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新人教化学 选修3 第3章 第4节 离子晶体

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第四节 离子晶体

一、离子晶体
1．离子晶体中阴、阳离子交替出现，层与层之间如果滑动，同性离子相邻而使斥力增大导致不稳定，所以离子晶体无延展性。
2．离子晶体不导电，但在熔融状态或水溶液中能导电。
3．离子晶体难溶于非极性溶剂而易溶于极性溶剂。
4．离子晶体的熔、沸点取决于构成晶体的阴、阳离子间离子键的强弱，而离子键的强弱，又可用离子半径衡量，通常情况下，同种类型的离子晶体，离子半径越小，离子键越强，熔、沸点越高。
5．离子晶体中不一定含有金属阳离子，如NH4Cl为离子晶体，不含有金属阳离子，但一定含有阴离子。
6．几种晶体的比较
晶体类型
金属晶体
离子晶体
分子晶体
原子晶体
基本微粒
金属阳离子、自由电子
阴离子、阳离子
分子
原子
物质类别
金属单质
离子化合物
多数的非金属单质和共价化合物
金刚石、碳化硅(SiC)、晶体硅、二氧化硅等少数的非金属单质和共价化合物
物理性质
硬度和密
度较大，
熔、沸点
较高，有
延展性，
有光泽
硬度和密度较
大，熔、沸
点较高
硬度和密度较小，熔、沸点较低
硬度和密度大，熔、沸点高
决定熔、
沸点高
低的
因素
金属键强弱
离子键强弱(或
晶格能大小)
范德华力(或氢键)的强弱
共价键的强弱
导电性
固态就可导电
熔融或溶于
水能导电
某些溶于水能导电
均不导电

7.通常情况下各种晶体熔、沸点高低顺序为原子晶体>离子晶体>分子晶体，金属晶体熔、沸点有的很高，有的很低。但也有些离子晶体的熔、沸点比原子晶体高，如MgO的熔、沸点比SiO2的高。
二、晶格能
1．晶格能的影响因素
离子电荷数越大，核间距越小，晶格能越大。
2．岩浆晶出规则的影响因素
(1)晶格能(主要)：晶格能越大，越早析出晶体。
(2)浓度：越早达到饱和，越易析出。

　在医院施行外科手术时，常用HgCl2的稀溶液作为手术刀的消毒剂。已知HgCl2有如下性质：①HgCl2晶体熔点较低；②HgCl2在熔融状态下不能导电；③HgCl2在水溶液中可发生微弱的电离。下列关于HgCl2的叙述正确的是(　　)
A．HgCl2属于共价化合物 B．HgCl2属于离子化合物
C．HgCl2属于非电解质 D．HgCl2属于强电解质
解析　分子晶体一般熔、沸点较低，熔化后不能导电，符合共价化合物的特点，溶于水后可微弱电离则说明是弱电解质。
答案　A

此类习题主要考查不同类型晶体的物理性质的特点。正确解答这类习题，要全面比较并记忆四种类型晶体的物理性质各个方面的异同点。
　离子晶体熔点的高低决定于阴、阴离子之间的距离、晶格能的大小，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
解析　对于离子晶体来说，离子所带电荷数越多，阴、阳离子核间距离越小，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。
答案　D
　NaCl晶体模型如下图所示，在NaCl晶体中，每个Na＋周围同时吸引________个Cl－，每个Cl－周围也同时吸引着________个Na＋；在NaCl晶胞中含有________个Na＋、________个Cl－，晶体中每个Na＋周围与它距离最近且相等的Na＋共有________个。

解析　在氯化钠晶体中，一个Na＋位于晶胞的中心，12个Na＋分别位于晶胞的12条棱上，则属于该晶胞的Na＋相当于3个(×12＝3，棱边上的每个Na＋同时被4个晶胞共用，属于该晶胞的Na＋仅占)，因此一个晶胞中共含有4个Na＋；8个Cl－分别位于晶胞的8个顶点上，则属于该晶胞的Cl－相当于1个(×8＝1，顶点上的每个Cl－同时被8个晶胞共用，属于该晶胞的Cl－仅占),6个Cl－分别位于晶胞的6个面心上，则属于该晶胞的Cl－相当于3个(×6＝3，面心上的每个Cl－同时被2个晶胞共用，属于该晶胞的Cl－仅占)，所以一个晶胞中共含有4个Cl－。可见NaCl晶体中Na＋、Cl－的个数比为1∶1。图中位于晶胞中心的Na＋实际上共有3个平面通过它，通过中心Na＋的每个平面都有4个Na＋位于平面的四角，这4个Na＋与中心Na＋距离最近且距离相等。所以在NaCl晶体中，每个Na＋周围与它距离最近且距离相等的Na＋共有12个，按相似的方法可推出每个Cl－周围与它最近且距离相等的Cl－也共有12个。
答案　6　6　4　4　12

充分理解分摊法并熟练应用是计算晶胞中微粒数目的关键，同时也应具备一定的空间想象能力。

1．离子晶体中离子的配位数(缩写为C.N.)是指一个离子周围最邻近的异电性离子的数目。CsCl、NaCl的阳离子和阴离子的比例都是1∶1，同属AB型离子晶体。参考课本图3－27、图3－28，数一数这两种离子晶体中阳离子和阴离子的配位数，它们是否相等？
NaCl和CsCl晶体中的阴、阳离子的配位数

离子晶体
阴离子的配位数
阳离子的配位数
NaCl

CsCl

提示　NaCl中，Na＋和Cl－的配位数均为6，在CsCl中，Cs＋和Cl－的配位数均为8。由此可见，两种离子晶体中阳离子的配位数等于阴离子的配位数，但就两种晶体而言，它们离子的配位数是不相等的。显而易见，NaCl和CsCl是两种不同类型的晶体结构。
2．你认为是什么因素决定了离子晶体中离子的配位数？利用下表的数据进行计算，把计算结果填入下表，可能有助于你推测为什么NaCl、CsCl晶体中离子的配位数不同。
几种离子的离子半径
离子
Na＋
Cs＋
Cl－
离子半径/pm
95
169
181
NaCl、CsCl中的正、负离子的半径比和配位数

NaCl
CsCl
r＋/r－＝0.524
r＋/r－＝0.934
C.N.＝6
C.N.＝8

提示　由以上可见，正负离子半径比是决定离子的配位数的重要因素。氯化钠、氯化铯晶体中，正负离子的半径比是不同的，配位数也不同，它们是两种不同类型的晶体。

1．B　2.C　3.D
4．NaCl和CsCl的化学式可以用同一通式(AB型)表示，但晶体结构却不相同，原因是确定晶体结构的因素与晶体中正负离子的半径比有关。NaCl晶体中，正负离子的半径比r＋/r－＝0.524，CsCl晶体中，正负离子的半径比r＋/r－＝0.934，由于r＋/r－值不同，因而晶体中离子的配位数不同，导致晶体结构不同。

6．略
7．食盐和石英属于不同的晶体类型。石英属于原子晶体，而原子晶体的硬度与共价键的键能有关；食盐属于离子晶体，而离子晶体的硬度与离子晶体的晶格能的大小有关。
8．由数据知Na＋、Mg2＋、Al3＋的晶格能逐渐增大，这是因为晶格能与离子所带的电荷数成正比，而与离子半径的大小成反比。Na＋、Mg2＋、Al3＋所带电荷数依次增多，离子半径依次减小，因而晶格能逐渐增大。

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
答案　D
解析　离子化合物中一定含有离子键，也可能含有共价键，主要是OH－和含氧酸根中的极性共价键，还有O中的非极性共价键；只有分子晶体中才含有范德华力，离子晶体中一定不会有范德华力。因此选D项。
2．下列说法错误的是(　　)
A．非金属元素的两原子之间不可能形成离子键
B．离子化合物不可能全部由非金属元素组成
C．含有非极性键的分子不一定是共价化合物
D．离子化合物中一定含有离子键
答案　B
解析　离子化合物是阴、阳离子通过离子键形成的一类化合物。非金属元素的电负性差别不大，所以两个非金属元素的原子之间可以形成共价键但不会形成离子键，但是，离子化合物却可以全部由非金属元素组成，例如铵盐。含有非极性键的分子可能是非金属单质，如氢气、氧气、氮气，也可以是共价化合物，如H2O2中的O—O，还可能是离子化合物，如Na2O2中的O—O。
3．下列不属于影响离子晶体结构的因素的是(　　)
A．晶体中正、负离子的半径比 B．离子晶体的晶格能
C．晶体中正、负离子的电荷比 D．离子键的纯粹程度
答案　B
解析　影响离子晶体结构的因素是几何因素(即晶体中正、负离子的半径比)、电荷因素、键性因素(即离子键的纯粹程度)，晶格能的大小是最能反映离子晶体稳定性的数据，而不是影响离子晶体结构的因素。所以，只有B选项符合题意。
4．下列物质中，属于含有极性共价键的离子晶体的是(　　)
A．CsCl B．KOH C．H2O D．Na2O2
答案　B
解析　水是共价化合物，形成的晶体是分子晶体。CsCl、KOH、Na2O2都是离子晶体，但是CsCl中只有离子键；KOH由K＋和OH－组成，OH－存在极性共价键；Na2O2存在的是非极性共价键O—O，B项符合题意。
5．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
答案　B
解析　离子化合物一般熔、沸点较高，熔化后可导电；分子晶体溶于水后也可发生电离而导电，如HCl等，同样也可电离产生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。
6．下列关于金属晶体和离子晶体的说法中错误的是(　　)
A．都可采取“紧密堆积”结构 B．都含离子
C．一般具有较高的熔点和沸点 D．都能导电
答案　D
解析　金属晶体和离子晶体都可采取紧密堆积，离子晶体的熔、沸点较高，金属晶体的熔、沸点虽然有较大的差异，但是大多数的熔、沸点还是比较高的，所以，A、C两选项的叙述是正确的；金属晶体由金属阳离子和自由电子组成，离子晶体由阳离子和阴离子组成，所以二者都含有离子，因此B选项也是正确的；金属晶体中有自由电子，可以在外加电场的作用下定向移动，而离子晶体的阴、阳离子不能自由移动，因此不具有导电性，所以应该选择D选项。
7．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
答案　D
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
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
不溶于水
可导电
对于A项，固态时能导电的物质可能是石墨，而它是一种混合晶体。
8．判断下列有关化学基本概念的依据正确的是(　　)
A．氧化还原反应：元素化合价是否变化
B．共价化合物：是否含有共价键
C．强弱电解质：溶液的导电能力大小
D．金属晶体：晶体是否能够导电
答案　A
解析　本题是一道基本概念的判断题。氧化还原反应的特征是元素化合价变化，A项正确；含有共价键的化合物不一定是共价化合物，如NaOH含有共价键，但是离子化合物；强弱电解质，是根据溶于水后是否完全电离，不是根据溶液的导电能力，溶液的导电能力主要由离子浓度的大小决定；导电的晶体不一定是金属，如石墨。
9．共价键、离子键和范德华力是构成物质粒子间的不同作用方式，下列物质中，只含有上述一种作用的是(　　)
A．干冰 B．氯化钠 C．氢氧化钠 D．碘
答案　B
解析　干冰是分子晶体，分子内存在共价键，分子间存在范德华力；NaCl是离子晶体，只存在离子键；NaOH是离子晶体，不仅存在离子键，还存在H—O共价键；碘也是分子晶体，分子内存在共价键，分子间存在分子间作用力。
10．下列有关化学键与晶体结构说法正确的是(　　)
A．两种元素组成的分子中一定只有极性键
B．离子化合物的熔点一定比共价化合物的高
C．非金属元素组成的化合物一定是共价化合物
D．含有阴离子的化合物一定含有阳离子
答案　D
解析　由两种元素组成的双原子分子只含极性键，但多原子分子就不一定，如H2O2中就含有O—O非极性键，所以A错；共价化合物中有些熔点很高如原子晶体，B错；由非金属元素组成的化合物不一定全是共价化合物，如NH4Cl是离子化合物，C错；根据物质所含正、负电荷相等判断D正确。
11．下列式子中能表示物质分子组成的是(　　)
A．NaCl B．SiO2 C．MgSO4 D．P4
答案　D
解析　NaCl、MgSO4是离子晶体，SiO2是原子晶体，它们的化学式只表示晶体中各元素原子的个数比；只有分子晶体的化学式才能表示物质的分子组成，所以把分子晶体的化学式称为分子式。所以选D项。
12．下列说法错误的是(　　)
A．原子晶体中只存在非极性共价键
B．分子晶体的状态变化，只需克服分子间作用力
C．金属晶体通常具有导电、导热和良好的延展性
D．离子晶体在熔化状态下能导电
答案　A
解析　本题考查四种晶体的组成、结构及性质。原子晶体是原子间以共用电子对所形成的空间网状结构，原子间的共价键可以是同种原子间的非极性共价键如金刚石、晶体硅等，也可是不同原子间的极性共价键如SiO2、SiC等，故A项不正确；其他三项对分子晶体、金属晶体和离子晶体的描述皆正确。
教材复习题解答
1．A　2.A　3.C　4.C　5.A　6.D　7.C　8.D
9．在HF晶体中，HF分子之间存在着氢键
10．根据分子晶体具有熔点低、易溶于有机溶剂等性质，可判断硫粉属于分子晶体。
11．干冰熔化或升华时，只是改变了CO2分子之间的距离，从而破坏了分子间作用力，而CO2分子内的C＝O键并未被破坏。
12．在水分子之间，主要作用力是氢键，在冰的晶体中，每个水分子周围只有4个紧邻的水分子。氢键跟共价键一样具有方向性，氢键的存在迫使在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子相互吸引。这一排列使冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙，当冰刚刚融化为液态水时，热运动使冰的结构部分解体，水分子间的空隙减小，密度反而增大，当在4℃时，水分子间空隙最小，密度最大，超过4℃时，水由于热运动加剧，分子间距离加大，密度逐渐减小。
水的这种特殊性使水结冰时密度减小，使冰浮在液态水的表面上，便于在寒冷的冬天水中生物的生存。
13．钠的卤化物形成的晶体是离子晶体，而离子晶体的熔点较高；硅的卤化物形成的晶体是分子晶体，而分子晶体的熔点很低，因此钠的卤化物的熔点比相应的硅的卤化物的熔点高很多。
14．略

1．下列各类物质中，固态时只能形成离子晶体的是(　　)
A．非金属氧化物 B．非金属单质 C．强酸 D．强碱
答案　D
解析　根据分类标准，纯净物可分为单质和化合物，单质又可分为金属单质与非金属单质，化合物可以分为离子化合物和共价化合物。在这四类物质中，金属单质形成的晶体一定是金属晶体，离子化合物形成的晶体一定是离子晶体，非金属单质与共价化合物形成的晶体可能是分子晶体，也可能是原子晶体。非金属氧化物、强酸都属于共价化合物，强碱属于离子化合物。
2．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．CaCl2 B．Na2O2 C．N2 D．NH4Cl
答案　B
解析　题中有两个限制条件：属于离子晶体，含有非极性共价键。属于离子晶体的有CaCl2、Na2O2和NH4Cl，只有Na2O2中含有非极性共价键，电子式为Na＋[∶∶∶]2－Na＋。
3．①NaF、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>③ B．③>①>② C．③>②>① D．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。
4．下列性质中，可以证明某化合物形成的晶体一定是离子晶体的是(　　)
A．可以溶于水 B．具有较高的熔点
C．水溶液能导电 D．熔融状态能导电
答案　D
解析　某些分子晶体也能溶于水，故A错。原子晶体也具有较高的熔点，故B错。某些分子晶体的水溶液也能导电，故C错。将化合物加热至熔融状态能导电，该晶体肯定是离子晶体，而不会是分子晶体或原子晶体。
5．为什么Al2O3和MgO常作耐火材料？
答案　因为二者晶格能大、熔点沸点高。
6．比较NaF、MgF2、AlF3的晶格能大小、熔点高低。
答案　因为Na＋、Mg2＋、Al3＋三种离子所带电荷逐渐增多，离子半径r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)，离子键强度：AlF3>MgF2>NaF，所以晶格能大小顺序为：AlF3>MgF2>NaF，熔点由高到低顺序为：AlF3>MgF2>NaF。

1．下列叙述中正确的是(　　)
A．熔融状态下能导电的物质一定是离子化合物
B．P4和NO2都是共价化合物
C．在氧化钙中不存在单个小分子
D．离子化合物中一定不存在单个的分子
答案　CD
解析　金属晶体在熔融状态下也导电，故A项不正确；P4不是化合物，是单质。
2．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
答案　B
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。离子晶体只有在溶于水或熔融后，电离成可以自由移动的阴、阳离子，才可以导电。
3．碱金属和卤素形成的化合物大多具有的性质是(　　)
①固态时不导电，熔融状态导电 ②能溶于水，其水溶液导电 ③低溶点　④高沸点　
⑤易升华
A．①②③ B．①②④ C．①④⑤ D．②③④
答案　B
解析　卤素、碱金属形成的化合物为典型的离子化合物，具备离子晶体的性质。
4．下列关于晶格能的说法中正确的是(　　)
A．晶格能指形成1 mol离子键放出的能量
B．晶格能指破坏1 mol离子键所吸收的能量
C．晶格能指气态离子结合成1 mol离子晶体时所放出的能量
D．晶格能的大小与晶体的熔点、硬度都无关
答案　C
5．氧化钙在2 973 K时熔化，而氯化钠在1 074 K时熔化，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与氯化钠晶体的结构类型不同
D．在氧化钙与氯化钠的离子间距离类似的情况下，晶格能主要由阴、阳离子所带电荷的多少决定
答案　C
解析　CaO和NaCl都属于离子晶体，熔点的高低可根据晶格能的大小判断。晶格能的大小与离子所带电荷多少、离子间距离、晶体结构类型等因素有关。CaO和NaCl的离子间距离和晶体结构都类似，故晶格能主要由阴、阳离子所带电荷的多少决定。
6．如图是氯化铯晶体的晶胞(晶体中最小的重复结构单元)，已知晶体中2个最近的Cs＋核间距为a cm，氯化铯(CsCl)的相对分子质量为M，NA为阿伏加德罗常数，则氯化铯晶体的密度为(　　)

A．8M
NAa3
g·cm-3 B. g·cm－3
C. g·cm－3 D. g·cm－3
答案　C
解析　ρ＝＝g·cm－3＝ g·cm－3
7．下列关于物质熔点的排列顺序，不正确的是(　　)
A．HI>HBr>HCl>HF B．CI4>CBr4>CCl4>CF4
C．NaCl>NaBr>KBr D．金刚石>碳化硅>晶体硅
答案　A
解析　A中全是分子晶体，但由于HF分子间存在氢键，故HF的熔点最高，排序应为HF>HI>HBr>HCl；B中也全是分子晶体，按相对分子质量由大到小排列，正确；C中全是离子晶体，离子半径r(Cl－)<r(Br－)，故熔点NaCl>NaBr，而阳离子r(Na＋)<r(K＋)，故熔点NaBr>KBr，正确；D中全是原子晶体，按键长可知正确。
8．下列7种物质：①白磷(P4)；②水晶；③氯化铵；④氢氧化钙；⑤氟化钠；⑥过氧化钠；⑦石墨，固态下都为晶体，回答下列问题(填写序号)：
(1)不含金属离子的离子晶体是______，只含离子键的离子晶体是______，既有离子键又有非极性键的离子晶体是______，既有离子键又有极性键的离子晶体是______。
(2)既含范德华力又有非极性键的晶体是________，熔化时既要克服范德华力又要破坏化学键的是______，熔化时只破坏共价键的是________。
答案　(1)③　⑤　⑥　③和④　　(2)①　⑦　②
解析　(1)属于离子晶体的有③④⑤⑥，其中③只含非金属元素，NaF中只含离子键，Na2O2中有离子键和非极性共价键，NH4Cl和Ca(OH)2有离子键和极性共价键。
(2)分子晶体中含范德华力，只有白磷、石墨晶体中既有范德华力又有共价键，水晶中只含共价键。
9．1 mol气态钠离子和1 mol气态氯离子结合生成1 mol氯化钠晶体所释放出的热能为氯化钠晶体的晶格能。
(1)下列热化学方程式中，能直接表示出氯化钠晶体晶格能的是________。
A．Na＋(g)＋Cl－(g)===NaCl(s)　ΔH
B．Na(s)＋Cl2(g)===NaCl(s)　ΔH1
C．Na(s)===Na(g)　　　　　　 ΔH2
D．Na(g)－e－===Na＋(g)　　　 ΔH3
E.Cl2(g)===Cl(g) 　　　　　ΔH4
F．Cl(g)＋e－===Cl－(g) 　　　　ΔH5
(2)写出ΔH1与ΔH2、ΔH3、ΔH4、ΔH5之间的关系式：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案　(1)A或ΔH
(2)ΔH1＝ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5
解析　(1)根据晶格能的定义：气态离子生成1 mol离子晶体释放的能量，故应为A或ΔH。
(2)根据方程式的叠加原理：
B＝C＋D＋E＋F，故ΔH1＝ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5。
10．A、B为两种短周期元素，A的原子序数大于B，且B原子的最外层电子数为A原子最外层电子数的3倍。A、B形成的化合物是中学化学常见的化合物，该化合物熔融时能导电。试回答下列问题：
(1)A、B的元素符号分别是________、________。
(2)用电子式表示A、B元素形成化合物过程：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)A、B所形成的化合物的晶体结构与氯化钠晶体结构相似，则每个阳离子周围吸引了________个阴离子；晶体中阴、阳离子数之比为：________。
(4)A、B所形成化合物的晶体的熔点比NaF晶体的熔点________，其判断的理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案　(1)Mg　O
(2)Mg＋ ―→Mg2＋[]2－
(3)6　1∶1
(4)高　离子半径相差不大，MgO中离子所带电荷较多，离子键强
8，B原子的最外层电子数是A原子的3倍，且A、B能形成常见的化合物，则B原子的最外层电子数只能为6，A是2。短周期元素分别为：A是Be或Mg，B是O或S，又因为原子序数A>B，则A是Mg，B为O。
→8，B原子的最外层电子数是A原子的3倍，且A、B能形成常见的化合物，则B原子的最外层电子数只能为6，A是2。短周期元素分别为：A是Be或Mg，B是O或S，又因为原子序数A>B，则A是Mg，B为O。
(2)电子式表示形成过程：Mg＋ ―→Mg2＋[]2－
(3)MgO晶体结构与NaCl相似，则每个Mg2＋周围有6个O2－，阴、阳离子数之比为1∶1。(4)因为Mg2＋、O2－所带电荷比Na＋、F－所带电荷多，且r(Mg2＋)<r(Na＋)，r(O2－)>r(F－)，总体比较，离子半径相差不大，但MgO中离子电荷多，离子键强。

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