高中化学晶体结构知识汇总
高中化学知识点复习 晶体计算类型归纳
面(实际为椅式结构)，碳原子为 sp3 杂化
(3)每个碳原子被 12 个六元环共用，每个共价键被 6 个六元环共用，一个六元
1
环实际拥有 个碳原子
2
(4)C 原子数与 C—C 键数之比为 1∶2，12g 金刚石中有 2 mol 共价键
(5)密度＝8×12 g·mol－1 NA×a3
(a 为晶胞边长，NA 为阿伏加德罗常数)
NA×a3
离子晶体的配位数
离子晶体中与某离子距离最近的异性离子的数目叫该离子的配位数
(1)正、负离子半径比：AB 型离子晶体中，阴、阳离子的配位数相等，但正、
影响离子晶体配位数的因素
负离子半径比越大，离子的配位数越大。如：ZnS、NaCl、CsCl (2)正、负离子的电荷比。如：CaF2 晶体中，Ca2＋和 F－的配位数不同
晶体
晶体结构
结构分析
干冰
(1)面心立方最密堆积：立方体的每个顶点有一个 CO2 分子，每个面上也有一
个 CO2 分子，每个晶胞中有 4 个 CO2 分子
(2)每个 CO2 分子周围等距且紧邻的 CO2 分子有 12 个
(3)密度＝4×44 g·mol－1 NA×a3
(a 为晶胞边长，NA 为阿伏加德罗常数)
Cu Ag Au 12 4
2 a＝4r
2
Mg Zn Ti 12
6或2
——
(2)金属晶胞中原子空间利用率计算： 空间利用率 V球
球数 4 r3
3
V晶胞
a3
①简单立方堆积：如图所示，原子的半径为 r，立方体的棱长为 2r，则 V 球＝43πr3，V 晶胞＝(2r)3＝8r3，空间利
(4)在 NaCl 晶体中，每个 Na+周围与它最接近且距离相等的 Na+共有 12 个，
高中化学知识点：晶体结构与性质
高中化学知识点：晶体结构与性质晶体结构与性质是高中化学中重要的知识点之一。
晶体是由原子、分子或离子等微观粒子沿着空间做周期性重复排列所形成的固体物质，具有规则的几何外形和固定的熔点。
晶体结构与其性质有着密切的关系，了解晶体结构可以帮助我们更好地理解晶体的性质和特征。
一、晶体结构晶体结构是指晶体中原子或离子的排列方式以及它们之间的相互作用。
根据晶体中微观粒子的种类和排列方式，可以将晶体分为离子晶体、分子晶体、原子晶体等不同类型。
其中，离子晶体是最常见的晶体之一，其基本结构单元是正负离子，这些离子通过离子键相互结合。
分子晶体则是由分子通过范德华力相互结合形成的，而原子晶体则是原子通过共价键相互结合形成的。
在晶体结构中，晶胞是最基本的结构单元，它是一个重复单位，可以代表整个晶体结构。
晶胞具有规则的几何外形，并且具有对称性。
晶胞中的原子或离子的排列方式以及它们之间的相互作用，决定了晶体的物理和化学性质。
二、晶体的性质1、晶体的导电性晶体的导电性是指晶体在电场的作用下能够导电的能力。
离子晶体具有较好的导电性，因为离子晶体中存在可以自由移动的离子。
而分子晶体和原子晶体由于分子或原子之间的相互作用比较强，其导电性相对较差。
2、晶体的热稳定性晶体的热稳定性是指晶体在温度变化时保持其结构的稳定性和物理性质的能力。
离子晶体具有较高的热稳定性，因为离子键的键能较大，而分子晶体和原子晶体由于分子或原子之间的相互作用比较弱，其热稳定性相对较差。
3、晶体的还原性晶体的还原性是指晶体在化学反应中失去电子的能力。
离子晶体具有较强的还原性，因为离子晶体中的离子容易失去电子。
而分子晶体和原子晶体由于分子或原子之间的相互作用比较强，其还原性相对较差。
此外，晶体的光学性质、磁性、机械性质等也是晶体性质的重要组成部分。
不同的晶体结构对应不同的物理和化学性质，理解和掌握晶体结构和性质之间的关系对于我们更好地认识化学世界具有重要的意义。
三、晶体结构与性质的关系晶体结构和性质之间存在着密切的关系。
晶体结构与性质知识总结
晶体结构与性质知识总结晶体是由原子、离子或分子组成的固体，它们按照一定的规则排列而形成的，在空间上具有周期性的结构。
晶体的结构与性质密切相关，下面对晶体的结构和性质进行总结。
一、晶体的结构：1.晶体的基本单位：晶体的基本单位是晶胞，它是晶格的最小重复单位。
晶胞可以是点状（原子）、离子状（离子）或分子状（分子）。
2.晶格：晶格是一种理想的周期性无限延伸的结构，它由晶胞重复堆积而成。
晶格可以通过指标来描述，如立方晶系的简单立方晶格用（100）、（010）和（001）来表示。
3.晶系：晶体按照对称性的不同可以分为立方系、四方系、正交系、单斜系、菱面系、三斜系和六角系等七个晶系。
4.点阵：点阵是晶胞中原子、离子或分子的空间排列方式。
常用的点阵有简单立方点阵、体心立方点阵和面心立方点阵。
5.晶体的常见缺陷：晶体中常见的缺陷有点缺陷、线缺陷和面缺陷。
点缺陷包括空位、间隙原子和杂质原子等；线缺陷包括晶体的位错和附加平面等；面缺陷包括晶体的晶界、孪晶和堆垛疏松等。
二、晶体的性质：1.晶体的光学性质：晶体对光有吸收、透射和反射等作用，这取决于晶格结构和晶胞的对称性。
晶体在光学显微镜下观察时，有明亮的晶体颗粒。
2.晶体的热学性质：晶体的热学性质主要包括热容、热传导和热膨胀等。
晶体的热传导性能与晶胞的结构和相互作用有关，不同晶体的热传导性能差异很大。
3.晶体的电学性质：晶体的导电能力与晶体的结构和化学成分密切相关。
一些晶体可以具有金属导电性，例如铜、银和金等；而其他晶体可以具有半导体或绝缘体导电性。
4.晶体的力学性质：晶体的力学性质涉及到晶体的刚性、弹性和塑性等。
晶体在受力作用下可能发生形变，这取决于晶格的结构和原子、离子或分子之间的相互作用力。
5.晶体的化学性质：晶体的化学性质取决于晶体的成分和结构。
晶体可能与其他物质发生化学反应，形成新的物质。
晶体的化学性质对其功能和应用具有重要影响。
综上所述，晶体的结构与性质密切相关。
高考化学晶体结构：晶体类型与性质比较
高考化学晶体结构：晶体类型与性质比较在高考化学中，晶体结构是一个重要的知识点，其中晶体类型与性质的比较更是常考的内容。
理解和掌握不同晶体类型的特点及其性质差异，对于我们解决相关问题、提高化学成绩具有关键作用。
晶体，是由原子、离子或分子在空间按一定规律周期性地重复排列构成的固体物质。
根据构成晶体的粒子种类以及粒子间相互作用力的不同，晶体可以分为离子晶体、分子晶体、原子晶体和金属晶体这四大类型。
首先来看看离子晶体。
离子晶体是由阴、阳离子通过离子键结合而成的晶体。
常见的离子晶体有氯化钠、氯化铯等。
离子晶体具有较高的熔点和沸点，因为离子键是一种较强的化学键，要破坏离子键需要消耗大量的能量。
例如氯化钠，在通常情况下是固体，需要加热到 801℃才会熔化。
而且离子晶体在熔融状态或水溶液中能够导电，这是因为离子可以自由移动。
但在固态时，由于离子被束缚在晶格中，不能自由移动，所以不能导电。
接下来是分子晶体。
分子晶体是由分子通过分子间作用力（范德华力或氢键）结合而成的晶体。
像干冰（固态二氧化碳）、冰等都是典型的分子晶体。
分子晶体的熔点和沸点通常较低，因为分子间作用力相对较弱。
例如干冰，在常温常压下就会直接升华变成气体。
分子晶体一般不导电，除非其溶于水后形成了能够自由移动的离子。
再说说原子晶体。
原子晶体是由原子通过共价键结合而成的空间网状结构的晶体。
金刚石、晶体硅、二氧化硅等是常见的原子晶体。
原子晶体具有很高的熔点和沸点，硬度大。
这是因为共价键的强度很大，要破坏共价键需要很高的能量。
比如金刚石，是自然界中最硬的物质之一，其熔点高达 3550℃。
最后是金属晶体。
金属晶体是由金属阳离子和自由电子通过金属键结合而成的晶体。
大多数金属单质都属于金属晶体，如铁、铜、铝等。
金属晶体具有良好的导电性、导热性和延展性。
这是因为自由电子能够在金属阳离子之间自由移动。
金属晶体的熔点和沸点差异较大，这取决于金属键的强弱。
在性质方面，除了熔点、沸点和导电性有所不同外，晶体的硬度和溶解性也各有特点。
高中化学晶体知识点
高中化学晶体知识点高中化学教材中的晶体内容是微观分子、原子结构与宏观物质产生联系的桥梁。
为了帮助高中生掌握晶体知识点，下面小编为高中生整理化学晶体知识点，希望对大家有所帮助。
高中化学晶体知识点石墨――混合型晶体石墨晶体为层状结构，层与层之间的作用力为范德华力，每一层内C 原子间以共价键形成正六边形结构（见图8）。
由于层内C原子以较强的共价键相结合，所以石墨有较高的熔点。
但由于层间的范德华力较弱，层间可以滑动，故石墨的硬度较小。
因此石墨晶体又称为过渡型晶体或混合型晶体。
石墨品体中每个C原子只拥有其所连接的3个C-C键的1/2（3/2个），因此晶体中C原子与C-C键数之比为2:3。
干冰――分子晶体干冰晶体中的CO2分布在立方体的顶点和面心上，分子间由分子间作用力结合形成晶体（见图7）。
C02分子内存在共价键，因此晶体中既有分子间作用力，又有共价键，但熔、沸点的高低由分子间的作用力决定，影响分子间作用力的主要因素是相对分子质量，从晶胞的结构可知与一个CO2分子距离最近且相等的CO2分子共有12个。
金刚石、二氧化硅—原子晶体（1）金刚石是一种具有空间网状结构的原子晶体。
每个C原子以共价键与其他4个C原子紧邻，由5个碳子形成正四面体的结构单元，由共价键构成的最小环结构中有6个碳原子（见图4），由于每个C原子拥有所连4个C-C键的1/2（2个）,所以碳原子个数与C-C键数之比为1：2。
（2）二氧化硅晶体可以看成是金刚石结构中，C原子被Si原子代替，且在C-C键之间插入O原子后形成的，即每个硅原子与周围的四个氧原子构成一个正四面体，构成二氧化硅晶体结构的最小环是由12个原子构成椅式环，键角（O-Si-O）=1O928（见图5）。
每个Si原子拥有所连4个O原子的1/2（2个）（见图6），因此si、O原子个数比为1:2,即化学式表示为SiO2。
氯化钠、氯化铯晶体离子晶体由于离子键无饱和性与方向性，所以离子晶体中无单个分子存在阴阳离子在晶体中按一定的规则排列，使整个晶体不显电性且能量最低。
高中化学晶体的结构与性质知识点及相关例题讲解
高中化学晶体的结构与性质知识点及相关例题讲解自然界中的固体可以分为两种存在形式：晶体和非晶体。
晶体是经过结晶过程而形成的具有规则的几何外形的固体。
晶体中原子或分子在空间按一定规律周期性重复的排列，从而使晶体内部各个部分的宏观性质是相同的，而且具有固定的熔点和规则的几何外形。
一、晶体固体可以分为两种存在形式：晶体和非晶体。
晶体的分布非常广泛，自然界的固体物质中，绝大多数是晶体。
气体、液体和非晶体在一定条件下也可转变为晶体。
晶体是经过结晶过程而形成的具有规则的几何外形的固体。
晶体中原子或分子在空间按一定规律周期性重复的排列，从而使晶体内部各个部分的宏观性质是相同的，而且具有固定的熔点和规则的几何外形。
二、晶体结构1．几种晶体的结构、性质比较2．几种典型的晶体结构：（1）NaCl晶体（如图1）：每个Na+周围有6个Cl-，每个Cl-周围有6个Na+，离子个数比为1：1。
（2）CsCl晶体（如图2）：每个Cl-周围有8个Cs+，每个Cs+周围有8个Cl-；距离Cs+最近的且距离相等的Cs+有6个，距离每个Cl-最近的且距离相等的Cl-也有6个，Cs+和Cl-的离子个数比为1：1。
（3）金刚石（如图3）：每个碳原子都被相邻的四个碳原子包围，以共价键结合成为正四面体结构并向空间发展，键角都是109o28'，最小的碳环上有六个碳原子。
（4）石墨（如图4、5）：层状结构，每一层内，碳原子以正六边形排列成平面的网状结构，每个正六边形平均拥有两个碳原子。
片层间存在范德华力，是混合型晶体。
熔点比金刚石高。
（5）干冰（如图6）：分子晶体，每个CO2分子周围紧邻其他12个CO2分子。
高中化学选修3人教版：第三章晶体结构与性质-归纳与整理
NaCl<MgCl2
原子晶体：原子半径越小，共价键键能越大，熔沸点越高。
Si，SiO2，SiC
SiO2>SiC > Si
分子晶体：结构相似的分子，分子量越大，分子间作用力
越大，熔沸点越高。
F2，Cl2，Br2，I2
F2 < Cl2 < Br2 < I2
三.四种晶体的比较
晶体类型 离子晶体 晶体粒子 阴、阳离子
60°
(W/124) ×6 ×NA
晶体中Na+和Cl-间最 小距离为a cm， 计 算NaCl晶体的密度
4 58.5g mol 1 N A mol 1
(2acm)3
29.25 a3 NA
g
cm3
第一单元 晶体的 类型与性质
2、晶体举例：
NaCl的晶体结构：
6：6
CsCl的晶体结构：
《晶体结构与性质 －归纳与整理》
一、晶体与非晶体
1.晶体与非晶体的区别
自范性
微观结构
晶体 有(能自发呈现多面体外 原子在三维空间里
形)
呈周期性有序排列
非晶体 没有(不能自发呈现多面 原子排列相对无序 体外形)
(1)晶体自范性的本质:是晶体中粒子微观空间里 呈现周期性的有序排列的宏观表象.
• (2)晶体自范性的条件之一:生长速率适当.
2.晶体形成的途径
• 熔融态物质凝固. • 气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华). • 溶质从溶液中析出.
3.晶体的特性
• 有规则的几何外形 • 有固定的熔沸点 • 物理性质(强度、导热性、光学性质等）各
向异性
二.晶胞
• 1.定义:晶体中重复出现的最基本的结构单元
高中化学【物质结构——晶体】复习
4、体内：1
方法小结(对于立方体结构)
位于顶点的微粒，晶胞完全拥有其1/8。 位于面内的微粒，晶胞完全拥有其1/2。 位于棱上的微粒，晶胞完全拥有其1/4。 位于体内上的微粒，微粒完全属于该晶胞。
结束
某金属晶体的晶胞是面心立方晶胞，金原子的直径为d， 用NA表示阿伏加德罗常数，M表示金的摩尔质量。
如：CO＞N2 根据物质在同条件下的状态不同.
一般熔、沸点:固＞液＞气. 如：水＞干冰
支链越多，熔沸点越低 如：正戊烷〉异戊烷〉新戊烷
芳香族化合物：邻〉间〉对位化合物
④金属晶体:金属原子的价电子数越多,原子半径越小,金属 键越强,熔、沸点越高. 如:Na＜M g＜Al
晶体类型和性质 比较
晶体类型
离子 晶体
B
C
A
B
B
A
A3型密堆积
配位数 12 ( 同层 6， 上下层各 3 )
A1型密堆积
配位数 12 ( 同层 6， 上下层各 3 )
2.离子晶体的非等径圆球的密堆积：
由于阴阳离子的半径不相同，故离子 晶体可以视为不等径圆球的密堆积，即： 将不同半径的圆球的堆积看成是大球先按 一定方式做等径圆球的密堆积，小球再填 充在大球所形成的空隙中。
1. 等径圆球的密堆积
把乒乓球装入盒中，盒中的乒乓球怎 样排列才能使装入的乒乓球数目最多？
1.金属晶体的等径圆球的密堆积：
最紧密堆积
密置层
非紧密堆积
非密置层
采用密置层排列能够降低体系的能量。
第一层:密置型排列 第二层:将球对准 1，3，5 位。
16Leabharlann 2534
12
6
3
54
对准 2，4，6 位，其情形是一样的 吗？
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1、晶体类型判别：
分子晶体：大部分有机物、几乎所有酸、大多数非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物。
原子晶体：仅有几种，晶体硼、晶体硅、晶体锗、金刚石、金刚砂（SiC）、氮化硅
（Si3N4）、氮化硼（BN）、二氧化硅（SiO2）、氧化铝（Al2O3）、石英等；
金属晶体：金属单质、合金；
离子晶体：含离子键的物质，多数碱、大部分盐、多数金属氧化物；
2、分子晶体、原子晶体、金属晶体、离子晶体对比表
晶体类型分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体
定义分子通过分子间
作用力形成的晶
体
相邻原子间
通过共价键
形成的立体
网状结构的
晶体
金属原子通
过金属键形
成的晶体
阴、阳离子通
过离子键形成
的晶体
组成晶体的粒子分子原子金属阳离子
和自由电子
阳离子和
阴离子
组成晶体粒子间的相互作用范德华力或氢键共价键
金属键（没
有饱和性方
向性）
离子键（没有
饱和性方向
性）
典型实例冰（H2O）、
P4、I2、干冰
（CO2）、S8
金刚石、晶
体硅、
SiO2、SiC
Na、Mg、
Al、Fe
NaOH、
NaCl、K2SO4
特征熔点、
沸点
熔、沸点较低熔、沸点高
一般较高、
部分较低
熔、沸点较高导热性不良不良良好不良
导电性
差，有些溶
于水可导电
多数差良好
固态不导电，
熔化或溶于水
能导电
机械加
工性能
不良不良良好不良
硬度硬度较小高硬度
一般较高、
部分较低
略硬而脆
溶解性相似相溶不溶
不溶，但有
的反应
多数溶于水，
难溶于有机溶
剂
3、不同晶体的熔沸点由不同因素决定：
离子晶体的熔沸点主要由离子半径和离子所带电荷数（离子键强弱）决定，分子晶体的熔沸点主要由相对分子质量的大小决定，原子晶体的熔沸点主要由晶体中共价键的强弱决定，且共价键越强，熔点越高。
4、金属熔沸点高低的比较：
（1）同周期金属单质，从左到右（如Na、Mg、Al）熔沸点升高。
（2）同主族金属单质，从上到下（如碱金属）熔沸点降低。
（3）合金的熔沸点比其各成分金属的熔沸点低。
（4）金属晶体熔点差别很大，如汞常温为液体，熔点很低（-38.9℃），而铁等金属熔点很高（1535℃）。
5、原子晶体与金属晶体熔点比较：
原子晶体的熔点不一定都比金属晶体的高，如金属钨的熔点就高于一般的原子晶体。
6、分子晶体与金属晶体熔点比较：
分子晶体的熔点不一定就比金属晶体的低，如汞常温下是液体，熔点很低。
7、判断晶体类型的主要依据？
一看构成晶体的粒子（分子、原子、离子）；二看粒子间的相互作用；另外，分子晶体熔化时，化学键并未发生改变，如冰→水。
8、化学键：
化学变化过程一定发生就化学键的断裂和新化学键的形成，但破坏化学键或形成化学键的过程却不一定发生化学变化，如食盐的熔化会破坏离子键，食盐结晶过程会形成离子键，但均不是化学变化过程。
9、判断晶体类型的方法？
（1）依据组成晶体的微粒和微粒间的相互作用判断
①离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用力是离子键。
②原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用力是共价键。
③分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用力是分子间作用力。
④金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用力是金属键。
（2）依据物质的分类判断
①金属氧化物（如K2O、Na2O2等）、强碱（如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、晶体硼外）、气态氢化物、非金属氧化物（除SiO2外）、酸、绝大多数有机物（除有机盐外）是分子晶体。
③常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。
④金属单质（除汞外）与合金是金属晶体。
（3）依据晶体的熔点判断
①离子晶体的熔点较高，常在数百至一千摄氏度。
②原子晶体的熔点高，常在一千至几千摄氏度。
③分子晶体的熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度。
④金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。
（4）依据导电性判断
①离子晶体的水溶液及熔化时能导电。
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溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子
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离子晶体硬度较大或较硬、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，但也有较小的，且具有延展性。
（6）判断晶体的类型也可以根据物质的物理性质：
①在常温下呈气态或液态的物质，其晶体应属于分子晶体（Hg除外），如H2O、H2等。
对
于稀有气体，虽然构成物质的微粒为原子，但应看作单原子分子，因为微粒间的相互作用力
是范德华力，而非共价键。
②固态不导电，在熔融状态下能导电的晶体（化合物）是离子晶体。
如：NaCl熔融后电离出Na+和Cl－，能自由移动，所以能导电。
③有较高的熔、沸点，硬度大，并且难溶于水的物质大多为原子晶体，如晶体硅、二氧化硅、金刚石等。
④易升华的物质大多为分子晶体。
⑤熔点在一千摄氏度以下无原子晶体。
⑥熔点低，能溶于有机溶剂的晶体是分子晶体。
10、晶体熔沸点高低的判断？
（1）不同类型晶体的熔沸点：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体；金属晶体（除少数外）＞
分子晶体；金属晶体熔沸点有的很高，如钨，有的很低，如汞（常温下是液体）。
（2）同类型晶体的熔沸点：
①原子晶体：结构相似，半径越小，键长越短，键能越大，熔沸点越高。
如金刚石＞氮化硅
＞晶体硅。
②分子晶体：
组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，分子间作用力越强，晶体熔沸点越高。
如CI4
＞CBr4＞CCl4＞CF4。
若相对分子质量相同，如互为同分异构体，一般支链数越多，熔沸点越低，特殊情况下分子
越对称，则熔沸点越高。
若分子间有氢键，则分子间作用力比结构相似的同类晶体强，故熔沸点特别高。
③金属晶体：所带电荷数越大，原子半径越小，则金属键越强，熔沸点越高。
如Al＞Mg＞
Na＞K。
④离子晶体：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＞KBr
＞KI。
11、Na2O2：
Na2O2的阴离子为O22-，阳离子为Na+，故晶体中阴、阳离子的个数比为1：2。
12、堆积方式：
离子晶体中，阴、阳离子采用不等径密圆球的堆积方式。
13、稳定性：
分子的稳定性是由分子中原子间化学键的强弱决定。
14、冰的熔化：
冰是分子晶体，冰融化时破坏了分子间作用力和部分氢键，化学键并未被破坏。
15、离子晶体熔化：
离子晶体熔化时，离子键被破坏而电离产生自由移动的阴阳离子而导电，这是离子晶体的特征。
16、离子晶体特例：
①离子晶体不一定都含有金属元素，如NH4Cl
②离子晶体中除含离子键外，还可能含有其他化学键，
如NaOH、Na2O2
17、非离子晶体特例：
①溶于水能导电的不一定是离子晶体，如HCl等
②熔化后能导电的晶体不一定是离子晶体，如Si、石墨、金属等。
③金属元素与非金属元素构成的晶体不一定是离子晶体，如AlCl3是分子晶体。