高考化学一轮复习专题二十七物质的结构与性质考点三晶体结构与性质教学案.docx

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高考化学一轮复习专题二十七物质的结构与性质考点三晶体结构与性质教学案

　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

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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。

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（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。

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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________，1molY2X2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××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；1molC2H2中含有3molσ键，2molπ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＋）

[答案]　

（1）原子　共价键　

（2）①②③④　（3）HF分子间能形成氢键，其熔化时需要消耗的能量更多

（4）②④　（5）D组晶体都为离子晶体，r（Na＋）

【解题法】　晶体类型判断方法及熔沸点比较

（1）晶体类型的判断方法

①依据构成晶体的微粒和微粒间的作用力判断

a．离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用力是离子键。

b．原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用力是共价键。

c．分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用力是范德华力。

d．金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用力是金属键。

②依据物质的分类判断

a．金属氧化物（如K2O、Na2O2等）、强碱（NaOH、KOH等）和绝大多数的盐是离子晶体。

b．大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅等外）、非金属氢化物、非金属氧化物（除SiO2外）、绝大多数酸、绝大多数有机物（除有机盐外）是分子晶体。

c．常见的单质类原子晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的化合类原子晶体有碳化硅、二氧化硅等。

d．金属单质及合金是金属晶体。

③依据晶体的熔点判断

离子晶体的熔点较高；原子晶体的熔点很高；分子晶体的熔点较低；金属晶体多数熔点高，但也有比较低的。

④依据导电性判断

a．离子晶体溶于水或处于熔融状态时能导电。

b．原子晶体一般为非导体。

c．分子晶体为非导体，但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。

d．金属晶体是电的良导体。

⑤依据硬度和机械性能判断

离子晶体硬度较大（或硬而脆）；原子晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆；金属晶体多数硬度大且具有延展性，但也有硬度较低的。

（2）不同类型晶体的熔、沸点的比较

①不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：

原子晶体>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

命题法2　晶体化学式的计算

典例2　　如图是超导化合物——钙钛矿晶体中最小重复单元（晶胞）的结构。

请回答：

（1）该化合物的化学式为____________________。

（2）在该化合物晶体中，与某个钛离子距离最近且相等的其他钛离子共有________个。

（3）设该化合物的式量为M，密度为ag/cm3，阿伏加德罗常数为NA，则晶体中钙离子与钛离子之间的最短距离为______________。

[解析]　

（1）这个晶胞对位于顶点上的每个钛原子占有的份额为1/8，因此每个晶胞单独占有的钛原子个数为8×1/8＝1个；它对位于棱上的每个氧原子占有的份额为1/4，因此每个晶胞单独占有的氧原子个数为12×1/4＝3个；每个晶胞全部拥有体内的那一个钙原子；因此该晶胞中单独占有的钛原子、氧原子和钙原子的个数分别为1、3、1，所以该化合物的化学式为CaTiO3。

（2）钛位于立方体的顶点上，与一个钛离子距离最近的钛离子是与它共棱的。

在x轴或y轴或z轴上，与它共棱的离子都是两个，所以共6个。

（3）设这种立方晶胞的边长是b，那么，钙离子与钛离子之间的距离是体对角线的一半，即

·b。

因为每个立方体的体积为b3，而NA个这样的立方体堆积到一起就是1mol晶体，其质量为Mg，其体积为

＝M/acm3。

得NA·b3＝M/acm3，所以，b＝

cm，由此可知，题中所求距离为b＝

·

cm。

[答案]　

（1）CaTiO3

（2）6

（3）

·

cm

【解题法】　晶体化学式计算方法——均摊法

（1）计算方法——均摊法

①晶胞中任意位置上的一个粒子被n个晶胞共用，那么每个晶胞对这个原子分得份额就是1/n。

常见考题里涉及的晶胞有立方晶胞、六方晶胞、三棱晶胞，以立方晶胞最为常见。

②下表为不同晶胞不同位置微粒均摊的基本情况

顶点

棱

面心

内部

立方晶胞

每个顶点上的粒子被8个晶胞共用，每个粒子只有1/8属于该晶胞

每条棱上的粒子被4个晶胞共用，每个粒子只有1/4属于该晶胞

每个面心上的粒子被2个晶胞共用，每个粒子只有1/2属于该晶胞

晶胞内的粒子完全属于该晶胞

六方晶胞

每个顶点上的粒子被6个晶胞共用，每个粒子只有1/6属于该晶胞

每条横棱上的粒子被4个晶胞共用，每个粒子只有1/4属于该晶胞；每条纵棱上的粒子被3个晶胞共用，每个粒子只有1/3属于该晶胞

每个面心上的粒子被2个晶胞共用，每个粒子只有1/2属于该晶胞

晶胞内的粒子完全属于该晶胞

三棱晶胞

每个顶点上的粒子被12个晶胞共用，每个粒子只有1/12属于该晶胞

每条横棱上的粒子被4个晶胞共用，每个粒子只有1/4属于该晶胞；每条纵棱上的粒子被6个晶胞共用，每个粒子只有1/6属于该晶胞

每个面心上的粒子被2个晶胞共用，每个粒子只有1/2属于该晶胞

晶胞内的粒子完全属于该晶胞

（2）思维途径

获得关系式：

ρ＝

，再根据题目已知条件代入数据，移项、化简即可。

1．氟在自然界中常以CaF2的形式存在。

（1）下列有关CaF2的表述正确的是________。

a．Ca2＋与F－间仅存在静电吸引作用

b．F－的离子半径小于Cl－，则CaF2的熔点高于CaCl2

c．阴阳离子比为2∶1的物质，均与CaF2晶体构型相同

d．CaF2中的化学键为离子键，因此CaF2在熔融状态下能导电

（2）CaF2难溶于水，但可溶于含Al3＋的溶液中，原因是__________________（用离子方程式表示）。

已知AlF

在溶液中可稳定存在。

（3）F2通入稀NaOH溶液中可生成OF2，OF2分子构型为________，其中氧原子的杂化方式为________。

（4）F2与其他卤素单质反应可以形成卤素互化物，例如ClF3、BrF3等。

已知反应Cl2（g）＋3F2（g）===2ClF3（g）　ΔH＝－313kJ·mol－1，F—F键的键能为159kJ·mol－1，Cl—Cl键的键能为242kJ·mol－1，则ClF3中Cl—F键的平均键能为________kJ·mol－1。

ClF3的熔、沸点比BrF3的________（填“高”或“低”）。

答案　

（1）bd

（2）3CaF2＋Al3＋===3Ca2＋＋AlF

（3）V形'sp3

（4）172'低

解析　

（1）CaF2为离子化合物，熔融状态下能导电，Ca2＋与F－间既有静电吸引作用，又有静电排斥作用，a错，d对；离子半径越小，离子键越强，故CaF2的熔点高于CaCl2熔点，b对；阴阳离子比为2∶1的物质，其晶体构型与阴阳离子的半径的相对大小有关，c错。

（2）由题中信息可知Al3＋与F－结合生成较稳定的AlF

，导致溶解平衡CaF2（s）Ca2＋（aq）＋2F－（aq）右移而使CaF2溶解，故反应的离子方程式可表示为3CaF2＋Al3＋===3Ca2＋＋AlF

。

（3）中心原子O原子的孤电子对数为

×（6－1×2）＝2，形成了2个σ键，采取sp3杂化，分子构型为V形。

（4）设Cl—F键的平均键能为akJ·mol－1，则159kJ·mol－1×3＋242kJ·mol－1－6a＝－313kJ·mol－1，解得a＝172kJ·mol－1。

ClF3与BrF3分子结构相似，前者相对分子质量较小，分子间作用力较小，熔、沸点较低。

2．含有NaOH的Cu（OH）2悬浊液可用于检验醛基，也可用于和葡萄糖反应制备纳米Cu2O。

（1）Cu＋基态核外电子排布式为____________。

（2）与OH－互为等电子体的一种分子为__________________（填化学式）。

（3）醛基中碳原子的轨道杂化类型是________；1mol乙醛分子中含有的σ键的数目为____________________。

（4）含有NaOH的Cu（OH）2悬浊液与乙醛反应的化学方程式为__________________________________________________________。

（5）Cu2O在稀硫酸中生成Cu和CuSO4。

铜晶胞结构如图所示，铜晶体中每个铜原子周围距离最近的铜原子数目为________。

答案　

（1）[Ar]3d10（或1s22s22p63s23p63d10）

（2）HF

（3）sp2　6NA（或6××1023个）

（4）2Cu（OH）2＋CH3CHO＋NaOH

CH3COONa＋Cu2O↓＋3H2O

（5）12

解析　

（2）等电子体是原子个数和电子个数均相同的微粒，与OH－互为等电子体的分子是HF。

（3）—CHO中碳原子采取sp2杂化，1molCH3—CHO分子中含σ键数：

3mol（—CH3中的C—H键）＋1mol（C—C键）＋1mol（—CHO中的C—H键）＋1mol（

中）＝6mol，即6NA个。

（5）观察铜晶胞的结构可知，每个铜原子在空间x、y、z三个平面上均有4个与之距离最近的铜原子，总数为4×3＝12个。

3．前四周期原子序数依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，并且A－和B＋的电子数相差为8；与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。

回答下列问题：

（1）D2＋的价层电子排布图为________。

（2）四种元素中第一电离能最小的是________，电负性最大的是________（填元素符号）。

（3）A、B和D三种元素组成的一个化合物的晶胞如图所示。

①该化合物的化学式为________；D的配位数为________；

②列式计算该晶体的密度________g·cm－3。

（4）A－、B＋和C3＋三种离子组成的化合物B3CA6，其中化学键的类型有________；该化合物中存在一个复杂离子，该离子的化学式为________，配位体是________。

答案　

（1）

（2）KF　

（3）①K2NiF4　6　②

＝

（4）离子键、配位键　[FeF6]3－　F－

解析　本题考查了元素推断、电子排布式、第一电离能、电负性、晶体化学式求法、晶胞密度的计算、配合物知识。

A、B、C、D的原子序数依次增大，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，且B＋比A－多8个电子，故A为F元素，B为K元素，在第四周期中未成对电子数为4的原子的价电子排布为3d64s2，故C为Fe元素，D的原子序数比Fe大2，D为Ni元素。

（1）Ni2＋由Ni原子失去最外层两个电子得到，故其价层电子排布图为

。

（2）F是电负性最大的元素，第一电离能很大；同周期元素中原子序数越大，第一电离能也较大，故第一电离能最小的是K元素。

（3）①在该化合物中F原子位于棱、面心以及体内，故个数＝

×16＋

×4＋2＝8，K原子位于棱和体内，故个数＝

×8＋2＝4，Ni原子位于8个顶点上和体内，故个数＝

×8＋1＝2，所以化学式为K2NiF4；由图示可看出在每个Ni原子周围有6个F原子，故配位数为6。

②结合解析①根据密度的公式

ρ＝

＝

＝3.4g·cm－3。

（4）K3FeF6中含有离子键和配位键，其中K＋与[FeF6]3－之间形成离子键，Fe3＋与F－之间形成配位键。

K3FeF6中存在的复杂离子为[FeF6]3－，其中配位体是F－。

4．碳元素在生产生活中具有非常重要的作用，在新物质的制备中也发挥了举足轻重的作用。

（1）与碳同周期，且基态原子的核外未成对电子数相等的元素是________（写出元素符号）。

（2）石墨烯是目前人们制造的新物质，该物质是由单层碳原子六边形平铺而成的，像一张纸一样（如图甲），石墨烯中碳原子的杂化方式为________；常温条件下丙烯是气态，而相对分子质量比丙烯小的甲醇，常温条件下却呈液态，出现这种现象的原因是___________。

（3）二氧化硅结构跟金刚石结构