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课时分层作业(十三)　共价晶体　分子晶体　晶体结构的复杂性
(建议用时：40分钟)
[合格过关练]
1．下列固体的化学式能真实表示物质分子组成的是(　　)
A．NaOH　　　　　
B．CO2
C．CsCl
D．SiO2
B　[NaOH和CsCl固体均为离子晶体，在晶体中只存在阴阳离子，其化学式表示的是构成晶体的离子个数比；SiO2固体为共价晶体，在晶体中只存在原子，其化学式表示的是构成晶体的原子个数比。]
2．在金刚石的晶体结构中含有由共价键形成的碳原子环，其中最小的环上的碳原子数及每个碳原子上任意两个C—C键间的夹角分别是(　　)
A．6、120°
B．5、108°
C．4、109°28′
D．6、109°28′
D　[金刚石中最小的碳环含有6个碳原子，两个C—C键间的夹角是109°28′。]
3．下列晶体的结构不遵循“紧密堆积”原则的是(　　)
A．金属铜
B．氯化钠
C．金刚石
D．干冰
C　[金属键、离子键、范德华力均没有方向性，而共价键有方向性。]
4．金刚石晶胞如图，属于一个金刚石晶胞的碳原子数为(　　)
A．18
B．16
C．10
D．8
D　[从晶胞上看8个顶点各有1个C原子，属于该晶胞的部分相当于只有1个，6个面上相当于有3个，晶胞内部还有4个，故属于该晶胞的碳原子数为8个。]
5．在常温常压下呈气态的化合物，降温使其固化得到的晶体属于(　　)
A．分子晶体
B．原子晶体
C．离子晶体
D．何种晶体无法判断
A　[因该化合物在常温时为气态，说明熔、沸点很低，具有分子晶体的性质。]
6．(双选)下表是某些原子晶体的熔点和硬度。
共价晶体
金刚石
氮化硼
碳化硅
硅
锗
熔点/℃
3
350
3
000
2
600
1
415
938.4
硬度
10
9.5
9.0
7.0
6.0
分析表中的数据，判断下列叙述正确的是(　　)
A．构成共价晶体的原子种类越多，晶体的熔点越高
B．构成共价晶体的原子间的共价键键能越大，晶体的熔点越高
C．构成共价晶体的原子的半径越大，晶体的硬度越大
D．构成共价晶体的原子的半径越大，晶体的硬度越小
BD　[共价晶体的熔点与原子种类多少无关，故A项错误，构成共价晶体的原子半径越大，共价键键能越小，晶体的硬度越小。]
7．(素养题)科学家发现的C60是一种新型分子，它具有空心、类似于足球的结构。最近科学家又发现另一种分子“N60”，它与C60的结构相似，在高温或机械撞击时，其积蓄的巨大能量会在一瞬间释放出来。下列关于N60的说法正确的是(　　)
A．N60是由共价键结合而成的空心球状结构，是一种分子晶体
B．N60和14N都是氮的同位素
C．N60与NO2互为同素异形体
D．N60不可能成为很好的火箭燃料
A　[A项，由于C60为分子晶体，而N60的结构与之相似，故N60也为分子晶体；B项，同位素是质子数相同中子数不同的同种元素，N60是一种分子而非元素；C项，同素异形体是指同种元素形成的不同单质；D项，N60在高温或机械撞击时，其积蓄的巨大能量会在一瞬间释放出来，故N60可能成为很好的火箭燃料。]
8．下列说法正确的是(　　)
A．二氧化硅与二氧化碳都是共价化合物，且晶体类型相同
B．氧气生成臭氧的过程中有化学键的断裂和生成
C．因为NN键的键能比OO键的键能大，所以氮气的沸点比氧气的高
D．硫晶体与氖晶体均是由单原子构成的分子晶体
B　[SiO2中Si与O形成共价键，CO2中C与O形成共价键，所以二者都是共价化合物，但SiO2形成的是共价晶体，CO2形成的是分子晶体，A项错误。N2与O2形成的晶体都是分子晶体，二者沸点的高低取决于分子间作用力的相对大小，与分子中共价键的键能无关，C项错误。硫晶体不是单原子构成的分子晶体，D项错误。]
9.如图为冰的一种骨架形式，依此为单位向空间延伸，请问该冰中的每个水分子有几个氢键(　　)
A．2
B．4
C．8
D．12
A　[每个水分子与四个方向的其他4个水分子形成氢键，因此每个水分子具有的氢键个数为4×＝2。]
10．金刚石的熔点为a℃，晶体硅的熔点为b℃，足球烯(分子式为C60)的熔点为c℃，a、b、c的大小关系是(　　)
A．a>b>c
B．b>a>c
C．c>a>b
D．c>b>a
A　[金刚石和晶体硅均为共价晶体，二者晶体结构相似，熔点高，由于碳原子半径小于硅原子半径，所以碳碳键的键能高于硅硅键的键能，则金刚石的熔点高于晶体硅；足球烯(分子式为C60)为分子晶体，熔化时只需要克服分子间作用力，故熔点低。综上所述，三者熔点：金刚石＞晶体硅＞足球烯，A项符合题意。]
11．石墨晶体中碳原子的杂化轨道类型及同层原子间的主要作用力分别是(　　)
A．sp、范德华力
B．sp2、范德华力
C．sp2、共价键
D．sp3、共价键
C　[石墨晶体中每个碳原子形成3个σ键，无孤对电子，故采取sp2杂化；同层原子间形成共价键，层与层之间的作用力为范德华力。]
12．已知NA为阿伏加德罗常数的值，下列叙述正确的是(　　)
A．60
g
SiO2晶体中含有2NA个Si—O键
B．12
g金刚石中含有的C—C键数目为4NA
C．18
g冰中含有的氢键数目为4NA
D．1
mol
CO2晶体中C===O键数目为2NA
D　[60
g二氧化硅的物质的量为＝1
mol，而1
mol二氧化硅中含有4
mol硅氧键，故应含4NA个硅氧键，A错误；12
g金刚石中含有1
mol
C原子，在金刚石晶体中，每个C原子与4个C原子相连，每个C—C键为2个C原子所共用，C—C键数目为2NA，B错误；18
g冰的物质的量为1
mol,1个水分子形成4个氢键，每个氢键为2个水分子所共用，故氢键数目为2NA，C错误；1个CO2分子中含有2个C===O键，故1
mol
CO2晶体中含有C===O键的数目为2NA，D正确。]
13．已知氯化铝的熔点为190
℃(2.02×105
Pa)，但它在180
℃和常压下即开始升华。
(1)氯化铝是________
(填“离子”或“分子”)
晶体。
(2)在500
℃，1.01×105
Pa时，氯化铝的蒸气密度(换算成标准状况)为11.92
g·L－1，且已知它的结构中还含有配位键，氯化铝的结构式为________。
(3)设计一个更可靠的实验，证明氯化铝是离子晶体还是分子晶体，你的实验是_______________________________________________________________
______________________________________________________________。
[解析]　分子晶体的熔点较低，AlCl3的熔点也仅有190
℃，而且它还能升华，这就充分说明AlCl3是分子晶体。AlCl3蒸气的相对分子质量＝11.92×22.4≈267，则1个氯化铝蒸气分子是由2个AlCl3构成的。
[答案]　(1)分子　(2)
(3)在加压条件下加热至熔融，测其导电性，若导电，则是离子晶体；若不导电，则为分子晶体
14．碳及其化合物广泛存在于自然界中。回答下列问题：
(1)碳在形成化合物时，其键型以共价键为主，原因是
_____________________________________________________。
(2)CO能与金属Fe形成Fe(CO)5，该化合物的熔点为253
K，沸点为376
K，其固体属于________晶体。
(3)碳有多种同素异形体，其中石墨烯与金刚石的晶体结构如图所示：
①在石墨烯晶体中，每个C原子连接________个六元环，每个六元环占有________个C原子。
②在金刚石晶体中，C原子所连接的最小环也为六元环，每个C原子连接________个六元环。六元环中最多有________个C原子在同一平面。
[解析]　(1)碳原子核外最外层有4个电子，在化学反应中很难失去4个电子形成阳离子，也很难得到4个电子形成阴离子。因此，碳在形成化合物时，主要通过共用电子对形成共价键。
(2)因Fe(CO)5熔、沸点较低，常温下为液体，其固体应属于分子晶体。
(3)①由石墨烯的结构可知，每个C原子连接3个六元环，每个六元环占有的C原子数为×6＝2。
②由金刚石的结构可知，每个C可参与形成4条C—C键，其中任意两条边(共价键)可以构成2个六元环。根据组合知识可知四条边(共价键)任选其中两条有6组，6×2＝12。因此每个C原子连接12个六元环。六元环中C原子采取sp3杂化，为空间六边形结构，最多有4个C原子位于同一平面。
[答案]　(1)C有4个价电子且半径小，难以通过得或失电子达到稳定电子结构
(2)分子
(3)①3　2　②12　4
15．砷化镓(GaAs)是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池等。回答下列问题：
(1)基态Ga原子的核外电子排布式为[Ar]________。
(2)根据元素周期律，元素的电负性Ga________(填“大于”或“小于”，下同)As，第一电离能B________Ga；BF3和NH3的分子能够通过配位键相结合的原因是_____________________________________________________。
(3)杀虫剂Na3AsO4中阴离子的空间构型为________，As原子采取________杂化。
(4)组成相似的GaF3和GaCl3晶体，前者属于离子晶体，后者属于分子晶体，从F－和Cl－结构的不同分析其原因是___________________________________。
(5)原子晶体GaAs的晶胞参数a＝x
pm，它的晶胞结构如图所示。该晶胞内部存在的共价键数为________；A原子距离B原子所在六面体的侧面的最短距离为________(用x表示)pm；该晶胞的密度为________(阿伏加德罗常数的值用NA表示)g·cm－3。
[解析]　(1)镓是31号元素，原子核外有31个电子，基态镓(Ga)原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p1，简写成[Ar]3d104s24p1。
(2)同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，第4周期元素Ga、As分别位于第ⅢA、ⅤA族，故Ga元素的电负性小于As元素；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，原子核吸引电子能力逐渐减弱，第一电离能逐渐减小，第ⅢA族元素B、Ga分别位于第2、4周期，故B元素的第一电离能大于Ga元素；B原子提供空轨道、N原子提供孤电子对，B、N原子之间形成配位键。
(3)AsO中含有的孤电子对数是×(5＋3－2×4)＝0，中心原子和4个O原子形成4个共价键，所以其空间构型是正四面体形，As原子价层电子对数为4，其杂化方式为sp3。
(4)Cl－的电子层数比F－的多，离子半径比F－的大，F原子吸引电子的能力较强，故GaF3为离子晶体，GaCl3为分子晶体。
(5)如图每个Ga原子与4个As原子形成4个共价键，晶胞中共含4×4＝16个共价键；A原子距离B原子所在六面体的侧面的最短距离为＝0.25x
pm；晶胞中As原子数为8×＋6×＝4，Ga原子数也为4，该晶胞的密度为g·cm－3＝g·cm－3。
[答案]　(1)3d104s24p1
(2)小于　大于　NH3中的N原子具有孤电子对，BF3中的B原子核外具有空轨道
(3)正四面体　sp3
(4)Cl－的电子层数比F－的多，离子半径比F－的大
(5)16　0.25x　
[素养培优练]
16．氮化碳部分结构如图所示，其中β?氮化碳的硬度超过金刚石晶体，成为首屈一指的超硬新材料。下列有关氮化碳的说法错误的是(　　)
A．β?氮化碳属于共价晶体，其化学键比金刚石的更稳定
B．该晶体中碳原子和氮原子的最外层都满足8电子稳定结构
C．β?氮化碳的化学式为C3N4，其中氮显－3价，碳显＋4价
D．该晶体与金刚石结构相似，都是原子间以非极性键形成的空间网状结构
D　[A项中，N原子半径小于C原子，键长：C—N键17．甲烷晶体的晶胞结构如图所示，下列说法正确的是(　　)
甲烷晶胞
A．甲烷晶胞中的球只代表1个C原子
B．晶体中1个CH4分子周围有12个紧邻的CH4分子
C．甲烷晶体熔化时需克服共价键
D．1个CH4晶胞中含有8个CH4分子
B　[题图所示的甲烷晶胞中的球代表的是1个甲烷分子，并不是1个C原子，A错误；由甲烷的一个晶胞分析可知，与位于晶胞顶点的甲烷分子距离最近且相等的甲烷分子有3个，而这3个甲烷分子在晶胞的面心上，因此被2个晶胞所共用，故与1个甲烷分子紧邻的甲烷分子数目为3×8×＝12，B正确；甲烷晶体是分子晶体，熔化时需克服范德华力，C错误；甲烷晶胞属于面心立方晶胞，该晶胞中甲烷分子的数目为8×＋6×＝4，D错误。]
18．二茂铁[(C5H5)2Fe]的发现是有机金属化合物研究中具有里程碑意义的事件，开辟了有机金属化合物研究的新领域。已知二茂铁的熔点是173℃(在100℃时开始升华)，沸点是249℃，不溶于水，易溶于苯、乙醚等非极性溶剂。下列说法不正确的是(　　)
A．二茂铁属于分子晶体
B．在二茂铁结构中，C5H与Fe2＋之间形成的化学键类型是离子键
C．已知：环戊二烯的结构式为，则其中仅有1个碳原子采取sp3杂化
D．C5H中一定含有π键
B　[二茂铁的熔、沸点较低，属于分子晶体，故A正确；碳原子含有孤电子对，铁原子含有空轨道，两者形成配位键，故B错误；l号碳原子形成4个σ键，无孤电子对，采取sp3杂化，2、3、4、5号碳原子形成3个σ键，无孤电子对，采取sp2杂化，因此仅有1个碳原子采取sp3杂化，故C正确；C5H中存在不饱和碳碳键，则一定存在π键，故D正确。]
19．观察下列模型并结合有关信息，判断下列说法不正确的是(　　)
晶体硼(其每个结构单元中有12个B原子)
NaCl
S8
HCN
结构模型示意图
备注
熔点2
573
K
－
易溶于CS2
－
A．晶体硼属于原子晶体，结构单元中含有30个B—B键，含20个正三角形
B．NaCl晶体中每个Na＋周围距离最近且相等的Na＋有6个
C．S8分子中的共价键为非极性键
D．HCN分子中含有2个σ键，2个π键
B　[晶体硼是由非金属原子通过共价键形成的，且其熔点高，应属于原子晶体，每个硼原子与其他硼原子间形成5个共价键，则该结构单元中含B—B键的个数为＝30，每个正三角形平均占有硼原子的个数为3×＝，故结构单元中含正三角形个数为12÷＝20，A项正确；NaCl晶体中每个Na＋周围距离最近且相等的Na＋有12个，B项不正确；S8分子中同种原子间形成非极性键，C项正确；HCN的结构式为CHN，故其分子中含有2个σ键、2个π键，D项正确。]
20．碳元素的单质有多种形式，下图依次是C60、石墨和金刚石的结构图：
回答下列问题：
(1)金刚石、石墨、C60、碳纳米管等都是碳元素的单质形式，它们互为________。
(2)金刚石、石墨烯(指单层石墨)中碳原子的杂化形式分别为________、________。
(3)C60属于________晶体，石墨属于________晶体。
(4)石墨晶体中，层内C—C键的键长为142
pm，而金刚石中C—C键的键长为154
pm。其原因是金刚石中只存在C—C间的________（填“σ”或“π”，下同）键，而石墨层内的C—C间不仅存在________键，还有________键。
(5)金刚石晶胞含有________个碳原子。若碳原子半径为r，金刚石晶胞的边长为a，根据硬球接触模型，则r＝________a，列式表示碳原子在晶胞中的空间占有率________(不要求计算结果)。
[解析]　(1)金刚石、石墨、C60、碳纳米管等都是碳元素的单质，性质不同，它们互称同素异形体。(2)在金刚石中碳原子的四个价电子与四个C原子形成四个共价键，C的杂化形式是sp3；在石墨烯(指单层石墨)中碳原子与相邻的三个C原子形成三个共价键，C的杂化形式为sp2。(3)C60是由60个原子形成的分子，属于分子晶体。而石墨在层内原子间以共价键结合，在层间以分子间作用力结合，所以石墨属于混合晶体。(4)在金刚石中只存在C—C间的σ键；在石墨层内的C—C间不仅存在σ键，还存在π键。(5)构成金刚石的立体网状结构金刚石晶胞，顶点8个，相当于1个C原子，然后面心上6个，相当于3个C原子，而在其8个四面体空隙中有一半也是C原子，且在晶胞内，故还有4个C原子，加在一起，可得一个金刚石晶胞中有8个C原子。若碳原子半径为r，金刚石晶胞的边长为a，根据硬球接触模型，则正方体对角线的1/4就是C—C键的键长，即a＝2r，所以r＝a，碳原子在晶胞中的空间占有率ω＝＝＝。
[答案]　(1)同素异形体　(2)sp3　sp2　(3)分子　混合　(4)σ　σ　π(或大π或p－pπ)　(5)8　　＝＝
11/11课时分层作业(十二)　金属晶体　离子晶体
(建议用时：40分钟)
[合格过关练]
1．金属晶体的形成是因为晶体中存在(　　)
A．金属离子间的相互作用
B．金属原子间产生相互作用
C．金属阳离子与自由电子间的相互作用
D．金属原子与自由电子间的相互作用
C　[金属原子通过金属键形成的晶体称为金属晶体。金属键源于金属晶体中金属阳离子与自由电子间的强的相互作用。]
2．下列有关离子晶体的叙述不正确的是(　　)
A．1
mol氯化钠晶体中有6.02×1023个NaCl分子
B．氯化钠晶体中，每个Na＋周围距离最近且相等的Cl－共有6个
C．氯化铯晶体中，每个Cs＋周围紧邻8个Cl－
D．平均每个NaCl晶胞中有4个Na＋、4个Cl－
A　[NaCl是离子化合物，其晶体中并不存在单独的“NaCl分子”，“NaCl”只表示阴、阳离子的个数比，表示晶体的组成。]
3．下列物质形成的晶体中，属于含有极性共价键的离子晶体的是(　　)
A．AlCl3　　　　　
B．KOH
C．NaCl
D．Na2O2
B　[AlCl3为共价化合物；KOH、NaCl、Na2O2均为离子化合物，形成的晶体均为离子晶体，KOH中含有离子键和极性共价键，NaCl中含有离子键，Na2O2中含有离子键和非极性共价键。综上，KOH形成的晶体为含有极性共价键的离子晶体。]
4．在金属晶体中，金属原子的价电子数越多，原子半径越小，金属键越强，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
C　[电荷数：Al3＋＞Mg2＋＝Ca2＋＞Li＋＝Na＋；而金属阳离子半径：r(Ba2＋)＞r(Ca2＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)＞r(Li＋)，则A中熔
、沸点：Al＞Mg，B中熔、沸点：Li＞Na，D中熔、沸点：Al＞Mg＞Ba，都不符合题意。]
5．下列图像是NaCl、CsCl、ZnS等离子晶体结构图或是从其中分割出来的部分结构图。试判断属于NaCl的晶体结构的图像为(　　)
B　[由NaCl、CsCl、ZnS的晶胞结构可知：A为ZnS的晶体结构，C、D为CsCl的晶体结构，只有B为NaCl的晶体结构。]
6．(素养题)下图是金属晶体内部结构的简单示意图仔细观察该结构，以下有关金属能导电的理由中正确的是(　　)
A．金属能导电是因为含有金属阳离子
B．金属能导电是因为含有的自由电子在外电场作用下做定向运动
C．金属能导电是因为含有电子且无规则运动
D．金属能导电是因为金属阳离子和自由电子的相互作用
B　[金属中含有金属阳离子和自由电子，自由电子属于整块金属，能够自由移动，在外加电场的作用下，自由电子定向移动，从而能够导电。]
7．下列说法正确的是(　　)
A．硝酸钾和冰的熔化需克服相同类型的作用力
B．氢化物HA的沸点比HB高，是因为1
mol
HA分子中的H—A键断裂时吸收的能量比1
mol
HB分子中的H—B键断裂时吸收的能量多
C．离子晶体在熔融状态下能导电是因为晶体受热时离子键被削弱，形成了自由移动的离子
D．非金属元素间只能形成共价化合物，金属和非金属元素间一定形成离子化合物
C　[硝酸钾和冰的熔化需克服的作用力分别是离子键和分子间作用力，A错误；氢化物的沸点与分子间作用力有关，与共价键关系不大，B错误；离子晶体在熔融状态下能导电是因为晶体受热时离子键被削弱，形成了自由移动的离子，C正确；非金属元素间不一定形成共价化合物，例如氯化铵是离子化合物，金属和非金属元素间也不一定形成离子化合物，例如氯化铝是共价化合物，D错误。]
8．萤石(CaF2)晶体属于立方晶系，在氟化钙的晶胞中每个Ca2＋被8个F－包围，则每个F－周围距离最近的Ca2＋数目为(　　)
A．2
B．4
C．6
D．8
B　[萤石(CaF2)晶体属于立方晶系，F－为简单立方堆积，晶胞中Ca2＋数目比F－少一半，每个Ca2＋与8个F－配位，则每个F－与4个Ca2＋配位，B正确。]
9．根据下表提供的数据，判断可以形成合金的是(　　)
金属或非金属
钠
铝
铁
硅
硫
熔点/℃
97.8
660.4
1
535
1
415
112.8
沸点/℃
883
2
467
2
750
2
355
444.6
A.铝与硅
B．铝与硫
C．钠与硫
D．钠与硅
A　[形成合金必须满足的条件是：熔融时不反应，且低熔点物质的沸点一定高于高熔点物质的熔点。]
10．X、Y都是ⅡA(Be除外)族的元素，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、熔点、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项正确。]
11．Al2O3的下列性质能用晶格能解释的是(　　)
A．Al2O3可用作耐火材料
B．固态时不导电，熔融时能导电
C．Al2O3是两性氧化物
D．晶体Al2O3可以作宝石
A　[Al2O3中Al3＋和O2－所带电荷都比较多，半径又都很小，因此Al2O3的晶格能很大，熔点很高，故Al2O3可作耐火材料。]
12．与一个离子(或原子)最邻近的离子(或原子)称为配位数。分析NaCl和CsCl的晶体结构，下列说法正确的是(　　)
A．NaCl和CsCl都属于AB型离子晶体
B．NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子个数比相同，所以阳离子的配位数相等
C．NaCl和CsCl晶体中阳离子的配位数分别为8和6
D．NaCl和CsCl都属于AB型离子晶体，所以阴、阳离子的半径比相同
A　[NaCl和CsCl都是由离子构成的晶体，离子个数之比都为1∶1，则都属于AB型离子晶体，故A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B、C错误；NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体，由离子电子层越多，离子半径越大可知，钠离子的半径小于铯离子的半径，故D错误。]
13．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，决定于构成晶体微粒间的作用力的大小。A组晶体属__________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________________。B组晶体属________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________________。金属键强度由小到大的顺序为________________。
[解析]　A组NaCl、KCl、CsCl为同一主族的卤化物且为离子化合物，故离子键越弱，熔、沸点越低，而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；而B组中为Na、Mg、Al，是金属晶体且为同一周期，价电子数依次增多，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
14．镁、铜等金属的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，其主要作用除降低熔点之外还有___________________________
____________________________________________________________。
(2)已知MgO的晶胞结构属于NaCl型。某同学画出的MgO晶胞结构示意图如图所示，请改正图中的错误：___________________________________________
_____________________________________________________。
(3)用镁粉、碱金属盐及碱土金属盐等可以做成烟花。燃放时，烟花发出五颜六色的光，请用原子结构的知识解释发光的原因：_______________________
_________________________________________________________________
________________________________________________________________。
(4)Mg是第3周期元素，该周期部分元素氟化物的熔点如下表所示：
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]　(2)因为氧化镁与氯化钠的晶胞结构相似，所以在晶体中每个Mg2＋周围应该有6个最邻近的O2－，每个O2－周围应该有6个最邻近的Mg2＋，根据此规律可得⑧应该改为表示O2－的黑色球。(4)在离子晶体中，离子半径越小，所带电荷数越多，则离子晶体的晶格能越大，熔、沸点越高。
[答案]　(1)增大熔融盐中的离子浓度，从而增强熔融盐的导电能力
(2)⑧应为表示O2－的黑色球
(3)基态原子中的电子获得能量后，向高能级跃迁，跃迁到高能级的电子处于一种不稳定的状态，会回到较低能级，并向外界释放能量(光能)
(4)NaF与MgF2均为离子晶体，常温下为固体，SiF4常温下为气体，所以NaF与MgF2的熔点远比SiF4的高，又Mg2＋的半径小于Na＋的半径，Mg2＋所带电荷数大于Na＋所带电荷数，所以MgF2的晶格能大于NaF，MgF2的熔点高于NaF
[素养培优练]
15．金晶体的晶胞结构如图所示，为面心立方最密堆积。设金原子的直径为d，用NA表示阿伏加德罗常数，在立方体的各个面的对角线上，3个金原子彼此两两相切，M表示金的摩尔质量。则下列说法错误的是(　　)
A．金晶体每个晶胞中含有4个金原子
B．金属键无方向性，金属原子尽可能采取密堆积
C．一个晶胞的体积是16d3
D．金晶体的密度是
C　[在立方体的各个面的对角线上3个金原子彼此两两相切，金原子的直径为d，故面对角线长度为2d，棱长为×2d＝d，故C错误。]
16．金属钠晶体属于体心立方密堆积，其晶胞结构如图所示，实验测得钠的密度为ρ(g·cm－3)。已知钠的相对原子质量为a，假定金属钠原子为等径的刚性小球且处于体对角线上的三个球相切。则钠原子的半径r(cm)为(　　)
A.
B.
C.
D.
C　[在体心立方晶胞中，位于体心的原子与位于八个顶点的原子相切，而位于八个顶点的原子之间不接触，故该晶胞边长为cm，该晶胞中实际含有的钠原子数为2，则ρ＝eq
\f(2a,NA·\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(4r,\r(3)))))，化简后可得r＝。]
17．(双选)元素X位于第4周期，其基态原子的内层轨道全部排满电子，且最外层电子数为2；元素Y基态原子的3p轨道上有4个电子。X与Y形成的化合物的晶胞结构如图所示，下列关于该晶体的说法正确的是(　　)
A．1个晶胞中所含离子总数为18
B．X2＋的配位数为8，Y2－的配位数为4
C．与每个X2＋距离最近且相等的X2＋共有12个
D．该化合物的化学式为ZnS
CD　[元素X位于第4周期，其基态原子的内层轨道全部排满电子，则内层电子数为2＋8＋18＝28，且最外层电子数为2，所以该原子有30个电子，为Zn元素；元素Y基态原子的3p轨道上有4个电子，核外电子排布为1s22s22p63s23p4，则Y是S元素。由晶胞结构可知，1个晶胞中所含离子总数为8×＋6×＋4＝8，A项错误；该化合物的化学式为ZnS，Y2－的配位数为4，X2＋的配位数也为4，B项错误；由晶胞结构可知，与顶点上每个X2＋距离最近且相等的X2＋在其面心，则共有12个，C、D项正确。]
18．有一种蓝色晶体，化学式可表示为Mx[Fey(CN)6]，经X射线研究发现，它的结构特征是Fe3＋和Fe2＋分别占据立方体互不相邻的顶点，而CN－位于立方体的棱上。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M2[Fe2(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＋距离最近且相等的CN－有3个
B　[由题图可得出，晶体中阴离子的最小结构单元中Fe2＋的个数为4×＝，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]－，则该晶体的化学式为M[Fe2(CN)6]，A错误。由阴、阳离子形成的晶体为离子晶体，M的化合价为＋1，B正确，C错误。由题图可看出与每个Fe3＋距离最近且相等的CN－有6个，D错误。]
19．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)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。(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
9/9第2课时　共价晶体　分子晶体　晶体结构的复杂性
发
展
目
标
体
系
构
建
1.通过金刚石、晶体硅、SiO2晶体的结构模型认识共价晶体的结构特点，能解释共价晶体的性质。2.通过干冰、冰、碘晶体的结构模型，认识由范德华力和氢键形成分子晶体的结构特点的不同，能解释分子晶体的性质。3.通过认识石墨晶体的特殊结构，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。
一、共价晶体
1．共价晶体的概念及特点
(1)概念
相邻原子间以共价键结合而形成的具有空间立体网状结构的晶体称为共价晶体。
(2)特点
共价晶体的熔点很高，硬度很大。对结构相似的共价晶体来说，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点就越高。
　共价晶体中的原子服从紧密堆积排列吗？说明理由。
提示：不服从。由于共价键具有方向性和饱和性，共价晶体中每个原子周围排列的原子的数目是有限的，故原子的排列不服从紧密堆积方式。
2．几种共价晶体的结构
(1)金刚石的晶体结构
在晶体中，碳原子以sp3杂化轨道与周围4个碳原子以共价键相结合，C—C键间的夹角为109°28′。因为中心原子周围排列的原子的数目是有限的，所以这种比较松散的排列与金属晶体和离子晶体中的紧密堆积排列有很大的不同。
(2)SiC晶体的结构
SiC晶体的结构类似于金刚石晶体结构，其中碳原子和硅原子的位置是交替的，所以在整个晶体中硅原子与碳原子个数比为1∶1。
(3)SiO2晶体的结构
水晶是由Si和O构成的空间立体网状的二氧化硅晶体，一个硅原子与四个氧原子形成四个共价键，每个氧原子与两个硅原子形成两个共价键，从而形成以硅氧四面体为骨架的结构，且只存在Si—O键。二氧化硅晶体中硅原子和氧原子个数比为1∶2，不存在单个分子，可以把整个晶体看成巨型分子。
二、分子晶体
1．分子之间通过分子间作用力结合形成的晶体称为分子晶体。非金属单质、非金属的氧化物和氢化物等无机物以及多数有机化合物形成的晶体大都属于分子晶体。
2．性质
(1)分子晶体在熔化时，破坏的只是分子间作用力，所以只需要外界提供较少的能量。因此，分子晶体的熔点通常较低，硬度也较小，有较强的挥发性。
(2)对组成和结构相似且晶体中没有氢键的分子晶体来说，随着相对分子质量的增大，分子间作用力增强，熔点升高。
(3)一般来说，分子间作用力无方向性，也使得分子在堆积时，会尽可能利用空间并采取紧密堆积方式，但是，分子的形状、分子的极性以及分子之间是否存在氢键等，都会影响分子的堆积方式。
3．几种常见的分子晶体
(1)碘晶体
碘晶体的晶胞是一个长方体，碘分子除了占据长方体的每个顶点外，在每个面上还有一个碘分子。
(2)干冰
干冰晶胞呈立方体型，其中二氧化碳分子因分子之间的相互作用，在晶胞中呈现有规律的排列(如图所示)。
干冰的结构模型(晶胞)
(3)冰晶体
冰晶体主要是水分子依靠氢键而形成的。由于氢键具有一定的方向性，中央的水分子与周围四个水分子结合，边缘的四个水分子也按照同样的规律再与其他水分子结合，每个氧原子周围都有四个氢原子。这种排列类似于蜂巢结构，比较松散。因此水由液态变成固态时，密度变小。
三、晶体结构的复杂性
1．石墨晶体
石墨晶体具有层状结构，同一层中的每个碳原子用sp2杂化轨道与邻近的三个碳原子以共价键相结合，形成无限的六边形平面网状结构，每个碳原子还有一个与碳环平面垂直的未参与杂化的2p轨道，并含有一个未成对电子，因此能够形成遍及整个平面的大π键。大π键具有金属键的性质。石墨晶体中既有共价键，又有范德华力，同时还有金属键的特性，所以称为混合型晶体。
(1)石墨晶体为什么具有导电性？
提示：石墨晶体中每个C原子未参与杂化的轨道中含有1个未成对电子，能形成遍及整个平面的大π键，由于电子可以在整个六边形网状平面上运动，因此石墨沿层平行方向导电。
(2)稀有气体由单原子构成，它属于共价晶体吗？
提示：不是，它属于分子晶体。
2．Na2SiO3晶体
在Na2SiO3固体中并不存在单个的简单SiO，Si通过共价键与4个O原子相连，形成硅氧四面体。硅氧四面体通过共用顶角O原子而连成较大的链状硅酸盐{SiO}∞单元(如图所示)，带负电的链状硅酸盐{SiO}∞单元与金属阳离子以离子键相互作用。
3．过渡晶体
原子之间形成的化学键往往是介于典型模型(金属键、离子键、共价键、配位键)之间的过渡状态。由于微粒间的作用存在键型过渡，即使组成简单的晶体，也可能是居于金属晶体、离子晶体、共价晶体、分子晶体之间的过渡状态，形成过渡晶体。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)金刚石的晶胞构型为正四面体。
(×)
(2)二氧化硅的分子式是SiO2。
(×)
(3)通常情况下，分子晶体的熔、沸点比较低，原子晶体的熔、沸点比较高。
(√)
(4)水是一种非常稳定的化合物，这是由于水中存在氢键。
(×)
2．下列说法中正确的是(　　)
A．冰融化时，分子中H—O键发生断裂
B．共价晶体中，共价键越强，共价晶体的熔点越高
C．分子晶体中，共价键键能越大，该分子晶体的熔、沸点一定越高
D．稀有气体形成的晶体属于共价晶体
B　[冰属于分子晶体，冰晶体中存在分子间作用力，所以冰融化时克服分子间作用力，共价键不变，A错误；共价晶体中共价键的强弱决定其熔点的高低，所以共价晶体中共价键越强，共价晶体的熔点越高，B正确；分子晶体的熔点和沸点与分子间作用力有关，与分子内的共价键的键能强弱无太大关系，C错误；稀有气体分子是单原子分子，形成的晶体为分子晶体，D错误。]
3．分子晶体具有的本质特征是(　　)
A．组成晶体的基本构成微粒是分子
B．熔融时不导电
C．晶体内微粒间以分子间作用力相结合，这种作用很弱
D．熔点一般比共价晶体低
C　[分子晶体相对于其他晶体来说，熔、沸点较低，硬度较小，导致这些性质特征的本质原因是基本构成微粒间的相互作用——范德华力及氢键相对于化学键来说是极其微弱的。]
共价晶体的结构特点及常见共价晶体的结构(素养养成——宏观辨识与微观探析)
水晶是一种古老的宝石，晶体完好时呈六棱柱钻头形，它的成分是二氧化硅。水晶的结构可以看成是硅晶体中每个Si—Si键中“插入”一个氧原子形成的。
1．在水晶中“Si—O—Si”键是否是直线型？
提示：不是，“Si—O—Si”键呈V形。
2．在SiO2晶体中，1
mol
SiO2含几摩尔“Si—O”键？
提示：4
mol。
1．共价晶体的结构特征
(1)构成共价晶体的基本微粒：原子。晶体中不存在单个分子，共价晶体的化学式仅仅表示物质中的原子个数关系，不是分子式。
(2)形成共价晶体的作用力：共价键。在共价晶体中只存在共价键(极性键或非极性键)，没有分子间作用力和其他相互作用。
(3)共价晶体中的原子以共价键相结合，共价键有方向性和饱和性，因此在共价晶体中，每个原子周围的其他原子的数目是一定的，原子之间的相对位置也是确定的，彼此连接形成稳定的空间立体网状结构。原子的堆积不遵循紧密堆积原则。
2．金刚石和二氧化硅结构
金刚石
(1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构(2)键角均为109°28′(3)最小碳环由6个C组成且六个原子不在同一平面内(4)每个C参与4条C—C键的形成，C原子数与C—C键个数之比为1∶2(5)每个晶胞含8个C
SiO2
(1)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构(2)每个正四面体占有1个Si,4个“O”，n(Si)∶n(O)＝1∶2(3)最小环上有12个原子，即6个O,6个Si
微点拨：(1)若把金刚石中的碳原子换成硅原子，便可得到晶体硅的结构，跟金刚石不同的是，硅晶体中Si—Si键的键长大于金刚石晶体中C—C键的键长。
(2)碳化硅晶体的结构类似于金刚石晶体的结构，其中碳原子和硅原子的位置是交替的，每个碳原子结合4个硅原子，同时每个硅原子结合4个碳原子，所以在整个晶体中硅与碳的原子个数比是1∶1，碳化硅的化学式是SiC。碳化硅晶体中的Si—C键的键长小于硅晶体中Si—Si键的键长，大于金刚石晶体中C—C键的键长。
(3)SiO2晶体结构相当于将金刚石中的C原子全都改换为Si原子，同时在每两个Si原子中心连线的中间增添一个O原子，在晶体中只存在Si—O键，不存在Si—Si键和O—O键。
【例1】　我们可以将SiO2的晶体结构想象为在晶体硅的Si—Si键之间插入O原子。根据SiO2晶体结构图，下列说法不正确的是(　　)
A．石英晶体中每个Si原子通过Si—O极性键与4个O原子作用
B．每个O原子也通过Si—O极性键与2个Si原子作用
C．石英晶体中Si原子与O原子的原子个数比为1∶2，可用“SiO2”来表示石英的组成
D．在晶体中存在石英分子，故石英的分子式为SiO2
D　[由题图可知每个硅原子与四个氧原子相连，而每个氧原子与两个硅原子相连，在晶体中Si原子与O原子的个数比为1∶2，“SiO2”仅表示石英的组成，不存在单个的SiO2分子，故D错误。]
1．根据下列物质的性质，判断其属于共价晶体的是(　　)
A．熔点2
700
℃，导电性强，延展性强
B．无色晶体，熔点3
550
℃，不导电，质硬，难溶于水和有机溶剂
C．无色晶体，能溶于水，质硬而脆，熔点为800
℃，熔化时能导电
D．熔点－56.6
℃，微溶于水，硬度小，固态或液态时不导电
B　[共价晶体一般不导电，没有延展性，A项错误；共价晶体难溶于水，C项错误；共价晶体一般熔点很高，硬度很大，D项错误。]
2.二氧化硅是立体的网状结构，其晶体模型如图所示，请认真观察该晶体模型后回答以下问题：
(1)二氧化硅晶体中最小环为________元环。
(2)每个硅原子为________个最小环共有；每个最小环中有________个硅原子，________个氧原子。
(3)每个最小环平均拥有________个硅原子，________个氧原子。
(4)1
mol
SiO2中含有________mol
Si—O键。
[解析]　(1)SiO2晶体中Si原子的排列方式和金刚石晶体中碳原子的排列方式是相同的。在金刚石晶体中，每个最小环上有6个碳原子，因此SiO2晶体中每个最小环上有6个Si原子，另外六边形的每条边上都插入了1个氧原子，所以最小环为12元环。
(2)据图可知，每个硅原子周围有四条边，而每条边又被6个环所共有，同时由于每个环上有两条边是同一个硅原子周围的，因此还要除以2以剔除重复。所以最终计算式为＝12。
(3)由于每个硅原子被12个环共有，因此每个环只占有该硅原子的，又因为每个最小环上有6个硅原子，所以每个最小环平均拥有的硅原子数为6×＝。又因为SiO2晶体是由硅原子和氧原子按1∶2的比例所组成，因此氧原子的数目为×2＝1。
(4)据图可知，1个Si原子周围有4条Si—O键，无共用，所以1
mol
SiO2中有4
mol
Si—O键。
[答案]　(1)12　(2)12　6　6　(3)　1　(4)4
四种晶体比较(素养养成——证据推理与模型认知)
　　类型项目　　
离子晶体
共价晶体
分子晶体
金属晶体
构成晶体的微粒
阴、阳离子
原子
分子
金属阳离子和自由电子
微粒间的作用
离子键
共价键
分子间作用力(范德华力或氢键)
金属键
作用力强弱(一般地)
较强
很强
弱
一般较强，有的较弱
确定作用力强弱的一般判断方法
离子电荷、半径
键长(原子半径)
组成和结构相似时比较相对分子质量
离子半径、价电子数
熔、沸点
较高
高
低
差别较大(汞常温下为液态，钨熔点为3
410
℃)
硬度
略硬而脆
大
较小
差别较大
导热和导电性
不良导体(熔化后或溶于水导电)
不良导体
不良导体(部分溶于水发生电离后导电)
良导体
溶解性(水)
多数易溶
一般不溶
相似相溶
一般不溶于水，少数与水反应
组成微粒堆积方式
非等径圆球紧密堆积
不服从紧密堆
积原理
紧密堆积(与分子形状有关且分子间不存在氢键)
等径圆球紧密堆积(A1、A2、A3)
【例2】　下列分子晶体，关于熔点、沸点高低的叙述中，正确的是(　　)
A．Cl2>I2
B．SiCl4C．NH3>PH3
D．C(CH3)4>CH3CH2CH2CH2CH3
C　[A、B项属于无氢键存在的分子结构相似的情况，相对分子质量大的熔点、沸点高；C选项属于分子结构相似的情况，但存在氢键的熔点、沸点高；D项属于相对分子质量相同，但分子结构不同的情况，支链多的熔点、沸点低。]
判断分子晶体的熔点、沸点高低时，主要从以下两个方面去考虑：一是有无氢键，有氢键的分子晶体熔点、沸点较高；二是看分子间作用力，主要是结构相似的情况下，看物质的相对分子质量大小，相对分子质量大者，其分子间作用力强，对应晶体的熔点、沸点高。
1．下列表述不正确的是(　　)
A．熔点：CF4B．硬度：金刚石>碳化硅>晶体硅
C．晶格能：NaF>NaCl>NaBr>NaI
D．熔点：Na>Mg>Al
D　[A项中均为分子晶体，其熔点和分子间作用力有关，分子间作用力越大，熔点越高，对组成和结构相似的分子晶体而言，相对分子质量越大，分子间作用力越大，A项正确。B项中均为共价晶体，形成共价键的原子半径越小，共价键越强，硬度越大，B项正确。C项中均为离子晶体，形成离子晶体的离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，晶格能越大，离子半径：F－NaCl>NaBr>NaI，C项正确。D项中均为金属晶体，形成金属键的金属阳离子半径越小，所带电荷越多，金属键越强，金属晶体的熔点就越高，离子半径：Na＋>Mg2＋>Al3＋，熔点：Al>Mg>Na，D项错误。]
2．下列物质的性质变化规律与化学键的强弱无关的是(　　)
A．钠、镁、铝的熔点和沸点逐渐升高，硬度逐渐增大
B．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．KF、KCl、KBr、KI的熔点依次降低
D．CF4、SiF4、GeF4的熔点和沸点逐渐升高
D　[A项，钠、镁、铝的熔点和沸点逐渐升高，硬度逐渐增大，这是因为它们所含的金属键逐渐增强，与化学键的强弱有关；B项，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，这是因为C—C键的键长比Si—Si键的键长短，C—C键的键能比Si—Si键的键能大，与化学键的强弱有关；C项，KF、KCl、KBr、KI的熔点依次降低，这是因为它们所含的离子键的强度逐渐减弱，与化学键的强弱有关；D项，CF4、SiF4、GeF4的熔点和沸点逐渐升高，这是因为分子间作用力随相对分子质量的增大而增大，与化学键的强弱无关。]
石墨不同于金刚石，它的碳原子不像金刚石的碳原子那样呈sp3杂化，而是呈sp2杂化，形成平面六元并环结构(如下图①)，因此，石墨晶体是层状结构的，层内的碳原子的核间距为142
pm，层间距离为335
pm(比键长大得多)说明层间没有化学键相连，是靠范德华力维系的(如图②)
①石墨晶体中的二维平面结构　②石墨的层状结构
1．金刚石与石墨的熔点均很高，那么二者熔点是否相同？若不相同，哪种更高一些？为什么？
提示：不相同。石墨熔点高于金刚石。金刚石中C原子杂化方式为sp3杂化，C原子之间存在σ键，而石墨中C原子杂化方式为sp2杂化，C原子之间存在σ键和π键，石墨中化学键的键能大，故熔点高。
2．观察冰的晶体结构，思考下列问题：
(1)冰晶体中微粒间的作用力有哪几种？
(2)冰晶体的结构特点如何？冰中水分子的排列是否采取紧密堆积的方式？为什么？
(3)由水变为冰，水的密度如何变化？为什么？
提示：(1)范德华力和氢键。
(2)冰晶体主要是水分子依靠氢键而形成的。因氢键具有一定的方向性，故冰中水分子不能采取紧密堆积方式。
(3)密度减小；因冰中水分子的间距较大，分子的排列比较松散。
通过本情境素材中对不同晶体的作用力分析，明确各类晶体物理性质与形成晶体的作用力间的关系，提升了“证据推理与模型认知”的化学学科素养。
1．关于金刚石的下列说法中，错误的是(　　)
A．晶体中不存在独立的分子
B．碳原子间以共价键相结合
C．是硬度最大的物质之一
D．化学性质稳定，即使在高温下也不会与氧气发生反应
D　[金刚石在高温下与O2反应生成CO2。]
2．SiCl4的分子结构与CCl4的相似，下列对SiCl4的推测不正确的是(　　)
A．SiCl4晶体是分子晶体
B．常温、常压下SiCl4是气体
C．SiCl4的分子是由极性键形成的非极性分子
D．SiCl4为正四面体结构
B　[由于SiCl4的分子结构与CCl4的相似，所以SiCl4属于分子晶体。CCl4分子是正四面体结构，SiCl4与其结构相似，因此也是正四面体结构，是含极性键的非极性分子。]
3．(素养题)氮化铝(AlN)常用作砂轮及高温炉衬材料，熔融状态下不导电，可知它属于(　　)
A．离子晶体　　　
B．共价晶体
C．分子晶体
D．无法判断
B　[熔融状态下不导电的化合物必定是共价化合物，又因为具有耐高温的性能，所以必定是共价晶体。]
4．当SO3晶体熔化时，下述各项发生变化的是(　　)
A．化学键
B．硫与氧的原子个数之比
C．分子构型
D．分子间作用力
D　[当SO3晶体熔化时，分子间作用力被破坏，故选D项。]
5．单质硼有无定形和晶体两种，参考下表数据：
金刚石
晶体硅
晶体硼
熔点/℃
3
350
1
415
2
573
沸点/℃
4
827
2
628
2
823
摩氏硬度
10
7.0
9.5
(1)晶体硼的晶体类型属于________，理由是________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
_____________________________________________________________。
(2)已知晶体硼的结构单元是由硼原子组成的正二十面体，如图所示，其中有20个等边三角形的面和一定数目的顶点，每个顶点各有一个硼原子。通过观察图形及推算，得出此基本结构单元由________个硼原子构成，其中B—B键的键角为________，共含有________个B—B键。
[解析]　(1)晶体硼的熔沸点和硬度都介于晶体硅和金刚石之间，而金刚石和晶体硅均为共价晶体，且从周期表中位置看硼与碳相邻，与硅处于对角线处(相似)，也能推知晶体硼属于共价晶体。
(2)均摊法：B原子个数为20××3＝12(个)，正三角形键角为60°，B—B键键数为20××3＝30。
[答案]　(1)共价晶体　晶体硼的熔沸点和硬度均介于金刚石和晶体硅之间，而金刚石和晶体硅都是共价晶体
(2)12　60°　30
微专题4　不同结构物质的熔、沸点比较
物质沸点高低是由构成物质质点间作用力大小决定的。物质质点间作用力包括分子间作用力和各种化学键。以下是常见的几种比较物质沸点高低的方法。
1．根据物质状态判断
即物质沸点高低按常温下的状态：固体＞液体＞气体。
如：NaCl＞H2O＞CO2。
2．根据物质不同结构特点判断
(1)共价晶体：共价晶体间键长越短、键能越大，共价键越稳定，物质熔、沸点越高，反之越低。如：金刚石(C—C)＞晶体硅(Si—Si)。
(2)离子晶体：离子晶体中阴、阳离子半径越小，电荷数越多，则离子键越强，熔、沸点越高，反之越低。如KCl＞KBr。
(3)分子晶体：分子晶体分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高，反之越低。
①组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，物质的熔、沸点越高。如：CH4＜SiH4＜GeH4＜SnH4。
②因为氢键＞范德华力，所以存在分子间氢键的物质沸点高于只存在范德华力的物质。如：乙醇＞氯乙烷；HF＞HCl。
1．下列说法错误的是(　　)
A．卤族元素的氢化物中HF的沸点最高，是由于HF分子间存在氢键
B．邻羟基苯甲醛的熔、沸点比对羟基苯甲醛的熔、沸点低
C．H2O的沸点比HF的沸点高，是由于水中氢键的键能大
D．氨气极易溶于水与氨气分子和水分子间形成氢键有关
C　[HF分子间存在氢键，故沸点相对较高，A项正确；能形成分子间氢键的物质熔、沸点较高，邻羟基苯甲醛易形成分子内氢键，对羟基苯甲醛易形成分子间氢键，所以邻羟基苯甲醛的熔、沸点比对羟基苯甲醛的熔、沸点低，B项正确；H2O分子中的O可与周围H2O分子中的两个H原子形成两个氢键，而HF分子中的F原子只能形成一个氢键，氢键越多，沸点越高，所以H2O的沸点高，C项错误；氨气分子和水分子间形成氢键，导致氨气极易溶于水，D项正确。]
2．(双选)下列关于金属晶体的叙述正确的是(　　)
A．常温下，金属单质都以金属晶体形式存在
B．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
C．钙的熔、沸点高于钾
D．温度越高，金属的导电性越好
BC　[常温下，Hg为液态，A错；因为金属键无方向性，故金属键在一定范围内不因形变而消失，B正确；钙的金属键强于钾，故熔、沸点高于钾，C正确；温度升高，金属的导电性减弱，D错。]
3．美国《科学》杂志曾报道：在40
GPa的高压下，用激光加热到1
800
K，人们成功制得了共价晶体CO2，下列对该物质的推断一定不正确的是(　　)
A．该共价晶体中含有极性键
B．该共价晶体易汽化，可用作制冷材料
C．该共价晶体有很高的熔点、沸点
D．该共价晶体硬度大，可用作耐磨材料
B　[CO2由分子晶体变为共价晶体，其成键情况也发生了变化，由原来的C===O变为C—O，但化学键依然为极性共价键，故A项正确。由于晶体类型及分子结构发生变化，物质的熔、沸点等性质也发生了变化，CO2共价晶体具有高硬度、高熔、沸点等特点，故C、D选项正确，B项错误。]
4．某化学兴趣小组在学习分子晶体后，查阅了几种氯化物的熔点，记录如下：
NaCl
MgCl2
AlCl3
SiCl4
CaCl2
熔点/℃
801
712
190
－68
782
根据这些数据分析，他们认为属于分子晶体的是(　　)
A．NaCl、MgCl2、CaCl2
B．AlCl3、SiCl4
C．NaCl、CaCl2
D．全部
B　[分子晶体中，分子与分子之间以分子间作用力相互作用，而分子间作用力较小，克服分子间作用力所需能量较低，故分子晶体的熔点较低，表中的MgCl2、NaCl、CaCl2的熔点均很高，不属于分子晶体，AlCl3、SiCl4的熔点较低，应为分子晶体，所以B项正确。]
5．现有几组物质的熔点(℃)数据：
A组
B组
C组
D组
金刚石：3
550
Li：181
HF：－83
NaCl
硅晶体：1
410
Na：98
HCl：－115
KCl
硼晶体：2
300
K：64
HBr：－89
RbCl
二氧化硅：1
732
Rb：39
HI：－51
MgO：2
800
据此回答下列问题：
(1)由表格可知，A组熔点普遍偏高，据此回答：
①A组属于________晶体，其熔化时克服的粒子间的作用力是________。
②硅的熔点低于二氧化硅，是由于________________________________
_____________________________________________________________。
③硼晶体的硬度与硅晶体相对比：_______________________________
_____________________________________________________________。
(2)B组晶体中存在的作用力是________，其共同的物理性质是________(填序号)。
①有金属光泽　②导电性
③导热性　④延展性
(3)C组中HF熔点反常是由于__________________________。
(4)D组晶体可能具有的性质是________(填序号)。
①硬度小　②水溶液能导电
③固体能导电　④熔融状态能导电
(5)D组晶体中NaCl、KCl、RbCl的熔点由高到低的顺序为________________，MgO晶体的熔点高于三者，其原因解释为_______________
_____________________________________________________________。
[解析]　(1)A组由非金属元素组成，熔点最高，属于共价晶体，熔化时需破坏共价键。由共价键形成的共价晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高，硬度大。
(2)B组都是金属，存在金属键，具有金属晶体的性质。
(3)C组卤化氢晶体属于分子晶体，HF熔点高是由于分子之间形成氢键。
(4)D组是离子化合物，熔点高，具有离子晶体的性质。
(5)离子晶体的熔点与离子电荷数和离子半径有关，电荷数越多，半径越小，晶体熔点越高。
[答案]　(1)①共价　共价键　②Si—Si键键能小于Si—O键键能　③硼晶体大于硅晶体
(2)金属键　①②③④　
(3)HF分子间能形成氢键，其熔化时需要消耗的能量更多(只要答出HF分子间能形成氢键即可)
(4)②④
(5)NaCl＞KCl＞RbCl　MgO晶体为离子晶体，离子所带电荷数越多，半径越小，熔点越高
17/17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
发
展
目
标
体
系
构
建
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。
一、金属晶体
1．金属晶体的概念
点拨：金属晶体中因金属键的存在使得金属具有良好的延展性和可塑性。
2．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
　(1)金属在发生变形延展时，金属键断裂吗？
提示：不断裂。
(2)金属在通常状况下都是晶体吗？金属晶体的性质与哪些因素有关？
提示：不是，如汞；金属键和金属原子的堆积方式决定金属的性质。
二、离子晶体
1．概念
阴、阳离子通过离子键结合，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
ZnS型
CaF2型
晶胞
晶胞中微粒数
Na＋　4Cl－　4
Cs＋　1Cl－　1
Zn2＋　4S2－　4
Ca2＋　4F－　8
符号类型
Li、Na、K、Rb的卤化物、AgF、MgO等
CsBr、CsI、NH4Cl等
BeO、BeS等
BaF2、PbF2、
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。
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，而难溶于非极性溶剂。
(3)在固态时不导电，熔融状态或在水溶液中能导电。
　离子晶体的化学式是表示真正的分子构成吗？
提示：不是。离子晶体的化学式仅代表晶体中阴、阳离子个数比，并不代表分子构成，所以离子晶体中不存在分子。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”。)
(1)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。
(√)
(2)离子晶体一定含有金属阳离子。
(×)
(3)金属晶体和离子晶体的导电实质是一样的。
(×)
(4)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。
(×)
(5)金属键的强弱决定金属晶体的熔点和硬度。
(√)
2．离子晶体不可能具有的性质是(　　)
A．较高的熔、沸点
B．固态时具有良好的导电性
C．可溶于极性溶剂
D．坚硬而易粉碎
B　[离子晶体是阴、阳离子通过离子键结合而成的，在固态时，阴、阳离子不能自由移动，因而不导电，离子晶体溶于水或熔融后，电离出可以自由移动的阴、阳离子才能导电，故B错误。]
3．金属的下列性质中和金属晶体的结构无关的是(　　)
A．良好的导电性　
B．反应中易失电子
C．良好的延展性
D．良好的导热性
B　[金属的物理性质是由金属晶体所决定的，A、C、D三项都是金属共有的物理性质，这些性质都是由金属晶体所决定的。B项，金属易失电子是由金属原子的结构决定的，和晶体结构无关。]
金属晶体(素养养成——宏观辨识与微观探析)
飞机制造中使用大量合金。
1．金属为什么具有较好的延展性？
提示：金属晶体中由于金属阳离子与自由电子间的相互作用没有方向性，各原子层之间发生相对滑动以后，仍可保持这种相互作用，因而即使在外力作用下，发生形变也不易断裂。金属晶体中原子的堆积方式也会影响金属的性质，具有最密堆积结构的金属延展性往往比其他结构的金属的延展性好。
2．合金为何比纯金属的性质优越？
提示：合金内加入了其他元素或大或小的原子，改变了金属原子有规则的层状排列，使原子层之间的相对滑动变得困难。因此，在一般情况下，合金比纯金属硬度大。
1．金属物理通性的解释
2．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。
【例1】　铁有δ、γ、α三种晶体结构，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，中心Fe与8个顶点上的Fe距离相等且最近；γ－Fe，与每个铁原子距离相等且最近的铁原子数为8×3×＝12，每个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。]
1．下列叙述错误的是(　　)
A．构成金属的微粒是金属阳离子和自由电子
B．金属晶体内部都有自由电子
C．金属晶体内自由电子分布不均匀，专属于某个特定的金属离子
D．同一类晶体间熔点(或沸点)相差最大的是金属晶体
C　[金属晶体是由金属阳离子和自由电子构成的，自由电子几乎均匀分布在金属晶体内，不专属于某一个或几个特定的金属离子，故A、B正确，C错误；由于金属键的强度差别很大，不同金属晶体的熔、沸点相差较大，故D正确。]
2．下列有关金属的叙述正确的是(　　)
A．金属受外力作用时常常发生变形而不易折断，是由于金属离子之间有较强的作用
B．通常情况下，金属里的自由电子会发生定向移动，而形成电流
C．金属导热是借助金属离子的运动，把能量从温度高的部分传到温度低的部分
D．金属的热导率随温度的升高而降低
D　[根据电子气理论可知，金属受外力作用时变形而不易折断是因为金属晶体中各原子层会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式，A错误；自由电子要在外电场作用下才能发生定向移动产生电流，B错误；金属导热主要依靠自由电子的热运动，升高温度使自由电子与金属原子频繁碰撞，导致热导率降低，C错误，D正确。]
离子晶体(素养养成——宏观辨识与微观探析)
氯化钠晶体及结构模型
1．1个NaCl晶胞中含有几个Na＋、Cl－？
提示：4个Na＋和4个Cl－。
2．NaCl晶体熔化时破坏的作用力是什么？
提示：离子键。
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6②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8②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－
ZnS型(BeO、BeS等)
①Zn2＋、S2－的配位数均为4②每个Zn2＋(S2－)周围紧邻的S2－(Zn2＋)构成正四面体③每个晶胞中有4个S2－、4个Zn2＋④Zn2＋与S2－之间的最短距离为晶胞体对角线长的
CaF2型
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.对离子晶体特性的理解
(1)离子晶体熔、沸点的比较：一般来说，阴、阳离子所带的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，离子晶体的熔、沸点越高，如Al2O3>MgO；NaCl>CsCl等。
(2)对于离子晶体的熔、沸点，要注意“一般来说”和“较高”等字词。“一般来说”说明离子晶体的熔、沸点还有些特例；“较高”是与其他晶体类型比较的结果。
(3)离子晶体的一些特殊物理性质可用于确定晶体类型。如在固态时不导电，在熔融状态下能导电的晶体一定是离子晶体。
(4)离子晶体导电的前提是先电离出自由移动的阴、阳离子。难溶于水的强电解质如BaSO4、CaCO3等溶于水时，由于浓度极小，故导电性极弱。通常情况下，它们的水溶液不导电。
【例2】　高温下，超氧化钾晶体(KO2)呈立方体结构。图为超氧化钾晶体的一个晶胞(晶体中最小的重复单元)。则下列有关说法正确的是(　　)
A．KO2中只存在离子键
B．超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞含有1个K＋和1个O
C．晶体中与每个K＋距离最近的O有6个
D．晶体中，所有原子之间都是以离子键结合
C　[根据题给信息，超氧化钾晶体是面心立方晶体，超氧化钾晶体(KO2)是离子化合物，阴、阳离子分别为K＋、O，晶体中K＋与O之间是离子键，O中O—O键为共价键。作为面心立方晶体，每个晶胞中含有×8＋×6＝4个K＋，1＋×12＝4个O，晶胞中与每个K＋距离最近的O有6个(上、下、前、后、左、右)。]
首先要记住NaCl型、CsCl型晶体的结构特点，然后联系立体几何知识来解答。
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，根据“相似相溶”规律知，C项描述的应是非极性分子晶体的性质；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．MgO、Rb2O、CaO、BaO四种离子晶体熔点的高低顺序是(　　)
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高低顺序是MgO>CaO>BaO>Rb2O。]
岩浆晶出规则与晶格能
火山喷出的岩浆是一种复杂的混合物，冷却时，许多矿物相继析出，简称“岩浆晶出”。实验证明，岩浆晶出的次序与晶格能的大小有关。
硅酸盐和石英的晶出次序与晶格能
1．晶格能的大小与什么因素有关？
提示：离子半径越小，离子所带电荷越多，晶格能越大。
2．为什么石英在硅酸盐矿物中最后析出？
提示：晶格能高的晶体熔点较高，更易在岩浆冷却过程中先结晶。石英在硅酸盐矿物中晶格能较小，因此石英最后析出。
通过本情境素材中对晶格能的影响因素及晶体性质的影响因素的探究，提升了“宏观辨识与微观探析”的学科素养。
1．可用自由电子与金属离子的碰撞中有能量传递来解释的物理性质是(　　)
A．金属是热的良导体
B．金属是电的良导体
C．金属有良好的延展性
D．有金属光泽，不透明
A　[金属中的自由电子受热后运动速率增大，与金属阳离子碰撞频率增大，可以传递能量，故金属有良好的导热性，A正确。]
2．氟在自然界中常以CaF2的形式存在。下列有关CaF2的表述正确的是(　　)
A．Ca2＋与F－间仅存在静电吸引作用
B．F－的离子半径小于Cl－，则CaF2的熔点低于CaCl2
C．阴阳离子比为2∶1的物质，均与CaF2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
D　[CaF2为离子化合物，熔融状态下能导电，Ca2＋与F－间既有静电吸引作用，又有静电排斥作用，A错，D对；离子半径越小，离子键越强，故CaF2的熔点高于CaCl2的熔点，B错；阴阳离子比为2∶1的物质，其晶体构型与阴阳离子的半径的相对大小有关，C错。]
3．(素养题)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，而金属键的强弱与金属阳离子所带电荷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是逐渐增大的
C．金属镁的熔点大于金属钠
D．金属镁的硬度小于金属钙
C　[钠、镁、铝所对应的阳离子半径依次减小，且Na＋、Mg2＋、Al3＋的电荷数依次增加，所以熔、沸点和硬度Na4．下列各类物质中，固态时只能形成离子晶体的是(　　)
A．非金属氧化物　
B．非金属单质
C．强酸
D．强碱
D　[非金属氧化物属于共价化合物，A错误；非金属单质可能是分子晶体，也可能是原子晶体，B错误；强酸属于共价化合物，C错误；强碱属于离子化合物，固态时只能形成离子晶体，D正确。]
5．下图是ZnS、CsCl、NaCl晶体的结构模型，根据图示回答下列问题：
甲　　　　　　乙　　　　　　丙
(1)分别写出三种晶体结构模型对应物质的化学式：甲________、乙________、丙________。在这三种晶体中，与阳离子最近且等距离的阴离子在空间围成的几何构型分别为_____________________。
(2)在NaCl、CsCl晶体中，每个Cl－的周围和它等距离且最近的Cl－分别有________个、________个。
[解析]　在ZnS晶体中，阴、阳离子的配位数都是4，故丙表示该晶体结构，与Zn2＋等距离且最近的S2－构成正四面体结构；在NaCl晶体中阴、阳离子的配位数都是6，故乙表示该晶体结构，与Na＋等距离且最近的6个Cl－构成正八面体，由于晶体中Cl－采用A1型最密堆积，故每个Cl－的周围和它等距离且最近的Cl－有12个；在CsCl晶体中，阴、阳离子的配位数都是8，故甲表示该晶体结构，与Cs＋等距离且最近的8个Cl－构成立方体，设定甲的中心离子为Cl－，每个Cl－的周围和它等距离且最近的Cl－位于该立方体周围的6个立方体的体心，所以有6个。
[答案]　(1)CsCl　NaCl　ZnS　立方体、正八面体、正四面体　(2)12　6
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