高中化学第三章晶体结构与性质第四节离子晶体课时作业word版可打印.docx

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高中化学第三章晶体结构与性质第四节离子晶体课时作业-2019word版可打印

______年______月______日

____________________部门

[目标导航]　1.熟知离子键、离子晶体的概念，知道离子晶体类型与性质的联系。

2.认识晶格能的概念和意义，能根据晶格能的大小，分析晶体的性质。

一、离子键和离子晶体

1．离子键

（1）离子键的实质是静电作用，它包括阴、阳离子之间的引力和两种离子的核之间以及它们的电子之间的斥力两个方面，当引力与斥力之间达到平衡时，就形成了稳定的离子化合物，它不显电性。

（2）离子键的特征：

没有方向性和饱和性。

因此，以离子键结合的化合物倾向于形成紧密堆积，使每个离子周围尽可能多地排列异性电荷的离子，从而达到稳定的目的。

2．离子晶体

（1）概念：

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叫离子晶体。

如NaCl、CsCl等。

（2）离子晶体的空间构型

离子晶体以紧密堆积的方式，使阴、阳离子尽可能接近，向空间无限延伸，形成晶体。

决定离子晶体中离子配位数的因素有几何因素、电荷因素、键性因素。

①几何因素是指晶体中正负离子的半径比。

它是决定离子晶体结构的重要因素。

②电荷因素是指正负离子的电荷比。

如在NaCl晶体中每个Na＋周围有6个Cl－，每个Cl－周围有6个Na＋。

NaCl只是氯化钠晶体的化学式，在晶体中不存在单个氯化钠分子，只有Na＋和Cl－。

在CsCl晶体中每个Cs＋周围有8个Cl－，每个Cl－周围有8个Cs＋。

如果正负离子的电荷不同，正负离子的个数必定不相同，结果，正负离子的配位数就不会相同。

如在CaF2晶体中，Ca2＋和F－的电荷比是2∶1，个数比是1∶2，Ca2＋的配位数为8，F－的配位数为4。

③键性因素是指离子键的纯粹程度。

（3）离子晶体的物理性质

①离子晶体具有较高的熔沸点，难挥发，硬度较大，离子晶体不导电，溶于水或熔融后能导电。

②大多数离子晶体能溶于水，难溶于有机溶剂。

③离子晶体不导电，但是在熔融态或水溶液中可导电。

【议一议】

1．结合离子晶体的知识回答：

（1）离子晶体中只存在离子键吗？

（2）晶体中只要有阳离子，就一定存在阴离子吗？

（3）离子晶体是否全部由金属元素与非金属元素组成？

答案　

（1）还可能存在共价键，如Na2SO4、KNO3、NH4Cl、NaOH、Ca（OH）2等晶体中除了离子键之外，还存在共价键。

（2）晶体中有阳离子不一定有阴离子，如金属晶体是由金属阳离子和自由电子构成的，但若有阴离子必然有阳离子。

（3）全部由非金属元素形成的晶体，也可能是离子晶体，如铵盐。

2．氯化钠、氟化钙晶体的组成写成NaCl、CaF2，NaCl、CaF2是不是该物质的分子式？

答案　NaCl、CaF2并不是说该晶体中存在组成为NaCl、CaF2的单独分子，而只是代表晶体中元素原子组成的比例关系，因此NaCl、CaF2是其化学式，而非分子式。

二、晶格能

1．晶格能的概念

离子晶体的晶格能是气态离子形成1__mol离子晶体释放的能量。

晶格能通常取正值，单位kJ·mol－1。

2．晶格能的作用

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。

3．影响晶格能大小的因素

离子所带电荷数越多，晶格能越大；离子半径越小，晶格能越大。

【议一议】

3．为何Na2O的晶格能大于NaF，而KCl的晶格能大于KI?

答案　晶格能与离子所带的电荷成正比，而与离子半径的大小成反比。

在Na2O和NaF中，O2－所带的电荷比F－多，故Na2O的晶格能大于NaF；而KCl和KI中，Cl－半径小于I－的半径，故KCl的晶格能大于KI。

1．离子晶体

【例1】　下列性质适合于离子晶体的是（　　）

A．熔点1070℃，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0.97g·cm－3

答案　A

解析　离子晶体在液态（即熔融态）导电；CS2是非极性溶剂，根据相似相溶规律，C项也不是离子晶体；由于离子晶体质硬易碎，且固态不导电，所以D项也不是离子晶体。

规律总结

四种晶体结构和性质的比较

　　类型

项目

离子晶体

原子晶体

分子晶体

金属晶体

构成晶体的粒子

阴、阳离子

原子

分子

金属阳离子和自由电子

粒子间的作用

离子键

共价键

分子间作用力（范德华力或氢键）

金属离子和自由电子之间的强烈相互作用

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3410℃）

硬度

略硬而脆

大

较小

差别较大

导电性

不良导体

（熔化后

或溶于水

导电）

不良导体

（个别为

半导体）

不良导体（部分溶于水发生电离后导电）

良导体

溶解性

多数易溶

一般不溶

相似相溶

一般不溶于水，少数与水反应

机械

加工性

不良

不良

不良

优良

延展性

差

差

差

优良

变式训练1　以下事实，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．可溶于水

C．固体不导电，熔融状态能导电

D．水溶液能导电

答案　C

解析　原子晶体通常熔点也比较高，故A选项不正确；某些分子晶体也可溶于水，如SO3等，故B错；分子晶体溶于水，只要能电离也能导电，故D也不正确；C选项是离子晶体独有的性质，能说明晶体是离子晶体。

二、晶格能

【例2】　溴化钠、氯化钠和氧化镁等离子晶体的核间距和晶格能（部分）如下表所示：

NaBr

NaCl

MgO

离子的核间距/pm

290

276

205

晶格能/kJ·mol－1

787

3890

（1）溴化钠晶体比氯化钠晶体晶格能________（填“大”或“小”），主要原因是__________________________________________________________________。

（2）氧化镁晶体比氯化钠晶体晶格能大，主要原因是_______________________________________________________________________________________。

（3）溴化钠、氯化钠和氧化镁晶体中，硬度最大的是________，工业制取单质镁时，往往电解的是氯化镁而不是氧化镁，主要原因是________________。

答案　

（1）小　NaBr比NaCl的离子的核间距大　

（2）氧化镁晶体中阴、阳离子的电荷数大，并且离子的核间距小

（3）氧化镁　氧化镁晶体比氯化镁晶体的晶格能大，熔点高，电解时消耗电能多

解析　利用离子晶体中离子的核间距、离子的电荷数与晶格能的关系，对离子晶体的物理性质进行分析。

晶格能越大，离子晶体越稳定，其熔、沸点越高。

规律总结

1．离子晶体结构类型相同时，离子所带电荷越多，离子半径越小，晶格能越大，晶体熔、沸点越高，硬度越大。

2．晶格能的大小影响岩浆晶出的次序，晶格能越大，形成的晶体越稳定，岩浆中的矿物越容易结晶析出。

变式训练2　①NaF、②NaI、③MgO均为离子化合物，根据表中数据，推知这三种化合物的熔点高低顺序是（　　）

物质

①

②

③

离子电荷数

1

1

2

键长（10－10m）

2.31

3.18

2.10

A.①>②>③B．③>①>②

C．③>②>①D．②>①>③

答案　B

解析　离子化合物的熔点高低主要取决于离子键的强弱（或晶格能的大小），而离子键的强弱（或晶格能的大小）与离子所带的电荷的乘积成正比，与离子间距离成反比。

1．离子晶体一般不具有的特征是（　　）

A．熔点较高，硬度较大

B．易溶于水而难溶于有机溶剂

C．固体时不能导电

D．离子间距离较大，其密度较大

答案　D

解析　离子晶体的结构决定着离子晶体具有一系列特性，这些特性包括A、B、C；离子间的距离取决于离子半径的大小及晶体的密堆积形式等。

2．离子晶体熔点的高低决定于阴、阳离子之间的核间距离和晶格能的大小，根据所学知识判断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

答案　D

解析　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，晶格能越大，离子键越强，熔点越高，阳离子半径大小顺序为Ba2＋>K＋>Ca2＋>Na＋；阴离子半径：

Cl－>O2－，比较可得只有D项是正确的。

3．下列关于晶格能的叙述中正确的是（　　）

A．晶格能仅与形成晶体中的离子所带电荷有关

B．晶格能仅与形成晶体的离子半径有关

C．晶格能是指相邻的离子间的静电作用

D．晶格能越大的离子晶体，其熔点越高

答案　D

解析　晶格能与离子所带电荷的乘积成正比，与阴、阳离子半径的大小成反比。

晶格能越大，晶体的熔、沸点越高，硬度也越大，所以A、B错，D项正确。

4．根据表中给出物质的熔点数据（AlCl3沸点为182.7℃），判断下列说法错误的是（　　）

晶体

NaCl

MgO

SiCl4

AlCl3

晶体硼

熔点/℃

801

2800

－70

180

2500

A.MgO中的离子键比NaCl中的离子键强

B．SiCl4晶体是分子晶体

C．AlCl3晶体是离子晶体

D．晶体硼是原子晶体

答案　C

解析　根据表中各物质的熔点，判断晶体类型。

NaCl和MgO是离子化合物，形成离子晶体，故熔、沸点越高，说明晶格能越大，离子键越强，A项正确；SiCl4是共价化合物，熔、沸点较低，为分子晶体，硼为非金属单质，熔、沸点很高，是原子晶体，B、D项正确；AlCl3虽是由活泼金属和活泼非金属形成的化合物，但其晶体熔、沸点较低，应属于分子晶体。

5．如图所示，食盐晶体由钠离子和氯离子构成。

已知食盐的M＝58.5g·mol－1，食盐的密度是2.2g·cm－3，阿伏加德罗常数为6.0×1023mol－1，在食盐晶体中两个距离最近的钠离子中心间的距离最接近下列哪个数据（　　）

A．3.0×10－8cmB．3.5×10－8cm

C．4.0×10－8cmD．5.0×10－8cm

答案　C

解析　从图中可看出，顶角上的每个离子为8个小立方体所共有，因此每个小立方体实际上只能分摊得个“NaCl”。

设每个小立方体的边长为a。

则（2a3×2.2g·cm－3）×6.0×1023mol－1＝58.5g·mol－1。

所以，两个距离最近的钠离子中心间的距离为4.0×10－8cm。

6．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：

物质A

NaCl

KCl

CsCl

熔点/K

1074

1049

918

物质B

Na

Mg

Al

熔点/K

317

923

933

晶体熔、沸点的高低，决定于组成晶体微粒间的作用力的大小。

A组是________晶体，晶体微粒之间通过________相连，粒子之间的作用力由大到小的顺序是________。

B组晶体属于________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________。

金属键强弱由小到大的顺序为________。

答案　离子　离子键　NaCl>KCl>CsCl　金属　NaMg2＋>Al3＋　Na

解析　A组NaCl、KCl、CsCl为同一主族的卤化物且为离子化合物，故熔点与离子键的强弱有关，离子键越弱，熔点越低。

而Na＋、K＋、Cs＋的离子半径逐渐增大，故Na＋与Cl－、K＋与Cl－、Cs＋与Cl－的离子键逐渐减弱，NaCl、KCl、CsCl的熔点依次降低；而B组中Na、Mg、Al是金属晶体且价电子数依次增多，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，形成的金属键越来越牢固，故熔点依次升高。

[经典基础题]

1．仅由下列各组元素所构成的化合物，不可能形成离子晶体的是（　　）

A．H、O、SB．Na、H、O

C．K、Cl、OD．H、N、Cl

答案　A

解析　强碱、活泼金属氧化物、绝大多数盐等是离子晶体。

B项如NaOH、C项如KClO、D项如NH4Cl。

2．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

答案　A

解析　掌握好离子半径的大小变化规律是分析离子晶体性质的一个关键点。

由于r（Na＋）>r（Mg2＋）>r（Al3＋），且Na＋、Mg2＋、Al3＋所带电荷依次增大，所以NaF、MgF2、AlF3的离子键依次增强，晶格能依次增大，故熔点依次升高。

r（F－）

在CsCl、NaCl、CaF2中阴离子的配位数分别为8、6、4。

r（Mg2＋）

3．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

答案　C

解析　难溶于水，其水溶液的导电性极弱，不能说明CaF2一定是离子晶体；熔点较高，硬度较大，也可能是原子晶体的性质，B不能说明CaF2一定是离子晶体；熔融状态下可以导电，一定有自由移动的离子生成，C说明CaF2一定是离子晶体；CaF2在有机溶剂（如苯）中的溶解度极小，只能说明CaF2是极性分子，不能说明CaF2一定是离子晶体。

4．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．2Na＋（g）＋2Cl－（g）―→2NaCl（s）　ΔH3

D．Na＋（g）＋Cl－（g）―→NaCl（s）　ΔH4

答案　A

解析　掌握晶格能的概念是解答本题的关键。

气态离子形成1mol离子晶体释放的能量称为晶格能。

5．下面有关离子化合物的说法正确的是（　　）

A．离子化合物中一定含有金属元素，含金属元素的化合物一定是离子化合物

B．离子键只存在于离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键

C．离子化合物中不可能含有共价键

D．离子化合物受热熔化破坏化学键，吸收热量，属于化学变化

答案　B

解析　离子化合物中不一定含有金属元素，含有金属元素的化合物也不一定是离子化合物，选项A错；含有离子键的化合物是离子化合物，离子化合物中可以含有共价键，选项C错；有些离子化合物受热熔化时，虽然离子键被破坏，但不属于化学变化（如氯化钠熔化），选项D错。

6．下列各项叙述中正确的是（　　）

A．在氯化钠晶体中，每个Na＋离子周围有6个Cl－离子，形成离子晶体

B．在氯化钠晶体中存在NaCl分子

C．石英是由SiO2形成的分子晶体

D．金刚石和石墨晶体都具有碳原子形成的网状结构，都是典型的原子晶体

答案　A

解析　在NaCl晶体中，每个Na＋离子周围有6个Cl－离子，每个Cl－离子周围有6个Na＋离子；在该晶体中只有阴离子和阳离子，没有NaCl分子。

这也是所有离子晶体的特点。

所以，选项A的叙述正确，选项B不正确。

成分为SiO2的石英是原子晶体。

可知选项C的叙述不正确。

石墨是层状结构，各层之间以分子间作用力相结合，且存在自由电子，具有传导性；而原子晶体的结构中微粒间都以共用电子对形成的共价键相结合，没有传导性。

所以石墨不属于典型的原子晶体，可称混合晶体，选项D不正确。

故选A。

7．氯化铯晶胞（晶体重复的结构单位）如图

（1）所示，该晶体中Cs＋与Cl－的个数比为1∶1，化学式为CsCl。

若某晶体晶胞结构如图

（2）所示，其中含有A、B、C三种元素的粒子，则该晶体中的A、B、C的粒子个数比为（　　）

A．8∶6∶1B．4∶3∶1

C．1∶6∶1D．1∶3∶1

答案　D

解析　在此晶体的晶胞中有A：

8×＝1（个），B：

6×＝3（个），C：

1（个），即A、B、C的粒子个数之比为A∶B∶C＝1∶3∶1。

故正确答案为D。

8．有下列八种晶体：

A.SiO2（水晶）；B.冰醋酸；C.氧化镁；D.白磷；E.晶体氩；F.氯化铵；G.铝；H.金刚石。

用序号回答下列问题：

（1）属于原子晶体的化合物是________，直接由原子构成的晶体是________，直接由原子构成的分子晶体是________。

（2）由极性分子构成的晶体是________，含有共价键的离子晶体是________，属于分子晶体的单质是________。

（3）在晶体状态下能导电的是________，受热熔化后化学键不发生变化的是________，需克服共价键的是________。

答案　

（1）A　AEH　E　

（2）B　F　DE　（3）G　BD　AH

解析　此题考查的是晶体类型的判断。

在题给各项中属于原子晶体的是金刚石和水晶（由硅原子和氧原子构成）；属于分子晶体的是冰醋酸、白磷和晶体氩；属于离子晶体的是MgO（由Mg2＋和O2－构成）、NH4Cl（由NH4＋和Cl－构成）；而Al属于金属晶体。

金属导电是靠自由电子的定向移动；金属熔化时金属键被破坏；分子晶体的熔化只需要克服分子间作用力；而原子晶体、离子晶体熔化时分别需要克服共价键、离子键。

9．有A、B、C三种晶体，分别由C、H、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，结果见下表.

项目

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

3500

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）晶体的类型分别为：

A________；B________；C________。

（3）晶体中粒子间的作用分别为：

A______________；B________；C________。

答案　

（1）ANaCl；BC（金刚石）；CHCl

（2）A离子晶体；B原子晶体；C分子晶体

（3）A离子键；B共价键；C分子间作用力

解析　根据A的水溶液与Ag＋反应有白色沉淀，说明A的水溶液中有Cl－，再根据其可以导电得A为NaCl或HCl，又因为其硬度较大，所以判断其为NaCl；

由于B的熔点很高、硬度很大、不导电、不溶于水，可判断其应该为原子晶体，所以B为金刚石；

C的熔点为负、硬度很小，判断其为气体，易溶于水，水溶液与Ag＋反应有白色沉淀，所以C为HCl，

（1）由以上分析可知A为NaCl，B为C，C为HCl，故答案为：

NaCl；C（金刚石）；HCl；

（2）A熔点较高，熔融状态下能导电，为离子晶体；B熔点很高、硬度很大、不导电、不溶于水，为原子晶体；C熔点为低、硬度很小，为分子晶体。

[能力提升题]

10．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。

NaCl晶胞

（1）请将其中代表Na＋的圆圈涂黑（不必考虑体积大小），以完成NaCl晶体的结构示意图。

（2）在晶体中，每个Na＋的周围与它最接近且距离相等的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角上、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________（填计算式）；Na＋的个数等于________，即________（填计算式）。

（4）设NaCl的摩尔质量为Mg/mol，食盐晶体的密度为ρg/cm3，阿伏加德罗常数为NA，食盐晶体中两个距离最近的钠离子间的距离为________cm。

答案　

（1）见图　

（2）12　（3）4　8×＋6×　4　12×＋1

（4）·

解析　本题考查NaCl晶体的结构。

（1）NaCl晶体中Na＋和Cl－相间排列成面心立方结构。

（2）从体心Na＋看，与它最近的且距离相等的Na＋共有12个。

（3）根据立方体结构的特点，可求阴、阳离子的个数。

NaCl晶胞中，含Cl－：

8×＋6×＝4（个），含Na＋：

12×＋1＝4（个）。

（4）设Cl－和Na＋的最近距离为acm，则两个最近的Na＋间的距离为acm，有·NAmol－1＝Mg·mol－1，a＝，所以两个Na＋间的最近距离为·cm。

11．已知有关物质的熔沸点数据如下表。

MgO

Al2O3

MgCl2

AlCl3

熔点/℃

2852

2072

714

190（2.5×105Pa）

沸点/℃

3600

2928

1412

182.7

请参考上述数据回答下列问题。

（1）工业上常用电解熔融MgCl2的方法生产金属镁，用电解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________。

答案　

（1）因为MgO的熔点远远高于MgCl2，故电解熔融MgO将需要更高的温度，不便于操作。

观察表中数据可知，AlCl3易升华、熔沸点很低，故属于分子晶体，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，AlCl3不能导电，证明MgCl2为离子晶体，AlCl3为分子晶体。

解析　

（1）因为MgO的熔点远远高于MgCl2，所以电解熔融MgO将需提供更多的能量、更高的温度，不便于操作。

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，即可证明MgCl2为离子晶体，AlCl3为分子晶体。

12．今有aX、bY、cZ三种元素。

已知：

①各原子序数a、b、c均小于20且a＋b＋c＝25；②元素Y的原子外围电子构型为ns2npn＋2；③X和Y在不同条件下可形成X2Y和X2Y2两种化合物，Y和Z在不同条件下可形成ZY和ZY2两种化合物；④Z的硫化物的相对分子质量与Z的氯化物的相对分子质量之比为38∶77，据此