第三章晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)-2023-2024學(xué)年高二化學(xué)單元速記巧練（人教版2019選擇性必修2）（教師版）

第三章晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)必背知識(shí)清單01必背知識(shí)清單01物質(zhì)的聚集狀態(tài)1.物質(zhì)三態(tài)的相互轉(zhuǎn)化2.物質(zhì)的聚集狀態(tài)（1）氣態(tài)：①普通氣體②等離子體：等離子體是由電子、陽離子和電中性粒子(分子或原子)組成的整體上呈電中性的氣態(tài)物質(zhì)（2）液態(tài)：①普通液體②離子液體：離子液體是熔點(diǎn)不高的僅由離子組成的液體物質(zhì)（3）介乎晶態(tài)和非晶態(tài)之間的塑晶態(tài)、液晶態(tài)（4）固態(tài)：①晶體②非晶體必背知識(shí)清單02必背知識(shí)清單02晶體與非晶體1．晶體與非晶體的本質(zhì)差異固體自范性微觀結(jié)構(gòu)晶體有原子在三維空間里呈周期性有序排列非晶體無原子排列相對無序2.獲得晶體的三條途徑①熔融態(tài)物質(zhì)凝固。②氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固(凝華)。③溶質(zhì)從溶液中析出。3．晶體的特性(1)自范性：晶體能自發(fā)地呈現(xiàn)多面體外形的性質(zhì)。(2)各向異性：晶體在不同方向上表現(xiàn)出不同的物理性質(zhì)。(3)固定的熔點(diǎn)。4．晶體與非晶體的測定方法測定方法測熔點(diǎn)晶體有固定的熔點(diǎn)，非晶體沒有固定的熔點(diǎn)可靠方法對固體進(jìn)行X射線衍射實(shí)驗(yàn)必背知識(shí)清單03必背知識(shí)清單03晶胞1．晶胞概念描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。2．晶胞與晶體的關(guān)系一般來說，晶胞都是平行六面體，整塊晶體可以看作是數(shù)量巨大的晶胞“無隙并置”而成。(1)“無隙”是指相鄰晶胞之間無任何間隙。(2)“并置”是指所有晶胞都是平行排列的，取向相同。(3)所有晶胞的形狀及其內(nèi)部的原子種類、個(gè)數(shù)及幾何排列是完全相同的。3．晶胞中粒子數(shù)目的計(jì)算(1)晶胞是最小的平行六面體，它有8個(gè)頂角，三套各4根平行棱，三套各兩個(gè)平行面。(2)均攤法確定晶胞中粒子的個(gè)數(shù)若晶胞中某個(gè)粒子為n個(gè)晶胞所共用，則該粒子有eq\f(1,n)屬于這個(gè)晶胞。長方體形(正方體形)晶胞中不同位置的粒子對晶胞的貢獻(xiàn)注：①對于非立方晶胞，應(yīng)視具體情況確定系數(shù)。晶胞不一定都是正方體②有關(guān)上述的計(jì)算必須明確：由晶胞構(gòu)成的晶體，其化學(xué)式不是表示一個(gè)晶胞中含有多少個(gè)某原子，而是表示每個(gè)晶胞中平均含有各類原子的最簡個(gè)數(shù)比。4．晶體結(jié)構(gòu)的測定（1）測定儀器：X射線衍射儀（2）測定方法①測定方法：X射線衍射儀單一波長的X射線晶體記錄儀分立的斑點(diǎn)或明銳的衍射峰②非晶體圖譜中看不到分立的斑點(diǎn)或明銳的衍射峰③X射線衍射圖譜的應(yīng)用經(jīng)過計(jì)算可以從衍射圖形獲得晶體結(jié)構(gòu)的相關(guān)信息。晶胞形狀和大小衍射圖通過計(jì)算獲得分子或原子在微觀空間有序排列呈現(xiàn)的對稱類型衍射圖通過計(jì)算獲得原子在晶胞里的數(shù)目和位置等結(jié)合晶體化學(xué)組成的信息推出原子之間的相互關(guān)系必背知識(shí)清單04必背知識(shí)清單04分子晶體1．分子晶體的概念只含分子的晶體，或者分子間以分子間作用力結(jié)合形成的晶體叫分子晶體。2．分子晶體中的粒子及粒子間的相互作用3．常見的典型分子晶體(1)所有非金屬氫化物：如H2O、H2S、NH3、CH4、HX(鹵化氫)等。(2)部分非金屬單質(zhì)：如X2(鹵素單質(zhì))、O2、H2、S8、P4、C60、稀有氣體等。(3)部分非金屬氧化物：如CO2、SO2、NO2、P4O6、P4O10等。(4)幾乎所有的酸：如H2SO4、HNO3、H3PO4、H2SiO3等。(5)絕大多數(shù)有機(jī)物：如苯、四氯化碳、乙醇、冰醋酸、蔗糖等。4．分子晶體的物理性質(zhì)(1)分子晶體熔、沸點(diǎn)較低，硬度很小。(2)分子晶體不導(dǎo)電。(3)分子晶體的溶解性一般符合“相似相溶”規(guī)律。5.分子晶體的結(jié)構(gòu)特征分子非密堆積分子密堆積微粒間作用力范德華力和氫鍵范德華力空間特點(diǎn)每個(gè)分子周圍緊鄰的分子數(shù)小于12，空間利用率不高通常每個(gè)分子周圍有12個(gè)緊鄰的分子舉例HF、NH3、冰C60、干冰、I2、O26.常見分子晶體的結(jié)構(gòu)分析(1)冰晶體①結(jié)構(gòu)：冰晶體中，水分子間主要通過氫鍵形成晶體。由于氫鍵具有一定的方向性，一個(gè)水分子與周圍四個(gè)水分子結(jié)合，這四個(gè)水分子也按照同樣的規(guī)律再與其他的水分子結(jié)合。這樣，每個(gè)O原子周圍都有四個(gè)H原子，其中兩個(gè)H原子與O原子以共價(jià)鍵結(jié)合，另外兩個(gè)H原子與O原子以氫鍵結(jié)合，使水分子間構(gòu)成四面體骨架結(jié)構(gòu)。其結(jié)構(gòu)可用下圖表示。②性質(zhì)：由于氫鍵具有方向性，冰晶體中水分子未采取密堆積方式，這種堆積方式使冰晶體中水分子的空間利用率不高，留有相當(dāng)大的空隙。當(dāng)冰剛剛?cè)诨梢簯B(tài)水時(shí)，水分子間的空隙減小，密度反而增大，超過4℃時(shí)，分子間距離加大，密度逐漸減小。(2)干冰①結(jié)構(gòu)：固態(tài)CO2稱為干冰，干冰也是分子晶體。CO2分子內(nèi)存在C=O共價(jià)鍵，分子間存在范德華力，CO2的晶胞呈面心立方體形，立方體的每個(gè)頂角有一個(gè)CO2分子，每個(gè)面上也有一個(gè)CO2分子。每個(gè)CO2分子與12個(gè)CO2分子等距離相鄰(在三個(gè)互相垂直的平面上各4個(gè)或互相平行的三層上，每層上各4個(gè))(如圖所示)。②性質(zhì)：干冰的外觀很像冰，硬度也跟冰相似，熔點(diǎn)卻比冰低得多，在常壓下極易升華，在工業(yè)上廣泛用作制冷劑；由于干冰中的CO2之間只存在范德華力不存在氫鍵，密度比冰的高。必背知識(shí)清單05必背知識(shí)清單05共價(jià)晶體1．共價(jià)晶體的結(jié)構(gòu)特點(diǎn)及物理性質(zhì)(1)概念相鄰原子間以共價(jià)鍵結(jié)合而形成的具有空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體。(2)構(gòu)成微粒及微粒間作用(3)物理性質(zhì)①共價(jià)晶體中，由于各原子均以強(qiáng)的共價(jià)鍵相結(jié)合，因此一般熔點(diǎn)很高，硬度很大，難溶于常見溶劑，一般不導(dǎo)電。②結(jié)構(gòu)相似的共價(jià)晶體，原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，晶體的熔點(diǎn)越高。2．常見共價(jià)晶體及物質(zhì)類別(1)某些單質(zhì)：如硼(B)、硅(Si)、鍺(Ge)、金剛石等。(2)某些非金屬化合物：如碳化硅(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)、氮化硅(Si3N4)等。(3)極少數(shù)金屬氧化物，如剛玉(αAl2O3)等。3．常見共價(jià)晶體結(jié)構(gòu)分析(1)金剛石晶體金剛石晶體中，每個(gè)碳原子均以4個(gè)共價(jià)單鍵對稱地與相鄰的4個(gè)碳原子相結(jié)合，形成C—C—C夾角為109°28′的正四面體結(jié)構(gòu)(即金剛石中的碳采取sp3雜化軌道形成共價(jià)鍵)，整塊金剛石晶體就是以共價(jià)鍵相連的三維骨架結(jié)構(gòu)。其中最小的環(huán)是六元環(huán)。(2)二氧化硅晶體①SiO2是一種典型的共價(jià)晶體。它是自然界含量最高的固態(tài)二元氧化物，有多種結(jié)構(gòu)，其中一種具有空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，1個(gè)硅原子與4個(gè)氧原子相連，硅原子位于正四面體的中心，氧原子位于正四面體的頂角，同時(shí)每個(gè)氧原子被2個(gè)正四面體共用，正四面體內(nèi)SiO鍵的夾角為109°28′。在晶體中，Si原子和O原子個(gè)數(shù)比為1:2，因此二氧化硅的化學(xué)式為SiO2，但SiO2晶體中不存在SiO2分子。②在SiO2晶體中，1個(gè)Si原子和4個(gè)O原子形成4個(gè)共價(jià)鍵，每個(gè)Si原子周圍結(jié)合4個(gè)O原子；同時(shí)，每個(gè)O原子與2個(gè)Si原子相結(jié)合。故SiO2晶體中Si原子和O原子按個(gè)數(shù)比為1:2構(gòu)成立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)。③最小的環(huán)是由6個(gè)Si原子和6個(gè)O原子組成的12元環(huán)。④1molSiO2中含4molSi—O鍵。⑤最常見的SiO2晶體是低溫石英(αSiO2)，低溫石英包括遍布海灘河岸的黃沙、帶狀的石英礦脈、花崗石里的白色晶體以及透明的水晶。低溫石英的結(jié)構(gòu)中有頂角相連的硅氧四面體形成螺旋上升的長鏈，而沒有封閉的環(huán)狀結(jié)構(gòu)，這一結(jié)構(gòu)決定了它具有手性，被廣泛用作壓電材料，如制作石英手表。⑥SiO2具有許多重要用途，是制造水泥、玻璃、人造紅寶石、單晶硅、硅光電池、芯片和光導(dǎo)纖維的原料。必背知識(shí)清單06必背知識(shí)清單06金屬鍵與金屬晶體1.金屬鍵(1)概念：金屬陽離子與“自由電子”之間存在的強(qiáng)烈的相互作用稱為金屬鍵。(2)金屬鍵的本質(zhì)——“電子氣理論”金屬原子脫落下來的價(jià)電子形成遍布整塊晶體的“電子氣”，被所有原子所共用，從而把所有金屬原子維系在一起，這一理論稱為“電子氣理論”。由此可見，金屬晶體跟共價(jià)晶體一樣，是一種“巨分子”。(3)金屬鍵的特征自由電子不是專屬于某個(gè)特定的金屬陽離子而是在整塊固態(tài)金屬中自由移動(dòng)。金屬鍵既沒有方向性，也沒有飽和性。(4)影響金屬鍵強(qiáng)弱的因素一般來說，金屬原子半徑越小，價(jià)電子數(shù)越多，則金屬鍵越強(qiáng)。(5)金屬鍵與金屬熔、沸點(diǎn)的關(guān)系金屬晶體熔、沸點(diǎn)的高低與金屬鍵的強(qiáng)弱有關(guān)。金屬鍵越強(qiáng)，金屬晶體的熔、沸點(diǎn)越高。2.金屬晶體(1)概念：金屬原子通過金屬鍵形成的晶體叫做金屬晶體。(2)金屬晶體的特點(diǎn)①構(gòu)成金屬晶體的微粒是金屬陽離子和自由電子；②在金屬晶體中，不存在單個(gè)分子；③金屬晶體中金屬陽離子被自由電子所包圍注：①含有陽離子的晶體中不一定含有陰離子，例如金屬晶體中只有金屬陽離子和自由電子，沒有陰離子。但晶體中有陰離子時(shí)，一定有陽離子。②金屬單質(zhì)或合金的晶體屬于金屬晶體(3)電子氣理論解釋金屬材料的有關(guān)性質(zhì)①延展性：當(dāng)金屬受到外力作用時(shí)，晶體中的各原子層就會(huì)發(fā)生相對滑動(dòng)，但不會(huì)改變原來的排列方式，而且彌漫在金屬原子間的電子氣可以起到類似軸承中滾珠之間潤滑劑的作用，所以金屬有良好的延展性。當(dāng)向金屬晶體中摻入不同的金屬或非金屬原子時(shí)，就像在滾珠之間摻入了細(xì)小而堅(jiān)硬的砂土或碎石一樣，會(huì)使這種金屬的延展性甚至硬度發(fā)生改變，這也是對金屬材料形成合金以后性能發(fā)生改變的一種比較粗淺的解釋。②導(dǎo)電性：電子氣理論還十分形象地用電子氣在電場中定向移動(dòng)解釋金屬良好的導(dǎo)電性注：金屬晶體有導(dǎo)電性，但能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是金屬。例如，石墨有導(dǎo)電性卻屬于非金屬。還有一大類能導(dǎo)電的有機(jī)高分子化合物，也不屬于金屬。③電導(dǎo)率隨溫度的變化規(guī)律：還可用電子氣中的自由電子在熱的作用下與金屬原子頻繁碰撞解釋金屬的電導(dǎo)率隨溫度升高而降低的現(xiàn)象。(4)常見的合金①以鐵為主要成分的碳鋼、錳鋼、不銹鋼等②以銅為主要成分的黃銅、青銅、白銅等(5)電解質(zhì)導(dǎo)電和金屬導(dǎo)電的區(qū)別物質(zhì)類別電解質(zhì)金屬晶體導(dǎo)電時(shí)的狀態(tài)水溶液或熔融狀態(tài)下晶體狀態(tài)導(dǎo)電粒子自由移動(dòng)的離子自由電子導(dǎo)電時(shí)發(fā)生的變化化學(xué)變化物理變化導(dǎo)電能力隨溫度的變化溫度升高導(dǎo)電能力增強(qiáng)溫度升高導(dǎo)電能力減弱必背知識(shí)清單07必背知識(shí)清單07離子晶體1．離子鍵及其影響因素(1)概念：陰、陽離子之間通過靜電作用形成的化學(xué)鍵。(2)影響因素：離子所帶電荷數(shù)越多，離子半徑越小，離子鍵越強(qiáng)。特別提醒離子鍵沒有方向性和飽和性。2．離子晶體及其物理性質(zhì)(1)概念：由陽離子和陰離子相互作用而形成的晶體。(2)離子晶體的性質(zhì)①熔、沸點(diǎn)較高，硬度較大。②離子晶體不導(dǎo)電，但熔化或溶于水后能導(dǎo)電。③大多數(shù)離子晶體能溶于水，難溶于有機(jī)溶劑。3．常見離子晶體的結(jié)構(gòu)(1)NaCl晶胞NaCl晶胞如圖所示，每個(gè)Na＋周圍距離最近的Cl－有6個(gè)(上、下、左、右、前、后各1個(gè))，構(gòu)成正八面體，每個(gè)Cl－周圍距離最近的Na＋有6個(gè)，構(gòu)成正八面體，由此可推知晶體的化學(xué)式為NaCl?；卮鹣铝袉栴}：①每個(gè)Na＋(Cl－)周圍距離相等且最近的Na＋(Cl－)是12個(gè)。②每個(gè)晶胞中實(shí)際擁有的Na＋數(shù)是4個(gè)，Cl－數(shù)是4個(gè)。③若晶胞參數(shù)為apm，則氯化鈉晶體的密度為eq\f(234,NA·a3×10－30)g·cm－3。(2)CsCl晶胞CsCl晶胞如圖所示，每個(gè)Cs＋周圍距離最近的Cl－有8個(gè)，每個(gè)Cl－周圍距離最近的Cs＋有8個(gè)，它們均構(gòu)成正六面體，由此可推知晶體的化學(xué)式為CsCl。①每個(gè)Cs＋(Cl－)周圍距離最近的Cs＋(Cl－)有6個(gè)，構(gòu)成正八面體。②每個(gè)晶胞中實(shí)際擁有的Cs＋有1個(gè)，Cl－有1個(gè)。③若晶胞參數(shù)為apm，則氯化銫晶體的密度為eq\f(168.5,NA·a3×10－30)g·cm－3。必背知識(shí)清單08必背知識(shí)清單08過渡晶體與混合型晶體1．過渡晶體(1)四類典型晶體是分子晶體、共價(jià)晶體、金屬晶體、離子晶體。(2)離子晶體和共價(jià)晶體的過渡標(biāo)準(zhǔn)是化學(xué)鍵中離子鍵成分的百分?jǐn)?shù)。離子鍵成分的百分?jǐn)?shù)大，作為離子晶體處理，離子鍵成分的百分?jǐn)?shù)小，作為共價(jià)晶體處理。(3)Na2O、MgO、Al2O3、SiO2、P2O5、SO3、Cl2O7七種氧化物中從左到右，離子鍵成分的百分?jǐn)?shù)越來越小，其中作為離子晶體處理的是Na2O、MgO；作為共價(jià)晶體處理的是Al2O3、SiO2；作為分子晶體處理的是P2O5、SO3、Cl2O7。2．混合型晶體——石墨(1)結(jié)構(gòu)特點(diǎn)——層狀結(jié)構(gòu)①同層內(nèi)，碳原子采用sp2雜化，以共價(jià)鍵相結(jié)合形成平面六元并環(huán)結(jié)構(gòu)。所有碳原子的p軌道平行且相互重疊，p軌道中的電子可在整個(gè)碳原子平面中運(yùn)動(dòng)。②層與層之間以范德華力相結(jié)合。(2)晶體類型石墨晶體中，既有共價(jià)鍵，又有金屬鍵和范德華力，屬于混合型晶體。(3)物理性質(zhì)：①導(dǎo)電性，②導(dǎo)熱性，③潤滑性。必背知識(shí)清單09必背知識(shí)清單09配合物1．配位鍵(1)概念：由一個(gè)原子單方面提供孤電子對，而另一個(gè)原子提供空軌道而形成的化學(xué)鍵，即“電子對給予—接受”鍵。(2)表示方法：配位鍵常用A—B表示，其中A是提供孤電子對的原子，叫給予體，B是接受孤電子對的原子，叫接受體。如：H3O＋的結(jié)構(gòu)式為；NHeq\o\al(＋,4)的結(jié)構(gòu)式為。(3)形成條件形成配位鍵的一方(如A)是能夠提供孤電子對的原子，另一方(如B)是具有能夠接受孤電子對的空軌道的原子。①孤電子對：分子或離子中，沒有跟其他原子共用的電子對就是孤電子對。如、、分子中中心原子分別有1、2、3對孤電子對。含有孤電子對的微粒：分子如CO、NH3、H2O等，離子如Cl－、CN－、NOeq\o\al(－,2)等。②含有空軌道的微粒：過渡金屬的原子或離子。一般來說，多數(shù)過渡金屬的原子或離子形成配位鍵的數(shù)目基本上是固定的，如Ag＋形成2個(gè)配位鍵，Cu2＋形成4個(gè)配位鍵等。(4)說明①配位鍵實(shí)質(zhì)上是一種特殊的共價(jià)鍵，孤電子對是由成鍵原子一方提供，另一原子只提供空軌道；而普通共價(jià)鍵中的共用電子對是由兩個(gè)成鍵原子共同提供的。②與普通共價(jià)鍵相似，配位鍵具有飽和性和方向性。③與普通共價(jià)鍵一樣，配位鍵可以存在于分子中[如Ni(CO)4]，也可以存在于離子中(如NH4+)。④相同原子間形成的配位鍵與它們之間形成的共價(jià)單鍵相同，如中的4個(gè)NH(鍵能、鍵長和鍵角)完全相同，故其結(jié)構(gòu)式也可表示為，NH4+的空間結(jié)構(gòu)是正四面體形。⑤配位鍵一般是共價(jià)單鍵，屬于σ鍵。2．配合物(1)概念通常把金屬離子或原子(稱為中心離子或原子)與某些分子或離子(稱為配體或配位體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物稱為配位化合物，簡稱配合物。如[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH等均為配合物。(2)組成配合物[Cu(NH3)4]SO4的組成如下圖所示：①中心原子：提供空軌道接受孤電子對的原子。中心原子一般都是帶正電荷的陽離子(此時(shí)又叫中心離子)，最常見的有過渡金屬離子：Fe3＋、Ag＋、Cu2＋、Zn2＋等。②配體：提供孤電子對的陰離子或分子，如Cl－、NH3、H2O等。配體中直接同中心原子配位的原子叫做配位原子。配位原子必須是含有孤電子對的原子，如NH3中的N原子，H2O中的O原子等。③配位數(shù)：直接與中心原子形成的配位鍵的數(shù)目。如[Fe(CN)6]4－中Fe2＋的配位數(shù)為6。(3)常見配合物的形成實(shí)驗(yàn)實(shí)驗(yàn)操作實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象有關(guān)離子方程式滴加氨水后，試管中首先出現(xiàn)藍(lán)色沉淀，氨水過量后沉淀逐漸溶解，得到深藍(lán)色的透明溶液，滴加乙醇后析出深藍(lán)色晶體Cu2＋＋2NH3·H2O=Cu(OH)2↓＋2NHeq\o\al(＋,4)、Cu(OH)2＋4NH3=[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－、[Cu(NH3)4]2＋＋SOeq\o\al(2－,4)＋H2Oeq\o(=,\s\up7(乙醇))[Cu(NH3)4]SO4·H2O↓溶液變?yōu)榧t色Fe3＋＋3SCN－Fe(SCN)3滴加AgNO3溶液后，試管中出現(xiàn)白色沉淀，再滴加氨水后沉淀溶解，溶液呈無色Ag＋＋Cl－=AgCl↓、AgCl＋2NH3=[Ag(NH3)2]＋＋Cl－(4)配合物的形成對性質(zhì)的影響①對溶解性的影響一些難溶于水的金屬氫氧化物、氯化物、溴化物、碘化物、氰化物，可以溶解于氨水中，或依次溶解于含過量的OH－、Cl－、Br－、I－、CN－的溶液中，形成可溶性的配合物。如Cu(OH)2＋4NH3=[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－。②顏色的改變當(dāng)簡單離子形成配離子時(shí)，其性質(zhì)往往有很大差異。顏色發(fā)生變化就是一種常見的現(xiàn)象，根據(jù)顏色的變化就可以判斷是否有配離子生成。如Fe3＋與SCN－形成硫氰化鐵配離子，其溶液顯紅色。③穩(wěn)定性增強(qiáng)配合物具有一定的穩(wěn)定性，配合物中的配位鍵越強(qiáng)，配合物越穩(wěn)定。當(dāng)作為中心離子的金屬離子相同時(shí)，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān)。例如，血紅素中的Fe2＋與CO分子形成的配位鍵比Fe2＋與O2分子形成的配位鍵強(qiáng)，因此血紅素中的Fe2＋與CO分子結(jié)合后，就很難再與O2分子結(jié)合，血紅素失去輸送氧氣的功能，從而導(dǎo)致人體CO中毒。必背知識(shí)清單10超分子必背知識(shí)清單10超分子1.定義由兩種或兩種以上的分子通過分子間相互作用形成的分子聚集體。2.存在形式超分子定義中的分子是廣義的，包括離子。3.形成方式說法很紛繁，有人將其概括為非共價(jià)鍵，有人則將其限于分子間作用力。4.分子聚集體的大小超分子這種分子聚集體，有的是有限的，有的是無限伸展的。5.特征(1)分子識(shí)別(2)自組裝。6.實(shí)例(1)“杯酚”分離C60和C70：向C60和C70的混合物中加入一種空腔大小適配C60的“杯酚”，再加入甲苯溶劑，溶解未裝入“杯酚”的C70，過濾后分離C70；再向不溶物中加入氯仿，溶解“杯酚”而將不溶解的C60釋放出來并沉淀。(2)冠醚識(shí)別堿金屬離子：冠醚是皇冠狀的分子，有不同大小的空穴，能與正離子，尤其是堿金屬離子絡(luò)合，并隨環(huán)的大小不同而與不同的金屬離子絡(luò)合，利用此性質(zhì)可以識(shí)別堿金屬離子。(3)細(xì)胞和細(xì)胞器的雙分子膜(4)DNA分子一、關(guān)于晶體與非晶體的認(rèn)識(shí)誤區(qū)(1)同一物質(zhì)的固體可以是晶體，也可以是非晶體，如晶體SiO2和非晶體SiO2。

(2)有著規(guī)則幾何外形或者美觀、對稱外形的固體，不一定是晶體。例如，玻璃制品可以塑造出規(guī)則的幾何外形，也可以具有美觀對稱的外觀。

(3)具有固定組成的物質(zhì)也不一定是晶體，如某些無定形體也有固定的組成。

(4)晶體不一定都有規(guī)則的幾何外形，如天然的水晶球。二、化學(xué)鍵的比較與判斷1.常見化學(xué)鍵的比較離子鍵共價(jià)鍵金屬鍵非極性鍵極性鍵配位鍵本質(zhì)陰、陽離子間通過靜電作用形成相鄰原子間通過共用電子對(電子云重疊)與原子核間的靜電作用形成金屬陽離子與自由電子間作用成鍵條件(元素種類)成鍵原子的得、失電子能力差別很大(金屬元素與非金屬元素之間)成鍵原子得、失電子能力相同(同種非金屬元素之間)成鍵原子得、失電子能力差別較小(不同種非金屬元素之間)成鍵原子一方有孤電子對(配位體)另一方有空軌道(中心原子)同種金屬或不同金屬(合金)特征無方向性、飽和性有方向性、飽和性無方向性、飽和性存在離子化合物(離子晶體)單質(zhì)(如H2)，共價(jià)化合物(如H2O2)，離子化合物(如Na2O2)共價(jià)化合物(如HCl)，離子化合物(如NaOH)離子化合物(如NH4Cl)金屬單質(zhì)(金屬晶體)影響強(qiáng)弱因素一般陰、陽離子電荷越多，半徑越小，離子鍵越強(qiáng)成鍵原子電負(fù)性差值越大，鍵的極性越強(qiáng);鍵能越大，鍵長越短，共價(jià)鍵越牢固————金屬陽離子半徑越小，價(jià)電子越多，金屬鍵越強(qiáng)2.根據(jù)物質(zhì)類別判斷化學(xué)鍵類型(1)離子化合物中一定有離子鍵，可能有共價(jià)鍵。由簡單離子構(gòu)成的離子化合物中只有離子鍵，如MgO、NaCl等；由復(fù)雜離子(原子團(tuán))構(gòu)成的離子化合物中既有離子鍵又有共價(jià)鍵，如(NH4)2SO4、KNO3、NaOH、Na2O2等。(2)共價(jià)化合物中只能有共價(jià)鍵，一定沒有離子鍵。這是因?yàn)楣矁r(jià)化合物中原子間都是通過共用電子形成化學(xué)鍵，不存在帶電荷的陰、陽離子，如HCl、CO2、CH4等。(3)金屬單質(zhì)中一般只存在金屬鍵。(4)非金屬單質(zhì)(除稀有氣體外)一般只存在非極性鍵。3.中學(xué)常見物質(zhì)中的化學(xué)鍵①只有非極性鍵的物質(zhì)：H2、O2、N2、P4、S2、S8、金剛石、晶體硅等。②只有極性鍵的物質(zhì)：HX(X為F、Cl、Br、I)、CO、SO2等。③既有極性鍵、又有非極性鍵的物質(zhì)：H2O2、C2H2、C2H4、C6H6、C2H5OH等。④只有離子鍵的物質(zhì)：如CaCl2、K2O、KH等(固體)。⑤既有離子鍵、又有非極性鍵的物質(zhì)：Na2O2、Na2S2、CaC2等。⑥既有離子鍵，又有極性鍵的物質(zhì)：(NH4)2SO4、NH4NO3等。⑦稀有氣體中不存在化學(xué)鍵。⑧金屬或合金中存在金屬鍵。三、配合物中配離子、中心原子、配體和配位數(shù)的確定方法(1)配合物的內(nèi)界是以配位鍵形成的，一般不電離，而內(nèi)界和外界之間是通過離子鍵相結(jié)合的，可以完全電離。因此可以根據(jù)配合物在溶液中的電離情況，通過實(shí)驗(yàn)及其數(shù)據(jù)可以確定內(nèi)界和外界離子的個(gè)數(shù)，從而可以確定其配離子、中心原子和配體。如在1mol[Cr(H2O)4Br2]Br·2H2O形成的溶液中加入足量硝酸銀，形成的淡黃色沉淀為1mol，而不是3mol，這是因?yàn)榕浜衔颷Cr(H2O)4Br2]Br·2H2O由內(nèi)界和外界組成，內(nèi)界和外界通過離子鍵形成，在水溶液中自由電離，而內(nèi)界中通過配位鍵(特殊共價(jià)鍵)形成，在水溶液中不能完全電離形成游離的溴離子，所以沉淀為1mol，而不是3mol。(2)配位數(shù)：直接同中心離子(或原子)配位的原子數(shù)目叫中心離子(或原子)的配位數(shù)。要注意只含有一個(gè)配位原子的配體稱為單基配體，中心離子(或原子)同單基配體結(jié)合的數(shù)目就是該中心離子的配位數(shù)，如[Fe(CN)6]4－中Fe2＋的配位數(shù)為6。含有兩個(gè)以上配位原子的配體叫多基配體，中心離子(或原子)同多基配體配合時(shí)，配位數(shù)等于同中心離子(或原子)配位的原子