小结：
金属之最：
①导电和导热性最好的金属是银②延性最好的金属是铂③展性最好的金属是金④密度最小的金属是锂，最大的金属是锇⑤熔点最低的金属是汞，最高是钨⑥硬度最大的金属是铬
例2：
金属的下列性质中，与金属的晶体结构无关的是（）
A．易导电B．易导热C．有延展性D．易锈蚀
解析：
金属易锈蚀，是因为在反应中易失去最外层电子，具有较强还原性，是由原子结构决定的。
答案：
D
5.合金及合金的优点
⑴合金：
①定义：
把两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成具有金属特性的物质叫做合金。
小结：
理解概念时一定紧紧抓住两点：
一是至少有一种是金属；二是合金一般是将各组分熔合成均匀的液体，再经冷凝而制得的。
②特点：
a.合金的熔点比其成分中各金属的熔点都要低，而不是介于两种成分金属的熔点之间。
b.具有比各成分金属更好的硬度、强度和机械加工性能。
例如：
金属铝很软，但如果将铝与铜、镁按一定的比例混合，经高温熔融后冷却可以得到硬铝，硬度大大提高。
⑵合金的不同类型及各自的性质特点
①当两种金属的电负性、化学性质和原子半径相差不大时，形成的合金称为金属固熔体，如铜镍、银金合金。
这类合金的强度和硬度一般都比组成它的各成分金属的强度和硬度大。
②当两种金属元素的电负性或原子大小相差较大时，形成的合金称为金属化合物，如Ag3Al合金。
这类合金通常具有较高的熔点，较大的强度，较高的硬度和耐磨性，但塑性和韧性较低。
③原子半径较小时氢、硼、氮等非金属元素渗入过渡金属结构的间隙中，称为金属间隙化合物或金属间隙固熔体。
这类合金具有很高熔点和很大的硬度，这主要是间隙原子和金属原子之间存在共价键的原因。
合金时工业产品中极为重要的材料。
例如，含铝22％的锌铝合金在25℃左右以每秒0.1%～0.01%的速度拉伸，可得到10倍于原来的延伸；铁暴露在空气中容易生锈，但如果在普通钢里加入约0.5%的镍，它就称为耐酸的不锈钢。
小结：
合金的不同类型是通过半径的不同和失电子能力的不同进行划分的。
合金是在纯金属中引人其他元素，使化学键及晶体结构上发生变化，从而影响到性质。
二、离子晶体
1.定义：
离子晶体是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。
例如：
氯化钠、氯化铯、氧化镁等晶体都属于离子晶体。
小结：
（1）离子键：
阴、阳离子间通过静电作用形成的化学键。
①静电作用：
指静电吸引和静电排斥的平衡。
②成键元素：
活泼金属（或NH4+）与活泼非金属（或酸根、OH－）。
③离子键存在于离子化合物中，离子化合物通常以离子晶体形式存在（见离子晶体）。
例3：
下列晶体中，含有离子的有（）
A.离子晶体B.分子晶体C.原子晶体D.金属晶体
解析：
构成离子晶体的微粒是阴、阳离子构成分子晶体的微粒是分子；构成原子晶体的微粒是原子；构成金属晶体的微粒是金属阳离子和自由电子，所以含有离子的晶体有离子晶体和金属晶体。
答案：
AD
2.离子晶体的简单结构类型
离子晶体以紧密堆积方式，阴阳离子尽可能接近，向空间无限扩展，形成晶体。
阴阳离子的配位数比较大，故晶体中不存在单个分子。
组成比为1∶1的离子晶称为AB型离子晶体，它是离子晶体中最简单的一类。
AB型离子晶体最常见结构有NaCl型、CsCl型和ZnS型。
⑴NaCl型
NaCl型离子晶体中，每个离子被6个带相反电荷的离子包围，阴离子和阳离子的配位数都为6。
常见的NaCl型离子晶体有碱金属元素（铯除外）的卤化物、银的卤化物（碘化银除外）、碱土金属元素（铍除外）的氧化物、硫化物和硒化物的晶体等。
⑵CsCl型
CsCl型离子晶体中，每个离子被8个带相反电荷的离子包围，阴离子和阳离子的配位数都为8。
常见的CsCl型离子晶体有铯的卤化物（氟化物除外）、TlCl的晶体等。
⑶ZnS型
ZnS型离子晶体中，阴离子和阳离子的排列类似NaCl型，但相互穿插的位置不同，使阴、阳离子的配位数不是6，而是4。
常见的ZnS型离子晶体有硫化锌、碘化银、氧化铍的晶体等。
3.氯化钠晶体的晶体结构
在氯化钠晶体中，钠离子与氯离子通过离子键相结合，每个钠离子与和它紧邻的6个氯离子相连，每个氯离子与和它紧邻的6个钠离子相连，钠离子和氯离子在三维空间上交替出现，并延长形成氯化钠晶体。
氯化钠晶胞为面心立方结构，当有一个Cl－处于立方体的中心，另有12个Cl－处于棱上，同时有8个Na＋位于顶点、6个Na＋位于面心的位置，用切割法可求出该晶胞中实际拥有的离子数目，
Cl－为；1＋12×1/4=4Na＋为：
8×1/8﹢6×1/2=4
因此在一个晶胞中实际拥有的Na＋与Cl－的个数均为4个，即氯化钠晶体中没有氯化钠分子，NaCl只是代表氯化钠晶体中钠离子的个数和氯离子的个数为1:
1，是氯化钠组成的化学式。
小结：
（1）注意氯化钠晶体的晶胞不是一个小立方体，而是八个小立方体构成的大立方体。
（2）离子晶体中不存在分子，构成微粒为阴阳离子，因此严格意义讲没有分子式，应该是化学式。
例4：
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。
（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晶体结构示意图。
（2）晶体中，在每个Na+的周围与它最接近的且距离相等的Na+共有个。
（3）在NaCl晶胞中正六面体的顶点上、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；Na+的个数等于，
分析：
（1）氯化钠晶体的结构特点是钠离子和氯离子在三个互相垂直的方向上都是等距离的交错排列。
选择立方体的一个顶点开始代表钠离子涂黑，交替排列涂黑。
见左图
（2）每个钠离子距离它最近的钠离子是分别位于三个互相垂直的平面内，每个平面内4个，总共12个。
（3）8×
＋6×
＝4；12×
＋1＝4。
4.晶格能——衡量离子键的强弱
（1）定义：
指1mol离子化合物中，阴阳离子由相互远离的气态结合成离子晶体时所放出的能量。
（2）意义：
晶格能的绝对值越大，说明放出能量越多，表示离子键越强，离子晶体越稳定。
（3）影响因素：
晶格能的大小与阴阳离子所带的电荷的乘积成正比，与阴阳离子间的距离成反比，即晶格能∝
，此外还与离子晶体的结构型式有关。
例5：
NaF、NaI、MgO晶体均为离子晶体，根据下列数据，这三种晶体的熔点高低顺序是（B）。
物质
①NaF
②NaI
③MgO
离子电荷数
1
1
2
离子间距离/10-10m
2.31
3.18
2.10
A、①>②>③B、③>①>②C、③>②>①D、②>①>③
5.离子晶体的结构决定着离子晶体具有一系列特性：
（1）离子晶体具有较高的熔点、沸点，难挥发。
离子晶体中，阴、阳离子间有强烈的相互作用（离子键），要克服离子间的相互作用力使物质熔化和沸腾，就需要较多的能量。
小结：
一般说来，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，离子晶体的熔、沸点越高，如Al2O3>MgO；NaCl>CsCl等。
例6：
离子晶体熔点的高低决定于晶体中阳离子与阴离子之间的静电引力，静电引力大则熔点高，引力小则反之。
试根据你学到的电学知识，判断KCl、NaCl、CaO、BaO四种晶体熔点的高低顺序（C）
A．KCl>NaCl>BaO>CaOB．NaCl>KCl>CaO>BaO
C．CaO>BaO>NaCl>KClD．CaO>BaO>KCl>NaCl
（2）离子晶体硬而脆。
离子晶体中，阴阳离子间有较强的离子键，离子键表现出较强的硬度，当晶体受到冲击力作用时，部分离子键发生断裂，导致晶体破碎。
（3）离子晶体不导电，熔化或溶于水后能导电。
离子晶体中，离子键较强，离子不能自由移动，因此离子晶体不导电。
当升高温度时，阴、阳离子获得足够能量，克服了离子间的相互作用，成了自由移动的离子，在外界电场作用下，离子定向移动而导电。
离子化合物溶于水时，阴、阳离子受到水分子作用变成了自由移动的离子（或水合离子），在外界电场作用下，阴、阳离子定向移动而导电。
小结：
（1）离子晶体导电的前提是先电离出自由移动的阴阳离子。
（2）难溶于水的强电解质如BaSO4、CaCO3等溶于水，由于浓度极小，故导电性极差。
通常情况下，我们说它们的水溶液不导电。
（4）大多数离子晶体易溶于极性溶剂（如水）中，难溶于非极性溶剂（如汽油、煤油）中。
当把离子晶体放在水中时，极性水分子对离子晶体中的离子产生吸引作用，使晶体中的离子克服了离子间的作用而电离，变成在水中自由移动的离子。
小结：
①离子晶体的一些特殊物质性质可用于确定晶体构型。
如在水溶液中和在熔融状况下能导电的晶体一定是离子晶体。
②对于离子晶体的熔、沸点，要注意“一般地说”和“较高”等字词。
“一般地说”说明离子晶体的熔、沸点还有些特例；“较高”是与其他晶型比较的结果。
例7：
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
解析：
熔融状态能导电的化合物形成的晶体一定是离子晶体。
分子晶体和原子晶体熔融状态成为分子和原子，不导电。
金属晶体在固态和熔融状态均能导电，但金属晶体是单质。
答案：
D
二：
基础整理
本节主要介绍了两种典型的晶体类型金属晶体和离子晶体。
构成这两种晶体的微粒类型不同，微粒间的作用力也不同，故性质有所不同。
在学习过程中注意将两种晶体类型的构成微粒、化学键、堆积模型、物理性质等进行对比分析。
三：
综合探究
1、银是一种银白色的金属，但是在氯化银的分解实验中却观察到生成灰黑色的固体粉末，这是为什么？
对于这个问题的思考，应首先考虑金属晶体为什么呈现金属光泽，它源于金属晶体的结构：
金属离子紧密堆积、规则排列且存在自由移动的电子。
由于金属晶体中金属原子以最紧密堆积状态排列，且存在可以自由移动的电子，所以，当光线照射到金属晶体表面时，自由电子可以吸收所有频率的射光，然后又很快辐射出各种频率的光，这就使得绝大多数金属呈现银灰色以至银白色光泽。
粉末状态的金属由许许多多微小的晶体组成，微小晶体的晶面取向杂乱，晶格排列不规则，吸收可见光后辐射不出去，所以金属粉末常呈暗灰色或黑色。
氯化银分解时，得到的是粉末状的银，所以看上去是灰黑色的。
小结：
大块金属晶体和金属粉末在结构上不同，金属晶体规则排列而金属粉末由许多小晶体构成，排列杂乱无章，这也就找到了两者存在性质差异的本质原因。
2.金属晶体具有延展性，为什么离子晶体硬而脆不具有延展性？
金属晶体中层与层之间发生滑动过程中自由电子能够维系整个金属键的存在。
离子晶体中阴、阳离子通过离子键结合在一起，半径大的离子采用等径圆球的紧密堆积，半径小的离子填充在空隙中。
受力时发生错位，使正正离子“相切”、负负离子“相切”，彼此排斥，离子键失去作用，故离子晶体无延展性，如CaCO3可用于雕刻，而不可用于锻造，即不具有延展性。
小结：
首先要清楚金属晶体具有延展性的原因：
层与层之间发生滑动过程中自由电子是否能够维系整个金属键的存在。
3.金属无论在固态还是液态都可以导电，而离子晶体却不能导电，它只有溶于水后或者在熔融状态下才可以导电。
如何来解释这一事实？
物质导电是因为物质中具有可自由移动的电荷。
金属晶体是由金属离子和自由电子组成的，在固态时，金属离子不能自由移动，但自由电子是分布于整块金属晶体可以自由移动，因此在外加电场的作用下定向移动，产生电流；在熔融状态，除了自由电子外，金属离子变得也可以自由移动，因此可以导电。
离子晶体是阳离子和阴离子组成的，在固态时，阴、阳离子只能在各自的位置作轻微的振动，不能改变位置，因此不能发生带电微粒的定向移动，所以固态的离子化合物不能导电；溶于水或者在熔融状态，阴、阳离子离解成可以自由移动的离子，可以传递电荷，因此具有导电性。
小结：
对于这个问题的探究，首先要清楚物质能导电必须具备的条件。
带电微粒在外加电场的作用下定向移动形成电流，即为物质的导电过程，因此物质具有自由移动的带电微粒这是物质导电必须具备的条件。
离子晶体的导电过程是化学变化而金属晶体的导电过程是物理变化。
四：
典题例析
1．下列不属于金属晶体共性的是（）
A.易导电B.易导热C.有延展性D.高熔点
2．要使金属晶体熔化必须破坏其中的金属键。
金属晶体熔、沸点高低和硬度大小一般取决于金属键的强弱，而金属键与金属阳离子所带电荷的多少及半径大小有关。
由此判断下列说法正确的是（）
A、金属镁的硬度大于金属铝
B、碱金属单质的熔、沸点从Li到Cs是逐渐增大的
C、金属镁的熔点大于金属钠
D、金属镁的硬度小于金属钙
3.金属晶体堆积密度大，原子配位数高，能充分利用空间的原因是（D）
A、金属原子的价电子数少B、金属晶体中有自由电子
C、金属原子的原子半径大D、金属键没有饱和性和方向性
解析：
这是因为分别借助于没有方向性的金属键形成的金属晶体的结构中，都趋向于使原子吸引尽可能多的原子分布于周围，并以密堆积的方式降低体系的能量，使晶体变得比较稳定。
4.如图是CsCl晶体的晶胞（晶体中最小重复单元），已知晶体中两个最近的Cs+核间距为acm，氯化铯的式量为M，NA为阿伏加德罗常数，则氯化铯晶体的密度为（c）
A.
B.
C.
D.
5.下列各类化合物中，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
解析：
根据分类标准，纯净物可分为单质和化合物，单质又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。
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：
A组物质NaClKClCsClB组物质NaMgAl
熔点（K）10741049918熔点（K）317923933
答案：
一般来说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，离子晶体的熔沸点越高，一般来说，金属原子的价电子数越多，原子半径越小，金属晶体内部作用力越强，晶体的熔沸点越高。
五：
思考发现
1.离子晶体和金属晶体熔点高低比较
离子晶体的熔沸点与离子键有关，离子键与阴、阳离子所带电荷多少及半径大小有关，一般来说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，离子晶体的熔沸点越高，如熔沸点：
Al2O3>MgO；NaCl>CsCl等。
金属晶体的熔沸点与金属键的强弱有关，金属键与金属离子所带电荷多少及半径大小有关，一般来说，金属原子的价电子数越多，原子半径越小，金属晶体内部作用力越强，晶体的熔沸点越高。
2.常见的金属晶体和离子晶体举例
常见的离子晶体有：
强碱：
KOH、Ca（OH）2、NaOH、Ba（OH）2等。
大部分盐类：
NaCl、CaF2、Na2SO4、CH3COONa、NH4Cl等。
某些金属氧化物：
CaO、K2O等
常见的金属晶体有：
金属和合金
六：
体验成功
基础强化：
1.（2004·上海）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
2.由短周期元素构成的离子化合物中，一个阳离子和一个阴离子的核外电子数之和为20，下列说法正确的是
A．晶体中阳离子和阴离子个数不一定相等
B．晶体中一定只有离子键而没有共价键
C．所含元素一定不在同一周期也不在第一周期
D．晶体中阳离子半径一定大于阴离子半径
解析：
短周期元素形成的一个阳离子和一个阴离子的核外电子数之和为20，可能的阳离子为
、
、
、
、
，阴离子可能是
、
、
、
、
这些阴、阳离子组合成的离子化合物中，阴、阳离子个数不一定相等，所以选项A正确；这些阴、阳离子中一定只有离子键而没有共价键错误，因为
中有共价键；从以上分析可知，元素可以在同一周期，如
与
元素同在第二周期，选项C不正确；晶体中阳离子半径不一定大于阴离子半径，如
半径比
半径小。
答案：
A
3.离子晶体通常具有的性质是（）。
A、熔点、沸点都较高，难于挥发B、硬度很小，容易变形
C、都能溶于有机溶剂而难溶于水D、密度很小
解析：
离子晶体中的阴、阳离子通过一种强烈的相互作用——离子键结合在一起，离子键的键能较大，且极性很强，除了有些在极性溶剂中容易断裂外，其他的必须在高温下才能断裂，所以其熔点、沸点都较高不挥发，硬度很大，不易变形，难溶于有机溶剂；又因为在离子晶体中，较大的离子采取密堆积型式，较小离子填隙，所以密度一般都较大。
4.下列说法中，不正确的是（D）
A、离子晶体中不一定含有金属离子
B、在含有阳离子的化合物的晶体中，一定含有阴离子
C、含有金属元素的离子不一定是阳离子
D、金属晶体中原子的堆积方式都是A3或A1型最密堆积
含有金属元素的离子不一定是阳离子，如MnO4-或[Al（OH）4]-等；金属晶体中也存在非最密堆积型式，如A2型密堆积，配位数只有八个。
5.氯化铯晶胞（晶体中重复的结构单元）如图
（1）所示，该晶体中Cs+与Cl-的个数比为1:
1，化学式为CsCl。
若某晶体晶胞结构简式如图
（2）所示，其中含有A、B、C三种元素的微粒，则该晶体中A、B、C的微粒个数比为（）。
（1）
（2）
A、8:
6:
1B、4:
3:
1C、1:
6:
1D、1:
3:
1
9.下列各指定微粒的数目之比不是1∶1的是（）
A.Na2O2晶体中的阴离子和阳离子
B.NaHCO3晶体中的钠离子和碳酸氢根离子
C.2412Mg2+离子中的质子和中子
D.常温下，pH＝7的氯化铵溶液中的铵根离子和氯离子
解析：
Na2O2晶体中的阴离子（O22－）和阳离子数目（Na＋）之比是1∶2；常温下pH＝7，说明溶液呈中性，则根据电荷守恒C（NH4＋）＋C（H＋）＝C（Cl－）＋C（OH－），而C（H＋）＝C（OH－）所以C（NH4＋）＝C（Cl－）。
答案：
A
10.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．3.0×10－8cm
B．3.5×10－8cm
C．4.0×10－8cm
D．5.0×10－8cm
解析：
从图中可看出，顶点上的每个离子同为8个小立方体所共有，NaCl晶体的一个晶胞中有Na+：
8×
+6×
=4个，有Cl－：
12×
+1=4个，即晶体为4个“NaCl分子”所占的体积。
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
a=4.0×10-8cm。
答案：
C。
综合应用：
12.（2005·滨州）某固体仅有一种元素组成，其密度为5.0g·cm-3。
用X射线研究该固体的结构时得知：
在边长为10-7cm的正方体中含有20个原子，则此元素的相对原子质量最接近于下列数据中的（）
A.32B.120C.150D.180
解析：
一个正方体的体积为（10
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