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专题3 微粒间作用力与物质性质第二单元 离子键 离子晶体
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根据元素的金属性和非金属性差异，你知道哪些原子之间能形成离子键？
答：电负性较小的金属元素的原子容易失去价电子形成阳离子，电负性较大的非金属元素原子容易得到电子形成阴离子，当这两种原子相互接近到一定程度时，容易发生电子得失而形成阴、阳离子，阴、阳离子通过静电作用形成稳定的化合物。
成键原子所属元素的电负性差值越大，原子间越容易发生电子得失，形成离子键。
知识预览
1.离子键的实质
离子键的实质是__________，它包括阴、阳离子之间的__________和两种离子的核之间以及它们的电子之间的__________两个方面，当__________与__________之间达到平衡时，就形成了稳定的离子化合物，它不再显电性。
2.离子键的特征
离子键的特征是没有__________性和__________性。因此，以离子键结合的化合物倾向于形成__________，使每个离子周围尽可能多地排列带异性电荷的离子，从而达到__________的目的。
3.离子晶体
（1）概念：阴、阳离子通过__________结合，在空间呈现有规律的排列所形成的晶体叫离子晶体。如：氯化钠、氯化铯等。
（2）离子晶体的空间构型
离子晶体以紧密堆积的方式，阴、阳离子尽可能接近，向空间无限延伸，形成晶体。阴、阳离子的配位数都较大，故晶体中不存在单个分子。NaCl晶体中阴、阳离子的配位数都是__________，CsCl晶体中阴、阳离子的配位数都是__________，CaF2晶体中Ca2+的配位数是__________，F-的配位数是__________。晶体中__________是决定离子晶体结构的重要因素，简称几何因素。
（3）离子晶体的物理性质
①离子晶体具有较高的__________，难挥发。离子晶体中，阴、阳离子间有强烈的相互作用（离子键），要克服离子间的相互作用力使物质熔化和沸腾，就需要较多的能量。因此，离子晶体具有较高的熔点、沸点和难挥发的性质。
②离子晶体__________，离子晶体中，阴、阳离子间有较强的离子键，离子晶体表现了较高的硬度，当晶体受到冲击力作用时，部分离子晶体发生断裂，导致晶体破碎。
③离子晶体不导电，__________后能导电。离子晶体中，离子键较强，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、阳离子获得足够能量，克服了离子间的相互作用，成了自由移动的离子，在外界电场作用下，离子定向移动而导电。离子化合物溶于水时，阴、阳离子受到水分子作用变成了自由移动的离子（或水合离子），在外界电场作用下，阴、阳离子定向移动而导电。
④大多数离子晶体易溶于__________中，难溶于__________（如汽油，煤油）中。当把离子晶体放在水中时，极性水分子对离子晶体中的离子产生吸引作用。使晶体中的离子克服了离子间的作用而电离，变成在水中自由移动的离子。
答案：1.静电作用 静电引力 静电斥力 静电引力 静电斥力
2.方向 饱和 晶体 降低体系能量
3.离子键 6 8 8 4 正负离子的半径比 熔沸点 硬而脆 熔化或溶于水 极性溶剂 非极性溶剂
课堂互动
三点剖析
一、离子键
1.离子键的形成
前面我们已经学过，金属元素的电负性小，其原子易失去价电子形成阳离子；非金属元素的电负性较大，其原子易得到电子形成阴离子，当这两种原子相互接近到一定程度时，容易发生电子得失而形成阴、阳离子，阴、阳离子通过静电作用形成稳定化合物。这种阴、阳离子通过静电作用形成的化学键叫离子键。
阴、阳离子是形成离子键必不可少的粒子，缺一不可。如MgCl2中含有Mg2+、Cl-，KAl（SO4）2·12H2O中含有K+、Al3+、SO2-4及H2O分子。可见，离子化合物中含阴、阳离子至少各1种，且不一定不含分子。
2.离子键的实质
离子键的实质是静电作用，它包括阴、阳离子之间的引力和它们的核与核、电子与电子之间的斥力两个方面，当引力和斥力之间达到平衡时，就形成了稳定的离子化合物，它就不再显电性，即显电中性。
离子键的强弱与阴、阳离子所带电荷及核间距有关。据库仑定律可知(k为系数)。
3.离子键的特征
没有方向性和饱和性。为什么这样说呢？那是因为在通常情况下，阴、阳离子可看成球形对称，它们的电荷分布也是球形对称的，它们在空间的各个方向上的静电作用相同，所以在各个方向上都可以与带相反电荷的离子发生静电作用，且在静电作用能达到的范围内，只要空间条件允许、一个离子可以同时吸引多个带相反电荷的离子。因此，离子键没有方向性和饱和性。
二、离子晶体
1.离子键：（1）定义：阴、阳离子之间强烈的电性作用。（2）特征：无饱和性和方向性。（3）本质：电性作用。（4）存在：离子晶体中。
2.离子晶体：（1）定义：阴、阳离子通过离子键结合，在空间呈现有规律的排列所形成的晶体。
注意：离子晶体的构成粒子是阴、阳离子，所以在离子晶体中，无分子存在，也无原子存在。如NaCl、CsCl只表示晶体中阴阳离子个数比，不表示分子式。
（2）常见的AB型离子晶体有NaCl型、CsCl型、ZnS型等。
（3）晶格能：①定义：1 mol离子化合物中阴、阳离子，由相互远离的气态结合成离子晶体所放出的能量；②表示意义：晶格能越大，表示离子键越强，离子晶体越稳定，熔、沸点越高。可借助库仑定律来比较；③晶格能的大小：晶格能与离子晶体中阴、阳离子所带电荷的乘积成正比，与阴、阴离子的距离成反比，数学表达式为：晶格能。
（4）离子晶体的物理性质：①离子晶体具有较高的熔点、沸点，难挥发。离子晶体中，阴、阳离子间有强烈的相互作用（离子键），要克服离子间的相互作用力使物质熔化和沸腾，就需要较多的能量。因此，离子晶体具有较高的熔点、沸点和难挥发的性质。NaCl、CsCl的熔点分别是801 ℃、645 ℃;沸点分别是1 413 ℃、1 290 ℃。而共价化合物H2O的熔点为0 ℃、沸点为100 ℃,这就低得多了。
②离子晶体硬而脆。离子晶体中，阴、阳离子之间有较强的离子键，因此离子晶体表现出了较高的硬度，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。
③离子晶体不导电，熔化或溶于水后能导电。离子晶体中，离子键较强，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、阳离子获得足够能量，克服了离子间的相互作用，成了自由移动的离子，在外界电场作用下，离子定向移动而导电。离子化合物溶于水时，阴、阳离子受到水分子作用变成了自由移动的离子（或水合离子），在外界电场作用下，阴、阳离子定向移动而导电。
④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、煤油）中。当把离子晶体放在水中时，极性水分子对离子晶体中的离子产生吸引作用，使晶体中的离子克服了离子间的作用而电离，变成在水中自由移动的离子。
⑤离子晶体包括强碱、活泼金属形成的盐、铵盐、活泼金属氧化物等。一般地，活泼金属（如K、Ca、Na、Mg等）与活泼的非金属（如氯、溴、氧等）化合成的物质形成的晶体为离子晶体。但并不是所有金属和非金属元素形成的化合物都为离子化合物，如AlCl3为分子晶体。
(5)疑难点：有关离子晶体晶胞的计算
①处于立方体顶点的粒子同时为8个晶胞所共有，每个粒子有1/8属于该晶胞。
②处于立方体棱上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子有1/4属于该细胞。
③处于立方体面上的粒子，同时为2个晶胞所共有，每个粒子有1/2属于该晶胞。
④处于立方体内部的粒子，完全属于该晶胞。
三、离子晶体中离子的配位数
为什么不同的正、负离子结合成离子晶体时，会形成配位数不同的空间构型呢？这是因为在某种结构下该离子化合物的晶体最稳定，体系的能量最低，一般决定离子晶体构型的主要因素有正、负离子的半径（几何因素）和离子的电子层结构（电荷因素）。
（1）对于AB型离子晶体来说，正、负离子的半径比与配位数和晶体构型的关系如下表所示。
半径比（）
配位数
构型
实例
0.414～0.732
6
NaCl型
NaCl、KCl、NaBr、LiF、CaO、MgO、CaS
0.732～1
8
CsCl型
CsCl、CsBr、CsI、NH4Cl
表中的半径比可以根据图中的三角形，利用几何图形计算出的值。即当=0.414时，阴、阳离子间是直接接触的，阴离子也是相互接触的。
①当＜0.414时，负离子互相接触（排斥），而正负离子接触不良，这样的构型不稳定，所以晶体只能转更小的配位数以求稳定，如ZnS；②当＞0.414时，阴离子之间接触不良，而阴、阳离子之间相互接触吸引作用较强，这种结构较为稳定，配位数为6；③当＞0.732时，阳离子相对地增大，它有可能接触更多的阴离子，使配位数为8。对于离子化合物中离子的任一配位数来说，都有一相应的阴、阳离子半径的比值。例如：NaCl的=95 pm/181 pm=0.52，配位数为6；CsCl的=169 pm/181 pm=0.93，配位数为8。
（2）阴、阳离子的电荷也是决定离子晶体配位数的一个重要因素。如果正、负离子的电荷不同，正、负离子的个数比一定不同，结果是，正、负离子的配位数就不会相同。这种正、负离子的电荷比决定离子晶体结构的因素，就是电荷因素。如CaF2晶体中，Ca2+的配位数是8，F-的配位数是4。
值得注意的是，离子型化合物的正、负离子半径比规则，只能应用于离子型晶体，而不能用它判断共价型化合物的结构。
各个突破
【例1】下列叙述错误的是（ ）
A.带相反电荷离子之间的相互吸引称为离子键
B.金属元素与非金属元素化合时，不一定形成离子键
C.某元素的原子最外层只有一个电子，它跟卤素结合时所形成的化学键不一定是离子键
D.非金属元素形成的化合物中不可能含有离子键
解析：相互作用包括相互吸引和相互排斥两个方面，A错；B正确，如AlCl3、BeCl2是由活泼金属与活泼非金属形成的共价
化合物；C正确，如HCl是通过共价键形成的；D错，如是由非金属元素形成的阳离子，铵盐为离子化合物。
答案：AD
类题演练 1
下列叙述错误的是（ ）
A.离子键没有方向性和饱和性，而共价键有方向性和饱和性
B.两种不同的非金属元素可以形成离子化合物
C.配位键在形成时，是由成键双方各提供一个电子形成共用电子对
D.金属键的实质是金属中的“自由电子”与金属阳离子形成的一种强烈的相互作用
解析：A项正确，这是离子键区别于共价键的特征；B项正确，例如，氮元素和氢元素形成的，离子化合物NH4H；C项错误，
形成配位键的条件是，形成配位键的一方是能够提供孤对电子的原子，另一方是具有接受孤对电子的空轨道的原子，D项正确，这是金属键的本质。
答案：C
变式提升 1
（2006北京西城高三抽样，7）下列说法正确的是（ ）
A.离子化合物中一定不含共价键
B.共价化合物中一定不含离子键
C.两种元素组成的化合物中一定不含非极性键
D.由于水分子之间存在氢键，所以水分子比较稳定
解析：本题考查物质结构与化学键的知识，离子化合物中可含有共价键；A项错误；两种元素组成的化合物中可含有非极性键，如Na2O2,C错误；分子稳定与分子间力无关，D项错误；B项正确。
答案：B
温馨提示
关于离子键和化学键、离子化合物和共价化合物等概念之间的区别和联系，同学们一定要弄清，不要混为一谈。
(1)离子化合物中不一定含金属元素，如NH4NO3是离子化合物，但全部由非金属元素组成；含金属元素的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3、BeCl2等是共价化合物。
（2）离子键只存在于离子化合物中，离子化合物中一定含离子键，也可能含共价键，如NaOH、ZnSO4、Na2O2等。
（3）离子化合物受热分解时会破坏离子键，从水溶液中结晶形成离子化合物时会形成离子键，但两个过程都是物理变化。因此，破坏化学键或形成化学键不一定发生化学变化，但化学变化过程中一定有旧化学键的断裂和新化学键的形成。
【例2】 下列性质中，可以较充分说明某晶体是离子晶体的是（ ）
A.具有较高的熔点
B.固态不导电，水溶液能导电
C.可溶于水
D.固态不导电，熔融状态能导电
解析：A选项，原子晶体熔点也较高；B选项，有些分子晶体如HCl的水溶液也能导电；C选项，有些分子晶体也溶于水；分子晶体在液态时不导电，离子晶体在熔融时可导电。
答案：D
类题演练 2
NaF、NaI、MgO均为离子化合物，根据下列数据，这三种化合物的熔点高低顺序是（ ）
物质 ①NaF ②NaI ③MgO
离子电荷数 1 1 2
键长/10-10m 2.31 3.18 2.10
A.①>②>③ B.③>①>②
C.③>②>① D.②>①>③
解析：离子晶体的熔点与离子键强弱有关，而离子键的强弱可借助物理学公式：判断，即由离子电荷数多少和离子半径大小进行判断。离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶体的熔点越高。故此可判断答案为B。
答案：B
变式提升 2
（2006山东高考，6）在常温常压下是气态的化合物，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
解析：使粒子结合成原子晶体或离子晶体的共价键、离子键比较强，所以这两种类型的晶体在常温下一般均为固态。常温下为气态的物质一般由分子组成，其降温固化过程为简单的物理变化，因此仍为分子晶体，而经特殊工艺处理有可能获得原子晶体。
答案：A
类题演练 3
晶体具有规则的几何外形，晶体中最基本的重复单元称为晶胞。NaCl晶体结构如右图所示。已知FexO晶体晶胞结构为NaCl型，由于晶体缺陷，x值小于1。测知FexO晶体密度为ρ=5.71 g·cm-3,晶胞边长为4.28×10-10m。
（1）FexO中x值(精确至0.01)为__________。
（2）晶体中的Fen+分别为Fe2+、Fe3+,在Fe2+和Fe3+的总数中，Fe2+所占分数（用小数表示，精确至0.001）为__________。
（3）此晶体化学式为____________________。
（4）与某个Fe2+(或Fe3+)距离最近且等距离的O2-围成的空间几何形状是__________。
（5）在晶体中，铁元素的离子间最短距离为__________m。
解析：根据NaCl晶体结构，1个NaCl晶胞是由8个小立方体（如下图）构成的。每个小立方体为个Na+、个Cl-,同理在FexO晶体中，每个小立方体为个“FexO分子”，完整晶体中（如下图），Fe、O交替出现，x=1。
每个小立方体的质量为：m=ρV
=5.71 g·cm-3×()3
=5.60×10-23 g。
M（FexO）=2 m·Na=2×5.60×10-23 g×6.02×1023mol-1
=67.4 g·mol-1。
56.0 g·mol-1×x+16.0 g·mol-1×1=67.4 g·mol-1
x=0.92。
（2）设1 mol Fe0.92O中，n(Fe2+)=y mol,
则：n(Fe3+)=(0.92-y)mol。根据化合物中各元素正负化合价代数和为零的原则：2×y+3×
(0.92-y)+(-2)×1=0,
y=0.76。
故Fe2+所占分数为0.76/0.92=0.826。
（3）由于Fe2+为0.76,则Fe3+为0.92-0.76=0.16，故化学式为：Fe2+0.76Fe3+0.16O。
（4）如右图;铁元素离子间的距离
=1.41×4.28×10-10 m×12=3.02×10-10 m。
答案：（1）0.92 (2)0.826 (3)Fe2+0.76Fe3+0.16O (4)正八面体 （5）3.02×10-10
变式提升 3
在离子晶体中，阴、阳离子按一定规律在空间排列，下图（左）是NaCl的晶体结构。在离子晶体中，阴阳离子具有或接近具有球对称的电子云，它们可以被看成是不等径的钢性圆球，并彼此相切（如下图中）。离子键的键长是相邻阴、阳离子的半径之和（如下图右）。已知a为常数。
试回答下列问题：
（1）在NaCl晶体中，每个Na+同时吸引个Cl-,而Na+数目与Cl-数目之比为__________。
（2）Na+半径与Cl-半径之比=__________。（已知=1.414,=1.732,=2.236)
(3)NaCl晶体不存在分子，但在温度达到1 413 ℃时，NaCl晶体形成气体，并以分子形式存在，现有29.25 g NaCl晶体，强热使温度达到1 450 ℃,测得气体体积为5.6 L(已折算为标准状况)，则此时氯化钠气体的分子式（化学式）为__________。
解析：(1)观察晶体的结构分析可知，每个Na+同时吸引6个Cl-，在每个晶胞中含Na+:8×+
6×=4(个)，含Cl-:12×+1=4(个)，即Na+与Cl-数目之比为1∶1。
（2）由图（Ⅱ），因为r(Cl-)>r(Na+),则r(Cl-)=,2r(Na+)=a-2r(Cl-)=a-2×,r(Na+)=,∶=-1=0.414。
（3）=117(g·mol-1)
设NaCl化学式为（NaCl）n,有58.5n=117,n=2。
即NaCl气体的化学式为Na2Cl2。
答案：（1）6 1∶1 (2)0.414∶1 (3)Na2Cl2
【例3】几种离子的半径如下表所示：
离子
Be2+
Mg2+
La3+
K+
F-
离子半径/pm
31
65
104
133
136
下列各离子晶体中阳离子配位数与氯化钠中钠离子配位数相同的是（ ）
A.LaF3 B.MgF2 C.BeF2 D.KF
解析：氯化钠中Na+配位数为6,半径比（）在0.414～0.732之间时配位数为6。分别计算各选项中离子半径比，MgF2中=0.478合题意，其余均不在此范围内，故选B。
答案：B
类题演练 4
已知离子半径Cs+=169 pm,S2-=184 pm，则硫化铯中各离子配位数是（ ）
A.Cs+配位数为6，S2-配位数为6
B.Cs+配位数为6，S2-配位数为3
C.Cs+配位数为8，S2配位数为8
D.Cs+配位数为4，S2-配位数为8
解析：由，故硫化铯的配位数为8，又由Cs+、S2-的电荷比为1∶2，原子个数比为2∶1，故选D。
答案：D
类题演练 5
（探究题）已知LiI晶体结构为NaCl型，实验测得Li+和I-最邻近的距离为3.02×10-10 m，假定I-和Li+都是刚性球，试完成下列问题：
（1）欲计算得Li+和I-的近似半径，你还必须做何假设？
（2）计算Li+、I-的近似半径。
（3）若用另一种方法测得Li+的半径为6.0×10-11～6.8×10-11 m，试验证你的假设是否正确。
答案：（1）运用假设方法，从复杂的微观体系中抽象出数学模型。欲求得I-和Li+的近似半径，除假设I-和Li+是刚性球外，还需要再假定两刚性球间彼此相切，这才将Li+和I-的距离看成是两离子半径之和。
（2）根据NaCl的晶体结构即可建立如图所示的“数学模型”。设图中大圆表示I-，半径为r-，小圆为Li+，半径为r+，则有如下关系：
AC=2(r++r-) ①
=sin 45° ②
BC=2r- ③
由①②③式，得-=0.414 ④
又由假定知：r++r-=0.302 nm ⑤
④⑤联立求解r+=0.088 nm,r-=0.214 nm
（3）r+＞0.060～0.068 nm,说明可将Li+和I-看成刚性球但实际不相切。因为电子之间互相排斥，致使两离子半径之和小于它们之间的理论距离。
变式提升 4
为什么不同的阴、阳离子结合成晶体时，会形成配位数不同的空间构型呢？
答案：为在某种结构下该离子化合物的晶体最稳定，体系的能量最低。一般决定离子晶体构型的主要因素有阴、阳离子的半径比的大小和离子的电子层构型等。
课后集训
基础过关
1.下列各指定粒子数目之比不是1∶1的是（ ）
A.Na2O2晶体中的阴离子和阳离子
B.NaHCO3晶体中的Na离子和碳酸氢根离子
C.中的质子和中子
D.氯化钠溶液中的钠离子和氯离子
答案：A
2.下列说法中正确的是（ ）
A.完全由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物
B.构成分子晶体的粒子一定含有共价键
C.分子晶体的熔点一定比金属晶体的熔点低
D.含有金属离子的晶体一定是离子晶体
解析：由非金属元素组成的化合物可能是离子化合物，如NH4Cl等，故A正确。稀有气体所形成的分子晶体中不含共价键，B不正确。金属汞的熔点低于许多分子晶体，C也不正确。金属晶体中也含有金属阳离子，故D也不正确。
答案：A
3.下列各式是用电子式表示的对应物质形成的过程，其中正确的是（ ）
A.
B.
C.
D.
答案：B
4.与Ne的核外电子排布相同的离子跟与Ar的核外电子排布相同的离子所形成的化合物是 …（ ）
A.MgBr2 B.Na2S C.KCl D.KF
答案：B
5.下列性质中，可以证明某化合物内一定存在离子键的是（ ）
A.可溶于水
B.具有较高的熔点
C.水溶液能导电
D.熔融状态能导电
解析：A.某些共价化合物也是可以溶于水的，如HCl、H2SO4等，而有些离子化合物是难溶于水的，如BaCO3、Cu(OH)2等，所以A项错误；通常共价化合物具有较低的熔点，而离子化合物具有较高的熔点，但共价化合物AlCl3的熔点较高，离子化合物（NH4）2CO3的熔点较低，所以B项错误；共价化合物HCl溶于水形成能导电的溶液，所以C项错误；共价化合物不含离子，以分子形式存在，在熔融状态下也不会电离出离子，所以不能导电，而离子化合物可以电离出离子，所以D项正确。
答案：D
6.下列有关晶体的叙述错误的是（ ）
A.离子晶体中，一定存在离子键
B.原子晶体中，只存在共价键
C.金属晶体的熔沸点均很高
D.稀有气体的原子能形成分子晶体
解析：原子晶体中一定不存在离子键。只有晶体中存在离子键，就一定是离子晶体，但在离子内部可能含有共价键。在常见的晶体类型中，只有金属晶体的熔沸点差别最大，有熔沸点很高的钨，也有常温下为液态的汞。
答案：C
7.下列有关晶体的说法中正确的是（ ）
A.晶体中分子间作用力越大，分子越稳定
B.原子晶体中共价键越强，熔点越高
C.冰融化时水分子中共价键发生断裂
D.氯化钠熔化时离子键未被破坏
答案：B
8.下列关于物质熔点的排列顺序，不正确的是（ ）
A.HI＞HBr＞HCl＞HF
B.Cl2＞CBr4＞CCl4＞CF4
C.NaCl＞NaBr＞KBr
D.金刚石＞碳化硅＞晶体硅
解析：这道题的解题思路是：先判断晶体类型，然后根据各类晶体中粒子间作用力的强弱规律去推断物质熔沸点的高低。A中全是分子晶体，但由于HF分子间存在氢键，因此HF的熔点最高，因此，排列顺序应为HF＞HI＞HBr＞HCl。B中全是分子晶体，是正确的。C中全是离子晶体。
答案：A
9.下面有关晶体的叙述中，不正确的是（ ）
A.金刚石网状结构中，由共价键形成的碳原子环中，最小的环上有6个碳原子
B.氯化钠晶体中，每个Na+周围距离相等的Na+共有6个
C.氯化铯晶体中，每个Cs+周围紧邻8个Cl-
D.干冰晶体中，每个CO2分子周围紧邻10个CO2分子
解析：氯化钠晶体中，每个Na+周围距离相等的Na+共12个。干冰晶体中，每个CO2分子周围紧邻12个CO2分子。
答案：BD
10.萤石（CaF2）晶体属于立方晶系，萤石中每个Ca2+被8个F-所包围，则每个F-周围最近距离的Ca2+数目为（ ）
A.2 B.4 C.6 D.8
解析：设每个F-周围最近距离的Ca2+数目为x，CaF2中
x=4
答案：B
11.下列物质容易导电的是（ ）
A.熔融的NaCl
B.KNO3溶液
C.CuSO4晶体
D.无水乙醇
解析：本题中所列物质中，可导电的粒子有两种：一是自由电子，二是能自由移动的阴、阳离子。CuSO4晶体中固然有阴、阳离子，但不能自由移动，故不导电。乙醇是非电解质，不导电。A、B正确。
答案：AB
综合运用
12.如下图，在氯化钠晶体中，与每个Na+等距离且最近的几个Cl-所围成的空间几何构型为 …（ ）
A.十二面体 B.正八面体 C.正六面体 D.正四面体
解析：在氯化钠晶体中，与每个Na+等距离且最近的Cl-有6个，正好位于Na+的上下左右前后，构成正八面体。
答案：B
13.下列各类物质中，在固态时只能形成离子晶体的是（ ）
A.强碱 B.强酸 C.金属族 D.非金属单质
解析：强碱通常有氢氧化钠、氢氧化钾、氢氧化钡，它们的成分都是由金属阳离子和氢氧根阴离子构成，固态时都是离子晶体，A对。强酸有含氧酸如硫酸、硝酸，有无氧酸常见的如盐酸，都是由极性键构成极性分子，固态时是分子晶体，排除B。金属镁是由金属阳离子跟自由电子之间存在着较强的作用力，许多金属离子相互结合在一起形成金属晶体，排除C。非金属情况比较复杂，常温时有气态、液态的非金属单质，固态时都是分子晶体，常温固态的非金属有的是分子晶体，如硫、磷等，有的是原子晶体，如金刚石、硼、单晶硅等，它们都不是离子晶体，排除D。
答案：A
14.已知有关物质的熔、沸点数据如下表：
物质
MgO
Al2O3
MgCl2
AlCl3
熔点/℃
2 852
2 072
714
190(2.5×105 Pa)
沸点/℃
3 600
2 980
1 412
182.7
请参考上述数据填空和完成问题：
（1）工业上常用电解熔融MgCl2的方法生产金属镁，电解Al2O3与冰晶石熔融混合物的方法生产铝。为什么不用电解MgO的方法生产镁，也不用电解AlCl3的方法生产铝？______________________________。
（2）设计可靠的实验证明MgCl2、AlCl3所属的晶体类型，其实验方法是______________
________________。
解析：（1）MgO的熔点太高，电解MgO消耗能量多，经济效益低；AlCl3晶体为分子晶体，在熔融状态不电离、不导电，不能被电解。
（2）将MgCl2晶体、AlCl3晶体分别加热熔化并作熔融体的导电性试验。若熔融体导电，则物质的晶体为离子晶体；若熔融体不导电，则物质的晶体为分子晶体。
答案：（1）因为MgO的熔点远高于MgCl2，所以电解熔融的MgO需提供更多的能量，更高的温度，不易于操作。从表中数据可以发现，AlCl3晶体的熔点很低，且沸点比熔点低，易升华，属于分子晶体，不存在离子，熔融时不能导电，不能被电解。
（2）将两种晶体加热到熔化状态，MgCl2能导电而AlCl3不能导电，故可证明MgCl2为离子晶体，AlCl3为分子晶体。
15.已知五种元素的原子序数的大小顺序为C＞A＞B＞D＞E；A、C同周期，B、C同主族；A与B形成离子化合物，A2B中所有离子的电子数相同，其电子总数为30；D和E可形成4核10电子分子。试完成下列问题。（1）写出五种元素的名称。
A__________，B__________，C__________，D__________，E__________。
（2）用电子式表示离子化合物A2B的形成过程____________________。
（3）写出D元素形成的单质的结构式__________。
（4）写出下列物质的电子式。
E和B形成的化合物__________；A、B、E形成的化合物__________；D、E形成的化合物__________。
（5）A、B两元素组成的化合物A2B2属于__________（选“离子”“共价”）化合物，存在的化学键是__________，写出A2B2与水反应的化学方程式______________________________。
解析：因为A、B离子的电子层数相同，在电子总数为30的A2B型化合物中，每个离子的电子为10个，可推出A是Na，B是O；又因为D和E形成4核10电子分子，只能是NH3，原子序数D＞E，故D是N，E是H。C与A(Na)同周期，与B（O）同主族，所以C位于第3周期第ⅥA族，它是S。
答案：（1）钠 氧 硫 氮 氢
（2）
（3）（4）H∶∶H（或H∶∶∶H）
Na+［∶∶H］- H∶∶H
（5）离子 离子键和共价键 2Na2O2+2H2O====4NaOH+O2↑
16.（1）中学教材上所示的NaCl晶体结构，它向三维空间延伸，得到完美晶体。NiO（氧化镍）晶体的结构与NaCl相同，Ni2+与最邻近O2-的核间距离为a×10-8cm，计算NiO晶体的密度（已知NiO的摩尔质量为74.7 g·mol-1）。
（2）天然的和绝大部分人工制备的晶体都存在各种缺陷，例如在某种NiO晶体中就存在如图所示的缺陷：一个Ni2+空缺，另有两个Ni2+被两个Ni3+所取代。其结果晶体仍呈电中性，但化合物中Ni和O的比值却发生了变化。其氧化镍样品组成为Ni0.97O，试计算该晶体中Ni2+与Ni3+的离子数之比。
答案：（1）1 cm3中阴、阳离子总数=［1.00 cm/（a×10-8）cm］3
1 cm3中Ni2+—O2-离子对数=［1.00 cm/（a×10-8）cm］3×（1/2）
密度= g·cm-3。
（2）设1 mol Ni0.97O中含Ni3+x mol，Ni2+(0.97-x) mol；根据电中性：3x mol+2(0.97-x) mol=2×1 mol x=0.06 Ni2+为(0.97-x) mol=0.91 mol，离子数之比：Ni3+∶Ni2+=0.06∶0.91=6∶91。
17.下表是NaCl和CsCl的熔沸点的比较。
NaCl
CsCl
熔点
801 ℃
645 ℃
沸点
1 413 ℃
1 290 ℃
(1)同为离子晶体，为什么NaCl的熔沸点比CsCl的高？请从影响离子键强弱的因素入手进行分析。
（2）实验证明，干燥的NaCl晶体不导电，熔融的NaCl或NaCl溶液却可以导电，你能说明其中的原因吗？
答案：(1)离子键是存在于阴、阳离子之间的一种静电作用。其强弱与阴、阳离子的半径和离子电荷数有关。一般来说，离子半径越小，离子电荷数越高，离子键就越强，晶体熔沸点就越高。从库仑定律可直接看出这一关系（）。对于NaCl和CsCl，由于阴、阳离子所带电荷数相同，而r(Na+)＜r(Cs+)，所以F（NaCl）＞F（CsCl），故熔沸点为：NaCl＞CsCl。
（2）电流是由带电粒子的定向移动形成的。NaCl晶体中虽有带电的Na+、Cl-存在，但由于较强的离子键将阴、阳离子紧密结合而不能自由移动，故固态不能导电，而当晶体受热熔化时，由于温度升高，离子运动加快，克服了阴、阳离子间的作用力，产生了自由移动的离子，所以，熔融NaCl能导电。当NaCl晶体溶于水时，受水分子的影响，离子间作用力减弱，电离成能自由移动的水合离子，所以，NaCl水溶液也能导电。
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