晶體是有明確衍射圖案的固體，其原子或分子在空間按一定規(guī)律周期重復(fù)地排列。下面是由學(xué)習(xí)啦小編整理的高中化學(xué)選修3知識，希望對大家有所幫助。

　　高中化學(xué)選修3知識：典型晶體的結(jié)構(gòu)特征

　　(1)NaCl

　　屬于離子晶體。晶胞中每個Na+周圍吸引著6個Cl-，這些Cl-構(gòu)成的幾何圖形是正八面體，每個Cl-周圍吸引著6個Na+，Na+、Cl-個數(shù)比為1：1，每個Na+與12個Na+等距離相鄰，每個氯化鈉晶胞含有4個Na+和4個Cl-。

　　(2)CsCl

　　屬于離子晶體。晶胞中每個Cl—(或Cs+)周圍與之最接近且距離相等的Cs+(或Cl—)共有8個，這幾個Cs+(或Cl—)在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為立方體，在每個Cs+周圍距離相等且最近的Cs+共有6個，這幾個Cs+在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為正八面體，一個氯化銫晶胞含有1個Cs+和1個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C原子和4個C原子形成4個共價鍵,成為正四面體結(jié)構(gòu)，C原子與碳碳鍵個數(shù)比為1：2，最小環(huán)由6個C原子組成，每個C原子被12個最小環(huán)所共用;每個最小環(huán)含有1/2個C原子。

　　(4)SiO2

　　屬于原子晶體。晶體中每個Si原子周圍吸引著4個O原子，每個O原子周圍吸引著2個Si原子，Si、O原子個數(shù)比為1：2，Si原子與Si—O鍵個數(shù)比為1：4，O原子與Si—O鍵個數(shù)比為1：2，最小環(huán)由12個原子組成。

　　(5)干冰

　　屬于分子晶體。晶胞中每個CO2分子周圍最近且等距離的CO2有12個。1個晶胞中含有4個CO2。

　　(6)石墨

　　屬于過渡性晶體。是分層的平面網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，層內(nèi)C原子以共價鍵與周圍的3個C原子結(jié)合，層間為范德華力。晶體中每個C原子被3個六邊形共用,平均每個環(huán)占有2個碳原子。晶體中碳原子數(shù)、碳環(huán)數(shù)和碳碳單鍵數(shù)之比為2：3。

　　(7)金屬晶體

　　金屬Po(釙)中金屬原子堆積方式是簡單立方堆積，原子的配位數(shù)為6，一個晶胞中含有1個原子。金屬Na、K、Cr、Mo(鉬)、W等中金屬原子堆積方式是體心立方堆積，原子的配位數(shù)為8，一個晶胞中含有2個原子。金屬Mg、Zn、Ti等中金屬原子堆積方式是六方堆積，原子的配位數(shù)為12，一個晶胞中含有2個原子。金屬Au、Ag、Cu、Al等中金屬原子堆積方式是面心立方堆積，原子的配位數(shù)為12，一個晶胞中含有4個原子。

　　高中化學(xué)選修3知識：物質(zhì)熔沸點高低的判斷

　　(1)不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體

　　(2)同種類型晶體：構(gòu)成晶體質(zhì)點間的作用力大，則熔沸點高，反之則小。

　?、匐x子晶體：結(jié)構(gòu)相似且化學(xué)式中各離子個數(shù)比相同的離子晶體中離子半徑小(或陰、陽離子半徑之和越小的)，鍵能越強的，熔、沸點就越高。如NaCl、NaBr、Nal;NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸點依次降低。離子所帶電荷大的熔點較高。如：MgO熔點高于NaCl。

　?、诜肿泳w：在組成結(jié)構(gòu)均相似的分子晶體中，式量大的，分子間作用力就大，熔點也高。如：F2、Cl2、Br2、I2和HCl、HBr、HI等均隨式量增大。熔、沸點升高。但結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，有氫鍵存在熔、沸點較高。

　　③原子晶體：在原子晶體中，只要成鍵原子半徑小，鍵能大的，熔點就高。如金剛石、金剛砂(碳化硅)、晶體硅的熔、沸點逐漸降低。

　?、芙饘倬w：在元素周期表中，主族數(shù)越大，金屬原子半徑越小，其熔、沸點也就越高。如ⅢA的Al，ⅡA的Mg，IA的Na，熔、沸點就依次降低。而在同一主族中，金屬原子半徑越小的，其熔沸點越高。

　　高中化學(xué)選修3知識：分子的空間構(gòu)型

　　1、等電子原理

　　原子總數(shù)相同、價電子總數(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，微粒所含價電子數(shù)目相同;在微粒的結(jié)構(gòu)上，微粒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CO2=CO+O=N2+O= N2O= N2+ N—= N3—或SO2=O+O2=O3=N—+O2= NO2—)

　　(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，可運用來預(yù)測分子空間的構(gòu)型和性質(zhì)。

　　2、價電子互斥理論：

　　(1)價電子互斥理論的基本要點：ABn型分子(離子)中中心原子A周圍的價電子對的幾何構(gòu)型，主要取決于價電子對數(shù)(n)，價電子對盡量遠(yuǎn)離，使它們之間斥力最小。

　　(2)ABn型分子價層電子對的計算方法：

　?、賹τ谥髯逶?，中心原子價電子數(shù)=最外層電子數(shù)，配位原子按提供的價電子數(shù)計算，

　?、贠、S作為配位原子時按不提供價電子計算，作中心原子時價電子數(shù)為6;

　　③離子的價電子對數(shù)計算

　　3、雜化軌道理論

　　(1)雜化軌道理論的基本要點：

　?、倌芰肯嘟脑榆壍啦拍軈⑴c雜化。

　?、陔s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σ鍵;由于雜化后原子軌道重疊更大，形成的共價鍵比原有原子軌道形成的共價鍵穩(wěn)定。

　?、垭s化軌道能量相同，成分相同，如：每個sp3雜化軌道占有1個s軌道、3個p軌道。

　?、茈s化軌道總數(shù)等于參與雜化的原子軌道數(shù)目之和。