复习题公开课参赛课教案

第四节

离子晶体

课程目标

1.理解离子键、离子晶体的概念，能用离子键的有关理论解释离子晶体的物理性质。

2.了解常见的离子晶体的晶胞结构，认识晶格能的概念及意义，能根据晶格能的大小分析晶体的性质。

核心素养建构

[知

识

梳

理]

一、离子晶体

1.结构特点

(1)构成微粒：阳离子和阴离子。

(2)作用力：离子键。

(3)配位数：一个离子周围最邻近的异电性离子的数目。

2.决定晶体结构的因素

(1)几何因素：晶体中正、负离子的半径比。

(2)电荷因素：晶体中正、负离子的电荷比。

(3)键性因素：离子键的纯粹程度。

3.常见的离子晶体

晶体类型

NaCl CsCl CaF2

晶胞

阳离子的配位数

阴离子的配位数

晶胞中所含离子数

6 6 Cl－4 8 8 Cs＋1

8 4 Ca2＋4

Na＋4 4.物理性质

(1)硬度较大，难于压缩。

(2)熔点和沸点较高。

Cl－1 F－8 (3)固体不导电，但在熔融状态或水溶液时能导电。

二、晶格能

1.概念

气态离子形成1__mol离子晶体释放的能量。通常取正值，单位为kJ·mol－1。

2.影响因素

—离子带电荷越多—→晶格能越大

晶格能——离子半径越小

—3.晶格能对离子晶体性质的影响

晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，而且熔点越高，硬度越大。

[自

我

检

测] 1.判断正误，正确的打“√”；错误的打“×”。

(1)“NaCl”是氯化钠的分子式。(

) (2)离子晶体一定含有金属阳离子。(

) (3)离子晶体中一定不存在共价键。(

) (4)离子晶体都能导电。(

) (5)金属晶体和离子晶体的导电实质是一样的。(

) (6)固态不导电、水溶液能导电，这一性质能说明某晶体一定是离子晶体。(

) (7)NaCl晶体的晶胞中有1个Cl－和1个Na＋。(

) (8)晶格能是指破坏1 mol离子键所吸收的能量。(

) 答案

(1)×

(2)×

(3)×

(4)×

(5)×

(6)×

(7)×

(8)×

2.下列7种物质：①白磷(P4)；②水晶；③氯化铵；④氢氧化钙；⑤氟化钠；⑥过氧化钠；⑦石墨。固态下都为晶体，回答下列问题(填写序号)：

(1)不含金属离子的离子晶体是________，只含离子键的离子晶体是________，既有离子键又有非极性键的离子晶体是________，既有离子键又有极性键的离子晶体是________。

(2)既含范德华力，又有非极性键的晶体是________，熔化时既要克服范德华力，又要破坏化学键的是________，熔化时只破坏共价键的是________。

答案

(1)③

⑤

⑥

③④

(2)①⑦

⑦

②

3.如图所示一些晶体中的某些结构，它们分别是NaCl、CsCl、干冰、金刚石、石墨结构中的某一种的某一部分：

(1)代表金刚石的是________(填编号字母，下同)，其中每个碳原子与________个碳原子最接近且距离相等。金刚石属于________晶体。

(2)代表石墨的是________，其中每个正六边形占有的碳原子数平均为________个。

(3)表示NaCl的是________，每个Na＋周围与它最接近且距离相等的Na＋有________个。

(4)代表CsCl的是________，它属于________晶体，每个Cs＋与________个Cl－紧邻。

(5)代表干冰的是________，它属于________晶体，每个CO2分子与________个CO2分子紧邻。

(6)已知石墨中碳碳键的键长比金刚石中碳碳键的键长短，则上述五种物质熔点由高到低的排列顺序为____________________________________________________ ____________________________________________________________________。

答案

(1)D

4

原子

(2)E

2

(3)A

12

(4)C

离子

8

(5)B

分子

12

(6)石墨＞金刚石＞NaCl＞CsCl＞干冰

提升一

离子晶体的结构与性质

【例1】

钡在氧气中燃烧时得到一种钡的氧化物晶体，其晶胞的结构如图所示，下列有关说法中正确的是(

)

A.该晶体属于离子晶体

B.晶体的化学式为Ba2O2

C.该晶体的晶胞结构与CsCl相似

D.与每个Ba2＋距离相等且最近的Ba2＋共有4个

－解析

图示晶体中含有Ba2＋和O22，则该晶体属于离子晶体，A正确。该晶体的晶胞结构与NaCl的晶胞结构相似，所以与每个Ba2＋距离相等且最近的Ba2＋共有－12个，C不正确，D不正确。该氧化物的1个晶胞中含有4个Ba2＋和4个O22，晶体的化学式应为BaO2，B不正确。

答案

A 【名师点拨】

1.离子晶体的结构

(1)离子晶体微粒之间的作用力是离子键，由于离子键没有方向性和饱和性，故离子晶体一般采取密堆积方式。

(2)离子晶体中存在的微粒是阳离子和阴离子，离子晶体的化学式只表示晶体中阴、阳离子的个数比，而不是表示其分子组成。

(3)离子晶体中，离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强。

2.离子晶体的性质

性质

原因

离子晶体中有较强的离子键，熔化或气化时需消耗较多的能量。所熔、沸点

以离子晶体有较高的熔点、沸点和难挥发性。通常情况下，同种类型的离子晶体，离子半径越小，离子键越强，熔、沸点越高

硬度

硬而脆。离子晶体表现出较高的硬度。当晶体受到冲击力作用时，

部分离子键发生断裂，导致晶体破碎

不导电，但熔融或溶于水后能导电。离子晶体中，离子键较强，阴、阳离子不能自由移动，即晶体中无自由移动的离子，因此离子晶体不导电。当升高温度时，阴、阳离子获得足够的能量克服了离子间导电性

的相互作用力，成为自由移动的离子，在外加电场的作用下，离子定向移动而导电。离子晶体溶于水时，阴、阳离子受到水分子的作用成了自由移动的离子(或水合离子)，在外加电场的作用下，阴、阳离子定向移动而导电

大多数离子晶体易溶于极性溶剂(如水)中，难溶于非极性溶剂(如汽溶解性

油、苯、CCl4)中。当把离子晶体放入水中时，水分子对离子晶体中的离子产生吸引，使离子晶体中的离子克服离子间的相互作用力而离开晶体，变成在水中自由移动的离子

延展性

离子晶体中阴、阳离子交替出现，层与层之间如果滑动，同性离子相邻而使斥力增大导致不稳定，所以离子晶体无延展性

3.离子晶体的判断

判断一种物质是不是离子晶体，我们可以根据物质的分类、组成和性质等方面进行判断。

(1)利用物质的分类

金属离子和酸根离子、OH－形成的大多数盐、强碱，NH＋4与酸根离子形成的盐，活泼金属的氧化物和过氧化物(如Na2O和Na2O2)，活泼金属的氢化物(如NaH)，活泼金属的硫化物等都是离子晶体。

(2)利用元素的性质和种类

如成键元素的电负性差值大于1.7的物质，金属元素(特别是活泼的金属元素，ⅠA、ⅡA族元素)与非金属元素(特别是活泼的非金属元素，ⅥA、ⅦA族元素)组成的化合物，个别非金属元素间形成的化合物(如铵盐)等都是离子晶体。

(3)利用物质的性质

离子晶体一般具有较高的熔、沸点，难挥发，硬而脆；固体不导电，但熔融或溶于水时能导电，大多数离子晶体易溶于极性溶剂而难溶于非极性溶剂。

4.离子晶体与其他晶体类型的比较

类型

项目

构成晶体

的粒子

粒子间

的作用

确定作用

力强弱的

一般判断

方法

离子晶体

阴、阳

离子

原子晶体

分子晶体

金属晶体

金属阳离子和自由电子

原子

分子

分子间作用力离子键

共价键

(范德华力或氢键) 金属键

离子电

荷数、

半径

键长(原

子半径) 组成结构相似时，比较相对分子质量

离子半径、价电子数

差别较大(汞熔、沸点

较高

很高

较低

常温下为液态，钨熔点为3 410 ℃) 硬度

略硬而脆

不良导体

导电性

(熔化后

或溶于水

导电) 很大

不良导体

(个别为

半导体) 较小

不良导体(部分溶于水发生电离后导电) 一般不溶于溶解性

多数易溶

一般不溶

相似相溶

水，少数与水反应

机械

加工性

延展性

不良

差

不良

差

不良

差

优良

优良

良导体

差别较大

易错提醒

(1)离子晶体中一定存在离子键，可能存在共价键，一定不存在分子间作用力。

(2)只有分子晶体中存在单个分子。

(3)某些离子晶体的熔点高于某些原子晶体的熔点。如MgO(2 852 ℃)＞SiO2(1 710 ℃)。

(4)某些分子晶体的熔点高于某些金属晶体的熔点。如碱金属熔点较低。

(5)个别金属的熔点高于某些原子晶体的熔点。如钨(3 410 ℃)＞SiO2(1 710 ℃)。

(6)合金的熔点一般低于成分金属的熔点。

【深度思考】

1.离子晶体中一定含有金属元素吗？由金属元素和非金属元素组成的晶体一定是离子晶体吗？

答案

不一定，离子晶体中不一定含金属元素，如NH4Cl、NH4NO3等铵盐。由金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶体，如AlCl3是分子晶体。

2.氯化钠的化学式为NaCl，能否说明晶胞中含有一个钠离子和一个氯离子？能否表示氯化钠的分子式？

答案

氯化钠晶胞中含有的钠离子和氯离子都为4，而氯化钠的化学式为NaCl，这说明离子晶体的化学式仅表示晶体中阴、阳离子的个数比，并不代表其分子组成，因为离子晶体中没有分子。

【变式训练】

1.如图所示是从NaCl或CsCl的晶体结构中分割出来的部分结构图，其中属于从NaCl晶体中分割出来的结构图是(

)

A.图(1)和(3)

C.图(1)和(4)

B.图(2)和(3) D.只有图(4) 解析

本题考查了离子晶体的代表物质NaCl、CsCl的晶体结构。NaCl晶体中，每个Na＋周围最邻近的Cl－有6个，构成正八面体，同理，每个Cl－周围最邻近的6个Na＋也构成正八面体，由此可知图(1)和(4)是从NaCl晶体中分割出来的结构图，C项正确。

答案

C 2.下列性质适合于离子晶体的是(

) A.熔点1 070 ℃，易溶于水，水溶液能导电

B.熔点10.31 ℃，液态不导电，水溶液能导电

C.能溶于CS2，熔点112.8 ℃，沸点444.6 ℃

D.熔点97.81 ℃，质软，导电，密度0.97 g·cm－3

解析

离子晶体在液态(即熔融状态)导电；CS2是非极性溶剂，根据相似相溶规律，C不是离子晶体；离子晶体质硬易碎，且固态不导电，D不是离子晶体。

答案

A 3.离子晶体一般不具有的特征是(

) A.熔点较高，硬度较大

B.易溶于水而难溶于有机溶剂

C.固体时不能导电

D.离子间距离较大，其密度较大

解析

离子晶体的结构决定着离子晶体具有一系列特性，这些特性包括A、B、C项所述；离子间的距离取决于离子半径的大小及晶体的密堆积形式等。

答案

D 提升二

晶格能的应用

【例2】

根据表格数据回答下列有关问题：

(1)已知NaBr、NaCl、MgO等离子晶体的核间距离和晶格能如下表所示：

离子的核间距/pm 晶格能/kJ·mol－1

NaBr 290

NaCl 276 787 MgO 205 3 890 ①NaBr晶体比NaCl晶体晶格能________(填“大”或“小”)，主要原因是_____________________________________________________________________。

②MgO晶体比NaCl晶体晶格能大，主要原因是_____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________。

③NaBr、NaCl和MgO晶体中，熔点最高的是____________________________________________________________________。

(2)Mg是第三周期元素，该周期部分元素氟化物的熔点见下表：

氟化物

熔点/K NaF 1 266 MgF2

1 534 SiF4

183 ①解释表中氟化物熔点差异的原因：

a.____________________________________________________________________ _____________________________________________________________________。

b._________________________ __________________________________________ _____________________________________________________________________。

②硅在一定条件下可以与Cl2反应生成SiCl4，试判断SiCl4的沸点比CCl4的________(填“高”或“低”)，理由_____________________________________ _____________________________________________________________________。

解析

(1)对同类型的离子晶体中，离子半径越小，离子电荷数越多，晶格能越大，离子晶体越稳定，熔、沸点越高。

(2)①先比较不同类型晶体的熔点。NaF、MgF2为离子晶体，离子间以离子键结合，离子键作用强，SiF4固态时为分子晶体，分子间以范德华力结合，范德华力较弱，故NaF和MgF2的熔点都高于SiF4。b.再比较相同类型晶体的熔点。Na＋的半径比Mg2＋半径大，Na＋所带电荷数小于Mg2＋，所以MgF2的离子键比NaF的离子键强度大，MgF2熔点高于NaF熔点。

②SiCl4和CCl4组成、结构相似，SiCl4的相对分子质量大于CCl4的相对分子质量，SiCl4的分子间作用力大于CCl4的分子间作用力，故SiCl4的熔点高于CCl4的熔点。

答案

(1)①小

NaBr比NaCl离子的核间距大

②MgO晶体中的阴、阳离子的电荷数绝对值大，并且离子的核间距小

③MgO

(2)①a.NaF与MgF2为离子晶体，SiF4为分子晶体，所以NaF与MgF2远比SiF4熔点要高

b.因为Mg2＋的半径小于Na的半径且Mg2所带电荷数较大，所以MgF2的离子键强度大于NaF的离＋＋子键强度，故MgF2的熔点高于NaF

②高

SiCl4的相对分子质量比CCl4的大，范德华力大，因此沸点高

【名师点拨】

1.离子晶体结构类型相同时，离子所带电荷越多，离子半径越小，晶格能越大，晶体熔、沸点越高，硬度越大。

2.晶格能的大小影响岩浆晶出的次序，晶格能越大，形成的晶体越稳定，岩浆中的矿物越容易结晶析出。

3.晶体熔、沸点高低的比较方法

(1)不同类型晶体熔、沸点的比较：

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。

②金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。

(2)同种类型晶体熔、沸点的比较：

①原子晶体

原子半径越小→键长越短→键能越大→熔、沸点越高。如熔点：金刚石＞硅晶体。

②离子晶体

一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高。如熔点：MgO＞NaCl＞CsCl。

③分子晶体

a.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、沸点反常得高。如沸点：H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。

b.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。如熔、沸点：SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。

c.组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高。如熔、沸点：CO＞N2，CH3OH＞CH3CH3。

④金属晶体

金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。如熔、沸点：Na＜Mg＜Al。

【深度思考】

1.如何理解下面三种氟化物的晶格能的递变？

Na＋

Mg2＋

晶格能/(kJ·mol－1) 923 2 957

Al3＋

5 492 提示

Na＋、Mg2＋、Al3＋的电荷数逐渐增大，而它们的离子半径逐渐减小，故它们形成的氟化物的晶格能逐渐增大。即：晶格能的大小与离子所带电荷量成正比，与离子半径成反比。

2.根据晶格能的知识回答：

(1)为何Na2O的晶格能大于NaF，而KCl的晶格能大于KI? 答案

晶格能与离子所带的电荷成正比，而与离子半径的大小成反比。在Na2O和NaF中，O2－所带的电荷比F－多，故Na2O的晶格能大于NaF；而KCl和KI中，Cl－半径小于I－的半径，故KCl的晶格能大于KI。

(2)火山喷出岩浆中含有多种硫化物，冷却时ZnS比HgS先析出，原因是什么？

答案

二者均为离子晶体，ZnS晶格能大于HgS，因此ZnS先析出。

(3)KCl、MgO、CaO的晶体结构与NaCl的晶体结构相似，KCl、CaO、MgO三种离子晶体熔点从高到低的顺序是？

答案

MgO＞CaO＞KCl 【变式训练】

4.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 解析

由于Na＋、Mg2＋、Al3＋的离子半径依次减小，所带电荷数依次增加，所以NaF、MgF2、AlF3的晶格能依次增大，即熔点依次升高，A错误；F－、Cl－、Br－的半径依次增大，NaF、NaCl、NaBr的晶格能依次减小，B正确；CsCl、NaCl、CaF2中阴离子的配位数分别为8、6、4，C正确；Mg2＋、Ca2＋、Ba2＋的半径依次增大，MgO、CaO、BaO的晶格能依次减小，即硬度依次减小，D正确。

答案

A 5.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

解析

晶格能与离子所带电荷的乘积成正比，与阴、阳离子半径的大小成反比；晶格能越大，晶体的熔、沸点越高，硬度也越大，所以A、B错，D正确。

答案

D 6.根据表中给出物质的熔点数据(AlCl3沸点为182.7 ℃)，判断下列说法错误的是(

) 晶体

熔点/℃

NaCl 801 MgO 2 800 SiCl4

－70 AlCl3

180 晶体硼

2 500 A.MgO中的离子键比NaCl中的离子键强

B.SiCl4晶体是分子晶体

C.AlCl3晶体是离子晶体

D.晶体硼是原子晶体

解析

根据表中各物质的熔点，判断晶体类型。NaCl和MgO是离子化合物，形成离子晶体，故熔、沸点越高，说明晶格能越大，离子键越强，A正确；SiCl4是共价化合物，熔、沸点较低，为分子晶体，硼为非金属单质，熔、沸点很高，是原子晶体，B、D正确；AlCl3虽是由活泼金属和活泼非金属形成的化合物，但其晶体熔、沸点较低，应属于分子晶体。

答案

C 7.现有几组物质的熔点(℃)数据：

A组

金刚石：3 550 硅晶体：1 410 硼晶体：2 300 B组

Li：181 C组

HF：－83 D组

NaCl KCl RbCl MgO：2 800 Na：98 HCl：－115 K：64 HBr：－89 HI：－51 二氧化硅：1 732 Rb：39 据此回答下列问题：

(1)由表格可知，A组熔点普遍偏高，据此回答：

①A组属于________晶体，其熔化时克服的粒子间的作用力是________。

②硅的熔点低于二氧化硅，是由于__________________________________。

③硼晶体的硬度与硅晶体相对比：_______________________________________。

(2)B组晶体中存在的作用力是________，其共同的物理性质是________(填序号)，可以用________理论解释。

①有金属光泽

②导电性

③导热性

④延展性

(3)C组中HF熔点反常是由于___________________________________________ ____________________________________________________________________。

(4)D组晶体可能具有的性质是________(填序号)。

①硬度小

②水溶液能导电

③固体能导电

④熔融状态能导电

(5)D组晶体中NaCl、KCl、RbCl的熔点由高到低的顺序为____________________，MgO晶体的熔点高于三者，其原因解释为________________________________。

解析

(1)A组由非金属元素组成，熔点最高，属于原子晶体，熔化时需破坏共价键。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，硬度大。

(2)B组都是金属，存在金属键，具有金属晶体的性质，可以用“电子气理论”解释相关物理性质。

(3)C组卤化氢晶体属于分子晶体，HF熔点高是由于分子之间形成氢键。

(4)D组是离子化合物，熔点高，具有离子晶体的性质。

(5)晶格能与离子电荷数和离子半径有关，电荷越多，半径越小，晶格能越大，晶体熔点越高。

答案

(1)①原子

共价键

②Si—Si键键能小于Si—O键键能

③硼晶体大于硅晶体

(2)金属键

①②③④

电子气

(3)HF分子间能形成氢键，其熔化时需要消耗的能量更多(只要答出HF分子间能形成氢键即可)

(4)②④

(5)NaCl＞KCl＞RbCl

MgO晶体为离子晶体，离子所带电荷越多，半径越小，晶格能越大，熔点越高

课时作业

基础题组

1.如图所示，在氯化钠晶胞中，与每个Na＋等距离且最近的几个Cl－所围成的立体构型为(

)

A.十二面体

C.正六面体

B.正八面体

D.正四面体

解析

处在中心位置上的Na＋被6个等距离且最近的Cl－包围，将6个Cl－相连，得到的立体构型为正八面体。

答案

B 2.经研究证明，PCl5在固态时由空间构型分别为正四面体和正八面体的两种离子构成，下列关于PCl5的推断中正确的是(

) A.PCl5固体为分子晶体

B.PCl5晶体由[PCl3]2＋和[PCl7]2－构成，且离子数之比为1∶1 C.PCl5晶体由[PCl4]＋和[PCl6]－构成，且离子数之比为1∶1 D.PCl5晶体具有良好的导电性

解析

由题意知，晶体由空间构型分别为正四面体和正八面体的两种离子构成，所以PCl5晶体由[PCl4]和[PCl6]按1∶1构成，为离子化合物，A、B错误，C正确；离子晶体中虽含有离子，但不能自由移动，不能导电，只有在熔融状态或水溶液中才能导电，D错误。

答案

C 3.锌与硫所形成化合物晶体的晶胞如图所示。下列判断正确的是(

) ＋－

A.该晶体属于分子晶体

B.该晶胞中Zn2＋和S2－数目不相等

C.阳离子的配位数为6 D.氧化锌的晶格能大于硫化锌

解析

选项A，该晶体属于离子晶体。选项B，从晶胞图分析，含有Zn2＋的数目11－－＋－为8×8＋6×2＝4，S2位于立方体内，S2的数目为4，所以该晶胞中Zn2与S2的数目相等。选项C，在ZnS晶胞中，1个S2－周围距离最近的Zn2＋有4个，1个Zn2＋周围距离最近的S2－有4个，则S2－的配位数为4，Zn2＋的配位数也为4。选项D，ZnO和ZnS中，O2－的半径小于S2－的半径，离子所带的电荷数相等，所以ZnO的晶格能大于ZnS。

答案

D 4.离子晶体中一定不会存在的相互作用是(

) A.离子键

C.非极性键

B.极性键

D.范德华力

解析

离子化合物中一定含有离子键，也可能含有共价键，如OH－中的极性共价2－键，还有O2中的非极性共价键。离子晶体中一定不含有范德华力。故选D。

答案

D 5.下列有关晶格能的叙述正确的是(

) A.晶格能是气态原子形成1摩尔离子晶体释放的能量

B.晶格能通常取正值，但有时也取负值

C.晶格能越大，形成的离子晶体越稳定

D.晶格能越大，物质的硬度反而越小

解析

晶格能是气态离子形成1摩尔离子晶体时所释放的能量，晶格能取正值，且晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。

答案

C 6.某离子晶体DxEC6的晶胞结构如图所示，阳离子D＋位于晶胞棱的中点和晶胞内

－部，阴离子ECx6位于晶胞的顶角和面心。则DxEC6中x的值为(

)

A.1

C.3

B.2

D.4 111－解析

1个晶胞中，N(D＋)＝12×4＋9＝12，N(ECx6)＝8×＋6×＝4，则该离子82晶体的化学式为D3EC6，x＝3，选C。

答案

C 7.下列各组中的两种固态物质熔化或升华时，克服的微粒间相互作用力属于同种类型的是(

) A.碘和氯化钾

C.二氧化硅和干冰

B.金刚石和重晶石

D.二氧化碳和甲烷

解析

在熔化或升华时，A项，碘克服的是分子间作用力，氯化钾克服的是离子键；B项，金刚石克服的是共价键，重晶石克服的是离子键；C项，二氧化硅克服的是共价键，干冰克服的是分子间作用力；D项，二氧化碳和甲烷克服的均是分子间作用力。

答案

D 8.镁、铜等金属离子是人体内多种酶的辅因子。工业上从海水中提取镁时，先制备无水氯化镁，然后将其熔融电解，得到金属镁。

(1)以MgCl2为原料用熔融盐电解法制备镁时，常加入NaCl、KCl或CaCl2等金属氯化物，其主要作用除降低熔点之外还有_______________________________。

(2)已知MgO的晶体结构属于NaCl型。某同学画出的MgO晶胞结构示意图如下图所示，请改正图中的错误：

________________________________________________________________。

(3)用镁粉、碱金属盐及碱土金属盐等可以做成烟花。燃放时，烟花发出五颜六色的光，请用原子结构的知识解释发光的原因：____________________________________________________________________。

解析

(2)因为氧化镁与氯化钠的晶胞结构相似，所以在晶体中每个Mg2＋周围应该有6个最邻近的O2－，每个O2－周围应该有6个最邻近的Mg2＋，根据此规律可得⑧应该改为表示O2－的黑色球。

答案

(1)增大熔融盐中的离子浓度，从而增强熔融盐的导电能力

(2)⑧应为表示O2－的黑色球

(3)基态原子中的电子获得能量后，向高能级跃迁，跃迁到高能级的电子处于一种不稳定的状态，它随即就会回到较低能级，并向外界释放能量(光能) 9.已知物质熔、沸点数据回答问题：

物质

熔点/℃

AlF3

1 260 AlCl3

181(升华) AlBr3

263 Al2O3

2 045 MgCl2

707 MgO 2 852 (1)下列各组物质中，熔化时所克服的粒子间作用力类型分别与氟化铝和溴化铝相同的是__________(填序号)。

A.NaCl和CCl4

C.金刚石和金属铝

(2)MgCl2的熔点远高于B.Na2O和SiO2

D.碘和干冰

AlCl3熔点的原因是_____________________________________________________________________ _____________________________________________________________________。

(3)工业上常用电解熔融MgCl2的方法生产金属镁，用电解Al2O3与冰晶石熔融混合物的方法生产铝。为什么不用电解MgO的方法生产镁，也不用电解AlCl3的方法生产铝？

_____________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ (4)MgO的熔点比BaO的熔点________(填“高”或“低”)。

(5)设计可靠的实验证明MgCl2、AlCl3所属的晶体类型，其实验方法是_____________________________________________________________________。

_____________________________________________________________________。

解析

(1)由表中数据可知AlF3是离子化合物，熔化时需克服离子键，而AlBr3是分子晶体，熔化时需克服分子间作用力，故选A。

(2)MgCl2是离子晶体，离子间通过离子键结合，AlCl3为共价化合物分子，分子间通过范德华力结合，离子键作用力远大于范德华力，所以MgCl2熔点远高于AlCl3熔点。

(3)因为MgO的熔点远高于MgCl2，故电解熔融MgO将需要更高的温度，消耗更多的能量，因而不用电解MgO的方法生产镁。AlCl3不属于离子晶体，熔融时不能导电，因而不能用电解AlCl3的方法生产铝。

(4)MgO和BaO都是离子化合物，Mg2＋的半径比Ba2＋小，所以MgO的熔点比BaO的熔点高。

(5)将两种晶体加热到熔化状态，MgCl2能导电，而AlCl3不能导电，即可证明MgCl2为离子晶体，AlCl3为分子晶体。

答案

(1)A

(2)MgCl2是离子晶体，AlCl3是分子晶体，离子键的强度远大于分子间作用力

(3)氧化镁晶体比氯化镁晶体晶格能大，熔点高，电解时消耗电能大。AlCl3不属于离子晶体，熔融时不能导电，因而不能用电解AlCl3的方法生产铝

(4)高

(5)将两晶体加热到熔化状态，MgCl2能导电，AlCl3不能导电，则可证明AlCl3为分子晶体，MgCl2为离子晶体

能力题组

10.如图所示，直线交点处的圆圈为NaCl晶体中Na＋或Cl－所处的位置。这两种离子在空间三个互相垂直的方向上都是等距离排列的。

(1)请将其中代表Na＋的圆圈涂黑(不必考虑体积大小)，以完成NaCl晶体的结构示意图。

(2)在晶体中，每个Na＋的周围与它最接近且距离相等的Na＋共有________个。

(3)晶体中每一个重复的结构单元叫晶胞。在NaCl晶胞中正六面体的顶角上、面

上、棱上的Na＋或Cl－为该晶胞与其相邻的晶胞所共有，一个晶胞中Cl－的个数等于________，即________(填计算式)；Na＋的个数等于________，即________(填计算式)。

(4)设NaCl的摩尔质量为M g·mol－1，食盐晶体的密度为ρ g·cm－3，阿伏加德罗常数的值为NA，食盐晶体中两个距离最近的钠离子间的距离为________cm。

解析

本题考查NaCl晶体的结构。

(1)NaCl晶体中Na＋和Cl－相间排列成面心立方结构。

(2)从体心Na＋看，与它最近的且距离相等的Na＋共有12个。

1(3)根据立方体结构的特点，可求阴、阳离子的个数。NaCl晶胞中，含Cl－：8×811＋6×2＝4(个)，含Na＋：12×4＋1＝4(个)。

(4)设Cl－和Na＋的最近距离为a cm，则两个最近的Na＋间的距离为2a cm，晶胞（2a cm）·ρ g·cmmm4M边长为2a cm，由m＝4×N，ρ＝V可知V＝ρN，得·NA mol4AA－13－3＝M g·mol，a＝－133MM＋2ρNA，所以两个Na间的最近距离为2×2ρNAcm。

答案

(1)见图

111(2)12

(3)4

8×8＋6×2

4

12×4＋1 (4)2×3M2ρNA

11.前四周期原子序数依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，并且A－和B＋的电子数相差为8；与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。

回答下列问题：

(1)D2＋的价层电子排布图为_______________________________________。

(2)四种元素中的第一电离能最小的是__________(填元素符号，下同)，电负性最

大的是__________。

(3)A、B和D三种元素组成的一个化合物的晶胞如图所示。

①该化合物的化学式为____________________________________________；

D的配位数为__________。

②列式计算该晶体的密度__________g·cm－3。

(4)A－、B＋和C3＋三种离子组成的化合物B3CA6，其中化学键的类型有______________；该化合物中存在一个复杂离子，该离子的化学式为__________________________________________________________________，

配位体是____________。

解析

推断具体元素，根据元素的性质以及化合物的结构与性质分析、解决问题。

A、B、C、D元素的原子序数依次增大，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，且B＋比A－多8个电子，故A为F元素，B为K元素；在第四周期中未成对电子数为4的原子的价电子排布式为3d64s2，故C为Fe元素；D的原子序数比Fe大2，D为Ni元素。

(1)Ni原子的价电子排布式为3d84s2，Ni原子失去最外层4s轨道的两个电子变成Ni2＋，故价层电子排布图为。

(2)F是电负性最大的元素；同周期元素中随原子序数的增大，第一电离能呈增大趋势，四种元素中第一电离能最小的是K元素。

11(3)①在该化合物中F原子位于棱、面心以及晶胞体内，故F原子个数为4×16＋21×4＋2＝8个，K原子位于棱和体内，故K原子个数为4×8＋2＝4个，Ni原子位

1于8个顶点上和晶胞体内，故Ni原子个数为8×8＋1＝2个，K、Ni、F原子的个数比为4∶2∶8＝2∶1∶4，所以化学式为K2NiF4；由图示可看出在每个Ni原子m的周围有6个F原子，故配位数为6。②结合解析①，根据密度公式可知ρ＝V＝39×4＋59×2＋19×8cm－3≈3.4 g·cm－3。

－30

g·2326.02×10×400×1 308×10(4)在K3FeF6中含有K＋与[FeF6]3－之间的离子键和[FeF6]3－中Fe3＋与F－之间的配位键，在配离子[FeF6]3－中F－是配位体。

答案

(1)

(2)K

F

39×4＋59×2＋19×8(3)①K2NiF4

6

②≈3.4 6.02×1023×4002×1 308×10－30(4)离子键、配位键

[FeF6]3－

F－

12.(1)①NiO、FeO的晶体结构类型也与NaCl的相同，Ni2＋和Fe2＋的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点NiO________(填“＜”或“＞”)FeO，NiO晶胞中Ni和O的配位数分别为________、________。

②CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，已知CaO晶体密度为a g·cm－3，NA表示阿伏加德罗常数的值，则CaO晶胞体积为________cm3。

(2)NaF的熔点________BF－“＜”或“＝”)，其原4的熔点(填“＞”因是______________________________________________________________ _________________________________________________________________。

(3)如图是CaF2晶体的晶胞示意图，回答下列问题：

①Ca2＋的配位数是__________，F－的配位数是________________。

②该晶胞中含有的Ca2＋数目是______个，F－数目是__________个。

③CaF2晶体的密度为a g·cm－3，则晶胞的体积是

________________________________________________________________________(只要求列出算式)。

解析

(1)①NiO晶胞与NaCl晶胞相同，所以Ni和O的配位数都是6，离子半径Ni2＋＜Fe2＋，晶格能NiO＞FeO，所以熔点NiO＞FeO。②由于CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，所以CaO晶胞中也含有4个钙离子和4个氧离子，因此m4×5622433CaO晶胞体积V＝ρ＝N·

cm＝

cm。

aNAAa(2)两者均为离子化合物，且电荷数均为1，但后者离子半径大，离子键较弱，因此熔点较低。

(3)①每个Ca2＋周围吸引8个F－，每个F－周围吸收4个Ca2＋，所以Ca2＋的配位数为8，F－的配位数为4。②F－位于晶胞内部，所以每个晶胞中含有F－8个。含有11Ca2＋为8×8＋2×6＝4个。

4×78 g·mol－1m③ρ＝V＝＝a g·cm－3，

23V×6.02×10 mol4×78 g·mol－1V＝－－。

a g·cm3×6.02×1023 mol1224答案

(1)①＞

6

6

②aN

A(2)＞

两者均为离子晶体，且电荷数均为1，但后者离子半径大，离子键较弱，因此熔点较低

4×78 g·mol－1(3)①8

4

②4

8

③

a g·cm－3×6.02×1023 mol－113.已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于48。X的一种1∶1型氢化物分子中既有σ键又有π键。Z是金属元素，Z的单质和化合物有广泛的用途。已知Z的核电荷数小于28，且次外层有2个未成对电子。工业上利用ZO2和碳酸钡在熔融状态下制取化合物M(M可看作一种含氧酸盐)。M有显著的“压电性能”，应用于超声波的发生装置。经X射线分析，M晶体的最小重复单元为正方体(如右上图所示)，边长为4.03×10－10m，顶点位置为Z4＋所占，体心位置为Ba2＋所占，所有棱心位置为O2－所占。

(1)Y在周期表中位于_______________________________________________；

Z4＋的核外电子排布式为____________________________________________。

(2)X的该种氢化物分子构型为________，X在该氢化物中以________方式杂化，这种氢化物的熔点应该________(填“高于”或“低于”)X与Y形成的化合物的熔点。

(3)①制备M的化学反应方程式是________________________________________；

②在M晶体中，若将Z4＋置于立方体的体心，Ba2＋置于立方体的顶点，则O2－处于立方体的________；③在M晶体中，Z4＋的氧配位数为________；④已知O2－半径为1.40×10－10m，则Z4＋半径为________m。

解析

由X的一种1∶1型氢化物分子中既有σ键又有π键，可得氢化物中既有单键又有双键，X应是碳。氢化物是乙炔，分子中碳原子采用sp杂化。次外层有2个未成对电子的价电子排布式为3d24s2或3d84s2，又由于Z的核电荷数小于28，则只有3d24s2符合题意，Z是钛。(1)根据X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于48，可得Y的核电荷数等于20，为Ca，位于第四周期第ⅡA族。

(2)C2H2的分子构型为直线形，X与Y形成的化合物CaC2是离子化合物，其熔点高于C2H2。

11(3)M中Ba2＋、Ti4＋、O2－的个数比为1∶8×8∶12×4＝1∶1∶3，M的化学式为BaTiO3。若Ti4＋位于体心，即位于由8个Ba2＋所构成的立方体的体心，则O2－将位于6个面的面心(符合1∶1∶3的个数比)。每个Ti4＋的上、下、左、右、前、后共有6个紧邻且等距离的O2－，故其氧配位数为6。晶胞边长等于O2－和Ti4＋1半径之和的2倍，所以r(Ti4＋)＝2×(4.03×10－10m－2×1.40×10－10m)＝6.15×10－11m。

答案

(1)第四周期第ⅡA族

1s22s22p63s23p6

(2)直线形

sp

低于

高温(3)①TiO2＋BaCO3=====BaTiO3＋CO2↑

②面心

③6

④6.15×10－11