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专题1 微观结构与物质的多样性

第一单元核外电子排布与元素周期律
一、核外电子排布
1．元素：含有相同质子数同一类原子总称。
核素：含有一定数目质子与中子的原子
同位素：含有同质子数不同中子数的同一种元素的不同原子互称
质量数：质子数与中子数之和
2．核外电子排布规律：
①最外层最多只能容纳8个电子（K层为最外层最多只能容纳2个，氦原子是2个）；
②次外层最多只能容纳 18 个电子；
③倒数第三层最多只能容纳32 个电子；
④  每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
另外，电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；
3．1～18号元素的原子结构示意图 P书2
4．元素周期律：元素的性质随着原子核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律
元素周期律是元素核外电子排布随元素核电荷数的递增的必然结果
（1）随着原子核电荷数的递增原子的最外层电子电子排布呈现周期性变化
除1、2号元素外，最外层电子层上的电子重复出现1递增8的变化
（2）随着原子核电荷数的递增原子半径呈现周期性变化
同周期元素，从左到右，原子半径 减小 ，如：Na Mg Al Si P S Cl；
（3）随着原子核电荷数的递增元素的主要化合价呈现周期性变化
①同周期最高正化合价从左到右逐渐增加，最低负价的绝对值逐渐减小
②元素的最高正化合价 = 原子的最外层电子数；
③最高正化合价与负化合价的绝对值之和 = 8 。
（4）随着原子核电荷数的递增元素的金属性和非金属性呈现周期性变化
同周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐增强
Na Mg Al Si P S Cl 金属性：Na＞Mg＞Al
金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 非金属性：Cl＞S＞P＞Si
（5）元素的金属性与非金属性
①元素的金属性越强，最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，反之也如此。金属性：Na＞Mg＞Al，氢氧化物碱性强弱为NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3。
②元素的金属性越强，单质与水或酸置换出氢气的能力也越强，反之也如此。
③元素的非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性越强，反之也如此。
非金属性：Si <P< S< Cl，H3PO4是中强酸，H2SO4是强酸，HClO4是最强酸；
H3PO4 <H2SO4<HClO4；
④元素的非金属性越强，形成的氢化物越稳定；氢化物的稳定性为SiH4<PH3<H2S<HCl

5．元素周期表
短周期 1、2、3
周期 长周期4、5、6
（1）结构 不完全周期7
主族 ⅠA～ⅦA
族 副族 ⅠB～ⅦB
第Ⅷ族 8、9、10
0族 惰性气体
（2）周期序数= 电子层数 主族序数= 原子最外层电子数= 元素最高正化合价
（3）每一周期从左向右，原子半径逐渐减小；主要化合价从+1～+7（F、O无正价）；
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
每一主族从上到下右，原子半径逐渐增大；金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
注意点：
1．主族金属元素的阳离子都一定满足最外层2电子或8电子结构，该说法是错误的。
对于第四周期ⅢA～ⅦA族元素其次外层电子数为18，如31Ga（各层电子数为2、8、18、3）其Ga3+离子的最外层电子数为18。不要被常见的主族元素的阳离子最外层电子数为2或8所迷惑。
2．ⅡA～ⅢA同周期相邻的两元素其原子序数相差可为1、11、26。
因其两族元素间存在一过渡元素（其中六、七周期又存在镧系元素和锕系元素）。
3．应用元素周期律和元素在周期表的位置推导未知元素的性质时，防止机械类比，
如Be、Al性质相似，但氧化铍的化学式为BeO而不是Be2O3。
4．应用周期表导出元素再求化学式时，对C元素应考虑C元素形成的有机物，以防漏选。

第二单元 微粒之间的相互作用力
一．化学键
物质中直接相邻的两个或多个原子（或离子）之间存在的强烈的相互作用叫做化学键。
常见的化学键有：离子键、共价键和金属键。
1．离子键：使阴、阳离子结合成化合物的静电作用。
（1）特点：阴、阳离子之间的相互作用
（2）离子键形成条件：
①活泼金属（ⅠA、ⅡA）和活泼非金属（ⅥA、ⅦA）通过得失电子形成阴、阳离子；
②带正电荷的原子团(NH4+)与带负电荷的阴离子之间发生的强烈相互作用。
（3）存在实例：离子键存在于NaCl、NH4Cl、Ba(OH)2、Na2O等离子化合物中。
2．离子化合物：w.w.w.k.s.5.u.c.o.m由阴、阳离子通过静电作用所形成的化合物叫做离子化合物。
（1）离子化合物包括：
① 活泼金属与活泼非金属形成的化合物：如NaCl、Na2O、K2S等；
② 强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等；
③ 大多数盐：如Na2CO3、BaSO4等；
④ 铵盐：如NH4Cl、NH4NO3等
[归纳]一般规律：含金属阳离子或铵根离子的化合物是离子化合物；
含有离子键的一定是离子化合物；离子化合物的一定含有离子键
（2）用电子表示离子化合物的特点：
①形成阴、阳离子且表示化合物时阴离子带括号；②带电荷；③相同的离子不合并
例如：MgCl2的电子式只能写成：。
3．共价键：原子间通过共用电子对所形成的强烈相互作用叫做共价键
（1）离子键和共价键的比较
键型
项目
离子键
共价键
形成过程
得失电子
形成共用电子对
成键粒子
阴、阳离子
原子
实质
阴、阳离子间的静电作用
原子间通过共用电子对所形成的相互作用
（2）共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物
（3）共价键的存在：w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
① 多原子构成的非金属单质中：如H2、O2、O3、Cl2、Ｎ2等
② 共价化合物中：如H2O、 CO2 、SiO2、 H2S等
③ 复杂离子化合物：强碱、铵盐、含氧酸盐(含有原子团的离子化合物)
4．电子式：在元素符号周围用小黑点(或×)来表示原子的最外层电子的式子。
（1）原子的电子式：如Na：______，Mg：______，O：______ ，Cl：______
（2）阴阳离子的电子式：
① 简单阳离子：离子符号即为电子式，如Na+、、Mg2+等
复杂阳离子：如NH4+ 电子式：_______________
② 简单阴离子：如F-的电子式：_____、O2-的电子式：_____、N3-的电子式：_____
复杂阴离子：OH-的电子式：_____、O22-的电子式：_____
（3）物质的电子式：
①离子化合物：阴、阳离子的电子式结合即为离子化合物的电子式

AB型：NaCl：，MgO：______；A2B型：Na2O： ；
AB2型：MgCl2 ：NaOH：Na+，Na2O2：__________
②某些非金属单质：H2：Cl2： O2：_____N2：等
③共价化合物：如HCl：、H2O：、NH3：、CH4：
CO2：、HClO：_______、H2O2：________
（4）共价分子的结构式：用“–”来表示一对共用电子对。
① 某些非金属单质：H2：H–H，Cl2：Cl–Cl，O2：O=O，N2：N≡N等
② 共价化合物：如HCl：H–Cl、H2O：H–O–H、NH3：_____、CH4：_____
CO2：O=C=O，HClO：H–O–Cl，H2O2：H–O–O–H
二．分子间作用力
分子间存在着将分子聚集在一起的作用力，这种作用力叫做分子间作用力。
①分子间作用力的大小：比化学键(离子键、共价键)弱得多。
②分子间作用力影响物质的物理性质：是影响物质熔沸点、溶解性的重要因素之一。
一般来说，相对分子质量越小，分子间作用力也越弱，物质的熔沸点越低。

第三单元 从微观结构看物质的多样性
一．同素异形现象
1．概念：同一种元素能够形成几种不同的单质的现象称为同素异形现象；
同一种元素形成的不同单质互称为同素异形体。
2．认识碳元素形成的几种同素异形体
①金刚石的微观结构：每个碳原子以4个共价键与相邻的4个碳原子结合成正四面体型，并向空间伸展，形成了空间网状结构。
②石墨晶体的微观结构：为层状结构，每一层内每个碳原子以3个共价键与另外3个碳原子结合成平面六边形，这些平面六边形排列成平面网状结构，层间靠分子间作用力结合。
③富勒烯（C60）的微观结构：由60个碳原子形成的笼状分子，形似足球，又称“足球烯”。
3．同素异形体的特点：①同种元素 ②不同结构（性质不同）③可以相互转化
二．同分异构现象
1．概念；化合物具有相同的分子式，但具有不同结构的现象，叫做同分异构现象。
分子式相同而结构不同的化合物互称为同分异构体。
2．比较：同素异形体、同分异构体、同位素

同素异形体
同分异构体
同位素
研究对象
单质
（有机）化合物
核素
相同点
组成元素相同
分子式相同
质子数相同
不同点
结构不同
结构不同
中子数不同
实例
金刚石和石墨
O3 和O2
白磷和红磷
正丁烷与异丁烷
乙醇与二甲醚
1H、2H、3H
35Cl、37Cl

三．不同类型的晶体
1．比较离子晶体、分子晶体、原子晶体、金属晶体的异同：
晶体类型
离子晶体
分子晶体
原子晶体
金属晶体

结
构

构成晶体
的粒子
阴阳离子
分子
原子
金属离子、自由电子
微粒间
作用力
离子键
范德华力
共价键
金属键
性
质
熔沸点
熔沸点高
熔沸点低
熔沸点很高
熔沸点高或低
硬度
硬而脆
硬度小
质地硬
硬度大或小
溶解性
易溶于极性溶剂
水溶液能够导电
不溶于大多数溶剂

导
电
性
晶体
不导电
不导电
不导电
导电
熔融液
导电
不导电
不导电
导电
溶液
导电
可能导电
不溶于水
不溶于水
熔化时克服
的作用力
离子键
范德华力
共价键
金属键
实例
食盐晶体
氨、氯化氢
金刚石
镁、铝
2．物质溶沸点的比较
（1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体
（2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。
①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。
②分子晶体：对于同类分子晶体，相对分子质量越大，则熔沸点越高。
③原子晶体：一般原子半径越小，则熔沸点越高。
（3）常温常压下状态
①熔点：固态物质>液态物质
②沸点：液态物质>气态物质

专题1 微观结构与物质的多样性
【典型例题评析】
例1 X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构，下列叙述正确的是
A．X的原子序数比Y的小
B．X原子的最外层电子数比Y的大
C．X的原子半径比Y的大
D．X元素的最高正价比Y的小
思路分析：本题主要考查元素周期律和元素周期表知识的应用和逻辑推理能力。
A：X元素失去电子后与Y元素得到电子后的电子数相等，说明X元素的原子序数大于Y元素的原子序数，A错；B：X元素应为金属元素，最外层电子数小于或等于4，Y元素为非金属元素，最外层电子数大于或等于4，B错；C：X原子比Y原子多一电子层，且X为金属元素，Y为非金属元素，所以半径大；D：X元素有阳离子，为金属元素，Y元素为阴离子，为非金属元素，非金属元素的最高正价高于金属元素的最高正价。
一题多解：根据“X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构”，已知阴离子与该原子具有相同电子层数，阳离子比该原子少一个电子层，氩原子是第三周期的惰性元素，它们在元素周期表中的位置是：
3 Y Ar
4 X
从上述划草图可知，X、Y在相邻周期，Y在X元素的上一周期，是非金属，X的原子序数比Y大，A错。X是金属元素，原子的最外层电子数X比Y少，B错。X原子半径比Y大，因为X元素比Y多一个电子层，X是金属元素，相同周期中是原子半径较大者。在相同周期里元素的原子半径从左到右逐渐减小，Y元素是同周期中原子半径较小者，因此，X的原子半径一定大于Y，C对。X原子在第四周期，可能是钾、钙等，阳离子的电子层结构和惰性元素氩相同，X的最高正价可能是+1、+2等，Y元素可能是第三周期的磷、硫、氯等，它们的阴离子与氩原子具有相同的电子层结构，其最高正价分别为+5、+6、+7，所以X元素的最高正价比Y元素小，D对。答案：C、D
方法要领：依据离子结构特点推断元素在周期表中位置是解本题的关键。把X、Y元素在元素周期表中定位后，它们的原子结构、电子层数、最外层电子数、最高正价以及原子半径递变规律都能顺利推断了。要注意将原子半径大小的比较与阴、阳离子半径大小的比较严格区别开来。其规律是-----电子层结构相同的单离子：
①所在周期：阴离子n周期，阳离子在n+1周期 ②原子序数：阳离子>阴离子
③微粒半径：阴离子>阳离子 ④元素最高正价：阴离子的元素>阳离子的元素
用一句话概括：“阴前阳下，径小序大”，即与稀有气体元素同周期的阴离子，和该稀有气体元素下周期的阳离子，及这种稀有气体元素的原子，三者具有相同的电子层结构。原子序数大者，微粒的半径小。
想一想：题干中“氩”如改为“氖”后，答案还一样吗？（D不行）。

例2 下列说法错误的是
A．原子及其离子核外电子层数等于该元素所在的周期数
B．元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素
C．除氦外的稀有气体原子的最外层电子数都是8
D．同一元素的各种同位素的物理性质、化学性质均相同
思路分析：只有原子的核外电子层数等于该元素所在的周期数而不是离子，A错误；同位素的化学性质基本相似，而物理性质不相同，如同位素的相对原子质量就各不相同，D错误。答案：A、D。
方法要领：掌握同位素原子的性质（同位素:（1）与元素对比:同位素既论种类又论个数,元素只论种类不论个数.同位素包括在元素中；（2）特性:①同一元素的各同位素化学性质几乎完全相同 ②天然存在元素里,不论是游离态还是化合态,各同位素所占的个数比不变）、原子结构与周期表结构的关系，记住周期表的结构，知道过渡元素均为金属元素。

例3 X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别为1、4、6，则由这3种元素组成的化合物的化学式不可能是
A．XYZ B．X2YZ C．X2YZ2 D．X2YZ3
思路分析：原子最外层电子数为1、4、6的短周期元素分别是：“1”——H、Li、Na，
“4”——C、Si，“6”——O、S。可将H、C、O三元素作为代表，它们可组成的物质有：H2CO3、HCHO、HCOOH等，将其与题中选项对照，即得答案。答案：A。
方法要领：本题为纠正“题海战术”而专门设计的考题，有新意。过去高考涉及的是无机物，社会上流传的也是类似的题目，考生在解题用一些固定的思路或解题模式，往往容易漏选或错选。因此，解题应注意：如果肯定判定物质含有碳元素的话，则不仅要考虑含氧无机酸，还要考虑有机物。可用具体物质代入法较直观、准确作出判断。
在元素推断中，一般是根据主族元素的可能价态来判定化学式的正误。但特别应注意的是有机物中碳的价态，及氮元素的价态数目较多，不能只考虑对应族产生的价态，而忽视了这两种元素价态的特殊性。

例4 X和Y属短周期元素，X原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，Y位于X的前一周期，且最外层只有一个电子，则X和Y形成的化合物的化学式可表示为
A．XY B．XY2 C．XY3 D．X2Y3
思路分析：依题意X原子的最外层如果是M层，所排电子数应为4（是L层的一半），则它是Si，那么Y就应该是在第二周期，是Li；Li与Si只能生成Li4Si，选项中没有。
若X原子的最外层如果是L层，所排电子数应为1（是L层的一半），则它是Li，那么Y就应该是在第一周期，是H；H与Li生成金属氢化物，化学式应为LiH，符合A选项。答案：A
方法要领：表面看此题较简单，但却隐含着考生不熟知的金属氢化物（LiH）的知识。解题中根据原子结构信息推断元素在周期表中的位置，以确定具体的元素是哪一种，是解答包括本题在内的同类题型的基本方法，问题是在短周期元素中，不仅要注意第二、三周期的元素，还要考虑到第一、二周期的元素。

例5 已知短周期元素的离子，aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是
A．原子半径 A＞B＞D＞C
B．原子序数 d＞c＞b＞a
C．离子半径 C＞D＞B＞A
D．单质的还原性 A＞B＞D＞C
思路分析：四种元素在元素周期表中的位置为 C D ，由此可推知，原子半径为
B A
B>A>C>D，原子序数为a>b>d>c，还原性为B>A>C>D。答案：C
方法要领：抓住电子层结构相同的特点，推出其在元素周期表中的位置，根据元素周期律判断；电子层结构相同的离子，其核电荷数越大则离子半径越小。

例6 已知（Be）的原子序数为4。下列对铍及其化合物的叙述中，正确的是
A．铍的原子半径大于硼的原子半径 B．氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是8
C．氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱 D．单质铍跟冷水反应产物为氢气
思路分析：由Be的原子序数为4，可推知它位于第二周期、第ⅡA族。根据其位置及同周期、同主族元素原子结构和性质的递变规律，其原子半径大于B，A正确；碱性Be(OH)2比Ca(OH)2弱，C正确；Be的金属性小于Mg，已知Mg跟冷水不反应，Be就更不可能，故D错误；Be原子的最外层电子数是2个，在BeCl2分子中Be最外层2个电子跟Cl共用两对电子，其最外层电子数为4个，B错误。答案：A、C
方法要领：抓住元素“构”、“位”、“性”三者的互推关系，对于主族元素（特别是短周期元素）有关问题的推断十分简便。
原子序数=Z
周期数=n
主族数=e
金属性：n>e
两 性：m=e
非金属性 n<e
构
质子数：Z
电子层数：n
最外层电子数：e
性
性 质
化合价
最高正价=e
负价=e-8
位
运用上述的“三角互推关系”，可以很快确定Be在周期表中的位置和有关的化学性质，作出选项的正、误判断。
解答元素推断题，主要掌握下列一些规律和方法：
1．原子结构与元素在周期表中的位置关系规律（见上述“三角互推关系”）
2．根据原子序数推断元素在周期表中的位置
记住稀有气体元素的原子序数：2、10、18、36、54、86。用原子序数减去比它小的而相近的稀有气体元素原子序数，即得该元素所在的纵行数。第1、2纵行为ⅠA、ⅡA族，第13～17纵行为ⅢA～ⅦA族，18纵行为零族（对于短周期的元素，其差即为主族序数）。
3．周期表中特殊位置的元素
（1）族序数等于周期数的元素：H、Be、Al；（2）族序数等于周期数2倍的元素：C、S；（3）族序数等于周期数3倍的元素：O；（4）周期数是族序数2倍的元素：Li；（5）周期数是族序数3倍的元素是：Na；（6）最高正价不等于族序数的元素是：O、F。
4．元素性质、存在、用途的特殊性
（1）形成化合物种类最多的元素，或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C；
（2）空气中含量最多的元素，或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N；
（3）常温下呈液态的非金属单质元素是：Br；
（4）最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是：Be、Al；
（5）元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起化合反应的元素是：N，

起氧化还原反应的元素是：S；
（6）元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素是：S。
5．元素化合价规律
（1）最高正价=最外层电子数，非金属的负化合价=最外层电子数- 8，最高正价数和负化合价绝对值之和为8；其代数和分别为：2、4、6。
（2）化合物氟元素、氧元素只有负价（-1、-2），但HFO中F为0价；
金属元素只有正价；
（3）化合价与最外层电子数的奇、偶关系：最外层电子数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，如Cl的化合价有+1、+3、+5、+7和-1价。最外层电子数为偶数的元素，其化合价通常为偶数，如S的化合价有-2、+4、+6价。

例7 甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是
A．x+2 B．x+4 C．x+8 D．x+18
思路分析：本题考查周期表的构成情况，在短周期中有两种情况：若为一、二周期，同族只相差2，故A正确；若二、三周期，同族相差8，故C正确；若在长周期中，又分为两种情况，其中第四、五两周期，它们要相差18纵行，因此差为18，故D正确；若为第五、六两周期，应多出一镧系（14种元素），故相差32种元素，因此只有B不可能。答案：B
方法要领：有关周期表的构成特点应特别注意：①纵行的个位为族序数：如第13纵行，个位为3，它应为ⅢA；第12纵行，个位为2，因此为ⅡB。②镧系和锕系周期表中的位置应该明确。具体见下表：

ⅠA
ⅡA
ⅢB
～
ⅦB
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
ⅢA
～
ⅦA
0
最 外 层 电 子 数
1
2

3~ 7
2、8
主族数与最外层电子数
主族数 = 最外层电子数
周期数与电子层数
周期数 = 电子层数
次 外 层 电 子 数
2、8

2、8、18
纵 行 数
1
2
3～7
8、9、10
11
12
13~17
18
元素周期律和元素周期表是一个重要的考点，在复习时应突出它的重要地位。

例8 设想你去某外星球做了一次科学考察，采集了该星球上十种元素单质的样品，为了确定这些元素的相对位置以便系统地进行研究，你设计了一些实验并得到下列结果：
单质
A
B
C
D
E
F
G
H
I
J
熔点（℃
-150
550
160
210
-50
370
450
300
260
250
与水反应

∨

∨
∨
∨

与酸反应

∨

∨

∨
∨
∨

∨
与氧气反应

∨
∨
∨

∨
∨
∨
∨
∨
不发生化学反应
∨

∨

相对于A元素的
原子质量
1.0
8.0
15.6
17.1
23.8
31.8
20.0
29.6
3.9
18.0
按照元素性质的周期性递变规律，试确定以上十种元素的相对位置，并填入下表：

A

B

H

思路方法：阅读题干接受新信息，在分析、比较表格中各元素的共性和个性能基础上，进行归纳综合，然后，把“元素性质的周期递变规律”这一已学过的知识迁移到新的情景中，从中确定出题中十种元素的相对位置。而不是先确定A～F是什么元素，再排出它们在周期表的位置。这样做去考虑会使人走入死胡同，因为根据题中的信息无法确定A～F是什么元素。
本题要求有较强的分析、比较、归纳能力，注意突破思维定势。事实上要排出答案所填空的结论，的确有一些无把握的因素，突出的是B、F、G、H性质相似，在题给填空表中安排在不同的排；如果以相似类排成一纵行，D、J则必须位于上、下空格，这就与相对原子质量的递增顺序发生矛盾。所有矛盾都要让位于以相对原子质量递增顺序为基本原则，所以D和J只能分占两行。
解题的关键是突破思维定势。首先从熔点和不发生化学反应两栏可确定A、E为稀有气体元素，再从元素性质可得出：B、F、G、H性质相似，I、C性质相似，D、J性质相似，结合相对于A元素的相对原子质量大小顺序：FHEGJDCBIA，可确定它们相对位置。
答案：

A

I

B

C
D
J

G

E

H
F

解题要领：通过阅读题干接受新的信息，在分析、比较表格中各元素的共性的基础上，进行归纳综合，然后，把“元素性质的周期性递变”这一思想迁延到新的情境中，从中筛选出解题的方法。

例题9．下列各组物质的晶体中，化学键类型相同、晶体类型也相同的是
A．SO2和SiO2 B．CO2和H2 C．NaCl和HCl D．CCl4和KCl
[分析]首先根据化学键、晶体结构等判断出各自晶体类型。A都是共价键，但晶体类型不同，选项B均是含共价键的分子晶体，符合题意。C中NaCl为离子晶体，HCl为分子晶体，D中CCl4含共价键，KCl含离子键，晶体类型也不同。答案：B。
【规律总结】
（1）含离子键的化合物可形成离子晶体
（2）只含共价键的单质、化合物多数形成分子晶体，少数形成原子晶体如金刚石、晶体硅、二氧化硅等。
（3）金属一般可形成金属晶体

例题10．关于化学键的下列叙述中，正确的是
A．离子化合物可能含共价键 B．共价化合物可能含离子键
C．离子化合物中只含离子键 D．共价化合物中不含离子键
[分析]化合物只要含离子键就为离子化合物。共价化合物中一定不含离子键，而离子化合物中还可能含共价键。答案：A、D。

　　 H Cl
【延伸练习】　 H—C—Cl和H—C—H是同分异构体吗？
H H