复习题优秀教学设计范文

第三章

晶体结构与性质

基础知识梳理

一.晶体常识

1.晶体与非晶体比较

晶体

结构特性

结构微粒在三维空间周期性有序排列

非晶体

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

无自范性、固定熔点、对称性、各向异性

注意

晶体自范性的本质原因是晶体中粒子在微观空间里周期性的有序排列。晶体对光线有衍射作用。区别晶体和非晶体最可靠的方法是进行X-涉嫌衍射实验。

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重复单元。晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”，即所有晶胞之间无任何间隙，都是平行排列且取向相同。

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，则该粒子有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。由晶胞得到的只是原子的最简整数比，

不是分子式。二.四种晶体的比较

类型

比较

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

原子

共价键

较大

金属阳离子和自由电子以金属键结合而形成的晶体

金属阳离子、自由电子

金属键

有的很大，有的很小

阳离子和阴离子通过离子键结合而形成的晶体

阴、阳离子

离子键

较大

分子晶体

原子晶体

金属晶体

离子晶体

结构

构成粒子

分子

粒子间相互作用力

分子间的作用力

性质

密度

较小

1

硬度

熔、沸点

溶解性

导电、传热性

较小

较低

相似相溶

一般不导电，溶于水后有的导电

无

大多数非金属单质(如P4)、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) 很大

很高

难溶于任何溶剂

一般不具有导电性

无

有的很大，有的很小

有的很高，有的很低

难溶于常见溶剂

电和热的良导体

良好

较大

较高

大多易溶于水等极性溶剂

晶体不导电，水溶液或熔融态导电

无

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

物质类别及举例

一部分非金属单金属单质与合质(如金刚石、硅、金(如Na、Al、晶体硼)，一部分Fe、青铜)

非金属化合物(如SiC、SiO2)

2．晶体熔、沸点高低的比较方法

(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、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低．

(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．如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅．原子晶体是一个“巨分子”，又称为共价晶体。

(3)离子晶体

一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞MgCl2，NaCl＞CsCl.离子间的静电作用包括引力和电子及核之间的斥力。

(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，支链越多，熔、沸点越低，如

CH3—CH2—CH2—CH2—CH3>

(5)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Na＜Mg＜Al. 三.几种典型的晶体模型

晶体

氯化钠晶体

晶体结构示意图

晶体中粒子分布详解

①每个晶胞中相关Na=4+5+4+13个、Cl=5+4+5=14个；每个晶胞中+-含有Na=12×1/4+1=4、Cl=8×1/8 +6×1/2= 4；②配位数

在氯化钠+-+晶体中，Na、Cl个数比为1:1，其配位数阴阳离子相等，每个Na--+周围吸引6个Cl，每个Cl周围吸引6个Na，他们的配位数都是6；++-③每个Na周围与它最近等距离的Na有12个，每个Cl最近等距离-的Cl也是12个。

+-

2

氯化铯晶体

①每8个Cs或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(Cl或Cs)，每个晶胞中相关Cl1个，Cs8个，含有Cl1++-个，Cs1个；②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Cs为8个，Cl也有+-6个；③Cs、Cl的配位数都是8。

氟化钙晶体

①F在立方体内部8个小立方体的中心，Ca位于立方体的顶点和面-2+-2+心；每个相关的F8个，Ca14个，含有F8个，Ca=8×1/8+6×1/2=42+-个，其化学式为CaF2.②由于CaF2晶体中Ca和F个数比为1:2，每-2+2+个F最近相邻的Ca为4个，即其配位数为4，而Ca最近相邻的---F为8个，即其配位数为8。③每个F最近等距离F为6个，每个2+-2+Ca

最近等距离Ca为12个。

每8个CO2构成立方体（即在立方体的顶点）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) 每个C与另4个C以共价键结合，采取sp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 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—C2键，采取sp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 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

3-2++-

二氧化碳

晶体

金刚石晶

体

石墨

晶体

SiO2

晶体

3