第三节 金属晶体与离子晶体
学习目标 重点难点
1.知道金属晶体的结构特点,能借助金属晶体模型说明金属晶体的粒子及其粒子间的相互作用,能从微观的视角来解释金属晶体的导电性、导热性、延展性等宏观性质。 2.知道离子键的特点,能以NaCl和CsCl为例解释典型离子化合物的某些性质,并能举例说明不同离子晶体的熔点差异。 3.知道介于典型晶体之间的过渡晶体及混合晶体是普遍存在的。 4.知道晶体中粒子间的各种相互作用力,比较四种典型晶体的构成粒子、粒子间的相互作用与物质性质的关系。 重 点 金属晶体的结构特点与性质之间的关系,运用电子气理论解释金属性质。
难 点 金属晶体、过渡晶体和混合型晶体的结构特点和性质。
第1课时 金属晶体 离子晶体
新知探究(一)——金属键与金属晶体
1.金属键
概念 金属阳离子与自由电子之间的强烈的相互作用
成键粒子 金属键的成键粒子是金属阳离子和
本质 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
特征 电子气被所有的金属原子所共用,所以金属键 (填“有”或“没有”)方向性及饱和性
影响因素 原子半径 金属元素的原子半径越小,金属键越强
原子价电子数 金属元素的价电子数越多,金属键越强
对物质性 质的影响 金属键强弱不同,所以金属的性质差异很大。如金属钠的熔点较低、硬度较小,而钨是熔点最高的金属、铬是硬度最大的金属
2.金属晶体
(1)通性:金属晶体有优良的延展性、导电性和导热性。
(2)用“电子气理论”解释金属的性质
(3)存在:金属晶体中,除了纯金属,还有大量的合金。
[微点拨] ①金属晶体有导电性,但能导电的物质不一定是金属。如石墨有导电性却属于非金属。还有一大类能导电的有机高分子化合物,也不属于金属。②金属晶体具有金属光泽,当可见光照射到金属表面上时,“自由价电子”能够吸收所有频率的光并迅速释放,使得金属不透明并具有金属光泽。
[题点多维训练]
1.正误判断(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)含有阳离子的物质,必含有阴离子 ( )
(2)金属晶体在外力作用下,各层之间发生相对滑动,金属键被破坏 ( )
(3)金属原子半径越小,价电子数越多,金属熔、沸点越高,硬度越大 ( )
(4)金属的导电性随温度的升高而降低 ( )
(5)电解质溶液的导电性随温度的升高而增强 ( )
2.下列关于金属及金属键的说法不正确的是 ( )
A.金属键不具有方向性和饱和性
B.金属键是金属阳离子与自由电子间的相互作用
C.金属导电是因为在外加电场作用下产生自由电子
D.金属受外力作用变形时,金属阳离子与自由电子间仍保持较强作用,因而具有延展性
3.下列关于金属晶体的叙述正确的是 ( )
A.用铂金做首饰不能用金属键理论解释
B.固态和熔融时易导电,熔点在1 000 ℃左右的晶体可能是金属晶体
C.Li、Na、K的熔点逐渐升高
D.温度越高,金属的导电性越好
4.要使金属晶体熔化必须破坏其中的金属键。金属晶体熔、沸点高低和硬度大小一般取决于金属键的强弱。由此判断下列说法正确的是 ( )
A.金属镁的熔点高于金属铝
B.碱金属单质的熔、沸点从Li到Cs是逐渐升高的
C.金属镁的硬度小于金属钙
D.金属铝的硬度大于金属钠
5.(1)金晶体的基本单元(也称晶胞)是面心立方体,即在立方体的8个顶角各有一个金原子,各个面的中心有一个金原子。金晶体每个晶胞中含有 个金原子。
(2)金和铜可以形成多种金属化合物,其中一种的晶胞结构如图所示(为面心立方结构)。该金属化合物的化学式为 。
(3)1 183 K以下纯铁晶体的基本结构单元如图1所示,1 183 K以上转变为图2所示的基本结构单元。在1 183 K以下的纯铁晶体中最邻近的铁原子等距离且最近的铁原子数为 ;在1 183 K以上的纯铁晶体中,与铁原子等距离且最近的铁原子数为 。
|归纳拓展|金属晶体导电与电解质溶液导电的比较
运动的微粒 过程中发生的变化 温度的影响
金属晶体 导电 自由电子 物理变化 升温,导电性减弱
电解质 溶液导电 阴、阳离子 化学变化 升温,导电性增强
新知探究(二)——典型离子晶体的结构与性质
1.离子晶体
定义 由 和阴离子相互作用而形成的晶体
成键 粒子 阳离子和阴离子,实际上,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H2O、NH3等)。例如(NH4)2SO4、CuSO4·5H2O等
相互 作用 阳离子、阴离子之间以 结合,复杂离子内可能含有 ,甚至存在氢键
物理 性质 硬度较大,难于压缩;熔点和沸点较高;固体不导电,但在熔融状态或水溶液中能导电
2.典型离子晶体
晶体类型 NaCl CsCl
晶胞
结构特点 晶胞中含4个Na+和4个Cl-,1个Na+周围距离相等且最近的6个Cl-和1个Cl-周围距离相等且最近的有 个Na+都形成八面体 晶胞中含1个Cs+和1个Cl-,1个Cs+周围距离相等且最近的Cl-有8个;1个Cl-周围距离相等且最近的Cs+有 个,相邻两个晶胞体心的离子与共用面顶角上的离子形成八面体
[微点拨] 离子晶体中所谓的“配位数”就是看离该离子最近的“异性”离子的个数。如NaCl晶体中Cl-的配位数是6(即距Cl-最近的Na+有6个)。
3.离子晶体的判断
利用物质的类别判断 金属离子和酸根离子、OH-形成的大多数盐、强碱,活泼金属的氧化物和过氧化物,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
利用元素的性质和种类判断 一般成键元素的电负性差值大于1.7的物质是离子晶体
利用物质的性质判断 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
[题点多维训练]
1.正误判断(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)含有阴离子的晶体一定含有金属阳离子 ( )
(2)离子晶体中只含离子键 ( )
(3)含有离子的晶体一定是离子晶体 ( )
(4)由金属与非金属形成的晶体,属于离子晶体 ( )
2.下列性质中,可以较充分说明某晶体是离子晶体的是 ( )
A.具有高的熔点
B.固态不导电,水溶液能导电
C.固态导电,可溶于水
D.固态不导电,熔融状态能导电
3.下列有关离子晶体的数据大小比较不正确的是 ( )
A.离子键:NaF>NaCl>NaBr
B.硬度:MgO>CaO>BaO
C.熔点:NaF>MgF2>AlF3
D.1个阴离子周围等距离且最近的阳离子数:CsCl>NaCl>CaF2
4.如图为NaCl和CsCl的晶体结构,下列说法错误的是 ( )
A.NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体
B.NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子个数比相同
C.NaCl和CsCl晶体中阳离子的配位数分别是6和8
D.NaCl和CsCl中阳离子与阴离子的半径比相同
第1课时 金属晶体 离子晶体
新知探究(一)
1.自由电子 没有
[题点多维训练]
1.(1)× (2)× (3)√ (4)√ (5)√
2.选C 金属键是存在于金属阳离子和“自由电子”之间的强的相互作用,不是存在于相邻原子之间的作用力,而是属于整块金属,没有方向性和饱和性,A项正确;这些“自由电子”为所有阳离子所共用,其本质也是电性作用,B项正确;金属中存在金属阳离子和“自由电子”,当给金属通电时,“自由电子”定向移动而导电,C项错误;金属具有良好的延展性,受外力作用变形时,金属阳离子与自由电子间仍保持较强作用,D项正确。
3.选B A项,用铂金做首饰利用了金属晶体的延展性,能用金属键理论解释;B项,金属晶体在固态和熔融时能导电,其熔点差异很大,故题设条件下的晶体可能是金属晶体;C项,一般来说,金属中单位体积内自由电子的数目越多,金属元素的原子半径越小,金属键越强,故金属键的强弱顺序为Li>Na>K,其熔点的高低顺序为Li>Na>K;D项,金属的导电性随温度的升高而降低,温度越高,其导电性越差。
4.选D 因为镁离子带2个正电荷,而铝离子带3个正电荷,且铝离子半径小于镁离子,所以镁的金属键比铝弱,所以镁的熔点低于金属铝,故A错误;碱金属都属于金属晶体,从Li到Cs金属阳离子半径增大,对外层电子束缚能力逐渐减弱,金属键逐渐减弱,所以熔、沸点逐渐降低,故B错误;因为镁离子的半径比钙离子小,所以镁的金属键比钙强,则镁的硬度大于金属钙,故C错误;因为铝离子带3个正电荷,而钠离子带1个正电荷,且铝离子半径小于钠离子,所以铝的金属键比钠强,则铝的硬度大于金属钠,故D正确。
5.解析:(1)1个金晶胞占有的金原子数为顶角上8×=1(个),面心上6×=3(个),共4个。(2)晶胞中Cu原子数为6×=3(个),Au原子数为8×=1(个),因此化学式为AuCu3。(3)由图1知,1 183 K以下时,1个铁原子被8个铁原子最邻近包围,由图2知,1 183 K以上时,1个铁原子被12个铁原子最邻近包围。
答案:(1)4 (2)AuCu3 (3)8 12
新知探究(二)
1.阳离子 离子键 共价键 2.6 8
[题点多维训练]
1.(1)× (2)× (3)× (4)×
2.选D 具有较高的熔点的不一定是离子晶体,共价晶体也具有较高的熔点,故A错误;固态不导电,水溶液能导电的不一定是离子晶体,如HCl、NH3等固态不导电,水溶液能导电,是分子晶体,故B错误;离子晶体固态不导电,熔融态导电,离子晶体不一定可溶于水,故C错误;离子晶体固体中离子不能自由移动,所以不能导电,而熔融状态下可以电离出自由移动的离子,所以可以导电,故D正确。
3.选C 离子半径:Br->Cl->F-,离子半径越小,所带电荷数越多,离子键越强,故A正确;原子半径:Ba>Ca>Mg,原子半径越大,键能越小,硬度越小,故B正确;离子半径:Na+>Mg2+>Al3+,离子半径越小,电荷越多,则熔点越高,故C错误;CsCl晶胞中1个Cl-周围有8个Cs+,CaF2晶胞中1个F-周围有4个Ca2+,NaCl晶胞中1个Cl-周围有6个Na+,故D正确。
4.选D NaCl和CsCl都是由阴、阳离子通过离子键构成的离子晶体,阴、阳离子个数之比都为1∶1,则都属于AB型的离子晶体,故A、B正确;结合题图可知,NaCl为面心立方结构,钠离子的配位数为6,CsCl为体心立方结构,铯离子的配位数为8,故C正确;NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体,但钠离子半径小于铯离子半径,则NaCl的阳离子与阴离子的半径比小于CsCl的,故D错误。(共83张PPT)
金属晶体与离子晶体
第三节
学习目标
1.知道金属晶体的结构特点,能借助金属晶体模型说明金属晶体的粒子及其粒子间的相互作用,能从微观的视角来解释金属晶体的导电性、导热性、延展性等宏观性质。
2.知道离子键的特点,能以NaCl和CsCl为例解释典型离子化合物的某些性质,并能举例说明不同离子晶体的熔点差异。
学习目标
3.知道介于典型晶体之间的过渡晶体及混合晶体是普遍存在的。
4.知道晶体中粒子间的各种相互作用力,比较四种典型晶体的构成粒子、粒子间的相互作用与物质性质的关系。
重点难点
重点 金属晶体的结构特点与性质之间的关系,运用电子气理论解释金属性质。
难点 金属晶体、过渡晶体和混合型晶体的结构特点和性质。
金属晶体 离子晶体
第1课时
目录
新知探究（一）
金属键与金属晶体
新知探究（二）
典型离子晶体的结构与性质
课时跟踪检测
金属键与金属晶体
新知探究(一)
1.金属键
概念 金属阳离子与自由电子之间的强烈的相互作用
成键粒子 金属键的成键粒子是金属阳离子和_________
本质 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
特征 电子气被所有的金属原子所共用,所以金属键 (填“有”或“没有”)方向性及饱和性
自由电子
没有
影响因素 原子半径 金属元素的原子半径越小,金属键越强
原子价电子数 金属元素的价电子数越多,金属键越强
对物质性 质的影响 金属键强弱不同,所以金属的性质差异很大。如金属钠的熔点较低、硬度较小,而钨是熔点最高的金属、铬是硬度最大的金属 续表
2.金属晶体
(1)通性:金属晶体有优良的延展性、导电性和导热性。
(2)用“电子气理论”解释金属的性质
(3)存在:金属晶体中,除了纯金属,还有大量的合金。
[微点拨] ①金属晶体有导电性,但能导电的物质不一定是金属。如石墨有导电性却属于非金属。还有一大类能导电的有机高分子化合物,也不属于金属。②金属晶体具有金属光泽,当可见光照射到金属表面上时,“自由价电子”能够吸收所有频率的光并迅速释放,使得金属不透明并具有金属光泽。
题点多维训练
1.正误判断(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)含有阳离子的物质,必含有阴离子( )
(2)金属晶体在外力作用下,各层之间发生相对滑动,金属键被破坏( )
(3)金属原子半径越小,价电子数越多,金属熔、沸点越高,硬度越大( )
(4)金属的导电性随温度的升高而降低( )
(5)电解质溶液的导电性随温度的升高而增强( )
×
×
√
√
√
2.下列关于金属及金属键的说法不正确的是 ( )
A.金属键不具有方向性和饱和性
B.金属键是金属阳离子与自由电子间的相互作用
C.金属导电是因为在外加电场作用下产生自由电子
D.金属受外力作用变形时,金属阳离子与自由电子间仍保持较强作用,因而具有延展性
√
解析:金属键是存在于金属阳离子和“自由电子”之间的强的相互作用,不是存在于相邻原子之间的作用力,而是属于整块金属,没有方向性和饱和性,A项正确;这些“自由电子”为所有阳离子所共用,其本质也是电性作用,B项正确;金属中存在金属阳离子和“自由电子”,当给金属通电时,“自由电子”定向移动而导电,C项错误;金属具有良好的延展性,受外力作用变形时,金属阳离子与自由电子间仍保持较强作用,D项正确。
3.下列关于金属晶体的叙述正确的是 ( )
A.用铂金做首饰不能用金属键理论解释
B.固态和熔融时易导电,熔点在1 000 ℃左右的晶体可能是金属晶体
C.Li、Na、K的熔点逐渐升高
D.温度越高,金属的导电性越好
√
解析:A项,用铂金做首饰利用了金属晶体的延展性,能用金属键理论解释;B项,金属晶体在固态和熔融时能导电,其熔点差异很大,故题设条件下的晶体可能是金属晶体;C项,一般来说,金属中单位体积内自由电子的数目越多,金属元素的原子半径越小,金属键越强,故金属键的强弱顺序为Li>Na>K,其熔点的高低顺序为Li>Na>K;D项,金属的导电性随温度的升高而降低,温度越高,其导电性越差。
4.要使金属晶体熔化必须破坏其中的金属键。金属晶体熔、沸点高低和硬度大小一般取决于金属键的强弱。由此判断下列说法正确的是 ( )
A.金属镁的熔点高于金属铝
B.碱金属单质的熔、沸点从Li到Cs是逐渐升高的
C.金属镁的硬度小于金属钙
D.金属铝的硬度大于金属钠
√
解析:因为镁离子带2个正电荷,而铝离子带3个正电荷,且铝离子半径小于镁离子,所以镁的金属键比铝弱,所以镁的熔点低于金属铝,故A错误;碱金属都属于金属晶体,从Li到Cs金属阳离子半径增大,对外层电子束缚能力逐渐减弱,金属键逐渐减弱,所以熔、沸点逐渐降低,故B错误;因为镁离子的半径比钙离子小,所以镁的金属键比钙强,则镁的硬度大于金属钙,故C错误;因为铝离子带3个正电荷,而钠离子带1个正电荷,且铝离子半径小于钠离子,所以铝的金属键比钠强,则铝的硬度大于金属钠,故D正确。
5.(1)金晶体的基本单元(也称晶胞)是面心立方体,即在立方体的8个顶角各有一个金原子,各个面的中心有一个金原子。金晶体每个晶胞中含有 个金原子。
解析:1个金晶胞占有的金原子数为顶角上8×=1(个),面心上6×=3(个),共4个。
4
(2)金和铜可以形成多种金属化合物,其中一种的晶胞结构如图所示(为面心立方结构)。该金属化合物的化学式为 。
解析:晶胞中Cu原子数为6×=3(个),Au原子数为8×=1(个),因此化学式为AuCu3。
AuCu3
(3)1 183 K以下纯铁晶体的基本结构单元如图1所示,1 183 K以上转变为图2所示的基本结构单元。在1 183 K以下的纯铁晶体中最邻近的铁原子等距离且最近的铁原子数为 ;在1 183 K以上的纯铁晶体中,与铁原子等距离且最近的铁原子数为 。
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解析:由图1知,1 183 K以下时,1个铁原子被8个铁原子最邻近包围,由图2知,1 183 K以上时,1个铁原子被12个铁原子最邻近包围。
|归纳拓展|金属晶体导电与电解质溶液导电的比较
运动的微粒 过程中发生的变化 温度的影响
金属晶体导电 自由电子 物理变化 升温,导电性减弱
电解质溶液导电 阴、阳离子 化学变化 升温,导电性增强
新知探究(二)
典型离子晶体的结构与性质
1.离子晶体
定义 由 和阴离子相互作用而形成的晶体
成键 粒子 阳离子和阴离子,实际上,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H2O、NH3等)。例如(NH4)2SO4、CuSO4·5H2O等
阳离子
相互 作用 阳离子、阴离子之间以 结合,复杂离子内可能含有
,甚至存在氢键
物理 性质 硬度较大,难于压缩;熔点和沸点较高;固体不导电,但在熔融状态或水溶液中能导电
离子键
共价键
续表
2.典型离子晶体
晶体类型 NaCl CsCl
晶胞
结构 特点 晶胞中含4个Na+和4个Cl-,1个Na+周围距离相等且最近的6个Cl-和1个Cl-周围距离相等且最近的有 个Na+都形成八面体 晶胞中含1个Cs+和1个Cl-,1个Cs+周围距离相等且最近的Cl-有8个;1个Cl-周围距离相等且最近的Cs+有__个,相邻两个晶胞体心的离子与共用面顶角上的离子形成八面体
6
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续表
[微点拨] 离子晶体中所谓的“配位数”就是看离该离子最近的“异性”离子的个数。如NaCl晶体中Cl-的配位数是6(即距Cl-最近的Na+有6个)。
3.离子晶体的判断
利用物质的类别判断 金属离子和酸根离子、OH-形成的大多数盐、强碱,活泼金属的氧化物和过氧化物,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
利用元素的性质和种类判断 一般成键元素的电负性差值大于1.7的物质是离子晶体
利用物质的性质判断 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
题点多维训练
1.正误判断(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)含有阴离子的晶体一定含有金属阳离子( )
(2)离子晶体中只含离子键( )
(3)含有离子的晶体一定是离子晶体( )
(4)由金属与非金属形成的晶体,属于离子晶体( )
×
×
×
×
2.下列性质中,可以较充分说明某晶体是离子晶体的是 ( )
A.具有高的熔点
B.固态不导电,水溶液能导电
C.固态导电,可溶于水
D.固态不导电,熔融状态能导电
√
解析:具有较高的熔点的不一定是离子晶体,共价晶体也具有较高的熔点,故A错误;固态不导电,水溶液能导电的不一定是离子晶体,如HCl、NH3等固态不导电,水溶液能导电,是分子晶体,故B错误;离子晶体固态不导电,熔融态导电,离子晶体不一定可溶于水,故C错误;离子晶体固体中离子不能自由移动,所以不能导电,而熔融状态下可以电离出自由移动的离子,所以可以导电,故D正确。
3.下列有关离子晶体的数据大小比较不正确的是 ( )
A.离子键:NaF>NaCl>NaBr
B.硬度:MgO>CaO>BaO
C.熔点:NaF>MgF2>AlF3
D.1个阴离子周围等距离且最近的阳离子数:CsCl>NaCl>CaF2
√
解析:离子半径:Br->Cl->F-,离子半径越小,所带电荷数越多,离子键越强,故A正确;原子半径:Ba>Ca>Mg,原子半径越大,键能越小,硬度越小,故B正确;离子半径:Na+>Mg2+>Al3+,离子半径越小,电荷越多,则熔点越高,故C错误;CsCl晶胞中1个Cl-周围有8个Cs+,CaF2晶胞中1个F-周围有4个Ca2+,NaCl晶胞中1个Cl-周围有6个Na+,故D正确。
4.如图为NaCl和CsCl的晶体结构,下列说法错误的是 ( )
A.NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体
B.NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子个数比相同
C.NaCl和CsCl晶体中阳离子的配位数分别是6和8
D.NaCl和CsCl中阳离子与阴离子的半径比相同
√
解析:NaCl和CsCl都是由阴、阳离子通过离子键构成的离子晶体,阴、阳离子个数之比都为1∶1,则都属于AB型的离子晶体,故A、B正确;结合题图可知,NaCl为面心立方结构,钠离子的配位数为6,CsCl为体心立方结构,铯离子的配位数为8,故C正确;NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体,但钠离子半径小于铯离子半径,则NaCl的阳离子与阴离子的半径比小于CsCl的,故D错误。
课时跟踪检测
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1.下列说法中,不正确的是 ( )
A.金属在常温下不都是固体
B.晶体中有阳离子,不一定有阴离子
C.镁晶体中1个Mg2+只与2个价电子存在强烈的相互作用
D.金属晶体发生形变时,其内部金属离子与“自由电子”之间的相互作用仍然存在
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解析:金属Hg在常温下为液体,A正确;金属晶体只有阳离子,没有阴离子,B正确;金属中的自由电子,为整个金属共用,C错误;金属晶体形变时,只是金属离子的相对滑动,金属离子与“自由电子”之间的相互作用仍然存在,D正确。
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√
2.下列叙述正确的是 ( )
A.带相反电荷的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
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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,但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N与阴离子之间形成离子键,D项不正确。
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3.自然界中的CaF2又称萤石,是一种难溶于水的固体,属于典型的离子晶体。下列一定能说明CaF2是离子晶体的是 ( )
A.CaF2难溶于水,其水溶液的导电性极弱
B.CaF2的熔、沸点较高,硬度较大
C.CaF2固体不导电,但在熔融状态下可以导电
D.CaF2在有机溶剂(如苯)中的溶解度极小
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解析:离子晶体中含有离子键,离子键在熔融状态下被破坏,电离出自由移动的阴、阳离子,所以离子晶体在熔融状态下能够导电,这是判断某晶体是否为离子晶体的依据。
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4.离子晶体熔点的高低决定于阴、阳离子间离子键的强弱,据所学知识判断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>KCl>NaCl
D.CaO>BaO>NaCl>KCl
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解析:对于离子晶体来说,离子所带电荷数越多,阴、阳离子间的核间距离越小,离子键越强,熔点越高。一般在阴、阳离子的核间距离相当时首先看离子所带电荷数,CaO、BaO所带电荷数都大于KCl、NaCl,所以CaO、BaO的熔点大于KCl、NaCl;其次在电荷数相当时,看阴、阳离子的核间距离,r(B)>r(C),熔点:CaO>BaO,r(K+)>r(Na+),熔点:NaCl>KCl。
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5.某复合型氧化物可用于制造航母中的热敏传感器,其晶胞结构如图所示,其中A位于晶胞的顶点,A可以是Ca、Sr、Ba或Pb。当B是V、Cr、Mn或Fe时,这种化合物具有良好的电学性能。下列说法正确的是 ( )
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A.金属Ca、Sr、Ba的熔点依次升高
B.用A、B、O表示的该复合型氧化物晶体的化学式为ABO3
C.在制造Fe薄片时,金属键完全断裂
D.V、Cr、Mn、Fe晶体中均存在金属阳离子和阴离子
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解析:金属Ca、Sr、Ba的熔点依次降低,A不正确;由晶胞结构可知,晶胞中含有A的数目为8×=1,含有B的数目为1,含有O的数目为6×=3,故用A、B、O表示该复合型氧化物晶体的化学式为ABO3,B正确;在制造Fe薄片时,金属键没有断裂,C不正确;V、Cr、Mn、Fe晶体均为金属晶体,其中均存在金属阳离子和自由电子,无阴离子存在,D不正确。
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6.一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
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解析:由均摊法可知,晶胞中含有阳离子数为8×+6×=4,阴离子数显然是8个,故化学式为AB2,A、B项错误,C项正确;每个A周围最近且等距离的A有12个,D项错误。
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7.锌与硫所形成化合物晶体的晶胞如图所示。
下列判断不正确的是( )
A.氧化锌的熔点低于硫化锌
B.该晶胞中Zn2+和S2-数目相等
C.晶胞中Zn2+周围最靠近的S2-共有4个
D.该晶体属于离子晶体
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解析:氧化锌和硫化锌阴、阳离子所带电荷数相等,但氧离子半径小于硫离子,因此氧化锌的熔点高于硫化锌,A错误;依据均摊法,锌离子个数为8×+6×=4,硫离子个数为4,锌离子和硫离子数目相等,B正确;由晶胞图可知,晶胞中锌离子周围最近的硫离子共4个,C正确;硫化锌是由锌离子和硫离子构成的离子化合物,属于离子晶体,D正确。
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8.钡在氧气中燃烧时得到一种晶体,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
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解析:晶体中含有Ba2+和,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;该物质的1个晶胞中含有4个Ba2+和4个,则晶体的化学式为BaO2,B不正确。
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9.金属晶体和离子晶体是重要晶体类型。下列关于它们的说法中,正确的是 ( )
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A.金属晶体中只有金属阳离子
B.在镁晶体中,1个Mg2+只与2个价电子存在强烈的相互作用
C.图中的①和④可以是从NaCl晶体结构中分割出来的部分结构图
D.金属晶体和离子晶体分别存在金属键和离子键等相互作用,很难断裂,因而都具有延展性
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解析:金属晶体中含有金属阳离子和自由电子,A错误;金属晶体中的电子属于整个晶体,B错误;由于在NaCl晶体中,每个Na+周围同时吸引着最近的等距离的6个Cl-,同样每个Cl-周围同时吸引着最近的等距离的6个Na+,图①符合条件,图④中选取其中一个离子,然后沿x、y、z三轴切割得到6个等距离的且最近的带相反电荷的离子,所以其配位数也是6,图④符合条件,C正确;离子晶体没有延展性,易断裂,D错误。
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10.铁有δ、γ、α三种同素异形体,其晶胞结构如图所示,设NA为阿伏加德罗常数的值。
下列说法正确的是( )
A.δ Fe晶胞中含有2个铁原子,每个铁原子等距离且最近的铁原子有6个
B.晶体的空间利用率:δ Fe>γ Fe>α Fe
C.γ Fe晶胞中的原子堆积方式为六方最密堆积
D.铁原子的半径为a cm,则α Fe晶胞的密度为 g·cm-3
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解析:δ Fe晶胞中含有铁原子个数为×8+1=2,依据图示可知中心铁原子到8个顶点铁原子距离均相同且最小,所以其配位数为8,则每个铁原子等距离且最近的铁原子有8个,故A错误;γ Fe晶体属于面心立方最密堆积,而δ Fe属于体心立方堆积、α Fe属于简单立方堆积,空间利用率比γ Fe晶体低,三种晶体结构中,空间利用率最大的是γ Fe,故B错误;依据图示γ Fe晶体铁原子占据顶点和面心,属于面心立方最密堆积,故C错误;1个α Fe晶胞含铁原子个数为×8=1,铁原子的半径为a cm,则晶胞边长为2a cm,晶胞密度为 g·cm-3= g·cm-3,故D正确。
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11.几种离子晶体的晶胞如图所示,则下列说法错误的是 ( )
A.熔、沸点:NaCl>CsCl
B.在NaCl晶胞中,距离Na+最近且等距的Na+数目为12
C.若ZnS的晶胞边长为a pm,则Zn2+与S2-之间最近距离为a pm
D.上述三种晶胞中,其阳离子的配位数大小关系为ZnS
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解析:NaCl和CsCl都是离子晶体,Na+半径小于Cs+半径,半径越小,离子间的离子键越强,熔、沸点越高,因此熔、沸点:NaCl>CsCl,A正确;由题图可知,在NaCl晶胞中,距离Na+最近且等距的Na+数目为12,B正确;ZnS的晶胞边长为a pm,Zn2+与S2-之间的最近距离为体对角线的,因此为a pm,C错误;ZnS中阳离子配位数为4,NaCl中阳离子配位数为6,CsCl中阳离子配位数为8,因此阳离子的配位数大小关系为ZnS17
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12.NaCl晶体模型如图所示。
(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。
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解析:在氯化钠晶体中,一个Na+位于晶胞的中心,12个Na+分别位于晶胞的12条棱上,因此一个晶胞中共含有4个Na+;8个Cl-分别位于晶胞的8个顶点上,6个Cl-分别位于晶胞的6个面心上,所以一个晶胞中共含有4个Cl-。题图中位于晶胞中心的Na+实际上共有3个平面通过它,通过中心Na+的每个平面都有4个Na+位于平面的四角,每个平面上的4个Na+与中心Na+距离最近且距离相等。所以在NaCl晶体中,每个Na+周围与它距离最近且距离相等的Na+共有12个,按相似的方法可推出每个Cl-周围与它最近且距离相等的Cl-也共有12个。
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(2)根据CsCl的晶胞结构分析,CsCl晶体中两个距离最近的Cs+间距离为a,则每个Cs+周围与其距离为a的Cs+数目为 ;每个Cs+周围距离相等且次近的Cs+数目为 ,距离为 ;每个Cs+周围距离相等且第三近的Cs+数目为 ,距离为 ;每个Cs+周围紧邻且等距的Cl-数目为 。
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a
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a
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解析:以题图的一个Cs+为基准,与其最近的Cs+分别位于其上、下、前、后、左、右六个方位,有6个;与其次近的Cs+的距离为a,在1个晶胞中有3个,而1个Cs+为8个晶胞共有,故有8×3×=12个;与其第三近的Cs+的距离为a,每个晶胞中有1个,故有8个;与其紧邻且等距的Cl-有8个。
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13.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。
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(1)在NaCl晶体中,Na+与Cl-的数目之比为 。
解析:观察晶胞的结构可知,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)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)。
解析:由NaCl晶胞结构分析,每个晶胞中含有4个“NaCl”,则ρV=,ρ= g·cm-3≈2.2 g·cm-3。
1∶1
2.2 g·cm-3
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14.现有冰晶石(Na3AlF6)的结构单元如图所示, 位于大立方体顶点和面心, 位于大立方体的12条棱的中点和8个小立方体的体心, 是图中 、 中的一种。
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回答下列问题:
(1)冰晶石属于 晶体类型。
解析:冰晶石晶体结构中含有Na+和Al,属于离子晶体。
(2)冰晶石晶胞(大立方体)中体心处的“ ”代表的是 (写微粒符号)。
解析:冰晶石的构成微粒是Na+和Al,且二者的个数比为3∶1,图中 的个数为8×+6×=4。 的个数为8+12×=11,故 代表 ,即 代表Na+。
离子
Na+
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(3)冰晶石晶体的密度是 g·cm-3。晶胞中Al与Al最近的距离是 pm。
解析:晶胞中含Na+的数目为8+1+12×=12,含Al的数目为8×+6×=4,即晶胞中相当于有4个Na3AlF6,晶胞的质量=4× g,晶胞的体积=(a×10-10)3cm3,则晶体的密度ρ===
×1030
a
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×1030 g·cm-3。晶胞中Al与Al最近的距离是晶胞中面的对角线,晶胞(小立方体)的棱长是a pm。则Al与Al最近的距离是 pm=a pm。
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高阶思维训练
15.(2024·安徽卷)研究人员制备了一种具有锂离子通道的导电氧化物(LixLayTiO3),其立方晶胞和导电时Li+迁移过程如图所示。已知该氧化物中Ti为+4价,La为+3价。下列说法错误的是( )
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A.导电时,Ti和La的价态不变
B.若x=,Li+与空位的数目相等
C.与体心最邻近的O原子数为12
D.导电时,空位移动方向与电流方向相反
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解析:由题意可知导电时Li+发生迁移,没有发生化学变化,Ti和La的化合价不变,A项正确;由晶胞图可知,LixLayTiO3中Li+、La3+和空位均位于晶胞体心,则x+y=1-空位数目,根据化合物中正负化合价代数和为0,可得x+3y=2,若x=,则y=,空位数目为1--=,Li+与空位的数目不相等,B项错误;与体心最邻近的O原子位于12条棱的棱心,共12个,C项正确;内电路中电流从负极流向正极,阳离子(Li+)也移向正极,空位移动方向与Li+移动方向相反,故空位移动方向与电流方向相反,D项正确。
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16.(2024·湖北卷)黄金按质量分数分级,纯金为24K。Au-Cu合金的三种晶胞结构如图,Ⅱ和Ⅲ是立方晶胞。下列说法错误的是 ( )
A.Ⅰ为18K金
B.Ⅱ中Au的配位数是12
C.Ⅲ中最小核间距Au-CuD.Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ中,Au与Cu原子个数比依次为1∶1、1∶3、3∶1
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解析:18K金中金的质量分数为75%,Ⅰ中Au位于体心,个数为1,Cu位于顶点,个数为8×=1,则Au的质量分数为×100%≈75%,A正确;Ⅱ中Au位于顶点,个数为8×=1,Cu位于面心,个数为6×=3,晶体的化学式为Cu3Au,1个Cu周围有4个Au,则1个Au周围有12个Cu,Au的配位数是12,B正确;Ⅲ中Au-Cu和Au-Au的最小核间距均为面对角线长度的,
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故最小核间距Au-Cu=Au-Au,C错误;结合上述分析可知,Ⅰ中Au、Cu原子个数比为1∶1,Ⅱ中Au、Cu原子个数比为1∶3,Ⅲ中Au位于面心,个数为6×=3,Cu位于顶点,个数为8× =1,Au、Cu原子个数比为3∶1,D正确。
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17.Ⅰ.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:
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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
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晶体熔、沸点的高低,取决于组成晶体微粒间的作用力的大小。A组物质是 晶体,晶体中微粒之间通过 相连。B组物质是 晶体,价电子数由少到多的顺序是 ,粒子半径由大到小的顺序是 。
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离子
离子键
金属
NaNa>Mg>Al
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Ⅱ.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 。
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增大熔融盐中的离子浓度,从而增强熔融盐的导电性
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(2)已知MgO的晶体结构属于NaCl型。某同学画出的MgO晶胞结构示意图如图所示,请改正图中错误: 。
解析:因为氧化镁与氯化钠的晶胞相似,所以在晶胞中每个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应该改为灰色。
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⑧应为灰色
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(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:
解释表中氟化物熔点差异的原因:
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氟化物 NaF MgF2 SiF4
熔点/K 1 266 1 534 183
NaF与MgF2为离子晶体,
。
SiF4为分子晶体,所以NaF与MgF2的熔点远比SiF4的高,又因为Mg2+的半径小于Na+的半径,且Mg2+所带的电荷数大于Na+的电荷数,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的熔点
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解析:物质的熔点与其晶体的类型有关,如果形成的是分子晶体,则其熔点较低,而如果形成的是离子晶体,则其熔点较高。在离子晶体中,离子半径越小,电荷数越多,则形成的离子键越强,所得物质的熔、沸点越高。
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17课时跟踪检测(十九) 金属晶体 离子晶体
1.下列说法中,不正确的是 ( )
A.金属在常温下不都是固体
B.晶体中有阳离子,不一定有阴离子
C.镁晶体中1个Mg2+只与2个价电子存在强烈的相互作用
D.金属晶体发生形变时,其内部金属离子与“自由电子”之间的相互作用仍然存在
2.下列叙述正确的是 ( )
A.带相反电荷的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
3.自然界中的CaF2又称萤石,是一种难溶于水的固体,属于典型的离子晶体。下列一定能说明CaF2是离子晶体的是 ( )
A.CaF2难溶于水,其水溶液的导电性极弱
B.CaF2的熔、沸点较高,硬度较大
C.CaF2固体不导电,但在熔融状态下可以导电
D.CaF2在有机溶剂(如苯)中的溶解度极小
4.离子晶体熔点的高低决定于阴、阳离子间离子键的强弱,据所学知识判断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>KCl>NaCl
D.CaO>BaO>NaCl>KCl
5.某复合型氧化物可用于制造航母中的热敏传感器,其晶胞结构如图所示,其中A位于晶胞的顶点,A可以是Ca、Sr、Ba或Pb。当B是V、Cr、Mn或Fe时,这种化合物具有良好的电学性能。下列说法正确的是 ( )
A.金属Ca、Sr、Ba的熔点依次升高
B.用A、B、O表示的该复合型氧化物晶体的化学式为ABO3
C.在制造Fe薄片时,金属键完全断裂
D.V、Cr、Mn、Fe晶体中均存在金属阳离子和阴离子
6.一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
7.锌与硫所形成化合物晶体的晶胞如图所示。
下列判断不正确的是 ( )
A.氧化锌的熔点低于硫化锌
B.该晶胞中Zn2+和S2-数目相等
C.晶胞中Zn2+周围最靠近的S2-共有4个
D.该晶体属于离子晶体
8.钡在氧气中燃烧时得到一种晶体,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
9.金属晶体和离子晶体是重要晶体类型。下列关于它们的说法中,正确的是 ( )
A.金属晶体中只有金属阳离子
B.在镁晶体中,1个Mg2+只与2个价电子存在强烈的相互作用
C.图中的①和④可以是从NaCl晶体结构中分割出来的部分结构图
D.金属晶体和离子晶体分别存在金属键和离子键等相互作用,很难断裂,因而都具有延展性
10.铁有δ、γ、α三种同素异形体,其晶胞结构如图所示,设NA为阿伏加德罗常数的值。
下列说法正确的是 ( )
A.δ Fe晶胞中含有2个铁原子,每个铁原子等距离且最近的铁原子有6个
B.晶体的空间利用率:δ Fe>γ Fe>α Fe
C.γ Fe晶胞中的原子堆积方式为六方最密堆积
D.铁原子的半径为a cm,则α Fe晶胞的密度为 g·cm-3
11.几种离子晶体的晶胞如图所示,则下列说法错误的是 ( )
A.熔、沸点:NaCl>CsCl
B.在NaCl晶胞中,距离Na+最近且等距的Na+数目为12
C.若ZnS的晶胞边长为a pm,则Zn2+与S2-之间最近距离为a pm
D.上述三种晶胞中,其阳离子的配位数大小关系为ZnS12.NaCl晶体模型如图所示。
(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。
(2)根据CsCl的晶胞结构分析,CsCl晶体中两个距离最近的Cs+间距离为a,则每个Cs+周围与其距离为a的Cs+数目为 ;每个Cs+周围距离相等且次近的Cs+数目为 ,距离为 ;每个Cs+周围距离相等且第三近的Cs+数目为 ,距离为 ;每个Cs+周围紧邻且等距的Cl-数目为 。
13.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,Na+与Cl-的数目之比为 。
(2)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)。
14.现有冰晶石(Na3AlF6)的结构单元如图所示,位于大立方体顶点和面心,位于大立方体的12条棱的中点和8个小立方体的体心,是图中、中的一种。
回答下列问题:
(1)冰晶石属于 晶体类型。
(2)冰晶石晶胞(大立方体)中体心处的“”代表的是 (写微粒符号)。
(3)冰晶石晶体的密度是 g·cm-3。晶胞中Al与Al最近的距离是 pm。
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15.(2024·安徽卷)研究人员制备了一种具有锂离子通道的导电氧化物(LixLayTiO3),其立方晶胞和导电时Li+迁移过程如图所示。已知该氧化物中Ti为+4价,La为+3价。下列说法错误的是 ( )
A.导电时,Ti和La的价态不变
B.若x=,Li+与空位的数目相等
C.与体心最邻近的O原子数为12
D.导电时,空位移动方向与电流方向相反
16.(2024·湖北卷)黄金按质量分数分级,纯金为24K。Au-Cu合金的三种晶胞结构如图,Ⅱ和Ⅲ是立方晶胞。下列说法错误的是 ( )
A.Ⅰ为18K金
B.Ⅱ中Au的配位数是12
C.Ⅲ中最小核间距Au-CuD.Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ中,Au与Cu原子个数比依次为1∶1、1∶3、3∶1
17.Ⅰ.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
晶体熔、沸点的高低,取决于组成晶体微粒间的作用力的大小。A组物质是 晶体,晶体中微粒之间通过 相连。B组物质是 晶体,价电子数由少到多的顺序是 ,粒子半径由大到小的顺序是 。
Ⅱ.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/K 1 266 1 534 183
解释表中氟化物熔点差异的原因: 。
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1.选C 金属Hg在常温下为液体,A正确;金属晶体只有阳离子,没有阴离子,B正确;金属中的自由电子,为整个金属共用,C错误;金属晶体形变时,只是金属离子的相对滑动,金属离子与“自由电子”之间的相互作用仍然存在,D正确。
2.选B 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,但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N与阴离子之间形成离子键,D项不正确。
3.选C 离子晶体中含有离子键,离子键在熔融状态下被破坏,电离出自由移动的阴、阳离子,所以离子晶体在熔融状态下能够导电,这是判断某晶体是否为离子晶体的依据。
4.选D 对于离子晶体来说,离子所带电荷数越多,阴、阳离子间的核间距离越小,离子键越强,熔点越高。一般在阴、阳离子的核间距离相当时首先看离子所带电荷数,CaO、BaO所带电荷数都大于KCl、NaCl,所以CaO、BaO的熔点大于KCl、NaCl;其次在电荷数相当时,看阴、阳离子的核间距离,r(B)>r(C),熔点:CaO>BaO,r(K+)>r(Na+),熔点:NaCl>KCl。
5.选B 金属Ca、Sr、Ba的熔点依次降低,A不正确;由晶胞结构可知,晶胞中含有A的数目为8×=1,含有B的数目为1,含有O的数目为6×=3,故用A、B、O表示该复合型氧化物晶体的化学式为ABO3,B正确;在制造Fe薄片时,金属键没有断裂,C不正确;V、Cr、Mn、Fe晶体均为金属晶体,其中均存在金属阳离子和自由电子,无阴离子存在,D不正确。
6.选C 由均摊法可知,晶胞中含有阳离子数为8×+6×=4,阴离子数显然是8个,故化学式为AB2,A、B项错误,C项正确;每个A周围最近且等距离的A有12个,D项错误。
7.选A 氧化锌和硫化锌阴、阳离子所带电荷数相等,但氧离子半径小于硫离子,因此氧化锌的熔点高于硫化锌,A错误;依据均摊法,锌离子个数为8×+6×=4,硫离子个数为4,锌离子和硫离子数目相等,B正确;由晶胞图可知,晶胞中锌离子周围最近的硫离子共4个,C正确;硫化锌是由锌离子和硫离子构成的离子化合物,属于离子晶体,D正确。
8.选A 晶体中含有Ba2+和,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;该物质的1个晶胞中含有4个Ba2+和4个,则晶体的化学式为BaO2,B不正确。
9.选C 金属晶体中含有金属阳离子和自由电子,A错误;金属晶体中的电子属于整个晶体,B错误;由于在NaCl晶体中,每个Na+周围同时吸引着最近的等距离的6个Cl-,同样每个Cl-周围同时吸引着最近的等距离的6个Na+,图①符合条件,图④中选取其中一个离子,然后沿x、y、z三轴切割得到6个等距离的且最近的带相反电荷的离子,所以其配位数也是6,图④符合条件,C正确;离子晶体没有延展性,易断裂,D错误。
10.选D δ Fe晶胞中含有铁原子个数为×8+1=2,依据图示可知中心铁原子到8个顶点铁原子距离均相同且最小,所以其配位数为8,则每个铁原子等距离且最近的铁原子有8个,故A错误;γ Fe晶体属于面心立方最密堆积,而δ Fe属于体心立方堆积、α Fe属于简单立方堆积,空间利用率比γ Fe晶体低,三种晶体结构中,空间利用率最大的是γ Fe,故B错误;依据图示γ Fe晶体铁原子占据顶点和面心,属于面心立方最密堆积,故C错误;1个α Fe晶胞含铁原子个数为×8=1,铁原子的半径为a cm,则晶胞边长为2a cm,晶胞密度为 g·cm-3= g·cm-3,故D正确。
11.选C NaCl和CsCl都是离子晶体,Na+半径小于Cs+半径,半径越小,离子间的离子键越强,熔、沸点越高,因此熔、沸点:NaCl>CsCl,A正确;由题图可知,在NaCl晶胞中,距离Na+最近且等距的Na+数目为12,B正确;ZnS的晶胞边长为a pm,Zn2+与S2-之间的最近距离为体对角线的,因此为a pm,C错误;ZnS中阳离子配位数为4,NaCl中阳离子配位数为6,CsCl中阳离子配位数为8,因此阳离子的配位数大小关系为ZnS12.解析:(1)在氯化钠晶体中,一个Na+位于晶胞的中心,12个Na+分别位于晶胞的12条棱上,因此一个晶胞中共含有4个Na+;8个Cl-分别位于晶胞的8个顶点上,6个Cl-分别位于晶胞的6个面心上,所以一个晶胞中共含有4个Cl-。题图中位于晶胞中心的Na+实际上共有3个平面通过它,通过中心Na+的每个平面都有4个Na+位于平面的四角,每个平面上的4个Na+与中心Na+距离最近且距离相等。所以在NaCl晶体中,每个Na+周围与它距离最近且距离相等的Na+共有12个,按相似的方法可推出每个Cl-周围与它最近且距离相等的Cl-也共有12个。(2)以题图的一个Cs+为基准,与其最近的Cs+分别位于其上、下、前、后、左、右六个方位,有6个;与其次近的Cs+的距离为a,在1个晶胞中有3个,而1个Cs+为8个晶胞共有,故有8×3×=12个;与其第三近的Cs+的距离为a,每个晶胞中有1个,故有8个;与其紧邻且等距的Cl-有8个。
答案:(1)6 6 4 4 12 (2)6 12 a 8 a 8
13.解析:(1)观察晶胞的结构可知,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NaCl晶胞结构分析,每个晶胞中含有4个“NaCl”,则ρV=,ρ= g·cm-3≈2.2 g·cm-3。
答案:(1)1∶1 (2)2.2 g·cm-3
14.解析:(1)冰晶石晶体结构中含有Na+和Al,属于离子晶体。(2)冰晶石的构成微粒是Na+和Al,且二者的个数比为3∶1,图中的个数为8×+6×=4。的个数为8+12×=11,故代表,即代表Na+。(3)晶胞中含Na+的数目为8+1+12×=12,含Al的数目为8×+6×=4,即晶胞中相当于有4个Na3AlF6,晶胞的质量=4× g,晶胞的体积=(a×10-10)3cm3,则晶体的密度ρ===×1030 g·cm-3。晶胞中Al与Al最近的距离是晶胞中面的对角线,晶胞(小立方体)的棱长是a pm。则Al与Al最近的距离是 pm=a pm。
答案:(1)离子 (2)Na+ (3)×1030 a
15.选B 由题意可知导电时Li+发生迁移,没有发生化学变化,Ti和La的化合价不变,A项正确;由晶胞图可知,LixLayTiO3中Li+、La3+和空位均位于晶胞体心,则x+y=1-空位数目,根据化合物中正负化合价代数和为0,可得x+3y=2,若x=,则y=,空位数目为1--=,Li+与空位的数目不相等,B项错误;与体心最邻近的O原子位于12条棱的棱心,共12个,C项正确;内电路中电流从负极流向正极,阳离子(Li+)也移向正极,空位移动方向与Li+移动方向相反,故空位移动方向与电流方向相反,D项正确。
16.选C 18K金中金的质量分数为75%,Ⅰ中Au位于体心,个数为1,Cu位于顶点,个数为8×=1,则Au的质量分数为×100%≈75%,A正确;Ⅱ中Au位于顶点,个数为8×=1,Cu位于面心,个数为6×=3,晶体的化学式为Cu3Au,1个Cu周围有4个Au,则1个Au周围有12个Cu,Au的配位数是12,B正确;Ⅲ中Au-Cu和Au-Au的最小核间距均为面对角线长度的,故最小核间距Au-Cu=Au-Au,C错误;结合上述分析可知,Ⅰ中Au、Cu原子个数比为1∶1,Ⅱ中Au、Cu原子个数比为1∶3,Ⅲ中Au位于面心,个数为6×=3,Cu位于顶点,个数为8×=1,Au、Cu原子个数比为3∶1,D正确。
17.解析:(2)因为氧化镁与氯化钠的晶胞相似,所以在晶胞中每个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应该改为灰色。(3)物质的熔点与其晶体的类型有关,如果形成的是分子晶体,则其熔点较低,而如果形成的是离子晶体,则其熔点较高。在离子晶体中,离子半径越小,电荷数越多,则形成的离子键越强,所得物质的熔、沸点越高。
答案:Ⅰ.离子 离子键 金属 NaMg>Al
Ⅱ.(1)增大熔融盐中的离子浓度,从而增强熔融盐的导电性
(2)⑧应为灰色 (3)NaF与MgF2为离子晶体,SiF4为分子晶体,所以NaF与MgF2的熔点远比SiF4的高,又因为Mg2+的半径小于Na+的半径,且Mg2+所带的电荷数大于Na+的电荷数,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的熔点