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第1课时 金属晶体与离子晶体
目 标 素 养
1.借助离子晶体、金属晶体等模型认识晶体的结构特点。发展证据推理与模型认知的化学学科核心素养。
2.知道介于典型晶体之间的过渡晶体及混合型晶体是普遍存在的。发展宏观辨识与微观探析的化学学科核心素养。
知 识 概 览
一、金属键与金属晶体
1.金属键。
(1)成键粒子: 金属阳离子 和 自由电子 。
(2)存在于 金属单质或合金 中。
(3)成键本质——电子气理论:
金属原子脱落下来的 价电子 形成遍布整块晶体的“电子气”,被所有原子共用,从而把 所有的金属原子 维系在一起。
(4)金属键的特征:
金属键无方向性和饱和性,属于广域的化学键。金属晶体里的自由电子不专属于某几个特定的金属原子,而是几乎均匀地分布在整个晶体里,把所有金属原子维系在一起。
2.金属晶体。
(1)金属(除汞外)在常温下都是晶体,称其为金属晶体。
(2)用电子气理论解释金属的物理性质:
微解读 合金属于金属晶体,由于合金元素的种类与含量不同,合金的结构和性能与主要成分纯金属相比有明显差异。当两种金属元素的电负性、原子半径、化学性质相差不大时,形成的合金具有更大的强度和硬度;当两种金属元素的电负性或原子半径相差较大时,形成的合金通常具有较高的熔点和较低的塑性、韧性;若金属晶体中渗入原子半径较小的B、C、N等,则形成的合金因形成共价键而具有很高的硬度。
微判断
(1)常温下,金属单质都以金属晶体的形式存在。( )
(2)金属晶体中,金属阳离子与自由电子之间的强烈作用,在一定外力作用下,不因形变而消失。( )
(3)同主族金属元素自上而下,金属单质的熔点逐渐降低,体现金属键逐渐减弱。( )
×
√
√
微训练1
1.下列有关金属键的叙述中错误的是( )。
A.金属键没有饱和性和方向性
B.金属键是金属阳离子和自由电子之间存在的强烈的静电吸引作用
C.金属键中的自由电子属于整块金属
D.金属的性质和金属固体的形成都与金属键有关
答案:B
解析:金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”,被所有原子所共用,从而把所有的金属原子维系在一起,故金属键无饱和性和方向性;金属键是金属阳离子和自由电子之间的强烈作用,既包括金属阳离子与自由电子之间的静电吸引作用,也存在金属阳离子之间及自由电子之间的静电排斥作用;金属键中的自由电子属于整块金属;金属的性质及金属固体的形成都与金属键的强弱有关。
2.在金属晶体中,如果金属原子的价层电子数越多,原子半径越小,自由电子与金属阳离子间的作用力越大,金属的熔、沸点越高。由此判断下列各组金属熔、沸点高低顺序,其中正确的是( )。
A.Mg>Al>Ca B.Al>Na>Li
C.Al>Mg>Ca D.Mg>Ba>Al
答案:C
二、离子晶体
1.结构特点。
(1)构成粒子: 阳离子 、阴离子 。
(2)作用力: 离子键 。
(3)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。
微解读大量离子晶体的阴离子或阳离子不是单原子离子,有的还存在电中性分子,如[Cu(NH3)4]SO4·H2O;离子晶体中不仅有离子键,还可能存在共价键、氢键等。
微思考1怎样判断一种晶体是离子晶体还是分子晶体
提示:最基本的判断依据是构成晶体的微粒及微粒间的作用,另外还可从物质的类别、熔融态能否导电等方面进行判断。
2.常见的离子晶体。
3.物理性质。
(1)硬度 较大 ,难于压缩。
(2)通常,熔点和沸点 较高 。
(3)固体不导电,但在 熔融状态或水溶液 时能导电。
4.离子液体。
(1)定义:在室温或稍高于室温时呈液态的离子化合物。
(2)组成:大多数离子液体含有体积很大的阴、阳离子。
(3)性质与用途:离子液体 难 挥发,可用作 溶剂 、原电池的电解质、有机合成的催化剂等。
微思考2熔融态的NaCl、KNO3等离子化合物属于离子液体吗
提示:不属于。离子液体是指在室温或稍高于室温时呈液态的离子化合物。而NaCl、KNO3等在室温或稍高于室温时呈固态。
微训练2
1.下列物质中,含有极性共价键的离子晶体是( )。
A.NaCl B.Na2O
C.Na2O2 D.NaOH
答案:D
2.下列关于CaF2的表述正确的是( )。
A.Ca2+与F-间仅存在静电吸引作用
B.F-的半径小于Cl-的半径,则CaF2的熔点低于CaCl2的熔点
C.阴、阳离子个数比为2∶1的物质,均与CaF2的晶体构型相同
D.CaF2中的化学键为离子键,因此CaF2在熔融状态下能导电
答案:D
解析:Ca2+与F-间既有静电吸引作用,也有静电排斥作用,A项错误。离子所带电荷相同,F-的半径小于Cl-的半径,所以CaF2晶体的离子键强,CaF2的熔点高于CaCl2的熔点,B项错误。晶体构型还与离子的半径有关,所以阴、阳离子个数比为2∶1的物质,不一定与CaF2晶体构型相同,C项错误。CaF2中的化学键为离子键,CaF2在熔融状态下发生电离,因此CaF2在熔融状态下能导电,D项正确。
问题探究
氢气的安全贮存和运输是氢能应用的关键。铁镁合金是目前已发现的储氢密度较高的储氢材料之一,其晶胞结构如图所示。
(1)写出铁镁合金的化学式及推导过程。
(2)距离Mg原子最近的Fe原子个数是多少
提示:2
(3)铁镁合金中金属原子是如何维系在一起的
提示:铁镁合金中镁原子和铁原子脱落下的价电子几乎均匀地分布在整个合金里,为所有原子共用,从而把所有金属原子维系在一起。
归纳总结
1.金属晶体的物理特性分析。
(1)金属键没有方向性,当金属受到外力作用时,晶体中的各原子层发生相对滑动,但不会改变原来的排列方式,金属发生形变但不会断裂,故金属晶体具有良好的延展性。
(2)金属材料有良好的导电性是由于金属晶体中的自由电子可以在外加电场作用下发生定向移动。
(3)金属的导热性是自由电子在运动时与金属原子频繁碰撞而引起能量的交换,从而使能量从温度高的部分传到温度低的部分,使整块金属达到相同的温度。
2.金属键的强弱及对金属晶体物理性质的影响。
一般来说,金属键的强弱主要取决于金属元素原子的半径和价电子数。原子半径越大,价电子数越少,金属键越弱;原子半径越小,价电子数越多,金属键越强。一般来说:
(1)金属键越强,金属晶体的熔、沸点越高。
(2)金属键越强,金属晶体的硬度越大。
(3)同周期金属单质,从左到右(如Na、Mg、Al)熔、沸点逐渐升高。同主族金属单质,从上到下(如碱金属)熔、沸点逐渐降低。
(4)金属晶体的熔点差别很大,如汞常温下为液体,熔点(-38.9 ℃)很低,而铁(1 538 ℃)等金属熔点很高。
典例剖析
【例1】 下图是金属晶体内部电子气理论图:
电子气理论可以用来解释金属的性质,其中正确的是( )。
A.金属能导电是因为金属阳离子在外加电场作用下定向移动
B.金属能导热是因为自由电子在热的作用下相互碰撞,从而发生热的传导
C.金属具有延展性是因为在外力的作用下,金属阳离子各层间会出现相对滑动,但自由电子可以起到类似润滑的作用,使金属不会断裂
D.合金与纯金属相比,增加了不同的金属或非金属,使电子数目增多,所以合金的延展性比纯金属强,硬度比纯金属小
C
解析:金属能导电是因为自由电子在外加电场作用下定向移动,A项错误。金属能导热是因为自由电子在热的作用下与金属阳离子频繁碰撞,从而发生热的传导,B项错误。合金与纯金属相比,增加了不同的金属或非金属,相当于填补了金属阳离子之间的空隙,所以一般情况下合金的延展性比纯金属弱,硬度比纯金属大,D项错误。
思想方法
分析金属的物理性质和化学性质的思维模型
学以致用
1.根据下列对四种物质的有关性质的叙述,判断其中可能属于金属晶体的是( )。
A.由分子间作用力结合而成,熔点低
B.固体或熔融后易导电,熔点在1 000 ℃左右
C.具有共价键三维骨架结构,熔点高
D.固体和熔融状态不导电,但溶于水后可能导电
答案:B
解析:A项中物质可能为分子晶体;B项中固体能导电,熔点在1 000 ℃左右,不是很高,可能为金属晶体;C项中物质可能为共价晶体;D项中物质可能为分子晶体。
2.因生产金属铁的工艺和温度等因素不同,产生的铁单质的晶体结构也不同。两种铁晶胞(均为立方体,边长分别为以a nm和1.22a nm)的结构示意图如图。下列说法不正确的是( )。
A.用X射线衍射可测定铁晶体的结构
B.图2代表的铁单质中,一个铁原子周围最多有4个紧邻的铁原子
C.图1与图2代表的铁单质中,原子之间以金属键相互结合
D.图1与图2代表的铁单质的密度不同
答案:B
问题探究
从海水中提取食盐通常用“盐田法”,其原理是利用太阳能将海水中的水分蒸发,食盐因溶液过饱和而结晶析出,因此又称为“太阳能蒸发法”。
(1)为什么食盐水能够导电,而氯化钠固体却不能导电
提示:食盐易溶于水,食盐水中含有一定浓度的能自由移动的Na+和Cl-,在外加电场的作用下能发生定向移动从而导电。氯化钠固体中虽然含有Na+和Cl-,它们在静电力的作用下只能在平衡位置振动,却不能自由移动,所以氯化钠固体不导电。
(2)为什么用铁锅焙炒食盐时(炉灶温度约300 ℃),食盐不熔化。试从氯化钠的晶体结构角度解释其原因。
提示:因为氯化钠晶体中Na+和Cl-相互作用形成离子键,离子键比较强,氯化钠晶体熔化需破坏离子键,需要较高的能量,所以氯化钠晶体的熔点(801 ℃)比较高,远高于炉灶温度(300 ℃),所以用铁锅焙炒食盐时食盐不会熔化。
归纳总结
1.离子晶体的构成特点。
(1)离子晶体是由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。
(2)离子晶体中粒子之间的作用力是离子键。由于静电作用没有方向性,故离子键没有方向性。只要条件允许,阳离子周围可以尽可能多地吸引阴离子,同样,阴离子周围可以尽可能多地吸引阳离子,故离子键也没有饱和性。根据静电作用大小的影响因素可知,在离子晶体中阴、阳离子半径越小,所带电荷数越多,离子键越强。
(3)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“分子”组成。
2.离子晶体的性质。
性质 原因
熔、
沸点 离子晶体中有较强的离子键,要使它们由固态变成液态或气态时需消耗较多的能量,所以离子晶体有较高的熔、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,受到冲击力作用时,部分离子键会发生断裂,导致晶体破碎
性质 原因
导电性 不导电,但熔融或溶于水后能导电。离子晶体中阴、阳离子不能自由移动,因此离子晶体不导电。升高温度时,阴、阳离子获得足够的能量克服离子间的相互作用力,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
性质 原因
溶解性 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(如汽油、苯、CCl4)中。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。
(1)根据物质的类别(或构成粒子的种类)进行判断:强碱、大多数盐、活泼金属的氧化物(如Na2O和Na2O2)、活泼金属的氢化物(如NaH)等离子化合物都是离子晶体。
(2)根据元素的性质和种类进行判断:成键元素的电负性差值大于1.7的物质,大多数为离子晶体;活泼的金属元素(如第ⅠA、ⅡA族元素)与活泼的非金属元素(如第ⅥA、ⅦA族元素)组成的化合物一般是离子晶体。
(3)根据物质的性质进行判断:离子晶体一般具有较高的熔点、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.常见离子晶体的晶胞结构。
典例剖析
【例2】 根据表中给出物质的熔点数据(AlCl3沸点为260 ℃),判断下列说法错误的是( )。
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.晶体硼是共价晶体
答案:C
解析:根据表中各物质的熔点,判断晶体类型。NaCl和MgO是离子晶体,故熔点越高,说明离子键越强,A项正确。SiCl4是共价化合物,熔点较低,为分子晶体,硼为非金属单质,熔点很高,是共价晶体,B、D项正确。AlCl3虽是由活泼金属和活泼非金属形成的化合物,但其晶体的熔点较低,应属于分子晶体,C项错误。
学以致用
3.氧化钙在2 973 K时熔化,而氯化钠在1 074 K时熔化,两者的离子间距离和晶体结构都类似,有关它们熔点差别较大的原因叙述不正确的是( )。
A.氧化钙晶体中阴、阳离子所带的电荷数多
B.氧化钙中氧离子与钙离子之间的作用力更强
C.氧化钙的摩尔质量比氯化钠的摩尔质量小
D.在氧化钙与氯化钠的离子间距离类似的情况下,熔点主要由阴、阳离子所带电荷数的多少决定
答案:C
解析:氧化钙和氯化钠的离子间距离和晶体结构都类似,故熔点主要由阴、阳离子所带电荷数的多少决定,与摩尔质量无关。
答案:①⑧
4.下列性质适合于离子晶体的是( )。
①熔点1 070 ℃,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0.97 g·cm-3
⑤熔点-218 ℃,难溶于水
⑥熔点3 900 ℃,硬度很大,不导电
⑦难溶于水,固态时导电,升温时导电能力减弱
⑧难溶于水,熔点高,固态时不导电,熔融时导电
A.①⑧ B.②③⑥ C.①④⑦ D.②⑤
解析:离子晶体液态时能导电,难溶于非极性溶剂,熔点较高、质硬而脆,固态时不导电,故②③④⑤⑦均不符合离子晶体的特点;⑥中熔点达3 900 ℃,硬度很大,应是共价晶体。故只有①⑧符合题意。
1.我国的超级钢研究居于世界领先地位。某种超级钢中除Fe外,还含Mn 10%、C 0.47%、Al 2%、V 0.7%。下列说法中错误的是( )。
A.上述五种元素中,有两种位于元素周期表的p区
B.超级钢的晶体一定是金属晶体
C.通过X射线衍射实验可以确定超级钢的晶体结构
D.超级钢中只存在离子键
答案:D
解析:C、Al两种元素属于p区元素, A项正确。超级钢是合金,属于金属晶体, B项正确。区分晶体和非晶体最科学的方法是对固体进行X射线衍射实验, C项正确。超级钢中存在的是金属键, D项错误。
2.离子晶体不可能具有的性质是( )。
A.较高的熔、沸点 B.良好的导电性
C.溶于极性溶剂 D.坚硬而易粉碎
答案:B
解析:离子晶体一般硬而脆,具有较高的熔、沸点,离子晶体在熔融或溶解时才可以导电,固体不导电,部分离子晶体易溶于水,如氯化钠。
3.下列关于金属性质和原因的描述不正确的是( )。
A.金属一般具有银白色光泽是物理性质,与金属键没有关系
B.金属具有良好的导电性,是因为在金属晶体中共享了金属原子的价电子,形成了“电子气”,在外电场的作用下自由电子定向移动形成电流
C.金属具有良好的导热性能,是因为自由电子在受热后,加快了运动速率,自由电子通过与金属原子发生碰撞,传递能量
D.金属晶体具有良好的延展性,是因为金属晶体中的原子层可以滑动而不破坏金属键
答案:A
解析:金属具有银白色光泽是因为金属中的自由电子吸收了可见光,又把各种波长的光大部分反射出来,因而金属一般有银白色光泽,A项错误。
4.NH4Cl的晶胞为立方体,其结构如图所示。下列说法不正确的是( )。
A.NH4Cl晶体属于离子晶体
B.NH4Cl晶胞中H—N—H键角为90°
C.NH4Cl晶体中既有离子键又有共价键
D.每个Cl-周围与它最近且等距离的 的数目为8
答案:B
5.同类晶体物质熔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 317 923 933
晶体熔点的高低,决定于组成晶体的粒子间的作用力的大小。A组是 晶体,晶体的粒子之间通过 相连,粒子之间的作用力由大到小的顺序是 。B组晶体属于 晶体,价电子数由少到多的顺序是 ,离子半径由大到小的顺序是 。金属键强弱由小到大的顺序为 。
答案:离子 离子键 NaCl>KCl>CsCl 金属 Na
Mg2+>Al3+ Na解析:A组中NaCl、KCl、CsCl为同一主族的卤化物且均为离子化合物,故熔点与离子键的强弱有关,离子键越弱,熔点越低。Na+、K+、Cs+的离子半径逐渐增大,故Na+与Cl-、K+与Cl-、Cs+与Cl-间的离子键逐渐减弱,NaCl、KCl、CsCl的熔点依次降低。B组中Na、Mg、Al是金属晶体且Na、Mg、Al的价电子数依次增多,Na+、Mg2+、Al3+的离子半径逐渐减小,因此金属原子核对外层电子的束缚能力越来越大,形成的金属键越来越牢固,故熔点依次升高。第1课时 金属晶体与离子晶体
课后·训练提升
基础巩固
1.下列关于晶体的说法正确的是( )。
A.晶体中只要有阳离子,就一定有阴离子
B.晶体中只要有阴离子,就一定有阳离子
C.有金属光泽的晶体一定是金属晶体
D.根据晶体能否导电能判断晶体是否属于金属晶体
答案B
解析金属晶体中,有金属阳离子而没有阴离子,A项错误。晶体中只要有阴离子,就一定有阳离子,B项正确。有金属光泽的晶体不一定是金属晶体,如晶体碘、晶体硅,C项错误。能导电的晶体不一定是金属晶体,如石墨,D项错误。
2.根据下列实验事实,能确定某晶体一定是离子晶体的是 ( )。
A.晶体熔点达2 500 ℃
B.晶体不导电,溶于水导电
C.晶体不导电,熔融态能导电
D.温度越高,溶解度越大
答案C
解析熔点为2 500 ℃的可以是金属晶体、共价晶体或离子晶体;晶体不导电,水溶液导电可以是离子晶体或分子晶体;温度升高,多数物质的溶解度增大。
3.依据“电子气”的金属键模型,下列对于金属导电性随温度变化的解释,正确的是( )。
A.温度升高,自由电子的动能变大,以致金属导电性增强
B.温度升高,自由电子在热的作用下与金属原子频繁碰撞,以致金属导电性减弱
C.温度升高,自由电子互相碰撞的次数增加,以致金属导电性减弱
D.温度升高,自由电子间的吸引力变小,以致导电性增强
答案B
解析温度升高时,自由电子在热的作用下与金属原子频繁碰撞,故温度越高,导电性越弱。
4.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( )。(图中球的大小不反映离子半径的实际大小)
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。
5.硅烷(SiH4)可用于制造高纯硅,而SiH4可由硅化镁(熔点1 102 ℃)制得,硅化镁晶体的晶胞如图所示,每个Mg原子位于Si原子组成的四面体中心。下列说法不正确的是 ( )。
A.硅化镁可能为分子晶体
B.硅化镁的化学式为Mg2Si
C.每个晶胞中含有8个Mg原子
D.每个Si原子周围距离最近且等距的Mg原子有8个
答案A
解析硅化镁熔点为1 102 ℃,可知硅化镁为离子晶体,故A项错误;8个Mg位于晶胞体内,Si位于顶角和面心,个数为8×+6×=4,Mg与Si原子个数为8∶4=2∶1,化学式为Mg2Si,故B项正确;8个Mg位于晶胞体内,为晶胞独有,故C项正确;由晶胞图可知,面心的Si与4个Mg连接,面心的原子为两个晶胞所有,故每个Si原子周围距离最近且等距的Mg原子有8个,故D项正确。
6.参考下表中物质的熔点,回答下列问题。
物质 NaF NaCl NaBr NaI
熔点/℃ 995 801 775 651
物质 NaCl KCl RbCl CsCl
熔点/℃ 801 776 715 646
物质 SiF4 SiCl4 SiBr4 SiI4
熔点/℃ -90.2 -70.4 5.2 120.5
物质 SiCl4 GeCl4 SnCl4 PbCl4
熔点/℃ -70.4 -49.5 -36.2 -15
(1)钠的卤化物的熔点比相应的硅的卤化物的熔点高得多,这与 有关,因为一般 的熔点比 的熔点高。
(2)钠的卤化物及碱金属氯化物的熔点与卤素离子及碱金属离子的 有关,随着 增大,熔点依次降低。
(3)硅的卤化物及硅、锗、锡、铅的氯化物熔点与 有关,随着 增大, 增强,熔点依次升高。
答案(1)晶体类型 离子晶体 分子晶体
(2)半径 半径
(3)相对分子质量 相对分子质量 分子间作用力
解析(1)表中第一栏和第二栏中物质的熔点明显高于第三、四栏其余物质的熔点,前者为第ⅠA族元素与第ⅦA族元素组成的离子晶体,而后者为分子晶体。
(2)物质熔化实质是减弱晶体内粒子间的作用力,故离子晶体的熔点与离子键的强弱有关。对钠的卤化物进行比较:卤素离子半径是r(F-)(3)分子晶体内的粒子是分子,因此分子晶体的熔点与分子间的作用力有关。硅的卤化物分子具有相似的结构,从SiF4到SiI4,相对分子质量逐渐增大,说明熔点随相对分子质量的增加而增大。硅、锗、锡、铅的氯化物具有相似的结构,从SiCl4到PbCl4,相对分子质量逐渐增大,说明熔点随相对分子质量的增加而增大。
7.晶体具有周期性的微观结构,表现出许多独特的性质,用于制造各种材料。
(1)干冰(图1)常用作制冷剂、人工降雨材料等。
图1
①1个CO2分子周围等距且最近的CO2分子有 个。
②铜金合金的晶胞结构与干冰相似,若顶角为Au、面心为Cu,则铜金合金晶体中Au与Cu原子数之比为 。
(2)NiO晶体与NaCl晶体结构相似。图2为NaCl的晶胞图。
图2
①NiO的熔点远高于NaCl,结合下表说明理由: 。
晶体 离子间距/pm 熔点/℃
NaCl =276 801
NiO =212 1 960
②设阿伏加德罗常数的值为NA,距离最近的两个Ni2+间距为a pm(1 pm=10-10 cm),NiO的摩尔质量为M g·mol-1,则晶体的密度为 g·cm-3(用a表示,列出计算式)。
答案(1)①12 ②1∶3
(2)①NiO和NaCl晶体类型相同,Ni2+和O2-都是二价离子,Na+和Cl-都是一价离子;Ni2+和O2-间距比Na+和Cl-间距更小,NiO晶体中作用力更强
②
解析(1)①以顶角的二氧化碳分子研究,与之最近的二氧化碳分子位于面心上,与之最近的二氧化碳分子有=12个。
②若顶角为Au、面心为Cu,晶胞中含有Au原子数目为8×=1,晶胞中含有Cu原子数目为6×=3,则铜金合金晶体中Au与Cu原子数之比为1∶3。
(2)①NaCl、NiO都是离子晶体,NiO晶体中离子的电荷数大于NaCl,由离子间距可知NiO晶体中离子半径小,NiO的晶格能大,其离子键的键能大,熔点高。
②由图可知NaCl晶体中存在4个Na+和4个Cl-,则NiO晶体中存在4个Ni2+和4个O2-,则晶胞质量为 g,距离最近的两个Ni2+位于顶角和面心,为面对角线的一半,间距为a pm,则棱长为a pm,则体积为(a×10-10cm)3,则晶体密度ρ= g·cm-3= g·cm-3。
能力提升
1.下列关于晶体的说法中错误的是( )。
A.金刚石、SiC、NaF、NaCl、H2O、H2S晶体的熔点依次降低
B.离子晶体中只有离子键没有共价键,分子晶体中肯定没有离子键
C.CaTiO3晶体中(晶胞结构如图所示)每个Ti4+和12个O2-紧邻
CaTiO3的晶胞结构模型
D.氯化钠熔化时离子键被破坏
答案B
解析离子晶体内可能有共价键,如NaOH、Na2O2等,B项错误。
2.Ni与Al形成的合金具有抗高温氧化、耐腐蚀等优点,微观结构如图a所示;用金属铼(Re)掺杂后,形成的化合物NixAlyR的微观结构如图b所示。
已知:Re与Mn同族。下列说法正确的是( )。
A.Re与Ni均为ds区元素
B.图b为化合物NixAlyR的晶胞结构
C.x=3,y=0.875
D.图a的晶胞参数为a pm,则晶体密度为 g·cm-3
答案C
解析Re与Mn同族,位于第ⅦB族,Ni位于第Ⅷ族,都属于d区元素,故A项错误;由图b结构不能无隙并置形成晶体结构,图b不是晶胞结构,故B项错误;由图b可知,Al位于其中7个顶角,7×,Re位于1个顶角,1×,Ni位于面心,个数为6×=3,则x=3,y=0.875,故C项正确;由图a可知,Al位于顶角,个数为8×=1,Ni位于面心,6×=3,晶胞质量为 g,晶胞体积为(a×10-10)3 cm3,晶体密度ρ= g·cm-3= g·cm-3,故D项错误。
3.钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。
(1)元素K的焰色试验为紫色,其中紫色对应的辐射波长接近 nm(填字母)。
A.410 B.550
C.670 D.760
(2)K和Cr属于同一周期,且核外最外层电子构型相同,但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低,原因是 。
(3)X射线衍射测定等发现,I3AsF6中存在的空间结构为 ,中心原子的轨道杂化类型为 。
(4)KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料,具有钙钛矿型的立方结构,边长为a=0.446 nm,晶胞中K、I、O分别处于顶角、体心、面心位置,如图所示。与K紧邻的O个数为 ,K与O间的最短距离为 nm(已知=1.414,计算结果保留到小数点后三位)。
(5)在KIO3晶胞结构的另一种模型中,I处于各顶角位置,则K处于 位置,O处于 位置。
答案(1)A
(2)K的原子半径较大且价电子数较少,金属键较弱
(3)V形 sp3
(4)12 0.315
(5)体心 棱中点
解析(1)可见光中紫色波长较短,400~435 nm,A项正确。(2)K的原子半径大于Cr的半径,且价电子数较少,金属键较弱,因此K的熔点、沸点比Cr低。(3)可写为I+·I2,其σ键电子对数为2,孤电子对数为2,利用价层电子对互斥模型可判断的空间结构为V形,中心原子的杂化类型为sp3。(4)根据晶胞的结构,距离K最近的O的个数为12个;K与O间的最短距离是面对角线的一半,即为×0.446 nm=0.315 nm。(5)根据KIO3的化学式,以及晶胞结构,可知K处于体心,O处于棱中点。
4.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,其主要作用除了降低熔点之外还有 。
(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,请改正图中错误: 。
(3)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 NaF MgF2 SiF4
熔点/℃ 995 1 261 -90.2
解释表中氟化物熔点差异的原因: 。
答案(1)增强熔融盐的导电性
(2)8号白色空心球应改为黑色实心球
(3)离子晶体中粒子间的作用力随阳离子半径的减小、电荷的增大而增大,故MgF2的熔点高于NaF的熔点;SiF4是分子晶体,晶体中粒子间的作用力为范德华力,因而熔点较低
解析(1)这些物质不能实际参与反应,是为了降低熔点及增强熔融盐的导电性。
(3)离子晶体中粒子间的作用力随阳离子半径的减小、电荷的增大而增大,故MgF2的熔点高于NaF的熔点;SiF4是分子晶体,晶体中粒子间的作用力为范德华力,因而熔点较低。