2026年高考化学二轮复习（全国）考前速记04 常见物质结构大全（背记版）

考前速记04常见物质结构大全目录一、原子结构二、元素、核素、同位素三、元素周期表与元素周期律四、核外电子排布式的书写五、核外电子状态六、电离能、电负性七、共价键八、杂化轨道与价电子互斥模型九、键角大小的比较十、分子极性十一、范德华力、氢键、共价键的比较十二、配合物十三、晶体类型及性质的比较十四、物质熔、沸点高低比较规律十五、晶胞中微粒数的计算方法——均摊法十六、常见晶体的结构分析十七、几种典型晶体模型比较十八、原子分数坐标参数的确定方法十九、计算晶体密度的思维方法二十、计算晶体中粒子间距离的思维方法一、原子结构1．微粒间“三个”数量关系中性原子：核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数阴离子：核外电子数=质子数__________________所带的电荷数阳离子：核外电子数=质子数__________________所带的电荷数2．核素(原子)的表示及其数量关系①表示：表示质子数为______、质量数为______、中子数为__________________的核素原子。符号

baX+c二、元素、核素、同位素1．“三素”关系2．同位素的“六同三不同”三、元素周期表与元素周期律1．强化记忆元素周期表的结构2．利用区间定位推断元素对于原子序数较大的元素，可采用区间定位确定元素。元素周期表中各族的排列顺序由左到右依次为ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0，牢记各周期对应的0族元素的原子序数，可以快速确定周期数。周期一二三四五六七起止序数1~23~1011~1819~3637~5455~8687~1183．粒子半径大小比较规律在中学化学要求的范畴内，可按“三看”规律来比较粒子半径的大小：“一看”电子层数：当最外层电子数相同，电子层数不同时，电子层数______，半径越大。例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-)。“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数______，半径越小。例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)；r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数______，半径越大。例：r(Cl-)>r(Cl)；r(Fe2+)>r(Fe3+)。4．金属性、非金属性强弱的判断金属性比较本质原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)判断方法①在金属活动性顺序表中越______，金属性越强②单质与水或非氧化性酸反应越______，金属性越强③单质还原性越强或阳离子氧化性______，金属性越强④最高价氧化物对应水化物的碱性______，金属性越强⑤若Xn＋＋Y→X＋Ym＋，则Y比X的金属性______⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性______非金属性比较本质原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)判断方法①与H2化合越容易，气态氢化物越______，非金属性越强②单质氧化性越强或阴离子还原性______，非金属性越强③最高价氧化物对应水化物的酸性______，非金属性越强④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性______4．依据元素及其化合物的“特性”推断元素质量最轻的元素，其单质可以填充气球______形成化合物最多的元素；可形成自然界硬度最大的物质；简单氢化物中含氢质量分数最大的元素______空气中含量最多的元素；气态氢化物的水溶液呈碱性的元素；元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素；简单氢化物(常温下为气体)可用作制冷剂______地壳中含量最多的元素；简单氢化物的沸点最高的元素；氢化物在通常状况下呈液态的元素______最活泼的非金属元素；无正价的元素；无含氧酸的非金属元素；无氧酸可腐蚀玻璃的元素；气态氢化物最稳定的元素；阴离子的还原性最弱的元素______单质密度最小的金属元素______短周期元素中与水反应较剧烈的金属元素，最高价氧化物的水化物碱性最强的元素；短周期主族元素中原子半径最大的元素；与氧气在加热条件下反应生成过氧化物(Na2O2)的元素；焰色反应为黄色的元素______焰色反应呈紫色(透过蓝色钴玻璃观察)的元素______最活泼的金属元素；最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素；阳离子的氧化性最弱的元素______地壳中含量最多的金属元素；最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应______良好的半导体材料，地壳中含量第二的元素，能跟强碱溶液反应，还能被氢氟酸溶解______淡黄色固体，它的氢化物可与其最高价氧化物对应的水化物的浓溶液发生氧化还原反应______短周期元素中最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素______单质最易着火的非金属元素______常见的一种元素存在几种单质的元素______________常温下单质呈液态的非金属元素：Br。常温下单质呈液态的金属元素：Hg。短周期元素W的简单氢化物(常温下为气体)可用作制冷剂，则W是氮(N)；短周期元素T的一种单质在空气中能够自燃，则T是磷(P)。若r是由短周期元素组成的二元化合物，0.01mol·L－1r溶液的pH为2，则r是HCl；若r是由短周期元素组成的三元化合物，0.01mol·L－1r溶液的pH为2，则r是HNO3或HClO3或HClO4；若r是由短周期元素组成的三元化合物，0.005mol·L－1r溶液的pH为2，则r是H2SO4。单质为常见的半导体材料：Si、Ge元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F四、核外电子排布式的书写1．“三步法”书写一般电子排布式①按照构造原理写出电子填入能级的顺序1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s……②分析基态原子的核外电子数，根据各能级容纳的电子数填充电子基态Fe原子的核外电子数为26，电子填充顺序为1s2→2s2→2p6→3s2→3p6→4s2→3d6③去掉空能级，并按能层顺序书写，能量低的能级写在左边，而不是按照构造原理的顺序书写Fe原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2不能写成1s22s22p63s23p64s23d62．简化电子排布式将电子排布式中内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式；方括号里的符号的意义是该元素上一个周期的惰性气体电子排布式的结构，称为“原子实”实例氮钠铁砷电子排布式1s22s22p31s22s22p63s11s22s22p63s23p63d64s21s22s22p63s23p63d104s24p3简化的电子排布式______________________________________________3．离子核外电子排布式的书写先写出原子的电子排布式，再根据得失电子情况进行调整。原子失去电子时总是先失去最外层电子，然后失去次外层电子，之后是倒数第三层电子……对于主族元素的原子来说，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外能层未填满的能级上实例O2－电子排布式1s22s22p64．价层电子排布式的书写步骤第一步写出简化电子排布式NaMn简化电子排布式[Ne]3s1[Ar]3d54s2第二步删去基态原子电子排布式中方括号部分，即得价层电子排布式，该写法适应于元素周期表中第IA、IIA和过渡元素价层电子排布式3s13s1第三步对于第IIIA～VIIA和零族元素，其价层电子排布式的书写方法是在第一步的基础上删去内层电子排布，只保留最外层电子排布33As的电子排布式为[Ar]3d104s24p3，故价层电子排布式为4s24p3五、核外电子状态1．常见电子状态的描述硫原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p4a．运动状态等于电子数S原子核外有16个电子，则有16种不同运动状态的电子b．空间运动状态等于轨道数S原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，其轨道数为1+1+3+1+3=9，则有9种不同的空间运动状态c．伸展方向看轨道类型S原子的s轨道为球形，只有1种伸展方向，p轨道有3种伸展方向，则共有4种不同的伸展方向d．不同能量的电子看轨道数S原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，有5种不同能量的电子e．运动范围看电子层S原子的核外有3个电子层，有3种不同的运动范围2．基态原子核外电子排布的表示方法原子(核素)符号含义在元素符号的左下方标明质子数、左上方标明质量数的一种图示即为原子符号实例EQ\*jc0\*hps21\o(\s\up9(16),8)O电子式含义化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式实例原子(离子)结构示意图含义将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子实例电子排布式含义用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式实例K：1s22s22p63s23p64s1简化电子排布式含义为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示实例K：[Ar]4s1价电子排布式含义主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式实例Al：3s23p1电子排布图含义每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子实例Al：六、电离能、电负性1．元素第一电离能的周期性变化规律一般规律同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小；同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小特殊情况第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能2．电离能、电负性大小判断规律在周期表中，电离能、电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小特性同周期主族元素，第ⅡA族(ns2)全充满、第ⅤA族(np3)半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素方法常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小，如O与Cl的电负性比较：①HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知O的电负性大于Cl；②Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl七、共价键1．共价键类型分类依据类型形成共价键的原子轨道重叠方式σ键电子云“______”重叠π键电子云“______”重叠形成共价键的电子对是否偏移极性键共用电子对发生偏移非极性键共用电子对不发生偏移原子间共用电子对的数目单键原子间有______共用电子对双键原子间有______共用电子对叁键原子间有______共用电子对2．几种典型物质的电子式、结构式和模型物质HClCl2H2ONH3CH4电子式______________________________结构式H—ClCl—ClH—O—H球棍模型比例模型3．常考短周期元素形成共价键的数目主族序数常考元素共价键数目实例IAH1H2、HClIIIAB3BF34NaBH4、BF4－(含有配位键)Al3AlCl34LiAlH4、Al2Cl6、AlCl4－(含有配位键)6Na3[AlF6]IVAC4CH4(碳碳间可以是单键、双键、三键)SiSiH4、SiCl4VAN3NH34NH4+(含有配位键)P3PCl35PCl5、H3PO4VIAO2H2O3H3O+(含有配位键)S2H2S6SF6VIIAF、Cl1HF、HCl4．常考几种含氧酸的结构含氧酸结构简式含氧酸结构简式高氯酸磷酸、硫酸、亚磷酸(H3PO3)、硫代硫酸(H2S2O3)次磷酸(H3PO2)过二硫酸(H2S2O8)亚砷酸硼酸次氯酸Cl—OH八、杂化轨道与价电子互斥模型1．杂化轨道sp3杂化sp2杂化sp杂化类型全为单键：C、N、O苯环、＞C＝、单键的B—C≡、＝C＝、Be微粒CH3CH2OH、H2NNH2、NH2OH、HCHO、BCl3C2H2、CS2、BeCl2判断孤电子对＋单键数＝4孤电子对＋单键数＝3孤电子对＋单键数＝2杂化轨道类数＝孤电子对＋单键数杂化轨道数＝中心原子的孤电子对数＋相连的其他原子个数根据熟悉物质的原子杂化类型等效替换—→用熟悉的原子替换、用熟悉的分子替换2．价层电子对互斥模型AXeq\o\al(n±,m)：价层电子对数＝A原子σ键数(即m)＋孤电子对数孤电子对数＝eq\f(A的价电子数±n－m×X提供的价电子,2)3．利用价层电子对互斥模型比较键角的方法序号比较方法具体规律①比较中心原子价层电子对数中心原子价层电子对数越少，键角______如CO2＞SO3＞CH4②比较中心原子的孤电子对数中心原子价层电子对数相同时，孤电子对数越多，排斥力______，键角______如NH3＞H2O③比较中心原子的电负性同主族元素形成的同类化合物，中心原子的电负性______，键角______如H2O＞H2S④比较成键原子的电负性当中心原子相同时，成键原子的电负性______，键角______，如NF3＜NCl34．中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断分子(A为中心原子)中心原子杂化方式中心原子孤电子对数分子构型示例AB2sp0______BeCl2sp21______SO2sp32______H2OAB3sp20__________BF3sp31________NH3AB4sp30__________CH45．中心原子价层电子对数、杂化轨道类型与粒子的立体构型(ABn价层电子对数(杂化轨道数)234杂化轨道类型spsp2sp3价层电子对模型(VSEPR)直线形三角形四面体形粒子组成形式与构型AB2：直线形AB2：V形AB3：三角形AB2：V形AB3：三角锥形AB4：(正)四面体形规律当中心原子无孤电子对时，分子构型与价层电子对模型一致；当有孤电子对时，分子的构型为去掉孤电子对后剩余部分的立体构型，且孤电子对会对分子构型产生“挤压”效果，使键角变小6．常见等电子体粒子通式价电子总数立体构型CO2、SCN－、NOeq\o\al(＋,2)、Neq\o\al(－,3)、N2O、COS、CS2AX216e－______COeq\o\al(2－,3)、NOeq\o\al(－,3)、SO3AX324e－__________SO2、O3、NOeq\o\al(－,2)AX218e－______SOeq\o\al(2－,4)、POeq\o\al(3－,4)AX432e－__________POeq\o\al(3－,3)、SOeq\o\al(2－,3)、ClOeq\o\al(－,3)AX326e－________CO、N2、Ceq\o\al(2－,2)AX10e－____________CH4、NHeq\o\al(＋,4)AX48e－__________九、键角大小的比较1．中心原子的杂化方式不同且中心原子无孤对电子——看中心原子杂化方式sp(1800)＞sp2(1200)＞sp3(109028＇)分子CO2、CS2BF3、SO3CH4、NH4+杂化方式spsp2sp3分子构型直线型平面三角形正四面体键角18001200109028＇2．中心原子杂化方式相同且中心原子有孤对电子——看中心原子的孤电子对数价层电子对之间相互排斥作用大小的一般规律：孤电子对—孤电子对＞孤电子对—成键电子对＞成键电子对—成键电子对，中心原子孤电子对数越多，对成键电子对的排斥力越大，键角越小，如：CH4、NH3和H2O分子中的键角依次减小。分子CH4NH3H2O杂化方式sp3sp3sp3孤电子对数012键角109028＇107018＇104030＇分子构型正四面体三角锥形V形3．中心原子不同，配位原子及中心原子孤电子对数相同且结构相似——看中心原子的电负性中心原子的电负性越大，成键电子对越靠近中心原子，成键电子对排斥力增大，键角增大。键角：NH3＞PH3＞AsH3；H2O＞H2S＞H2Se；4．中心原子及孤电子对数相同，配位原子不同且结构相似——看配位原子的电负性配位原子电负性越大，成键电子对越偏离中心原子，成键电子对排斥力减小，键角越小。键角：NF3＜NCl3＜NBr3；NF3＜NH3；OF2＜H2O 5．单键、双键、三键的影响三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序：三键—三键＞三键—双键＞双键—双键＞双键—单键＞单键—单键。乙烯分子中键角=1\*GB3①(121．3°)＞键角=2\*GB3②(117.4°)；原因是斥力大小：双键—单键＞单键—单键；6．配体体积对键角的影响配体体积越大，电子云占据空间增大，对成键电子斥力增强，导致键角减小。键角：NH3＞NH2OH＞NH2(CH3)十、分子极性1．键的极性与分子极性的关系类型实例两个键之间的夹角键的极性分子的极性空间构型X2H2、N2－非极性键非极性分子直线型XYHCl、NO－极性键极性分子直线型XY2(X2Y)CO2、CS2180°极性键非极性分子直线型SO2120°极性键极性分子三角形H2O、H2S104．5°极性键极性分子V形XY3BF3120°极性键非极性分子平面三角形NH3107.3°极性键非极性分子三角锥形XY4CH4、CCl4109.5°极性键非极性分子正四面体2．非极性分子与极性分子的判断十一、范德华力、氢键、共价键的比较范德华力氢键共价键概念分子间普遍存在的一种相互作用力，但不是化学键已经与电负性很大的原子(N、O、F)形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子(N、O、F)之间的作用力原子间通过共用电子对形成的化学键存在范围分子或原子(稀有气体)之间氢原子与F、N、O原子(分子内、分子间)相邻原子间特征无方向性、无饱和性有方向性、有饱和性有方向性、有饱和性强度比较______＞______＞________影响强度的因素①随着分子极性和相对分子质量的增大而增大；②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大对于A—H…B，A、B原子的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大成键原子半径越小、键长越短，键能越大，共价键越稳定对物质性质的影响①影响物质的熔、沸点、溶解度等物理性质；②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔、沸点升高分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大；分子内氢键会使物质的熔、沸点降低，在水中溶解度减小①影响分子的稳定性，共价键键能越大，分子稳定性越强；②影响原子晶体的熔、沸点，硬度十二、配合物配合物的组成[中心离子(配体)n][外界]典型配合物Cu(NH3)4SO4Fe(SCN)3Ag(NH3)2OH中心离子Cu2+Fe3+Ag+中心离子结构特点一般是金属离子，特别是过渡金属离子，必须有空轨道配体NH3SCN-NH3配体结构特点分子或离子，必须含有孤对电子(如NH3、H2O、CO、Cl-、SCN-等)配位数(n)432外界SO42-无OH-颜色深蓝色血红色无色配离子所含化学键配体通过配位键与中心离子结合配合物所含化学键配位键、离子键；配体或外界中可能还含有共价键配合物的常见性质属于离子化合物，多数能溶解、能电离，多数有颜色金属羰基配合物是过渡金属和一氧化碳配位形成的配合物，如四羰基镍[Ni(CO)4]。在许多有机化合物的合成反应中，金属羰基配合物常常作为这些反应的催化剂二茂铁二茂铁的结构为一个铁原子处在两个平行的环戊二烯的环之间。在固体状态下，两个茂环相互错开成全错位构型，温度升高时则绕垂直轴相对转动。二茂铁的化学性质稳定，类似芳香族化合物十三、晶体类型及性质的比较晶体类型离子晶体分子晶体共价晶体金属晶体构成晶体的粒子阳离子、阴离子分子原子金属离子、自由电子组成晶体粒子间相互作用______________(有的存在氢键)____________典型实例NaCl冰(H2O)、干冰(CO2)金刚石、晶体硅、SiO2、SiC及Si3N4等大多数新型高温结构陶瓷除汞外的金属及合金晶体的物理性质熔、沸点熔点较高，沸点高熔、沸点低熔、沸点高易导电、易导热，大多数具有较好的延展性，密度、硬度、熔、沸点等差别较大导热性不良不良不良导电性固态不导电，熔化或溶于水能导电固体、熔融不导电，部分化合物溶于水能导电不导电机械加工性能不良不良不良硬度略硬而脆硬度低高硬度十四、物质熔、沸点高低比较规律一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体，如：金刚石>NaCl>Cl2；金属晶体>分子晶体，如：Na>Cl2。(金属晶体熔、沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞等)原子晶体eq\b\lc\\rc\}(\a\vs4\al\co1(半径越小键长越短))→eq\x(键能越大)→eq\x(熔、沸点越高)，如：金刚石>石英>晶体硅离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶格能越大，熔、沸点就越高。如：MgO>MgCl2，NaCl>CsCl金属晶体金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其形成的金属键越强，金属单质的熔、沸点就越高，如Al>Mg>Na分子晶体①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S②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SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4③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CO＞N2在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如正戊烷＞异戊烷＞新戊烷十五、晶胞中微粒数的计算方法——均摊法1．原则：晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是eq\f(1,n)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_____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_____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三棱柱六棱柱平面型石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)被三个六边形共有，每个六边形占eq\f(1,3)十六、常见晶体的结构分析1．常见原子晶体结构分析晶体晶体结构结构分析金刚石原子半径(r)与边长(a)的关系：a=8r(1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构，键角均为109°28′(2)每个金刚石晶胞中含有8个碳原子，最小的碳环为6元环，并且不在同一平面(实际为椅式结构)，碳原子为sp3杂化(3)每个碳原子被12个六元环共用，每个共价键被6个六元环共用，一个六元环实际拥有个碳原子(4)C原子数与C—C键数之比为1∶2，12g金刚石中有2mol共价键(5)密度＝eq\f(8×12g·mol－1,NA×a3)(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)SiO2(1)SiO2晶体中最小的环为12元环，即：每个12元环上有6个O，6个Si(2)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构，每个正四面体占有1个Si，4个“eq\f(1,2)O”，n(Si)∶n(O)＝1∶2(3)每个Si原子被12个十二元环共用，每个O原子被6个十二元环共用(4)每个SiO2晶胞中含有8个Si原子，含有16个O原子(5)硅原子与Si—O共价键之比为1：4，1molSiO2晶体中有4mol共价键(6)密度＝eq\f(8×60g·mol－1,NA×a3)(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)SiC、BP、AlN(1)每个原子与另外4个不同种类的原子形成正四面体结构(2)密度：ρ(SiC)＝eq\f(4×40g·mol－1,NA×a3)；ρ(BP)＝eq\f(4×42g·mol－1,NA×a3)；ρ(AlN)＝eq\f(4×41g·mol－1,NA×a3)(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)(3)若Si与C最近距离为d，则边长(a)与最近距离(d)的关系：a=4d2．常见分子晶体结构分析晶体晶体结构结构分析干冰(1)面心立方最密堆积：立方体的每个顶点有一个CO2分子，每个面上也有一个CO2分子，每个晶胞中有4个CO2分子(2)每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有12个(3)密度＝eq\f(4×44g·mol－1,NA×a3)(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)白磷(1)面心立方最密堆积(2)密度＝eq\f(4×124g·mol－1,NA×a3)(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)冰(1)每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连接(2)每个水分子实际拥有两个“氢键”(3)冰晶体和金刚石晶胞相似的原因：每个水分子与周围四个水分子形成氢键【微点拨】(1)若分子间只有范德华力，则分子晶体采取分子密堆积，每个分子周围有12个紧邻的分子。在分子晶体中，原子先以共价键形成分子，分子再以分子间作用力形成晶体。由于分子间作用力没有方向性和饱和性，分子间尽可能采取密堆积的排列方式。如：干冰、O2、I2、C60等分子(2)若分子间靠氢键形成的晶体，则不采取密堆积结构，每个分子周围紧邻的分子数要小于12个。因为氢键有方向性和饱和性，一个分子周围其他分子的位置和数目是一定的。如：冰晶体、苯甲酸晶体3．常见离子晶体结构分析晶体晶体结构结构分析NaCl(1)一个NaCl晶胞中，有4个Na+，有4个Cl－(2)在NaCl晶体中，每个Na+同时强烈吸引6个Cl－，形成正八面体形；每个Cl－同时强烈吸引6个Na+(3)在NaCl晶体中，Na+和Cl－的配位数分别为6、6(4)在NaCl晶体中，每个Na+周围与它最接近且距离相等的Na+共有12个，每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl－共有12个(5)密度＝eq\f(4×58.5g·mol－1,NA×a3)(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)CsCl(1)一个CsCl晶胞中，有1个Cs+，有1个Cl－(2)在CsCl晶体中，每个Cs+同时强烈吸引8个Cl－，即：Cs+的配位数为8，每个Cl－同时强烈吸引8个Cs+，即：Cl－的配位数为8(3)在CsCl晶体中，每个Cs+周围与它最接近且距离相等的Cs+共有6个，形成正八面体形，在CsCl晶体中，每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl－共有6个(4)密度＝eq\f(168.5g·mol－1,NA×a3)(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)ZnS(1)1个ZnS晶胞中，有4个S2－，有4个Zn2＋(2)Zn2＋的配位数为4，S2－的配位数为4(3)密度＝eq\f(4×97g·mol－1,NA×a3)CaF2(1)1个CaF2的晶胞中，有4个Ca2＋，有8个F－(2)CaF2晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同，Ca2＋配位数是8，F－的配位数是4(3)密度＝eq\f(4×78g·mol－1,NA×a3)离子晶体的配位数离子晶体中与某离子距离最近的异性离子的数目叫该离子的配位数影响离子晶体配位数的因素(1)正、负离子半径比：AB型离子晶体中，阴、阳离子的配位数相等，但正、负离子半径比越大，离子的配位数越大。如：ZnS、NaCl、CsCl(2)正、负离子的电荷比。如：CaF2晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同4．常见金属晶体结构分析堆积模型简单立方堆积体心立方堆积(钾型)面心立方最密堆积(铜型)六方最密堆积(镁型)晶胞代表金属PoNaKFeCuAgAuMgZnTi配位数681212晶胞占有的原子数1246或2原子半径(r)与立方体边长为(a)的关系__________________________________________——十七、几种典型晶体模型比较晶体晶体结构晶体详解原子晶体金刚石(1)每个碳原子与4个碳原子以共价键结合,形成正四面体结构(2)键角均为109°28'(3)最小碳环由6个C组成且六原子不在同一平面内(4)每个C参与4个C—C键的形成,C原子数与C—C键数之比为1∶2SiO2(1)每个Si与4个O以共价键结合,形成正四面体结构(2)每个正四面体占有1个Si,4个“1/2O”,n(Si)∶n(O)=1∶2(3)最小环上有12个原子,即6个O,6个Si分子晶体干冰(1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子(2)每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有12个离子晶体NaCl(型)(1)每个Na+(Cl-)周围等距且紧邻的Cl-(Na+)有6个。每个Na+周围等距且紧邻的N