高中化学选修三知识点总结
高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结高中化学选修3知识点总结高中化学选修3知识一、化学平衡弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等问题都涉及化学平衡的理念，基于此，研究这类问题，我们要从平衡的角度出发，运用化学平衡的观念分析问题。
化学平衡的研究对象是一定条件下的可逆反应，而弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等都是可逆反应，在水溶液中的行为都表现为一种动态的平衡，这些平衡可看作化学平衡中的一种特例(水溶液中的化学平衡)，因此它们有化学平衡的共性，也有其鲜明的个性。
1.弱电解质的电离(以CH3COOH的电离为例)(1)弱电解质的电离：CH3COOHCH3COO—+H+。
(2)电离平衡常数：用K表示，CH3COOH的电离平衡常数可表示为K(CH3COOH)=[c(H+)·c(CH3COO—)]/c(CH3COOH)。
注意：电离平衡常数只随温度的变化而改变，不随参与电离平衡的分子和各离子的浓度变化而变化。
K电离表达式中的各浓度指平衡时的浓度。
通常都用在25℃的电离常数来讨论室温下各种弱电解质溶液的平衡状态。
多元弱酸是分步电离的，它的每一步电离都有相应的.电离常数，通常用K1、K2、K3等表示，其大小关系为K1>K2>K3，一般都要相差104～105倍。
(3)弱电解质电离的特点：①共性特点：动(动态平衡)、定(各微粒的含量保持不变)、等(电离的速率等于离子结合成分子的速率)、变(条件改变，平衡发生移动)。
②个性特点：电离过程吸热;电离程度较小。
(4)外界条件对电离平衡的影响：①浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度减小;增大离子的浓度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。
②温度：升高温度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度增大;降低温度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。
注意：区分电离平衡移动与电离程度变化的关系，电离平衡移动的方向利用化学平衡移动原理来分析，而电离程度是一个相对值，即使电离平衡向右移动，电离程度也不一定增大。
高中化学选修三 原子结构与性质知识总结
原子结构与性质一 原子结构 1、原子的构成中子N（核素）原子核 近似相对原子质量质子Z （带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号原子结构 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）化学性质及最高正价和族序数体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子 运动特征电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图2、三个基本关系（1）数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中） （2）电性关系：①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数②阳离子中：质子数>核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数 ③阴离子中：质子数<核外电子数 或 质子数=核外电子数-电荷数 （3）质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数二 原子核外电子排布规律决定 X)(A Z三相对原子质量定义：以12C原子质量的1/12（约1.66×10-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。
其国际单位制（SI）单位为1，符号为1（单位1一般不写）原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。
如：一个氯原子的m(35Cl)=5.81×10-26kg。
核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。
一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量，相对诸量如35Cl为34.969,37Cl为36.966。
原子比较核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该质量核素的质量数相等。
如：35Cl为35,37Cl为37。
元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。
如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其原子个数百分比的乘积之和。
高中化学《选修三物质结构与性质》知识归纳
高中化学《选修三物质结构与性质》知识归纳选修三《物质结构与性质》是高中化学课程中的一本重要教材。
本书主要介绍了物质的结构与性质的关系，以及有机化合物、配位化学、无机材料等内容。
下面是关于该教材的知识归纳。
第一章物质的结构和性质1.物质的微观结构：原子、离子和分子是物质的微观结构。
2.物质的宏观性质：密度、熔点、沸点、导电性、导热性、溶解性等是物质的宏观性质。
3.物质的宏观性质与微观结构的关系：物质的性质与其微观结构相关，如金属的导电性、晶体的硬度等。
第二章有机化合物的结构和性质1.有机化合物的元素组成：有机化合物主要由碳、氢和少量氧、氮、硫等元素组成。
2.有机化合物的结构：有机化合物由分子构成，分子由原子通过共价键连接。
3.有机化合物的性质：有机化合物具有燃烧性、酸碱性、氧化还原性、流动性、挥发性等特性。
4.有机物的分类：根据分子中所含的官能团，有机物可分为醇、酮、醛、酸、酯、醚、芳香化合物等不同类型。
第三章有机反应与有机合成1.有机反应的定义：有机反应是指有机化合物在适当条件下发生变化，形成具有新性质的有机化合物。
2.脱水反应：脱水反应是指有机化合物中的水分子与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。
3.氢化反应：氢化反应是指有机化合物中的氢气与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。
4.酸碱催化：酸碱催化是指在酸碱存在的条件下，有机化合物的反应速率增加。
第四章金属配合物1.配位化合物的概念：配位化合物是指由一个或多个给体与一个或多个受体之间通过配位键结合形成的化合物。
2.配位键：配位键是指由配体中的一个或多个电子对与金属离子形成的共价键。
3.配位数：配位数是指一个金属离子周围配位体的数目。
4.配位化合物的性质：配位化合物具有明显的颜色、溶解度、稳定性等特性。
第五章无机材料1.无机材料的分类：无机材料可分为金属材料、非金属材料和无机非金属材料。
2.无机材料的性质：金属材料具有导电性、延展性、塑性等特性；非金属材料主要用于绝缘材料、陶瓷材料等；无机非金属材料具有耐高温、耐腐蚀等特性。
高中化学选修3-物质结构和性质-全册知识点总结
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。
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质
第三章晶体结构与性质课标要求1.了解化学键和分子间作用力的区别。
2.理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
3.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。
4.理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。
5.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。
要点精讲一.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2．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。
高中化学选修三知识点总结
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。
高中化学选修三物质结构与性质知识点大全
物质结构与性质知识点大全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)。
2．基态原子的核外电子排布（1）能量最低原理电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。
如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图。
注意：所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。
（2）泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。
（3）洪特规则。
高中化学选修3：晶体结构与性质知识点总结
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。
高中化学选修三知识点总结
高中化学选修三知识点总结第一章原子结构与性质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，电子出现的机会大，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。
2、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.3、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。
4、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。
5、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，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。
洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、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]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s16、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。
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。
基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。
7、第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。
常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
(1)原子核外电子排布的周期性随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.(2)元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:★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。
高中化学选修三知识点
第一部分知识要点及解题模型归纳1．由K层→Q层，电子的能量：低→高，离核的距离：近→远。
2．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：K层（n=1）只有1s 一个能级，L层（n=2）有2s、2p两个能级，M层（n=3）有3s、3p、3d三个能级，N层（n=4）有4s、4p、4d、4f四个能级，…3．每个能级最多容纳的电子数是能层序数平方的两倍，即2n2（n=1,2,3,4,…，2n2=2,8,18,32,…）4．当同一能级上的电子排布为全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）和全空状态（p0、d0、f0）时，具有较低的能量和较大的稳定性。
这是洪特规则的特例。
根据这个规律，铬（24Cr）的外围电子排布是3d54s1(3d、4s能级均为半充满)而不是3d44s2，铜(29Cu)的外围电子排布是3d104s1(3d全充满、4s半充满)而不是3d94s2等等。
5．21—30号元素的价电子排布依次为：3d14s2→3d24s2→3d34s2→3d54s1→3d54s2→3d64s2→3d74s2→3d84s2→3d104s1→3d104s2。
6．ns、np、nd、nf能级分别有1、3、5、7个原子轨道，最多容纳2、6、10、14个电子。
所以n能层的能级数为n，原子轨道数为n2，最多容纳的电子数为2n2。
7．非金属元素并不都在p区（H元素在s区）；最外层只有1个电子，并不一定在ⅠA族（可能为ⅠA族及Cr、Cu等元素）；最外层只有2个电子，并不一定在ⅡA族（可能为ⅡA族、He及Sc、Ti、V等多数过渡元素）；最外层有3-7个电子，则一定在ⅢA~ⅦA族。
8．各周期所包含的元素种数为2、8、8、18、18、32、32（现在排了26种，若排满则为32种），即可巧记为1个2、2个8、2个18、2个32（联系2n2）。
因此，记住“2-8-8-18-18-32-32”、“1-3-11-19-37-55-87”（ⅠA族）、“2-10-18-36-54-86”（O族）类3组数字中的任意一组及族序数的顺序即可由任意原子序数推知元素的位置。
高中化学选修三知识点总结
高中化学选修三知识点总结高中化学选修三知识1(1)极性分子和非极性分子<1>非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。
如：①只由非极性键构成的同种元素的双原子分子：H2、Cl2、N2等;②只由极性键构成，空间构型对称的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等;③极性键非极性键都有的：CH2=CH2、CH≡CH。
<2>极性分子：整个分子电荷分布不对称。
如：①不同元素的双原子分子如：HCl，HF等。
②折线型分子，如H2O、H2S等。
③三角锥形分子如NH3等。
(2)共价键的极性和分子极性的关系：两者研究对象不同，键的极性研究的是原子，而分子的极性研究的是分子本身;两者研究的方向不同，键的极性研究的是共用电子对的偏离与偏向，而分子的极性研究的是分子中电荷分布是否均匀。
非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，非金属单质F2、N2、P4、S8等只含有非极性键，C2H6、C2H4、C2H2等既含有极性键又含有非极性键;极性分子中，一定含有极性键，可能含有非极性键，如HCl、H2S、H2O2等。
(3)分子极性的判断方法①单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如He、Ne等。
②双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如HCl、HBr等;若含非极性键，就是非极性分子，如O2、I2等。
③以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。
若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如BF3、CH4等。
若分子中的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如NH3、SO2等。
④根据ABn的中心原子A的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。
(或A是否达最高价)(4)相似相溶原理①相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。
②相似相溶原理的适用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。
高中化学选修3分子间作用力和氢键知识点总结
高中化学选修3分子间作用力和氢键知识点总结一．分子间作用力１．定义：分子间存在着将分子聚集在一起的作用力，称分子间作用力。
分子间作用力也叫范德华力．２．实质：一种电性的吸引力．３．影响因素：分子间作用力随着分子极性．相对分子质量的增大而增大．分子间作用力的大小对物质的熔点．沸点和溶解度都有影响．一般来说．对于组成和结构相似的物质来说，相对分子质量越大，分子间作用力越强，物质的熔沸点也越高．４．只存在于由共价键形成的多数化合物，绝大多数非金属单质分子和分子之间．化学键是分子中原子和原子之间的一种强烈的作用力，它是决定物质化学性质的主要因素。
但对处于一定聚集状态的物质而言，单凭化学键，还不足以说明它的整体性质，分子和分子之间还存在较弱的作用力。
物质熔化或汽化要克服分子间的作用力，气体凝结成液体和固体也是靠这种作用力。
除此以外，分子间的作用力还是影响物质的汽化热、熔化热、溶解黏度等物理性质的主要因素。
分子间的作用力包括分子间作用力（俗称范德华力）和氢键（一种特殊的分子间作用力）。
分子间作用力约为十几至几十千焦，比化学键小得多。
分子间作用力包括三个部分：取向力、诱导力和色散力。
其中色散力随分子间的距离增大而急剧减小，一般说来，组成和结构相似的物质，分子量越大，分子间距越大，分子间作用力减小，物质熔化或汽化所克服的分子间作用力减小，所以物质的溶沸点升高。
化学键与分子间作用力比较化学键分子间作用力概念相邻的原子间强烈的相互作用物质分子间存在的微弱的相互作用能量较大很弱性质影响主要影响物质的化学性质主要影响物质的物理性质二．氢键－特殊的分子间作用力1．概念：氢键是指与非金属性很强的元素（主要指Ｎ、Ｏ、Ｆ）相结合的氢原子与另一个分子中非金属性极强的原子间所产生的引力而形成的．必须是含氢化合物，否则就谈不上氢键。
２．实质：氢键不是化学键，属于分子间作用力的范畴．但比普通分子间作用力要强得多．３．存在：水．冰．氨．无机酸．醇等物质能形成氢键．４．分类：分子内氢键和分子间氢键５．影响：分子间氢键的形成除使物质的熔沸点升高外，对物质的溶解度．硬度等也都有影响．６．表示法：用＂X—H…Y＂表示，且三原子要在一条直线上．X、Y与H构成分子。
高中化学《选修三 物质结构与性质》知识归纳
《选修三物质结构与性质》知识归纳一、能层与能级1、能层(电子层：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。
由里向外，分别用字母：K、L、M、N、O、P、Q表示相应的第一、二、三、四、五、六、七能层。
各能层最多容纳的电子数为2n2；在同一个原子中，离核越近，电子能量越低2、能级：同一能层里的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的顺序升高，即：E(s)<E(p)<E(d)<E(f)①K层指包含一个能级，即s能级；L层包含两个能级，s和p能级；M层包含三个能级，s、p和d能级；N层包含四个能级，s、p、d、f能级②每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……③s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍④同一能级容纳的电子数相同3、电子云：原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。
电子云密集(单位体积内小黑点多)的地方，电子出现的机会多；反之，电子云稀疏(单位体积内小黑点少)的地方，电子出现的机会少。
即电子云表示电子在核外单位体积内出现几率的大小，而非表示核外电子多少4、原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云的空间轮廓图称为原子轨道(1)原子轨道的形状①s电子的原子轨道都是球形的，每个s能级各有1个原子轨道，能层序数越大，s原子轨道的半径越大；能量：E1s＜E2s＜E3s,随着能层序数的增大，电子在离核更远的区域出现的概率减小，电子云越来越向更大的空间扩展②p电子的原子轨道是纺锤形(哑铃形)，每个p能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以p x、p y、p z为符号。
p原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大③能级与原子轨道数和容纳的电子数的关系能级s(球形)p(纺锤形)d f原子轨道1357容纳的电子数261014二、基态原子的核外电子排布式1、构造原理：多电子的核外电子排布总是按照能量最低原理，由低能级逐步填充到高能级。
高中化学选修三 原子结构与性质知识总结(精选.)
原子结构与性质一 原子结构 1、原子的构成中子N（核素）原子核 近似相对原子质量质子Z → 元素符号原子结构 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子 运动特征电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图2、三个基本关系（1）数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中） （2）电性关系：①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数②阳离子中：质子数>核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数 ③阴离子中：质子数<核外电子数 或 质子数=核外电子数-电荷数 （3）质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数二 原子核外电子排布规律决定 X)(A Z三相对原子质量定义：以12C原子质量的1/12（约1.66×10-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。
其国际单位制（SI）单位为1，符号为1（单位1一般不写）原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。
如：一个氯原子的m(35Cl)=5.81×10-26kg。
核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。
一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量，相对诸量如35Cl为34.969,37Cl为36.966。
原子比较核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该质量核素的质量数相等。
如：35Cl为35,37Cl为37。
元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。
如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其原子个数百分比的乘积之和。
注意①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。
高中化学选修三知识点归纳
高中化学选修三知识点归纳一、原子结构。
1. 能层与能级。
- 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能层，能层用符号K、L、M、N、O、P、Q表示，能量依次升高。
- 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，如s、p、d、f等能级，各能级的能量顺序为ns < np < nd < nf（n为能层序数）。
2. 构造原理与电子排布式。
- 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顺序填入核外电子运动轨道，这个顺序被称为构造原理。
- 电子排布式：如铁（Fe）的电子排布式为1s^22s^22p^63s^23p^63d^64s^2。
为了简化，还可以写成[Ar]3d^64s^2（其中[Ar]表示氩原子的核外电子排布结构）。
3. 基态与激发态、光谱。
- 基态原子：处于最低能量的原子。
- 激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
- 光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同频率的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
原子光谱是线状光谱，可用于元素的定性分析。
二、分子结构与性质。
1. 共价键。
- 共价键的类型。
- σ键：原子轨道以“头碰头”方式重叠形成的共价键，如H - H键，s - s 重叠；H - Cl键，s - p重叠等。
- π键：原子轨道以“肩并肩”方式重叠形成的共价键，如N≡ N中，除了一个σ键外，还有两个π键。
- 共价键的参数。
- 键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。
键能越大，化学键越稳定。
- 键长：形成共价键的两个原子之间的核间距。
键长越短，键能越大，共价键越稳定。
- 键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
键角是描述分子立体结构的重要参数，如CO_2分子中键角为180^∘，为直线形分子；H_2O分子中键角为104.5^∘，为V形分子。
化学高3知识点总结
化学高3知识点总结在化学高三学习中，学生需要掌握许多重要的知识点，包括物质的结构、性质和转化等方面。
以下是化学高三知识点的总结：1. 原子结构原子是物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。
质子和中子位于原子核中，而电子则围绕原子核运动。
根据原子的结构可以推导出元素的周期表、原子序数和质量等一系列基本性质。
2. 化学键化学键是指原子之间的相互作用力，分为离子键、共价键和金属键。
其中离子键是由正负电荷吸引形成的，共价键是由原子间的电子共享形成的，而金属键是金属中自由电子形成的电子云。
3. 化学反应化学反应是物质发生变化的过程，包括干扰反应和平衡反应。
在干扰反应中，物质之间发生明显的变化，而在平衡反应中，反应物和生成物达到动态平衡。
4. 酸碱中和酸碱中和是指酸和碱之间的中和反应，形成盐和水。
酸碱中和反应是许多化学实验和工业生产过程中的重要反应之一。
5. 化学平衡当化学反应的速率达到一个动态平衡时，反应物和生成物的浓度将保持不变。
根据平衡常数可推断平衡位置、反应速率和平衡温度等因素。
6. 氧化还原反应氧化还原反应是电子转移过程的化学反应，包括氧化作用和还原作用。
在氧化还原反应中，电子的转移导致元素的价态发生变化。
7. 化学能量化学反应过程中伴随着能量的吸收或释放。
化学能量包括内能、焓、熵和自由能等，对于研究化学反应的热力学过程非常重要。
8. 化学动力学化学动力学是研究化学反应速率和反应机理的科学，包括反应速率、速率方程和反应级数等内容。
9. 化学材料化学材料是指人工合成的具有特定性能和用途的化学物质，包括高分子材料、无机材料和纳米材料等。
10. 化学环境化学环境是指化学物质对自然环境和人体健康的影响。
化学环境包括大气环境、水环境、土壤环境和生物环境等。
11. 化学社会化学社会是指化学技术在社会生产和生活中的应用，包括燃料化学、化学工业和环境保护等方面。
化学学科是一门富有创造力和挑战性的学科，化学高三知识点的掌握对于学生的未来学习和职业选择都具有重要意义。
高中化学选修三知识点总结填空版
高中化学选修三知识点总结填空版1. __原子结构__- 原子由核和电子组成。
- 原子核由质子和中子组成，质子带正电，中子不带电。
- 电子绕着原子核的轨道上运动，电子带负电。
2. __元素周期表__- 元素周期表按照原子序数排列元素。
- 周期表的一行称为一个周期，一列称为一个族。
- 元素周期表以7个周期和18个族组成。
- 周期表上，元素的位置可根据其原子结构和化学性质进行分类。
3. __化学键__- 化学键是连接原子的力。
- 共价键形成于非金属元素之间，它们共享电子来达到稳定状态。
- 金属键形成于金属元素之间，它们共享大量电子形成金属网络。
- 离子键形成于金属与非金属元素之间，它们通过电子转移来达到稳定状态。
4. __化学方程式__- 化学方程式描述了化学反应的过程。
- 反应物在方程式的左侧，产物在方程式的右侧。
- 反应物和产物之间通过化学键的断裂和形成来实现反应。
5. __化学计量__- 化学计量是研究化学反应中物质的数量关系。
- 反应中物质的数量比例由化学方程式中的化学计量系数确定。
- 摩尔质量是用来衡量物质的质量的单位，以克/摩尔表示。
6. __溶液和浓度__- 溶液是由溶质和溶剂组成的均匀混合物。
- 溶解度是指单位溶剂中所能溶解的溶质的最大量。
- 溶液的浓度可以用质量浓度、体积浓度或摩尔浓度来表示。
7. __化学反应速率__- 化学反应速率是指单位时间内反应物消耗或产物生成的量。
- 影响化学反应速率的因素包括温度、浓度、催化剂等。
8. __酸碱理论__- 酸是能够产生H+离子的物质。
- 碱是能够产生OH-离子的物质。
- 酸和碱的中和反应产生盐和水。
9. __氧化还原反应__- 氧化还原反应涉及电子的转移。
- 氧化是指物质失去电子。
- 还原是指物质获得电子。
10. __物质的性质__- 物质的性质可分为物理性质和化学性质。
- 物理性质是指物质在不改变其化学组成的条件下表现出来的性质。
- 化学性质是指物质与其他物质发生化学反应时所表现出来的性质。
高中化学选修三知识点总结
高中化学选修三知识点总结化学是一门探索物质性质与变化规律的科学，也是高中学习中不可或缺的一门科目。
高中化学选修三作为进阶学习的分支，涵盖了许多重要的知识点。
本文将对高中化学选修三的知识点进行总结，以帮助同学们更好地复习和理解。
一、氧化还原反应氧化还原反应是高中化学中的重要内容之一，也是许多其他化学反应的基础。
它描述了原子、离子或分子的电子转移过程。
化学方程式中产生电子的被称为还原剂，接受电子的被称为氧化剂。
氧化还原反应可以分为有机氧化还原反应和无机氧化还原反应。
其中，无机氧化还原反应比较常见，具有如下特点：1. 氧化态变化：在反应中，某些物质的氧化态发生变化。
氧化态是描述原子或离子中电荷情况的表示法，通过氧化态的变化可以追踪电子转移。
2. 氧化剂与还原剂：氧化剂能够接受电子，因此它的氧化态会减小。
还原剂能够提供电子，因此它的氧化态会增加。
3. 电子转移和离子交换：氧化还原反应中，电子的转移导致离子的交换，使得反应物形成新的物质。
二、化学平衡化学平衡是指在封闭系统中，反应物转化为生成物的速率相等时达到的状态。
化学平衡反应通常伴随着正向反应和反向反应的同时进行，而且浓度不再发生变化。
化学平衡的特点包括：1. 定态和动态：尽管反应物和生成物的浓度不再发生变化，但是反应仍然持续进行。
这是因为正向反应和反向反应仍在进行，只是速率相等而已。
2. 平衡常数：反应的平衡可以通过化学平衡常数（Kc）来描述。
Kc 是反应物浓度与生成物浓度的比值的乘积，它的数值表征了反应的平衡位置。
3. 影响平衡的因素：温度、浓度和压力的变化都可能对化学平衡产生影响。
例如，增加反应物的浓度会促进反向反应，从而使平衡位置向反应物一侧移动。
三、化学反应动力学化学反应动力学研究的是反应速率与反应条件之间的关系。
它关注的问题包括：反应速率、反应机理以及影响反应速率的因素等。
化学反应动力学的要点如下：1. 反应速率：反应速率是指单位时间内反应物消失或生成物出现的量。
有机选修三知识点总结
有机选修三知识点总结有机化学是化学的一个重要分支，研究的是含有碳元素的化合物。
有机选修三是一门高中化学课程，主要涵盖了有机化合物的结构、性质和反应等知识。
下面将对有机选修三的三个重要知识点进行总结。
一、有机物的结构有机物的结构是有机化学的基础，理解有机物的结构对于后续学习有机反应和有机合成非常重要。
有机物的结构可以分为分子结构、键的性质和键的构型等方面。
1. 分子结构有机化合物的分子结构是指分子中各个原子的排列方式，包括主链、支链、官能团等。
主链是指有机分子中最长的连续碳链，支链是指连接在主链上的其他碳链，官能团是指分子中特有的具有化学性质的基团。
有机化合物的命名和性质与其分子结构密切相关。
2. 键的性质在有机化合物中，碳原子可以形成单键、双键或三键。
单键包含σ键，双键包含一个σ键和一个π键，三键包含一个σ键和两个π键。
不同类型的键具有不同的性质和化学反应。
3. 键的构型有机分子中碳原子的杂化方式决定了键的构型。
sp3杂化的碳原子形成的碳-碳单键是直线型的，sp2杂化的碳原子形成的碳-碳双键是平面的，sp杂化的碳原子形成的碳-碳三键是线性的。
这种构型决定了分子的空间排布和化学反应。
二、有机物的性质有机物的性质是指有机物在物理和化学条件下表现出来的特征。
有机物的性质包括物理性质和化学性质。
1. 物理性质有机物的物理性质包括熔点、沸点、密度、溶解性等。
这些性质与有机物分子之间的相互作用有关，可以用来鉴别、分离和纯化有机物。
2. 化学性质有机物的化学性质是指有机物在化学反应中发生的变化。
有机物可以发生加成、消除、取代和氧化还原等各种化学反应。
了解有机物的化学性质有助于预测和解释其化学行为。
三、有机反应有机反应是研究有机物在特定条件下发生的化学变化。
有机反应包括加成反应、消除反应、取代反应、氧化还原反应等。
了解有机反应的机理和条件有助于合成和转化有机化合物。
1. 加成反应加成反应是指多个原子或化学基团结合在一起形成一个较大的分子。
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高中化学选修三知识点总结
第一章原子结构与性质
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，电子出现的机会大，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。
2、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.
3、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。
4、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。
5、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，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。
洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、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]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1
6、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。
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。
基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。
7、第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。
常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
(1)原子核外电子排布的周期性
随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:
每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到
ns2np6的周期性变化.
(2)元素第一电离能的周期性变化
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:
★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。
说明：
①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。
电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA 族、第ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。
Be、N、Mg、P
②元素第一电离能的运用：
a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证
b.用来比较元素的金属性的强弱。
I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱。
(3)元素电负性的周期性变化
元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：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。
电负性的运用:
a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素)。
b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键)。
c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）。
d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）。
8、化学键：相邻原子之间强烈的相互作用。
化学键包括离子键、共价键和金属键。
9、离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键
离子键强弱的判断:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高。
离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。
晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大。
离子晶体:通过离子键作用形成的晶体。
典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子；氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子.
10、晶胞中粒子数的计算方法——均摊法
11、共价键的分类和判断：σ键（“头碰头”重叠）和π键（“肩碰肩”重叠）、极性键和非极性键，还有一类特殊的共价键-配位键。
共价键三参数：
共价键的键能与化学反应热的关系:反应热=所有反应物键能总和－所有生成物键能总和
12、共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键
13、键的极性：
极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对发生偏移
非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移
14、分子的极性：
（1）极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子
（2）非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子
分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定
非极性分子和极性分子的比较：
15、分子的空间立体结构
常见分子的类型与形状比较：
16、原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体
17、典型的原子晶体有金刚石（C）、晶体硅(Si)、二氧化硅（SiO２）金刚石是正四面体的空间网状结构，最小的碳环中有6个碳原子，每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键；晶体硅的结构与金刚石相似；二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有6个硅原子和6
个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键。
18、共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高。
如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。
19、金属键:金属离子和自由电子之间强烈的相互作用
运用自由电子理论解释金属晶体的导电性、导热性和延展性：
20、金属晶体:通过金属键作用形成的晶体。
21、金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高，如熔点：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs。
金属键的强弱可以用金属的原子
22、简单配合物的成键情况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）
(1)配位键：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，即成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键。
（2）①配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子(或离子)以配位键形成的化合物称配合物,又称络合物
②形成条件：
a.中心原子(或离子)必须存在空轨道
b.配位体具有提供孤电子对的原子
③配合物的组成
④配合物的性质：配合物具有一定的稳定性。
配合物中配位键越强，配合物越稳定。
当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。
23、分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力。
分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键。
范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性。
24、分子晶体:分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体.典型的有冰、干冰。
25、分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：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，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高，但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高。
26、NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高。
影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性
表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氢化物中存在。
27、几种比较：
（1）离子键、共价键和金属键的比较
（2）非极性键和极性键的比较
（3）物质溶沸点的比较
①不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体
②同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。
a.离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。
b.分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。
c.原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。
③常温常压下状态
a.熔点：固态物质>液态物质
b.沸点：液态物质>气态物质。