第七章 固体的结构及性质

第七章固体的结构及性质

思考题解析

1．常用的硫粉是硫的微晶，熔点为112.8℃, 溶于CS2、CCl4等溶剂中，试判断它属于哪一类晶体？

解：分子晶体。

2．已知下列两类晶体的熔点：

（1）物质NaF NaCl NaBr NaI

熔点/℃993 801 747 661

（2）物质SiF4SiCl4SiBr4SiI4

熔点/℃ -90.2 -70 5.4 120.5

为什么钠的卤化物的熔点比相应硅的卤化物的熔点高，而且熔点递变趋势相反？

解：因为钠的卤化物为离子晶体，硅的卤化物为分子晶体，所以钠的卤化物的熔点比相应硅的卤化物的熔点高。离子晶体的熔点主要取决于晶格能，NaF、NaCl、NaBr、NaI随着阴离子半径逐渐增大，晶格能逐渐减小，所以熔点逐渐降低。分子晶体的熔点主要取决于分子间力，随着SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4相对分子质量逐渐增大，分子间力逐渐增大，所以熔点逐渐升高。

3．当气态离子Ca2+、Sr2+、与F-分别形成CaF2、SrF2、晶体时，何者放出的能量多？为什么？

解：形成CaF2晶体时，放出的能量多。因为离子半径r(Ca2+)>r(Sr2+)，形成的晶体CaF2的核间距较小而较稳定的缘故。

4．解释下列问题：

（1）NaF的熔点高于NaCl；

（2）BeO的熔点高于LiF；

（3）SiO2的熔点高于CO2；

（4）冰的熔点高于干冰（固态CO2）；

（5）石墨软而导电，而金刚石坚硬且不导电。

解：（1）NaF 和NaCl均为离子晶体，离子电荷相同，而r(F-)NaCl，所以NaF 的熔点高于NaCl。

（2）BeO和LiF均为离子晶体，BeO中Be2+、O2-的离子电荷分比分别为+2、-2；LiF中的Li+、F-的离子电荷分别为+1、-1，晶格能BeO>LiF，所以BeO的熔点高于LiF。

（3）SiO2为原子晶体，CO2为分子晶体。

（4）冰和干冰均属分子晶体，但冰中水分子之间存在氢键。

（5）石墨晶体具有层状结构，层与层之间作用力较弱；同层碳原子之间存在大π键，大π键中的电子可沿层面方向运动，所以石墨软而导电。金刚石是原子晶体，所以坚硬且不导电。

5．下列说法是否正确：

（1）稀有气体是由原子组成的，属原子晶体；

（2）熔化或压碎离子晶体所需的能量，数值上等于晶格能；

（3）溶于水能导电的晶体比为离子晶体；

（4）共价化合物呈固态时，均为分子晶体，因此熔点、沸点都低；

（5）离子晶体具有脆性，是由于阳、阴离子交替排列，不能错位的缘故。

解：错，稀有气体是分子晶体；（2）错；（3）错；（4）错；（5）对。

6．解释下列事实：

（1）MgO可作为耐火材料；

（2）金属Al和Fe都能压成片、抽成丝，而石灰石则不能；

（3）在卤化银中，AgF可溶于水，其余卤化银则难溶于水，且从AgCl到AgI溶解度减小；

（4）NaCl易溶于水，而CuCl难溶于水。

解：（1）MgO为离子晶体，熔点高；

（2）Al和Fe均为金属晶体；

（3）AgF、AgCl、AgBr、AI随着阴离子半径的增大，变形性逐渐增大，离子间离子极化不断增强，由离子键逐渐过渡到共价键，所以溶解度逐渐减小。

（4）Cu+是18电子构型，而Na+是8电子构型，Cu+极化力比Na+强，CuCl中Cu+与Cl-之间以共价键结合，NaCl中的Na+与Cl-之间以离子键结合。

7．下列物质的键型有何不同？

Cl2 HCl AgI LiF

解：物质Cl2 HCl AgI LiF

键型非极性共价键极性共价键极性共价键离子键

8．已知：AlF3为离子型；AlCl3、AlBr3为过渡型；AlI3为共价型。试说明它们键型差别的原因。

解：AlF3、、AlCl3、AlBr3、AlI3随着阴离子半径的增大，变形性逐渐增大，离子间离子极化不断增强，由离子键逐渐过渡到共价键。

9．实际晶体内部结构上的点缺陷有几种类型？晶体内部结构上的缺陷对晶体的物理、化学性质有无影响？

解：有空穴缺陷、置换缺陷、间充缺陷三种。晶体内部结构上的缺陷影响晶体的光、电、磁、声、力、热学等方面物理性质和化学活性。

10．试用能带理论说明金属导体、半导体和绝缘体的导电性能。

解：在外加电场作用下，金属导体导带中的电子作定向运动，形成电流，所以金属能够导电。

半导体由于禁带较窄，当温度升高时满带中的电子易被激发，能够越过禁带跃迁到导带上，具有一定的导电能力。

绝缘体的电子都在满带上，而且禁带较宽，即使有外电场的作用，满带的电子也难以越过禁带而跃迁到导带上去，因而绝缘体不能导电。

11．离子半径r(Cu+)

解：Cu2+和Ag+均为18电子构型，尽管Cu2+的极化力、Ag+比大些，但Ag+的变形性比Cu2+大，使Ag2S 的附加极化作用增强，键的共价程度增大、溶解度减小。

12．（1）今有元素X、Y、Z，其原子序数分别为6、38、80，试写出它们的电子分布式，并说明它们在周期表中的位置。

（2）X、Y两元素分别与氯形成的化合物的熔点哪一个高？为什么？

（3）Y、Z两元素分别与硫形成的化合物的溶解度哪一个小？为什么？

（4）X元素与氯形成的化合物其分子偶极矩等于0，试用杂化轨道理论解释。

解：（1）元素代号原子序数电子分布式周期族

X 6 1s22s22p2二ⅣA

Y 38 [Kr]5s2五ⅡA

Z 80 [Xe]4f145d106s2六ⅡB

（2）Y与Cl形成的化合物熔点高。因为YCl2是离子晶体，而XCl4是分子晶体。

（3）Z与S形成的化合物溶解度小。因为Z2+为18电子构型，Z2+的极化力、变形性都较大，形成的硫化物离子之间的极化作用较大，键的共价程度较大，所以溶解度小；而Y2+为8电子构型，Y2+的极化力、变形性都较小，所以YS的溶解度较小。

（4）X与Cl形成XCl4化合物，X发生等性sp3杂化，XCl4呈正四面体，其分子偶极矩等于0。

习题解答

1．已知下列各晶体：NaF、ScN、TiC、MgO，它们的核间距相差不大，试推测并排出这些化合物熔点高低、硬度大小的次序。

解：熔点高低、硬度大小的次序为：TiC> ScN> MgO> NaF。