人教版2020高中化学 第三章 晶体结构与性质 第4节 离子晶体课时作业 新人教版选修3
1 第三章 第四节 离子晶体 基 础 巩 固 一、选择题 1．下列叙述错误的是( A ) A．带相反电荷的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．两种非金属原子间不可能形成离子键 解析：离子间的相互作用包括相互吸引和相互排斥两个方面，A项错；B项正确，如BeCl2、HgCl2中的化学键都是共价键；氢原子最外层只有一个电子，它与卤素结合时形成共价键，C项正确；两种非金属原子的电负性差值小，不能形成离子键，一定是形成共价键，D项正确。 2．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( B )
A．十二面体 B．正八面体 C．正六面体 D．正四面体 解析：首先要理解最近的离子在什么位置，以一个晶胞为例，处在中心位置上的Na＋被六个面上的Cl－所包围，这6个Cl－离中心Na＋最近将六个面心的Cl－连成一个图形即正八面体，如图，也可以有其它连接方法。
3．实现下列变化，需克服相同类型作用的是( B ) A．石墨和干冰的熔化 B．纯碱和烧碱的熔化 C．氯化钠和铁的熔化 D．食盐和冰醋酸的熔化 解析：要克服相同类型作用力，说明二者晶体类型相同，B选项都是离子晶体，熔化时破坏的是离子键。 4．下面的排序不正确的是( C ) A．晶体熔点由低到高：CF4＜CCl4＜CBr4＜CI4 2
B．硬度由大到小：金刚石＞碳化硅＞晶体硅 C．熔点由高到低：Na＞Mg＞Al D．晶格能由大到小：NaF＞NaCl＞NaBr＞NaI 解析：A．分子晶体的相对分子质量越大，熔沸点越大，则晶体熔点由低到高顺序为CF4
＜CCl4＜CBr4＜CI4，故A正确；
B．键长越短，共价键越强，硬度越大，键长C－C＜C－Si＜Si－Si，则硬度由大到小为金刚石＞碳化硅＞晶体硅，故B正确； C．金属离子的电荷越大、半径越小，其熔点越大，则熔点由高到低为Al＞Mg＞Na，故C错误； D．离子半径越小、离子键越强，则晶格能越大，F、Cl、Br、I的离子半径在增大，则晶格能由大到小：NaF＞NaCl＞NaBr＞NaI，故D正确； 故选C。 5．钡在氧气中燃烧时得到一种钡的氧化物晶体，结构如图所示，有关说法不正确的是( B )
A．该晶体属于离子晶体 B．晶体的化学式为Ba2O2 C．该晶体晶胞结构与NaCl相似 D．与每个Ba2＋距离相等且最近的Ba2＋共有12个 解析：Ba是活泼金属，O是活泼非金属形成是离子化合物，A对；根据Ba和O在晶胞的位置，晶胞中共含有Ba的个数为8×1/8＋6×1/2＝4，O个数为12×1/4＋1＝4, 所以Ba与O的个数比为1：1，该氧化物为BaO，B错；NaCl晶胞结构也是该形状，C对；与每个Ba2＋距离相等且最近的Ba2＋为顶点和面心位置，每个晶胞中含有3×1/2个，每个顶点为8个
晶胞共有，则共有8×3×1/2＝12个，D对，选B。 6．已知食盐的密度为ρ g·cm－3，其摩尔质量为M g·mol－1，阿伏加德罗常数为NA，则在食盐晶体中Na＋和Cl－的核间距大约是( B )
A．32MρNA cm B．3M2ρNA cm C．32NAρM cm D．3M8ρNA cm 解析：已知一个晶胞中有4个“NaCl分子”，且食盐晶体中Na＋与Cl－的核间距的2倍
正好是晶胞的边长。设晶胞的边长为a，故有a3·ρM×NA＝4，解得a＝34MρNA，则a2＝3M2ρNA 3
cm。 7．KO2的晶体结构与NaCl相似，KO2可以看作是Na＋的位置用K＋代替，Cl－的位置用O－2
代替，则下列对于KO2晶体结构的描述正确的是( B )
A．与K＋距离相等且最近的O2－共有8个 B．与K＋距离相等且最近的O2－构成的多面体是正八面体 C．与K＋距离相等且最近的K＋有8个 D．一个KO2晶胞中的K＋和O－2粒子数均为8 解析：A．K＋位于晶胞棱心，与K＋距离相等且最近的O2－位于顶点和面心，共有6个，故A错误；B．与K＋距离相等且最近的O2－共有6个，构成正八面体，K＋位于正八面体中心，故B正确；C．K＋位于晶胞棱心，则被横平面、竖平面和正平面共有，且每一个平面有4个K＋距离最近，共4×3＝12个，故C错误；D．K＋位于晶胞棱心和体心，数目为12×1/4＋1＝4，O2－位于顶点和面心，数目为8×1/8＋6×1/2＝4，即一个KO2晶胞中摊得的K＋和O2－粒子数均为4个，故D错误；故选B。 二、非选择题 8．下列叙述正确的是__BC____。 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．非金属原子间不可能形成离子键，只含有非金属元素的化合物不可能是离子化合物 E．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 F．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，不可能含有非极性键 G．强酸、强碱和大多数盐都属于离子化合物 H．离子化合物受热熔化破坏化学键，吸收热量，属于化学变化 I．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，由此可以说明离子键有饱和性 解析：离子键包括阴、阳离子之间的静电引力和静电斥力两个方面，A项错误；金属与非金属元素的电负性相差小于1.7时往往形成共价键，如Al与Cl、Be与Cl(AlCl3、BeCl2
是共价化合物)等，B项正确；氢原子最外层只有一个电子，HX中的化学键均为共价键，C
项正确；由铵盐是离子化合物可知D、E项均错误；离子化合物中一定含有离子键，还可能含有非极性键，如Na2O2，F项错误；强碱和大多数盐是离子化合物，但强酸(如H2SO4、HNO3、HI等)不属于离子化合物；G项错误；离子化合物受热熔化需破坏(削弱)离子键(静电作用)，这个过程属于物理变化，H项错误。离子键没有饱和性和方向性，I项错误。 9．下图表示一些晶体中的某些结构，请回答下列问题： 4
(1)代表金刚石的是(填编号字母，下同)__D____，其中每个碳原子与__4____个碳原子最近且距离相等。金刚石属于__原子____晶体。 (2)代表石墨的是__E____，每个正六边形占有的碳原子数平均为__2____个。 (3)代表NaCl的是__A____，每个Na＋周围与它最近且距离相等的Na＋有__12____个。 (4)代表CsCl的是__C____，它属于__离子____晶体，每个Cs＋与__8____个Cl－紧邻。 (5)代表干冰的是__B____，它属于__分子____晶体，每个CO2分子与__12____个CO2分子紧邻。 (6)已知石墨中碳碳键的键长比金刚石中碳碳键的键长短，则上述五种物质熔点由高到低的排列顺序为__石墨>金刚石>NaCl>CsCl>干冰____。 解析：根据晶体的结构特点来辨别图形所代表的物质。NaCl晶体是立方体结构，每个Na＋与6个Cl－紧邻，每个Cl－又与6个Na＋紧邻，每个Na＋(或Cl－)周围与它最近且距离相等的Na＋(或Cl－)有12个。CsCl晶体由Cs＋、Cl－构成立方体结构，但Cs＋组成的立方体中心有1个Cl－，Cl－组成的立方体中心又镶入一个Cs＋，每个Cl－与8个Cs＋紧邻，每个Cs＋与8个Cl－紧邻。干冰也是立方体结构，但在立方体的每个正方形面的中央都有一个CO2分子，每个CO2分子与12个CO2分子紧邻。金刚石的基本结构单元是正四面体，每个碳原子紧邻4个其他碳原子。石墨的片层结构由正六边形结构组成，每个碳原子紧邻另外3个碳原子，
即每个正六边形占有1个碳原子的13，所以平均每个正六边形占有的碳原子数是6×13＝2。(6)离子晶体的熔点由其离子键的强弱决定，由于半径Na＋CsCl。石墨虽为混合晶体，但粒子间作用力有范德华力、共价键，若要熔化，不仅要破坏范德华力，还要破坏共价键，且石墨中碳碳键的键长比金刚石中碳碳键的键长短，所以石墨中碳碳键的键能比金刚石中碳碳键的大，则石墨的熔点比金刚石的熔点要高。 能 力 提 升 一、选择题 1．(双选)下列有关晶体结构或性质的描述中正确的是( AD ) A．冰中存在极性键，分子间作用力和氢键 B．因金属性K>Na，故金属钾的熔点高于金属钠 C．各1mol的金刚石与石墨晶体中所含的C－C键的数目相同 D．氧化镁的晶格能大于氯化钠，故其熔点高于氯化钠 5
解析： A．冰中存在极性键，分子间作用力和氢键，A正确；B．因原子半径：K>Na，故金属钾的熔点低于金属钠，B错误；C．金刚石中C原子形成4个C－C键，1molC形成2mol共价键，石墨中C原子与其它碳形成3个C－C键，1molC形成1.5mol共价键，因此各1mol的金刚石与石墨晶体中所含的C－C键的数目不相同，C错误；D．氧化镁的晶格能大于氯化钠，故其熔点高于氯化钠，D正确，答案选AD。 2．北京大学和中国科学院的化学工作者已成功研制出碱金属与C60形成的球碳盐K3C60，实验测知该物质属于离子化合物，具有良好的超导性。下列有关分析正确的是( C ) A．K3C60中只有离子键 B．K3C60中不含共价键 C．该晶体在熔融状态下能导电 D．C60与12C互为同素异形体 解析：K3C60中K＋与C3－60之间为离子键，C3－60中的C—C键为共价键，A、B错误；K3C60为离子化合物，在熔融状态下能导电，C正确；C60为单质，12C为原子，而同素异形体为同种元素形成的不同单质，二者不属于同素异形体，D错误。 3．有关晶体的结构如图所示，则下列说法中不正确的是( D )
A．在NaCl晶体中，距Na＋最近的Cl－形成正八面体 B．在CaF2晶体中，每个晶胞平均占有4个Ca2＋ C．在金刚石晶体中，碳原子与碳碳键的个数比为1︰2 D．该气态团簇分子的分子式为EF或FE 解析：A．氯化钠晶体中，距Na＋最近的Cl－是6个，即钠离子的配位数是6,6个氯离子
形成正八面体结构，A正确；B．Ca2＋位于晶胞顶点和面心，数目为8×18＋6×12＝4，即每个晶胞平均占有4个Ca2＋，B正确；C碳碳键被两个碳原子共有，每个碳原子形成4条共价键，即平均1 mol C原子形成4×12＝2 mol碳碳键，碳原子与碳碳键的个数比为1︰2，C正确；D．该气态团簇分子不是晶胞，分子式为E4F4或F4E4，D错误。 4．下表中列出了有关晶体的说明，错误的是( B ) 选项 A B C D
(完整word版)高中化学选修3第三章晶体结构与性质讲义及习题
高中化学选修三第三章晶体结构与性质一、晶体常识1、晶体与非晶体比较2、获得晶体的三条途径①熔融态物质凝固。
②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。
③溶质从溶液中析出。
3、晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。
晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。
4、晶胞中微粒数的计算方法——均摊法某粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。
中学常见的晶胞为立方晶胞。
立方晶胞中微粒数的计算方法如下：①晶胞顶角粒子为8个晶胞共用，每个晶胞占1/8②晶胞棱上粒子为4个晶胞共用，每个晶胞占1/4③晶胞面上粒子为2个晶胞共用，每个晶胞占1/2④晶胞内部粒子为1个晶胞独自占有，即为1注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状。
二、构成物质的四种晶体1、四种晶体的比较晶体类型分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体熔沸点很低很高一般较高，少部分低较高溶解性相似相溶难溶于任何溶剂难溶于常见溶剂（Na等与水反应）大多易溶于水等极性溶剂导电传热性一般不导电，溶于水后有的导电一般不具有导电性（除硅）电和热的良导体晶体不导电，水溶液或熔融态导电延展性无无良好无物质类别及实例气态氢化物、酸（如HCl、H2SO4）、大多数非金属单质（如P4、Cl2）、非金属氧化物（如SO2、CO2，SiO2除外）、绝大多数有机物（有机盐除外）一部分非金属单质（如金刚石、硅、晶体硼），一部分非金属化合物（如SiC、SiO2）金属单质与合金（Na、Mg、Al、青铜等）金属氧化物（如Na2O），强碱（如NaOH），绝大部分盐（如NaCl、CaCO3等）（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
（2）原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。
如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅（3）离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。
人教版高中化学选修3---第四节-----离子晶体讲解及习题
1.了解离子晶体的结构特点。
2.能根据离子晶体的结构特点解释其物理性质。
3.了解晶格能的定义及应用。
细读教材记主干1．什么是离子键？其成键微粒有哪些？提示：带相反电荷离子之间的相互作用叫作离子键，其成键微粒是阴、阳离子。
2．由离子键构成的化合物叫离子化合物；离子化合物一定含离子键，可能含共价键，含离子键的化合物一定是离子化合物。
3．离子晶体是由阴、阳离子通过离子键结合而成的晶体。
决定离子晶体结构的重要因素有：几何因素(正负离子的半径比)，电荷因素(正负离子的电荷比)，键性因素(离子键的纯粹程度)。
4．离子晶体硬度较大，难以压缩，具有较高的熔点和沸点，固体不导电，溶于水或在熔融状态下可以导电。
[新知探究]1．概念由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。
(1)构成粒子：阳离子和阴离子。
(2)作用力：离子键。
2．决定晶体结构的因素3．熔、沸点熔、沸点较高，难挥发硬度硬度较大，难以压缩溶解性一般在水中易溶，在非极性溶剂中难溶1．离子晶体中的“不一定”(1)离子晶体中不一定都含有金属元素，如NH4NO3晶体。
(2)离子晶体的熔点不一定低于原子晶体，如MgO的熔点(2 800 ℃)高于SiO2的熔点(1 600 ℃)。
(3)离子晶体中除含离子键外不一定不含其他化学键，如CH3COONH4中除含离子键外，还含有共价键、配位键。
(4)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。
(5)含有阳离子的晶体不一定是离子晶体，也可能是金属晶体。
(6)离子晶体中不一定不含分子，如CuSO4·5H2O晶体。
[对点演练]1．(2016·邢台高二检测)CaC 2晶体的晶胞结构与NaCl 晶体的相似(如图所示)，但CaC 2晶体中由于哑铃形C 2－2的存在，使晶胞沿一个方向拉长。
下列关于CaC 2晶体的说法中正确的是( )A ．1个Ca 2＋周围距离最近且等距离的C 2－2数目为6 B ．该晶体中的阴离子与F 2是等电子体C ．6.4 g CaC 2晶体中含阴离子0.1 molD ．与每个Ca 2＋距离相等且最近的Ca 2＋共有12个解析：选C 依据晶胞示意图可以看出，晶胞的一个平面的长与宽不相等，再由图中体心可知1个Ca 2＋周围距离最近的C 2－2有4个，而不是6个，故A 错误；C 2－2含电子数为2×6＋2＝14，F 2的电子数为18，二者电子数不同，不是等电子体，故B 错误；6.4 g CaC 2为0.1mol ，CaC 2晶体中含阴离子为C 2－2，则含阴离子0.1 mol ，故C 正确；晶胞的一个平面的长与宽不相等，与每个Ca 2＋距离相等且最近的Ca 2＋应为4个，故D 错误。
2020学年高中化学第3章晶体结构与性质第4节离子晶体课件新人教版选修3
(2)在NaCl晶体中，阴离子(Cl－)以面心立方最密堆 积方式排列，阳离子(Na＋)填充在阴离子形成的八面体 空隙中。属于NaCl构型的有：Li、Na、K、Rb的卤化 物，AgF，MgO等。
2．CsCl 晶体结构模型(AB 型，配位数是 8) (1)在 CsCl 晶体的最小结构单元(一个晶胞)中，含 Cs＋个数 为 1；含 Cl－个数为 8×18＝1。故 Cs＋与 Cl－个数之比为 1∶1。 化学式 CsCl 表示这种晶体中阴、阳离子的个数之比。同样的， 在 CsCl 晶体中不存在单个的氯化铯分子。
【变式1】 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
() A ． 观 察 常 温 下 的 状 态 ， SbCl5 是 苍 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 SbCl3 、 SbCl5 、 SnCl4 的 熔 点 依 次 为 73.5 ℃、2.8 ℃、－33 ℃。结论：SbCl3、SbCl5、SnCl4都不
【变式2】 在离子晶体中，阴、阳离子按一定规 律在空间排列，如图甲是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刚性圆球，并彼此相切，如图乙 所示。离子键的键长是相邻阴、阳离子的半径之和，如 图丙所示。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)NaCl 晶体离子键的键长为________。(用含 a 的代数式 表示) (3)Na＋半径与 Cl－半径之比 r＋∶r－＝________(已知 2＝ 1.414， 3＝1.732， 5＝2.236)。
2019-2020学年人教版化学选修三江苏专用学案：第三章 第四节 离子晶体 Word版含答案
第四节离子晶体1．能说明离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
2.知道离子晶体的结构微粒、微粒间作用力以及与其他晶体的区别。
1．结构特点(1)构成粒子：阳离子和阴离子。
(2)作用力：离子键。
(3)配位数：一个离子周围最邻近的异电性离子的数目。
2．结构的决定因素(1)几何因素：晶体中正负离子的半径比。
(2)电荷因素：晶体中正负离子的电荷比。
(3)键性因素：离子键的纯粹程度。
3．性质熔、沸点熔、沸点较高，难挥发硬度硬度较大，难于压缩溶解性一般在水中易溶，在非极性溶剂中难溶导电性固态时不导电，熔融状态或在水溶液中能导电4.常见的离子晶体NaCl CsCl CaF2晶胞阴离子的配位数 6 8 4阳离子的配位数 6 8 81．正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”，并阐释错因或列举反例)。
语句描述正误 阐释错因或列举反例(1)离子晶体中一定含有金属元素(2)由金属元素和非金属元素组成的晶体一定是离子晶体(3)离子晶体中除含离子键外还可能含其他化学键 (4)离子晶体的熔点一定低于原子晶体的熔点(5)离子晶体受热熔化，破坏化学键，吸收能量，属于化学变化答案：(1)× 不一定，如NH 4NO 3晶体中不含金属元素 (2)× 不一定，如AlCl 3是分子晶体 (3)√(4)× 不一定，如MgO 的熔点(2 852 ℃)高于SiO 2的熔点(1 710 ℃)(5)× 离子晶体受热熔化，虽破坏化学键，但未形成新化学键，属于物理变化 2．在NaCl 和CsCl 两种晶体中，阴、阳离子的个数比都是1∶1，都属于AB 型离子晶体，为什么二者的配位数不同、晶体结构不同？其规律是什么？答案：在NaCl 晶体中，正负离子的半径比r ＋r －＝0.525，在CsCl 晶体中，r＋r －＝0.934，由于r＋r －值的不同，结果使晶体中离子的配位数不同，其晶体结构不同。
2020高中化学第三章晶体结构与性质第四节离子晶体教案新人教版选修3
第四节 离子晶体[明确学习目标] 1.能说明离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
2.了解晶格能的应用，知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱。
学生自主学习一、离子晶体1．定义：由□01阳离子和□02阴离子通过□03离子键结合而成的晶体。
2．晶体结构的决定因素3．离子晶体的性质4．三种常见离子晶体的结构 (1)NaCl 型①如右图所示，每个Na ＋周围距离最近的Cl －是□086个(上、下、左、右、前、后各□091个，即配位数是□106)，构成正八面体；每个Cl －周围距离最近的Na ＋也是□116个(即配位数是□126)，构成正八面体。
由此可推知该晶体的化学式为□13NaCl 。
②每个Na ＋周围距离最近的Na ＋是□1412个(上层□154个，同层□164个，下层□174个)，每个Cl －周围距离最近的Cl －也是□1812个。
③每个晶胞中实际拥有的Na ＋数是□194，Cl －数是□204。
由此也可推知该晶体的化学式为□21NaCl 。
(2)CsCl 型①如下图，每个Cs ＋周围距离最近的Cl －是□228个(即配位数是□238)，构成正六面体；每个Cl －周围距离最近的Cs ＋也是□248个(即配位数是□258)，构成□26正六面体。
由此可推知该晶体的化学式为□27CsCl 。
②每个Cs ＋周围距离最近的Cs ＋是□286个(上、下、左、右、前、后各□291个)，构成□30正八面体；每个Cl －周围距离最近的Cl －也是□316个，构成□32正八面体。
③每个晶胞中实际拥有的Cs ＋数是□331____，Cl －数是□341。
由此也可推知该晶体的化学式为□35CsCl 。
(3)CaF 2晶体(如图所示)每个Ca 2＋周围最邻近的F －有□368个，即Ca 2＋的配位数为□378；每个F －周围最邻近的Ca 2＋有□384个，即F －的配位数为□394。
在CaF 2晶体中，Ca 2＋和F －个数比是□401∶2，刚好与Ca 2＋和F －的电荷数之比相反。
人教版高中数学选修三化学高二第三章第四节离子晶体同步练习.docx
高中化学学习材料唐玲出品人教版化学高二选修3第三章第四节离子晶体同步练习1．下列化学式表示的物质中，属于离子晶体并且含有非极性共价键的是( )A．BaCl2B．Na2O2C．H2O2D．NH4Cl答案：B解析：解答：A、B、D项的物质属于离子晶体，BaCl2中只含离子键，NH4Cl中含有离子键和极性键。
分析：本题考查离子晶体、极性键和非极性键的判断，熟练掌握各类化学键的形成是解题的关键。
2．下列性质中，可以证明某化合物一定属于离子晶体的是( )A．可溶于水B．具有较高的熔点C．水溶液能导电D．固态不导电，熔融状态能导电答案：D解析：解答：可溶于水的不一定是离子晶体，HCl易溶于水，属于分子晶体，具有较高熔点的不仅有离子晶体，还有原子晶体和部分金属晶体；水溶液能导电的化合物不一定是离子晶胞，如HCl；判断离子晶体的方法是：固态时不导电，熔融状态导电。
分析：本题考查离子晶体的性质及其判断，熟练掌握离子晶体的概念是解题的关键。
3．下列大小关系正确的是( )A．晶格能：NaCl<NaBr B．熔点：NaI>NaBrC．硬度：MgO>CaO D．熔沸点：冰>NaCl答案：C解析：解答：对电荷相同的离子，离子半径越小，晶格能越大，熔、沸点越高，硬度越大。
离子半径Cl－<Br－<I－，Mg2＋<Ca2＋，故A、B项错，C项正确；分子晶体的熔沸点低于离子晶体的熔沸点，D项错。
分析：本题考查晶格能的应用、晶体的类型与物质熔点、硬度、导电性等的关系，熟练掌握根据晶体类型判断其性质是解题的关键。
4．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(rr+-在0．414～0．732之间)中钠离子配位数相同的是( )A．LaF3B．MgF2 C．BeF2D．KF 答案：B解析：解答：氯化钠中Na＋配位数为6，半径比为(rr+-)在0．414～0．732之间时配位数为6。
新教材高中化学第三章晶体结构与性质第四节配合物与超分子学案新人教版选择性必修2
第四节配合物与超分子课程目标1．了解配位键的特点及配合物理论,能说明简单配合物的成键情况。
2．了解几种常见的配离子的性质。
3．了解超分子特点和应用图说考点基础知识[新知预习]一、配合物理论简介1．实验探究配合物实验操作实验现象有关离子方程式滴加氨水后,试管中首先出现________,氨水过量后沉淀逐渐________,得到深蓝色透明溶液,此时若滴加乙醇,析出__________ Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH＋4Cu(OH)2＋4NH3===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－[Cu(NH3)4]2＋＋SO2－4＋H2O=====乙醇[Cu(NH3)4]SO4·H2O↓溶液颜色变为________ Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)32.配位键(1)概念：____________由一个原子单方面提供跟另一个原子共用的共价键,即“__________________”,是一类特殊的共价键。
(2)形成条件：电子对给予体具有__________,而接受体有__________。
(3)表示配位键可以用A→B表示,其中A是________孤电子对的原子,B是________孤电子对的原子。
例如[Cu(NH3)4]2＋可表示为________________________。
3．配位化合物通常把________(或原子)与某些分子或离子(称为________)以________结合形成的化合物称为________________。
二、超分子1．定义超分子是由两种或两种以上的分子通过________形成的分子聚集体。
2．应用(1)分离 C60和C70：将C60和C70的混合物加入一种超分子“杯酚”中,能够将体积较小的________装下。
(2)冠醚识别碱金属离子：根据教材P99表3－6可知：18冠6超分子可识别的碱金属离子是________。
高中化学选修3 第三章晶体结构与性质 讲义及习题.含答案解析
高中化学选修三第三章晶体结构与性质一、晶体常识1、晶体与非晶体比较自范性：晶体的适宜的条件下能自发的呈现封闭的，规则的多面体外形。
对称性：晶面、顶点、晶棱等有规律的重复各向异性：沿晶格的不同方向，原子排列的周期性和疏密程度不尽相同，因此导致的在不同方向的物理化学特性也不尽相同。
2、获得晶体的三条途径①熔融态物质凝固。
②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。
③溶质从溶液中析出。
3、晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。
晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。
4、晶胞中微粒数的计算方法——均摊法某粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。
中学常见的晶胞为立方晶胞。
立方晶胞中微粒数的计算方法如下：①晶胞顶角粒子为8个晶胞共用，每个晶胞占1/8②晶胞棱上粒子为4个晶胞共用，每个晶胞占1/4③晶胞面上粒子为2个晶胞共用，每个晶胞占1/2④晶胞内部粒子为1个晶胞独自占有，即为1注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状。
二、构成物质的四种晶体1、四种晶体的比较（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
（2）原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。
如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅（3）离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。
晶格能：1mol气态阳离子和1mol气态阴离子结合生成1mol离子晶体释放出的能量。
（4）分子晶体①分子间作用力越大，物质熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。
②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，熔、沸点越高。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
（5）金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。
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 新人教版选修3(2021年整理)
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第四节离子晶体［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。
高中化学 人教版选修3 第3章第4节 离子晶体(教学设计、教案、学案
第4节离子晶体第一课时离子晶体学习目标：1.能通过电子的得失来说明离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征来解释其物理性质。
2.了解NaCl晶体、CsCl 晶体、CaF2晶体的结构，掌握阴、阳离子的配位数。
3.了解影响晶体中离子配位数的因素——几何因素和电荷因素。
[知识回顾]1．什么是离子键？什么是离子化合物？答：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键叫做离子键。
含有离子键的化合物称为离子化合物。
2．下列物质中属于离子化合物的是①②④⑤⑥⑦，只含离子键的离子化合物是①⑤⑥⑦。
①Na2O②NH4Cl③O2④Na2SO4⑤NaCl⑥CsCl⑦CaF23．我们已经学习过几种晶体？它们的结构微粒和微粒间的相互作用分别是什么？答：晶体类型分子晶体原子晶体金属晶体结构微粒分子原子金属阳离子和自由电子微粒间的相分子间作用力共价键金属键互作用力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原子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)离子晶体：阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体称为离子晶体。
(2)常见离子晶体的配位数：在NaCl晶体中阳离子和阴离子的配位数都是6；在CsCl晶体中，阳离子和阴离子的配位数都是8；在CaF2晶体中，Ca2＋的配位数为8，F－的配位数为4。
(3)离子晶体中阴阳离子配位数的决定因素：几何因素、电荷因素和键性因素。
(4)离子晶体的物理性质：硬度大，难压缩，熔、沸点高。
知识点一离子键与离子晶体1．离子键(1)成键元素：活泼金属元素(如K、Na、Ca、Ba等，主要是第ⅠA族和第ⅡA族元素)和活泼非金属元素(如F、Cl、Br、O等，主要是第ⅥA族和第ⅦA族元素)相互结合时多形成离子键。