复习题教学教案设计

第三章晶体结构复习课第三课时教学设计

考纲要求：1.理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。2.了解晶体的结构，了解不同类型的晶体中的结构微粒，微粒间的作用力的区别。3.了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体的性质的影响。

一、单选题

1.下列有关离子晶体的数据大小比较不正确的是( ) A.熔点:NaF>MgF2>AlF3 B.晶格能:NaF>NaCl>NaBr C.阴离子的配位数:CsCl>NaCl>CaF2 D.硬度:MgO>CaO>BaO 答案：A 解析：由于Na、Mg、Al的半径依次减小,所带电荷数依次增加,所以NaF、MgF2、AlF3的离子键强度依次增大,晶体的熔点依次升高;F、Cl、Br的半径依次增大,NaF、NaCl、NaBr的晶格能依次减小;CsCl、NaCl、CaF2的阴离子的配位数分别为8、6、4;Mg、Ca、Ba的半径依次增大,MgO、CaO、BaO的离子键强度依次减弱,故晶体的硬度依次减小. 2.下列关于晶格能的叙述中正确的是(

) A.晶格能仅与形成晶体中的离子所带电荷数有关 B.晶格能仅与形成晶体的离子半径有关

C.晶格能是指相邻的离子间的静电作用 D.晶格能越大的离子晶体,其熔点越高

答案：D 解析：

3.现有如下说法: ①在水中氢、氧原子间均以化学键相结合

②金属和非金属化合形成离子键

③离子键是阳离子、阴离子的相互吸引

④根据电离方程式:HCl=H+Cl,可判断HCl分子里存在离子键

⑤H2和Cl2的反应过程是H2、Cl2分子里共价键发生断裂生成H、Cl,而后H、Cl形成离子键

上述各种说法正确的是(

) A.①②⑤正确

B.都不正确

C.④正确,其他不正确

D.仅①不正确

答案：B 解析：水中存在分子内的H、O原子之间的相互作用,但也存在分子间的H、O原子间的相互作用,而化学键只指分子内相邻原子间强烈的相互作用,故①叙述不正确。离子键不是存在于任何金属和非金属微粒间.只是活泼金属和活泼非金属化合时,才可形成离子键.故②叙述不正确。在离子化合物中.阴、阳离子间存在相互作用,但不单指吸引力,还有相互排斥力,故③叙述不正确。HCl分子中不存在离子.它属于共价化合物,分子中没有离子键.故④叙述不正确。化学反应的本质是旧键断裂、新键形成的过程,但HCl中存在的是共价键而非离子键.故⑤不正确。

+-2+2+2+---+2+3+

4.下列大小关系正确的是(

) A.熔点:NaI>NaBr

B.硬度:MgO>CaO C.晶格能:NaCl

D.熔沸点:CO2>NaCl 答案：B 解析：本题主要考査晶体的性质比较。A项,离子半径:I>Br,离子半径越小,晶格能越大,离子晶体的熔点越高,错误;B项,离子半径:Mg

5.已知X、Y、Z三种元素组成的化合物是离子晶体,其晶胞如图所示,则下面表示该化合物的化学式正确的( ) --2+2+--

A.ZXY3

B.ZX2Y6

C.ZX4Y8

D.ZX8Y12

答案：A 解析：化合物的化学式确定的方法为均摊法。X处在正方体的8个顶点,其个数为1181;Y处在正方体的12条棱上,其个数为:

123;Z处在正方体的体心上,其个84数为1。

6.碱金属卤化物是典型的离子晶体,它们的晶格能与性离子的核间距)。下列说法错误的是(

) 1成正比(d0是晶体中最邻近的导电d0序号

①

晶格能/kJmol1

LiF

LiCl

LiBr

LiI

1031

845

807

752 离子半径/pm

Li

Na

K

NaF

NaCl

NaBr

NaI

60

95

②

915

777

740

693 F

Cl

Br

I136

181

195 2KF

KCl

KBr

KI

③

812

708

676

641 A.晶格能的大小与离子半径成反比

B.阳离子相同、阴离子不同的离子晶体,阴离子半径越大,晶格能越小

C.阳离子不同、阴离子相同的离子晶体,阳离子半径越小,晶格能越大

D.金属卤化物晶体中,晶格能越小,氧化性越强

答案：D 解析：由表中数据可知晶格能的大小与离子半径成反比,选项A正确; 由NaF、NaCl、NaBr、NaI晶格能的大小可确定选项B正确; 由LiF、NaF、KF晶格能的大小可确定选项C正确; 表中晶格能最小的为碘化物,因还原性FClBrI,选项D不正确。

7.设想从CsCl晶格中除去一半Cs离子,使Cl-周围成为正四面体配位,这样得到的物质的化学式为(

) +

A.NaCl

B.CaF2

C.ZnS

D.CO2

答案：B 解析：

8.具有下列性质的物质可能属于离子晶体的是(

) A.熔点113 ℃,能溶于CS2 B.熔点44℃,液态不导电

C.熔点1124℃,易溶于水

D.熔点180 ℃,固态能导电

答案：C 解析：

9.关于下列几种离子晶体,说法不正确的是(

) A.由于NaCl晶体和CsCl晶体中正、负离子半径比位数不相等

B.

CaF2晶体中，Ca配位数为8,

F配位数为4,不相等,主要是由于F、Ca电荷数(绝对值)不相同

C.

MgO的熔点比MgCl2的高主要是因为MgO的晶格能比MgCl2大

D.

NaCl晶体固态时也能导电

答案：D 解析：NaCl晶体和CsCl晶体中正、负离子半径比位数不相等,故A正确; 在CaF2晶体中,

Ca2和F的电荷数比是2:1,

Ca2和F的个数比是1:2,

Ca2的配位数为8,

F的配位数为4,故B正确; MgO的晶格能比MgCl2大,所以MgO的熔点比MgCl2的高,故C正确; 2rr不相等,所以两晶体中离子的配2rr不相等,所以两晶体中离子的配NaCl晶体固态时无自由移动的离子,不导电,故D错误。

10.下列性质适合于离子晶体的是(

) ①熔点1070℃,易溶于水,水溶液能导电

②熔点10.31℃, 液态不导电,水溶液能导电

③能溶于CS2,熔点112.8℃,沸点444.6℃

④熔点97.81℃,质软,导电,密度0.97gcm3

⑤熔点-218℃,难溶于水

⑥溶点3900℃,硬度很大,不导电

⑦难溶于水,固体时导电,升温时导电能力减弱

⑧难溶于水,熔点高,固体不导电,熔融时导电

A.①⑧

B.②③⑥

C.①④⑦

D.②⑤

答案：A 解析：离子晶体熔融时能导电,难溶于非极性溶剂,熔点较高、质硬而脆,固体不导电,故②③④⑤⑦均不符合离子晶体的特点;⑥中熔点达3900℃硬度很大,应是原子晶体。故只有①⑧符合题意。

11.下列关于CaF2的表述正确的是(

) A.Ca与F间仅存在静电吸引作用

B.F的离子半径小于Cl,则CaF2的熔点低于CaCl2 C.阴、阳离子比为2︰1的物质,均与CaF2晶体构型相同

D.CaF2中的化学键为离子键,因此CaF2在熔融状态下能导电

--2+-

答案：D 解析：

12.仅由下列各组元素所构成的化合物,不可能形成离子晶体的是(

) A.H、O、S

B.Na、H、O

C.K、Cl、O

D.H、N、Cl 答案：A 解析：

二、填空题

13.离子晶体以紧密堆积的方式,使阴、阳离子尽可能接近,向空间无限延伸,形成晶体。决定离子晶体中离子配位数的因素有几何因素、电荷因素和键性因素。

r(Na)r(Cs)1.几何因素是指晶体中正、负离子的__________比,如

__________,NaCl、r(Cl)r(Cl)CsCl晶体中阴、阳离子的配位数分别为__________、__________。

2.电荷因素是指正、负离子带的__________,如NaCl、CsCl中正、负离子带的电荷数__________,正、负离子的配位数__________;若正负离子带的电荷数不同,正负离子的配位数就不同。如CaF2晶体,Ca与F的电荷比为__________,则Ca和F的个数比为__________,Ca的配位数为__________,F的配位数为__________。

3.键性因素是指__________。

答案：1.半径; ＜; 6; 8; 2.电荷数; 相同; 相同; 2:1; 1:2; 8; 4 3.离子键的纯粹程度

解析：

2+2+−2+−−