命題有規(guī) 解題有法
——2016高考《物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》模塊考點(diǎn)剖析

四川 盧敬萱

命題有規(guī) 解題有法
——2016高考《物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》模塊考點(diǎn)剖析

四川 盧敬萱

2016年全國(guó)卷和地方卷共10套，《物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》模塊，在3套全國(guó)卷中以“三選一”的形式設(shè)置，海南必考與選考相結(jié)合，江蘇“二選一”，四川一必考題，上海一必考題中一部分，七套卷涉及此模塊試題，本文按照考試大綱考點(diǎn)，將相關(guān)試題分解，揭示命題規(guī)律，歸納解題常用方法。

一、原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)考點(diǎn)

考綱知識(shí)點(diǎn)的要求 題目來(lái)源 具體考點(diǎn)1．了解原子核外電子的能級(jí)分布，能用電子排布式表示常見(jiàn)元素（1～36號(hào)）原子核外電子的排布。了解原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)①－全國(guó)Ⅰ②－全國(guó)Ⅱ③－全國(guó)Ⅲ④－海南⑤－江蘇⑥－四川⑦－上海①Ge，未成對(duì)電子；②鎳元素，3d能級(jí)上的未成對(duì)電子數(shù)；③As；④判斷第四周期元素中，錳原子價(jià)電子層中未成對(duì)電子數(shù)是否最多，Cl；⑤Zn2＋；⑥Na；⑦氯原子核外電子能量最高的電子亞層2．了解元素電離能的含義，并能用以說(shuō)明元素的某些性質(zhì)①－全國(guó)Ⅱ②－全國(guó)Ⅲ③－四川①銅與鎳的第二電離ICu＞INi的原因；②比較Ga、As第一電離能大??；③第四周期元素中，第一電離能最大的元素

續(xù)表

分析結(jié)論：基態(tài)原子或離子的核外電子的排布是考查的重點(diǎn)，兼顧考查元素的性質(zhì)電離能、電負(fù)性。

解法點(diǎn)撥：（1）1～18號(hào)元素按構(gòu)造原理1s2s2p3s3p填充電子，19～36號(hào)元素E3d＞E4s，1s2s2p3s3p4s3d4p，書寫時(shí)按能層調(diào)整為1s2s2p3s3p3d4s4p，同時(shí)書寫順序也是由外向內(nèi)失去電子形成離子順序。

（2）24號(hào)Cr29號(hào)Cu遵循洪特規(guī)則，等價(jià)軌道上的電子排布全充滿：p6、d10，半充滿：p3、d5，全空：p0、d0狀態(tài)時(shí)比較穩(wěn)定。鉻的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1，符合半充滿狀態(tài)。銅的電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s1符合全充滿。

解釋應(yīng)用：元素銅與鎳的第二電離能分別為：ICu＝1 958kJ·mol－1、INi＝1 753kJ·mol－1，ICu＞INi的原因，銅失去的是全充滿的3d10電子，Ni失去的是4s1電子。像鐵離子Fe3＋（3d5）和亞鐵離子Fe2＋（3d6）對(duì)比看，從3d6→3d5才穩(wěn)定，這和亞鐵離子不穩(wěn)定易被氧化的事實(shí)相符合。ⅡA全充滿，ⅤA半充滿結(jié)構(gòu)比較穩(wěn)定，比鄰族的第一電離能大，反常與洪特規(guī)則相關(guān)。

（3）主族元素：最外層電子排布式＝價(jià)電子排布式＝外圍電子排布式＝特征電子構(gòu)型

鈉原子的電子排布式1s22s22p63s1；鈉離子的電子排布式1s22s22p6。兩種簡(jiǎn)寫：一是［Ne］3s1，二是刪除稀有氣體部分得外圍電子排布式［Ne］3s1→3s1。

過(guò)渡元素：價(jià)電子排布式＝外圍電子排布式＝特征電子構(gòu)型≠最外層電子排布式。過(guò)渡元素不僅是最外層電子，次外層電子也可成為價(jià)電子。

Cu［Ar］3d104s1刪除上一周期稀有氣體結(jié)構(gòu)得外圍電子排布是3d104s1，K外圍電子排布式4s1，外圍電子排布式不同，但最外層電子數(shù)相同。

（4）電子排布圖分析未成對(duì)電子數(shù)，如Ni元素原子核外電子數(shù)為28，基態(tài)原子核外電子排布［Ar］3d84s2，利用泡利原理和洪特規(guī)則畫出外圍電子排布圖，，可知3d能級(jí)上的未成對(duì)電子數(shù)為2。第四周期基態(tài)原子中未成對(duì)電子數(shù)最多的元素是鉻不是25號(hào)錳元素。

（5）元素第一電離能變化規(guī)律：同一主族，從上到下元素的第一電離能呈現(xiàn)減小趨勢(shì)。同一周期內(nèi)，隨著原子序數(shù)的增加，元素第一電離能呈增大趨勢(shì)。同一周期內(nèi)，堿金屬的第一電離能最小，稀有氣體的第一電離能最大。注意同一周期原子電子排布的能量相等的軌道上形成半滿（p3、d5）和全滿（p6、d10）結(jié)構(gòu)時(shí)，原子的能量較低，該元素具有較大的第一電離能。如（2）中所述例子。

（6）電離能的應(yīng)用：判斷元素的金屬性強(qiáng)弱。I1越大，元素的金屬性越強(qiáng)；I1越小，元素的金屬性越強(qiáng)。根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價(jià)。如：鈉和鎂第一、二、三電離能。

元素 I1（kJ·mol－1）I2（kJ·mol－1）I3（kJ·mol－1）738 1 451 7 733 Na 498 4 562 6 912 Mg

從表中可以看出鈉的第一電離能較小而第二電離能突躍地升高，表明鈉易失去1個(gè)電子達(dá)到8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，形成＋1價(jià)Na＋，不易再失去第二個(gè)電子；而鎂的第一、二電離能均較低，第三電離能突躍地升高，說(shuō)明鎂易失去2個(gè)電子，形成＋2價(jià)Mg2＋后達(dá)到8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，再失去第3個(gè)電子很困難。

（7）電負(fù)性變化規(guī)律：同一周期內(nèi)從左到右，元素的電負(fù)性逐漸增大，同一主族內(nèi)從上至下電負(fù)性減小。在所有元素中，氟的電負(fù)性（4．0）最大，非金屬性最強(qiáng)，鈁的電負(fù)性（0．7）最小，金屬性最強(qiáng)。S和Cl是同一周期，右側(cè)Cl電負(fù)性大于左側(cè)S，Zn、Ge、O比較，可選擇與O同族與Zn、Ge同周期的Se作參照，Zn＜Ge＜Se＜O。

二、化學(xué)鍵與物質(zhì)的性質(zhì)考點(diǎn)

考綱知識(shí)點(diǎn)的要求 題目來(lái)源 具體考點(diǎn)1．理解離子鍵的形成，能根據(jù)離子化合物的結(jié)構(gòu)特征解釋其物理性質(zhì)本次考試沒(méi)有涉及—2．了解共價(jià)鍵的形成，主要類型σ鍵和π鍵，能用鍵能、鍵長(zhǎng)、鍵角等說(shuō)明簡(jiǎn)單分子的某些性質(zhì)①－全國(guó)Ⅰ②－全國(guó)Ⅱ③－海南④－江蘇⑤－上海①?gòu)脑咏Y(jié)構(gòu)角度分析，Ge原子之間難以形成雙鍵或叁鍵原因；②判斷氨分子的極性；③判斷CS2化學(xué)鍵的極性、書寫Cl含氧酸的酸性最強(qiáng)化學(xué)式；④1mol HCHO分子中含有σ鍵的數(shù)目、與H2O分子互為等電子體的陰離子；⑤類比CO2，推測(cè)CS2也是直線型分子、判斷HCN分子的極性3．了解簡(jiǎn)單配合物的成鍵情況①－全國(guó)Ⅱ②－海南①［Ni（NH3）6］SO4中Ni2＋與NH3之間形成的化學(xué)鍵、提供孤電子對(duì)的成鍵原子；②CuCl難溶于水但易溶于氨水的原因、此化合物的氨水溶液遇到空氣則被氧化為深藍(lán)色，深藍(lán)色溶液中陽(yáng)離子的化學(xué)式4．了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)系本次考試沒(méi)有涉及—5．理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵理論解釋金屬的一些物理性質(zhì)。了解金屬晶體常見(jiàn)的堆積方式海南單質(zhì)Cu的晶體類型、晶體中原子間作用、原子的配位數(shù)6．了解雜化軌道理論及常見(jiàn)的雜化軌道類型（sp，sp2，sp3），能用價(jià)層電子對(duì)互斥理論或者雜化軌道理論推測(cè)常見(jiàn)的簡(jiǎn)單分子或者離子的空間結(jié)構(gòu)①－全國(guó)Ⅰ②－全國(guó)Ⅱ③－全國(guó)Ⅲ④－海南⑤－江蘇⑥－四川①Ge原子的雜化方式；②［Ni（NH3）6］SO4中陰離子的立體構(gòu)型、氨中心原子的軌道雜化類型；③AsCl3分子的立體構(gòu)型、As的雜化軌道類型；④判斷價(jià)層電子對(duì)相斥理論中，π鍵電子對(duì)數(shù)不計(jì)入中心原子的價(jià)層電子對(duì)數(shù)、HClO4酸根離子的立體構(gòu)型；⑤HOCH2CN分子中碳原子軌道的雜化軌道類型；⑥SO3分子的空間構(gòu)型

分析結(jié)論：核心考點(diǎn)2、3、6熱度不減，特別注重理論知識(shí)在解決實(shí)際問(wèn)題中的應(yīng)用。

解法點(diǎn)撥：（1）共價(jià)鍵按成鍵原子關(guān)系分非極性鍵、極性鍵；按電子云重疊方式分σ、π；按共用電子對(duì)的來(lái)源分：一般共價(jià)鍵、配位鍵A→B。

判斷鍵的極性方法：看成鍵原子是否相同，若同種原子間形成的共價(jià)鍵是非極性鍵，若不同種原子間形成的共價(jià)鍵是極性鍵。CS2中C與S為不同原子，它們之間的共價(jià)鍵是極性鍵。

σ鍵——以“頭碰頭”方式進(jìn)行重疊，π鍵——“肩并肩”方式進(jìn)行重疊，解釋Ge與C是同族元素，C原子之間可以形成雙鍵、三鍵，Ge原子之間難以形成雙鍵或三鍵，原因是Ge原子半徑大，原子間形成的σ單鍵較長(zhǎng)，p－p軌道肩并肩重疊程度很小或幾乎不能重疊，難以形成π鍵。

（2）判斷分子極性方法：①以非極性鍵結(jié)合的雙原子分子必為非極性分子；②以極性鍵結(jié)合的雙原子分子一定是極性分子；③以極性鍵結(jié)合的多原子分子，是否是極性分子，由該分子的空間構(gòu)型決定。中心原子化合價(jià)法：組成為ABn型化合物，若中心原子A的化合價(jià)（只考慮數(shù)值）等于族的序數(shù)，則該化合物為非極性分子，如：CH4，CCl4，SO3，PCl5。受力分析法：若已知鍵角（或空間結(jié)構(gòu)），可進(jìn)行受力分析，合力為0者為非極性分子，如：CO2，C2H4，BF3。

鍵有極性，分子不一定有極性，臭氧是已發(fā)現(xiàn)的唯一一種極性單質(zhì)分子，與SO2的結(jié)構(gòu)類似。

氨分子用中心原子化合價(jià)法分析NH3中N的化合價(jià)3，不等于族的序數(shù)是極性分子。HCN是H－C≡N直線形分子，受力分析法負(fù)電荷的重心在右側(cè)，正電荷重心在左側(cè)，由于正負(fù)電荷的重心不重合，HCN為極性分子。

（3）判斷σ鍵和π鍵成鍵數(shù)目方法：共價(jià)單鍵是σ鍵，共價(jià)雙鍵有一個(gè)σ鍵，π鍵，共價(jià)三鍵由一個(gè)σ鍵，兩個(gè)π鍵組成。分析1mol HCHO分子中含有σ鍵的數(shù)目，鍵、1個(gè)CO雙鍵，分子中含有3個(gè)σ鍵，1mol HCHO中含3molσ鍵。

（4）判斷等電子體的方法：原子總數(shù)和價(jià)電子總數(shù)都相同的分子或離子（即等電子體）具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)是相近的。

①同族元素互換法：將給定粒子中的某元素?fù)Q成它的同族元素。CO2的等電子體確定，將O換成與之同族S元素得CS2，CS2與CO2空間結(jié)構(gòu)相同SCS是直線形分子，不能將C原子換成與之同族的Si原子，因?yàn)镾iO2為原子晶體，晶體中無(wú)單個(gè)SiO2分子。的等電子體確定將一個(gè)O原子換成與之同族的S原子得。

②電子電荷互換法：將粒子中的某原子的價(jià)電子轉(zhuǎn)化為粒子所帶的電荷。如C價(jià)電子為4，用N＋或O2＋替換，N價(jià)電子為5，用C－或O＋替換，O價(jià)電子為6用C2－或N－替換。H2O中的O用N－替換得陰離子。

③價(jià)電子遷移法：粒子中的某元素原子的價(jià)電子逐一轉(zhuǎn)移給組成中的另一種元素的原子，相應(yīng)原子的質(zhì)子數(shù)也隨之減少或增加，變換為具有相應(yīng)質(zhì)子數(shù)的元素。如CO2，C、O原子的價(jià)電子數(shù)分別為4、6，而N原子價(jià)電子數(shù)為5，一個(gè)O原子拿一個(gè)電子給C原子，在電性不變的條件下，價(jià)電子數(shù)同時(shí)變?yōu)?，質(zhì)子數(shù)同時(shí)變?yōu)?，則可換為兩個(gè)N原子得N2O。

（5）配位鍵是特殊的共價(jià)鍵。一方有孤對(duì)電子，而另一方有空軌道，這是形成配位鍵的必要條件，常用電子對(duì)給予體→電子對(duì)接受體符號(hào)表示。［Ni（NH3）6］SO4中Ni2＋提供空軌道，NH3中N原子含有孤電子對(duì)，二者之間形成配位鍵。Cu＋可與氨形成易溶于水的配位化合物，解釋了CuCl難溶于水但易溶于氨水的原因。

（6）在配合物中，跟配合物形成體（中心原子或離子）直接結(jié)合的配位原子總數(shù)，叫配位數(shù)。在討論各種類型晶體結(jié)構(gòu)時(shí)，也常借用配位數(shù)這個(gè)名詞，系指一個(gè)原子（或離子）周圍連接的其他原子（或異號(hào)離子）的數(shù)目。金屬有四種堆積模型，簡(jiǎn)單立方堆積、體心立方堆積、面心立方最密堆積、六方最密堆積，其配位數(shù)分別6、8、12、12。Cu是面心立方密堆積，原子的配位數(shù)為12。

（7）中心原子雜化類型判斷方法：VSEPR（價(jià)電子對(duì)互斥理論）法：n＝σ鍵電子對(duì)＋中心原子的孤電子對(duì)＝中心原子結(jié)合原子數(shù)＋1/2（中心原子價(jià)電子數(shù)－中心原子結(jié)合的原子數(shù)×該原子達(dá)到穩(wěn)定狀態(tài)所需電子數(shù)±離子電荷數(shù)），陽(yáng)離子取“－”，陰離子取“＋”。若n＝2、3、4中心原子雜化類型分別為sp雜化、sp2雜化、sp3雜化；對(duì)應(yīng)VSEPR模型名稱分別為直線形、平面三角形、四面體形（或正四面體形）；分子或離子的立體構(gòu)型需要去掉中心原子的孤電子對(duì)，n＝3時(shí)若中性原子上孤電子對(duì)數(shù)是1，空間構(gòu)型是平面三角去掉孤電子對(duì)的V形，n＝4時(shí)若中性原子上孤電子對(duì)數(shù)是1，空間構(gòu)型是四面體去掉孤電子對(duì)的三角錐形。

共價(jià)分子（或離子）表示為HmABn，其中H表示氫原子，A為中心原子，B為配體。雜化軌道數(shù)計(jì)算公式：G＝V/2－3n，其中G表示中心原子A的雜化軌道數(shù)，V表示分子或離子的總價(jià)電子數(shù)（如果價(jià)電子總數(shù)為奇數(shù)，再＋1），n表示配體數(shù)。G＝2→sp雜化→直線形；G＝3→sp2雜化→平面三角形；G＝4→sp3雜化→四面體。

價(jià)層電子對(duì)相斥理論中，σ鍵和孤對(duì)電子對(duì)計(jì)入中心原子的價(jià)層電子對(duì)數(shù)，而π不計(jì)入。

Ge單晶具有金剛石型結(jié)構(gòu)，Ge原子與周圍4個(gè)Ge原子形成正四面體結(jié)構(gòu)，σ鍵電子對(duì)為4，無(wú)孤電子對(duì)，采取sp3雜化；氨氣分子中價(jià)層電子對(duì)個(gè)數(shù)＝σ鍵個(gè)數(shù)＋孤電子對(duì)個(gè)數(shù)＝3＋1/2（5－3×1）＝4，因此N采取sp3雜化；HOCH2CN的結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)式，其中與羥基（—OH）相連的一個(gè)碳為飽和碳原子，價(jià)層電子對(duì)＝4＋0＝4，雜化軌道類型為sp3，另外一碳原子與氮原子形成碳氮三鍵，三鍵含有1個(gè)σ鍵和2個(gè)π鍵，此碳原子無(wú)孤電子對(duì)，價(jià)層電子對(duì)＝2＋0＝2碳原子雜化軌道類型為sp雜化；中n＝4＋1/2（6－4×2＋2）＝4，離子空間構(gòu)型為正四面體；AsCl3中n＝3＋1/2（5－3×1）＝4，原子雜化方式是sp3，由于有一對(duì)孤對(duì)電子對(duì)，分子空間構(gòu)型為三角錐形；HClO4酸根離子中氯原子n＝4＋1/2（7－4×2＋1）＝4，sp3雜化，沒(méi)有孤對(duì)電子數(shù)，立體構(gòu)型為正四面體；SO3分子中S原子n＝3＋1/2（6－3×2）＝3，其空間構(gòu)型為平面三角形。

（8）鮑林從實(shí)驗(yàn)中總結(jié)出經(jīng)驗(yàn)規(guī)律，含氧酸用通式表示為（HO）mROn其中n為非羥基氧原子（即不與氫相連的氧原子）的數(shù)目，n越大，酸性越強(qiáng)。如酸性 HClO4＞HClO3＞HClO2＞HClO。

三、分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì)

考綱知識(shí)點(diǎn)的要求題目來(lái)源 具體考點(diǎn)1．了解化學(xué)鍵和分子間作用力的區(qū)別本次考試沒(méi)有涉及—2．了解氫鍵的存在對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響，能列舉含有氫鍵的物質(zhì)①－海南②－全國(guó)Ⅱ③－四川①判斷鹵素氫化物中，HCl的沸點(diǎn)最低的原因是其分子間的范德華力最?。虎诎迸c膦（PH3）的沸點(diǎn)比較及原因；③H2S沸點(diǎn)低于H2O原因3．了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結(jié)構(gòu)微粒、微粒間作用力的區(qū)別①－全國(guó)Ⅰ②－全國(guó)Ⅲ③－上海①鍺鹵化物的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)變化規(guī)律及原因、Ge微粒之間存在的作用力；②GaF3的熔點(diǎn)高于1 000℃，GaCl3的熔點(diǎn)為77．9℃原因；③SiH4的沸點(diǎn)高于CH4，推測(cè)H2Se的沸點(diǎn)高于H2S4．能根據(jù)晶胞確定晶體的組成并進(jìn)行相關(guān)計(jì)算①－全國(guó)Ⅰ②－全國(guó)Ⅱ③－全國(guó)Ⅲ④－海南⑤－四川①原子坐標(biāo)參數(shù)、計(jì)算Ge單晶的密度；②晶胞中銅原子與鎳原子的數(shù)量比、計(jì)算晶胞參數(shù)a；③計(jì)算GaAs晶胞中原子的體積占晶胞體積的百分率；④立方晶胞化學(xué)式、計(jì)算晶體的密度；⑤晶胞確定粒子5．了解晶格能的概念及其對(duì)離子晶體性質(zhì)的影響本次考試沒(méi)有涉及—

分析結(jié)論：核心考點(diǎn)2、3、4從不回避，晶體相關(guān)計(jì)算是重中之重的考點(diǎn)。

解法點(diǎn)撥：（1）氫鍵是H特有的性質(zhì)，半徑很小的H與電負(fù)性大的X（符合條件的有F、O、N）形成共價(jià)鍵后，由于X吸引價(jià)電子能力大，使H幾乎成為“裸露”的質(zhì)子，由于質(zhì)子的半徑特別小，可以與另一個(gè)電負(fù)性大的Y相互作用形成，一般表示為X—H…Y，X—H鍵是共價(jià)鍵，其中H…Y的結(jié)合力就是氫鍵。氫鍵是介于化學(xué)鍵和分子間作用力之間一種特殊的作用，其強(qiáng)度遠(yuǎn)小于化學(xué)鍵，略大于分子間作用力。氫鍵分兩種，分子間氫鍵、分子內(nèi)氫鍵。如 HF、H2O、HCOOH可以結(jié)合為（HF）n、（H2O）n、（HCOOH）n。分子間形成的氫鍵會(huì)使物質(zhì)的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)升高。

HCl與HBr、HI可用分子間作用力即范德華力解釋沸點(diǎn)低，與HF相比是因?yàn)镠F分子間存在氫鍵，HCl分子內(nèi)沒(méi)有氫鍵；氨、H2O分子間能形成氫鍵作用力更強(qiáng)，而PH3、H2S不能形成氫鍵。

（2）晶體熔沸點(diǎn)的比較方法：①不同晶體類型的物質(zhì)，一般情況下，原子晶體＞離子晶體＞分子晶體，而金屬晶體的熔沸點(diǎn)差異較大，有的很高（鎢），有的很低（汞）。②同種晶體類型，原子晶體：原子半徑越大，共價(jià)鍵越長(zhǎng)，共價(jià)鍵就越弱，熔沸點(diǎn)越低；同屬離子晶體：離子所帶電荷越多，離子半徑越小，則離子鍵越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)越高；③屬金屬晶體：金屬陽(yáng)離子帶的電荷越多，半徑越小，金屬鍵越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)越高；④分子晶體：組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，一般相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子間作用力越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)越高；組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)，分子的極性越大，熔沸點(diǎn)越高，如CO＞N2；若分子間存在氫鍵，則熔沸點(diǎn)會(huì)反常高；⑤對(duì)于有明顯狀態(tài)差異的物質(zhì)，根據(jù)常溫下?tīng)顟B(tài)進(jìn)行判斷。如NaCl＞Hg＞CO2。

GeCl4、GeBr4、GeI4都屬于分子晶體，組成結(jié)構(gòu)相似，相對(duì)分子質(zhì)量GeCl4＜GeBr4＜GeI4，分子間作用力增強(qiáng)，熔沸點(diǎn)依次升高。GaF3為離子晶體，GaCl3為分子晶體，不同晶體類型的物質(zhì)，離子晶體的熔點(diǎn)高于分子晶體。C和Si，Se和S都分別為同族元素，所形成的氫化物都為分子晶體，沸點(diǎn)取決于分子間作用力的大小，分子間作用力大小可以用相對(duì)分子質(zhì)量來(lái)比較。

（3）均攤的方法來(lái)確定晶體的化學(xué)式：

（4）晶胞計(jì)算的方法：晶胞密度ρ＝m（晶胞）/V（晶胞）

空間利用率＝［V（球總體積）/V（晶胞體積）］×100%

注意單位換算：1m＝10dm＝102cm＝103mm＝106μm＝109nm＝1012pm

四、真題賞析

【分析】A點(diǎn)是三維坐標(biāo)的原點(diǎn)，通過(guò)頂點(diǎn)的三個(gè)棱為坐標(biāo)軸晶胞邊長(zhǎng)是單位1，D與左、后、下、頂點(diǎn)4個(gè)原子形成正四面體結(jié)構(gòu)，D與頂點(diǎn)A的連線處于晶胞體對(duì)角線上，過(guò)面心B、C及上底面面心原子的平面且平行側(cè)面將晶胞2等分，同理，過(guò)D原子的且平行側(cè)面的平面將半個(gè)晶胞2等分可知，D處于到各個(gè)面的1/4處，坐標(biāo)參數(shù)。

已知Ge單晶的晶胞參數(shù)a＝565．76pm，其密度為_(kāi)_______________（列出計(jì)算式即可）。

【分析】晶胞中Ge原子數(shù)目為4（體心）＋8（頂點(diǎn)）× 1/8＋6（面心）×1/2＝8，晶胞密度ρ＝m（晶胞）/V（晶胞），1個(gè)晶胞體積（565．76pm×10－10cm/pm）3，1個(gè)晶胞有8個(gè)Ge，1mol晶體的質(zhì)量8mol×73g/mol，1個(gè)晶胞質(zhì)量。

①晶胞中銅原子與鎳原子的數(shù)量比為_(kāi)_______。

②若合金的密度為d g/cm3，晶胞參數(shù)a＝________nm。

【分析】分?jǐn)偡芍嫘奈恢勉~原子個(gè)數(shù)為6×1/2＝3，頂點(diǎn)鎳原子個(gè)數(shù)8×1/8＝1，晶胞中銅原子與鎳原子的數(shù)量比為3∶1。

根據(jù)上述分析，該晶胞的組成為Cu3Ni，若合金的密度為dg/cm3，根據(jù)晶胞密度ρ＝m（晶胞）/V（晶胞）則晶胞參。

（全國(guó)Ⅲ）GaAs的熔點(diǎn)為1 238℃，密度為ρg·cm－3，其晶胞結(jié)構(gòu)如圖所示。該晶體的類型為_(kāi)____________，Ga與As以____________鍵鍵合。Ga和As的摩爾質(zhì)量分別為MGag·mol－1和MAsg·mol－1，原子半徑分別為rGapm和rAspm，阿伏加德羅常數(shù)值為NA，則GaAs晶胞中原子的體積占晶胞體積的百分率為_(kāi)_______。

【分析】GaAs的熔點(diǎn)高，其組成不是活潑金屬與活潑非金屬，可判斷晶體的類型為原子晶體，其中Ga與As以共價(jià)鍵鍵合。

根據(jù)均攤法計(jì)算，As：8×1/8＋6×1/2＝4，Ga：4×1＝4，將As Ga原子看作球體，計(jì)算球體體積之和，注意將單位轉(zhuǎn)化為cm，rGapm＝rGa×10－10cm rAspm＝rAs×10－10cm，晶胞中原子所占的體積＝，晶胞的體積是）， GaAs晶胞中原子的體積占晶胞體積的百分率為100%。

（作者單位：四川大學(xué)華西藥學(xué)院）