固体的结构及性质.docx

第七章 固体的构造及性质

思考题解析

常用的硫粉是硫的微晶，熔点为112.8℃,溶于CS、CCl等溶剂中，试推断它属于哪一类晶体？

2 4

解：分子晶体。

以下两类晶体的熔点：

物质 NaF NaCl NaBr NaI

熔点/℃ 993 801 747 661

物质 SiF SiCl SiBr SiI

4 4 4 4

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：由于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随着阴离子半径渐渐增大，晶格能渐渐减小，所以熔点渐渐降低。分子晶体的熔点主要取决于分子间力，随着SiF、SiCl、SiBr、SiI相

4 4 4 4

对分子质量渐渐增大，分子间力渐渐增大，所以熔点渐渐上升。

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

2 2

解：形成CaF晶体时，放出的能量多。由于离子半径r(Ca2+)r(Sr2+)，形成的晶体CaF的核间距较小

2 2

而较稳定的原因。

解释以下问题：

NaF的熔点高于NaCl；

BeO的熔点高于LiF；

SiO的熔点高于CO；

2 2

冰的熔点高于干冰〔固态CO〕；

2

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，离子电荷一样，而r(F-)r(Cl),晶格能：NaFNaCl，所以NaF

的熔点高于NaCl。

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。

SiO

2

为原子晶体，CO

2

为分子晶体。

冰和干冰均属分子晶体，但冰中水分子之间存在氢键。

石墨晶体具有层状构造，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。

以下说法是否正确：

稀有气体是由原子组成的，属原子晶体；

熔化或压碎离子晶体所需的能量，数值上等于晶格能；

溶于水能导电的晶体比为离子晶体；

共价化合物呈固态时，均为分子晶体，因此熔点、沸点都低；

离子晶体具有脆性，是由于阳、阴离子交替排列，不能错位的原因。解：错，稀有气体是分子晶体；〔2〕错；〔3〕错；〔4〕错；〔5〕对。6．解释以下事实：

MgO可作为耐火材料；

金属Al和Fe都能压成片、抽成丝，而石灰石则不能；

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；

NaCl易溶于水，而CuCl难溶于水。解：〔1〕MgO为离子晶体，熔点高；

Al和Fe均为金属晶体；

AgF、AgCl、AgBr、AI随着阴离子半径的增大，变形性渐渐增大，离子间离子极化不断增加，由离子键渐渐过渡到共价键，所以溶解度渐渐减小。

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。

以下物质的键型有何不同？

Cl HCl AgI LiF

2

解：物质 Cl HCl AgI LiF

2

键型非极性共价键极性共价键 极性共价键 离子键

：AlF为离子型；AlCl、AlBr为过渡型；AlI

为共价型。试说明它们键型差异的缘由。

3 3 3 3

解：AlF、AlCl、AlBr、AlI

随着阴离子半径的增大，变形性渐渐增大，离子间离子极化不断增加，由

3、 3 3 3

离子键渐渐过渡到共价键。

实际晶体内部构造上的点缺陷有几种类型？晶体内部构造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。晶体内部构造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。

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，当温度上升时满带中的电子易被激发，能够越过禁带跃迁到导带上，具有肯定的导电力量。

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。

离子半径r(Cu+)r(Ag+)，所以Cu+的极化力大于Ag+，但CuS的溶解度却大于