化學(xué)選修三點總結(jié)(高中化學(xué)選修3總結(jié))
1.高中化學(xué)選修3總結(jié)
原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)（第1課時） 知識與技能 1、進一步認識周期表中原子結(jié)構(gòu)和位置、價態(tài)、元素數(shù)目等之間的關(guān)系 2、知道外圍電子排布和價電子層的涵義 3、認識周期表中各區(qū)、周期、族元素的原子核外電子排布的規(guī)律 4、知道周期表中各區(qū)、周期、族元素的原子結(jié)構(gòu)和位置間的關(guān)系 教 學(xué)過程 〖復(fù)習(xí)〗必修中什么是元素周期律？元素的性質(zhì)包括哪些方面？元素性質(zhì)周期性變化的根本原因是什么？ 〖課前練習(xí)〗寫出鋰、鈉、鉀、銣、銫基態(tài)原子的簡化電子排布式和氦、氖、氬、氪、氙的簡化電子排布式。
一、原子結(jié)構(gòu)與周期表 1、周期系： 隨著元素原子的核電—荷數(shù)遞增，每到出現(xiàn)堿金屬，就開始建立一個新的電子層，隨后最外層上的電子逐漸增多，最后達到8個電子，出現(xiàn)稀有氣體。然后又開始由堿金屬到稀有氣體，如此循環(huán)往復(fù)——這就是元素周期系中的一個個周期。
例如，第11號元素鈉到第18號元素氬的最外層電子排布重復(fù)了第3號元素鋰到第10號元素氖的最外層電子排布——從1個電子到8個電子；再往后，盡管情形變得復(fù)雜一些，但每個周期的第1個元素的原子最外電子層總是1個電子，最后一個元素的原子最外電子層總是8個電子?？梢?，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布發(fā)生周期性的重復(fù)。
2、周期表 我們今天就繼續(xù)來討論一下原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)是什么關(guān)系？所有元素都被編排在元素周期表里，那么元素原子的核外電子排布與元素周期表的關(guān)系又是怎樣呢？ 說到元素周期表，同學(xué)們應(yīng)該還是比較熟悉的。第一張元素周期表是由門捷列夫制作的，至今元素周期表的種類是多種多樣的：電子層狀、金字塔式、建筑群式、螺旋型（教材p15頁）到現(xiàn)在的長式元素周期表，還待進一步的完善。
首先我們就一起來回憶一下長式元素周期表的結(jié)構(gòu)是怎樣的？在周期表中，把能層數(shù)相同的元素，按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排成橫行，稱之為周期，有7個；在把不同橫行中最外層電子數(shù)相同的元素，按能層數(shù)遞增的順序由上而下排成縱行，稱之為族，共有18個縱行，16 個族。16個族又可分為主族、副族、0族。
〖思考〗元素在周期表中排布在哪個橫行，由什么決定？什么叫外圍電子排布？什么叫價電子層？什么叫價電子？要求學(xué)生記住這些術(shù)語。元素在周期表中排在哪個列由什么決定？ 閱讀分析周期表著重看元素原子的外圍電子排布及價電子總數(shù)與族序數(shù)的聯(lián)系。
〖總結(jié)〗元素在周期表中的位置由原子結(jié)構(gòu)決定：原子核外電子層數(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。 〖分析探索〗每個縱列的價電子層的電子總數(shù)是否相等？按電子排布，可把周期表里的元素劃分成5個區(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。
s區(qū)、d區(qū)和p區(qū)分別有幾個縱列？為什么s區(qū)、d區(qū)和ds區(qū)的元素都是金屬？ 元素周期表可分為哪些族？為什么副族元素又稱為過渡元素？各區(qū)元素的價電子層結(jié)構(gòu)特征是什么？ [基礎(chǔ)要點]分析圖1-16 s區(qū) p 區(qū) d 區(qū) ds 區(qū) f 區(qū) 分區(qū)原則 縱列數(shù) 是否都是金屬 區(qū)全是金屬元素，非金屬元素主要集中 區(qū)。主族主要含 區(qū)，副族主要含 區(qū)，過渡元素主要含 區(qū)。
[思考]周期表上的外圍電子排布稱為“價電子層”，這是由于這些能級上的電子數(shù)可在化學(xué)反應(yīng)中發(fā)生變化。元素周期表的每個縱列上是否電子總數(shù)相同？ 〖歸納〗S區(qū)元素價電子特征排布為nS1~2，價電子數(shù)等于族序數(shù)。
d區(qū)元素價電子排布特征為（n-1）d1~10ns1~2；價電子總數(shù)等于副族序數(shù)；ds區(qū)元素特征電子排布為 （n-1）d10ns1~2，價電子總數(shù)等于所在的列序數(shù)；p區(qū)元素特征電子排布為ns2np1~6；價電子總數(shù)等于主族序數(shù)。原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中的位置是有一定的關(guān)系的。
原子核外電子總數(shù)決定所在周期數(shù) 周期數(shù)=最大能層數(shù)（鈀除外） 46Pd [Kr]4d10，最大能層數(shù)是4，但是在第五周期。 （1） 外圍電子總數(shù)決定排在哪一族 如：29Cu 3d104s1 10+1=11尾數(shù)是1所以，是IB。
元素周期表是元素原子結(jié)構(gòu)以及遞變規(guī)律的具體體現(xiàn)。 〖課堂練習(xí)〗 1、下列說法正確的有（ ） A.26 號元素鐵屬于d 區(qū) B.主族族序數(shù)=其價電子數(shù)=最外層電子數(shù) C.在周期表中，元素周期數(shù)=原子核外電子層數(shù) D.最外層電子數(shù)=8的都是稀有氣體元素 E.主族共有7列，副族共有7列 F.元素周期表中第四周期第VA主族的元素與第三周期IIA元素核電荷數(shù)相差13 2、在元素周期表中存在著許多的規(guī)律。
同一主族元素的原子序數(shù)之間也有一定的規(guī)律，填寫下列問題：第一、二、三、四周期中包含的元素數(shù)目分別為 ， 鹵族元素中F、Cl、Br的原子序數(shù)分別為 ，堿金屬元素中Li、Na、K的原子序數(shù)分別為 ；體會上述數(shù)字之間的關(guān)系，找出同族元素原子序數(shù)與周期中元素數(shù)目之間的關(guān)系。 。
3、門捷列夫當(dāng)年提出的元素周期律是 ，和現(xiàn)在的元素周期律比較，其主要的區(qū)別是 。到元素周期表中找一個與門捷列夫元素周期律不符合的元素 。
4、根據(jù)外圍電子排布的不同，元素周期表也可以 分成不同的區(qū)域，右圖是元素周期表的區(qū)域分 布示意圖。請說出這樣劃分的依據(jù)，同時寫出 S區(qū)、d區(qū)和p區(qū)的外圍電子排布式。
5、用電子排布式表示Al、Cr（原子序數(shù)為24）、Fe。
2.高中化學(xué)選修三的知識點
第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 第一節(jié) 原子結(jié)構(gòu) 1. 什么叫能層 能級 2. 能層中能級符號順序 3. 能級數(shù)與能層序數(shù)的關(guān)系 4. 畫出構(gòu)造原理圖 5. 練習(xí)寫出1-36號元素原子基態(tài)電子排布式 6. 練習(xí)簡化電子排布式的寫法（鐵 硅） 7. 能量最低原理 8. 基態(tài) 激發(fā)態(tài) 9. 可見光產(chǎn)生的原因 10. 電子云 原子軌道 11. S .P原子軌道的形狀 12. 練習(xí)畫基態(tài)原子的 電子排布圖 13. 泡利原理 洪特規(guī)則的內(nèi)容 14. 原子排布規(guī)律 第二節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì) 1. 畫出前36號元素在周期表中的位置 2. 什么叫價電子 3. 周期表中的5個區(qū) 4. 電離能 電負性的概念及應(yīng)用 .電離能 ， 電負性最大的原子 5. 元素周期律的具體內(nèi)容（原子半徑，得失電子能力，氧化性，還原性，化合價，金屬性，非金屬性，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性。
最高價氧化物對應(yīng)的水化物的酸堿性，第一電離能，電負性） 6. 對角線規(guī)則的 含義 7. 惰性氣體的相對穩(wěn)定性 第二章 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 第一節(jié) 共價鍵 1. 什么叫化學(xué)鍵 離子鍵 共價鍵 電子式 2. 運用電子云 原子軌道怎樣理解共價鍵 3. 怎樣判斷化學(xué)鍵的類型 4. 鍵能 鍵長 鍵角（應(yīng)用） 5. 共價鍵的特性 6. 西戈馬鍵 派鍵的特征及比較 7. 等電子原理 第二節(jié) 分子的立體結(jié)構(gòu) 1. 分析分子的結(jié)構(gòu)（三原子，四原子，五原子） 2. CO2 H2O CH2O NH3 CH4的立體結(jié)構(gòu) 3. 價層電子對互斥模型理論 A 中心原子都用于形成共價鍵 B中心原子上有孤對電 4. 理解雜化軌道理論（SP,SP2,SP3）及應(yīng)用 5. 什么叫配位鍵 中心離子 配位體 配位數(shù) 配位化合物（舉例） 6. 向硫酸銅溶液中逐滴加入氨水的實驗現(xiàn)象 離子方程式 7. 向氯化鐵溶液中加入硫氰化鉀溶液的現(xiàn)象 離子方程式（指出中心離子 配位體） 8. 用配位鍵表示四氨合銅絡(luò)離子 第三節(jié) 分子的性質(zhì) 1. 共價鍵的分類 2. 怎樣區(qū)分極性分子 非極性分子 3. 什么叫范德華力 4. 范德華力對分子晶體的熔沸點有怎樣的影響 5. 對結(jié)構(gòu)相似的分子晶體怎樣判斷范德華力的大小 6. 什么叫氫鍵 易形成氫鍵的原子有那些 氫鍵是否屬于化學(xué)鍵 7. 分子內(nèi)形成氫鍵 分子間形成氫鍵有什么不同 8. 影響物質(zhì)的溶解性的因素有那些 9. 什么叫手性原子 手性分子 10. 怎樣比較無機含氧酸的酸性 第三章 晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 1. 晶體的分類 2. 晶體與非晶體的區(qū)別 3. 形成晶體的方法 4. 什么叫晶胞 5. 平行六面體晶胞中微粒個數(shù)的算法 6. 什么叫分子晶體 7. 特征 8. 典型的分子晶體 9. 干冰的密度為什么比冰高 10. 什么叫原子晶體 11. 原子晶體特征 12. 典型原子晶體 13. 什么叫金屬鍵 14. 電子氣理論 15. 用電子氣理論解釋金屬的延展性 導(dǎo)電性 16. 金屬原子在二維平面放置的方式 配位數(shù)都是多少 17. 金屬原子的三維堆積方式有幾種 18. 什么叫離子晶體 19. NaCl CsCl CaF2中各離子的配位數(shù)是多少 20. 離子晶體的特征 21. 同族元素的碳酸鹽穩(wěn)定性怎樣判斷 22. 什么叫晶格能 23. 影響晶格能的因素 24. 晶格能的應(yīng)用。
3.化學(xué)選修3知識點 幫我整理下啊 謝了哥哥們
選修三，新增添，看似繁，實不難，
說理想，說成績，盼學(xué)子，多努力。
大爆炸，原子生，少量氦，大量氫，
原子中，看電子，能量差，分七層，
能層中，分能級，數(shù)軌道，電子添，
泡利理，兩個反，洪特則，單獨占，
構(gòu)造理，排電子，鉻和銅，皆不從，
一個半，一個全，為特例，能量低，
激發(fā)態(tài)，變基態(tài)，電子遷，光呈現(xiàn)，
光譜儀，吸和放，現(xiàn)新素，舊素鑒，
電子行，無規(guī)律，電子云，是幾率，
百九十，不同形，S 球，P 啞鈴。
基原子，電子排，去0族，價電來，
價電子，看規(guī)律，周期表，分五區(qū)，
ds ,d 緊連，s p，守兩邊，
f 區(qū)，不重要，含鑭錒，須知道，
周期律，看變化，電離能，電負性，
比半徑，兩因素，數(shù)能層，電荷數(shù)。
共價鍵，結(jié)分子，電子對，為共用，
電子云，球啞鈴，據(jù)重疊，分鍵型，
西格瑪，頭碰頭，重疊大，鍵穩(wěn)定，
P P л， 肩并肩，要出現(xiàn)，鍵二三，
鍵參數(shù)，能長角，穩(wěn)不穩(wěn)，能大小，
鍵越長，能越小，分子形，看鍵角，
價原同，等電體，性質(zhì)似，新原理。
分子多，形不同，價層斥，求穩(wěn)定，
A B n ，看中原，鍵全成，n 定形，
分子內(nèi)，存雜化，孤電對，西格瑪，
配合物，新化鍵，濃與稀，顏色變，
配離子，金屬成，主族少，過渡豐。
溶不溶，看極性，非極性，電歸中，
分子間，力兩面，范德華，和氫鍵，
手性碳，四鍵連，皆不同，始為然，
含氧酸，比酸性，非羥基，氧減氫。
非晶體，量很少，有玻璃，和橡膠，
得晶體，三途徑，析結(jié)晶，兩種凝，
自范性，多面體，能衍射，各向異，
多晶胞，六面體，需并置，且無隙。
分子晶，很常見，多為氣，五類判，
配位高，密堆積，硬度小，熔沸低。
原子晶，共價鍵，熔沸高，硬度好。
電子氣，金屬晶，導(dǎo)熱電，延展性，
簡單立，和K型，密堆積，Mg和Cu。
混合晶，為石墨，碳異形，兼三性。
離子晶，晶格能，看電荷，比半徑，
一幾何，二電荷，兩因素，配位數(shù)。
乘長風(fēng)，破激浪，積跬步，高峰上，
有志者，事竟成，學(xué)與思，貴以恒。
4.化學(xué)選修三物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)上各章知識點及考點
第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì).一、認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)的機會大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機會大，電子云密度越大；離核越遠，電子出現(xiàn)的機會小，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、O、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.（1）.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、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）、全空時（p0、d0、f0）的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(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?；鶓B(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I1表示，單位為kJ/mol。
(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?。弧锿髯鍙纳系较?，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 ⅡA 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、P②.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弱. I1越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱.（3）.元素電負性的周期性變化. 元素的電負性：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性。隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性呈現(xiàn)減小的趨勢.電負性的運用：a.確定元素類型（一般>1.8，非金屬元素；1.7，離子鍵；。
5.人教版化學(xué)必修3知識點總結(jié)
沒有化學(xué)必修3 人教版化學(xué) 必修1必修2 選修1-6 共8本 化學(xué)選修3考點（與課標對應(yīng)） 一1.了解原子核外電子的運動狀態(tài)。
電子云理論、原子軌道理論。（1） 機率 （2）輪廓 （2） 雜化 一2.了解原子結(jié)構(gòu)的構(gòu)造原理，知道原子核外電子的能級分布，能用電子排布式表示常見元素（1~36號）原子核外電子的排布。
能級的能層區(qū)別與聯(lián)系； 構(gòu)造原理： ns < (n-2)f <(n-1)d 1.7 ，離子鍵 拓展應(yīng)用：（1）最高價含氧酸酸性或最高價堿的堿性比較. （2）解釋元素的“對角線”規(guī)則，列舉實例予以說明。
例：已知AlCl3是共價化合物，則BeCl2預(yù)測為何種化合物。為什么？一4.知道原子核外電子在一定條件下會發(fā)生躍遷，了解其簡單應(yīng)用。
焰色反應(yīng)是電子躍遷的一個重要應(yīng)用 一5.討論：元素周期表中各區(qū)、周期、族元素的原子核外電子排布的規(guī)律 s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)、f區(qū) 多少個元素 第一周期 第二周期 第三周期 第四周期 第五周期 第六周期 第七周期 ?？键c拓展：元素周期表中的位置關(guān)系 一6.討論：主族元素電離能的變化與核外電子排布的關(guān)系。（1）總體規(guī)律：依次升高 （2）特別的：第IIA和IIIA主族元素的不同 NaAl C<N 二1、化學(xué)鍵的分類 表4-2離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較 化學(xué)鍵類型 離子鍵 共價鍵 金屬鍵 概念 陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵 原子間通過共用電子對所形成的化學(xué)鍵 金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學(xué)鍵 成鍵微粒 陰陽離子 原子 金屬陽離子和自由電子 成鍵性質(zhì) 靜電作用 共用電子對 電性作用 形成條件 活潑金屬與活潑的非金屬元素 非金屬與非金屬元素 金屬內(nèi)部 實例 NaCl、MgO HCl、H2SO4 Fe、Mg 二2.了解晶格能的應(yīng)用，知道晶格能的大小可以衡量離子晶體中離子鍵的強弱。
（1） 離子鍵長 （2） 離子電荷 例：MgCl2和NaCl、KCl 熔點比較 二3.知道共價鍵的主要類型，能用鍵能、鍵長、鍵角等說明簡單分子的某些性質(zhì)。（1）鍵參數(shù)的應(yīng)用：鍵能、鍵長、鍵角 （2）非極性鍵和極性鍵的比較 非極性鍵 極性鍵 概念 同種元素原子形成的共價鍵 不同種元素原子形成的共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移 原子吸引電子能力 相同 不同 共用電子對 不偏向任何一方 偏向吸引電子能力強的原子 成鍵原子電性 電中性 顯電性 形成條件 由同種非金屬元素組成 由不同種非金屬元素組成 （3）配位鍵的判斷：二4.分子的極性 非極性分子和極性分子的比較 非極性分子 極性分子 形成原因 整個分子的電荷分布均勻，對稱 整個分子的電荷分布不均勻、不對稱 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1. 認識共價分子結(jié)構(gòu)的多樣性和復(fù)雜性，能根據(jù)有關(guān)理論判斷簡單分子或離子的構(gòu)型，能說明簡單配合物 的成鍵情況。
2.常見分子的類型與形狀（考慮雜化的影響） （1）雜化軌道數(shù)的判斷： 中心原子所連原子數(shù)+孤對電子數(shù) （2）SP直線型 SP2 正三角型 SP3正四面體型 表4-5常見分子的類型與形狀比較 分子類型 分子形狀 鍵角 鍵的極性 分子極性 代表物 A 球形 非極性 He、Ne A2 直線形 非極性 非極性 H2、O2 AB 直線形 極性 極性 HCl、NO ABA 直線形 180° 極性 非極性 CO2、CS2 ABA 角形 ≠180° 極性 極性 H2O、SO2 A4 正四面體形 60° 非極性 非極性 P4 AB3 平面三角形 120° 極性 非極性 BF3、SO3 AB3 三角錐形 ≠120° 極性 極性 NH3、NCl3 AB4 正四面體形 109°28′ 極性 非極性 CH4、CCl4 AB3C 四面體形 ≠109°28′ 極性 極性 CH3Cl、CHCl3 AB2C2 四面體形 ≠109°28′ 極性 極性 CH2Cl23 分子極性判斷：正負電中心是否重合 ○1只含有非極性鍵的單質(zhì)分子是非極性分子?！?含有極性鍵的雙原子化合物分子都是極性分子。
○3含有極性鍵的多原子分子，空間結(jié)構(gòu)對稱的是非極性分子；空間結(jié)構(gòu)不對稱的為極性分子。注意：判斷ABn型分子可參考使用以下經(jīng)驗規(guī)律：①若中心原子A的化合價的絕對值等于該元素所在的主族序數(shù)，則為非極性分子，若不等則為極性分子；②若中心原子有孤對電子（未參與成鍵的電子對）則為極性分子，若無孤對電子則為非極性分子。
二5.手性C原子的判斷（1）標準：連接的四個原子或原子團都不相同，則其為手性C原子（2）例題：如在葡萄糖分子中有幾個手性碳原子，與氫氣加成后還有幾個手性碳原子？二6.結(jié)合實例說明“等電子原理”的應(yīng)用。 查閱N2 、CO的有關(guān)數(shù)據(jù)并進行比較（等電子體）。
三1、化學(xué)鍵與分子間作用力 表4-1化學(xué)鍵與分子間作用力的比較 化學(xué)鍵 分子間作用力 概念 相鄰的原子間強烈的相互作用叫化學(xué)鍵 把分子聚集在一起的作用力，叫做分子間作用力，又稱范德華力 作用范圍 分子或晶體內(nèi) 分子之間 作用力強弱 較強 與化學(xué)鍵相比弱得多 影響的性質(zhì) 主要影響化學(xué)。
6.急
1.常用的方法是選擇溴水、或者是酸性高錳酸鉀溶液
常考的是甲烷、乙烯、乙炔，除了上述方法外
還可以選擇在空氣中點燃
甲烷：淡藍色火焰
乙烯：明亮火焰，有黑煙
乙炔：明亮火焰，濃烈黑煙
6.含氫鍵無機物在高中階段常見的就是 NH3 H2O HF
bp由高到低的順序是H2O>HF>NH3 （可以看人教新課標選修2 的24頁，選修3的55頁）
7.高中主要從三個方面來考慮：是否有分子間氫鍵、是否發(fā)生反應(yīng)、相似相溶
如果能與水分子之間形成分子間氫鍵，那么溶解度應(yīng)該很大
如果溶劑和溶質(zhì)極性（或非極性）相同，那么根據(jù)相似相容原理，兩者易互溶。如HCI和H2O、CCI4和I2
8.原理是正負電荷中心是否重合，但這只能用來做簡答題。
方法一般有兩種。
(1)看分子的空間構(gòu)型 空間構(gòu)型中心對稱 非極性分子
空間構(gòu)型不是中心對稱 極性分子
如，CO2 BF3 CH4 等都是中心對稱，非極性分子
NH3 H2O 等不是中心對稱，極性分子
(2)ABn型分子 A的化合價 = A的最高正價 非極性分子
A的化合價 不等于 A的最高正價 極性分子
+4 +3 +4
如：CO2 BF3 CH4
9.第一步，比較晶體類型，一般：原子晶體 >； 離子晶體 >； 分子晶體
特例：熔點 MgO > SiO2 石墨>；金剛石
第二步，同類型比較
原子晶體：由共價鍵的鍵能決定，共價鍵鍵能越大，熔沸點越高。鍵長（核間距，即原子半徑）越長，鍵能越小。也就是說，原子半徑的和越長，原子晶體的熔沸點越低。
如 熔沸點金剛石>；晶體硅
離子晶體：由晶格能決定，也可以說是由離子鍵決定，可看成陰陽離子間的吸引力（只是看作，這樣簡單）
根據(jù)庫侖定律，可得： 陰陽離子所帶電荷越多，陰陽離子半徑越小，作用力越大，離子鍵越強，離子晶體熔沸點越高
分子晶體：由分子間氫鍵、范德華力決定
先看是否含有分子間氫鍵，含有，熔沸點就高，如果不含，就看范德華力
影響范德華力的因素：組成和結(jié)構(gòu)相似時，看相對原子質(zhì)量，還有分子的極性
金屬晶體：金屬鍵決定 也可以用庫侖定律解決（參見上面的，只不過是只有陽離子了）
熔沸點是物理性質(zhì)，穩(wěn)定性是化學(xué)性質(zhì)。
穩(wěn)定性：看鍵能大小
我覺得你這個題想問的是氫化物的。
熔沸點：參見上文的分子晶體
穩(wěn)定性：學(xué)了選修2，就用中心元素非金屬性（選修2的9頁注釋）；學(xué)了選修3，就用中心元素的電負性（選修3的19頁）。
解決問題是一樣的。
就說這些吧，打字太累了。有問題你再問我。
選修3你教材好好讀一下，都在上面。
