资源简介

第2节　几种简单的晶体结构模型
第1课时　金属晶体和离子晶体
［核心素养发展目标］　1.知道金属晶体的概念和特征，能列举金属晶体的基本堆积模型，能用金属键理论解释金属晶体的物理性质。2.知道离子晶体的概念，理解离子晶体类型与其性质的关系。
一、金属晶体
1.概念
金属原子通过　　　　形成的晶体。
2.结构
3.常见金属晶体的结构
常见金属 Ca、Al、Cu、Ag、Au、Pd、Pt Li、Na、K、Ba、W、Fe Mg、Zn、Ti
结构 示意图
晶胞中的 微粒数
4.金属晶体的结构与物理性质
(1)金属晶体具有良好的延展性、导电性、导热性。这些性质均与　　　　有关。
(2)金属晶体中原子的堆积方式也会影响金属的性质，如具有最密堆积结构的金属的延展性往往比具有其他结构的金属的延展性　　　　　　。
(3)金属晶体熔、沸点变化规律
①同类型的金属晶体的熔点由金属阳离子半径、离子所带的电荷数决定，阳离子半径越小，所带电荷数越多，金属键就越强，晶体熔点就越高。例如熔点：Li　　Na　　K　　Rb　　Cs，Na　　Mg　　Al。
②金属晶体的熔点差别较大，如Hg熔点很低，碱金属熔点较低，铁等金属熔点很高。这是由于金属晶体密堆积方式、金属阳离子和“自由电子”的作用力不同造成的。
③合金的熔点一般低于其成分金属的熔点。
知识拓展
1.金属晶体的堆积模型
由于金属键没有方向性，因此金属晶体可以看成由直径相等的圆球在三维空间堆积而成。等径圆球在平面上的堆积方式很多，如图1给出了球堆积层的两种模式，其中最紧密堆积排列只有一种，称为密置层。层与层之间相互叠放在一起，便形成了晶体的堆积模型，如图2所示。
2.配位数
晶体学中，一个原子或离子周围距离相等且最近的原子或离子的数目，叫配位数。体心立方晶系中原子配位数为8，在面心立方最密堆积和六方紧密堆积结构中，配位数均为12。
离子晶体中，配位数指一个离子周围距离相等且最近的异电性离子的数目。
3.晶体密度的计算方法
(1)以晶胞为研究对象，运用切割法分析每个晶胞中含有的微粒数，计算一个晶胞的质量m=(NA为阿伏加德罗常数的值，N为晶胞中所含微粒个数，M为所含微粒的摩尔质量)。
(2)结合晶胞中的几何关系，计算一个晶胞的体积，用m=ρ·V的关系计算。
例　金属铜的晶胞结构如图所示。晶胞中A、B两铜原子的核间距为d pm，阿伏加德罗常数的值为NA，则铜晶体的密度为　　　　 g·cm-3 (列出计算表达式)。
1.正误判断
(1)金属键在本质上是一种电性作用(　　)
(2)有阳离子的晶体中一定含有阴离子(　　)
(3)金属晶体和电解质溶液在导电时均发生化学变化(　　)
(4)金属晶体只有还原性(　　)
(5)金属晶体的堆积模型仅与金属原子的半径有关(　　)
(6)金属具有金属光泽的原因与“自由电子”对光的吸收和释放有关(　　)
2.金属晶体中金属原子有三种常见的堆积方式，六方最密堆积、面心立方最密堆积和体心立方堆积，如图分别代表着三种晶体的晶体结构，其晶胞内金属原子个数比为(　　)
A.1∶2∶1 B.11∶8∶4
C.9∶8∶4 D.9∶14∶9
3.(1)将等径圆球在二维空间里进行排列，可形成密置层和非密置层，在如图所示的半径相等的圆球的排列中，A属于　　　　层，配位数是　　　　；B属于　　　　层，配位数是　　　。
(2)辽宁号航母飞行甲板等都是由铁及其合金制造的。铁有δ、γ、α 三种同素异形体，其晶胞结构分别如图所示。
①γ Fe、δ Fe晶胞中含有的铁原子数之比为　　　　　。
②δ Fe、α Fe两种晶体中铁原子的配位数之比为　　　　　。
③若α Fe晶胞的边长为a cm， γ Fe晶胞的边长为b cm，则两种晶体的密度之比为　　　　。
二、离子晶体
1.离子晶体
2.常见离子晶体的晶胞结构
晶体 晶胞 晶胞详解
NaCl ①每个晶胞中有　　个Na+和　　个Cl- ②在NaCl晶体中，Na+的配位数为　　，Cl-的配位数为　　 ③与Na+(Cl-)等距离且最近的Na+(Cl-)有　　个 ④每个Cl-(Na+)周围的Na+(Cl-)构成　　　　　
CsCl ①每个晶胞中有　　个Cs+和　　个Cl- ②在CsCl晶体中，Cs+的配位数为　　，Cl-的配位数为　　 ③每个Cs+(Cl-)与　　个Cs+(Cl-)等距离相邻 ④每个Cl-(Cs+)周围的Cs+(Cl-)构成　　　
CaF2 ①每个晶胞中有　　个Ca2+、　　个F- ②Ca2+的配位数为　　，F-的配位数为　　，二者的配位数之比等于二者电荷数(绝对值)之比 ③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 ④Ca2+与F-之间的最短距离为晶胞体对角线长的　　　
3.晶格能
(1)定义：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：晶格能越大，表示离子间作用力越　　，离子晶体越　　　　。
(3)下表中是几种离子晶体的晶格能和熔点：
晶体 离子间距 /pm 晶格能/ (kJ·mol-1) 熔点/℃
NaCl 276 787 801
NaBr 290 736 750
NaI 311 686 662
MgO 205 3 890 2 800
思考下列问题：
①晶格能的大小与熔点的关系是什么？
②结构相似的离子晶体，晶格能的大小与哪些因素有关？
4.离子晶体的一般性质
性质 规律
硬度、熔点 硬而脆，熔点较高，且　　　　越大，熔点越高
溶解性 一般易溶于水，难溶于非极性溶剂
导电性 固态时　　　　，熔融状态或在水溶液中　　　　
5.离子晶体的复杂性
构成离子晶体的离子可能不是单原子离子，如N、吡啶阳离子()等阳离子，以及S、CH3COO-、苯甲酸根离子()等阴离子。由这些离子构成的离子晶体中，随着离子体积的增大，阴、阳离子间的距离增大，离子间的作用力　　　　，晶体的熔点也随之　　　　。在许多离子晶体中，微粒间的相互作用不再是典型的离子键，而存在　　　　、　　　　等作用力。
知识拓展
离子液体
(1)定义：离子液体是指在室温和接近室温时呈液态的盐类物质，一般由有机阳离子和无机阴离子组成。
(2)特点：具有较好的化学稳定性、较低的熔点以及对无机物、有机化合物和聚合物等不同物质的良好的溶解性。
(3)应用：有机合成和聚合反应、分离提纯以及电化学研究。
1.正误判断
(1)离子晶体一定是离子化合物(　　)
(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(　　)
(5)离子晶体受热熔化，破坏化学键，吸收能量，属于化学变化(　　)
2.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
3.下列性质中适合离子晶体的是(　　)
①熔点为1 070 ℃，易溶于水，水溶液能导电
②熔点为10.31 ℃，液态不导电，水溶液能导电
③能溶于CS2，熔点为-7.25 ℃，沸点为59.47 ℃
④熔点为97.81 ℃，质软，导电，密度为0.97 g·cm-3
⑤熔点为-218 ℃，难溶于水
⑥熔点为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，熔点较高，固体不导电，熔化时导电
A.①⑧ B.②③⑥
C.①④⑦ D.②⑤
4.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)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，Ni2+和Fe2+的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点：NiO 　　　　(填“<”或“>”)FeO。
(2)NiO晶胞中Ni2+和O2-的配位数分别为　　　　、　　　　。
(3)已知FeO晶体密度为a g·cm-3，NA表示阿伏加德罗常数的值，则FeO晶胞体积为　　　 cm3(用字母表示)。
(4)金属镍与镧(La)形成的合金是一种良好的储氢材料，其晶胞结构如图所示。该合金的化学式为　　　　　　　　。
答案精析
一、
1.金属键
2.金属阳离子和自由电子　金属键
3.4　2　2
4.(1)金属键　(2)好　(3)①>　>　>　>　<　<
例　
解析　根据题意可知，晶胞边长为d pm，晶胞中铜原子个数为8×+6×=4，阿伏加德罗常数的值为NA，则铜晶体的密度为 g·cm-3。
应用体验
1.(1)√　(2)×　(3)×　(4)√　(5)×　(6)√
2.A　［根据“切割法”可推知，第一个为六方最密堆积的晶胞，此晶胞中有两个金属原子；第二个为面心立方最密堆积的晶胞，此晶胞中有4个金属原子；第三个为体心立方堆积的晶胞，此晶胞中有2个金属原子；所以原子个数比为2∶4∶2=1∶2∶1。］
3.(1)非密置　4　密置　6
(2)①2∶1　②4∶3　③b3∶4a3
解析　(1)密置层的排列最紧密，靠的最近，空隙最少，在如图所示的半径相等的圆球的排列中，A中的排布不是最紧密，A属于非密置层，一个中心圆球周围有四个圆球，配位数是4；B中排布是最紧密的结构，B属于密置层，一个中心圆球周围有六个圆球，配位数是6。
(2)①γ Fe晶胞中，Fe原子位于晶胞的8个顶点和6个面心，则含有的铁原子数为8×+6×=4；δ Fe晶胞中，Fe原子位于晶胞的8个顶点和1个体心，则含有的铁原子数为8×+1=2。②δ Fe晶体中铁原子的配位数为8，α Fe晶体中铁原子的配位数为6，故二者铁原子的配位数之比为8∶6=4∶3。③若α Fe晶胞的边长为a cm，其晶胞只含1个Fe原子，则晶体的密度为ρα=，若γ Fe晶胞的边长为b cm，其晶胞中含有4个Fe原子，则晶体密度为ργ=，则两种晶体的密度之比ρα∶ργ=b3∶4a3。
二、
1.阴、阳离子　周期性重复排列　阴、阳离子　离子键
2.4　4　6　6　12　正八面体　1　1　8　8　6　立方体　4　8　8　4　
3.(1)气化　(2)强　稳定
(3)①晶格能越大，熔点越高。
②晶格能的大小与离子间距和离子所带电荷数有关。离子间距越小，晶格能越大；离子所带电荷数越多，晶格能越大。
4.晶格能　不导电　导电
5.减弱　降低　氢键　范德华力
应用体验
1.(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×
2.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。］
3.A　［离子晶体固体时不导电，熔融态时能导电，易溶于水的离子晶体的水溶液能导电，一般难溶于非极性溶剂，熔点较高、质硬而脆，故②③④⑤⑦均不符合离子晶体的特点；⑥所表示的物质熔点达3 900 ℃，硬度很大，不导电，应是共价晶体，故只有①⑧符合题意。］
4.(1)>　(2)6　6　(3)　(4)LaNi5
解析　(1)NiO、FeO都属于离子晶体，熔点高低受离子键强弱影响，离子半径越小，离子键越强，熔点越高。(2)因为NiO晶体结构与NaCl相同，而NaCl晶体中Na+、Cl-的配位数都是6，所以NiO晶体中Ni2+、O2-的配位数也都是6。(3)由于FeO与NaCl的晶胞结构相同，所以FeO晶胞中含有4个亚铁离子和4个氧离子，因此FeO晶胞体积为 cm3= cm3。(4)根据晶胞结构可计算，一个合金晶胞中，La的个数为8×=1，Ni的个数为1+8×=5，所以该合金的化学式为LaNi5。(共79张PPT)
金属晶体和离子晶体
第3章　第2节
<<<
第1课时
核心素养
发展目标
1.知道金属晶体的概念和特征，能列举金属晶体的基本堆积模型，能用金属键理论解释金属晶体的物理性质。
2.知道离子晶体的概念，理解离子晶体类型与其性质的关系。
内容索引
一、金属晶体
二、离子晶体
课时对点练
金属晶体
>
<
一
1.概念
金属原子通过 形成的晶体。
2.结构
一、金属晶体
金属键
金属阳离子和自由电子
金属键
3.常见金属晶体的结构
常见金属 Ca、Al、Cu、Ag、Au、Pd、Pt Li、Na、K、 Ba、W、Fe Mg、Zn、Ti
结构示意图
晶胞中的微粒数 __ __ __
4
2
2
4.金属晶体的结构与物理性质
(1)金属晶体具有良好的延展性、导电性、导热性。这些性质均与
有关。
(2)金属晶体中原子的堆积方式也会影响金属的性质，如具有最密堆积结构的金属的延展性往往比具有其他结构的金属的延展性 。
金属键
好
(3)金属晶体熔、沸点变化规律
①同类型的金属晶体的熔点由金属阳离子半径、离子所带的电荷数决定，阳离子半径越小，所带电荷数越多，金属键就越强，晶体熔点就越高。例如熔点：Li Na K Rb Cs，Na Mg Al。
②金属晶体的熔点差别较大，如Hg熔点很低，碱金属熔点较低，铁等金属熔点很高。这是由于金属晶体密堆积方式、金属阳离子和“自由电子”的作用力不同造成的。
③合金的熔点一般低于其成分金属的熔点。
>
>
>
>
<
<
【知识拓展】
1.金属晶体的堆积模型
由于金属键没有方向性，因此金属晶体可以看成由直径相等的圆球在三维空间堆积而成。等径圆球在平面上的堆积方式很多，如图1给出了球堆积层的两种模式，其中最紧密堆积排列只有一种，称为密置层。层与层之间相互叠
放在一起，便形成
了晶体的堆积模型，
如图2所示。
2.配位数
晶体学中，一个原子或离子周围距离相等且最近的原子或离子的数目，
叫配位数。体心立方晶系 中原子配位数为8，在面心立方最密堆积 和六方紧密堆积 结构中，配位数均为12。
离子晶体中，配位数指一个离子周围距离相等且最近的异电性离子的
数目。
3.晶体密度的计算方法
(1)以晶胞为研究对象，运用切割法分析每个晶胞中含有的微粒数，计
算一个晶胞的质量m=(NA为阿伏加德罗常数的值，N为晶胞中所含
微粒个数，M为所含微粒的摩尔质量)。
(2)结合晶胞中的几何关系，计算一个晶胞的体积，用m=ρ·V的关系计算。
例　金属铜的晶胞结构如图所示。晶胞中A、B两铜原子的核间距为d pm，
阿伏加德罗常数的值为NA，则铜晶体的密度为　　　 　 g·cm-3(列
出计算表达式)。
　
根据题意可知，晶胞边长为d pm，晶胞中铜原子个
数为8×+6×=4，阿伏加德罗常数的值为NA，则铜晶
体的密度为 g·cm-3。
1.正误判断
(1)金属键在本质上是一种电性作用
(2)有阳离子的晶体中一定含有阴离子
(3)金属晶体和电解质溶液在导电时均发生化学变化
(4)金属晶体只有还原性
(5)金属晶体的堆积模型仅与金属原子的半径有关
(6)金属具有金属光泽的原因与“自由电子”对光的吸收和释放有关
√
×
√
×
×
√
2.金属晶体中金属原子有三种常见的堆积方式，六方最密堆积、面心立方最密堆积和体心立方堆积，如图分别代表着三种晶体的晶体结构，其晶胞内金属原子个数比为
A.1∶2∶1 B.11∶8∶4
C.9∶8∶4 D.9∶14∶9
√
根据“切割法”可推知，第一
个为六方最密堆积的晶胞，此
晶胞中有两个金属原子；第二
个为面心立方最密堆积的晶胞，此晶胞中有4个金属原子；第三个为体心立方堆积的晶胞，此晶胞中有2个金属原子；所以原子个数比为2∶4∶2=1∶2∶1。
3.(1)将等径圆球在二维空间里进行排列，可形
成密置层和非密置层，在如图所示的半径相等
的圆球的排列中，A属于　 　　层，配位数是
　 ；B属于　　层，配位数是　。
非密置
4
密置
6
密置层的排列最紧密，靠的最近，空隙最少，
在如图所示的半径相等的圆球的排列中，A中
的排布不是最紧密，A属于非密置层，一个中
心圆球周围有四个圆球，配位数是4；B中排布
是最紧密的结构，B属于密置层，一个中心圆球周围有六个圆球，配位数是6。
(2)辽宁号航母飞行甲板等都是由铁及
其合金制造的。铁有δ、γ、α 三种同
素异形体，其晶胞结构分别如图所示。
①γ Fe、δ Fe晶胞中含有的铁原子数
之比为　 　。
2∶1
γ Fe晶胞中，Fe原子位于晶胞的8个顶
点和6个面心，则含有的铁原子数为8
×+6×=4；δ Fe晶胞中，Fe原子位
于晶胞的8个顶点和1个体心，则含有的铁原子数为8×+1=2。
②δ Fe、α Fe两种晶体中铁原子的配
位数之比为　　　。
4∶3
δ Fe晶体中铁原子的配位数为8，α Fe晶体中铁原子的配位数为6，故二者铁原子的配位数之比为8∶6=4∶3。
③若α Fe晶胞的边长为a cm， γ Fe晶
胞的边长为b cm，则两种晶体的密度
之比为　　　　。
b3∶4a3
若α Fe晶胞的边长为a cm，其晶胞只含1个Fe原子，则晶体的密度为
ρα=，若γ Fe晶胞的边长为b cm，其晶胞中含有4个Fe原子，则晶体密度为ργ=，则两种晶体的密度之比ρα∶ργ=b3∶4a3。
返回
>
<
二
离子晶体
二、离子晶体
1.离子晶体
阴、阳离子
周期性重复排列
阴、阳离子
离子键
2.常见离子晶体的晶胞结构
晶体 晶胞 晶胞详解
NaCl ①每个晶胞中有 个Na+和 个Cl-
②在NaCl晶体中，Na+的配位数为 ，Cl-的配位数为__
③与Na+(Cl-)等距离且最近的Na+(Cl-)有 个
④每个Cl-(Na+)周围的Na+(Cl-)构成_________
4
4
6
6
12
正八面体
晶体 晶胞 晶胞详解
CsCl ①每个晶胞中有 个Cs+和 个Cl-
②在CsCl晶体中，Cs+的配位数为 ，Cl-的配位数为__
③每个Cs+(Cl-)与 个Cs+(Cl-)等距离相邻
④每个Cl-(Cs+)周围的Cs+(Cl-)构成_______
1
1
8
8
6
立方体
晶体 晶胞 晶胞详解
CaF2 ①每个晶胞中有 个Ca2+、 个F-
②Ca2+的配位数为 ，F-的配位数为 ，二者的配位数之比等于二者电荷数(绝对值)之比
③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
④Ca2+与F-之间的最短距离为晶胞体对角线长的__
4
8
8
4
3.晶格能
(1)定义：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：晶格能越大，表示离子间作用力越 ，离子晶体越 。
气化
强
稳定
(3)下表中是几种离子晶体的晶格能和熔点：
晶体 离子间距/pm 晶格能/(kJ·mol-1) 熔点/℃
NaCl 276 787 801
NaBr 290 736 750
NaI 311 686 662
MgO 205 3 890 2 800
思考下列问题：
①晶格能的大小与熔点的关系是什么？
答案　晶格能越大，熔点越高。
②结构相似的离子晶体，晶格能的大小与哪些因素有关？
答案　晶格能的大小与离子间距和离子所带电荷数有关。离子间距越小，晶格能越大；离子所带电荷数越多，晶格能越大。
4.离子晶体的一般性质
性质 规律
硬度、熔点 硬而脆，熔点较高，且 越大，熔点越高
溶解性 一般易溶于水，难溶于非极性溶剂
导电性 固态时 ，熔融状态或在水溶液中_____
晶格能
不导电
导电
5.离子晶体的复杂性
构成离子晶体的离子可能不是单原子离子，如N、吡啶阳离子( )
等阳离子，以及S、CH3COO-、苯甲酸根离子( )等阴离子。
由这些离子构成的离子晶体中，随着离子体积的增大，阴、阳离子间的距离增大，离子间的作用力 ，晶体的熔点也随之 。在许多离子晶体中，微粒间的相互作用不再是典型的离子键，而存在 、
等作用力。
减弱
降低
氢键
范德华力
【知识拓展】
离子液体
(1)定义：离子液体是指在室温和接近室温时呈液态的盐类物质，一般由有机阳离子和无机阴离子组成。
(2)特点：具有较好的化学稳定性、较低的熔点以及对无机物、有机化合物和聚合物等不同物质的良好的溶解性。
(3)应用：有机合成和聚合反应、分离提纯以及电化学研究。
1.正误判断
(1)离子晶体一定是离子化合物
(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
(5)离子晶体受热熔化，破坏化学键，吸收能量，属于化学变化
√
×
×
×
×
2.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
√
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。
3.下列性质中适合离子晶体的是
①熔点为1 070 ℃，易溶于水，水溶液能导电
②熔点为10.31 ℃，液态不导电，水溶液能导电
③能溶于CS2，熔点为-7.25 ℃，沸点为59.47 ℃
④熔点为97.81 ℃，质软，导电，密度为0.97 g·cm-3
⑤熔点为-218 ℃，难溶于水
⑥熔点为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，熔点较高，固体不导电，熔化时导电
A.①⑧ B.②③⑥ C.①④⑦ D.②⑤
√
离子晶体固体时不导电，熔融态时能导电，易溶于水的离子晶体的水溶液能导电，一般难溶于非极性溶剂，熔点较高、质硬而脆，故②③④⑤⑦均不符合离子晶体的特点；
⑥所表示的物质熔点达3 900 ℃，硬度很大，不导电，应是共价晶体，故只有①⑧符合题意。
4.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)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，Ni2+和Fe2+的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点：NiO 　　(填“<”或“>”)FeO。
>
NiO、FeO都属于离子晶体，熔点高低受离子键强弱影响，离子半径越小，离子键越强，熔点越高。
(2)NiO晶胞中Ni2+和O2-的配位数分别为　　、　　。
6
6
因为NiO晶体结构与NaCl相同，而NaCl晶体中Na+、Cl-的配位数都是6，所以NiO晶体中Ni2+、O2-的配位数也都是6。
(3)已知FeO晶体密度为a g·cm-3，NA表示阿伏加德罗常数的值，则FeO晶胞体积为　　 cm3(用字母表示)。
　
由于FeO与NaCl的晶胞结构相同，所以FeO晶胞中含有4个亚铁离子和4个氧离子，因此FeO晶胞体积为 cm3= cm3。
(4)金属镍与镧(La)形成的合金是一种良好的储氢
材料，其晶胞结构如图所示。该合金的化学式为
　　 。
LaNi5
根据晶胞结构可计算，一个合金晶胞中，La的个数为8×=1，Ni的个数为1+8×=5，所以该合金的化学式为LaNi5。
返回
课时对点练
题组一　金属晶体的结构和性质
1.(2023·济南高二检测)下列有关金属的说法正确的是
A.金属原子的核外电子在金属晶体中都是自由电子
B.金属导电的实质是金属阳离子在外电场作用下的定向移动
C.金属原子在化学变化中失去的电子数越多，其还原性越强
D.金属晶体的堆积方式会影响金属的性质
√
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
因金属的价电子受原子核的吸引力小，则金属原子中的价电子在金属晶体中为自由电子，而不是所有的核外电子，A错误；
金属导电的实质是在外电场作用下自由电子定向移动而产生电流的结果，B错误；
金属原子在化学变化中失去电子越容易，其还原性越强，C错误；
金属晶体中原子的堆积方式会影响金属的性质，如延展性，D正确。
2.下列四种性质的叙述，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.固态或熔融态易导电，熔点在1 000 ℃左右
C.以共价键结合成空间网状结构，熔点高
D.固态时不导电，但溶于水或熔融后能导电
√
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
由分子间作用力结合而成，熔点低，为分子晶体的特点，A错误；
以共价键结合成空间网状结构，熔点高，是共价晶体的特点，C错误；固态时不导电，不符合金属晶体的特征，D错误。
3.金属晶体熔、沸点的高低和硬度的大小一般取决于金属键的强弱，而金属键的强弱与金属阳离子所带电荷数的多少及半径大小有关。由此判断下列说法正确的是
A.金属镁的硬度大于金属铝
B.碱金属单质的熔、沸点从Li到Cs逐渐增大
C.金属镁的熔点大于金属钠
D.金属锂的硬度小于金属钠
√
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
镁离子比铝离子的半径大而所带电荷数少，金属键弱，所以金属镁比金属铝的熔、沸点和硬度都小，A项错误；
从Li到Cs，阳离子所带电荷数相等，离子半径逐渐增大，金属键逐渐减弱，熔、沸点逐渐减小，B项错误；
镁离子比钠离子的半径小且所带电荷数多，金属键强，所以金属镁比金属钠的熔、沸点和硬度都大，C项正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
4.(2024·沈阳检测)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(黑球代表Fe，白球代表Mg)。则下列说法错误的是
A.铁镁合金的化学式可表示为Mg2Fe
B.晶胞中有14个铁原子
C.晶体中存在的化学键类型为金属键
D.晶胞中铁的配位数为8
√
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
晶胞中含有铁原子的数目为8×+6×=4，含有镁原子
的数目为8，B项错误。
题组二　离子晶体的结构和性质
5.下列关于金属晶体和离子晶体的说法错误的是
A.都可采取“紧密堆积”结构
B.晶体中都含有阳离子
C.离子晶体的熔点不一定比金属晶体高
D.离子晶体都能导电
√
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
金属键和离子键均无方向性和饱和性，使金属晶体和离子晶体均能形成紧密堆积结构，A项正确；
两类晶体都含有阳离子，B项正确；
离子晶体熔、沸点较高，金属晶体的熔、沸点虽然有较大的差异，但大多数的熔、沸点是比较高的，C项正确；
离子晶体在固态时不导电，D项错误。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
6.离子晶体熔点的高低取决于阴、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
√
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
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(Ba2+)>
r(Ca2+)，熔点：CaO>BaO，r(K+)>r(Na+)，熔点：NaCl>KCl。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
7.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
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
√
A项，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，错误；
B项，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，正确；
C项，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，错误；
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
D项，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，错误。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
8.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为6和8
D.NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体，所以阳
离子与阴离子的半径比相同
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
√
NaCl和CsCl都是由阴、阳离子通过离子键构
成的晶体，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中钠离子的配位数为6，
CsCl中铯离子的配位数为8，故C正确；
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。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
题组三　晶格能及其应用
9.下列有关晶格能的叙述正确的是
A.晶格能是气态离子形成1 mol离子晶体吸收的能量
B.晶格能通常取正值，但是有时也取负值
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
√
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
晶格能是1 mol离子晶体完全气化为气态阴、阳离子所吸收的能量，A错误；
晶格能通常取正值，而不取负值，B错误；
晶格能越大，离子键越强，形成的离子晶体越稳定，C正确；
晶格能越大，离子键越强，物质的硬度越大，D错误。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
10.下列热化学方程式中，能直接表示出氯化钠晶体晶格能的是
A.NaCl(s)===Na+(g)+Cl-(g)　ΔH
B.Na(s)+Cl2(g)===NaCl(s)　ΔH1
C.Cl(g)+e-===Cl-(g)　ΔH2
D.Na(g)-e-===Na+(g)　ΔH3
√
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
11.Li2O是离子晶体，其晶格能可通过图中Born Haber循环计算得到。下列说法错误的是
A.Li原子的第一电离能为520 kJ·
mol-1
B.O==O键的键能为249 kJ·mol-1
C.Li2O的晶格能为2 908 kJ·mol-1
D.1 mol Li(s)转变成Li(g)需要吸收的能量为159 kJ
√
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
Li原子的第一电离能是由气态
原子失去1个电子形成气态离
子所需要的能量，应为520 kJ·
mol-1，故A正确；
O==O键的键能为1 mol O2(g)
分解为2 mol O(g)所吸收的能量，即249×2 kJ·mol-1=498 kJ·mol-1，故B错误。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
12.下列说法正确的是
A.固态能导电的晶体一定是金属晶体
B.固态不能导电，水溶液能导电的晶体一定是离子晶体
C.熔融状态能导电的晶体一定是离子晶体
D.固态不导电而熔融态能导电的晶体一定是离子晶体
√
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
固态时能导电的晶体不一定是金属晶体，如硅和石墨，A不正确；
固态不能导电，水溶液能导电的晶体不一定是离子晶体，如P2O5，B不正确；
金属熔融状态也能导电，C不正确；
离子晶体是由阴、阳离子组成的，固态时阴、阳离子不能自由移动，不导电，熔融状态时电离出自由移动的离子而导电。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
13.冰晶石(化学式为Na3AlF6)的晶体结构单元如图所示( 位于大立方体的顶点和面心， 位于大立方体的12条棱的中点和8个小立方体的体心)。已知冰晶石熔融时的电离方程式为Na3AlF6===3Na++Al，
则大立方体的体心处▽所代表的微粒为
A.Na+ B.Al3+
C.F- D.Al
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
√
该晶胞中 个数为8×+6×=4， 个数为12×+8=11，
根据冰晶石的化学式可知，冰晶石中Na+和Al的个
数之比为3∶1，据此可判断出大立方体的体心处▽所
代表的微粒与 相同，为Na+。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
14.超氧化钾被称为“化学氧自救剂”，主要用于煤矿井下急救。如图为超氧化钾晶体的一个晶胞(该晶胞为立方晶胞，结构与NaCl晶胞相似)。则下列有关说法正确的是
A.固态超氧化钾可以导电
B.超氧化钾晶体中只存在离子键
C.超氧化钾的化学式为KO2，熔点高于NaO2
D.K+位于构成的八面体空隙中，晶体中K+的配位数是6
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
√
固态超氧化钾没有可以自由移动的离子，不能导电，
A错误；
超氧化钾晶体中两个氧原子之间是共价键，B错误；
两者都为离子晶体，其中钾离子半径大，故KO2晶格
能小，熔点低，C错误；
由晶胞结构可知，K+位于构成的八面体空隙中，晶体中K+的配位数是6，D正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
15.Ⅰ.同类晶体物质熔、沸点的变化是有规律的，试分析右面两组物质熔点规律性变化的原因：
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
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
　　　 　。
离子
离子键
金属
NaNa>Mg>Al
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
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晶胞结构如图所示，请改正图中错误：
　　　　。
增大熔融盐中的离子浓度，从而增强熔融盐的导电性
应为黑色
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
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+，所以⑧应该改为黑色。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
(3)Mg是第3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：
______________________________
___________________________________________________________________________________________________________________________________。
NaF与MgF2为离子晶体，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
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。
氟化物 NaF MgF2
熔点/K 1 266 1 534
16.中科院大连化物所化学研究团队在化学链合成NH3研究方面取得新进展，该研究中涉及的物质有Ni BaH2/Al2O3、Fe K2O Al2O3、Cs Ru/MgO等，相关研究成果发表于《自然》上。
(1)基态Fe原子核外电子占据最高电子层的符号为　　，Ni位于元素周期表中的　区。
(2)元素的第一电离能：Mg　(填“>”或“<”)Al。H、N、O的电负性由大到小的顺序为　　　　(用元素符号表示)。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
N
d
>
O>N>H
同一周期主族元素第一电离能随着原子序数的增大而呈增大的趋势，但ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能分别大于其相邻的ⅢA、ⅥA族元素，所以第一电离能：Mg>Al。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
(3)NH3分子中中心原子的杂化方式为　　。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
sp3
NH3分子中N原子价电子对数为3+=4，N原子的杂化方式为sp3。
(4)已知MgO的熔点为2 800 ℃，CaO的熔点为2 572 ℃，二者的晶体类型为　　 　　，MgO的熔点高于CaO的原因是________________________
_____________________。
离子晶体
Mg2+的半径小于Ca2+，MgO
的离子键强度大于CaO
(5)研究发现，只含Ni、Mg和C三种元素的晶体竟然也具有超导性，该晶体的晶胞结构如图所示：
①与C原子紧邻的Ni原子有　个。
②已知该晶胞中a的原子分数坐标为(1，0，
0)，b的原子分数坐标为(，，0)，则c的原子分数坐标为　　　 　。
③已知该晶体的密度为d g·cm-3，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶胞中Ni
原子、Mg原子之间的最短距离为　　　　　　　 pm(用含d、NA的代数
式表示)。
6
(，0，)
××1010
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
设晶胞中Ni原子、Mg原子之间的最短距离
为a pm，则晶胞棱长为a pm，晶胞体积
为(a×10-10)3 cm3，该晶胞中Mg原子个
数为8×=1，
Ni原子个数为6×=3，C原子个数是1，
晶体的密度为d g·cm-3=g·cm-3，所以a=××1010 pm。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
返回作业19　金属晶体和离子晶体
（选择题1~11题，每小题4分，12~14题，每小题6分，共62分）
题组一　金属晶体的结构和性质
1.（2023·济南高二检测）下列有关金属的说法正确的是 （　　）
A.金属原子的核外电子在金属晶体中都是自由电子
B.金属导电的实质是金属阳离子在外电场作用下的定向移动
C.金属原子在化学变化中失去的电子数越多，其还原性越强
D.金属晶体的堆积方式会影响金属的性质
2.下列四种性质的叙述，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.固态或熔融态易导电，熔点在1 000 ℃左右
C.以共价键结合成空间网状结构，熔点高
D.固态时不导电，但溶于水或熔融后能导电
3.金属晶体熔、沸点的高低和硬度的大小一般取决于金属键的强弱，而金属键的强弱与金属阳离子所带电荷数的多少及半径大小有关。由此判断下列说法正确的是 （　　）
A.金属镁的硬度大于金属铝
B.碱金属单质的熔、沸点从Li到Cs逐渐增大
C.金属镁的熔点大于金属钠
D.金属锂的硬度小于金属钠
4.（2024·沈阳检测）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（黑球代表Fe，白球代表Mg）。则下列说法错误的是 （　　）
A.铁镁合金的化学式可表示为Mg2Fe
B.晶胞中有14个铁原子
C.晶体中存在的化学键类型为金属键
D.晶胞中铁的配位数为8
题组二　离子晶体的结构和性质
5.下列关于金属晶体和离子晶体的说法错误的是 （　　）
A.都可采取“紧密堆积”结构
B.晶体中都含有阳离子
C.离子晶体的熔点不一定比金属晶体高
D.离子晶体都能导电
6.离子晶体熔点的高低取决于阴、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
7.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 （　　）
8.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为6和8
D.NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体，所以阳离子与阴离子的半径比相同
题组三　晶格能及其应用
9.下列有关晶格能的叙述正确的是 （　　）
A.晶格能是气态离子形成1 mol离子晶体吸收的能量
B.晶格能通常取正值，但是有时也取负值
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
10.下列热化学方程式中，能直接表示出氯化钠晶体晶格能的是 （　　）
A.NaCl（s）===Na+（g）+Cl-（g）　ΔH
B.Na（s）+Cl2（g）===NaCl（s）　ΔH1
C.Cl（g）+e-===Cl-（g）　ΔH2
D.Na（g）-e-===Na+（g）　ΔH3
11.Li2O是离子晶体，其晶格能可通过图中Born Haber循环计算得到。下列说法错误的是 （　　）
A.Li原子的第一电离能为520 kJ·mol-1
B.OO键的键能为249 kJ·mol-1
C.Li2O的晶格能为2 908 kJ·mol-1
D.1 mol Li（s）转变成Li（g）需要吸收的能量为159 kJ
12.下列说法正确的是 （　　）
A.固态能导电的晶体一定是金属晶体
B.固态不能导电，水溶液能导电的晶体一定是离子晶体
C.熔融状态能导电的晶体一定是离子晶体
D.固态不导电而熔融态能导电的晶体一定是离子晶体
13.冰晶石（化学式为Na3AlF6）的晶体结构单元如图所示（位于大立方体的顶点和面心，位于大立方体的12条棱的中点和8个小立方体的体心）。已知冰晶石熔融时的电离方程式为Na3AlF6===3Na++Al，则大立方体的体心处▽所代表的微粒为 （　　）
A.Na+ B.Al3+
C.F- D.Al
14.超氧化钾被称为“化学氧自救剂”，主要用于煤矿井下急救。如图为超氧化钾晶体的一个晶胞（该晶胞为立方晶胞，结构与NaCl晶胞相似）。则下列有关说法正确的是 （　　）
A.固态超氧化钾可以导电
B.超氧化钾晶体中只存在离子键
C.超氧化钾的化学式为KO2，熔点高于NaO2
D.K+位于构成的八面体空隙中，晶体中K+的配位数是6
15.（18分）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晶胞结构如图所示，请改正图中错误：　　　　。
（3）（4分）Mg是第3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
熔点/K 1 266 1 534
解释表中氟化物熔点差异的原因：　　　 　　　 　　　　。
16.（20分）中科院大连化物所化学研究团队在化学链合成NH3研究方面取得新进展，该研究中涉及的物质有Ni BaH2/Al2O3、Fe K2O Al2O3、Cs Ru/MgO等，相关研究成果发表于《自然》上。
（1）基态Fe原子核外电子占据最高电子层的符号为　　　　　，Ni位于元素周期表中的　　　　区。
（2）元素的第一电离能：Mg　　　　（填“>”或“<”）Al。H、N、O的电负性由大到小的顺序为　　　　　　　　（用元素符号表示）。
（3）NH3分子中中心原子的杂化方式为　　　　。
（4）已知MgO的熔点为2 800 ℃，CaO的熔点为2 572 ℃，二者的晶体类型为　　　　，MgO的熔点高于CaO的原因是　　　　 　　　　。
（5）研究发现，只含Ni、Mg和C三种元素的晶体竟然也具有超导性，该晶体的晶胞结构如图所示：
①与C原子紧邻的Ni原子有　　　　个。
②已知该晶胞中a的原子分数坐标为（1，0，0），b的原子分数坐标为（，，0），则c的原子分数坐标为　　　　　　。
③已知该晶体的密度为d g·cm-3，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶胞中Ni原子、Mg原子之间的最短距离为　　　　　　　　 pm（用含d、NA的代数式表示）。
答案精析
1.D　［因金属的价电子受原子核的吸引力小，则金属原子中的价电子在金属晶体中为自由电子，而不是所有的核外电子，A错误；金属导电的实质是在外电场作用下自由电子定向移动而产生电流的结果，B错误；金属原子在化学变化中失去电子越容易，其还原性越强，C错误；金属晶体中原子的堆积方式会影响金属的性质，如延展性，D正确。］
2.B　［由分子间作用力结合而成，熔点低，为分子晶体的特点，A错误；以共价键结合成空间网状结构，熔点高，是共价晶体的特点，C错误；固态时不导电，不符合金属晶体的特征，D错误。］
3.C　［镁离子比铝离子的半径大而所带电荷数少，金属键弱，所以金属镁比金属铝的熔、沸点和硬度都小，A项错误；从Li到Cs，阳离子所带电荷数相等，离子半径逐渐增大，金属键逐渐减弱，熔、沸点逐渐减小，B项错误；镁离子比钠离子的半径小且所带电荷数多，金属键强，所以金属镁比金属钠的熔、沸点和硬度都大，C项正确。］
4.B　［晶胞中含有铁原子的数目为8×+6×=4，含有镁原子的数目为8，B项错误。］
5.D　［金属键和离子键均无方向性和饱和性，使金属晶体和离子晶体均能形成紧密堆积结构，A项正确；两类晶体都含有阳离子，B项正确；离子晶体熔、沸点较高，金属晶体的熔、沸点虽然有较大的差异，但大多数的熔、沸点是比较高的，C项正确；离子晶体在固态时不导电，D项错误。］
6.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(Ba2+)>r(Ca2+)，熔点：CaO>BaO，r(K+)>r(Na+)，熔点：NaCl>KCl。］
7.B　［A项，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，错误；B项，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，正确；C项，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，错误；D项，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，错误。］
8.D　［NaCl和CsCl都是由阴、阳离子通过离子键构成的晶体，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中钠离子的配位数为6，CsCl中铯离子的配位数为8，故C正确；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。］
9.C　［晶格能是1 mol离子晶体完全气化为气态阴、阳离子所吸收的能量，A错误；晶格能通常取正值，而不取负值，B错误；晶格能越大，离子键越强，形成的离子晶体越稳定，C正确；晶格能越大，离子键越强，物质的硬度越大，D错误。］
10.A
11.B　［Li原子的第一电离能是由气态原子失去1个电子形成气态离子所需要的能量，应为520 kJ·mol-1，故A正确；OO键的键能为1 mol O2(g)分解为2 mol O(g)所吸收的能量，即249×2 kJ·mol-1=498 kJ·mol-1，故B错误。］
12.D　［固态时能导电的晶体不一定是金属晶体，如硅和石墨，A不正确；固态不能导电，水溶液能导电的晶体不一定是离子晶体，如P2O5，B不正确；金属熔融状态也能导电，C不正确；离子晶体是由阴、阳离子组成的，固态时阴、阳离子不能自由移动，不导电，熔融状态时电离出自由移动的离子而导电。］
13.A　［该晶胞中个数为8×+6×=4，个数为12×+8=11，根据冰晶石的化学式可知，冰晶石中Na+和Al的个数之比为3∶1，据此可判断出大立方体的体心处▽所代表的微粒与相同，为Na+。］
14.D　［固态超氧化钾没有可以自由移动的离子，不能导电，A错误；超氧化钾晶体中两个氧原子之间是共价键，B错误；两者都为离子晶体，其中钾离子半径大，故KO2晶格能小，熔点低，C错误；由晶胞结构可知，K+位于构成的八面体空隙中，晶体中K+的配位数是6，D正确。］
15.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应为黑色　(3)NaF与MgF2为离子晶体，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
解析　Ⅱ.(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+，所以⑧应该改为黑色。(3)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。
16.(1)N　d　(2)>　O>N>H　(3)sp3
(4)离子晶体　Mg2+的半径小于Ca2+，MgO的离子键强度大于CaO　(5)①6　②(，0，)
③××1010
解析　(2)同一周期主族元素第一电离能随着原子序数的增大而呈增大的趋势，但ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能分别大于其相邻的ⅢA、ⅥA族元素，所以第一电离能：Mg>Al。
(3)NH3分子中N原子价电子对数为3+=4，N原子的杂化方式为sp3。
(5)③设晶胞中Ni原子、Mg原子之间的最短距离为a pm，则晶胞棱长为a pm，晶胞体积为(a×10-10)3 cm3，该晶胞中Mg原子个数为8×=1，Ni原子个数为6×=3，C原子个数是1，晶体的密度为d g·cm-3=g·cm-3，所以a=××1010 pm。

展开更多......

收起↑