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第1课时 金属晶体 离子晶体(基础课)
第3章 不同聚集状态的物质与性质
第2节 几种简单的晶体结构模型
素养目标 1．能借助金属晶体结构模型认识金属晶体的结构特点。能利用形成晶体的作用力解释金属的性质。
2．认识几种常见离子晶体的模型，并能解释离子晶体的性质。建立认知模型，并能运用模型解释化学现象，揭示现象的本质和规律。
旧知
回顾 1．金属具有很多共同的物理性质。例如，常温下它们都是固体(汞除外)，有金属光泽，大多数为电和热的优良导体，有延展性，密度较大，熔点较高。
2．加热熔合某些金属或非金属而制得的合金，其性能会发生改变。合金的强度和硬度一般比组成它们的纯金属更高，抗腐蚀性能等也更好，因此，合金具有更广泛的用途。
3．离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键。
4．离子化合物中一定含有离子键，离子化合物中不存在单个的分子。
必备知识 自主预习
一、金属晶体
1．概念
金属原子通过______形成的晶体称为金属晶体。
2．特点
金属键没有____性和____性，金属晶体可以看作是________的堆积。
金属键
饱和
方向
等径圆球
常见金属 Ca、Cu、Au、
Al、Pd、Pt、Ag Li、Na、K、
Ba、W、Fe Mg、Zn、Ti
结构示意图
配位数 __ _ __
3．常见金属晶体的结构
12
8
12
4．物理通性
(1)通性：金属晶体具有金属光泽，有良好的____、____和______。
(2)原因：金属键在整个____的范围内起作用。在锻压或锤打时，密堆积层的金属原子之间比较容易产生____，这种滑动不会破坏密堆积的排列方式，而且在滑动过程中“________”能够维系整个金属键的存在，即各层之间始终保持着金属键的作用，因此金属晶体虽然发生了形变但不致断裂。
延性
展性
可塑性
晶体
滑动
自由电子
想一想 金属在发生变形延展时，金属键断裂吗？
提示：不断裂。
晶体类型 NaCl型 CsCl型 CaF2型
晶胞
二、离子晶体
1．概念
阴、阳离子在空间呈现周期性重复排列所形成的晶体。
2．常见的离子晶体
晶体类型 NaCl型 CsCl型 CaF2型
晶胞中微
粒数 Na＋ _
Cl－ _ Cs＋ _
Cl－ _ Ca2+ _
F－ _
物质 Li、Na、K、Rb的卤化物，AgF、MgO等 CsBr、CsI、NH4Cl等 BaF2、PbF2、CeO2等
4
4
1
1
4
8
3．晶格能
(1)概念：将1 mol 离子晶体完全____为气态阴、阳离子所吸收的能量。
(2)意义：衡量离子键的强弱。晶格能越大，表示离子键越__，离子晶体越____。
(3)影响因素：
①晶格能与阴、阳离子所带______以及阴、阳离子间的____有关。
②与离子晶体的________有关。
气化
强
稳定
电荷数
距离
结构类型
4．特性
(1)____、____较高，而且随着离子电荷的增加，离子间距的缩短，______增大，熔点升高。
(2)一般__溶于水，难溶于______溶剂。
(3)在固态时不导电，____状态或在______中能导电。
熔点
沸点
晶格能
易
非极性
熔融
水溶液
判一判 (正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)离子晶体一定含有金属阳离子。 ( )
(2)金属晶体和离子晶体的导电实质是一样的。 ( )
(3)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。 ( )
(4)氯化钠的分子式为NaCl。 ( )
×
×
×
×
关键能力 情境探究
[情境探究]
金属钾、铜的部分结构和性质的数据如下表所示：
金属晶体的结构与性质
金属 K Cu
基态原子价电子排布 4s1 3d104s1
原子半径/pm 255 128
熔点/℃ 63.4 1 083
1．为什么金属钾的熔点低于金属铜？
提示：铜的原子半径更小、基态原子的价电子数更多，铜的金属键强于钾，故铜的熔点更高。
2．请分析金属钾、铜的硬度的相对大小，并说明理由。
提示：铜的金属键强于钾，故硬度：铜＞钾。
3．铜晶体的晶胞如图所示。设铜原子的直径为d，用NA表示阿伏加德罗常数，在立方体的各个面的对角线上，3个铜原子彼此两两相切，M表示铜的摩尔质量，铜晶体的密度为多少？
[归纳总结]
1．金属晶体熔点的影响因素
同类型的金属晶体的熔点由金属阳离子半径、离子所带的电荷决定，阳离子半径越小，所带电荷越多，相互作用力就越强，熔点就越高。例如，熔点：Li＞Na＞K＞Rb＞Cs，Na＜Mg＜Al。
2．金属硬度的影响因素
金属的硬度取决于金属晶体内部作用力的强弱。一般来说金属基态原子的价电子数越多，原子半径越小，金属晶体内部作用力越强，晶体硬度越大。
结构示
意图
晶胞
3．常见金属晶体的结构
配位数 6 8 12 12
a与r的关系(a为晶胞边长，r为金属原子半径) a＝2r(位于边上的两个原子相切)
[能力达成]
1．物质结构理论推出：金属键越强，其金属的硬度越大，熔、沸点越高。且研究表明，一般来说，金属阳离子半径越小，所带电荷越多，则金属键越强，由此判断下列说法错误的是( )
A．硬度：Mg＞Al B．熔点：Mg＞Ca
C．硬度：Mg＞K D．熔点：Ca＞K
√
A [Mg2+半径比Al3+大，所带电荷数比Al3+少，则金属键的键能：Mg＜Al，硬度：Mg＜Al，A错误；Mg2+半径比Ca2+小，所带电荷数相同，则金属键的键能：Mg＞Ca，熔点：Mg＞Ca，B正确；Mg2+半径比K＋小，所带电荷数比K＋多，则金属键的键能：Mg＞K，硬度：Mg＞K，C正确；Ca2+半径比K＋小，所带电荷数比K＋多，则金属键的键能：Ca＞K，熔点：Ca＞K，D正确。]
2．铁有δ、γ、α三种晶体在结构，如图是δ、γ、α三种晶体不同温度下转化的示意图，下列有关说法不正确的是( )
A．δ－Fe晶体中与每个铁原子距离相等且最近的铁原子有8个
B．γ－Fe晶体中与每个铁原子距离相等且最近的铁原子有12个
C．α－Fe晶胞边长若为a cm，γ－Fe晶胞边长若为b cm，则α－Fe和γ－Fe两种晶体的密度比为b3∶4a3
D．将铁加热到1 500 ℃分别急速冷却和缓慢冷却，得到的晶体类型相同
√
√
√
[情境探究]
材料一 氯化钠晶体及结构模型
离子晶体的结构与性质理解
材料二 三种不同离子晶体的核间距和部分晶格能如下表：
晶体 NaBr NaCl MgO
离子间距/pm 290 276 205
晶格能/(kJ·mol-1) ？ 787 3 890
1．在NaCl晶体中，每个Na＋周围同时吸引________个Cl－，每个Cl－周围也同时吸引着________个Na＋；在NaCl晶胞中含有________个Na＋、______个Cl－，晶体中每个Na＋周围与它距离最近且相等的Na＋共有________个。
提示：6 6 4 4 12
2．NaCl晶体熔化时破坏的作用力是什么？
提示：离子键。
3．上述三种离子晶体晶格能最大的是________(填化学式，后同)，熔点最高的是________，硬度最大的是________。
提示：MgO MgO MgO
晶体类型 晶胞示意图 结构特点
NaCl型(Li、Na、K和Rb的卤化物，AgF、MgO等) ①Na＋、Cl－的配位数均为6
②每个Na＋(Cl－)周围紧邻(距离最近且相等)的Cl－(Na＋)构成正八面体
③每个Na＋(Cl－)周围紧邻的Na＋(Cl－)有12个
④每个晶胞中含4个Na＋、4个Cl－
[归纳总结]
1．离子晶体的简单结构类型
晶体类型 晶胞示意图 结构特点
CsCl型(CsBr、CsI、NH4Cl等) ①Cs＋、Cl－的配位数均为8
②每个Cs＋(Cl－)周围紧邻的Cl－(Cs＋)构成正六面体
③每个Cs＋(Cl－)周围紧邻的Cs＋(Cl－)有6个
④每个晶胞中含1个Cs＋、1个Cl－
晶体类型 晶胞示意图 结构特点
CaF2型(BaF2、PbF2、CeO2
等)
2．离子晶体的晶格能越大，其熔、沸点越高、硬度越大。
3．离子晶体的判断方法
(1)依据组成晶体的微粒和微粒间的作用力判断。
(2)依据物质类别判断。活泼金属氧化物、强碱和绝大多数盐类是离子晶体。
(3)依据导电性判断。离子晶体溶于水和熔融状态下均导电。
(4)依据熔、沸点和溶解性判断。离子晶体熔、沸点较高，多数能溶于水，难溶于有机溶剂。
[能力达成]
1．下列描述符合离子晶体性质的是( )
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
√
A [离子晶体在液态(即熔融态)时能导电，所以B项描述的不是离子晶体的性质；CS2是非极性溶剂，一般离子晶体难溶于非极性溶剂；由于离子晶体质硬易碎，且固态不导电，所以D项描述的不是离子晶体的性质。]
2．离子晶体熔点的高低取决于晶体中阳离子与阴离子之间的静电作用，静电作用大则熔点高，静电作用小则熔点低。试根据学过的知识，判断KCl、NaCl、CaO、BaO四种晶体熔点的高低顺序是( )
A．KCl>NaCl>BaO>CaO
B．NaCl>KCl>CaO>BaO
C．CaO>BaO>NaCl>KCl
D．CaO>BaO>KCl>NaCl
√
3．(双选)有一种蓝色晶体[可表示为MxFey(CN)6]，经X射线研究发现，其晶体中阴离子的最小结构单元如图所示。它的结构特征是Fe3+和Fe2+互相占据立方体互不相邻的顶点，而CN－位于立方体的棱上，则下列说法正确的是( )
A．x＝2，y＝1
B．该晶体属于离子晶体，M为＋1价
C．M的离子不可能在立方体的体心位置
D．该晶胞中与每个Fe3+距离最近且相等的CN－有3个
√
√
[教材链接]
[教材 交流·研讨]
根据表格数据，回答下列有关问题：
(1)已知NaBr、NaCl、MgO等的离子间距和晶格能如下表所示：
NaBr NaCl MgO
离子间距/pm 290 276 205
晶格能/(kJ·mol-1) 787 3890
①NaBr晶体比NaCl晶体的晶格能________(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________。
小
NaBr比NaCl的离子间距大
氧化镁晶体中的阴、
阳离子的电荷数绝对值大，并且离子间距小
MgO
(2)Cu2O的熔点比Cu2S的________(填“高”或“低”)，请解释原因：_________________________________________________________________________________。
(3)NaF的熔点________(填“>”“<”或“＝”)KCl的熔点，其原因是________________________________________________________________________________。
高
O2-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
>
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
学习效果 随堂评估
1．MgO、Rb2O、CaO、BaO四种离子晶体熔点的由高到低的顺序是( )
A．MgO>Rb2O>BaO>CaO
B．MgO>CaO>BaO>Rb2O
C．CaO>BaO>MgO>Rb2O
D．CaO>BaO>Rb2O>MgO
2
4
3
题号
1
√
B [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+CaO>BaO，相应离子晶体的熔点由高到低的顺序为MgO>CaO>BaO。综上所述，四种离子晶体熔点的由高到低顺序是MgO>CaO>BaO>Rb2O。]
2
4
3
题号
1
2
3
题号
1
4
√
√
2
3
题号
1
4
3．NaCl的Born—Haber循环如图所示。已知：元素的气态原子或离子获得一个电子所放出的能量称为电子亲和能。下列有关说法正确的是( )
2
3
题号
4
1
A．Cl—Cl键的键能为119.6 kJ·mol-1
B．Na的第一电离能为603.4 kJ·mol-1
C．NaCl的晶格能为410.9 kJ·mol-1
D．Cl的第一电子亲和能为348.3 kJ·mol-1
2
3
题号
4
1
√
D [Cl—Cl键的键能为断裂1 mol Cl—Cl键形成气态氯原子所吸收的能量，Cl—Cl键的键能为 239.2 kJ·mol-1，A错误；Na的第一电离能为1 mol气态基态钠原子失去1个电子形成气态钠离子所需要的最小能量，Na的第一电离能为495.0 kJ·mol-1，B错误；根据图示，NaCl的晶格能为785.6 kJ·mol-1，C错误，根据图示，Cl的第一电子亲和能为348.3 kJ·mol-1，D正确。]
2
3
题号
4
1
4．离子晶体是常见的晶体类型。请回答以下问题：
(1)离子晶体中，阴、阳离子半径之比是决定晶体构型的重要因素之一，配位数与离子半径之比存在如下关系：
已知在某离子化合物AB中，A＋的半径为84 pm，B－的半径为
140 pm。分析以上信息，与A＋配位的所有B－，在空间构成的立体形状为________________。
2
4
3
题号
1
正八面体形
(2)硫化亚铜和氧化亚铜均为离子晶体，其中熔点较高的为_________(填化学式)，原因是______________________________。
(3)H和Mg能形成一种离子型储氢材料，晶胞结构如图所示：
则该晶体中Mg2+的配位数为______，晶体的化学式为_________。
已知该晶体的密度为ρ g·cm-3，则每个晶胞的体积为____cm3(用ρ、NA表示，其中NA表示阿伏加德罗常数的值)。
2
4
3
题号
1
Cu2O
氧离子半径小于硫离子半径
6
MgH2
2
4
3
题号
1第2节 几种简单的晶体结构模型
第1课时 金属晶体 离子晶体(基础课)
素养 目标 1．能借助金属晶体结构模型认识金属晶体的结构特点。能利用形成晶体的作用力解释金属的性质。 2．认识几种常见离子晶体的模型，并能解释离子晶体的性质。建立认知模型，并能运用模型解释化学现象，揭示现象的本质和规律。
旧知 回顾 1．金属具有很多共同的物理性质。例如，常温下它们都是固体(汞除外)，有金属光泽，大多数为电和热的优良导体，有延展性，密度较大，熔点较高。 2．加热熔合某些金属或非金属而制得的合金，其性能会发生改变。合金的强度和硬度一般比组成它们的纯金属更高，抗腐蚀性能等也更好，因此，合金具有更广泛的用途。 3．离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键。 4．离子化合物中一定含有离子键，离子化合物中不存在单个的分子。
一、金属晶体
1．概念
金属原子通过金属键形成的晶体称为金属晶体。
2．特点
金属键没有饱和性和方向性，金属晶体可以看作是等径圆球的堆积。
3．常见金属晶体的结构
常见 金属 Ca、Cu、Au、 Al、Pd、Pt、Ag Li、Na、K、 Ba、W、Fe Mg、Zn、Ti
结构 示意图
配位数 12 8 12
4．物理通性
(1)通性：金属晶体具有金属光泽，有良好的延性、展性和可塑性。
(2)原因：金属键在整个晶体的范围内起作用。在锻压或锤打时，密堆积层的金属原子之间比较容易产生滑动，这种滑动不会破坏密堆积的排列方式，而且在滑动过程中“自由电子”能够维系整个金属键的存在，即各层之间始终保持着金属键的作用，因此金属晶体虽然发生了形变但不致断裂。
金属在发生变形延展时，金属键断裂吗？
提示：不断裂。
二、离子晶体
1．概念
阴、阳离子在空间呈现周期性重复排列所形成的晶体。
2．常见的离子晶体
晶体类型 NaCl型 CsCl型 CaF2型
晶胞
晶胞中微粒数 Na＋ 4 Cl－ 4 Cs＋ 1 Cl－ 1 Ca2+ 4 F－ 8
物质 Li、Na、K、Rb的卤化物，AgF、MgO等 CsBr、CsI、NH4Cl等 BaF2、PbF2、CeO2等
3．晶格能
(1)概念：将1 mol 离子晶体完全气化为气态阴、阳离子所吸收的能量。
(2)意义：衡量离子键的强弱。晶格能越大，表示离子键越强，离子晶体越稳定。
(3)影响因素：
①晶格能与阴、阳离子所带电荷数以及阴、阳离子间的距离有关。
②与离子晶体的结构类型有关。
4．特性
(1)熔点、沸点较高，而且随着离子电荷的增加，离子间距的缩短，晶格能增大，熔点升高。
(2)一般易溶于水，难溶于非极性溶剂。
(3)在固态时不导电，熔融状态或在水溶液中能导电。
(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)离子晶体一定含有金属阳离子。 ( )
(2)金属晶体和离子晶体的导电实质是一样的。 ( )
(3)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。 ( )
(4)氯化钠的分子式为NaCl。 ( )
[答案] (1)× (2)× (3)× (4)×
金属晶体的结构与性质
金属钾、铜的部分结构和性质的数据如下表所示：
金属 K Cu
基态原子价电子排布 4s1 3d104s1
原子半径/pm 255 128
熔点/℃ 63.4 1 083
1．为什么金属钾的熔点低于金属铜？
提示：铜的原子半径更小、基态原子的价电子数更多，铜的金属键强于钾，故铜的熔点更高。
2．请分析金属钾、铜的硬度的相对大小，并说明理由。
提示：铜的金属键强于钾，故硬度：铜＞钾。
3．铜晶体的晶胞如图所示。设铜原子的直径为d，用NA表示阿伏加德罗常数，在立方体的各个面的对角线上，3个铜原子彼此两两相切，M表示铜的摩尔质量，铜晶体的密度为多少？
提示：晶胞中含有4个原子，故晶胞质量为，晶胞的体积为2d 3，故晶胞密度为＝。
1．金属晶体熔点的影响因素
同类型的金属晶体的熔点由金属阳离子半径、离子所带的电荷决定，阳离子半径越小，所带电荷越多，相互作用力就越强，熔点就越高。例如，熔点：Li＞Na＞K＞Rb＞Cs，Na＜Mg＜Al。
2．金属硬度的影响因素
金属的硬度取决于金属晶体内部作用力的强弱。一般来说金属基态原子的价电子数越多，原子半径越小，金属晶体内部作用力越强，晶体硬度越大。
3．常见金属晶体的结构
结构示 意图
晶胞
配位数 6 8 12 12
a与r的关系(a为晶胞边长，r为金属原子半径) a＝2r(位于边上的两个原子相切) a＝4r(位于体对角线上的三个原子相切) a＝4r(位于面对角线上的三个原子相切) 设底边边长为a，晶胞高为h，则a＝2r(底边上的两个原子相切)，h＝a
1．物质结构理论推出：金属键越强，其金属的硬度越大，熔、沸点越高。且研究表明，一般来说，金属阳离子半径越小，所带电荷越多，则金属键越强，由此判断下列说法错误的是( )
A．硬度：Mg＞Al B．熔点：Mg＞Ca
C．硬度：Mg＞K D．熔点：Ca＞K
A [Mg2+半径比Al3+大，所带电荷数比Al3+少，则金属键的键能：Mg＜Al，硬度：Mg＜Al，A错误；Mg2+半径比Ca2+小，所带电荷数相同，则金属键的键能：Mg＞Ca，熔点：Mg＞Ca，B正确；Mg2+半径比K＋小，所带电荷数比K＋多，则金属键的键能：Mg＞K，硬度：Mg＞K，C正确；Ca2+半径比K＋小，所带电荷数比K＋多，则金属键的键能：Ca＞K，熔点：Ca＞K，D正确。]
2．铁有δ、γ、α三种晶体在结构，如图是δ、γ、α三种晶体不同温度下转化的示意图，下列有关说法不正确的是( )
A．δ－Fe晶体中与每个铁原子距离相等且最近的铁原子有8个
B．γ－Fe晶体中与每个铁原子距离相等且最近的铁原子有12个
C．α－Fe晶胞边长若为a cm，γ－Fe晶胞边长若为b cm，则α－Fe和γ－Fe两种晶体的密度比为b3∶4a3
D．将铁加热到1 500 ℃分别急速冷却和缓慢冷却，得到的晶体类型相同
D [δ-Fe晶体中，中心Fe与8个顶点上的Fe距离相等且最近；γ-Fe晶体中，与每个铁原子距离相等且最近的铁原子数为8×3×＝12；γ-Fe晶胞中含铁原子数为8×＋6×＝4，α-Fe晶胞中含铁原子数为8×＝1，则α-Fe和γ-Fe两种晶体的密度比为∶＝b3∶4a3；由三种晶体的转化温度关系可以看出急速冷却和缓慢冷却得到两种不同类型的晶体。]
3．(双选)金晶体采取面心立方最密堆积。设金原子的直径为d，用NA表示阿伏加德罗常数，M表示金的摩尔质量。下列说法错误的是( )
A．金晶体的每个晶胞中含有4个金原子
B．金属键无方向性，金属原子尽可能采取最密堆积
C．金晶体一个晶胞的体积是16d3
D．金晶体的密度为
CD [A项，Au处于立方体的顶点与面心上，故晶胞中含有的Au数目为8×＋6×＝4，正确；B项，金属晶体中，金属键无方向性，金属原子采取最密堆积，正确；C项，在立方体的各个面的对角线上有3个金原子，金原子的直径为d，故面对角线长度为2d，晶胞棱长为×2d＝d，故晶胞的体积为(d)3＝2d3，错误；D项，晶胞中含有4个金原子，故晶胞的质量为，晶胞的体积为2d3，故晶胞的密度为＝，错误。]
离子晶体的结构与性质理解
材料一 氯化钠晶体及结构模型
材料二 三种不同离子晶体的核间距和部分晶格能如下表：
晶体 NaBr NaCl MgO
离子间距/pm 290 276 205
晶格能/(kJ·mol-1) ？ 787 3 890
1．在NaCl晶体中，每个Na＋周围同时吸引________个Cl－，每个Cl－周围也同时吸引着________个Na＋；在NaCl晶胞中含有________个Na＋、______个Cl－，晶体中每个Na＋周围与它距离最近且相等的Na＋共有________个。
提示：6 6 4 4 12
2．NaCl晶体熔化时破坏的作用力是什么？
提示：离子键。
3．上述三种离子晶体晶格能最大的是________(填化学式，后同)，熔点最高的是________，硬度最大的是________。
提示：MgO MgO MgO
1．离子晶体的简单结构类型
晶体类型 晶胞示意图 结构特点
NaCl型(Li、Na、K和Rb的卤化物，AgF、MgO等) ①Na＋、Cl－的配位数均为6 ②每个Na＋(Cl－)周围紧邻(距离最近且相等)的Cl－(Na＋)构成正八面体 ③每个Na＋(Cl－)周围紧邻的Na＋(Cl－)有12个 ④每个晶胞中含4个Na＋、4个Cl－
CsCl型(CsBr、CsI、NH4Cl等) ①Cs＋、Cl－的配位数均为8 ②每个Cs＋(Cl－)周围紧邻的Cl－(Cs＋)构成正六面体 ③每个Cs＋(Cl－)周围紧邻的Cs＋(Cl－)有6个 ④每个晶胞中含1个Cs＋、1个Cl－
CaF2型(BaF2、PbF2、CeO2等) ①Ca2+的配位数为8，F－的配位数为4，二者的配位数之比等于二者电荷(绝对值)之比 ②每个F－周围紧邻的4个Ca2+构成正四面体，每个Ca2+周围紧邻的8个F－构成立方体 ③每个晶胞中有4个Ca2+、8个F－ ④Ca2+与F－之间的最短距离为晶胞体对角线长的
2．离子晶体的晶格能越大，其熔、沸点越高、硬度越大。
3．离子晶体的判断方法
(1)依据组成晶体的微粒和微粒间的作用力判断。
(2)依据物质类别判断。活泼金属氧化物、强碱和绝大多数盐类是离子晶体。
(3)依据导电性判断。离子晶体溶于水和熔融状态下均导电。
(4)依据熔、沸点和溶解性判断。离子晶体熔、沸点较高，多数能溶于水，难溶于有机溶剂。
1．下列描述符合离子晶体性质的是( )
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
A [离子晶体在液态(即熔融态)时能导电，所以B项描述的不是离子晶体的性质；CS2是非极性溶剂，一般离子晶体难溶于非极性溶剂；由于离子晶体质硬易碎，且固态不导电，所以D项描述的不是离子晶体的性质。]
2．离子晶体熔点的高低取决于晶体中阳离子与阴离子之间的静电作用，静电作用大则熔点高，静电作用小则熔点低。试根据学过的知识，判断KCl、NaCl、CaO、BaO四种晶体熔点的高低顺序是( )
A．KCl>NaCl>BaO>CaO
B．NaCl>KCl>CaO>BaO
C．CaO>BaO>NaCl>KCl
D．CaO>BaO>KCl>NaCl
C [离子晶体中，离子键越强，熔、沸点越高，而离子所带电荷数越多、半径越小，离子键越强。Ca2+、O2-、Ba2+都带2个电荷，Na＋、Cl－、K＋都带1个电荷，rBaO>NaCl>KCl。]
3．(双选)有一种蓝色晶体[可表示为MxFey(CN)6]，经X射线研究发现，其晶体中阴离子的最小结构单元如图所示。它的结构特征是Fe3+和Fe2+互相占据立方体互不相邻的顶点，而CN－位于立方体的棱上，则下列说法正确的是( )
A．x＝2，y＝1
B．该晶体属于离子晶体，M为＋1价
C．M的离子不可能在立方体的体心位置
D．该晶胞中与每个Fe3+距离最近且相等的CN－有3个
BC [Fe3+在立方体的顶点，每个Fe3+被8个晶胞共有，每个晶胞中Fe3+个数为4×＝，同理每个晶胞中Fe2+个数为，CN－位于棱的中心，每个CN－被4个晶胞共有，故每个晶胞中CN－个数为12×＝3。已知晶体的化学式为MxFey(CN)6，故有2个晶胞，阴离子含有1个Fe3+、1个Fe2+、6个CN－，晶体中的阴离子为[Fe2(CN)6]－，根据化合物中各元素的化合价代数和为0得晶体的化学式为MFe2(CN)6，综上可知，x＝1，y＝2，A错误；M为＋1价，因为有阴、阳离子，故该晶体属于离子晶体，B正确；若M的离子在立方体的体心位置，则该晶体的化学式可表示为MFe(CN)3，与题给晶体化学式MFe2(CN)6不符合，故M的离子不可能在立方体的体心位置，C正确；该晶胞中与每个Fe3+距离最近且相等的CN－有6个，D错误。]
[教材 交流·研讨]
根据表格数据，回答下列有关问题：
(1)已知NaBr、NaCl、MgO等的离子间距和晶格能如下表所示：
NaBr NaCl MgO
离子间距/pm 290 276 205
晶格能/(kJ·mol-1) 787 3890
①NaBr晶体比NaCl晶体的晶格能________(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“＝”)KCl的熔点，其原因是________________。
[答案] (1)①小 NaBr比NaCl的离子间距大 ②氧化镁晶体中的阴、阳离子的电荷数绝对值大，并且离子间距小 ③MgO (2)高 O2-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
1．MgO、Rb2O、CaO、BaO四种离子晶体熔点的由高到低的顺序是( )
A．MgO>Rb2O>BaO>CaO
B．MgO>CaO>BaO>Rb2O
C．CaO>BaO>MgO>Rb2O
D．CaO>BaO>Rb2O>MgO
B [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+CaO>BaO，相应离子晶体的熔点由高到低的顺序为MgO>CaO>BaO。综上所述，四种离子晶体熔点的由高到低顺序是MgO>CaO>BaO>Rb2O。]
2．(双选)铌(41Nb)和镍合金的用途非常广泛，Nb、Ni互化物的晶胞结构如图所示，下列说法正确的是( )
A．Nb位于元素周期表第4周期ⅤB族
B．Nb、Ni互化物的化学式为NbNi2
C．Nb、Ni互化物晶胞的体积为0.3622×0.741×10-21cm3
D．图中Nb原子与Ni原子的距离d为0.181× nm
CD [Nb位于第5周期ⅤB族，故A错误；该晶胞中Ni原子个数＝10×＋4×＝6，Nb原子个数＝1＋8×＝2，则该晶胞中Nb、Ni原子个数之比＝1∶3，其化学式为NbNi3，故B错误；该晶胞体积＝(0.362×10-7cm)2×0.741×10-7cm＝0.3622×0.741×10-21cm3，故C正确；图中Nb原子与Ni原子的距离d为面对角线长度的一半＝×0.362 nm＝0.181× nm，故D正确。]
3．NaCl的Born—Haber循环如图所示。已知：元素的气态原子或离子获得一个电子所放出的能量称为电子亲和能。下列有关说法正确的是( )
A．Cl—Cl键的键能为119.6 kJ·mol-1
B．Na的第一电离能为603.4 kJ·mol-1
C．NaCl的晶格能为410.9 kJ·mol-1
D．Cl的第一电子亲和能为348.3 kJ·mol-1
D [Cl—Cl键的键能为断裂1 mol Cl—Cl键形成气态氯原子所吸收的能量，Cl—Cl键的键能为 239.2 kJ·mol-1，A错误；Na的第一电离能为1 mol气态基态钠原子失去1个电子形成气态钠离子所需要的最小能量，Na的第一电离能为495.0 kJ·mol-1，B错误；根据图示，NaCl的晶格能为785.6 kJ·mol-1，C错误，根据图示，Cl的第一电子亲和能为348.3 kJ·mol-1，D正确。]
4．离子晶体是常见的晶体类型。请回答以下问题：
(1)离子晶体中，阴、阳离子半径之比是决定晶体构型的重要因素之一，配位数与离子半径之比存在如下关系：
已知在某离子化合物AB中，A＋的半径为84 pm，B－的半径为140 pm。分析以上信息，与A＋配位的所有B－，在空间构成的立体形状为__________。
(2)硫化亚铜和氧化亚铜均为离子晶体，其中熔点较高的为__________(填化学式)，原因是__________。
(3)H和Mg能形成一种离子型储氢材料，晶胞结构如图所示：
则该晶体中Mg2+的配位数为__________，晶体的化学式为______。已知该晶体的密度为ρ g·cm-3，则每个晶胞的体积为__________cm3(用ρ、NA表示，其中NA表示阿伏加德罗常数的值)。
[解析] (1)＝＝0.6，可知A＋的配位数为6，则每个A＋周围有6个B－，这6个B－在空间构成正八面体形。
(2)二者均为离子晶体，离子所带的电荷数相同，氧离子半径小于硫离子半径，则Cu2O的晶格能大于Cu2S，故Cu2O的熔点较高。
(3)该晶体中Mg2+的配位数为6，每个晶胞中Mg2+数目＝1＋8×＝2，H－数目＝2＋4×＝4，故化学式为MgH2。每个晶胞的质量＝ g，每个晶胞的体积＝ g÷ρ g·cm-3＝ cm3。
[答案] (1)正八面体形 (2)Cu2O 氧离子半径小于硫离子半径 (3)6 MgH2
课时分层作业(十八) 金属晶体 离子晶体
(选择题只有一个选项符合题目要求)
1．下列叙述正确的是( )
A．任何晶体中，若含有阳离子，就一定含有阴离子
B．金属晶体的形成是因为晶体中存在金属阳离子间的相互作用
C．基态原子的价电子数越多，金属元素的金属性越强
D．含有金属元素的离子不一定是阳离子
D [金属晶体中存在阳离子，没有阴离子，A错误；金属晶体的形成是因为晶体中存在金属阳离子与自由电子之间的相互作用，B错误；基态原子的价电子数多的金属元素的金属性不一定强，如基态Fe的价电子数比基态Na多，但Fe的金属性却没有Na的强，C错误；含有金属元素的离子不一定是阳离子，如[Al(OH)4]－是阴离子，D正确。]
2．一种由C、Co和Ni组成的三元高熵合金(CrCoNi)材料不但具有极高的延展性和强度，而且其低温(20 K)断裂韧性更打破了迄今为止的记录。下列叙述正确的是( )
A．固态CrCoNi属于离子晶体
B．上述三种金属元素都位于元素周期表d区
C．上述合金的机械强度一定低于组成合金的金属
D．上述金属的基态原子中，未成对电子数目最多的是Ni
B [A.固态C2CoN3一定不是离子晶体，选项A错误；B.上述三种金属元素Cr、Co、Ni都位于元素周期表d区，选项B正确；C.合金的机械强度一般高于组成合金的金属，选项C错误；D.基态Cr、Co、Ni的未成对电子数目依次为6、3、2，选项D错误。]
3．三种不同堆积方式的金属晶体的晶胞如图所示，其配位数(即一个原子周围距离最近且等距离的原子数)分别为( )
A．6、6、8 B．6、8、8
C．6、6、12 D．6、8、12
D [①该晶胞是简单立方堆积，离顶点原子距离最近且等距离的原子共6个，故配位数为6；②该晶胞是体心立方堆积，离体心原子距离最近且等距离的原子处在晶胞的8个顶点，故配位数为8；③该晶胞是面心立方最密堆积，离顶点原子距离最近且等距离的原子处在相邻的面心上，一个晶胞中有3个等距离的原子，顶点原子周边可以堆积8个相同的晶胞，则周边等距离的原子共3×8个，由于面心原子被两个晶胞均分，计算两次，故离顶点原子距离最近且等距离的原子有3×8÷2＝12个，故配位数为12。]
4．要使金属熔化必须破坏其中的金属键，而原子化热是衡量金属键强弱的依据之一。下列说法正确的是( )
A．金属镁的硬度大于金属铝
B．金属镁的熔点低于金属钙
C．金属镁的原子化热大于金属钠的原子化热
D．碱金属单质的熔点从Li到Cs是逐渐升高的
C [A.镁离子比铝离子的半径大而所带的电荷数少，所以金属镁比金属铝的金属键弱，硬度小，A错误；B.因镁离子的半径小而所带电荷数与钙离子相同，使金属镁比金属钙的金属键强，所以金属镁比金属钙的熔点高，B错误；C.因镁离子的半径小而所带电荷数多，使金属镁比金属钠的金属键强，则原子化热比金属钠大，C正确；D.碱金属单质从Li到Cs，其离子的半径是逐渐增大的，所带电荷数相同，金属键逐渐减弱，熔点逐渐降低，D错误。]
5．科学家对液氢施加约4.95×1011 Pa压力，成功制造出了“金属氢”，这是一种以氢离子和自由电子为基本单位构成的晶体。关于金属氢的推测错误的是( )
A．可能具有很好的导电性
B．与氢气互为同素异形体
C．摩尔质量与氢气相同
D．制造金属氢的过程属于化学变化
C [金属氢中含有氢离子和自由电子，类似于金属晶体，则可能具有很好的导电性，A正确；金属氢与氢气是由氢元素形成的性质不同的两种单质，故互为同素异形体，B正确；金属氢是一种以氢离子和自由电子为基本单元构成的晶体，是原子构成的单质，是与氢气分子不同的单质，则摩尔质量不相同，C错误；制造金属氢的过程中单质结构发生变化，有旧化学键的断裂和新的化学键的形成，则属于化学变化，D正确。]
6．X、Y都是ⅡA族(Be除外)的元素，已知它们的碳酸盐的热分解温度：T(XCO3)＞T(YCO3)，则下列判断不正确的是( )
A．晶格能：XCO3＞YCO3
B．阳离子半径：X2+＞Y2+
C．金属性：X＞Y
D．氧化物的熔点：XO＜YO
A [碳酸盐的热分解温度与形成碳酸盐的金属元素的活泼性有关，金属越活泼，形成的盐越稳定，因此根据碳酸盐的热分解温度：T(XCO3)＞T(YCO3)，可判断出X的活泼性大于Y，即金属性：X＞Y，在元素周期表中，X位于Y的下面，阳离子半径：X2+＞Y2+，所以B、C选项正确。根据阳离子半径：X2+＞Y2+以及影响离子化合物晶格能、熔、沸点的因素可知，晶格能：XCO3＜YCO3，氧化物的熔点：XO＜YO，A项错误，D选项正确。]
7．Cu、Au能形成多种组成固定的合金，其中一种晶体的晶胞结构(立方体)如图所示，下列说法正确的是( )
A．该晶体的化学式为CuAu
B．与1个Cu距离最近的Au是4个
C．Au填充了由与之距离最近且距离相等的Cu构成的正四面体空隙
D．铜原子a的分数坐标为(0.5，0.5，0.5)
B [A.由晶胞结构可知，晶胞中位于面心的铜原子的个数为6×＝3，位于顶点的金原子的个数为8×＝1，则晶体的化学式为Cu3Au，故A错误；B.由晶胞结构可知，晶胞中金原子和距离最近的铜原子为顶点和面心的位置关系，则与1个铜原子距离最近的金原子是4个，故B正确；C.由晶胞结构可知，晶胞中金原子和距离最近的铜原子为顶点和面心的位置关系，则晶体中与Au距离最近且距离相等的Cu构成的不是正四面体，故C错误；D.由晶胞结构可知，铜原子a位于晶胞右侧面的面心，原子分数坐标为(1，0.5，0.5)，故D错误。]
8．A、B、C、D四种离子晶体的晶胞结构如图所示：
A B C D
(1)若M代表阳离子，N代表阴离子，写出各离子晶体的化学式。
A：________，B：________，C：________，D：__________________。
(2)已知FeS2晶体的晶胞具有A的立体结构。
①FeS2晶体中具有的化学键类型是________。
②若A晶体的晶胞结构中相邻的阴、阳离子间的距离为a cm，若用NA代表阿伏加德罗常数的值，则FeS2晶体的密度是________ g·cm-3。
[解析] (1)对于A晶体，阴离子位于晶胞的4个顶点，因此该晶胞中阴离子的数目为4×＝，同理阳离子的数目也为，故A晶体的化学式为MN；对于B晶体，晶胞中阴离子的数目为4×＋2＝4，阳离子的数目为8×＋1＝2，故B晶体的化学式为MN2；对于C晶体，晶胞中阴离子的数目为1，阳离子的数目为4×＝，故C晶体的化学式为MN2；对于D晶体，晶胞中阴离子的数目为1，阳离子的数目为8×＝1，故D晶体的化学式为MN。(2)①FeS2晶体中具有的化学键为Fe2+和之间的离子键及硫和硫之间的非极性共价键。②FeS2晶体的晶胞具有A的立体结构，则其晶胞中含有个Fe2+和个，晶胞的质量m＝ g。A晶体的晶胞结构中相邻的阴、阳离子间的距离为a cm，即晶胞的边长为a cm，晶胞的体积V＝a3 cm3。ρ＝＝ g·cm-3。
[答案] (1)MN MN2 MN2 MN (2)①离子键、非极性共价键 ②
9．同类晶体物质熔、沸点的变化是有的，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、沸点的高低，取决于构成晶体微粒间的作用力的大小。A组晶体属于__________晶体，晶体微粒之间通过__________相连，微粒之间的作用力由大到小的顺序是________________(填化学式)。B组晶体属于________晶体，基态原子的价电子数由少到多的顺序是________________(填元素符号)，离子半径由大到小的顺序是________________(填离子符号)。金属键强度由小到大的顺序为________________(填元素符号)。
[解析] A组物质NaCl、KCl、CsCl为同一主族的卤化物且为离子化合物，离子键越弱，熔、沸点越低，Na＋、K＋、Cs＋离子半径逐渐增大，故离子键Na＋与Cl－、K＋与Cl－、Cs＋与Cl－的键能逐渐减小，熔、沸点依次降低；B组中为Na、Mg、Al，是金属晶体且为同一周期主族元素，基态原子的价电子数依次增多，对应简单离子半径逐渐减小。因此金属原子核对外层电子束缚能力越来越大，形成金属键时，金属键越来越牢固，且熔、沸点依次升高。
[答案] 离子 离子键 NaCl＞KCl＞CsCl 金属 Na＜Mg＜Al Na＋＞Mg2+＞Al3+ Na＜Mg＜Al
(选择题有一个或两个选项符合题目要求)
10．某纳米钛铝合金晶胞结构如图甲(Al、Ti各有1个原子在晶胞内部)，金属铬的晶胞如图乙所示，已知铬晶体的密度为ρ g·cm-3，设阿伏加德罗常数的值为NA。下列说法正确的是( )
A．甲中Al与Ti个数比为11∶5
B．1个基态Ti中含有4个未成对电子
C．乙中与铬原子距离最近且距离相等的铬原子共有12个
D．铬原子的半径r＝×1010pm
D [A.由切割法可知，甲中Al个数为4×＋1＝，Ti个数为8×＋2×＋1×＋1＝，则甲中Al与Ti个数比为5∶11，故A错误；B.Ti是22号元素，基态Ti的价电子排布式为3d24s2，含有2个未成对电子，故B错误；C.铬原子相当于体心立方堆积，则乙中与铬原子距离最近且距离相等的铬原子共有8个，故C错误；D.由图乙可知，该晶胞含有8×＋1＝2个Cr，且晶胞中体对角线上的3个铬原子紧密相邻，已知铬晶体的密度为ρ g·cm-3，设阿伏加德罗常数为NA，设Cr的半径为r，晶胞的体积为×1030pm3，晶胞棱长为×1010pm＝，则铬原子的半径r＝×1010pm，故D正确。]
11．金的晶胞结构如图所示(假设晶胞参数为a nm)，下列说法错误的是( )
A．金原子在晶胞中的空间利用率约为68%
B．c原子的坐标为
C．该晶体的密度为 g·cm-3
D．金晶胞沿z轴方向的投影图为
AC [A.设金原子半径为r，则结合晶胞结构可知4r＝a nm，r＝ nm，晶胞中含金原子个数为8×＋6×＝4，金原子的体积为4×πr3＝πr3，晶胞体积为a3 nm3，则金原子在晶胞中的空间利用率＝×100%≈74%，故A错误；B.a为坐标原点，c处于面心，结合晶胞结构可知，c原子的坐标为 ，故B正确；C.晶胞质量为g，晶胞体积为(a×10-7)3cm3，则晶胞密度为×1021g·cm-3，C项错误；D.金晶胞沿z轴方向投影，顶点原子均投影在正方形顶点，面心原子分别投影在棱心和面心，投影图正确，故D正确。]
12．金属镍及其化合物在合金材料以及催化剂等方面应用广泛。请回答下列问题：
(1)基态Ni原子的核外电子排布式为_____________________________。
(2)NiO、FeO的晶体结构类型均与NaCl相似，Ni2+和Fe2+的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点：NiO________(填“<”或“>”)FeO。
(3)NiO晶胞中Ni和O的配位数分别为______、______。
(4)金属镍与镧(La)形成的合金是一种良好的储氢材料，其晶胞结构示意图如图所示(部分原子间连线未画出)。该合金的化学式为________。
[解析] (2)晶格能与离子半径有关，其他因素相同时，离子半径越大，晶格能越小，晶体熔点越低。(3)由信息可知NiO与NaCl的晶胞结构相似，所以Ni和O的配位数均为6。(4)La原子在8个顶点上，所以晶胞单独占有的La原子数为8×＝1；Ni原子有4个分别位于前、后、左、右四个面的面心，有1个位于体心，有4个在上、下两个面上，所以晶胞单独占有的Ni原子数为(4＋4)×＋1＝5，La与Ni的原子数之比为1∶5，则化学式为LaNi5。
[答案] (1)1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2
(2)＞ (3)6 6 (4)LaNi5
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