高中-物质结构与性质

原子结构与性质

考点一 原子核外电子排布原理

1．能层、能级与原子轨道

(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N??表示，能量依次升高。

(2)能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即：E(s)

(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。

原子轨道 s p 轨道形状 球形 哑铃形 轨道个数 1 3 特别提醒 第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。 2．基态原子的核外电子排布

(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。

如图为构造原理示意图，亦即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：

注意：所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。 (2)泡利原理

每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。 如2s轨道上的电子排布为(3)洪特规则

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据一个轨道，且自旋状态相同。如2p3的电子排布为不能表示为

或

。

，

，不能表示为

。

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。 3．基态、激发态及光谱示意图

深度思考

1．完成下表，理解能层、能级及其最多容纳电子数的关系

能层 一 二 符号 K L M 能级 12三 四 N 五 O ? ? s s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s ? ? 2 6 18 10 2 6 10 14 2 ? ? 32 ? 2n2 最多容2 2 6 纳电子数 2 8 特别提醒 (1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数；(2)以s、p、d、f??排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7??的二倍；(3)构造原理中存在着能级交错现象；(4)我们一定要记住前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。

2．写出下列原子的电子排布式与简化电子排布式

原子 N Cl Ca Fe 电子排布式 1s22s22p3 1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s23p64s2 1s22s22p63s23p63d64s2简化电子排布式 [He]2s22p3 [Ne]3s23p5 [Ar]4s2 [Ar]3d64s2 Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 1s22s22p63s23p63d104s24p3 [Ar]3d104s1 As [Ar]3d104s24p3 特别提醒 (1)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n－1)d，np顺序

填序，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，正确； Fe：1s22s22p63s23p64s23d6，错误。

(2)在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]＋价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。

3．请用核外电子排布的相关规则解释Fe3＋较Fe2＋更稳定的原因。 答案 26Fe价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3＋价层电子的电子排布式为3d5，Fe2＋价层电子的电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低”的原则，3d5处于半满状态，结构更为稳定，所以Fe3＋较Fe2＋更为稳定。

特别提醒 由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。

化学用语的规范使用及意义

为了书写和学术交流的方便，采用国际统一的符号来表示各个元素。 元素符号

原子结构示意图

电子式 在元素符号周围用“2”或“3”表示原子的最外层电子?价电子?。

电子排布式 根据构造原理表示：能级符号＋?右上角?数字。

电子排布图 用方框表示原子轨道，用箭头表示电子。用“数字＋能级符号”表示轨道名称。 它们有各自不同的侧重点：

(1)结构示意图：能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数及各层上的电子数。

(2)核组成式：如168O，侧重于表示原子核的结构，它能告诉我们该原子核内的质子数和核外电子数以及质量数，但不能反映核外电子的排布情况。

(3)电子排布式：能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数，但不能表示原子核的情况，也不能表示各个电子的运动状态。 (4)电子排布图：能反映各轨道的能量的高低，各轨道上的电子分布情况及自旋方向。

(5)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为

1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。考点二 原子结构与元素性质

每周期第一个元每周期最后一个元素 周期 能层数 基态原原子子的简原子序数 素 基态原子的电子排布式 1s22s22p6 1s22s22p63s序数 化电子排布式 二 三 2 3 3 11 [He]2s1 [Ne]3s1 10 18

23p6 1s22s22p63s四 4 19 [Ar]4s1 36 23p63d104s24p6 1s22s22p63s2五 5 37 [Kr]5s1 54 3p63d10 4s24p64d105s25p6 1s22s22p63s23p63d104s24p6 六 6 55 [Xe]6s1 86 4d104f145s25p65d106s26p6 (2)每族元素的电子排布特点 ①主族

1.原子结构与周期表的关系

(1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格)

主族 排布特点 ⅠA ns1 ⅡA ⅢA ⅣA ns2 ns2np1 ns2np2 主族 排布特点 ⅤA ⅥA ⅦA ns2np3 ns2np4 ns2np5 ②0族：He：1s2；其他ns2np6。

③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。 (3)元素周期表的分区 ①根据核外电子排布 a. 分区

b. 各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点 分区 元素分布 外围电子排布 元素性质特点 除氢外都是活泼金属s区 ⅠA、ⅡA族 ns1～2 元素；通常是最外层电子参与反应 p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ⅢB族～ⅦB族、d区 Ⅷ族(除镧系、锕系外) ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 (n－2)f0～14nsnp 21～6通常是最外层电子参与反应 d轨道可以不同程度地参与化学键的形成 金属元素 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近 (n－1)dns 1～91～2f区 镧系、锕系 (n－21)dns 0～2②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的

非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。

注意：(1)“外围电子排布”即“价电子层”，对于主族元素，价电子

层就是最外电子层，而

对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。 2.对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相

似的，如3.元素周期律 (1)原子半径 ①影响因素错误! ②变化规律

。

元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。 (2)电离能

①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1，单位：kJ2mol－1。 ②规律

a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。

b.同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。 c.同种原子：逐级电离能越来越大(即I1

①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。 ②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。 ③变化规律

金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。

在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。

正确表述元素周期律

项目 同周期(从左→右) 电子层数相同，最外原子核外电子排布 层电子数逐渐增多，1→7(第一周期1→2) 原子半径 逐渐减小(0族除外) 同主族(从上→下) 最外层电子数相同，电子层数递增 逐渐增大 最高正价＝主族序数元素主要化合价 最高正价由＋1→＋7 (O、F除外)，非金属最低负价由－4→－1 最低负价＝主族序数－8 原子得、失电子能力 得电子能力逐渐增得电子能力逐渐减强，失电子能力逐渐减弱 元素的第一电离能 元素的电负性 元素金属性、非金属性 单质氧化性、还原性 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 非金属气态氢化物的稳定性 第一电离能呈增大的趋势 电负性逐渐增大 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 氧化性逐渐增强 还原性逐渐减弱 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 生成由难到易 稳定性逐渐增强 弱，失电子能力逐渐增强 第一电离能逐渐减小 电负性逐渐减小 金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 氧化性逐渐减弱 还性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 生成由易到难 稳定性逐渐减弱 第2讲 分子结构与性质

考点一 共价键

1．本质

在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。 2．特征

具有饱和性和方向性。 3．分类

填表，VSEPR模型和分子(离子)立体模型与中心原子杂化类型的确定。 化学式 ClO－孤电子对数(aσ键电价层电子对－xb)/2 3 0 1 2 4 2 四面体形 直线形 子对数 数 VSEPR模型名称 分子或离子的立体模型名称 中心原子杂化类型 直线形 直线形 sp3 sp HCN CH≡CH H2S SO2 直线形 sp 2 1 2 2 4 3 四面体形 平面三角形 平面三角形 平面三角形 平面三角形 V形 V形 平面三角形 平面三角形 平面三角形 sp3 sp2 SO3 0 3 3 sp2 NO HCHO NCl3－30 3 3 sp2 0 3 3 sp2 1 3 4 四面体形 三角锥形 sp3 H3O＋ 1 1 3 3 4 4 四面体形 三角锥形 四面体形 三角锥形 sp3 sp3 ClO－3 0 4 4 正四面体形 正四面体形 正四面体形 正四面体形 sp3 CH4 PO3－4 0 4 4 sp3 CH2===CH2 C6H6 CH3COOH 特别提醒 (1)价层电子对互斥理论说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。

①当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致； ②当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。

如：中心原子采取sp3杂化的，其价层电子对模型为四面体形，其分子构型可以为四面体形(如CH4)，也可以为三角锥形(如NH3)，也可以为V形(如H2O)。

(2)价层电子对互斥理论能预测分子的几何构型，但不能解释分子的成键情况，杂化轨道理论能解释分子的成键情况，但不能预测分子的几何构型。两者相结合，具有一定的互补性，可达到处理问题简便、迅速、全面的效果。

sp3，sp2 平面六边形 sp2 平面形 sp2 (3)杂化轨道间的夹角与分子内的键角不一定相同，中心原子杂化类型相同时孤电子对数越多，键角越小。

(4)杂化轨道与参与杂化的原子轨道数目相同，但能量不同。

1.“三种”方法判断分子中心原子的杂化类型 (1)根据杂化轨道的空间分布构型判断

①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化。

②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。

③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。

(2)根据杂化轨道之间的夹角判断

若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子发生sp杂化。

(3)根据等电子原理结构相似进行推断，如CO2是直线形分子，CNS－、NO＋N－所以分子构型均为直线形，中心原子均采2、3与CO2是等电子体，用sp杂化。

2．用价层电子对互斥理论推测分子或离子的思维程序

m±用价层电子对互斥理论推测简单分子(ABn型)、离子(ABn型)空间构型

的方法 解题思路——

错误!

去掉孤电子对

――→分子(离子)的空间构型 所占空间

(1)σ键的电子对数的确定

由分子式确定σ键电子对数。例如，H2O中的中心原子为O，O有2对σ键电子对；NH3中的中心原子为N，N有3对σ键电子对。 (2)中心原子上的孤电子对数的确定

1

中心原子上的孤电子对数＝(a－xb)。式中a为中心原子的价电子

2数，对于主族元素来说，价电子数等于原子的最外层电子数；x为与中心原子结合的原子数；b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为1，其他原子等于“8－该原子的价电子数”。例如，SO2的中心原子为S，S的价电子数为6(即S的最外层电子数为6)，则a＝6；与中心原子S结合的O的个数为2，则x＝2；与中心原子结合的O最多能接受的电子数为2，则b＝2。所以，SO2中的中心原子S1

上的孤电子对数＝3(6－232)＝1。

2

考点三 分子间作用力与分子的性质

1．分子间作用力 (1)概念

物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。 (2)分类

分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。 (3)强弱

范德华力<氢键<化学键。 (4)范德华力

范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大。 (5)氢键 ①形成

已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。 ②表示方法 A—H?B

特别提醒 a．A、B是电负性很强的原子，一般为N、O、F三种元素。 b．A、B可以相同，也可以不同。 ③特征

具有一定的方向性和饱和性。 ④分类

氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。 ⑤分子间氢键对物质性质的影响

主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响。 2．分子的性质 (1)分子的极性

类型 形成原因 存在的共价键 分子内原子非极性分子 正电中心和负电中心重合的分子 非极性键或极性键 对称 极性分子 正电中心和负电中心不重合的分子 非极性键或极性键 不对称

排列 (2)分子的溶解性 ①“相似相溶”的规律：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。若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。

②随着溶质分子中憎水基个数的增大，溶质在水中的溶解度减小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。 (3)分子的手性

①手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。 ②手性分子：具有手性异构体的分子。

③手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子， 如

。

(4)无机含氧酸分子的酸性

无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O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：HClO

分子极性判断的思维程序和两种思维模型

1．思维程序

2．思维模型

(1)根据键的类型及分子的空间构型判断

非极性分子、极性分子的判断，首先看键是否有极性，然后再看各键的空间排列状况。键无极性，分子必无极性(O3除外)；键有极性，各键空间排列均匀，使键的极性相互抵消，分子无极性；键有极性，各键空间排列不均匀，不能使键的极性相互抵消，分子有极性。 共价键的极性与分子极性的关系可总结如下：

(2)根据中心原子最外层电子是否全部成键判断

分子中的中心原子最外层电子若全部成键，此分子一般为非极性分子；分子中的中心原子最外层电子若未全部成键，此分子一般为极性分子。

CH4、BF3、CO2等分子中的中心原子的最外层电子均全部成键，它们都是非极性分子。而H2O、NH3、NF3等分子中的中心原子的最外层电子均未全部成键，它们都是极性分子。

范德华力、氢键、共价键的比较

范德华力 物质分子之间普遍存在的一概念 种相互作用力，又称分子间作用力 氢键 由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中电负原子间通过共用电子对所形成的相互作用 共价键 性很强的原子之间的作用力 分类 分子内氢键、分极性共价键、非子间氢键 某些含强极性键氢化物的分存在范围 分子间 双原子或多原极性共价键 子间(如HF、H2O、子的分子或共NH3)或含F、N、O及H的化合物中或其分子间 价化合物和某些离子化合物 特征(有无方向无方向性、无饱有方向性、有饱有方向性、有饱性和饱和性) 续表 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质量的增大而影响强度的因素 增大；②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大 对物质性质的影响 ①影响物质的分子间氢键的①影响分子的对于A—H?B，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，键能越大 和性 和性 和性 成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定 熔点、沸点、溶存在，使物质的稳定性；②共价解度等物理 熔、沸点升高，键键能越大，分性质； ②组成和结构在水中的溶解度增大，如熔、子的稳定性越强 相似的物质，随沸点：H2O>H2S，相对分子质量的增大，物质的熔、沸点升高。如熔、沸点F2

无机含氧酸分子的酸性判断

及比较的思维方法

1．无机含氧酸分子之所以能显示酸性，是因为其分子中含有—OH，而—OH上的H原子在水分子的作用下能够变成H＋而显示一定的酸性。

HF>HCl，NH3>PH3 如HNO3、H2SO4的结构式分别是2．同一种元素的含氧酸酸性规律

。

H2SO4与HNO3是强酸，其—OH上的H原子能够完全电离成为H＋。而同样是含氧酸的H2SO3和HNO2却是弱酸。即酸性强弱为H2SO3

况。如酸性强弱HClO

第3讲 晶体结构与性质

考点一 晶体常识

1．晶体与非晶体

结构特征 自范性 性质特征 熔点 异同表现 晶体 结构微粒周期性有序排列 非晶体 结构微粒无序排列 无 不固定 各向同性 看是否有固定的熔点 对固体进行X-射线衍射实验 有 固定 各向异性 二者区别方法 间接方法 科学方法 2.得到晶体的途径 (1)熔融态物质凝固。

(2)气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。 (3)溶质从溶液中析出。 3．晶胞 (1)概念

描述晶体结构的基本单元。 (2)晶体中晶胞的排列——无隙并置 ①无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。 ②并置：所有晶胞平行排列、取向相同。

晶胞计算的思维方法

1．晶胞计算是晶体考查的重要知识点之一，也是考查学生分析问题、解决问题能力的较好素材。晶体结构的计算常常涉及如下数据：晶体密度、NA、M、晶体体积、微粒间距离、微粒半径、夹角等，密度的表达式往往是列等式的依据。解决这类题，一是要掌握晶体“均摊法”的原理，二是要有扎实的立体几何知识，三是要熟悉常见晶体的结构特征，并能融会贯通，举一反三。 2．“均摊法”原理

特别提醒 ①在使用均摊法计算晶胞中微粒个数时，要注意晶胞的形状，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所共有，如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2个晶胞所共有。

②在计算晶胞中粒子个数的过程中，不是任何晶胞都可用均摊法。

考点二 突破四类晶体的组成和性质

1．四类晶体的比较 类型比较 构成粒子 粒子间的分子晶体 原子晶体 金属晶体 金属阳离子、 自由电子 金属键 离子晶体 分子 分子间作用原子 共价键 阴、阳离子 离子键 相互作用力 硬度 力 较小 很大 有的很大，有的很小 有的很高，有的很低 常见溶剂难溶 较大 熔、沸点 较低 很高 较高 大多数易溶于水等极性溶剂 晶体不导电，水溶液或熔融态导电 溶解性 相似相溶 难溶于任何溶剂 导电、导热性 一般不导电，一般不具有溶于水后有的导电 所有非金属氢化物(如水、硫化氢)、部分非金属单质(如卤素部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体导电性，个别为半导体 电和热的良导体 金属氧化物(如K2O、金属单质与Na2O)、强碱(如KOH、物质类别及举例 X2)、部分非金属氧化物(如CO2、SO2)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(有机盐除外) 硼)，部分非合金(如Na、金属化合物(如SiC、SiO2) Al、Fe、青铜) NaOH)、绝大部分盐(如NaCl) 2．离子晶体的晶格能 (1)定义

气态离子形成1摩离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：kJ2mol

－1

。

(2)影响因素

①离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。 ②离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。 (3)与离子晶体性质的关系

晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越大。

晶体类型的5种判断方法

1．依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断

(1)离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。 (2)原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。 (3)分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。 (4)金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。

2．依据物质的分类判断

(1)金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。

(2)大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(除有机盐外)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，常见的化合类原子晶体有碳化硅、二氧化硅等。 (4)金属单质是金属晶体。

3．依据晶体的熔点判断 (1)离子晶体的熔点较高。 (2)原子晶体熔点很高。 (3)分子晶体熔点低。

(4)金属晶体多数熔点高，但也有少数熔点相当低。 4．依据导电性判断

(1)离子晶体溶于水及熔融状态时能导电。 (2)原子晶体一般为非导体。

(3)分子晶体为非导体，而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，使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 (1)离子晶体硬度较大、硬而脆。 (2)原子晶体硬度大。 (3)分子晶体硬度小且较脆。

(4)金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。 注意 (1)常温下为气态或液态的物质，其晶体应属于分子晶体(Hg除外)。

(2)石墨属于混合型晶体，但因层内原子之间碳碳共价键的键长为1.42310－10m，比金刚石中碳碳共价键的键长(键长为1.54310－10m)短，所以熔、沸点高于金刚石。

(3)AlCl3晶体中虽含有金属元素，但属于分子晶体，熔、沸点低(熔点190℃)。

(4)合金的硬度比其成分金属大，熔、沸点比其成分金属低。

分类比较晶体的熔、沸点

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、铂等熔、沸点很高，如汞、镓、铯等熔、沸点很低，金属晶体一般不参与比较。 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、阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。 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H2O>H2Te>H2Se>H2S。

(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SnH4>GeH4>SiH4>CH4，F2

(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CO>N2，CH3OH>CH3CH3。 (4)同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。 如：CH3—CH2—CH2—CH2—CH3>

。

考点三 突破五类晶体模型

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