高中化學(xué)選修3-物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)-全冊知識(shí)點(diǎn)總結(jié)【最新】

1、高中化學(xué) 選修 3 知識(shí)點(diǎn)總結(jié)主要知識(shí)要點(diǎn)：1、原子結(jié)構(gòu)2、元素周期表和元素周期律3、共價(jià)鍵4、分子的空間構(gòu)型5、分子的性質(zhì)6、晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)（一）原子結(jié)構(gòu)1、能層和能級(jí)（1） ）能層和能級(jí)的劃分在同一個(gè)原子中，離核越近能層能量越低。同一個(gè)能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(jí)s、p、d、f ，能量由低到高依次為s、p、d、f。任一能層，能級(jí)數(shù)等于能層序數(shù)。 s、p、d、f , 可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7, 的兩倍。能層不同能級(jí)相同，所容納的最多電子數(shù)相同。（2） ）能層、能級(jí)、原子軌道之間的關(guān)系每能層所容納的最多電子數(shù)是：2n2（ n：能層的序數(shù)）。2、構(gòu)造原理（1） ）

2、構(gòu)造原理是電子排入軌道的順序，構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能級(jí)分布。（2） ）構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子軌道表示式的主要依據(jù)之一。（3） ）不同能層的能級(jí)有交錯(cuò)現(xiàn)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。原子軌道的能量關(guān)系是： ns（ n-2） f （ n-1）d np（4） ）能級(jí)組序數(shù)對(duì)應(yīng)著元素周期表的周期序數(shù)，能級(jí)組原子軌道所容納電子數(shù)目對(duì)應(yīng)著每個(gè)周期的元素?cái)?shù)目。根據(jù)構(gòu)造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的

3、電子數(shù)為2n2 ；最外層不超過 8 個(gè)電子；次外層不超過18 個(gè)電子；倒數(shù)第三層不超過32 個(gè)電子。（5） ）基態(tài)和激發(fā)態(tài)基態(tài)：最低能量狀態(tài)。處于最低能量狀態(tài) 的原子稱為基態(tài)原子 。激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)（相對(duì)基態(tài)而言）?；鶓B(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級(jí)時(shí)的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。原子光譜：不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時(shí)會(huì)吸收（基態(tài)激發(fā)態(tài)）和放出（激發(fā)態(tài)較低激發(fā)態(tài)或基態(tài)）不同的能量（主要是光能），產(chǎn)生不同的光譜原子光譜（吸收光譜和發(fā)射光譜）。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。3、電子云與原子軌道（1） ）電子云：電子在核外空間做高速運(yùn)動(dòng)，沒有確定的軌道。因

4、此，人們用“電子云”模型來描述核外電子的運(yùn)動(dòng)?！半娮釉啤泵枋隽穗娮釉谠雍送獬霈F(xiàn)的概率密度分布，是核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的形象化描述。（2） ）原子軌道： 不同能級(jí)上的電子出現(xiàn)概率 約為 90%的電子云空間輪廓圖稱為原子軌道。 s 電子的原子軌道呈球形對(duì)稱， ns 能級(jí)各有 1 個(gè)原子軌道； p 電子的原子軌道呈紡錘形， np 能級(jí)各有 3 個(gè)原子軌道，相互垂直（用px、py、pz 表示）； nd 能級(jí)各有5 個(gè)原子軌道； nf 能級(jí)各有 7 個(gè)原子軌道。4、核外電子排布規(guī)律（1） ）能量最低原理：在基態(tài)原子里，電子優(yōu)先排布在能量最低的能級(jí)里，然后排布在能量逐漸升高的能級(jí)里。（2） ）泡利原理： 1

5、 個(gè)原子軌道里最多只能容納2 個(gè)電子，且自旋方向相反。（3） ）洪特規(guī)則：電子排布在同一能級(jí)的各個(gè)軌道時(shí)，優(yōu)先占據(jù)不同的軌道，且自旋方向相同。（4） ）洪特規(guī)則的特例：電子排布在p、d、f 等能級(jí)時(shí)，當(dāng)其處于全空、半充滿或全充滿時(shí)，即 p0、d0、f 0、p3、d5、f 7、p6、d10、f 14，整個(gè)原子的能量最低，最穩(wěn)定。能量最低原理表述的是“整個(gè)原子處于能量最低狀態(tài)”，而不是說電子填充到能量最低的軌道中去，泡利原理和洪特規(guī)則都使“整個(gè)原子處于能量最低狀態(tài)”。（ 5）（ n-1） d 能級(jí)上電子數(shù)等于 10 時(shí)，副族元素的族序數(shù) =ns 能級(jí)電子數(shù)（二）元素周期表和元素周期律1、元素周期表

6、的結(jié)構(gòu)元素在周期表中的位置由原子結(jié)構(gòu)決定：原子核外的能層數(shù)決定元素所在的周期， 原子的價(jià)電子總數(shù)決定元素所在的族。（1） ）原子的電子層構(gòu)型和周期的劃分周期是指能層（電子層）相同，按照最高能級(jí)組電子數(shù)依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個(gè)橫行為一個(gè)周期，周期表共有七個(gè)周期。同周期元素從左到右（除稀有氣體外），元素的金屬性逐漸減弱， 非金屬性逐漸增強(qiáng)。（2） ）原子的電子構(gòu)型和族的劃分族是指價(jià)電子數(shù)相同（外圍電子排布相同），按照電子層數(shù)依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個(gè)列為一個(gè)族（第族除外）。共有十八個(gè)列，十六個(gè)族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬

7、性逐漸減弱。（3） ）原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū)按電子排布可把周期表里的元素劃分成5 個(gè)區(qū)，分別為s 區(qū)、 p 區(qū)、 d 區(qū)、 f 區(qū)和ds 區(qū)，除 ds 區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級(jí)的符號(hào)。2、元素周期律元素的性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現(xiàn)在核外電子排布、原子半徑、主要化合價(jià)、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負(fù)性等的周期性變化。元素性質(zhì)的周期性來源于原子外電子層構(gòu)型的周期性。（1） ）同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律同周期（左右）同主族（上下）核電荷數(shù)逐漸增大增大原子能層（電子層）數(shù)相同增多結(jié)構(gòu)原子半徑逐漸減小逐漸增大化合價(jià)元素的

8、金屬性和非元素金屬性性質(zhì)第一電離能最高正價(jià)由 +1+7 負(fù)價(jià)數(shù) =（ 8族序數(shù)）金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)呈增大趨勢（注意反常點(diǎn)：A族和 A 族、 A 族和 A 族）最高正價(jià)和負(fù)價(jià)數(shù)均相 同，最高正價(jià)數(shù) =族序數(shù)金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱逐漸減小電負(fù)性逐漸增大逐漸減?。?） ）微粒半徑的比較方法同一元素： 一般情況下元素陰離子的離子半徑大于相應(yīng)原子的原子半徑，陽離子的離子半徑小于相應(yīng)原子的原子半徑。同周期元素（只能比較原子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次減小。如： Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl同主族元素（比較原子和離子半徑）：

9、隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次增大。如： Li<Na<K<Rb<Cs ，F(xiàn)-<Cl -<Br -<I-同電子層結(jié)構(gòu) （陽離子的電子層結(jié)構(gòu)與上一周期0 族元素原子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，陰離子與同周期0 族元素原子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)）：隨核電荷數(shù)增大，微粒半徑依次減小。如： F-> Na+>Mg 2+>Al 3+（3） ）元素金屬性強(qiáng)弱的判斷方法本質(zhì)原子越易失電子，金屬性越強(qiáng)。判斷1. 在金屬活動(dòng)順序表中越靠前，金屬性越強(qiáng)依據(jù)2. 單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)越劇烈，金屬性越強(qiáng)3. 單質(zhì)還原性越強(qiáng)或離子氧化性越弱，金屬性越強(qiáng)（電解中在

10、陰極上得電子的先后）4. 最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)5. 若 x n+yx+y m+ 則 y 比 x 金屬性強(qiáng)6. 原電池反應(yīng)中負(fù)極的金屬性強(qiáng)7. 與同種氧化劑反應(yīng)，先反應(yīng)的金屬性強(qiáng)8. 失去相同數(shù)目的電子，吸收能量少的金屬性強(qiáng)（4） ）非金屬性強(qiáng)弱的判斷方法本質(zhì)原子越易得電子，非金屬性越強(qiáng)1. 與 H 2 化合越易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強(qiáng)2. 單質(zhì)氧化性越強(qiáng)，陰離子還原性越弱，非金屬性越強(qiáng)（電解中在陽極上得電子的先后 ）判斷3. 最高價(jià)氧化物的水化物酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)方法4. A n-+BBm- +A 則 B 比 A 非金屬性強(qiáng)5. 與同種還原劑反應(yīng)，先反應(yīng)的非

11、金屬性強(qiáng)6. 得到相同數(shù)目的電子，放出能量多的非金屬性強(qiáng)（三）共價(jià)鍵1、共價(jià)鍵的成鍵本質(zhì)：成鍵原子相互接近時(shí)，原子軌道發(fā)生重疊，自旋方向相反的未成對(duì)電子形成共用電子對(duì)，兩原子核間電子云密度增加，體系能量降低。2、共價(jià)鍵類型：（ 1） 鍵和 鍵成鍵方向鍵沿鍵軸方向“頭碰頭”鍵平行或“肩并肩”電子云形狀軸對(duì)稱鏡像對(duì)稱牢固程度強(qiáng)度大，不易斷裂強(qiáng)度小，易斷裂成鍵判斷規(guī)律單鍵是 鍵；雙鍵有一個(gè)是 鍵，另一個(gè)是 鍵；三鍵中一個(gè)是 鍵，另兩個(gè)為 鍵。（2） ）極性鍵和非極性鍵非 極 性 鍵極 性 鍵由同種元素的原子形成的共價(jià)定義鍵，共用電子對(duì)不發(fā)生偏移由不同種元素的原子形成的 共價(jià)鍵，共用電子對(duì)發(fā)生偏移原子

12、吸引電子能力相同不同共用電子對(duì)位置不偏向任何一方偏向吸引電子能力強(qiáng)的一方成鍵原子的電性判斷依據(jù)不顯電性顯電性舉例單質(zhì)分子（如H 2、Cl 2）和某些化合物（如Na2O2、H 2O2）氣態(tài)氫化物，非金屬氧化物、酸根和氫氧根等（3） ）配位鍵：一類特殊的共價(jià)鍵，一個(gè)原子提供空軌道，另一個(gè)原子提供一對(duì)電子所形成的共價(jià)鍵。配位化合物： 金屬離子與配位體之間通過配位鍵形成的化合物。如：Cu( H 2O) 4SO4、Cu( NH 3) 4( OH) 2、Ag( NH3 )2 OH 、Fe( SCN) 3 等。配位化合物的組成：3、共價(jià)鍵的三個(gè)鍵參數(shù)概念對(duì)分子的影響分子中兩個(gè)成鍵原子核間距鍵長離（米）對(duì)于氣

13、態(tài)雙原子分子 AB ，拆鍵能開 1molA-B 鍵所需的能量鍵長越短， 化學(xué)鍵越強(qiáng)， 形成的分子越穩(wěn)定鍵能越大，化學(xué)鍵越強(qiáng)，越牢固， 形成的分子越穩(wěn)定鍵角鍵與鍵之間的夾角鍵角決定分子空間構(gòu)型（1） ）鍵長、鍵能決定共價(jià)鍵的強(qiáng)弱和分子的穩(wěn)定性，鍵角決定分子空間構(gòu)型和分子的極性。（2） ）鍵能與反應(yīng)熱：反應(yīng)熱生成物鍵能總和反應(yīng)物鍵能總和（四）分子的空間構(gòu)型1、等電子原理原子總數(shù)相同、 價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，許多性質(zhì)是相似的， 此原理稱為等電子原理。（ 1）等電子體的判斷方法：在微粒的組成上，微粒所含原子數(shù)目相同；在微粒的構(gòu)成上， 微粒所含價(jià)電子數(shù)目相同； 在微粒的結(jié)構(gòu)上， 微粒

14、中原子的空間排列方式相同。（ 等 電 子 的 推 斷 常 用 轉(zhuǎn) 換 法 ， 如CO 2 =CO+O=N 2+O=N 2 O=N 2 +N=N 3或SO2=O+O 2=O 3=N+O2 = NO 2）（ 2）等電子原理的應(yīng)用：利用等電子體的性質(zhì)相似，空間構(gòu)型相同，可運(yùn)用來預(yù)測分子空間的構(gòu)型和性質(zhì)。2、價(jià)電子互斥理論（ 1）價(jià)電子互斥理論的基本要點(diǎn)：A Bn 型分子（離子）中中心原子A 周圍的價(jià)電子對(duì)的幾何構(gòu)型，主要取決于價(jià)電子對(duì)數(shù)（n），價(jià)電子對(duì)盡量遠(yuǎn)離，使它們之間斥力 最小。（ 2）AB n 型分子價(jià)層電子對(duì)的計(jì)算方法：對(duì)于主族元素， 中心原子價(jià)電子數(shù) =最外層電子數(shù)， 配位原子按提供的價(jià)電

15、子數(shù)計(jì)算， 如： PCl5 中 O、S 作為配位原子時(shí)按不提供價(jià)電子計(jì)算，作中心原子時(shí)價(jià)電子數(shù)為6；離子的價(jià)電子對(duì)數(shù)計(jì)算如： NH 4+：；SO42- ：3、雜化軌道理論（ 1）雜化軌道理論的基本要點(diǎn)：能量相近的原子軌道才能參與雜化。雜化后的軌道一頭大， 一頭小， 電子云密度大的一端與成鍵原子的原子軌道沿鍵軸方向重疊， 形成 鍵；由于雜化后原子軌道重疊更大，形成的共價(jià)鍵比原有原子軌道形成的共價(jià)鍵穩(wěn)定。雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個(gè)sp3 雜化軌道占有1 個(gè) s 軌道、 3 個(gè) p 軌道。雜化軌道總數(shù)等于參與雜化的原子軌道數(shù)目之和。（ 2） s、p 雜化軌道和簡單分子幾何構(gòu)型的關(guān)系雜化類型

16、spsp 2sp 3sp 3 不等性雜化軌道夾角180 o120 o109o 28中心原子位置 A ， B AA A AA中心原子孤對(duì)電子數(shù)000123分子幾何構(gòu)型直線形三角形正四面體三角錐形V 字形直線形實(shí)例BeCl 2 、HgCl 2BF3CH 4、SiCl 4NH 3 、PH3H 2O、H 2SHCl（3） ）雜化軌道的應(yīng)用范圍：雜化軌道只應(yīng)用于形成鍵或者用來容納未參加成鍵的孤對(duì)電子。（4） ）中心原子雜化方式的判斷方法：看中心原子有沒有形成雙鍵或叁鍵，如果有 1個(gè)叁鍵，則其中有 2 個(gè) 鍵，用去了 2 個(gè) p 軌道，形成的是 sp 雜化；如果有 1 個(gè)雙鍵則其中有 1 個(gè)鍵，形成的是

17、sp2 雜化；如果全部是單鍵，則形成的是sp3 雜化。4、分子空間構(gòu)型、中心原子雜化類型和分子極性的關(guān)系分子（離子）中心原子價(jià)電子對(duì)雜化類型VSEPR模型分子空間構(gòu)型鍵角分子極性CO22sp直線直線形180 o非SO23sp2平面三角V 字形極H 2O、OF23sp3平面三角V 字形極HCN2sp直線直線形180 o極NH 34sp3正四面體三角錐形107 o18極BF 3、SO33sp2平面三角平面三角形120 o非H3 O+4sp3正四面體三角錐形107 o18CH 4、CCl44sp3正四面體正四面體形109o28非NH 4 +4sp3正四面體正四面體形109o28非HCHO 、COCl

18、 23sp2平面三角平面三角形極（五）分子的性質(zhì)1、分子間作用力（范德華力和氫鍵）（ 1）分子間作用力和化學(xué)鍵的比較化學(xué)鍵分子間作用力概念相鄰原子間強(qiáng)烈的相互作用分子間微弱的相互作用范圍分子內(nèi)或某些晶體內(nèi)分子間能量鍵能一般為 120800kJ·mol 1約幾到幾十 kJ ·mol 1性質(zhì)影響主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)（穩(wěn)定性）主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)（熔沸點(diǎn)）（ 2）范德華力與氫鍵的比較范德華力氫鍵物質(zhì)分子間存在的微弱相概念互作用存在范圍分子間分子間（內(nèi)）電負(fù)性較大的成鍵原子通過H原子而形成的靜電作用分子中含有與 H 原子相結(jié)合的原子半徑小、電負(fù)性大、有孤對(duì)電子的F、O、N 原子

19、強(qiáng)度比較比化學(xué)鍵弱得多比化學(xué)鍵弱得多，比范德華力稍強(qiáng)影響因素性質(zhì)影響隨分子極性和相對(duì)分子質(zhì)量的增大而增大隨范德華力的增大， 物質(zhì)的熔沸點(diǎn)升高、溶解度增大分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點(diǎn)升高硬度增大、水中溶解度增大；分子內(nèi)氫鍵使物質(zhì)熔沸點(diǎn)降低、硬度減小2、極性分子和非極性分子（1） ）極性分子和非極性分子<1>非極性分子：從整個(gè)分子看，分子里電荷的分布是對(duì)稱的。如：只由非極性 鍵構(gòu)成的同種元素的雙原子分子：H 2、Cl 2、 N2 等；只由極性鍵構(gòu)成，空間構(gòu)型對(duì)稱的多原子分子： CO2 、CS2、BF3、CH 4、CCl4 等；極性鍵非極性鍵都有的：CH 2=CH 2、CH CH、。<2

20、>極性分子：整個(gè)分子電荷分布不對(duì)稱。如：不同元素的雙原子分子如：HCl ， HF 等。折線型分子，如H 2O、H2S 等。三角錐形分子如NH 3 等。（2） ）共價(jià)鍵的極性和分子極性的關(guān)系：兩者研究對(duì)象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身；兩者研究的方向不同， 鍵的極性研究的是共用電子對(duì)的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分布是否均勻。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質(zhì)F2、N 2、P4、S8 等只含有非極性鍵， C2H 6 、C2H 4、C2H2 等既含有極性鍵又含有非極性鍵；極性

21、分子中， 一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl 、H 2S、 H22 等。（3） ）分子極性的判斷方法單原子分子：分子中不存在化學(xué)鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne 等。雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCl 、HBr 等；若含非極性鍵，就是非極性分子，如 O2、I 2 等。以極性鍵結(jié)合的多原子分子， 主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分布均勻，即排列位置對(duì)稱，則為非極性分子，如BF3、CH 4 等。若分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對(duì)稱，則為極性分子，如NH 3、SO2 等。根據(jù) AB n 的中心原子 A 的最外層價(jià)電子是否全部參與

22、形成了同樣的共價(jià)鍵。（或A 是否達(dá)最高價(jià)）（4） ）相似相溶原理相似相溶原理：極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。相似相溶原理的適用范圍：“相似相溶”中“相似”指的是分子的極性相似。如果存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質(zhì)在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。3、有機(jī)物分子的手性和無機(jī)含氧酸的酸性（1） ）手性分子手性分子： 具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子，如同左手與右手一樣互為鏡像， 卻在三維空間里不能重疊， 互稱手性異構(gòu)體 （又稱對(duì)映異構(gòu)體、 光學(xué)異構(gòu)體） 。含有手性異構(gòu)體的分子叫做手性分子。手性分子的判斷方法： 判斷一種有機(jī)

23、物是否具有手性異構(gòu)體，可以看其含有的碳原子是否連有四個(gè)不同的原子或原子團(tuán)，符合上述條件的碳原子叫做手性碳原子。手性碳原子必須是飽和碳原子，飽和碳原子所連有的原子和原子團(tuán)必須不同。（2） ） 無機(jī)含氧酸分子的酸性酸的元數(shù) =酸中羥基上的氫原子數(shù)，不一定等于酸中的氫原子數(shù)（有的酸中有些氫原子不是連在氧原子上）含氧酸可表示為：（ HO） mROn,酸的強(qiáng)度與酸中的非羥基氧原子數(shù)n 有關(guān)， n 越大，酸性越強(qiáng)。n=0 弱酸n=1 中強(qiáng)酸n=2 強(qiáng)酸n=3 超強(qiáng)酸（六）晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)晶體類型離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體構(gòu)成晶體微粒陰、陽離子原子分子金屬陽離子、 自由電子1、四大晶體的比較粒子間作用

24、力熔沸點(diǎn)硬度離子鍵共價(jià)鍵范德華力微粒間的靜電作用較高很高低有高、有低硬而脆不良（熔融或水溶液中導(dǎo)電）不良大絕緣、 半導(dǎo)體不良小有高、有低物理性質(zhì)導(dǎo)電性不良良導(dǎo)體傳熱性延展性不良良不良不良不良溶解性典型實(shí)例易 溶 于 極 性 溶劑，難溶于有機(jī)溶劑NaOH 、 NaCl不 溶 于 任何溶劑金剛石極性分子易溶于極性溶劑；非極性分子易溶于非極性溶劑P4、干冰、硫良一般不溶于溶劑， 鈉等可與水、 醇類、 酸類反應(yīng)鈉、鋁、鐵2、典型晶體的結(jié)構(gòu)特征（1） ） NaCl屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)Na+周圍吸引著 6 個(gè) Cl ，這些 Cl 構(gòu)成的幾何圖形是正八面體，每個(gè) Cl 周圍吸引著 6 個(gè) Na+， Na

25、+、Cl個(gè)數(shù)比為 1：1，每個(gè) Na+與 12 個(gè)Na+等距離相鄰，每個(gè)氯化鈉晶胞含有4 個(gè) Na+和 4 個(gè) Cl 。（2） ） CsCl屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)Cl （或 Cs+）周圍與之最接近且距離相等的Cs+（或Cl ）共有 8 個(gè)，這幾個(gè) Cs+（或 Cl ）在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為立方體，在每個(gè)Cs+周圍距離相等且最近的Cs+共有 6 個(gè)，這幾個(gè)Cs+在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為正八面體，一 個(gè)氯化銫晶胞含有 1 個(gè) Cs+和 1 個(gè) Cl。（3） ）金剛石（空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)）屬于原子晶體。晶體中每個(gè)C 原子和 4 個(gè) C 原子形成 4 個(gè)共價(jià)鍵 ,成為正四面體結(jié)構(gòu)， C 原子與碳碳鍵個(gè)數(shù)比為1：2，最小環(huán)由 6 個(gè) C 原子組成，每個(gè) C 原子被 12 個(gè)最小環(huán)所共用；每個(gè)最小環(huán)含有1/2 個(gè) C 原子。（4） ） SiO2屬于原子晶體。晶體中每個(gè)Si 原子周圍吸引著4 個(gè) O 原子，每個(gè) O 原子周圍吸引著 2 個(gè) Si 原子， Si、O 原子個(gè)數(shù)比為 1： 2， Si 原子與 SiO 鍵個(gè)數(shù)比為 1： 4， O 原子與 Si O 鍵個(gè)數(shù)比為 1：2，最小環(huán)由 12 個(gè)原子組成。（5） ）干冰屬于分子晶體。晶胞中每個(gè)CO2 分子周圍最近且等距離的CO2 有 12 個(gè)。 1 個(gè)晶胞中含有 4 個(gè) CO2