高中化学选修三--全套课件.ppt

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化学选修三,原子结构与性质,分子结构与性质,晶体结构与性质,原子结构,原子结构与元素的性质,共价键,分子的立体结构,分子的性质,晶体的常识,分子晶体与原子晶体,金属晶体,离子晶体,第一章原子的结构与性质,第一节原子结构（第一课时）高二化学组,知识与技能目标：

1.进一步认识原子核外电子的分层排布2.知道原子核外电子的能层分布及其能量关系3.知道原子核外电子的能级分布及其能量关系4.能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义5.了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布6.能用电子排布式表示常见元素（136号）原子核外电子的排布,.,一、开天辟地原子的诞生,1、原子的诞生,宇宙大爆炸2小时：

大量氢原子、少量氦原子极少量锂原子,140亿年后的今天：

氢原子占88.6%氦原子为氢原子数1/8其他原子总数不到1%,99.7%,2、地球中的元素,绝大多数为金属元素,包括稀有气体在内的非金属仅22种,地壳中含量在前五位：

O、Si、Al、Fe、Ca,3、原子的认识过程,古希腊哲学家留基伯和德谟克立特,思辨精神,原子：

源自古希腊语Atom，不可再分的微粒,1803年道尔顿（英）,原子是微小的不可分割的实心球体,1897年，英国科学家汤姆生,枣糕模型,1911年，英国物理学家卢瑟福,电子绕核旋转的原子结构模型,1913年，丹麦科学家玻尔行星轨道的原子结构模型,1926年，奥地利物理学家薛定谔等以量子力学为基础提出电子云模型,原子,原子核,核外电子,质子,中子,（正电）,不显电性,（负电）,（正电）,（不带电）,分层排布,与物质化学性质密切相关,二、能层与能级,1、能层,电子层,能层名称,能层符号,一二三四五六七,KLMNOPQ,从K至Q，能层离核越远，能层能量越大,每层最多容纳电子的数量：

2n2,2、能级,同一个能层中电子的能量相同的电子亚层,能级名称：

s、p、d、f、g、h,能级符号：

ns、np、nd、nf,n代表能层,能层:

一二三四,KLMN,1s,2s2p,3s3p3d,4s4p4d4f,能级：

最多容纳电子的数量s:

2p:

6d:

10f:

14,3、注意问题,能层与能级的关系,每一能层的能级从s开始，s,p,d,f,能层中能级的数量不超过能层的序数,能量关系,EKELEMEN,EnsEnpEndEnf,EnsE（n+1）sE（n+2）sE（n+3）s,EnpE（n+1）pE（n+2）pE（n+3）p,1s,2s,2p,3s,3p,3d,4s,4p,4d,4f,2,2,2,2,6,6,6,10,10,14,2,2n2,8,18,32,2n2,2n2,2n2,三、构造原理与电子排布式,1、构造原理,多电子基态原子的电子按能级交错的形式排布,电子排布顺序,1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p,2、电子排布式,例：

写出Zn的电子排布式,Zn为30号元素，电子共30个,依据构造原理,1s22s22p63s23p64s23d10,书写时：

1s22s22p63s23p63d104s2,写出KCaTiCoGaKrBr的电子排布式,电子排布式,Zn：

1s22s22p63s23p63d104s2,Ar,简化,Zn：

Ar3d104s2,简化电子排布式,写出KCaTiCoGaKrBr的简化电子排布式,价层电子：

主族、0族元素最外层副族、族最外层和次外层,特殊规则,例：

写出Cr和Cu的电子排布式,全满规则,半满规则,第一章第一节原子结构（第二课时）,知识与技能目标：

1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布2、能用电子排布式表示常见元素（136号）原子核外电子的排布3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则4、知道原子的基态和激发态的涵义5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用,四、电子云与原子轨道,1、电子云,薛定谔等,以量子力学为基础,处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述,小黑点：

概率密度,单位体积内出现的概率,小黑点越密概率密度越大,电子云,小黑点不是电子！

电子云轮廓图,电子出现的概率约为90%的空间,即精简版电子云,电子云轮廓图特点,a.形状,nd能级的电子云轮廓图：

多纺锤形,ns能级的电子云轮廓图：

球形,np能级的电子云轮廓图：

双纺锤形,b.电子云扩展程度,同类电子云能层序数n越大，电子能量越大，活动范围越大电子云越向外扩张,2、原子轨道,电子在原子核外的一个空间运动状态,定义,原子轨道与能级,ns能级,ns轨道,np能级,npx轨道,npy轨道,npz轨道,nd能级,ndz2轨道,ndx2y2轨道,ndxy轨道,ndxz轨道,ndyz轨道,同一能级中的轨道能量相等，称为简并轨道,简并轨道,原子轨道的电子云轮廓图,s轨道的电子云轮廓图,npx轨道电子云轮廓图,npy轨道电子云轮廓图,npz轨道电子云轮廓图,nd轨道电子云轮廓图,五、泡利原理和洪特规则,核外电子的基本特征,能层,能级,轨道,自旋,公转,自转,大范围,小范围,磁量子数,自旋量子数,主量子数,角量子数,量子化描述,1、泡利原理,每个轨道最多只能容纳2个电子,且它们的自旋方向相反,2、洪特规则,电子总是优先单独地占据简并轨道,且它们的自旋方向相同,怎么填,填多少,3、电子排布图,例：

写出O原子的电子排布图,O原子的电子排布式：

1s22s22p4,1s22s22p4,原子结构的表示方法,原子结构示意图,电子排布式,O原子：

1s22s22p4,电子排布图,O原子,六、能量最低原理、基态与激发态、光谱,1、能量最低原理,能量最低原理：

原子电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低,基态原子：

遵循泡利原理、洪特规则、能量最低原理的原子,2、基态原子,基态原子吸收能量后，电子发生跃迁变为激发态原子,3、光谱,吸收光谱,发射光谱,光亮普带上的孤立暗线,电子吸收能量跃迁时产生,暗背景下的孤立亮线,电子释放能量跃迁时产生,同种原子的两种光谱是可以互补的,第一章原子的结构与性质,第二节原子结构与元素性质（共三课时）高二化学组,知识与技能目标：

1、掌握原子半径的变化规律2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系5、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值6、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质,复习元素：

具有相同核电荷数的一类原子的总称,核素：

含有一定数目质子和中子的一种原子,同位素：

质子数相同中子数不同的同一种元素的不同原子,核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数,质量数A=质子数Z+中子数N,一、原子结构与元素周期表（一课时）,1、周期,元素周期表的横行,特点,同周期元素电子层数相同,同周期元素从左至右原子依次序数递增,镧系：

5771锕系：

89103,第七周期也称为不完全周期,周期的组成,2、族,元素周期表的纵行,族,主族：

A结尾,，AA,副族：

B结尾,，BB，B，B,族：

0族：

主族元素族序数原子最外层电子数,特点：

副族、族通称过渡元素，过渡金属,一些族的别名,7,7,1,1,16,3、分区,s区,p区,d区,ds区,f区,按最后填入电子所属能级符号ds区除外,A、A,1、2两列,BB、,37、810八列,B、B,11、12两列,AA、O,1317、18六列,二、元素周期律（第二课时）,1、原子半径,元素周期律：

元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化,同周期主族元素：

从左至右原子半径递减,同主族元素：

从上至下原子半径递增,决定因素,层数,层数多半径大,电子间斥力大,核电荷数,核电荷数大半径小,正负电荷间引力大,电子层结构相同的离子原子序数小的半径大！

2、电离能,第一电离能,气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需最低能量,同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐升高,A、A反常！

比下一主族的高,逐级电离能,利用逐级电离能判断化合价,3、电负性（第三课时）,原子的价电子,键合电子：

参与化学键形成,孤对电子：

未参与化学键形成,不同元素的原子对键合电子吸引能力,电负性越大，对键合电子吸引能力越大,同周期主族元素从左至右电负性逐渐变大,同主族元素从上至下电负性逐渐变小,电负性,电负性应用,一般而言金属1.81.8左右的既有金属性，又有非金属性,对角线规则：

元素周期表中的某些主族元素其某些性质与右下角元素相似,4、金属性与非金属性,金属性：

金属单质的还原性非金属性：

非金属单质的氧化性,同周期的主族元素从左至右,同主族元素从上至下,金属性减弱，非金属性增强,金属性增强，非金属性减弱,最高价氧化物对应水化物最高价氢氧化物碱性强弱最高价氢氧化物碱性越强，金属性越强,金属性强弱的判断依据,跟水（酸）反应置换出氢的难易程度越容易发生，金属性越强,金属活动性顺序,普通原电池正负极,单质与盐溶液的置换反应,气态氢化物的稳定性越稳定，非金属性越强,非金属性强弱的判断依据,最高价氧化物对应水化物最高价含氧酸酸性强弱酸性越强，非金属性越强,跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度越易反应，非金属性越强,5、化合价,同周期的主族元素从左至右,化合价由17，40递增巩固练习见资料,主族元素族序数最高正价价电子数,非金属最低负化合价主族元素族序数8,F、O,第二章分子的结构与性质,第一节共价键高二化学组,第一课时,教学目标：

1、复习化学键的概念，能用电子式表示常见物质的离子键或共价键的形成过程。

2、知道共价键的主要类型键和键。

3、说出键和键的明显差别和一般规律。

一、共价键,1、化学键及其分类,相邻原子或离子之间强烈的相互作用,按成键方式分为：

金属键,共价键,离子键,金属晶体,分子晶体,离子晶体,共用电子对（两单个电子形成一对电子）,2、共价键,共价键：

分子内原子间通过共用电子对形成的相互作用,作用本质：

分子内原子之间,发生：

于绝大多数物质中酸、碱、盐、非金属氧化物氢化物、有机物、非金属单质,存在：

3、共价键分类,按共用电子对的偏移,极性共价键,非极性共价键,不同原子成键,同种原子成键,按成键方式,键,键,按电子云重叠方式,4、键,两个原子轨道沿键轴方向以“头碰头”的方式重叠,定义：

类型,特点,s-s键,s-p键,p-p键,例：

H2,例：

HCl,例：

Cl2,可绕键轴旋转,重叠程度大，稳定性高,头碰头,轴对称,5、键,两个原子轨道以平行即“肩并肩”方式重叠,定义：

类型,特点,d-p键,p-p键,例：

金属配合物,不能旋转,重叠程度较小，稳定性较差,肩并肩,镜面对称,例：

CH2=CH2,沿轴方向“头碰头”,平行方向“肩并肩”,轴对称,镜像对称,强度大，不易断,强度较小，易断,单键是键，双键中一个键，另一个是键，共价三键中一个是键，另两个为键。

复习回忆,共价键特征,饱和性,共价键类型（按电子云重叠方式分）,键,键,s-s,s-p,p-p,方向性,p-p,d-p,头碰头,轴对称,肩并肩,镜面对称,第二课时,教学目标：

1、了解键的参数，能用键能、键长、键角说明简单分子的性质。

2.了解等电子体原理的涵义，并能说明物质的一些性质。

二、键参数键能、键长与键角,1、键能,失去电子,吸引电子,断键,成键,吸收能量,释放能量,气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量,定义：

单位：

kJmol-1,释放能量，取正值,键能越大，键越牢固，分子越稳定,意义：

观察表2-1某些共价键的键能,结论：

同种元素形成的共价键的键能：

单键键键能,2、键长,形成共价键的两个原子间的核间距,定义：

共价半径：

同种原子的共价键键长的一半,稀有气体为单原子分子，无共价半径,意义：

键长越短，键能越大，分子越稳定,观察表2-2某些共价键的键能,结论：

同种元素间形成的共价键的键长：

单键双键叁键,3、键角,定义：

两个共价键之间的夹角,CH4CCl410928,NH310718,H2O105,CO2180,常见键角：

共价键的方向性,总结：

键能,键长,键角,衡量共价键的稳定性,描述分子的立体结构,三、等电子原理,1、定义：

注意：

有时将原子总数、价电子总数相同的离子也认为是等电子体,原子总数相同、价电子总数相同的分子,2、特点：

具有相似的化学键特征许多性质是相近的,3、常见等电子微粒：

10e、18e练习见资料,第二章分子的结构与性质,第二节分子的立体结构高二化学组,第二节分子的立体构型（第一课时）,教学目标：

认识共价分子的多样性和复杂性；初步认识价层电子对互斥模型；能用VSEPR模型预测简单分子或离子的立体结构；培养学生严谨认真的科学态度和空间想象能力。

重点难点：

分子的立体结构；利用价层电子对互斥模型预测分子的立体结构,一、形形色色的分子,1、三原子分子的空间结构,2、四原子分子的空间结构,3、五原子分子的空间结构,直线型：

V型：

CO2、HCN,H2O、SO2,平面三角型：

三角锥型：

SO3、HCHO,NH3,四面体：

CCl4、CH4,其它等,二、价层电子对互斥（VSEPR）理论,（ValenceShellElectronPairRepulsion）,共价分子中，中心原子周围电子对排布的几何构型主要取决于中心原子的价层电子对的数目。

价层电子对各自占据的位置倾向于彼此分离得尽可能的远，此时电子对之间的斥力最小，整个分子最稳定。

1、理论要点,价层电子对包括成键的电子对和孤电子对,不包括成键的电子对！

2、价层电子对数计算,确定中心原子价层电子对数目,价电子数出现奇数时，单电子当作电子对看待,价层电子对数,（中心原子价电子数结合原子数）/2,配位原子数孤电子对数,键电子对数孤电子对数,O、S为结合原子时，按“0”计算,N为结合原子时，按“-1”计算,离子计算价电子对数目时，阴离子加上所带电荷数，阳离子减去所带电荷数,孤电子对数价层电子对数结合原子数,0,1,2,0,1,0,0,0,2,2,2,3,3,4,4,4,0,4,2,3,4,3,4,4,4,4,4,2,0,1,0,1,0,0,1,2,3,3,2,4,6,5,3,0,4,4,3,4,2,5,6,5,4,4,确定价层电子对构型,注意：

孤对电子的存在会改变键合电子对的分布方向，从而改变化合物的键角,电子间斥力大小：

孤对间孤对与键合间键合间,3、确定分子构型,在价层电子对构型的基础上，去掉孤电子对由真实原子形成的构型,1.下列物质中分子立体结构与水分子相似的是ACO2BH2SCPCl3DSiCl42.下列分子立体结构其中属于直线型分子的是AH2OBCO2CC2H2DP43.下列分子立体结构其中属正八面体型分子的AH3O+BCO32CPCl5DSF6,B,BC,D,本节重点：

会利用VSEPR理论得出孤电子对数价层电子对构型分子构型,第二课时,教学目标：

1、认识杂化轨道理论的要点2、进一步了解有机化合物中碳的成键特征3、能根据杂化轨道理论判断简单分子或离子的构型4采用图表、比较、讨论、归纳、综合的方法进行教学5培养学生分析、归纳、综合的能力和空间想象能力教学重点：

杂化轨道理论的要点,三、杂化轨道理论,1、理论要点,同一原子中能量相近的不同种原子轨道在成键过程中重新组合，形成一系列能量相等的新轨道的过程叫杂化。

形成的新轨道叫杂化轨道,用于形成键或容纳孤对电子,杂化轨道数目等于各参与杂化的原子轨道数目之和,杂化轨道成键能力强，有利于成键,杂化轨道成键时，满足化学键间最小排斥原理，不同的杂化方式，键角大小不同,杂化轨道又分为等性和不等性杂化两种,2、杂化类型,sp3杂化,基态,激发态,以C原子为例,1个s轨道和3个p轨道杂化形成4个sp3杂化轨道,构型10928正四面体型,4个sp3杂化轨可形成4个键,价层电子对数为4的中心原子采用sp3杂化方式,sp2杂化,基态,激发态,以C原子为例,1个s轨道和2个p轨道杂化形成3个sp2杂化轨道,构型120正三角型,剩下的一个未参与杂化的p轨道用于形成键,3个sp2杂化轨道可形成3个键,价层电子对数为3的中心原子采用sp2杂化方式,sp杂化,基态,激发态,以C原子为例,1个s轨道和1个p轨道杂化形成2个sp杂化轨道,构型180直线型,剩下的两个未参与杂化的p轨道用于形成键,2个sp杂化轨道可形成2个键,价层电子对数为2的中心原子采用sp杂化方式,除C原子外，N、O原子均有以上杂化,当发生sp2杂化时，孤对电子优先参与杂化单电子所在轨道优先不杂化，以利于形成键,N、O原子杂化时，因为有孤对电子的存在称为不等性杂化,其它杂化方式,dsp2杂化、sp3d杂化、sp3d2杂化、d2sp3杂化、sp3d2杂化,例如：

sp3d2杂化：

SF6,构型：

四棱双锥正八面体,此类杂化一般是金属作为中心原子用于形成配位化合物,第三课时,教学目标1.配位键、配位化合物的概念2.配位键、配位化合物的表示方法3采用图表、比较、讨论、归纳、综合的方法进行教学4培养学生分析、归纳、综合的能力教学重点配位键、配位化合物的概念教学难点配位键、配位化合物的概念,四、配合物理论简介,1、配位键,定义：

共用电子对由一个原子单方向提供给另一个原子共用所形成|的共价键称配位键。

表示方法,形成条件,AB,一个原子有孤对电子，另一个原子有空轨道。

2、配位化合物,配合物的形成,天蓝色溶液,蓝色沉淀,深蓝色溶液,Cu（OH）2,深蓝色晶体,Cu（NH3）4SO4H2O,加乙醇并静置,CuSO4溶液,滴加氨水,继续滴加氨水,Cu（OH）2+4NH3=Cu（NH3）42+2OH,蓝色沉淀,深蓝色溶液,Cu2+2NH3H2O=Cu（OH）2+2NH4+,蓝色溶液,蓝色沉淀,1Cu与4O形成的结构为平面正方形,1Cu与4N形成的结构为平面正方形,配合物的组成,Ag（NH3）2OH,内界,外界,配离子,Ag（NH3）2+,Ag+中心离子,（有时可能是中心原子）,NH3配体,配位数：

配位原子的个数,其中N为配位原子,常见配位原子：

N、O、F、Cl、C、S,常见配合物,Fe3+3SCN=Fe（SCN）3,黄色,血红色,Fe3+nSCN=Fe（SCN）n3-n（n=1-6）,Fe3+的检验,血红色,银氨溶液的配制,AgOH+2NH3H2O=Ag（NH3）2+OH+2H2O,Ag+NH3H2O=AgOH+NH4+,白色沉淀,二氨合银离子无色,冰晶石,冰晶石（六氟合铝酸钠）：

Na3AlF6,第二章分子的结构与性质,第三节分子的性质,第一课时,教学目标了解极性共价键和非极性共价键；结合常见物质分子立体结构，判断极性分子和非极性分子；培养学生分析问题、解决问题的能力和严谨认真的科学态度。

重点、难点多原子分子中，极性分子和非极性分子的判断。

一、键的极性和分子的极性,1、键的极性,非极性共价键（非极性键）,按共用电子对的偏移,极性共价键,非极性共价键,由同种原子形成化学键,原子带相同电性，化合价相同,极性共价键（极性键）,+,-,由不同种原子形成化学键,电负性大（非金属性强）的原子带负电，显负价,2、分子的极性,非极性分子,正负电荷中心重合的分子,a.大部分单质分子,O3除外！

b.对称性很好的分子,直线形AB2,正三角形AB3,正四面体形AB4,其他正多面体形、对称性好的平面形,例：

CO2,例：

BF3、SO3,例：

CH4、CCl4,例：

C60、C6H6、C2H4、C2H2,极性分子,正负电荷中心不重合的分子,大部分化合物分子,是,是,是,是,是,是,是,是,是,否,否,否,否,否,否,否,否,否,键的极性与分子极性的关系：

A、由非极性键构成的分子一般是非极性分子B、极性键结合形成的分子不一定为极性分子,第二课时,教学目标范德华力、氢键及其对物质性质的影响能举例说明化学键和分子间作用力的区别例举含有氢键的物质采用图表、比较、讨论、归纳、综合的方法进行教学培养学生分析、归纳、综合的能力教学重点分子间作用力、氢键及其对物质性质的影响教学难点分子间作用力、氢键及其对物质性质的影响,二、范德华力及其对物质性质的影响,1、范德华力,把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力又叫范德华力,相对分子质量,分子的极性,相对分子质量越大范德华力越大,2、影响范德华力的因素,分子极性越大范德华力越大,3、范德华力对物质性质的影响,化学键影响的是分子的稳定性（化学性质）,范德华力影响的是分子熔沸点等（物理性质）,三、氢键,1、氢键的定义,由已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子之间的作用力,除范德华力以外的另一种分子间作用力，不是化学键,2、表示方法,AHB,A、B为N、O、F,“”表示共价键,“”表示形成的氢键,例如：

氨水中的氢键,NHN,NHO,OHN,OHO,3、氢键的分类,分子内氢键,分子间氢键,4、氢键的特征,饱和性,方向性,一个氢原子只能形成一个氢键,分子间氢键为直线型,分子内氢键成一定角度,中心原子有几对孤对电子就可以形成几条氢键,5、对物质性质的影响,氢键一种分子间作用力，影响的是物理性质,熔、沸点,溶解性,分子间氢键使物质熔点升高分子内氢键使物质熔点降低,若可以形成氢键，则能增大物质溶解度,其他方面,冰的密度小于水,形成缔合分子,四、溶解性,1、温度,溶解性的影响因素,2、压强,3、相似相溶,4、氢键,5、化学反应,非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。

第三课时,教学目标1、从分子结构的角度，认识“相似相溶”规律。

2、了解“手性分子”在生命科学等方面的应用。

3、能用分子结构的知识解释无机含氧酸分子的酸性。

4、培养学生分析、归纳、综合的能力5、采用比较、讨论、归纳、总结的方法进行教学教学重点、难点手性分子和无机含氧酸分子的酸性,五、手性,连有四个不同的原子或原子团的碳原子。

手性碳原子：

手性异构体：

具有完全相同的组成和原子排列的一对分子。

又称为对映异构体。

手性分子：

有手性异构体的分子。

1下列化合物中含有手性碳原子的是（）A.CCl2F2B.CH3CHCOOHC.CH3CH2OHD.CHOH,练习：

1下列化合物中含有手性碳原子的是（）A.CCl2F2B.CH3CHCOOHC.CH3CH2OHD.CHOH,六、无机含氧酸分子的酸性,1、利用规律,无机含氧酸可以写成（HO）mROn，含氧酸的强度随着分子中连接在中心原子上的非羟基氧的个数增大而增大，即（HO）mROn中，n值越大，酸性越强。

2、最高价含氧酸酸性,非金属性强的元素，其最高价含氧酸酸性强,第三章晶体的结构与性质,第一节晶体的常识,第一课时,教学目标：

了解晶体的初步知识,知道晶体与非晶体的本质差异，学会识别晶体与非晶体的结构示意图。

知道晶胞的概念，了解晶胞与晶体的关系，学会通过分析晶胞得出晶体的组成。

培养空间想像能力和进一步认识“物质结构决定物质性质”的客观规律,一、晶体与非晶体,1、晶体与非晶体,晶体具有规则几何外形的固体,非晶体没有规则几何外形的固体又称玻璃体,2、晶体与非晶体性质对比,有,无,原子在三维空间里呈周期性有序排列,原子排列相对无序,强度、导热性、光学性质等,无,有固定熔沸点,无固定熔沸点,自范性,晶体能自发地呈现多面体外形的性质,自范性前提：

晶体生长的速率适当,本质差异,各向异性,不同方向上，性质有差异,3、晶体形成的途径,熔融态物质凝固,气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）,溶质从溶液中析出,3、晶体的鉴别,物理性质差异如：

外形、硬度、熔点、折光率,最科学的方法是对固体进行X-射线衍射实验,1、下列关于晶体与非晶体的说法正确的是A、晶体一定比非晶体的熔点高B、晶体有自范性但排列无序C、非晶体无自范