2019年高考化学大串讲专题20物质结构与性质教案.docx

专题20 物质结构与性质【知识讲解】一、原子结构 1. 能层与能级由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为： 第一、二、三、四、五、六、七能层符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 能量由低到高例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：能 层 一 二 三 四 五 六 七符 号 K L M N O P Q最多电子数 2 8 18 32 50即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数) 但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：能 层 K L M N O 能 级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 各能层电子数 2 8 18 32 50 （1） 每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf（2） 任一能层，能级数=能层序数（3） s、p、d、f可容纳的电子数依次是1、3、5、7的两倍 各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：2. 构造原理根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。即电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s电子填充的先后顺序（构造原理）为：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7pns (n2)f (n1)d np构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。不同能层的能级有交错现象，如E(3d)E(4s)、E(4d)E(5s)、E(5d)E(6s)、E(6d)E(7s)、E(4f)E(5p)等。构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一。如：Na：1s22s22p63s1，能级符号上面数字是该能级上的电子数。元素原子的电子排布：（136号）氢 H 1s1 钠 Na 1s22s22p63s1 钾 K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s1 有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：铬 24Cr Ar3d54s1 铜 29Cu Ar3d104s1例如：写出17Cl（氯）、21Sc(钪)、35Br（溴）的电子排布氯：1s22s22p63s23p5钪：1s22s22p63s23p63d14s2溴：1s22s22p63s23p63d104s24p53.电子云和原子轨道： (1) 电子运动的特点：质量极小 运动空间极小 极高速运动。因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 P的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、Pz为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。 s电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数，2越大，原子轨道的半径越大。这是由于1s，2s，3s电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。(2) 重点难点泡利原理和洪特规则量子力学告诉我们：ns能级各有一个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“”来表示。 一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则。洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。 特例： 24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 3d 3d 半充满 全充满轨道表示式：用“”表示轨道，用“”或“”表示容纳的电子。 1s 1s如：1H 2He 1s 2s 1s 2s 2p 3Li 6C注意：ns能级各有1个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道。而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“”来表示。“” “”表示自选方向相反。4. 基态、激发态、光谱 1基态：最低能量状态。如处于最低能量状态的原子称为基态原子。 2激发态：较高能量状态（相对基态而言）。如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。 3光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收（基态激发态）和放出（基态激发态）能量，产生不同的光谱原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。小结：原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。处于最低能量的原子叫做基态原子。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。 不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。例1碳、氧、氮、镁、铬、铁、铜是几种重要的元素，请回答下列问题：(1)在第二周期的元素中，第一电离能介于B与N之间的元素有_种。(2)查阅相关资料发现MgO的熔点比CuO的熔点高得多，其原因是_。(3)Fe与CO能形成一种重要的催化剂Fe(CO)5，该分子中键与键个数比为_。请写出一个与CO互为等电子体的离子：_。(4)金属铬是一种银白色，极硬，耐腐蚀的金属，铬的化合物种类繁多，如：Gr2(SO4)3、K2Cr2O7以及配离子Cr(H2O)3(NH3)33+。K2Cr2O7具有很强的氧化性，能直接将CH3CH2OH氧化成CH3COOH，试写出基态铬原子的价层电子排布式_；CH3COOH分子中碳原子的杂化类型为_。该配离子Cr(H2O)3(NH3)33+中，中心离子的配位数为_，NH3的VSEPR模型为_。铜铬合金的晶胞如图所示，已知晶胞中Cr和Cu原子间的最近距离为 apm,则该晶体的密度为_gcm-3(用含a的代数式表示，设NA为阿伏加德罗常数的值)。【答案】3 Mg2+半径比Cu2+半径小，MgO的晶格能比CuO高，因此MgO的熔点高 11 C22-、CN- d54s1 sp3、sp2 6 四面体形 例2（1）基态铜原子的核外电子排布式为_ ，有_个未成对电子（2）已知A和B为第三周期元素，其原子的第一至第四电离能如下表所示：下列有关A、B的叙述不正确的是_ a. 离子半径AB b. 电负性AB d. A、B的单质均能与氧化物发生置换反应 e. A的氧化物具有两性 f. A、B均能与氯元素构成离子晶体（3）科学家通过X射线推测胆矾中既含有配位键,又含有氢键,其结构示意图可简单表示如下：胆矾的化学式用配合物的形式表示为_胆矾中SO42的空间构型为_ ，H2O中氧原子的杂化类型为_（4）写出一种与CN互为等电子体的分子的电子式_，Na4Fe(CN)6中的化学键类型为_（5）用晶体的X射线衍射法对铜的测定得到以下结果：铜的晶胞为面心立方最密堆积，又知该晶体的密度为 gcm3,晶胞中该原子的配位数为_；Cu的原子半径为_cm（阿伏伽德罗常数为NA）【答案】1s22s22p63s23p63d104s1或Ar 3d104s1 1 bf Cu(H20)4SO4H2O 正四面体 sp3 或 离子键、配位键、极性键 12 二、分子结构1. 共价键.共价键的本质及特征 共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。.共价键的类型按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。按原子轨道的重叠方式分为键和键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。说 明：两原子间形成的共价键中，共价单键为键，共价双键中有一个键和一个键，共价三键中有一个键和二个键。并不是所有的分子中都含有共价键，如单原子的稀有气体分子中无共价键。.键参数键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定.等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。应用：判断微粒成键方式、空间构型；推测性质。如CO与N2 。常见等电子体的空间构型等电子体类型常见等电子体空间构型2原子10电子(价电子，下同)CO ，N2，CN-，NO+，直线形2原子14电子F2，Cl2直线形3原子8电子H2O，H2S，NV形3原子16电子CO2，N2O，CNO-，N，SCN-，HgCl2，BeCl2(g)直线形3原子18电子O3，SO2，NV形4原子8电子NH3，PH3，C，H3O+三角锥形4原子24电子SO3(g)，C，N，B，BF3平面三角形4原子26电子S，Cl，Br，I，XeO3三角锥形5原子8电子CH4，SiH4，N，P，B正四面体形5原子32电子CCl4，SiF4，Si，S，Cl，P正四面体形12原子30电子C6H6，N3B3H6(俗称无机苯)平面六边形7原子48电子Al，Si，P，SF6八面体形2. 分子的立体构型价层电子对互斥理论价电子：原子在参与化学反应时能够用于成键的电子，是原子核外跟元素化合价有关的电子。在主族元素中，价电子数就是最外层电子数。价层：就是显现化合价的电子层，通常指原子的最外层电子层。价层电子对：指的是形成键的电子对和孤对电子。孤对电子的存在，增加了电子对间的排斥力，影响了分子中的键角，会改变分子构型的基本类型。价层电子对互斥理论基本观点：分子中的价层电子对-成键电子对(即键）和孤对电子由于相互排斥作用，尽可能趋向彼此远离以减小排斥力而采取对称的空间结构。一般电子对间的排斥大小：孤电子对间的排斥（孤-孤排斥）孤对电子和成键电子对间的排斥（孤-成排斥）成键电子对间的排斥（成-成排斥）说明：价层电子对互斥理论：主要是用来分析主族元素形成的分子或离子的结构的，不用来分析以过渡元素为中心的化合物。（2）根据价层电子对互斥模型判断分子的构型、价层电子对互斥模型说明的是价层电子对（含孤电子对）的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤电子对。当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致； 当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。、对ABm型分子或离子，其价层电子对数(亦即为杂化轨道数)的判断方法为：规定：作为配位原子，卤素F、Cl、Br、I和H：价电子1个，氧族：O、S：0个；但作为中心原子，卤素原子按7个价电子计算，氧族元素的原子按6个价电子计算；对于复杂离子，应加或减离子的电荷数；例如PO43-应加上3个价电子。计算电子对数时，若剩余1个电子，亦当作1对电子处理。、分子空间构型价层电子对数杂化类型价电子对排布或VSEPR模型及杂化轨道夹角成键电子对数(即键）孤对电子对数电子对空间构型分子空间构型 实例 2sp直线形20 直线形CO2/BeCl23sp2三角形3 0 平面三角形CO32-/SO3/BF3/ BCl3/CH2O2 1 V形 O3/SO2/PbCl2/SnBr24四面体4 0 四面体形CCl4/SO42-/NH4+/CH4sp33 1 三角锥形H3O+/NF3/NH32 2 V形 H2O/H2S/SCl25sp3d三角双锥（了解）50三角双锥PCl541变形四面体SF432T形ClF323直线形I3- 分子构型与杂化轨道理论杂化轨道的要点当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。 分子构型与价层电子对互斥模型价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。配位化合物配位键与极性键、非极性键的比较配位化合物a定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。b组成：如Ag(NH3)2OH，中心离子为Ag，配体为NH3，配位数为2。3. 分子的性质分子间作用力的比较分子的极性(1) 极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。(2) 非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。 溶解性“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小 手性具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。 无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使ROH中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H，酸性越强，如HClOHClO2HClO3HClO4。例3 根据物质结构有关性质和特点，回答下列问题：（1）Ti基态原子核外电子排布式为 _基态铝原子核外电子云形状有_（填名称）。（2）丙烯腈（CH2=CH-CN）分子中键和键的个数比为_,分子中碳原子轨道的杂化类型是_（3）写出与NH4+互为等电子体的一种分子和一种离子的化学式_、_。（4）钛存在两种同素异构体，采纳六方最密堆积，采纳体心立方堆积，鉴别两种钛晶体可以用_法，由转变为晶体体积_（填“膨胀”或“收缩”）。（5）处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用_形象化描述。（6）Cu与O元素形成的某种化合物的晶胞结构如图所示，晶胞中氧原子的配位数为_，若阿伏伽德罗常数为NA，晶胞的边长为a pm,该晶体的密度为_gcm3【答案】1s22s22p63s23p63d24s2或Ar 3d24s2 球形、哑铃形 2:1 sp2 sp CH4 BH4- X-射线衍射 膨胀 电子云 4 例4 前四周期元素A、B、C、D、E、F原子序数依次递增。已知：A、B、D、C的价电子数依次增多，A、B、C同周期且C是该周期中电负性最大的元素；A有两个单电子，E的未成对电子数是前四周期中最多的，且其价电子数与D相同， F的最外层电子数为2，内层全部排满。请用对应的元素符号回答下面的问题：（1）写出E的价电子排布式：_。（2）在A形成的化合物中，A采取sp2杂化，且分子量最小的化合物为（写化学式）_。（3）下列物质的性质与氢键有关的是_。 A 可燃冰的形成 B A的氢化物的沸点 C B的氢化物的热稳定性（4）E3+可以与AB形成配离子，其中E3+以d2sp3方式杂化，杂化轨道全部用来与AB形成配位键，则E3+的配位数为_，1mol该配离子中含有_mol键。（5）F与D形成的化合物晶胞如图，F的配位数为_，晶体密度为a g/cm3,NA为阿伏加德罗常数，则晶胞边长为_pm。（1pm=10-10cm）【答案】3d54s1 C2H4 A 6 12 4 的边长为cm=1010pm。三、晶体结构与性质1晶体与非晶体晶体非晶体结构特征结构微粒周期性有序排列结构微粒无序排列性质特征自范性有无熔点固定不固定异同表现各向异性各向同性二者区别方法间接方法看是否有固定的熔点科学方法对固体进行X射线衍射实验2.得到晶体的途径(1)熔融态物质凝固。(2)气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。(3)溶质从溶液中析出。3晶胞(1)概念：描述晶体结构的基本单元。(2)晶体中晶胞的排列无隙并置无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。并置：所有晶胞平行排列、取向相同。4晶格能(1)定义：气态离子形成1摩离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：kJmol1。(2)影响因素离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。(3)与离子晶体性质的关系晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越大。【深度思考】晶胞计算的思维方法(1)晶胞计算是晶体考查的重要知识点之一，也是考查学生分析问题、解决问题能力的较好素材。晶体结构的计算常常涉及如下数据：晶体密度、NA、M、晶体体积、微粒间距离、微粒半径、夹角等，密度的表达式往往是列等式的依据。解决这类题，一是要掌握晶体“均摊法”的原理，二是要有扎实的立体几何知识，三是要熟悉常见晶体的结构特征，并能融会贯通，举一反三。(2)“均摊法”原理特别提醒在使用均摊法计算晶胞中微粒个数时，要注意晶胞的形状，不同形状的晶胞，应先分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞所共有，如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2个晶胞所共有。(3)晶体微粒与M、之间的关系若1个晶胞中含有x个微粒，则1 mol晶胞中含有x mol微粒，其质量为xM g(M为微粒的相对“分子”质量)；又1个晶胞的质量为a3 g(a3为晶胞的体积)，则1 mol晶胞的质量为a3NA g，因此有xMa3NA。四种晶体性质比较 类型比较分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体构成粒子分子原子金属阳离子、自由电子阴、阳离子粒子间的相互作用力分子间作用力共价键金属键离子键硬度较小很大有的很大，有的很小较大熔、沸点较低很高有的很高，有的很低较高溶解性相似相溶难溶于任何溶剂常见溶剂难溶大多数易溶于水等极性溶剂导电、传热性一般不导电，溶于水后有的导电一般不具有导电性，个别为半导体电和热的良导体晶体不导电，水溶液或熔融态导电物质类别及举例所有非金属氢化物(如水、硫化氢)、部分非金属单质(如卤素X2)、部分非金属氧化物(如CO2、SO2)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(有机盐除外)部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼)，部分非金属化合物(如SiC、SiO2)金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)金属氧化物(如K2O、Na2O)、强碱(如KOH、NaOH)、绝大部分盐(如NaCl)晶体类型的判断方法1依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断(1)离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。(2)原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。(3)分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。(4)金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。2依据物质的分类判断(1)金属氧化物(如K2O)、强碱(如NaOH)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、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。(3)常见的单质类原子晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的化合类原子晶体有碳化硅、二氧化硅等。(4)金属单质是金属晶体。3依据晶体的熔点判断(1)离子晶体的熔点较高。(2)原子晶体熔点高。(3)分子晶体熔点低。(4)金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。4依据硬度和机械性能判断离子晶体硬度较大或硬而脆。原子晶体硬度大。分子晶体硬度小且较脆。金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。注意(1)常温下为气态或液态的物质，其晶体应属于分子晶体(Hg除外)。(2)石墨属于混合型晶体，但因层内原子之间碳碳共价键的键长为1.421010 m，比金刚石中碳碳共价键的键长(键长为1.541010 m)短，所以熔、沸点高于金刚石。(3)AlCl3晶体中虽含有金属元素，但属于分子晶体，熔、沸点低(熔点190 )。(4)合金的硬度比成分金属大，熔、沸点比成分金属低。比较晶体的熔、沸点1不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律原子晶体离子晶体分子晶体。金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，如汞、镓、铯等沸点很低，金属晶体一般不参与比较。2原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石石英碳化硅硅。3离子晶体一般地说，阴、阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgOMgCl2NaClCsCl。4分子晶体(1)分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体，熔、沸点反常的高。如H2OH2TeH2SeH2S。(2)组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4GeH4SiH4CH4，F2Cl2Br2N2，CH3OHCH3CH3。(4)同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。例如：CH3CH2CH2CH2CH3。(5)同分异构体的芳香烃，其熔、沸点高低顺序是邻间对位化合物。5金属晶体金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：NaMgNaKRbCs。特别提醒(1)金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔点很高，如汞、镓、铯等熔点很低。(2)金属晶体的熔点不一定比分子晶体的熔点高，如金属晶体Na晶体的熔点(98 )小于分子晶体AlCl3晶体的熔点(190 )。(3)并非存在氢键的分子晶体的熔、沸点就高，分子内形成氢键，一般会使分子晶体的熔、沸点降低。例如邻羟基苯甲醛()由于形成分子内氢键，比对羟基苯甲醛()的熔、沸点低。几种常见的晶体模型1原子晶体(金刚石和二氧化硅)(1)金刚石晶体中，每个C与另外4个C形成共价键，CC 键之间的夹角是10928，最小的环是六元环。含有1 mol C的金刚石中，形成的共价键有2 mol。(2)SiO2晶体中，每个Si原子与4个O成键，每个O原子与2个硅原子成键，最小的环是十二元环，在“硅氧”四面体中，处于中心的是Si原子。2分子晶体(1)干冰晶体中，每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有12个。(2)冰的结构模型中，每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连接，含1 mol H2O的冰中，最多可形成2 mol“氢键”。3离子晶体(1)NaCl型：在晶体中，每个Na同时吸引6个Cl，每个Cl同时吸引6个Na，配位数为6。每个晶胞含4个Na和4个Cl。(2)CsCl型：在晶体中，每个Cl吸引8个Cs，每个Cs吸引8个Cl，配位数为8。4石墨晶体石墨层状晶体中，层与层之间的作用是分子间作用力，平均每个正六边形拥有的碳原子个数是2，C原子采取的杂化方式是sp2。5常见金属晶体的原子堆积模型结构型式常见金属配位数晶胞面心立方最密堆积A1Cu、Ag、Au12体心立方堆积A2Na、K、Fe8六方最密堆积A3Mg、Zn、Ti12特别提醒(1)判断某种微粒周围等距且紧邻的微粒数目时，要注意运用三维想象法。如NaCl晶体中，Na周围的Na数目(Na用“”表示)：每个面上有4个，共计12个。(2)常考的几种晶体主要有干冰、冰、金刚石、SiO2、石墨、CsCl、NaCl、K、Cu等，要熟悉以上代表物的空间结构。当题中信息给出与某种晶体空间结构相同时，可以直接套用某种结构。例5 （1）假设元素周期表可以发展到第八周期，而且电子仍按照构造原理填入能级，第八周期应为_种元素。（2）已知N-N、N=N和NN键能之比为1.00:2.17:4.90,而C-C、C=C、CC键能之比为1.00:1.77:2.34.如何用这些数据理解氮分子不容易发生加成反应而乙炔容易发生加成反应?_（3）下图是两种具有相同分子式的有机物邻羟基苯甲酸和对羟基苯甲酸的结构简式。已知它的沸点相差很大，其中对羟基苯甲酸沸点较高，如何从氢键的角度来解释？_邻羟基苯甲酸 对羟