高考化学二轮精品练习学案第三章晶体结构与性质3.docx

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高考化学二轮精品练习学案第三章晶体结构与性质3

2019高考化学二轮精品练习学案-第三章晶体结构与性质（3）

【高考新动向】

考点梳理

1.了解化学键和分子间作用力的区别。

2.理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。

3.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。

4.理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。

5.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。

【考纲全景透析】

一.晶体常识

1.晶体与非晶体比较

晶体

非晶体

结构特性

结构微粒周期性有序排列

结构微粒无序排列

性质特性

有自范性、固定熔点、对称性、各向异性

没有自范性、固定熔点、对称性、各向异性

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

晶胞是描述晶体结构的基本单元。

晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。

4.晶胞中微粒数的计算方法——均摊法

如某个粒子为n个晶胞所共有，那么该粒子有1/n属于这个晶胞。

中学中常见的晶胞为立方晶胞

立方晶胞中微粒数的计算方法如下：

注意：

在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状

二.常见晶体类型的结构和性质

1.四种晶体的比较

类型

比较　

分子晶体

原子晶体

金属晶体

离子晶体

概念

分子间靠分子间作用力结合而形成的晶体

原子之间以共价键结合而形成的具有空间网状结构的晶体

金属阳离子和自由电子以金属键结合而形成的晶体

阳离子和阴离子通过离子键结合而形成的晶体

结构

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

分子间的作用力

共价键

金属键

离子键

性质

密度

较小

较大

有的很大，有的很小

较大

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

难溶于任何溶剂

难溶于常见溶剂

大多易溶于水等极性溶剂

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

电和热的良导体

晶体不导电，水溶液或熔融态导电

延展性

无

无

良好

无

物质类别及举例

大多数非金属单质

（如P4、Cl2）、气态氢化物、酸（如HCl、H2SO4）、非金属氧化物（如SO2、CO2，SiO2除外）、绝

大多数有机物（如CH4，有机盐除外）

一部分非金属单质（如金刚石、硅、晶体硼），一部分非金属化合物（如SiC、SiO2）

金属单质与合金（如Na、Al、Fe、青铜）

金属氧化物（如K2O、Na2O）、强碱（如KOH、NaOH）、绝大部分盐（如NaCl）

2.几种典型的晶体模型

晶体

晶体结构示意图

晶体中粒子分布详解

氯化铯晶体

每8个Cs＋、8个Cl－各自构成立方体，在每个立方体的中心有一个异种离子（Cs＋或Cl－）。

在每个Cs＋周围最近的等距离（设为a/2）的Cl－有8个，在每个Cs＋周围最近的等距离（必为a）的Cs＋有6个（上、下、左、右、前、后），在每个Cl－周围最近的等距离的Cl－也有6个

二氧化碳晶体

每8个CO2构成立方体且再在6个面的中心又各占据1个CO2。

在每个CO2周围等距离（a，a为立方体棱长）最近的CO2有12个（同层4个、上层4个、下层4个）

金刚石晶体

每个C与另4个C以共价键结合，采取sp3杂化，前者位于正四面体中心，后者位于正四面体顶点。

晶体中均为C—C，键长相等、键角相等（109°28′）；晶体中最小碳环由6个C组成且六者不在同一平面内；晶体中每个C参与了4条C—C键的形成，而在每条键中心的贡献只有一半，故C原子数与C—C键数之比为1∶2

石墨晶体

层内存在共价键、金属键，层间以范德华力结合，兼具有原子晶体、金属晶体、分子晶体的特征。

在层内，每个C与3个C形成C—C键，采取sp2杂化构成正六边形，键长相等，键角相等（均为120°）；在晶体中，每个C参与了3条C—C键的形成，而在每条键中的贡献只有一半，每个正六边形平均只占6×＝2个C，C原子个数与C－C键数之比为2∶3

SiO2晶体

每个Si与4个O结合，前者在正四面体的中心，后四者在正四面体的顶点；同时每个O被两个正四面体所共用。

正四面体键角为109°28′，每个正四面体占有一个完整的Si，四个“半O原子”，故晶体中S：

原子与O原子个数比为1∶（4×）＝1∶2

【热点难点全析】

※考点一晶胞组成的计算方法

晶胞组成的计算方法——分割法

【典例1】如图，直线交点处的圆圈为NaCl晶体中Na＋或Cl－所处的位置、这两种离子在空间三个互相垂直的方向上都是等距离排列的、

（1）请将其中代表Na＋的圆圈涂黑（不必考虑体积大小），以完成NaCl晶体结构示意图、

（2）晶体中，在每个Na＋的周围与它最接近的且距离相等的Na＋共有________个、

（3）在NaCl晶胞中正六面体的顶点上、面上、棱上的Na＋或Cl－为该晶胞与其相邻的晶胞所共有，一个晶胞中Cl－的个数等于________，即________（填计算式）；Na＋的个数等于________，即________（填计算式）、

（4）设NaCl的摩尔质量为Mrg·mol－1，食盐晶体的密度为ρg·cm－3，阿伏加德罗常数的值为NA.食盐晶体中两个距离最近的钠离子中心间的距离为________cm.

【解析】

（1）如下图、

（2）从体心Na＋看，与它最接近的且距离相等的Na＋共有12个、

（3）根据离子晶体的晶胞，求阴、阳离子个数比的方法是均摊法、由此可知，如图NaCl晶胞中，含Na＋：

8×

＋6×

＝4个；含Cl－：

12×

＋1＝4个、

（4）设Cl－与Na＋的最近距离为acm，那么两个最近的Na＋间的距离为

acm，又

·NA＝Mr.即a＝

.

所以Na＋间的最近距离为：

·

.

【答案】

（1）（答案不唯一，合理即可）

（2）12　（3）4　12×

＋1＝4　4　8×

＋6×

＝4（答案不唯一，只要与第1问对应即可）

（4）

·

考点二晶体熔、沸点高低的比较方法

1.不同类型晶体熔、沸点的比较

（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。

（2）金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。

2.同种晶体类型熔、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

①一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，那么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。

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CO＞N2，CH3OH＞CH3CH3。

（4）金属晶体

金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：

Na＜Mg＜Al。

【典例2】C和Si元素在化学中占有极其重要的地位。

（1）写出Si的基态原子核外电子排布式__________________。

从电负性角度分析，C、Si和O元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为____________。

（2）SiC的晶体结构与晶体硅的相似，其中C原子的杂化方式为________，微粒间存在的作用力是________，SiC和晶体Si的熔沸点高低顺序是____________。

（3）氧化物MO的电子总数与SiC的相等，那么M为__________（填元素符号）。

MO是优良的耐高温材料，其晶体结构与NaCl晶体相似。

MO的熔点比CaO的高，其原因是

________________________________________________________________________。

Na、M、Ca三种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

（4）C、Si为同一主族的元素，CO2和SiO2的化学式相似，但结构和性质有很大的不同。

CO2中C与O原子间形成σ键和π键，SiO2中Si与O原子间不形成上述π键。

从原子半径大小的角度分析，为何C、O原子间能形成上述π键，而Si、O原子间不能形成上述π键：

_____________________________________

_______________________，

SiO2属于________晶体，CO2属于________晶体，所以熔点CO2________SiO2（填“<”、“＝”或“>”）。

（5）金刚石、晶体硅、二氧化硅、MO、CO2、M六种晶体的组成微粒分别是_____，熔化时克服的微粒间的作用力是_______________________________。

【解析】　

（1）C、Si和O的电负性大小顺序为：

O>C>Si。

（2）晶体硅中一个硅原子周围与4个硅原子相连，呈正四面体结构，所以杂化方式是sp3，因为Si—C的键长小于Si—Si，所以熔点碳化硅>晶体硅。

（3）SiC电子总数是20个，那么该氧化物为MgO；晶格能与所组成离子所带电荷成正比，与离子半径成反比，MgO与CaO的离子电荷数相同，Mg2＋半径比Ca2＋小，MgO晶格能大，熔点高。

Na、Mg、Ca三种晶体均为金属晶体，金属晶体都有金属光泽，都能导电、导热，都具有一定的延展性。

（4）Si的原子半径较大，Si、O原子间距离较大，pp轨道肩并肩重叠程度较小，不能形成上述稳定的π键，SiO2为原子晶体，CO2为分子晶体，所以熔点SiO2>CO2。

（5）金刚石、晶体硅、二氧化硅均为原子晶体，组成微粒为原子，熔化时破坏共价键；Mg为金属晶体，由金属阳离子和自由电子构成，熔化时克服金属键，CO2为分子晶体，由分子构成，CO2分子间以分子间作用力结合；MgO为离子晶体，由Mg2＋和O2－构成，熔化时破坏离子键。

【答案】　

（1）1s22s22p63s23p2　O>C>Si

（2）sp3　共价键　SiC>Si

（3）Mg　Mg2＋半径比Ca2＋小，MgO晶格能大　①②③④

（4）Si的原子半径较大，Si、O原子间距离较大，pp轨道肩并肩重叠程度较小，不能形成上述稳定的π键　原子　分子　<

（5）原子、原子、原子、阴阳离子、分子、金属阳离子与自由电子共价键、共价键、共价键、离子键、分子间作用力、金属键

【高考零距离】

【2018年高考】

1、〔2018·新课标全国卷·37〕[化学—选修3物质结构与性质]〔15分〕

ⅥA族的氧、硫、硒（Se）、碲（Te）等元素在化合物中常表现出多种氧化态，含ⅥA族元素的化合物在研究和生产中有许多重要用途。

请回答以下问题：

〔1〕S单质的常见形式为S8，其环状结构如下图所示，S原子采用的轨道杂化方式是_____；

〔2〕原子的第一电离能是指气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为___;

〔3〕Se原子序数为____，其核外M层电子的排布式为____；

〔4〕H2Se的酸性比H2S___〔填“强”或“弱”〕。