2023高考化学二轮专题复习与测试第一部分专题十物质结构与性质课件

这是一份2023高考化学二轮专题复习与测试第一部分专题十物质结构与性质课件，共60页。PPT课件主要包含了高考调研明晰考向，答案C，答案D，答案B，答案A，核心整合热点突破，常见等电子体，续上表，②体心立方堆积，③六方最密堆积等内容，欢迎下载使用。

专题十 物质结构与性质
1．(2022·广东卷)甲～戊均为短周期元素，在元素周期表中的相对位置如图所示。戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸。下列说法不正确的是(　　)
A．原子半径：丁＞戊＞乙B．非金属性：戊＞丁＞丙C．甲的氢化物遇氯化氢一定有白烟产生D．丙的最高价氧化物对应的水化物一定能与强碱反应
解析：甲～戊是短周期元素，戊的最高价氧化物对应水化物为强酸，则可能是硫酸或高氯酸，若是高氯酸，则戊为Cl元素，甲为N元素、乙为F元素、丙为P元素、丁为S元素；若是硫酸，则戊为S元素，甲为C元素、乙为O元素、丙为Si元素、丁为P元素。据此分析解答。A项，根据层多径大，同电子层结构核多径小原则，则原子半径：丁＞戊＞乙，正确；B项，根据同周期从左到右非金属性逐渐增强，则非金属性：戊＞丁＞丙，正确；C项，甲的氢化物可能为氨，可能为甲烷、乙烷等，若是氨，则遇氯化氢一定有白烟产生；若是甲烷、乙烷等，则遇氯化氢不反应，没有白烟生成，错误；D项，丙的最高价氧化物对应的水化物可能是硅酸、也可能是磷酸，都一定能与强碱反应，正确。故选C。
2．(2022·全国甲卷)Q、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期主族元素，其最外层电子数之和为19。Q与X、Y、Z位于不同周期，X、Y相邻，Y原子最外层电子数是Q原子内层电子数的2倍。下列说法正确的是(　　)A．非金属性：X>QB．单质的熔点：X>YC．简单氢化物的沸点：Z>QD．最高价含氧酸的酸性：Z>Y
解析：Q、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Q与X、Y、Z不在同一周期，Y原子最外层电子数为Q原子内层电子数的2倍，则Q应为第二周期元素，X、Y、Z位于第三周期，Y的最外层电子数为4，则Y为Si元素，X、
Y相邻，且X的原子序数小于Y，则X为Al元素。Q、X、Y、Z的最外层电子数之和为19，则Q、Z的最外层电子数之和为19－3－4＝12，主族元素的最外层电子数最多为7，若Q的最外层电子数为7，为F元素，Z的最外层电子数为5，为P元素，若Q的最外层电子数为6，为O元素，则Z的最外层电子数为6，为S元素，若Q的最外层电子数为5，为N元素，Z的最外层电子数为7，为Cl元素；综上所述，Q为N或O或F，X为Al，Y为Si，Z为Cl或S或P，据此分析解答。X为Al，Q为N或O或F，同一周期从左往右元素非金属性依次增强，同一主族从上往下依次减弱，故非金属性：Q>X，A项错误；由分析可知，X为Al属于金属晶体，Y为Si属于原子晶体或共价晶体，故单质熔点：Si>Al，即Y>X，B项错误；含有氢键的物质沸点升高，由分析可知Q为N或O或F，其简单氢化物为
H2O或NH3或HF，Z为Cl或S或P，其简单氢化物为HCl或H2S或PH3，由于前者物质中存在分子间氢键，而后者物质中不存在，故沸点：Q>Z，C项错误；元素的非金属性越强，其最高价含氧酸的酸性越强，P、S、Cl的非金属性均强于Si，因此最高价含氧酸酸性：Z>Y，D项正确。故选D。
3．(2022·全国乙卷)化合物(YW4X5Z8·4W2Z)可用于电讯器材、高级玻璃的制造。W、X、Y、Z为短周期元素，原子序数依次增加，且加和为21。YZ2分子的总电子数为奇数，常温下为气体。该化合物的热重曲线如图所示，在200 ℃以下热分解时无刺激性气体逸出。下列叙述正确的是(　　)
A．W、X、Y、Z的单质常温下均为气体B．最高价氧化物的水化物酸性：Y4．(2022·湖南卷)科学家合成了一种新的共价化合物(结构如图所示)，X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期元素，W的原子序数等于X与Y的原子序数之和。下列说法错误的是(　　)
A．原子半径：X>Y>ZB．非金属性：Y>X>WC．Z的单质具有较强的还原性D．原子序数为82的元素与W位于同一主族
解析：由题中共价化合物的结构可知，X、W形成4个共价键，Y形成2个共价键，Z形成1个共价键，X、Y、Z、W是原子序数依次增大的短周期元素，W的原子序数等于X与Y的原子序数之和，则X为C元素、Y为O元素、Z为F元素、W为Si元素。据此分析解答。A项，同周期元素，从左到右原子半径依次减小，则C、O、F的原子半径大小顺序为C＞O＞F，正确；B项，同周期元素，从左到右元素的非金属性依次增强，同主族元素，从上到下元素的非金属性依次减弱，则C、O、Si的非金属性强弱顺序为O＞C＞Si，正确；C项，位于元素周期表右上角的氟元素的非金属性最强，单质具有很强的氧化性，错误；D项，原子序数为82的元素为铅元素，与硅元素都位于元素周期表第ⅣA族，正确。故选C。
5．(2022·浙江卷)X、Y、Z、M、Q五种短周期主族元素，原子序数依次增大。X的核外电子数等于其周期数，YX3分子呈三角锥形，Z的核外电子数等于X、Y核外电子数之和。M与X同主族，Q是同周期中非金属性最强的元素。下列说法正确的是(　　)A．X与Z形成的10电子微粒有2种B．Z与Q形成的一种化合物可用于饮用水的消毒C．M2Z与MQ的晶体类型不同D．由X、Y、Z三种元素组成的化合物的水溶液均显酸性
解析：X的核外电子数等于其周期数，X为H元素，YX3分子呈三角锥形，Y为N元素，Z的核外电子数等于X、Y核外电子数之和，则Z为O元素，M与X同主族，则M为Na元素，Q是同周期中非金属性最强的元素，则Q为Cl元素。据此分析解答。由分析可知，X为H，Z为O，则其形成的10电子微粒有H2O、OH－、H3O＋，A项错误；由分析可知，Z为O，Q为Cl，可形成ClO2，有氧化性，可用于自来水消毒，B项正确；由分析可知，Z为O，M为Na，Q为Cl，则M2Z为Na2O，为离子晶体，MQ为NaCl，为离子晶体，晶体类型相同，C项错误；由分析可知，X为H，Y为N，Z为O，这三种元素可以形成NH3·H2O，其溶液显碱性，D项错误。故选B。
物质结构是高中化学的重要组成部分，是学习其他化学知识的基础，就是人们常说的“结构决定性质”，在高考中也占有相当的比重。物质结构题型包括填空、简答，常涉及原子结构与元素的性质(如微粒的电子排布、电离能及电负性的比较)、元素周期律、分子结构与性质(如化学键类型、原子的杂化方式、分子空间构型的分析与判断)、晶体结构与性质(如晶体类型、性质及粒子间作用的关系、以晶胞为单位的密度和微粒间距离与微粒质量的关系计算及化学式分析)等考点。侧重考查分析能力和计算能力，需要熟练晶胞结构，具备一定的数学计算能力，综合性较强。
1．2021年，我国发布了《医用同位素中长期发展规划》，对提升医用同位素相关产业能力水平、保障健康中国战略实施具有重要意义。医用同位素有14C、18F、131I等。下列说法正确的是(　　)A．14C位于元素周期表的第二周期第ⅥA族B．18F和131I具有相同的最外层电子数C．14C与12C的性质完全相同D．化合物23Na131I的中子总数为奇数
解析：C原子序数为6，位于元素周期表的第二周期第ⅣA族，故A项错误；F和I属于第ⅦA族，最外层电子数相同，故B项正确；14C与12C的化学性质几乎完全相同，但物理性质有差异，故C项错误；23Na131I的中子总数为(23－11)＋(131－53)，不为奇数，故D项错误。故选B。
3．一种电池电解质溶液中盐的结构如图所示。R、W、X、Y、Z为原子序数递增的短周期元素，其中X、Z位于同一主族，R和Y的原子核外电子层数相同。下列说法正确的是(　　)
A．单质熔点：Z＞XB．简单离子半径：R＞W＞X＞YC．实验室中少量R单质通常保存在煤油中D．最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：Y＞W
解析：X、Z位于同一主族，则一定不是同一周期，而R可以形成＋1价阳离子，应为第ⅠA族元素，其原子序数在几种元素中最小，所以R不能位于第三周期，则R为Li元素；R和Y的原子核外电子层数相同，即有2层电子，且Y形成1个共价键，所以Y为F元素；X、W均可以形成2个共价键，且位于Li和F之间，X的原子序数较大，所以X为O元素，整个阴离子带1个单位负电荷，则W原子核外应有3个电子，2个用于形成共价键，1个和所得的电子形成电子对，所以W为B元素；X与Z同主族，则Z为S元素。据此分析解答。Z和X的单质分别为S和O2(或O3)，O2(或O3)常温下为气体，S单质为固体，所以单质熔点：Z＞X，A项正确；电子层数越多离子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越小离子半径越大，所以离子半径B3－＞O2－＞F－＞Li＋，即W＞X＞Y＞R，B项错误；Li单质的密度比煤油小，不能保存在煤油中，应保存在石蜡中，C项错误；Y为F元素，没有正价，则没有最高价氧化物对应的水化物，D项错误。故选A。
4．X、Y、Z、M和W等五种短周期元素的原子序数依次增大，其中M与W位于同一主族且能形成二元化合物WM2。化合物甲常用于农药、染料、医药及有机合成等，其结构简式如下图。下列说法错误的是(　　)
A．简单阴离子半径：W>M>ZB．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y解析：X、Y、Z成键数目分别为1、4、3，根据成键数目，可推知X、Y、Z分别为H、C、N；M与W位于同一主族且能形成二元化合物WM2，推知M和W分别为O和S。据此分析解答。一般而言，电子层数越多半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；简单阴离子半径为S2－>N3－>O2－，A项错误；根据非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，H2CO3酸性小于H2SO4，B项正确；NH4HS等化合物中含离子键，C项正确；化合物甲中除H外，其他原子最外层均为8e－，D项正确。故选A。
5．(2022·宜宾二模)W、X、Y、Z是原子序数依次增大且位于不同主族的四种短周期元素，它们的原子最外层电子数之和为12，其中X的常见单质可用作粮食的保护气，X2W4中含有18个电子。下列说法正确的是(　　)A．原子半径：X＞Y＞Z＞WB．简单气态氢化物的稳定性：X＞ZC．Y3X2中含非极性键D．Z的氧化物为两性氧化物
解析：X的常见单质可用作粮食的保护气，则X为N元素，X2W4中含有18个电子，则W为H元素，它们的原子最外层电子数之和为12且位于不同主族，则Y、Z的最外层电子数之和为12－1－5＝6，则Y为Mg元素、Z为Si元素。据此分析
解答。A项，电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同时，原子序数越大，原子半径越小，因此原子半径：Mg＞Si＞N＞H，即Y＞Z＞X＞W，错误；B项，非金属性越强，简单气态氢化物越稳定，非金属性：N＞Si，则简单气态氢化物的稳定性：X＞Z，正确；C项，Y3X2为Mg3N2，Mg3N2中的化学键为离子键，不含非极性键，错误；D项，Z的氧化物为SiO2，SiO2为酸性氧化物，不是两性氧化物，错误。故选B。
考点一　原子结构和元素周期律1．原子结构与性质(1)核外电子排布规律。①能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低。如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。②泡利原理：在每个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反。③洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。
(2)核外电子排布的表达式。
2.元素周期律(1)原子核外电子排布的周期性。随着原子序数的增加，主族元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，主族元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化(第一周期除外)。(2)主要化合价的周期性变化。元素的主要化合价随着原子序数的递增而呈现周期性的变化规律，最高正价等于主族的族序数(F无正价O，无最高正价)。(3)原子半径的周期性变化。原子半径从左向右减小，从上往下增大。
3．第一电离能(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叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ·ml－1。(2)元素第一电离能的周期性变化。随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小。(3)元素电离能的应用。①判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之，则越弱。②判断元素的化合价：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n价，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。
10e－微粒和18e－微粒
现有部分元素的原子结构特点如表。下列叙述正确的是(　　)
A．W原子结构示意图为 B．元素X和Y只能形成原子个数比为1∶2的化合物C．元素X比元素Z的非金属性强D．X、Y、Z、W四种元素不能形成离子化合物
原子结构、离子结构是物质结构的核心内容，同样也是高考的重要考点。解题时，注意掌握常用规律，提高解题能力；重视知识迁移、规范化学用语，如：(1)微粒间“三个”数量关系。①中性原子：核电荷数＝质子数＝核外电子数＝原子序数。②阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数。③阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数。
1．2022年1月，我国自主三代核电“华龙一号”中核集团福清核电6号机组首次并网成功，开始向电网送出第一度电。核电转化源于核裂变235U＋1n→141Ba＋89Kr＋31n(1n表示中子)释放的巨大能量。下列说法正确的是(　　)A．利用核能发电，至少存在4种能量转化方式B．以1 ml中子轰击235U，最终将得到3 ml中子C．在天然核素234U、235U、238U中，235U的相对丰度最高D．核裂变再次证明原子并非化学变化中的最小粒子
解析：利用核能发电，核能→热能→机械能→电能，至少存在4种能量转化方式，A项正确；1 ml中子轰击235U，得来的中子继续轰击铀核，发生连锁式的反应，最终得到的中子远远大于3 ml，B项错误；由铀元素的相对原子质量约为238可推测，238U的相对丰度占绝对优势(实际99%以上)，C项错误；化学变化中的最小粒子是原子，核裂变不属于化学反应，D项错误。故选A。
2．下列说法正确的是(　　)A．1s22s12p1表示的是基态原子的电子排布B．基态原子的能量一定比激发态原子的能量高C．电子仅在激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱D．日常生活中我们看到的许多可见光，如霓虹灯光、节日焰火，都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关
解析：2s12p1轨道各有1个电子，则为激发态原子的电子排布，A项错误；没有具体的原子轨道，不能说基态原子的能量一定比激发态原子的能量高，B项错误；电子由较高激发态跃迁到较低激发态时也会产生原子光谱，C项错误；日常生活中我们看到的许多可见光，如霓虹灯光、节日焰火，都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关，D项正确。故选D。
5．(2021·全国甲卷)W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z的最外层电子数是W和X的最外层电子数之和，也是Y的最外层电子数的2倍。W和X的单质常温下均为气体。下列叙述正确的是(　　)A．原子半径：Z>Y>X>WB．W与X只能形成一种化合物C．Y的氧化物为碱性氧化物，不与强碱反应D．W、X和Z可形成既含有离子键又含有共价键的化合物
考点二　化学键1．共价键(1)共价键的类型。①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键和三键。②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。
(2)键参数。①键能：指气态分子中1 ml化学键解离成气体原子所吸收的能量，键能越大，化学键越稳定。②键长：指形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。③键角：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。④键参数对分子性质的影响。键长越短，键能越大，分子越稳定。
(3)σ键、π键的判断。①由轨道重叠方式判断：“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。②由共用电子对数判断：单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。③由成键轨道类型判断：s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。(4)等电子原理。原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征。其物理性质相似，化学性质不同。
(5)配位键。①孤电子对。分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称为孤电子对。②配位键。a．配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键。
③配合物。如[Cu(NH3)4]SO4
配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。
2．离子键离子键通过两个或多个原子或化学基团失去或获得电子而成为离子后形成；成键微粒：阴离子和阳离子；离子键的本质：阴离子和阳离子之间的静电作用；离子键的特征：离子键的作用力强，无饱和性，无方向性。3．分子性质(1)分子构型与分子极性的关系。
(2)溶解性。①“相似相溶”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，若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。②“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。(3)无机含氧酸分子的酸性。无机含氧酸可写成(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HClO1．正确理解微粒间的作用力(1)强度：化学键>氢键>范德华力。(2)范德华力与物质的组成、熔点或沸点：由分子构成的物质，若组成和结构相似，一般来说，物质的相对分子质量越大，范德华力越强，熔、沸点越高。如沸点：HI>HBr>HCl。(3)氢键与物质的熔、沸点：H2O的熔、沸点高于H2S，因水分子间存在氢键，H2S分子间只存在范德华力。常见的非金属性较强的元素(如N、O、F)的氢化物分子间可形成氢键。
2．理清化学键类型与物质类型的对应关系
3．氢键(1)作用粒子：氢、氟、氧、氮原子(分子内、分子间)等。(2)特征：有方向性和饱和性。(3)强度：共价键>氢键>范德华力。
(4)影响强度的因素：对于A—H…B—，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大。(5)对物质性质的影响：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，如熔、沸点：H2O>H2S，HF>HCl，NH3>PH3。
COCl2__________________，N2H4___________________________________，N2H________________。(3)Na3N____________，Mg(OH)2_____________________________________，Na2S________________，NaH_______________________________________，NH4H______________，NaCN_______________________________________，NaSCN______________，NaBH4_____________________________________。
考点三　分子结构与性质在高考中常见的命题角度有围绕某物质判断共价键的类型和数目、分子的极性、中心原子的杂化方式、微粒的立体结构、氢键的形成及对物质性质的影响等。1．杂化轨道的要点当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的立体构型不同。
2.分子构型与价层电子对互斥模型价层电子对互斥模型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。
3.中心原子杂化类型和分子立体构型的相互判断中心原子的杂化类型和分子立体构型有关，二者之间可以相互判断。
(2019·全国卷Ⅲ节选)(2)FeCl3中的化学键具有明显的共价性，蒸气状态下以双聚分子存在的FeCl3的结构式为________，其中Fe的配位数为________。(4)NH4H2PO4中，电负性最高的元素是________；P的________杂化轨道与O的2p轨道形成________键。(5)NH4H2PO4和LiFePO4属于简单磷酸盐，而直链的多磷酸盐则是一种复杂磷酸盐，如：焦磷酸钠、三磷酸钠等。焦磷酸根离子、三磷酸根离子如下图所示：
这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为________(用n代表P原子数)。
1．用价层电子对互斥理论判断分子的立体构型时，不仅要考虑中心原子的孤电子对所占据的空间，还要考虑孤电子对对成键电子对的排斥力大小。排斥力大小顺序为LP—LP≫LP—BP>BP—BP(LP代表孤电子对，BP代表成键电子对)。也可以这样判断：(1)三原子分子。对于三原子分子，它的立体构型不外乎两种：直线形和V形。这个时候我们只需要判断一下中心原子上有没有孤电子对，有几对。如果没有孤电子对它就是直线形，sp杂化；如果有一对孤电子对它就是V形，sp2杂化；有两对孤电子对也是V形，但中心原子是sp3杂化。
(2)四原子分子。对于四原子分子，它的立体构型只能是平面三角形和三角锥形。如果没有孤电子对，它就是平面三角形，sp2杂化；有一对孤电子对，它就是三角锥形，sp3杂化。(3)五原子分子。对于含五个原子的分子，它的立体构型一般是正四面体，sp3杂化。综合以上，我们可以看出，对于三原子分子，它的中心原子可能是sp杂化、sp2杂化、sp3杂化；对于四原子分子，它的中心原子只能是sp2杂化和sp3杂化；对于五原子分子，它的中心原子一般只是sp3杂化。当然也有特殊，大家记住即可。2．三键、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。
3．排斥力大小对键角的影响。
1．如图为S8的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为__________________________________________________________________________________________________________________________。
解析：SO2和S8都是分子晶体，分子间存在的是分子间作用力(范德华力)，S8的相对分子质量远大于SO2的相对分子质量，所以熔点也大于SO2的熔点。
答案：S8相对分子质量大，分子间范德华力强
4．(2021·广东卷)很多含巯基(—SH)的有机化合物是重金属元素汞的解毒剂。例如，解毒剂化合物Ⅰ可与氧化汞生成化合物Ⅱ。
(1)基态硫原子价电子排布式为______________________________________。(2)H2S、CH4、H2O的沸点由高到低顺序为______________________。
(3)汞的原子序数为80，位于元素周期表第______周期第ⅡB族。(4)化合物Ⅲ也是一种汞解毒剂。化合物Ⅳ是一种强酸。下列说法正确的有______(填字母)。A．在Ⅰ中S原子采取sp3杂化B．在Ⅱ中S元素的电负性最大C．在Ⅲ中C—C—C键角是180°D．在Ⅲ中存在离子键与共价键E．在Ⅳ中硫氧键的键能均相等(5)汞解毒剂的水溶性好，有利于体内重金属元素汞的解毒。化合物Ⅰ与化合物Ⅲ相比，水溶性较好的是________________________。
(6)理论计算预测，由汞(Hg)、锗(Ge)、锑(Sb)形成的一种新物质X为潜在的拓扑绝缘体材料。X的晶体可视为Ge晶体(晶胞如图a所示)中部分Ge原子被Hg和Sb取代后形成。
①图b为Ge晶胞中部分Ge原子被Hg和Sb取代后形成的一种单元结构，它不是晶胞单元，理由是____________________________________________________________________________________________________________。②图c为X的晶胞，X的晶体中与Hg距离最近的Sb的数目为________；该晶胞中粒子个数比Hg∶Ge∶Sb＝__________________。③设X的最简式的式量为Mr，则X晶体的____________ g·cm－3(列出算式)。
考点四　晶体结构与性质1．不同晶体的特点比较
2.晶体类别的判断方法(1)依据构成晶体的微粒和微粒间作用力判断。由阴、阳离子形成离子键构成的晶体为离子晶体；由原子形成的共价键构成的晶体为共价晶体；由分子依靠分子间作用力形成的晶体为分子晶体；由金属阳离子、自由电子以金属键形成的晶体为金属晶体。(2)依据物质的分类判断。①活泼金属氧化物和过氧化物(如K2O、Na2O2等)，强碱(如NaOH、KOH等)，绝大多数的盐是离子晶体。②部分非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物、几乎所有的酸、绝大多数有机物的晶体是分子晶体。
③常见的单质类共价晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的化合物类共价晶体有SiC、SiO2、AlN、BP、CaAs等。④金属单质、合金是金属晶体。
(3)依据晶体的熔点判断。不同类型晶体熔点大小的一般规律：共价晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔点差别很大，如钨、铂等熔点很高，铯等熔点很低。(4)依据导电性判断。①离子晶体溶于水及熔融状态时均能导电。②共价晶体一般为非导体。
③分子晶体为非导体，但分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水时，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。一般情况下，硬度：共价晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体多数硬度大，但也有较小的，且具有延展性。
3．晶体熔、沸点的比较(1)共价晶体。
如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。(2)离子晶体。①衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。②一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大，离子间的作用力就越强，离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>NaCl>CsCl。
(3)分子晶体。①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；但具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反常得高。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。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。④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。(4)金属晶体。金属离子半径越小，所带电荷数越多，其金属键越强，熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na4．晶胞(1)常见共价晶体结构分析。
(2)常见分子晶体结构分析。
(3)金属晶体的四种堆积模型分析。
(5)常见离子晶体结构分析。①典型离子晶体模型。
②晶格能。①定义：气态离子形成1 ml离子晶体释放的能量。晶格能是反映离子晶体稳定性的数据，可以用来衡量离子键的强弱，晶格能越大，离子键越强。②影响因素：晶格能的大小与阴阳离子所带电荷、阴阳离子间的距离、离子晶体的结构类型有关。离子所带电荷越多，半径越小，晶格能越大。③对离子晶体性质的影响：晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，而且熔点越高，硬度越大。
金属Zn晶体中的原子堆积方式如图所示，这种堆积方式称为____________________。六棱柱底边边长为a cm，高为c cm，阿伏加德罗常数的值为NA，Zn的密度为____________g·cm－3(列出计算式即可)。
1．若1个晶胞中含有x个微粒，则1 ml晶胞中含有x ml微粒，其质量为xM g(M为微粒的摩尔质量)；若1个晶胞的质量为ρ a3g(a3为晶胞的体积，ρ为晶胞的密度)，则1 ml晶胞的质量为ρ a3NA g，因此有xM＝ρ a3NA。2．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1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。
1．(1)Li2O是离子晶体，其晶格能可通过如图a的BrnHaber循环计算得到。
可知，Li原子的第一电离能为______________kJ·ml－1；O===O键能为______kJ·ml－1；Li2O晶格能为________kJ·ml－1。
(2)Li2O具有反萤石结构，晶胞如图b所示。已知晶胞参数为0.466 5 nm，阿伏加德罗常数的值为NA，则Li2O的密度为___________ g·cm－3(列出计算式即可)。