专题3 微粒间作用力与物质性质——【期末复习】高二化学期末单元复习知识点梳理（苏教版2019选择性必修2）

这是一份专题3 微粒间作用力与物质性质——【期末复习】高二化学期末单元复习知识点梳理（苏教版2019选择性必修2），共11页。试卷主要包含了金属键的概念，金属键的形成，金属键的本质和特点，离子化合物中存在的化学键，电子式的书写等内容，欢迎下载使用。

专题3 微粒间作用力与物质性质
考点1 金属键
1．金属键的概念
金属离子与自由电子之间强烈的相互作用。金属单质和合金中都存在金属键。
2．金属键的形成
(1)金属原子失去部分或全部外围电子形成的金属离子与“脱落”下的自由电子之间存在强烈的相互作用。
(2) 成键微粒：金属离子和自由电子
3．金属键的本质和特点
(1)金属键的本质是一种电性作用，即金属阳离子和自由电子之间的静电作用。
(2)金属键没有方向性和饱和性。金属中的电子在整个晶体内运动，属于整块金属。
考点2 金属的特性
1．导电性
通常情况，金属内部自由电子的运动无固定的方向性，在外加电场作用下，自由电子发生定向移动形成电流。
温度升高，金属阳离子的振动频率加大，阻碍了电子的定向移动，金属的导电性减弱。
2．导热性
金属受热时，自由电子与金属离子碰撞频率增加，自由电子把能量传给金属离子，从而把能量从温度高的区域传到温度低的区域。
3．延展性
金属键没有方向性，在外力作用下，金属原子间发生相对滑动时，各层金属原子间仍然保持金属键的作用，不会断裂。
考点3 金属键的强弱与金属的物理性质的关系
1．原子化热
金属键的强弱可以用金属的原子化热来衡量。
金属的原子化热是指1mol金属固体完全气化成相互远离的气态原子时吸收的热量。
2．影响金属键强弱的因素
金属的原子半径和单位体积内自由电子数目的多少及金属阳离子所带电荷的多少。
（1）金属键的强弱差别较大。如钠、钾的熔、沸点低，存在的金属键较弱；铬的硬度大，熔、沸点高，存在的金属键较强。
（2）同一周期，从左到右，金属元素的原子半径逐渐减小，价电子数逐渐增多，单位体积内自由电子数逐渐增多，金属键逐渐增强，金属的熔、沸点逐渐升高，硬度逐渐增大。
（3）同一主族，从上到下，金属元素原子的价电子数不变，原子半径逐渐增大，单位体积内自由电子数逐渐减少，金属键逐渐减弱，金属的熔、沸点逐渐降低，硬度逐渐减小。
3．金属键的强弱与金属的物理性质的关系
（1）金属的延展性、导电性、导热性、熔沸点等均与金属键有关。金属键越强，金属的熔、沸点越高。
同周期金属单质，从左到右(如Na、Mg、Al)熔、沸点升高。
同主族金属单质，从上到下(如碱金属)熔沸点降低。
一般来说，合金的熔沸点比其各成分金属的熔沸点低。
（2）金属导电性与电解质导电性的区别
金属导电的微粒是自由电子，电解质溶液导电的微粒是自由移动的阳离子和阴离子；前者导电过程中不生成新物质，为物理变化，后者导电过程中有新物质生成，为化学变化。因而，二者导电的本质不同。
考点4 晶体
1．晶体
(1)概念
内部粒子(原子、离子或分子)在空间呈现有规则重复排列，外观具有规则几何外形的固体物质。通常条件下，金属单质及其合金属于晶体。
(2)根据X射线衍射图，能推知晶体内部的微观结构。
2．金属晶体
(1)概念：金属晶体是金属原子通过金属键形成的晶体。
(2)金属晶体的成键粒子是金属阳离子和自由电子。成键粒子之间的相互作用是金属键。
考点5 晶胞
1．晶胞
(1)概念：能够反映晶体结构特征的基本重复单位。金属晶体是金属晶胞在空间连续重复延伸而形成的。
(2)研究晶体的结构只需重点研究其晶胞的结构。
2．晶胞的特点
(1)习惯采用的晶胞是平行六面体，其三条边的长度不一定相等，也不一定互相垂直。晶胞的形状和大小由具体晶体的结构所决定。
(2)整个晶体就是晶胞按其周期性在三维空间重复排列而成。每个晶胞上下左右前后无隙并置地排列着与其一样的无数晶胞，决定了晶胞的8个顶角、平行的面以及平行的棱完全相同。
3．确定晶胞中粒子数目——均摊法
（1）均摊法：
均摊是指每个结构单元（晶胞）平均拥有的粒子数目。在晶体中，一个粒子同时为n个结构单元（晶胞）所共有，那么对一个结构单元来讲，则该粒子只有属于这个晶胞。
平行六面体晶胞中，不同位置的粒子数目的计算方法如下：

（2）4种晶胞中所含原子数目的计算方法和配位数的确定方法：
晶体类型
晶体模型
原子数
配位数
简单立方

8×=1
6
体心立方

8×+1=2
8
面心立方

8×+6×=4
12
六方堆积

12×+2×+3=6
12
考点6 晶体的计算
1．晶胞密度的有关计算
假设某晶体的晶胞如右图所示：
以M表示该晶体的摩尔质量，NA表示阿伏加德罗常数，N表示一个晶胞中所含的微粒数，a表示晶胞的棱长，ρ表示晶体的密度，计算如下：
该晶胞的质量用密度表示：m=ρ·a3
用摩尔质量表示：m=M
则有：ρ·a3 =M ρ= 。
2．金属晶体模型结构分析
空间利用率=×100%。
将原子（离子）设想为一个球，依据1个晶胞内所含原子（离子）数目计算原子（离子）的体积，再确定晶胞的体积，即可计算晶胞的空间利用率。
(1)简单立方堆积晶胞
球的半径为r，立方体的棱长为2r。
1个晶胞中含有1个原子。

(2)体心立方堆积晶胞
立方体的棱长为a，对角线长为b，球的半径为r。

1个晶胞中含有2个原子。

(3)面心立方堆积晶胞
在面对角线上，3个原子彼此两两相切，设边长为a，则：
a2+a2=(4r)2，

1个晶胞中含有4个原子。


考点7 离子键和离子化合物
1．离子键和离子化合物
（1）概念：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键叫离子键，由离子键形成的化合物叫离子化合物。
（2）离子键的成键微粒是阳离子和阴离子。
阴离子可以是单核离子或多核离子，如Cl-、O2-、H-、O22-、OH-、SO42-等。
阳离子可以是金属离子(如K+、Ag+、Fe3+)或铵根离子（NH4+）。
有的离子化合物只含有离子键，有的离子化合物中既含有离子键又含有共价键。
2．离子键的形成及特征
（1）离子键的形成：
①阴、阳离子之间的静电引力使阴、阳离子相互吸引，阴、阳离子的核外电子之间、原子核之间的静电斥力使阴、阳离子相互排斥。
②当阴、阳离子之间的静电引力和静电斥力达到平衡时，阴、阳离子保持一定的平衡间距，形成稳定的离子键，整个体系达到能量最低状态。
（2）离子键的特征：
离子键没有方向性和饱和性。
阴、阳离子在各个方向上都可以与相反电荷的离子发生静电作用，即没有方向性；在静电作用能够达到的范围内，只要空间允许，一个离子可以同时吸引多个带相反电荷的离子，即没有饱和性。
3．常见的离子化合物
（1）活泼金属元素与活泼非金属元素形成的化合物，如NaCl、CaF2、K2O、MgO等。
（2）活泼金属元素与酸根形成的盐类化合物，如Na2SO4、Fe2(SO4)3等。
（3）铵根与酸根形成的盐类化合物，如NH4Cl、(NH4)2SO4等。
4．离子化合物中存在的化学键
（1）离子键只存在于离子化合物中，即离子化合物中一定存在离子键。
（2）离子化合物中可能只有离子键（由单核阴离子和阳离子构成，如NaCl、K2O等），可能既含有离子键又含有共价键（阴离子或阳离子是多核离子，如NH4Cl、Na2SO4等）。
5．电子式的书写
（1）阳离子：
①单核阳离子的电子式就是离子符号，如Mg2+。
②多核阳离子：元素符号紧邻铺开，周围标清电子分布，用“[　]”并标明电荷，如 。
（2）阴离子：
①单核阴离子：元素符号周围合理分布价电子及所获电子，用“[　]” 并在右上方标明电荷，如。
②多核阴离子：元素符号紧邻铺开,合理分布价电子及所获电子，相同原子不得合并，用“[　]”并在右上方标明电荷，如。
（3）离子化合物：
（1）离子化合物的电子式由阳离子的电子式和阴离子的电子式组成，同性不相邻，离子合理分布，相同离子不能合并，如，。
（2）离子化合物的形成过程：原子的电子式离子化合物的电子式，电子转移方向及位置，用弧形箭头，变化过程用“→”，同性不相邻，合理分布，如。
考点8 离子晶体
1．概念及结构特点
（1）概念：由阴、阳离子按一定方式有规则地排列形成的晶体。
（2）结构特点
①构成微粒：阴离子和阳离子，离子晶体中不存在单个分子，其化学式表示的是离子的个数比。
②微粒间的作用力：离子键。
③离子晶体中不同离子周围异电性离子数目的多少主要取决于阴、阳离子的相对大小。
2．晶格能
(1)概念：拆开1 mol离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子所吸收的能量。
符号：U；单位：kJ·mol-1。
如NaCl的晶格能为786 kJ·mol-1，可表示为：NaCl(s)→Na=(g)+Cl-(g) U=786 kJ·mol-1
(2)影响因素：离子晶体中离子半径越小，离子所带电荷越多，晶格能越大。
(3)晶格能与离子晶体物理性质的关系：
晶格能越大，离子晶体的熔点越高，硬度越大。
3．离子晶体的物理性质
（1）熔、沸点：离子晶体一般具有较高的熔、沸点，难挥发。
（2）硬度：离子晶体硬度较大。
（3）导电性：离子晶体不导电，熔融态或溶于水后能导电。
（4）溶解性：大多数离子晶体能溶于水，难溶于非极性溶剂（如苯、汽油、CCl4等）。
考点9 常见离子晶体的结构
1．NaCl晶体结构模型

（1）在NaCl晶体中，每个Na+周围与它等距的Cl-有6个，每个Cl-周围与它等距的Na+有6个，即Na+和Cl-配位数都是6。6个Na+（或Cl-）围成一个正八面体。
（2）每个Na+周围与它最近且等距的Na+有12个，每个Cl-周围与它最近且等距的Cl-有12个（同层4个，上层4个，下层4个）。
（3）在NaCl晶体的一个晶胞中，含Na+：6×+8×=4个（写出计算过程），含Cl-12×+1=4个（写出计算过程）。NaCl晶体的化学式为NaCl，晶胞的组成为Na4Cl4。
（4）属于NaCl型离子晶体的还有KCl、NaBr、LiF、CaO、MgO、NiO、CaS等。
2．CsCl晶体结构模型

（1）在CsCl晶体中，每个CS+周围与它等距的Cl-有8个，每个Cl-周围与它等距的CS+有8个。CS+和Cl-配位数都是8。
（2）每个Cs+周围与它最近且等距的Cs+有6个，每个Cl-周围与它最近且等距的Cl-有6个（上、下、左、右、前、后）。
（3）在CsCl晶体的一个晶胞中（上图右图），含Cs+：8×=1个（写出计算过程），含Cl-1个。CsCl晶体中Cs+与Cl-的个数比为1:1。
考点10 离子半径大小比较方法
1．常见的简单离子
（1）电子层数为0：H+
（2）电子层数为1（2电子结构或He型结构）：H-、Li+、Be2+
（3）电子层数为2（10电子结构或Ne型结构）：N3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+
（4）电子层数为3（18电子结构或Ar型结构）：S2-、Cl-、K+、Ca2+
2．离子半径大小的比较方法
（1）对于具有稀有气体结构的离子，先比较离子的电子层数，电子层数越多，半径越大。如Cl-、Na+、Li+3种离子的电子层数分别为3、2、1，故离子半径Cl->Na+>Li+。
（2）对于电子层结构相同的离子，核电荷数越多，半径越小。如Mg2+和O2-，电子层数均为2，核电荷数分别为12和8，故离子半径O2->Mg2+。
（3）同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小，如Ti3+ 考点11 共价键的形成
1．共价键的概念
原子间通过共用电子对形成的强烈的相互作用称为共价键。
吸引电子能力相近的原子之间通过共用电子对形成共价键。
2．共价键的形成过程（以H2分子的形成为例）
(1)当两个氢原子相互接近时，若两个氢原子核外电子的自旋方向相反，它们接近到一定距离时，两个1s轨道发生重叠，电子在两原子核间出现的机会较大。随着核间距的减小，核间电子出现的机会增大，体系的能量逐渐下降，达到能量最低状态。
(2)若两个氢原子核外电子的自旋方向相同，当它们相互接近时，原子间总是排斥作用占主导地位，所以两个带有自旋方向相同的电子的氢原子不可能形成氢分子。
3．共价键的本质
当成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间的电子云密度增加，体系的能量降低。
4．共价键的特征
(1)饱和性：成键原子有几个未成对电子，通常就只能和几个自旋方向相反的电子形成共价键，每个原子形成共价键的数目是一定的。
(2)方向性：两个参与成键的原子轨道总是尽可能沿着电子出现机会最大的方向重叠成键，原子轨道重叠越多，共价键越牢固。
s轨道与s轨道重叠形成的共价键无方向性。
考点12 共价键的类型
1．σ键和π键
(1)分类依据：成键原子的原子轨道重叠方式。
(2)σ键和π键的比较：

键类型
σ键
π键
原子轨道重叠方式
沿核间连线方向以“头碰头”方式重叠
沿核间连线两侧以“肩并肩”方式重叠
原子轨道重叠部位
两原子核连线之间
核间连线上方和下方
原子轨道重叠程度
大
小
键的强度
较大
较小
成键规律判断
共价单键一定是σ键，双键中一个是σ键，一个是π键，三键中一个是σ键，另两个是π键
(3)几种分子的成键方式
①N2中含有1个σ键和2个π键，结构式为：N≡N。
②乙烷分子中碳原子与碳原子之间形成1个σ键，乙烯分子中碳原子与碳原子之间形成1个σ键和1个π键，乙炔分子中碳原子与碳原子之间形成1个σ键和2个π键。
③有机化合物中，碳原子与碳原子之间形成σ键比π键牢固，在化学反应中，π键容易断裂。
④苯分子中，每个碳原子分别与1个氢原子、2个碳原子形成σ键，同时每个碳原子各有一个垂直于分子平面的p轨道，形成了一个以6个碳原子为中心的大π键。
2．极性键和非极性键
(1)极性键和非极性键比较
类型
形成元素
共用电子对偏移
原子电性
非极性键
同种元素
两原子电负性相同，共用电子对不偏移
两原子都不显电性
极性键
不同种元素
共用电子对偏向电负性较大的原子
电负性较大的原子显负电性，电负性较小的原子显正电性
(2)极性键的强弱
①极性共价键中，成键原子的吸引电子能力差别越大，共用电子对的偏移程度越大，共价键的极性越强。
②通常可以根据元素的电负性差值判断极性键的强弱。
3．配位键
(1)定义：由一个原子提供孤电子对与另一个有空轨道可接受电子的原子形成的共价键。
(2)表示
常用“→”表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子。
如NH的结构式为，其实NH中4个N—H键是完全相同的。
考点13 共价键键能与化学反应的反应热
1．共价键的键能和键长
(1)键能的定义：
共价键的键能是在101 kPa、298 K条件下，1mol气态AB分子生成气态A原子和B原子的过程中所吸收的能量，称为AB间共价键的键能。其单位为kJ·mol－1。
如：断开1 mol H—H键吸收的能量为436 kJ，即H—H键的键能为436kJ·mol－1。
(2)键长的定义：
两原子间形成共价键时，两原子核间的平均间距。
(3)键能与键长的关系：
当两个原子形成共价键时，原子轨道发生重叠，重叠程度越大，键长越短，键能越大。
2．键能与反应热的关系
(1)反应物和生成物中化学键的强弱直接决定着化学反应过程中的能量变化。
(2)若化学反应中旧化学键断裂所吸收的总能量大于新化学键形成所放出的总能量，该反应通常为吸热反应。反之，该反应为放热反应。
(3)由键能计算化学反应的反应热
ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。
考点14 键参数的意义及应用
1．键能及其应用
(1)键能的意义：
键能是衡量共价键稳定性的一个重要参数。键能越大，即形成共价键时放出的热量越多，共价键越稳定。
①N2分子的化学性质很稳定，是因为N≡N的键能很大（946kJ·mol-1）。
②H-F、H-Cl、H-Br、H-I键的键能依次为567 kJ·mol-1、431 kJ·mol-1、366 kJ·mol-1、298 kJ·mol-1，键能逐渐减小，HF、HCl、HBr、HI分子的稳定性逐渐减弱。
③CH2=CH2中C=C键的键能（615 kJ·mol-1）小于C2H6中C-C键的键能（348 kJ·mol-1）的两倍，CH≡CH中C≡C键的键能（812 kJ·mol-1）小于C-C键的键能的3倍，也小于C-C键、C=C键的键能之和，表明乙烯、乙炔分子中的π键不如σ键牢固，比较容易断裂。
(2)键能的应用：
(1)表示共价键的强弱
键能越大，断开化学键时需要的能量越多，化学键越稳定。
(2)判断分子的稳定性
结构相似的分子中，共价键的键能越大，分子越稳定。
(3)判断化学反应的能量变化
在化学反应中，旧化学键断裂吸收能量，新化学键的形成释放能量，因此反应焓变与键能的关系为ΔH＝反应物键能总和－生成物键能总和，ΔH<0时，为放热反应；ΔH>0时，为吸热反应。
2．键长及其应用
(1)键长的意义：
键长是衡量共价键稳定性的另一个参数。键能越短，往往键能越大，表明共价键越稳定。键能和键长共同决定键的稳定性和分子的性质。例如：F-F、Cl-Cl、Br-Br、I-I的键长逐渐增大，分子的稳定性逐渐减弱。
(2)键长的比较方法：
①根据原子半径比较，同类型的共价键，成键原子的原子半径越小，键长越短。
②根据共用电子对数比较，相同的两个原子间形成共价键时，单键键长>双键键长>三键键长。如：当两个原子间形成双键、叁键时，由于原子轨道的重叠程度增大，原子之间的核间距减小，即键长变短。如C-C、C=C、C≡C的键长分别为154pm、133pm、120pm。
考点15 共价晶体
1．共价晶体
(1)概念：晶体中所有原子通过共价键结合，形成空间网状结构，这样的晶体叫做共价晶体。
(2)共价晶体中只存在共价键，原子间全部通过共价键相结合。
(3)共价晶体中不存在单个分子。如SiO2代表硅原子也氧原子的原子个数比为1:2，并不代表分子。
2．常见的共价晶体
(1)某些单质，如：金刚石、晶体硅、晶体硼、晶体Ge等。
(2)某些化合物，如：金刚砂(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)、氮化铝(AlN)、氮化硅（Si3N4）等。
3．常见的共价晶体的结构
(1)金刚石晶体

①在晶体中每个碳原子以共价键与相邻的4个碳原子相结合，形成正四面体结构。
②晶体中C—C—C夹角为109.5°。
③最小环上有6个碳原子。
④金刚石晶胞中共有8个碳原子，配位数为4。
⑤金刚石晶体中每个C原子形成4个C—C键，而每个键为2个C原子所共有，故碳原子的个数与C—C键数比为1∶(4×1/2)=1∶2。因此12g（1mol）金刚石中含有2mol（2NA个）C—C键。
(2)二氧化硅晶体

①在晶体中每个硅原子与4个氧原子形成4个共价键；每个氧原子与2个硅原子相结合，形成正四面体结构。
②硅原子位于正四面体的中心，氧原子位于正四面体的顶点。
③SiO2晶体中硅原子与氧原子的个数比为1:2。
④1molSiO2含有4molSi—O键。
4．共价晶体的物理性质
(1)共价晶体一般有很高的熔点、沸点和很大的硬度。
(2)结构相似的共价晶体，共价键的键长越长，键能越小，晶体的熔、沸点越低，硬度越小。
考点16 范德华力
1．分子间作用力
(1)概念：将分子聚集在一起的作用力称为分子间作用力。
(2)存在：共价分子间都存在分子间作用力。
(3)特点：分子间作用力本质上是一种静电作用，比化学键弱得多。
(4)分类：范德华力和氢键是两种最常见的分子间作用力。
2．范德华力
(1)存在：范德华力是一种普遍存在于固体、液体和气体分子之间的一种作用力。
(2)特点：与共价键相比，范德华力较小，一般没有饱和性和方向性。
(3)影响因素：
①分子的大小、空间构型以及分子中电荷分布是否均匀。
②组成和结构相似的分子，其范德华力一般随着相对分子质量的增大而增大。
(4)对物质性质的影响：
主要影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质。
①分子间范德华力越大，物质的熔、沸点越高。
②溶质与溶剂分子间的范德华力越大，物质的溶解度越大。
考点17 氢键
1．氢键的形成和表示
H原子与电负性大、半径较小的原子X以共价键结合时，H原子能够跟另一个电负性大、半径较小的原子Y之间形成氢键，通常用X—H…Y表示。上述X、Y通常指N、O、F等。
2．氢键的特点
(1)氢键可以存在于分子之间，也可以存在于分子内部。
(2)氢键比化学键弱，比范德华力强。
(3)氢键有分子内氢键和分子间氢键两种。
3．氢键对物质物理性质的影响
(1)含有分子间氢键的物质具有较高的熔点、沸点。如氟化氢的熔、沸点比氯化氢高。
(2)含有分子间氢键的液体一般黏度比较大。如甘油、硫酸等。
(3)分子间氢键的存在使溶质在水中的溶解度比较大。如氨极易溶于水，乙醇和水能以任意比互溶等。
(4)含有分子内氢键的物质具有较低的熔、沸点。如：
对羟基苯甲醛的熔点高于邻羟基苯甲醛()。
醋酸和硝酸相对分子质量接近，但两种物质的熔点和沸点相差很大，因为醋酸分子形成了分子间氢键，而硝酸分子形成了分子内氢键。
(5)对物质密度的影响：氢键的存在会使某些物质的密度反常，如水的密度比冰的密度大。
考点18 范德华力、氢键对物质性质的影响
1．对物质熔、沸点的影响
(1)范德华力对物质熔沸点的硬性
①组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，范德华力越大，物质的熔、沸点就越高。如熔、沸点：CF4 ②组成相似且相对分子质量相近的物质，分子的电荷分布越不均匀，范德华力越大，其熔、沸点就越高，如熔、沸点：CO>N2。
③在同分异构体中，一般来说，支链越多，熔、沸点就越低，如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷。
(2)氢键对物质熔、沸点的影响
①某些氢化物分子存在氢键，如H2O、NH3、HF等（如图所示），会比同族氢化物沸点反常高，如：H2O>H2Te>H2Se>H2S。

②分子内氢键和分子间氢键对物质性质产生的影响是不同的。如：

邻羟基苯甲醛分子内的氢键 对羟基苯甲醛分子间的氢键
对羟基苯甲醛的熔点、沸点分别比邻羟基苯甲醛的熔点、沸点高。
2．对物质溶解性的影响
(1)范德华力对物质溶解性的影响：
溶质分子与溶剂分子之间的范德华力越大，溶解度就越大。如在273K、101kPa时，氧气在水中的溶解量（49cm3·L-1）比氮气在水中的溶解量（24cm3·L-1）大，就是因为O2分子与水分子之间的作用力比N2分子与水分子之间的作用力大所造成的。
(2)氢键对物质溶解性的影响：
溶剂和溶质之间存在氢键，溶解性好，溶质分子不能与水分子形成氢键，在水中溶解度就比较小。如NH3极易溶于水，甲醇、乙醇、甘油、乙酸等能与水混溶，就是因为它们与水形成了分子间氢键
3．对物质密度、黏度的影响
(1)由于水分子间存在氢键，液态水变为冰，密度会变小。
(2)分子间氢键的存在，使物质的黏度增大，如硫酸、甘油等。
考点19 分子晶体
1．分子晶体
(1)概念：分子通过分子间作用力构成的固态物质，称为分子晶体。
(2) 构成分子晶体的微粒是分子，微粒间的作用力是分子间作用力。
2．干冰分子晶体的结构特征

(1)分子间作用力只有范德华力。
(2) 干冰晶体是一种面心立方结构，每个CO2分子周围等距离且最近的CO2分子有12个，即配位数为12。
(3)每个晶胞中含有CO2分子为4个。
3．石墨晶体的结构与性质

(1)石墨晶体是一种混合型晶体，为二维网状结构。
(2)层内每一个碳原子以共价键与另外3个碳原子结合，层间为分子间作用力。
(3)层内六边形结构中，每一个六边形中含有6×=2个碳原子，6×=3个碳碳键，碳原子与碳碳键键数之比为2:3。
(4)每个碳原子有4个价电子，每个碳原子用3个价电子形成σ键。还有1个电子处于碳原子的2p轨道上，层内碳原子这些的2p轨道相互平行，相邻碳原子的p轨道相互重叠，形成大π键。这些p轨道中的电子可在整个层内运动，当施加外加电场时，可以沿电场方向运动，因而石墨具有导电性。
(5)由于石墨晶体层间是以范德华力相结合，在外力作用下，石墨晶体的层与层之间发生相对滑动，具有润滑性。
考点20 分子晶体的物理性质
1．常见的分子晶体
（1）所有非金属氢化物，如H2O、NH3、CH4等。
（2）多数非金属单质，如卤素(X2)、O2、N2、白磷(P4)、硫(S8)等。
（3）部分非金属氧化物，如CO2、SO2、P2O5等。
（4）几乎所有的酸，如H2SO4、HNO3、H2SiO3等。
（5）绝大多数有机物，如苯、乙醇、乙酸等（不包括有机盐）。
（6）稀有气体。
2．分子晶体的物理性质
（1）由于构成分子晶体的作用力是分子间作用力，作用力比化学键小，因此分子晶体的熔、沸点都较低。
由分子构成的物质，常温下大多呈气态或液态，固态分子一般熔点也比较低，加热易熔化或升华。
（2）分子晶体在固态和熔化态不导电。
（3）由分子构成的物质有的能溶于水，溶于水后能否导电，要分析溶于水后能够产生可以自由移动的离子。性可能有以下情况：
①单质和非电解质，溶于水不发生电离，不导电，如O2、乙醇、蔗糖等。
②电解质溶于水时发生部分电离或完全电离，能导电，如CH3COOH、HCl等。
③溶于水时与水发生反应，生成了电解质，能导电，如Cl2、CO2等。
3．分子晶体的物理性质比较
分子晶体的物理性质取决于分子间作用力的大小。
（1）含有氢键的分子晶体，熔、沸点反常的高。
（2）组成和结构相同的分子，相对分子质量越大，熔沸点越高。
（3）含有氢键的物质之间溶解度较大。
（4）组成相似且相对分子质量相近的物质，分子的电荷分布越不均匀，范德华力越大，其熔、沸点就越高，如熔、沸点：CO>N2。
（5）在同分异构体中，一般来说，支链越多，熔、沸点就越低，如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷。
考点21 晶体的共性与个性
1．晶体概述
金属晶体、离子晶体、共价晶体和分子晶体是最常见的晶体类型。但不论上述晶体颗粒的大小如何，晶体内部结构均是由原子、离子或分子按周期性规律重复排列组成的。因此，在研究这些晶体类型时，我们均可通过研究能够反映晶体结构特征的基本重复单位——晶胞来进行。
2．晶体的共性
(1)晶体物质各个部分的宏观性质总是相同的，例如具有相同的密度、相同的化学组成等。
(2)晶体总能自发地形成多面体外形。
(3)晶体都具有确定的熔点。
3．晶体的个性
(1)绝大多数金属晶体是电和热的良导体，延展性好。
(2)食盐为离子晶体，质脆，熔融状态下能导电。
(3)金刚石为共价晶体，无色透明、坚硬、质脆，常温下不导电。
(4)干冰属于分子晶体，只能在低温下存在。
4．几种类型的晶体的结构与性质
晶体类型
金属晶体
离子晶体
共价晶体
分子晶体
结构
构成微粒
金属离子和电子
阴离子、阳离子
原子
分子
微粒间作用力
金属键
离子键
共价键
分子间作用力
性质
熔、沸点
有的很高、有的低
较高
很高
较低
硬度
大小不一
较大
较高
较低
导电性
导电
固态不导电、熔化或在水溶液中导电
不导电
熔化态（液态）不导电，溶于水有的导电
举例
Cu、Hg、Na
NaCl、NH4Cl
金刚石、SiO2
干冰、碘
考点22 4种类型晶体的熔、沸点高低比较
1．4种类型晶体的熔、沸点
4种类型的晶体的熔、沸点高低，取决于组成晶体的微粒间的作用力大小，粒子间的作用力越大，晶体的熔、沸点越高；粒子间的作用力越小，晶体的熔、沸点越低。
一般共价晶体的熔、沸点最高，分子晶体的熔、沸点最低。离子晶体和金属晶体要根据物质构成粒子间的作用力大小判断，但一般介于上述两者之间。如SiO2>NaCl>干冰。
有的离子晶体熔点很高，如MgO。
有的金属晶体的熔点很高，如W、Cr等，有的金属晶体的熔点很低，如汞、Na、K等。
2．同类晶体的熔沸点比较方法
(1)离子晶体：
一般地，化学组成、结构相似的晶体，离子所带电荷越多、半径越小，离子键越强，熔、沸点越高。如KF>KCl>KI；CaCl2>KCl。
(2)共价晶体：
共价晶体结构相似时，原子半径越小，键长越短，键能越大，熔、沸点越高。如金刚石>碳化硅>晶体硅。
(3)金属晶体：
金属晶体的核电荷数越多，原子半径越小，价电子数越多，则金属键越强，熔、沸点越高。如Al>Mg>Na>K。
一般合金的熔、沸点比其各成分金属的熔、沸点低。
(4)分子晶体：
①分子晶体的熔沸点高、低由分子间作用力（氢键、范德华力）的强弱决定。比较分子晶体的熔、沸点，要先看是否有氢键形成，若形成分子间氢键，熔、沸点升高，若形成分子内氢键，则熔、沸点降低。
②对于分子晶体，组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，分子间作用力越大，晶体的熔、沸点越高。如CI4>CBr4>CCl4>CF4。
③组成相似且相对分子质量相近的物质，分子的电荷分布越不均匀，范德华力越大，其熔、沸点就越高，如熔、沸点：CO>N2。
④在同分异构体中，一般来说，支链越多，熔、沸点就越低，如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷。