新人教版高中化学选择性必修第二册高中化学知识点填空04-第三章 晶体结构与性质（答案版）

第三章晶体结构与性质

第一节物质的聚集状态与晶体的常识

一、物质的聚集状态

1、20世纪前，人们以为分子是所有化学物质能够保持其性质的最小粒子，物质固、液、气三态的相互

转化只是分子间距离发生了变化。

2、20世纪初，通过X射线衍射等实验手段，发现许多常见的晶体中并无分子，如氯化钠、石墨、

二氧化硅、金刚石以及各种金属等。

3、气态和液态物质不一定都是由分子构成。如等离子体是由电子、阳离子和电中性粒子(分

子或原子)组成的整体上呈电中性的气态物质；离子液体是熔点不高的仅由离子组成的液体物质。

4、其他物质聚集状态，如晶态、非晶态、塑晶态、液晶态等。

二、晶体与非晶体

1、晶体与非晶体的本质差异

固体自范性微观结构

晶体有原子在三维空间里呈周期性有序排列

非晶体无原子排列相对无序

2、获得晶体的途径

(1)实验探究

实验内容实验操作及现象

加热自然冷却

获取硫黄晶体硫黄粉――→熔融态硫――――→淡黄色的菱形硫黄晶体

获取碘晶体

加热时，烧杯内产生大量紫色气体，没有出现液态的碘，停止加热，烧杯内

的紫色气体渐渐消褪，最后消失，表面皿底部出现紫黑色晶体颗粒

获取氯化钠晶体

在烧杯底部慢慢析出立方体的无色晶体颗粒

1

(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、晶体的特性

(1)自范性：晶体能自发地呈现多面体外形的性质。

(2)各向异性：晶体在不同方向上表现出不同的物理性质。

(3)固定的熔点。

4、晶体与非晶体的测定方法

测熔点晶体有固定的熔点，非晶体没有固定的熔点

测定方法

可靠方法对固体进行X射线衍射实验

三、晶胞

1、概念

描述晶体结构的基本单元。

2、晶胞与晶体的关系

一般来说，晶胞都是平行六面体，整块晶体可以看作是数量巨大的晶胞“无隙并置”而成。

(1)“无隙”是指相邻晶胞之间无任何间隙。

(2)“并置”是指所有晶胞都是平行排列的，取向相同。

(3)所有晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的。

3、晶胞中粒子数目的计算

(1)铜晶胞

①位于顶角上的铜原子为8个晶胞共有。

②位于面心上的铜原子为2个晶胞共有。

11

因此晶体铜中完全属于某一晶胞的铜原子数是8×＋6×＝4。

82

(2)NaCl晶胞

2

①Cl－位于顶点和面心，共有4个。

②Na＋位于棱上和体心，共有4个。

四、晶体结构的测定

1、常用仪器：X射线衍射仪。

2、测定过程：当单一波长的X射线通过晶体时，X射线和晶体中的电子相互作用，会在记录仪上产生

分立的斑点或者明锐的衍射峰。

3、作用：根据衍射图，经过计算可以获得晶体结构的有关信息。

第二节分子晶体与共价晶体

一、分子晶体

（一）分子晶体的概念与性质

1、分子晶体的概念

只含分子的晶体，或者分子间以分子间作用力结合形成的晶体叫分子晶体。

2、分子晶体中的粒子及粒子间的相互作用

3、常见的典型分子晶体

(1)所有非金属氢化物：如H2O、H2S、NH3、CH4、HX(卤化氢)等。

(2)部分非金属单质：如X2(卤素单质)、O2、H2、S8、P4、C60、稀有气体等。

(3)部分非金属氧化物：如CO2、SO2、NO2、P4O6、P4O10等。

(4)几乎所有的酸：如H2SO4、HNO3、H3PO4、H2SiO3等。

(5)绝大多数有机物：如苯、四氯化碳、乙醇、冰醋酸、蔗糖等。

4、分子晶体的物理性质

(1)分子晶体熔、沸点较低，硬度很小。

(2)分子晶体不导电。

(3)分子晶体的溶解性一般符合“相似相溶”规律。

5、分子晶体的判断方法

(1)依据物质的类别判断

部分非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物、几乎所有的酸、绝大多数有机物都是分子

晶体。

3

(2)依据组成晶体的粒子及粒子间作用判断

组成分子晶体的微粒是分子，粒子间的作用力是分子间作用力。

(3)依据物质的性质判断

分子晶体的硬度小，熔、沸点低，在熔融状态或固体时均不导电。

6、分子晶体熔、沸点高低的判断

(1)组成和结构相似，不含氢键的分子晶体，相对分子质量越大，范德华力越强，熔、沸点越高，

如I2＞Br2＞Cl2＞F2，HI＞HBr＞HCl。

(2)组成和结构不相似的分子晶体(相对分子质量接近)，分子的极性越大，熔、沸点越高，如CH3OH

＞CH3CH3。

(3)含有分子间氢键的分子晶体的熔、沸点反常升高，如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。

(4)对于有机物中的同分异构体，支链越多，熔、沸点越低，如CH3—CH2—CH2—CH2—CH3＞

＞。

(5)烃、卤代烃、醇、醛、羧酸等有机物一般随分子中碳原子数的增加，熔、沸点升高，如C2H6＞

CH4，C2H5Cl＞CH3Cl，CH3COOH＞HCOOH。

（二）典型的分子晶体的结构和性质

1、分子晶体的结构特征

比较项目分子密堆积分子非密堆积

微粒间作用力范德华力范德华力和氢键

通常每个分子周围有12个紧每个分子周围紧邻的分子数小于12个，

空间特点

邻的分子空间利用率不高

举例C60、干冰、I2、O2HF、NH3、冰

2、常见分子晶体的结构分析

(1)冰晶体

①结构：冰晶体中，水分子间主要通过氢键形成晶体。由于氢键具有一定的方向性，一个水分子

与周围四个水分子结合，这四个水分子也按照同样的规律再与其他的水分子结合。这样，每个O原子周围

都有四个H原子，其中两个H原子与O原子以共价键结合，另外两个H原子与O原子以氢键结合，使水

分子间构成四面体骨架结构。其结构可用下图表示。

②性质：由于氢键具有方向性，冰晶体中水分子未采取密堆积方式，这种堆积方式使冰晶体中水分子的空

4

间利用率不高，留有相当大的空隙。当冰刚刚融化成液态水时，水分子间的空隙减小，密度反而增大，

超过4℃时，分子间距离加大，密度逐渐减小。

(2)干冰

①结构：固态CO2称为干冰，干冰也是分子晶体。CO2分子内存在C==O共价键，分子间存在范德华力，

CO2的晶胞呈面心立方体形，立方体的每个顶角有一个CO2分子，每个面上也有一个CO2分子。每个CO2

分子与12个CO2分子等距离相邻(在三个互相垂直的平面上各4个或互相平行的三层上，每层上各4个)。

②性质：干冰的外观很像冰，硬度也跟冰相似，熔点却比冰低得多，在常压下极易升华，在工业上广泛用

作制冷剂；由于干冰中的CO2之间只存在范德华力不存在氢键，密度比冰的高。

二、共价晶体

（一）共价晶体概念及性质

1、共价晶体的结构特点及物理性质

(1)概念：相邻原子间以共价键相结合形成共价键三维骨架结构的晶体。

(2)构成微粒及微粒间作用

(3)物理性质

①共价晶体中，由于各原子均以强的共价键相结合，因此一般熔点很高，硬度很大，难溶于常

见溶剂，一般不导电。

②结构相似的共价晶体，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点越高。

2、常见共价晶体及物质类别

(1)某些单质：如硼(B)、硅(Si)、锗(Ge)、金刚石等。

(2)某些非金属化合物：如碳化硅(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)、氮化硅(Si3N4)等。

(3)极少数金属氧化物，如刚玉(α-Al2O3)等。

（二）常见共价晶体结构分析

1、金刚石晶体

5

金刚石晶体中，每个碳原子均以4个共价单键对称地与相邻的4个碳原子相结合，形成C—C—C

夹角为109°28′的正四面体结构(即金刚石中的碳采取sp3杂化轨道形成共价键)，整块金刚石晶体

就是以共价键相连的三维骨架结构。其中最小的环是六元环。

2、二氧化硅晶体

(1)二氧化硅晶体中，每个硅原子均以4个共价键对称地与相邻的4个氧原子相结合，每个氧原子与

2个硅原子相结合，向空间扩展，形成三维骨架结构。晶体结构中最小的环上有6个硅原子和6个

氧原子，硅、氧原子个数比为1∶2。

(2)低温石英的结构中有顶角相连的硅氧四面体形成螺旋上升的长链，而没有封闭的环状结构。这

一结构决定了它具有手性。

第三节金属晶体与离子晶体

一、金属键与金属晶体

1、金属键

(1)概念：“电子气理论”把金属键描述为金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，

被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。

(2)成键粒子是金属阳离子和自由电子。

(3)金属键的强弱和对金属性质的影响

①金属键的强弱主要决定于金属元素的原子半径和价电子数。原子半径越大、价电子数越少，金

属键越弱；反之，金属键越强。

②金属键越强，金属的熔、沸点越高，硬度越大。如：熔点最高的金属是钨，硬度最大的金

属是铬。

6

特别提醒：金属键没有方向性和饱和性。

2、金属晶体

(1)在金属晶体中，原子间以金属键相结合。

(2)金属晶体的性质：优良的导电性、导热性和延展性。

二、离子晶体

1、离子键及其影响因素

(1)概念：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键。

(2)影响因素：离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强。

特别提醒：离子键没有方向性和饱和性。

2、离子晶体及其物理性质

(1)概念：由阳离子和阴离子相互作用而形成的晶体。

(2)离子晶体的性质

①熔、沸点较高，硬度较大。

②离子晶体不导电，但熔化或溶于水后能导电。

③大多数离子晶体能溶于水，难溶于有机溶剂。

3、常见离子晶体的结构

(1)NaCl晶胞

NaCl晶胞如图所示，每个Na＋周围距离最近的Cl－有6个(上、下、左、右、前、后各1个)，构成正八

面体，每个Cl－周围距离最近的Na＋有6个，构成正八面体，由此可推知晶体的化学式为NaCl。

①每个Na＋(Cl－)周围距离相等且最近的Na＋(Cl－)是12个。

②每个晶胞中实际拥有的Na＋数是4个，Cl－数是4个。

234－

③若晶胞参数为apm，则氯化钠晶体的密度为g·cm3。

3－30

NA·a×10

(2)CsCl晶胞

CsCl晶胞如图所示，每个Cs＋周围距离最近的Cl－有8个，每个Cl－周围距离最近的Cs＋有8个，它们均

构成正六面体，由此可推知晶体的化学式为CsCl。回答下列问题：

7

①每个Cs＋(Cl－)周围距离最近的Cs＋(Cl－)有6个，构成正八面体。

②每个晶胞中实际拥有的Cs＋有1个，Cl－有1个。

168.5－

③若晶胞参数为apm，则氯化铯晶体的密度为g·cm3。

3－30

NA·a×10

三、过渡晶体与混合型晶体

1、过渡晶体

(1)四类典型晶体是分子晶体、共价晶体、金属晶体、离子晶体。

(2)离子晶体和共价晶体的过渡标准是化学键中离子键成分的百分数。离子键成分的百分数大，作为离

子晶体处理，离子键成分的百分数小，作为共价晶体处理。

(3)Na2O、MgO、Al2O3、SiO2、P2O5、SO3、Cl2O7七种氧化物中从左到右，离子键成分的百分数越来越小，

其中作为离子晶体处理的是Na2O、MgO；作为共价晶体处理的是Al2O3、SiO2；作为分子晶体处理

的是P2O5、SO3、Cl2O7。

2、混合型晶体——石墨

(1)结构特点——层状结构

①同层内，碳原子采用sp2杂化，以共价键相结合形成平面六元并环结构。所有碳原子的p轨

道平行且相互重叠，p轨道中的电子可在整个碳原子平面中运动。

②层与层之间以范德华力相结合。

(2)晶体类型

石墨晶体中，既有共价键，又有金属键和范德华力，属于混合型晶体。

(3)物理性质：①导电性，②导热性，③润滑性。

四、晶体类型的比较

1、四种晶体的比较

晶体分子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

范德华力(少数

微粒间作用力离子键金属键共价键

有氢键)

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

性质机械加

不良不良良好不良

工性能

固态、液态均固态时不导电，熔大部分固态、熔融

导电性固态、熔融态时导电

不导电，部分融时导电，能溶于时都不导电

8

溶于水时导电水的溶于水时导电

组成和结构相金属原子的价电子共价键键长短(电

离子所带电荷数

似的分子，相数多、半径小的金属子云重叠多)、原

作用力大小规律多、半径小的离子

对分子质量大离子与自由电子间子半径小的共价

键强

的范德华力大的作用力强键稳定

2、晶体类型的判断方法

(1)依据组成晶体的微观粒子和粒子间的作用判断

分子间通过分子间作用力形成的晶体属于分子晶体；由原子通过共价键形成的晶体属于共价晶体；由

阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体；由金属阳离子和自由电子通过金属键形成的晶体属于金

属晶体。

(2)依据物质的分类判断

①活泼金属的氧化物(如Na2O、MgO等)、强碱[如KOH、Ba(OH)2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、晶体硼、晶体硅等外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2

外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。

③常见的共价晶体单质有金刚石、晶体硼、晶体硅等；常见的共价晶体化合物有碳化硅、SiO2等。

④金属单质(除汞外)与合金均属于金属晶体。

(3)依据晶体的熔点判断

离子晶体的熔点较高，常在数百至几千摄氏度；共价晶体的熔点高，常在一千至几千摄氏度；分子晶

体的熔点较低，常在数百摄氏度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有熔点相当低的。

(4)依据导电性判断

离子晶体在水溶液中和熔融状态下都导电；共价晶体一般为非导体，但晶体硅能导电；分子晶体为非导体，

而分子晶体中的电解质(主要是酸和非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子，也能导电；

金属晶体是电的良导体。

(5)依据硬度和机械性能判断

离子晶体硬度较大或略硬而脆；共价晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆；金属晶体多数硬度大，

但也有硬度较小的，且具有延展性。

9

第四节配合物与超分子

一、配合物

1、配位键

(1)概念：由一个原子单方面提供孤电子对，而另一个原子提供空轨道而形成的化学键，即“电子对

给予—接受”键。

(2)表示方法：配位键常用A—B表示，其中A是提供孤电子对的原子，叫给予体，B是接受孤电子对

的原子，叫接受体。

＋＋

如：H3O的结构式为；NH4的结构式为。

(3)形成条件：形成配位键的一方(如A)是能够提供孤电子对的原子，另一方(如B)是具有能够接受孤电

子对的空轨道的原子。

①孤电子对：分子或离子中，没有跟其他原子共用的电子对就是孤电子对。如、、

分子中中心原子分别有1、2、3对孤电子对。含有孤电子对的微粒：分子如CO、NH3、H2O等，

－－－

离子如Cl、CN、NO2等。

②含有空轨道的微粒：过渡金属的原子或离子。一般来说，多数过渡金属的原子或离子形成配位键的数目

基本上是固定的，如Ag＋形成2个配位键，Cu2＋形成4个配位键等。

2、配合物

(1)概念：通常把金属离子或原子(称为中心离子或原子)与某些分子或离子(称为配体或配位体)以

配位键结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。如[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH等均为配合物。

(2)组成：配合物[Cu(NH3)4]SO4的组成如下图所示：

①中心原子：提供空轨道接受孤电子对的原子。中心原子一般都是带正电荷的阳离子(此时又叫中

心离子)，最常见的有过渡金属离子：Fe3＋、Ag＋、Cu2＋、Zn2＋等。

－

②配体：提供孤电子对的阴离子或分子，如Cl、NH3、H2O等。配体中直接同中心原子配位的原

子叫做配位原子。配位原子必须是含有孤电子对的原子，如NH3中的N原子，H2O中的O原子等。

4－2＋

③配位数：直接与中心原子形成的配位键的数目。如[Fe(CN)6]中Fe的配位数为6。

(3)常见配合物的形成实验

实验操作实验现象有关离子方程式

10

2＋

滴加氨水后，试管中首先出现蓝Cu＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋

＋

色沉淀，氨水过量后沉淀逐渐2NH4、Cu(OH)2＋4NH3===

2＋－2＋

溶解，得到深蓝色的透明溶液，[Cu(NH3)4]＋2OH、[Cu(NH3)4]＋

乙醇

滴加乙醇后析出深蓝色晶体2－

SO4＋H2O=====[Cu(NH3)4]SO4·H2O↓