高中化學(xué)選修三知識匯總

高中化學(xué)選修3知識點總結(jié)(一)

(1)原子構(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

級分布。

(2)原子構(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)不同能層的能級有交錯現(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

(4)能級組序數(shù)對應(yīng)著元素周期表的周期序數(shù)，能級組原子軌道所容納電子數(shù)

目對應(yīng)著每個周期的元素數(shù)目。

根據(jù)構(gòu)造原理，在多電子原子的電子排布中:各能層最多容納的電子數(shù)為2n2;

最外層不超過8個電子;次外層不超過18個電子;倒數(shù)第三層不超過32個電

子。

(5)基態(tài)和激發(fā)態(tài)

①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。

②激發(fā)態(tài):較高能量狀態(tài)(相對基態(tài)而言)。基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子

躍遷至較高能級時的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。

③原子光譜:不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時會吸收（基態(tài)T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)生不同的光譜一原

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。

高中化學(xué)選修3知識點總結(jié)（二）

1、元素周期表的結(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橫行為一個周期，周期表共有七個周期。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列為一個族（第vn族除外）。共有十八個列，

十六個族。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的符

號。

(4)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、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。

高中化學(xué)選修3知識點總結(jié)(三)

(1)極性分子和非極性分子

<1>非極性分子:從整個分子看，分子里電荷的分布是對稱的。

如:①只由非極性鍵構(gòu)成的同種元素的雙原子分子:H2、CI2、N2等；

②只由極性鍵構(gòu)成，空間構(gòu)型對稱的多原子分子:C02、CS2、BF3、CH4、

CCI4等；

③極性鍵非極性鍵都有的:CH2=CH2、CH三CH。

<2>極性分子:整個分子電荷分布不對稱。

如:①不同元素的雙原子分子如:HCI,HF等。

②折線型分子，如H20、H2s等。

③三角錐形分子如NH3等。

(2)共價鍵的極性和分子極性的關(guān)系：

兩者研究對象不同，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、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、

C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵;極性分子中，一定含有極性鍵，可能

含有非極性鍵，如HCI、H2S、H2O2等。

3)分子極性的判斷方法

①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。

②雙原子分子:若含極性鍵，就是極性分子，如HCLHBr等;若含非極性鍵，

就是非極性分子，如02、12等。

③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，即排列位置對稱，則為非極性分子，

如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對稱，則為極

性分子，如NH3、S02等。

④根據(jù)ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。

(或A是否達(dá)最高價)

(4)相似相溶原理

①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。

②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。

③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。

第一章精講版

-共價鍵：原子間通過共享電子所形成的化學(xué)鍵【共價鍵(covalentbond)

是化學(xué)鍵的一種，兩個或多個原子共同使用它們的外層電子，在理想情況下達(dá)到

電子飽和的狀態(tài)，由此組成比較穩(wěn)定的化學(xué)結(jié)構(gòu)叫做共價鍵。其本質(zhì)是原子軌道

重疊后，高概率地出現(xiàn)在兩個原子核之間的電子與兩個原子核之間的電性作用。

需要指出：氫鍵雖然存在軌道重疊，但通常不算作共價鍵，而屬于分子間力。共

價鍵與離子鍵之間沒有嚴(yán)格的界限，通常認(rèn)為，兩元素電負(fù)性差值遠(yuǎn)大于1.7時，

成離子鍵；遠(yuǎn)小于1.7時，成共價鍵；在1.7附近時，它們的成鍵具有離子鍵和

共價鍵的雙重特性，離子極化理論可以很好的解釋這種現(xiàn)象。】

二分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì)

考點1鍵的極性與分子的極性

@鍵的極性是由于成鍵原子的電負(fù)性不同而引起的。當(dāng)成鍵原子的電負(fù)性相同時,

核間的電子云密集區(qū)域在兩核的中間位置，兩個原子核正電荷所形成的正電荷重

心和成鍵電子對的負(fù)電荷重心恰好重合，這樣的共價鍵稱為非極性共價鍵

如、分子中的共價鍵就是非極性共價鍵。

(nonpolarcovalentbond)oH202

當(dāng)成鍵原子的電負(fù)性不同時，核間的電子云密集區(qū)域偏向電負(fù)性較大的原子一端,

使之帶部分負(fù)電荷，而電負(fù)性較小的原子一端則帶部分正電荷，鍵的正電荷重心

與負(fù)電荷重心不重合，這樣的共價鍵稱為極性共價鍵(polarcovalentbond)o

如HCI分子中的H-CI鍵就是極性共價鍵。

@如果分子中的鍵都是非極性的，共用電子對不偏向任何一個原子，整個分子的

電荷分布是對稱的，這樣的分子叫做非極性分子。以非極性鍵結(jié)合成的雙原子分

子都是非極性分子，如H2、02、CI2、N2等。

在以極性鍵結(jié)合的雙原子分子如HCI的分子里，共用電子對偏向CI原子，因此

CI原子一端相對地顯負(fù)電性,H原子一端相對地顯正電性，整個分子的電荷分

布是不對稱的，這樣的分子叫做極性分子。以極性鍵結(jié)合成的雙原子分子都是極

性分子。

以極性鍵結(jié)合成的多原子分子，可能是極性分子，也可能是非極性分子，這決定

于分子中各鍵的空間排列。

例如，C02是直線型分子，兩個0原子對稱地位于C原子的兩側(cè)。

o=c=o

在C02分子中，因為。原子吸引電子的能力比C原子強(qiáng)，共用電子對偏向于。

原子，使得。原子一端相對地顯負(fù)電性，因此C=0鍵是極性鍵。但從C02分

子總體來看，兩個C=0鍵是對稱排列的，兩鍵的極性互相抵消，整個分子沒有

極性(見圖1-5)。所以，C02是非極性分子。

H20分子的情況不同，它的兩個0—H鍵之間有一個夾角，約為104.5°（見圖

1-6）。

O—H鍵是極性鍵，。原子吸引電子的能力大于H原子，共用電子對偏向于。

原子，使得。原子一端相對地顯負(fù)電性，H原子一端相對地顯正電性。由于。

原子在分子的一端，整個分子電荷分布不對稱，因此，H2。分子是極性分子。

考點2分子間作用力

@分子間作用力又被稱為范德華力，按其實質(zhì)來說是一種電性的吸引力，因此考

察分子間作用力的起源就得研究物質(zhì)分子的電性及分子結(jié)構(gòu)。

@影響分子間作用力大小的因素

氫鍵、鍵的極性、相對分子量。

@分子間作用力的大小與物理性質(zhì)

組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間引

力使物質(zhì)熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點越高.但存在氫鍵時分子晶體

的熔沸點往往反常地高.

選三精講

第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì).

一、認(rèn)識原子核外電子運動狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道（能

級）的含義.

1.電子云:用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會大小所得的圖

形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會大，電子云密度越大；離核越遠(yuǎn)，電

子出現(xiàn)的機(jī)會小，電子云密度越小.

電子層（能層）：根據(jù)電子的能量差異和主要運動區(qū)域的不同，核外電子分別處

于不同的電子層.原子由里向外對應(yīng)的電子層符號分別為K、L、M、N、0、P、

Q.

原子軌道（能級即亞層）：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型

的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，S軌道呈球形、p

軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個數(shù)依次為1、3、5、

7.

2.（構(gòu)造原理）

了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示1~36

號元素原子核外電子的排布.

Q）.原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道（亞層）和自旋方向來進(jìn)行

描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態(tài)完全相同的兩個電子.

（2）.原子核外電子排布原理.

①.能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進(jìn)入能量高的軌道.

②.泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子.

③?洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋

狀態(tài)相同.

洪特規(guī)則的特例:在等價軌道的全充滿(p6、出。、洪)、半充滿(p3、d5、？)、

全空時(p。、d。、f。)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性如24Cr[Ar]3dMs\

29Cu[Ar]3dl04sl.

(3).掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.

①根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。

②根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上

表示七個能級組，其能量依次升高；在同一能級組內(nèi)，從左到右能量依次升高。

基態(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。

3.元素電離能和元素電負(fù)性

第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要

的能量叫做第一電離能。常用符號h表示，單位為kJ/molo

(1).原子核外電子排布的周期性.

隨著原子序數(shù)的增加，元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目

的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.

(2).元素第一電離能的周期性變化.

隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化：

★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大,

堿金屬的第一電離能最小；

★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.

說明：

①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時

較相鄰元素要大即第nA族、第VA族元素的第一電離能分別大于同周期相

鄰元素。Be、N、Mg、P

②.元素第一電離能的運用：

a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證.

b.用來比較元素的金屬性的強(qiáng)弱.h越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)

弱.

（3）.元素電負(fù)性的周期性變化.

元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負(fù)性。

隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素

電負(fù)性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢.

電負(fù)性的運用：

a.確定元素類型（一般＞1.8,非金屬元素；＜1.8,金屬元素）.

b.確定化學(xué)鍵類型（兩元素電負(fù)性差值＞1.7,離子鍵;＜1.7,共價鍵）.

c.判斷元素價態(tài)正負(fù)（電負(fù)性大的為負(fù)價，小的為正價）.

d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)（表征原子得電子能力強(qiáng)弱）.

例8.下列各組元素，按原子半徑依次減小，元素第一電離能逐漸升高的順序排列

的是

A.K、Na、LiB.N、0、CC.CkS、PD.Al、Mg、Na

例9.已知X、Y元素同周期，且電負(fù)性X＞Y,下列說法錯誤的是

A.X與Y形成化合物時，X顯負(fù)價，Y顯正價

B.第一電離能可能Y小于X

c.最高價含氧酸的酸性：X對應(yīng)的酸性弱于Y對應(yīng)的酸性

D.氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX

二.化學(xué)鍵與物質(zhì)的性質(zhì).

內(nèi)容：離子鍵一離子晶體

1.理解離子鍵的含義，能說明離子鍵的形成.了解NaCI型和CsCI型離子晶體的

結(jié)構(gòu)特征，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質(zhì).

(1).化學(xué)鍵：相鄰原子之間強(qiáng)烈的相互作用.化學(xué)鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵.

(2).離子鍵：阻、陽離子通過靜電作用形成的化學(xué)鍵.

離子鍵強(qiáng)弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強(qiáng)，離子晶體

的熔沸點越高.

離子鍵的強(qiáng)弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開lmol離子晶體使之

形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬

度越大.

離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體.

典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：NaCI型和CsCI型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6

個氯離子，每個氯離子周圍有6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有4個鈉離子

和4個氯離子；氯化鉗晶體中，每個鉗離子周圍有8個氯離子，每個氯離子周

圍有8個氈離子，每個氯化鉗晶胞中含有1個鉗離子和1個氯離子.

NaCI型晶體CsCI型晶體

每個Na+離子周圍被6個C1一離子所包每個正離子被8個負(fù)離子包圍著，同時

圍同樣每個C1-也被6個Na+所包圍。每個負(fù)離子也被8分正離子所包圍。

（3）.晶胞中粒子數(shù)的計算方法一均攤法.

位置頂點棱邊面心體心

貢獻(xiàn)1/81/41/21

2.了解共價鍵的主要類型。鍵和n鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等數(shù)據(jù)說明簡單分

子的某些性質(zhì)（對璐和n鍵之間相對強(qiáng)弱的比較不作要求）.

（1）.共價鍵的分類和判斷：。鍵（"頭碰頭"重疊）和TT鍵（"肩碰肩"重疊）、

極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價鍵-配位鍵.

（2）.共價鍵三參數(shù).

概念對分子的影響

拆開Imol共價鍵所吸收的能量

鍵能鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定

（單位：kJ/mol）

成鍵的兩個原子核間的平均距離健越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越

鍵長

（單位:IO,米）穩(wěn)定

分子中相鄰鍵之間的夾角（單位：

鍵角鍵角決定了分子的空間構(gòu)型

度）

共價鍵的鍵能與化學(xué)反應(yīng)熱的關(guān)系:反應(yīng)熱=所有反應(yīng)物鍵能總和-所有生成物

鍵能總和.

3.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質(zhì)的差異.

Q）共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學(xué)鍵.

⑵鍵的極性：

極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電

子對發(fā)生偏移.

非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電

子對不發(fā)生偏移.

（3）分子的極性：

①極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心不相重合的分子.

非極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心相重合的分子.

②分子極性的判斷:分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構(gòu)型兩個方面共同

決定.

非極性分子和極性分子的比較

非極性分子極性分子

整個分子的電荷分布均勻，對整個分子的電荷分布不均勻、不對

形成原因

稱稱

存在的共價鍵非極性鍵或極性鍵極性鍵

分子內(nèi)原子排列對稱不對稱

4.分子的空間立體結(jié)構(gòu)（記住）

常見分子的類型與形狀比較

分子類型分子形狀鍵角健的極性分子極性代表物

A球形非極性He、Ne

直線形非極性非極性

A2七、02

AB直線形極性極性HCkNO

直線形極性非極性

ABA180°82、CS2

ABAV形^180°極性極性H2O、SO2

正四面體形非極性非極性

A460°P4

平面三角形120°極性非極性、

AB3BF3SO3

三角錐形極性極性、

AB3/120°NH3NCI3

正四面體形109。28,極性非極性、

AB4CH4CCI4

AB3C四面體形W109°28'極性極性CH3CI、CHCh

AB2C2四面體形#109°28'極性極性CH2CI2

形三角錐形

直線三角形V四面體VH2O

5.了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)

系.

Q）.原子晶體：所有原子間通過共價鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結(jié)

合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體.

⑵.典型的原子晶體有金剛石（C）、晶體硅（Si）、二氧化硅（SiO2）.

金剛石是正四面體的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有6個碳原子，每個碳原子與

周圍四個碳原子形成四個共價鍵，?晶體硅的結(jié)構(gòu)與金剛石相似；二氧化硅晶體是

空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的環(huán)中有6個硅原子和6個氧原子，每個硅原子與4個氧

原子成鍵，每個氧原子與2個硅原子成鍵.

(3).共價鍵強(qiáng)弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵

長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高.如熔點：金剛石>碳化硅〉晶體

硅.

6.理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵的自由電子理論解釋金屬的一些物理性質(zhì).知

道金屬晶體的基本堆積方式，了解常見金屬晶體的晶胞結(jié)構(gòu)(晶體內(nèi)部空隙的識

別、與晶胞的邊長等晶體結(jié)構(gòu)參數(shù)相關(guān)的計算不作要求).

(1).金屬鍵:金屬離子和自由電子之間強(qiáng)烈的相互作用.

請運用自由電子理論解釋金屬晶體的導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性和延展性.

晶體中的微粒導(dǎo)電性導(dǎo)熱性延展性

金屬離子和自由電自由電子在外加電場的自由電子與金屬離晶體中各原子層相

子作用下發(fā)生定向移動子碰撞傳遞熱量對滑動仍保持相互

作用

(2)①金屬晶體:通過金屬鍵作用形成的晶體.

②金屬鍵的強(qiáng)弱和金屬晶體熔沸點的變化規(guī)律:陽離子所帶電荷越多、半徑越小,

金屬鍵越強(qiáng)，熔沸點越高.如熔點：Na<Mg<AI,Li>Na>K>Rb>Cs.金屬鍵的強(qiáng)

弱可以用金屬的原子

7.了解簡單配合物的成鍵情況(配合物的空間構(gòu)型和中心原子的雜化類型不作要

求).

概念表小條件

共用電子對由一個原子單AB其中一個原子必須提供孤

方向提供給另一原子共用電子對給予體電子對接受對電子，另一原子必須能

所形成的共價鍵。體接受孤對電子的軌道。

(1)配位鍵：一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵.即成

鍵的兩個原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵.

(2)①酒己合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以

配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡(luò)合物.

②形成條件：a.中心原子(或離子)必須存在空軌道.b.配位體具有提供孤電子對

的原子.

③配合物的組成.

④配合物的性質(zhì)：配合物具有一定的穩(wěn)定性酒己合物中配位鍵越強(qiáng)，配合物越穩(wěn)

定.當(dāng)作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān).

三.分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì).

1.知道分子間作用力的含義，了解化學(xué)鍵和分子間作用力的區(qū)別.

分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子間作用力是一種靜電作用，比

化學(xué)鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵.

范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.

2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對物質(zhì)某些物理性質(zhì)的影響.

Q).分子晶體:分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結(jié)合的晶體.典型的有

冰、干冰.

(2).分子間作用力強(qiáng)弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組胡口結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，

相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質(zhì)熔化和氣化就需

要更多的能量，熔、沸點越高.但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高.

3.了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響(對氫鍵相對強(qiáng)弱的比較不作要求).

NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸

點反常地高.

影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增