分子結(jié)構(gòu)與晶體結(jié)構(gòu)(參考版)
2025-05-05 06:26本頁面
【正文】 下列晶體： SiO HF、 KF、 Pb在熔化時需 破壞共價鍵的是 SiO2。 其中硬度最大的是 （ ） 晶體 ， 熔 、 沸點最低的是 （ ） 晶體 。 2p軌道垂直于平面，形成大 π 鍵 同層 C–C鍵長 142pm 層間相鄰 C間距 335pm 根據(jù)晶格結(jié)點上粒子種類及其結(jié)合力的不同 ， 將晶體分成 （ 、 、 、 ） 四種類型 。 六方緊密堆積 面心立方緊密堆積 體心立方緊密堆積 4． 混合鍵型晶體 晶體內(nèi)同時存在若干種不同作用力，具有若干種晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)。 金屬單質(zhì)及合金， 易導(dǎo)電導(dǎo)熱。 3． 金屬晶體 不同金屬所含自由電子數(shù)目不同，金屬鍵的強(qiáng)弱不同、熔點與硬度變化大。 分子晶體一般 硬度小、熔點低， 晶體狀態(tài)不導(dǎo)電。 常見：金剛石 ﹑ SiC﹑ 石英 ﹑ Si﹑ B﹑ BN 金剛石， C sp3 雜化 C–C σ鍵 多數(shù)非金屬單質(zhì) ﹑ 非金屬化合物及有機(jī)化合物大多數(shù)形成分子晶體 。 在極性溶劑中溶解度降低 對化合物性質(zhì)的影響 化合物溶解度 晶體熔點降低 KCl AgCl 化合物顏色 CuClNaCl AgF AgCl AgBr AgI BaCl2 SrCl2 CaCl2 MgCl2 Ag2S HgS CaO BeO NaCl MgCl2 AlCl3 結(jié)點上為原子，共價鍵。 晶體結(jié)構(gòu) 配位數(shù)減小，半徑比變化，晶格類型變化。 附加極化 共價鍵 （２）離子極化對物質(zhì)結(jié)構(gòu)和性質(zhì)的影響 鍵型 AgF離子鍵， AgCl﹑ AgBr過渡鍵型， AgI共價鍵。 S I半徑大，極易變形。 正離子電荷高，變形性??； 負(fù)離子電荷高，變形性大； 電荷 ﹑ 半徑相近， 1 18+ 9~17d電子的正離子變形性較大。 8電子構(gòu)型 9~17 1 18+ 2電子構(gòu)型 Zn2+ Fe2+ Ca2+ K+ P5+Si4+Al3+Mg2+Na+ Pb2+ Pb4+ Be2+ Mg2+ 電子構(gòu)型相同 ， 一般 負(fù)離子變形性 正離子； 離子的變形性 Ag+ K+ 主要取決于離子半徑。 離子電荷、半徑相近，決定于離子電子構(gòu)型。 一般指正離子為主的極化力 。 （ 1）離子的極化力和變形性 正、負(fù)離子靠近，核與電子發(fā)生相對位移，產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極，該過程稱 離子的極化 。 MgO CaO BaO CsCl ）（n11rrZAZ103 8 U 215??????經(jīng)驗公式 kJ/mol Z離子電荷絕對值， r++r 單位 pm A馬德隆常數(shù)， n玻恩指數(shù)， 可查 6 78111 8 195117 4 8 5 ???????? ）（波恩哈伯循環(huán)得 NaCl U= kJ ?Hf0 +U =?H10+?H20+1/2?H30+1/2?H40+?H50 U = 90 + 419 + 15 + 96 +( ) ( ) =決定晶格能大小的主要因素： 離子電荷 ，離子半徑。 單位 kJ/mol， 符號 U。 NaCl 配位數(shù) 為 6，配位比 6:6 （ 2） CsCl型： 體心立方晶格 配位數(shù) 8 CsBr CsI （ 3） ZnS型：面心立方晶格 配位數(shù) 4 BeO BeS ZnO HgS 共價型 Zn2+ S2 Na+ Cl Cs+ Cl r+/r= r+/r= r+/r= 離子晶體類型與正、負(fù)離子的大小、離子電荷及電子構(gòu)型有關(guān)。 離子晶體：由正、負(fù)離子相間排列而成，結(jié)點上為正、負(fù)離子 ，以離子鍵相結(jié)合。 r(Li+)=60pm， r(Mg2+)=65pm。 （ 4）同一主族，相同電荷離子半徑增大。 離子鍵理論 離子型化合物 靜電引力，沒有飽和性，沒有方向性。 CsF， NaCl， KCl， CsCl， MgO， CaO等。 NH3分子間除了 （ 、 、 ） 外 ， 還有 （ ） 。 4. 氫鍵形成對物質(zhì)性質(zhì)的影響 分子內(nèi)氫鍵 ，沸點、熔點降低，極性溶劑中溶解度減小。 O N―H Y （ 2）飽和性 FFFFH H H（ 3）強(qiáng)弱與電負(fù)性有關(guān) F―H 同一分子內(nèi)形成氫鍵，多為有機(jī)物， 形成五 ﹑ 六元環(huán)。 （ 1）分子間氫鍵 2． 氫鍵的種類 NH3分子間， H2O分子間， HF分子間可以形成氫鍵， 沸點升高。Y X電負(fù)性大，半徑小 Y電負(fù)性大，半徑小，含孤對電子 X﹑ Y： F﹑ O﹑ N 氫鍵鍵長 X―H mol1 常溫 F2 、 Cl2 、 Br I2 聚集狀態(tài)不同 氫鍵 HF HCl HBr HI 沸點 /℃ 氫鍵鍵能：拆開 1mol H 4. 分子間力對物質(zhì)性質(zhì)的影響 （ 1）熔 ﹑ 沸點 （ 2）溶解性 相似相溶原理 E從幾個 kJ （ 2） 靜電引力 ，沒有飽和性和方向性。 HF H2O NH3 （ 3） 距離增大分子間力減小 。 3．取向力 極性分子間，除了色散力、誘導(dǎo)力外，固有偶極作用，產(chǎn)生取向力。 存在于一切分子之間 非極性分子間只存在色散力 非極性分子與極性分子間 ， 除了色散力 ，還有誘導(dǎo)力 。 F2， Cl2， Br2， I2 極化率 分子間作用力 1．色散力 色散力大小與極化率有關(guān)。 分子被極化的程度（ 變形性大小 ）。 4. 分子的變形性 分子變形性與分子大小有關(guān)。 瞬時偶極 分子運(yùn)動會出現(xiàn) 電子和原子軌道的瞬間相對位移 ， 引起分子中正 ﹑ 負(fù)電荷重心不重合 。 偶極矩 μ 衡量分子極性 μ=0 時，非極性分子 N2， CH4， BF3， CO2 μ 0 時，極性分子 CO， NO， HCl， HF HOH+極性分子在電場中的取向 極性分子 固有偶極（永久偶極） 分子置于外電場中，核與電子發(fā)生相對位移，正 ﹑ 負(fù)電荷重心位置改變的過程。l （ C 空間構(gòu)型 極性鍵組成的雙原子分子 HF， HCl， 極性鍵組成的 多 原子分子， 無對稱中心。 H2， O2， Cl2 HF， CS2 非極性鍵組成的分子。 （ ） 鍵比 （ ） 鍵的 強(qiáng)度大 。 A O2+ O2 B O22 O2 C N2+ N2 D H2+ H2 由鍵級判斷穩(wěn)定性 O2+ 軌道表示式 （ ） ， 鍵級為 （ ） ，
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