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第四节 离
子
晶
体
一、离子晶体
1.概念:由_______和_______通过_______结合而成的晶体。
2.结构特点:
(1)构成微粒:_______和_______。
(2)微粒间的作用力:_______。
3.决定晶体结构的因素:
(1)几何因素:晶体中正、负离子的_____________。
(2)电荷因素:晶体中正、负离子的_______。
(3)键性因素:_______的纯粹程度。
必备知识·自主学习
阳离子
阴离子
离子键
阳离子
阴离子
离子键
半径比(r+/r-)
电荷比
离子键
4.常见离子晶体的结构类型:
晶体类型
NaCl
CsCl
CaF2
晶胞
阳离子的
配位数
__
__
__
阴离子的
配位数
__
__
__
6
8
8
6
8
4
5.物理性质:
(1)硬度较大,难于压缩。
(2)熔点和沸点_____。
(3)固体不导电,但在_________________时能导电。
较高
熔融状态或水溶液
【自主探索】
(1)离子晶体中除含有离子键外,是否含有共价键?
提示:离子晶体一定含有离子键,有可能含有共价键,如Na2O2、NaOH中均含离子键和共价键。
(2)离子晶体的熔点一定低于原子晶体吗?
提示:不一定。离子晶体的熔点不一定低于原子晶体,如MgO为离子晶体,SiO2是原子晶体,MgO的熔点高于SiO2的熔点。
(3)在下列物质中:NaCl、NaOH、Na2S、H2O2、Na2S2、(NH4)2S、CO2、CCl4、
C2H2、SiO2、SiC、晶体硅、金刚石、晶体氩。
①其中只含有离子键的离子晶体是__________。
②其中既含有离子键又含有极性共价键的离子晶体是_____________。
NaCl、Na2S
NaOH、(NH4)2S
二、晶格能
1.概念:
气态离子形成1摩尔离子晶体释放的能量,通常取正值,单位为_________。
2.影响因素:
(1)离子所带电荷数:离子所带电荷数越多,晶格能越___。
(2)离子的半径:离子的半径越___,晶格能越大。
3.与离子晶体性质的关系:
晶格能越大,形成的离子晶体越_____,且熔点越___,硬度越___。
kJ·mol-1
大
小
稳定
高
大
关键能力·合作学习
知识点一 离子晶体的结构?
1.离子晶体的结构特点:
(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)离子晶体微粒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,而不是表示其分子组成。
2.常见离子晶体的晶胞结构:
晶体
晶胞
晶胞详解
NaCl
①在NaCl晶体中,
Na+的配位数为6,Cl-的配位数为6
②与Na+
(Cl-)等距离且最近的Na+(Cl-)有12个
③每个晶胞中有4个Na+和4个Cl-
④每个Cl-周围的Na+构成正八面体图形
CsCl
①在CsCl晶体中,
Cs+的配位数为8,Cl-的配位数为8
②每个Cs+与6个Cs+等距离相邻,每个Cs+与8个Cl-等距离相邻
CaF2
①在CaF2晶体中,Ca2+的配位数为8,F-的配位数为4
②每个晶胞中含有4个Ca2+和8个F-
【易错提醒】离子晶体的组成认识误区
1.离子晶体中不一定都含有金属元素,如NH4Cl是离子晶体。
2.离子晶体中除离子键外不一定不含其他化学键,如NaOH晶体中还含有极性共价键,Na2O2晶体中还含有非极性共价键。
3.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是由金属元素Al和非金属元素Cl组成的分子晶体。
4.含有金属离子的晶体不一定是离子晶体,如金属晶体中含有金属阳离子。
【合作探究】
(1)(思维升华)离子晶体是否全由金属元素与非金属元素组成?
提示:不一定。如NH4HCO3固体是离子晶体但不含金属元素。
(2)(思维升华)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__________。(证据推理与模型认知)?
提示:图①和图④。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。
【典例示范】
【典例】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)将其中代表Cl-的圆圈涂黑(不必考虑体积大小),以完成NaCl晶体结构示意图。
(2)晶体中,在每个Na+周围与它最近且距离相等的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,正六面体的顶点上、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(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,NaCl晶体的密度为ρ
g·cm-3,阿伏加德罗常数为NA。NaCl晶体中两个钠离子间的最近距离为________cm。?
【解题指南】解答本题时注意以下3点:
(1)利用均摊法计算各晶胞中的微粒个数。
(2)在离子晶体中阴阳离子间隔出现。
(3)根据密度的公式进行晶胞的相关计算。
【解析】(2)从体心的Na+看,与它最近且距离相等的Na+共有12个。
(3)根据离子晶体的晶胞中阴、阳离子个数的求算方法可知,NaCl晶胞中,
含Cl-:8×
+6×
=4(个),含Na+:12×
+1=4(个)。
(4)设Cl-与Na+的最近距离为a
cm,则两个最近的Na+间的距离为
a
cm,
又
·NA=M,即a=
,所以Na+间的最近距离为
×
cm。
答案:(1)如图所示
(2)12
(3)4 8×
+6×
=4 4 12×
+1=4
(4)
×
【母题追问】(1)在氯化钠晶体中Na+周围最近的Cl-有几个?构成什么几何构型?
提示:6个,构成正八面体。
(2)设NaCl的摩尔质量为M
g·mol-1,晶胞中最近的Na+和Cl-间的距离为a,计算NaCl晶体的密度。
提示:ρ=
【素养训练】
1.(2020·宜昌高二检测)有一种蓝色晶体[可表示为MxFey(CN)6],经X-射线研究
发现,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
方体棱上。其晶体中阴离子的最小结构单元如图所示。下列说法正确的是( )
A.该晶体的化学式为MFe3(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+距离最近且等距离的CN-为3个
【解析】选B。由题图可推出,晶体中阴离子的最小结构单元中含Fe2+的个数为
4×
=
,含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]-,则该晶体的化学式只能为MFe2(CN)6,由阴、阳离子形成的晶体为离
子晶体,M的化合价为+1价,故B项正确;由题图可看出与每个Fe3+最近且距离相等
的CN-为6个。
2.(2020·唐山高二检测)水是生命之源,它与我们的生活密切相关。在化学实验和科学研究中,水也是一种常用的试剂。
(1)水分子中氧原子在基态时核外电子排布式为___________。?
(2)写出与H2O分子互为等电子体的微粒____________(填两种)。?
(3)下列是钠、碘、金刚石、干冰、氯化钠晶体的晶胞图(未按顺序排序)。其中E图堆积方式的空间利用率为____________________,与冰的晶体类型相同的是________(请用相应的编号填写)。?
(4)高温下,超氧化钾(KO2)晶体呈立方体结构,其晶胞结构与NaCl的相同,则每个
晶胞中含有________个K+和________个
;晶体中K+
的配位数为________,
的配位数为________。?
(5)60
g金刚石中的共价键数为________个,60
g
SiO2晶体中的共价键数为________个。?
【解析】(1)氧原子核外电子有8个电子,氧原子的基态核外电子排布为
1s22s22p4;
(2)原子个数相等、价电子数相等的微粒为等电子体,与水互为等电子体的微粒
该是3个原子最外层电子数为8的分子或离子,这样的微粒有H2S、N
;
(3)根据晶胞结构图,A为氯化钠,B为干冰,C为碘,D为金刚石,E为钠。
E(
)图为体心立方堆积,空间利用率为68%;冰属于分子晶体,干冰和碘
属于分子晶体,因此与冰的晶体类型相同的是BC;
(4)高温下,超氧化钾(KO2)晶体呈立方体结构,其晶胞结构与NaCl的相同,氯化钠
的晶胞结构为
,则每个晶胞中含有K+数目为1+12×
=4,含有
数目
为6×
+8×
=4;晶体中每个K+周围距离相等且最近的
有6个,配位数为6,同
理
的配位数为6;
(5)60
g
金刚石中含有碳原子的物质的量为
=5
mol,每个碳原子与
周围4个碳形成共价键,每个共价键被2个碳原子共用,因此每个碳原子含有2个
共价键,共价键数为10NA个,60
g
SiO2的物质的量为1
mol,含有1
mol硅原子,
每个硅原子与周围4个氧原子形成共价键,共价键数为4NA个。
答案:(1)1s22s22p4
(2)H2S、N
(3)68% BC
(4)4 4 6 6 (5)10NA 4NA
【补偿训练】
1.有下列离子晶体空间结构示意图:
为阳离子,
为阴离子。以M代表
阳离子,N代表阴离子,化学式为MN2的晶体结构为
( )
【解析】选B。A.阳离子位于顶点和面心,晶胞中总共含有阳离子数目为8×
+6×
=4,1个阴离子位于体心,为晶胞所独有,故晶胞中含有的阴离子数目为1,
则阳离子和阴离子的比值为4∶1,化学式为M4N,A错误;B.有4个阳离子位于顶点,
晶胞中平均含有阳离子数目为4×
=
,1个阴离子位于体心,为晶胞所独有,
故晶胞中含有的阴离子数目为1,则阳离子和阴离子的比值为
∶1=1∶2,化学
式为MN2,B正确;C.有3个阳离子位于顶点,晶胞中平均含有阳离子数目为3×
=
,1个阴离子位于体心,为晶胞所独有,故晶胞中含有的阴离子数目为1,则阳
离子和阴离子的比值为
∶1=3∶8,化学式为M3N8,C错误;D.有8个阳离子位于
顶点,晶胞中平均含有阳离子数目为8×
=1,1个阴离子位于体心,为晶胞所独有,故晶胞中含有的阴离子数目为1,则阳离子和阴离子的比值为1∶1,化学式为MN,D错误。
2.(2020·泉州高二检测)A、B、C、D、E都是元素周期表中前20号元素,其原子序数依次增大。B、C、D同周期,A、D同主族,E和其他元素既不在同周期也不在同主族。B、C、D的最高价氧化物与对应水化物均能互相发生反应生成盐和水。A和E可形成离子化合物,其晶胞结构如图所示。
(1)A和E所形成化合物的电子式是__________。?
(2)A、B、C、D四种元素的原子半径由小到大的顺序为__________(用元素符号表示)。?
(3)A和E形成的化合物的晶体中,每个阳离子周围与它最近且距离相等的阳离子共有__________个。?
(4)已知A和E所形成化合物晶体的晶胞体积为1.6×10-22
cm3,则A和E组成的离子化合物的密度为__________(结果保留一位小数)。?
【解析】由题意知B、C、D分别为Na、Al、S或Na、Al、Cl。E与其他元素不同
周期也不同主族,只能为Ca。由晶胞可知A、E形成的离子化合物为EA2,则A为F,
即A、B、C、D、E分别为F、Na、Al、Cl、Ca。(1)A、E形成的化合物为CaF2。
(2)由同周期元素原子半径变化规律可知原子半径Na>Al>Cl,由同主族元素原
子半径变化规律可知原子半径Cl>F。(3)由图可知为12个。(4)ρ=
≈3.2(g·cm-3)。
答案:(1)
(2)F
g·cm-3
知识点二 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,熔化或气化时需消耗较多的能量。所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
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,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
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。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
【拓展深化】晶格能
几种AB型离子晶体晶格能与物理性质的关系:
AB型离子晶体
NaI
NaBr
NaCl
NaF
BaO
SrO
CaO
MgO
离子电荷数Z
1
1
1
1
2
2
2
2
核间距/pm
318
294
279
231
277
257
240
210
晶格能/
kJ·mol-1
704
747
786
923
3
054
3
223
3
401
3
791
→
逐渐增大
熔点/℃
661
747
801
993
1
918
2
430
2
614
2
852
→
逐渐升高
摩氏硬度
<2.5
<2.5
2.5
3.2
3.3
3.5
4.5
6.5
→
逐渐增大
【典例示范】
【典例】(2020·潍坊高二检测)(1)氯酸钾熔化,粒子间克服了________的作用力;二氧化硅熔化,粒子间克服了共价键的作用力;碘的升华,粒子间克服了分子间的作用力。三种晶体的熔点由高到低的顺序是________。?
(2)下列六种晶体:①CO2 ②NaCl ③Na ④Si
⑤CS2 ⑥金刚石,它们的熔点从低到高的顺序为________(填序号)。?
(3)在H2、(NH4)2SO4、SiC、CO2、HF中,能形成分子晶体的物质是________,含有氢键的晶体的化学式是____________,属于离子晶体的是____________,属于原子晶体的是_______,五种物质的熔点由高到低的顺序是________。?
(4)A、B、C、D为四种晶体,性质如下:
A.固态时能导电,能溶于盐酸
B.能溶于CS2,不溶于水
C.固态时不导电,液态时能导电,可溶于水
D.固态、液态时均不导电,熔点为3
500
℃
试推断它们的晶体类型:
C____________;D____________。?
【解题指南】解答本题要注意理解以下两个方面:
(1)不同晶体的结构特点及判断方法。
(2)影响晶体熔沸点高低的因素。
【解析】(1)氯酸钾是离子晶体,熔化离子晶体时需要克服离子键的作用力;二氧化硅是原子晶体,熔化原子晶体时需要克服共价键的作用力;碘为分子晶体,熔化分子晶体时需克服的是分子间的作用力。由于原子晶体是由共价键形成的空间网状结构的晶体,所以原子晶体的熔点最高;其次是离子晶体;由于分子间作用力与化学键相比较要小得多,所以碘的熔点最低。(2)先把六种晶体分类。原子晶体:④、⑥;离子晶体:②;金属晶体:③;分子晶体:①、⑤。由于C原子半径小于Si原子半径,所以金刚石的熔点高于晶体硅;CO2和CS2同属于分子晶体,其熔点与相对分子质量成正比,故CS2熔点高于CO2;Na在通常状况下是固态,而CS2是液态,CO2是气态,所以Na的熔点高于CS2和CO2;Na在水中即熔化成小球,说明它的熔点较NaCl低。(3)H2、CO2是非极性分子,HF是极性分子,它们均形成分子晶体;(NH4)2SO4属于离子晶体,SiC属于原子晶体。
答案:(1)离子键 SiO2>KClO3>I2 (2)①⑤③②④⑥ (3)H2、CO2、HF HF (NH4)2SO4 SiC SiC>(NH4)2SO4>HF>CO2>H2 (4)离子晶体 原子晶体
【规律方法】离子晶体的判断
(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,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。
(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。
【素养训练】
1.(2020·合肥高二检测)在解释下列物质性质的变化规律与物质结构间的因果关系时,与键能无关的变化规律是
( )
A.HF、HCl、HBr、HI的热稳性依次减弱
B.金刚石的硬度大于硅,其熔、沸点也高于硅
C.NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次降低
D.F2、Cl2、Br2、I2的熔、沸点逐渐升高
【解析】选D。非金属性F>Cl>Br>I,元素的非金属性越强,形成的氢化物共价键的键能越大,对应的氢化物越稳定,A不选;金刚石中键能大于硅中的键能,则金刚石的硬度大,熔点高,与键能有关,B不选;NaF、NaCl、NaBr、NaI都为离子晶体,离子半径越小,晶格能越大,C不选;F2、Cl2、Br2、I2的相对分子质量依次增大,分子间作用力增大,则熔、沸点依次增大,与键能无关,D选。
2.(2020·昆明高二检测)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】选A。离子半径越小,离子所带电荷越多,离子晶体熔点越高,所以熔点:NaFNaCl
>NaBr,B正确;CsCl、NaCl、CaF2的阴离子的配位数分别是8、6、4,所以阴离子的配位数:CsCl>NaCl>CaF2,C正确;离子半径:Ba2+>Ca2+>Mg2+,所以硬度:MgO>
CaO>BaO,D正确。
【补偿训练】
NaF、NaI和MgO均为离子晶体,有关数据如下表:
物 质
①NaF
②NaI
③MgO
离子电荷数
1
1
2
键长(10-10m)
2.31
3.18
2.10
试判断,这三种化合物熔点由高到低的顺序为
( )
A.①>②>③
B.③>①>②
C.③>②>①
D.②>①>③
【解析】选B。NaF、NaI、MgO均为离子晶体,它们熔点高低由离子键强弱决定,而离子键的强弱与离子半径和离子电荷数有关,MgO中键长最短,离子电荷数最高,故离子键最强,熔点最高。
【课堂小结】
【三言两语话重点】
1.构成离子晶体的微粒是阳离子和阴离子。
2.离子键没有方向性和饱和性,一般采用密堆积方式。
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,熔、沸点越高。
4.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。
课堂检测·素养达标
1.(2020·青岛高二检测)下面有关晶体的叙述中,正确的是( )
A.在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子
B.离子晶体中只有离子键没有共价键,分子晶体中只有分子间作用力没有共价键
C.分子晶体中分子间作用力越大,分子越稳定
D.原子晶体中原子以共价键结合,具有键能大、熔点高、硬度大的特性
【解析】选D。金属晶体由金属阳离子和自由电子构成,所以晶体中有阳离子不一定存在阴离子,A错误;离子晶体中一定存在离子键,可能有共价键,如NaOH中既有离子键又有共价键,分子晶体中肯定有分子间作用力,大多数有共价键,少数没有(如稀有气体),B错误;分子的稳定性属于化学性质,与共价键有关,分子间作用力与稳定性无关,C错误;原子晶体中原子以共价键结合,共价键的键能较大,所以原子晶体的熔点高、硬度大,D正确。
2.(教材改编)下列各物质的晶体中,晶体类型同为离子晶体的是
( )
A.CO2和SiO2
B.NH4Cl和CO(NH2)2
C.Na2O2和CuSO4
D.CaCl2和CH4
【解析】选C。CO2、CO(NH2)2和CH4属于分子晶体,SiO2属于原子晶体,NH4Cl、Na2O2、CuSO4和CaCl2属于离子晶体,C项正确。
【补偿训练】
(教材习题改编)NaCl是日常生活中的调味品,下列性质中能说明NaCl是离子晶体的是
( )
A.具有较高的熔点
B.熔融状态下能导电
C.水溶液能导电
D.常温下可溶于水
【解析】选B。某些原子晶体、金属晶体的熔点也很高,如SiO2、W,A错误;熔融状态能导电,则为离子构成的化合物,一定为离子晶体,B正确;某些分子晶体如HCl,极易溶于水且其水溶液能导电,故C、D错误。
3.(2020·连云港高二检测)下列说法正确的是
( )
A.在Na2CO3和MgCl2晶体中,都存在离子键和共价键
B.白磷和食盐晶体熔化需克服相同类型的作用力
C.CCl4和HCl都是共价化合物,并且都属于电解质
D.碳化铝的熔点达到2
000
℃以上,由于熔融状态不导电,所以属于原子晶体
【解析】选D。A.Na2CO3中存在离子键和共价键,MgCl2只含离子键,A错误;B.白磷属于分子晶体,熔化时破坏分子间作用力,食盐属于离子晶体,熔化时破坏离子键,B错误;C.CCl4在熔融时和水溶液中均不导电,属于非电解质,HCl在水溶液中能导电属于电解质,C错误;D.原子晶体的熔点很高,熔融时不导电,碳化铝的熔点达到2
000
℃以上,由于熔融状态不导电,所以属于原子晶体,D正确。
4.(2020·衡阳高二检测)下列说法不正确的是
( )
A.在NaCl晶体(图甲)中,距Na+最近的Cl-围成正八面体
B.该气态团簇分子(图乙)的分子式为EF或FE
C.在CO2晶体(图丙)中,一个CO2分子周围有12个CO2分子紧邻
D.在碘晶体(图丁)中,存在的作用力有非极性共价键和范德华力
【解析】选B。在NaCl晶体中,距Na+最近的Cl-有6个,这6个离子构成一个正八面
体,A正确;该气态团簇分子的1个分子中含有4个E原子和4个F原子,则该气态团
簇分子的分子式为E4F4或F4E4,B错误;在CO2晶体中,在一个晶胞中与该CO2距离相
等且最近的CO2分子有3个,通过该CO2分子有8个晶胞,由于每个CO2分子被计算了
两次,则一个CO2分子周围距离相等且最近的CO2分子数为
=12,C正确;在碘
晶体中,在I2分子内存在I-I非极性共价键,在I2分子之间存在范德华力,因此该
晶体中存在的作用力有非极性共价键和范德华力,D正确。
5.下列大小关系正确的是
( )
A.晶格能:NaClB.熔点:NaI>NaBr
C.硬度:MgO>CaO
D.熔、沸点:冰>NaCl
【解析】选C。对电荷数相同的离子来说,离子半径越小,晶格能越大,熔、沸点越高,硬度越大。离子半径Cl-6.下列关于离子键的强弱与晶格能大小关系的说法正确的是
( )
A.离子键的强弱在一定程度上可用晶格能的大小来衡量
B.晶格能的大小完全决定离子键的强弱
C.通常晶格能越大,离子键越弱
D.晶格能的大小与离子键的强弱没有一点关系
【解析】选A。离子键的强弱可用晶格能的大小来衡量,故A项正确;晶格能越大,离子键越强,C项错误。
7.(2020·齐齐哈尔高二检测)如图为CaF2、H3BO3(层状结构,层内的H3BO3分子通过氢键结合)两种晶体的结构示意图,请回答下列问题:
(1)图Ⅰ所示的CaF2晶体中与Ca2+最近且等距离的F-数为________。?
(2)图Ⅱ所示的物质结构中最外层已达8电子结构的原子是________。H3BO3晶体中B原子个数与极性键个数比为________。?
(3)两种晶体中熔点低的是________,其晶体受热熔化时,克服的粒子之间的相互作用力为________。?
【解析】(1)从图Ⅰ面心上的一个Ca2+可看出连接四个F-,若将旁边的晶胞画出,也应连四个F-,则一个Ca2+连有8个F-。(2)H是两电子,B从图Ⅱ看,只形成三个共价键,应为6个电子,只有O为8电子。H3BO3属于分子晶体,一个B连有三个O,三个O又连有三个H,所以一个B对应6个极性键。(3)熔点大小一般规律:离子晶体>分子晶体,此题H3BO3为分子晶体,熔点较低,熔化时破坏分子间作用力。
答案:(1)8 (2)O 1∶6 (3)H3BO3 分子间作用力
8.卤素是典型的非金属元素,它们在自然界中大多以盐的形式存在。回答下列问题:
(1)卤素互化物是指两种卤素形成的化合物,因中心原子的成单电子数为奇数,故配体数目也为奇数,如IF7、ICl3、ClF3等。基态溴原子的价电子排布式为__________________,分析上述卤素互化物中中心原子和配体的电负性特点,推测卤素互化物BrXa中,X可能是______________(填元素符号)。?
(2)CsBrCl2属于多卤化物,受热分解存在如下两种可能:
CsBrCl2====CsBr+Cl2① CsBrCl2====
CsCl+BrCl②
由于晶格能的原因,实际进行的是反应②,则晶格能:CsCl____CsBr(填“>”或“<”)。?
(3)(CN)2、(SCN)2的性质与卤素单质相似,称为拟卤素。其分子内各原子均达到8电子结构,则(CN)2分子中σ键和π键的个数比为__________,SCN-的立体构型为__________形,碳原子的轨道杂化方式为________________。SCN-用于检验Fe3+时,SCN-与Fe3+间形成的化学键为__________键。?
(4)一种天然宝石萤石的主要成分是CaF2。如图是CaF2的晶胞结构示意图,其中与每个Ca2+距离最近的Ca2+有__________个;该晶胞边长为a
cm,晶体密度为__________
g·cm-3(用NA表示阿伏加德罗常数值)。?
【解析】(1)溴为35号位于第4周期ⅦA族,基态溴原子的价电子排布式为4s24p5;卤素互化物BrXa中,电负性比Br大的X可能是F、Cl。
(2)氯原子半径小,与Cs+作用力大,晶格能:CsCl>CsBr。
(3)(CN)2分子中σ键(2C—N,C—C)和π键(C—N间的三键)的个数比为3∶4,SCN-的立体构型为直线形,C与S和N各形成一个σ键,无孤电子对,碳原子的轨道杂化方式为sp杂化。SCN-用于检验Fe3+时,SCN-与Fe3+间形成的化学键为配位键。
(4)CaF2的晶胞结构示意图,其中与每个Ca2+距离最近的Ca2+有12个;根据晶胞结
构可知,一个CaF2晶胞中含有的Ca2+和F-的个数分别为8×
+6×
=4,8×1=8,
该晶胞边长为a
cm,晶体密度为ρ=
g·cm-3=
g·cm-3。
答案:(1)4s24p5 F、Cl (2)>
(3)3∶4 直线 sp 配位 (4)12
【补偿训练】
(Ⅰ)
下列叙述正确的有________。?
A.第4周期元素中,锰原子价电子层中未成对电子数最多
B.第2周期主族元素的原子半径随核电荷数增大依次减小
C.卤素氢化物中,HCl的沸点最低的原因是其分子间的范德华力最小
D.价层电子对互斥理论中,π键电子对数不计入中心原子的价层电子对数
(Ⅱ)M是第4周期元素,最外层只有1个电子,次外层的所有原子轨道均充满电子。元素Y的负一价离子的最外层电子数与次外层的相同。回答下列问题:
(1)单质M的晶体类型为________,晶体中原子间通过________作用形成面心立方密堆积,其中M原子的配位数为________。?
(2)元素Y基态原子的核外电子排布式为__________________,?其同周期元素中,第一电离能最大的是________________(写元素符号)。元素Y的含氧酸中,酸性最强的是______________________(写化学式),该酸根离子的立体构型为______________。?
(3)M与Y形成的一种化合物的立方晶胞如图所示。
①该化合物的化学式为_______,已知晶胞参数a=0.542
nm,此晶体的密度为______g·cm–3。?(写出计算式,不要求计算结果。阿伏加德罗常数为NA)
②该化合物难溶于水,但易溶于氨水,其原因是__________。?
此化合物的氨水溶液遇到空气则被氧化为深蓝色,深蓝色溶液中阳离子的化学式为________。?
【解析】(Ⅰ)
第4周期元素中,24号铬原子价电子层中未成对电子数最多有6个,故A错误;第2周期主族元素的原子半径随核电荷数增大依次减小,故B正确;卤素氢化物中,HCl的沸点最低,是因为HF分子间能形成氢键,而HCl不能,但HCl分子间的范德华力是比HF大的,故C错误;价层电子对互斥理论中,计算出来的价层电子对数包括成键电子对数和孤电子对数,π键电子对数不计入中心原子的价层电子对数,故D正确。
(Ⅱ)M是第4周期元素,最外层只有1个电子,次外层的所有原子轨道均充满电子,则M为29号铜元素。元素Y的负一价离子的最外层电子数与次外层的相同,则Y为17号的氯元素。
(1)单质Cu的晶体类型为金属晶体,晶体中原子间通过金属键作用形成面心立方密堆积,其中铜原子的配位数为12。
(2)元素Cl基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p5,其同周期元素中,第一电离能最大的是Ar
。氯元素的含氧酸中,酸性最强的是HClO4,该酸根离子与四氯化碳是等电子体,所以其立体构型为正四面体。
(3)①该晶胞中含4个氯原子和4个铜原子,所以该化合物的化学式为CuCl,晶胞
参数a=0.542
nm=5.42×10-8
cm,先计算1
mol晶胞的质量为m=4×Mr(CuCl),体
积为V=NA×a3=NA(5.42×10-8
cm)3=5.423NA×10-24
cm3,所以此晶体的密度ρ=
=
g·cm-3。
②该化合物难溶于水但易溶于氨水,其原因是Cu+可与氨形成易溶于水的配位化
合物。由此化合物的氨水溶液遇到空气被氧化为深蓝色,联系我们学过的配合
物[Cu(NH3)4]SO4,所以此深蓝色溶液中阳离子的化学式为[Cu(NH3)4]2+。
答案:(Ⅰ)BD
(Ⅱ)(1)金属晶体 金属键 12
(2)1s22s22p63s23p5(或[Ne]3s23p5) Ar HClO4 正四面体
(3)①CuCl
②Cu+可与氨形成易溶于水的配位化合物 [Cu(NH3)4]2+课时素养评价
十四 离
子
晶
体
(40分钟 70分)
一、选择题(本题包括10小题,每小题5分,共50分)
1.(2020·吉林高二检测)下列叙述正确的是
( )
A.离子晶体中,只存在离子键,不可能存在其他化学键
B.原子晶体中,只存在共价键;稀有气体的原子能形成分子晶体
C.NaHSO4、Na2O晶体中的阴、阳离子个数比均为1∶2
D.阴、阳离子通过静电引力而形成的化学键叫离子键
【解析】选B。离子晶体中,一定存在离子键,可能存在其他化学键,如NaOH中含有离子键和共价键,A错误;原子晶体中,原子间以共价键结合,因此只存在共价键;而稀有气体的原子是稳定结构,因此一个原子就是一个分子,能形成分子晶体,B正确;NaHSO4晶体中的阳离子是Na+,阴离子是HS,晶体中的阴、阳离子个数比为1∶1,C错误;阴、阳离子通过静电作用而形成的化学键叫离子键,静电作用包括静电引力和静电斥力,D错误。
2.(2020·南京高二检测)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。下列实验一定能说明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
【解析】选C。A项,难溶于水,其水溶液的导电性极弱不一定是离子晶体,如H2SiO3难溶于水、水溶液导电性极弱,但不是离子晶体;B项,熔、沸点较高,硬度较大不一定是离子晶体,如SiO2等原子晶体熔、沸点较高,硬度较大;C项,固体不导电,但在熔融状态下可以导电,说明构成晶体的微粒为阴、阳离子,一定属于离子晶体;D项,在有机溶剂中的溶解度极小不一定是离子晶体,如H2O等分子晶体在有机溶剂中溶解度也极小;答案选C。
3.下表中列出了有关晶体的说明,错误的是
( )
选项
A
B
C
D
晶体名称
氯化钾
氩
白磷(P4)
烧碱
构成晶体微粒名称
阴、阳离子
原子
分子
阴、阳离子
晶体中存在的作用力
离子键
共价键、范德华力
共价键、范德华力
离子键、共价键
【解析】选B。A.氯化钾为离子晶体,构成微粒为离子,构成晶体粒子间的作用力为离子键,A正确;B.氩为单原子分子,原子间没有共价键,B错误;C.白磷为分子晶体,构成微粒为分子,分子内原子之间以共价键结合,分子之间的作用力为范德华力,C正确;D.烧碱(NaOH)为离子晶体,含有离子键和共价键,构成微粒为阴、阳离子,D正确。
4.下列有关晶体的说法中正确的是
( )
A.原子晶体、离子晶体、金属晶体、分子晶体中都一定存在化学键
B.熔点:离子晶体:MgO>NaCl;分子晶体:H2O>H2S;金属晶体:锂<钠<钾<铷<铯
C.金刚石的硬度大于晶体硅的硬度,其熔点也高于晶体硅的熔点
D.晶体中有阴离子,必有阳离子;则晶体中有阳离子,必有阴离子
【解析】选C。原子晶体中含有共价键,离子晶体中含有离子键,金属晶体中含有金属键,大部分分子晶体中含有共价键,稀有气体为单原子分子,不含化学键,A错误。MgO、NaCl均为离子晶体,前者的离子半径小于后者的离子半径,且前者的阴阳离子所带的电荷大于后者的阴阳离子所带电荷,因而熔点:MgO>NaCl;H2O、H2S均为分子晶体,组成和结构相似,一般可以根据相对分子质量的大小来判断熔沸点的高低,但水分子间含有氢键,导致熔沸点反常,熔点大小关系为H2O>H2S;金属晶体熔点大小的比较方法:原子半径越小、阳离子所带电荷越多,金属键越强,熔点就越高,所以熔点大小关系为锂>钠>钾>铷>铯,B错误。金刚石和晶体硅都属于原子晶体,原子半径越小,共价键越强,硬度和熔点越大,故金刚石的硬度大于晶体硅的硬度,其熔点也高于晶体硅的熔点,C正确。晶体中有阴离子,必有阳离子,但是晶体中有阳离子,必有阴离子是错误的,金属晶体为金属阳离子和自由电子构成,无阴离子,D错误。
5.(2020·成都高二检测)下列解释中,不正确的是
( )
A.水很稳定(1
000
℃以上才会部分分解)是因为水中含有大量的氢键
B.由于NaCl晶体和CsCl晶体中正负离子半径比不相等,所以两晶体中离子的配位数不相等
C.碘易溶于四氯化碳,甲烷难溶于水都可用相似相溶原理解释
D.MgO的熔点比MgCl2高主要是因为MgO的晶格能比MgCl2大
【解析】选A。水很稳定,是因为水分子内的共价键较强的缘故,与氢键无关,氢键只影响水的熔沸点,A错误;正负离子半径之比影响离子晶体中离子配位数,B正确;碘、四氯化碳、甲烷均是非极性分子,而水是极性溶剂,根据相似相溶原理知,碘易溶于四氯化碳,甲烷难溶于水,C正确;离子晶体熔沸点与晶格能成正比,晶格能与离子半径成反比、与离子电荷成正比,氧离子半径小于氯离子半径,且氧离子所带电荷大于氯离子所带电荷,所以氧化镁晶格能大于氯化镁,则MgO的熔点比MgCl2高,D正确。
【补偿训练】
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,固体时导电,升温时导电能力减弱
⑧难溶于水,熔点高,固体不导电,熔化时导电
A.①⑧
B.②③⑥
C.①④⑦
D.②⑤
【解析】选A。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,固体不导电,故②③④⑤⑦均不符合离子晶体的特点;⑥中熔点达3
900
℃,硬度很大应是原子晶体。故只有①⑧符合题意。
6.(2020·忻州高二检测)金属晶体和离子晶体是重要的晶体类型。下列关于它们的说法中正确的是
( )
A.金属晶体和离子晶体都能导电
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.金属晶体和离子晶体都可采取紧密堆积方式
D.金属晶体和离子晶体中分别存在金属键和离子键等强烈的相互作用,很难断裂,因而都具有延展性
【解析】选C。离子晶体中没有自由移动的离子,固态时不导电,如氯化钠固体不导电,A错误;金属晶体中有自由移动的电子,能导电,金属晶体中的自由电子属于整个晶体,B错误;金属晶体和离子晶体都可采取“紧密堆积”方式,C正确;离子晶体没有延展性,易断裂,D错误。
7.(2020·唐山高二检测)KO2的晶体结构与NaCl相似,KO2可以看作是Na+的位置用K+代替,Cl-的位置用代替,则下列对于KO2晶体结构的描述正确的是( )
A.与K+距离相等且最近的O2-共有8个
B.与K+距离相等且最近的O2-构成的多面体是正八面体
C.与K+距离相等且最近的K+有8个
D.一个KO2晶胞中的K+和粒子数均为8
【解析】选B。K+位于晶胞棱心,与K+距离相等且最近的O2-位于顶点和面心,共有6个,A错误;与K+距离相等且最近的O2-共有6个,构成正八面体,K+位于正八面体中心,B正确;K+位于晶胞棱心,则被横平面、竖平面和正平面共有,且每一个平面有4个K+距离最近,共4×3=12个,故C错误;K+位于晶胞棱心和体心,数目为12×+1=4,O2-位于顶点和面心,数目为8×+6×=4,即一个KO2晶胞中摊得的K+和O2-粒子数均为4个,D错误。
8.(2020·福州高二检测)已知食盐的密度为ρ
g·cm-3,其摩尔质量为M
g·mol-1,阿伏加德罗常数为NA,结合NaCl晶体的晶胞结构,则在食盐晶体中Na+和Cl-的核间距大约是
( )
A.
cm
B.
cm
C.
cm
D.
cm
【解析】选B。已知一个晶胞中有4个“NaCl分子”,且食盐晶体中Na+与Cl-的核间距的2倍正好是晶胞的边长。设晶胞的边长为a
cm,故有×NA=4,解得a=,则=。
9.(2020·滁州高二检测)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.氧化锌的熔点高于硫化锌
【解析】选D。选项A,该晶体属于离子晶体。选项B,从晶胞图分析,含有Zn2+的数目为8×+6×=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的熔点高于ZnS。
10.(2020·银川高二检测)钡在氧气中燃烧时得到一种钡的氧化物晶体,结构如图所示,有关说法不正确的是
( )
A.该晶体属于离子晶体
B.晶体的化学式为Ba2O2
C.该晶体晶胞结构与NaCl相似
D.与每个Ba2+距离相等且最近的Ba2+共有12个
【解析】选B。Ba2+与,形成的是离子化合物,A对;根据Ba2+和在晶胞的位置,晶胞中共含有Ba2+的个数为8×+6×=4,的个数为12×+1=4,
所以Ba2+与的个数比为1∶1,该氧化物为BaO2,B错;NaCl晶胞结构也是该形状,C对;与每个Ba2+距离相等且最近的Ba2+为顶点和面心位置,每个晶胞中含有3×个,每个顶点为8个晶胞共有,则共有8×3×=12个,D对。
【补偿训练】
(2020·盐城高二检测)下列提供了有关物质的熔点,根据表中的数据,下列判断错误的是
( )
物质
NaCl
AlF3
AlCl3
MgCl2
CO2
SiO2
熔点/℃
801
1
291
190(2.5×105Pa)
714
-56.5
1
723
A.AlF3晶体是离子晶体,AlCl3晶体是分子晶体
B.AlF3晶体的晶格能小于NaCl晶体的晶格能
C.同族元素的氧化物可以形成不同类型的晶体
D.不同族元素的氯化物可以形成相同类型的晶体
【解析】选B。AlF3晶体的熔点较高属于离子晶体,AlCl3晶体的熔点较低属于分子晶体,A正确;晶体中离子所带电荷越多,离子半径越小,晶格能越大,半径:
Al3+二、非选择题(本题包括2小题,共20分)
11.(10分)(2019·南京高二检测)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:?
__。?
【解析】(1)钠、钾、钙等氯化物在熔融盐中电离,所以其作用除了可变成混合物降低熔点外,还能够增大熔融盐中的离子浓度,增强导电性。(2)因为氧化镁与氯化钠的晶胞相似,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。(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。三种物质中,氟化钠和氟化镁是离子晶体,而氟化硅是分子晶体。
答案:(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应为黑色
(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+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
12.(10分)(2020·衡阳高二检测)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(如图所示),边长为4.03×10-10
m,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。
(3)M中Ba2+、Ti4+、O2-的个数比为1∶(8×)∶(12×)=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+半径之和的2倍,故r(Ti4+)=×(4.03×10-10
m-2×1.40×10-10
m)=6.15×10-11
m。
答案:(1)第四周期第ⅡA族 1s22s22p63s23p6
(2)直线形 sp 低于 (3)①TiO2+BaCO3BaTiO3+CO2↑ ②面心 ③6 ④6.15×10-11
(20分钟 30分)
一、选择题(本题包括2小题,每小题5分,共10分)
13.(2020·太原高二检测)下面有关晶体的叙述中,不正确的是
( )
A.氯化铯晶体中,每个Cs+周围紧邻8个Cl-
B.金刚石为空间网状结构,由共价键形成的碳原子环中,最小的环上有6个碳原子
C.干冰晶体中,每个CO2分子周围紧邻12个CO2分子
D.金属铜属于六方最密堆积结构,金属镁属于面心立方最密堆积结构
【解析】选D。
氯化铯晶胞属于体心立方晶胞,每个Cs+周围紧邻8个Cl-,A正确;
金刚石的晶胞结构如图所示:,
根据图可以知道由共价键形成的最小碳环上有6个碳原子,B
正确;二氧化碳晶体属于面心立方,采用沿X、Y、Z三轴切割的方法判断二氧化碳分子的个数为12,所以在CO2晶体中,与每个CO2分子周围紧邻的有12个CO2分子,C正确;金属镁为六方最密堆积,堆积方式为,
金属铜是面心立方最密堆积,堆积方式为,D错误。
【补偿训练】
(2020·玉溪高二检测)下面的排序不正确的是
( )
A.晶体熔点由低到高:F2B.熔点由高到低:
Na>Mg>Al
C.硬度由大到小:
金刚石>碳化硅>晶体硅
D.晶格能由大到小:
MgO>CaO>NaF>
NaCl
【解析】选B。卤族元素单质都是分子晶体,分子的相对分子质量越大,分子间作用力越大,则晶体的熔沸点越高,所以晶体熔点由低到高为F2Na、Mg、Al原子半径依次减小,金属离子电荷数逐渐增多,金属键逐渐增强,则熔点由低到高:NaC,三者都为原子晶体,原子半径越大,共价键的键能越小,则硬度越小,所以硬度由大到小:金刚石>碳化硅>晶体硅,C正确;可以先比较电荷数,电荷数多的晶格能大,而如果电荷数一样多则比较核间距,核间距大的,晶格能小,则晶格能由大到小为MgO>CaO>NaF>NaCl,D正确。
14.(2020·宜昌高二检测)已知NaCl的摩尔质量为58.5
g·mol-1,其晶体密度为d
g·cm-3,若图中钠离子与最接近的氯离子的核间距为a
cm,那么阿伏加德罗常数的值可表示为
( )
A.117a3d
B.58.5/(2a3d)
C.234/(a3d)
D.58.5/(4a3d)
【解析】选B。氯化钠的摩尔体积V==58.5
g·mol-1/d
g·cm-3=58.5/d
cm3·mol-1,根据晶胞结构知,每个小正方体中含有1/2个NaCl,所以一个NaCl的体积是
2a3
cm3,1
mol物质含有的微粒是阿伏加德罗常数个,所以阿伏加德罗常数的值=氯化钠的摩尔体积/1个NaCl的体积==mol-1,答案选B。
二、非选择题(本题包括1小题,共20分)
15.(2020·沈阳高二检测)国务院批复通过的《全国矿产资源规划(2016～2020年)》中,首次将萤石等24种矿产列入战略性矿产目录。萤石为氟化钙的俗名,其重要用途是生产氢氟酸。
(1)基态F原子核外电子共有________种运动状态,基态Ca2+的最外层电子排布图为________。?
(2)实验室制氟化氢是用萤石与浓硫酸反应,但该反应不可以在玻璃器皿中进行,请用化学反应方程式解释原因______________,该反应涉及的元素电负性最大的是______________(用元素符号表示)。该反应的产物之一会与反应物继续反应生成H2SiF6,则H2SiF6分子的中心原子价层电子对数为________。?
(3)CaF2与CaCl2熔点比较低的物质是________,原因是__?
__。
CaF2晶胞如图,其中Ca2+的配位数为________。在CaF2晶体中Ca2+的离子半径为
a
cm,F-的离子半径为b
cm;则CaF2的密度为________g·cm-3(设阿伏加德罗常数的值为NA)。?
【解析】(1)基态F原子含有9个核外电子,每个电子的运动状态不同,则有9种运动状态;基态Ca2+的排布式为1s22s22p63s23p6,最外层为第三层,则排布图为;
(2)氢氟酸能与二氧化硅反应生成四氟化硅气体和水,方程式为SiO2+4HF
SiF4↑+2H2O;反应涉及元素有H、O、F、Si,电负性最大的为F;H2SiF6与Si中心原子价层电子对数相同,则中心Si原子的孤电子对数=(4+2-1×6)=0,无孤电子对,只含有6条共价键,则中心原子价层电子对数为6;
(3)CaF2与CaCl2均为离子晶体,
r(F-)根据晶胞结构,一个F-周围距离最近且相等的Ca2+有4个,则一个Ca2+距离相等且最近的F-有8个,则配位数为8;Ca2+在顶点和面心,
N(Ca2+)=8×+6×=4,F-在晶胞内,个数为8,根据晶胞结构,体对角线=4×
(a+b)
cm,则V=[]3
cm3,ρ==
g·cm-3=
g·cm-3。
答案:(1)9
(2)SiO2+4HFSiF4↑+2H2O F 6
(3)CaCl2 二者均为离子晶体,Cl-半径大于F-,则CaCl2的晶格能小于CaF2的晶格能 8 