专题01 物质结构与性质（期末复习课件）高二化学下学期沪科版

这是一份高中化学期末复习专题课件，聚焦物质结构与性质，涵盖原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质三大模块，包含要点串讲、典例精析、举一反三及思维导图等学习支架，助力学生系统梳理知识。 资料特色突出，以化学观念为核心，通过电子排布三原理、杂化类型等系统讲解构建物质结构决定性质的认知，结合晶胞计算、配合物分析等实例培养科学思维与探究能力，思维导图帮助知识整合。能提升学生复习效率，为教师期末教学提供清晰框架与丰富素材。

物质结构与性质 专题一 考点串讲 举一反三 典例精析 要点精讲 思维导图 PPT下载 http:///xiazai/ 目 录 CONTENTS 1 原子结构与性质 2 分子结构与性质 3 晶体结构与性质 思 维 导 图 01 原子结构与性质 模板来自于：第一PPT https:/// 4 要点01 原子核外的电子排布 1.原子核外电子排布三原理 能量最低原理 原子核外电子尽可能占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。 泡利原理 1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。 洪特规则 电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同。 特例：若s、p、d轨道上全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)或全满(p6、d10、f14)，则结构较稳定！ 要点精讲 要点01 原子核外的电子排布 2.核外电子排布的表示方法的比较 原子(核素)符号 含义 在元素符号的左下方标明质子数、左上方标明质量数的一种图示即为原子符号 实例 8(16)O 电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式 实例   原子(离子)结构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 要点精讲 要点01 原子核外的电子排布 电子排布式   含义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子 排布式   含义 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子 排布式   含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式 实例 Al：3s23p1 电子排 布图 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 Al： 要点精讲 要点02 元素性质的周期性变化 1.元素周期表的结构 （1）原子核外电子排布与周期的划分 周期 外围电子排布 各周期增加的能级 元素种类 第ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数 一 1s1 1s2 2 1s 2 二 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8 三 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8 四 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18 五 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18 六 6s1 6s26p6 8 6s、4f、5d、6p 32 七 7s1 7s27p6 8 7s、5f、6d、7p 32 要点精讲 要点02 元素性质的周期性变化 （2）核外电子排布与族的关系 ①价电子：主族元素的价电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属元素原子的价电子排布为ns1。副族元素的价电子与其最外层电子和次外层电子有关(镧系、锕系元素还与次次外层的f电子有关)。如铁元素的价电子排布式为3d64s2。 ②主族元素的族序数=原子的最外层电子数。同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在ns或nsnp能级上。 主族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子构型 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 要点精讲 要点02 元素性质的周期性变化 ③稀有气体元素的价电子排布为ns2np6(He为1s2)。 ④过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵列原子的价电子排布基本相同。 族序数 ⅢB ⅣB … ⅦB 价电子构型 (n-1)d1ns2 (n-1)d2ns2 … (n-1)d5ns2 族序数 Ⅷ ⅠB ⅡB 价电子构型 (n-1)d6~8ns2 (n-1)d10ns1 (n-1)d10ns2 第ⅢB族~ⅦB族可失去ns和(n-1)d能级上的全部电子，最高正价数 = 族序数。 第Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n-1)d电子，其最高正价一般低于族序数（8），只有Ru和Os可表现出+8价。 第ⅠB族可失去ns电子和部分(n-1)d电子，所以第ⅠB族的族数<最高正价，第ⅡB族只失去ns2电子，第ⅡB族的族序数=其最高正价。 要点精讲 要点02 元素性质的周期性变化 2.原子半径 （1）影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数。 （2）影响方式：  注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。 要点精讲 要点02 元素性质的周期性变化 （3）微粒半径大小比较 范围 微粒半径的变化 举例 同周期(0族除外) 原子或离子半径从左到到右逐渐变小 Na＞Mg＞Al 同主族 原子或离子半径从上而下依次增大 Li＜Na＜K；Li＋＜Na＋＜K＋ 同元素 ①原子半径比其阳离子半径大 ②原子半径比其阴离子半径小 H＋＜H＜H－ 电子层结构相同离子 其核电荷数越大，离子半径越小 Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜F－＜O2－ 既不在同周期 又不在同主族 找与一种元素在同周期、与另一种元素在同主族的元素作参照物 如比较F、Na的原子半径，找Cl或Li作参照物：F＜Cl＜Na或F＜Li＜Na 要点精讲 要点02 元素性质的周期性变化 3.电离能与电负性 电离能 递变性 同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大 同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。 应用 ①判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱 ②判断元素的化合价：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1 电负性 递变性 同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大 同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势 应用 ①判断金属性怀非金属性强弱：金属的电负性通常小于1.8 ②判断元素在化合物中的价态：电负性大者显负价 ③判断化学键类型：两元素的电负性差值大于1.7为离子键 要点精讲 要点02 元素性质的周期性变化 4.主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原子结构  核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小 阴离子逐渐减小 r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大 性质  化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 第一电离能 有逐渐增大的趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增强 逐渐减弱 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐增强 阴离子还原性逐渐减弱 阳离子氧化性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 要点精讲 【典例01】磷酸铁锂电极材料主要用于各种锂离子电池。下列说法错误的是 A．基态Fe2+的价电子排布式为3d6 B．Li位于周期表s区 C．基态P原子的未成对电子数为5 D．基态C原子的电子有6种运动状态 C 典例精析 【典例02】 B 典例精析 【典例03】KH2PO4晶体具有优异的非线性光学性能，关于该物质涉及的元素，下列说法正确的是 A．电负性：P＞O＞H B．离子半径大小：K+＞P3-＞O2- C．基态K原子有19种不同运动状态的电子 D．基态P原子的价层电子轨道表示式： C 典例精析 【变式01】下列有关原子结构与性质的叙述中正确的是 A．同一能层中，p能级的能量一定比s能级的能量高 B．电子从基态跃迁到激发态时能产生发射光谱 C．用 表示基态P原子最外层电子排布违反能量最低原理 D．2s、3s、4s能级的轨道数目依次增多 A 举一反三 【变式02】下列Li原子的轨道表示式表示的状态中，能量最低的是 A．   B．   C．   D． D 举一反三 【变式03】一种高效消毒漂白剂的结构式如图所示。W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期主族元素，Y的s轨道电子总数与P轨道电子数相同，Y、Z不在同一周期。下列叙述错误的是 A．第一电离能：X<Y B．YW2分子的键角为180° C．简单氢化物的稳定性：W<Y D．简单离子半径：Z>X>Y A 举一反三 02 分子结构与性质 模板来自于：第一PPT https:/// 21 要点01 共价分子的空间结构 分类依据 形成共价键的 原子轨道重叠方式 形成共价键的 电子对是否偏移 原子间 共用电子对的数目 类型 σ键 π键 极性键 非极性键 单键 双键 三键 电子云 “头碰头”重叠 电子云“肩并肩”重叠 共用电子对发生偏移 共用电子对不发生偏移 原子间有一对共用电子对 原子间有两对共用电子对 原子间有三对共用电子对 s—s s—p p—p p—p 实例 H2 HCl Cl2 N2 HCl I2 HCl CH2＝CH2 CH≡CH 提醒 σ键和π键判断：①σ键稳定，π键活泼；②共价单键是σ键；③共价双键中有一个σ键和一个π键；④共价三键中有一个σ键和两个π键。 1.共价键键的类型 要点精讲 要点01 共价分子的空间结构 σ键和π键的识别和计算 σ键和π键的识别   键线式呈现的结构，不能忽略省去的碳氢键 含有苯环的结构，不能忽略苯环中的碳氢键 1 mol苯分子中含有σ键的物质的量为12 mol。乙炔分子中σ键和π键的数目之比是3∶2。HCOONa中σ键和π键的数目之比是3∶1 配合物中的σ键和π键(一般，配位键是σ键)   由内界与外界组成的配合物：内界和外界之间一般存在离子键，如[Cu(NH3)4]SO4中，[Cu(NH3)4]2＋与SO4(2－)之间是离子键，内界与外界中均含有σ键。1 mol [Cu(NH3)4]SO4中含有σ键的物质的量为20 mol 无外界的配合物，直接计算内界中的σ键数目。1 mol [Fe(CO)5]中含有σ键的物质的量为10 mol，π键的物质的量为10 mol 要点精讲 要点01 共价分子的空间结构 2.三种化学键比较 化学键类型 离子键 共价键 金属键 非极性键 极性键 配位键 成键本质 阴阳离子 的相互作用 共用电子对 金属阳离子与自由电子的强烈相互作用 共用电子对无偏向 共用电子对有偏向 共用电子对由一方提供 成键规律 活泼金属与 活泼非金属相结合 同种 非金属原子 不同 非金属原子 一方有孤对电子 一方有空轨道 金属元素 或不同的金属元素 形成物质 离子化合物 非金属单质 共价化合物 金属单质和合金 形成晶体 离子晶体 分子晶体或原子晶体 金属晶体 键的强弱 衡量 晶格能 键能或键长 原子化热 决定 因素 离子电荷越____高，半径越____小，离子键就越强 键长越____短，键能越____大，共价键越牢固，含有该键的分子越稳定 金属阳离子电荷越____大，半径越____小，金属键越强 特征 方向性 无 有 无 饱和性 无 有 无 要点精讲 要点01 共价分子的空间结构 3.键参数 概念 键参数对分子性质的影响 键长 分子中两个成键原子核间距离 反映共价键的强弱和分子的稳定性   键能 在101.3 kPa，298 K条件下，拆开1 mol共价键所需的能量。单位kJ·mol－1 键长越短，键能越大，化学键越强，形成的分子越稳定 键角 多原子分子中两个共价键之间的夹角 描述分子的空间构型和分子的极性 说明 键能与反应热：ΔH＝反应物键能总和－生成物键能总和 要点精讲 要点01 共价分子的空间结构 4.极性键和非极性键   非极性键 极性键 定义 由同种元素的原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移 由不同种元素的原子形成的共价键，共用电子对发生偏移 原子吸引电子能力 相同 不同 共用电子对位置 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强的原子一方 成键原子的电性判断依据 不显电性 显电性 举例 单质分子（如H2、Cl2）和某些化合物（如Na2O2、H2O2）中含有非极性键 气态氢化物，非金属氧化物、酸根和氢氧根中都含有极性键 要点精讲 要点01 共价分子的空间结构 指出下列分子或离子中的键数 微粒 N2 C2H2 O22＋ CO2 乙酸 CH2O σ键数目 1 3 1 2 7 3 π键数目 2 2 2 2 1 1 请完成下表： 微粒 CO H3O＋ NH3 CS2 SiCl4 NO2＋CO2 NH4＋ σ键 1 3 3 2 4 12 2 4 π键 2 0 0 2 0   2 0 形状 直线 三角锥形 三角锥形 直线 正四碳体 平面正六边形 直线 正四碳体 要点精讲 要点01 共价分子的空间结构 5.配合物 配合物的形成 ①成键方式：由提供孤电子对的配位体和提供空轨道的中心原子以配位键结合形成内界，内界与外界之间以离子键结合。 ②形成条件：中心原子必须存在___________孤电子对（通常在成键时进行杂化）；配位体必须存在___________空轨道。 配合物的组成 内界：①中心原子(提供空轨道)——配合物的中心。常见的是过渡金属的原子或离子，如：Pt、Ag＋、Fe3＋、Cu2＋，也可以是主族元素阳离子，如Al3＋形成的[AlF6]3－ 配位体(提供孤电子对)——指配合物中与中心原子结合的离子或分子。常见的有：阴离子，如：Cl－、CN－、SCN－ （配位原子——指配合物中直接与中心原子相联结的配位体中的原子，它含有孤电子对） ③配位数——配位体的数目 外界：内界以外的其他离子构成外界。有的配合物只有内界，没有外界。 配合物的电离 配合物的内界和外界通过离子键结合，在水溶液中完全电离；中心原子和配位体通过配位键结合，一般部分电离。[Ag(NH3)2]OH＝[Ag(NH3)2]＋＋OH－ 要点精讲 要点01 共价分子的空间结构 6.价层电子对互斥模型 （1）价层电子对数计算 价层电子对数(n) n＝σ键数＋中心原子上的孤电子对数 说明：σ键电子对数＝中心原子结合的原子数 中心原子上的孤电子对数(f) f＝2(1)(a－xb) ①a表示中心原子的价电子数 对于主族元素：a＝原子的最外层电子数 对于阳离子：a＝中心原子的价电子数－离子的电荷数 对于阴离子：a＝中心原子的价电子数＋离子的电荷数(绝对值) ②x表示与中心原子结合的原子数。 ③b表示与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(氢为1，其他原子＝8－该原子的价电子数) 要点精讲 要点01 共价分子的空间结构 （2）空间构型判断 价层电子对数 成键对数 孤电子对数 电子对空间构型(理想几何构型) 分子空间构型(实际几何械型) 实例 2 2 0 直线形 直线形 BeCl2 3 3 0 平面正三角形 三角形 BF3 2 1 V形 SnBr2 4 4 0 正四面体形 正四面体形 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 要点精讲 要点01 共价分子的空间结构 7.杂化类型与空间构型 杂化类型 sp sp2 sp3 用于杂化的原子轨道数 2 3 4 杂化轨道的数目 2 3 4 杂化轨道的空间分布 杂化轨道间的夹角 180° 120° 109°28′ 小于109°28′ 小于109°28′ 孤电子对对数 0 0 0 1 2 空间构型 直线形 平面三角形 四面体 三角锥形 V形 常见微粒 BeCl2 CO2 HCN C2H2 BF3 HCHO SO3 COCl2 C2H4 NO3－ CO32－ CH4 CCl4 CHCl3 PO43－ NH4＋ SO42－ NH3 NF3 H2O Cl2O 要点精讲 要点01 共价分子的空间结构 用价层电子对互斥理论和杂化轨道理论分析常见分子或离子的杂化方式和空间构型，理解两种理论之间的联系。 CO2 H2O BeCl2 PCl3 SO3 NH4＋ CO32－ 价层电子对 互斥理论 价层电子对数 2 4 2 4 3 4 3 空间构型 直线形 V形 直线形 三角锥形 平面三角形 正四面体 平面三角形 杂化轨道理论 杂化类型 sp sp3 sp sp3 sp2 sp3 sp2 要点精讲 要点02 分子结构与物质的性质 1.分子的极性 （1）极性分子：分子中的正电中心和负电中心不重合，使分子的某一个部分呈正电性(δ+),另一部分呈负电性(δ-),这样的分子是极性分子。   （2）非极性分子：分子中的正电中心和负电中心重合，这样的分子是非极性分子。   （3）分子极性的判断 ①化合价法判断： ABn型分子中，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，则为非极性分子，否则为极性分子。 ②根据键的极性、分子立体构型判断 要点精讲 要点02 分子结构与物质的性质 （4）键的极性对化学性质的影响 ①键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的极性而实现的，羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H+,则羧酸的酸性越大。 ②与羧基相邻的共价键的极性越大，过传导作用使羧基中羟基的极性越大，则羧酸的酸性越大。 ③烃基是推电子基团，即将电子推向羟基，从而减小羟基的极性，导致羧酸的酸性减小。一般地，烃基越长，推电子效应越大，羧酸的酸性越小。 要点精讲 要点02 分子结构与物质的性质 2.手性 （1）手性异构体与手性分子 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能叠合，互称手性异构体(或对映异构体)。有手性异构体的分子叫做手性分子。 要点精讲 要点02 分子结构与物质的性质 （2）手性分子的成因 当4个不同的原子或基团连接在同一个碳原子上时，这个碳原子是不对称原子。这种分子和它“在镜中的像”不能重叠，因而表现为“手性”。手性分子中的不对称碳原子称为手性碳原子。 （3）手性分子的判断 有机物分子具有手性是由于其分子中含有手性碳原子。如果1个碳原子所连接的4个原子或基团各不相同，那么该碳原子为手性碳原子，用*C来表示。如 R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团。所以，判断一种有机物是否为手性分子，就看其含有的碳原子是否连有4个不同的原子或基团。 要点精讲 要点02 分子结构与物质的性质 3.范德华力与氢键的比较   范德华力 氢键 概念 物质分子间存在的微弱相互作用 分子间（内）电负性较大的成键原子通过H原子而形成的静电作用 存在范围 分子间 分子中含有与H原子相结合的原子半径小、电负性大、有孤对电子的F、O、N原子 分类 ———— 分子内氢键和分子间氢键 特征 无方向性和饱和性 有饱和性和方向性 强度比较 比化学键弱得多 比化学键弱得多，比范德华力稍强 共价键＞氢键＞范德华力 影响因素 ①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大 ②分子的极性越大，范德华力越大 X—H…Y强弱与X和Y的电负及氢键数目 性质影响 随范德华力的增大，物质的熔沸点升高、溶解度增大 分子间氢键使物质熔沸点升高、硬度增大、水中溶解度增大；分子内氢键使物质熔沸点降低、硬度减小 要点精讲 【典例01】按要求回答问题： （1）1 mol HCHO分子中含有σ键的数目为_______NA。 （2）CS2分子中，共价键的类型有_______。 （3）下列物质中：①MgCl2；②Na2O2； ③CS2 ；④NaOH； ⑤H2，只存在极性键的是_______ (填序号，下同)，只存在非极性键的是_______，只存在离子键的是_______，既存在离子键又存在极性共价键的是_______，既存在离子键又存在非极性共价键的是_______。 （1）3 （2）极性键 （3）③ ⑤ ① ④ ② 典例精析 【典例02】用价层电子对互斥模型预测和的空间结构，两个结论都正确的是 A．直线形；正四面体形 B．V形；平面正方形 C．直线形；平面正方形 D．V形；正四面体形 D 典例精析 【典例03】下列对分子性质的解释中，不正确的是 A．F2、Cl2、Br2、I2熔点随相对分子质量增大而升高 B．乳酸( )分子中含有2个手性碳原子 C．碘易溶于四氯化碳，甲烷难溶于水都可用“相似相溶”原理解释 D．氨气极易溶于水、邻羟基苯甲醛的沸点低于对羟基苯甲醛都能用氢键来解释 B 典例精析 【变式01】对于ABn型分子下列说法正确的是 A．中心原子若通过sp3杂化轨道成键，则该分子一定为正面四体形结构 B．NH3为三角锥形，N发生sp2杂化 C．只要分子的空间结构为平面三角形，中心原子均为sp2杂化 D．中心原子是sp杂化的，其分子的空间结构不一定为直线形 C 举一反三 【变式02】下列关于物质的性质差异与结构因素匹配错误的是 B 性质差异 结构因素 A 熔点：AlF3远高于AlCl3 晶体类型 B 稳定性：NH3>PH3 氢键 C 溶解性：I2在CCl2中的溶解度大于在水中 分子的极性 D 酸性：甲酸(HCOOH)>乙酸(CH3COOH) 烃基的推电子效应 举一反三 【变式03】 B 举一反三 03 晶体结构与性质 模板来自于：第一PPT https:/// 44 要点01 晶体的认识 1.关于晶体与非晶体的认识误区 （1）同一物质的固体可以是晶体，也可以是非晶体，如晶体SiO2和非晶体SiO2。 （2）有着规则几何外形或者美观、对称外形的固体，不一定是晶体。例如，玻璃制品可以塑造出规则的几何外形，也可以具有美观对称的外观。 （3）具有固定组成的物质也不一定是晶体，如某些无定形体也有固定的组成。 （4）晶体不一定都有规则的几何外形，如天然的水晶球。 要点精讲 要点01 晶体的认识 2．晶胞中粒子数目的计算 （1）晶胞是最小的平行六面体，它有8个顶角，三套各4根平行棱，三套各两个平行面。 （2）均摊法确定晶胞中粒子的个数 若晶胞中某个粒子为n个晶胞所共用，则该粒子有n(1)属于这个晶胞。 长方体形(正方体形)晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献 注：①对于非立方晶胞，应视具体情况确定系数。晶胞不一定都是正方体 ②有关上述的计算必须明确：由晶胞构成的晶体，其化学式不是表示一个晶胞中含有多少个某原子，而是表示每个晶胞中平均含有各类原子的最简个数比。 要点精讲 要点01 晶体的认识 （1）测定仪器：X射线衍射仪 （2）测定方法 ①测定方法：X射线衍射仪 ②非晶体图谱中看不到分立的斑点或明锐的衍射峰 ③X射线衍射图谱的应用 经过计算可以从衍射图形获得晶体结构的相关信息。 要点精讲 要点02 常见的晶体类型 晶体 共价晶体 离子晶体 金属晶体 共价晶体 构成微粒 分子 阴、阳离子 金属离子、自由电子 原子 微粒间作用力 范德华力(少数有氢键) 离子键 金属键 共价键 性质 熔、沸点 较低 较高 一般较高 很高 硬度 小 略硬而脆 一般较大 很大 溶解性 相似相溶 多数溶于水 不溶，有些与水反应 不溶 机械加工性能 不良 不良 良好 不良 导电性 固态、液态均不导电，部分溶于水时导电 固态时不导电，熔融时导电，能溶于水的溶于水时导电 固态、熔融态时导电 大部分固态、熔融时都不导电 作用力大小规律 组成和结构相似的分子，相对分子质量大的范德华力大 离子所带电荷数多、半径小的离子键强 金属原子的价电子数多、半径小的金属离子与自由电子间的作用力强 共价键键长短(电子云重叠多)、原子半径小的共价键稳定 1．四种晶体的比较 要点精讲 要点02 常见的晶体类型 2．晶体类型的判断 ① 依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断 ② 依据物质的分类判断 ③ 依据晶体的熔点判断 离子晶体的熔点较高(如MgO的熔点为2 800 ℃，NaCl的熔点为801 ℃) 共价晶体的熔点高(如：金刚石的熔点为3 550 ℃) 分子晶体的熔点低(如：硫的熔点为112 ℃，沸点为444.6 ℃) 金属晶体的熔点差异大，如金属钨的熔点为3 380 ℃，金属铯的熔点为28 ℃ ④ 依据导电性判断 熔融状态能导电，为离子晶体 ⑤ 依据硬度判断 硬度大的为共价晶体或离子晶体 要点精讲 要点02 常见的晶体类型 2．晶体熔、沸点的比较 离子晶体 一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大（即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＞NaCl＞CsCl 原子晶体 原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔沸点越高，如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅 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 ④烷烃的同分异构体，支链越多，对称性强，熔、沸点越低 金属晶体 一般来说，金属阳离子半径越小，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属熔沸点就越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al 异类晶体 一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体，如SiO2＞NaCl＞CO2 要点精讲 要点02 常见的晶体类型 3.晶胞中粒子数目的计算方法——均推法 原则 晶胞任意位置上的一个粒子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个粒子分得的份额就是1/n 方法 长方体 非长方体(六棱柱晶胞) 要点精讲 【典例01】 C 典例精析 【典例02】磷青铜是铜与锡、磷的合金，质地坚硬，主要用作耐磨零件和弹性元件。某立方磷青铜晶胞结构如图所示，晶胞参数为apm(NA表示阿伏加德罗常数的值)，下列说法错误的是    A．Cu、Sn均为ds区元素 B．Sn和Cu间最短的距离为 C．晶胞中Sn周围距离最近且等距的Cu有12个 D．该晶体密度计算式为 A 典例精析 【变式01】我国科学家研究出一种磷化硼纳米颗粒作为高选择性CO2电化学还原为甲醇的非金属电催化剂，磷化硼晶胞结构如图所示，晶胞的棱边边长为a nm，NA为阿伏加德罗常数的值，下列说法错误的是    A．磷化硼晶体中共价键与配位键的数目之比为4:1 B．若氮化硼与磷化硼具有相似的结构，则的熔点比高 C．磷化硼晶体中，每个硼原子周围紧邻且距离相等的硼原子共有4个 D．磷化硼晶胞密度为 C 举一反三 【变式02】新型储氢材料是开发利用氢能的重要研究方向。某种新型储氢材料的晶胞如图，八面体中心为金属离子铁，顶点均为配体；四面体中心为硼原子，顶点均为氢原子。下列说法错误的是 A．材料中硼原子采用sp3杂化方式 B．化学式为 C．金属离子的价电子排布式为3d6 D．该化合物中存在离子键、极性键和配位键 B 举一反三 THANKS $