物质结构与性质-高考化学知识点归纳
高中化学选修3-物质结构与性质-全册知识点总结
高中化学选修3-物质结构与性质-全册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）。
物质结构与性质--高考化学知识点归纳
物质结构与性质--高考化学知识点归纳 -CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN物质结构与性质18种元素72种元素15、16、17纵列依次称为A、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族、7、11、12纵列依次称为B、ⅥB、ⅦB、ⅠB、ⅡB族常考Fe，Cu及其离子的电子排布式）第18纵列称为零族（稀有气体元素）、2两个纵列划为s区（价电子电子在s轨道）13~18六个纵列划为p区（价电子在p轨道）3~10八个纵列划为d区（价电子在d轨道）ds区第11、12两个纵列划为ds区（价电子在d、s轨道）f区镧系和锕系元素属于f区（价电子在f轨道）Ps：价电子指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子。
第一部分：元素周期表知识点1 单核微粒半径大小判断规律（1）先看电子层数，若不同，则层数多者微粒半径大（如：Br>Cl>F)（2）若电子层数相同，再看原子序数，序数小者半径大（如：Na+>Mg+>Al3+）（3）若是同种元素化合价不同的离子或原子，核外电子多者半径大（如：Fe>Fe2+>Fe3+)知识点2 有关周期和族的几个关系（1）周期序数=电子层数（2）主族（ⅠA~ⅦA）和副族ⅠB、ⅡB族的族序数=原子最外层的电子数（ns+np或ns）。
（3）副族ⅢB~ⅦB族的族序数=最外层s电子数+次外层d电子数。
（4）零族：最外层电子数等于8或2。
第二部分：元素周期律知识点1 周期律基本内容知识点2 同周期、同主族元素性质递变规律1、元素原子失电子（还原性）能力强弱比较依据（1）依据金属活动性顺序表，越靠前元素原子失电子能力越强。
（2）比较元素单质与水（或酸）的反应置换出氢的难易程度。
越易发生，失电子能力越强。
（3）比较元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。
碱性越强，失电子能力越强。
（4）根据金属与盐溶液间的置换反应，失电子能力强的置换成失电子能力弱的。
（5）一般金属阳离子的氧化能力越强，则对应的金属单质的还原性越弱（Fe对应的是Fe2+）（6）电化学原理：不同金属形成原电池时，通常作负极的金属性强；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属性弱。
(完整word版)高考化学物质结构与性质
高考化学物质结构与性质前言：高中化学120个关键知识，为高中理科生整理，请同学们收藏学习，为了资源的共享，请把此资料转载分享、或发表在博客、论坛上，以便分享给更多的同学一. 学习内容：分子结构与晶体结构二. 学习目标了解化学键的含义，理解并掌握共价键的主要类型及特点，共价键、离子键及金属键的主要区别及对物质性质的影响。
能根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型，了解等电子体的含义。
了解原子晶体、分子晶体和金属晶体的结构特征，掌握不同晶体的构成微粒及微粒间的相互作用力，掌握影响晶体熔沸点、溶解性的因素。
三. 学习重点、难点分子结构与晶体结构的特点，影响物质熔沸点和溶解性、酸性的因素四. 学习过程（一）化学键与分子结构：1、化学键：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用，通常叫做化学键。
三种化学键的比较：离子键共价键金属键形成过程阴阳离子间的静电作用原子间通过共用电子对所形成的相互作用金属阳离子与自由电子间的相互作用构成元素典型金属（含NH4+）和典型非金属、含氧酸根非金属金属实例离子化合物，如典型金属氧化物、强碱、大多数盐多原子非金属单质、气态氢化物、非金属氧化物、酸等金属配位键：配位键属于共价键，它是由一方提供孤对电子，另一方提供空轨道所形成的共价键，例如：NH4+的形成在NH4+中，虽然有一个N－H键形成过程与其它3个N－H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。
共价键的三概念意义共价键按成键形式可分为σ键和π键两种，σ键主要存在于单键中，π键主要存在于双键、叁键以及环状化合物中。
σ键较稳定，而π键一般较不稳定。
共价键具有饱和性和方向性两大特征。
2、分子结构：价层电子对互斥理论：把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键。
如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子。
它们的立体结构另一类是中心原子上有孤对电子（未用于形成共价键的电子对）的分子。
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。
高中化学知识点总结(史上最全版)
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一、物质的结构与性质
1. 原子结构
- 原子结构模型：质子、中子、电子
- 原子序数、质量数、同位素
- 周期表
2. 分子的结构
- 化学键类型：离子键、共价键、金属键、范德瓦尔斯力- 分子性质：极性、非极性
- 水分子的分子构型
二、化学反应和化学平衡
1. 化学计量与化学反应
- 摩尔质量、化学计量单位
- 分子式、化合价、化合物
- 题型：配平方程式
2. 化学平衡
- 平衡常数与平衡浓度
- 判定化学平衡的条件、平衡移动原理- 题型：计算反应物质量和浓度
三、物质的能量与热
1. 反应热学
- 化学反应热和反应焓变
- 热化学方程式、热平衡常数、焦耳定律- 题型：计算反应热
2. 化学动力学
- 化学反应速率、反应级数和反应速率常数
- 反应速率与反应机理、影响化学反应速率的因素
- 题型：反应速率的计算
四、酸碱盐和氧化还原
1. 酸碱和盐
- 酸碱的定义、判别与性质
- 盐的定义、类别、应用
- 题型：中和反应计算
2. 氧化还原
- 氧化还原反应的定义、氧化态、还原态
- 氧化还原反应的判据
- 题型：氧化还原反应的计算
以上为高中化学知识点总结，如果要深入了解更多具体知识点，还需查阅化学相关教材，进一步学习。
高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结
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！。
高考化学物质结构与性质
2、分子性质 (1)分子得极性 ①分子构型与分子极性得关系
类型 实例 键得极性 空间构型 分子极性
X2
H2、N2 非极性键 直线形 非极性分子
XY HCl、NO 极性键
XY2 (X2Y)
CO2、CS2
极性键
直线形 极性分子 直线形 非极性分子
XY2
SO2 极性键
V形
(X2Y) H2O、H2S 极性键
b.配位键的表示：常用“―→”来表示配位键，箭头指向
接受孤电子对的原子，如 NH4＋可表示为
，
在 NH＋ 4 中，虽然有一个 N—H 键形成的过程与其他 3 个 N—H 键形成的过程不同，但是一旦形成之后，4 个共价 键就完全相同。
③配合物 如[Cu(NH3)4]SO4
配位体有孤电子对,如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。 中心原子有空轨道,如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。
高考化学物质结构与性质
栏目索引
考点一 基态原子得核外电子排布 考点二 元素得电离能和电负性 考点三 两大理论与分子构型 考点四 微粒作用与分子性质 考点五 微粒作用与晶体结构
考点一 基态原子得核外电子排布 1、排布规律
知识精讲
(1)能量最低原理:基态原子核外电子优先占据能量最低
得原子轨道,如Ge:1s22s22p63s23p63d104s24p2。
(3)无机含氧酸分子得酸性 无机含氧酸可写成(HO)mROn,如果成酸元素R相同,则n 值越大,R得正电性越高,使R—O—H中O得电子向R偏移, 在水分子得作用下越易电离出H＋,酸性越强,如 HClO<HClO2<HClO3<HClO4。
3、范德华力、氢键、共价键得比较
高中化学物质结构与性质知识点总结
高中化学物质结构与性质知识点总结化学是一门研究物质结构与性质的科学，它揭示了物质的本质和变化规律。
高中化学中，物质结构与性质是一个重要知识点，通过对此进行总结可以帮助我们更好地理解化学世界。
本文将对高中化学物质结构与性质的知识点进行总结，希望能对大家的学习有所帮助。
1. 原子结构在高中化学中，原子是构成一切物质的基本粒子。
原子由质子、中子和电子组成，质子和中子位于原子核中，电子绕核运动。
质子的电荷为正，中子不带电，电子的电荷为负。
原子的核外电子层数决定了元素的性质，元素周期表中的主量子数n表示了电子的能级，核外电子个数与元素周期数相对应。
2. 元素周期表元素周期表是按原子序数排列的化学元素表格，具有一定规律性。
元素周期表包含了所有元素的基本信息，如元素符号、相对原子质量、原子序数等。
周期表中的元素按周期和族排列，周期数代表了元素的电子最外层能级数，族数代表了元素最外层电子种类。
元素周期表中的元素具有周期性规律，比如原子半径、电负性等特性会随周期和族数的变化而变化。
3. 共价键与离子键原子间的化学键可以分为共价键和离子键两种。
共价键是由电子的共享形成的化学键，通常形成在非金属原子之间，如氧气分子中的O=O键。
离子键是由正负电荷吸引形成的化学键，通常形成在金属和非金属原子间，如氯化钠中的Na+与Cl-离子间的键。
共价键和离子键的形成涉及电子的轨道重叠和电子的转移，决定了物质的性质。
4. 分子结构分子是由原子通过共价键结合形成的小团体，分子的结构直接影响了物质的性质。
分子的几何构型决定了分子的极性和反应性，比如水分子的角形结构使其具有极性，导致其具有高的溶解度和独特的氢键结构。
分子的键的性质也会影响化合物的热力学性质，如键能决定了分子的热稳定性和反应活性。
5. 晶体结构晶体是由周期排列的离子、分子或原子通过化学键结合形成的有序固体，具有规则的晶格结构。
晶体结构决定了物质的宏观性质，比如硅晶体的周期性排列决定了硅材料的导电性和光学性质。
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物质结构与性质
、2、3周期共18种元素 、5、6周期共72种元素 周期（未排满）
1、2、13、14、15、16、17纵列依次称为 A 、ⅡA 、ⅢA 、ⅣA 、ⅤA 、ⅥA 、ⅦA 族
3、4、5、6、7、11、12纵列依次称为 B 、ⅣB 、ⅤB 、ⅥB 、ⅦB 、ⅠB 、ⅡB 族
8、9、10三纵列合称为第Ⅷ族（常考Fe ，Cu 及其离子的电子排布式） 18纵列称为零族（稀有气体元素）
s 区（价电子电子在s 轨道）
六个纵列划为p 区（价电子在p 轨道）
d 区（价电子在d 轨道）
两个纵列划为ds 区（价电子在d 、s 轨道）
f 区（价电子在f 轨道） Ps ：价电子指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子。
第一部分：元素周期表 知识点1 单核微粒半径大小判断规律 （1） 先看电子层数，若不同，则层数多者微粒半径大（如：Br>Cl>F) （2） 若电子层数相同，再看原子序数，序数小者半径大（如：Na +>M
g +>Al 3+） （3） 若是同种元素化合价不同的离子或原子，核外电子多者半径大（如：Fe>Fe 2+>Fe 3+)
知识点2 有关周期和族的几个关系
（1） 周期序数=电子层数
（2） 主族（ⅠA~ⅦA ）和副族ⅠB 、ⅡB 族的族序数=原子最外层的电子数（ns+np 或ns ）。
（3） 副族ⅢB~ⅦB 族的族序数=最外层s 电子数+次外层d 电子数。
（4） 零族：最外层电子数等于8或2。
第二部分：元素周期律
知识点1 周期律基本内容
知识点2 同周期、同主族元素性质递变规律
1、元素原子失电子（还原性）能力强弱比较依据
（1）依据金属活动性顺序表，越靠前元素原子失电子能力越强。
（2）比较元素单质与水（或酸）的反应置换出氢的难易程度。
越易发生，失电子能力越强。
（3）比较元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。
碱性越强，失电子能力越强。
（4）根据金属与盐溶液间的置换反应，失电子能力强的置换成失电子能力弱的。
（5）一般金属阳离子的氧化能力越强，则对应的金属单质的还原性越弱（Fe对应的是Fe2+）
（6）电化学原理：不同金属形成原电池时，通常作负极的金属性强；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属性弱。
2、元素得电子（氧化性）能力强弱比较依据
（1）比较元素单质与氢气化合的难易程度。
一般越易反应，得电子能力越强。
（2）比较其气态氢化物的稳定性。
越稳定得电子能力越强。
（3）比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性。
酸性越强，得电子能力越强。
（4）依据非金属单质间的置换反应。
氧化剂比氧化产物的得电子能力强。
3、同周期、同主族元素性质递变规律
（1）同一周期，随着原子序数递增，失电子能力（一般指金属）减弱，还原性减弱，金属的金属性减弱；得电子能力（一般指非金属）增强，氧化性增强，非金属的非金属性增强。
（2）同一主族，随着原子序数递增，失电子能力（一般指金属）增强，还原性增强，金属的金属性增强；得电子能力（一般指非金属）减弱，氧化性减弱，非金属的非金属性减弱。
知识点3 电离能以及电负性
1、电离能定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量（单位：kJ/mol）。
2、意义：电离能越小，在气态时原子或离子越容易失去电子；反之越难失去。
运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。
3、规律：在同一周期内，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大；从左到右，总体上呈现由小到大（第ⅡA和ⅢA以及ⅤA和ⅥA例外）的变化趋势，元素原子越来越难失去电子；
同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小，原子越来越容易失去电子。
过渡元素从左到右略有增加，变化不太规则。
4、电负性定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标准。
5、意义：原子得失电子能力相对强弱的量化标准，也是划分金属元素和非金属元素的粗略标准。
6、规律：同一周期，从左到右，递增；同一主族，从上到下，递减。
副族变化趋势与主族相似，但同一周期中，不少过渡元素的电负性比后边主族元素的高。
7、应用：（1）电负性最大的元素是元素周期表的右上角氟，最小的是周期表的左下角钫。
（2）非金属元素的电负性越大越活泼，金属元素的电负性越小越活泼。
知识点4 一些经验规律
（1）已知短周期相邻3元素最外层电子数之和，若其能被3整除，则3种元素的位置关系只能为同周期相邻或主族相邻；弱虽不能被3整除，但能被2整除，则必有两种在同一奇数族，另一元素在相邻的偶数族；若虽不能同时被3和2整除，则必有两元素在同一偶数族，另一元素在相邻奇数族。
（2）第n周期的最后一种金属元素处于第n主族（n>1）。
（3）A、B两元素分属同周期的第ⅡA和ⅢA族，若A是原子序数为x，则B的原子序数可能为（x+1）或（x+11）或（x+25）。
第三部分：微粒间的相互作用
共价键
（原子间通过共用电子对形成）
离子键
（阴阳离子之间通过静电作用<包括吸引和排斥>形成）
金属键
（自由电子和金属阳离子之间的强的相互作用）
范德华力和氢键（分子间作用力）
知识点1 化学键的强弱判断
离子键：离子半径越小，所带电荷越多，离子键越强，离子化合物的熔沸点越高。
共价键：成键原子半径越小，共用电子对数目越多，共价键越稳定越牢固。
金属键：金属元素原子半径越小，价电子越多，金属键越强，金属的硬度越大，熔沸点越高。
知识点2 分子间以范德华力互相结合形成的物质熔沸点大小比较规律
（1）组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越大
Eg:O2>N2,HI>HBr>HCl,CS2>CO2
（2）组成和结构不相似的物质，分子极性即电负性差值越大，熔沸点越高
Eg:CO>N2
（3）同分异构体中，一般来说，支链越多，熔沸点越低
Eg:正戊烷>异戊烷>新戊烷
（4）同分异构体的芳香烃及其衍生物，熔沸点：邻>间>对位化合物
（5）有机物的结构中，若有C=C双键，熔沸点也会降低
（6）分子间氢键的形成会使物质熔沸点升高，分子内氢键的形成会使物质的熔沸点降低
第四部分：物质的聚集状态与物质性质
1、晶体：内部微粒（原子，离子或分子）在空间按一定规律作周期性重复排列构成的固体物质。
2、非晶体：内部原子或分子的排列呈现杂乱无章的分布状态的固体。
PS：区别晶体和非晶体不能单纯地从是否有规则的几何外形来判断，应该从是否有固定的熔沸点。
3、晶胞：晶体中最小的结构重复单元。
4、金属晶体：金属原子通过金属键形成的晶体。
5、合金：由一种金属与另一种或几种金属或非金属所组成的、具有金属特性的物质。
熔点比其成分中个金属的熔点都要低，而不是介于两种成分金属的熔点之间。
具有比各成分金属更好的硬度、强度和机械加工性能。
6、离子晶体：阴阳离子通过离子键结合，在空间呈现有规律的排列所形成的晶体。
其空间排列是在每个阳离子周围排列一定数目的阴离子，在每个阴离子周围排列一定数目的阳离子，阴阳离子由静电作用相互结合形成晶体，不存在单个分子，化学式只表示阴、阳离子的数目比值。
7、离子晶体的物理性质：具有较高的熔点、沸点，难挥发。
晶体硬而脆。
晶体本身不能导电，但在熔融或溶于水时离子键断裂，从而导电。
大多数离子晶体易溶于极性溶剂中，难溶于非极性溶剂中。
8、原子晶体：相邻原子间以共价键结合而形成的具有空间立体网状结构的晶体为原子晶体。
因为共价键作用强，所以原子晶体的熔点都很高。
9、常见的原子晶体
某些非金属单质：晶体硼、金刚石、晶体硅、晶体锗等。
某些非金属化合物：金刚砂（SiC）、二氧化硅（SiO2）、氮化硼（BN）、氮化铝（AlN）、氮化硅（Si3N4）等。
某些氧化物：氧化铝（Al2O3）等。
10、金刚石的结构：立体网状结构
在晶体中每个碳原子都被相邻的4个碳原子包围，处于4个碳原子的中心，以共价键与4个碳原子相结合，称为正四面体结构，这些正四面体向空间发展，构成彼此联结的立体网状结构。
若以硅原子代替金刚石晶体结构中的碳原子，便可得到晶体硅的结构。
若晶体硅结构中的每个Si-Si键中插入一个O原子，便可得到二氧化硅晶体结构。
在SiO2晶体中，硅原子与氧原子交替排列，不会出现Si-Si键和O-O键，而只有Si-O键。
一个硅原子能形成4个共价键，一个氧原子能形成2个共价键。
11、分子晶体：分子间通过分子间作用力（范德华和或氢键）结合形成的晶体。
一般而言，分子晶体硬度较小，易挥发。
具有较低的熔沸点。
固体和熔融状态下都不导电。
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。