第七章 固体的结构及性质

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1、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112.8G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. 巳知下列两类晶体的熔点：(1)物质NaFNaClNaBrNaI熔点也993801747661(2)物质SiF4SiCl4SiBr4SiI4熔点也-90.2-705.4120.5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

2、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。

3、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NaClo(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BeOLiF，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加键，大n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)

4、 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

5、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Cl2HClAgILiF键型非极性共价键极性共价键极性共价键 离子键8. 巳知：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。

6、解：AlF、AlCl、AlBr、AlT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 3、333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

7、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+) ScN MgO NaFo2. 下列物质中，试推测何者熔点最低？何者最高？(1) NaCl KBr KCl MgO(2) N2 Si NH3解：(1)熔点由低到高的次序：KBr KCl NaCl MgO。(2)熔点由低到高的次序：N2 NH3 A1C13MgC12NaC1。9. 比较下列各组中化合物的离子极化作用的强弱，并预测溶解度的相对大小。(1) ZnS CdS HgS(2) PbF2 PbC12 PbI2(3) CaSFeS ZnS解：(1)阴离子相同。阳离子均为18电子构型，极化力、变形性均较大，但Zn2+、Cd2+、Hg2+依次增 大，变形性依次增大，故ZnS、CdS、HgS依次附加极化作用增大，键的共价程度增大，化合物的溶解度 减小。(2) 阳离子相同，但F-、Cl-、I-依次半径增大，变形性增大。故PbF2、PbC12、PbI2依次极化作用增大， 化合物的溶解度减小。(3) 阴离子，但Ca2+、Fe2+、Zn2+电子构型分别为8、917、18,变形性依次增大，极化能力依次增大， 故CaS、FeS、ZnS依次极化作用增大，键的共价程度增大，化合物的溶解度减小。