高中化学苏教版（2021） 选择性必修2 专题3 第二单元 离子键 离子晶体
文档属性
| 名称 | 高中化学苏教版（2021） 选择性必修2 专题3 第二单元 离子键 离子晶体 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 875.5KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 苏教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2021-12-14 22:13:51 | ||
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文档简介
第二单元 离子键 离子晶体
[核心素养发展目标]
1.能结合实例描述离子键的成键特征及其本质，能根据晶格能大小解释和预测同类型离子化合物的某些性质。
2.能描述常见类型的离子化合物的晶体结构。3.能运用模型和有关理论解释不同类型离子化合物的晶胞构成。
一、离子键的形成
1．形成过程
2．特征
阴、阳离子可以看成是球形对称的，电荷分布也是球形对称，它们在空间各个方向上的静电作用相同，在各个方向上只要空间条件允许一个离子可同时吸引多个带相反电荷的离子，故离子键无方向性和饱和性。
1．怎样理解离子键的实质是“静电作用”？
提示 在离子化合物中，阴、阳离子之间的静电引力使阴、阳离子相互吸引，阴离子的核外电子与阳离子的核外电子之间、阴离子的原子核与阳离子的原子核之间的静电斥力使阴、阳离子相互排斥。当阴、阳离子之间的静电引力和静电斥力达到平衡时，阴、阳离子保持一定的平衡核间距，形成稳定的化学键。
2．写出下列离子化合物的电子式。
(1)MgCl2 (2)NaOH (3)Na2O2 (4)NaH
答案 (1)
(2)
(3)
(4)
(1)成键条件：成键元素的原子得、失电子的能力差别很大，电负性差值大于1.7。
(2)离子键的存在
只存在于离子化合物中：大多数盐、强碱、活泼金属氧化物(过氧化物如Na2O2)、氢化物(如NaH和NH4H)等。
1．具有下列电子排布的原子中最难形成离子键的是( )
A．1s22s22p2 B．1s22s22p5
C．1s22s22p63s2 D．1s22s22p63s1
答案 A
解析 形成离子键的元素为活泼金属元素与活泼非金属元素，A为C元素，B为F元素，C为Mg元素，D为Na元素，则只有A项碳元素既难失电子，又难得电子，不易形成离子键。
2．下列关于离子键的说法错误的是( )
A．离子键没有方向性和饱和性
B．非金属元素组成的物质也可以含离子键
C．形成离子键时离子间的静电作用包括静电引力和静电斥力
D．因为离子键无饱和性，故一种离子周围可以吸引任意多个带异性电荷的离子
答案 D
解析 活泼金属和活泼非金属元素原子间易形成离子键，但由非金属元素组成的物质也可含离子键，如铵盐，B项正确；离子键无饱和性，体现在一种离子周围可以尽可能多地吸引带异性电荷的离子，但也不是任意的，因为这个数目还要受两种离子的半径比(即空间条件是否允许)和个数比的影响，D项错误。
(1)金属元素与非金属元素形成的化学键有可能是共价键，如AlCl3。
(2)完全由非金属元素形成的化合物中有可能含离子键，如NH4Cl、NH4H，一定有共价键。
(3)离子键不具有饱和性是相对的，每种离子化合物的组成和结构是一定的，而不是任意的。
二、离子晶体
1．概念及结构特点
(1)概念：由阴、阳离子按一定方式有规则地排列形成的晶体。
(2)结构特点
①构成微粒：阴离子和阳离子，离子晶体中不存在单个分子，其化学式表示的是离子的个数比。
②微粒间的作用力：离子键。
2．晶格能(U)
(1)概念：拆开1 mol离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子时所吸收的能量。
(2)影响因素：离子晶体中离子半径越小，所带电荷越多，晶格能越大。
(3)晶格能与晶体物理性质的关系：晶格能越大，离子键越牢固，离子晶体的熔点越高、硬度越大。
3．离子晶体的结构
(1)离子的配位数：离子晶体中一个离子周围最邻近的异电性离子的数目，叫做离子的配位数。
(2)典型离子晶体的结构
化学式 NaCl CsCl
晶胞结构示意图
晶胞中微粒数 Na＋、Cl－都为4 Cs＋、Cl－都为1
阴、阳离子个数比 1∶1 1∶1
离子的配位数 Cl－和Na＋配位数都为6 Cl－和Cs＋配位数都为8
4.离子晶体的性质
(1)熔、沸点较高，硬度较大。
(2)离子晶体不导电，但熔化或溶于水后能导电。
(3)大多数离子晶体能溶于水，难溶于有机溶剂。
1．NaCl的熔点为801 ℃，CsCl的熔点为645 ℃，试解释其原因。
提示 Na＋、Cs＋所带电荷一样，但Na＋的半径小于Cs＋的半径，NaCl中的离子键强于CsCl中的离子键，所以NaCl的熔点高于CsCl的熔点。
2．试归纳总结影响离子晶体熔点高低的因素有哪些？
提示 离子所带电荷数越多，核间距越小，晶格能越大，熔点越高。
3．下面是NaCl、CsCl的晶胞结构，若晶胞参数均为a pm，试分别计算它们的密度。
(1)NaCl晶体的ρ＝________ g·cm－3。
提示
(2)CsCl晶体的ρ＝________ g·cm－3。
提示
4．过去许多人认为硫酸铵晶体中NH与SO之间的相互作用是离子键，你认为正确吗？
提示 不是，NH与SO之间形成的是氢键(N—H…O)。
1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)含有金属阳离子的晶体一定是离子晶体( )
(2)有些离子晶体中除含离子键外还存在共价键( )
(3)离子晶体受热熔化，破坏化学键，吸收能量，属于化学变化( )
(4)某些离子晶体受热失去结晶水，属于物理变化( )
答案 (1)× (2)√ (3)× (4)×
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
答案 A
解析 离子晶体在液态(即熔融态)导电，B项错误；CS2是非极性溶剂，根据“相似相溶规则”，C项错误；由于离子晶体质硬易碎，且固态不导电，D项错误。
3．MgO、Rb2O、CaO、BaO四种离子晶体的熔点高低顺序正确的是( )
A．MgO＞Rb2O＞BaO＞CaO
B．MgO＞CaO＞BaO＞Rb2O
C．CaO＞BaO＞MgO＞Rb2O
D．CaO＞BaO＞Rb2O＞MgO
答案 B
解析 四种离子晶体所含阴离子相同，所含阳离子不同。对Mg2＋、Rb＋、Ca2＋、Ba2＋进行比较，Rb＋所带电荷数少，其与O2－形成的离子键最弱，故Rb2O的熔点最低。对Mg2＋、Ca2＋、Ba2＋进行比较，它们所带电荷一样多，半径：Mg2＋＜Ca2＋＜Ba2＋，与O2－形成的离子键由强到弱的顺序是MgO＞CaO＞BaO，相应离子晶体的熔点由高到低的顺序为MgO＞CaO＞BaO。
4．在离子晶体中，阴、阳离子按一定的规律进行排列，如图甲是NaCl的晶胞结构。在离子晶体中，阴、阳离子具有或近似具有球形对称结构，它们可以看作是不等径的刚性圆球，并彼此相切，如图乙。(已知a为常数。)
(1)在NaCl晶体中，每个Na＋同时吸引________个Cl－；而Na＋与Cl－的数目之比为________。
(2)Na＋半径与Cl－半径之比为________(已知≈1.414)。
(3)若a＝5.6×10－8 cm，NaCl晶体的密度为________(已知5.63≈175.6，NaCl的摩尔质量为58.5 g·mol－1)。
答案 (1)6 1∶1 (2)0.414∶1 (3)2.2 g·cm－3
解析 (1)观察晶胞的结构可知，每个Na＋同时吸引6个Cl－；在每个晶胞中含Na＋的个数为4，含Cl－的个数也为4，即Na＋与Cl－的数目之比为1∶1。
(2)由图乙可知，因为r(Cl－)＞r(Na＋)，则r(Cl－)＝，2r(Na＋)＝a－2r(Cl－)＝a－2×，r(Na＋)＝，r(Na＋)∶r(Cl－)＝∶＝(－1)∶1＝0.414∶1。
(3)由NaCl晶体结构分析，每个晶胞中含有4个“NaCl”，
则ρV＝，ρ＝ g·cm－3≈2.2 g·cm－3。
1．下列各组数值是相应元素的原子序数，其中所表示的原子能以离子键结合形成稳定化合物的是( )
A．1与6 B．2与8 C．9与11 D．8与14
答案 C
2．具有下列外围电子排布式的基态原子中，能形成AB2型离子化合物的是( )
A．2s22p2与2s22p4 B．3s23p4与2s22p4
C．3s2与2s22p5 D．3s2与3s23p1
答案 C
3．(2020·芜湖高二线上测试)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) B．图(2)和(3)
C．图(1)和(4) D．只有图(4)
答案 C
解析 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。
4．一种离子晶体的晶胞如图所示。其中阳离子A以表示，阴离子B以表示。关于该离子晶体的说法正确的是( )
A．阳离子的配位数为8，化学式为AB
B．阴离子的配位数为4，化学式为A2B
C．每个晶胞中含4个A
D．每个A周围有4个与它等距且最近的A
答案 C
解析 用均摊法可知，晶胞中含有阳离子数为8×＋6×＝4；阴离子显然是8个，故化学式为AB2，A、B项错误；每个A周围与它等距且最近的A有12个，D项错误。
5．同类晶体物质熔、沸点的变化是有规律的，试分析下列两组物质熔点规律性变化的原因：
A组物质 NaCl KCl CsCl
熔点/K 1 074 1 049 918
B组物质 Na Mg Al
熔点/K 370 922 933
(1)A组物质是________晶体，晶体微粒之间通过______相连，离子键由强到弱的顺序为______________。
(2)B组物质是____________晶体，外围电子数由少到多的顺序是______________，微粒粒子半径由大到小的顺序是________，金属键强度由大到小的顺序为________________________。
答案 (1)离子 离子键 NaCl＞KCl＞CsCl
(2)金属 NaMg>Al Al＞Mg＞Na
解析 (1)A组物质为离子晶体，离子之间通过离子键相结合。(2)B组物质为金属晶体，是由金属键结合而成的，外围电子数排列顺序：NaMg>Al。
6．通过X射线探明，KCl、MgO、CaO、NiO、FeO立体结构与NaCl的晶体结构相似。
(1)某同学画出的MgO晶胞结构示意图如图所示，请改正图中错误___________________。
(2)MgO是优良的耐高温材料，MgO的熔点比CaO的高，其原因是__________________。
(3)Ni2＋和Fe2＋的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点NiO________FeO(填“＜”或“＞”)，NiO晶胞中Ni和O的配位数分别为________、________。
(4)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。
答案 (1)空心球应为O2－，实心球应为Mg2＋；8号空心球应改为实心球
(2)Mg2＋的半径比Ca2＋的半径小，MgO的晶格能大
(3)＞ 6 6
(4)
解析 (1)因为氧化镁与氯化钠的晶体结构相似，所以在晶体中每个Mg2＋周围应该有6个O2－，每个O2－周围应该有6个Mg2＋，根据此规则可得⑧应该改为黑色。由于Mg2＋的半径小于O2－的半径，所以空心球代表O2－，实心球代表Mg2＋。(2)MgO与CaO的离子电荷数相同，Mg2＋的半径比Ca2＋的半径小，MgO的晶格能大，熔点高。(3)NiO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。(4)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CaO晶胞体积为＝。
题组一 离子键和离子晶体
1．下列说法不正确的是( )
A．静电作用只有引力
B．离子键的实质是静电作用
C．离子键没有方向性和饱和性
D．离子键虽然没有饱和性，但离子晶体中阴、阳离子的个数比并不是任意的
答案 A
2．下列叙述正确的是( )
A．带相反电荷离子之间的相互吸引称为离子键
B．金属元素和非金属元素化合时不一定形成离子键
C．原子最外层只有1个电子的主族元素与卤素所形成的化学键一定是离子键
D．非金属元素形成的化合物中不可能含有离子键
答案 B
解析 离子键的本质是阴、阳离子之间的静电作用，静电作用包括静电引力和静电斥力，A项不正确；活泼金属与活泼非金属容易形成离子键，一般当成键原子元素的电负性差值小于1.7时，原子间不易形成离子键，如AlCl3和BeCl2中金属与非金属原子之间形成共价键，B项正确；原子最外层只有1个电子的主族元素包括H元素和碱金属元素，H元素与卤素形成共价键，C项不正确；由非金属元素形成的化合物中可能含有离子键，如铵盐中NH与阴离子之间形成离子键。
3．离子键的强弱主要决定于离子的半径和离子所带电荷数。一般规律是离子半径越小，离子所带电荷越多，则离子键越强。K2O、MgO、CaO三种物质中离子键由强到弱的顺序是( )
A．K2O、MgO、CaO B．MgO、K2O、CaO
C．MgO、CaO、K2O D．CaO、MgO、K2O
答案 C
解析 离子半径：K＋＞Ca2＋＞Mg2＋，离子所带电荷数：Ca2＋＝Mg2＋＞K＋，所以离子键由强到弱的顺序为MgO、CaO、K2O。
4．(2020·青岛高二居家考试)有关离子晶体的下列说法不正确的是( )
A．离子晶体在熔融状态时都能导电
B．离子晶体具有较高的熔、沸点，较大的硬度
C．离子晶体中阴、阳离子个数比为1∶1
D．氯化钠溶于水时离子键被破坏
答案 C
解析 在熔融状态下，离子晶体中存在自由移动的离子，故能导电，A项正确；离子晶体具有较高的熔、沸点和较大的硬度，B项正确；离子晶体中阴、阳离子个数比各不相同，C项不正确；氯化钠溶于水时，电离成自由移动的离子，离子键被破坏，D项正确。
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
答案 C
6．已知金属钠与两种卤族元素形成的化合物Q、P，它们的晶格能分别为923 kJ·mol－1、786 kJ·mol－1，下列有关说法不正确的是( )
A．Q的熔点比P的高
B．若P是NaCl，则Q一定是NaF
C．Q中成键离子核间距比P的小
D．若P是NaCl，则Q可能是NaBr
答案 D
解析 Q的晶格能大于P的晶格能，故Q的熔点比P的高，A项正确；因F－的半径比Cl－的小，其他卤素离子的半径比Cl－的大，故若P是NaCl，只有NaF的晶格能大于NaCl的晶格能，B项正确、D项错误；因Q、P中阳离子均为Na＋，阴离子所带电荷数相同，故晶格能的差异是由成键离子核间距决定的，晶格能越大，表明核间距越小，C项正确。
7．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 掌握好离子半径的大小变化规律是分析离子晶体性质的关键。r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)，Na＋、Mg2＋、Al3＋所带电荷依次增大，所以NaF、MgF2、AlF3的离子键依次增强，晶格能依次增大，故熔点依次升高；r(F－)＜r(Cl－)＜r(Br－)，故NaF、NaCl、NaBr的晶格能依次减小；在CsCl、NaCl、CaF2中阴离子的配位数分别为8、6、4；r(Mg2＋)＜r(Ca2＋)＜r(Ba2＋)，故MgO、CaO、BaO中离子键依次减弱，晶格能依次减小，硬度依次减小。
题组二 离子晶体的晶胞结构
8．有一种蓝色晶体，化学式可表示为Mx[Fey(CN)6]，经X射线衍射实验发现，它的结构特征是Fe3＋和 Fe2＋分别占据立方体互不相邻的顶点，而CN－位于立方体的棱上。其晶体中阴离子的基本结构单元如图所示。下列说法正确的是( )
A．该晶体的化学式为M2[Fe2(CN)6]
B．该晶体属于离子晶体，M呈＋1价
C．该晶体属于离子晶体，M呈＋2价
D．晶体中与每个Fe3＋距离最近且相等的CN－有3个
答案 B
解析 由题图可得出，晶体中阴离子的基本结构单元中Fe2＋的个数为4×＝，Fe3＋的个数也为，CN－的个数为12×＝3，因此阴离子的化学式为[Fe2(CN)6]－，则该晶体的化学式为M[Fe2(CN)6]，A错误；由阴、阳离子形成的晶体为离子晶体，M的化合价为＋1价，B正确，C错误；由题图可看出与每个Fe3＋距离最近且相等的CN－有6个，D错误。
9．已知CaF2是离子晶体，如果用“”表示F－；用“”表示Ca2＋，在如图所示中，符合CaF2晶体结构的是( )
答案 B
解析 结构中Ca2＋占据体心位置，个数为1，F－占据顶点位置，个数为4×＝，Ca2＋和F－个数比为2∶1，A项错误；结构中F－占据体心位置，个数为1，Ca2＋占据顶点位置，个数为4× ＝，Ca2＋和F－个数比为1∶2，B项正确；结构中Ca2＋占据体心位置，个数为1，F－占据顶点位置，个数为8×＝1，Ca2＋和F－个数比为1∶1，C项错误；结构中Ca2＋位于体心和棱上，个数为12×＋1＝4，F－占据顶点和面心位置，个数为8×＋6×＝4，Ca2＋和F－个数比为1∶1，D项错误。
10．在冰晶石(Na3[AlF6])晶胞中，[AlF6]3－占据的位置相当于NaCl晶胞中Cl－占据的位置，则冰晶石晶胞中含Na＋个数为( )
A．12 B．8 C．4 D．3
答案 A
解析 NaCl晶胞中所含Cl－个数为8×＋6×＝4，由题意知，冰晶石晶胞中[AlF6]3－的个数也应为4，化学式Na3[AlF6]中Na＋和[AlF6]3－的个数比为3∶1，所以冰晶石晶胞中含Na＋个数为4×3＝12。
11．黄铜矿(CuFeS2)是炼铜的最主要矿物，火法冶炼黄铜矿的过程中，其中一步反应是2Cu2O＋Cu2S6Cu＋SO2↑，其中Cu2O晶胞如图所示，下列说法错误的是( )
A．Cu原子的第一电离能小于Zn原子的第一电离能
B．该晶胞中灰球代表铜原子、白球代表氧原子
C．Cu2O和Cu2S熔点较高的是Cu2O
D．Cu2O的晶胞中Cu＋的配位数是2
答案 B
解析 Cu原子的外围电子排布式为3d104s1，失去一个电子达到较稳定的3d10，Zn原子的外围电子排布式为3d104s2，为全充满稳定状态，所以Cu原子的第一电离能小于Zn原子的第一电离能，A正确；由图知Cu2O晶胞中灰球的个数为×8＋1＝2个，白球的个数为4个，所以灰球与白球的个数比为1∶2，故灰球代表的是氧原子，白球代表的是铜原子，B错误；Cu2O和Cu2S都属于离子晶体，离子半径越小，熔点越高，离子半径：O2－＜S2－，所以熔点较高的是Cu2O，C正确；灰球代表的是氧原子，白球代表的是铜原子，根据晶胞结构可以判断Cu＋的配位数是2，D正确。
12．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EC位于晶胞的顶点和面心。则DxEC6中x的值为( )
A．1 B．2 C．3 D．4
答案 C
解析 1个晶胞中，N(D＋)＝12×＋9＝12，N(EC)＝8×＋6×＝4，故N(D＋)∶N(EC)＝12∶4＝3∶1，所以x＝3。
13．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8个
答案 A
解析 晶体中含有Ba2＋和O，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、D不正确；该氧化物的1个晶胞中含有4个Ba2＋和4个O，则晶体的化学式应为BaO2，B不正确。
14．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：
离子化合物 NaBr NaCl MgO
离子的核间距/pm 290 276 205
晶格能/(kJ·mol－1) 787 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)Cu2O的熔点比Cu2S的__________(填“高”或“低”)，请解释原因：_____________。
(3)NaF的熔点________(填“>”“<”或“＝”)BF的熔点，其原因是
___________________________________________________________________________。
答案 (1)①小 NaBr比NaCl离子的核间距大 ②氧化镁晶体中的阴、阳离子的电荷数的绝对值大，并且离子的核间距小 ③MgO (2)高 O2－的半径小于S2－的半径， Cu2O的离子键强于Cu2S的离子键，所以Cu2O的熔点比Cu2S的高 (3)＞ 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
15．某离子晶体的晶胞结构如图所示。
回答下列问题：
(1)晶体中每个Y同时吸引着______个X，每个X同时吸引着______个Y。
(2)晶体中在每个X周围与它最近且距离相等的X共有______个。
(3)设该晶体的摩尔质量为M g·mol－1，晶胞密度为ρ g·cm－3，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶体中两个最近的X间的距离为______ cm。
答案 (1)4 8 (2)12 (3)
解析 此晶胞初看比较复杂，若将X、Y分开来看，X在晶胞中的位置类同NaCl中的Na＋或Cl－，如图(a)，体内8个Y分别位于每个小立方体的中心，如图(b)。
(1)从图(b)知，每个Y同时吸引着4个X，为方便观察，根据晶胞与晶体的关系，不难想象图(a)与图(c)是等效的，所以由图(c)中心的X与图(b)中Y的关系知，每个X同时吸引着8个Y。(2)从图(c)中心的X来看，与它最近且距离相等的X处于平面四边形的对角线上，共有12个。(3)设晶胞边长为a cm，则a3·ρ·NA＝4M，a＝，两个最近的X间的距离为面对角线的一半即。
16．如图所示为高温超导领域里的一种化合物——钙钛矿的晶胞结构。
(1)在该物质的晶体结构中，每个钛离子周围与它距离最近且相等的钛离子有______个，钙离子有______个。
(2)该化合物的化学式为________。
(3)若钙、钛、氧三种元素的相对原子质量分别为a、b、c，晶胞的边长(钛离子之间的距离)为d nm(1 nm＝1×10－9 m)，则该晶体的密度为__________ g·cm－3(用NA表示阿伏加德罗常数的值)。
答案 (1)6 8 (2)CaTiO3 (3)
解析 (1)每个钛离子周围与它距离最近且相等的钛离子有6个(上、下、前、后、左、右各1个)，每个钛离子周围与它距离最近且相等的钙离子有8个。
(2)该正六面体结构单元中，钙离子位于晶胞的体心，故钙离子数为1，钛离子位于顶点，钛离子数为8×＝1，氧离子位于棱上，氧离子数为12×＝3。因此，该化合物的化学式为CaTiO3。
(3)由(2)可知，1个晶胞的质量m＝ g，体积V＝(d×10－7 cm)3＝d3×10－21 cm3，则晶体的密度ρ＝＝ g·cm－3。
[核心素养发展目标]
1.能结合实例描述离子键的成键特征及其本质，能根据晶格能大小解释和预测同类型离子化合物的某些性质。
2.能描述常见类型的离子化合物的晶体结构。3.能运用模型和有关理论解释不同类型离子化合物的晶胞构成。
一、离子键的形成
1．形成过程
2．特征
阴、阳离子可以看成是球形对称的，电荷分布也是球形对称，它们在空间各个方向上的静电作用相同，在各个方向上只要空间条件允许一个离子可同时吸引多个带相反电荷的离子，故离子键无方向性和饱和性。
1．怎样理解离子键的实质是“静电作用”？
提示 在离子化合物中，阴、阳离子之间的静电引力使阴、阳离子相互吸引，阴离子的核外电子与阳离子的核外电子之间、阴离子的原子核与阳离子的原子核之间的静电斥力使阴、阳离子相互排斥。当阴、阳离子之间的静电引力和静电斥力达到平衡时，阴、阳离子保持一定的平衡核间距，形成稳定的化学键。
2．写出下列离子化合物的电子式。
(1)MgCl2 (2)NaOH (3)Na2O2 (4)NaH
答案 (1)
(2)
(3)
(4)
(1)成键条件：成键元素的原子得、失电子的能力差别很大，电负性差值大于1.7。
(2)离子键的存在
只存在于离子化合物中：大多数盐、强碱、活泼金属氧化物(过氧化物如Na2O2)、氢化物(如NaH和NH4H)等。
1．具有下列电子排布的原子中最难形成离子键的是( )
A．1s22s22p2 B．1s22s22p5
C．1s22s22p63s2 D．1s22s22p63s1
答案 A
解析 形成离子键的元素为活泼金属元素与活泼非金属元素，A为C元素，B为F元素，C为Mg元素，D为Na元素，则只有A项碳元素既难失电子，又难得电子，不易形成离子键。
2．下列关于离子键的说法错误的是( )
A．离子键没有方向性和饱和性
B．非金属元素组成的物质也可以含离子键
C．形成离子键时离子间的静电作用包括静电引力和静电斥力
D．因为离子键无饱和性，故一种离子周围可以吸引任意多个带异性电荷的离子
答案 D
解析 活泼金属和活泼非金属元素原子间易形成离子键，但由非金属元素组成的物质也可含离子键，如铵盐，B项正确；离子键无饱和性，体现在一种离子周围可以尽可能多地吸引带异性电荷的离子，但也不是任意的，因为这个数目还要受两种离子的半径比(即空间条件是否允许)和个数比的影响，D项错误。
(1)金属元素与非金属元素形成的化学键有可能是共价键，如AlCl3。
(2)完全由非金属元素形成的化合物中有可能含离子键，如NH4Cl、NH4H，一定有共价键。
(3)离子键不具有饱和性是相对的，每种离子化合物的组成和结构是一定的，而不是任意的。
二、离子晶体
1．概念及结构特点
(1)概念：由阴、阳离子按一定方式有规则地排列形成的晶体。
(2)结构特点
①构成微粒：阴离子和阳离子，离子晶体中不存在单个分子，其化学式表示的是离子的个数比。
②微粒间的作用力：离子键。
2．晶格能(U)
(1)概念：拆开1 mol离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子时所吸收的能量。
(2)影响因素：离子晶体中离子半径越小，所带电荷越多，晶格能越大。
(3)晶格能与晶体物理性质的关系：晶格能越大，离子键越牢固，离子晶体的熔点越高、硬度越大。
3．离子晶体的结构
(1)离子的配位数：离子晶体中一个离子周围最邻近的异电性离子的数目，叫做离子的配位数。
(2)典型离子晶体的结构
化学式 NaCl CsCl
晶胞结构示意图
晶胞中微粒数 Na＋、Cl－都为4 Cs＋、Cl－都为1
阴、阳离子个数比 1∶1 1∶1
离子的配位数 Cl－和Na＋配位数都为6 Cl－和Cs＋配位数都为8
4.离子晶体的性质
(1)熔、沸点较高，硬度较大。
(2)离子晶体不导电，但熔化或溶于水后能导电。
(3)大多数离子晶体能溶于水，难溶于有机溶剂。
1．NaCl的熔点为801 ℃，CsCl的熔点为645 ℃，试解释其原因。
提示 Na＋、Cs＋所带电荷一样，但Na＋的半径小于Cs＋的半径，NaCl中的离子键强于CsCl中的离子键，所以NaCl的熔点高于CsCl的熔点。
2．试归纳总结影响离子晶体熔点高低的因素有哪些？
提示 离子所带电荷数越多，核间距越小，晶格能越大，熔点越高。
3．下面是NaCl、CsCl的晶胞结构，若晶胞参数均为a pm，试分别计算它们的密度。
(1)NaCl晶体的ρ＝________ g·cm－3。
提示
(2)CsCl晶体的ρ＝________ g·cm－3。
提示
4．过去许多人认为硫酸铵晶体中NH与SO之间的相互作用是离子键，你认为正确吗？
提示 不是，NH与SO之间形成的是氢键(N—H…O)。
1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)含有金属阳离子的晶体一定是离子晶体( )
(2)有些离子晶体中除含离子键外还存在共价键( )
(3)离子晶体受热熔化，破坏化学键，吸收能量，属于化学变化( )
(4)某些离子晶体受热失去结晶水，属于物理变化( )
答案 (1)× (2)√ (3)× (4)×
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
答案 A
解析 离子晶体在液态(即熔融态)导电，B项错误；CS2是非极性溶剂，根据“相似相溶规则”，C项错误；由于离子晶体质硬易碎，且固态不导电，D项错误。
3．MgO、Rb2O、CaO、BaO四种离子晶体的熔点高低顺序正确的是( )
A．MgO＞Rb2O＞BaO＞CaO
B．MgO＞CaO＞BaO＞Rb2O
C．CaO＞BaO＞MgO＞Rb2O
D．CaO＞BaO＞Rb2O＞MgO
答案 B
解析 四种离子晶体所含阴离子相同，所含阳离子不同。对Mg2＋、Rb＋、Ca2＋、Ba2＋进行比较，Rb＋所带电荷数少，其与O2－形成的离子键最弱，故Rb2O的熔点最低。对Mg2＋、Ca2＋、Ba2＋进行比较，它们所带电荷一样多，半径：Mg2＋＜Ca2＋＜Ba2＋，与O2－形成的离子键由强到弱的顺序是MgO＞CaO＞BaO，相应离子晶体的熔点由高到低的顺序为MgO＞CaO＞BaO。
4．在离子晶体中，阴、阳离子按一定的规律进行排列，如图甲是NaCl的晶胞结构。在离子晶体中，阴、阳离子具有或近似具有球形对称结构，它们可以看作是不等径的刚性圆球，并彼此相切，如图乙。(已知a为常数。)
(1)在NaCl晶体中，每个Na＋同时吸引________个Cl－；而Na＋与Cl－的数目之比为________。
(2)Na＋半径与Cl－半径之比为________(已知≈1.414)。
(3)若a＝5.6×10－8 cm，NaCl晶体的密度为________(已知5.63≈175.6，NaCl的摩尔质量为58.5 g·mol－1)。
答案 (1)6 1∶1 (2)0.414∶1 (3)2.2 g·cm－3
解析 (1)观察晶胞的结构可知，每个Na＋同时吸引6个Cl－；在每个晶胞中含Na＋的个数为4，含Cl－的个数也为4，即Na＋与Cl－的数目之比为1∶1。
(2)由图乙可知，因为r(Cl－)＞r(Na＋)，则r(Cl－)＝，2r(Na＋)＝a－2r(Cl－)＝a－2×，r(Na＋)＝，r(Na＋)∶r(Cl－)＝∶＝(－1)∶1＝0.414∶1。
(3)由NaCl晶体结构分析，每个晶胞中含有4个“NaCl”，
则ρV＝，ρ＝ g·cm－3≈2.2 g·cm－3。
1．下列各组数值是相应元素的原子序数，其中所表示的原子能以离子键结合形成稳定化合物的是( )
A．1与6 B．2与8 C．9与11 D．8与14
答案 C
2．具有下列外围电子排布式的基态原子中，能形成AB2型离子化合物的是( )
A．2s22p2与2s22p4 B．3s23p4与2s22p4
C．3s2与2s22p5 D．3s2与3s23p1
答案 C
3．(2020·芜湖高二线上测试)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) B．图(2)和(3)
C．图(1)和(4) D．只有图(4)
答案 C
解析 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。
4．一种离子晶体的晶胞如图所示。其中阳离子A以表示，阴离子B以表示。关于该离子晶体的说法正确的是( )
A．阳离子的配位数为8，化学式为AB
B．阴离子的配位数为4，化学式为A2B
C．每个晶胞中含4个A
D．每个A周围有4个与它等距且最近的A
答案 C
解析 用均摊法可知，晶胞中含有阳离子数为8×＋6×＝4；阴离子显然是8个，故化学式为AB2，A、B项错误；每个A周围与它等距且最近的A有12个，D项错误。
5．同类晶体物质熔、沸点的变化是有规律的，试分析下列两组物质熔点规律性变化的原因：
A组物质 NaCl KCl CsCl
熔点/K 1 074 1 049 918
B组物质 Na Mg Al
熔点/K 370 922 933
(1)A组物质是________晶体，晶体微粒之间通过______相连，离子键由强到弱的顺序为______________。
(2)B组物质是____________晶体，外围电子数由少到多的顺序是______________，微粒粒子半径由大到小的顺序是________，金属键强度由大到小的顺序为________________________。
答案 (1)离子 离子键 NaCl＞KCl＞CsCl
(2)金属 Na
解析 (1)A组物质为离子晶体，离子之间通过离子键相结合。(2)B组物质为金属晶体，是由金属键结合而成的，外围电子数排列顺序：Na
6．通过X射线探明，KCl、MgO、CaO、NiO、FeO立体结构与NaCl的晶体结构相似。
(1)某同学画出的MgO晶胞结构示意图如图所示，请改正图中错误___________________。
(2)MgO是优良的耐高温材料，MgO的熔点比CaO的高，其原因是__________________。
(3)Ni2＋和Fe2＋的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点NiO________FeO(填“＜”或“＞”)，NiO晶胞中Ni和O的配位数分别为________、________。
(4)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。
答案 (1)空心球应为O2－，实心球应为Mg2＋；8号空心球应改为实心球
(2)Mg2＋的半径比Ca2＋的半径小，MgO的晶格能大
(3)＞ 6 6
(4)
解析 (1)因为氧化镁与氯化钠的晶体结构相似，所以在晶体中每个Mg2＋周围应该有6个O2－，每个O2－周围应该有6个Mg2＋，根据此规则可得⑧应该改为黑色。由于Mg2＋的半径小于O2－的半径，所以空心球代表O2－，实心球代表Mg2＋。(2)MgO与CaO的离子电荷数相同，Mg2＋的半径比Ca2＋的半径小，MgO的晶格能大，熔点高。(3)NiO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。(4)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CaO晶胞体积为＝。
题组一 离子键和离子晶体
1．下列说法不正确的是( )
A．静电作用只有引力
B．离子键的实质是静电作用
C．离子键没有方向性和饱和性
D．离子键虽然没有饱和性，但离子晶体中阴、阳离子的个数比并不是任意的
答案 A
2．下列叙述正确的是( )
A．带相反电荷离子之间的相互吸引称为离子键
B．金属元素和非金属元素化合时不一定形成离子键
C．原子最外层只有1个电子的主族元素与卤素所形成的化学键一定是离子键
D．非金属元素形成的化合物中不可能含有离子键
答案 B
解析 离子键的本质是阴、阳离子之间的静电作用，静电作用包括静电引力和静电斥力，A项不正确；活泼金属与活泼非金属容易形成离子键，一般当成键原子元素的电负性差值小于1.7时，原子间不易形成离子键，如AlCl3和BeCl2中金属与非金属原子之间形成共价键，B项正确；原子最外层只有1个电子的主族元素包括H元素和碱金属元素，H元素与卤素形成共价键，C项不正确；由非金属元素形成的化合物中可能含有离子键，如铵盐中NH与阴离子之间形成离子键。
3．离子键的强弱主要决定于离子的半径和离子所带电荷数。一般规律是离子半径越小，离子所带电荷越多，则离子键越强。K2O、MgO、CaO三种物质中离子键由强到弱的顺序是( )
A．K2O、MgO、CaO B．MgO、K2O、CaO
C．MgO、CaO、K2O D．CaO、MgO、K2O
答案 C
解析 离子半径：K＋＞Ca2＋＞Mg2＋，离子所带电荷数：Ca2＋＝Mg2＋＞K＋，所以离子键由强到弱的顺序为MgO、CaO、K2O。
4．(2020·青岛高二居家考试)有关离子晶体的下列说法不正确的是( )
A．离子晶体在熔融状态时都能导电
B．离子晶体具有较高的熔、沸点，较大的硬度
C．离子晶体中阴、阳离子个数比为1∶1
D．氯化钠溶于水时离子键被破坏
答案 C
解析 在熔融状态下，离子晶体中存在自由移动的离子，故能导电，A项正确；离子晶体具有较高的熔、沸点和较大的硬度，B项正确；离子晶体中阴、阳离子个数比各不相同，C项不正确；氯化钠溶于水时，电离成自由移动的离子，离子键被破坏，D项正确。
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
答案 C
6．已知金属钠与两种卤族元素形成的化合物Q、P，它们的晶格能分别为923 kJ·mol－1、786 kJ·mol－1，下列有关说法不正确的是( )
A．Q的熔点比P的高
B．若P是NaCl，则Q一定是NaF
C．Q中成键离子核间距比P的小
D．若P是NaCl，则Q可能是NaBr
答案 D
解析 Q的晶格能大于P的晶格能，故Q的熔点比P的高，A项正确；因F－的半径比Cl－的小，其他卤素离子的半径比Cl－的大，故若P是NaCl，只有NaF的晶格能大于NaCl的晶格能，B项正确、D项错误；因Q、P中阳离子均为Na＋，阴离子所带电荷数相同，故晶格能的差异是由成键离子核间距决定的，晶格能越大，表明核间距越小，C项正确。
7．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 掌握好离子半径的大小变化规律是分析离子晶体性质的关键。r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)，Na＋、Mg2＋、Al3＋所带电荷依次增大，所以NaF、MgF2、AlF3的离子键依次增强，晶格能依次增大，故熔点依次升高；r(F－)＜r(Cl－)＜r(Br－)，故NaF、NaCl、NaBr的晶格能依次减小；在CsCl、NaCl、CaF2中阴离子的配位数分别为8、6、4；r(Mg2＋)＜r(Ca2＋)＜r(Ba2＋)，故MgO、CaO、BaO中离子键依次减弱，晶格能依次减小，硬度依次减小。
题组二 离子晶体的晶胞结构
8．有一种蓝色晶体，化学式可表示为Mx[Fey(CN)6]，经X射线衍射实验发现，它的结构特征是Fe3＋和 Fe2＋分别占据立方体互不相邻的顶点，而CN－位于立方体的棱上。其晶体中阴离子的基本结构单元如图所示。下列说法正确的是( )
A．该晶体的化学式为M2[Fe2(CN)6]
B．该晶体属于离子晶体，M呈＋1价
C．该晶体属于离子晶体，M呈＋2价
D．晶体中与每个Fe3＋距离最近且相等的CN－有3个
答案 B
解析 由题图可得出，晶体中阴离子的基本结构单元中Fe2＋的个数为4×＝，Fe3＋的个数也为，CN－的个数为12×＝3，因此阴离子的化学式为[Fe2(CN)6]－，则该晶体的化学式为M[Fe2(CN)6]，A错误；由阴、阳离子形成的晶体为离子晶体，M的化合价为＋1价，B正确，C错误；由题图可看出与每个Fe3＋距离最近且相等的CN－有6个，D错误。
9．已知CaF2是离子晶体，如果用“”表示F－；用“”表示Ca2＋，在如图所示中，符合CaF2晶体结构的是( )
答案 B
解析 结构中Ca2＋占据体心位置，个数为1，F－占据顶点位置，个数为4×＝，Ca2＋和F－个数比为2∶1，A项错误；结构中F－占据体心位置，个数为1，Ca2＋占据顶点位置，个数为4× ＝，Ca2＋和F－个数比为1∶2，B项正确；结构中Ca2＋占据体心位置，个数为1，F－占据顶点位置，个数为8×＝1，Ca2＋和F－个数比为1∶1，C项错误；结构中Ca2＋位于体心和棱上，个数为12×＋1＝4，F－占据顶点和面心位置，个数为8×＋6×＝4，Ca2＋和F－个数比为1∶1，D项错误。
10．在冰晶石(Na3[AlF6])晶胞中，[AlF6]3－占据的位置相当于NaCl晶胞中Cl－占据的位置，则冰晶石晶胞中含Na＋个数为( )
A．12 B．8 C．4 D．3
答案 A
解析 NaCl晶胞中所含Cl－个数为8×＋6×＝4，由题意知，冰晶石晶胞中[AlF6]3－的个数也应为4，化学式Na3[AlF6]中Na＋和[AlF6]3－的个数比为3∶1，所以冰晶石晶胞中含Na＋个数为4×3＝12。
11．黄铜矿(CuFeS2)是炼铜的最主要矿物，火法冶炼黄铜矿的过程中，其中一步反应是2Cu2O＋Cu2S6Cu＋SO2↑，其中Cu2O晶胞如图所示，下列说法错误的是( )
A．Cu原子的第一电离能小于Zn原子的第一电离能
B．该晶胞中灰球代表铜原子、白球代表氧原子
C．Cu2O和Cu2S熔点较高的是Cu2O
D．Cu2O的晶胞中Cu＋的配位数是2
答案 B
解析 Cu原子的外围电子排布式为3d104s1，失去一个电子达到较稳定的3d10，Zn原子的外围电子排布式为3d104s2，为全充满稳定状态，所以Cu原子的第一电离能小于Zn原子的第一电离能，A正确；由图知Cu2O晶胞中灰球的个数为×8＋1＝2个，白球的个数为4个，所以灰球与白球的个数比为1∶2，故灰球代表的是氧原子，白球代表的是铜原子，B错误；Cu2O和Cu2S都属于离子晶体，离子半径越小，熔点越高，离子半径：O2－＜S2－，所以熔点较高的是Cu2O，C正确；灰球代表的是氧原子，白球代表的是铜原子，根据晶胞结构可以判断Cu＋的配位数是2，D正确。
12．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EC位于晶胞的顶点和面心。则DxEC6中x的值为( )
A．1 B．2 C．3 D．4
答案 C
解析 1个晶胞中，N(D＋)＝12×＋9＝12，N(EC)＝8×＋6×＝4，故N(D＋)∶N(EC)＝12∶4＝3∶1，所以x＝3。
13．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8个
答案 A
解析 晶体中含有Ba2＋和O，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、D不正确；该氧化物的1个晶胞中含有4个Ba2＋和4个O，则晶体的化学式应为BaO2，B不正确。
14．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：
离子化合物 NaBr NaCl MgO
离子的核间距/pm 290 276 205
晶格能/(kJ·mol－1) 787 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)Cu2O的熔点比Cu2S的__________(填“高”或“低”)，请解释原因：_____________。
(3)NaF的熔点________(填“>”“<”或“＝”)BF的熔点，其原因是
___________________________________________________________________________。
答案 (1)①小 NaBr比NaCl离子的核间距大 ②氧化镁晶体中的阴、阳离子的电荷数的绝对值大，并且离子的核间距小 ③MgO (2)高 O2－的半径小于S2－的半径， Cu2O的离子键强于Cu2S的离子键，所以Cu2O的熔点比Cu2S的高 (3)＞ 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
15．某离子晶体的晶胞结构如图所示。
回答下列问题：
(1)晶体中每个Y同时吸引着______个X，每个X同时吸引着______个Y。
(2)晶体中在每个X周围与它最近且距离相等的X共有______个。
(3)设该晶体的摩尔质量为M g·mol－1，晶胞密度为ρ g·cm－3，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶体中两个最近的X间的距离为______ cm。
答案 (1)4 8 (2)12 (3)
解析 此晶胞初看比较复杂，若将X、Y分开来看，X在晶胞中的位置类同NaCl中的Na＋或Cl－，如图(a)，体内8个Y分别位于每个小立方体的中心，如图(b)。
(1)从图(b)知，每个Y同时吸引着4个X，为方便观察，根据晶胞与晶体的关系，不难想象图(a)与图(c)是等效的，所以由图(c)中心的X与图(b)中Y的关系知，每个X同时吸引着8个Y。(2)从图(c)中心的X来看，与它最近且距离相等的X处于平面四边形的对角线上，共有12个。(3)设晶胞边长为a cm，则a3·ρ·NA＝4M，a＝，两个最近的X间的距离为面对角线的一半即。
16．如图所示为高温超导领域里的一种化合物——钙钛矿的晶胞结构。
(1)在该物质的晶体结构中，每个钛离子周围与它距离最近且相等的钛离子有______个，钙离子有______个。
(2)该化合物的化学式为________。
(3)若钙、钛、氧三种元素的相对原子质量分别为a、b、c，晶胞的边长(钛离子之间的距离)为d nm(1 nm＝1×10－9 m)，则该晶体的密度为__________ g·cm－3(用NA表示阿伏加德罗常数的值)。
答案 (1)6 8 (2)CaTiO3 (3)
解析 (1)每个钛离子周围与它距离最近且相等的钛离子有6个(上、下、前、后、左、右各1个)，每个钛离子周围与它距离最近且相等的钙离子有8个。
(2)该正六面体结构单元中，钙离子位于晶胞的体心，故钙离子数为1，钛离子位于顶点，钛离子数为8×＝1，氧离子位于棱上，氧离子数为12×＝3。因此，该化合物的化学式为CaTiO3。
(3)由(2)可知，1个晶胞的质量m＝ g，体积V＝(d×10－7 cm)3＝d3×10－21 cm3，则晶体的密度ρ＝＝ g·cm－3。