《600分考點(diǎn) 700分考法（A）高考化學(xué)總復(fù)習(xí) 第29章 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)課件》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《600分考點(diǎn) 700分考法（A）高考化學(xué)總復(fù)習(xí) 第29章 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)課件（63頁珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

1、第第29 章章 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)l考點(diǎn)考點(diǎn)77 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)l考點(diǎn)考點(diǎn)78 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)l考點(diǎn)考點(diǎn)79 晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)考法考法1 粒子核外電子排布的表示方法粒子核外電子排布的表示方法考法考法2 電離能的比較與應(yīng)用電離能的比較與應(yīng)用考法考法3 元素電負(fù)性的大小比較元素電負(fù)性的大小比較l考點(diǎn)考點(diǎn)77 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)u1.能層、能級(jí)與原子軌道能層、能級(jí)與原子軌道（1）能層）能層(n)原子核外的電子分為不同的能層。離核越原子核外的電子分為不同的能層。離核越遠(yuǎn)，能量越高。遠(yuǎn)，能量越高。（2）能級(jí)）能級(jí)任一能層的能級(jí)總是從任一能層的能

2、級(jí)總是從s能級(jí)開始，而且能層的能級(jí)數(shù)能級(jí)開始，而且能層的能級(jí)數(shù)等于該能層的序數(shù)。等于該能層的序數(shù)。不同能層中同一能級(jí)，能層序數(shù)越大，能量越高；同不同能層中同一能級(jí)，能層序數(shù)越大，能量越高；同一能層中，各能級(jí)之間的能量高低：一能層中，各能級(jí)之間的能量高低：spdf；能層和能層和形狀相同的原子軌道的能量相等，如形狀相同的原子軌道的能量相等，如2px=2py=2pz。原子軌道原子軌道(1)能量最低原理能量最低原理 原子的核外電子排布遵循的構(gòu)造原理使整個(gè)原子的能量處原子的核外電子排布遵循的構(gòu)造原理使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)。隨著原子核電荷數(shù)的遞增，絕大多數(shù)元素的于最低狀態(tài)。隨著原子核電荷數(shù)的遞增，絕

3、大多數(shù)元素的原子核外電子排布將遵原子核外電子排布將遵1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s。即。即ns(n2)f(n1)dnp。(2)泡利（不相容）原理泡利（不相容）原理 每個(gè)原子軌道最多只能容納每個(gè)原子軌道最多只能容納2個(gè)電子個(gè)電子,且它們的自旋狀態(tài)相反。且它們的自旋狀態(tài)相反。洪特規(guī)則洪特規(guī)則當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同。個(gè)軌道，而且自旋方向相同。在等價(jià)軌道上的電子排布處于全充滿在等價(jià)軌道上的電子排布處于全充滿(p6、d10、f14)、半充滿、半充滿(p3、d5、f7)和全空和全空(

4、p0、d0、f0)狀態(tài)時(shí)，具有較低的能量和狀態(tài)時(shí)，具有較低的能量和較強(qiáng)的穩(wěn)定性。較強(qiáng)的穩(wěn)定性。u2核外電子排布規(guī)律核外電子排布規(guī)律(1)第一電離能第一電離能 含義含義：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫作第一電離能，氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫作第一電離能，符號(hào)為符號(hào)為 I，單位為，單位為 kJmol-1。意義：元素的第一電離能可以衡量元素的原子失意義：元素的第一電離能可以衡量元素的原子失去去1個(gè)電子的難易程度。個(gè)電子的難易程度。規(guī)律規(guī)律 a.同周期，從左到右，同周期，從左到右，第一電離能第一電離能呈現(xiàn)逐漸增大的呈現(xiàn)逐漸

5、增大的變化趨勢(shì)。變化趨勢(shì)。b.同族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。c.同種原子，逐級(jí)電離能越來越大同種原子，逐級(jí)電離能越來越大(I1 I2 I3)。u3原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)(2)電負(fù)性電負(fù)性 含義含義：電負(fù)性用來描述不同元素的原子電負(fù)性用來描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。對(duì)鍵合電子吸引力的大小。標(biāo)準(zhǔn)：標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為以氟的電負(fù)性為4.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，計(jì)算得出其他元素的電負(fù)性計(jì)算得出其他元素的電負(fù)性(稀有氣體元素未稀有氣體元素未計(jì)計(jì))。變化規(guī)律：一般來說，周期表從左到右，變化規(guī)律：一般來說，周期表從左到右，元

6、素的電負(fù)性逐漸變大，周期表從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變大，周期表從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變小。元素的電負(fù)性逐漸變小。u3原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)1基態(tài)原子的核外電子排布式基態(tài)原子的核外電子排布式考法考法1粒子核外電子排布的表示方法粒子核外電子排布的表示方法(1)簡(jiǎn)單原子的核外電子排布式簡(jiǎn)單原子的核外電子排布式(2)復(fù)雜原子的核外電子排布式復(fù)雜原子的核外電子排布式(3)部分原子的核外電子排布式的特殊性部分原子的核外電子排布式的特殊性(4)基態(tài)原子外圍電子排布式（價(jià)電子）的書寫基態(tài)原子外圍電子排布式（價(jià)電子）的書寫【注意】?？疾榈暮送怆娮优挪际降臅鴮憽咀⒁狻砍？疾榈暮送怆娮优挪际降臅?/p>

7、寫Cr：Ar3d54s1 Cu：Ar3d104s1 Fe：Ar3d64s2 Mn：Ar3d54s2 Fe3+：Ar3d5 Cu2+：Ar3d42 基態(tài)離子核外電子排布式的書寫基態(tài)離子核外電子排布式的書寫(1)先正確書寫基態(tài)原子的核外電子排布式。先正確書寫基態(tài)原子的核外電子排布式。(2)再由外到內(nèi)失電子。再由外到內(nèi)失電子。3核外電子排布圖（軌道表示式）核外電子排布圖（軌道表示式）用方框表示原子軌道，用用方框表示原子軌道，用“”或或“”表示自旋方向不同的電子，按排入各表示自旋方向不同的電子，按排入各電子層中各能級(jí)的先后順序和在軌道電子層中各能級(jí)的先后順序和在軌道中的排布情況書寫。中的排布情況書寫。

8、考法考法1粒子核外電子排布的表示方法粒子核外電子排布的表示方法高考題匯編(1)我國(guó)科學(xué)家最近成功合成了世界上首個(gè)五氮陰離子鹽(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl。氮原子價(jià)電子的軌道表達(dá)式(電子排布圖)為_。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選(2)研究發(fā)現(xiàn)，在CO2低壓合成甲醇反應(yīng)(CO2+3H2=CH3OH+H2O)中，Co氧化物負(fù)載的Mn氧化物納米粒子催化劑具有高活性，顯示出良好的應(yīng)用前景。Co基態(tài)原子核外電子排布式為_。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選例1【解析】(1)N原子位于第二周期第A族，價(jià)電子是最外層電子，則其價(jià)電子排布式為2s22p3，所以其價(jià)電子排布圖為 。(2)Co是27號(hào)元素，位于元素

9、周期表中第四周期第族，其基態(tài)原子核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d74s2或Ar3d74s2?！敬鸢浮?1)(2)1s22s22p63s23p63d74s2或Ar3d74s21第一電離能的比較第一電離能的比較 同周期元素從左往右，第一電離能呈增大的趨勢(shì)，注意第同周期元素從左往右，第一電離能呈增大的趨勢(shì)，注意第A A族與第族與第A A族、第族、第A A族與第族與第A A族的反常，即同周期從左往族的反常，即同周期從左往右第一電離能大小的關(guān)系為右第一電離能大小的關(guān)系為A A A A A A A A A A A A A A?？挤挤?電離能的比較與應(yīng)用電離能的比較與應(yīng)用【注意】第【注意

10、】第IIAIIA族和第族和第VAVA族元素原子最外層族元素原子最外層p p軌道處于全空、軌道處于全空、半充滿狀態(tài)，為穩(wěn)定狀態(tài)，第一電離能相對(duì)較大。半充滿狀態(tài)，為穩(wěn)定狀態(tài)，第一電離能相對(duì)較大。2電離能的應(yīng)用電離能的應(yīng)用 同一元素逐級(jí)電離能的變化體現(xiàn)了核外電子排布同一元素逐級(jí)電離能的變化體現(xiàn)了核外電子排布,若電離能若電離能大幅度突變大幅度突變,則失去該電子后為穩(wěn)定結(jié)構(gòu)則失去該電子后為穩(wěn)定結(jié)構(gòu),若若 ,則元素通則元素通常常顯顯+1+1價(jià)價(jià),為第為第A A 族元素；若族元素；若 ,則元素通常顯則元素通常顯+2+2價(jià)價(jià),為第為第A A 族元素。族元素。考法考法2電離能的比較與應(yīng)用電離能的比較與應(yīng)用1利用

11、周期表判斷比較利用周期表判斷比較 在元素周期表中，從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大，從上到在元素周期表中，從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大，從上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小，如電負(fù)性：下，元素的電負(fù)性逐漸減小，如電負(fù)性：C N O Cl Br I。2利用化合價(jià)及物質(zhì)類別利用化合價(jià)及物質(zhì)類別比較比較 應(yīng)用化合價(jià)及物質(zhì)類別比較元素電負(fù)性，如應(yīng)用化合價(jià)及物質(zhì)類別比較元素電負(fù)性，如 O 與與 Cl 的電負(fù)性的電負(fù)性比較：比較：HClO 中中 Cl顯顯1價(jià)、價(jià)、O顯顯-2 價(jià)，可知價(jià)，可知 O 的電負(fù)性大于的電負(fù)性大于Cl；Al2O3 是離子化合物、是離子化合物、AlCl3 是共價(jià)化合物，可知是共價(jià)化合物，可

12、知 O 的電負(fù)的電負(fù)性大于性大于Cl?？挤挤?元素電負(fù)性的大小比較元素電負(fù)性的大小比較 高考題匯編(1)元素的基態(tài)氣態(tài)原子得到一個(gè)電子形成氣態(tài)負(fù)一價(jià)離子時(shí)所放出的能量稱作第一電子親和能(E1)。第二周期部分元素的E1變化趨勢(shì)如圖所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是_；氮元素的E1呈現(xiàn)異常的原因是_。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選(2)元素Mn與O中，第一電離能較大的是_，基態(tài)原子核外未成對(duì)電子數(shù)較多的是_。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選(3)四種元素(F、K、Fe、Ni)中電負(fù)性最大的是_。課標(biāo)理綜201337題節(jié)選例2 (1)同周期元素，從左到右非金屬性逐漸增強(qiáng)，原子核對(duì)電

13、子的束縛能力增大，除氮原子外，其他原子得電子能力依次增強(qiáng)，得電子后形成的陰離子穩(wěn)定性逐漸增強(qiáng)，所以根據(jù)第一電子親和能的定義可知同周期元素的第一電子親和能自左向右依次增大；N的2p能級(jí)上有3個(gè)電子，處于半充滿的穩(wěn)定狀態(tài)，得電子能力相對(duì)較弱，因此其第一電子親和能較同周期相鄰元素要小。（2）同周期元素從左向右，元素的第一電離能呈增大趨勢(shì)，故Mn的第一電離能小于Se，同主族元素從上到下，元素的第一電離能逐漸減小，故Se的第一電離能小于O，則第一電離能：MnCH3OHCO2H2 H2O與CH3OH均為極性分子，H2O中氫鍵比甲醇多；CO2與H2均為非極性分子，CO2相對(duì)分子質(zhì)量較大、范德華力較大離子鍵和

14、鍵 1配位鍵的特點(diǎn)配位鍵的特點(diǎn) 配位鍵是一類特殊的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)由成鍵原子配位鍵是一類特殊的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)由成鍵原子單方面提供。單方面提供。H+沒有電子，只有空軌道，H2O分子中的O原子、NH3分子中的N原子都具有孤電子對(duì)，所以能通過配位鍵形成H3O+、NH4+，配位鍵與其他的化學(xué)鍵完全等同，鍵能、鍵長(zhǎng)都完全相同?？挤挤?配位鍵與配位化合物的特點(diǎn)配位鍵與配位化合物的特點(diǎn)2配位化合物的結(jié)構(gòu)特點(diǎn)配位化合物的結(jié)構(gòu)特點(diǎn)中心離子與配體構(gòu)成了配合物的內(nèi)配位層(或稱為內(nèi)界)，以配位鍵相結(jié)合，在一定程度上喪失了Cu2+和NH3各自獨(dú)立時(shí)的化學(xué)性質(zhì)，通常把它們放在中括號(hào)內(nèi)，SO42-稱為外配位層(或稱

15、為外界)。內(nèi)、外界之間通過離子鍵結(jié)合，配合物在水中全部電離?？挤挤?配位鍵與配位化合物的特點(diǎn)配位鍵與配位化合物的特點(diǎn)3.配位化合物的形成條件配位化合物的形成條件考法考法6配位鍵與配位化合物的特點(diǎn)配位鍵與配位化合物的特點(diǎn) 高考題匯編（1）硫酸鎳溶于氨水形成Ni(NH3)6SO4藍(lán)色溶液。在Ni(NH3)62+中Ni2+與NH3之間形成的化學(xué)鍵稱為_，提供孤電子對(duì)的成鍵原子是_。課標(biāo)II理綜201637題節(jié)選（2）K+、Fe3+、F-三種離子組成的化合物K3FeF6，其中化學(xué)鍵的類型有_；該化合物中存在一個(gè)復(fù)雜離子，該離子的化學(xué)式為_，配體是_。課標(biāo)II理綜201337題節(jié)選【解析】（1）在Ni

16、(NH3)62+中Ni2+提供空軌道，NH3中N原子提供孤電子對(duì)，Ni2+與NH3之間形成的化學(xué)鍵稱為配位鍵。（2）K+、Fe3+、F-三種離子組成的化合物K3FeF6，其中化學(xué)鍵的類型有離子鍵、配位鍵；該化合物中存在復(fù)雜離子FeF63-，配體是F-?！敬鸢浮浚?）配位鍵 N（2）離子鍵、配位鍵 FeF63-F-例5 1范德華力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響范德華力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響(1)范德華力主要影響物質(zhì)的熔沸點(diǎn)、硬度等物理性質(zhì)。范德華力主要影響物質(zhì)的熔沸點(diǎn)、硬度等物理性質(zhì)。(2)分子間氫鍵可使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高，并對(duì)在水溶液中分子間氫鍵可使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高，并對(duì)在水溶液中的電離和溶解性的電離和溶解性等

17、產(chǎn)生影響。等產(chǎn)生影響?？挤挤?微粒間作用力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響微粒間作用力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響1增強(qiáng)物質(zhì)的溶解性增強(qiáng)物質(zhì)的溶解性2使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高3對(duì)酸性的影響對(duì)酸性的影響 由于鄰羥基苯甲醛形成了分子內(nèi)氫鍵，使酸性：由于鄰羥基苯甲醛形成了分子內(nèi)氫鍵，使酸性：1.氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響【特別提示】【特別提示】分子間的氫鍵比分子內(nèi)氫鍵對(duì)物質(zhì)熔沸點(diǎn)的影響大?？挤挤?微粒間作用力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響微粒間作用力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響考法考法7微粒間作用力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響微粒間作用力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響2微粒間作用力的判斷微粒間作用力的判斷 (1)離子晶體中存在離子鍵，可能存在共

18、價(jià)鍵。離子晶體中存在離子鍵，可能存在共價(jià)鍵。(2)原子晶體中只存在共價(jià)鍵。原子晶體中只存在共價(jià)鍵。(3)分子晶體中，分子之間存在分子間作用力，分子分子晶體中，分子之間存在分子間作用力，分子內(nèi)部可能存在共價(jià)鍵。內(nèi)部可能存在共價(jià)鍵。(4)只有電負(fù)性強(qiáng)的只有電負(fù)性強(qiáng)的N、O、F三元素的原子與氫原子三元素的原子與氫原子形成氫鍵。形成氫鍵。(5)強(qiáng)度關(guān)系：共價(jià)鍵強(qiáng)度關(guān)系：共價(jià)鍵 氫鍵氫鍵 范德華力。范德華力。高考題匯編(1)江蘇化學(xué)201321題節(jié)選氧元素的氫化物(H2O)在乙醇中的溶解度大于 H2S，其原因是_。(2)福建理綜 201331 題節(jié)選已知苯酚()具有弱酸性，其Ka=1.110-10；水楊

19、酸第一級(jí)電離形成的離子 能形成分子內(nèi)氫鍵。據(jù)此判斷，相同溫度下電離平衡常數(shù) Ka2(水楊酸)_(填“”或“”)Ka(苯酚)，其原因是_。高的原因是_。例6【解析】(1)H2O 在乙醇中的溶解度大于 H2S，是因?yàn)樗肿优c乙醇分子之間可形成氫鍵。(2)氧的電負(fù)性較大，則 中形成分子內(nèi)氫鍵，即 OHO(-COO-中雙鍵氧與羥基氫之間存在氫鍵)，其大小介于化學(xué)鍵和范德華力之間，使其更難電離出 H+，則水楊酸第二級(jí)電離常數(shù)小于苯酚的電離常數(shù)?！敬鸢浮?1)水分子與乙醇分子之間形成氫鍵 (2)離子晶體離子晶體 分子晶體；金屬晶體的熔、沸點(diǎn)有的很高。分子晶體；金屬晶體的熔、沸點(diǎn)有的很高。同類晶體熔、沸點(diǎn)比

20、較思路：同類晶體熔、沸點(diǎn)比較思路：原子晶體原子晶體 共價(jià)鍵鍵能共價(jià)鍵鍵能 鍵長(zhǎng)鍵長(zhǎng) 原子半徑原子半徑分子晶體分子晶體 分子間作用力分子間作用力 相對(duì)分子質(zhì)量相對(duì)分子質(zhì)量離子晶體離子晶體 離子鍵強(qiáng)弱離子鍵強(qiáng)弱 離子所帶電荷數(shù)、離子半徑離子所帶電荷數(shù)、離子半徑(3)常溫常壓下物質(zhì)狀態(tài)常溫常壓下物質(zhì)狀態(tài) 熔點(diǎn)：固態(tài)物質(zhì)熔點(diǎn)：固態(tài)物質(zhì) 液態(tài)物質(zhì)；液態(tài)物質(zhì)；沸點(diǎn)：液態(tài)物質(zhì)沸點(diǎn)：液態(tài)物質(zhì) 氣態(tài)物質(zhì)。氣態(tài)物質(zhì)。(1)課標(biāo)理綜201537題節(jié)選CO能與金屬Fe形成Fe(CO)5，該化合物的熔點(diǎn)為253 K，沸點(diǎn)為376 K，其固體屬于_晶體。(2)山東理綜 201533 題節(jié)選氟在自然界中常以 CaF2 的形

21、式存在。下列有關(guān) CaF2 的表述正確的是 _。a.Ca2+與 F-間僅存在靜電吸引作用b.F-的離子半徑小于 Cl-，則 CaF2 的熔點(diǎn)高于 CaCl2 c.陰、陽離子比為 2 1 的物質(zhì)，均與CaF2 晶體構(gòu)型相同d.CaF2 中的化學(xué)鍵為離子鍵，因此 CaF2 在熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電 例8【解析】(1)Fe(CO)5的熔、沸點(diǎn)較低，在常溫下為液體，故其固體屬于分子晶體。（2）CaF2 中 Ca2+與 F-間存在離子鍵，即 Ca2+與 F-間存在靜電作用，既包含靜電吸引作用也包含靜電排斥作用；F-的離子半徑小于 Cl-，則 CaF2 的晶格能大于CaCl2，故 CaF2 的熔點(diǎn)高于 CaCl

22、2；晶體的結(jié)構(gòu)與電荷比和半徑比都有關(guān)，若半徑比與 CaF2 相差較大，則晶體的結(jié)構(gòu)可能不同；CaF2 在熔融狀態(tài)下能電離出自由移動(dòng)的陰、陽離子，故能導(dǎo)電?！敬鸢浮?1)分子 (2)bd例8考法考法10晶胞結(jié)構(gòu)的分析與計(jì)算晶胞結(jié)構(gòu)的分析與計(jì)算1.晶胞結(jié)構(gòu)的分析晶胞結(jié)構(gòu)的分析(1)判斷某種微粒周圍等距且緊鄰的微粒數(shù)目時(shí)，要注意運(yùn)判斷某種微粒周圍等距且緊鄰的微粒數(shù)目時(shí)，要注意運(yùn)用三維想象法。用三維想象法。(2)記住常見晶體如干冰、冰、金剛石、記住常見晶體如干冰、冰、金剛石、SiO2、石墨、石墨、CsCl、NaCl、K、Cu等的空間結(jié)構(gòu)。等的空間結(jié)構(gòu)?？挤挤?0晶體結(jié)構(gòu)的分析與計(jì)算晶體結(jié)構(gòu)的分析與計(jì)

23、算2.晶胞中微粒數(shù)目的計(jì)算方法晶胞中微粒數(shù)目的計(jì)算方法均攤法均攤法(1)處于頂點(diǎn)的粒子，同時(shí)為處于頂點(diǎn)的粒子，同時(shí)為8個(gè)晶胞所共有，每個(gè)粒子個(gè)晶胞所共有，每個(gè)粒子有有1/8屬于該晶胞。屬于該晶胞。(2)處于棱上的粒子，同時(shí)為處于棱上的粒子，同時(shí)為4個(gè)晶胞所共有，每個(gè)粒子個(gè)晶胞所共有，每個(gè)粒子有有1/4屬于該晶胞。屬于該晶胞。(3)處于面上的粒子，同時(shí)為處于面上的粒子，同時(shí)為2個(gè)晶胞所共有，個(gè)晶胞所共有，每個(gè)粒子有每個(gè)粒子有1/2屬于該晶胞。屬于該晶胞。(4)處于晶胞內(nèi)部的粒子，則完全屬于該晶胞。處于晶胞內(nèi)部的粒子，則完全屬于該晶胞?！咀⒁狻烤鶖偡ㄓ?jì)算晶胞中微粒個(gè)數(shù)時(shí)，要注意晶胞的形狀，不同形狀

24、的晶胞，先分析任意位置上的一個(gè)粒子被幾個(gè)晶胞所共有。3.晶胞結(jié)構(gòu)計(jì)算的思維方法晶胞結(jié)構(gòu)計(jì)算的思維方法晶胞結(jié)構(gòu)的計(jì)算常常涉及以下數(shù)據(jù)：晶體密度、NA、M、晶胞體積、微粒間距離、微粒半徑、夾角等，密度的表達(dá)式往往是列等式的依據(jù)。解決這類題，一是要掌握“均攤法”的計(jì)算原理，二是要有扎實(shí)的立體幾何知識(shí)，三是要熟悉常見晶體的結(jié)構(gòu)特征，并能融會(huì)貫通，舉一反三。(1)晶胞的質(zhì)量晶胞占有的微粒質(zhì)量晶胞占有的微粒數(shù)。(2)空間利用率考法考法10晶體結(jié)構(gòu)的分析與計(jì)算晶體結(jié)構(gòu)的分析與計(jì)算3.晶胞結(jié)構(gòu)計(jì)算的思維方法晶胞結(jié)構(gòu)計(jì)算的思維方法(3)金屬晶體中體心立方堆積、面心立方堆積中的幾組公式(設(shè)棱長(zhǎng)為a)面對(duì)角線長(zhǎng)a。

25、體對(duì)角線長(zhǎng) a。體心立方堆積中，4r a(r為原子半徑)。面心立方堆積中，4r a(r為原子半徑)。(4)對(duì)于立方晶胞，可簡(jiǎn)化成以下公式進(jìn)行各物理量的計(jì)算：a3NAnM，a表示晶胞的棱長(zhǎng)，表示晶體的密度，NA 表示阿伏伽德羅常數(shù)的值，n表示1 mol晶胞中所含晶體的物質(zhì)的量，M表示晶體的摩爾質(zhì)量?？挤挤?0晶體結(jié)構(gòu)的分析與計(jì)算晶體結(jié)構(gòu)的分析與計(jì)算3.晶胞結(jié)構(gòu)計(jì)算的思維方法晶胞結(jié)構(gòu)計(jì)算的思維方法計(jì)算晶體密度的方法：計(jì)算晶體中微粒間距離的方法考法考法10晶體結(jié)構(gòu)的分析與計(jì)算晶體結(jié)構(gòu)的分析與計(jì)算 (1)鉀和碘的相關(guān)化合物在化工、醫(yī)藥、材料等領(lǐng)域有著廣泛的應(yīng)用?；卮鹣铝袉栴}：KIO3晶體是一種性能良

26、好的非線性光學(xué)材料，具有鈣鈦礦型的立方結(jié)構(gòu)，邊長(zhǎng)為a=0.446nm，晶胞中K、I、O分別處于頂角、體心、面心位置，如圖甲所示。K與O間的最短距離為_ nm，與K緊鄰的O個(gè)數(shù)為_。在KIO3晶胞結(jié)構(gòu)的另一種表示中，I處于各頂角位置，則K處于_位置，O處于位置。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選例9 (2)MgO具有NaCl型結(jié)構(gòu)(如圖乙),其中陰離子采用面心立方最密堆積方式,X射線衍射實(shí)驗(yàn)測(cè)得MgO的晶胞參數(shù)為a=0.420nm,則r(O2-)為_ nm。MnO也屬于NaCl型結(jié)構(gòu),晶胞參數(shù)為a=0.448 nm,則r(Mn2+)為_ nm。課標(biāo)理綜201735(5)例9【解析】(1)分析KIO3晶胞

27、結(jié)構(gòu)可知，位于頂角的K與位于相鄰面心的O間的距離最短，等于晶胞面對(duì)角線長(zhǎng)度的一半，即K與O間的最短距離是面對(duì)角線的，為a 0.446 nm0.315 nm；與K原子緊鄰的O原子個(gè)數(shù)即為頂角周圍面心的個(gè)數(shù)，為12。若將體心的位置(I的位置)設(shè)定為頂角,原本頂角的位置(K的位置)變成了體心,面心的位置(O的位置)變成了棱心。因此K位于體心位置,O位于棱心位置，如圖。(2)因?yàn)镺2-是面心立方最密堆積方式,面對(duì)角線是O2-半徑的4倍,即4r(O2-)=a,解得r(O2-)=240.420 nm0.148 nm;MnO也屬于NaCl型結(jié)構(gòu),根據(jù)晶胞的結(jié)構(gòu),2r(Mn2+)+r(O2-)=a,即2r(Mn2+)+0.148 nm=0.448 nm,所以r(Mn2+)=0.076 nm?！敬鸢浮?1)0.315 12 體心棱心(2)0.148 0.076后續(xù)更加精彩后續(xù)更加精彩