2018届高考一轮复习人教版第3节考点2四类晶体的组成和性质学案3 5页

考点2　四类晶体的组成和性质 ‎1．四种类型晶体的比较 ‎2．离子晶体的晶格能 ‎(1)定义：气态离子形成1摩尔离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：kJ·mol－1。‎ ‎(2)影响因素 ‎①离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。‎ ‎②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。‎ 易错警示　　(1)原子晶体一定含有共价键，而分子晶体可能不含共价键。‎ ‎(2)含阴离子的晶体中一定含有阳离子，但含阳离子的晶体中不一定含阴离子，如金属晶体。‎ ‎(3)原子晶体的熔点不一定比离子晶体高，如石英的熔点为‎1710 ℃‎，MgO的熔点为‎2852 ℃‎。‎ ‎(4)金属晶体的熔点不一定比分子晶体的熔点高，如Na的熔点为‎97 ℃‎，尿素的熔点为‎132.7 ℃‎。‎ 判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。‎ ‎(1)由金属元素和非金属元素组成的晶体一定是离子晶体。(×)‎ ‎(2)在晶体中只要有阴离子就一定有阳离子。(√)‎ ‎(3)在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子。(×)‎ ‎(4)原子晶体的熔点一定比金属晶体的高。(×)‎ ‎(5)分子晶体的熔点一定比金属晶体的低。(×)‎ ‎(6)离子晶体中一定存在金属元素。(×)‎ ‎(7)碳有三种同素异形体：金刚石、石墨和C60，其熔点由高到低的顺序为：C60>金刚石>石墨。(×)‎ ‎(8)SiO2的相对分子质量大于CO2，故熔点：SiO2>CO2。(×)‎ 题组一　晶体类型的判断 ‎1．[2016·宁波模拟]NF3可由NH3和F2在Cu催化剂存在下反应直接得到：4NH3＋‎3F2NF3＋3NH‎4F。上述化学方程式中的5种物质没有涉及的晶体类型为(　　)‎ A．离子晶体 B．分子晶体 C．原子晶体 D．金属晶体 答案　C 解析　NH3、F2、NF3属于分子晶体，Cu属于金属晶体，NH‎4F属于离子晶体。‎ ‎2．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 硅晶体：1410‎ Na：98‎ HCl：－115‎ KCl 硼晶体：2300‎ K：64‎ HBr：－89‎ RbCl 二氧化硅：1723‎ Rb：39‎ HI：－51‎ MgO：‎‎2800 ℃‎ 据此回答下列问题：‎ ‎(1)由表格可知，A组熔点普遍偏高，据此回答：‎ ‎①A组属于________晶体，其熔化时克服的粒子间的作用力是________。‎ ‎②二氧化硅的熔点高于硅，是由于____________________。‎ ‎③硼晶体的硬度与硅晶体相对比：________。‎ ‎(2)B组晶体中存在的作用力是________，其共同的物理性质是________(填序号)，可以用________理论解释。‎ ‎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组晶体中NaCl、KCl、RbCl的熔点由高到低的顺序为________________，MgO晶体的熔点高于三者，其原因解释为_____________________________________________________________________________________________________________________。‎ 答案　(1)①原子　共价键　②O的原子半径小于Si的原子半径，Si—O的键长小于Si—Si的键长，Si—O的键能大于Si—Si的键能　③硼晶体大于硅晶体 ‎(2)金属键　①②③④　电子气 ‎(3)HF分子间能形成氢键　(4)②④‎ ‎(5)NaCl>KCl>RbCl　MgO晶体为离子晶体，离子晶体中离子所带电荷数越多，半径越小，晶格能越大，熔点越高 解析　(1)A组由非金属元素组成，熔点很高，属于原子晶体，熔化时需破坏共价键。由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高，硬度大。‎ ‎(2)B组都是金属，存在金属键，具有金属晶体的性质，可以用电子气理论解释相关物理性质。‎ ‎(3)C组卤化氢晶体属于分子晶体，HF熔点高是由于分子之间形成了氢键。‎ ‎(4)D组是离子化合物，熔点高，具有离子晶体的性质。‎ ‎(5)晶格能与离子电荷数和离子半径有关，电荷数越多，半径越小，晶格能越大，晶体熔点越高。‎ 总结提升 晶体类型的几种判断方法 ‎1．依据晶体的熔点判断 ‎(1)离子晶体的熔点较高。‎ ‎(2)原子晶体熔点很高。‎ ‎(3)分子晶体熔点低。‎ ‎(4)金属晶体多数熔点高，但也有少数熔点相当低。‎ ‎2．依据导电性判断 ‎(1)离子晶体溶于水及熔融状态时能导电。‎ ‎(2)原子晶体一般为非导体。‎ ‎(3)分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。‎ ‎(4)金属晶体是电的良导体。‎ ‎3．依据硬度和机械性能判断 ‎(1)离子晶体硬度较大且脆。‎ ‎(2)原子晶体硬度大。‎ ‎(3)分子晶体硬度小且较脆。‎ ‎(4)金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。‎ 题组二　晶体熔、沸点的比较 ‎3．[2016·上海高考]下列各组物质的熔点均与所含化学键的键能相关的是(　　)‎ A．CaO与CO2 B．NaCl与HCl C．SiC与SiO2 D．Cl2与I2‎ 答案　C 解析　CaO与NaCl为离子晶体，熔点与离子键的晶格能有关；CO2、HCl、Cl2、I2均为分子晶体，熔点与范德华力有关；SiC与SiO2均为原子晶体，熔点与共价键的键能有关，C项正确。‎ ‎4．下列各组物质中，按熔点由高到低的顺序排列正确的是(　　)‎ ‎①Hg>I2>O2　②SiO2>KCl>CO　③Rb>K>Na　④Al>Mg>Na　⑤金刚石>晶体硅>二氧化硅>碳化硅　⑥CI4>CBr4>CCl4>CF4>CH4　⑦生铁>纯铁>钠>冰　⑧KCl>NaCl>BaO>CaO A．①②④ B．②④⑥ C．②⑥⑦ D．④⑥⑦‎ 答案　B 解析　①常温下，Hg为液态，I2为固态，O2为气态，故熔点：I2>Hg>O2，错误；②SiO2为原子晶体，KCl为离子晶体，CO为分子晶体，故熔点：SiO2>KCl>CO，正确；③金属键强度：Na>K>Rb，故熔点：Na>K>Rb，错误；④金属键强度：Al>Mg>Na，故熔点：Al>Mg>Na，正确；⑤共价键强度：C—C>Si—O>Si—C>Si—Si，故熔点：金刚石>二氧化硅>碳化硅>晶体硅，错误；⑥CI4、CBr4、CCl4、CF4、CH4均属于分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔点越高，正确；⑦合金的熔点低于其成分金属，故熔点生铁<纯铁，错误；⑧离子晶体熔点的高低取决于晶体中晶格能的大小，离子半径越小，离子所带电荷越多，晶格能越大，熔点越高。离子半径：Ba2＋>Cl－>K＋>Ca2＋>O2－>Na＋，故熔点CaO>BaO>NaCl>KCl，错误。‎ 总结提升 同种晶体熔、沸点高低的比较 ‎(1)原子晶体 →→→ 如熔点：金刚石>碳化硅>硅。‎ ‎(2)离子晶体 ‎①一般地说，离子所带的电荷数越多(主要因素)，离子半径越小，熔、沸点就越高，如熔点：Al2O3>MgO>NaCl>CsCl。‎ ‎②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，硬度越大。‎ ‎(3)分子晶体 ‎①具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。如熔、沸点：H2O>H2Te>H2Se> H2S。‎ ‎②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，如熔、沸点：SnH4>GeH4>SiH4>CH4。‎ ‎③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，如熔、沸点：CO>N2。‎ ‎④对于有机物的同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。如熔、沸点：CH2—CH2—CH3—CH2—CH3>‎ ‎(4)金属晶体 金属原子半径越小，价电子数越多，其金属键越强，金属熔、沸点越高，如熔、沸点：Na