高中化學(xué)選修3知識點(diǎn)總結(jié)

重要知識要點(diǎn)：

1、原子構(gòu)造

2、元素周期表和元素周期律

3、共價(jià)鍵

4、分子的空間構(gòu)型

5、分子的性質(zhì)

6、晶體的構(gòu)造和性質(zhì)

（一）原子構(gòu)造

1、能層和能級

（1）能層和能級的劃分

能層—能級

1K1s

h

2L2sj2|?j

3_M3sj31Tr3<i

4N4s4,.|5-<?1<i

5O5s

6P6sJnJ6<l6r

7-、："<l

Q■-

Ki子軌道*1357

句容的電子數(shù)：261O14

①在同一種原子中，離核越近能層能量越低。

②同一種能層的電子，能量也也許不一樣，還可以把它們提成能級s、p、d、f,能

量由低到高依次為s、p、d、fo

③任一能層，能級數(shù)等于能層序數(shù)。

④s、p、d、f……可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7……的兩倍。

⑤能層不一樣能級相似，所容納的最多電子數(shù)相似。

（2）能層、能級、原子軌道之間的關(guān)系

能摩口1234

*于KLMN

SSPPdPdf

扎遍蒙11313S1357

我多求玷2262610261014

的電子費(fèi)2818322n2

每能層所容納的最多電子數(shù)是：2n2(n：能層的序數(shù))。

2、構(gòu)造原理

OCA0C3

C4^0

(s><s>、0

(S).

(1)構(gòu)造原理是電子排入軌道的次序，構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能級分布。

(2)構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的根據(jù)，也是繪制基態(tài)原子軌道表達(dá)式

的重要根據(jù)之一。

(3)不一樣能層的能級有交錯(cuò)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J能量關(guān)系是：ns<(n-2)f<(n-1)d<np

(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(gè)周期的元素?cái)?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2〃2；最

外層不超過8個(gè)電子；次外層不超過18個(gè)電子；倒數(shù)第三層不超過32個(gè)電子。

(5)基態(tài)和激發(fā)態(tài)

①基態(tài)：最低能量狀態(tài)。處在最低能量狀態(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)原子的電子吸取能量后，電子躍

遷至較高能級時(shí)的狀態(tài)。處在激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。

③原子光譜：不一樣元素的原子發(fā)生電子躍遷時(shí)會(huì)吸取（基態(tài)一激發(fā)態(tài)）和放出（激

發(fā)態(tài)一較低激發(fā)態(tài)或基態(tài)）不一樣的能量（重要是光能），產(chǎn)生不一樣的光譜一一原子

光譜（吸取光譜和發(fā)射光譜）。運(yùn)用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或運(yùn)用特性譜線鑒定元素。

3、電子云與原子軌道

（1）電子云：電子在核外空間做高速運(yùn)動(dòng)，沒有確定的軌道。因此，人們用“電

子云”模型來描述核外電子的運(yùn)動(dòng)。“電子云”描述了電子在原子核外出現(xiàn)的概率密度

分布，是核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的形象化描述。

（2）原子軌道：不一樣能級上的電子出現(xiàn)概率約為90%的電子云空間輪廓圖稱

為原子軌道。s電子的原子軌道呈球形對稱，ns能級各有1個(gè)原子軌道；p電子的原子

軌道呈紡錘形，”p能級各有3個(gè)原子軌道，互相垂直（用小、p”）表達(dá)）；能級各

有5個(gè)原子軌道；wf能級各有7個(gè)原子軌道。

4、核外電子排布規(guī)律

（1）能量最低原理：在基態(tài)原子里，電子優(yōu)先排布在能量最低的能級里，然后排

布在能量逐漸升高的能級里。

（2）泡利原理：1個(gè)原子軌道里最多只能容納2個(gè)電子，且自旋方向相反。

（3）洪特規(guī)則：電子排布在同一能級的各個(gè)軌道時(shí)，優(yōu)先占據(jù)不一樣的軌道，且

自旋方向相似。

（4）洪特規(guī)則的特例：電子排布在p、d、f等能級時(shí)，當(dāng)其處在全空、半充斥或

全充斥時(shí)，即p°、d。、f0、p\d\f\p6、d2f14,整個(gè)原子的能量最低,最穩(wěn)定。

能量最低原理表述的是“整個(gè)原子處在能量最低狀態(tài)”，而不是說電子填充到能量

最低的軌道中去，泡利原理和洪特規(guī)則都使“整個(gè)原子處在能量最低狀態(tài)”。

（5）（小1）d能級上電子數(shù)等于10時(shí)，副族元素的族序數(shù)=〃s能級電子數(shù)

（二）元素周期表和元素周期律

1、元素周期表的構(gòu)造

元素在周期表中的位置由原子構(gòu)造決定：原子核外的能層數(shù)決定元素所在的周期，

原子日勺價(jià)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）相似，按照最高能級組電子數(shù)依次增多的次序排列的一行

元素。即元素周期表中日勺一種橫行為一種周期，周期表共有七個(gè)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(jià)電子數(shù)相似（外圍電子排布相似），按照電子層數(shù)依次增長的次序排列的

一列元素。即元素周期表中的一種列為一種族（第VDI族除外）。共有十八個(gè)列，十六個(gè)

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提成5個(gè)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)造原理最終填入電子的能級的符號。

2、元素周期律

元素的性質(zhì)伴隨核電荷數(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

重要體目前核外電子排布、原子半徑、重要化合價(jià)、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。

（1）同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律

同周期（左T右）同主族（上r下）

核電荷數(shù)逐漸增大增大

原子

能層（電子層）數(shù)相似增多

構(gòu)造

原子半徑逐漸減小逐漸增大

元素最高正價(jià)由+11+7負(fù)價(jià)數(shù)=（8最高正價(jià)和負(fù)價(jià)數(shù)均相

化合價(jià)

性質(zhì)一族序數(shù)）似，最高正價(jià)數(shù)=族序數(shù)

元素的金屬性和非金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬

金屬性增強(qiáng)性逐漸減弱

呈增大趨勢（注意反常點(diǎn)：IIA

第一電離能逐漸減小

族和IIIA族、VA族和VIA族）

電負(fù)性逐漸增大逐漸減小

（2）微粒半徑的比較措施

①同一元素：一般狀況下元素陰離子的離子半徑不小于對應(yīng)原子的原子半徑，陽離

子的離子半徑不不小于對應(yīng)原子的原子半徑。

②同周期元素（只能比較原子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次減

小。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl

③同主族元素（比較原子和離子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次

增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs,F<Cl<Br<I

④同電子層構(gòu)造（陽離子的電子層構(gòu)造與上一周期0族元素原子具有相似的電子層

構(gòu)造，陰離子與同周期0族元素原子具有相似的電子層構(gòu)造）：隨核電荷數(shù)增大，微粒

半徑依次減小。如：F>Na+>Mg2+>Al3+

（3）元素金屬性強(qiáng)弱的判斷措施

本質(zhì)原子越易失電子，金屬性越強(qiáng)。

1.在金屬活動(dòng)次序表中越靠前，金屬性越強(qiáng)

2.單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)越劇烈，金屬性越強(qiáng)

3.單質(zhì)還原性越強(qiáng)或離子氧化性越弱，金屬性越強(qiáng)（電解中在陰極

上得電子時(shí)先后）

判斷4.最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)

根據(jù)

5,若xn++y->x+ym+則y比x金屬性強(qiáng)

6.原電池反應(yīng)中負(fù)極的金屬性強(qiáng)

7.與同種氧化劑反應(yīng)，先反應(yīng)的金屬性強(qiáng)

8.失去相似數(shù)目日勺電子，吸取能量少的金屬性強(qiáng)

（4）非金屬性強(qiáng)弱的判斷措施

本質(zhì)原子越易得電子，非金屬性越強(qiáng)

判斷1.與H2化合越易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強(qiáng)

措施2.單質(zhì)氧化性越強(qiáng)，陰離子還原性越弱，非金屬性越強(qiáng)（電解中在陽極

上得電子時(shí)先后）

3.最高價(jià)氧化物的水化物酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)

4.An-+B一Bm-A則B比A非金屬性強(qiáng)

5.與同種還原劑反應(yīng)，先反應(yīng)的非金屬性強(qiáng)

6.得到相似數(shù)目的電子，放出能量多的非金屬性強(qiáng)

（三）共價(jià)鍵

1、共價(jià)鍵的成鍵本質(zhì)：成鍵原子互相靠近時(shí)，原子軌道發(fā)生重疊，自旋方向相反

時(shí)未成對電子形成共用電子對，兩原子核間電子云密度增長，體系能量減少。

2、共價(jià)鍵類型：

（1）。鍵和口鍵

O鍵冗鍵

成鍵方向沿鍵軸方向“頭碰頭”平行或“肩并肩”

電子云形狀軸對稱鏡像對稱

牢固程度強(qiáng)度大，不易斷裂強(qiáng)度小，易斷裂

單鍵是◎鍵；雙鍵有一種是◎鍵，另一種是兀鍵；三

成鍵判斷規(guī)律

鍵中一種是◎鍵，另兩個(gè)為兀鍵。

（2）極性鍵和非極性鍵

非極性鍵極性鍵

由不一樣種元素的原子形成

由同種元素的原子形成的共價(jià)

定義的共價(jià)鍵，共用電子對發(fā)生偏

鍵，共用電子對不發(fā)生偏移

移

原子吸引電子能力相似不一樣

共用電子對位置不偏向任何一方偏向吸引電子能力強(qiáng)的一方

成鍵原子的電性判

不顯電性顯電性

斷根據(jù)

單質(zhì)分子（如H2、Cl）和某氣態(tài)氫化物，非金屬氧化物、

舉例2

些化合物（如Na2C>2、H2O2）酸根和氫氧根等

（3）配位鍵：一類特殊的共價(jià)鍵，一種原子提供空軌道，另一種原子提供一對電

子所形成的共價(jià)鍵。

①配位化合物:金屬離子與配位體之間通過配位鍵形成的I化合物。如:Cu（H2O）4SO4

CU（NH3）4（OH）2.Ag（NH3）2OH、Fe（SCN）3等。

②配位化合物的構(gòu)成：

配位原子（提供孤對電子）

I配位體

中心原子、一―

（提供空軌道[[@（甌12口S0

內(nèi)界外界配位數(shù)

3、共價(jià)鍵的三個(gè)鍵參數(shù)

概念對分子的影響

分子中兩個(gè)成鍵原子核間距鍵長越短，化學(xué)鍵越強(qiáng)，形成的分

鍵長

離（米）子越穩(wěn)定

對于氣態(tài)雙原子分子AB,拆鍵能越大，化學(xué)鍵越強(qiáng)，越牢固，

鍵能

開ImolA-B鍵所需的能量形成的分子越穩(wěn)定

鍵角鍵與鍵之間日勺夾角鍵角決定分子空間構(gòu)型

（1）鍵長、鍵能決定共價(jià)鍵的強(qiáng)弱和分子的穩(wěn)定性，鍵角決定分子空間構(gòu)型和分

子的極性。

（2）鍵能與反應(yīng)熱：反應(yīng)熱=生成物鍵能總和一反應(yīng)物鍵能總和

（四）分子的空間構(gòu)型

1、等電子原理

原子總數(shù)相似、價(jià)電子總數(shù)相似日勺分子具有相似的化學(xué)鍵特性，許多性質(zhì)是相似日勺,

此原理稱為等電子原理。

（1）等電子體的判斷措施：在微粒的構(gòu)成上，微粒所含原子數(shù)目相似；在微粒的

構(gòu)成上，微粒所含價(jià)電子數(shù)目相似；在微粒日勺構(gòu)造上，微粒中原子的空間排列方式相似。

（等電子時(shí)推斷常用轉(zhuǎn)換法，如CO2=CO+O=N2+O=N2O=N2+N—=N3一或

SO2=O+O2=O3=N+O2=NO2）

（2）等電子原理的應(yīng)用：運(yùn)用等電子體的性質(zhì)相似，空間構(gòu)型相似，可運(yùn)用來預(yù)

測分子空間的J構(gòu)型和性質(zhì)。

2、價(jià)電子互斥理論

(1)價(jià)電子互斥理論的基本要點(diǎn)：ABn型分子(離子)中中心原子A周圍的價(jià)電

子對的幾何構(gòu)型，重要取決于價(jià)電子對數(shù)(n),價(jià)電子對盡量遠(yuǎn)離，使它們之間斥力

最小。

n234

jtwwwr

1800INCP18廿

/7

O'

(2)AB。型分子價(jià)層電子對的計(jì)算措施：

八r~切?、中心原子力的價(jià)電子數(shù)+配位原子B提供的價(jià)電子數(shù)XB

價(jià)層電子對數(shù)目X)=-------------------------------

2

①對于主族元素，中心原子價(jià)電子數(shù)=最外層電子數(shù)，配位原子按提供的價(jià)電子數(shù)計(jì)算,

5+1x5,

如：PC15中"一^-'

②0、S作為配位原子時(shí)按不提供價(jià)電子計(jì)算，作中心原子時(shí)價(jià)電子數(shù)為6；

③離子的價(jià)電子對數(shù)計(jì)算

+；2

如：NH4：T；SO4-："■

3、雜化軌道理論

(1)雜化軌道理論的基本要點(diǎn)：

①能量相近日勺原子軌道才能參與雜化。

②雜化后的軌道一頭大，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。鍵；由于雜化后原子軌道重疊更大，形成的共價(jià)鍵比原有原子軌道形成的共

價(jià)鍵穩(wěn)定。

③雜化軌道能量相似，成分相似，如：每個(gè)sp3雜化軌道占有1個(gè)S軌道、3個(gè)p軌道。

④雜化軌道總數(shù)等于參與雜化的原子軌道數(shù)目之和。

(2)s、p雜化軌道和簡樸分子幾何構(gòu)型的關(guān)系

3

雜化類型spsp2spsp3不等性雜化

軌道夾角180°120°109°28,

中心原子位置IIA,IIBIIIAIVAVAVIAVDA

中心原子孤對電子數(shù)000123

分子幾何構(gòu)型直線形三角形正四面體三角錐形V字形直線形

NHPHHOHS

實(shí)例BeCl2>HgCbBF3CH4>SiCl43>32>2HC1

(3)雜化軌道的應(yīng)用范圍：雜化軌道只應(yīng)用于形成。鍵或者用來容納未參與成鍵

的孤對電子。

(4)中心原子雜化方式的判斷措施：看中心原子有無形成雙鍵或叁鍵，假如有1

個(gè)叁鍵，則其中有2個(gè)n鍵，用去了2個(gè)p軌道，形成的是sp雜化；假如有1個(gè)雙鍵

則其中有1個(gè)n鍵，形成的是sp2雜化；假如所有是單鍵，則形成的是sp3雜化。

4、分子空間構(gòu)型、中心原子雜化類型和分子極性的關(guān)系

分子(離子)中心原子雜化VSEPR分子空間構(gòu)鍵角分子

價(jià)電子對類型模型型極性

co22sp直線直線形180°非

Sp?平面三角極

so23V字形

3

H2O、OF23sp平面三角V字形—極

HCN2sp直線直線形180°極

3正四面體三角錐形,極

NH34sp107°18

BF3、SO33Sp?平面三角平面三角形120°非

3

H3O+4sp正四面體三角錐形107°18,—

3正四面體形/

CH4>CCI44sp正四面體109°28非

+3正四面體正四面體形109°28'非

NH44sp

HCHO、COCI23Sp?平面三角平面三角形—極

(五)分子的性質(zhì)

1、分子間作用力(范德華力和氫鍵)

(1)分子間作用力和化學(xué)鍵的比較

化學(xué)鍵分子間作用力

概念相鄰原子間強(qiáng)烈的互相作用分子間微弱的互相作用

范圍分子內(nèi)或某些晶體內(nèi)分子間

能量鍵能一般為120?800kJ-mo「i約幾到幾十kJ-mol-1

性質(zhì)影響重要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)（穩(wěn)定性）重要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)（熔沸點(diǎn)）

（2）范德華力與氫鍵的比較

范德華力氫鍵

物質(zhì)分子間存在的微弱互分子間（內(nèi)）電負(fù)性較大的成鍵原子通過H

概念

相作用原子而形成的靜電作用

分子中具有與H原子相結(jié)合的原子半徑小、

存在范圍分子間

電負(fù)性大、有孤對電子的F、O、N原子

強(qiáng)度比較比化學(xué)鍵弱得多比化學(xué)鍵弱得多，比范德華力稍強(qiáng)

隨分子極性和相對分子質(zhì)

影響原因

量的增大而增大

隨范德華力的增大,物質(zhì)的分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點(diǎn)升高硬度增大、水

性質(zhì)影響熔沸點(diǎn)升高、溶解度增大中溶解度增大；分子內(nèi)氫鍵使物質(zhì)熔沸點(diǎn)減

少、硬度減小

2、極性分子和非極性分子

（1）極性分子和非極性分子

<1>非極性分子：從整個(gè)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：氏、CL、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、CC14等；③極性鍵非極性鍵均有血CH2=CH2、

CH三CH、dX

<2>極性分子：整個(gè)分子電荷分布不對稱。如：①不一樣元素的雙原子分子如：HCL

HF等。②折線型分子，如H2O、H2s等。③三角錐形分子如NH3等。

（2）共價(jià)鍵的極性和分子極性的關(guān)系：

兩者研究對象不一樣，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子自身；

兩者研究的方向不一樣，鍵的極性研究時(shí)是共用電子對時(shí)偏離與偏向，而分子的極性研

究的是分子中電荷分布與否均勻。非極性分子中，也許具有極性鍵，也也許具有非極性

鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只具有極性鍵，非金屬單質(zhì)F2、N2、P4、

S8等只具有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既具有極性鍵又具有非極性鍵；極性分子

中，一定具有極性鍵，也許具有非極性鍵，如HC1、H2S>a。2等。

（3）分子極性的判斷措施

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HC1、HBr等；若含非極性鍵，就

是非極性分子，如02、L等。

③以極性鍵結(jié)合的多原子分子，重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、CH’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Nth、SCh等。

④根據(jù)ABn的中心原子A的最外層價(jià)電子與否所有參與形成了同樣的共價(jià)鍵。（或

A與否達(dá)最高價(jià)）

（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相似相溶原理的合用范圍：“相似相溶”中“相似”指的是分子的極性相似。

③假如存在氫鍵，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

鍵互相作用的溶質(zhì)在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

3、有機(jī)物分子的手性和無機(jī)含氧酸的酸性

（1）手性分子

①手性分子：具有完全相似的構(gòu)成和原子排列的一對分子，如同左手與右手同樣互

為鏡像，卻在三維空間里不能重疊，互稱手性異構(gòu)體（又稱對映異構(gòu)體、光學(xué)異構(gòu)體）。

具有手性異構(gòu)體日勺分子叫做手性分子。

②手性分子的判斷措施：判斷一種有機(jī)物與否具有手性異構(gòu)體，可以看其具有的碳

原子與否連有四個(gè)不一樣的原子或原子團(tuán)，符合上述條件的碳原子叫做手性碳原子。手

性碳原子必須是飽和碳原子，飽和碳原子所連有的原子和原子團(tuán)必須不一樣。

（2）無機(jī)含氧酸分子的酸性

①酸的元數(shù)=酸中羥基上的氫原子數(shù)，不一定等于酸中的氫原子數(shù)（有的酸中有些

氫原子不是連在氧原子上）

②含氧酸可表達(dá)為：（HO）mROn,酸時(shí)強(qiáng)度與酸中的非羥基氧原子數(shù)n有關(guān)，n越

大，酸性越強(qiáng)。

n=0弱酸n=l中強(qiáng)酸n=2強(qiáng)酸n=3超強(qiáng)酸

（六）晶體的構(gòu)造和性質(zhì)

1、四大晶體的比較

晶體類型離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體

構(gòu)成晶體微粒陰、陽離子原子分子金屬陽離子、自由電子

粒子間作用力離子鍵共價(jià)鍵范德華力微粒間日勺靜電作用

熔沸點(diǎn)較高很高低有高、有低

硬度硬而脆大小有高、有低

不良（熔融或水絕緣、半導(dǎo)

物導(dǎo)電性不良良導(dǎo)體

溶液中導(dǎo)電）體

理

傳熱性不良不良不良良

性

質(zhì)延展性不良不良不良良

易溶于極性溶極性分子易溶于極一般不溶于溶劑，鈉等

不溶于任

溶解性劑，難溶于有機(jī)性溶劑;非極性分子可與水、醇類、酸類反

何溶劑

溶劑易溶于非極性溶劑應(yīng)

經(jīng)典實(shí)例NaOH、NaCl金剛石p4＞干冰、硫鈉、鋁、鐵

2、經(jīng)典晶體的構(gòu)造特性

（1）NaCl

屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)Na+周圍吸引著6個(gè)C「，這些CF構(gòu)成的幾何圖形

是正八面體，每個(gè)C「周圍吸引著6個(gè)Na+,Na\C「個(gè)數(shù)比為1：1,每個(gè)Na卡與12個(gè)

Na+等距離相鄰，每個(gè)氯化鈉晶胞具有4個(gè)Na+和4個(gè)C1,

（2）CsCl

屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)C「（或Cs+）周圍與之最靠近且距離相等的Cs+（或

CD共有8個(gè)，這幾種Cs+（或C「）在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為立方體，在每個(gè)Cs+周

圍距離相等且近來的Cs+共有6個(gè)，這幾種Cs+在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)