2020届高考化学一轮复习晶体结构与性质学案
第34讲 晶体结构与性质
考纲要求
名师点拨
1.了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别。
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．了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响。
4．了解分子晶体结构与性质的关系。
5．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。
6．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。了解金属晶体常见的堆积方式。
7．了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。
本讲内容是选修3的重要组成部分，在高考中占有极其重要的地位。高考考点是：①晶体常识；②四种类型晶体的比较；③结合立体几何的知识，充分认识和挖掘典型晶胞的结构，书写化学式及相关计算等每年必考。预计在今后的高考中，对晶体计算的相关考查还会持续。
选修三理论性强、抽象，复习时要针对不同知识点采用不同的方式进行。 (1)对于核外电子排布，要在充分理解构造原理，重点掌握能量最低原理、洪特规则、泡利不相容原理的基础上，完成电子排布式、电子排布图(或轨道表示式)的书写；(2)对于电负性和电离能的比较，既要抓住一般规律，又要记住反常情况：(3)在理解价层电子对互斥理论和杂化轨道的基础上，理解分子(或离子)的中心原子杂化类型、分子(或离子)的空间构型和VSEPR模型之间的关系，准确解决实际问题；(4)以m＝p·V为基础突破晶体计算。 明确晶胞粒子间距离、晶胞体积、晶体密度、晶胞的空间利用率之间的相互关系，掌握不同晶体的堆积模型和性质。
考点一 晶体常识与四种晶体的比较
)
1．晶体
(1)晶体与非晶体的比较
比较
晶体
非晶体
结构特征
结构微粒(原子、离子或分子)在三维空间里呈周期性有序排列
结构微粒(原子、离子或分子)无序排列
性质
特征
自范性
有
无
熔点
固定
不固定
异同表现
各向异性
无各向异性
实例
水、NaCl、Fe
玻璃、石蜡
区别
方法
熔点法
有固定熔点
无固定熔点
X－射线
对固体进行X－射线衍射实验
(2)获得晶体的三种途径。
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。
2．四种晶体的比较
晶体类型
分子晶体
原子晶体
离子晶体
金属晶体
构成粒子
分子
原子
阴阳离子
金属阳离子、
自由电子
粒子间的相互作用力
分子间
作用力
共价键
离子键
金属键
硬度
较小
很大
较大
有的很大，
有的很小
溶、
沸点
较低
很高
较高
有的很高、
有的很低
溶解性
相似
相溶
难溶于一般溶剂
大多易溶于水等极性溶剂
难溶于常见溶剂，有的与水反应
导电、传热性
一般不导电，溶于水后有的导电
一般不具有导电性
晶体不导电，水溶液或熔融状态
电和热的良导体
下导电
物质类别及实例
大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物(SiO2除外)、绝大多数有机物(有机盐除外)
部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼)，部分非金属化合物(如SiC、SiO2)
离子化合物：金属氧化物(如K2O、Na2O)、强碱(如KOH、NaOH)、绝大部分盐(如NaCl)
金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)
3．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，常见的化合物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原子晶体的熔点很高。
③分子晶体的熔点低。
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，但也有硬度较小的，且具有延展性。
4．晶体熔、沸点的比较
(1)不同类型晶体熔、沸点的比较。
①不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体。
②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)同种晶体类型熔、沸点的比较。
①原子晶体：(比较共价键强弱)
原子半径越小→键长越短→键能越大→共价键越强→熔、沸点越高。
如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅
②离子晶体：(比较离子键强弱或晶格能大小)
a．一般地说，阴、阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越大，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>NaCl>CsCl。
b．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。
③分子晶体：(比较分子间作用力大小)
a．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、沸点反常地高。如沸点H2O>H2Te>H2Se>H2S。
b．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。
c．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。
d．同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
如熔、沸点：CH3—CH2—CH2—CH2—CH3>
。
④金属晶体：
金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如溶、沸点：Na
I2>O2 ②SiO2>KCl>CO ③Rb>K>Na ④Al>Mg>Na ⑤金刚石>晶体硅>二氧化硅>碳化硅 ⑥CI4>CBr4>CCl4 >CF4>CH4 ⑦生铁>纯铁>钠>冰 ⑧KCl>NaCl>BaO>CaO
A．①③⑤ B．②④⑥
C．②⑥⑧ D．④⑥⑦
[解析] ①常温下，Hg为液态，I2为固态，O2为气态，故熔点：I2 >Hg>O2，错误；②SiO2为原子晶体，KCl为离子晶体，CO为分子晶体，故熔点：SiO2>KCl>CO，正确；③金属键强度：Na>K>Rb，故熔点：Na>K>Rb，错误；④金属键强度：Al>Mg>Na，故熔点：Al>Mg>Na，正确；⑤共价键强度：C—C>Si—O>Si—C>Si—Si，故熔点：金刚石>二氧化硅>碳化硅>晶体硅，错误；⑥CI4、CBr4、CCl4、CF4、CH4均属于分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔点越高，正确；⑦合金的熔点低于其成分金属，故熔点生铁<纯铁，错误；⑧离子晶体熔点的高低取决于晶体晶格能的大小，离子半径越小，离子所带电荷越多，晶格能越大，熔点越高，离子半径：Ba2＋>Cl－>K＋>Ca2＋>O2－>Na＋，故熔点CaO>BaO>NaCl>KCl，错误。
2．NF3可由NH3和F2在Cu作催化剂条件下反应直接得到：4NH3＋3F2NF3＋3NH4F。上述化学方程式中的5种物质所属的晶体类型有( abd )
a．离子晶体 b．分子晶体
c．原子晶体 d．金属晶体
[解析] NH3、F2和NF3为分子晶体，NH4F为离子晶体，Cu为金属晶体。
3．在下列物质中：NaCl、NaOH、Na2S、H2O2、Na2S2、(NH4)2S、CO2、CCl4、C2H2、SiO2、SiC、晶体硅、金刚石。
(1)其中只含有离子键的离子晶体是NaCl、Na2S。
(2)其中既含有离子键又含有极性共价键的离子晶体是NaOH、(NH4)2S。
(3)其中既含有离子键又含有极性共价键和配位键的离子晶体是(NH4)2S。
(4)其中既含有离子键又含有非极性共价键的离子晶体是Na2S2。
(5)其中含有极性共价键的原子晶体是SiO2、SiC。
(6)其晶体属于分子晶体的是H2O2、CO2、CCl4、C2H2。
4．(2019·经典习题选萃)有A、B、C三种晶体，分别由H、C、Na、Cl四种元素中的一种或几种组成，对这三种晶体进行实验，结果如下表：
熔点/℃
硬度
水溶性
导电性
水溶液与Ag＋反应
A
811
较大
易溶
水溶液或熔融导电
白色沉淀
B
3 500
很大
不溶
不导电
不反应
C
－114.2
很小
易溶
液态不导电
白色沉淀
(1)晶体的化学式分别为ANaCl、BC、CHCl。
(2)晶体的类型分别是A离子晶体、B原子晶体、C分子晶体。
(3)晶体中微粒间作用力分别是A离子键、B共价键___、C范德华力。
[解析] 根据晶体的性质可知，A为离子晶体，只能为NaCl，微粒间的作用力为离子键；B应为原子晶体，只能为金刚石，微粒间的作用力为共价键：C应为分子晶体，且易溶，只能为HCl，微粒间的作用力为范德华力。
5．(2019·经典习题选萃)现有几组物质的熔点(℃)数据：
A组
B组
C组
D组
金刚石：3 550
Li：181
HF：－83
NaCl
硅晶体：1 410
Na：98
HCl：－115
KCl
硼晶体：2 300
K：64
HBr：－89
RbCl
二氧化硅：1 732
Rb：39
HI：－51
MgO：2 800
据此回答下列问题：
(1)由表格中数据可知，A组熔点普遍偏高，据此回答：
①A组属于原子晶体，其熔化时克服的粒子间的作用力是共价键；
②硅的熔点低于二氧化硅，是由于Si—Si键键能小于Si—O键键能；
③硼晶体的硬度与硅晶体相对比：硼晶体大于硅晶体；
(2)B组晶体中存在的作用力是金属键，其共同的物理性质是①②③④(填序号)，可以用电子气理论解释。
①有金属光泽 ②导电性 ③导热性 ④延展性
(3)C组中HF熔点反常是由于HF分子间能形成氢键，其熔化时需要消耗的能量更多。
(4)D组晶体可能具有的性质是②④(填序号)。
①硬度小 ②水溶液能导电 ③固体能导电 ④熔融状态能导电
(5)D组晶体中NaCl、KCl、RbCl的熔点由高到低的顺序为NaCl>KCl>RbCl，MgO晶体的熔点高于前三者，其原因解释为MgO晶体为离子晶体，离子所带电荷越多，半径越小，晶格能越大，熔点越高。
[解析] (1)A组由非金属元素组成，熔点最高，属于原子晶体，熔化时需破坏共价键。 由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体熔、沸点高，硬度大。
(2)B组都是金属，存在金属键，具有金属晶体的性质，可以用“电子气理论”解释相关的性质。
(3)C组卤化氢晶体属于分子晶体，HF熔点高是由于分子之间形成氢键。
(4)D组是离子化合物，熔点较高，具有离子晶体的性质。
(5)晶格能大小与离子电荷数和离子半径有关，电荷数越多，半径越小，品格能越大，熔点越高。
6．(2019·湖北孝感八校期末)钛、铬、铁、镍、铜等金属及其化合物在工业上有重要用途。
(1)钛铁合金是钛系储氢合金的代表，该合金具有放氢温度低、价格适中等优点。
①Ti的基态原子价电子排布式为3d24s2。
②Fe的基态原子共有7种不同能级的电子。
(2)制备CrO2Cl2的反应K2Cr2O7＋3CCl4===2KCl＋2CrO2Cl2＋3COCl2↑。
①上述化学方程式中非金属元素电负性由大到小的顺序是O>Cl>C(用元素符号表示)。
②COCl2分子中所有原子均满足8电子构型，COCl2分子中σ键和π键的个数比为31，中心原子的杂化方式为sp2。
(3)NiO、FeO的晶体结构均与氯化钠的晶体结构相同，其中Ni2＋和Fe2＋的离子半径分别为6.9×10－2nm和7.8×10－2nm。则熔点：NiO>(填“>”“<”或“＝”)FeO。
[解析] (1)钛的原子序数为22，位于第四周期第ⅣB族，基态钛原子价电子排布式为3d24s2；铁为26号元素，基态铁原子核外有1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s共7个能级。
(2)①K2Cr2O7＋3CCl4===2KCl＋2CrO2Cl2＋3COCl2↑中涉及三种非金属：O、C、Cl，电负性越大，对共用电子对的吸引力越大，相互化合时该元素表现负价，由CCl4、CrO2、Cl2中元素的化合价推断，电负性：O>Cl>C；②COCl2分子中含有1个C===O键和2个C—Cl键，则其中所含σ键的个数为3，
π键的个数为1，二者个数之比为31；中心碳原子的价层电子对数为3＋＝3，因此碳原子以sp2杂化方式成键。
(3)NiO、FeO的晶体结构均与氯化钠的晶体结构相同，说明它们都是离子晶体，离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键就越强，熔点越高，由于Ni2＋和Fe2＋的离子半径分别为6.9×10－2nm和7.8×10－2nm，则NiO的熔点大于FeO。
7．(2019·淄博模拟)(1)Na＋与Ne互为等电子体，电离能I2(Na)>I1(Ne)(填“<”“＝”或“>”)。
(2)第4周期中，与铝原子未成对电子数相同的金属元素有4种。气态氯化铝的分子组成为(AlCl3)2，分子中所含的化学键类型有共价键配位键，铝原子的杂化方式为sp3。
(3)可燃冰是天然气水合物，具有笼形结构如图(表面的小球是水分子，内部的大球是甲烷分子)。水分子成笼的作用力是氢键，图中最小的环中连接的原子总数是10。可燃冰晶体具有多种笼状结构，其中一种由1个图中所示笼分别用2个面与另外两个相同的笼共面而成，则中间笼实际占有15个水分子。
8．(2019·河北衡水中学检测)Fe、Se、Co常用于化工材料的合成。请回答下列问题：
(1)铁离子(Fe3＋)最外层电子排布式为3s23p63d5，其核外共有23种不同运动状态的电子。
Fe3＋比Fe2＋更稳定的原因是Fe3＋核外电子排布式为[Ar]3d5,3d轨道为半充满状态，更稳定。
(2)硒为第四周期元素，相邻的元素有砷和溴，则三种元素的电负性从大到小的顺序为Br>Se>As(用元素符号表示)。
(3)Na3[Co(NO2)6]常用作检验K＋的试剂，在[Co(NO2)6]3－中存在的化学键有共价键、配位键。
(4)C与N能形成一种有毒离子CN－，写出一个与该离子互为等电子体的极性分子的分子式：CO，HCN分子的空间构型为直线形。
[解析] (1)铁是26号元素，Fe原子失去3个电子形成Fe3＋，故Fe3＋最外层是M层，最外层电子排布式为3s23p63d5，有23种不同运动状态的电子。Fe3＋的3d轨道为半充满状态，比Fe2＋更稳定。
(2)元素非金属性越强，电负性越大，同一周期从左到右，元素非金属性越来越强，故电负性：Br>Se>As。
(3)[Co(NO2)6]3－中Co3＋与NO之间存在配位键，NO中存在共价键。
(4)与CN－互为等电子体的分子有CO、N2等，CO是极性分子；HCN分子结构式为H—C≡N，中心C原子采取sp杂化，没有孤对电子，故分子构型为直线形。
考点二 晶胞与典型晶体模型及相关计算
)
1．晶胞
(1)晶胞：是描述晶体结构的基本单元。
(2)晶体与晶胞的关系：整个晶体可以看作由数量巨大的晶胞“无隙并置”而成，晶胞是晶体结构中的基本重复单元，晶胞的结构可以反映晶体的结构。
(3)晶胞中粒子数目的计算——均摊法：如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有 属于这个晶胞。
(4)晶胞组成的计算规律
①平行六面体形晶胞数目的计算。
②非平行六面体形晶胞中粒子数目的计算同样可用均摊法，其关键仍然是确定一个粒子为几个晶胞所共有。例如，石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子对六边形的贡献为，那么每一个六边形实际有6×＝2个碳原子。
又如，在六棱柱晶胞(如图所示MgB2的晶胞)中，顶点上的原子为6个晶胞(同层3个，上层或下层各3个)共有，底面上的原子为2个晶胞共有，因此镁原子个数为12×＋2×＝3，硼原子个数为6。
2．常见典型晶体模型
晶体
晶体结构
晶体详解
原
子
晶
体
金刚石
(1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，碳原子轨道均为sp3杂化，形成正四面体结构
(2)键角均为109°28′
(3)最小碳环由6个C组成且6原子不在同一平面内
(4)每个C参与4个C—C键的形成，C原子数与C—C键数之比为12
SiO2
(1)每个Si与4个O以共价键结合，硅原子轨道均为sp3杂化，形成正四面体结构
(2)每个正四面体占有1个Si,4个“O”，n(Si) n(O)＝12
(3)最小环上有12个原子，即6个O,6个Si
离子晶体
NaCl
型
(1)每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl－(Na＋)有6个。每个Na＋周围等距且紧邻的Na＋有12个
(2)每个晶胞中含4个Na＋和4个Cl－
CsCl
型
(1)每个Cs＋周围等距且紧邻的Cl－有8个，每个Cs＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cs＋(Cl－)有6个
(2)如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs＋、1个Cl－
分
子
晶
体
冰
水分子间的主要作用力是氢键，也存在范德华力，每个水分子周围紧邻的水分子数有4个
干冰
(1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子
(2)每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有12个
金
属
晶
简单
立方
堆积
典型代表Po，配位数为6，空间利用率52%
体
面心
立方
最密
堆积
又称为铜型，典型代表Cu、Ag、Au，配位数为12，空间利用率74%
体心
立方
堆积
又称为钾型，典型代表Na、K、Fe，配位数为8，空间利用率68%
六方
最密
堆积
又称为A3型或镁型，典型代表Mg、Zn、Ti，配位数为12，空间利用率74%
3．石墨晶体
石墨晶体是混合型晶体，呈层状结构。同层内碳原子以共价键形成正六边形平面网状结构，平均每个正六边形拥有的碳原子个数是2，C原子采取的杂化方式是sp2杂化。层与层之间以分子间作用力结合。所以石墨晶体熔、沸点很高，但硬度不大，有滑腻感，能导电。
4．离子晶体的晶格能：
(1)定义：气态离子形成1摩尔离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：kJ·mol－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
晶格能是最能反映离子晶体稳定性的数据。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越大。
5．晶体结构的相关计算
(1)晶胞质量＝晶胞占有的微粒的质量＝晶胞占有的微粒数×。
(2)空间利用率＝。
(3)金属晶体中体心立方堆积、面心立方堆积中的几组公式(设棱长为a)。
①面对角线长＝a。
②体对角线长＝a。
③体心立方堆积4r＝a(r为原子半径)。
④面心立方堆积4r＝a(r为原子半径)。
方法点拨：
“均摊法”突破晶胞组成的计算
(1)原则：晶胞任意位置上的一个粒子如果是被n个晶胞所共有，那么每个晶胞对这个粒子分得的份额就是。
(2)方法：①长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算。
②非长方体晶胞中粒子视具体情况而定，如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)被三个六边形共有，每个六边形占。
)
1．判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。
(1)晶胞是晶体中的最小的“平行六面体”( × )
提示：晶胞是从晶体中“截取”出来具有代表性的最小重复单元，而不一定是最小的“平行六面体”。
(2)不同晶体中晶胞的大小和形状都相同。( × )
(3)晶体和非晶体的本质区别是晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列( √ )
(4)立方晶胞中，顶点上的原子被4个晶胞共用( × )
(5)金属钠形成的晶体中，每个钠原子周围与其距离最近的钠原子有8个。( √ )
(6)在NaCl晶体中，每个Na＋周围与其距离最近的Na＋有12个。( √ )
(7)NaCl表示一个氯化钠分子是由一个钠离子和一个氯离子构成的。( × )
(8)金属镁形成的晶体中，每个镁原子周围与其距离最近的原子有6个。( × )
(9)在NaCl晶体中，将一个Na＋周围最近的Cl－连起来，是一个正八面体。( √ )
(10)在晶体中只要有阴离子就一定有阳离子( √ )
2．如图是甲、乙、丙三种晶体的晶胞，则甲晶体中x与y的个数比是21，乙中a与b的个数比是11，丙中一个晶胞中有4个c离子和4个d离子。
3．在晶体模型中，金刚石中的“棍”和干冰中的“棍”表示的意义一样吗？分子晶体中有化学键吗？
提示：不一样，金刚石中表示的是C—C共价键，而干冰中的“棍”表示分子间作用力；分子晶体中多数含有化学键(如CO2中含CO键)，少数则不存在化学键(如稀有气体形成的晶体)。
1．(2019·试题调研)磁光存储的研究是Williams等在1957年使Mn和Bi形成的晶体薄膜磁化并用光读取之后开始的。如图是Mn和Bi形成的某种晶体的结构示意图(白球均在六棱柱内)，则该晶体物质的化学式可表示为( B )
A．Mn2Bi B．MnBi
C．MnBi3 D．Mn4Bi3
[解析] 由晶体的结构示意图可知：白球代表Bi原子，且均在六棱柱内，所以Bi为6个。黑球代表Mn原子，个数为12×＋2×＋1＋6×＝6(个)，则两者的原子个数比为66＝11。
2．(2019·衡水检测)NaCl晶体结构如图所示，现测知NaCl晶体中Na＋与Cl－平均距离为acm，该晶体密度为ρg·cm－3，则阿伏加德罗常数可表示为( C )
A. B.
C. D.
[解析] NaCl晶体中Na＋与Cl－平均距离为acm，则晶胞棱长为2acm，晶胞体积为(2acm)3，晶胞中Na＋离子数目为1＋12×＝4、Cl－离子数目为8×＋6×＝4，则晶胞质量为4×。则ρg·cm－3×(2acm)3＝4×，解得NA＝。
3．(2019·试题调研)(1)Zn与S形成的化合物晶体的晶胞如下图所示。
①在1个晶胞中，Zn2＋的数目为4。
②该化合物的化学式为ZnS。
(2)利用“卤化硼法”可合成含B和N两种元素的功能陶瓷，下图为其晶胞结构示意图，则每个晶胞中含有B原子的个数为2，该功能陶瓷的化学式为BN。
(3)石墨烯可转化为富勒烯(C60)，某金属M与C60可制备一种低温超导材料，晶胞如图所示，M原子位于晶胞的棱上与内部。该晶胞中M原子的个数为12，该材料的化学式为M3C60。
[解析] (1)由题图可知1个晶胞中含有Zn2＋的数目为8×＋6×＝4，S2－数目为4，所以化合物中Zn2＋与S2－数目之比为11，则化学式为ZnS。
(2)根据题给晶胞，可以判断大球代表B原子，则晶胞中B原子个数为8×＋1＝2，N原子个数为4×＋1＝2，则化学式为BN。
(3)根据“均摊法”计算。晶胞中M的个数：12×＋9＝12；C60的个数：8×＋6×＝4，所以其化学式可表示为M3C60。
4．(2019·衡水检测)碳的一种单质C60可以与钾形成低温超导化合物，晶体结构如图所示。K位于立方体的棱上和立方体的内部，此化合物的化学式为K3C60；其晶胞参数为1.4 nm，晶体密度为2.0g·cm－3(保留两位有效数字)
(2)晶胞有两个基本要素：
①原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置，下图为Ge单晶的晶胞，其中原子坐标参数A为(0,0,0)；B为(，0，)；C为(，，0)。则D原子的坐标参数为 (，，) 。
②晶胞参数，描述晶胞的大小和形状。已知Ge单晶的晶胞参数a＝565.76 pm，其密度为 ×107 g·cm－3(列出计算式即可)。
(3)氧和钠可形成化合物F，其晶胞结构如图所示，晶胞参数a＝0.566 nm，F的化学式为Na2O；晶胞中O2－的配位数为8；列式计算晶体F的密度(g·cm－3)：
≈2.27 g·cm－3 。
[解析] (1)根据晶胞的结构，C60位于顶点和面心，个数为8×＋6×＝4，K位于棱上和内部，个数为12×＋9＝12，因此化学式为K3C60，晶胞的质量为 g，晶胞的体积为(1.4×10－7)3 cm3，根据密度的定义，计算可得晶胞的密度约为2.0 g·cm－3。
(2)②晶胞参数a即晶胞边长，ρ＝＝ g·cm－3＝×107 g·cm－3。
(3)由晶胞结构可知，一个晶胞中小球个数为8，大球个数为4，小球代表离子半径较小的Na＋，大球代表离子半径较大的O2－，故F的化学式为Na2O；晶胞中与每个O2－距离最近且相等的Na＋有8个；晶胞的质量为×4，晶胞的体积为(0.566×10－7)3 cm3，晶体密度为≈2.27 g·cm－3。
5．(2019·经典习题选萃)碳有多种同素异形体，其中石墨烯与金刚石的晶体结构如图所示：
(1)在石墨烯晶体中，每个C原子连接3个六元环，每个六元环占有2个C原子。
(2)在金刚石晶体中，C原子所连接的最小环也为六元环，每个C原子连接12个六元环，六元环中最多有4个C原子在同一平面。
[解析] (1)由题中石墨烯和金刚石的晶体结构图示可得，在石墨烯晶体中，每个C原子应连接3个六元环，每个六元环由6个C原子构成，每个六元环所占有的C原子数为6×＝2；
(2)在金刚石晶体中，每个C原子与其他4个C原子相连，每个C原子连接的六元环个数应为12个，而每一个碳原子与其他4个C原子形成的4个共价键的键角均为109°28′，形成正四面体，由此可得在金刚石晶体的六元环中最多有4个C原子共面。
6．(2019·江苏南京质检)下列是钠、钋、金刚石、干冰、氯化钠晶体的晶胞图(未按顺序排序)。
(1)辨别晶胞(请填相应的编号)。
①钠晶胞是E；②钋晶胞是C；③金刚石晶胞是D；④干冰晶胞是B；⑤氯化钠晶胞是A。
(2)钋晶胞的堆积方式是简单立方堆积，钠晶胞的堆积方式是体心立方堆积。
(3)与冰的晶体类型相同的是B(填编号)。
(4)在冰晶体中，每个水分子与相邻的4个水分子形成氢键(如图所示)。已知冰的升华热是51kJ/mol－1，除氢键外，水分子间还存在范德华力(11kJ/mol－1)，则冰晶体中氢键的“键能”是20kJ/mol－1。
[解析] A为NaCl的晶胞，B为干冰的晶胞，C为钋的晶胞，D为金刚石的晶胞，E为钠的晶胞，与冰的晶体类型相同的是B。(4)冰晶体中每摩尔水形成2mol氢键，冰升华吸热51kJ，需破坏范德华力及氢键，故氢键的“键能”是＝20kJ·mol－1。
7．(2018·课标Ⅰ)Li是最轻的固体金属，采用Li作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能，得到广泛应用。回答下列问题：
(1)下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为D、C(填标号)。
(2)Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是Li＋核电荷数较大。
(3)LiAlH4是有机合成中常用的还原剂，LiAlH4中的阴离子空间构型是正四面体、中心原子的杂化形式为sp3。LiAlH4中，存在AB(填标号)。
A．离子键 B．σ键
C．π键 D．氢键
(4)Li2O是离子晶体，其晶格能可通过图(a)的Born－Haber循环计算得到。
可知，Li原子的第一电离能为520kJ·mol－1，O===O键键能为498kJ·mol－1，Li2O晶格能为2908kJ·mol－1。
(5)Li2O具有反萤石结构，晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.4665 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)。
[解析] 本题考查原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质。
(1)根据能量1s<2s<2p，可知能量最低的是D，能量最高的是C。
(3)AlH中Al的价层电子对数为4，故Al采取sp3杂化，该离子空间构型为正四面体。Li＋与AIH以离子键结合，AlH中Al与H之间是σ键，A、B项正确。
(4)第一电离能是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，故Li原子的第一电离能为＝520 kJ·mol－1。O===O(g)―→20(g)所吸收的能量即为O===O键的键能，故O===O键的键能为249 kJ·mol－1×2＝498 kJ·mol－1。离子晶体的晶格能是气态离子形成1 mol离子晶体所释放的能量，题图中：2Li＋(g)＋O2－(g)===Li2O(晶体) ΔH＝－2908 kJ·mol－1，故Li2O晶格能为2908 kJ·mol－1。
(5)1个Li2O晶胞中有8个Li＋，O2－处于顶点和面心，O2－的个数为8×＋6×＝4，故Li2O的密度ρ＝＝ g·cm－3。
[方法技巧] 晶胞的计算方法
①晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献(以立方体为例)：顶点——，棱上——，体内——完全属于晶胞。
②晶体密度计算公式：ρ＝，其中N为1个晶胞中所含“分子”数目，M为摩尔质量，NA为阿伏加德罗常数的值，V为1个晶胞的体积。
8．(2019·福建漳州检测)硫、钴及其化合物用途非常广泛。回答下列问题：
(1)基态Co原子价电子轨道排布式为 ，第四电离能I4(Co)离子晶体>分子晶体
4．牢记立方体晶胞分摊粒子数的四条规律
(1)顶点粒子数×
(2)棱上粒子数×
(3)面心粒子数×
(4)体心粒子数×1
