高考化学知识点总结.docx

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高考化学知识点总结

高考化学知识点总结

（一）掌握基本概念

1、分子分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。

（1）分子同原子、离子一样是构成物质的基本微粒、

（2）按组成分子的原子个数可分为：

单原子分子如：

He、Ne、Ar、Kr…双原子分子如：

O

2、H

2、HCl、NO…多原子分子如：

H2O、P

4、C6H12O6…

2、原子原子是化学变化中的最小微粒。

确切地说，在化学反应中原子核不变，只有核外电子发生变化。

（1）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体）和分子的基本微粒。

（2）原子是由原子核（中子、质子）和核外电子构成的。

3、离子离子是指带电荷的原子或原子团。

（1）离子可分为：

阳离子：

Li+、Na+、H+、NH4+…阴离子：

Cl–、O2–、OH–、SO42–…

（2）存在离子的物质：

①离子化合物中：

NaCl、CaCl

2、Na2SO4…②电解质溶液中：

盐酸、NaOH溶液…③金属晶体中：

钠、铁、钾、铜…

4、元素元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同同素异形体。

（3）各种元素在地壳中的质量分数各不相同，占前五位的依次是：

O、Si、Al、Fe、Ca。

5、同位素是指同一元素不同核素之间互称同位素，即具有相同质子数，不同中子数的同一类原子互称同位素。

如H有三种同位素：

11H、21H、31H（氕、氘、氚）。

6、核素核素是具有特定质量数、原子序数和核能态，而且其寿命足以被观察的一类原子。

（1）同种元素、可以有若干种不同的核素OH、COOH等）、游离基（又称自由基、具有不成价电子的原子团，如甲基游离基CH3）。

8、基化合物中具有特殊性质的一部分原子或原子团，或化合物分子中去掉某些原子或原子团后剩下的原子团。

（1）有机物的官能团是决定物质主要性质的基，如醇的羟基（COOH）。

（2）甲烷（CH4）分子去掉一个氢原子后剩余部分（CH3）含有未成对的价电子，称甲基或甲基游离基，也包括单原子的游离基（Cl）。

基（羟基）根（氢氧根）电子式电性电中性带负电存在于不能独立存在，必须和其他“基”或原子团相结合能独立存在于溶液或离子化合物中

9、物理性质与化学性质物理性质化学性质概念（宏观）物质不需要发生化学变化就能表现出来的性质物质在发生化学变化时表现出来的性质实质（微观）物质的分子组成和结构没有发生改变时呈现的性质物质的分子组成和结构发生改变时呈现的性质性质包括内容颜色、状态、气味、味道、密度、熔点、沸点、溶解性、导电性、导热性等一般指跟氢气、氧气、金属、非金属、氧化物、酸、碱、盐能否发生反应及热稳定性等

9、物理变化和化学变化物理变化：

没有生成其他物质的变化，仅是物质形态的变化。

化学变化：

变化时有其他物质生成，又叫化学反应。

化学变化的特征：

有新物质生成伴有放热、发光、变色等现象化学变化本质：

旧键断裂、新键生成或转移电子等。

二者的区别是：

前者无新物质生成，仅是物质形态、状态的变化。

10、溶解性w、w、w、k、s、5、u、c、o、m指物质在某种溶剂中溶解的能力。

例如氯化钠易溶于水，却难溶于无水乙醇、苯等有机溶剂。

单质碘在水中溶解性较差，却易溶于乙醇、苯等有机溶剂。

苯酚在室温时仅微溶于水，当温度大于70℃时，却能以任意比与水互溶（苯酚熔点为43℃，70℃时苯酚为液态）。

利用物质在不同温度或不同溶剂中溶解性的差异，可以分离混合物或进行物质的提纯。

在上述物质溶解过程中，溶质与溶剂的化学组成没有发生变化，利用简单的物理方法可以把溶质与溶剂分离开。

还有一种完全不同意义的溶解。

例如，石灰石溶于盐酸，铁溶于稀硫酸，氢氧化银溶于氨水等。

这样的溶解中，物质的化学组成发生了变化，用简单的物理方法不能把溶解的物质提纯出来。

11、液化指气态物质在降低温度或加大压强的条件下转变成液体的现象。

在化学工业生产过程中，为了便于贮存、运输某些气体物质，常将气体物质液化。

液化操作是在降温的同时加压，液化使用的设备及容器必须能耐高压，以确保安全。

常用的几种气体液化后用途见下表。

气体名称液化后名称主要用途空气液体空气分离空气制取氧气、氮气、稀有气体氮气液氮冷冻剂氯气液氯自来水消毒剂，制氯化铁、氯化烷等氨气液氨制冷剂，用于氨制冷机中二氧化硫液体二氧化硫漂白剂石油气液化石油气燃料

12、金属性元素的金属性通常指元素的原子失去价电子的能力。

元素的原子越易失去电子，该元素的金属性越强，它的单质越容易置换出水或酸中的氢成为氢气，它的最高价氧化物的水化物的碱性亦越强。

元素的原子半径越大，价电子越少，越容易失去电子。

在各种稳定的同位素中，铯元素的金属性最强，氢氧化铯的碱性也最强。

除了金属元素表现出不同强弱的金属性，某些非金属元素也表现出一定的金属性，如硼、硅、砷、碲等。

13、非金属性是指元素的原子在反应中得到（吸收）电子的能力。

元素的原子在反应中越容易得到电子。

元素的非金属性越强，该元素的单质越容易与H2化合，生成的氢化物越稳定，它的最高价氧化物的水化物（含氧酸）的酸性越强（氧元素、氟元素除外）。

已知氟元素是最活泼的非金属元素。

它与氢气在黑暗中就能发生剧烈的爆炸反应，氟化氢是最稳定的氢化物。

氧元素的非金属性仅次于氟元素，除氟、氧元素外，氯元素的非金属性也很强，它的最高价氧化物（Cl2O7）的水化物H氮气（N2）N≡N氨（NH3）次氯酸（HClO）HCl用结构式表示有机物的分子结构更具有实用性，并能明确表达同分异构体，例如：

乙酸（C2H4O2）甲酸甲酯（C2H4O2）

8、结构简式它是结构式的简写，一般用于有机物，书写时应将分子中的官能团表示出来，它可以把连接在相同原子的相同结构累加书写，也不需把所有的化学键都表示出来。

例如：

乙烷（C2H4O2）CH3CH3新戊烷（C5H12）C（CH3）4苯（C6H6）或乙酸（C2H4O2）CH3COOH

9、原子结构示意图用以表示原子核电荷数和核外电子在各层上排布的简图，如钠原子结构简图为：

表示钠原子核内有11个质子，弧线表示电子层（3个电子层），弧线上数字表示该层电子数（K层2个电子，M层1个电子）。

原子结构示意图也叫原子结构简图，它比较直观，易被初学者接受，但不能把弧线看作核外电子运行的固定轨道。

10、电离方程式表示电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动离子过程的式子。

①强电解质的电离方程式用“=”。

弱电解质的电离方程式用“”链接。

②弱酸的酸式酸根的电离用“”。

HCO3－CO3－+H+③强酸的酸式酸根的电离用“=”。

HSO4－=SO42－+H+④多元弱酸的电离分步进行。

H3PO4H2PO4－+H+H2PO4－HPO42－+H+HPO42－PO43－+H+⑤多元弱碱的电离认为一步完成。

Fe（OH）3Fe3++3OH－

11、离子反应方程式的书写规则用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子叫做离子方程式。

离子方程式书写原则如下：

①只能将易溶、易电离的物质写成离子式；如NaCI、Na2SO

4、NaNO

3、CuSO4…②将难溶的（如BaSO

4、BaCO

3、AgCl…），难电离的（如HClO、HF、CH3COOH、NH3H2O、H2O），易挥发的气体（如SO

2、CO

2、H2S…）用化学式表示。

③微溶物：

若处于混浊态要写成分子式，澄清态改写成离子式。

④弱酸的酸式盐酸根不可拆开。

如HCO3ˉ、HSO3ˉ、HSˉ。

⑤碱性氧化物亦要保留分子式。

⑥离子方程式除了应遵守质量守恒定律外，离子方程式两边的离子电荷总数一定相等（离子电荷守恒）。

12、热化学方程式表明反应所放出或吸收的热量的方程式，叫做热化学分方程

（1）要注明反应的温度和压强，若反应是在298K和

1、013105Pa条件下进行，可不予注明。

（2）要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型。

常用s、l、g、aq分别表示固体、液体、气体、溶液。

（3）ΔH与方程式计量系数有关，注意方程式与对应ΔH不要弄错，计量系数以“mol”为单位，可以是小数或分数。

（4）在所写化学反应计量方程式后写下ΔH的数值和单位，方程式与ΔH应用分号隔开。

（5）当ΔH为“－”或ΔH＜0时，为放热反应，当ΔH为“＋”或ΔH＞0时，为吸热反应。

例如：

C（石墨）＋O2（g）

=CO2（g）；ΔH=－3

93、6kJmol－1表示体系在298K、1、013105Pa下，反应发生了1mol的变化（即1mol的C与1mol的O2生成1mol的CO2）时，相应的热效应为－3

93、6kJmol－1，即放出3

93、6kJ的热。

2C（石墨）＋2O2（g）

=2CO2（g）；ΔH=－7

87、2kJmol－1表示体系中各物质在298K，

1、013105Pa下，反应发生了1mol的变化（即1mol的2C与1mol的2O2完全反应生成1mol的2CO2）时的热效应为－7

87、2kJmol－1，即放出7

87、2kJ的热。

（二）氧化还原反应：

氧化剂、还原剂、w、w、k、s、5、u、c、o、m注意：

物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易，与得失电子的多少无关。

【注意】

XXXXX：

中学化学中提及的“化”名目繁多、要判别它们分属何种变化，必须了解其过程、请你根据下列知识来指出每一种“化”发生的是物理变化还是化学变化。

1、风化结晶水合物在室温和干燥的空气里失去部分或全部结晶水的过程。

2、催化能改变反应速度，本身一般参与反应但质量和化学性质不变。

应了解中学里哪些反应需用催化剂。

3、岐化同一种物质中同一元素且为同一价态原子间发生的氧化还原反应。

如：

2Cl2+2Ca（OH）2=CaCl2+Ca（ClO）2+H2Ow、w、w、k、s、5、u、c、o、m

4、酸化向某物质中加入稀酸使之呈酸性的过程。

比如KMnO4溶液用H2SO4酸化，AgNO3溶液用HNO3酸化。

5、钝化块状的铝、铁单质表面在冷的浓硫酸或浓硝酸中被氧化成一层致密的氧化物保护膜，阻止内层金属与酸继续反应。

6、硬水软化通过物理、化学方法除去硬水中较多的Ca2+、Mg2+的过程。

7、水化烯、炔与水发生加成反应生成新的有机物。

如：

乙烯水化法：

CH2＝CH2+H2OCH3CH2OH乙炔水化法：

CH≡CH+H2OCH3CHO

8、氢化（硬化）液态油在一定条件下与H2发生加成反应生成固态脂肪的过程。

植物油转变成硬化油后，性质稳定，不易变质，便于运输等。

9、皂化油脂在碱性条件下发生水解反应的过程。

产物：

高级脂肪酸钠+甘油

10、老化橡胶、塑料等制品露置于空气中，因受空气氧化、日光照射而使之变硬发脆的过程。

11、硫化向橡胶中加硫，以改变其结构（双键变单键）来改善橡胶的性能，减缓其老化速度的过程。

12、裂化在一定条件下，分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程。

目的：

提高汽油的质量和产量。

比如石油裂化。

13、酯化醇与酸生成酯和水的过程。

14、硝化（磺化）苯环上的H被SO3H取代的过程。

（三）化学反应中的能量变化

1、化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化：

（1）吸热反应：

化学上把吸收热量的化学反应称为吸热反应。

如C+CO22CO为吸热反应。

（2）放热反应：

化学上把放出热量的化学反应称为放热反应。

如2H2+O22H2O为放热反应。

2、化学反应中能量变化的本质原因化学反应中的能量变化与反应物和生成物所具有的总能量有关。

如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时放出热量；如果反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时吸收热量。

3、反应热、燃烧热、中和热、热化学方程式

（1）反应熟：

在化学反应中放出或吸收的热量，通常叫反应热用△H表示。

单位：

kJmol–1

（2）燃烧热：

在101kPa时1molH2物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的能量，叫该物质的燃烧热。

如：

101kPa时lmolH2完全燃烧生成液态水，放出2

85、5kJmol–1的热量，这就是H2的燃烧热。

H2（g）+12O2（g）

=H2O（l）；△H=–2

85、5kJmol–1（3）中和热：

在稀溶液中，酸和碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫做中和热。

H+（aq）+OH–（aq）=H2O

（1）；△H=–

57、3kJmol–1

【注意】

XXXXX：

化学反应的几种分类方法：

1、根据反应物和生成物的类别及反应前后物质种类的多少分为：

化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。

2、根据反应中物质是否有电子转移分为：

氧化还原反应、非氧化还原反应。

3、根据反应是否有离子参加或生成分为：

离子反应、非离子反应。

4、根据反应的热效应分为：

放热反应、吸热反应。

5、根据反应进行的程度分为：

可逆反应、不可逆反应。

三、化学中常用计量

1、同位素相对原子质量以12C的一个原子质量的1/12作为标准，其他元素的一种同位素原子的质量和它相比较所得的数值为该同位素相对原子质量，单位是“一”，一般不写。

2、元素相对原子质量（即平均相对原子质量）由于同位素的存在，同一种元素有若干种原子，所以元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的一定百分比计算出来的平均值，即按各同位素的相对原子质量与各天然同位素原子百分比乘积和计算平均相对原子质量。

3、相对分子质量一个分子中各原子的相对原子质量原子个数的总和称为相对分子质量。

4、物质的量的单位摩尔物质的量是国际单位制（SI）的7个基本单位之一，符号是n。

用来计量原子、分子或离子等微观粒子的多少。

摩尔是物质的量的单位。

简称摩，用mol表示①使用摩尔时，必须指明粒子的种类：

原子、分子、离子、电子或其他微观粒子。

②1mol任何粒子的粒子数叫做阿伏加德罗常数。

阿伏加德罗常数符号NA，通常用

6、021023molˉ1这个近似值。

③物质的量，阿伏加德罗常数，粒子数（N）有如下关系：

n=NNA

5、摩尔质量：

单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量。

用M表示，单位：

gmolˉ1或kgmolˉ1。

①任何物质的摩尔质量以gmolˉ1为单位时，其数值上与该物质的式量相等。

②物质的量（n）、物质的质量（m）、摩尔质量（M）之间的关系如下：

M=mn

6、气体摩尔体积：

单位物质的量气体所占的体积叫做气体摩尔体积。

用Vm表示，Vm=Vn。

常用单位Lmolˉ1①标准状况下，气体摩尔体积约为

22、4Lmolˉ1。

阿伏加德罗定律及推论：

定律：

同温同压下，相同体积的任何气体都会有相同数目的分子。

理想气体状态方程为：

PV=nRT（R为常数）由理想气体状态方程可得下列结论：

①同温同压下，V1：

V2=n1：

n2②同温同压下，P1：

P2=Ml：

M2③同温同体积时，nl：

n2=Pl：

P2………

7、物质的量浓度以单位体积里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度。

符号CB。

CB=nB（mol）／V（L）

（nB是溶质B的物质的量，V是溶液体积），单位是molLˉ1。

物质的量浓度与质量分数的换算公式：

四、物质结构、元素周期律

（一）原子结构

1、原子（AZX）中有质子（带正电）：

Z个，中子（不显电性）：

（A—原子能（即核能）。

（2）质子带一个单位正电荷。

质量为

1、672610-27kg，相对质量

1、007。

质子数决定元素的种类。

（3）中子不带电荷。

质量为

1、674810-27kg，相对质量

1、008。

中子数决定同位素的种类。

（4）电子带1个单位负电荷。

质量很小，约为1183

61、672610-27kg。

与原子的化学性质密切相关，特别是最外层电数数及排布决定了原子的化学性质。

4、原子核外电子排布规律

（1）能量最低原理：

核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里，即依次：

K→L→M→N→O→P→Q顺序排列。

（2）各电子层最多容纳电子数为2n2个，即K层2个，L层8个，M层18个，N层32个等。

（3）最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个

【注意】

以上三条规律是相互联系的，不能孤立理解其中某条。

如M层不是最外层时，其电子数最多为18个，当其是最外层时，其中的电子数最多为8个。

（二）元素周期律、元素周期表

1、原子序数：

人们按电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。

（原子序数=质子数=核电荷数）

2、元素周期律：

元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律。

具体内容如下：

随着原子序数的递增，①原子核外电子层排布的周期性变化：

最外层电子数从1→8个的周期性变化。

②原子半径的周期性变化：

同周期元素、随着原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。

③元素主要化合价的周期性变化：

正价+1→+7，负价－4→－1的周期性变化。

④元素的金属性、非金属性的周期性变化：

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。

【注意】

元素性质随原子序数递增呈周期性变化的本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。

3、元素周期表

（1）元素周期表的结构：

横七竖八

第一周期2种元素短周期

第二周期8种元素

第三周期8种元素周期

第四周期18种元素（横向）长周期

第五周期18种元素

第六周期32种元素不完全周期：

第七周期26种元素主族（A）：

Ⅰ

A、Ⅱ

A、Ⅲ

A、Ⅳ

A、Ⅴ

A、Ⅵ

A、ⅦA族副族（B）：

Ⅰ

B、Ⅱ

B、Ⅲ

B、Ⅳ

B、Ⅴ

B、Ⅵ

B、ⅦB（纵向）

第VIII族：

三个纵行，位于ⅦB族与ⅠB族中间零族：

稀有气体元素

【注意】

表中各族的顺序：

Ⅰ

A、Ⅱ

A、Ⅲ

B、Ⅳ

B、Ⅴ

B、Ⅵ

B、Ⅶ

B、VIII、Ⅰ

B、Ⅱ

B、Ⅲ

A、Ⅳ

A、Ⅴ

A、Ⅵ

A、Ⅶ

A、0

（2）原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律：

①原子序数=核内质子数②电子层数=周期数（电子层数决定周期数）③主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数④负价绝对值=8－主族序数（限ⅣA～ⅦA）⑤同一周期，从左到右：

原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则非金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物越稳定，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强，其离子还原性减弱。

⑥同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

则金属元素单质的还原性增强，形成的最高价氧化物对应的水化物的碱性增强，其离子的氧化性减弱。

（3）元素周期表中“位、构、性”的三角关系（4）判断微粒大小的方法①同周期元素的原子或最高价离子半径从左到右逐渐减小（稀有气体元素除外），如：

Na＞Mg＞Al；Na+＞Mg2+＞Al3+。

②同主族元素的原子半径或离子半径从上到下逐渐增大，如：

O＜S＜Se，F－＜Cl－＜Br-。

③电子层数相同，核电荷数越大半径越小，如：

K+＞Ca2+。

④核电荷数相同，电子数越多半径越大，如：

Fe2+＞Fe3+。

⑤电子数和核电荷数都不同的，一般通过一种参照物进行比较，如：

比较Al3+与S2-的半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S2－同一主族元素的O2-比较，Al3+＜O2－、O2－＜S2－、故Al3+＜S2－。

⑥具有相同电子层结构的离子，一般是原子序数越大，离子半径越小，如：

rS2－＞rCl－＞rK+＞rCa2+（5）电子数相同的微粒组①核外有10个电子的微粒组：

原子：

Ne；分子：

CH

4、NH

3、H2O、HF；阳离子：

Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；阴离子：

N3－、O2－、F－、OH－、NH2－。

②核外有18个电子的微粒：

原子：

Ar；分子：

SiH

4、PH

3、H2S、HCl、F

2、H2O2；阳离子：

K+、Ca2+；阴离子：

P3－、S2－、HS－、Cl－、O22－。

（三）化学键和晶体结构

1、化学键：

相邻原子间强烈的相互作用叫作化学键。

包括离子键和共价键（金属键）。

2、离子建

（1）定义：

使阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键。

（2）成键元素：

活泼金属（或NH4+）与活泼的非金属（或酸根，OH－）（3）静电作用：

指静电吸引和静电排斥的平衡。

3、共价键

（1）定义：

原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫作共价键。

（2）成键元素：

一般来说同种非金属元素的原子或不同种非金属元素的原子间形成共用电子对达到稳定结构。

（3）共价键分类：

①非极性键：

由同种元素的原子间的原子间形成的共价键（共用电子对不偏移）。

如在某些非金属单质（H

2、Cl

2、O

2、P4…）共价化合物（H2O

2、多碳化合物）、离子化合物（Na2O

2、CaC2）中存在。

②极性键：

由不同元素的原子间形成的共价键（共用电子对偏向吸引电子能力强的一方）。

如在共价化合物（HCl、H2O、CO

2、NH

3、H2SO

4、SiO2）某些离子化合物（NaOH、Na2SO

4、NH4Cl）中存在。

4、非极性分子和极性分子

（1）非极性分子中整个分子电荷分布是均匀的、对称的。

极性分子中整个分子的电荷分布不均匀，不对称。

（2）判断依据：

键的极性和分子的空间构型两方面因素决定。

双原子分子极性键→极性分子，如：

HCl、NO、CO。

非极性键→非极性分子，如：

H

2、Cl

2、N

2、O2。

多原子分子，都是非极性键→非极性分子，如P

4、S8。

有极性键几何结构对称→非极性分子，如：

CO

2、CS

2、CH

4、Cl4。

几何结构不对称→极性分子，如H2O

2、NH

3、H2O。

5、分之间作用力和氢键

（1）分子间作用力把分子聚集在一起的作用力叫作分子间作用力。

又称范德华力。

①分子间作用力比化学键弱得多，它对物质的熔点、沸点等有影响。

②一般的对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔点、沸点也越高。

（2）氢键某些物质的分子间H核与非金属强的原子的静电吸引作用。

氢键不是化学键，它比化学键弱得多，但比范德华力稍强。

氢键主要存在于HF、H2O、NH

3、CH3CH2OH分子间。

如HF分子间氢键如下：

故HF、H2O、NH3的沸点分别与同族氢化物沸点相比反常的高。

6、晶体w、w、w、k、s、5、u、c、o、m①分子晶体分子间的分子间作用力相结合的晶体叫作分子晶体。

②原子晶体相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体叫原子晶体。

③离子晶体离子间通过离子键结合而成的晶体叫作离子晶体。

④金属晶体通过金属离子与自由电子间的较强作用（金属键）形成的单质晶体叫作金属晶体。

7、四种晶体类型与性质比较晶体类型离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体组成晶体的粒子阳离子和阴离子原子分子金属阳离子和自由电子组成晶体粒子间的相互作用离子键共价键范德华力（有的还有氢键）金属键典型实例NaCl金刚石、晶体硅、SiO

2、SiC冰、干冰金属单质晶体的物理特性熔点沸点熔点较高、沸点高熔、沸点高熔、沸点低熔沸点高导热性不良不