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-)<r(Cl),晶格能：NaF >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+)<r(Ag+)，所以Cu+的极化力大于Ag+，但Cu2S的溶解度却大于Ag2S，何故？
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。
2．下列物质中，试推测何者熔点最低？何者最高？
（1）NaCl KBr KCl MgO
（2）N2Si 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 <Si。
3．写出下列各种离子的电子分布式，并指出它们各属于何种电子构型？
Fe3+Ag+Ca2+Li+S2-Pb2+Pb4+Bi3+
解：离子电子分布式离子电子构型
Fe3+1s22s22p63s23p63d59～17
Ag+1s22s22p63s23p63d104s24p64d1018
Ca2+1s22s22p63s23p68
Li+1s2 2
S2-1s22s22p63s23p68
Pb2+[Xe]4f145d106s218+2
Pb4+[Xe]4f145d1018
Bi3+[Xe]4f145d106s218+2
4．试推测下列物质分别属于哪一类晶体？
物质 B LiCl BCl3
熔点/℃2300 605 -107.3
解：B为原子晶体，LiCl为离子晶体，BCl3为分子晶体。
5．（1）试推测下列物质可形成何种类型的晶体？
O2H2S KCl Si Pt
（2）下列物质熔化时，要克服何种作用力？
AlN Al HF(s) K2S
解：（1）O2、H2S为分子晶体，KCl为离子晶体，Si为原子晶体，Pt为金属晶体。
（2）AlN为共价键，Al为金属键，HF(s)为氢键和分子间力，K2S为离子键。
6．根据所学晶体结构知识，填出下表。
解：
7．将下列两组离子分别按离子极化力及变形形由小到大的次序重新排列。
（1）Al3+、Na+、Si4+；（2）Sn2+、Ge2+、I-
解：（1）极化力：Na+，Al3+，Si4+；变形性：Si4+，Al3+，Na+。
（2）极化力：I-，Sn2+，Ge2+；变形性：Ge2+，Sn2+，I-。
8．试按离子极化作用由强到弱顺序重新排出下列物质的次序。
MgCl2SiCl4NaCl AlCl3
解：极化作用SiCl4> AlCl3>MgCl2>NaCl。
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）PbF2PbCl2PbI2
（3）CaS FeS 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、PbCl2、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、9～17、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。