新一代氯化氙308激光技术
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下图分别为NaCl、CsCl及金刚石的晶体结构模型。
⑴ 在NaCl晶体中，在每个Na+离子的周围与它最接近的且距离相等的Na+离子共有_____个。在一个NaCl晶胞中，Cl-离子的个数等于________，Na+离子的个数等于________。 ⑵ 在CsCl晶体中，每个Cs+离子周围与它最接近的且距离相等的Cs+离子共有_____个。每个Cs+离子周围与它最接近的且距离相等的Cl-离子共有_____个。 ⑶ 在金刚石晶体中，每个C原子周围有________个C-C键，1 mol金刚石，含 C-C键________mol。 ⑷ 如果将金刚石晶体结构模型中的C原子换成Si原子，并在每个Si-Si键中间插入O原子就成了SiO2的晶体结构模型。那么在SiO2晶体中，每个Si原子周围有______个O原子，每个O原子_______个Si原子；每个Si原子周围有_______个Si-O键，1mol SiO2中含有_____mol Si-O键。
题型：填空题难度：中档来源：山东省月考题
（1）12 ；4 ；4 （2）6 ；8 （3）4 ；2 （4）4 ；2 ；4 ；4
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据魔方格专家权威分析，试题“下图分别为NaCl、CsCl及金刚石的晶体结构模型。⑴在NaCl晶体中，在..”主要考查你对&&晶胞&&等考点的理解。关于这些考点的“档案”如下：
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1．定义描述晶体结构的基本单元叫做晶胞。 2．结构一般来说，晶胞为平行六面体，晶胞只是晶体微观空间里的一个基本单元，在它的上、下、左、右、前、后无隙并置地排列着无数晶胞，而且所有晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的。“无隙”是指相邻晶胞之间没有任何间隙，“并置”是指所有晶胞都是平行排列的，取向相同。晶胞中微粒数目的确定：计算晶胞中微粒数目的常用方法是均摊法。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，则该粒子有属于这个晶胞。(1)长方体(或正方体)形晶胞中不同位置的粒子数的计算。①处于顶点的粒子，同时为8个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞。②处于棱上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞。③处于面上的粒子，同时为2个晶胞所共有。每个粒子有属于该晶胞。④处于晶胞内部的粒子，则完全属于该晶胞。(2)非平行六面体形晶胞中粒子数目的计算同样可用均摊法，其关键仍然是确定一个粒子为几个晶胞所共有。例如，石墨晶胞每一层内碳原子排成许多个六边形，其顶点(1个碳原子)对六边形的贡献为，那么每一个六边形实际有6×=2个碳原子。(3)在六棱柱晶胞(如图所示 MgB2的晶胞)中，顶点上的原子为6 个晶胞(同层3个，上层或下层3个) 共有，面上的原子为2个晶胞共有，因此镁原子个数为12×+2×=3，硼原子个数为6。 特别提醒：在晶胞中微粒个数的计算过程中，不要形成思维定式，不同形状的晶胞应先分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞共用，如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心上的原子依次被6、3、4、2 个晶胞共用。
有关晶胞密度的计算步骤：
①根据“分摊法”算出每个晶胞实际含有各类原子的个数，计算出晶胞的质量m： ②根据边长计算晶胞的体积V： ③根据进行计算，得出结果。
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910921296361080089097811028972570离子晶体 三亿文库
四、离子晶体 【基础知识】复习回顾： 1、什么是离子键？
什么是离子化合物？
2、下列物质中是离子化合物的划横线？哪些是只含离子键的离子化合物？ Na2O
CaF2 一、离子晶体 1、离子晶体定义：由
结合而成的晶体 （1）构成微粒：
（2）相互作用：
（3）种类繁多：离子晶体有：强碱_____ ___活泼金属氧化物___ ___绝大多数盐 （4）不存在单个小分子，为“巨分子”。无分子式，化学式仅表示晶体中阴阳离子个数比的最简化,只有化学式量。如Na2O2的阳离子为Na+ ，阴离子为O2-，故晶体中阴阳离子个数比为1:2，不是1:1 思考：下列物质的晶体，哪些属离子晶体？
干冰、NaOH、H2SO4 、K2SO4 、NH4Cl、CsCl 思考： 1、含有阳离子的晶体中一定有阴离子？--------- 2 、离子晶体必含离子键?------------- 3、离子晶体只含离子键?---------------------------- 4 、共价化合物中也可含离子键?----------------------- 2 、决定离子晶体结构(即配位数)的因素
1)、几何因素 -------晶体中正、负离子的(
) 半径比（r+/r_） 配位数 代表物 数越大。 2)、电荷因素----晶体中正、负离子的(
) 3) 、键性因素---------
离子键的纯粹程度 3.常见离子晶体的空间结构 NaCl晶体： 1)、在一个NaCl晶胞中，有
2)、在NaCl晶体中，每个Na同时强烈吸引
个Cl，形成
形； 每个Cl－同时强烈吸引
个Na+。 离子晶体中与某离子距离相等且最近的异性离子的数目叫该离子的配位数 。 则NaCl晶体中，Na+ 和Cl－的配位数分别为
。 3)、在NaCl晶体中，每个Na+周围与它最接近且距离相等的Na+共有
个。 同理：每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl共有
CsCl晶体： 1)、在一个CsCl晶胞中，有
个Cl－。 2)、在CsCl晶体中，每个Cs+同时强烈吸引
个Cl－,即 Cs+的－0.2～0.4 4 ZnS 0.4～0.7 6 NaCl 0.7～1.0 8 CsCl 〉1.0 10 CsF 结论：AB型离子晶体中，阴阳离子的配位数相等，但正负离子的半径比越大，离子的配位+－配位数为
每个Cl同时强烈吸引
个Cs，即Cl的配位数为
。 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
个 同理：在CsCl晶体中，每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl－共有
个 讨论：为什么NaCl、CsCl化学式相似，空间结构不同？ 结论：AB型离子晶体的配位数与阴、阳离子的半径比有关 ZnS晶胞： 1）1个ZnS晶胞中，有
个S2－， 有
个Zn2＋。 2）Zn的配位数为
。 S2－的配位数为
。 2＋+－ +－CaF2的晶胞 1）1个CaF2的晶胞中，有
个F。 2)、CaF2的晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同，Ca2＋配位数是
， F－的配位数是
。 4、离子晶体的物理性质及解释 1）熔、沸点
（常温下都为
态），难挥发 离子晶体熔、沸点高低一般比较规律:阴、阳离子的电荷数之积越大，离子半径越小，离子键越强，离子晶体熔、沸点越高。 比较下列离子晶体熔、沸点高低： NaCl
KCl__ _CsC
导电，熔融状态下
导电,水溶液
导电. 3)、溶解性:大多
溶于极性溶剂，
溶于非极性溶剂.
注意：化学变化过程一定发生旧化学键的断裂和新化学键的形成，但破坏化学键或形成化学键的过程却不一定发生化学变化，如食盐熔化会破坏离子键，食盐结晶过程会形成离子键。 二、1、 定义： 2、 （气态离子）形成（1mol离子晶体）时释放的能量。单位：KJ/mol
如1 mol气态钠离子和1 mol气态氯离子结合生1 mol氯化钠晶体释放出的热能即为氯化钠的晶格能，表示为Na+(g)
+ Cl－( g)
=Na Cl（s）△H 2、规律： （1）离子电荷越大，离子半径越小，则离子晶体的晶格能越大。 （2）晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。 3、岩浆晶出规则：晶格能越高的晶体，越稳定，越容易在岩浆冷却过程中先结晶析出。（美国矿物学家鲍文
，难压缩。理由： 离子键较强，当晶体 破碎时，有离子键断裂
归纳：1.四种晶体的比较
注：石墨属于混合晶体。 晶体类型 离子晶体 阴阳离子间通过
形成的晶体 分子晶体 原子晶体 相邻原子间通过
金属晶体 由
定义 分子间通过
结合而成的
间相互作用形成
形成的晶体 立体网状的晶体 的晶体
构成粒子 粒子间作用力
NaOH，Al2O3,
代表物 NaCl， MgSO4(强干冰，I2，P4，H2O 金刚石，SiC，晶体硅，SiO2 碱，活泼金属氧化 CO2 物，多数盐) 钋，钾型，镁型，铜型 物理性质 硬度较
，熔点、硬度
，熔点、沸硬度
，熔点、沸硬度差异较大，熔点、沸点沸点较
，多数易点
；相似相溶；熔点
；难溶解；有差异较大，难溶于水（钠、溶于水等极性溶化时不导电，其水溶的能导电，如晶体硅，钙等与水反应）；晶体导电，剂；熔化或溶于水液可能导电。 但金刚石不导电。 熔化时也导电 时能导电。 分子间作用力(一般先氢键后范德华力)
看离子键的强弱，取决于阴、阳离子半径大小和带电荷数 阴、阳离子半径越在组成结构均相似的分子晶体中，相对分子质量大的分子① 间作用力就大，熔点看共价键看金属键的强弱，取决于金属阳离子半径和所带电荷数即金属原子的价电子数。 在元素周期表中，同周期，从左往右，金属价电子数增多，阳离子半径减小，其熔、沸点逐渐升高。如Na，Mg，Al，熔、沸点就依次升高。而在同一主族中，从上往下，金属原子半径逐渐增大，其熔沸点逐渐减小。如Na、K、Rb的熔、沸点依次降低。
决定熔点、沸小，带电荷数之积点高主要因越大（主要因素），素 则离子键越强，熔、沸点越高。 如NaCl、 NaBr、Nal；NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸点依次降低。 的强弱，取决于键长就高。如：F2、Cl2、 即成键原子半径大小 Br2、I2和HCl、HBr、只要成键原子半径HI等均随式量增大，小即键长短，则键能熔、沸点升高。但结大，熔点高。 构相似的分子晶体，如金刚石、金刚砂(碳有氢键存在熔、沸点化硅)、晶体硅的熔、较高。另，若相对分沸点逐渐降低。 子质量相近，则比较分子极性，极性越大，分子间作用力就大，熔点就高。
2．物质熔沸点的比较 （1）常温常压下，看状态 固态物质>液态物质>气态物质
熔沸点：干冰______冰_______钠 （2）看晶体类型 一般情况下，原子晶体 > 离子晶体 > 分子晶体 金属晶体熔沸点差异较大，不放入比较。熔沸点：硅______铝_______碘
（3）同种类型晶体：则比较晶体内微粒之间相互作用力的大小 ② 原子晶体：看共价键的强弱，取决于键长即成键原子半径大小 只要成键原子半径小即键长短，则键能大，熔点高。 如金刚石、金刚砂(碳化硅)、晶体硅的熔、沸点逐渐降低。
② 离子晶体：看离子键的强弱，取决于阴、阳离子半径大小和带电荷数 阴、阳离子半径越小，带电荷数之积越大（主要因素），则离子键越强，熔、沸点越高。 如NaCl、 NaBr、Nal；NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸点依次降低。
③ 分子晶体：分子间作用力(一般先氢键后范德华力)
在组成结构均相似的分子晶体中，相对分子质量大的分子间作用力就大，熔点就高。如：F2、Cl2、 Br2、I2和HCl、HBr、HI等均随式量增大，熔、沸点升高。但结构相似的分子晶体，有氢键存在熔、沸点较高。
熔、沸点：冰____固体硫化氢 另，若相对分子质量相近，则比较分子极性，极性越大，分子间作用力就大，熔点就高。 ④金属晶体：看金属键的强弱，取决于金属阳离子半径和所带电荷数即金属原子的价电子数。 在元素周期表中，同周期，从左往右，金属价电子数增多，阳离子半径减小，其熔、沸点逐渐升高。如Na，Mg，Al，熔、沸点就依次升高。而在同一主族中，从上往下，金属原子半径逐渐增大，其熔沸点逐渐减小。如Na、K、Rb的熔、沸点依次降低。
习题1、下列大小关系正确的是
) A、晶格能：NaCl
C、熔点：NaI > NaBr
D、熔沸点：CO2 > NaCl 习题2：下列每组物质发生状态变化所克服的粒子间的相互作用属于同种类型的是 （ ）
A．食盐和蔗糖熔化 B．钠和硫熔化 C．碘和干冰升华
D．二氧化硅和氧化钠熔化
联系客服：cand57il.com【图文】1、离子晶体_百度文库
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1、离子晶体
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2017届高考化学知识 Z3物质结构 元素周期律 Word版
导读：化学复习学习资料，中山纪念中学2017高考化学一轮学生自学：知识图构，物质结构元素周期律，质子Z（带正电荷）→核电荷数元素→元素符号，原子结构：最外层电子数决定主族元素的决定原子呈电中性(AZX)决定原子种类电子数，排布规律→电子层数周期序数及原子半径表示方法→原子（离子）的电子式、原子结构示意，随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化：①、原子最外层电子数呈，元素周期律②、原化学复习学习资料 中山纪念中学2017高考化学一轮学生自学：知识图构 物质结构
元素周期律
中子N（不带电荷）
（核素） 原子核
→ 质量数（A=N+Z）
近似相对原子质量 质子Z（带正电荷）
→ 核电荷数
原子结构 ：
最外层电子数决定主族元素的
决定原子呈电中性 (AZX)决定原子种类 电子数（Z个）： 化学性质及最高正价和族序数
体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云（比喻）
小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律
周期序数及原子半径 表示方法
原子（离子）的电子式、原子结构示意图
随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律
②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 决定 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 具元素周期律和
②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 编体排表元素周期表
③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 依现据形①、短周期（一、二、三周期） 式周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 三七长主周期表结构
③、不完全周期（第七周期） 三七短副①、主族（ⅠA～ⅦA共7个） 一零不和元素周期表
族（18个纵行）
②、副族（ⅠB～ⅦB共7个） 全八③、Ⅷ族（8、9、10纵行）
④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 性质递变
③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性
电子层数：
相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据
相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数
相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较
1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs 具体规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F<Cl<Br<I 化学学习资料 --------化学复习学习资料 4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F> Na>Mg>Al 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe>Fe ①与水反应置换氢的难易
②最高价氧化物的水化物碱性强弱 金属性强弱
③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后） ④互相置换反应 依据：
⑤原电池反应中正负极 ①与H2化合的难易及氢化物的稳定性 元素的
非金属性强弱
②最高价氧化物的水化物酸性强弱 金属性或非金属
③单质的氧化性或离子的还原性 性强弱的判断
④互相置换反应 ①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Si<P<S<Cl。 规律： ②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Li<Na<K<Rb<Cs;非金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：F>Cl>Br>I。 ③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au 定义：以C原子质量的1/12（约1.66×10kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI）单位为一，符号为1（单位1一般不写） 原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。 如：一个Cl2分子的m(Cl2)=2.657×10kg。 核素的相对原子质量：各核素的质量与C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量， 相对原子质量
诸量比较：
如Cl为34.969,Cl为36.966。 （原子量）
核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该核素的质量数相等。如：Cl为35,Cl为37。 元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)=Ar(Cl)×a% + Ar(Cl)×b% 元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其丰度的乘积之和。 注意： ①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。 ②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。
定义：核电荷数相同，中子数不同的核素，互称为同位素。（即：同种元素的不同原子或核素） 同位素
①、结构上，质子数相同而中子数不同； 特点： ②、性质上，化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有不同； ③、存在上，在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素的原子（个数不是质量）百分含量一般是不变的（即丰度一定）。
1、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。 离子键 ①、定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键 ②、存在：离子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；离子晶体。 ①、定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。 ②、存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如：NaOH、Na2O2）； 共价键
分子、原子、离子晶体。 不同原子间 35373537353712-2612-272+3+-+2+3+2、分类
共价化合物 共用电子对是否偏移 化学键
非金属单质 ③、分类： （孤对电子） 化学学习资料 相同原子间 存在 分子的极性 双方提供：共价键 化学复习学习资料 共用电子对的来源 单方提供：配位键
如：NH4、H3O 金属键：金属阳离子与自由电子之间的相互作用。存在于金属单质、金属晶体中。 键能
4、表示方式：电子式、结构式、结构简式（后两者适用于共价键）
定义：把分子聚集在一起的作用力 分子间作用力（范德瓦尔斯力）：影响因素：大小与相对分子质量有关。 作用：对物质的熔点、沸点等有影响。 ①、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。 分子间相互作用
②、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间（NH3、H2O） ③、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。 ④、氢键的形成及表示方式：F―H???F―H???F―H???←代表氢键。 氢键
H ⑤、说明：氢键是一种分子间静电作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强；是一种较强的分子间作用力。
定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的（正负电荷中心能重合）的分子。 非极性分子
双原子分子：只含非极性键的双原子分子如：O2、H2、Cl2等。 举例：
只含非极性键的多原子分子如：O3、P4等 分子极性
多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子 如：CO2、CS2（直线型）、CH4、CCl4（正四面体型） 极性分子： 定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的（正负电荷中心不能重合）的。 举例
双原子分子：含极性键的双原子分子如：HCl、NO、CO等 多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子 如：NH3(三角锥型)、H2O（折线型或V型）、H2O2
离子晶体 固体物质
①构成晶体粒子种类
分子晶体 晶体：
②粒子之间的相互作用
原子晶体 金属晶体
①构成微粒：离子 ②微粒之间的相互作用：离子键 ③举例：CaF2、KNO3、CsCl、NaCl、Na2O等 NaCl型晶体：每个Na同时吸引6个Cl离子，每个Cl同 结构特点
时吸引6个Na；Na与Cl以离子键结合，个数比为1：1。 ④微粒空间排列特点： CsCl型晶体：每个Cs同时吸引8个Cl离子，每个Cl同时吸引8个Cs；Cs与Cl以离子键结合，个数比为1：1。 化学学习资料 ++-+--++-+-----++分子的稳定性 分子的空间构型 分子的极性 化学复习学习资料 离子晶体：
⑤说明：离子晶体中不存在单个分子，化学式表示离子个数比的式子。 ①、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点； 性质特点 ②、离子晶体固态时一般不导电，但在受热熔化或溶于水时可以导电； ③、溶解性：（参见溶解性表） 晶体晶胞中微粒个数的计算：顶点，占1/8；棱上，占1/4；面心，占1/2；体心，占1
①、构成微粒：分子 结构特点 ②、微粒之间的相互作用：分子间作用力 ③、空间排列：（CO2如右图） 分子晶体：
④、举例：SO2、S、CO2、Cl2等 ①、硬度小，熔点和沸点低，分子间作用力越大，熔沸点越高； 性质特点 ②、固态及熔化状态时均不导电； ③、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非极性物质一般易溶于非极性分子溶剂，极性分子易溶于极性分子溶剂。 ①构成微粒：原子 ②微粒之间的相互作用：共价键 ③举例：SiC、Si、SiO2、C(金刚石)等 Ⅰ、金刚石：（最小的环为非平面6元环） 结构特点
每个C被相邻4个碳包围，处于4个C原子的中心 ④微粒空间排列特点：
原子晶体：
Ⅱ、SiO2相当于金刚石晶体中C换成Si，Si与Si间间插O ⑤说明：原子晶体中不存在单个分子，化学式表示原子个数比的式子。 ①、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点； 性质特点 ②、一般不导电； ③、溶解性：难溶于一般的溶剂。 ①、构成微粒：金属阳离子，自由电子； 结构特点 ②、微粒之间的相互作用：金属键 ③、空间排列： 金属晶体：
④、举例：Cu、Au、Na等 ①、良好的导电性； 性质特点 ②、良好的导热性； ③、良好的延展性和具有金属光泽。
①、层状结构 结构：②、层内C――C之间为共价键；层与层之间为分子间作用力； 过渡型晶体（石墨）：
③、空间排列：（如图） 性质：熔沸点高；容易滑动；硬度小；能导电。
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