物质结构与性质基础 （解析版）-高考化学热点题型专项复习训练

题型20物质结构与性质基础

目录

Ri考向归纳

....................................................................................................................29

【考向一】原子核外电子的排布.........................................................29

【考向二】元素的电离能、电负性及微粒半径的大小比较......................................31

【考向三】“两大理论”与微粒构型...........................................................34

【考向四】分子性质与微粒作用.............................................................38

【考向五】成键方式、晶体类型的判断......................................................40

【考向六】晶体化学式及粒子数确定........................................................43

【考向七】原子分数坐标分析方法...........................................................46

【考向八】有关晶胞参数的计算.............................................................49

【考向九】解释原因类简答题...............................................................55

02高考练场

.....................................................................................................................................................................................59

01考向归纳

【考向一】原子核外电子的排布

一——一

【典例1】短周期元素R基态原子最外层的p能级上有2个未成对电子。下列关于基态R原子的描述正确

的是

A.基态R原子核外电子的电子云轮廓图有两种：球形和哑铃形

B.基态R原子的价层电子排布式为ns2np2（n=2或3）

C.基态R原子的原子轨道总数为9

D.基态R原子的轨道表示式为血肛]|田1][

"想倒画阍

一j

1.能层、能级、原子轨道数及最多容纳电子数

能层—■二三四五

符号KLMNo

能级1s2s2p3s3P3d4s4p4d4f5s

包含原子轨道数11313513571

22626102610142

最多容纳电子数

2818322层

2.常见原子轨道电子云轮廓图

原子轨道电子云轮廓图形状轨道个数

s球形1

哑铃(或纺锤)形

p3（这，Py,pz）

3.基态原子的核外电子排布

(1)原子核外电子排布的“三规律”

能量最低原理原子核外电子总是优先占有能量最低的原子轨道

泡利原理每个原子轨道里，最多只能容纳2个自旋状态相反的电子

当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占

洪特规则

据一个轨道，而且自旋状态相同

(2)基态原子核外电子排布的四种表示方法

表示方法举例

电子排布式Cr：Is22s22P63s23P63d54sl

简化电子排布式Cu：[Ar]3di°4sl

价电子排布式Fe：3d64s2

电子排布图(或轨道表示式)。:曲面肃口

【易错点】原子轨道处于全空、半充满、全充满状态更稳定。Cr、Cu的电子排布式分别为Is22s22P63s23P63d54sl、

Is22s22P63s23P63小味1,而非Is22s22P63s23P63d44s2、Is22s22P63s23P63d94s2。

―—―

【变式1-1】通常情况下，原子核外p、d能级等原子轨道上电子排布为“全空”“半充满”“全充满”的时候更加

稳定，称为洪特规则的特例。下列事实能作为这个规则的证据的是

①某种激发态碳原子的电子排布式是Is22sl2P3而不是Is22s22P2

②基态Cu原子的电子排布式是[Ar]3di。4sl而不是[Ar]3d94s2

③基态He原子的电子排布式为Is2,基态H原子的电子排布式为1s1

④Fe2+容易失电子转变为Fe3+,表现出较强的还原性

A.①②④B.②④C.③④D.①②③

【变式1-2]（2023上•北京西城•高三北京育才学校校考期中）我国科研团队对嫦娥五号月壤的研究发现，

月壤中存在一种含“水”矿物下列化学用语或图示表达不正确的是

A.NaOH的电子式：Na+[:Q:H]'B.基态Fe?+的价电子排布式：3d54sl

C.HQ的VSEPR模型：D.基态S原子的价层电子的轨道表示式：O1^1I

QTQ3s3p

【考向二】元素的电离能、电负性及微粒半径的大小比较

“陋砌冏画

【典例2】（2024上•山东•高三统考期末）利用a粒子（即氢核;He）轰击不同原子，获得人工放射性元素1X和

/Z,合成反应如下：%+）；[Y+；Hef送Z+机。其中元素Y、Z的基态原子核外未成

对电子数之比为1：3.下列说法正确的是

A.基态原子第一电离能：Y<X<ZB.简单离子半径：X<Y<Z

C.简单阴离子还原性：X<ZD.X、Y的三氯化物分子构型相同

—■■~

1.元素第一电离能的递变性

（1）规律

同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势（注意第IIA族、第VA族的特殊性）；同主族元素自上而下，

第一电离能逐渐减小。

（2）特殊情况

当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（P°、d。、f0）、半充满（p3、d\f9和全充满（p6、dRf14）

的结构时，原子的能量较低，为稳定状态，该元素具有较大的第一电离能，如第一电离能：Be>B；Mg>Al；

N>0；P>So

（3）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/„+!»/„,则该元素的常见化合价为十〃。

2.元素电负性的递变性

（1）规律

同周期主族元素从左到右，电负性依次增大；同主族元素自上而下，电负性依次减小。

(2)应用

金属元素的电负性一般小于

L8,金属元素的电负性越

判断金属性小，金属元素越活泼

与非金属性

非金属元素的电负性一般大

的强弱

于1.8,非金属元素的电负性

越大，非金属元素越活泼

应

用

3.微粒半径的比较(以短周期为例)

(1)相同电性微粒半径大小的比较

①原子半径：左下角的钠最大

②阳离子半径：左下角的钠离子最大

③阴离子半径：左下角的磷离子最大

(2)不同电性微粒半径大小的比较

①同周期：阴离子半径〉阳离子半径，如Na+CCF

②同元素：电子数越多，微粒半径越大，如Fe2+>Fe3+

③同结构：质子数越多，离子半径越小，如Na+CCP-

【变式2-1](2024上•北京•高三统考期末)碑化钱(GaAs)太阳能电池大量应用于我国超低轨通遥一体卫星

星座。下列说法正确的是

A.原子半径：As>GaB.电子层数：As>Ga

C.电负性：As>GaD.单质还原性：As>Ga

【变式2-2](2024上•辽宁•高三校联考期末)某离子液体的阴离子结构如图所示，其中X、Y、Z、R、Q是

原子序数依次增大的短周期非金属元素，其中X原子的最外层电子中未成对电子数目与成对电子数目相同。

下列说法正确的是

RzZR

InO—

XQQ

R---Y--X

IUn

—

RZzR

A.电负性：Z>R>Q

B.简单离子半径：Q>Z>Y

C.五种元素形成的简单氢化物中沸点最高的是z

D.同周期主族元素中只有一种元素的第一电离能大于Z

【考向三】“两大理论”与微粒构型

「园画圄画

【典例3】(2024上•辽宁朝阳•高三统考期末)价层电子对互斥理论可以预测某些微粒的空间结构。下列说

法正确的是

A.C。?和SO?的键角相同

B.PCL和BF,均为非极性分子

C.NO；和NO2的空间结构均为平面三角形

D.NH3和NH：的VSEPR模型均为四面体形

提叁塑圈

—一

1.共价键

「特征：方向性和饱和性

键长、键能决定共价键稳定程度

键参数

键长、键角决定分子立体结构

(卜键：电子云“头碰头”重叠

(1)共价键〈

［兀键：电子右肩并肩重叠

类型4［极性键：不同原子间

极性［非极性键：同种原子间

、配位键：一方提供孤电子对，另一方提供空轨道

(2)◎键和兀键的判定

’共价单键：◎键

①《共价双键：1个◎键，1个兀键

、共价三键：1个◎键，2个兀键

②s-s、s-p、杂化轨道之间一定形成。键；p-p可以形成◎键，也可以形成无键(优先形成◎键，其余只

能形成7T键)。

2.与分子结构有关的两种理论

(1)杂化轨道理论

①基本观点：杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理；杂化轨道形成的共价键更加牢固。

②杂化轨道类型与分子立体构型的关系

杂化轨道类型杂化轨道数目分子立体构型实例

sp2直线形82、BeC12、HgC12

平面三角形BF>BCI3、CHO

232

sp3

V形SO2、SnBr2

四面体形CH4、CCI4、CH3CI

3三角锥形

sp4NH3、PH3>NF3

V形H2S、H2O

注意：杂化轨道数=与中心原子结合的原子数十中心原子的孤电子对数。

（2）价层电子对互斥理论

①基本观点：分子的中心原子上的价层电子对（包括◎键电子对和中心原子上的孤电子对）由于相互排斥,

尽可能趋向彼此远离。

②价层电子对数的计算

中心原子的价层电子对数=。键电子对数（与中心原子结合的原子数）+中心原子的孤电子对数=◎键电

子对数+；（a—H）

其中。为中心原子的价电子数，尤、6分别为与中心原子结合的原子数及与中心原子结合的原子最多能

接受的电子数（H为1,其他原子为“8—该原子的价电子数”）。微粒为阳离子时，中心原子的价电子数要减去

离子所带电荷数；微粒为阴离子时，中心原子的价电子数要加上离子所带电荷数。如SO2中硫原子的孤电

6一?x?6——1——3x1

子对数为F—=l;H3O+中氧原子的孤电子对数为一T^=l；co歹中碳原子的孤电子对数为

4+2-3X2

2

【易错点】在计算孤电子对数时，出现0.5或1.5,则把小数进位为整数，即1或2。如NO2的中心原子N

5—7x2

的孤电子对数为一百一=0.5句，则价层电子对数为3,故VSEPR模型为平面三角形，分子立体构型为V

形。

③利用价层电子对互斥理论判断分子（或离子）立体构型

价层电子对数孤电子对数分子（或离子）立体构型示例

0——O——0

20CO>BeCl

直线形22

30BF3、SO3、coF

平面三角形

31SO2

V形

40CH4、NHI、SOi>CC1

34

正四面体形

+

41NH3、PCb、H3O

三角锥形

V

42H2O、H2S

V形

【变式3-1］（2023上•山东•高三山东省实验中学校考）W、X、Z、Q、Y为原子序数依次增大的短周期主族

元素，其内层电子数之和为18,最外层电子数之和为28,它们所形成的阴离子具有很高的亲水性，可以作

为能源材料中的电解质，该离子结构如图所示。下列说法正确的是

QZZQ

A.YzZ：离子构型为四面体B.YWX-离子构型为V形

C.非金属性：X<W<QD.该阴离子中NY-X-Y为180。

【变式3-2］（2023上•河北邯郸•高三磁县第一中学校考）下列化学用语的表述正确的是

A.sp2杂化轨道模型:B.镀原子最外层电子的电子云图:

74

C.氨气分子的空间填充模型:质量数为127的碘原子:53I

【考向四】分子性质与微粒作用

【典例4】（2024•广西•统考模拟预测）下列有关物质结构与性质的说法错误的是

A.l易溶于CC14，可从k和CC1,都是非极性分子的角度解释

B.对羟基苯甲酸存在分子内氢键，是其沸点比邻羟基苯甲酸的高的主要原因

C.AgCl溶于氨水，是由于AgCl与NH3反应生成了可溶性配合物［AglNHs•Cl

D.熔融NaCl能导电，是由于熔融状态下产生了自由移动的Na+和C「

1.分子性质

（1）分子构型与分子极性的关系

非极性分子

1

单质----*,正负电荷中心重合----结构对称

tt

双原子分子多原子分子

II

化合物一正负电荷中心不重合一结构不对称

I

极性分子

（2）溶解性

“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂；若存在氢键，则溶剂

和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。

（3）无机含氧酸分子的酸性

无机含氧酸可写成（HO）,”RO〃，如果成酸元素R相同，则w值越大，R的正电性越高，使R—O—H中。的

电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H+,酸性越强，如酸性：HCIO<HCIO2<HCIO3<HCIO4o

2.范德华力、氢键、共价键的比较

范德华力氢键共价键

氢、氟、氮、氧原子（分

作用粒子分子或原子（稀有气体）原子

子内、分子间）

特征无方向性、无饱和性有方向性、有饱和性有方向性、有饱和性

强度比较共价键〉氢键〉范德华力

①随着分子极性和相对分子

对于A—H…B—,

质量的增大而增大成键原子半径越小，

影响强度A、B的电负性越大，B

②组成和结构相似的物质，相键长越短，键能越

的因素原子的半径越小，氢键键

对分子质量越大，范德华力越大，共价键越稳定

能越大

大

①影响物质的熔、沸点、溶解①影响分子的稳定

分子间氢键的存在，使物

对物质性度等物理性质②组成和结构性

质的熔、沸点升高，在水

质的影响相似的物质，随相对分子质量②共价键键能越大，

中的溶解度增大

的增大，物质的熔、沸点升高分子稳定性越强

【变式4-1］（2024上•江苏扬州•高三扬州中学校考）下列说法正确的是

A.键角：C12O>OF2B.酸性：CH3COOH>CH2FCOOH

C.分子的极性：。2>。3D.基态原子未成对电子数：Mn>Cr

【变式4-2］（2023上•北京西城•高三统考期末）下列事实不熊用氢键解释的是

A.密度：旦。⑴〉Hq（s）B.沸点：H2O>H2S

C.稳定性：HF>H2OD.溶解性（水中）：NH3>CH4

【考向五】成键方式、晶体类型的判断

'园画周画

【典例5】（2023上•北京•高三北京一七一中校考）用NA表示阿伏加德罗常数.下列说法正确的是

A.标准状况下，22.4L乙焕中。键数为3NA，"键数为2必

B.质量相同的H?。和D?。所含的分子数相同

C.同温同压下，相同体积的和CO?所含的原子数相同

D.12g金刚石中C—C键数为4名

"损画倒露一j

1.。键、兀键的判断

（1）由轨道重叠方式判断：“头碰头”重叠为◎键，“肩并肩”重叠为无键

（2）由共用电子对数判断：单键为◎键；双键或三键，其中一个为。键，其余为兀键

（3）由成键轨道类型判断：s轨道形成的共价键全部是◎键；杂化轨道形成的共价键全部为◎键

配合物中。键的算法配位键是一种特殊的共价键

ImolNi(CO)4中含___molo键4个CO中含有4个0键，外加4个配位键，也属于◎键，总共8个◎键

2.晶体类别的判断方法

（1）依据构成晶体的微粒和微粒间作用力判断

由阴、阳离子形成离子键构成的晶体为离子晶体；由原子形成的共价键构成的晶体为原子晶体；由分子

依靠分子间作用力形成的晶体为分子晶体；由金属阳离子、自由电子以金属键形成的晶体为金属晶体

（2）依据物质的分类判断

①活泼金属氧化物和过氧化物（如K2O、NazCh等），强碱（如NaOH、KOH等），绝大多数的盐是离子晶体

②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、绝大多数有机物的晶体是

分子晶体

③常见的单质类原子晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的化合物类原子晶体有SiC、SiO2>AIN、

BP、CaAs等

④金属单质、合金是金属晶体

(3)依据晶体的熔点判断

不同类型晶体熔点大小的一般规律：原子晶体〉离子晶体〉分子晶体。金属晶体的熔点差别很大，如鸨、

钳等熔点很高，艳等熔点很低

(4)依据导电性判断

①离子晶体溶于水及熔融状态时均能导电

②原子晶体一般为非导体

③分子晶体为非导体，但分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水时，分子内的化学

键断裂形成自由移动的离子，也能导电

④金属晶体是电的良导体

(5)依据硬度和机械性能判断

一般情况下，硬度：原子晶体〉离子晶体〉分子晶体。金属晶体多数硬度大，但也有较小的，且具有延展

【变式5-1](2023上•北京•高三北京市第一六一中学校考)下列化学用语或图示表达不正确的是

A.PO：的空间结构模型：

B,七0的VSEPR模型

c,二氧化碳的电子式：：6：：c：：6：

D.p-p兀键电子云轮廓图.

【变式5-2](2023上•湖南长沙•高三统考)下列有关晶体结构说法正确的是

A.在NaCl晶胞中，与Na*最邻近且等距离的Na+有6个

B.在干冰晶体中，每个晶胞拥有6个CO2分子

C.Cag晶胞中©a?+的配位数为4

D.该气态团簇分子的化学式为E&R

【考向六】晶体化学式及粒子数确定

一■—一

【典例6】(2024上•辽宁锦州•高三统考期末)一种由Mn、Se组成的化合物立方晶胞结构如图所示。已知

化合物的摩尔质量为睡/mol,晶胞参数为anm,阿伏加德罗常数的值为以。下列说法错误的是

A.该化合物的化学式可表示为MnSeB.与Se原子距离最近的Se原子有12个

C.Mn、Se原子的最近距离是Y^anmD.4M_3

晶胞密度为所不7cm

2

1.晶胞中微粒数目的计算方法—均摊法

(1)原则：晶胞中任意位置上的一个原子如果是被"个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份

额就是'

(2)方法:

①长方体(正方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算

a.处于顶点上的粒子，同时为8个晶胞所共有，每个粒子有方属于该晶胞

b.处于棱边上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子有:属于该晶胞

c.处于晶面上的粒子，同时为2个晶胞所共有，每个粒子有3属于该晶胞

d.处于晶胞内部的粒子，则完全属于该晶胞

②非长方体晶胞中粒子视具体情况而定

N-----顶点上：上

:棱上-----/12

三棱柱:面上-----------棱上：i

<——内部：1

:底面-----

棱上---）---顶点上:\

卜棱上3

六棱柱手侧面一11

-J.-------1

1、、

余底面——内部:1

石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点（1个碳

平面型二原子）被三个六边形共有，每个六边形占上

2,熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目

晶体金刚石

NaClCsClZnSCaF2

/1

c

一了二一

：Q2

£二oS-

晶体结构5OCa2+

''0，•Zn2+

w<■%o1

•Na+OC1-

4个Na+,1个Cs+,4个S2一,4个Ca2+,

粒子数目8个C

4个cr~1个c「4个Zn2+8个广

晶体简单立方体心立方面心立方氮化硼干冰

±j-----------------±j

/9J-

晶体结构J—〕w

JV

aJU

粒子数目

1个原子2个原子4个原子4个B,4个N4个CO2

【变式6-1］（2023上•北京顺义•高三北京市顺义区第一中学校考期中）硅烷（SiH4）可用于制造高纯硅，

而SiH,可由硅化镁（熔点1102℃）制得，硅化镁晶体的晶胞如图所示，每个Mg原子位于Si原子组成的四

面体中心。下列说法不正颐的是

A.硅化镁可能为分子晶体B.硅化镁的化学式为Mg?Si

C.每个晶胞中含有8个Mg原子D.每个Si原子周围距离最近且等距的Mg原子有8个

【变式6-2］（2023上•山东•高三校联考）钙钛矿具有独特的晶体结构，广泛应用于传感器、固体电阻器等诸

多领域。图1、2均为钙钛矿型化合物，其中图1中另两种离子为。2-、口4+,图2中另两种离子为「和Pb2+。

下列说法错误的是

A.钛酸钙的化学式为CaTiOsB.图2中，Y为Pb"

C.CH3NH；中含有配位键D.晶胞中与每个Ca2+紧邻的一有12个

【考向七】原子分数坐标分析方法

【典例7］（2023上•黑龙江•高三牡丹江一中校考期末）碑化镉晶胞结构如图，图1中“①”和"②”位是“真空”,

333

晶胞参数为apm,建立如图2,①号位的坐标为（1，-）«已知：碎化镉的摩尔质量为NA为

阿伏加德罗常数的值,下列说法错误的是

•AsoCd

图1图2

A.碑化镉中Cd与As原子个数比为3：2

B.两个Cd原子间最短距离为0.5apm

C.③号位原子坐标参数为(；，1,；)

D.该晶胞的密度为M(axlO—io)3r3

MMMM

一..j

1.原子分数坐标参数

(1)含义：以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称为原子分数坐标

(2)原子分数坐标的确定方法

①依据己知原子的坐标确定坐标系取向

②一般以坐标轴所在正方体的棱长为1个单位

③从原子所在位置分别向小y、z轴作垂线，所得坐标轴上的截距即为该原子的分数坐标

(3)示例

晶胞中原子坐标

A(0,0,0),B(0,1,0),C(l,1,0),D(l,0,0),

E(0,0,1),F(0,1,1),G(l,1,1),H(l,0,1),

/上、/13),上面心：g,1),

体心：份29下面心:0)，

左面心：(g,0,1),右面心：(1,1,1),3,

前面心:(1，2,

后面心：(0,?2)

2.典型晶胞结构模型的原子分数坐标

若1(0,0,0),13(^,3，0)，12(1,2),则15的原子分数

坐标为g,1,;),11为(-

r7D

（4）金刚石晶胞结构模型的原子坐标和投影图

粒子坐标

若a原子为坐标原点，晶胞边长的单位为1,则原子1、2、3、

13313331

--X-X&--

甲

4的坐标分别为（4，7>7）>7甲7I4

4?4?

【变式7-1］（2023上•河南濮阳•高三濮阳一高校考期中）硒化锌是一种重要的半导体材料，其晶胞结构如

图甲所示。已知晶胞参数为qnm,乙图为晶胞的俯视图，a点的原子分数坐标为（0,0,0）。

甲

下列说法正确的是

A.晶胞中硒原子的配位数为12

B.晶胞中d点的原子分数坐标为

C.相邻两个Zn原子的最短距离为5nm

D.Zn和Se在元素周期表中分别位于d区与p区

【变式7-2］（2024上•黑龙江齐齐哈尔•高三齐齐哈尔市第八中学校校考）一种铜的澳化物晶胞结构如图所

示。下列说法正确的是

P(0,0,0)

A.该化合物的化学式为CuBrz

B.铜原子的配位数为12

C.与每个Br紧邻的Br有6个

D.由图中P点和Q点原子的分数坐标，可确定R点原子的分数坐标为(；，y,y)

444

【考向八】有关晶胞参数的计算

【典例8】科学家合成了一种高温超导材料，其晶胞结构如图所示，该立方晶胞参数为apm。阿伏加德罗常

数的值为NA。下列说法错误的是

A.晶体最简化学式为KCaB6c$

B.晶体中与K+最近且距离相等的Ca＞有6个

C.晶胞中B和C原子构成的多面体有14个面

2.17X1032_

D.晶体的密度为一―g-cm3

a-NA

遑］周随籍

1.典型晶体模型

晶体晶体结构晶体详解

7(1)每个Na+(C「)周围等距且紧邻的C「(Na+)有

离子NaCl

6个，每个Na+周围等距且紧邻的Na+有12个;(2)

(J£

晶体型•LQ——

每个晶胞中含4个Na+和4个C1

1(1)每个Cs+周围等距且紧邻的C「有8个，每个

G

通Cs+(C「)周围等距且紧邻的Cs+(C厂)有6个；(2)

X1

CsCl型I

0如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs+、1个C1

,6o

在晶体中，每个F吸引4个Ca2+,每个Ca2+吸引

CaF2型

If8个F,Ca2+的配位数为8,『的配位数为4

简单立方堆

典型代表为Po,空间利用率为52%,配位数为6

积

5

体心立方堆典型代表为Na、K、Fe,空间利用率为68%,配

积位数为8

金属

晶体

六方最密堆o^=c典型代表为Mg、Zn、Ti,空间利用率为74%,配

o

积J位数为12

p

面心立方典型代表为Cu、Ag、Au,空间利用率为74%,配

啧

最密堆积金c位数为12

ts(1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各

分子

干冰占据1个C02分子；(2)每个C02分子周围等距

晶体

且紧邻的C02分子有12个

混合层与层之间的作用是范德华力，平均每个正六边形

型石墨拥有的碳原子个数是2,C采取的杂化方式是sp?

4

晶体杂化

(1)每个碳原子与相邻的4个碳原子以共价键结

09°28,

合，形成正四面体结构；(2)键角均为109°28,；(3)

金刚石最小碳环由6个C组成且六个原子不在同一平面

J

内；(4)每个C参与4条C—C键的形成，C原子

原子A数与C—C键数之比为1：2

晶体

(1)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面

Si-*-O

0-1体结构；(2)每个正四面体占有1个Si,4个，女)”，

SiO2

«(Si)：n(0)=l：2；(3)最小环上有12个原子,

即6个O和6个Si

2.晶胞参数(边长)与半径的关系

晶体晶体结构图示关系晶胞参数与边长关系

简单立晶胞参数（边长）为a,原子球半径为r,

方晶胞则有a=2r

体心立晶胞参数（边长）为a,原子球半径为r,

方晶胞体对角线长为c,则有c=VJa=4r

面心立