专题十一选修3第三单元.ppt

第三单元 分子结构与物质性质,1晶体与非晶体 (1)晶体与非晶体的区别,(2)得到晶体的途径 a 。 b气态物质不经液态直接凝固。 c溶质从溶液中析出。 (3)晶体的特点 a外形和内部质点排列的 性。 b晶体的许多物理性质如强度表现出 性。 c晶体具有自范性，即晶体能自发地呈现 的性质。,熔融态物质凝固,高度有序,各向异,几何多面体,(4)区别晶体和非晶体的方法 a熔点法：晶体的熔点较固定，而非晶体没有固定的熔点。 bX射线衍射法：当单一波长的X射线通过晶体时，会在记录仪上看到分立的斑点或谱线，而非晶体则没有。,2.晶胞 (1)概念 描述晶体结构的 。 (2)晶体中晶胞的排列无隙并置 a无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。 b并置：所有晶胞平行排列、取向相同。,基本单元,1分子晶体 (1)结构特点 a晶体中只含 。 b分子间作用力为 ，也可能有 。 c分子密堆积：一个分子周围通常有12个紧邻的分子。,分子,范德华力,氢键,(2)典型的分子晶体 a冰 水分子之间的主要作用力是 ，也存在范德华力，每个水分子周围只有4个紧邻的水分子。 b干冰 CO2分子之间存在 ，每个CO2分子周围有12个紧邻的CO2分子。,氢键,范德华力,2原子晶体 (1)结构特点 a晶体中只含原子。 b原子间以 结合。 c三维空间网状结构。 (2)典型的原子晶体金刚石 a碳原子取 杂化轨道形成共价键，碳碳键之间夹角为10928。 b每个碳原子与相邻的 个碳原子结合。,共价键,sp3,4,1金属键 (1)“电子气理论”要点 a该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。 b金属晶体是由 、 通过 形成的一种“巨分子”。 c金属键的强度差别很大。,金属阳离子,自由电子,金属键,(2)金属晶体的构成、通性及其解释,2.金属晶体的原子堆积模型 (1)二维空间模型 a非密置层，配位数为4。 b密置层，配位数为6。 (2)三维空间模型 a简单立方堆积 相邻非密置层原子的原子核在同一直线上，配位数为6。只有Po采取这种堆积方式。,b钾型(即A2型密堆积) 将非密置层上层金属原子填入下层的金属原子形成的凹穴中，每层都照此堆积。如Na、K、Fe等是这种堆积方式，配位数为8。 c镁型和铜型(即A3型最密堆积和A1型最密堆积) 密置层的原子按钾型堆积方式堆积。若按 的方式堆积为镁型，按 的方式堆积为铜型。这两种堆积方式都是金属晶体的 ，配位数均为12，空间利用率均为74%。,ABABAB,ABCABCABC,最密堆积,3离子晶体 (1)概念 a离子键： 间通过 (指相互排斥和相互吸引的平衡)形成的化学键。 b离子晶体：由阳离子和 通过 结合而成的晶体。,阴阳离子,静电作用,阴离子,离子键,(2)决定离子晶体结构的因素 a几何因素：即晶体中阴阳离子的半径比决定晶体结构。 b电荷因素，即阴阳离子电荷不同，配位数必然不同。 c键性因素：离子键的纯粹程度。 (3)一般物理性质 一般地说，离子晶体具有较高的 点和沸点，较大的 、难于压缩。这些性质都是因为离子晶体中存在着较强的离子键。若要破坏这种作用需要较多的能量。,熔,硬度,4晶格能 (1)定义 形成1摩尔离子晶体 的能量，单位kJmol1，通常取正值。 (2)大小及与其他量的关系 a晶格能是最能反映离子晶体 的数据。 b在离子晶体中，离子半径越小，离子所带电荷数越大，则晶格能越大。 c晶格能越大，阴、阳离子间的离子键就越 ，形成的离子晶体就越稳定，而且熔点高，硬度大。,气态离子,释放,稳定性,强,【例1】 (2009广东单科，27)铜单质及其化合物在很多领域有重要用途，如金属铜用来制造电线电缆，五水硫酸铜可用作杀菌剂。 (1)Cu位于元素周期表第B族。Cu2的核外电子排布式为_。 (2)右图是铜的某种氧化物的晶胞结构示意图，可确定该晶胞中阴离子的个数为_。,(3)胆矾CuSO45H2O可写成Cu(H2O)4SO4H2O，其结构示意图如下：,下列说法正确的是_(填字母)。 A在上述结构示意图中，所有氧原子都采用sp3杂化 B在上述结构示意图中，存在配位键、共价键和离子键 C胆矾是分子晶体，分子间存在氢键 D胆矾中的水在不同温度下会分步失去,(4)往硫酸铜溶液中加入过量氨水，可生成Cu(NH3)42配离子。已知NF3与NH3的空间构型都是三角锥型，但NF3不易与Cu2形成配离子，其原因是_。 (5)Cu2O的熔点比Cu2S的_(填“高”或“低”)，请解释原因_。,解析：(1)电子排布为结构化学中的重点。特别是24号、29号等存在半满和全满状态的元素。Cu2核外电子排布式书写应先写出Cu原子的电子排布，然后从外向内失去2个电子。,(3)H2O中氧原子采用sp3杂化， 中的氧不是。CuSO4应是离子晶体，不是分子晶体。 (4)NH3中的N原子的孤对电子提供电子，Cu2提供空轨道，形成配位键，而NF3中N原子的孤对电子被F元素吸引。 (5)离子晶体中，离子键越短，离子键越强，离子化合物熔点越高。,答案：(1)1s22s22p63s23p63d9或Ar3d9 (2)4 (3)BD (4)F的电负性比N大，NF成键电子对向F偏移，导致NF3中N原子核对其孤对电子的吸引能力增强，难以形成配位键，故NF3不易与Cu2形成配离子 (5)高 Cu2O与Cu2S相比，阳离子相同、阴离子所带电荷也相同，但O2的半径比S2小，所以Cu2O的晶格能更大，熔点更高,【例2】 (2009山东理综，32)C和Si元素在化学中占有极其重要的地位。 (1)写出Si的基态原子核外电子排布式_。 从电负性角度分析，C、Si和O元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为_。 (2)SiC的晶体结构与晶体硅的相似，其中C原子的杂化方式为_， 微粒间存在的作用力是_。,(3)氧化物MO的电子总数与SiC的相等，则M为_(填元素符号)。 MO是优良的耐高温材料，其晶体结构与NaCl晶体相似。MO的熔点 比CaO的高，其原因是_。 (4)C、Si为同一主族的元素，CO2和SiO2化学式相似，但结构和性质有 很大不同。CO2中C与O原子间形成键和键，SiO2中Si与O原子间 不形成上述键。从原子半径大小的角度分析，为何C、O原子间能 形成，而Si、O原子间不能形成上述键。_ _。,解析：(1)根据基态原子核外电子排布的规律去写；在C、Si和O元素中，吸引 电子的能力由强到弱的顺序是OCSi。 (2)在SiC晶体结构中，每个C原子与Si原子形成四个完全相同的CSi键，所以 C原子的杂化方式为sp3杂化。微粒间存在的作用力是共价键。 (3)SiC的电子总数为20，所以M的电子数为(208)12个，故M为Mg；MgO 和CaO均属于离子晶体，Mg2半径比Ca2小，MgO中离子键强，晶格能大， 故熔点高。 (4)键是由pp轨道肩并肩重叠而形成的，且键强弱与重叠的程度成正比。 而Si原子的原子半径较大，Si、O原子间距离较大，pp轨道肩并肩重叠程度 较小，不能形成稳定的键。,答案：(1)1s22s22p63s23p2 OCSi (2)sp3 共价键 (3)Mg Mg2半径比 Ca2小，MgO晶格能大 (4)C的原子半径较小，C、O原子能充分接近， pp轨道肩并肩重叠程度较大，能形成稳定的键 Si的原子半径较大， Si、O原子间距离较大，pp轨道肩并肩重叠程度较小，不能形成上述稳 定的键,一、用均摊法解析晶体的计算 1晶体：通过结晶得到的有规则几何外形的固体。其外形的规则是由其内在的粒子有序排列所决定的。 2晶胞：从晶体中“截取”出来具有代表性的最小重复单位。 3均摊法：是指每个晶胞平均拥有的粒子数目。如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有 属于一个晶胞。,(1)长方体形(正方体)晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献： 处于顶点的粒子，同时为8个晶胞共有，每个粒子对晶胞的贡献为 。 处于棱上的粒子，同时为4个晶胞共有，每个粒子对晶胞的贡献为 。 处于面上的粒子，同时为2个晶胞共有，每个粒子对晶胞的贡献为 。 处于体内的粒子，则完全属于该晶胞，对晶胞的贡献为1。 (2)非长方体形(非正方体)晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定。如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)对六边形的贡献为1/3。,二、晶体熔、沸点高低的比较 1不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律 原子晶体离子晶体分子晶体。 金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，如汞、镓、铯等 沸点很低。,2原子晶体 由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石石英碳化硅硅。 3. 离子晶体 一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则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：MgONaClCsCl。,4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H2OH2TeH2SeH2S。 (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SnH4GeH4SiH4CH4。 (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CON2，CH3OHCH3CH3。 (4)同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。 例如 CH3CH2CH2CH2CH3 ,5金属晶体 金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：NaMgAl。,1同类晶体物质熔沸点的变化是有规律的，试分析下列两组物质熔点规律性变化的原因： A组物质 NaCl KCl CsCl 熔点/K 1 074 1 049 918 B组物质 Na Mg Al 熔点/K 317 923 933,晶体熔沸点的高低，决定于组成晶体微粒间的作用力的大小。A组是_ 晶体，晶体微粒之间通过_相连，由库仑定律F_可知，离子 键由强到弱的顺序为_。B组晶体属_晶体，价电子数由多到少 的顺序是_，粒子半径由大到小的顺序是_，金属键强度由大到 小的顺序为_。,解析：A组为离子晶体，阴、阳离子之间通过离子键结合，强度可借助库仑定律比较：Fk ，由于NaCl、KCl、CsCl中的阴、阳离子所带电荷数相等，而r(Na)r(K)r(Cs)，所以F(NaCl)F(KCl)F(CsCl)，故熔点是逐渐降低的。B组为金属晶体，是由金属键相结合而成的，因为q(Na)q(Mg2)q(Al3)，而r(Na)r(Mg2)r(Al3)，所以金属键强弱顺序为NaMgAl，故其熔点是逐渐升高的。 答案：离子 离子键 NaClKClCsCl 金属 AlMgNa NaMgAl AlMgNa,2已知氯化铝的熔点为190(2.02105 Pa)，但它在180时开始升华。 (1)氯化铝是_(填“离子化合物”、“共价化合物”)。 (2)在500 K和1.01105 Pa时，它的蒸气密度(换算为标准状况时)为11.92 gL1， 试确定氯化铝在蒸气状态时的化学式为_，是_晶体。 (3)无水氯化铝在空气中剧烈“发烟”，其原因是_。 (4)设计一个可靠的实验，判断氯化铝是离子化合物还是共价化合物。 你设计的实验是_。,解析：(1)因氯化铝晶体的熔点低，并在180时开始升华，表明构成晶体的微粒间载体的作用较弱，可推断氯化铝为共价化合物。若为离子化合物，阴阳离子间的离子键较强，破坏离子键耗能量较多，熔沸点高。 (2)氯化铝蒸气的相对分子质量为： (AlCl3)11.9 gL122.4 Lmol1 267 gmol1，即相对分子质量为267。氯化铝的组成设为(AlCl3)n，则n 2，即分子式