《离子晶体》试卷（） 名师获奖

《离子晶体》试卷1.离子晶体不可能具有的性质是()A.较高的熔沸点 B.良好的导电性C.溶于极性溶剂 D.坚硬而易粉碎解析:离子晶体是阴、阳离子通过离子键结合而成的,在固态时,阴、阳离子受到彼此的束缚不能自由移动,因而不导电。只有在离子晶体溶于水或熔融后,电离成可以自由移动的阴、阳离子,才可以导电。答案:B2.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()、O、S 、H、O、Cl、O 、N、Cl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。答案:A3.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()难溶于水,其水溶液的导电性极弱的熔沸点较高,硬度较大固体不导电,但在熔融状态下可以导电在有机溶剂(如苯)中的溶解度极小解析: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。答案:C4.下列热化学方程式中,能直接表示出氯化钠晶格能的是()+(g)+Cl-(g)NaCl(s)ΔH1(s)+Cl(g)NaCl(s)ΔH2+(g)+2Cl-(g)2NaCl(s)ΔH3(g)+Cl(g)NaCl(s)ΔH4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。答案:A5.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>AlF3B.晶格能:NaF>NaCl>NaBrC.阴离子的配位数:CsCl>NaCl>CaF2D.硬度:MgO>CaO>BaO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-)<r(Cl-)<r(Br-),故NaF、NaCl、NaBr的晶格能依次减小。在CsCl、NaCl、CaF2中阴离子的配位数分别为8、6、4。r(Mg2+)<r(Ca2+)<r(Ba2+),故MgO、CaO、BaO中离子键依次减弱,晶格能依次减小,硬度依次减小。答案:A、CD、EF均为1∶1型离子化合物,根据下列数据判断它们的熔沸点由高到低的顺序是()物质ABCDEF离子电荷数112核间距/10-10m>AB>EF >EF>CD>CD>EF >AB>CD解析:离子所带的电荷数越多,核间距越小,则晶格能越大,熔沸点越高。答案:D7.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℃、℃、-33℃。结论:SbCl3、SbCl5、SnCl4都不是离子化合物C.将SbCl3、SbCl5、SnCl4溶解于水中,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.测定SbCl3、SbCl5、SnCl4的水溶液的导电性,发现它们都可以导电。结论:SbCl3、SbCl5、SnCl4都是离子化合物解析:离子化合物一般熔点较高,熔化后可导电;分子晶体溶于水后也可以发生电离而导电,如HCl等溶于水电离产生Cl-,能与HNO3酸化的AgNO3溶液反应,产生白色沉淀,故A、C、D都不可靠。答案:B8.下列说法中一定正确的是()A.固态时能导电的物质一定是金属晶体B.熔融状态能导电的晶体一定是离子晶体C.水溶液能导电的晶体一定是离子晶体D.固态不导电而熔融态导电的晶体一定是离子晶体解析:四种晶体在不同状态下的导电性区别如下:分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体固态不导电不导电(单质硅为半导体)可导电不导电熔融状态不导电不导电可导电可导电水溶液有的可导电不溶于水一般不溶于水可导电另外,固态石墨也可以导电,而石墨是混合晶体。答案:D9.某离子晶体中晶体结构最小的重复单元如下图:A为阴离子,在立方体内,B为阳离子,分别在顶点和面心,则该晶体的化学式为() 解析:根据均摊法,该结构单元中含A:8×1=8,含B:×8+×6=4,B与A离子数之比为4∶8=1∶2,即该晶体的化学式为BA2,B项正确,故答案为B项。答案:B10.(1)共价键、范德华力和离子键是粒子之间的三种作用力。有下列晶体:①KNO3②SiO2③晶体Si④石墨⑤KCl⑥S8。其中,含有两种作用力的是。(2)下列几组物质间大小关系是(填“>”或“<”):①晶格能:NaClNaBr;②硬度:MgOCaO;③熔点:NaINaBr;④熔沸点:CO2NaCl。答案:(1)①④⑥(2)①>②>③<④<11.在离子晶体中,阴、阳离子按一定规律的空间排列,如图(Ⅰ)是NaCl的晶体结构,在离子晶体中,阴、阳离子具有或近似具有球形对称结构。它们可以看做是不等径的刚性圆球,并彼此相切,如NaCl晶体结构图(Ⅱ)。已知a为常数。(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-半径之比为(已知=。(3)NaCl晶体中不存在分子,但在×105Pa、1413℃时,NaCl晶体形成气体,并以分子形式存在。现有gNaCl晶体。在×105Pa时强热使温度达到1℃,测得气体体积为L,试应用有关物理、化学知识计算此时氯化钠气体的分子式(化学式)为(不写计算过程)。(4)若a=×10-8cm,求NaCl晶体的密度(已知=,NaCl摩尔质量为g·mol-1)。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=∶1。(3)M==117g·mol-1设NaCl化学式为(NaCl)n,有=117,n=2。即NaCl气体的分子式为Na2Cl2。(4)由NaCl晶体结构分析,每个晶体中含有4个“NaCl分子”,则ρV=,ρ=/×10-8)3=g·cm-3。答案:(1)61∶1(2)∶1(3)Na2Cl2(4)g·cm-312.ⅥA族的氧、硫、硒(Se)、碲(Te)等元素在化合物中常表现出多种氧化态,含ⅥA族元素的化合物在研究和生产中有许多重要用途。请回答下列问题。(1)S单质的常见形式为S8,其环状结构如下图所示,S原子采用的轨道杂化方式是。(2)原子的第一电离能是指气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量,O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为。(3)Se原子序数为,其核外M层电子的排布式为。(4)H2Se的酸性比H2S(填“强”或“弱”)。气态SeO3分子的立体构型为,S离子的立体构型为。(5)H2SeO3的K1和K2分别为×10-3和×10-8,H2SeO4第一步几乎完全电离,K2为×10-2,请根据结构与性质的关系解释:①H2SeO3和H2SeO4第一步电离程度大于第二步电离的原因:;②H2SeO4比H2SeO3酸性强的原因:。(6)ZnS在荧光体、光导体材料、涂料、颜料等行业中应用广泛。立方ZnS晶体结构如下图所示,其晶胞边长为pm,密度为g·cm-3(列式并计算),a位置S2-与b位置Zn2+之间的距离为pm(列式表示)。解析:(1)首先根据S8的结构和价电子特点,确定其杂化方式。S的价电子数是6,其中形成2个σ键,还有两对孤电子对,故杂化方式为sp3。(2)在周期表中,同主族元素从上到下得电子能力减弱,第一电离能依次减小。(3)Se在S的下一周期,其原子序数是16+18=34,电子排布式为[Ar]3d104s24p4。(4)H—Se键的键长比H—S键的键长长,所以H—Se键易断裂,故H2Se酸性比H2S强。SeO3中Se的杂化方式为sp2杂化,立体构型为平面三角形。S中S的杂化方式为sp3杂化,与3个O原子配位,故立体构型为三角锥形。(5)①第一步电离产生的H+抑制HSe和HSe的电离,使得HSe和HSe较难电离出H+。②同种元素形成的不同含氧酸,若表示为(HO)mROn,则n值越大,R元素的化合价越高,正电性越高,R—O—H中O的电子更易向R原子偏移,O—H键越易断裂,易电离产生H+。H2SeO3和H2SeO4可分别表示为(HO)2SeO和(HO)2SeO2,前者n值为1,后者n值为2,显然H2SeO4的酸性强于H2SeO3。(6)ZnS晶胞的体积为×10-10cm)3。S2-位于晶胞的顶点和面心,Zn2+位于晶胞的内部,一个ZnS晶胞中含有S2-:8×+6×=4个,含有4个Zn2+,即一个ZnS晶胞含有4个S2-和4个Zn2+,则晶胞的密度为=g·cm-3。ZnS晶胞中,面对角线上两个相邻S2-的距离为540pm×=270pm。每个Zn2+与周围4个S2-形成正四面体结构,两个S2-与Zn2+之间连线的夹角为109°28',两个相邻S2-与Zn2+形成等腰三