高中化学第三章晶体结构与性质4离子晶体同步检测含解析 人教版选修3 17页

第四节　离子晶体 记一记 探一探 一、离子晶体 ‎1．含金属阳离子的晶体一定是离子晶体吗？ 离子晶体中一定含有金属元素吗？由金属元素和非金属元素组成的晶体一定是离子晶体吗？‎ ‎[提示]　含金属阳离子的晶体不一定是离子晶体，金属晶体也含有金属阳离子。离子晶体不一定含有金属元素，如NH4Cl、NH4NO3等铵盐。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是分子晶体。‎ ‎2．离子晶体的熔点一定低于原子晶体吗？离子晶体中除含有离子键外，是否含有共价键？‎ ‎[提示]　离子晶体的熔点不一定低于原子晶体，如MgO是离子晶体，SiO2是原子晶体，MgO的熔点高于SiO2的熔点。离子晶体中除含有离子键外，还有可能含有共价键、配位键。‎ ‎3．NaCl和CsCl两种晶体中，阴阳离子的配位数分别为多少？CaF2晶体中，阳、阴离子的配位数是多少？影响离子晶体的结构有哪些因素？‎ ‎[提示]　NaCl晶体中阴、阳离子的配位数都是6，CsCl晶体中阴、阳离子的配位数都是8；CaF2晶体中，Ca2＋的配位数为8，F－的配位数为4；决定晶体结构的因素：‎ 几何因素 晶体中正负离子的半径比 电荷因素 晶体中正负离子的电荷比 键性因素 离子键的纯粹程度 二、晶格能 ‎1．离子晶体的晶格能与熔、沸点高低、硬度大小有什么关系？‎ ‎[提示]　晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，而且熔点越高，硬度越大。‎ ‎2．影响离子晶体的晶格能大小的主要因素有哪些？‎ - 17 -‎ ‎[提示]　晶格能—→越大 ‎　‎ 判一判 判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。‎ ‎(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，一定属于离子晶体。(×)‎ ‎(5)离子晶体的熔点一定低于原子晶体的熔点。(×)‎ ‎(6)离子晶体受热熔化，破坏化学键，吸收能量，属于化学变化。(×)‎ ‎(7)NaCl和CsCl晶体中，每个离子周围带相反电荷离子的数目分别是6和8，由此知离子键有饱和性和方向性。(×)‎ ‎(8)晶格能指1 mol离子化合物中由气态阴、阳离子结合成离子晶体时所放出的能量。(√)‎ ‎(9)晶格能的大小与晶体的熔点、硬度都无关。(×)‎ ‎(10)晶格能的大小主要取决于离子半径大小和粒子所带电荷多少。(√) ‎ 练一练 ‎1.下列关于离子化合物的叙述正确的是(　　)‎ A．离子化合物中都只含有离子键 B．离子化合物中的阳离子只能是金属离子 C．离子化合物如能溶于水，其所得溶液一定可以导电 D．溶于水可以导电的化合物一定是离子化合物 解析：离子化合物中的阳离子不一定是金属离子，如NH4Cl，阳离子为NH而不是金属离子；共价化合物溶于水也可能导电，如NH3、SO2、HCl等。‎ 答案：C ‎2．下列性质中，可证明某晶体是离子晶体的是(　　)‎ A．易溶于水 B．晶体不导电，熔化时能导电 C．熔点较高 D．晶体不导电，水溶液能导电 解析：易溶于水的晶体也可能为分子晶体，A项错；熔点较高的晶体可能为原子晶体或某些金属晶体，C项错；水溶液能导电的也可能是分子晶体，D项错；晶体不导电，熔化时能导电是离子晶体区别于其他晶体的特征。‎ - 17 -‎ 答案：B ‎3．下列热化学方程式中，能直接表示出氯化钠晶格能的是(　　)‎ A．Na＋(g)＋Cl－(g)===NaCl(s)　ΔH1‎ B．Na(s)＋Cl(g)===NaCl(s)　ΔH2‎ C．Na＋(g)＋Cl－(g)===NaCl(g)　ΔH3‎ D．Na(g)＋Cl(g)===NaCl(s)　ΔH4‎ 解析：气态离子形成1 mol离子晶体释放的能量称为晶格能。从晶格能的定义出发来判断，D项没有表示出NaCl晶体的形成，不符合题意。B项没有表示出Na＋(g)和Cl－(g)相互作用生成NaCl晶体，也不正确，A项符合晶格能的定义，是正确答案。 ‎ 答案：A ‎4．氧化钙在2 973 K时熔化，而氯化钠在1 074 K时熔化。已知两者的离子间距离和晶体结构都类似，有关它们熔点差别较大的原因叙述不正确的是(　　)‎ A．氧化钙晶体中阴、阳离子所带的电荷数多 B．氧化钙的晶格能比氯化钠的晶格能大 C．氧化钙晶体的结构类型和氯化钠的结构类型不同 D．氧化钙与氯化钠的离子间距类似的情况下，晶格能主要由阴、阳离子所带电荷多少决定 解析：离子晶体的熔、沸点主要取决于晶体的晶格能，晶格能与离子半径成反比，而与离子所带的电荷成正比。在离子间距类似的前提下因离子所带电荷Ca2＋＞Na＋，O2－＞Cl－，故晶格能CaO＞NaCl，CaO熔点高。‎ 答案：C 知识点一 离子晶体 ‎1.下列有关离子晶体的叙述中，不正确的是(　　)‎ A．1 mol氯化钠晶体中有NA个NaCl分子 B．氯化钠晶体中， 每个Na＋周围距离相等的Cl－共有6个 C．醋酸钠属于离子晶体，含非极性键 D．平均每个NaCl晶胞有4个Na＋、4个Cl－‎ 解析：NaCl为面心立方结构，每个晶胞中Na＋个数为12×＋1＝4，Cl－的个数为8×＋6×＝4，则1 mol氯化钠晶体中有4NA个Na＋、4NA个Cl－，不存在分子，A项错误、D项正确；由NaCl晶胞结构可知，Na＋在棱心和体心时，顶点和面心为Cl－，则每个Na＋周围距离相等的Cl - 17 -‎ ‎－共有6个，B项正确；醋酸钠中存在碳碳非极性键，C项正确。‎ 答案：A ‎2．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/cm3　‎ ‎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：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。‎ 答案：A 知识点二 晶格能 ‎3.下列说法不正确的是(　　)‎ A．离子晶体的晶格能越大离子键越强 B．阳离子的半径越大则可同时吸引的阴离子越多 C．通常阴、阳离子的半径越小、所带电荷数越多，该阴、阳离子组成的离子化合物的晶格能越大 D．将1 mol离子晶体熔化所需的能量为该离子晶体的晶格能 解析：离子键强弱与离子所带电荷数成正比，与离子半径成反比；晶格能与离子所带电荷数成正比，与离子半径成反比，所以离子晶体的晶格能越大离子键越强，A项正确。 阳离子的半径越大，其表面积越大，与阴离子接触面积越大，吸引的阴离子越多，B项正确。 离子晶体的晶格能与离子半径成反比，与离子所带电荷数成正比，C项正确。 晶格能是气态离子形成1 mol离子晶体时释放的能量，或者是将 1 mol离子晶体转化为气态离子所吸收的能量，D项错误。‎ 答案：D ‎4．根据下表的数据，判断下列说法正确的是(　　)‎ 离子化合物 离子电荷数 键长/pm 晶格能 ‎/ kJ·mol－1‎ 熔点/℃‎ 摩氏硬度 - 17 -‎ NaF ‎1‎ ‎231‎ ‎923‎ ‎993‎ ‎3.2‎ NaCl ‎1‎ ‎282‎ ‎786‎ ‎801‎ ‎2.5‎ MgO ‎2‎ ‎210‎ ‎3 791‎ ‎2 852‎ ‎6.5‎ CaO ‎2‎ ‎240‎ ‎3 401‎ ‎2 614‎ ‎4.5‎ A．晶格能的大小与正负离子电荷数和距离成正比 B．晶格能越大，即正负离子间的静电引力越强，晶体的熔点就越高，硬度就越大 C．NaF晶体比NaCl晶体稳定 D．表中物质CaO晶体最稳定 解析：根据表中的数据可知，晶格能的大小与正负离子之间的距离成反比，A项错误；离子键本质是阴、阳离子间的静电作用，不只是引力，还有斥力等，晶格能越大，即正负离子间的静电作用力越强，晶体的熔点就越高，硬度就越大，B项错误；晶格能：NaF>NaCl，故NaF晶体比NaCl晶体稳定，C项正确；晶格能越大，晶体越稳定，表中所列物质中MgO晶体最稳定，D项错误。‎ 答案：C 综合考查 ‎5.AB、CD、EF均为1:1型离子化合物，根据下列数据判断它们熔点由高到低的顺序是(　　)‎ 物质 AB CD EF 离子电荷数 ‎1‎ ‎1‎ ‎2‎ 键长/10－10 m ‎2.31‎ ‎3.18‎ ‎2.10‎ A．CD＞AB＞EF B．AB＞EF＞CD C．AB＞CD＞EF D．EF＞AB＞CD 解析：离子化合物形成的离子晶体中，离子键的键长越短，阴、阳离子所带电荷数越多，则晶体的熔点越高，三种物质所带电荷：EF＞AB＝CD，键长：EF＜AB＜CD，所以熔点由高到低的顺序是EF＞AB＞CD。‎ 答案：D ‎6．(1)下列说法中正确的是________。‎ A．形成离子键的阴、阳离子间只存在静电吸引力 B．第ⅠA族元素与第ⅦA族元素形成的化合物一定是离子化合物 C．离子化合物的熔点一定比共价化合物的熔点高 D．离子化合物中可能只含有非金属元素 ‎(2)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：‎ - 17 -‎ 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________相结合。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________。‎ 解析：‎ ‎(1)形成离子键的阴、阳离子之间不但存在阴、阳离子之间的相互吸引，也存在着电子之间的相互排斥和原子核之间的相互排斥，A项错误；氢是第ⅠA族元素，HX(X为卤族元素)都是共价化合物，B项错误；NaCl是离子化合物，SiO2是共价化合物，但前者的熔点较低，C项错误；NH4Cl、(NH4)2SO4等都是只含有非金属元素的离子化合物，D项正确。‎ ‎(2)A组物质为离子晶体，离子之间通过离子键相结合，由于NaCl、KCl、CsCl中的阴、阳离子所带电荷数相等，而r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Cs＋)，所以离子键的强度由大到小的顺序为NaCl＞KCl＞CsCl，故熔点是逐渐降低的。B组物质为金属晶体，是由金属键结合而成的，因为价电子数Na＜Mg＜Al，而粒子半径Na＞Mg＞Al，所以金属键强度由小到大的顺序为Na＜Mg＜Al，故其熔点是逐渐升高的。‎ 答案：(1)D　(2)离子　离子键　金属　Na＜Mg＜Al　Na＞Mg＞Al ‎7．(1)有A、B、C三种晶体，分别由H、C、Na、Cl四种元素中的一种或几种形成，对这三种晶体进行实验，结果如下表： ‎ 熔点/℃‎ 硬度 水溶性 导电性 水溶液与 Ag＋反应 A ‎811‎ 较大 易溶 水溶液或 熔融导电 白色沉淀 B ‎3 550‎ 很大 不溶 不导电 不反应 C ‎－114.2‎ 很小 易溶 液态不导电 白色沉淀 ‎①晶体的化学式分别为A________，B__________，C__________。‎ ‎②晶体的类型分别是A__________，B__________，C__________。‎ ‎③晶体中微粒间作用力分别是A__________，B__________，C__________。‎ ‎(2)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：‎ ‎________________________________________________________________________‎ - 17 -‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 解析：‎ ‎(1)根据A、B、C所述晶体的性质可知，A为离子晶体，只能为NaCl，微粒间的作用力为离子键；B应为原子晶体，只能为金刚石，微粒间的作用力为共价键；C应为分子晶体，且易溶，只能为HCl，微粒间的作用力为范德华力。‎ ‎(2)比较晶体熔、沸点高低时，先判断晶体类型，在根据不同晶体熔、沸点的影响因素进行分析。离子晶体微粒间的作用力随阳离子半径的减小、电荷的增大而增大，故MgF2的熔点高于NaF；SiF4是分子晶体，晶体微粒间的作用力为范德华力，因而熔点较低。‎ 答案：‎ ‎(1)①NaCl　C　HCl　②离子晶体　原子晶体　分子晶体　③离子键　共价键　范德华力 ‎(2)离子晶体微粒间的作用力随阳离子半径的减小、电荷的增大而增大，故MgF2的熔点高于NaF；SiF4是分子晶体，晶体微粒间的作用力为范德华力，因而熔点较低 基础达标 ‎1.离子晶体中一定不会存在的相互作用是(　　)‎ A．离子键 B．极性键 C．非极性键 D．范德华力 解析：离子化合物中一定含有离子键，也可能含有共价键，如OH－和含氧酸根中的极性共价键，还有O中的非极性共价键。离子晶体中一定不含有范德华力。故选D。‎ 答案：D ‎2．为了确定SbCl3、SbCl5、SnCl4是否为离子化合物，可以进行下列实验，其中合理、可靠的是(　　)‎ 选项 实验 结论 A 常温下观察，SbCl5为黄色液体，SnCl4为无色液体 结论：SbCl5和SnCl4都是离子化合物 B 测定三种物质的熔点，依次为73.5 ℃、2.8 ℃、－33 ℃‎ 结论：SbCl3、SbCl5、SnCl4都不是离子化合物 C 将三种物质分别溶解于水中，各滴入HNO3酸化的AgNO3溶液，产生白色沉淀 结论：SbCl3、SbCl5、SnCl4都是离子化合物 D 结论：SbCl3、SbCl5、SnCl4‎ - 17 -‎ 测定三种物质水溶液导电性，发现它们都可以导电 都是离子化合物 解析：离子化合物一般熔、沸点较高，熔融态可导电；分子晶体溶于水后也可以发生电离而导电，如HCl等；HCl溶于水电离产生Cl－，也能与HNO3酸化的AgNO3溶液反应，产生白色沉淀，故A、C、D三项都不可靠。 ‎ 答案：B ‎3．泽维尔研究发现，当激光脉冲照射NaI时，Na＋和I－两核间距1.0～1.5 nm，呈现离子键；当两核靠近约距0.28 nm时，呈现共价键。根据泽维尔的研究成果能得出的结论是(　　)‎ A．NaI晶体是离子晶体和分子晶体的混合物 B．离子晶体可能含有共价键 C．NaI晶体中既有离子键，又有共价键 D．共价键和离子键没有明显的界线 解析：由题中信息可知，离子的核间距较大时，呈离子键，而核间距较小时，呈共价键，当核间距改变时，键的性质会发生改变，这说明离子键和共价键并没有明显的界线。但NaI晶体是典型的离子晶体，说明其晶体中核间距在1.0～1.5 nm之间。‎ 答案：D ‎4．碱金属卤化物是典型的离子晶体，它的晶格能与成正比(d0是晶体中最邻近的导电性离子的核间距)。下面说法错误的是(　　)‎ 晶格能/kJ·mol－1‎ 离子半径/pm ‎①‎ LiF　 LiCl　LiBr　LiI ‎1 031 845　 807　752‎ Li＋　Na＋　K＋‎ ‎60　 95　133‎ ‎②‎ NaF　NaCl　NaBr　NaI ‎915　 777　 740　 693‎ F－　Cl－　Br－　I－‎ ‎136　181　195　216‎ ‎③‎ KF　KCl　KBr　KI ‎812　708　 676　641‎ A．晶格能的大小与离子半径成反比 B．阳离子相同、阴离子不同的离子晶体，阴离子半径越大，晶格能越小 C．阳离子不同、阴离子相同的离子晶体，阳离子半径越小，晶格能越大 D．金属卤化物晶体中，晶格能越小，还原性越弱 解析：由表中数据可知晶格能的大小与离子半径成反比，A项正确；由NaF、NaCl、NaBr、NaI晶格能的大小即可确定B项正确；由LiF、NaF、KF晶格能的大小即可确定C项正确；表中晶格能最小的是碘化物，因还原性：F－