2018届一轮复习鲁科版专题二十七物质的结构与性质考点三晶体结构与性质学案 16页

‎　1　晶体常识 ‎(1)晶体与非晶体 比较 晶体 非晶体 结构特征 结构粒子周期性有序排列 结构粒子无序排列 性质 特征 自范性 有 无 熔点 固定 不固定 异同表现 各向异性 各向同性 二者区分方法 ‎①间接方法：测定其是否有固定的熔点 ‎②科学方法：对固体进行X射线衍射实验 学霸巧学卡 在适宜的条件下，晶体能自发地呈现多面体外形的性质称为晶体的自范性。晶体的自范性是晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列的宏观表象。有没有自范性是晶体与非晶体的本质差异。‎ ‎(2)获得晶体的三条途径 ‎①熔融态物质凝固。‎ ‎②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。‎ ‎③溶质从溶液中析出。‎ ‎(3)晶胞 ‎①概念 描述晶体结构的基本单元。‎ ‎②晶体中晶胞的排列——无隙并置 a．无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。‎ b．并置：所有晶胞平行排列、取向相同。‎ c．形状：一般而言晶胞都是平行六面体。‎ ‎③晶胞中粒子数目的计算——均摊法 晶胞任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是。‎ a．长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算：‎ b．非长方体晶胞中粒子视具体情况而定，如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)被三个六边形共有，每个六边形占1/3。‎ ‎(4)晶格能 ‎①定义 气态离子形成1摩离子晶体释放的能量，通常取正值，单位是kJ·mol－1。‎ ‎②影响因素 a．离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。‎ b．离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。‎ ‎③与离子晶体性质的关系 晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越大。‎ 学霸巧学卡 ‎(1)具有规则几何外形的固体不一定是晶体，如切割整齐的玻璃。‎ ‎(2)晶胞是从晶体中“截取”出来具有代表性的最小部分，而不一定是最小的“平行六面体”。‎ ‎(3)在使用均摊法计算晶胞中粒子个数时，要注意晶胞的形状，不同形状的晶胞，应先分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞所共用，如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2个晶胞所共有。‎ ‎2　常见晶体类型的结构与性质 ‎(1)四种晶体的比较 ‎ 晶体类型 性质比较　　‎ 离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体 结构 组成粒子 阴、阳离子 分子 原子 金属阳离子和自由电子 粒子间作用 离子键 范德华力 共价键 金属键 物理 性质 熔沸点 较高 低 很高 有高有低 硬度 硬而脆 小 很大 有大有小、有延展性 溶解性 易溶于极性溶剂，难溶于非极性溶剂 极性分子易溶于极性溶剂 不溶于常见溶剂 难溶(钠等与水反应)‎ 导电性 晶体不导电；能溶于水者，其水溶液导电；熔化时导电 晶体不导电，溶于水后能电离的，其水溶液可导电；熔化不导电 导电性较差(Si是半导体)‎ 良导体(导电传热)‎ 续表 ‎ 晶体类型 性质比较　　‎ 离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体 典型实例 NaCl、NaOH、Na2O、CaCO3‎ 干冰、白磷、冰、硫黄 金刚石、SiO2、晶体硅、SiC Na、Mg、Al、Fe、Cu、Zn ‎(2)典型晶体模型 晶体 晶体结构 晶体详解 原子晶体 金刚石 ‎①每个C与相邻的4个C以共价键结合，形成正四面体结构 ‎②键角均为109°28′‎ ‎③最小碳环由6个C组成且6个原子不在同一平面内 ‎④每个C参与4条C—C键的形成，C原子数与C—C键数之比为1∶2‎ SiO2‎ ‎①每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构 ‎②每个正四面体占有1个Si,4个“O”，n(Si)∶n(O)＝1∶2‎ ‎③最小环上有12个原子，即6个O,6个Si 分子晶体 干冰 ‎①每8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子 ‎②每个CO2分子周围等距离且紧邻的CO2分子有12个 离子晶体 NaCl型 ‎①每个Na＋(Cl－)周围等距离且紧邻的Cl－(Na＋)有6个。每个Na＋周围等距离且紧邻的Na＋有12个 ‎②每个晶胞中含4个Na＋和4个Cl－‎ CsCl型 ‎①每个Cs＋(Cl－)周围等距离且紧邻的Cs＋(Cl－)有6个；每个Cs＋周围等距离且紧邻的Cl－有8个 ‎②每个晶胞中含1个Cs＋和1个Cl－‎ 续表 晶体 晶体结构 晶体详解 金属晶体 简单立方堆积 典型代表为Po，配位数为6，空间利用率为52%‎ 面心立方最密堆积 又称为A1型或铜型，典型代表为Cu、Ag、Au，配位数为12，空间利用率为74%‎ 体心立方堆积 又称为A2型或钾型，典型代表为Na、K、Fe，配位数为8，空间利用率为68%‎ 六方最密堆积 又称为A3型或镁型，典型代表为Mg、Zn、Ti，配位数为12，空间利用率为74%‎ ‎(3)石墨晶体 石墨晶体是混合型晶体，呈层状结构。同层内碳原子以共价键形成正六边形平面网状结构，平均每个正六边形拥有的碳原子个数是2，C原子采取的杂化方式是sp2。层与层之间以分子间作用力结合。所以石墨晶体熔、沸点很高，但硬度不大，有滑腻感，能导电。‎ 学霸巧学卡 判断某种粒子周围等距且紧邻的粒子数目时，要注意运用三维想象法。如NaCl晶体中，Na＋周围的Na＋数目(Na＋用“”表示)：‎ 每个面上有4个，共计12个。‎ ‎1.思维辨析 ‎(1)晶体与非晶体的本质区别：是否有自范性。(　　)‎ ‎(2)不同晶体中晶胞的大小和形状都相同。(　　)‎ ‎(3)固体碳一定是晶体。(　　)‎ ‎(4)冰和固体碘晶体中相互作用力相同。(　　)‎ ‎(5)原子晶体的熔点一定比离子晶体的高。(　　)‎ ‎(6)干冰、冰、水晶均属于分子晶体。(　　)‎ ‎(7)金属晶体能导电是因为金属晶体在外加电场作用下可失去电子。(　　)‎ ‎(8)NaCl表示一个氯化钠分子是由一个钠离子和一个氯离子构成的。(　　)‎ ‎(9)离子晶体中一定存在金属元素。(　　)‎ ‎(10)石墨的硬度比金刚石小，所以其熔点比金刚石低。(　　)‎ ‎(11)干冰(CO2)晶体中包含的作用力为分子间力和共价键。(　　)‎ ‎(12)SiO2晶体中包含的作用力只有共价键。(　　)‎ 答案　(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×　(7)×　(8)×　(9)×　(10)×　(11)√　(12)√‎ ‎2．原子序数小于36的X、Y、Z、W四种元素，其中X是形成化合物种类最多的元素，Y原子基态时最外层电子数是其内层电子总数的2倍，Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子，W的原子序数为29。‎ 回答下列问题：‎ ‎(1)Y2X2分子中Y原子轨道的杂化类型为________，1 mol Y2X2含有σ键的数目为________。‎ ‎(2)化合物ZX3的沸点比化合物YX4的高，其主要原因是________________________________。‎ ‎(3)元素Y的一种氧化物与元素Z的一种氧化物互为等电子体，元素Z的这种氧化物的分子式是________________。‎ ‎(4)元素W的一种氯化物晶体的晶胞结构如图所示，该氯化物的化学式是________，它可与浓盐酸发生非氧化还原反应，生成配合物HnWCl3，反应的化学方程式为____________________________。‎ 答案　(1)sp杂化　3NA(或3×6.02×1023个)‎ ‎(2)NH3分子间存在氢键 ‎(3)N2O ‎(4)CuCl　CuCl＋2HCl===H2CuCl3(或CuCl＋2HCl===H2‎ ‎[CuCl3])‎ 解析　X是形成化合物种类最多的元素，则X为H或C，Y原子基态时最外层电子数是其内层电子总数的2倍，则Y为C，X只能为H；由Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对电子，推出Z为N，W的原子序数为29，则W为Cu。‎ ‎(1)C2H2中C原子轨道的杂化类型是sp杂化；1 mol C2H2中含有3 mol σ键，2 mol π键。‎ ‎(2)NH3的沸点比CH4的沸点高的原因是NH3分子间存在氢键。‎ ‎(4)根据晶胞结构示意图，1个晶胞中Cu原子数为4，Cl原子数为8×＋6×＝4，则该氯化物的化学式为CuCl，其与浓盐酸发生非氧化还原反应生成HnCuCl3，由于Cu显＋1价，推出n＝2，则反应的化学方程式为2HCl＋CuCl===H2CuCl3(或CuCl＋2HCl===H2[CuCl3])。‎ ‎　[考法综述]　高考中本考点主要考查利用性质判断晶体的类型和常见晶体熔沸点的比较题型，难度中等，需要熟练记忆所学知识即可解决此问题。晶体化学式的计算是高考命题的热点，同学们应做到熟练运用均摊法计算晶体的化学式。‎ 命题法1　晶体类型的判断与熔沸点比较 典例1　　现有几组物质的熔点(℃)数据：‎ A组 B组 C组 D组 金刚石：3550‎ Li：181‎ HF：－83‎ NaCl：801‎ 硅晶体：1410‎ Na：98‎ HCl：－115‎ KCl：776‎ 硼晶体：2300‎ K：64‎ HBr：－89‎ RbCl：718‎ 二氧化硅：1723‎ Rb：39‎ HI：－51‎ CsCl：645‎ 据此回答下列问题：‎ ‎(1)A组属于________晶体，其熔化时克服的微粒间的作用力是________。‎ ‎(2)B组晶体共同的物理性质是________(填序号)。‎ ‎①有金属光泽　②导电性　③导热性　④延展性 ‎(3)C组中HF熔点反常是由于____________。‎ ‎(4)D组晶体可能具有的性质是________(填序号)。‎ ‎①硬度小　②水溶液能导电　③固体能导电　④熔融状态能导电 ‎(5)D组晶体的熔点由高到低的顺序为NaCl>KCl>RbCl>CsCl，其原因解释为_______________________________________。‎ ‎[解析]　(1)A组熔点很高，判断属于原子晶体，是由原子通过共价键形成的。‎ ‎(2)B组为金属晶体，存在金属键，具有①②③④四条共性。‎ ‎(3)HF含有分子间氢键，故其熔点反常。‎ ‎(4)D组属于离子晶体，具有②④性质。‎ ‎(5)D组晶体都为离子晶体，r(Na＋)离子晶体>分子晶体。‎ ‎②金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等金属的熔、沸点很高，汞、铯等金属的熔、沸点很低。‎ ‎(3)同种类型晶体的熔、沸点的比较 ‎①原子晶体 →→→ 如熔点：金刚石>碳化硅>硅。‎ ‎②离子晶体 a．一般地，离子所带的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。‎ b．衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度也越大。‎ ‎③分子晶体 a．分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；能形成氢键的分子晶体熔、沸点反常的高，如H2O>H2Te>H2Se>H2S。‎ b．组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4。‎ c．组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。‎ d．同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。‎ ‎④金属晶体 金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属的熔、沸点越高，如熔、沸点：Na