人教版选修3第三章 第四节课时作业.docx

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人教版选修3第三章第四节课时作业

[目标导航]　1.理解离子键、离子晶体的概念，能用离子键的有关理论解释离子晶体的物理性质。

2.了解常见的离子晶体的晶胞结构，认识晶格能的概念及意义，能根据晶格能的大小分析晶体的性质。

一、离子晶体

1.结构特点

（1）构成微粒：

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.决定晶体结构的因素

（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.常见的离子晶体

晶体类型

NaCl

CsCl

CaF2

晶胞

阳离子的配位数

6

8

8

阴离子的配位数

6

8

4

晶胞中所含离子数

Cl－4

Na＋4

Cs＋1

Cl－1

Ca2＋4

F－8

4.物理性质

（1）硬度较大，难于压缩。

（2）熔点和沸点较高。

（3）固体不导电，但在熔融状态或水溶液时能导电。

【议一议】

1.结合离子晶体的知识回答：

（1）含金属阳离子的晶体一定是离子晶体吗？

有阳离子的晶体中一定存在阴离子吗？

答案　不一定，也可能是金属晶体；晶体中含有阳离子，不一定存在阴离子，如金属晶体由阳离子和自由电子构成的。

（2）离子晶体中一定含有金属元素吗？

由金属元素和非金属元素组成的晶体一定是离子晶体吗？

答案　不一定，离子晶体中不一定含金属元素，如NH4Cl、NH4NO3等铵盐。

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。

（3）离子晶体的熔点一定低于原子晶体吗？

答案　不一定，离子晶体的熔点不一定低于原子晶体，如MgO是离子晶体，SiO2是原子晶体，MgO的熔点高于SiO2的熔点。

（4）离子晶体中除含有离子键外，是否含有共价键？

答案　离子晶体中除含有离子键外，还有可能含有共价键、配位键。

如Na2O2、NaOH、Ba（OH）2、Na2SO4中均含离子键和共价键，NH4Cl中含有离子键、共价键、配位键。

2.氯化钠的化学式为NaCl，能否说明晶胞中含有一个钠离子和一个氯离子？

能否表示氯化钠的分子式？

答案　氯化钠晶胞中含有的钠离子和氯离子分别为4，而氯化钠的化学式为NaCl，这说明离子晶体的化学式仅表示晶体中阴阳离子的个数比，并不代表其分子组成，因为离子晶体中没有分子。

3.填空

（1）NaCl晶体中，每个Na＋（Cl－）周围与它最近且等距离的Na＋（Cl－）有12个，Na＋（Cl－）周围与它最近且等距的Cl－（Na＋）有6个。

（2）CsCl晶体中，每个Cs＋（Cl－）周围与它最近且等距离的Cs＋（Cl－）有6个，每个Cs＋（Cl－）周围与它最近且等距离的Cl－（Cs＋）有8个。

二、晶格能

1.概念

气态离子形成1mol离子晶体释放的能量。

通常取正值，单位为kJ·mol－1。

2.影响因素

3.晶格能对离子晶体性质的影响

晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，而且熔点越高，硬度越大。

【议一议】

根据晶格能的知识回答：

（1）为何Na2O的晶格能大于NaF，而KCl的晶格能大于KI?

答案　晶格能与离子所带的电荷成正比，而与离子半径的大小成反比。

在Na2O和NaF中，O2－所带的电荷比F－多，故Na2O的晶格能大于NaF；而KCl和KI中，Cl－半径小于I－的半径，故KCl的晶格能大于KI。

（2）火山喷出岩浆中含有多种硫化物，冷却时ZnS比HgS先析出，原因是什么？

答案　二者均为离子晶体，ZnS晶格能大于HgS，因此ZnS先析出。

（3）KCl、MgO、CaO的晶体结构与NaCl的晶体结构相似，KCl、CaO、MgO三种离子晶体熔点从高到低的顺序是。

答案　MgO＞CaO＞KCl

一、离子晶体的结构与性质

1.离子晶体的结构

（1）离子晶体微粒之间的作用力是离子键，由于离子键没有方向性和饱和性，故离子晶体一般采取密堆积方式。

（2）离子晶体中存在的微粒是阳离子和阴离子，离子晶体的化学式只表示晶体中阴、阳离子的个数比，而不是表示其分子组成。

（3）离子晶体中，离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强。

2.离子晶体的性质

性质

原因

熔、沸点

离子晶体中有较强的离子键，熔化或气化时需消耗较多的能量。

所以离子晶体有较高的熔点、沸点和难挥发性。

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

硬度

硬而脆。

离子晶体表现出较高的硬度。

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

导电性

不导电，但熔融或溶于水后能导电。

离子晶体中，离子键较强，阴、阳离子不能自由移动，即晶体中无自由移动的离子，因此离子晶体不导电。

当升高温度时，阴、阳离子获得足够的能量克服了离子间的相互作用力，成为自由移动的离子，在外加电场的作用下，离子定向移动而导电。

离子晶体溶于水时，阴、阳离子受到水分子的作用成了自由移动的离子（或水合离子），在外加电场的作用下，阴、阳离子定向移动而导电

溶解性

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、苯、CCl4）中。

当把离子晶体放入水中时，水分子对离子晶体中的离子产生吸引，使离子晶体中的离子克服离子间的相互作用力而离开晶体，变成在水中自由移动的离子

延展性

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

3.离子晶体与其他晶体类型的比较

类型

项目　　

离子晶体

原子晶体

分子晶体

金属晶体

构成晶体的粒子

阴、阳离子

原子

分子

金属阳离子和自由电子

粒子间的作用

离子键

共价键

分子间作用力（范德华力或氢键）

金属键

确定作用力强弱的一般判断方法

离子电荷数、半径

键长（原子半径）

组成结构相似时，比较相对分子质量

离子半径、价电子数

熔、沸点

较高

很高

较低

差别较大（汞常温下为液态，钨熔点为3410℃）

硬度

略硬而脆

很大

较小

差别较大

导电性

不良导体（熔化后或溶于水导电）

不良导体（个别为半导体）

不良导体（部分溶于水发生电离后导电）

良导体

溶解性

多数易溶

一般不溶

相似相溶

一般不溶于水，少数与水反应

机械加工性

不良

不良

不良

优良

延展性

差

差

差

优良

【易错提醒】　

（1）离子晶体中一定存在离子键，可能存在共价键，一定不存在分子间作用力。

（2）只有分子晶体中存在单个分子。

（3）某些离子晶体的熔点高于某些原子晶体的熔点。

如MgO（2852℃）＞SiO2（1710℃）。

（4）某些分子晶体的熔点高于某些金属晶体的熔点。

如碱金属熔点较低。

（5）个别金属的熔点高于某些原子晶体的熔点。

如钨（3410℃）＞SiO2（1710℃）。

（6）合金的熔点一般低于成分金属的熔点。

【例1】　下列性质适合于离子晶体的是（　　）

A.熔点1070℃，易溶于水，水溶液能导电

B.熔点10.31℃，液态不导电，水溶液能导电

C.能溶于CS2，熔点112.8℃，沸点444.6℃

D.熔点97.81℃，质软，导电，密度0.97g·cm－3

解析　离子晶体在液态（即熔融态）导电；CS2是非极性溶剂，根据相似相溶规律，C不是离子晶体；由于离子晶体质硬易碎，且固态不导电，D不是离子晶体。

答案　A

【解题反思】　

（1）依据组成晶体的微粒和粒子间的作用力判断。

（2）依据物质的分类判断。

①金属氧化物（如K2O、Na2O2等）、强碱（如NaOH、KOH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、晶体硅、晶体硼外）、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、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。

④金属单质与合金是金属晶体。

（3）依据晶体的熔点判断：

①离子晶体的熔点较高，常在数百至1000度。

②原子晶体熔点很高，常在1000度至几千度。

③分子晶体熔点低，常在数XX以下至很低温度。

④金属晶体多数熔点高，但也有少数熔点较低。

（4）依据导电性判断

①离子晶体水溶液及熔化时能导电。

②原子晶体一般不导电，个别为半导体导电。

③分子晶体不导电，属于电解质的分子晶体溶于水发生电离而导电。

④金属晶体固态或熔融态均导电。

变式训练1　以下事实，可以较充分说明某晶体是离子晶体的是（　　）

A.具有较高的熔点

B.可溶于水

C.固体不导电，熔融状态能导电

D.水溶液能导电

答案　C

解析　原子晶体通常熔点也比较高，A错误；某些分子晶体也可溶于水，如SO3等，B错误；分子晶体溶于水，只要能电离也能导电，故D也不正确；C是离子晶体独有的性质，能说明晶体是离子晶体。

【解题反思】　离子晶体在固态不导电，熔融状态导电；共价化合物不论是分子晶体还是原子晶体，在固态和熔融状态均不导电，故可以通过熔融状态能否导电的实验判断某化合物是否为离子晶体。

二、晶格能的应用

1.离子晶体结构类型相同时，离子所带电荷越多，离子半径越小，晶格能越大，晶体熔、沸点越高，硬度越大。

2.晶格能的大小影响岩浆晶出的次序，晶格能越大，形成的晶体越稳定，岩浆中的矿物越容易结晶析出。

【例2】　根据表格数据回答下列有关问题：

（1）已知NaBr、NaCl、MgO等离子晶体的核间距离和晶格能如下表所示：

NaBr

NaCl

MgO

离子的核间距/pm

290

276

205

晶格能/kJ·mol－1

787

3890

①NaBr晶体比NaCl晶体晶格能（填“大”或“小”），主要原因是。

②MgO晶体比NaCl晶体晶格能大，主要原因是。

③NaBr、NaCl和MgO晶体中，熔点最高的是。

（2）Mg是第三周期元素，该周期部分元素氟化物的熔点见下表：

氟化物

NaF

MgF2

SiF4

熔点/K

1266

1534

183

①解释表中氟化物熔点差异的原因：

a.

b.

②硅在一定条件下可以与Cl2反应生成SiCl4，试判断SiCl4的沸点比CCl4的（填“高”或“低”），理由

解析　

（1）对同类型的离子晶体中，离子半径越小，离子电荷数越多，晶格能越大，离子晶体越稳定，熔、沸点越高。

（2）①先比较不同类型晶体的熔点。

NaF、MgF2为离子晶体，离子间以离子键结合，离子键作用强，SiF4固态时为分子晶体，分子间以范德华力结合，范德华力较弱，故NaF和MgF2的熔点都高于SiF4。

b.再比较相同类型晶体的熔点。

Na＋的半径比Mg2＋半径大，Na＋所带电荷数小于Mg2＋，所以MgF2的离子键比NaF的离子键强度大，MgF2熔点高于NaF熔点。

②SiCl4和CCl4组成、结构相似，SiCl4的相对分子质量大于CCl4的相对分子质量，SiCl4的分子间作用力大于CCl4的分子间作用力，故SiCl4的熔点高于CCl4的熔点。

答案　

（1）①小　NaBr比NaCl离子的核间距大　②MgO晶体中的阴、阳离子的电荷数绝对值大，并且离子的核间距小　③MgO　

（2）①a.NaF与MgF2为离子晶体，SiF4为分子晶体，所以NaF与MgF2远比SiF4熔点要高　b.因为Mg2＋的半径小于Na＋的半径且Mg2＋所带电荷数较大，所以MgF2的离子键强度大于NaF的离子键强度，故MgF2的熔点高于NaF　②高　SiCl4的相对分子质量比CCl4的大，范德华力大，因此沸点高

【解题反思】　晶体熔、沸点高低的比较方法

（1）不同类型晶体熔、沸点的比较：

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。

②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）同种类型晶体熔、沸点的比较：

①原子晶体

原子半径越小→键长越短→键能越大→熔、沸点越高。

如熔点：

金刚石＞硅晶体。

②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，其离子晶体的熔、沸点就越高。

如熔点：

MgO＞NaCl＞CsCl。

③分子晶体

a.分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常得高。

如沸点：

H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。

b.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。

如熔、沸点：

SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。

c.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，其熔、沸点越高。

如熔、沸点：

CO＞N2，CH3OH＞CH3CH3。

④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。

如熔、沸点：

Na＜Mg＜Al。

变式训练2　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.晶格能：

NaF＞NaCl＞NaBr

C.阴离子的配位数：

CsCl＞NaCl＞CaF2

D.硬度：

MgO＞CaO＞BaO

答案　A

解析　由于Na＋、Mg2＋、Al3＋的离子半径依次减小，所带电荷数依次增加，所以NaF、MgF2、AlF3的晶格能依次增大，即熔点依次升高，A错误；F－、Cl－、Br－的半径依次增大，NaF、NaCl、NaBr的晶格能依次减小，B正确；CsCl、NaCl、CaF2中阴离子的配位数分别为8、6、4，C正确；Mg2＋、Ca2＋、Ba2＋的半径依次增大，MgO、CaO、BaO的晶格能依次减小，即硬度依次减小，D正确。

【解题反思】　比较晶体熔、沸点时，应先弄清晶体的类型，然后根据不同类型晶体进行判断。

1.离子晶体一般不具有的特征是（　　）

A.熔点较高，硬度较大

B.易溶于水而难溶于有机溶剂

C.固体时不能导电

D.离子间距离较大，其密度较大

答案　D

解析　离子晶体的结构决定着离子晶体具有一系列特性，这些特性包括A、B、C项所述；离子间的距离取决于离子半径的大小及晶体的密堆积形式等。

2.离子晶体熔点的高低决定于阴、阳离子之间的核间距离和晶格能的大小，根据所学知识判断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

答案　D

解析　对于离子晶体来说，离子所带电荷数越多，阴、阳离子间的核间距离越小，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正确。

3.下列关于晶格能的叙述中正确的是（　　）

A.晶格能仅与形成晶体中的离子所带电荷有关

B.晶格能仅与形成晶体的离子半径有关

C.晶格能是指相邻的离子间的静电作用

D.晶格能越大的离子晶体，其熔点越高

答案　D

解析　晶格能与离子所带电荷的乘积成正比，与阴、阳离子半径的大小成反比；晶格能越大，晶体的熔、沸点越高，硬度也越大，所以A、B错，D正确。

4.根据表中给出物质的熔点数据（AlCl3沸点为182.7℃），判断下列说法错误的是（　　）

晶体

NaCl

MgO

SiCl4

AlCl3

晶体硼

熔点/℃

801

2800

－70

180

2500

A.MgO中的离子键比NaCl中的离子键强

B.SiCl4晶体是分子晶体

C.AlCl3晶体是离子晶体

D.晶体硼是原子晶体

答案　C

解析　根据表中各物质的熔点，判断晶体类型。

NaCl和MgO是离子化合物，形成离子晶体，故熔、沸点越高，说明晶格能越大，离子键越强，A正确；SiCl4是共价化合物，熔、沸点较低，为分子晶体，硼为非金属单质，熔、沸点很高，是原子晶体，B、D正确；AlCl3虽是由活泼金属和活泼非金属形成的化合物，但其晶体熔、沸点较低，应属于分子晶体。

5.现有几组物质的熔点（℃）数据：

A组

B组

C组

D组

金刚石：

3550

Li：

181

HF：

－83

NaCl

硅晶体：

1410

Na：

98

HCl：

－115

KCl

硼晶体：

2300

K：

64

HBr：

－89

RbCl

二氧化硅：

1732

Rb：

39

HI：

－51

MgO：

2800

据此回答下列问题：

（1）由表格可知，A组熔点普遍偏高，据此回答：

①A组属于晶体，其熔化时克服的粒子间的作用力是。

②硅的熔点低于二氧化硅，是由于。

③硼晶体的硬度与硅晶体相对比：

。

（2）B组晶体中存在的作用力是，其共同的物理性质是（填序号），可以用理论解释。

①有金属光泽②导电性

③导热性④延展性

（3）C组中HF熔点反常是由于

（4）D组晶体可能具有的性质是（填序号）。

①硬度小②水溶液能导电

③固体能导电④熔融状态能导电

（5）D组晶体中NaCl、KCl、RbCl的熔点由高到低的顺序为，MgO晶体的熔点高于三者，其原因解释为。

答案　

（1）①原子　共价键　②Si—Si键键能小于Si—O键键能　③硼晶体大于硅晶体　

（2）金属键　①②③④　电子气　（3）HF分子间能形成氢键，其熔化时需要消耗的能量更多（只要答出HF分子间能形成氢键即可）　（4）②④　（5）NaCl＞KCl＞RbCl　MgO晶体为离子晶体，离子所带电荷越多，半径越小，晶格能越大，熔点越高

解析　

（1）A组由非金属元素组成，熔点最高，属于原子晶体，熔化时需破坏共价键。

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，硬度大。

（2）B组都是金属，存在金属键，具有金属晶体的性质，可以用“电子气理论”解释相关物理性质。

（3）C组卤化氢晶体属于分子晶体，HF熔点高是由于分子之间形成氢键。

（4）D组是离子化合物，熔点高，具有离子晶体的性质。

（5）晶格能与离子电荷数和离子半径有关，电荷越多，半径越小，晶格能越大，晶体熔点越高。

6.请按要求填空。

（1）如图所示，食盐晶体由钠离子和氯离子构成。

已知食盐的摩尔质量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（填序号）。

A.3.0×10－8cmB.3.5×10－8cm

C.4.0×10－8cmD.5.0×10－8cm

（2）通过X射线探明，KCl、MgO、CaO、NiO、FeO立体结构与NaCl的晶体结构相似。

①某同学画出的MgO晶胞结构示意图如下图所示，请改正图中错误；

②MgO是优良的耐高温材料，MgO的熔点比CaO的高，其原因是

③Ni2＋和Fe2＋的离子半径分别为69pm和78pm，则熔点NiO（填“＜”或“＞”）FeO，NiO晶胞中Ni和O的配位数分别为、。

④已知CaO晶体密度为ag·cm－3，NA表示阿伏加德罗常数，则CaO晶胞体积为cm3。

（3）NaF的熔点

BF

的熔点（填“＞”、“＜”或“＝”），其原因是

（4）如图是CaF2晶体的晶胞示意图，回答下列问题：

①Ca2＋的配位数是，F－的配位数是。

②该晶胞中含有的Ca2＋数目是个，F－数目是个。

③CaF2晶体的密度为ag·cm－3，则晶胞的体积是

（只要求列出算式）。

答案　

（1）C

（2）①空心球应为O2－，实心球应为Mg2＋；8号空心球应改为实心球　②Mg2＋半径比Ca2＋小，MgO的晶格能大

③＞　6　6　④

（3）＞　两者均为离子晶体，且电荷数均为1，但后者离子半径大，离子键较弱，因此熔点较低

（4）①8　4　②4　8　③

解析　

（1）从图中可看出，顶角上的每个离子为8个小立方体所共有，因此每个小立方体实际上只能分摊得

个“NaCl”。

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4.0×10－8cm。

（2）①因为氧化镁与氯化钠的晶体结构相似，所以在晶体中每个Mg2＋周围应该有6个O2－，每个O2－周围应该有6个Mg2＋，根据此规则可得⑧应该改为黑色。

由于Mg2＋的半径小于O2－的半径，所以空心球代表O2－，实心球代表Mg2＋。

②MgO与CaO的离子电荷数相同，Mg2＋半径比Ca2＋小，MgO晶格能大，熔点高。

③NiO晶胞与NaCl晶胞相同，所以Ni和O的配位数都是6，离子半径Ni2＋＜Fe2＋，晶格能NiO＞FeO，所以熔点NiO＞FeO。

④由于CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，所以CaO晶胞中也含有4个钙离子和4个氧离子，因此CaO晶胞体积为

＝

。

（3）两者均为离子化合物，且电荷数均为1，但后者离子半径大，离子键较弱，因此熔点较低。

（4）①每个Ca2＋周围吸引8个F－，每个F－周围吸收4个Ca2＋，所以Ca2＋的配位数为8，F－的配位数为4。

②F－位于晶胞内部，所以每个晶胞中含有F－8个。

含有Ca2＋为

×8＋

×6＝4个。

③ρ＝

＝

＝ag·cm－3，

V＝

。

[基础过关]

题组1　离子晶体的结构与性质

1.AB、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

AB

CD

EF

离子电荷数

1

1

2

核间距/10－10m

2.31

3.18

2.10

A.CD>AB>EFB.AB>EF>CD

C.AB>CD>EFD.EF>AB>CD

答案　D

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。

2.下列说法中正确的是（　　）

A.固态时能导电的晶体一定是金属晶体

B.熔融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　固态时能导电的晶体不一定是金属晶体，如石墨晶体、硅晶体都能导电，A错误；熔融态能导电的晶体不一定是离子晶体，金属晶体熔融态时也能导电，B错误；水溶液能导电的晶体不一定是离子晶体，一些分子晶体也具有此性质，如干冰的水溶液就能导电，C错误；固态不导电而熔融态能导电，这是离子晶体区别于其它晶体的本质特征，D正确。

3.为了确定SbCl3、SbCl5、SnCl4是否为离子晶体，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，SbCl3是苍黄色液体，SnCl4为无色液体。

结论：

SbCl3和SnCl4都是离子晶体

B.测定SbCl3、SbCl5、SnCl4的熔点依次为73.5℃、2.8℃、－33℃。

结论：

SbCl3、SbCl5、SnCl4都不是离子晶体

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都是离子晶体

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都是离子晶体

答案　B

解析　离子晶体一般熔、沸点较高，常温下为固体，A错误；一般熔点较低的晶体，是分子晶体而不是离子晶体，B正确；几种物质溶于水电离出Cl－与AgNO3生成白色沉淀AgCl，不是判断其为离子晶体的依据，因为一些分子晶体也具有此性