2019高考化學(xué) 考點必練 專題28 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識點講解.doc

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考點二十八 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識點講解 一、原子結(jié)構(gòu) 1. 能層與能級 由必修的知識，我們已經(jīng)知道多電子原子的核外電子的能量是不同的，由內(nèi)而外可以分為： 第一、二、三、四、五、六、七……能層 符號表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q…… 能量由低到高 例如：鈉原子有11個電子，分布在三個不同的能層上，第一層2個電子，第二層8個電子，第三層1個電子。由于原子中的電子是處在原子核的引力場中，電子總是盡可能先從內(nèi)層排起，當(dāng)一層充滿后再填充下一層。理論研究證明，原子核外每一層所能容納的最多電子數(shù)如下： 能 層 一 二 三 四 五 六 七…… 符 號 K L M N O P Q…… 最多電子數(shù) 2 8 18 32 50…… 即每層所容納的最多電子數(shù)是：2n2(n：能層的序數(shù)) 但是同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(S、P、d、F)，就好比能層是樓層，能級是樓梯的階級。各能層上的能級是不一樣的。 能級的符號和所能容納的最多電子數(shù)如下： 能 層 K L M N O …… 能 級 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f …… 最多電子數(shù) 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 …… 各能層電子數(shù) 2 8 18 32 50 …… （1） 每個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf…… （2） 任一能層，能級數(shù)=能層序數(shù) （3） s、p、d、f……可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7……的兩倍 各能層所包含的能級類型及各能層、能級最多容納的電子數(shù)見下表： 2. 構(gòu)造原理 根據(jù)構(gòu)造原理，只要我們知道原子序數(shù)，就可以寫出幾乎所有元素原子的電子排布。 即電子所排的能級順序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s…… 電子填充的先后順序（構(gòu)造原理）為： 1s　2s2p　3s3p　4s3d4p　5s4d5p　6s4f5d6p　7s5f6d7p　... ns (n－2)f (n－1)d np 構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能級分布。不同能層的能級有交錯現(xiàn)象， 如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)等。 構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子電子排布圖（即軌道表示式）的主要依據(jù)之一。如：Na：1s22s22p63s1，能級符號上面數(shù)字是該能級上的電子數(shù)。 元素原子的電子排布：（1—36號） 氫 H 1s1 …… 鈉 Na 1s22s22p63s1 …… 鉀 K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s1 …… 有少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布對于構(gòu)造原理有一個電子的偏差，如： 鉻 24Cr [Ar]3d54s1 銅 29Cu [Ar]3d104s1 例如：寫出17Cl（氯）、21Sc(鈧)、35Br（溴）的電子排布 氯：1s22s22p63s23p5 鈧：1s22s22p63s23p63d14s2 溴：1s22s22p63s23p63d104s24p5 3.電子云和原子軌道： (1) 電子運動的特點：①質(zhì)量極小 ②運動空間極小 ③極高速運動。 因此，電子運動來能用牛頓運動定律來描述，只能用統(tǒng)計的觀點來描述。我們不可能像描述宏觀運動物體那樣，確定一定狀態(tài)的核外電子在某個時刻處于原子核外空間如何，而只能確定它在原子核外各處出現(xiàn)的概率。 概率分布圖看起來像一片云霧，因而被形象地稱作電子云。常把電子出現(xiàn)的概率約為90%的空間圈出來，人們把這種電子云輪廓圖成為原子軌道。 S的原子軌道是球形的，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。 P的原子軌道是紡錘形的，每個P能級有3個軌道，它們互相垂直，分別以Px、Py、Pz為符號。P原子軌道的平均半徑也隨能層序數(shù)增大而增大。 s電子的原子軌道都是球形的(原子核位于球心)，能層序數(shù)，2越大，原子軌道的半徑越大。這是由于1s，2s，3s……電子的能量依次增高，電子在離核更遠(yuǎn)的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴展。這是不難理解的，打個比喻，神州五號必須依靠推動(提供能量)才能克服地球引力上天，2s電子比1s電子能量高，克服原子 核的吸引在離核更遠(yuǎn)的空間出現(xiàn)的概率就比1s大，因而2s電子云必然比1s電子云更擴散。 (2) [重點難點]泡利原理和洪特規(guī)則 量子力學(xué)告訴我們：ns能級各有一個軌道，np能級各有3個軌道，nd能級各有5個軌道，nf能級各有7個軌道.而每個軌道里最多能容納2個電子，通常稱為電子對，用方向相反的箭頭“↑↓”來表示。 一個原子軌道里最多只能容納2個電子，而且自旋方向相反，這個原理成為泡利原理。 推理各電子層的軌道數(shù)和容納的電子數(shù)。 當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則是洪特規(guī)則。 洪特規(guī)則的特例：對于同一個能級，當(dāng)電子排布為全充滿、半充滿或全空時，是比較穩(wěn)定的。 特例： 24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ 3d 3d ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 半充滿 全充滿 軌道表示式：用“□”表示軌道，用“↑”或“↓”表示容納的電子。 1s 1s ↓↑ ↑ 如：1H 2He 1s 2s 1s 2s 2p ↑ ↓↑ ↓↑ ↑ ↑ ↓↑ 3Li 6C 注意：ns能級各有1個軌道，np能級各有3個軌道，nd能級各有5個軌道，nf能級各有7個軌道。而每個軌道里最多能容納2個電子，通常稱為電子對，用方向相反的箭頭“↑↓”來表示?！啊?“↓”表示自選方向相反。 4. 基態(tài)、激發(fā)態(tài)、光譜 1．基態(tài)：最低能量狀態(tài)。如處于最低能量狀態(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）。如基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級成為激發(fā)態(tài)原子。 3．光譜：不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收（基態(tài)→激發(fā)態(tài)）和放出（基態(tài)→激發(fā)態(tài)）能量，產(chǎn)生不同的光譜——原子光譜（吸收光譜和發(fā)射光譜）。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。 小結(jié)：原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。處于最低能量的原子叫做基態(tài)原子。 當(dāng)基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。電子從較高能量的激發(fā)態(tài)躍遷到較低能量的激發(fā)態(tài)乃至基態(tài)時，將釋放能量。光（輻射）是電子釋放能量的重要形式之一。 不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。許多元素是通過原子光譜發(fā)現(xiàn)的。在現(xiàn)代化學(xué)中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。 二、分子結(jié)構(gòu) 1. 共價鍵 ⑴.共價鍵的本質(zhì)及特征 共價鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對，其特征是具有飽和性和方向性。 ⑵.共價鍵的類型 ①按成鍵原子間共用電子對的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。 ②按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。 ③按原子軌道的重疊方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者的電子云具有鏡像對稱性。 說 明：①兩原子間形成的共價鍵中，共價單鍵為σ鍵，共價雙鍵中有一個σ鍵和一個π鍵，共價三鍵中有一個σ鍵和二個π鍵。 ②并不是所有的分子中都含有共價鍵，如單原子的稀有氣體分子中無共價鍵。 ⑶.鍵參數(shù) ①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。 ②鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩(wěn)定。 ③鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。 ④鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響 鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定． ⑷.等電子原理 原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。 應(yīng)用：①判斷微粒成鍵方式、空間構(gòu)型；②推測性質(zhì)。如CO與N2 。 常見等電子體的空間構(gòu)型 等電子體類型 常見等電子體 空間構(gòu)型 2原子10電子(價電子，下同) CO ，N2，CN-，，NO+， 直線形 2原子14電子 F2，，Cl2 直線形 3原子8電子 H2O，H2S，N V形 3原子16電子 CO2，N2O，CNO-，，N，SCN-，HgCl2，BeCl2(g) 直線形 3原子18電子 O3，SO2，N V形 4原子8電子 NH3，PH3，C，H3O+ 三角錐形 4原子24電子 SO3(g)，C，N，B， BF3 平面三角形 4原子26電子 S，Cl，Br，I，XeO3 三角錐形 5原子8電子 CH4，SiH4，N，P，B 正四面體形 5原子32電子 CCl4，SiF4，Si，S，Cl，P 正四面體形 12原子30電子 C6H6，N3B3H6(俗稱無機苯) 平面六邊形 7原子48電子 Al，Si，P，SF6 八面體形 2. 分子的立體構(gòu)型 ⑴　價層電子對互斥理論 ①價電子：原子在參與化學(xué)反應(yīng)時能夠用于成鍵的電子，是原子核外跟元素化合價有關(guān)的電子。在主族元素中，價電子數(shù)就是最外層電子數(shù)。 ②價層：就是顯現(xiàn)化合價的電子層，通常指原子的最外層電子層。 ③價層電子對：指的是形成σ鍵的電子對和孤對電子。孤對電子的存在，增加了電子對間的排斥力，影響了分子中的鍵角，會改變分子構(gòu)型的基本類型。 ④價層電子對互斥理論基本觀點：分子中的價層電子對---成鍵電子對(即σ鍵）和孤對電子由于相互排斥作用，盡可能趨向彼此遠(yuǎn)離以減小排斥力而采取對稱的空間結(jié)構(gòu)。[一般電子對間的排斥大小：孤電子對間的排斥（孤-孤排斥）＞孤對電子和成鍵電子對間的排斥（孤-成排斥）＞成鍵電子對間的排斥（成-成排斥）] 說明：價層電子對互斥理論：主要是用來分析主族元素形成的分子或離子的結(jié)構(gòu)的，不用來分析以過渡元素為中心的化合物。 （2）根據(jù)價層電子對互斥模型判斷分子的構(gòu)型 Ⅰ、價層電子對互斥模型說明的是價層電子對（含孤電子對）的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對空間構(gòu)型，不包括孤電子對。 ①當(dāng)中心原子無孤電子對時，兩者的構(gòu)型一致； ②當(dāng)中心原子有孤電子對時，兩者的構(gòu)型不一致。 Ⅱ、對ABm型分子或離子，其價層電子對數(shù)(亦即為雜化軌道數(shù))的判斷方法為： 規(guī)定： ①作為配位原子，鹵素F、Cl、Br、I和H：價電子1個，氧族：O、S：0個； 但作為中心原子，鹵素原子按7個價電子計算，氧族元素的原子按6個價電子計算； ②對于復(fù)雜離子，應(yīng)加或減離子的電荷數(shù)；例如PO43-應(yīng)加上3個價電子。 ③計算電子對數(shù)時，若剩余1個電子，亦當(dāng)作1對電子處理。 Ⅲ、分子空間構(gòu)型 價層電子 對數(shù) 雜 化 類 型 價電子對排 布或VSEPR 模型及雜化 軌道夾角 成鍵電子對數(shù)(即σ鍵） 孤對 電子 對數(shù) 電子對空 間構(gòu)型 分子空間 構(gòu)型 實例 2 sp 直線形 2 0 直線 形 CO2/BeCl2 3 sp2 三角形 3 0 平面三角形 CO32-/SO3/BF3/ BCl3/CH2O 2 1 V形 O3/SO2/PbCl2/SnBr2 4 四面體 4 0 四面體形 CCl4/SO42-/NH4+/CH4 sp3 3 1 三角錐形 H3O+/NF3/NH3 2 2 V形 H2O/H2S/SCl2 5 sp3d 三角雙錐 （了解） 5 0 三角雙錐 PCl5 4 1 變形 四面 體 SF4 3 2 T形 ClF3 2 3 直線形 I3- ⑶ 分子構(gòu)型與雜化軌道理論 雜化軌道的要點 當(dāng)原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。 ⑷ 分子構(gòu)型與價層電子對互斥模型 價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對空間構(gòu)型，不包括孤對電子。 ①當(dāng)中心原子無孤對電子時，兩者的構(gòu)型一致； ②當(dāng)中心原子有孤對電子時，兩者的構(gòu)型不一致。 ⑶配位化合物 ①配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較 ②配位化合物 a定義：金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物。 b組成：如[Ag(NH3)2]OH，中心離子為Ag＋，配體為NH3，配位數(shù)為2。 3. 分子的性質(zhì) ⑴分子間作用力的比較 ⑵　分子的極性 (1) 極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合的分子。 (2) 非極性分子：正電中心和負(fù)電中心重合的分子。 ⑶ 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．若存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。 ②“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，如乙醇和水互 溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減?。? ⑷ 手性 具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能重疊的現(xiàn)象。 ⑸ 無機含氧酸分子的酸性 無機含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使R—O—H中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。 三、晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 1．晶體與非晶體 晶體 非晶體 結(jié)構(gòu)特征 結(jié)構(gòu)微粒周期性有序排列 結(jié)構(gòu)微粒無序排列 性質(zhì)特征 自范性 有 無 熔點 固定 不固定 異同表現(xiàn) 各向異性 各向同性 二者區(qū)別方法 間接方法 看是否有固定的熔點 科學(xué)方法 對固體進行X射線衍射實驗 2.得到晶體的途徑 (1)熔融態(tài)物質(zhì)凝固。 (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。 3．晶胞 (1)概念：描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。 (2)晶體中晶胞的排列——無隙并置 ①無隙：相鄰晶胞之間沒有任何間隙。 ②并置：所有晶胞平行排列、取向相同。 4．晶格能 (1)定義：氣態(tài)離子形成1摩離子晶體釋放的能量，通常取正值，單位：kJmol－1。 (2)影響因素 ①離子所帶電荷數(shù)：離子所帶電荷數(shù)越多，晶格能越大。 ②離子的半徑：離子的半徑越小，晶格能越大。 (3)與離子晶體性質(zhì)的關(guān)系 晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，且熔點越高，硬度越大。 【深度思考】 晶胞計算的思維方法 (1)晶胞計算是晶體考查的重要知識點之一，也是考查學(xué)生分析問題、解決問題能力的較好素材。晶體結(jié)構(gòu)的計算常常涉及如下數(shù)據(jù)：晶體密度、NA、M、晶體體積、微粒間距離、微粒半徑、夾角等，密度的表達式往往是列等式的依據(jù)。解決這類題，一是要掌握晶體“均攤法”的原理，二是要有扎實的立體幾何知識，三是要熟悉常見晶體的結(jié)構(gòu)特征，并能融會貫通，舉一反三。 (2)“均攤法”原理 特別提醒　在使用均攤法計算晶胞中微粒個數(shù)時，要注意晶胞的形狀，不同形狀的晶胞，應(yīng)先分析任意位置上的一個粒子被幾個晶胞所共有，如六棱柱晶胞中，頂點、側(cè)棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2個晶胞所共有。 (3)晶體微粒與M、ρ之間的關(guān)系 若1個晶胞中含有x個微粒，則1 mol晶胞中含有x mol微粒，其質(zhì)量為xM g(M為微粒的相對“分子”質(zhì)量)；又1個晶胞的質(zhì)量為ρa3 g(a3為晶胞的體積)，則1 mol晶胞的質(zhì)量為ρa3NA g，因此有xM＝ρa3NA。 四種晶體性質(zhì)比較 類型 比較 分子晶體 原子晶體 金屬晶體 離子晶體 構(gòu)成粒子 分子 原子 金屬陽離子、自由電子 陰、陽離子 粒子間的相互作用力 分子間作用力 共價鍵 金屬鍵 離子鍵 硬度 較小 很大 有的很大，有的很小 較大 熔、沸點 較低 很高 有的很高，有的很低 較高 溶解性 相似相溶 難溶于任何溶劑 常見溶劑難溶 大多數(shù)易溶于水等極性溶劑 導(dǎo)電、傳熱性 一般不導(dǎo)電，溶于水后有的導(dǎo)電 一般不具有導(dǎo)電性，個別為半導(dǎo)體 電和熱的良導(dǎo)體 晶體不導(dǎo)電，水溶液或熔融態(tài)導(dǎo)電 物質(zhì)類別及舉例 所有非金屬氫化物(如水、硫化氫)、部分非金屬單質(zhì)(如鹵素X2)、部分非金屬氧化物(如CO2、SO2)、幾乎所有的酸、絕大多數(shù)有機物(有機鹽除外) 部分非金屬單質(zhì)(如金剛石、硅、晶體硼)，部分非金屬化合物(如SiC、SiO2) 金屬單質(zhì)與合金(如Na、Al、Fe、青銅) 金屬氧化物(如K2O、Na2O)、強堿(如KOH、NaOH)、絕大部分鹽(如NaCl) 晶體類型的判斷方法 1．依據(jù)構(gòu)成晶體的微粒和微粒間的作用判斷 (1)離子晶體的構(gòu)成微粒是陰、陽離子，微粒間的作用是離子鍵。 (2)原子晶體的構(gòu)成微粒是原子，微粒間的作用是共價鍵。 (3)分子晶體的構(gòu)成微粒是分子，微粒間的作用為分子間作用力。 (4)金屬晶體的構(gòu)成微粒是金屬陽離子和自由電子，微粒間的作用是金屬鍵。 2．依據(jù)物質(zhì)的分類判斷 (1)金屬氧化物(如K2O)、強堿(如NaOH)和絕大多數(shù)的鹽類是離子晶體。 (2)大多數(shù)非金屬單質(zhì)(除金剛石、石墨、晶體硅等)、非金屬氫化物、非金屬氧化物(除SiO2外)、幾乎所有的酸、絕大多數(shù)有機物(除有機鹽外)是分子晶體。 (3)常見的單質(zhì)類原子晶體有金剛石、晶體硅、晶體硼等，常見的化合類原子晶體有碳化硅、二氧化硅等。 (4)金屬單質(zhì)是金屬晶體。 3．依據(jù)晶體的熔點判斷 (1)離子晶體的熔點較高。 (2)原子晶體熔點高。 (3)分子晶體熔點低。 (4)金屬晶體多數(shù)熔點高，但也有相當(dāng)?shù)偷摹? 4．依據(jù)硬度和機械性能判斷 離子晶體硬度較大或硬而脆。 原子晶體硬度大。 分子晶體硬度小且較脆。 金屬晶體多數(shù)硬度大，但也有較低的，且具有延展性。 注意　(1)常溫下為氣態(tài)或液態(tài)的物質(zhì)，其晶體應(yīng)屬于分子晶體(Hg除外)。 (2)石墨屬于混合型晶體，但因?qū)觾?nèi)原子之間碳碳共價鍵的鍵長為1.4210－10 m，比金剛石中碳碳共價鍵的鍵長(鍵長為1.5410－10 m)短，所以熔、沸點高于金剛石。 (3)AlCl3晶體中雖含有金屬元素，但屬于分子晶體，熔、沸點低(熔點190 ℃)。 (4)合金的硬度比成分金屬大，熔、沸點比成分金屬低。 比較晶體的熔、沸點 1．不同類型晶體的熔、沸點高低一般規(guī)律 原子晶體>離子晶體>分子晶體。 金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鎢、鉑等沸點很高，如汞、鎵、銫等沸點很低，金屬晶體一般不參與比較。 2．原子晶體 由共價鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長短，鍵能大，晶體的熔、沸點高。如熔點：金剛石>石英>碳化硅>硅。 3．離子晶體 一般地說，陰、陽離子所帶電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用就越強，其離子晶體的熔、沸點就越高，如熔點：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。 4．分子晶體 (1)分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點越高；具有氫鍵的分子晶體，熔、沸點反常的高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。 (2)組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，熔、沸點越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4，F(xiàn)2N2，CH3OH>CH3CH3。 (4)同分異構(gòu)體，支鏈越多，熔、沸點越低。 例如：CH3—CH2—CH2—CH2—CH3> >。 (5)同分異構(gòu)體的芳香烴，其熔、沸點高低順序是鄰>間>對位化合物。 5．金屬晶體 金屬離子半徑越小，離子所帶電荷數(shù)越多，其金屬鍵越強，金屬熔、沸點就越高，如熔、沸點：NaNa>K>Rb>Cs。 特別提醒　(1)金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鎢、鉑等熔點很高，如汞、鎵、銫等熔點很低。 (2)金屬晶體的熔點不一定比分子晶體的熔點高，如金屬晶體Na晶體的熔點(98 ℃)小于分子晶體AlCl3晶體的熔點(190 ℃)。 (3)并非存在氫鍵的分子晶體的熔、沸點就高，分子內(nèi)形成氫鍵，一般會使分子晶體的熔、沸點降低。例如鄰羥基苯甲醛()由于形成分子內(nèi)氫鍵，比對羥基苯甲醛()的熔、沸點低。 幾種常見的晶體模型 1．原子晶體(金剛石和二氧化硅) (1)金剛石晶體中，每個C與另外4個C形成共價鍵，C—C 鍵之間的夾角是10928′，最小的環(huán)是六元環(huán)。含有1 mol C的金剛石中，形成的共價鍵有2 mol。 (2)SiO2晶體中，每個Si原子與4個O成鍵，每個O原子與2個硅原子成鍵，最小的環(huán)是十二元環(huán)，在“硅氧”四面體中，處于中心的是Si原子。 2．分子晶體 (1)干冰晶體中，每個CO2分子周圍等距且緊鄰的CO2分子有12個。 (2)冰的結(jié)構(gòu)模型中，每個水分子與相鄰的4個水分子以氫鍵相連接，含1 mol H2O的冰中，最多可形成2 mol“氫鍵”。 3．離子晶體 (1)NaCl型：在晶體中，每個Na＋同時吸引6個Cl－，每個Cl－同時吸引6個Na＋，配位數(shù)為6。每個晶胞含4個Na＋和4個Cl－。 (2)CsCl型：在晶體中，每個Cl－吸引8個Cs＋，每個Cs＋吸引8個Cl－，配位數(shù)為8。 4．石墨晶體 石墨層狀晶體中，層與層之間的作用是分子間作用力，平均每個正六邊形擁有的碳原子個數(shù)是2，C原子采取的雜化方式是sp2。 5．常見金屬晶體的原子堆積模型 結(jié)構(gòu)型式 常見金屬 配位數(shù) 晶胞 面心立方最密堆積A1 Cu、Ag、Au 12 體心立方堆積A2 Na、K、Fe 8 六方最密堆積A3 Mg、Zn、Ti 12 特別提醒　(1)判斷某種微粒周圍等距且緊鄰的微粒數(shù)目時，要注意運用三維想象法。如NaCl晶體中，Na＋周圍的Na＋數(shù)目(Na＋用“○”表示)： 每個面上有4個，共計12個。 (2)?？嫉膸追N晶體主要有干冰、冰、金剛石、SiO2、石墨、CsCl、NaCl、K、Cu等，要熟悉以上代表物的空間結(jié)構(gòu)。當(dāng)題中信息給出與某種晶體空間結(jié)構(gòu)相同時，可以直接套用某種結(jié)構(gòu)。 典例1（2018課標(biāo)Ⅰ）Li是最輕的固體金屬，采用Li作為負(fù)極材料的電池具有小而輕、能量密度大等優(yōu)良性能，得到廣泛應(yīng)用。回答下列問題： （1）下列Li原子電子排布圖表示的狀態(tài)中，能量最低和最高的分別為_____、_____（填標(biāo)號）。 A． B． C． D． （2）Li+與H?具有相同的電子構(gòu)型，r(Li+)小于r(H?)，原因是______。 （3）LiAlH4是有機合成中常用的還原劑，LiAlH4中的陰離子空間構(gòu)型是______、中心原子的雜化形式為______。LiAlH4中，存在_____（填標(biāo)號）。 A．離子鍵 B．σ鍵 C．π鍵 D．氫鍵 （4）Li2O是離子晶體，其晶格能可通過圖(a)的Born?Haber循環(huán)計算得到。 可知，Li原子的第一電離能為________kJmol?1，O=O鍵鍵能為______kJmol?1，Li2O晶格能為______kJmol?1。 （5）Li2O具有反螢石結(jié)構(gòu)，晶胞如圖(b)所示。已知晶胞參數(shù)為0.4665 nm，阿伏加德羅常數(shù)的值為NA，則Li2O的密度為______gcm?3（列出計算式）。 【答案】D C Li+核電荷數(shù)較大 正四面體 sp3 AB 520 498 2908 87+416NA(0.466510-7)3 （4）根據(jù)示意圖可知Li原子的第一電離能是1040 kJ/mol2＝520 kJ/mol；0.5mol氧氣轉(zhuǎn)化為氧原子時吸熱是249 kJ，所以O(shè)＝O鍵能是249 kJ/mol2＝498 kJ/mol；根據(jù)晶格能的定義結(jié)合示意圖可知Li2O的晶格能是2908 kJ/mol； （5）根據(jù)晶胞結(jié)構(gòu)可知鋰全部在晶胞中，共計是8個，根據(jù)化學(xué)式可知氧原子個數(shù)是4個，則Li2O的密度是ρ=mV=87+416NA(0.466510-7)3g/cm3。 典例2（2018課標(biāo)Ⅱ）硫及其化合物有許多用途，相關(guān)物質(zhì)的物理常數(shù)如下表所示： H2S S8 FeS2 SO2 SO3 H2SO4 熔點/℃ ?85.5 115.2 >600（分解） ?75.5 16.8 10.3 沸點/℃ ?60.3 444.6 ?10.0 45.0 337.0 回答下列問題： （1）基態(tài)Fe原子價層電子的電子排布圖（軌道表達式）為__________，基態(tài)S原子電子占據(jù)最高能級的電子云輪廓圖為_________形。 （2）根據(jù)價層電子對互斥理論，H2S、SO2、SO3的氣態(tài)分子中，中心原子價層電子對數(shù)不同于其他分子的是_________。 （3）圖（a）為S8的結(jié)構(gòu)，其熔點和沸點要比二氧化硫的熔點和沸點高很多，主要原因為__________。 （4）氣態(tài)三氧化硫以單分子形式存在，其分子的立體構(gòu)型為_____形，其中共價鍵的類型有______種；固體三氧化硫中存在如圖（b）所示的三聚分子，該分子中S原子的雜化軌道類型為________。 （5）FeS2晶體的晶胞如圖（c）所示。晶胞邊長為a nm、FeS2相對式量為M，阿伏加德羅常數(shù)的值為NA，其晶體密度的計算表達式為___________gcm?3；晶胞中Fe2+位于S22-所形成的正八面體的體心，該正八面體的邊長為______nm。 【答案】 啞鈴（紡錘） H2S S8相對分子質(zhì)量大，分子間范德華力強 平面三角 2 sp3 4MNAa31021 22a 詳解：（1）基態(tài)Fe原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d64s2，則其價層電子的電子排布圖（軌道表達式）為；基態(tài)S原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p4，則電子占據(jù)最高能級是3p，其電子云輪廓圖為啞鈴（紡錘）形。 （2）根據(jù)價層電子對互斥理論可知H2S、SO2、SO3的氣態(tài)分子中，中心原子價層電子對數(shù)分別是2+6-122=4、2+6-222=3、3+6-232=3，因此不同其他分子的是H2S。 （3）S8、二氧化硫形成的晶體均是分子晶體，由于S8相對分子質(zhì)量大，分子間范德華力強，所以其熔點和沸點要比二氧化硫的熔點和沸點高很多； （4）氣態(tài)三氧化硫以單分子形式存在，根據(jù)（2）中分析可知中心原子含有的價層電子對數(shù)是3，且不存在孤對電子，所以其分子的立體構(gòu)型為平面三角形。分子中存在氧硫雙鍵，因此其中共價鍵的類型有2種，即σ鍵、π鍵；固體三氧化硫中存在如圖（b）所示的三聚分子，該分子中S原子形成4個共價鍵，因此其雜化軌道類型為sp3。 （5）根據(jù)晶胞結(jié)構(gòu)可知含有鐵原子的個數(shù)是121/4+1＝4，硫原子個數(shù)是81/8+61/2＝4，晶胞邊長為a nm、FeS2相對式量為M，阿伏加德羅常數(shù)的值為NA，則其晶體密度的計算表達式為ρ=mV=4MNA(a10-7)3g/cm3=4MNAa31021g/cm3；晶胞中Fe2+位于S22-所形成的正八面體的體心，該正八面體的邊長是面對角線的一半，則為22anm。 典例3（2018課標(biāo)Ⅲ）鋅在工業(yè)中有重要作用，也是人體必需的微量元素?；卮鹣铝袉栴}： （1）Zn原子核外電子排布式為________________。 （2）黃銅是人類最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu組成。第一電離能Ⅰ1（Zn）_______Ⅰ1（Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是________________。 （3）ZnF2具有較高的熔點（872 ℃)，其化學(xué)鍵類型是_________；ZnF2不溶于有機溶劑而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2能夠溶于乙醇、乙醚等有機溶劑，原因是________________。 （4）《中華本草》等中醫(yī)典籍中，記載了爐甘石（ZnCO3）入藥，可用于治療皮膚炎癥或表面創(chuàng)傷。ZnCO3中，陰離子空間構(gòu)型為________________，C原子的雜化形式為________________。 （5）金屬Zn晶體中的原子堆積方式如圖所示，這種堆積方式稱為_______________。六棱柱底邊邊長為a cm，高為c cm，阿伏加德羅常數(shù)的值為NA，Zn的密度為________________gcm－3（列出計算式）。 【答案】 [Ar]3d104s2 大于 Zn核外電子排布為全滿穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，較難失電子 離子鍵 ZnF2為離子化合物，ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化學(xué)鍵以共價鍵為主、極性較小 平面三角形 sp2 六方最密堆積（A3型） 656NA634a2c （3）根據(jù)氟化鋅的熔點可以判斷其為離子化合物，所以一定存在離子鍵。作為離子化合物，氟化鋅在有機溶劑中應(yīng)該不溶，而氯化鋅、溴化鋅和碘化鋅都是共價化合物，分子的極性較小，能夠溶于乙醇等弱極性有機溶劑。 （4）碳酸鋅中的陰離子為CO32-，根據(jù)價層電子對互斥理論，其中心原子C的價電子對為3+(4－32＋2)/2=3對，所以空間構(gòu)型為正三角形，中心C為sp2雜化。 （5）由圖示，堆積方式為六方最緊密堆積。為了計算的方便，選取該六棱柱結(jié)構(gòu)進行計算。六棱柱頂點的原子是6個六棱柱共用的，面心是兩個六棱柱共用，所以該六棱柱中的鋅原子為12+2+3=6個，所以該結(jié)構(gòu)的質(zhì)量為665/NA g。該六棱柱的底面為正六邊形，邊長為a cm，底面的面積為6個邊長為acm的正三角形面積之和，根據(jù)正三角形面積的計算公式，該底面的面積為6 cm2，高為c cm，所以體積為6 cm3。所以密度為：gcm-3。