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.docx
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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
8
1．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NH4NO3晶体中不含金属元素
（2）× 不一定，如AlCl3是分子晶体
（3）√
（4）× 不一定，如MgO的熔点（2852℃）高于SiO2的熔点（1710℃）
（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
＝0.525，在CsCl晶体中，
＝0.934，由于
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。
NaCl晶体中阴、阳离子的配位数都是6，CsCl晶体中阴、阳离子的配位数都是8。
数值越大，离子的配位数越大。
3．为什么在NaCl（或CsCl）晶体中，阴、阳离子的配位数相同，而在CaF2晶体中，阴、阳离子的配位数不相同？
其规律是什么？
答案：
在NaCl（或CsCl）晶体中，阴、阳离子的配位数相同，是由于阴、阳离子电荷（绝对值）相同，于是阴、阳离子的个数相同，结果导致阴、阳离子的配位数相同。
若阴、阳离子的电荷不相同，则阴、阳离子的个数必定不相同，结果阴、阳离子的配位数就不会相同。
故CaF2晶体中，Ca2＋的配位数为8，F－的配位数为4，两者不相同。
离子所带电荷越多，配位数越大。
题组一 离子晶体的性质与判断
1．下列关于离子晶体性质的叙述正确的是（ ）
A．熔、沸点都较高，难以挥发
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：
选A。
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、沸点都较高，不易挥发，硬度较大，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形式，较小离子填空隙，所以密度一般都较大。
2．下列物质中属于含有非极性键的离子晶体的是（ ）
①氢氧化钾 ②过氧化钠 ③金刚石 ④乙醇 ⑤碳化钙
A．①②③⑤ B．②⑤
C．①③④⑤D．①②⑤
解析：
选B。
①中含有氧氢极性键，②中含有氧氧非极性键，③属于原子晶体，④属于分子晶体，⑤中含有碳碳非极性键。
3．（2019·灵丘高二月考）下列物质的晶体一定属于离子晶体的是（ ）
A．在水中能电离出离子的物质
B．在水中能电离出SO
的化合物
C．在水中能电离出Na＋的化合物
D．熔化时化学键无变化的化合物
答案：
C
晶体类型的判断方法
（1）根据构成晶体的微粒和粒子间的作用力类别进行判断如由分子通过分子间作用力形成的晶体属于分子晶体；由原子通过共价键形成的晶体属于原子晶体；由阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体；由金属阳离子和自由电子通过金属键形成的晶体属于金属晶体。
（2）依据物质的分类判断
①活泼金属的氧化物（如Na2O、Al2O3等）、强碱[如KOH、Ba（OH）2等]和绝大多数的盐类是离子晶体。
②大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硼、晶体硅等外）、气态氢化物、非金属氧化物（除SiO2外）、酸、绝大多数有机物（除有机盐外）是分子晶体。
③常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硼、晶体硅等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、SiO2等。
④金属单质（除汞外）与合金属于金属晶体。
（3）依据晶体的熔点判断
离子晶体的熔点较高，常在数百至几千摄氏度；原子晶体的熔点高，常在一千至几千摄氏度；分子晶体的熔点较低，常在数百摄氏度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有熔点相当低的。
（4）依据导电性判断
离子晶体在水溶液中及熔融状态下导电；原子晶体一般为非导体，但晶体硅能导电；分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质（主要是酸和非金属氢化物）溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子，也能导电；金属晶体是电的良导体。
（5）依据硬度和机械性能判断
离子晶体硬度较大或略硬而脆；原子晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆；金属晶体多数硬度大，但也有硬度较小的，且具有延展性。
题组二 离子晶体的结构特征与性质
4．如图是从NaCl或CsCl晶体结构中分割出来的部分结构图，其中属于从NaCl晶体中分割出来的结构图是（ ）
A．①和③B．②和③
C．①和④D．只有④
解析：
选C。
根据NaCl和CsCl晶体的空间结构特点分析题图。
①中由黑球可知，其配位数为6，④图应为简单立方体结构，故①和④应为NaCl晶体；②中由白球知配位数为8，③为体心立方结构，故①和③为CsCl晶体，所以C项正确。
5．下列有关离子晶体的叙述中，不正确的是（ ）
A．1mol氯化钠晶体中有NA个NaCl分子
B．氯化钠晶体中，每个Na＋周围距离最近且相等的Cl－共有6个
C．醋酸钠属于离子晶体，含非极性键
D．平均每个NaCl晶胞有4个Na＋、4个Cl－
解析：
选A。
NaCl为面心立方结构，每个晶胞中Na＋个数为12×
＋1＝4，Cl－的个数为8×
＋6×
＝4，则1mol氯化钠晶体中有4NA个Na＋、4NA个Cl－，不存在分子，A项错误、D项正确；由NaCl晶胞结构可知，Na＋在棱心和体心时，顶点和面心为Cl－，则每个Na＋周围距离最近且相等的Cl－共有6个，B项正确；醋酸钠中存在碳碳非极性键，C项正确。
6.
根据CsCl的晶胞结构分析，CsCl晶体中两距离最近的Cs＋间距离为a，则每个Cs＋周围与其距离为a的Cs＋数目为________；每个Cs＋周围距离相等且次近的Cs＋数目为________，距离为____________；每个Cs＋周围距离相等且第三近的Cs＋数目为________，距离为________；每个Cs＋周围紧邻且等距的Cl－数目为________。
解析：
以题图的一个Cs＋为基准，与其最近的Cs＋分别位于其上、下、前、后、左、右六个方位，有6个；与其次近的Cs＋的距离为
a，在1个晶胞中有3个，而1个Cs＋为8个晶胞共有，故有8×3×
＝12个；与其第三近的Cs＋的距离为
a，每个晶胞中有1个，故有8个；与其紧邻且等距的Cl－有8个。
答案：
6 12
a 8
a 8
题组三 离子晶体熔沸点的比较
7．离子晶体熔点的高低决定于阴、阳离子之间形成的离子键的强弱，离子所带的电荷数越多，阴、阳离子的核间距越小，离子键越强。
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：
选D。
对于离子晶体来说，离子所带电荷数越多，阴、阳离子的核间距越小，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－，CaO与BaO中离子所带的电荷数大于KCl、NaCl中离子所带的电荷数，故其熔点较高，又因为阴、阳离子之间的距离：
NaCl8．（2019·江苏部分重点中学高二期中）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＞AlF3
B．离子键的强度：
NaF＞NaCl＞NaBr
C．阴离子的配位数：
CsCl＞NaCl＞CaF2
D．硬度：
MgO＞CaO＞BaO
解析：
选A。
由于r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋），且Na＋、Mg2＋、Al3＋所带电荷数依次增大，所以NaF、MgF2、AlF3的离子键依次增强，故熔点依次升高，A不正确。
r（F－）＜r（Cl－）＜r（Br－），故NaF、NaCl、NaBr的离子键依次减弱，B正确。
在CsCl、NaCl、CaF2晶体中，阴离子的配位数分别为8、6、4，C正确。
r（Mg2＋）＜r（Ca2＋）＜r（Ba2＋），故MgO、CaO、BaO中离子键依次减弱，硬度依次减小，D正确。
9．
（1）一些氧化物的熔点如表所示：
氧化物
Li2O
MgO
P4O6
SO2
熔点/℃
1570
2800
23.8
－75.5
解释表中氧化物之间熔点差异的原因：
__________________________________。
（2）Li2O是离子晶体，各粒子之间相互转化的能量变化如图所示。
可知，Li原子的第一电离能为________kJ·mol－1，O===O键键能为______kJ·mol－1，形成1molLi2O所释放的能量为________kJ。
解析：
（1）氧化锂、氧化镁是离子晶体，六氧化四磷和二氧化硫是分子晶体，离子键比分子间作用力强。
（2）锂原子的第一电离能指1mol气态锂原子失去1mol电子变成1mol气态锂离子所吸收的能量，即为
＝520kJ·mol－1。
O===O键键能指1mol氧气分子断裂生成气态氧原子所吸收的能量，即为249kJ·mol－1×2＝498kJ·mol－1。
生成1molLi2O所释放的能量为2908kJ。
答案：
（1）Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。
离子键的强度MgO＞Li2O。
分子间作用力（分子量）P4O6＞SO2
（2）520 498 2908
晶体熔、沸点的比较
1．不同晶体类型的熔、沸点高低规律
一般为原子晶体>离子晶体>分子晶体。
金属晶体的熔、沸点有的很高（如钨），有的很低（如汞）。
2．同属于原子晶体
一般组成晶体的原子半径越小，熔、沸点越高。
如熔点：
金刚石（C—C）>二氧化硅（Si—O）>碳化硅（Si—C）>晶体硅（Si—Si）。
3．同属于离子晶体
离子所带电荷越多、离子半径越小，则离子键越强，熔、沸点越高。
如熔点：
MgO>NaCl>CsCl。
4．同属于金属晶体
金属原子的价电子数越多、半径越小，则金属键越强，熔、沸点越高。
如熔点：
Al>Mg>Na。
5．同属于分子晶体
分子间作用力越强，熔、沸点越高。
（1）组成和结构相似的分子晶体，一般相对分子质量越大，分子间作用力越强，熔、沸点越高。
如熔点：
I2>Br2>Cl2>F2。
（2）相对分子质量相同或相近的物质，分子的极性越大，熔、沸点越高。
如沸点：
CO>N2。
（3）同分异构体之间
①一般是支链越多，熔、沸点越低。
如沸点：
正戊烷>异戊烷>新戊烷。
②结构越对称，熔、沸点越低。
如沸点：
邻二甲苯>间二甲苯>对二甲苯。
（4）若分子间有氢键，则分子间作用力比结构相似的同类晶体大，故熔、沸点较高。
如沸点：
HF>HI>HBr>HCl。
（5）状态不同的物质在相同条件下，熔、沸点：
固体>液体>气体。
如熔点：
S>Hg>O2。
学习小结
1.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：
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）。
2.离子晶体硬度较大，难于压缩，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。
3.常见的三种离子晶体的晶胞
课后达标检测
一、单项选择题
1．下列说法不正确的是（ ）
A．离子晶体中，阴、阳离子总是尽可能紧密地排列
B．离子晶体一般具有较高的熔点的性质与其晶体中存在离子键有关
C．离子键的实质是静电作用
D．静电作用只有引力
解析：
选D。
离子键是阴、阳离子之间的静电作用，包括静电吸引和静电排斥。
2．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
解析：
选D。
离子化合物中一定含有离子键，也可能含有共价键，如OH－和含氧酸根中的极性共价键，还有O
中的非极性共价键。
离子晶体中一定不含有范德华力。
3．（2019·哈尔滨第六中学高二期中）已知MgCO3、CaCO3、SrCO3、BaCO3受热均要分解。
下列说法不正确的是（ ）
A．上述四种盐的晶体均属于离子晶体
B．阳离子半径：
Mg2＋C．分解所需温度最低的是BaCO3
D．所得的气态产物的VSEPR模型是直线形
解析：
选C。
碳酸盐的热分解是由于晶体中的阳离子结合CO
中的氧离子使CO
分解为CO2的结果，阳离子半径越小，其结合氧离子能力越强，分解温度越低。
阳离子半径：
Mg2＋4．由短周期元素组成的离子化合物中，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主族也不在第一周期
D．晶体中阳离子半径一定大于阴离子半径
解析：
选A。
短周期元素形成的离子化合物，一个阳离子和一个阴离子的核外电子数之和为20，如NH4F、Na2O等，这些离子化合物中，阴、阳离子个数不一定相等，故A正确；如NH
中有共价键，故B错误；从以上分析可知，元素可以在第一周期，如H元素，故C错误；晶体中阳离子半径不一定大于阴离子半径，如Na＋半径比O2－半径小，故D错误。
5．在冰晶石（Na3[AlF6]）晶胞中，[AlF6]3－占据的位置相当于NaCl晶胞中Cl－占据的位置，则冰晶石晶胞中含Na＋数为（ ）
A．12B．8
C．4D．3
解析：
选A。
NaCl晶胞中Cl－个数为8×
＋6×
＝4，由题意知，冰晶石晶胞中[AlF6]3－的个数也应当为4，化学式Na3[AlF6]中，Na＋和[AlF6]3－的个数比为3∶1，所以冰晶石晶胞中含Na＋个数为4×3＝12，故选A。
6．根据下列实验事实，能确定某晶体一定是离子晶体的是（ ）
A．晶体熔点达2500℃
B．晶体不导电，溶于水导电
C．晶体不导电，熔融能导电
D．温度越高，溶解度越大
解析：
选C。
熔点为2500℃的晶体可以是金属晶体、原子晶体或离子晶体；晶体不导电，水溶液导电可以是离子晶体或分子晶体；大多数晶体温度升高，溶解度增大。
7．（2019·西安高二检测）某离子晶体结构中最小的重复单元如图所示，A为阴离子，在立方体内，B为阳离子，分别在立方体的顶角和面心，则该晶体的化学式为（ ）
A．B2AB．BA2
C．B7A4D．B4A7
解析：
选B。
根据“均摊法”可知，该结构单元中含有的A的个数为8，含有的B的个数为8×
＋6×
＝4，B与A个数之比为1∶2，即该晶体的化学式为BA2。
8．已知CsCl晶体的密度为ρg·cm－3，用NA表示阿伏加德罗常数的值，相邻的两个Cs＋的核间距为acm，CsCl的晶胞结构如图所示，则CsCl的摩尔质量可以表示为（ ）
A．NA·a3·ρg·mol－1B.
g·mol－1
C.
g·mol－1D.
g·mol－1
解析：
选A。
1个CsCl晶胞中含1个Cs＋和1个Cl－，则M＝ρ·a3·NAg·mol－1。
二、不定项选择题
9．已知X、Y、Z三种元素组成的化合物是离子晶体，其晶胞如图所示，X、Y、Z分别处于立方体的顶点、棱边的中点、立方体的体心。
则下面关于该化合物的说法正确的是（ ）
A．该晶体的化学式为ZXY3
B．该晶体的熔点一定比金属晶体熔点高
C．每个X周围距离最近的Y有8个
D．每个Z周围距离最近的X有8个
解析：
选AD。
利用均摊法可计算出该晶胞中X的个数为8×
＝1，Y的个数为12×
＝3，Z原子位于体心，完全属于该晶胞，Z的个数为1，A正确。
该晶体是离子晶体，熔、沸点较高，但有些金属晶体的熔、沸点也很高，如钨的熔点在3000℃以上，因此离子晶体与金属晶体的熔点不能直接比较，B错误。
利用晶体的对称性，可以判断出每个X周围距离最近的Y有6个，C错误。
Z原子位于体心，X位于立方体的顶点，体心距8个顶点的距离相等，因此每个Z周围距离最近的X有8个，D正确。
10．认真分析NaCl和CsCl的晶体结构，判断下列说法错误的是（ ）
A．NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体
B．NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子个数比相同，所以阴、阳离子的配位数相等
C．NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子的配位数分别为6和8
D．NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体，但阴、阳离子半径比不相同
解析：
选B。
由化学式可知NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体，A正确；NaCl晶体中阴、阳离子配位数为6，而CsCl晶体中阴、阳离子配位数为8，B错误、C正确；NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子配位数不同的主要原因是两种晶体中阴、阳离子半径比不同，D正确。
11．下列关于CaF2的表述正确的是（ ）
A．Ca2＋与F－间仅存在静电吸引作用
B．F－的离子半径小于Cl－，则CaF2的熔点高于CaCl2
C．阴、阳离子比为2∶1的物质，均与CaF2晶体构型相同
D．CaF2中的化学键为离子键，因此CaF2在熔融状态下能导电
解析：
选BD。
Ca2＋与F－间既有静电吸引作用，也有静电排斥作用，A错误；离子所带电荷相同，F－的离子半径小于Cl－，所以CaF2的离子键比CaCl2的强，则CaF2的熔点高于CaCl2，B正确；晶体构型还与离子的大小有关，所以阴、阳离子比为2∶1的物质，不一定与CaF2晶体构型相同，C错误；CaF2中的化学键为离子键，CaF2在熔融状态下发生电离，因此CaF2在熔融状态下能导电，D正确。
12.
有一种蓝色晶体[可表示为MxFey（CN）6]，经X射线研究发现，它的结构特征是Fe3＋和Fe2＋互相占据立方体互不相邻的顶点，而CN－位于立方体的棱上。
其晶体中阴离子的最小结构单元如图所示。
下列说法不正确的是（ ）
A．该晶体的化学式为MFe2（CN）6
B．该晶体属于离子晶体，M呈＋1价
C．该晶体属于离子晶体，M呈＋2价
D．晶体中与每个Fe3＋距离最近且等距离的CN－为6个
解析：
选C。
由题图可推出晶体中阴离子的最小结构单元中含Fe2＋个数为4×
＝
，同样可推出含Fe3＋个数也为
，含CN－个数为12×
＝3，因此阴离子为[Fe2（CN）6]－，则该晶体的化学式只能为MFe2（CN）6，由阴、阳离子形成的晶体为离子晶体，M的化合价为＋1价。
与Fe3＋距离最近的CN－位于晶胞棱上，每个Fe3＋周围有8个晶胞，每条棱被4个晶胞共用，与每个Fe3＋距离最近且等距离的CN－个数为
＝6。
三、非选择题
13．如图所示是钾、氧两元素形成的一种晶体的一个晶胞（晶体中最小的重复单元）。
晶体中氧的化合价可看作是部分为0价，部分为－2价。
（1）该结构与________的结构相似（填选项字母，下同）。
A．NaClB．CsCl
C．干冰D．SiO2
（2）钾、氧两元素所形成化合物的化学式是______________________________________。
A．K2OB．K2O2
C．K2O3D．KO2
（3）下列对此晶体结构的描述正确的是________。
A．晶体中与每个K＋距离最近的K＋有8个
B．晶体中每个K＋周围有8个O
，每个O
周围有8个K＋
C．每个O
周围最近且等距离的K＋所围成的立体构型为正八面体
D．晶体中，0价氧原子与－2价氧原子的数目比为3∶1
解析：
（1）该结构与NaCl晶体的结构相似，相当于Na＋被K＋代替，Cl－被O
代替。
（2）晶体中平均每个晶胞有K＋：
8×
＋6×
＝4个；有O
：
1＋12×
＝4个，故其化学式为KO2。
（3）由题图可看出，晶体中与每个K＋距离最近的K＋有12个，晶体中每个K＋周围有6个O
，每个O
周围有6个K＋，每个O
周围最近且等距离的K＋所围成的立体构型为正八面体，如图所示。
设1molKO2中含有xmol0价的氧原子，ymol－2价的氧原子，则有
，解得x＝
，y＝
，所以晶体中，0价氧原子与－2价氧原子的数目比为3∶1。
答案：
（1）A
（2）D （3）CD
14．（2019·邯郸高二检测）A、B、C、D、E都是元素周期表中前20号元素，其原子序数依次增大。
B、C、D同周期，A、D同主族，E和其他元素既不在同周期也不在同主族。
B、C、D的最高价氧化物对应水化物均能互相发生反应生成盐和水。
A和E可形成离子化合物，其晶胞结构如图所示。
（1）A和E所形成化合物的电子式是________。
（2）A、B、C、D四种元素的原子半径由小到大的顺序为________（用元素符号表示）。
（3）A和E形成的化合物的晶体中，每个阳离子周围与它最近且距离相等的阳离子共有________个。
（4）已知A和E所形成化合物晶体的晶胞体积为1.6×10－22cm3，则A和E组成的离子化合物的密度为________（结果保留一位小数）。
解析：
由题意知B、C、D分别为Na、Al、S或Na、Al、Cl。
E与其他元素不同周期也不同主族，只能为Ca。
由晶胞可知A、E形成的离子化合物为EA2，则A为F，A、D同主族，则D为Cl。
即A、B、C、D、E分别为F、Na、Al、Cl、Ca。
（1）A、E形成的化合物为CaF2。
（2）由同周期元素原子半径变化规律可知原子半径Na＞Al＞Cl，由同主族元素原子半径变化规律可知原子半径Cl＞F。
（4）ρ＝
＝
≈3.2（g·cm－3）。
答案：
（1）[∶
∶]－Ca2＋[∶
∶]－
（2）F＜Cl＜Al＜Na
（3）12 （4）3.2g·cm－3
15．如图所示，直线交点的圆圈处为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晶体的结构示意图。
（2）在晶体中，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
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