17年高中化学第三章晶体结构与性质3.4离子晶体(第2课时)离子晶体(2)3

第三章晶体结构与性质第四节离子晶体第2课时离子晶体（2）知识归纳1．晶格能的概念：离子晶体的晶格能是____________________________________释放的能量。

晶格能通常取______，单位______。

反映离子晶体______的数据。

2．晶格能的作用：晶格能越大，形成的离子晶体越______，而且熔点______，硬度______。

3．影响晶格能大小的因素：离子所带电荷数越多，晶格能______；离子半径越小，晶格能______。

【答案】1．气态离子形成1 mol离子晶体正值kJ·mol－1稳定性2．稳定越高越大3．越大越大知识重点晶格能与共价键键能的比较下列有关晶格能的叙述正确的是A．晶格能是气态原子形成1摩尔离子晶体释放的能量B．晶格能通常取正值，但有时也取负值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【解析】晶格能是气态离子形成1摩尔离子晶体时所释放的能量，晶格能取正值，且晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。

【答案】C好题1．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．拆开1 mol离子键所需的能量为该离子晶体的晶格能2．下列物质的熔沸点高低顺序正确的是A．金刚石>氯化钠>干冰B．SO2>CO2>SiO2C．MgO>H2S>H2O D．金刚石>生铁>纯铁3．下列关于物质熔点的排列顺序不正确的是A．生铁>纯铁>钠B．CI4>CBr4>CCl4>CF4C．NaCl>NaBr>KBr D．MgO>H2O>O2>N24．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（1）溴化钠晶体的晶格能比氯化钠晶体的_______(填“大”或“小”)，主要原因是___________________。

（2）氧化镁晶体的晶格能比氯化钠晶体的大，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_________(填名称)。

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__________________________________。

真题5．NaF、NaI、MgO均为离子化合物，根据下列数据，判断这三种化合物的熔点的高低顺序是A ．①>②>③B ．③>①>②C ．③>②>①D ．②>①>③6．碱金属卤代物是典型的离子晶体，它们的晶格能与1/d 0成正比(d 0是晶体中最邻近的导电性离子的核间距)。

下列说法错误的是A ．晶格能的大小与离子半径成正比B ．阳离子相同阴离子同主族的离子晶体，阴离子半径越大，晶格能越小C ．阳离子同主族阴离子相同的离子晶体，阳离子半径越小，晶格能越大D ．金属卤代物晶体中，晶格能越小，氧化性越强7．A 、B 、C 、D 、E 、F 是元素周期表前四周期的元素，它们在元素周期表中的位置如图所示：（1）写出F 的基态原子核外电子的排布式：________。

E 的晶胞结构如图所示，该晶胞中含有的金属原子的数目为_________。

（2）C 元素的第一电离能比同周期相邻的两种元素的第一电离能都高的原因是_________。

（3）由A、B、D三种元素形成的一种物质俗称光气，分子中A原子采取sp2杂化方式。

光气分子的结构式是_______，其中碳氧原子之间的共价键是_______(填序号)。

a．2个σ键b．2个π键c．1个σ键，1个π键（4）EB晶胞如图所示，EB晶体中E2+的配位数为________，EB晶体和NaCl晶体中离子排列方式相同，其晶格能分别为：EB—3 401 kJ·mol−1、NaCl—786 kJ·mol−1。

导致两者晶格能差异的主要原因是___________________________。

（5）元素A形成的单质的晶体类型可以是原子晶体，如_________(填写物质名称)，也可以是_________，如C60。

参考答案1．【答案】D【解析】A项，离子键与离子所带电荷成正比，与离子半径成反比；晶格能与离子所带电荷成正比，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。

B项，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。

C项，离子晶体的晶格能与离子半径成反比，与离子所带电荷成正比。

D项，晶格能是气态离子形成1 mol离子晶体时释放的能量，不是拆开1 mol离子键所需的能量。

2．【答案】A【解析】金刚石为原子晶体，氯化钠为离子晶体，干冰为分子晶体，熔沸点依次降低，A项正确；SO2、CO2都属于分子晶体，SiO2属于原子晶体，故SiO2的溶沸点最高，B项错误；常温下H2O是液体，而H2S 是气体，故H2O的熔沸点比H2S的高，C项错误；合金的熔点低于其各组成成分，故纯铁的熔沸点比生铁的高，D项错误。

3．【答案】A【解析】A项，生铁为铁合金，熔点要低于纯铁；B项中物质均为分子晶体，且组成与结构相似，熔点高低顺序与相对分子质量大小顺序一致，B项正确；C项中物质均为离子晶体，离子半径：r(Cl−)<r(Br−)，故熔点：NaCl>NaBr，而阳离子半径：r(Na+)<r(K+)，故熔点：NaBr>KBr，C项正确；D 项，对于不同类型的晶体，熔点高低顺序一般为原子晶体>离子晶体>分子晶体，故MgO>H2O>O2>N2。

【备注】（1）不同类型晶体熔、沸点高低的比较：一般来说，原子晶体>离子晶体>分子晶体；金属晶体(除少数外)>分子晶体。

例如SiO2>NaCl>CO2(干冰)。

金属晶体的熔、沸点有的很高，如钨、铂等；有的则很低，如汞、铯等。

（2）同类型晶体熔、沸点高低的比较：同一类型的晶体，需要比较晶体内部粒子间的作用力，作用力越大，熔、沸点越高。

A．同属分子晶体①组成和结构相似的分子晶体，一般来说相对分子质量越大，分子间作用力越强，熔、沸点越高。

例如：I2>Br2>Cl2>F2。

②组成和结构相似的分子晶体，如果分子之间存在氢键，则分子间作用力增大，熔、沸点出现反常现象，有氢键的分子晶体的熔、沸点较高。

B．同属原子晶体原子晶体熔、沸点的高低与共价键的强弱有关。

一般来说，原子半径越小，共价键的键长越短，键能就越大，晶体的熔、沸点也就越高。

例如金刚石(C—C)>碳化硅(Si—C)>晶体硅(Si—Si)。

C．同属离子晶体离子的半径越小，所带的电荷越多，则离子键越强，熔、沸点越高。

例如熔、沸点：MgO>MgCl2，NaCl>CsCl。

4．【答案】（1）小 NaBr比NaCl离子的核间距大（2）氧化镁晶体中的阴、阳离子的电荷数绝对值大，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、电荷数与晶格能的关系，对离子晶体的性质进行分析。

晶格能越大，则离子晶体越稳定，熔、沸点越高。

5．【答案】B【解析】一般来说，离子半径越小，离子所带电荷数越多，则离子键越强，离子化合物的熔点也越高;同时，物质所含化学键的键长越短，键能越大，破坏化学键所需的能量就越高，物质的熔点也越高。

根据表中信息，题给三种化合物的熔点按③①②的顺序逐渐降低。

6．【答案】AD【解析】由表中数据可知晶格能的大小与离子半径成反比，A项错误；由NaF、NaCl、NaBr、NaI晶格能的大小即可确定B项说法正确；由LiF、NaF、KF晶格能的大小即可确定C项说法正确；表中晶格能最小的为碘化物，因还原性F−<Cl−<Br−< I−，可知D项错误。

7．【答案】（1）1s22s22p63s23p63d24s2 4（2）其价电子排布式为3s23p3，3p能级处于半充满的稳定状态（3） c（4）6CaO晶体中离子的电荷数大于NaCl晶体中的，CaO晶体中离子间的平均距离小于NaCl晶体中的（5）金刚石分子晶体（或石墨混合晶体等其他合理答案）【解析】（1）22号元素F的基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2。

E的晶胞中含有金属原子的数目为8×18+6×12=4。

（2）C元素的第一电离能比同周期相邻的两种元素的第一电离能都高的原因是其价电子排布式为3s23p3，3p能级处于半充满的稳定状态。

（3）由C、O、Cl三种元素形成的光气，分子中C原子采取sp2杂化方式，结合碳+4价、氧−2价、氯−1价，光气分子的结构式是，其中碳氧原子之间的共价键是1个σ键、1个π键。

（4）根据CaO晶胞结构，Ca2+晶体中的配位数为上、下、左、右、前、后共6个；晶格能的大小与阴、阳离子所带的电荷数的乘积成正比，与阴、阳离子间的距离成反比，由于CaO晶体中离子的电荷数大于NaCl晶体中的，CaO晶体中离子间的平均距离小于NaCl晶体中的，所以晶格能：CaO>NaCl。

（5）碳元素形成的单质的晶体类型可以是原子晶体如金刚石，也可以是分子晶体如C60，也可以是混合晶体，如石墨。