专题3 第二单元 离子键 离子晶体-【优化探究】2025-2026学年新教材高中化学选择性必修2同步导学案配套PPT课件（苏教版）

第二单元　离子键　离子晶体 优化探究 专题3　微粒间作用力与物质性质 [课程标准要求]　1.能描述离子键的成键特征及其本质,能根据晶格能大小解释和预测同类型离子化合物的某些性质。2.能描述常见类型的离子化合物的晶体结构。3.能运用模型和有关理论解释不同类型离子化合物的晶胞构成。 任务一　离子键的形成 任务二　离子晶体 课时作业　巩固提升 任务三　常见离子晶体的分析和计算 任务一　离子键的形成 1.形成过程 静电引力 2.特征 通常情况下,阴、阳离子可以看成是　　　对称的,阴、阳离子的电荷分布也是　　　对称的,它们在空间各个方向上的　　　　　相同,所以在各个方向上都可以与带相反电荷的离子发生静电作用,且在静电作用能达到的范围内,只要空间条件允许,一个离子可同时吸引多个带相反电荷的离子,故离子键无　　　性和　　　性。  球形 球形 静电作用　 方向　 饱和 (1)离子键是指阴、阳离子之间强烈的静电引力。 (　　) (2)活泼金属元素与活泼非金属元素之间一定形成离子键。 (　　) (3)全部由非金属元素构成的化合物一定不含有离子键。 (　　) × × × 1.怎样理解离子键的实质是“静电作用”? 提示:在离子化合物中,阴、阳离子之间的静电引力使阴、阳离子相互吸引,阴离子的核外电子与阳离子的核外电子之间、阴离子的原子核与阳离子的原子核之间的静电斥力使阴、阳离子相互排斥。当阴、阳离子之间的静电引力和静电斥力达到平衡时,阴、阳离子保持一定的平衡核间距,形成稳定的离子键。 2.写出下列离子化合物的电子式。 (1)MgCl2:　 。  (2)NaOH:　 。  (3)Na2O2:　 。  (4)NaH:　 。  Na+[︰H]- 1.离子键的成键条件 成键元素的原子得、失电子的能力差别较大,电负性差值大于1.7。 2.离子键的存在 离子键只存在于离子化合物中:大多数盐、强碱、活泼金属氧化物、活泼金属过氧化物(如Na2O2)、活泼金属氢化物(如NaH和NH4H)等。 1.下列关于离子键的说法错误的是(　　) A.离子键没有方向性和饱和性 B.非金属元素组成的物质也可以含离子键 C.形成离子键时离子间的静电作用包括静电引力和静电斥力 D.因为离子键无饱和性,故一种离子周围可以吸引任意多个带异性电荷的离子 D 活泼金属和活泼非金属元素原子间易形成离子键,但由非金属元素组成的物质也可含离子键,如铵盐,B项正确;离子键无饱和性,体现在一种离子周围可以尽可能多地吸引带异性电荷的离子,但也不是任意的,因为这个数目还要受两种离子的半径比(即空间条件是否允许)和个数比的影响,D项错误。 2.具有下列电子排布的原子中最难形成离子键的是(　　) A.1s22s22p2　　　　　　　 B.1s22s22p5 C.1s22s22p63s2 D.1s22s22p63s1 A 形成离子键的元素为活泼金属元素与活泼非金属元素,A为C元素,B为F元素,C为Mg元素,D为Na元素,则只有A项碳元素既难失电子,又难得电子,不易形成离子键。 任务二　离子晶体 1.概念及结构特点 (1)概念:由阴、阳离子按一定方式有规则地排列形成的晶体。 (2)结构特点 ①构成微粒:　　　　和　　　　,离子晶体中不存在单个分子,其化学式表示的是　　　　　　　　　　。  ②微粒间的作用力:　　　　。  阴离子 阳离子 离子的个数比　 离子键　 2.晶格能(U) (1)概念:拆开1 mol离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子时所吸收的能量,单位为　　　　　。  (2)意义:用来衡量离子晶体中阴、阳离子间相互作用力的大小。 (3)影响因素:在离子晶体中,离子半径越小,离子所带的电荷数　　　,则晶格能越大。晶格能越大,阴、阳离子间的离子键就越牢固,形成的离子晶体就越稳定,则离子晶体的熔点越高,硬度　　　。  kJ·mol-1 越多　 越大 3.离子晶体的结构 (1)配位数:离子晶体中一种离子周围所环绕的　　　　　　　　的数目,称为离子的配位数。  带相反电荷离子 (2)典型离子晶体的结构 化学式 NaCl CsCl 晶体结 构模型     晶胞中微粒数 Na+、Cl-都为4 Cs+、Cl-都为1 化学式 NaCl CsCl 阴、阳离 子个数比 　　  　　  配位数 Cl-和Na+配位数都为　  Cl-和Cs+配位数都为　  其他 与Na+(Cl-)等距离且最近的Na+(Cl-)有12个,每个Cl-周围的Na+构成正八面体形 每个Cs+(Cl-)与6个Cs+(Cl-)等距离相邻 1∶1　 1∶1 6 8 4.离子晶体的性质 (1)熔、沸点较　　,硬度较　　。  (2)离子晶体不导电,但　　 　或　　　　后能导电。  (3)大多数离子晶体能溶于水,难溶于有机溶剂。 高　 大 熔融状态下　 溶于水 (1)含有金属阳离子的晶体一定是离子晶体。 (　　) (2)有些离子晶体中除含离子键外还存在共价键。(　　) (3)离子晶体受热熔化,破坏化学键,吸收能量,属于化学变化。(　　) (4)某些离子晶体受热失去结晶水,属于物理变化。(　　) × √　 × × 1.NaCl的熔点为801 ℃,CsCl的熔点为645 ℃,试解释其原因。 提示:Na+、Cs+所带电荷数一样,但Na+的半径小于Cs+的半径,NaCl中的离子键强于CsCl中的离子键,所以NaCl的熔点高于CsCl的熔点。 2.NaCl、CsCl都是AB型离子化合物,其中一种离子周围紧邻的带有相反电荷的离子数目却不同。你认为造成这一差异的可能原因是什么? 提示:两者的数目之所以不同,主要在于离子半径的差异。Cs+的半径大于Na+,因而可以吸引更多的Cl-。离子晶体中不同离子周围带相反电荷的离子数目的多少主要取决于阴、阳离子的相对大小。 3.过去许多人认为硫酸铵晶体中N与S之间的相互作用是离子键,你认为正确吗?(阅读课本拓展视野) 提示:不正确,N与S之间形成的是氢键(N—H…O)。 离子晶体的判断 (1)利用物质的分类 大多数盐(包括铵盐)、强碱、活泼金属的氧化物和过氧化物(如Na2O和Na2O2)、氢化物(如NaH)、硫化物等都是离子晶体。 (2)利用元素的性质和种类 ①利用电负性:如成键元素的电负性差值大于1.7的物质。 ②利用元素在周期表中的位置:金属元素(如ⅠA、ⅡA族元素等)与非金属元素(如ⅥA、ⅦA族元素等)组成的化合物。 (3)利用物质的性质 离子晶体一般具有较高的熔、沸点,难挥发,硬而脆;固体不导电,但熔融状态下或溶于水后能导电。 1.下列性质适合于离子晶体的是(　　) A.熔点1 070 ℃,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0.97 g·cm-3 A 熔点1 070 ℃,熔点高,易溶于水,水溶液能导电,符合离子晶体的特点,故A正确;熔点为10.31 ℃,熔点低,不符合离子晶体的特点,液态不导电,是由于液态时,只存在分子,没有离子,水溶液能导电,溶于水后,分子在水分子的作用下,电离出自由移动的离子,故B错误;能溶于CS2,熔点112.8 ℃,沸点444.6 ℃,不符合离子晶体的特点,故C错误;金属钠熔点为97.81 ℃,质软、导电、密度0.97 g/cm3,金属钠为金属晶体,故D错误。 2.MgO、Rb2O、CaO、BaO四种离子晶体的熔点高低顺序正确的是 (　　) A.MgO>Rb2O>BaO>CaO B.MgO>CaO>BaO>Rb2O C.CaO>BaO>MgO>Rb2O D.CaO>BaO>Rb2O>MgO B 四种离子晶体所含阴离子相同,所含阳离子不同。对Mg2+、Rb+、Ca2+、Ba2+进行比较,Rb+所带电荷数少,半径最大其与O2-形成的离子键最弱,故Rb2O的熔点最低;对Mg2+、Ca2+、Ba2+进行比较,它们所带电荷数一样多,半径:Mg2+<Ca2+<Ba2+,与O2-形成的离子键由强到弱的顺序是MgO>CaO>BaO,相应离子晶体的熔点由高到低的顺序为MgO>CaO>BaO。 任务三　常见离子晶体的分析和计算 1.氯化钠型离子晶体 常见的氯化钠型离子晶体还有KCl、NaBr、CaO、MgO等。 NaCl的晶胞结构如图: (1)晶胞中含Na+的个数为8×+6×=4,Cl-的个数为12×+1=4。 (2)Cl-周围最近且等距的Na+构成　　 　　,Na+周围最近且等距的Cl-构成　　　　　。  (3)晶胞中,与Na+等距且最近的Na+有　　个。  (4)若晶胞立方体的边长为a cm,则最近的Na+间距离为a cm。 正八面体 正八面体 12 2.氯化铯型离子晶体 CsCl、CsBr、CsI、NH4Cl等晶体都属于氯化铯型离子晶体。 根据CsCl的晶胞结构分析,CsCl晶体中两个距离最近的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　　。  6　 12 a　 8 a　 8 1.如图是CaF2晶体的晶胞结构。 (1)CaF2晶体中Ca2+的配位数是多少?F-的配位数是多少? 提示:Ca2+的配位数是8,F-的配位数是4。 (2)已知晶体中晶胞的边长为b pm。则Ca2+、F-间的最近距离为多少?晶体的密度是多少?(NA为阿伏加德罗常数的值) 提示:F-位于体对角线上,距离最近顶点的Ca2+的距离为体对角线长的,故距离最近的Ca2+、F-间的距离为b pm。每个CaF2晶胞中含4个“CaF2”,则ρ= g·cm-3=×1030 g·cm-3。 2.氯化铯的晶胞如图,图中原子1的分数坐标为(0,0,0),则原子2、3、4的分 数坐标分别为　　　　　　　、　　　　、(1,1,1)。  　 (1,1,0) 原子分数坐标 (1)概念 原子分数坐标表示晶胞中各原子的相对位置。 (2)原子分数坐标的确定方法 ①依据已知原子的分数坐标确定坐标系取向。 ②一般以坐标轴所在正方体的棱长为1个单位。 ③从原子所在位置分别向x、y、z轴作垂线,所得坐标轴上的截距即为该原子的分数坐标。 晶胞中的任意一个原子的位置均可用3个分别小于1的数在空间直角坐标系中表示出来,如位于晶胞原点(顶点)的原子分数坐标为(0,0,0);位于晶胞体心的原子分数坐标为;位于xOz面心的原子的分数坐标为等(如图所示)。 1.图a~d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.a和c　　　　　　　 B.b和c C.b和d D.a和d D NaCl晶胞是简单立方体结构,每个Na+周围最邻近的Cl-有6个,每个Cl-周围最邻近的Na+有6个;与每个Na+等距离且最近的Cl-有6个,且构成正八面体,同理,与每个Cl-等距离且最近的6个Na+也构成正八面体,由图可知,a和d属于从NaCl晶体中分割出来的结构图。 2.钴的一种化合物的晶胞结构如图所示,已知A点的原子分数坐标为(0,0,0),B点为。下列说法错误的是(　　)  A.化合物中Co2+的外围电子排布式为3d7 B.钴的周围有6个等距且最近的O2- C.C点的原子分数坐标为 D.该物质的化学式为TiCoO2 D C点的原子处于体心,原子分数坐标为,C正确;此晶胞中O2-个数为6×=3,Ti4+个数为8×=1,Co2+个数为1,该物质的化学式为TiCoO3,D错误。 3.如图为NaCl和CsCl的晶体结构。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 C.NaCl和CsCl晶体中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,所以阳离子与阴离子的半径比相同 D NaCl和CsCl都是由阴、阳离子通过离子键构成的晶体,阴、阳离子个数之比都为1∶1,则都属于AB型的离子晶体,故A、B项正确;结合题图可知,钠离子的配位数为6,铯离子的配位数为8,故C项正确;NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体,但钠离子半径小于铯离子半径,则NaCl的阳离子与阴离子的半径比小于CsCl的,故D项错误。 课时作业　巩固提升 2 3 4 5 6 7 8 1 [对点训练] 题组一　离子键和晶格能 1.下列关于晶格能的叙述正确的是(　　) A.晶格能仅与形成晶体的离子所带电荷数有关 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 9 10 11 12 13 D 离子晶体中离子半径越小,离子所带电荷越多,晶格能越大,晶格能与形成晶体的离子所带电荷数和离子半径有关,A、B错误;离子键是相邻阴、阳离子间的静电作用,C错误;晶格能越大,离子晶体的熔点越高,D正确。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 2.下列说法不正确的是(　　) A.离子晶体的晶格能越大离子键越强 B.通常阳离子的半径越大则可同时吸引的阴离子越多 C.通常阴、阳离子的半径越小、电荷数越大,该阴、阳离子组成离子化合物的晶格能越大 D.拆开1 mol离子键所需的能量称为该离子晶体的晶格能 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 D 晶格能是指拆开1 mol离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子时所吸收的能量,故D错误。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 3.下列离子晶体的晶格能大小排列正确的是(　　) A.NaF>NaCl>NaBr>NaI B.NaCl>CaCl2>MgCl2>AlCl3 C.NaCl>Na2O>MgO>Al2O3 D.CaO>BaO>KCl>NaCl 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 A 四种物质均为离子化合物,F、Cl、Br、I为同主族元素,其阴离子所带电荷数相同,但半径依次增大,则晶格能大小顺序为NaF>NaCl>NaBr>NaI,A正确;NaCl、CaCl2、MgCl2均为离子化合物,均含有离子键,AlCl3为共价化合物,不含离子键,B错误;离子所带电荷越多,离子半径越小,晶格能越大,则晶格能:Na2O<MgO<Al2O3,Cl-半径大于O2-,且所带电荷数少,则晶格能:NaCl<Na2O,则晶格能大小顺序为NaCl<Na2O<MgO<Al2O3,C错误;离子半径:Ca2+<Ba2+,则晶格能:CaO>BaO,离子半径:Na+<K+,则晶格能:NaCl>KCl,且Ba2+、O2-所带电荷多于Na+、Cl-,电荷的影响大于半径的影响,故晶格能:BaO>NaCl,D错误。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 题组二　离子晶体分析与计算 4.KO2的晶体结构和NaCl相似,可以看作是Na+的位置用K+代替,Cl-的位置用代替,如图所示。下列对KO2晶体结构的描述正确的是(　　) A.和K+距离相同且最近的共有8个 B.和K+距离相同且最近的K+共有8个 C.由和K+距离相同且最近的构成 的多面体是正八面体 D.由和K+距离相同且最近的构成的多面体是正六面体 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 C 由题意知,KO2中存在的阴、阳离子为和K+,又与NaCl结构相似,我们可以依据熟悉的NaCl进行判断,和Na+距离相同且最近的Cl-有6个,组成一个正八面体,和Na+距离相同且最近的Na+有12个,代入K+、同样适合。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 5.在冰晶石(Na3AlF6)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+个数为(　　) A.12　　　　　　　　　 B.8 C.4 D.3 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 A NaCl晶胞中所含Cl-个数为4,由题意知,冰晶石晶胞中[AlF6]3-的个数也应为4,化学式Na3AlF6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。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 6.黄铜矿(CuFeS2)是炼铜的最主要矿物,火法冶炼黄铜矿的过程中,其中一步反应是2Cu2O+Cu2S6Cu+SO2↑,其中Cu2O晶胞如图所示,下列说法错误的是(　　) A.Cu原子的第一电离能小于Zn原子的第一电离能 B.该晶胞中灰球代表铜原子、白球代表氧原子 C.Cu2O和Cu2S相比,熔点较高的是Cu2O D.Cu2O的晶胞中Cu+的配位数是2 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 B Cu原子的外围电子排布式为3d104s1,易失去一个电子达到较稳定的3d10,Zn原子的外围电子排布式为3d104s2,为全充满稳定状态,所以Cu原子的第一电离能小于Zn原子的第一电离能,A正确;由图知Cu2O晶胞中灰球的个数为×8+1=2,白球的个数为4,所以灰球与白球的个数比为1∶2,故灰球代表的是氧原子,白球代表的是铜原子,B错误;Cu2O和Cu2S都属于离子晶体,离子半径越小,熔点越高,离子半径:O2-<S2-,所以熔点较高的是Cu2O,C正确;根据晶胞结构可以判断Cu+的配位数是2,D正确。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 7.钡在氧气中燃烧时得到一种钡的氧化物晶体,其晶胞的结构如图所示,下列有关说法正确的是(　　) A.该晶体属于离子晶体 B.该晶体的化学式为Ba2O2 C.该晶体的晶胞结构与CsCl相似 D.与每个Ba2+距离相等且最近的Ba2+共有8个 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 A 晶体中含有Ba2+和,则该晶体属于离子晶体,A正确;该晶体的晶胞结构与NaCl的晶胞结构相似,所以与每个Ba2+距离相等且最近的Ba2+共有12个,C、D不正确;该氧化物的1个晶胞中含有4个Ba2+和4个,则该晶体的化学式为BaO2,B不正确。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 8.氧化锌透明度高,常温下有优异的发光性能,在半导体领域中有着广泛的应用,一种氧化锌的立方晶胞结构如图所示(用NA表示阿伏加德罗常数的值),下列说法错误的是(　　) A.晶胞的质量为 g B.基态氧原子核外电子有5种空间运动状态 C.锌原子间的最短距离为a pm D.Zn、O均是p区元素 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 D 由晶胞结构可知,晶胞中位于顶点和面心的锌原子个数为8×+6×=4,位于体内的氧原子个数为4,晶胞的质量为 g,故A正确;电子在原子核外的一个原子轨道称为一种空间运动状态,氧元素的原子序数为8,基态原子的电子排布式为1s22s22p4,核外电子分布在1s、2s、2p的5个原子轨道上,则基态氧原子核外电子有5种空间运动状态,故B正确;由晶胞结构可知,顶点与面心的两个锌原子距离最近,由晶胞的参数为a pm可知,面对角线长度为a pm,则锌原子间的最短距离为a pm,故C正确;锌元素是过渡元素,位于元素周期表第4周期ⅡB族,属于ds区元素,故D错误。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 [综合强化] 9.下列有关离子晶体的数据大小比较不正确的是(　　) A.熔点:NaF>RbF>KF B.晶格能:NaF>NaCl>NaBr C.阴离子的配位数:CsCl>NaCl>CaF2 D.硬度:MgO>CaO>BaO 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 A 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的离子键依次减弱,晶格能依次减小,硬度依次减小。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 10.如图是CsCl晶体的一个晶胞,相邻的两个Cl-的核间距为a cm,NA为阿伏加德罗常数的值,CsCl的相对分子质量用M表示,则CsCl晶体的密度(g·cm-3)为(　　) A. B. C. D. 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 D 由均摊法求得CsCl晶胞含有1个Cs+和1个Cl-,其质量是 g,再由相邻的两个Cl-的核间距为a cm,求出该晶胞的体积是a3 cm3,所以晶胞的密度是 g·cm-3。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 11.有关晶胞的结构如图所示,下列说法错误的是(　　) A.在NaCl晶胞中,距Na+最近的Cl-形成正八面体 B.在CaF2晶体中,每个CaF2晶胞平均占有4个Ca2+ C.在CsCl晶胞中,Cl-的配位数为8 D.在Na3OCl晶胞中,若Cl-位于各顶点位置,则Na+位于体心位置 11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 D 在NaCl晶胞中,距Na+最近的Cl-有6个,形成正八面体,A项正确;在CaF2晶体中,Ca2+处于晶胞的8个顶点和6个面心,则每个CaF2晶胞平均占有4个Ca2+,B项正确;在CsCl晶胞中,Cs+、Cl-的个数之比为1∶1,其配位数均为8,C项正确;在Na3OCl晶胞中,Na+、O2-、Cl-个数之比为3∶1∶1,若Cl-位于各顶点位置,则1个晶胞含有1个Cl-,根据离子个数比推知,O2-位于体心位置,Na+应位于面心位置,D项错误。 11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 12.离子晶体溴化钠、氯化钠和氧化镁的核间距和晶格能(部分)如表所示: 11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10   NaBr NaCl MgO 离子的核间距/pm 290 276 205 晶格能/(kJ·mol-1)   787 3 890 (1)溴化钠晶体比氯化钠晶体晶格能　　　　(填“大”或“小”),主要原因是　  　。  小　 NaBr比NaCl中离子的核间距大 (2)氧化镁晶体比氯化钠晶体晶格能大,主要原因是___________________   　。  11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 氧化镁晶体中的阴、 阳离子的电荷数绝对值较大,并且半径较小 (3)溴化钠、氯化钠和氧化镁晶体中,硬度最大的是　　 　　。 工业制取单质镁时,往往电解的是氯化镁而不是氧化镁,主要原因是 　  　。  氧化镁(MgO) 氧化镁晶体比氯化镁晶体晶格能大,熔点高,电解时消耗电能较大 利用离子晶体中离子的核间距、离子的电荷数与晶格能的关系,对离子晶体的物理性质进行分析。晶格能越大,则离子晶体越稳定,即熔、沸点越高。 11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 13.(1)Cu3N的晶胞结构如图,N3-的配位数为　　　,Cu+半径为a pm,N3-半径为b pm,阴、阳离子看成刚性小球,并彼此相切,则Cu3N的密度为 　　 　　g·cm-3。(用NA表示阿伏加德罗常数的值,列出表达式即可)  11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 6 　　 (1)根据Cu3N的晶胞结构图可知,N3-在顶点,Cu+在棱心,因此N3-的配位数为6(上、下、左、右、前、后),Cu+半径为a pm,N3-半径为b pm,阴、阳离子看成刚性小球,并彼此相切,则Cu3N的密度为ρ== g·cm-3 = g·cm-3。 11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 (2)ZnS是一种使用广泛的荧光材料。 已知立方ZnS的晶胞结构如图所示:  ①已知A、B点的原子分数坐标分别为 (0,0,0)和,则C点的原子分数坐标为　　　 　。  ②立方ZnS的晶胞参数a=541 pm,则其晶体密度为 　　 　　 g·cm-3(列出计算表达式)。  11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 (2)②根据均摊原则,晶胞中S2-数目为8×+6×=4 、Zn2+数目为4,立方ZnS的晶胞参数a=541 pm,则其晶体密度为 g·cm-3= g·cm-3。 11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 $$