II卷：Fe成為陽(yáng)離子時(shí)首先失去4s軌道電子，Sm的價(jià)層電子排布式為4f66s2，Sm3+的價(jià)層電子排布式為4f5。3、簡(jiǎn)化電子排布式（1）定義：將原子中已經(jīng)達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分，用相應(yīng)的稀有氣體元素符號(hào)外加方括號(hào)表示的式子稱(chēng)為簡(jiǎn)化電子排布式。（2）表示方法：如氮、鈉、鈣的簡(jiǎn)化電子排布式分別為[He]2s22p3、[Ne]3s1、[Ar]4s2。4、價(jià)層電子排布式（1）價(jià)電子層的定義：為突出化合價(jià)與電子排布的關(guān)系，將在化學(xué)反應(yīng)中可能發(fā)生電子變動(dòng)的能級(jí)稱(chēng)為價(jià)電子層(簡(jiǎn)稱(chēng)價(jià)層)。（2）價(jià)電子的位置：①對(duì)于主族元素和零族元素來(lái)說(shuō)，價(jià)電子就是最外層電子。表示方法：nsx或nsxnpy②對(duì)于副族元素來(lái)說(shuō)，價(jià)電子不僅是最外層電子，還涉及次外層電子，某些元素的倒數(shù)第三層電子也可成為價(jià)電子。（3）舉例：元素周期表中給出了元素的價(jià)層電子排布式。如Cl的價(jià)層電子排布式為3s23p5，Cr的價(jià)層電子排布式為3d54s1。四、電子云與原子軌道（一）電子云1、概率密度：用P表示電子在某處出現(xiàn)的概率，V表示該處的體積，則P/V稱(chēng)為概率密度，用ρ表示。2、電子云：由于核外電子的概率密度分布看起來(lái)像一片云霧，因而被形象地稱(chēng)為電子云?！咀ⅰ浚?）電子云圖表示電子在核外空間出現(xiàn)概率的相對(duì)大小。電子云圖中小點(diǎn)越密，表示電子出現(xiàn)的概率密度越大。（2）電子云圖中的小點(diǎn)并不代表電子，小點(diǎn)的數(shù)目也不代表電子實(shí)際出現(xiàn)的次數(shù)。（3）電子云圖很難繪制，使用不方便，故常使用電子云輪廓圖。3、電子云輪廓圖為了表示電子云輪廓的形狀，對(duì)核外電子的空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)有一個(gè)形象化的簡(jiǎn)便描述。把電子在原子核外空間出現(xiàn)概率P＝90%的空間圈出來(lái)，即電子云輪廓圖。（二）原子軌道1、定義：電子在原子核外的一個(gè)空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)稱(chēng)為一個(gè)原子軌道。2、形狀：①s電子的原子軌道呈球形，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。②p電子云輪廓圖是呈啞鈴狀的。每個(gè)p能級(jí)都有3個(gè)相互垂直的電子云，分別稱(chēng)為px、py和pz，右下標(biāo)x、y、z分別是p電子云在直角坐標(biāo)系里的取向，如圖所示。能級(jí)符號(hào)nsnpndnf軌道數(shù)目13573、各能級(jí)所含有原子軌道數(shù)目【注】原子軌道與能層序數(shù)的關(guān)系：(1)不同能層的同種能級(jí)的原子軌道形狀相同，只是半徑不同。能層序數(shù)n越大，原子軌道的半徑越大。(2)同一能層中，不同能級(jí)原子軌道的能量及空間伸展方向不同；但同一能級(jí)的幾個(gè)原子軌道的能量相同人們把同一能級(jí)的幾個(gè)能量相同的原子軌道稱(chēng)為簡(jiǎn)并軌道。五、泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理（一）泡利原理一個(gè)原子軌道中最多只能容納兩個(gè)電子且兩個(gè)電子自旋狀態(tài)相反洪特規(guī)則基態(tài)原子中，填入簡(jiǎn)并軌道的電子總是先單獨(dú)分占，且自旋平行。如np3：特例：簡(jiǎn)并軌道上電子排布為全充滿、半充滿或全空狀態(tài)時(shí)，原子的能量最低，狀態(tài)最穩(wěn)定。如Cr：3d54s1，Cu：3d104s1能量最低原理在構(gòu)建基態(tài)原子時(shí)，電子將盡可能地占據(jù)能量最低的原子軌道，使整個(gè)原子的能量最低（二）軌道表示式(又稱(chēng)電子排布圖)書(shū)寫(xiě)方法：以Si原子為例，說(shuō)明軌道表示式中各部分的含義：(1)在軌道表示式中，用方框(也可用圓圈)表示原子軌道，1個(gè)方框代表1個(gè)原子軌道，通常在方框的下方或上方標(biāo)記能級(jí)符號(hào)。(2)不同能層及能級(jí)的原子軌道的方框必須分開(kāi)表示，能量相同（同一能層相同能級(jí)）的原子軌道(簡(jiǎn)并軌道)的方框相連。(3)箭頭表示一種自旋狀態(tài)的電子，“↑↓”稱(chēng)電子對(duì)，“↑”或“↓”稱(chēng)單電子(或稱(chēng)未成對(duì)電子);箭頭同向的單電子稱(chēng)自旋平行，如基態(tài)氧原子有2個(gè)自旋平行的2p電子。(4)軌道表示式的排列順序與電子排布式順序一致，即按能層順序排列。有時(shí)畫(huà)出的能級(jí)上下錯(cuò)落，以表達(dá)能量高低不同。(5)軌道表示式中能級(jí)符號(hào)右上方不能標(biāo)記電子數(shù)。【小結(jié)】1．原子(離子)結(jié)構(gòu)示意圖含義將每個(gè)能層上的電子總數(shù)表示在原子核外的式子實(shí)例電子排布式含義用數(shù)字在能級(jí)符號(hào)右上角標(biāo)明該能級(jí)上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式實(shí)例K：1s22s22p63s23p64s1簡(jiǎn)化電子排布式含義為了避免電子排布式書(shū)寫(xiě)過(guò)于煩瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體元素符號(hào)外加方括號(hào)表示實(shí)例K：[Ar]4s1價(jià)電子排布式含義主族元素的價(jià)層電子指最外層電子，價(jià)層電子排布式即最外層電子排布式；副族元素的價(jià)電子不僅是最外層電子，還涉及次外層電子，某些元素的倒數(shù)第三層電子也可成為價(jià)電子。實(shí)例Al：3s23p1Fe：3d64s2軌道表示式(電子排布圖)含義每個(gè)方框代表一個(gè)原子軌道，每個(gè)箭頭代表一個(gè)電子實(shí)例2.原子核外電子排布的軌道能量順序（1）先看能層，一般情況下，能層序數(shù)越大，能量越高；再看同一能層各能級(jí)的能量順序?yàn)椋篍(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)……（2）不同能層中同一能級(jí)，能層序數(shù)越大，能量越高。例如：E(1s)<E(2s)<E(3s)（3）相同能層，相同能級(jí)：電子能量相同。例如2px、2py、2pz軌道的能量相等。（4）能級(jí)交錯(cuò)規(guī)律：ns<(n－2)f<(n－1)d<np。第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)一、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1、元素周期表的結(jié)構(gòu)：（1）周期（七橫行七周期，三短四長(zhǎng)）從上到下類(lèi)別各周期原子的電子層數(shù)各周期最多容納的元素種類(lèi)數(shù)同周期內(nèi)原子序數(shù)變化第一周期短周期12依次遞增依次遞增左右第二周期28第三周期38第四周期長(zhǎng)周期418第五周期518第六周期632（含鑭系15種元素）第七周期732（含錒系15種元素）（2）族（十八縱行十六族，七主八副一0）列數(shù)123456789101112131415161718類(lèi)別主族副族主族0族名稱(chēng)IAIIAIIIBIVBVBVIBVIIB第VIII族IBIIBIIIAIVAVAVIAVIIA0族【注】電子層數(shù)=周期序數(shù)；主族元素族序數(shù)=原子最外層電子數(shù)。2、根據(jù)構(gòu)造原理得出的核外電子排布與周期中元素種類(lèi)數(shù)的關(guān)系：各周期總是從ns能級(jí)開(kāi)始、以np結(jié)束(第一周期除外)，中間按照構(gòu)造原理依次排滿各能級(jí)。而從ns能級(jí)開(kāi)始以np結(jié)束遞增的核電荷數(shù)(或電子數(shù))就等于每個(gè)周期里的元素?cái)?shù)，具體數(shù)據(jù)如下：3、原子核外電子排布與族的關(guān)系①對(duì)于主族元素而言，價(jià)層電子數(shù)=ns能級(jí)上的電子數(shù)或ns+np能級(jí)上的電子總數(shù)族序數(shù)=價(jià)層電子數(shù)②對(duì)于副族（鑭系和錒系除外）而言，③稀有氣體元素：價(jià)電子排布為ns2np6(He除外)。4、對(duì)角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的（如鋰和鎂在過(guò)量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過(guò)氧化物)，這種相似性被稱(chēng)為對(duì)角線規(guī)則，如圖所示。二、元素周期律（一）原子半徑1、影響原子半徑大小的因素：電子的能層數(shù)和核電荷數(shù)。【注】因?yàn)橄∮袣怏w元素與其他元素的原子半徑的判定依據(jù)不同，一般不將其原子半徑與其他原子的半徑相比較。2、微粒半徑大小比較（1）同周期，從左到右，核電荷數(shù)越大，原子半徑越??；同主族，從上到下，電子層數(shù)越多，原子半徑越大。（2）同種元素的微粒：陰離子>原子>陽(yáng)離子；低價(jià)離子>高價(jià)離子。如Fe>Fe2+Fe3+，Cl－>Cl（3）電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，隨著核電荷數(shù)的增加，離子半徑減小。如F－>Na+（二）電離能1、第一電離能（1）定義：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。（2）元素原子第一電離能變化規(guī)律。①一般規(guī)律：同周期，第一種元素（氫和堿金屬）的第一電離能最小，最后一種元素(稀有氣體)的第一電離能最大（第一電離能最大的元素是氦）；從左到右，元素的第一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢(shì)，表示元素原子越來(lái)越難失去電子。同族：從上到下第一電離能變小，表明自上而下原子越來(lái)越易失去電子。②特例：具有全充滿、半充滿及全空的電子構(gòu)型的原子穩(wěn)定性較高，其電離能數(shù)值較大。例如：第IIA族>第IIIA族；第VA族>第VIA族③過(guò)渡元素的第一電離能的變化不太規(guī)則。2、逐級(jí)電離能（1）含義：氣態(tài)基態(tài)一價(jià)正離子再失去一個(gè)電子成為氣態(tài)基態(tài)二價(jià)正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類(lèi)推?？梢员硎緸镸(g)=M+(g)+e-I1(第一電離能)M+(g)=M2+(g)+e-I2(第二電離能)M2+(g)=M3+(g)+e-I3(第三電離能)…………（2）變化規(guī)律①同一元素的逐級(jí)電離能是逐漸增大的，即I1<I2<I3<…②當(dāng)相鄰逐級(jí)電離能突然變大時(shí)，說(shuō)明失去的電子所在電子層發(fā)生了變化。如鈉、鎂、鋁逐級(jí)失去電子的電離能：NaMgAl電離能/kJ·mol－1I1496738578I2456214511817I3691277332745I4954310540115753、電離能的應(yīng)用（1）推斷元素原子的核外電子排布例如：Li的逐級(jí)電離能I1?I2<I3（2）判斷主族元素的最高正化合價(jià)或最外層電子數(shù)如果電離能在In與In+1之間發(fā)生突變，則元素的原子易形成+n價(jià)離子而不易形成+(n+1)價(jià)離。如果是主族元素，則其最外層有n個(gè)電子，最高正化合價(jià)為+n(O、F除外)。（3）判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱通常I1越大，元素的非金屬性越強(qiáng)(稀有氣體元素除外)；I1越小，元素的金屬性越強(qiáng)。特例：第IIA族>第IIIA族；第VA族>第VIA族（三）電負(fù)性1、鍵合電子：元素相互化合時(shí)，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子。2、電負(fù)性（1）定義：用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小（2）意義：電負(fù)性越大的原子，對(duì)鍵合電子的吸引力越大。（3）大小的標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出各元素的電負(fù)性。（4）變化規(guī)律：一般來(lái)說(shuō)，同周期元素從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大；同族元素從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變小。金屬元素的電負(fù)性較小，非金屬元素的電負(fù)性較大。電負(fù)性最大的是氟，最小的是銫（5）應(yīng)用①判斷元素的金屬性或非金屬性強(qiáng)弱注：Ⅰ.金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。Ⅱ.不能把電負(fù)性1.8作為劃分金屬元素和非金屬元素的絕對(duì)標(biāo)準(zhǔn)②判斷化學(xué)鍵的類(lèi)型一般認(rèn)為：a.如果兩個(gè)成鍵元素原子間的電負(fù)性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵。b.如果兩個(gè)成鍵元素原子間的電負(fù)性差值小于1.7，它們之間通常形成共價(jià)鍵。③判斷元素的化合價(jià)a.電負(fù)性小的元素易呈現(xiàn)正價(jià)；b.電負(fù)性大的元素易呈現(xiàn)負(fù)價(jià)④解釋對(duì)角線規(guī)則利用電負(fù)性可以解釋對(duì)角線規(guī)則，如Li-Mg、Be-Al、B-Si，由于它們的電負(fù)性分別接近，對(duì)鍵合電子的吸引力相當(dāng)，故表現(xiàn)出相似的性質(zhì)。第二章分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié)共價(jià)鍵1、共價(jià)鍵的特征和類(lèi)型特征概念作用存在情況飽和性每個(gè)原子所能形成的共價(jià)鍵的總數(shù)或以單鍵連接的原子數(shù)目是一定的飽和性決定了分子的組成所有的共價(jià)鍵都具有飽和性方向性形成共價(jià)鍵時(shí)，原子軌道重疊的越多，電子在核間出現(xiàn)的概率越大，所形成的共價(jià)鍵就越牢固，因此共價(jià)鍵將盡可能沿著電子出現(xiàn)概率最大的方向形成，所以共價(jià)鍵具有方向性方向性決定了分子的空間結(jié)構(gòu)。并不是所有共價(jià)鍵都具有方向性,如兩個(gè)s電子形成的共價(jià)鍵就沒(méi)有方向性σ鍵π鍵成鍵示意圖(常見(jiàn)類(lèi)型)原子軌道重疊方式“頭碰頭”重疊“肩并肩”重疊對(duì)稱(chēng)類(lèi)型軸對(duì)稱(chēng)鏡面對(duì)稱(chēng)原子軌道重疊程度大小鍵的強(qiáng)度軌道重疊程度大，鍵的強(qiáng)度較大，鍵越牢固軌道重疊程度較小，鍵比較容易斷裂，不如σ鍵牢固活潑性不活潑活潑成鍵規(guī)律共價(jià)單鍵是σ鍵；共價(jià)雙鍵中一個(gè)鍵是σ鍵，另一個(gè)鍵是π鍵；共價(jià)三鍵中一個(gè)鍵是σ鍵，另外兩個(gè)鍵是π鍵旋轉(zhuǎn)情況以形成σ鍵的兩個(gè)原子核的連線為軸，任意一個(gè)原子可以繞軸旋轉(zhuǎn)，并不破壞σ鍵的結(jié)構(gòu)以形成π鍵的兩個(gè)原子核的連線為軸，任意一個(gè)原子并不能單獨(dú)旋轉(zhuǎn)，若單獨(dú)旋轉(zhuǎn)則會(huì)破壞π鍵的結(jié)構(gòu)2、鍵參數(shù)鍵能、鍵長(zhǎng)與鍵角相同類(lèi)型的共價(jià)化合物分子，成鍵原子半徑越小，鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定。第二節(jié)

分子的空間結(jié)構(gòu)一、價(jià)層電子對(duì)互斥模型（VSEPR模型）價(jià)層電子對(duì)互斥模型認(rèn)為，分子的空間結(jié)構(gòu)是中心原子周?chē)摹皟r(jià)層電子對(duì)”互相排斥的結(jié)果。這種理論可用來(lái)預(yù)測(cè)分子的空間結(jié)構(gòu)。1.價(jià)層電子對(duì)數(shù)計(jì)算方法VSEPR的“價(jià)層電子對(duì)”是指分子中的中心原子與結(jié)合原子間的σ鍵電子對(duì)和中心原子上的孤電子對(duì)。價(jià)層電子對(duì)數(shù)價(jià)層電子對(duì)數(shù)=σ鍵電子對(duì)數(shù)+孤電子對(duì)數(shù)結(jié)合原子個(gè)數(shù)12a?xb結(jié)合原子個(gè)數(shù)1aa:中心原子價(jià)電子數(shù)（主族元素等于最外層電子數(shù)）陽(yáng)離子中：a為中心原子的價(jià)電子數(shù)-離子的電荷數(shù)陰離子中：a為中心原子的價(jià)電子數(shù)+離子的電荷數(shù)（絕對(duì)值）x:中心原子結(jié)合的原子數(shù)b:結(jié)合的原子最多接受的電子數(shù)（H為1；其他原子為8減去該原子的價(jià)電子數(shù)）略去孤電子對(duì)2.判斷分子空間結(jié)構(gòu)方法：略去孤電子對(duì)步驟：①計(jì)算價(jià)層電子對(duì)數(shù)②判斷VSEPR模型③判斷空間結(jié)構(gòu)直線形直線形直線形直線形孤電子對(duì)數(shù)=0平面三角形孤電子對(duì)數(shù)=0平面三角形平面三角形孤電子對(duì)數(shù)=平面三角形孤電子對(duì)數(shù)=1V形孤電子對(duì)數(shù)=0孤電子對(duì)數(shù)=0四面體形四面體形孤電子對(duì)數(shù)=四面體形孤電子對(duì)數(shù)=1三角錐形孤電子對(duì)數(shù)=孤電子對(duì)數(shù)=2V形二、雜化軌道理論1.雜化軌道理論的要點(diǎn)（1）原子在成鍵時(shí)，同一原子中能量相近的原子軌道可重新組合成雜化軌道。（2）參與雜化的原子軌道數(shù)目與組成的雜化軌道數(shù)目相等。（3）雜化改變了原子軌道的形狀、方向。雜化使原子的成鍵能力增強(qiáng)。2.雜化軌道類(lèi)型與分子或離子的空間結(jié)構(gòu)雜化類(lèi)型spsp2sp3用于雜化的原子軌道及數(shù)目1個(gè)ns軌道1個(gè)np軌道1個(gè)ns軌道2個(gè)np軌道1個(gè)ns軌道3個(gè)np軌道雜化軌道的數(shù)目234雜化軌道間的夾角180°120°109°28′雜化軌道空間構(gòu)型直線形平面三角形正四面體形中心原子無(wú)孤電子對(duì)分子或離子空間結(jié)構(gòu)直線形平面三角形正四面體形典型例子CO2、C2H2BF3CH4、CCl4中心原子有孤電子對(duì)孤電子對(duì)數(shù)112分子或離子空間結(jié)構(gòu)V形三角錐形V形典型例子SO2NH3H2O2對(duì)2對(duì)sp雜化3對(duì)sp2雜化σ鍵電子對(duì)數(shù)+孤電子對(duì)數(shù)參與雜化的軌道數(shù)目?jī)r(jià)層電子對(duì)數(shù)3對(duì)sp2雜化σ鍵電子對(duì)數(shù)+孤電子對(duì)數(shù)參與雜化的軌道數(shù)目?jī)r(jià)層電子對(duì)數(shù)==4對(duì)4對(duì)sp3雜化第三節(jié)

分子結(jié)構(gòu)與物質(zhì)的性質(zhì)非極性鍵：電子對(duì)不發(fā)生非極性鍵：電子對(duì)不發(fā)生偏移極性鍵：電子對(duì)發(fā)生偏移1.極性鍵：電子對(duì)發(fā)生偏移共價(jià)鍵極性的判斷方法：成鍵兩原子不同(A-B型)為極性鍵，成鍵兩原子相同(A-A型)為非極性鍵(特例：O3分子中的共價(jià)鍵是極性鍵)。例如：HCl、H2O為極性鍵；O2、Cl2為非極性鍵。極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合，分子一個(gè)部分呈正電性，另一部分呈負(fù)電性非極性分子：正電中心和負(fù)電中心重合分子極性的判斷方法：

①雙原子單質(zhì)分子都是非極性分子。如H2、O2、Cl2

②雙原子化合物分子都是極性分子。如HCl、HI等

③對(duì)于ABn型分子極性判斷方法：直線形（關(guān)于中心原子直線形（關(guān)于中心原子對(duì)稱(chēng)）：如CO2、CS2平面正三角形：如BF3、SO3正四面體形：如CH4、CCl4V形：如H2O、H2S三角錐形：如NH3、PH3非正四面體形：如CH3Cl非極性分子非極性分子a.幾何形狀法：極性分子極性分子b.孤對(duì)電子法：若中心原子A無(wú)孤對(duì)電子，是非極性分子；若A有孤對(duì)電子，則是極性分子方法點(diǎn)撥（連點(diǎn)成線）：++σ鍵電子對(duì)數(shù)孤電子對(duì)數(shù)【（a－xb）】?jī)r(jià)層電子對(duì)數(shù)（y）雜化軌道類(lèi)型【sp（y－1）】VSEPR模型去掉孤電子對(duì)空間構(gòu)型分析正負(fù)電中心是否重合非極性分子或極性分子二、氫鍵及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響1.氫鍵的表示方法：氫鍵的通式可用X—H…Y表示。式中X和Y表示F、O、N一般來(lái)說(shuō)，能形成氫鍵的元素有N、O、F。所以氫鍵一般存在于含N—H、H—O、H—F的物質(zhì)中，或有機(jī)化合物中的醇類(lèi)和羧酸類(lèi)等物質(zhì)中。2.氫鍵的特征①氫鍵不是化學(xué)鍵，而是特殊的分子間作用力，其鍵能比化學(xué)鍵弱，比范德華力強(qiáng)。②氫鍵具有一定的方向性和飽和性3.氫鍵的類(lèi)型①分子間氫鍵，如水中O—H…O②分子內(nèi)氫鍵，如4.氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響①當(dāng)形成分子間氫鍵時(shí)，物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)將升高。當(dāng)形成分子內(nèi)氫鍵時(shí)，物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)將下降。②氫鍵也影響物質(zhì)的溶解等過(guò)程。三、溶解性1.“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。如：極性溶劑（如水）易溶解極性物質(zhì)，如離子晶體、分子晶體中的極性物質(zhì)(如氨、蔗糖、強(qiáng)酸等)；非極性溶劑（如苯、汽油、四氯化碳）易溶解非極性物質(zhì)，如大多數(shù)有機(jī)物、I2、Br2等?！跋嗨葡嗳堋边€適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性。如水中含羥基（-OH）能溶解含有羥基的醇、酚、羧酸。2.氫鍵影響：如果溶質(zhì)分子與溶劑分子之間可以形成氫鍵,則溶質(zhì)的溶解度增大。HF和NH3在水中的溶解度比較大，就是這個(gè)緣故。第三章晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一、物質(zhì)的聚集狀態(tài)1、等離子體：等離子體是由電子、陽(yáng)離子和電中性粒子(分子或原子)組成的整體上呈電中性的氣態(tài)物質(zhì)2、離子液體：離子液體是熔點(diǎn)不高的僅由離子組成的液體物質(zhì)3、介乎晶態(tài)和非晶態(tài)之間的塑晶態(tài)、液晶態(tài)二、晶體與非晶體（一）常見(jiàn)的晶體與非晶體：1、常見(jiàn)的晶體：食鹽、冰、金屬、寶石、水晶、大部分礦石2、常見(jiàn)的非晶體：玻璃、炭黑、橡膠（二）晶體的特點(diǎn)1、自范性（1）概念：晶體的自范性就是晶體能自發(fā)地呈現(xiàn)多面體外形的性質(zhì)。（2）本質(zhì)：晶體的自范性是晶體中的粒子在微觀空間里呈現(xiàn)周期性的有序排列的宏觀表象。而非晶體中粒子的排列則相對(duì)無(wú)序，因而無(wú)自范性。（3）條件：晶體呈現(xiàn)自范性的條件之一是晶體生長(zhǎng)的速率適當(dāng)。2、各向異性（1）概念：晶體的某些物理性質(zhì)在不同方向上的差異，稱(chēng)為晶體的各向異性，包括晶體的等物理性質(zhì)。（2）用途：晶體的某些物理性質(zhì)的各向異性同樣反映了晶體內(nèi)部質(zhì)點(diǎn)排列的有序性。而且通過(guò)這些性質(zhì)可以了解晶體的內(nèi)部排列與結(jié)構(gòu)的一些信息。而非晶體則不具有物理性質(zhì)各向異性的特點(diǎn)（三）晶體的熔點(diǎn)晶體的熔點(diǎn)較固定，而非晶體的熔點(diǎn)不固定。注：區(qū)分晶體和非晶體最可靠的科學(xué)方法是對(duì)固體進(jìn)行X射線衍射實(shí)驗(yàn)。（四）晶體的種類(lèi)根據(jù)晶體內(nèi)部微粒的種類(lèi)和微粒間的相互作用不同，將晶體分為離子晶體、金屬晶體、共價(jià)晶體和分子晶體（五）獲得晶體的一般途徑1、熔融態(tài)物質(zhì)凝固（1）凝固速率適當(dāng)，可得到規(guī)則晶體。（2）凝固速率過(guò)快，會(huì)得到?jīng)]有規(guī)則外形的塊狀固體或看不到幾何外形的粉末。2、氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固(凝華)3、溶質(zhì)從溶液中析出三、晶胞（一）晶胞的概念描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元叫做晶胞，晶胞是晶體中最小的重復(fù)結(jié)構(gòu)單元。（二）晶體（宏觀）和晶胞（微觀）的關(guān)系晶體是數(shù)量巨大的晶胞“無(wú)隙并置”而成。無(wú)隙：相鄰晶胞之間沒(méi)有任何間隙并置：所有晶胞都是平行排列的，取向相同（三）晶胞的結(jié)構(gòu)1、晶胞的外形：常規(guī)的晶胞都是平行六面體。晶胞是8個(gè)頂角相同、三套各4根平行棱分別相同、三套各2個(gè)平行面分別相同的最小平行六面體。2、立方晶胞中微粒數(shù)的計(jì)算方法如下：對(duì)于立方晶胞而言，每個(gè)晶胞實(shí)際含有的微粒數(shù)=頂點(diǎn)微粒數(shù)×+棱上微粒數(shù)×+面上微粒數(shù)×+體內(nèi)微粒數(shù)×1。注：（1）對(duì)于非立方晶胞，應(yīng)視具體情況確定系數(shù)。晶胞不一定都是正方體（2）有關(guān)上述的計(jì)算必須明確：由晶胞構(gòu)成的晶體，其化學(xué)式不是表示一個(gè)晶胞中含有多少個(gè)某原子，而是表示每個(gè)晶胞中平均含有各類(lèi)原子的最簡(jiǎn)個(gè)數(shù)比。四、晶體結(jié)構(gòu)的測(cè)定（一）測(cè)定儀器:X射線衍射儀（二）測(cè)定方法1、測(cè)定方法：X射線衍射儀單一波長(zhǎng)的X射線晶體記錄儀分立的斑點(diǎn)或明銳的衍射峰2、非晶體圖譜中看不到分立的斑點(diǎn)或明銳的衍射峰。3、X射線衍射圖譜的應(yīng)用經(jīng)過(guò)計(jì)算可以從衍射圖形獲得晶體結(jié)構(gòu)的相關(guān)信息。晶胞形狀和大小衍射圖通過(guò)計(jì)算獲得分子或原子在微觀空間有序排列呈現(xiàn)的對(duì)稱(chēng)類(lèi)型衍射圖通過(guò)計(jì)算獲得原子在晶胞里的數(shù)目和位置等結(jié)合晶體化學(xué)組成的信息推出原子之間的相互關(guān)系五、分子晶體（一）定義只含分子的晶體叫做分子晶體。如I2、H2O、NH3、H3PO4、萘等在固態(tài)時(shí)都是分子晶體。（二）分子晶體中的粒子及粒子間的相互作用分子晶體的構(gòu)成微粒：分子；微粒間的作用力：分子間作用力；分子內(nèi)各原子間的作用力：共價(jià)鍵。（三）典型的分子晶體所有非金屬氫化物、部分非金屬單質(zhì)、部分非金屬氧化物、幾乎所有的酸、絕大多數(shù)有機(jī)物。（四）物理特性1、分子晶體具有較低的熔、沸點(diǎn)和較小的硬度。部分分子晶體易升華(如干冰、碘、萘等)。2、分子晶體不導(dǎo)電。分子晶體在固態(tài)和熔融狀態(tài)下都不導(dǎo)電。有些分子晶體的水溶液能導(dǎo)電，如HI、乙酸等。3、分子晶體的溶解性一般符合“相似相溶”規(guī)律，即極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。4、范德華力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響一般地，組成和結(jié)構(gòu)相似的分子，相對(duì)分子質(zhì)量越大，范德華力越強(qiáng)，物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)越高注：范德華力沒(méi)有方向性和飽和性。（五）分子晶體的結(jié)構(gòu)特征分子非密堆積分子密堆積微粒間作用力范德華力和氫鍵范德華力空間特點(diǎn)每個(gè)分子周?chē)o鄰的分子數(shù)小于12,空間利用率不高通常每個(gè)分子周?chē)?2個(gè)緊鄰的分子舉例HF、NH3、冰C60、干冰、I2、O2（六）常見(jiàn)分子晶體的結(jié)構(gòu)分析1、冰（分子非密堆積形式）（1）冰中水分子之間的相互作用力除范德華力外還有氫鍵，冰晶體主要是水分子依靠氫鍵而形成的。（2）氫鍵的方向性→1個(gè)水分子與周?chē)?個(gè)水分子相結(jié)合→水分子中的氧原子，通過(guò)共價(jià)鍵結(jié)合2個(gè)氫原子，通過(guò)氫鍵結(jié)合2個(gè)氫原子，共4個(gè)氫原子（3）氫鍵H—O…H較長(zhǎng)→分子間距離增大并在水分子中間留有空隙→冰的密度比液態(tài)水的小。當(dāng)冰剛剛?cè)诨癁橐簯B(tài)水時(shí)冰的結(jié)構(gòu)部分解體→水分子間的空隙減小→密度反而增大超過(guò)4℃時(shí)分子間距離加大→密度漸漸減小2、干冰(分子密堆積形式)（1）分子間作用力為范德華力。（2）CO2的晶胞類(lèi)型為面心立方結(jié)構(gòu)。（3）屬于晶胞的二氧化碳分子數(shù)：頂角：8×=1；面心：6×=3；共4個(gè)（4）每個(gè)CO2分子周?chē)嚯x最近且相等的CO2分子有12個(gè)(同層、上層、下層各4個(gè))。（5）無(wú)數(shù)個(gè)CO2晶胞在空間“無(wú)隙并置”形成CO2晶體。六、共價(jià)晶體（一）定義所有原子都以共價(jià)鍵相互結(jié)合形成共價(jià)鍵三維骨架結(jié)構(gòu)的晶體叫共價(jià)晶體。（二）共價(jià)晶體中的構(gòu)成微粒及微粒間的作用力構(gòu)成微粒：原子；微粒間的作用力：共價(jià)鍵說(shuō)明：1、共價(jià)晶體中不存在單個(gè)的分子，因此，共價(jià)晶體的化學(xué)式不表示其實(shí)際組成，只表示其組成的原子個(gè)數(shù)比。2、共價(jià)晶體熔化時(shí)被破壞的作用力是共價(jià)鍵。3、共價(jià)晶體中只有共價(jià)鍵，但含有共價(jià)鍵的晶體不一定是共價(jià)晶體。如CO2、H2O等分子晶體中也含有共價(jià)鍵。（三）常見(jiàn)的共價(jià)晶體1、某些單質(zhì)，如硼(B)、硅(Si)、鍺(Ge)、灰錫(Sn)和金剛石等。2、某些非金屬化合物，如碳化硅(SiC,俗稱(chēng)金剛砂)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)、氮化硅(Si3N4)等。3、極少數(shù)金屬氧化物，如剛玉等。（四）共價(jià)晶體的物理性質(zhì)1、熔點(diǎn)很高。結(jié)構(gòu)相似的共價(jià)晶體，其原子半徑越小，鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，鍵越穩(wěn)定，共價(jià)晶體的熔點(diǎn)越高，硬度越大。2、硬度很大。共價(jià)鍵三維骨架結(jié)構(gòu)決定了共價(jià)晶體的硬度，如金剛石是天然存在的最硬的物質(zhì)。3、一般不導(dǎo)電，但晶體硅、鍺是半導(dǎo)體。4、難溶于一般的溶劑。（五）典型共價(jià)晶體的結(jié)構(gòu)分析1、金剛石(1)每個(gè)碳原子都采取sp3雜化，被相鄰的4個(gè)碳原子包圍，以共價(jià)單鍵對(duì)稱(chēng)地與相鄰的4個(gè)碳原子結(jié)合，形成正四面體結(jié)構(gòu)，被包圍的碳原子處于正四面體的中心；正四面體向空間發(fā)展，彼此連接形成共價(jià)鍵三維骨架結(jié)構(gòu)。(2)金剛石晶體中所有的C—C鍵長(zhǎng)相等，任意兩個(gè)C-C之間的夾角相等(3)最小碳環(huán)由6個(gè)C組成且6個(gè)碳原子不在同一平面內(nèi)(4)每個(gè)C參與4個(gè)C—C鍵的形成，每個(gè)C—C鍵被2個(gè)碳原子共用，故C原子數(shù)與C—C鍵個(gè)數(shù)之比為1:2(5)屬于金剛石晶胞的碳原子數(shù)：頂角：8×=1；面心：6×=3；體內(nèi)：4；共8個(gè)2、二氧化硅晶體（1）SiO2是自然界含量最高的固態(tài)二元氧化物，有多種結(jié)構(gòu)，其中一種具有空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，1個(gè)硅原子與4個(gè)氧原子相連，硅原子位于正四面體的中心，氧原子位于正四面體的頂角，同時(shí)每個(gè)氧原子被2個(gè)正四面體共用，正四面體內(nèi)Si-O鍵的夾角為109°28′。在晶體中，Si原子和O原子個(gè)數(shù)比為1:2，因此二氧化硅的化學(xué)式為SiO2，但SiO2晶體中不存在SiO2分子。（2）在SiO2晶體中，1個(gè)Si原子和4個(gè)O原子形成4個(gè)共價(jià)鍵，每個(gè)Si原子周?chē)Y(jié)合4個(gè)O原子；同時(shí)，每個(gè)O原子與2個(gè)Si原子相結(jié)合。故SiO2晶體中Si原子和O原子按個(gè)數(shù)比為1:2構(gòu)成立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)。（3）最小的環(huán)是由6個(gè)Si原子和6個(gè)O原子組成的12元環(huán)。（4）1molSiO2中含4molSi—O鍵。（5）最常見(jiàn)的SiO2晶體是低溫石英(α-SiO2)，它具有手性，被廣泛用作壓電材料，如制作石英手表。（6）SiO2具有許多重要用途，是制造水泥、玻璃、人造紅寶石、單晶硅、硅光電池、芯片和光導(dǎo)纖維的原料。（六）非金屬單質(zhì)和共價(jià)化合物所形成的晶體屬于共價(jià)晶體還是分子晶體，可從以下角度進(jìn)行分析判斷：1.依據(jù)構(gòu)成晶體的粒子和粒子間的作用力判斷構(gòu)成共價(jià)晶體的粒子是原子，粒子間的作用力是共價(jià)鍵；構(gòu)成分子晶體的粒子是分子，粒子間的作用力是分子間作用力。2.依據(jù)物質(zhì)的分類(lèi)判斷(1)常見(jiàn)的共價(jià)晶體有金剛石、晶體硅、晶體硼、晶體鍺等單質(zhì)和二氧化硅、碳化硅、氮化硅、氮化硼等化合物。(2)所有非金屬氫化物、部分非金屬單質(zhì)(金剛石、石墨、晶體硅等除外)、部分非金屬氧化物、幾乎所有的酸、絕大多數(shù)有機(jī)物都是分子晶體。3.根據(jù)物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)高低判斷共價(jià)晶體的熔、沸點(diǎn)很高，熔點(diǎn)一般在1000℃以上；分子晶體的熔、沸點(diǎn)較低。4.根據(jù)溶解性判斷共價(jià)晶體一般不溶于任何溶劑；分子晶體的溶解性遵循“相似相溶”規(guī)律。5.依據(jù)揮發(fā)性判斷一般易揮發(fā)的物質(zhì)呈固態(tài)時(shí)都屬于分子晶體。6.依據(jù)硬度和機(jī)械性能判斷：共價(jià)晶體的硬度大，分子晶體的硬度小。七、金屬鍵與金屬晶體（一）金屬鍵1、概念：金屬陽(yáng)離子與“自由電子”之間存在的強(qiáng)烈的相互作用稱(chēng)為金屬鍵。2、金屬鍵的本質(zhì)——“電子氣理論”金屬鍵的特征自由電子不是專(zhuān)屬于某個(gè)特定的金屬陽(yáng)離子而是在整塊固態(tài)金屬中自由移動(dòng)。金屬鍵既沒(méi)有方向性，也沒(méi)有飽和性。4、影響金屬鍵強(qiáng)弱的因素一般來(lái)說(shuō)，金屬原子半徑越小，價(jià)電子數(shù)越多，則金屬鍵越強(qiáng)。5、金屬鍵與金屬熔、沸點(diǎn)的關(guān)系金屬晶體熔、沸點(diǎn)的高低與金屬鍵的強(qiáng)弱有關(guān)。金屬鍵越強(qiáng)，金屬晶體的熔、沸點(diǎn)越高。（二）金屬晶體1、概念：金屬原子通過(guò)金屬鍵形成的晶體叫做金屬晶體。2、金屬晶體的特點(diǎn)①構(gòu)成金屬晶體的微粒是金屬陽(yáng)離子和自由電子；②在金屬晶體中，不存在單個(gè)分子；③金屬晶體中金屬陽(yáng)離子被自由電子所包圍注：（1）含有陽(yáng)離子的晶體中不一定含有陰離子；含有陰離子的晶體中，一定有陽(yáng)離子。（2）金屬單質(zhì)或合金的晶體屬于金屬晶體3、電子氣理論解釋金屬材料的延展性、導(dǎo)電性、電導(dǎo)率隨溫度的變化規(guī)律有關(guān)性質(zhì)注：電導(dǎo)率隨溫度的變化規(guī)律：電導(dǎo)率隨溫度升高而降低4、電解質(zhì)導(dǎo)電和金屬導(dǎo)電的區(qū)別物質(zhì)類(lèi)別電解質(zhì)金屬晶體導(dǎo)電時(shí)的狀態(tài)水溶液或熔融狀態(tài)下晶體狀態(tài)導(dǎo)電粒子自由移動(dòng)的離子自由電子導(dǎo)電時(shí)發(fā)生的變化化學(xué)變化物理變化導(dǎo)電能力隨溫度的變化溫度升高導(dǎo)電能力增強(qiáng)溫度升高導(dǎo)電能力減弱5、實(shí)例——銅屬于晶胞的銅原子數(shù)：頂角：8×=1；面心：6×=3；共4個(gè)八、離子晶體（一）離子鍵1、概念：陰、陽(yáng)離子之間通過(guò)靜電作用形成的化學(xué)鍵，叫做離子鍵。2、實(shí)質(zhì)：離子鍵的本質(zhì)是一種靜電作用。靜電作用包括靜電吸引力和靜電排斥力。當(dāng)這些作用達(dá)到平衡后，即形成穩(wěn)定的離子化合物。3、特征：離子鍵沒(méi)有飽和性和方向性。因此，以離子鍵結(jié)合的微粒傾向于形成緊密堆積，使每個(gè)離子周?chē)M可能多地排列帶異性電荷的離子，從而達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)4、形成條件：一般應(yīng)滿足兩種元素的電負(fù)性之差大于1.7這一條件，即活潑的金屬與非金屬之間通常能形成離子鍵（二）離子晶體1、定義：離子晶體是由陽(yáng)離子和陰離子相互作用而形成的晶體2、成鍵粒子：陰、陽(yáng)離子3、相互作用：陰、陽(yáng)離子間以離子鍵結(jié)合，離子內(nèi)可能含有共價(jià)鍵4、常見(jiàn)的離子晶體：強(qiáng)堿、活潑金屬氧化物和過(guò)氧化物、大部分的鹽說(shuō)明：(1)離子晶體中無(wú)分子。如NaCl、CsCl只表示晶體中陰、陽(yáng)離子個(gè)數(shù)比，為化學(xué)式，不是分子式。(2)離子晶體中一定有離子鍵，可能有共價(jià)鍵和氫鍵等，如KNO3等晶體中既有離子鍵又有共價(jià)鍵；CuSO4·5H2O中除離子鍵外，還含有共價(jià)鍵和氫鍵。晶體中也存在范德華力，只是當(dāng)能量份額很低時(shí)不提及。(3)離子晶體中，每一個(gè)陰(陽(yáng))離子周?chē)帕械膸喾措姾呻x子的數(shù)目是固定的，不是任意的。(4)由金屬元素和非金屬元素形成的晶體不一定是離子晶體，如AlCl3是分子晶體；全由非金屬元素形成的晶體也可能是離子晶體，如NH4Cl、NH4NO3等銨鹽為離子晶體。5、離子晶體的物理性質(zhì)(1)熔、沸點(diǎn)一般來(lái)說(shuō)，離子晶體具有較高的熔、沸點(diǎn)。(2)硬度離子晶體的硬度較大，難于壓縮。(3)導(dǎo)電性離子晶體不導(dǎo)電，熔化或溶于水后能導(dǎo)電。(4)溶解性大多數(shù)離子晶體易溶于極性溶劑(如水),難溶于非極性溶劑(如汽油、苯等),遵循“相似相溶”規(guī)律。注：離子晶體的熔、沸點(diǎn)和硬度與離子鍵的強(qiáng)弱有關(guān)：離子半徑越小，離子所帶的電荷數(shù)越多，離子鍵越強(qiáng)，離子晶體的熔、沸點(diǎn)越高，硬度越大。6、常見(jiàn)離子晶體的晶胞結(jié)構(gòu)（1）NaCl型離子晶體在NaCl晶體中，不存在單個(gè)的NaCl分子。每個(gè)Na+周?chē)瑫r(shí)吸引著6個(gè)C1—，每個(gè)C1—周?chē)餐瑫r(shí)吸引著6個(gè)Na+,故Na+和C1—的配位數(shù)均為6。在NaCl晶體的基本單元(一個(gè)晶胞)中，含C1—的個(gè)數(shù)：8×+6×=4,含Na+的個(gè)數(shù)：1+12×=4,故Na+與Cl—的個(gè)數(shù)比為1:1，所以，化學(xué)式NaCl表示該離子晶體中陰、陽(yáng)離子的個(gè)數(shù)比。（2）CsCl型離子晶體CsCl晶體中，不存在單個(gè)的氯化銫分子。每個(gè)Cs+周?chē)瑫r(shí)吸引著8個(gè)Cl—,每個(gè)Cl—周?chē)瑫r(shí)吸引著8個(gè)Cs+。故Cs+和Cl—的配位數(shù)均為8,在每個(gè)Cs+周?chē)嚯x最近且相等的Cs有6個(gè)(上、下、左右、前、后),在每個(gè)Cl—周?chē)嚯x最近且相等的Cl—也有6個(gè)。在CsCl晶體的基本單元(一個(gè)小晶胞)中，Cl—含的個(gè)數(shù)：8×=1，含Cs+的個(gè)數(shù)為1，故Cs+與Cl—的個(gè)數(shù)比為1:1?；瘜W(xué)式CsCl表示該晶體中陰、陽(yáng)離子的個(gè)數(shù)比。九、過(guò)渡晶體與混合型晶體（一）過(guò)渡晶體1、常見(jiàn)類(lèi)型：純粹的典型晶體不多，大多數(shù)晶體是它們之間的過(guò)渡晶體2、范圍：四類(lèi)晶體都有過(guò)渡型3、離子鍵的呈現(xiàn)規(guī)律：同周期主族元素從左到右，最高價(jià)氧化物中離子鍵成分的百分?jǐn)?shù)逐漸減小。（二）混合型晶體——石墨1.晶體結(jié)構(gòu)：平面層狀結(jié)構(gòu)。層間是靠范德華力維系的2.最小的環(huán)：六元環(huán)。石墨中每個(gè)碳原子采取sp2雜化，形成3個(gè)sp2雜化軌道，分別與相鄰的3個(gè)碳原子的sp2雜化軌道重疊形成鍵，6個(gè)碳原子在同一平面上形成正六邊形的環(huán)，伸展形成平面六元并環(huán)結(jié)構(gòu)3.由于每個(gè)碳原子為3個(gè)六元環(huán)所共用，即每個(gè)六元環(huán)擁有的碳原子數(shù)為6×=2。4.碳碳鍵為2個(gè)六元環(huán)所共用，每個(gè)六元環(huán)擁有的碳碳鍵數(shù)為6×=3,鍵角為120°5.該晶體介于共價(jià)晶體、分子晶體、金屬晶體之間，因而具有各種晶體的部分特點(diǎn)。如熔點(diǎn)高、硬度小、能導(dǎo)電。6.每個(gè)碳原子的配位數(shù)為3，每個(gè)碳原子還有1個(gè)與碳環(huán)平面垂直的未參與雜化的2p軌道，并含有個(gè)未成對(duì)電子，這些2p軌道互相平行，并垂直于碳原子sp2雜化軌道構(gòu)成的平面由于相鄰碳原子平面之間相隔較遠(yuǎn)，電子不能從一個(gè)平面跳躍到另一個(gè)平面，所以石墨的導(dǎo)電性只能沿石墨平面的方向。十、配合物（一）配位鍵1、定義：成鍵原子或離子一方提供空軌道，另一方提供孤電子對(duì)而形成的，這類(lèi)“電子對(duì)給予一接受”鍵被稱(chēng)為配位鍵。提供空軌道的原子或離子稱(chēng)為中心原子或離子，提供孤電子對(duì)的原子對(duì)應(yīng)的分子或離子稱(chēng)為配體或配位體。例如：[Cu(H2O)4]2+，Cu2+是中心離子，H2O是配體。2、形成條件中心原子或離子要有空軌道，配體中的原子要有孤電子對(duì)。說(shuō)明：（1）孤電子對(duì)：分子或離子中，沒(méi)有跟其他原子共用的電子對(duì)就是孤電子對(duì)。如分子中中心原子分別有1、2、3個(gè)孤電子對(duì)。含有孤電子對(duì)的微粒：分子如CO、NH3、H2O等，離子如SCN—、Cl—、CN—、NO2—等。（2）含有空軌道的微粒：過(guò)渡金屬的原子或離子。一般來(lái)說(shuō)，多數(shù)過(guò)渡金屬的原子或離子形成配位鍵的數(shù)目基本上是固定的，如Ag+形成2個(gè)配位鍵，Cu2+形成4個(gè)配位鍵等。3、表示方法(電子對(duì)給體)A→B(電子對(duì)接受體)或A—B。如H3O+的電子式為結(jié)構(gòu)式為[Cu(H2O)4]2+的