浙江版高考化學(xué)復(fù)習(xí)專題八化學(xué)鍵分子和晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)教學(xué)課件

專題八化學(xué)鍵分子和晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)考情分析

本專題內(nèi)容在浙江選考中的考查形式主要為1道化學(xué)用語表示的選擇題和1道物

質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)非選擇題,選擇題選項涉及化學(xué)鍵、電子式、化學(xué)鍵形成過程、分子的

空間結(jié)構(gòu)等知識,非選擇題考查比較綜合,涉及雜化方式、化學(xué)鍵、晶胞分析等知

識。非選擇題試題難度中等,但是涉及知識點(diǎn)較多,對基礎(chǔ)知識掌握的要求較高,考查

獲取有效信息、分析推理、遷移應(yīng)用的能力?？键c(diǎn)1化學(xué)鍵1.化學(xué)鍵的分類

2.共價鍵(1)共價鍵類型

注意共價鍵成鍵規(guī)律:共價單鍵是σ鍵;1個共價雙鍵中有1個σ鍵、1個π鍵;1個共價三鍵中有1個σ鍵、2個π鍵。(2)共價鍵的鍵參數(shù)及對分子性質(zhì)的影響

(3)配位鍵:一種特殊的共價鍵,由一方提供孤電子對,另一方接受孤電子對形成“電子對給予—接受”鍵。配位鍵可表示為A→B,其中A是能夠提供孤電子對的原子或離子,B是具有能夠接受孤電子對的空軌道的原子或離子。配合物:通常把金屬離子或原子(稱為中心離子或原子)與某些分子或離子(稱為配體或

配位體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物稱為配位化合物,簡稱配合物。如:

2.離子鍵、金屬鍵(1)離子鍵:陰、陽離子之間的靜電作用。成鍵條件為成鍵原子所屬元素電負(fù)性差值較

大。(2)金屬鍵:金屬陽離子和自由電子之間的一種電性作用,存在于同種金屬元素原子之

間或不同種金屬元素原子(合金)之間。3.物質(zhì)的表示方法(1)電子式:如Cl→,N2→,HCN→H,N2H4→H,HClO→H,Na2O2→Na+[]2-Na+,KOH→K+[]-等。

(2)結(jié)構(gòu)式:電子式中共用電子對用短線“—”代替,省略未成鍵電子,如HCl→H—Cl,

NH3→

,N2H4→

。電子式的書寫方法如下:考點(diǎn)2分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)1.價層電子對互斥(VSEPR)模型(1)理論要點(diǎn)①價層電子對在空間上彼此相距最遠(yuǎn)時,排斥力最小,體系的能量最低。②孤電子對的排斥力較大,孤電子對越多,排斥力越強(qiáng),鍵角越小。(2)中心原子價層電子對數(shù)(n)計算方法n=σ鍵電子對數(shù)+中心原子上的孤電子對數(shù)①計算法:中心原子上的孤電子對數(shù)=

(a-xb)。對于中性分子,式中a為中心原子的價電子數(shù);對于陽離子,a為中心原子的價電子數(shù)減去離子所帶的電荷數(shù);對于陰離子,a為中心原子的價電子數(shù)加上離子所帶的電荷數(shù)。x為與中心原子結(jié)合的原子數(shù)。b為與

中心原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù)。σ鍵電子對數(shù)由化學(xué)式確定,σ鍵電子對數(shù)=與中心原子結(jié)合的原子個數(shù)。②電子式或結(jié)構(gòu)式法:寫出電子式或結(jié)構(gòu)式,觀察σ鍵電子對數(shù)和中心原子上的孤電子

對數(shù),兩者相加即可。2.雜化軌道理論(1)理論要點(diǎn):中心原子上若干不同類型(主要是s、p軌道)、能量相近的原子軌道混合

起來,重新組合成同等數(shù)目、能量完全相同的新軌道。(2)雜化軌道類型(3)中心原子雜化軌道數(shù)的判斷雜化軌道用來形成σ鍵和容納孤電子對,所以有關(guān)系式:雜化軌道的數(shù)目=中心原子上的孤電子對數(shù)+中心原子的σ鍵電子對數(shù)(與中心原子直接相連的原子個數(shù))=中心原子的價層電子對數(shù)中心原子σ鍵電子對數(shù)232432中心原子孤電子對數(shù)001012VSEPR模型名稱直線形平面三角形四面體形分子或離子空間結(jié)構(gòu)直線形平面三角形V形四面體形三角錐形V形實例CO2C

SO2CH4NH3H2O中心原子價層電子對數(shù)(n)234中心原子的雜化軌道類型Spsp2sp3(4)分子(ABn型)、離子(A

型)的空間結(jié)構(gòu)分析示例3.分子間作用力(1)范德華力一般來說,組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì),相對分子質(zhì)量越大,范德華力越強(qiáng),物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)

越高;相對分子質(zhì)量接近時,分子極性越強(qiáng),范德華力越強(qiáng)。(2)氫鍵①概念:氫鍵是由已經(jīng)與電負(fù)性很大的原子形成共價鍵的氫原子與另一個電負(fù)性很大

的原子之間的作用力。②表示方法:X—H…Y—,X、Y可以是N、O、F,“—”表示共價鍵,“…”表示形成

的氫鍵。③分類:包括分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵兩種。④對物質(zhì)性質(zhì)的影響:分子間氫鍵使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高,在水中的溶解性增強(qiáng);分子

內(nèi)氫鍵使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)降低。⑤氫鍵不屬于化學(xué)鍵。4.分子的性質(zhì)(1)分子的手性當(dāng)碳原子所連接的四個原子或原子團(tuán)均不相同時,這樣的碳原子稱為手性碳原子(不

對稱碳原子)。含有手性碳原子的分子不一定為手性分子;有手性異構(gòu)體的分子為手

性分子。注意

手性碳原子一定是飽和碳原子。(2)分子的極性①極性分子:正、負(fù)電中心不重合。如NH3、H2O、HCl。②非極性分子:正、負(fù)電中心重合。如H2、Cl2、BF3、CH4、CO2。點(diǎn)撥

雙原子單質(zhì)分子為非極性分子,雙原子化合物分子為極性分子。(3)溶解性①“相似相溶”規(guī)律:非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑,極性溶質(zhì)一般能溶于極性

溶劑。如鹵素單質(zhì)可溶于CCl4,乙醇、甲醛可溶于水。②氫鍵:溶質(zhì)與溶劑形成氫鍵時可以增強(qiáng)溶質(zhì)的溶解性。5.超分子(1)概念:超分子是由兩種或兩種以上的分子通過分子間相互作用形成的分子聚集體。(2)超分子內(nèi)分子間的作用力:超分子內(nèi)部分子之間通過非共價鍵相結(jié)合,包括氫鍵、

靜電作用、疏水作用以及一些分子與金屬離子形成的弱配位鍵等。(3)超分子的應(yīng)用:在分子水平上進(jìn)行分子設(shè)計,有序組裝甚至復(fù)制出一些新型的分子

材料?？键c(diǎn)3晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)1.晶體(1)結(jié)構(gòu)特征:原子在三維空間里呈周期性有序排列。(2)性質(zhì)特征:有自范性、固定熔點(diǎn)、各向異性。(3)獲得途徑:熔融態(tài)物質(zhì)凝固、氣態(tài)物質(zhì)凝華、溶質(zhì)從溶液中析出。(4)結(jié)構(gòu)測定:X射線衍射實驗。2.晶胞(1)概念:描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。(2)常見晶胞在晶體中的排列呈“無隙并置”,一般為平行六面體。3.常見晶體結(jié)構(gòu)模型(1)二氧化碳型(分子間作用力只有范德華力,例如C60、H2S)

結(jié)構(gòu)特點(diǎn):①每個晶胞含4個CO2分子;②每個CO2分子周圍最近的CO2分子有12個。

結(jié)構(gòu)特點(diǎn):①每個碳原子與相鄰4個碳原子以共價鍵結(jié)合,形成正四面體結(jié)構(gòu),碳原子雜

化方式為sp3;②鍵角均為109°28';③最小碳環(huán)由6個碳原子組成且6個原子不在同一平

面內(nèi);④每個碳原子參與4個C—C鍵的形成,碳原子數(shù)與C—C鍵個數(shù)之比為1∶2,1mol

金剛石含2mol共價鍵;⑤每個晶胞含8個碳原子。(2)金剛石

結(jié)構(gòu)特點(diǎn):①每個Si與4個O以共價鍵結(jié)合,形成正四面體結(jié)構(gòu);②每個正四面體占有1個

Si,4個“

O”,n(Si)∶n(O)=1∶2;③最小環(huán)上有12個原子,即6個O、6個Si。(3)二氧化硅

結(jié)構(gòu)特點(diǎn):①Na+周圍最近的Cl-有6個、Cl-周圍最近的Na+有6個;②每個Na+(Cl-)周圍緊

鄰(距離最近且相等)的Cl-(Na+)構(gòu)成正八面體;③每個Na+(Cl-)周圍緊鄰的Na+(Cl-)有12

個;④每個晶胞中含4個Na+、4個Cl-。(4)氯化鈉型

結(jié)構(gòu)特點(diǎn):①Cs+周圍最近的Cl-有8個、Cl-周圍最近的Cs+有8個;②每個晶胞中含1個Cs+、1個Cl-。(5)氯化銫型4.過渡晶體和混合型晶體(1)過渡晶體:四類典型晶體是分子晶體、共價晶體、金屬晶體、離子晶體,大多數(shù)晶

體是它們之間的過渡晶體。離子晶體和共價晶體之間的過渡晶體中,化學(xué)鍵中離子鍵

成分的百分?jǐn)?shù)越大,過渡晶體在性質(zhì)上與純粹的離子晶體越接近,通常當(dāng)作離子晶體處理;離子鍵成分的百分?jǐn)?shù)越小,過渡晶體在性質(zhì)上與純粹的共價晶體越接近,通常當(dāng)

作共價晶體處理。注意

電負(fù)性的差值越大,離子鍵成分的百分?jǐn)?shù)越大。(2)混合型晶體:像石墨這樣,既有共價鍵又有范德華力,同時還存在類似金屬鍵的作用

力,兼具共價晶體、分子晶體、金屬晶體特征的晶體,稱為混合型晶體。5.典型晶體的結(jié)構(gòu)、微粒間作用力及性質(zhì)比較類型分子晶體共價晶體金屬晶體離子晶體實例CO2、H2O金剛石、SiO2Na、CuNaCl、CsCl構(gòu)成微粒分子原子金屬陽離子和自由電子陰、陽離子微粒間作用力分子間作用力(范

德華力或氫鍵)共價鍵金屬鍵離子鍵作用力強(qiáng)弱的影響因素相對分子質(zhì)量、分

子極性鍵長(原子半徑)離子半徑、價電子數(shù)離子半徑、離子所

帶電荷數(shù)導(dǎo)電性不導(dǎo)電,溶于水可

能導(dǎo)電一般不導(dǎo)電,個別為半導(dǎo)體導(dǎo)電固體不導(dǎo)電,在水溶液中或熔融狀態(tài)下導(dǎo)電溶解性相似相溶不溶于水不溶(活潑金屬與

水反應(yīng))多數(shù)易溶于水熔、沸點(diǎn)較低高差別較大較高硬度較小大一般較大(部分較小)較大1.判斷正誤,正確的畫“√”,錯誤的畫“×”。(1)NaCl的電子式為Na

。

(

)(2)HCl的形成過程:

。

(

)(3)P4中的共價鍵類型為非極性鍵。

(

)(4)Na2O2、CaH2中均有非極性共價鍵。

(

)(5)SiO2中Si—O的鍵能大于SiF4中Si—F的鍵能。

(

)(6)OF2是由極性鍵構(gòu)成的極性分子。(

)(7)乙炔分子中既有非極性鍵又有極性鍵,既有σ鍵又有π鍵。

(

)××√××√√(8)S2

和S

的空間結(jié)構(gòu)都是正四面體形。

(

)(9)具有規(guī)則幾何外形的固體一定是晶體。

(

)(10)通過X射線衍射實驗可以區(qū)分晶體和非晶體。

(

)(11)FeCl3常溫下為固體,熔點(diǎn)282℃,沸點(diǎn)315℃,在300℃以上易升華,易溶于乙醚、丙

酮等有機(jī)溶劑,則FeCl3晶體是分子晶體。

(

)(12)金屬晶體的熔點(diǎn)一定比分子晶體的熔點(diǎn)高。

(

)(13)

含3個手性碳原子。

(

)××√√×√2.下列物質(zhì)中屬于含有共價鍵的離子化合物的是(

)A.Na2O2B.H2SO4C.CH2Cl2D.SiC3.下列粒子的VSEPR模型為四面體形且其空間結(jié)構(gòu)為V形的是

(

)A.N

B.PH3C.H3O+D.OF2AD4.下列敘述正確的是

(

)A.HClO的結(jié)構(gòu)式為H—Cl—OB.核內(nèi)有33個中子的Fe表示為

FeC.NH2OH的電子式為

D.CH3CHO的球棍模型為

C5.下列物質(zhì)的性質(zhì)中,可證明某晶體是離子晶體的是

(

)A.易溶于水B.晶體不導(dǎo)電,熔融時能導(dǎo)電C.熔點(diǎn)較高D.晶體不導(dǎo)電,水溶液能導(dǎo)電B化學(xué)鍵C—HSi—HC

OC—OSi—OC—CSi—Si鍵能/kJ·mol-14113187993584523462226.由鍵能數(shù)據(jù)大小,不能解釋下列事實的是

(

)A.穩(wěn)定性:CH4>SiH4B.鍵長:

<C—OC.熔點(diǎn):CO2<SiO2D.硬度:金剛石>晶體硅C7.已知CH3COOH+Cl2

ClCH2COOH+HCl,ClCH2COOH的酸性比CH3COOH強(qiáng)。下列有關(guān)說法正確的是

(

)A.HCl的電子式為H+[：?：]-B.Cl—Cl鍵的鍵長比I—I鍵短C.CH3COOH分子中只有σ鍵D.ClCH2COOH的酸性比ICH2COOH弱B8.NaCl廣泛應(yīng)用于食品、氯堿工業(yè)等領(lǐng)域,其晶胞如下圖所示。下列說法不正確的是

(

)

A.a表示Cl-,b表示Na+B.每個晶胞中含有4個Cl-和4個Na+C.NaCl由固態(tài)變成氣態(tài),需要吸收能量破壞離子鍵D.基態(tài)Na+與Cl-最外層電子排布符合ns2np6,二者位于周期表的p區(qū)D考法1雜化軌道類型及分子極性的判斷一、雜化軌道類型判斷1.根據(jù)中心原子雜化軌道的空間結(jié)構(gòu)判斷雜化軌道的空間結(jié)構(gòu)四面體形平面三角形直線形中心原子的雜化軌道類型sp3sp2sp2.根據(jù)雜化軌道之間的夾角判斷雜化軌道之間的夾角109°28'120°180°中心原子的雜化軌道類型sp3sp2sp3.根據(jù)中心原子的價層電子對數(shù)判斷價層電子對數(shù)432中心原子的雜化軌道類型sp3sp2sp二、分子極性判斷1.共價鍵極性與分子極性的關(guān)系2.判斷ABn型分子極性的經(jīng)驗規(guī)律(1)若中心原子A的化合價絕對值等于該元素所在的主族序數(shù),則為非極性分子,否則為

極性分子。(2)若中心原子上無孤電子對,則該分子為非極性分子;有孤電子對,則為極性分子。例(2021山東,9,2分)關(guān)于CH3OH、N2H4和(CH3)2NNH2的結(jié)構(gòu)與性質(zhì),下列說法錯誤的是

(

)A.CH3OH為極性分子B.N2H4空間結(jié)構(gòu)為平面形C.N2H4的沸點(diǎn)高于(CH3)2NNH2D.CH3OH和(CH3)2NNH2中C、O、N雜化方式均相同

解題導(dǎo)引

題給三種物質(zhì)由—CH3、—OH、—NH2等組合而成,可遷移運(yùn)用CH4、H2O、NH3分子的結(jié)構(gòu)和性質(zhì),對選項進(jìn)行逐一分析和判斷。

解析

CH3OH可看成甲烷分子中的一個氫原子被羥基取代,正、負(fù)電中心不重合,故CH3OH為極性分子,A正確;N2H4中N原子上的價層電子對數(shù)為4,雜化方式為sp3,故所有

原子不可能共平面,B錯誤;N2H4可形成的分子間氫鍵數(shù)目多于(CH3)2NNH2,故沸點(diǎn)更

高,C正確;CH3OH和(CH3)2NNH2中C、O、N的雜化方式均為sp3,D正確。

答案

B快解方法“類比法”判斷中心原子的雜化軌道類型(1)由H2O中O原子的雜化方式,可推知—OH中O原子的雜化方式也為sp3;(2)由NH3中N原子的雜化方式,可推知—NH2中N原子的雜化方式也為sp3;(3)由CH4中C原子的雜化方式,可推知所有飽和碳原子的雜化方式都為sp3?？挤?鍵參數(shù)大小比較大π鍵分析一、鍵參數(shù)大小比較1.鍵長長短比較(1)看共價鍵鍵能,一般來說,共價鍵鍵能越大,鍵長越短。(2)看原子半徑,原子半徑越小,鍵長越短。(3)看成鍵數(shù)量,兩原子間成鍵數(shù)量越多,鍵長越短。(4)看其他原子的誘導(dǎo)效應(yīng),引入吸電子的原子或原子團(tuán),會使鍵長變短;引入供電子的

原子或原子團(tuán),會使鍵長變長。2.鍵角大小比較(1)不同雜化軌道類型的鍵角大小:sp>sp2>sp3。(2)(3)在同一分子中,多重鍵電子斥力大,鍵角大。例如二氯甲醛(COCl2)分子中鍵角大小:

單鍵—雙鍵>單鍵—單鍵。3.鍵能大小比較(1)共價鍵越穩(wěn)定,鍵能越大。(2)一般來說,鍵長越短,鍵能越大。二、大π鍵分析方法1.大π鍵的概念:3個及3個以上原子構(gòu)成的離子或分子中,原子有彼此平行的未參與雜

化的p軌道,這些p軌道相互重疊形成大π鍵,又稱為離域π鍵。2.大π鍵的形成條件:原子在同一平面,中心原子采取sp雜化或sp2雜化。3.大π鍵的表示:

(m指參與形成大π鍵的原子數(shù);n指參與形成大π鍵的電子數(shù),且n<2m,即參與形成大π鍵的電子數(shù)小于p軌道數(shù)目的2倍)。4.大π鍵中電子數(shù)的確定方法(1)電子式法:結(jié)合原子的電子式,分析原子在形成σ鍵后剩余的價電子,從而確定參與

形成大π鍵的電子數(shù)。以吡咯(

)為例,分析其中的大π鍵:第1步,找出吡咯分子中所有的σ鍵,并明確形成這些σ鍵時,成鍵原子雙方參與成鍵的價

電子。第2步,統(tǒng)計形成大π鍵的電子數(shù)。若原子在形成σ鍵后,只余1個單電子,則該電子參與

形成大π鍵,如吡咯中的碳原子;若無單電子,則最多有1個孤電子對參與形成大π鍵,如吡咯中的氮原子,如圖

,故吡咯分子中參與形成大π鍵的電子總數(shù)為1×4+2=6,即形成的大π鍵表示為

。(2)化合價法:結(jié)合化學(xué)式,明確各原子的化合價,即為參與成鍵的價電子數(shù),再分析原子

形成的σ鍵數(shù),大π鍵電子數(shù)=|化合價|-σ鍵數(shù),各原子求和后就可以確定參與形成大π鍵

的電子總數(shù)。以SO2為例,分析其中的大π鍵:第1步,判斷價態(tài):

。S的σ鍵數(shù)是2,大π鍵的電子數(shù)=4-2=2。O的σ鍵數(shù)是1,大π鍵的電子數(shù)=2-1=1。第2步,統(tǒng)計形成大π鍵的電子數(shù)。SO2分子中參與形成大π鍵的電子總數(shù)為1×2+2=4,即形成的大π鍵表示為

。注意

對于陰、陽離子,其參與形成大π鍵的電子數(shù)要相應(yīng)加上或減去其所帶電荷數(shù)。分子或離子大π鍵C6H6(苯)

CH2

CH—CH

CH2

SO2

O3

N

SO3

N

C

BF3

(3)常見分子或離子中的大π鍵例1(2022北京,15節(jié)選)(1)②H2O中O和S

中S均為sp3雜化,比較H2O中H—O—H鍵角和S

中O—S—O鍵角的大小并解釋原因

。

解題導(dǎo)引

中心原子雜化軌道類型相同時,孤電子對數(shù)越多,鍵角越小。

解析

(1)②H2O中O和S

中S均為sp3雜化,但是H2O中O有兩個孤電子對,而S

中S無孤電子對,孤電子對與孤電子對之間的斥力>孤電子對與成鍵電子對之間的斥力>成

鍵電子對與成鍵電子對之間的斥力,故H2O中

鍵角<S

中

鍵角。

答案

(1)②孤電子對有較大斥力,使

鍵角小于

鍵角例2(2020山東,7,2分)B3N3H6(無機(jī)苯)的結(jié)構(gòu)與苯類似,也有大π鍵。下列關(guān)于B3N3H6的

說法錯誤的是

(

)A.其熔點(diǎn)主要取決于所含化學(xué)鍵的鍵能B.形成大π鍵的電子全部由N提供C.分子中B和N的雜化方式相同D.分子中所有原子共平面

解題導(dǎo)引

B3N3H6(無機(jī)苯)的結(jié)構(gòu)與苯類似,這是解決本題的關(guān)鍵。

解析

A項,B3N3H6的結(jié)構(gòu)與苯類似,二者都屬于分子晶體,熔化過程中化學(xué)鍵不斷裂,熔點(diǎn)主要取決于分子間作用力;B項,B有3個價電子,分別與N、H形成3個σ鍵,因此形成

大π鍵的電子全部由N提供;C項,B和N周圍都形成3個σ鍵,余下電子形成大π鍵,因此N

與B都采取sp2雜化;D項,無機(jī)苯與苯結(jié)構(gòu)相似,分子中所有原子共平面。

答案

A考法3物質(zhì)熔、沸點(diǎn)高低的比較1.同類型晶體(1)共價晶體:成鍵原子半徑越小,鍵長越短,鍵能越大,晶體的熔、沸點(diǎn)越高。例如熔、

沸點(diǎn):金剛石>SiC>晶體Si。(2)離子晶體:一般陰、陽離子所帶的電荷數(shù)越多,離子半徑越小,離子鍵越強(qiáng),熔、沸點(diǎn)

越高。例如熔、沸點(diǎn):MgO>NaCl>CsCl。(3)分子晶體①首先看能否形成分子間氫鍵,能形成分子間氫鍵,則熔、沸點(diǎn)較高,形成的分子間氫鍵越多、越強(qiáng),則熔、沸點(diǎn)越高,例如熔、沸點(diǎn):H2O>H2S,HOCH2CH2OH>CH3CH2OH;若形成分子內(nèi)氫鍵反而會降低其熔、沸點(diǎn),例如熔、沸點(diǎn):鄰羥基苯甲醛<對羥基苯甲醛。②若不能形成氫鍵,對于組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì),相對分子質(zhì)量越大,范德華力越強(qiáng),熔、沸點(diǎn)越高,例如熔、沸點(diǎn):HI>HBr>HCl;相對分子質(zhì)量接近的物質(zhì),分子的極性越大,范德華力越強(qiáng),熔、沸點(diǎn)越高,例如熔、沸點(diǎn):CO>N2。(4)金屬晶體:金屬離子半徑越小,價電子數(shù)越多,金屬鍵越強(qiáng),熔、沸點(diǎn)越高。2.不同類型晶體熔、沸點(diǎn)高低一般規(guī)律:共價晶體>離子晶體>分子晶體。金屬晶體熔、沸點(diǎn)分布范圍

較廣。例(2022浙江1月選考,26,4分)(1)兩種有機(jī)物的相關(guān)數(shù)據(jù)如下表:物質(zhì)HCON(CH3)2HCONH2相對分子質(zhì)量7345沸點(diǎn)/℃153220HCON(CH3)2的相對分子質(zhì)量比HCONH2的大,但其沸點(diǎn)反而比HCONH2的低,主要原

因是

。(2)四種晶體的熔點(diǎn)數(shù)據(jù)如下表:物質(zhì)CF4SiF4BF3AlF3熔點(diǎn)/℃-183-90-127>1000CF4和SiF4熔點(diǎn)相差較小,BF3和AlF3熔點(diǎn)相差較大,原因是

。

解題導(dǎo)引

熔、沸點(diǎn)高低的比較方法:分析物質(zhì)所屬晶體類型→分析微粒間作用力→分析作用力的影響因素。

解析

(1)HCON(CH3)2和HCONH2都是分子晶體,相對分子質(zhì)量大的沸點(diǎn)反而低,考慮氫鍵的作用,HCONH2分子間存在氫鍵,所以沸點(diǎn)較高。(2)CF4、SiF4屬于分子晶體,

熔點(diǎn)主要取決于分子間作用力,對于結(jié)構(gòu)相似的分子晶體,相對分子質(zhì)量越大,分子間

作用力越強(qiáng),熔點(diǎn)越高,因兩者相對分子質(zhì)量相差不大,故熔點(diǎn)相差較小;BF3屬于分子

晶體而AlF3屬于離子晶體,后者熔化時破壞的是離子鍵,故熔點(diǎn)相差較大。

答案

(1)HCON(CH3)2分子間只有一般的分子間作用力,HCONH2分子間存在氫鍵,破壞一般的分子間作用力更容易,所以沸點(diǎn)低(2)CF4和SiF4都是分子晶體,結(jié)構(gòu)相似,分子間作用力相差較小,所以熔點(diǎn)相差較小;BF3

通過分子間作用力形成分子晶體,AlF3通過離子鍵形成離子晶體,破壞離子鍵需要能量

多得多,所以熔點(diǎn)相差較大微專題晶胞結(jié)構(gòu)分析與計算1.均攤法計算晶胞中粒子的數(shù)目(1)立方晶胞中某個微粒為n個晶胞所共用,則該微粒有

屬于這個晶胞。位置頂點(diǎn)棱上面上內(nèi)部貢獻(xiàn)1/81/41/21(2)非立方體形結(jié)構(gòu)單元若結(jié)構(gòu)單元不是立方體形,則微粒對結(jié)構(gòu)單元的貢獻(xiàn)視情況而定,計算頂點(diǎn)及側(cè)棱上的微粒時與立方晶胞有所不同。以如圖的正三棱柱形結(jié)構(gòu)單元為例,12個三棱柱才能將一個頂點(diǎn)完全蓋住,所以頂點(diǎn)

為12個結(jié)構(gòu)單元共用,側(cè)棱被6個結(jié)構(gòu)單元共用,上下邊被4個結(jié)構(gòu)單元共用,有A:4×

=

,B:3×

+6×

=2,C:1×1=1。因此,A、B、C三種微粒的個數(shù)比為1∶6∶3。2.立方晶胞中粒子周圍的粒子的個數(shù)判斷

(1)A周圍有4個B,B周圍有12個A(2)A周圍有2個C,C周圍有6個A(3)B周圍有6個D,D周圍有2個B(4)B周圍有8個C,C周圍有8個B(5)C周圍有12個D,D周圍有4個C(6)A周圍有4個D,D周圍有4個A3.截距法判斷原子的分?jǐn)?shù)坐標(biāo)(1)原子的分?jǐn)?shù)坐標(biāo):以晶胞參數(shù)為單位長度(不論晶胞邊長大小,都是1)建立的坐標(biāo)系。(2)確定某原子坐標(biāo)的方法:通過該原子可以作出三個平行于坐標(biāo)軸的平面,三個平面

在三條坐標(biāo)軸上的截距占晶胞邊長的分?jǐn)?shù),即該原子的分?jǐn)?shù)坐標(biāo)。如圖,設(shè)E點(diǎn)原子的

分?jǐn)?shù)坐標(biāo)為(0,0,0),通過B點(diǎn)原子的三個面分別是BEFC(在x軸上沒有截距)、BEGA(在

y軸上沒有截距)、BCDA(在z軸上的截距是1),故B點(diǎn)原子的分?jǐn)?shù)坐標(biāo)是(0,0,1);通過右

面心M點(diǎn)的三個面,在x軸上的截距是

,在y軸上的截距是1,在z軸上的截距是

,故M點(diǎn)原子的分?jǐn)?shù)坐標(biāo)是(

,1,

)。

4.晶體密度的計算根據(jù)晶體晶胞的結(jié)構(gòu)特點(diǎn)和有關(guān)數(shù)據(jù),求算晶體的密度或晶體晶胞的體積或晶胞參數(shù)

a(晶胞邊長)。對于立方晶胞,可建立如下求算途徑:

得關(guān)系式:ρ=

(a表示晶胞邊長,ρ表示密度,NA表示阿伏加德羅常數(shù),N表示一個晶胞所含基本粒子或特定組合的數(shù)目,M表示摩爾質(zhì)量)。注意單位換算:1pm=10-10cm=10-12m,1nm=10-7cm=10-9m。5.原子間距的計算已知立方晶胞的邊長為a