第23讲 晶体结构与性质-【高效备考】2024年高考化学一轮复习讲义+分层练习

第23讲 晶体结构与性质 任务目标 1.了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别。 2.了解分子晶体、共价晶体、离子晶体、金属晶体结构与性质的关系。 3.了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。 考点一 晶体常识与四种晶体的比较必备知识 1．晶体 (1)晶体与非晶体 晶体 非晶体 结构特征 结构微粒在三维空间里呈周期性有序排列 结构微粒无序排列 性质 特征 自范性 有 无 熔点 固定 不固定 异同表现 各向异性 无各向异性 区别 方法 熔点法 有固定熔点 无固定熔点 X－射线 对固体进行X－射线衍射实验 (2)获得晶体的三种途径。 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。 2．四种晶体的比较 晶体类型 分子晶体 原子晶体 金属晶体 离子晶体 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 作用力 共价键 金属键 离子键 硬度 较小 很大 有的很大， 有的很小 较大 溶、沸点 较低 很高 有的很高、 有的很低 较高 溶解性 相似 相溶 难溶于一般溶剂 难溶于常见溶剂，有的与水反应 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，水溶液或熔融状态下导电 物质类别及实例 大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物(SiO2除外)、绝大多数有机物(有机盐除外) 部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼)，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) 3．晶体类型的5种判断方法 (1)依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断。 ①离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。 ②原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。 ③分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。 ④金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。 (2)依据物质的分类判断。 ①金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。 ②大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、几乎所有的酸、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，常见的化合类原子晶体有碳化硅、二氧化硅等。 ④金属单质是金属晶体。 (3)依据晶体的熔点判断。 ①离子晶体的熔点较高。 ②原子晶体的熔点很高。 ③分子晶体的熔点低。 ④金属晶体多数熔点高，但也有少数熔点相当低。 (4)依据导电性判断。 ①离子晶体溶于水及熔融状态时能导电。 ②原子晶体一般为非导体。 ③分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。 ④金属晶体是电的良导体。 (5)依据硬度和机械性能判断。 ①离子晶体硬度较大、硬而脆。 ②原子晶体硬度大。 ③分子晶体硬度小且较脆。 ④金属晶体多数硬度大，但也有硬度较小的，且具有延展性。 4．晶体熔、沸点的比较 (1)不同类型晶体熔、沸点的比较。 ①不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：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：(比较共价键强弱) 原子半径越小→键长越短→键能越大→共价键越强→熔、沸点越高。 如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅 ②离子晶体：(比较离子键强弱或晶格能大小) a．一般地说，阴、阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越大，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>NaCl>CsCl。 b．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：(比较分子间作用力大小) a．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、沸点反常地高。如沸点H2O>H2Te>H2Se>H2S。 b．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。 c．组成和结构不相似的物质