第29 章 物質結構與性質,考法1 粒子核外電子排布的表示方法 考法2 電離能的比較與應用 考法3 元素電負性的大小比較,考點77 原子結構與性質,1.能層、能級與原子軌道,（1）能層(n),原子核外的電子分為不同的能層。離核越遠，能量越高。,（2）能級,任一能層的能級總是從s能級開始，而且能層的能級數等于該能層的序數。,不同能層中同一能級，能層序數越大，能量越高；同一能層中，各能級之間的能量高低：s<p<d<f； 能層和形狀相同的原子軌道的能量相等，如2px=2py=2pz。,原子軌道,(1) 能量最低原理 原子的核外電子排布遵循的構造原理使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。隨著原子核電荷數的遞增，絕大多數元素的原子核外電子排布將遵1s2s2p3s3p 4s3d4p5s4d5p6s。即ns(n2)f(n1)dnp。 (2) 泡利（不相容）原理 每個原子軌道最多只能容納2個電子,且它們的自旋狀態(tài)相反。 洪特規(guī)則 當電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優(yōu)先單獨占據一個軌道，而且自旋方向相同。 在等價軌道上的電子排布處于全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時，具有較低的能量和較強的穩(wěn)定性。,2核外電子排布規(guī)律,(1) 第一電離能 含義 ：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫作第一電離能，符號為 I ，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去1個電子的難易程度。 規(guī)律 a.同周期，從左到右，第一電離能呈現(xiàn)逐漸增大的變化趨勢。 b.同族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。 c.同種原子，逐級電離能越來越大( I1 < I2 < I3)。,3原子結構與元素性質,(2) 電負性 含義 ：電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。 標準：以氟的電負性為4.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體元素未計)。 變化規(guī)律：一般來說，周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大，周期表從上到下，元素的電負性逐漸變小。,3原子結構與元素性質,1基態(tài)原子的核外電子排布式,考法1粒子核外電子排布的表示方法,(1) 簡單原子的核外電子排布式,(2) 復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,(4) 基態(tài)原子外圍電子排布式（價電子）的書寫,【注意】?？疾榈暮送怆娮优挪际降臅鴮?Cr：Ar3d54s1 Cu：Ar3d104s1 Fe：Ar3d64s2 Mn：Ar3d54s2 Fe3+：Ar3d5 Cu2+：Ar3d4,2 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。 (2) 再由外到內失電子。,3核外電子排布圖（軌道表示式） 用方框表示原子軌道，用“”或“”表示自旋方向不同的電子，按排入各電子層中各能級的先后順序和在軌道中的排布情況書寫。,考法1粒子核外電子排布的表示方法,高考題匯編(1)我國科學家最近成功合成了世界上首個五氮陰離子鹽 (N5)6(H3O)3(NH4)4Cl。氮原子價電子的軌道表達式(電子排布圖)為_。課標理綜201735題節(jié)選 (2)研究發(fā)現(xiàn)，在CO2低壓合成甲醇反應(CO2+3H2=CH3OH+H2O)中，Co氧化物負載的Mn氧化物納米粒子催化劑具有高活性，顯示出良好的應用前景。Co基態(tài)原子核外電子排布式為_。課標理綜201735題節(jié)選,例1,【解析】(1)N原子位于第二周期第A族，價電子是最外層電子，則其價電子排布式為2s22p3，所以其價電子排布圖為 。 (2)Co是27號元素，位于元素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。,【答案】(1) (2)1s22s22p63s23p63d74s2或Ar3d74s2,1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，注意第A族與第A族、第A族與第A族的反常，即同周期從左往右第一電離能大小的關系為A A A A A A A。,考法2電離能的比較與應用,【注意】第IIA族和第VA族元素原子最外層p軌道處于全空、半充滿狀態(tài)，為穩(wěn)定狀態(tài)，第一電離能相對較大。,2電離能的應用 同一元素逐級電離能的變化體現(xiàn)了核外電子排布,若電離能 大幅度突變,則失去該電子后為穩(wěn)定結構,若 ,則元素通常 顯+1價,為第A 族元素；若 ,則元素通常顯+2價,為第 A 族元素。,考法2電離能的比較與應用,1利用周期表判斷比較 在元素周期表中，從左到右，元素的電負性逐漸變大，從上到下，元素的電負性逐漸減小，如電負性：C Cl Br I。 2利用化合價及物質類別比較 應用化合價及物質類別比較元素電負性，如 O 與 Cl 的電負性比較： HClO 中 Cl顯1價、O顯-2 價，可知 O 的電負性大于Cl； Al2O3 是離子化合物、AlCl3 是共價化合物，可知 O 的電負性大于Cl。,考法3元素電負性的大小比較,高考題匯編(1)元素的基態(tài)氣態(tài)原子 得到一個電子形成氣態(tài)負一價離子時所放出的能 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)原子核外未成對電子數較多的是_。課標理綜201735題節(jié)選 (3)四種元素(F、K、Fe、Ni)中電負性最大的是_。課標理綜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，原子核對電子的束縛能力增大，除氮原子外，其他原子得電子能力依次增強，得電子后形成的陰離子穩(wěn)定性逐漸增強，所以根據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能級上有3個電子，處于半充滿的穩(wěn)定狀態(tài)，得電子能力相對較弱，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，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：Mn<O。O基態(tài)原子的價電子排布式為2s22p4，所以其核外未成對電子數是2，而Mn基態(tài)原子的價電子排布式為3d54s2，所以其核外未成對電子數是5，故核外未成對電子數 較多的是Mn。 （3）同周期從左到右，元素的電負性逐漸增大，同主族從上到下，元素的電負性逐漸減小，由此可知，四種元素中電負性最大的是F。,例2,考法4 共價鍵的類型與分子的極性 考法5 原子雜化軌道類型與分子空間構型的判斷 考法6 配位鍵與配位化合物的特點 考法7 微粒間作用力都物質性質的影響 考法8 等電子原理的應用,考點78 分子結構與性質,(1) 定義：原子間通過共用電子對所形成的相互作用。,1.共價鍵,(2) 分類,鍵的形成,鍵的形成,1.共價鍵,2分子的極性,(1) 極性分子：正電中心和負電中心不重合的分子。 (2) 非極性分子：正電中心和負電中心重合的分子。,鍵能 、鍵長 、鍵角 鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。,(3) 鍵參數,鍵的形成,鍵的形成,(1) 雜化軌道理論 概念 在外界條件的影響下，原子內部能量相近的原子軌道重新組合的過程叫原子軌道的雜化，組合后形成的一組新的原子軌道，叫雜化原子軌道，簡稱為雜化軌道。 分類,3分子的立體結構,(2) 價層電子對互斥理論 特點 價層電子對在球面上彼此相距最遠時，排斥力最小，體系的能量最低。孤電子對的排斥力較大。 價層電子對互斥模型,3分子的立體結構,金屬離子(或原子)與某些分子或離子(成為配體)以配位鍵結合形成的化合物稱為配位化合物，簡稱配合物。,4配位鍵與配位化合物,(1) 配位鍵,定義 ：成鍵的兩個原子一方提供孤電子對，一方提供空軌道而形成的共價鍵為配位鍵。 表示：配位鍵可以用 AB 表示，A表示提供孤電子對的原子，即電子對給予體；B表示接受孤電子對的原子，即電子對接受體。 形成條件：中心離子(絕大多數為過渡金屬離子)有空軌道，而配位體(主要是第A、A、A 族元素)能提供孤電子對。,(2) 配位化合物,5等電子原理,(1) 等電子原理 原子總數相同、價電子總數相同的分子具有相似的化學鍵特征， 使它們的許多性質(物理性質)相近，此原理稱為等電子原理。 (2) 等電子原理的應用 利用等電子原理可以判斷一些微粒的結構及空間構型。 等電子原理在制造新材料等方面也有重要的應用。如晶體硅、鍺是良好的半導體材料，它們的等電子體磷化鋁(AlP)、砷化鎵(GaAs)也都是良好的半導體材料。,6.氫鍵,(1)形成：已經與電負性很強的原子形成共價鍵的氫原子(該氫原子幾乎為裸露的質子)與另一個分子中電負性很強的原子之間的作用力，稱為氫鍵。 (2)表示方法：AHB。 注意：A、B為電負性很強的原子，一般為N、O、F三種元素的原子；A、B可以相同，也可以不同。 (3)特征：具有一定的方向性和飽和性。 (4)分類：氫鍵包括分子內氫鍵和分子間氫鍵兩種。 (5)分子間氫鍵對物質性質的影響：主要表現(xiàn)為使物質的熔、沸點升高，對電離和溶解度等產生影響。,.7大鍵,(1)含義：在多原子分子中，如有相互平行的p軌道，兩個原子的軌道(p軌道)從垂直于成鍵原子的核間連線的方向接近，發(fā)生電子云重疊而成鍵，p電子在多個原子間運動形成型化學鍵，這種不局限在兩個原子之間的鍵稱為離域鍵，或共軛大鍵，簡稱大鍵。 (2)形成條件: 原子共平面;原子都提供平行的軌道;提供的電子總數小于軌道數的2倍；是3個或3個以上原子形成的鍵。,.7大鍵,(3)實例： 苯(C6H6)分子中C原子sp2雜化后，剩余的1個沒有參與雜化的p軌道互相平行，軌道中各有1個電子，所以形成了6原子6電子的大鍵。苯的大鍵平均分布在六個碳原子上，所以苯分子中每個碳碳鍵的鍵長和鍵能是相等的。 (4)表示方法: 分子中的大鍵可用符號 表示，其中m代表參與形成大鍵的原子數，n代表參與形成大鍵的電子數，如苯分子中的大鍵可表示為 。,1.共價鍵類型的判斷 (1) 鍵和 鍵的判斷 通過物質的結構式，可以快速有效地判斷鍵的種類及數目；共價單鍵全為鍵，雙鍵中有一個鍵和一個鍵，三鍵中有一個鍵和兩個鍵。一般情況下鍵比鍵穩(wěn)定。 (2) 極性鍵和非極性鍵的判斷 看共價鍵是否由同種元素的原子構成，若為同種元素原子構成的 AA 型，則為非極性鍵；若為不同種元素原子構成的 AB 型，則為極性鍵。,考法4共價鍵的類型與分子的極性,2鍵的極性與分子極性的關系,考法4共價鍵的類型與分子的極性,課標理綜201735題節(jié)選我國科學家最近成功合成了世界上首個五氮陰離子鹽(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)。經X射線衍射測得化合物R的晶體結構，其局部結構如圖所示。 (1)從結構角度分析，R中兩種陽離子的相同之處為_， 不同之處為_。(填序號) A.中心原子的雜化軌道類型 B.中心原子的價層電子對數 C.立體結構 D.共價鍵類型,例3,(2)R中陰離子 中的鍵總數為。分子中的大鍵可用符號 表示，其中m代表參與形成的大鍵原子數，n代表參與形成的大鍵電子數(如苯分子中的大鍵可表示為 ，則 中的大鍵應表示為_。 (3)圖中虛線代表氫鍵，其表示式為(NH4+)NHCl、_、_。,例3,【解析】(1)R中的兩種陽離子分別為NH4+和H3O+，NH4+的中心原子是N，中心N原子形成4個鍵，沒有孤電子對，價層電子對數為4，故其雜化軌道類型為sp3，NH4+的空間構型為正四面體形； H3O+的中心原子是O，中心O原子形成3個鍵，孤電子對數為1，價層電子對數為4，故其雜化軌道類型為sp3， H3O+的空間構型為三角錐形； NH4+和H3O+中共價鍵類型都是極性共價鍵，故R中兩種陽離子的相同之處為A、B、D項，不同之處為C項。 (2)根據化合物R的局部結構圖可知 中鍵總數為5；根據信息，每個N原子有且只有1個p軌道與 環(huán)平面垂直，1個p軌道中有1個電子，從外界得到的1個電子也進入與 環(huán)平面垂直的p軌道形成的鍵中，因此電子總數為151=6，所以大鍵可表示為 。 (3)由圖可知，H3O+中的1個氫原子與 中的1個N原子形成氫鍵，NH4+中的1個氫原子與 中的1個N原子形成氫鍵，則還含有(NH4+)NHN( )和(H3O+)OHN( )。,【答案】(1)ABDC (2) 5 (3 (H3O+)OHN( ) (NH4+)NHN( ),1原子雜化軌道類型的判斷 (1) 根據 鍵數目判斷 (2) 根據雜化軌道數判定 2分子空間構型的判斷 根據中心原子的雜化軌道類型判斷價層電子對的空間構型，而分子的空間構型指的是成鍵電子對的空間構型，不包括孤電子對。當中心原子無孤電子對時，兩者的構型一致；當中心原子有孤電子對時，兩者的構型不一致。,考法5原子雜化軌道類型與分子空間構型的判斷,高考題匯編 (1)X射線衍射測定等發(fā)現(xiàn)，I3AsF6中存在 離子。 離子的幾何構型為_，中心原子的雜化形式為_。課標理綜201735題節(jié)選 (2)CO2和CH3OH分子中C原子的雜化形式分別為_和_。 在CO2低壓合成甲醇反應(CO2+3H2 CH3OH+H2O)所涉及的4種物質中，沸點從高到低的順序為_，原因是_。 硝酸錳是制備上述反應催化劑的原料，Mn(NO3)2中的化學鍵除了鍵外，還存在_。課標理綜201735題節(jié)選,例4,【解析】（1） 的中心I原子形成2個II鍵,孤電子對數為(7-1-21)=2,即中心I原子形成2個鍵,還有2對孤電子對,故中心I原子采取sp3雜化, 的幾何構型為V形。 (2)根據價層電子對互斥理論，CO2和CH3OH的中心C原子分別屬于“2（成鍵電子對數）+0（孤電子對數）”型和“4+0”型，中心C原子的價層電子對數分別為2和4，所以CO2和CH3OH分子中C原子的雜化形式分別為sp和sp3。 H2O、CH3OH、CO2、H2這4種物質中，常溫下水和甲醇是液體，而二氧化碳和氫氣是氣體，液體的沸點高于氣體；水分子中有2個氫原子都可形成分子間氫鍵，而甲醇分子中只有1個羥基上的氫原子可用于形成分子間氫鍵，所以水的沸點高于甲醇的沸點；二氧化碳的相對分子質量比氫氣大，所以二氧化碳的分子間作用力較大，沸點較高。 硝酸錳是離子化合物，硝酸根和錳離子之間形成離子鍵，硝酸根(NO3-)中還存在NO鍵，則存在鍵。,例4,【答案】(1)V形sp3 (2)sp sp3 H2OCH3OHCO2H2 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相對分子質量較大、范德華力較大 離子鍵和鍵,1配位鍵的特點 配位鍵是一類特殊的共價鍵，共用電子對由成鍵原子單方面提供。 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，所以能通過配位鍵形成H3O+、NH4+，配位鍵與其他的化學鍵完全等同，鍵能、鍵長都完全相同。,考法6配位鍵與配位化合物的特點,2配位化合物的結構特點 中心離子與配體構成了配合物的內配位層(或稱為內界)，以配位鍵相結合，在一定程度上喪失了Cu2+和NH3各自獨立時的化學性質，通常把它們放在中括號內，SO42-稱為外配位層(或稱為外界)。內、外界之間通過離子鍵結合，配合物在水中全部電離。,考法6配位鍵與配位化合物的特點,3.配位化合物的形成條件,考法6配位鍵與配位化合物的特點,高考題匯編（1）硫酸鎳溶于氨水形成Ni(NH3)6SO4藍色溶液。在Ni(NH3)62+中Ni2+與NH3之間形成的化學鍵稱為_，提供孤電子對的成鍵原子是_。課標II理綜201637題節(jié)選 （2）K+、Fe3+、F-三種離子組成的化合物K3FeF6，其中化學鍵的類型有_；該化合物中存在一個復雜離子，該離子的化學式為_，配體是_。課標II理綜201337題節(jié)選,【解析】（1）在Ni(NH3)62+中Ni2+提供空軌道，NH3中N原子提供孤電子對，Ni2+與NH3之間形成的化學鍵稱為配位鍵。 （2）K+、Fe3+、F-三種離子組成的化合物K3FeF6，其中化學鍵的類型有離子鍵、配位鍵；該化合物中存在復雜離子FeF63-，配體是F-。,【答案】（1）配位鍵 N （2）離子鍵、配位鍵 FeF63- F-,例5,1范德華力對物質性質的影響 (1) 范德華力主要影響物質的熔沸點、硬度等物理性質。 (2) 分子間氫鍵可使物質的熔、沸點升高，并對在水溶液中的電離和溶解性 等產生影響。,考法7微粒間作用力對物質性質的影響,1增強物質的溶解性 2使物質的熔、沸點升高 3對酸性的影響 由于鄰羥基苯甲醛形成了分子內氫鍵，使酸性：,1. 氫鍵對物質性質的影響,【特別提示】分子間的氫鍵比分子內氫鍵對物質熔沸點的影響大。,考法7微粒間作用力對物質性質的影響,考法7微粒間作用力對物質性質的影響,2微粒間作用力的判斷 (1) 離子晶體中存在離子鍵，可能存在共價鍵。 (2) 原子晶體中只存在共價鍵。 (3) 分子晶體中，分子之間存在分子間作用力，分子內部可能存在共價鍵。 (4) 只有電負性強的N、O、F三元素的原子與氫原子形成氫鍵。 (5) 強度關系：共價鍵 氫鍵 范德華力。,高考題匯編(1) 江蘇化學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；水楊酸第一級電離形成的離子 能形成分子內氫鍵。據此判斷，相同溫度下電離平衡常數 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，是因為水分子與乙醇分子之間可形成氫鍵。 (2) 氧的電負性較大，則 中形成分子內氫鍵，即 OHO(-COO- 中雙鍵氧與羥基氫之間存在氫鍵)，其大小介于化學鍵和范德華力之間，使其更難電離出 H+，則水楊酸第二級電離常數小于苯酚的電離常數。,【答案】 (1) 水分子與乙醇分子之間形成氫鍵 (2) < -COO- 與 OH 形成分子內氫鍵，使其更難電離出 H+,例6,1等電子體的判斷方法 (1) 同主族變換 (2) 左右移位 2等電子原理的應用 (1)利用等電子原理可以判斷一些簡單分子或離子的立體構型。 (2)常見的等電子體匯總,考法8等電子原理的應用,高考題匯編（1）寫出兩個與CS2具有相同空間構型和鍵合形式的分子或離子：_。課標I理綜201537題節(jié)選 （2）與H2O分子互為等電子體的陰離子為 _。江蘇化學201621題節(jié)選,【答案】 (1) CO2、SCN-（或COS等） （2）NH2-,【解析】（1）等電子體的空間構型和鍵合形式相同，原子總數和價電子總數分別相等的微?；榈入娮芋w。CS2中共有3個原子核16個價電子，根據等電子原理可知，CO2、SCN-和COS等的空間構型和鍵合形式與CS2相同。 （2）H2O中共有3個原子和8個價電子，則與H2O分子互為等電子體的陰離子為NH2-等。,例7,考法9 晶體類型的判斷與熔、沸點的比較 考法10 晶胞結構的分析與計算,考點79 晶體結構與性質,1.四種晶體的比較,(1)晶胞 概念：描述晶體結構的基本單元。 晶體中晶胞的排列無隙并置。 a.無隙：相鄰晶胞之間沒有任何間隙。 b.并置：所有晶胞平行排列、取向相同。 (2)晶格能 定義：氣態(tài)離子形成1摩爾離子晶體釋放的能量，通常取正值，單位為kJmol-1。 影響因素 a.離子所帶電荷數：離子所帶電荷數越多，晶格能越大。 b.離子的半徑：離子的半徑越小，晶格能越大。 對離子晶體性質的影響 晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，且熔點越高，硬度越大。,2晶胞晶格能,(1) 原子晶體,3常見的幾種晶體,(2) 分子晶體,(3) 離子晶體,(4) 石墨晶體,(5) 常見金屬晶體的原子堆積模型,3常見的幾種晶體,考法9晶體類型的判斷與熔、沸點的比較,1.晶體類型的判斷,(1) 根據晶體的構成微粒和微粒間的相互作用,分子晶體由分子通過分子間作用力形成的晶體 原子晶體由原子通過共價鍵形成的晶體 離子晶體由陰、陽離子通過離子鍵形成的晶體 金屬晶體由金屬陽離子和自由電子通過它們之間的較強作用形成的晶體,考法9晶體類型的判斷與熔、沸點的比較,1.晶體類型的判斷,（2）根據物質的分類判斷,金屬氧化物、強堿和絕大多數的鹽類是離子晶體。 大多數非金屬單質(除金剛石、石墨、晶體硅、晶體硼外)、氣態(tài)氫化物、非金屬氧化物(除SiO2外)、酸、絕大多數有機物(除有機鹽外)是分子晶體。 常見的原子晶體單質有金剛石、晶體硅、晶體硼等；常見的原子晶體化合物有碳化硅、二氧化硅、氮化硅等。 金屬單質(注：汞在常溫下為液體)與合金是金屬晶體。,(2) 同一晶體類型的物質： 比較晶體內部粒子間作用力， 作用力越大，熔、沸點越高。,考法9晶體類型的判斷與熔、沸點的比較,2.晶體熔、沸點的比較,(1) 不同晶體類型的物質： 原子晶體 離子晶體 分子晶體；金屬晶體的熔、沸點有的很高。,同類晶體熔、沸點比較思路： 原子晶體 共價鍵鍵能 鍵長 原子半徑 分子晶體 分子間作用力 相對分子質量 離子晶體 離子鍵強弱 離子所帶電荷數、離子半徑,(3) 常溫常壓下物質狀態(tài), 熔點：固態(tài)物質 液態(tài)物質； 沸點：液態(tài)物質 氣態(tài)物質。,(1)課標理綜201537題節(jié)選CO能與金屬Fe形成Fe(CO)5，該化合物的熔點為253 K，沸點為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 的形式存在。 下列有關 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 的熔點高于 CaCl2 c. 陰、陽離子比為 21 的物質，均與CaF2 晶體構型相同 d. CaF2 中的化學鍵為離子鍵，因此 CaF2 在熔融狀態(tài)下能導電,例8,【解析】 (1)Fe(CO)5的熔、沸點較低，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 的熔點高于 CaCl2；晶體的結構與電荷比和半徑比都有關，若半徑比與 CaF2 相差較大，則晶體的結構可能不同；CaF2 在熔融狀態(tài)下能電離出自由移動的陰、陽離子，故能導電。,【答案】(1) 分子 (2) bd,例8,考法10晶胞結構的分析與計算,1.晶胞結構的分析,(1) 判斷某種微粒周圍等距且緊鄰的微粒數目時，要注意運用三維想象法。 (2) 記住常見晶體如干冰、冰、金剛石、SiO2、石墨、CsCl、NaCl、K、Cu等的空間結構。,考法10晶體結構的分析與計算,2.晶胞中微粒數目的計算方法均攤法,(1)處于頂點的粒子，同時為8個晶胞所共有，每個粒子有1/8屬于該晶胞。 (2)處于棱上的粒子，同時為4個晶胞所共有，每個粒子有1/4屬于該晶胞。 (3)處于面上的粒子，同時為2個晶胞所共有， 每個粒子有1/2屬于該晶胞。 (4)處于晶胞內部的粒子，則完全屬于該晶胞。,【注意】均攤法計算晶胞中微粒個數時，要注意晶胞的形狀，不同形狀的晶胞，先分析任意位置上的一個粒子被幾個晶胞所共有。,3.晶胞結構計算的思維方法,晶胞結構的計算常常涉及以下數據：晶體密度、NA、M、晶胞體積、微粒間距離、微粒半徑、夾角等，密度的表達式往往是列等式的依據。解決這類題，一是要掌握“均攤法”的計算原理，二是要有扎實的立體幾何知識，三是要熟悉常見晶體的結構特征，并能融會貫通，舉一反三。 (1)晶胞的質量晶胞占有的微粒質量晶胞占有的微粒數。 (2)空間利用率,考法10晶體結構的分析與計算,3.晶胞結構計算的思維方法,(3)金屬晶體中體心立方堆積、面心立方堆積中的幾組公式(設棱長為a) 面對角線長a。 體對角線長 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)對于立方晶胞，可簡化成以下公式進行各物理量的計算：a3NAnM，a表示晶胞的棱長，表示晶體的密度，NA 表示阿伏伽德羅常數的值，n表示1 mol晶胞中所含晶體的物質的量，M表示晶體的摩爾質量。,考法10晶體結構的分析與計算,3.晶胞結構計算的思維方法,計算晶體密度的方法： 計算晶體中微粒間距離的方法,考法10晶體結構的分析與計算,(1)鉀和碘的相關化合物在化工、醫(yī)藥、材料等領域有著廣泛的應用?；卮鹣铝袉栴}： KIO3晶體是一種性能良好的非線性光學材料，具有鈣鈦礦型的立方結構，邊長為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個數為_。 在KIO3晶胞結構的另一種表示中，I處于各頂角位置，則K處于_位置，O處于位置。課標理綜201735題節(jié)選,例9,(2)MgO具有NaCl型結構(如圖乙),其中陰離子采用面心立方最密堆積方式,X射線衍射實驗測得MgO的晶胞參數為a=0.420nm,則r(O2-)為_ nm。MnO也屬于NaCl型結構,晶胞參數為a=0.448 nm,則r(Mn2+)為_ nm。 課標理綜201735(5),例9,【解析】(1)分析KIO3晶胞結構可知，位于頂角的K與位于相鄰面心的O間的距離最短，等于晶胞面對角線長度的一半，即K與O間的最短距離是面對角線的，為a 0.446 nm0.315 nm；與K原子緊鄰的O原子個數即為頂角周圍面心的個數，為12。若將體心的位置(I的位置)設定為頂角,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)因為O2-是面心立方最密堆積方式,面對角線是O2-半徑的4倍,即4r(O2-)=a,解得r(O2-)=240.420 nm0.148 nm;MnO也屬于NaCl型結構,根據晶胞的結構,2r(Mn2+)+r(O2-)=a,即2r(Mn2+)+0.148 nm=0.448 nm,所以r(Mn2+)=0.076 nm。,【答案】 (1)0.315 12 體心棱心 (2)0.148 0.076,后續(xù)更加精彩,