第五章物质结构元素周期律教案(人教版).doc

第五章 物质结构 元素周期律复习课
第一节 原子结构
一、原子构成
质子(Z个) 每个质子带一个单位正电荷，相对质量：1.007
原子核
原子() 中子(N个) 不带电，相对质量：1.008
核外电子(Z个) 每个电子带一个单位负电荷
质子、中子、电子的相互关系
(1)质子数决定元素种类
(2)质子数和中子数决定原子种类
(3)符号：代表一个质量数为A质子数为Z的原子
(4)在原子中：
质量数(A) = 质子数(Z) + 中子数(N)
核电荷数 = 核内质子数 = 核外电子数 = 原子序数
阳离子（Mn+）: 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 + n
阴离子（Rn-）: 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 - n
二、核外电子排布及其规律
⑴电子运动特点：质量小，速度大，无确定轨道
⑵电子运动状态的描述——电子云
①利用统计学的方法，以每一个电子在原子核外空间某处出现机会的多少来描述原子核外电子运动状态。
②对“电子云”图的认识
a．小黑点的疏密表示电子在核外空间某处出现机会的多少。
b．在离核越近处单位体积内电子出现的机会越多，“电子云”(小黑点表示)密度越大；相反离核越远的单位体积内电子出现的机会越少，“电子云”密度越小。
⑶排布规律
①电子能量越低离原子核越近，能量越高离原子核越远。核外电子总是尽先排布在能量最低(离核最近)的电子层里，然后由里到外依次排布在能量较高的电子层里;(K、L、M、N、O、P、Q)(电子层的划分标准：电子能量的高低)
②每个电子层最多容纳的电子数目是一定的，为2n2个
③原子的最外电子层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）；次外层电子数不超过18个
⑷价电子：参与形成化合价的电子。主族元素的最外层电子，副族元素的最外层电子、次外层电子，甚至倒数第三层电子都可以称为是价电子。原子的核外电子排布，特别是价电子数决定着元素的主要化学性质。金属元素的原子最外层电子数一般(指大多数)少于4个，在化学反应中比较容易失去电子而达到相对稳定的结构，表现出金属性；而非金属元素的原子最外层一般多于4个电子，在化学反应中容易得到电子而达到相对的稳定结构，表现出非金属性。
三、10电子和18电子微粒
10电子微粒

N3-
O2-
F-
Ne
Na+
Mg2+
Al3+

NH2-
OH-
HF

NH2-
H2O

NH3
H3O+

CH4
NH4+

18电子微粒

P3-
S2-
Cl-
Ar
K+
Ca2+
O22-

HS-
HCl

H2S

H2O2

PH3

SiH4
PH4+

特殊：F2、 N2H4、 C2H6、CH3OH、CH3F、H2O2
第二节 元素周期律
一．元素周期律的实质及内容：
(1)元素的性质随着元素原子序数递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。
(2)元素周期律包括三个方面的内容，一是核外电子排布的周期性变化，二是原子半径的周期性变化，三是元素主要化合价的周期性变化。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。
二．几种关系量
（1）最外层电子数=主族元素的最高正价数
（2）｜负化合价｜＋｜最高正化合价｜=8 (对非金属而言，金属无负化合价)
三．金属性、非金属性强弱的判断原则
l 金属性强弱的判断原则
①元素的单质与水或酸反应置换出氢的难易或反应的剧烈程度(Na置换水中氢，Mg置换热水中的氢，Al置换沸水中的氢，Fe不能置换水中氢，但置换酸中氢，Cu不置换水中氢，也不置换酸中氢，故金属性：Na＞Mg＞Al＞Fe＞Cu)
②元素的氧化物对应的水化物即氢氧化物的碱性强弱(碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，金属性：Na＞Mg＞Al)
③金属阳离子的氧化性越强,对应金属的金属性就越弱(氧化性：Cu2+＞Fe2+，金属性：Fe＞Cu)
④金属间的置换能力：金属性强的金属将金属性弱的金属从它们的盐溶液中置换出来(如：Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu ，故：Fe＞Cu)
⑤构成原电池时，负极金属的金属性强于正极金属(如：Cu-Zn-H2SO4原电池，Zn为负极，故Zn＞Fe)
l 非金属性强弱判断原则
①单质与H2反应生成气态氢化物的难易(F2与氢气在黑暗中混合爆炸，Cl2与H2光照化合，故非金属性：F2＞Cl2)
②单质与H2反应生成气态氢化物的稳定性，氢化物越稳定，其对应非金属性越强(如：稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI，非金属性：F2＞Cl2＞Br2＞I2)
③元素最高价氧化物对应的水化物酸性强弱(酸性强弱顺序：HClO4＞H2SO4＞H3PO4，非金属性：Cl＞S＞P)
④阴离子的还原性越强,对应非金属的非金属性就越弱(离子还原性：S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞F-，非金属性：F2＞Cl2＞Br2＞I2＞S)
⑤非金属间的置换能力：非金属性强的可以置换非金属性弱的(如：Na2S + Cl2 = 2NaCl + S，故：Cl2＞S )
以第三周期元素为例说明
原子序数
11
12
13
14
15
16
17
18
元素符号
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
最外电子层数
1
2
3
4
5
6
7
8
原子半径
逐渐减小
主要正价
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7

主要负价

-4
-3
-2
-1

最高价氧化物的水化物
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
Al(OH)3
两性
H4SiO4
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
最强酸

金属单质与水反应情况
剧烈
反应
缓慢
反应
难以
反应

非金属单质与H2反应的条件

高温
较高
温度
需加热
光照或点燃

结　　论
同周期元素，从左到右元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

第三节 元素周期表
一．元素周期表的结构
3个短周期 （1、2、3周期）
周期（7个） 3个长周期 （4、5、6周期）
1个不完全周期（7周期）
元素周期表 主族（7个） IA~VIIA
副族（7个） IB~VIIB
族（16个） VIII族（1个） 8、9、10三个纵行
零族 （1个） 最右边一个纵行（惰性气体元素）
归纳：七主、七副、一八、一零；三长、三短、一不完全。
二．元素周期表中元素位置的关系；
（1）几种量的关系 原子序数=电子数
周期序数=电子层数
主族序数=最外层电子数
单数族中原子序数为单数，双数族中原子序数为双数。(Ⅷ族特殊)
（2）掌握各周期中元素种数：
第一周期2种，第二、三周期8种，第四、五周期18种，第六周期32种，若第七周期排满也为32种，便可推知如果有第八周期则应是50种……
（3）由原子序数确定位置的方法
由给定的原子序数与每周期元素种数差值推出所在周期与族。
例如：114号元素 114―2―8―8―18―18―32=28
结论：114号元素位于第七周期第ⅣA族（28处于32种的倒数第5种，从零族0、卤族ⅦA、氧族ⅥA、氮族ⅤA、碳族ⅣA）
56号元素 56―2―8―8―18―18=2
56号元素位于第六周期第ⅡA
（4）同周期第ⅡA族元素与第ⅢA族元素原子序数的关系：
若第ⅡA族元素原子序数为a，同周期第ⅢA族元素原子序数为b，则 ：
第二、三周期b=a+1;
第四、五周期b=a+11;(每周期多了过渡金属元素共10种)
第六、七周期b=a+25（周期中的镧系及锕系又多出14种）
（5）同主族元素上下相邻两周期元素原子序数的关系：
第ⅠA、ⅡA族上下原子序数差： 第一、二周期为2
第二、三、四周期为8
第四、五、六周期为18
第六、七周期为32
而第ⅢA、ⅦA至O族上下差：第一、二、三周期为8
第三、四、五周期为18
五、六、七周期为32
结论：第ⅠA、ⅡA族上下原子序数：
下周期元素原子序数=上周期元素原子序数+上周期元素种数；
第ⅢA、ⅦA至O族上下原子序数：
下周期元素原子序数=上周期元素原子序数+下周期元素种数
例如：已知第五周期碘的原子序数为53，则第六周期砹的原子序数为53+32=85。第五周期铷的原子序数为37，则第六周期铯的原子序数为37+18=55。
三．元素周期表的规律
⑴元素周期表中同周期，则主族元素性质的递变规律
项 目
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
价电子数
（最外层电子数）
由1逐渐增到7
相同
主要化合价
最高正价由 +1→+7
　　　　负价由 －4→－１
最高正价相同
原子半径
逐渐减小（惰性气体除外）
逐渐增大
金属性与非金属性
金属性减弱
非金属性增强
金属性增强
非金属性减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性减弱
酸性增强
碱性增强
酸性减弱
非金属的气态氢
化物
生成由难到易
稳定性由弱到强
生成由易到难
稳定性由强到弱
得失电子能力
失电子由 大→小
得电子由 小→大
得电子由 大→小
失电子由 小→大
(2)若主族元素族序数为m，周期数为n，则：
当m／n<1时，为金属元素，其氧化物的水化物显碱性；当m／n=1时，为两性元素(氢除外)，其氧化物的水化物显两性；当m／n>1时，为非金属元素，其最高价氧化物的水化物显酸性。无论同周期还是同族中，m／n值越小，元素的金属性越强，其对应氧化物的水化物的碱性越强；m／n值越大，元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强。
A
B

(3)对角线规则：
周期表中A、B两元素若处在如左图所示的位置，则性质相似。
如Be 和Al单质在常温下均能被浓H2S04钝化；BeO和Al203均显示
两性;A1C13 和BeCl2均为共价化合物等。
(4)微粒半径的大小：
a．同周期元素(除稀有气体元素)的原子半径随原子序数的递增逐渐减小。
b．同主族元素的原子半径、阴、阳离子半径随电子层数的递增逐渐增大。
c．同种元素的各种微粒，阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。
d．电子层数越多，离子半径越大；同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小。
四．核素与同位素
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。如1H(H)、2H(D)、3H(T)就各为一种核素。
同位素：具有相同的质子数不同中子数的同一元素的不同原子。（两同两不同）160、17O、180是氧元素的三种核素，互为同位素。
①同种元素，可以有若干种不同的核素，同一元素的不同核素之间互称同位素；同位素是同一元素不同原子之间的互称，不是单个原子的称呼。如：H、D、T互称同位素。
②同位素在元素周期表中位于同一位置，化学性质几乎完全相同，属于同一元素，组成的单质和化合物的化学性质几乎完全相同，物理性质有微小差异。
③在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。
④大多数的元素都有同位素，但并非都有。
五、相对原子质量计算
相对原子质量：该原子的绝对质量与碳12原子(质量数为12）绝对质量的1/12（约为1.66×10-27kg)的比值
几种相对原子质量：
①原子的精确相对原子质量（即相对原子质量定义）
②原子的近似相对原子质量（即质量数）
③元素的精确相对原子质量（即国际相对原子质量表中所列）
  　元素的精确相对原子质量等于各同位素原子的精确相对原子质量与其丰度的乘积之和。（丰度即某原子在该元素所有原子中所占的物质的量分数，也即原子个数百分比，注意不是质量分数）
    　= M 1•a% + M2•b% +M 3•c% + …      (a% + b% + c% + … = 1)
④元素的近似相对原子质量
  　元素的近似相对原子质量等于各同位素的质量数与其丰度的乘积之和。
= A 1•a% + A2•b% +A3•c% + …      (a% + b% + c% + … = 1)

第四节　化学键
一、化学键：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用叫做化学键。
说明：
①化学键的本质实际上是微观粒子间的一种力的作用，这种粒子间的作用力不但包括化学键，还包括氢键和分子间作用力。但稀有气体的单质分子中不存在化学键
②相互作用包括原子核间、电子间的斥力作用及原子核与电子间的引力作用，当引力和斥力达到平衡时，才能形成稳定的化学键
③化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。断键过程吸热，成键过程放热；化学反应中的热变化取决于两者的对比。如： H2(g)＋Cl2(g)＝2HCl(g) 并且有化学键被破坏的变化不见得是化学变化，如：HCl溶于水，NaCl的熔化等都有化学键的破坏，但都属于物理变化
④中学阶段所学的化学键主要为下列三种类型：
离子键
化学键 极性共价键
共价键
非极性共价键
金属键
二、离子键和离子化合物
离子键：阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键
离子化合物：含有离子键的化合物
说明：
①静电作用包括静电引力和静电斥力
②成键元素：活泼金属（如：K、Na、Ca、Ba等，主要是ⅠA和ⅡA族元素）和活泼非金属（如：F、Cl、Br、O等，主要是ⅥA族和ⅦA族元素）相互结合时形成离子键。但由金属元素和非金属元素形成的化学键不一定是离子键，如：AlCl3、BeCl2等都是由共价键形成的共价化合物
③成键原因：活泼金属原子容易失去电子而形成阳离子，活泼非金属原子容易得到电子形成阴离子。当活泼金属遇到活泼非金属时，电子发生转移，分别形成阳、阴离子，再通过静电作用形成离子键
④离子键越强，离子化合物的熔点、沸点，硬度越高。离子化合物熔化时破坏离子键；离子键的强弱决定于库伦定律，即离子所带的电荷越多，离子半径越小，离子键越强(离子半径大小的比较见上节)
⑤由阴阳离子结合成的化合物不一定是离子化合物如：H+ + OH- = H2O。由两种共价分子结合生成的化合物也不一定是离子化合物，如：NH3 + HCl = NH4Cl。
三、共价键
1．定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键
共价化合物：分子中的化学键全部是共价键的化合物
说明：
①成键元素：通常为非金属元素的原子间
②成键原因：同种或不同种元素的原子之间结合成分子时并不发生电子的完全得失，而是通过共用电子对而结合的
③共价键可存在于单质分子、共价化合物分子和离子化合物中，非金属元素的原子间也可形成离子化合物。如：NH4Cl、NH4NO3、NH4HCO3等
④共价键的键参数：
项 目
概 念
对分子的影响
键 能
拆开1mol共价键所吸收的能量或形成1mol共价键所释放的能量
键能大、键牢固、分子稳定
键 长
分子中两个成键原子核间的平均距离
键越短、键能越大，键越牢固，分子越稳定
键 角
分子中相邻共价键之间的夹角
决定分子空间构型
2．极性共价键和非极性共价键
非极性共价键：简称非极性键；同种元素的原子之间形成的共价键，共用电子对在成键原子的中间不偏向任何一方。如 Cl—Cl
极性共价键：简称极性键；不同元素的原子之间形成的共价键称，共用电子对偏向成键原子的一方。如 H—Cl
3．极性分子和非极性分子
非极性分子：如果整个分子内电子云分布均匀、对称，没有部分带正负电荷的现象，这样的分子叫非极性分子如： Cl2、H2、O2、N2等。
极性分子：果分子内电子云分布不均匀，不对称，有部分带正负电荷的现象，这样的分子叫极性分子如： HCl、HF、HBr、HI等。
几种典型类型：

极性分子、非极性分子的类型
分子类型
实例
键的极性
分子构型
分子极性
A
He、Ne、Ar
——
——
非极性分子
A2、
AB
H2、N2、Cl2、
非极性键
直线型
非极性分子
HF、HCl
极性键
直线型
极性分子
AB2
CO2、CS2、
极性键
直线型
非极性分子
H2O、H2S、SO2
极性键
平面三角型
极性分子
AB3
BF3
极性键
平面三角型
非极性分子
NH3
极性键
三角锥型
极性分子
AB4
CH4、CCl4
极性键
正四面体
非极性分子
对于ABn型分子，当A原子的最外层电子全部成键时为非极性分子，如C(+4)H4、C(+4)Cl4、S(+6)O3、B(+3)F3；当A原子的最外层电子没有全部参与成键时为极性分子，如S(+4)O2、P(+3)Cl3、N(+3)H3、H2O(-2)等。有关资料则介绍为：对于ABn型分子，若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子；若不等，则为极性分子。
四、金属键：金属离子与自由电子之间的较强作用。金属的价电子数越多，半径越小，金属键就越强，（F=k）。晶体的熔沸点就越高。如：熔沸点：Na＜Mg＜Al。
五、电子式的几种表示形式
1．离子

单核阳离子符号，即为阳离子的电子式，如H+、K+、Na+、Mg2+；
H
O
2－
O
O
N
H
H
H
H
O
H
H
H
H
O
2–
Cl
2－
S
S
2－
C
C

原子团的阳离子：NH4+： ；H3O+： 　　　　　

单核阴离子：H-：　　　　　　O2-：　　　　　　Cl-：　

原子团的阴离子：OH-：　　　　　　　O22-：　　　　

S22-：　　　　　　　C22-：　
N
N
Cl
Cl
H
H
O
H
H
N
H
H

2．分子
N2： Cl2： H2O： CH4：

3．离子化合物
K+ 　　 K+
S
2–
Ca2+
O
2–
F
F
Ca2+
Na+ Na+
2－
O
O
Ca2+
2－
C
C
Na+
H
O
N
H
H
H
H
Cl

K2S：　 　　CaO：　　　 　　　　CaF2：　

Na2O2： CaC2：

NaOH： NH4Cl：

C
H
H
H
O
H
H
H
N
4．自由基：不带电荷，“—”表示一个单电子

—CH3： —OH： —NH2：

六、分子间作用力(范德华力)
分子间作用力是分子间微弱的相互作用。
①分子间作用力不是化学键，比化学键弱的多。化学键存在于分子或物质内部相邻原子之间，键能约为100～600 kJ·mol－1；分子间作用力广泛存在于分子之间，其大小一般在2～20 kJ·mol－1之间。其实质是电性引力
②分子间作用力对分子晶体的熔沸点、溶解度有影响，一般来说，组成和结构相似的分子，随着相对分子质量的增大，分子间作用力增强，熔沸点升高
③相似相溶原理：极性分子溶质易溶于极性分子组成的溶剂；非极性分子易溶于非极性分子组成的溶剂。如氯化氢、氨极易溶于水，溴、碘极易溶于苯、四氯化碳。

卤素单质的熔沸点与相对分子质量的关系 CX4的熔沸点与相对分子质量的关系
七、氢键：从某种意义上说，是一种特殊的分子间作用力，它不是化学键，比分子间作用力略强，比化学键弱。NH3、H2O、HF、CH3CH2OH等分子中存在氢键，氢键的存在使这些物质的熔沸点反常升高。而NH3分子与H2O分子间形成氢键，使NH3在H2O中的溶解度显著增大。氢键常用“…”来表示，如F—H…F如H2O和H2S的组成与结构相似，相对分子质量是H2S＞H2O，若仅仅以分子间作用力论，H2S的熔沸点应大于H2O，可实际上H2O在常温状况下是液态，而H2S在通常状态下是气态，说明H2O的熔沸点比H2S高，原因就是H2O分子间存在氢键。在液态水中，经常是几个水分子通过氢键结合起来；在固态水（冰）中，水分子大范围地以氢键相互联结，形成相当疏松的晶体，从而在结构中有许多空隙，造成体积膨胀。

一些氢化物的沸点
HF、H2O和NH3的沸点反常，是因为它们的分子间存在氢键
第五节 晶体的类型与性质
一、晶体
非晶体：无一定的外形,无固定的熔点
固体
晶体：结晶而成，有规则几何外形，有固定熔点
非晶体又称玻璃态物质或无定形体，没有一定的晶体外形,如石蜡,玻璃,沥青,矿渣等.非晶表现为各向同性,无固定的熔点,加热时,逐步软化,流动性增加,最后变为液体.从软化到完全熔化,中间经过了一定的较长的温度范围,且无固定的熔解热效应.
晶体有固定的几何外形，有固定的熔点和各向异性。晶体的规则的几何外形是其构成粒子有规则排列的外部反映。构成晶体的粒子有分子、原子、离子等，据粒子种类及粒子间的相互作用的差别，可将晶体分为离子晶体、分子晶体、原子晶体、金属晶体等。
晶胞：晶体中能够重复的最小结构单元，是晶体的一个基本结构单位

NaCl的晶胞 CsCl的晶胞
二、离子晶体
1．离子晶体：阴阳离子间通过离子键结合而成的晶体。
（1）构成离子晶体的粒子是阴、阳离子。常见的阳离子有Na+、K+、Ca2+等金属离子和；常见的阴离子有Cl－、F－、S2－、、、、等酸根离子。
（2）由金属元素和非金属元素形成的化合物不一定是离子晶体，如AlCl3是分子晶体；由非金属元素形成的化合物可能是离子晶体，如NH4Cl、NH4NO3等铵盐。
（3）离子晶体中一定存在离子键，除离子键外还可能有其他形式的化学键。如NaOH晶体中除了钠离子与氢氧根离子间的离子键外，还有氢氧根离子内氢原子和氧原子形成的极性共价键。Na2O2中两个氧原子间形成非极性共价键。
特别提示
NaOH的电子式为Na+［∶　∶H］－，Na2O2的电子式为Na+［∶　∶　∶］2－Na+。

在Na2O2中，阴、阳离子的个数比为1∶2，而不是1∶1。
（4）有离子键的晶体一定是离子晶体。只要有离子键，则晶体中一定有阴、阳离子，符合离子晶体的定义，该晶体一定是离子晶体。
2．离子晶体的空间构型
（1）NaCl的晶体结构：如图

NaCl的晶体结构模型
在NaCl晶体中一个Na+周围等距且最近的Cl－有6个，此6个Cl－连线形成的空间几何体为正八面体，Na+位于其中心位置；一个Na+周围等距且最近的Na+有12个。一个晶胞中含4个Na+,4个Cl－。
（2）CsCl的晶体结构：

CsCl的晶体结构模型
在CsCl晶体中一个Cs+周围等距且最近的Cl－有8个，此8个Cl－连线形成的空间几何体为正方体，Cs+位于其中心位置；一个Cs+周围等距且最近的Cs+有6个。一个晶胞中含1个Cs+,1个Cl－。
（3）化学式与分子式
在NaCl晶体或CsCl晶体中，构成离子晶体的粒子是阴、阳离子，在NaCl和CsCl晶体中只有Na+、Cl－和Cs+，不存在NaCl、CsCl分子。但是在这两种晶体中，阴、阳离子的个数比都是1∶1，所以NaCl和CsCl是表示离子晶体中离子个数比的化学式，而不是表示分子组成的分子式。
（4）晶体化学式的确定方法
立方体晶胞中，求晶体中粒子个数比时：
（1）处于顶点的粒子，同时为8个晶胞所共有，每个粒子有1/8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1/4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1/2属于该晶胞；
（4）处于晶胞内部的粒子，则完全属于该晶胞。
由此可推知氯化钠晶体的一个晶胞中：
Na＋数：1+12×=4
Cl－数：8×+6×=4
显然，N ∶N=1∶1，故氯化钠晶体的化学式为NaCl。
3．离子晶体的物理性质
①离子晶体中由于离子间有较强的离子键，使离子晶体的硬度较高，密度较大，难于压缩，有较高的熔、沸点。②
离子晶体不导电，只有熔融或溶于水后，破坏了离子键，产生了自由移动的阴、阳离子才能导电。
③离子晶体的溶解性、熔沸点与晶体中离子键的强度有关。一般地说，离子半径越小，离子电荷数越多，离子键越强，晶体熔沸点就越高。从库仑定律可直接看出这一关系（F=k）。
三、分子晶体
1．分子晶体：分子间以分子间作用力相结合而形成的晶体
（1）构成分子晶体的粒子是分子，常见的由分子构成的物质大多为共价化合物，如CO2、H2O、HCl、NH3等。当这些物质是固态时形成的晶体即为分子晶体。
（2）粒子间的作用力是分子间作用力，它不属于化学键，粒子内部存在着共价键。如干冰（固态CO2），CO2中分子与分子间以分子间作用力相结合，CO2分子中C原子和O原子却以共价键相结合。
2．分子晶体的空间构型

干冰晶体结构模型
干冰晶胞呈立方面心结构，其中八个顶角上排列着取向相同的8个二氧化碳分子，三组平行面的面心上各有一个二氧化碳分子，而且每组相对的分子排列取向也相同。假若选定立方体顶点上的一个CO2分子，则与其等距离最近的CO2分子应在面心上，这样的分子共有12个（同层4个，上层4个，下层4个）。每个结构单元中含CO2分子数为1/8×8+1/2×6=4为。
3．分子晶体的物理性质
分子晶体具有较低的熔、沸点，较小的硬度，不导电。
（1）分子晶体变成液体或气体时，破坏的是分子间作用力，构成分子的原子间化学键没有发生变化。如冰变为液态水时，H2O分子间的作用力被破坏了，但H2O分子内H原子和O原子所形成的化学键却没有被破坏。
（2）分子间作用力随相对分子质量增大而增大，所以，组成和结构相似的分子晶体熔沸点随相对分子质量增大而增大。如：F2、Cl2、Br2、I2的熔沸点依次升高。
（3）分子在固态和熔融状态下不导电，但部分分子晶体溶于水后可以导电。如HCl溶于水后电离出H+ 和Cl－，因此可以导电。
4．分子晶体与电解质的关系：
分子晶体可能是强电解质。如HCl、H2SO4、HNO3等溶于水后能全部电离
分子晶体可能是弱电解质。如H2CO3、CH3COOH等，它们溶于水后能部分电离
分子晶体可能是非电解质。如CO2、NH3等，它们在水中不能电离。
分子晶体可能既不是电解质，也不是非电解质。如稀有气体、H2、O2等单质。
四、原子晶体
1．原子晶体：相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体
（1）构成原子晶体的粒子是原子。
（2）原子晶体的空间构型为空间网状结构。在SiO2的空间构型中，Si原子构成正四面体结构，O原子位于Si—Si键中间。
（3）原子晶体的化学式不能表示分子式。如SiO2晶体中不存在SiO2分子，只是由于Si原子和氧原子的原子个数比为1∶2，才得出二氧化硅的化学式为SiO2。
2．原子晶体的空间构型

SiO2的晶体结构模型 金刚石晶体结构模型
构成SiO2晶体的粒子是中性原子，原子与原子间以共价键相结合。在SiO2晶体中，1个Si原子和4个O原子形成4个共价键，Si原子位于正四面体的中心，4个O原子占据四面体四个顶点；同时每个O原子跟2个Si原子相结合，O原子位于Si—Si键中间。实际上，SiO2晶体是由硅原子和氧原子按1:2的比例所组成的立体网状的晶体
金刚石是天然存在的最硬的物质，它也是一种原子晶体，其晶体结构与SiO2晶体相似。在金刚石的晶体中，碳原子的排列与硅原子相同，只是碳原子之间没有氧原子，即每个碳原子都被相邻的4个碳原子包围，处于4个碳原子的中心，以共价键与这4个碳原子结合，成为正四面体结构，这些正四面体向空间发展，构成彼此联结的立体网状晶体。每个C原子参与形成六元环的总数：12个；C原子数与C-C键键数之比=1：2；C原子数与六元环数之比=1：2。
3．原子晶体的物理性质：熔、沸点高，硬度大，一般不导电，难溶于常见溶剂。
在原子晶体中，构成晶体的粒子是原子，原子间以较强的共价键相结合，而且形成空间网状结构，要破坏它就需要很大的能量，所以，原子晶体的熔点和沸点高，并且原子晶体的硬度大，不导电，难溶于一些常见的溶剂。
原子晶体的熔沸点与原子间形成的共价键强度有关。一般来说，原子半径越小，形成的共价键强度越大，相应的原子晶体的熔沸点就越高。如金刚石的熔沸点高于晶体硅。
五、石墨

石墨晶体结构模型
石墨和金刚石都是由碳原子形成的单质，但它们的性质却不相同，这是由于它们的晶体结构不同的缘故。(碳还有多种同素异形体，如足球烯C60等)石墨晶体是层状结构（如上图），在每一层内，碳原子排成六边形，每个碳原子都与其他3个碳原子以共价键结合，形成平面的网状结构；在层与层之间，是以分子间作用力相结合的。由于同一层的碳原子间以较强的共价键结合，使石墨的熔点很高。但由于层与层间的分子间作用力较弱，容易滑动，使石墨的硬度很小。像石墨这样的晶体一般称为过渡型晶体或混合型晶体。
石墨中一个正六边形共有六个碳原子，但每个碳原子为3个正六边形所共有。平均每个正六边形占有碳原子数为6×1/3=2，又因为一个正六边形共有6个C—C键，但每个C—C键为两个正六边形共有，平均每个正六边形共占有C—C键6×1/2=3个。因此每层上碳原子数与C—C键数之比为2∶3。
金刚石和石墨的比较

金刚石
石　墨
晶体结构
正四面体、空间网状晶体
平面层状正六边形结构、层间以范德华力结合
晶体类型
原子晶体

晶体外形
正八面体
鳞片状
碳碳键长
＞
熔　点
＜
沸　点
=
硬　度
很高
质软、有滑腻感
导电性
无
良
主要用途
钻具、装饰品
润滑剂、电极、耐火材料等
相互关系
同素异形体
特别提示：石墨有导电性，是因为层内有自由电子。

六、金属晶体
1．金属简介
到目前为止，在已发现的一百多种元素中，大约有4/5是金属元素。金属的分类方法有多种。冶金工业上分为有色金属和黑色金属；根据密度可以分为轻金属和重金属；根据金属在地壳中的含量以及提取的难易程度分为贵金属和稀有金属。
2．金属的结构：在金属中，由于金属原子的外层电子比较少，金属原子易失去外层电子变成金属离子。金属原子释放出电子后形成的金属离子按一定规律，好像许多硬球一层一层紧密地堆积着。释放出的电子则在整个晶体里自由运动，称为自由电子。在金属中，自由电子不专属于某一个或几个特定的金属离子，它们几乎均匀地分布在整个晶体中，被许多金属离子所共有。
3．金属晶体：由金属阳离子和自由电子通过金属键结合形成的晶体。所有的金属都属于金属晶体，汞仍冷却到其熔点以下，可形成金属晶体。
金属的价电子数越多，半径越小，金属键就越强，晶体的熔沸点就越高；反之亦然。如：熔沸点：Na＜Mg＜Al。需要注意的是，合金的熔沸点一般比它各组分金属的熔沸点低。如：熔沸点：Al＞Mg＞Mg－Al合金。
4．金属晶体的物理通性
①金属的导电、导热性
在金属晶体中，存在着许多自由电子，这些自由电子的运动是没有一定路程的。但是在外加电场的条件下，自由电子就会发生定向移动从而形成电流。
金属的导热性也与自由电子有关，自由电子在运动时经常与金属离子发生碰撞，从而发生能量的交换。当某部分金属受热时，获得能量的自由电子会发生运动和碰撞，将能量从温度高的部分传到温度低的部分，最后使整块金属的温度趋于一致。
大多数金属具有良好的导电性和导热性。善于导电的金属也善于导热，按照导电和导热能力由大到小的顺序，将常见的几种金属排列如下：
Ag、Cu、Au、Al、Zn、Pt、Sn、Fe、Pb、Hg
②金属的延展性
延展性事实上是延性和展性的合称。延性是指拉成细丝，展性是指轧成薄片。金属具有延展性是因为金属在外力作用下，金属晶体内的原子层发生错动，但由于金属离子与自由电子之间的作用没有方向性，从而这种作用仍保持，不致断裂。
不同的金属有不同的延展性，延展性最好的是金。但也有少数金属，如锑、铋、锰等，性质较脆，没有延展性。
③金属的密度，金属的硬度
锂、钠、钾比水轻，大多数其他金属密度较大。金属的硬度一般较大，但它们之间有很大差别。有的坚硬如铬、钨等；有的却可用小刀切割，如钠、钾等。

l 小节：
1.四种晶体类型与性质的比较
项 目
离子晶体
原子晶体
分子晶体
金属晶体
组成粒子
阴、阳离子
原子
分子
金属阳离子、自由
电子
粒子间的作用
离子键（较强）
共价键（很强）
分子间作用力（弱）
静电作用
（金属键）
实 例
NaCl、CaO、
NaOH等
金刚石、SiO2、
SiC等
CO2、HCl、S、He、CH3COOH等
Na、Mg、Al、Fe等
性

质
熔沸点、硬度
较高、较大、脆
很高、很大
低、小、易挥发
差异较大
溶解性
大部分溶于水
一般不溶于水
极性分子，易溶
于水
活泼金属可与水反应，一般地不与水反应
导电性
水溶液或熔融态时能导电
一般为非导体，Si为半导体，石墨可导电
本身非导体，在水中发生电离，可导电
是电和热的良导体，有延性和展性
物质的类别
绝大数盐、强碱、大部分金属氧化物等离子化合物
晶体硅、金刚石、二氧化硅、氮化硅、碳化硅等
大多数非金属单质、气态氢化物、大多数非金属氧化物、酸、大多数有机物等
金属单质或合金

2.几种晶体的微观结构分析

项 目
金刚石
石 墨
晶体形状
正四面体空间网状
正六边形平面层状
晶体中的键或作用力
共价键
共价键与范德瓦耳斯力
由最少碳原子形成环的形状与个数
6个原子不共面
6个原子共面
碳原子