专题二十四 物质结构与性质
考情解读
课标要求
主题1:原子结构与元素的性质
1.原子核外电子的运动状态
了解有关核外电子运动模型的历史发展过程,认识核外电子的运动特
点。知道电子的运动状态(空间分布及能量)可通过原子轨道和电子云
模型来描述。
2.核外电子排布规律
知道原子核外电子的能级高低顺序,了解原子核外电子排布的构造原
理,认识基态原子中核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利不相容
考情解读
课标要求
原理和洪特规则等。知道1~36号元素基态原子核外电子的排布。
3.核外电子排布与元素周期律(表)
认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期
性变化,知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质
周期性变化的原因。知道元素周期表中分区、周期和族的元素
原子核外电子排布特征,了解元素周期律(表)的应用价值。
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课标要求
主题2:微粒间的相互作用与物质的性质
1.微粒间的相互作用
认识物质是由原子、离子、分子等微粒构成的,微粒之间存在不同类
型的相互作用。根据微粒的种类及微粒之间的相互作用,认识物质的
性质与微观结构的关系。认识离子键、共价键的本质。结合常见的
离子化合物和共价分子的实例,认识物质的构成微粒、微粒间相互作
用与物质性质的关系。知道配位键的特点,认识简单的配位化合物的
成键特征,了解配位化合物的存在与应用。知道金属键的特点与金属
考情解读
课标要求
某些性质的关系。认识分子间存在相互作用,知道范德华力和氢键是
两种常见的分子间作用力,了解分子内氢键和分子间氢键在自然界中
的广泛存在及重要作用。
2.共价键的本质和特征
认识原子间通过原子轨道重叠形成共价键,了解共价键具有饱和性和
方向性。知道根据原子轨道的重叠方式,共价键可分为σ键和π键等
类型;知道共价键可分为极性和非极性共价键。共价键的键能、键长
和键角可以用来描述键的强弱和分子的空间结构。
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课标要求
3.分子的空间结构
结合实例了解共价分子具有特定的空间结构,并可运用相关理论
和模型进行解释和预测。知道分子的结构可以通过波谱、晶体X
射线衍射等技术进行测定。知道分子可以分为极性分子和非极
性分子,知道分子极性与分子中键的极性、分子的空间结构密切
相关。结合实例初步认识分子的手性对其性质的影响。
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课标要求
4.晶体和聚集状态
了解晶体中微粒的空间排布存在周期性,认识简单的晶胞。借助
分子晶体、共价晶体、离子晶体、金属晶体等模型认识晶体的
结构特点。知道在一定条件下,物质的聚集状态随构成物质的微
粒种类、微粒间相互作用、微粒聚集程度的不同而有所不同。
知道物质的聚集状态会影响物质的性质,通过改变物质的聚集状
态可能获得特殊的材料。
必做实验:简单配合物的制备
考情解读
核心考点 核心命题角度 考题取样 命题情境 素养能力
原子结构与元素的性质
电子排布式和电子排
布图(热点角度) 2020全国卷Ⅱ,35(1) 学习探索 理解与辨析
理解与辨析学习探索2020全国卷Ⅱ,35(3)电离能和电负性(热点
角度)
分子结构与性质
化学键类型的判断(热
点角度) 2018全国卷Ⅱ,35(4) 学习探索 理解与辨析
大π键(新角度) 2017全国卷Ⅱ,35(3) 学习探索 理解与辨析
杂化轨道类型的判断
(热点角度) 2020全国卷Ⅱ,35(4) 学习探索 理解与辨析
微粒空间构型的判断
(热点角度) 2018全国卷Ⅱ,35(4) 学习探索 理解与辨析
考情解读
核心考点 核心命题角度 考题取样 命题情境 素养能力
分子结构与性质 分子间作用力对分子
性质的影响 2020山东,17(2) 学习探索 归纳与论证
晶体结构与性质
晶体微粒间作用力及
晶体熔、沸点高低比
较(热点角度)
2017全国卷Ⅲ,35(3) 学习探索 归纳与论证
有关物质结构与性质中四大
晶体的计算模型
金属晶体及其计算 2018全国卷Ⅲ,35(5) 学习探索 归纳与论证
离子晶体及其计算 2017全国卷Ⅲ,35(5) 学习探索 归纳与论证
原子晶体和分子晶体
及其计算 2016全国卷Ⅲ,37(5) 学习探索 归纳与论证
考情解读
高考怎么考
高考对本专题的考查以原子的核外电子排布、元素周期律、复杂离
子或分子的空间构型、晶体结构及其相关计算等为主,考查考生对微观
粒子结构和性质的认知能力。晶胞结构的相关计算是每年的必考考点,
涉及微观建模、数学分析、立体计算等,可以多角度、多层次考查考生
分析问题、解决问题的能力。
预计2022年高考会选择有社会价值或科研价值的新颖素材创设命题
情境,考查原子、分子结构,物质结构与性质等,有关四种晶体类型的考查
会更遵循新课标和新教材的变化,试题设计会更好地体现宏观辨识与微
观探析化学学科核心素养的要求。
考点1 原子结构与元素的性质
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考法1 基态原子核外电子排布
考法2 电离能和电负性的应用
考点2 分子结构与性质
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考法3 化学键类型的判断
考法4 分子(或离子)空间构型与中心原子杂化类型的判断
考法5 分子的性质
考点3 晶体结构与性质
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考法帮·解题能力提升
考法6 晶体类型的判断和晶体熔、沸点比较
高分帮 “双一流”名校冲刺
探模型·主题探究
模型5 有关物质结构与性质中四大晶体的计算模型
考点 1 原子结构与元素的性质
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1.能层、能级与原子轨道
(1)能层、能级和最多容纳电子数之间的关系
能层(n) 一 二 三 四 五 六 七
符号 K L M N O P Q
能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s …… ……
最多容纳的电
子数
2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 …… ……
2 8 18 32 2n2
电子离核远近 近→远
电子能量高低 低→高
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注意:能层数=电子层数,每个能层所包含的能级数=能层序数。
(2)原子轨道的形状和能量关系
①轨道形状
原子轨道 电子云轮廓图形状 轨道个数 原子轨道伸展方向数
s 球形 1 1
p 哑铃形(纺锤形) 3(px,py,pz) 3
d 5 5
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②能量高低
a.相同能层上原子轨道能量的高低:nsZn ③O
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命题角度2 第一电子亲和能
示例4 [2017全国卷Ⅱ,35(2),4分]元素的基态气态原子得到一个电子形成
气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分
元素的E1变化趋势如图所示,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呈现异常的原因是 。
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解析： 从图中可以看出,除N外,同周期元素随核电荷数的增大,E1逐渐增大,
这是因为原子半径逐渐减小,结合一个电子需要释放出更多的能量;N原子
的2p轨道处于半充满状态,不易再结合一个电子,故其E1呈现异常。
答案：同周期元素随核电荷数依次增大,原子半径逐渐变小,故结合一个电
子释放出的能量依次增大 N原子的2p轨道为半充满状态,具有额外稳定
性,故不易结合一个电子
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核心素养对接
核心素养之“证据推理与模型认知”——电子亲和能概念模型
元素的基态气态原子获得电子形成气态负离子时所放出的能量,叫电子
亲和能。一个基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出
的能量称为第一电子亲和能,用E1表示。元素的第一电子亲和能越大,表
示元素由气态原子得到电子生成负离子的倾向越大,该元素的非金属性
越强。
考点 2 分子结构与性质
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1.共价键
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注意：共价键的强弱与分子晶体的熔、沸点无关,与原子晶体的
熔、沸点有关。
2.分子极性的判断
分子总体来说是呈电中性的,但由于不同原子的电负性不同,分子
内部电荷的分布不一定对称,成键电子对偏向电负性较大的原子,
从而使分子有了极性分子与非极性分子之分。
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(1)根据空间构型判断
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注意：臭氧(O3)为单质分子,但属于极性分子。O3与SO2互为等电
子体,为V形分子,空间构型不对称。
(2)根据物质类别判断
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(3)判断ABn型分子的极性:一般情况下,若中心原子A的化合价的
绝对值等于该元素所在的主族序数,则该分子为非极性分子,否则
为极性分子。如CH4中C为-4价,碳元素化合价的绝对值等于其所
在的主族序数,则CH4为非极性分子;NH3中N为-3价,但氮元素为
第ⅤA族元素,氮元素化合价的绝对值不等于其所在的主族序数,
则NH3为极性分子。
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3.分子的立体构型 [重点]
(1)价层电子对互斥理论
①价层电子对是指分子中的中心原子上的电子对,包括σ键电子对和中
心原子上的孤电子对(即未形成共价键的电子对)。
②价层电子对数的计算
价层电子对数=σ键电子对数+中心原子上的孤电子对数
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其中:
a是中心原子的价电子数[阳离子要减去所带的电荷数、阴离子要加上所带
的电荷数(绝对值)];
b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(H为1,其他原子为“8-该
原子的价电子数”);
x为与中心原子结合的原子数。
如SO2中硫原子的孤电子对数为 ×(6-2×2)=1。
2
1
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深度学习·分析解释
在计算孤电子对数时,出现0.5或1.5,则把小数进位为整数,即1或2。如NO2
的中心原子N的孤电子对数为 =0.5≈1,价层电子对数为3。
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③价层电子对互斥模型(VSEPR模型)
价层电
子对数 孤电子对数 VSEPR模型名称 分子或离子的
空间构型 实例
2 0 直线形 直线形 BeCl2
3 0 平面三角形 平面三角形 BF3
1 V形 SnBr2
4
0
四面体形
正四面体形 CH4
1 三角锥形 NH3
2 V形 H2O
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核心素养对接
核心素养之“证据推理与模型认知”——利用价层电子对互斥
理解判断分子或离子构型解题模型
①杂化轨道数不同,轨道间的夹角不同,形成分子的空间结构不同。
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(2)杂化轨道理论
当原子成键时,原子内部能量相近的原子轨道相互混杂,形成与原
轨道数相等、能量相同的杂化轨道。
①杂化轨道数不同,轨道间的夹角不同,形成分子的空间结构不同。
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②杂化轨道只用于形成σ键或容纳未参与成键的孤电子对。
中心原子杂化轨道数计算方法:
杂化轨道数=σ键电子对数+孤电子对数
③中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断
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化学式 σ键电
子对数
孤电子
对数
价层电子
对数 杂化轨道数 杂化类型 分子空间构型
BeCl2 2 0 2 2 sp 直线形
SO2 2 1 3 3 sp2 V形
BF3 3 0 3 3 sp2 平面三角形
H2O 2 2 4 4 sp3 V形
NH3 3 1 4 4 sp3 三角锥形
CH4 4 0 4 4 sp3 正四面体形
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注意：价层电子对互斥理论能预测分子的立体构型,但不能解释分子的
成键情况,杂化轨道理论能解释分子的成键情况,但不能预测分子的立体
构型。两者相结合,具有一定的互补性,可简便、迅速、全面处理问题。
4.配位键与配位化合物 [近几年高考关注点]
(1)配位键
配位键是一种特殊的共价键,是由成键的一方提供孤电子对,另一方提供
空轨道而形成的,在分子或离子中都可能存在。只要电子接受体(分子、
原子或离子)有空轨道,电子给予体有孤电子对,两者就可以形成配位键。
常用“→”来表示配位键,箭头指向接受孤电子对的原子。
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(2)配位化合物
通常把金属离子(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称为配位化合物,
如[Cu(NH3)4]SO4。常见的配位化合物中,能够提
供孤电子对的配体:H2O、NH3、CO、F-、Cl-、
CN-、SCN-等。能够提供空轨道的中心原子(或离
子):一般是金属原子或离子,特别是过渡金属原子或
离子,如Fe、Ni、Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等。
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高考链接
1.[2020全国卷Ⅲ,35(2)节选]NH3BH3分子中,N—B化学键称为 键,
其电子对由 提供。
2.[2019全国卷Ⅰ,35(2)改编]乙二胺(H2NCH2CH2NH2)能与Mg2+、Cu2+
等金属离子形成稳定环状离子,其原因是 ,其
中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是 (填“Mg2+”或
“Cu2+”)。
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答案：1.配位 N 2.乙二胺的两个N提供孤电子对给金属离子
形成配位键 Cu2+(点拨:由于铜离子的半径大于镁离子,形成配位
键时头碰头重叠程度较大,因此与乙二胺形成的化合物稳定性相对
较高的是Cu2+)
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5.等电子体
(1)等电子体:原子总数相等、价电子总数相等的粒子互称为等电
子体。如N2与CO、O3与SO2是等电子体。等电子体具有相似的
化学键特征,它们的许多性质相近,例如CO和N2的熔、沸点等都非
常相近。
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注意 常见的等电子体汇总
微粒 价电子总数 空间构型
CO2、NO2+、N3-、N2O、CNO-、SCN- 16 直线形
CO32-、NO3-、SO3、BF3 24 平面三角形
SO2、O3、NO2- 18 V形
SO42-、PO43-、CCl4、SiF4、SiO44-、ClO4- 32 正四面体形
SO32-、ClO3- 26 三角锥形
CO、N2、CN-、C22- 10 直线形
CH4、NH4+、SiH4、BH4- 8 正四面体形
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(2)确定等电子体的方法
方法 具体阐释 示例
竖换法
把分子(或离子)中的某个原
子换成该原子同族的其他元
素原子
CO2 CS2,
O3 SO2
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方法 具体阐释 示例
横换法
①把分子(或离子)中的某
两个原子分别向前、向后
换成相邻主族元素原子;②
把分子(或离子)中的某个
原子换成相邻主族元素原
子,然后通过添加1个单位
的正、负电荷使价电子总
数相同
N2 CO
O3 NO2-
CH4 NH4+
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方法 具体阐释 示例
综合法
把分子(或离子)中的某个原
子换成其他主族元素原子,
然后通过添加正、负电荷
使价电子总数相同;把电荷
平均分配给其他原子,相当
于得到新的原子
SO42-
SiO44- SiF4
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考法3 化学键类型的判断
命题角度1 化学键类型的判断 [热点角度]
示例5 (1)已知: + 反应后
当σ键增加1 mol时,π键 (填“增加”或“减少”)的数目约为 。
(2)Fe3+与KSCN反应可生成红色的K3[Fe(SCN)6],K3[Fe(SCN)6]中的化学键类
型有 。写出一种与SCN-互为等电子体的分子的化学式: 。
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(3)金属Ni能与CO形成配合物Ni(CO)4。与CO互为等电子体的
一种分子为 (写化学式,下同),与CO互为等电子体的一种
离子为 。
(4)氟化铵(NH4F)可用作玻璃蚀刻剂、防腐剂、消毒剂等。氟化
铵中存在 (填标号)。
A.离子键 B.σ键 C.π键 D.氢键
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解析：(1)每生成1 mol氯吡苯脲,需要1 mol 2-氯-4-氨基吡啶、1 mol异
氰酸苯酯,反应过程中1个2-氯-4-氨基吡啶分子断裂1个σ键、1个异氰酸
苯酯分子断裂1个π键,生成1个氯吡苯脲分子时新形成2个σ键,所以当σ键
增加1 mol 时,π键减少的数目约为6.02×1023。(2)SCN-中存在共价
键,Fe3+与SCN-以配位键结合成配离子,K+与配离子之间以离子键的形式
结合,所以K3[Fe(SCN)6]中的化学键类型有离子键、共价键、配位键;寻找
SCN-的等电子体时,把N原子的价层电子增加1个,则与S原子的价层电子
数相等,即可写成CS2,同理可写出其他的等电子体N2O、CO2、COS等。
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(3)与CO互为等电子体的微粒有N2、CN-、等。(4)NH4F为离子
化合物,NH4+和F-形成离子键,NH4+的结构式为[ ]+,含有
σ键和配位键,配位键属于σ键。
答案：(1)减少 6.02×1023 (2)离子键、共价键、配位键
CS2(或N2O、CO2、COS,合理即可) (3)N2 CN-(或 C22-,合理
即可) (4)AB
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考点扫描
1.[2018全国卷Ⅱ,35(4)节选]气态三氧化硫以单分子形式存在,其中共价
键的类型有 种。
2.[2017全国卷Ⅲ,35(4)节选]Mn(NO3)2中的化学键除了σ键外,还存在
。
3.[2016全国卷Ⅰ,37(2)]Ge与C是同族元素,C原子之间可以形成双键、三
键,但Ge原子之间难以形成双键或三键。从原子结构角度分析,原因是
。
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答案：1.2 2.离子键和π键( 键) 3.Ge原子半径大,原子间
形成的σ单键较长,p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠,
难以形成π键
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命题角度2 大π键
示例6 [2017全国卷Ⅱ,35(3)改编]经X射线衍射
测得化合物R的晶体结构,其局部结构如图所示,
R中阴离子中的σ键总数为 个。分子中
的大π键可用符号 表示,其中m代表参与形
成大π键的原子数,n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可
表示为 ),则中的大π键应表示为 。
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解析：从题图可以看出:阴离子呈五元环状结构,其含有的σ键总数为5个;中
总价层电子数为5×5+1=26,5个σ键有10个电子,每个氮原子上有1对不与
分子平面垂直的孤电子对,因此5个平行p轨道中共有6个电子,形成的大π键
为 。
答案：5
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核心素养对接
核心素养之“证据推理与模型认知”——大π键概念模型
(1)定义:在多原子分子中,相互平行的p轨道发生电子云重叠而成
键,p轨道电子在多个原子间运动形成π型化学键,这种不局限在两
个原子之间的π键称为离域π键或共轭π键,简称大π键。
(2)表示符号: ,m表示相互平行的p轨道的数目,n表示相互平
行的p轨道中的电子数。理论计算证明nH2SO3,H2SeO4>H2SeO3,HNO3>HNO2,H3AsO4>H3AsO3,
HClO4>HClO3>HClO2>HClO等。
解释(以H2SO4>H2SO3为例):H2SO3中的S为+4价,而H2SO4中的S为+6价,正
电性更高,导致S—O—H中O的电子向S偏移,O—H键更易断裂,易电离出H+。
(2)同周期元素从左往右,其最高价含氧酸的酸性增强。如:HClO4>H2SO4等。
解释:Cl原子半径小于S原子半径,Cl的电负性大于S,Cl的化合价高于S,使
Cl—O—H中O的电子向Cl偏移,O—H键更易断裂,易电离出H+。
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(3)同主族元素从上到下,其最高价含氧酸的酸性减弱。
如:H2SO4>H2SeO4等。解释:S原子半径小于Se原子半径,S的电负
性大于Se,使S—O—H中O的电子向S偏移,O—H键更易断裂,易电
离出H+。
(4)多元弱酸的电离程度逐级减小。如:酸性H2SO3>HSO3-等(从物
质结构的角度解释)。解释:第一步电离后生成的负离子较难进一步
电离出带正电荷的氢离子。
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命题角度 分子间作用力对分子性质的影响
示例9 [高考组合](1)[2020全国卷Ⅱ,35(2),2分]Ti的四卤化物熔点如表所
示,TiF4熔点高于其他三种卤化物,自TiCl4至TiI4熔点依次升高,原因是 。
(2)[2018全国卷Ⅱ,35(3)改编]如图为S8的结构,
其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很
多,主要原因为 。
化合物 TiF4 TiCl4 TiBr4 TiI4
熔点/℃ 377 -24.12 38.3 155
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(3)[2016全国卷Ⅱ , 37(2)③,4分]氨的沸点 (填
“高于”或“低于”)膦(PH3),原因是 ;
氨是 分子(填“极性”或“非极性”),中心原子的
轨道杂化类型为 。
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解析：(1)TiF4为离子化合物,熔点高,TiCl4、TiBr4、TiI4为共价化合
物,TiCl4、TiBr4、TiI4为分子晶体,其结构相似,随相对分子质量的增大
分子间作用力增大,熔点逐渐升高,故熔点由高到低的顺序为TiF4>
TiI4>TiBr4>TiCl4。(2)S8和SO2均为分子晶体,分子间存在的作用力均
为范德华力,S8的相对分子质量大,分子间范德华力强,故熔点和沸点高。
(3)NH3分子间存在氢键,故沸点比PH3的高。NH3中N有一对孤电子对,
立体构型为三角锥形,因此NH3为极性分子,N的杂化轨道数为3+1=4,
杂化类型为sp3。
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答案：(1)TiF4为离子化合物,熔点高,其他三种均为共价化合物,随相对分子
质量的增大分子间作用力增大,熔点逐渐升高 (2)S8相对分子质量大,分子
间范德华力强 (3)高于 NH3分子间可形成氢键 极性 sp3
考点 3 晶体结构与性质
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1.四种晶体的特点比较
类型比较 离子晶体 金属晶体 分子晶体 原子晶体
构成微粒 阴、阳离子 金属阳离子、
自由电子 分子 原子
微粒间作用力 离子键 金属键 分子间作用力 共价键
熔、沸点 较高 有的高(如钨)、
有的低(如汞) 较低 很高
硬度 较大 有的高(如铬)、
有的低(如钠) 较小 很大
导电性 熔融或在水溶
液中导电 优良
本身不导电,溶于
水时发生电离后
可导电
绝缘体(或
半导体)
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注:在2017版课程标准和新教材中,将“原子晶体”更名为“共价晶体”,类
似这种说法要重视。
类型比较 离子晶体 金属晶体 分子晶体 原子晶体
延展性 无 优良 无 无
溶解性
大多数易溶于
极性溶剂,难溶
于有机溶剂
一般不溶于常
见溶剂,钠等活
泼金属可与水、
醇、酸反应
极性分子易溶于极性溶
剂;非极性分子易溶于非
极性溶剂
不溶于任何
溶剂
典型实例
强碱、绝大部
分盐、金属氧
化物
金属单质
大多数非金属单质、非
金属氧化物、酸(如
H2SO4)、非金属氢化物、
大多数有机物
金刚石、晶
体硅、SiC等
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2.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”
①无隙:相邻晶胞之间没有任何间隙。
②并置:所有晶胞平行排列,取向相同。
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3.与晶体有关的计算 [难点]
(1)均摊法原理
晶胞中任意位置上的一个粒子如果被n个晶胞所共有,则每个晶胞
对这个粒子分得的份额就是 。均摊法的应用如图所示。n
1
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(2)晶胞参数及相关计算
晶胞的形状和大小可以用6个参数来表示,包括晶胞的3组棱长a、b、c和3
组棱相互间的夹角α、β、γ,此即晶格特征参数,简称晶胞参数。
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①晶胞参数的计算方法
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②晶体密度的计算方法
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③金属晶体空间利用率的计算方法
空间利用率= ×100%
球体积:晶胞中所含金属原子的总体积
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考法6 晶体类型的判断和晶体熔、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
①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。
②原子晶体的构成微粒是原子,微粒间的作用力是共价键。
③分子晶体的构成微粒是分子,微粒间的作用力是范德华力。
④金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子,微粒间的作用力是金
属键。
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(2)依据物质的分类判断
①金属氧化物(如K2O、Na2O等),强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数的
盐是离子晶体。
②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。
③常见的单质类原子晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等,常见的化合物
类原子晶体有碳化硅、二氧化硅等。
④金属单质等是金属晶体。
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(3)依据晶体的熔、沸点判断
不同类型晶体熔、沸点大小的一般规律:原子晶体>离子晶体>分子晶
体。金属晶体的熔点差别很大,如钨、铂等熔点很高,铯等熔点很低。
(4)依据导电性判断
①离子晶体溶于水或处于熔融状态时能导电。
②原子晶体有的为非导体,有的为半导体。
③分子晶体为非导体,但分子晶体(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶
于水时分子内的化学键断裂形成自由移动的离子,也能导电。
④金属晶体是电的良好导体。
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(5)依据硬度和机械性能判断
一般情况下,硬度:原子晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体多数硬度
大,但也有较小的,且具有延展性。
注意：
1.一般情况下,常温时为气态或者液态的晶体属于分子晶体(Hg除外)。
2.AlCl3晶体虽然含有金属元素,但属于分子晶体,熔、沸点较低。
3.合金的硬度比其成分金属的大,熔、沸点比其成分金属的低。
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2.同种类型晶体的熔、沸点的比较 [高频]
(1)原子晶体
原子半径越小,键长越短,键能越大,熔、沸点越高。如熔点:金刚石>碳
化硅>硅。
(2)离子晶体
通常,离子所带的电荷数越多,离子半径越小,晶体的晶格能越大,离子晶
体的熔、沸点就越高,如熔点:MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。
(3)分子晶体
①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、
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沸点反常地高,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同分异构体的支链越多,熔、沸点越低。
(4)金属晶体
金属离子半径越小,所带电荷数越多,其金属键越强,熔、沸点就越高,如
熔、沸点:NaSO2 (2)离子键和π
键( 键) (3)H2O>CH3OH>CO2>H2 H2O与CH3OH均为极性分
子,H2O中氢键比甲醇多;CO2与H2均为非极性分子,CO2相对分子质量较
大、范德华力较大 (4) 金属 (5)GaF3为离子晶体,GaCl3为分子晶体
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模型3 有关物质结构与性质中四大晶体的计算模型
1.金属晶体及其计算
(1)常见金属晶体的四种堆积模型
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示例12 [2018全国卷Ⅲ,35(5),4分]金属Zn晶
体中的原子堆积方式如图所示,这种堆积方式
称为 。六棱柱底边边长为a cm,高为
c cm,阿伏加德罗常数的值为NA,Zn的密度为
g·cm-3(列出计算式)。
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考点扫描
[2016全国卷Ⅰ,37(6)改编]Ge单晶具有金刚石型结构。晶胞的原子坐标参数,
表示晶胞内部各原子的相对位置,如图所示为Ge单晶的晶胞,其中原子坐标
参数A为(0,0,0);B为( ,0, );C为( , ,0),则D原子的坐标参数为 。
晶胞参数,描述晶胞的大小和形状。已知Ge单晶的晶胞参数a=565.76 pm,其
密度为 g·cm-3(列出计算式即可)。
2
1
2
1
2
1
2
1
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答案
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2.离子晶体及其计算
(1)典型离子晶体模型
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(2)晶格能
①定义:气态离子形成1 mol离子晶体释放的能量。晶格能是反映离子晶体稳
定性的数据,可以用来衡量离子键的强弱,晶格能越大,离子键越强。
②影响因素:晶格能的大小与阴、阳离子所带电荷数,阴、阳离子间的距离,
离子晶体的结构类型有关。离子所带电荷数越多,离子半径越小,晶格能越大。
③对离子晶体性质的影响:晶格能越大,形成的离子晶体越稳定,而且熔点越
高,硬度越大。
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示例13 （1)[2018全国卷Ⅱ,35(5),4分]FeS2晶体的晶胞 (如图1所示)。
晶胞边长为a nm,FeS2相对分子质量为M,阿伏加德罗常数的值为NA,其
晶体密度的计算表达式为 g·cm-3;晶胞中Fe2+位于所形成的正八
面体的体心,该正八面体的边长为 nm。
图1 图2
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(2)[2017全国卷Ⅲ,35(5),4分]MgO具有NaCl型结构(如图2所
示),其中阴离子采用面心立方最密堆积方式,X射线衍射实验测
得MgO的晶胞参数为a=0.420 nm,则r(O2-)为 nm。
MnO也属于NaCl型结构,晶胞参数为a'=0.448 nm,则r(Mn2+)
为 nm。
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3.原子晶体和分子晶体及其计算
晶体 晶体结构 结构分析
原
子
晶
体
金
刚
石
(1)每个C原子与相邻的4个C原子以共价键结合,形成
正四面体结构;
(2)键角均为109°28';
(3)最小碳环由6个C原子组成且6个C原子不在同一
平面内;
(4)每个C原子参与4个C—C键的形成,C原子数与
C—C键数之比为1∶2;
(5)密度为 (a为晶胞参数,NA为阿伏加
德罗常数,下同)
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晶体 晶体结构 结构分析
原
子
晶
体
SiO2
(1)每个Si原子与4个O原子以共价键结合,形成正四
面体结构;
(2)每个正四面体占有1个Si原子,2个O原子,二氧化
硅晶体中Si原子与O原子的个数比为1∶2;
(3)最小环上有12个原子,即6个O原子,6个Si原子;
(4)密度为
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晶体 晶体结构 结构分析
原
子
晶
体
SiC、
BP、
AlN
(1)每个原子与另外4个不同种类的原子形成正四面
体结构。
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晶体 晶体结构 结构分析
分
子
晶
体
干冰
(1)每8个CO2分子构成立方体且在6个面的面心又各
有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;
(3)密度为
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拓展延伸 石墨晶体
1.石墨晶体属于混合晶体,呈层状结构,每一层内碳原子之间以共价键
的形式形成平面六元并环结构。
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2.平均每个正六边形拥有2个碳原子,1 mol石墨中有1.5 mol C—C
键;碳原子采取sp2杂化。
3.每一层内碳碳键的键长为1.42×10-10 m,比金刚石中碳碳键的键长
(1.54×10-10 m)短,所以石墨的熔点高于金刚石的熔点。层与层之间
以分子间作用力结合,所以硬度不大,有滑腻感,能导电。
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示例14 [2016全国卷Ⅲ,37(5)节选,2分]GaAs的熔点为1 238 ℃,
密度为ρ g·cm-3,其晶胞结构如图所示。Ga和As的摩尔质量分别
为MGa g·mol-1和MAs g·mol-1,原子半径分别为rGa pm和rAs pm,
阿伏加德罗常数值为NA,则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的
百分率为 。
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解法点睛·学习理解
计算时,若没有注意到1个晶胞中含有4个“GaAs”,则会错误地按
照1个“GaAs”进行计算;若没有注意到所给原子半径的单位是
pm,没有进行单位换算或没有正确进行换算(即1 pm=10-10 cm),
则会导致错误。
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