高中化学 物质结构 元素周期律——分子结构和晶体结构

高中化学物质结构元素周期律——分子结构和晶体结构，包括分子间作用力、分子分类、晶体的特点、晶体与非晶体的本质差异等内容。

分子结构和晶体结构

• 知识梳理
  • 分子间作用力
    • 范德华力
    • 氢键
  • 分子分类
    • 非极性分子
      • 正负电中心重合。如CO2 O=C=O
    • 极性分子
      • 正负电中心不重合。如H2O
  • 晶体结构
    • 分子晶体含共价键或不含化学键
    • 晶体类型
      • 分子晶体
      • 原子晶体
      • 离子晶体
      • 金属晶体
  • 晶体的特点
    • 具有规则几何外形
    • 各向异性
    • 熔点固定
    • 能使X射线产生衍射
  • 晶体与非晶体的本质差异
    • 晶体
      • 原子在三维空间里呈周期性有序排列
    • 非晶体
      • 原子排列相对无序
  • 典型晶体结构
    • 分子晶体
      • 干冰
        • 1.面心立方结构
        • 2.8个CO2分子占据立方体的顶点
        • 3.6个面的中心各占据I个CO2子
        • 4.每个CO周围离该分子最近且距离相等的CO2分子有12个
    • 原子晶体
      • 金刚石
        • 1.每个C与4个C形成正四面体结构，空间发展为立体网状结构
        • 2.C原子数与C-C之比为1：2
        • 3.最小C环为六元环，每个C原子为12个六元环共用，每个六元环相当于1/2个C原子
        • 4.以Si原子代替C原子，即为晶体硅的结构
      • SiO2
        • 1.在晶体硅结构中每个Si-Si键中插入l个O原子
        • 2.1 mol SiO2晶体中有4 mol Si-O键
        • 3.在SiO2品体中，最小环为6个Si和6个O组成的12元环，每个12元环拥有Si原子数6×1/12=1/2个，氧原子数为6×1/6=1个
    • 金属晶体的四种堆积模型
      • 非密置层
        • 简单立方（P。）：配位数6
        • 体心立方（Na、K、Fe）：配位数8
      • 密置层
        • 立方最密堆积（Mg、Zn、Ti）：配位数12
        • 面心立方最密堆积（Cu、Ag、Au）：配位数12
    • 离子晶体
      • NaCI型
        • Na+配位数6,CI-配位数6，各自配体均构成正八面体
        • 每个晶胞实际占有
          • Na+:1+12×1/4=4个
          • CI-: 6×1+8×1/4=4个
      • CsCI型
        • Cs+、CI-配位数均为8，配体构成正六面体
        • 每个Cs+最近Cs+6个（上、下、左、右、前后）构成正八面体
        • 每个晶胞实际占有Cs*：8×1/8=1个；CI-：1个
• 学法指导
  • 分子极性
    • 种类
      • 极性分子
        • 含极性键的分子，键的极性不能抵消
      • 非极性分子
        • 只含非极性键的分子或含极性键，键的极性可抵消
    • 判断
      • 分子结构是否对称（或电荷分布是否均匀）
  • 常见分子构型
    • 正四面体形
      • P4、CH4、CCL4
    • 三角锥形
      • NH3、NCl3
    • 平面三角形
      • BF3、SO3
    • V形
      • H2O、SO2
    • 直线形
      • H2、O2、HCI、NO、乙烯气体等
  • 分子构型判断方法
    • 价层电子对互斥理论模型
  • 中心原子杂化方式的判断方法
    • ①求算价层电子对互斥理论n值
    • ②n=2,sp杂化 n=3,sp2杂化 n=4,sp3杂化
  • 晶体结构的相关计算
    • 晶体结构式的确定方法
    • 阿伏加德罗常数的求算
• 总结升华
  • 学习误区
    • 晶胞中粒子数的计算方法——均摊法
      • 顶点：1/8
      • 棱边：1/4
      • 面心：1/2
      • 体心：1
    • 每个Na+被6个Cl-包围着，同时每个C1-也被个6Na+所包围
    • 每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围
  • 知识提升
    • 晶体熔、沸点高低比较规律
      • 异类晶体
        • 一般规律，原子晶体>离子晶体>分子晶体。而金属晶体熔沸点差异较大
      • 同类晶体
        • 分子晶体：先看氢键，再看相对分子质量。规律：氢键>范德华力（范德华力又与相对分子质量成正比）
        • 离子晶体：阴、阳离子核间距越小，离子所带电荷数越多，即晶格能越大，熔沸点越高
        • 原子晶体：共价键键长越短，键越稳定，熔沸点越高
        • 金属晶体：金属原子半径越小，价电子数越多，金属键越强，熔沸点越高