1、- 1 -专题 20 物质结构与性质【知识讲解】一、原子结构1. 能层与能级由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为： 第一、二、三、四、五、六、七能层符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 能量由低到高例如：钠原子有 11 个电子，分布在三个不同的能层上，第一层 2 个电子，第二层 8 个电子，第三层 1 个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：能 层 一 二 三 四 五 六 七符 号 K L M N O P Q最多电子数 2 8
2、 18 32 50即每层所容纳的最多电子数是：2n 2(n：能层的序数) 但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：能 层 K L M N O 能 级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 各能层电子数 2 8 18 32 50 （1） 每个能层中，能级符号的顺序是 ns、np、nd、nf（2） 任一能层，能级数=能层序数（3） s、p、d、f可容纳的电子数依次是 1、3、5、7的
3、两倍各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：- 2 -2. 构造原理根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。即电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s电子填充的先后顺序（构造原理）为：1s 2 s2p 3 s3p 4 s3d4p 5 s4d5p 6 s4f5d6p 7 s5f6d7p ns (n2)f (n1)d np构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。不同能层的能级有交错现象，如 E(3d) E(4s)、 E(4d) E(5s)、 E(5d) E(6s)、 E(6
4、d) E(7s)、 E(4f) E(5p)等。构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一。如：Na：1s 22s22p63s1，能级符号上面数字是该能级上的电子数。元素原子的电子排布：（136 号）氢 H 1s 1 钠 Na 1s 22s22p63s1 钾 K 1s 22s22p63s23p64s1 【Ar】4s 1 有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：铬 24Cr Ar3d54s1 铜 29Cu Ar3d104s1例如：写出 17Cl（氯） 、 21Sc(钪)、 35Br（溴）的电子排布- 3 -氯：1s 22
5、s22p63s23p5钪：1s 22s22p63s23p63d14s2溴：1s 22s22p63s23p63d104s24p53.电子云和原子轨道：(1) 电子运动的特点：质量极小 运动空间极小 极高速运动。因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为 90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。S 的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 P 的原子
6、轨道是纺锤形的，每个 P 能级有 3 个轨道，它们互相垂直，分别以 Px、P y、P z为符号。P 原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。s 电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数，2 越大，原子轨道的半径越大。这是由于 1s，2s，3s电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s 电子比 1s 电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比 1s 大，因而 2s 电子云必然比 1s 电子云更扩散。(2) 重点难点泡利原理和洪特规则量子
7、力学告诉我们：ns 能级各有一个轨道，np 能级各有 3 个轨道，nd 能级各有 5 个轨道，nf 能级各有 7 个轨道.而每个轨道里最多能容纳 2 个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“”来表示。一个原子轨道里最多只能容纳 2 个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则。- 4 -洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。特例： 24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu 1s22s22p63
8、s23p63d104s13d 3d半充满 全充满轨道表示式：用“”表示轨道，用“”或“”表示容纳的电子。1s 1s如： 1H 2He1s 2s 1s 2s 2p3Li 6C注意：ns 能级各有 1 个轨道，np 能级各有 3 个轨道，nd 能级各有 5 个轨道，nf 能级各有 7个轨道。而每个轨道里最多能容纳 2 个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“”来表示。 “” “”表示自选方向相反。4. 基态、激发态、光谱1基态：最低能量状态。如处于最低能量状态的原子称为基态原子。2激发态：较高能量状态（相对基态而言） 。如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。3光谱：不同元
9、素的原子发生跃迁时会吸收（基态激发态）和放出（基态激发态）能量，产生不同的光谱原子光谱（吸收光谱和发射光谱） 。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。小结：原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。处于最低能量的原子叫做基态原子。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化
10、学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。例 1 碳、氧、氮、镁、铬、铁、铜是几种重要的元素，请回答下列问题：(1)在第二周期的元素中，第一电离能介于 B 与 N 之间的元素有_种。(2)查阅相关资料发现 MgO 的熔点比 CuO 的熔点高得多，其原因是_。(3)Fe 与 CO 能形成一种重要的催化剂 Fe(CO)5，该分子中 键与 键个数比为 - 5 -_。请写出一个与 CO 互为等电子体的离子：_。(4)金属铬是一种银白色，极硬，耐腐蚀的金属，铬的化合物种类繁多，如：Gr 2(SO4)3、K 2Cr2O7以及配离子Cr(H 2O)3(NH3)33+。K 2Cr2O7具有很强
11、的氧化性，能直接将 CH3CH2OH 氧化成 CH3COOH，试写出基态铬原子的价层电子排布式_；CH 3COOH 分子中碳原子的杂化类型为_。该配离子Cr(H 2O)3(NH3)33+中，中心离子的配位数为_，NH 3的 VSEPR 模型为_。铜铬合金的晶胞如图所示，已知晶胞中 Cr 和 Cu 原子间的最近距离为 apm,则该晶体的密度为_gcm -3 (用含 a 的代数式表示，设 NA为阿伏加德罗常数的值)。【答案】3 Mg2+半径比 Cu2+半径小，MgO 的晶格能比 CuO 高，因此 MgO 的熔点高 11 C 22-、CN - d54s1 sp3、sp 2 6 四面体形 - 6 -例
12、 2（1）基态铜原子的核外电子排布式为_ ，有_个未成对电子（2）已知 A 和 B 为第三周期元素，其原子的第一至第四电离能如下表所示：下列有关 A、B 的叙述不正确的是_ a. 离子半径 AB d. A、B 的单质均能与氧化物发生置换反应 e. A 的氧化物具有两性 f. A、B 均能与氯元素构成离子晶体（3）科学家通过 X 射线推测胆矾中既含有配位键,又含有氢键,其结构示意图可简单表示如下：胆矾的化学式用配合物的形式表示为_胆矾中 SO42 的空间构型为_ ，H 2O 中氧原子的杂化类型为_（4）写出一种与 CN 互为等电子体的分子的电子式_，Na 4Fe(CN)6中的化学键类型为_（5）
13、用晶体的 X 射线衍射法对铜的测定得到以下结果：铜的晶胞为面心立方最密堆积，又知该晶体的密度为 gcm3 ,晶胞中该原子的配位数为 _；Cu 的原子半径为_cm（阿伏伽德罗常数为 NA）【答案】1s 22s22p63s23p63d104s1或Ar 3d104s1 1 bf Cu(H20)4SO4H2O 正四面体 sp3 或 离子键、配位键、极性键 12 - 7 -二、分子结构1. 共价键.共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。.共价键的类型按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。按原子轨道的重叠
14、方式分为 键和 键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。说 明：两原子间形成的共价键中，共价单键为 键，共价双键中有一个 键和一个 键，共价三键中有一个 键和二个 键。并不是所有的分子中都含有共价键，如单原子的稀有气体分子中无共价键。- 8 -.键参数键能：气态基态原子形成 1 mol 化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。键角：在原子数超过 2 的分子中，两个共价键之间的夹角。键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定.等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许
15、多性质相近。应用：判断微粒成键方式、空间构型；推测性质。如 CO 与 N2 。常见等电子体的空间构型等电子体类型 常见等电子体 空间构型2原子10电子(价电子，下同) CO ，N 2，CN-，2-C，NO +，2O 直线形2原子14电子 F2，-O，Cl 2 直线形3原子8电子 H2O，H 2S，N- V形3原子16电子 CO2，N 2O，CNO-，-3，N 2，SCN -，HgCl 2，BeCl 2(g)直线形3原子18电子 O3，SO 2，N- V形4原子8电子 NH3，PH 3，C-H，H 3O+ 三角锥形4原子24电子 SO3(g)，C2-，N-，B-，BF3平面三角形4原子26电子
16、S 2-，Cl -3，Br -，I -3，XeO3三角锥形5原子8电子 CH4，SiH 4，NH，P 4，B - 正四面体形5原子32电子 CCl4，SiF 4，Si-O，S2-，Cl-4，P3-O正四面体形- 9 -12原子30电子 C6H6，N 3B3H6(俗称无机苯) 平面六边形7原子48电子 Al -F，Si 2-，P -6F，SF6八面体形2. 分子的立体构型 价层电子对互斥理论价电子：原子在参与化学反应时能够用于成键的电子，是原子核外跟元素化合价有关的电子。在主族元素中，价电子数就是最外层电子数。价层：就是显现化合价的电子层，通常指原子的最外层电子层。价层电子对：指的是形成 键的电
17、子对和孤对电子。孤对电子的存在，增加了电子对间的排斥力，影响了分子中的键角，会改变分子构型的基本类型。价层电子对互斥理论基本观点：分子中的价层电子对-成键电子对(即 键）和孤对电子由于相互排斥作用，尽可能趋向彼此远离以减小排斥力而采取对称的空间结构。一般电子对间的排斥大小：孤电子对间的排斥（孤-孤排斥）孤对电子和成键电子对间的排斥（孤-成排斥）成键电子对间的排斥（成-成排斥）说明：价层电子对互斥理论：主要是用来分析主族元素形成的分子或离子的结构的，不用来分析以过渡元素为中心的化合物。（2）根据价层电子对互斥模型判断分子的构型、价层电子对互斥模型说明的是价层电子对（含孤电子对）的空间构型，而分子
18、的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤电子对。当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致； 当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。、对 ABm型分子或离子，其价层电子对数(亦即为杂化轨道数)的判断方法为：规定：作为配位原子，卤素 F、Cl、Br、I 和 H：价电子 1 个，氧族：O、S：0 个；但作为中心原子，卤素原子按 7 个价电子计算，氧族元素的原子按 6 个价电子计算；对于复杂离子，应加或减离子的电荷数；例如 PO43-应加上 3 个价电子。计算电子对数时，若剩余 1 个电子，亦当作 1 对电子处理。、分子空间构型价层电子杂化价电子对排布或 VSEPR成键电子对数孤对电子电子对空间
19、构型分子空间实例 - 10 -对数 类型模型及杂化轨道夹角(即 键）对数 构型 2 sp直线形2 0 直线形CO2/BeCl2sp23 0 平面三角形CO32-/SO3/BF3/ BCl3/CH2O3三角形2 1 V 形 O3/SO2/PbCl2/SnBr24 0 四面体形CCl4/SO42-/NH4+/CH4sp33 1 三角锥形H3O+/NF3/NH34四面体2 2 V 形 H2O/H2S/SCl25 0三角双锥PCl54 1变形四面体SF45sp3d三角双锥（了解）3 2 T 形 ClF3- 11 -2 3直线形I3- 分子构型与杂化轨道理论杂化轨道的要点当原子成键时，原子的价电子轨道相
20、互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。 分子构型与价层电子对互斥模型价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。配位化合物配位键与极性键、非极性键的比较- 12 -配位化合物a 定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。b 组成：如Ag(NH3)2OH，中心离子为 Ag，配体为 NH3，配位数为 2。3. 分子的性质分子间作用力的比较- 13 - 分
21、子的极性(1) 极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。(2) 非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。 溶解性 “相似相溶”规律：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若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小 手性具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。- 14 - 无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素 R 相同，则 n 值越大，R 的正电性越高，使ROH 中 O 的电子向 R 偏移，在
22、水分子的作用下越易电离出 H，酸性越强，如HClOHClO 2HClO 3HClO 4。例 3 根据物质结构有关性质和特点，回答下列问题：（1）Ti 基态原子核外电子排布式为 _基态铝原子核外电子云形状有_（填名称） 。（2）丙烯腈（CH 2=CH-CN）分子中 键和 键的个数比为_,分子中碳原子轨道的杂化类型是_（3）写出与 NH4+互为等电子体的一种分子和一种离子的化学式_、_。（4）钛存在两种同素异构体， 采纳六方最密堆积， 采纳体心立方堆积，鉴别两种钛晶体可以用_法，由 转变为 晶体体积 _（填“膨胀”或“收缩” ） 。（5）处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用_
23、形象化描述。（6）Cu 与 O 元素形成的某种化合物的晶胞结构如图所示，晶胞中氧原子的配位数为_，若阿伏伽德罗常数为 NA，晶胞的边长为 a pm,该晶体的密度为_gcm 3 【答案】1s 22s22p63s23p63d24s2或Ar 3d24s2 球形、哑铃形 2:1 sp2 sp CH4 BH4- X-射线衍射 膨胀 电子云 4 - 15 -例 4 前四周期元素 A、B、C、D、E、F 原子序数依次递增。已知：A、B、D、C 的价电子数依次增多，A、B、C 同周期且 C 是该周期中电负性最大的元素；A 有两个单电子，E 的未成对电子数是前四周期中最多的，且其价电子数与 D 相同， F 的最
24、外层电子数为 2，内层全部排满。请用对应的元素符号回答下面的问题：（1）写出 E 的价电子排布式：_。（2）在 A 形成的化合物中，A 采取 sp2杂化，且分子量最小的化合物为（写化学式）_。（3）下列物质的性质与氢键有关的是_。A 可燃冰的形成 B A 的氢化物的沸点 C B 的氢化物的热稳定性（4）E 3+可以与 AB形成配离子，其中 E3+以 d2sp3方式杂化，杂化轨道全部用来与 AB形成配位键，则 E3+的配位数为_，1mol 该配离子中含有_mol键。（5）F 与 D 形成的化合物晶胞如图，F 的配位数为_，晶体密度为 a g/cm3,NA为阿伏加德罗常数，则晶胞边长为_pm。 （
25、1pm=10 -10cm）- 16 -【答案】3d 54s1 C2H4 A 6 12 4 - 17 -的边长为 cm= 1010pm。三、晶体结构与性质1晶体与非晶体晶体 非晶体结构特征结构微粒周期性有序排列结构微粒无序排列自范性有 无熔点 固定 不固定性质特征异同表现各向异性 各向同性间接方法看是否有固定的熔点二者区别方法 科学方法对固体进行 X射线衍射实验2.得到晶体的途径(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无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。并置：所有晶胞平行排列、取
26、向相同。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：kJmol 1 。(2)影响因素离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。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。【深度思考】晶胞计算的思维方法- 18 -(1)晶胞计算是晶体考查的重要知识点之一，也是考查学生分析问题、解决问题能力的较好素材。晶体结构的计算常常涉及如下数据：晶体密度、 NA、 M、晶体体积、微粒间距离、微粒半径、夹角等，密度的表达式往往是列等式的依据。解决这类题，一是要掌握晶体“均摊法”的原理，二是要有扎
27、实的立体几何知识，三是要熟悉常见晶体的结构特征，并能融会贯通，举一反三。(2)“均摊法”原理特别提醒 在使用均摊法计算晶胞中微粒个数时，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有，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。(3)晶体微粒与 M、 之间的关系若 1 个晶胞中含有 x 个微粒，则 1 mol 晶胞中含有 x mol 微粒，其质量为 xM g(M 为微粒的相对“分子”质量)；又 1 个晶胞的质量为 a 3 g(a3为晶胞的体积)，则 1 mol 晶胞的质量为 a 3NA g，因此有 xM a 3NA。四种晶体
28、性质比较类型比较分子晶体 原子晶体 金属晶体 离子晶体构成粒子分子 原子金属阳离子、自由电子阴、阳离子粒子间的相互作用力分子间作用力 共价键 金属键 离子键硬度 较小 很大有的很大，有的很小较大熔、沸点较低 很高有的很高，有的很低较高溶解性 相似相溶 难溶于任何 常见溶剂 大多数易溶- 19 -溶剂 难溶 于水等极性溶剂导电、传热性一般不导电，溶于水后有的导电一般不具有导电性，个别为半导体电和热的良导体晶体不导电，水溶液或熔融态导电物质类别及举例所有非金属氢化物(如水、硫化氢)、部分非金属单质(如卤素X2)、部分非金属氧化物(如 CO2、SO 2)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(有机盐除外)部
29、分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼)，部分非金属化合物(如 SiC、SiO 2)金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)金属氧化物(如 K2O、Na 2O)、强碱(如KOH、NaOH)、绝大部分盐(如NaCl)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判断(1)离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。(2)原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。(3)分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。(4)金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。2依据物质的分类判断(1)金属氧化物(如 K2O)、强碱(如 NaOH)和绝大多数的盐类
30、是离子晶体。(2)大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。(3)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。(4)金属单质是金属晶体。3依据晶体的熔点判断(1)离子晶体的熔点较高。(2)原子晶体熔点高。(3)分子晶体熔点低。(4)金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。4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。- 20 -金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。注意 (1)常温下为气态或液态的物质
31、，其晶体应属于分子晶体(Hg 除外)。(2)石墨属于混合型晶体，但因层内原子之间碳碳共价键的键长为 1.421010 m，比金刚石中碳碳共价键的键长(键长为 1.541010 m)短，所以熔、沸点高于金刚石。(3)AlCl3晶体中虽含有金属元素，但属于分子晶体，熔、沸点低(熔点 190 )。(4)合金的硬度比成分金属大，熔、沸点比成分金属低。比较晶体的熔、沸点1不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律原子晶体离子晶体分子晶体。金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，如汞、镓、铯等沸点很低，金属晶体一般不参与比较。2原子晶体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
32、。如熔点：金刚石石英碳化硅硅。3离子晶体一般地说，阴、阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgOMgCl 2NaClCsCl。4分子晶体(1)分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体，熔、沸点反常的高。如 H2OH2TeH2SeH2S。(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SnH4GeH4SiH4CH4，F 2N2，CH 3OHCH3CH3。(4)同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。例如：CH 3CH2CH2CH2CH3 。(5)同分异构体的芳香烃，其熔、沸点高低顺序是邻间对位化合物。5金属晶
33、体金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：NaNaKRbCs。特别提醒 (1)金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔点很高，如汞、镓、铯等- 21 -熔点很低。(2)金属晶体的熔点不一定比分子晶体的熔点高，如金属晶体 Na 晶体的熔点(98 )小于分子晶体 AlCl3晶体的熔点(190 )。(3)并非存在氢键的分子晶体的熔、沸点就高，分子内形成氢键，一般会使分子晶体的熔、沸点降低。例如邻羟基苯甲醛( )由于形成分子内氢键，比对羟基苯甲醛()的熔、沸点低。几种常见的晶体模型1原子晶体(金刚石和二氧化硅)(1)金刚石晶体中，每个 C 与另外 4 个 C
34、 形成共价键，CC 键之间的夹角是 10928，最小的环是六元环。含有 1 mol C 的金刚石中，形成的共价键有 2 mol。(2)SiO2晶体中，每个 Si 原子与 4 个 O 成键，每个 O 原子与 2 个硅原子成键，最小的环是十二元环，在“硅氧”四面体中，处于中心的是 Si 原子。2分子晶体(1)干冰晶体中，每个 CO2分子周围等距且紧邻的 CO2分子有 12 个。(2)冰的结构模型中，每个水分子与相邻的 4 个水分子以氢键相连接，含 1 mol H2O 的冰中，最多可形成 2 mol“氢键” 。3离子晶体- 22 -(1)NaCl 型：在晶体中，每个 Na 同时吸引 6 个 Cl ，
35、每个 Cl 同时吸引 6 个 Na ，配位数为 6。每个晶胞含 4 个 Na 和 4 个 Cl 。(2)CsCl 型：在晶体中，每个 Cl 吸引 8 个 Cs ，每个 Cs 吸引 8 个 Cl ，配位数为 8。4石墨晶体石墨层状晶体中，层与层之间的作用是分子间作用力，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。5常见金属晶体的原子堆积模型结构型式常见金属配位数晶胞面心立方最密堆积A1Cu、Ag、Au12体心立方堆积 A2Na、K、Fe8六方最密堆积 A3Mg、Zn、Ti12特别提醒 (1)判断某种微粒周围等距且紧邻的微粒数目时，要注意运用三维想象法。如 NaCl
36、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。(2)常考的几种晶体主要有干冰、冰、金刚石、SiO 2、石墨、CsCl、NaCl、K、Cu 等，要熟悉以上代表物的空间结构。当题中信息给出与某种晶体空间结构相同时，可以直接套用某种结构。例 5 （1）假设元素周期表可以发展到第八周期，而且电子仍按照构造原理填入能级，第八周期应为_种元素。（2）已知 N-N、N=N 和 NN 键能之比为 1.00:2.17:4.90,而 C-C、C=C、CC 键能之比为 1.00:1.77:2.34.如何用这些数据理解氮分子不容易发生加成反应而乙炔容易发生加成反- 23 -
37、应?_（3）下图是两种具有相同分子式的有机物邻羟基苯甲酸和对羟基苯甲酸的结构简式。已知它的沸点相差很大，其中对羟基苯甲酸沸点较高，如何从氢键的角度来解释？_邻羟基苯甲酸 对羟基苯甲酸（4）离子晶体如食盐，很脆，经不起锤击；原子晶体如石英，同样很脆，也经不起锤击。然而食盐和石英的摩氏硬度却相差极大，应如何解释？_（5）如图依次是金属钠、金属锌、碘、金刚石晶胞的示意图，i：上图的碘晶体中碘分子的排列有_种不同取向，晶胞平均含_个原子。ii：金属锌晶胞参数依次为：a=266.49 pm，b=266.49 pm，c=494.68 pm，=90,=90，=120，则该晶胞的底面积为 _cm 2.。 （只
38、列式不计算） 。【答案】50 前者每多出两条键其键能大于原来的三倍,要破坏需要吸收的能量更多；后者每增加两条化学键其键能增加量却小于原来的 3 倍,要破坏需要吸收的能量更少。 邻羟基苯甲酸可以形成分子内氢键，使熔沸点偏低，对羟基苯甲酸可以形成分子间氢键，使熔沸点偏高，则对羟基苯甲酸的沸点比邻羟基苯甲酸的高。 离子晶体和原子晶体的晶体类型不同，使它们的性质存在很大差异 2 8 266.49 sin60266.49 10 14 【解析】 （1）通过分析每一周期的元素种类可知，第一周期遵循 212，第二、三周期遵循 222，第四、五周期遵循 232，第六、七周期遵循 242；据此可以得出第八周期的元
39、素种类数为 252，即 50 种；（2）键能数据表明，NN 键能大于 NN 键能的三倍，而 CC 键能却小于 CC 键能的三倍，说明乙烯和乙炔中的 键不牢固，故易发生加成反应，而氮分子中 NN 非常牢固，所以氮分子不易发生加成反应；- 24 -例 6 微量元素硼对植物生长及人体健康有着十分重要的作用，也广泛应用于新型材料的制备。(1)基态硼原子的价电子轨道表达式是_。与硼处于同周期且相邻的两种元素和硼的第一电离能由大到小的顺序为_。(2)晶体硼单质的基本结构单元为正二十面体，其能自发地呈现多面体外形，这种性质称为晶体的_。(3)B 的简单氢化物 BH3不能游离存在，常倾向于形成较稳定的 B2H
40、6或与其他分子结合。B 2H6分子结构如图，则 B 原子的杂化方式为_。氨硼烷(NH 3BH3)被认为是最具潜力的新型储氢材料之一，分子中存在配位键，提供孤电子对的成键原子是_，写出一种与氨硼烷互为等电子体的分子_(填化学式)。(4)以硼酸(H 3BO3)为原料可制得硼氢化钠(NaBH 4)，它是有机合成中的重要还原剂。BH的键角是 _，立体构型为_。(5)磷化硼(BP)是受高度关注的耐磨材料，可作为金属表面的保护层，其结构与金刚石类似，晶胞结构如图所示。磷化硼晶胞沿 z 轴在平面的投影图中，B 原子构成的几何形状是_；已知晶胞边长为 458 pm，则磷化硼晶体的密度是_gcm 3 (列式并计算，结果- 25 -保留两位有效数字，已知 458 39607)。【答案】 CBeB 自范性 sp3杂化 N C2H6 10928 正四面体 正方形 29
