高三化学选修三离子晶体知识点(人教版)

第一章原子结构与性质一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。

能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。

说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。

也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。

（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。

构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。

（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。

换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。

（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。

比如，p3的轨道式为或，而不是。

洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。

即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。

前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。

4. 基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K ：1s22s22p63s23p64s1。

人教高中化学选修3第三章晶体结构与性质知识点填空晶体是指具有一定空间有序性的固体物质，是由经过长程有序排列的原子、离子或分子组成的。

晶体结构与性质是化学选修3第三章的内容，下面将对该章的主要知识点进行填空。

1.晶体的结构主要包括(1)晶格、(2)晶胞、(3)晶体结构。

(1)晶格是指由无限多几何平面上的点构成的集合，三维空间中的晶格是无穷多平行平面上点的无限点阵。

晶格可以分为能量、距离和方向三种类型。

(2)晶胞是晶格的最小单元，具有对称性。

晶胞由晶体中的原子、离子或分子排列成一定的几何形状，一般为立方体、四方体或其他形状。

(3)晶体结构是指晶体中原子、离子或分子组成的排列方式。

晶体结构可以分为离子晶体结构、原子晶体结构和分子晶体结构三类。

2.离子晶体结构是指晶体由离子形成的结构。

离子晶体的特点是离子之间的相互作用力强，有规则的排列方式。

离子晶体可以根据离子的大小和电荷进行分类，常见的有(1)正离子负离子型离子晶体、(2)阳离子阴离子型离子晶体、(3)阳离子周期表电子构型型离子晶体、(4)绝对化合物型离子晶体和(5)复式离子型离子晶体。

3.原子晶体结构是指晶体由原子形成的结构。

原子晶体的特点是原子之间的相互作用力弱，有规则的排列方式。

原子晶体可以根据原子的配位数和密堆度进行分类，常见的有(1)体心立方晶格、(2)面心立方晶格、(3)密堆充分立方晶格和(4)六方密堆晶格。

4.分子晶体结构是指晶体由分子形成的结构。

分子晶体的特点是分子之间通过分子间力进行相互作用，有较弱的相互作用力。

分子晶体可以根据分子的形状和相互作用类型进行分类，常见的有(1)极性分子晶体、(2)非极性分子晶体、(3)氢键分子晶体和(4)范德华力分子晶体。

5.晶体的性质与其结构密切相关。

根据晶体的导电性可将晶体分为导体、绝缘体和半导体三类。

导体的晶体具有较好的导电性，绝缘体的晶体导电性极差，而半导体的导电性介于导体和绝缘体之间。

晶体的导电性主要与其组成离子、原子或分子的性质以及晶体的结构有关。

1.了解离子晶体的结构特点。

2.能根据离子晶体的结构特点解释其物理性质。

3.了解晶格能的定义及应用。

细读教材记主干1．什么是离子键？其成键微粒有哪些？提示：带相反电荷离子之间的相互作用叫作离子键，其成键微粒是阴、阳离子。

2．由离子键构成的化合物叫离子化合物；离子化合物一定含离子键，可能含共价键，含离子键的化合物一定是离子化合物。

3．离子晶体是由阴、阳离子通过离子键结合而成的晶体。

决定离子晶体结构的重要因素有：几何因素(正负离子的半径比)，电荷因素(正负离子的电荷比)，键性因素(离子键的纯粹程度)。

4．离子晶体硬度较大，难以压缩，具有较高的熔点和沸点，固体不导电，溶于水或在熔融状态下可以导电。

[新知探究]1．概念由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。

(1)构成粒子：阳离子和阴离子。

(2)作用力：离子键。

2．决定晶体结构的因素3．熔、沸点熔、沸点较高，难挥发硬度硬度较大，难以压缩溶解性一般在水中易溶，在非极性溶剂中难溶1．离子晶体中的“不一定”(1)离子晶体中不一定都含有金属元素，如NH4NO3晶体。

(2)离子晶体的熔点不一定低于原子晶体，如MgO的熔点(2 800 ℃)高于SiO2的熔点(1 600 ℃)。

(3)离子晶体中除含离子键外不一定不含其他化学键，如CH3COONH4中除含离子键外，还含有共价键、配位键。

(4)由金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶体，如AlCl3是分子晶体。

(5)含有阳离子的晶体不一定是离子晶体，也可能是金属晶体。

(6)离子晶体中不一定不含分子，如CuSO4·5H2O晶体。

[对点演练]1．(2016·邢台高二检测)CaC 2晶体的晶胞结构与NaCl 晶体的相似(如图所示)，但CaC 2晶体中由于哑铃形C 2－2的存在，使晶胞沿一个方向拉长。

下列关于CaC 2晶体的说法中正确的是( )A ．1个Ca 2＋周围距离最近且等距离的C 2－2数目为6 B ．该晶体中的阴离子与F 2是等电子体C ．6.4 g CaC 2晶体中含阴离子0.1 molD ．与每个Ca 2＋距离相等且最近的Ca 2＋共有12个解析：选C 依据晶胞示意图可以看出，晶胞的一个平面的长与宽不相等，再由图中体心可知1个Ca 2＋周围距离最近的C 2－2有4个，而不是6个，故A 错误；C 2－2含电子数为2×6＋2＝14，F 2的电子数为18，二者电子数不同，不是等电子体，故B 错误；6.4 g CaC 2为0.1mol ，CaC 2晶体中含阴离子为C 2－2，则含阴离子0.1 mol ，故C 正确；晶胞的一个平面的长与宽不相等，与每个Ca 2＋距离相等且最近的Ca 2＋应为4个，故D 错误。

【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质第一篇：【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质第三章晶体结构与性质课标要求1.了解化学键和分子间作用力的区别。

2.理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。

3.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。

4.理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。

5.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。

要点精讲一.晶体常识 1.晶体与非晶体比较2.获得晶体的三条途径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.晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。

晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。

4.晶胞中微粒数的计算方法——均摊法如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。

中学中常见的晶胞为立方晶胞立方晶胞中微粒数的计算方法如下：注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状二.四种晶体的比较2．晶体熔、沸点高低的比较方法（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，汞、铯等熔、沸点很低。

（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＞碳化硅＞硅（3）离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。

（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。

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。

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。

④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。

（5）金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。

第四节离子晶体[学习目标定位] 1.熟知离子键、离子晶体的概念，知道离子晶体类型与性质的联系。

2.认识晶格能的概念和意义，能根据晶格能的大小，分析晶体的性质。

一、离子晶体1.概念及结构特点(1)概念：阴、阳离子通过离子键结合而形成的晶体。

(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。

②微粒间的作用力：离子键。

2.典型离子晶体的结构类型(1)配位数：一个离子周围最邻近的异电性离子的数目，叫做离子晶体中离子的配位数。

(2)典型离子晶体的结构模型：(3)在NaCl 晶体中，每个Na ＋周围最近且等距离的Na ＋有12个，每个Cl －周围最近且等距离的Cl －也有12个。

在CsCl 晶体中，每个Cs ＋周围最近且等距离的Cs ＋有6个，每个Cl －周围最近且等距离的Cl －也有6个。

3.决定晶体结构的因素 (1)思考讨论：①在NaCl 和CsCl 两种晶体中，阴、阳离子的个数比都是1∶1，都属于AB 型离子晶体，为什么二者的配位数不同、晶体结构不同？答案 在NaCl 晶体中，正负离子的半径比r ＋r －＝0.525，在CsCl 晶体中，r ＋r －＝0.934，由于r＋r －值的不同，结果使晶体中离子的配位数不同，其晶体结构不同。

NaCl 晶体中阴、阳离子的配位数都是6，CsCl 晶体中阴、阳离子的配位数都是8。

r＋r －数值越大，离子的配位数越高。

②为什么在NaCl(或CsCl)晶体中，阳、阴离子的配位数相同；而在CaF 2晶体中，阳、阴离子的配位数不相同？答案 在NaCl 、CsCl 晶体中，阳、阴离子的配位数相同，是由于阳、阴离子电荷(绝对值)相同，因而阳、阴离子的个数相同，结果导致阳、阴离子的配位数相同；若阳、阴离子的电荷不相同，阳、阴离子的个数必定不相同，结果阳、阴离子的配位数就不会相同。

如CaF 2晶体中，Ca 2＋的配位数为8，F －的配位数为4，离子所带电荷越多，配位数越多。

第四节离子晶体重点难点研析一、离子晶体1. 离子晶体中阴、阳离子交替出现，层与层之间如果滑动，同性离子相邻而使斥力增大导致不稳定，所以离子晶体无延展性。

2. 离子晶体不导电，但在熔融状态或水溶液中能导电。

3. 离子晶体难溶于非极性溶剂而易溶于极性溶剂。

4. 离子晶体的熔、沸点取决于构成晶体的阴、阳离子间离子键的强弱，而离子键的强弱, 又可用离子半径衡量，通常情况下，同种类型的离子晶体，离子半径越小，离子键越强，熔、沸点越高。

5. 离子晶体中不一定含有金属阳离子，如NHQ 为离子晶体，不含有金属阳离子，但一定含有阴离子。

6•几种晶体的比较7.通常情况下各种晶体熔、沸点高低顺序为原子晶体＞离子晶体＞分子晶体，金属晶体熔、沸点有的很高，有的很低。

但也有些离子晶体的熔、沸点比原子晶体高，如MgO的熔、沸点比SiO2的高。

二、晶格能1•晶格能的影响因素离子电荷数越大，核间距越小，晶格能越大。

2•岩浆晶出规则的影响因素⑴晶格能（主要）：晶格能越大，越早析出晶体。

（2）浓度：越早达到饱和，越易析出。

典型实例剖析10例1在医院施行外科手术时，常用HgCl 2的稀溶液作为手术刀的消毒剂。

已知HgCl 2有如下性质：①HgCl 2晶体熔点较低；②HgCl 2在熔融状态下不能导电；③ HgCl 2在水溶液中 可发生微弱的电离。

下列关于HgCl 2的叙述正确的是（ ）A . HgCl 2属于共价化合物B . HgCl 2属于离子化合物C . HgCl 2属于非电解质D . HgCl 2属于强电解质解析 分子晶体一般熔、沸点较低，熔化后不能导电，符合共价化合物的特点，溶于水 后可微弱电离则说明是弱电解质。

答弓 A此类习题主要考查不同类型晶体的物理性质的特点。

正确解答这类习题，要全面比较并 记忆四种类型晶体的物理性质各个方面的异同点。

晅例2 离子晶体熔点的高低决定于阴、阴离子之间的距离、晶格能的大小， 识判断KCl 、NaCl 、CaO 、BaO 四种晶体熔点的高低顺序是 （）A . KCI>NaCI>BaO>CaOB . NaCI>KCI>CaO>BaOC . CaO>BaO>KCl>NaClD . CaO>BaO>NaCl>KCl解析 对于离子晶体来说，离子所带电荷数越多，阴、阳离子核间距离越小，晶格能越 大，离子键越强，熔点越高。