价分子间作用力要点二、晶体结构的堆积模型晶胞1．晶体结构的堆积模型（1）X射线衍射实验测定的结果表明，组成晶体的金属原子，离子或分子在没有其他因素（如氢键）影响时，在空间的排列大都服从_______ _原理，这是因为在金属晶体、离子晶体和分子晶体的结构中，金属键、离子键和分子间作用力均没有________，以紧密堆积的方式________体系的能量，使晶体变的比较________。
1.了解离子晶体的结构特点。
2.能根据离子晶体的结构特点解释其物理性质。
3.了解晶格能的定义及应用。
细读教材记主干1．什么是离子键？其成键微粒有哪些？提示：带相反电荷离子之间的相互作用叫作离子键，其成键微粒是阴、阳离子。
2．由离子键构成的化合物叫离子化合物；离子化合物一定含离子键，可能含共价键，含离子键的化合物一定是离子化合物。
3．离子晶体是由阴、阳离子通过离子键结合而成的晶体。
决定离子晶体结构的重要因素有：几何因素(正负离子的半径比)，电荷因素(正负离子的电荷比)，键性因素(离子键的纯粹程度)。
4．离子晶体硬度较大，难以压缩，具有较高的熔点和沸点，固体不导电，溶于水或在熔融状态下可以导电。
[新知探究]1．概念由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。
(1)构成粒子：阳离子和阴离子。
(2)作用力：离子键。
2．决定晶体结构的因素3．熔、沸点熔、沸点较高，难挥发硬度硬度较大，难以压缩溶解性一般在水中易溶，在非极性溶剂中难溶1．离子晶体中的“不一定”(1)离子晶体中不一定都含有金属元素，如NH4NO3晶体。
(2)离子晶体的熔点不一定低于原子晶体，如MgO的熔点(2 800 ℃)高于SiO2的熔点(1 600 ℃)。
(3)离子晶体中除含离子键外不一定不含其他化学键，如CH3COONH4中除含离子键外，还含有共价键、配位键。
(4)由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。
(5)含有阳离子的晶体不一定是离子晶体，也可能是金属晶体。
(6)离子晶体中不一定不含分子，如CuSO4·5H2O晶体。
[对点演练]1．(2016·邢台高二检测)CaC 2晶体的晶胞结构与NaCl 晶体的相似(如图所示)，但CaC 2晶体中由于哑铃形C 2－2的存在，使晶胞沿一个方向拉长。
下列关于CaC 2晶体的说法中正确的是( )A ．1个Ca 2＋周围距离最近且等距离的C 2－2数目为6 B ．该晶体中的阴离子与F 2是等电子体C ．6.4 g CaC 2晶体中含阴离子0.1 molD ．与每个Ca 2＋距离相等且最近的Ca 2＋共有12个解析：选C 依据晶胞示意图可以看出，晶胞的一个平面的长与宽不相等，再由图中体心可知1个Ca 2＋周围距离最近的C 2－2有4个，而不是6个，故A 错误；C 2－2含电子数为2×6＋2＝14，F 2的电子数为18，二者电子数不同，不是等电子体，故B 错误；6.4 g CaC 2为0.1mol ，CaC 2晶体中含阴离子为C 2－2，则含阴离子0.1 mol ，故C 正确；晶胞的一个平面的长与宽不相等，与每个Ca 2＋距离相等且最近的Ca 2＋应为4个，故D 错误。
晶体的常识分子晶体与原子晶体【学习目标】1、初步了解晶体的知识，知道晶体与非晶体的本质差异，学会识别晶体与非晶体的结构示意图；2、知道晶胞的概念，了解晶胞与晶体的关系，学会通过分析晶胞得出晶体的组成；3、了解分子晶体和原子晶体的特征，能以典型的物质为例描述分子晶体和原子晶体的结构与性质的关系；4、知道分子晶体与原子晶体的结构粒子、粒子间作用力的区别。
【要点梳理】要点一、晶体与非晶体【分子晶体与原子晶体#晶体与非晶体】1、概念：①晶体：质点（分子、离子、原子）在空间有规则地排列成的、具有整齐外型、以多面体出现的固体物质。
晶体具有的规则的几何外形源于组成晶体的微粒按一定规律周期性的重复排列。
②非晶体：非晶态物质内部结构没有周期性特点，而是杂乱无章地排列，如：玻璃、松香、明胶等。
非晶体不具有晶体物质的共性，某些非晶态物质具有优良的性质要点诠释：晶体与非晶体的区分：晶体是由原子或分子在空间按一定规律周期性地重复排列构成的固体物质。
周期性是晶体结构最基本的特征。
许多固体的粉末用肉眼是看不见晶体的，但我们可以借助于显微镜观察，这也证明固体粉末仍是晶体，只不过晶粒太小了。
晶体的熔点较固定，而非晶体则没有固定的熔点。
区分晶体和非晶体最可靠的科学方法是对固体，进行X—射线衍射实验，X射线透过晶体时发生衍射现象。
特别注意：一种物质是否晶体，是由其内部结构决定的，而非由外观判断。
2、分类：说明：①自范性：晶体能自发性地呈现多面体外形的性质。
所谓自范性即“自发”进行，但这里要注意，“自发”过程的实现仍需一定的条件。
例如：水能自发地从高处流向低处，但若不打开拦截水流的闸门，水库里的水不能下泻；②晶体自范性的条件之一：生长速率适当；③晶体自范性的本质:是晶体中粒子微观空间里呈现周期性的有序排列的宏观表象。
4、晶体形成的途径：①熔融态物质凝固，例：熔融态的二氧化硅，快速冷却得到玛瑙，而缓慢冷却得到水晶。
②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)；③溶质从溶液中析出。
化学金属晶体知识点总结一、金属晶体的基本概念金属晶体是由金属原子以一定规律排列组成的固体结构。
金属晶体具有一些特点，如具有金属典型的电性能、热性能和光学性能，同时还具有良好的延展性、韧性和导电性。
二、金属晶体的结构金属晶体的结构是由金属原子通过化学键相互连接而形成的。
金属晶体的结构有多种类型，其中最常见的是面心立方晶体结构和体心立方晶体结构。
金属晶体的结构对金属的性能具有重要影响，比如面心立方晶体结构使得金属具有优良的导电性和导热性，而体心立方晶体结构使得金属具有良好的韧性和延展性。
三、金属晶体的性能1. 导电性：金属晶体中的自由电子能够在晶体结构中自由传导，因此金属具有良好的导电性能。
2. 导热性：金属晶体中的自由电子能够在晶体结构中迅速传递热量，因此金属具有良好的导热性能。
3. 延展性：金属晶体中的金属原子之间的化学键相对较弱，因此金属具有良好的延展性能，可以被拉伸成细丝或者铺展成薄片。
4. 韧性：金属晶体中的金属原子之间的化学键相对较强，因此金属具有良好的韧性能，可以经受一定的外力而不易断裂。
5. 耐腐蚀性：金属晶体中的化学键特点使得金属具有一定的抗腐蚀性能，可以抵御外界腐蚀物质的侵蚀。
四、金属晶体的制备金属晶体的制备方法有多种，常见的包括熔融法、沉淀法、溶胶-凝胶法等。
熔融法是通过将金属加热至熔点后冷却凝固成固体晶体；沉淀法是通过将金属盐溶液中加入适量还原剂使金属物质析出，然后经过洗涤、干燥等处理制备金属晶体；溶胶-凝胶法是通过将金属盐加入溶液中形成凝胶后再经过热处理的方法制备金属晶体。
五、金属晶体的应用金属晶体广泛应用于工业生产中，主要包括金属材料、金属合金、金属催化剂等。
金属材料广泛用于航空航天、汽车制造、机械加工等领域；金属合金具有优异的物理性能和化学性能，用于制备高强度、高耐热、高耐腐蚀的材料；金属催化剂广泛用于化工生产中的有机合成、空气净化等领域。
总的来说，金属晶体是由金属原子组成的固体结构，在工业生产和科研领域有重要应用。
高中化学选修3物质结构与性质知识点总结主要知识要点：1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构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 ＜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。
一．晶体常识
1 ．晶体与非晶体比较
2 ．获得晶体的三条途径
①熔融态物质凝固。
②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。
③溶质从溶液中析出。
3 ．晶胞
晶胞是描述晶体结构的基本单元。
晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。
4 ．晶胞中微粒数的计算方法 —— 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。
中学中常见的晶胞为立方晶胞
立方晶胞中微粒数的计算方法如下：
注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状
二．四种晶体的比较
晶体熔、沸点高低的比较方法
（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。
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）原子晶体
由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高．如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅
（3）离子晶体
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，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。
（4）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。
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。
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。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
（5）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。
三．几种典型的晶体模型。
金属晶体离子晶体【学习目标】1、知道金属键的涵义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质；能列举金属晶体的基本规程模型——简单立方堆积、钾型、镁型和铜型；2、能说明离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质；了解离子晶体的特征；了解晶格能的应用，知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱；3、知道离子晶体、金属晶体的结构粒子、粒子间作用力的区别；4、在晶体结构的基础上进一步知道物质是由粒子构成的，并了解研究晶体结构的基本方法；敢于质疑，勤于思索，形成独立思考的能力；养成务实求真、勇于创新、积极实践的科学态度。
【要点梳理】要点一、金属键【金属晶体与离子晶体#金属键】1、金属键与电子气理论：①金属键：金属原子的电离能低，容易失去电子而形成阳离子和自由电子，阳离子整体共同吸引自由电子而结合在一起。
金属键可看成是由许多金属离子共用许多电子的一种特殊形式的共价键，这种键既没有方向性也没有饱和性，金属键的特征是成键电子可以在金属中自由流动，使得金属呈现出特有的属性。
在金属单质的晶体中，原子之间以金属键相互结合。
金属键是一种遍布整个晶体的离域化学键。
②电子气理论：描述金属键本质的最简单理论是“电子气理论”。
该理论把金属键形象地描绘成从金属原子上“脱落”下来的大量自由电子形成可与气体相比拟的带负电的“电子气”，金属原子则“浸泡”在“电子气”的“海洋”之中。
金属原子脱落下来的自由电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有金属阳离子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。
由此可见，金属晶体跟原子晶体一样，是一种“巨分子”。
小结：要点诠释：金属晶体的一般性质及其结构根源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，使金属具有很多共同的性质。
①状态：通常情况下，除Hg外都是固体；②有自由电子存在, 是良好的导体；③自由电子与金属离子碰撞传递热量，具有良好的传热性能；④自由电子能够吸收可见光并能随时放出, 使金属不透明, 且有光泽；⑤等径圆球的堆积使原子间容易滑动, 所以金属具有良好的延展性和可塑性；⑥金属间能“互溶”, 易形成合金。
金属除有共同的物理性质外，还具有各自的特性。
不同的金属在某些性质方面，如密度、硬度、熔点等又表现出很大差别。
这与金属原子本身、晶体中原子的排列方式等因素有关。
2、电子气理论对金属通性的解释：金属共同的物理性质：易导电、导热、有延展性、有金属光泽等。
①金属导电性的解释：在金属晶体中，充满着带负电的“电子气”，这些电子气的运动是没有一定方向的，但在外加电场的条件下电子气就会发生定向移动，因而形成电流，所以金属容易导电。
②金属导热性的解释：金属容易导热，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从而把能量从温度高的部分传到温度低的部分，从而使整块金属达到相同的温度。
③金属延展性的解释：当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式，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，所以在各原子层之间发生相对滑动以后，仍可保持这种相互作用，因而即使在外力作用下，发生形变也不易断裂。
因此，金属都有良好的延展性。
说明：当向金属晶体中掺入不同的金属或非金属原子时，就像在滚珠之间掺入了细小而坚硬的砂土或碎石一样，会使这种金属的延展性甚至硬度发生改变，这也是对金属材料形成合金以后性能发生改变的一种比较粗浅的解释。
要点诠释：金属晶体熔沸点的判断：金属晶体熔点变化差别较大。
如汞在常温下是液体，熔点很低（－38.9℃）。
而铁等金属熔点很高（1535℃）。
这是由于金属晶体紧密堆积方式、金属阳离子与自由电子的静电作用力（金属键）不同而造成的差别金属晶体的熔沸点高低和金属键的强弱有关。
金属原子价电子越多，原子半径越小，金属离子与自由电子的作用力就越强，晶体的熔沸点就越高，反之越低。
例如：碱金属单质的熔沸点从上到下逐渐降低——价电子相同，原子半径逐渐增大。
卤素单质的熔沸点从上到下却逐渐升高——相对分子质量逐渐增大，范德华力逐渐增大。
要点二、金属晶体的原子堆积模型【金属晶体与离子晶体#金属晶体的密堆积结构】金属键没有方向性，因此趋向于使原子或分子吸引尽可能多的其他原子或分子分布于周围，并以密堆积的方式降低体系的能量，使晶体变得比较稳定。
1、几个概念：①紧密堆积：微粒之间的作用力使微粒间尽可能的相互接近，使它们占有最小的空间②配位数：在晶体中与每个微粒紧密相邻的微粒个数③空间利用率：晶体的空间被微粒占满的体积百分数，用它来表示紧密堆积的程度2、二维空间中的堆积方式金属晶体中的原子可看成直径相等的球体，像钢球一样堆积着。
把它们放置在平面上(即二维空间里)，可有两种方式：说明：在一个平面上进行最紧密堆积排列只有一种，即只有当每个等径圆球与周围其他6个球相接触时，才能做到最紧密堆积——密置层。
密置层的空间利用率比非密置层的空间利用率高。
3、三维空间中的堆积方式金属晶体可看成金属原子在三维空间中堆积而成。
①简单立方体堆积：（非密置层与非密置层的简单叠加）这种堆积方式形成的晶胞是一个立方体，被称为简单立方堆积。
这种堆积方式的空间利用率太低，只有金属钋采取这种堆积方式。
说明：每个晶胞含原子数：1；配位数：6②钾型：（非密置层叠加、紧密堆积）如果是非密置层上层金属原子填入下层的金属原子形成的凹穴中，每层均照此堆积，如下图：这种堆积方式的空间利用率显然比简单立方堆积的高多了，许多金属是这种堆积方式，如碱金属，简称为钾型。
说明：每个晶胞含原子数：2；配位数：8③镁型和铜型：（密置层叠加、最密堆积）密置层的原子按钾型堆积方式堆积，会得到两种基本堆积方式，镁型和铜型。
镁型如图左侧，按ABABABAB……的方式堆积;铜型如图右侧,按ABCABCABC……的方式堆积.这两种堆积方式都是金属晶体的最密堆积，配位数均为12（同层6，上下层各3），空间利用率均为74℅，但所得的晶胞的形式不同。
说明：镁型，每个晶胞含原子数：2铜型，每个晶胞含原子数：4注意：左右两图的1、2、3小球的位置的区别。
小结：金属晶体的四种堆积模型对比要点三、混合晶体石墨不同于金刚石，其碳原子不像金刚石的碳原子那样呈sp3杂化。
而是呈sp2杂化，形成平面六元环状结构，因此石墨晶体是层状结构的，层内的碳原子的核间距为142pm，层间距离为335pm，说明层间没有化学键相连，是靠范德华力维系的；石墨的二维结构内，每一个碳原子的配位数为3，有一个未参与杂化的2p电子，它的原子轨道垂直于碳原子平面。
石墨晶体中，既有共价键，又有金属键，还有范德华力，不能简单地归属于其中任何一种晶体，是一种混合晶体。
要点四、离子晶体【金属晶体与离子晶体#离子晶体】1、离子晶体①定义：由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。
例：Na2O、NH4Cl、Na2SO4、NaCl、CsCl、CaF2等都是离子晶体，其中Na2O、NaCl、CsCl、CaF2晶体中只有离子键。
注：离子键——阴、阳离子间极强的静电作用。
②构成晶体的微粒：阴、阳离子（在晶体中不能自由移动）③微粒间的作用：离子键④常见的离子晶体——离子化合物：强碱、活泼金属氧化物、绝大多数盐等⑤结构特点：理论上，结构粒子可向空间无限扩展⑥离子晶体性质：熔沸点较高、硬度较大、难于压缩、熔融状态能够导电；溶解性差异较大，如KNO3易溶于水、CaCO3难溶于水。
说明：Ⅰ：在离子晶体中，离子间存在着较强的离子键，使离子晶体的硬度较大、难于压缩；而且，要使离子晶体由固态变成液态或气态，需要较多的能量破坏这些较强的离子键。
因此，离子晶体具有较高的熔点和沸点，如NaCl的熔点为801℃，沸点为l 413℃；CsCl的熔点为645℃，沸点为l290℃。
Ⅱ：离子晶体在固态时不能导电是因为固态时虽有阴阳离子，但不能自由移动。
但在熔化状态下或水溶液中离子键发生断裂，使阴阳离子在外加电场作用下产生定向移动，因此能够导电。
要点诠释：碳酸盐热分解的实质：碳酸盐在一定温度下会发生分解，如大家熟悉的碳酸钙煅烧得到石灰(CaO)，这是由于碳酸钙受热，晶体组成碳酸盐的阳离子的金属性越弱、金属阳离子的半径越小，碳酸盐热稳定性越差；离子晶体中阳离子的半径越小，结合碳酸根中的阳离子越容易。
2、离子晶体中离子键的配位数（C.N.）(1)定义：是指一个离子周围最邻近的异电性离子的数目。
如NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子的配位数说明：Ⅰ、氯化钠型晶胞：阴、阳离子的配位数是6，即每个Na+紧邻6个Cl-，每个Cl-紧邻6个Na+①钠离子、氯离子的位置关系：钠离子和氯离子位于立方体的顶角上，并交错排列。
钠离子：体心和棱中点；氯离子：面心和顶点，或反之；②每个晶胞含钠离子、氯离子的个数：Cl-8×1/8+6×1/2=4Na+ 12×1/4+1=4；③与Na+等距离且最近的Na+有12个；④Na+、Cl-比例为1︰1，化学式为NaCl，属于AB型离子晶体。
Ⅱ、氯化铯型晶胞：阴、阳离子的配位数是8，即每个Cs+紧邻8个Cl-，每个Cl-紧邻8个Cs+从图中可以很明显地看出：每个Cs+周围最邻近的Cl-有8个，每个Cl-周围最邻近的Cs+有8个，则Cs+、Cl-的配位数都是8。
因此整个晶体中，Cs+、Cl-比例为1︰1，化学式为CsCl，属于AB型离子晶体。
同是AB型离子晶体，CsCl与NaCl的晶体结构和配位数不一样。
3、决定离子晶体结构的主要因素：①几何因素：正、负离子的半径比的大小；晶体的阴、阳离子所带的电荷数相同的AB型离子晶体的几何因素与配位数（阴、阳离子个数相同，配位数也相同）的关系：②电荷因素：正、负离子所带电荷的多少；晶体中阴、阳离子的电荷数不相同，阴、阳离子个数不相同，各离子的配位数也不相同。
例：图中晶胞结构计算：每个Ca2+周围最邻近的F-有8个，表明Ca2+的配位数为8。
每个F-周围最邻近的Ca2+有4个，表明F-的配位数是4。
由此可见，在CaF2晶体中，Ca2+和F-个数比为1︰2，刚好与Ca2+和F-的电荷数之比2︰1。
整个晶体的结构与前面NaCl和CsCl的结构完全不相同。
因此可以得出晶体中阴、阳离子电荷比也是决定离子晶体结构的重要因素，称为电荷因素。
③键性因素：离子键的纯粹程度。
小结：本节课主要学习离子晶体的基本性质与结构。
通过本节学习可以知道为什么离子晶体种类繁多且结构多样。
由于离子晶体中阴、阳离子的结合方式使得整个晶体是一个“巨分子”，不存在单个分子。
CsCl、NaCl、CaF2表示的只是晶体中阴、阳离子个数比的化学式，不表示分子组成的分子式。
要点五、晶格能【金属晶体与离子晶体#离子晶体的晶格能】1、定义：气态离子形成1mol离子晶体时释放的能量，通常取正值。
