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1、為您服務教育網 專題一 物質結構及元素周期表 一、考點回顧 1.考點網絡構建 （1）． 元素“位一構一性”之間的關系 （2）．推斷元素的名稱或位置是本節(jié)常見題型之一，其方法大致可歸納如下： 2.考點闡釋： 考點1：同周期、同主族性質遞變的邏輯推導關系 1． 同周期、同主族元素性質遞變規(guī)律 性質 同周期(從左→右) 同主族(從上→下) 原子半徑 逐漸減小 逐漸增大 電子層結構 電子層數(shù)相同最外層電子數(shù)漸多 電子層數(shù)遞增最外層電子數(shù)相同 失電子能力得電子能力 逐漸減小逐漸增大 逐漸增大逐漸減小 金屬性非金屬性 逐漸減弱逐漸增強 逐漸增強逐漸減

2、弱 主要化合價 最高正價(+1→+7)非金屬負價=-(8-族序數(shù)) 最高正價=族序數(shù)(O、F除外)非金屬負價=-(8-族序數(shù)) 最高價氧化物的酸性對應水化物的堿性 酸性逐漸增XK 堿性逐漸減弱 酸性逐漸減弱 堿性逐漸增強 非金屬氣態(tài)氫化物的形成難易穩(wěn)定性 形成由難→易穩(wěn)定性逐漸增強 形成由易→難穩(wěn)定性逐漸減弱 2． 元素周期表中的“三角”遞變規(guī)律 若A、B、C三元素位于元素周期表中如圖5-1所示位置，則有關的各種性質均可排出順序（但D不能參與排列）。如： ⑴原子半徑：C>A>B; ⑵金屬性：C>A>B; ⑶非金屬性：B>A>C。 3． 元素周期表中的相似

3、規(guī)律 ⑴同主族元素性質相似（因為最外層電子數(shù)均相同）； ⑵元素周期表中位于對角線位置（如2中A、D位置）的元素性質相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等； ⑶相鄰元素性質差別不大。 考點2 元素周期律常見小規(guī)律 1． 最外層電子數(shù)大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外層電子數(shù)為1或2的元素可能是主族、副族或0族（He）元素；最外層電子數(shù)為8的元素是稀有氣體元素（He例外）。 2． 在周期表中，第ⅡA與ⅢA族元素的原子序數(shù)差別有以下三種情況：①第1～3周期（短周期）元素原子序數(shù)相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差25。 3． 每一周期

4、排布元素的種類滿足以下規(guī)律：設n為周期序數(shù)，則奇數(shù)周期中為種，偶數(shù)周期中為種。 4．元素周期表中除第Ⅷ族元素以外，原子序數(shù)為奇（或偶）數(shù)的元素，元素所在族的序數(shù)及主要化合價也為奇（或偶）數(shù)。 5．元素周期表中金屬和非金屬之間有一分界線，分界線右上方的元素為非金屬元素，分界線左下方的元素為金屬元素（H除外），分界線兩邊的元素一般既有金屬性，也有非金屬性。 6．零族不是主族，VIII族不屬于副族，隋性氣體元素不屬于非金屬元素。 7．難失電子的元素不一定得電子能力強如：稀有氣體元素。 8．微粒電子層數(shù)多的不一定半徑就大，如：鋰離子半徑大于鋁離子半徑。 9．最外層只有1個電子的元素不一定是

5、IA元素，可能是IB元素如Cu、Ag、Au，可能是VIB族的Cr、Mo；最外層只有2個電子的元素不一定是IIA族元素，可能是IIB族元素如：Zn、Cd、Hg，也可能是Sc、Ti、V、Mn、Fe、Co、Ni等。 10．組成和結構相似的物質分子量越大，熔沸點不一定越高，如：。 11．有金屬光澤能導電的單質不一定是金屬單質，如：石墨。 12．并不是所有元素的原子核都由質子和中子構成，如：氕。 13．絕大多數(shù)非金屬的最高正化合價和它的負化合價的絕對值之和等于8，但H、B、O、F例外。 14．絕大多數(shù)主族元素的最高正化合價等于該元素所在的主族序數(shù)，但O、F例外。 考點3：元素的原子半徑、

6、離子半徑大小比較規(guī)律 1．同周期原子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸減小(稀有氣體元素除外)。如第三周期中：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl。 2．同主族原子半徑隨原子序數(shù)的遞增逐漸增大。如第ⅠA族中：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs。 3．同周期陽離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸減小。如第三周期中：Na+＞Mg2+＞Al3+。 4．同周期陰離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸減小。如第三周期中：P3－＞S2－＞Cl－。 5．同主族陽離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸增大，如第IA族中：Na+＜K+＜Rb＋＜Cs+。 6．同主族陰離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸增大，如第ⅦA族中：F－＜Cl－＜Br－＜I－。 7．陽離子

7、半徑總比相應原子半徑小。如：Na+＜Na，F(xiàn)e2+＜Fe。 8．陰離子半徑總比相應原子半徑大。如：S2－＞S，Br－＞Br。 9．電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小。如：S2－＞Cl－＞K+＞Ca2+；Al3+＜Mg2+＜Na+＜F－。 10．同一元素不同價態(tài)的離子半徑，價態(tài)越高則離子半徑越小。如：Fe＞Fe2+＞Fe3+， H－＞H＞H+。 考點4 元素的金屬性與非金屬性及其判斷依據(jù) ⑴元素的金屬性與非金屬性的對比分析： 元素的金屬性是指元素原子失電子能力的大小，或形成化學鍵時成為陽離子的傾向大小，或價電子偏離的能力。失電子能力越大或形成陽離子傾向越大，或價電子

8、偏離越遠，其元素的金屬性越強。相反，所謂元素的非金屬性強，是指其原子易于取得電子，也就是成鍵時形成陰離子的傾向大，或強烈吸引成鍵電子。 元素的金屬性主要與原子的電子層結構、核電荷以及原子半徑等有關。一般來說，原子最外層電子數(shù)少，如只1或2個電子，就易于失去，金屬性就強。反之，有6或7個電子，就易于得到電子，非金屬性就強。至于3，4，5個電子的就要綜合其他條件來看其是金屬性為主還是非金屬性為主。價電子數(shù)相同的元素原子，核電荷越小，原子半徑越大，核對外層電子吸引越弱，電子就越易失去，元素的金屬性就越強；反之，非金屬性就越強。 在周期表中同一周期從左至右一般是金屬性遞減，非金屬性遞增，對主族元素

9、從上至下，一般是金屬性遞增，非金屬性遞減。 ⑵解題中易混的三組概念： ①元素的金屬性和非金屬性的強弱，與其單質的化學活潑性是不同的。雖然兩者有密切關系，但單質的性質還與其分子結構或晶體結構有關。 ②金屬性強弱和金屬活動性強弱有區(qū)別，又有聯(lián)系。金屬活動性強弱是金屬原子在水溶液中失電子形成水合陽離子能力的強弱。一般來說金屬性強的元素，金屬活動性也強，但金屬活動性強的，元素金屬性不一定強。因為金屬性的強弱要從三個方面綜合地看，而金屬活動性只是根據(jù)金屬原子在水溶液中失電子形成水合離子能力強弱來區(qū)分。因此不能認為金屬活動性強的金屬，金屬性也一定強。例如，鋁是活動性強的金屬，鋁原子在水溶液中易失電子

10、轉化成水合鋁離子，但氫氧化鋁顯兩性，就不能認為它的金屬性強。 ③元素非金屬性和非金屬單質的活動性既有區(qū)別也有聯(lián)系。多數(shù)情況下非金屬性和非金屬活動性是一致的，但也有不一致的。如氮和磷相比，氮元素的非金屬性比磷的非金屬性強，但氮氣的活動性不如磷的活動性強。而且要注意的是：非金屬性最強的元素為氟元素，但氟元素沒有正化合價，它沒有最高價氧化物，也沒有對應水化物。 （3）比較金屬性強弱的依據(jù) ①同周期中，從左向右，隨著核電荷數(shù)的增加，金屬性減弱； 同主族中，由上到下，隨著核電荷數(shù)的增加，金屬性增強； ②依據(jù)最高價氧化物的水化物堿性的強弱；堿性愈強，其元素的金屬性也愈強；鹽溶液水解后pH越小，其

11、元素的金屬性越弱； ③依據(jù)金屬活動性順序表（極少數(shù)例外）； ④常溫下與酸反應的劇烈程度； ⑤常溫下與水反應的劇烈程度； ⑥與鹽溶液之間的置換反應； ⑦高溫下與金屬氧化物間的置換反應。 （4）比較非金屬性強弱的依據(jù) ①同周期中，從左到右，隨核電荷數(shù)的增加，非金屬性增強； 同主族中，由上到下，隨核電荷數(shù)的增加，非金屬性減弱； ②依據(jù)最高價氧化物的水化物酸性的強弱：酸性愈強，其元素的非金屬性也愈強；鹽溶液水解后pH越大，其元素的非金屬性越弱； ③依據(jù)其氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：穩(wěn)定性愈強，非金屬性愈強； ④單質跟氫氣化合的難易程度、條件及生成氫化物的穩(wěn)定性:越易與H2反應，生成的氫

12、化物也就越穩(wěn)定，氫化物的還原性也就越弱，說明其非金屬性也就越強； ⑤與鹽溶液之間的置換反應：非金屬單質問的置換反應:非金屬甲把非金屬乙對應的陰離子從其鹽溶液中置換出來，說明甲的非金屬性比乙強。如Br2+2KI=2KBr=I2； ⑥相互化合后的價態(tài)：如S+O2 SO2 說明O的非金屬性強于S； ⑦其他：如2Cu＋SCu2S Cu＋Cl2CuCl2 所以，Cl的非金屬性強于S。 考點5 等電子數(shù)的微粒匯總 (1)“10電子”的微粒： 分子 離子 一核10電子的 Ne N3?、O2?、F?、Na+、Mg2+、Al3+ 二核10電子的 HF OH?、 三核10

13、電子的 H2O NH2?、H2F+ 四核10電子的 NH3 H3O+ 五核10電子的 CH4 NH4+ (2)“18電子”的微粒 分子 離子 一核18電子的 Ar K+、Ca2+、Cl￣、S2? 二核18電子的 F2、HCl O22-、HS? 三核18電子的 H2S 四核18電子的 PH3、H2O2 、NH2F 五核18電子的 SiH4、CH3F 、NH2OH 六核18電子的 N2H4、CH3OH 其它微粒 C2H6 、CH3NH2 N2H5+、N2H62+ （3）其它等電子數(shù)的微粒 “9電子”的微粒 —F、—O

14、H、—NH2、-CH3（取代基） “14電子”的微粒：Si、N2、CO、C2H2 “2電子”的微粒：He、H—、Li+ 、Be2+ （4）質子數(shù)及核外電子總數(shù)均相等的粒子 ①Na+、NH4+、H3O+ ②HS-、Cl- ③F-、OH-、NH2- ④N2、CO、C2H2 考點6 關于晶體結構的計算 用均攤法確定晶體的化學式：均攤是指每個圖形平均擁有的粒子數(shù)目。求晶體中粒子個數(shù)比的方法是： ⑴處于頂點的粒子，同時為8個晶胞所共有，每個粒子有1/8屬于該晶胞； ⑵處于棱上的粒子同時為4個晶胞共有，每個粒子有1/4屬于該晶胞； ⑶處于面上的粒子，同時為2個晶胞共有，

15、每個粒子有1/2屬于該晶胞； ⑷處于晶胞內部的粒子，則完全屬于該晶胞。 下表列出了常見晶體的結構類型及分析。 晶體 晶體結構示意圖 晶體中微粒分布詳解 氯 化 鈉 晶 體 Na+和Cl-交替占據(jù)立方體的頂點而向空間延伸。在每個Na+周圍最近的等距離（設為a)的Cl-有6個（上、下、左、右、前、后），在每個Cl-周圍最近的等距離為Na+亦有6個，這6個離子構成一個正八面體；在每個Na+周圍最近的等距離（必為a）的Na+有12個（同層4個、上層4個，下層4個），在每個Cl-周圍最近的等距離的Cl-亦有12個 氯 化 銫 晶 體 每8個Cs+、八個Cl-各自

16、構成立方體，在每個立方體的中心有一個異種離子（Cs+或Cl-）。在每個Cs+周圍最近的等距離（為/2)的Cl-有8個，在每個Cs+周圍最近的等距離（必為a）的Cs+有6個（上、下、左、右、前、后），在每個Cl-周圍最近的等距離的C1-亦有6個 二 氧 化 碳 晶 體 每8個CO2構成立方體且在6個面的中心又各占據(jù)1個C02。在每個CO2周圍等距離（a/2,a為立方體棱長）最近的CO2有12個（同層4個、上層4個、下層4個） 金 剛 石 晶 體 每個C與另4個C以共價鍵結合，前者位于正四面體中心，后四者位于正四面體頂點。晶體中所有C-C鍵長相等、鍵角相等

17、（均為109°28′）；晶體中最小碳環(huán)由6個C 組成且六者不在同一平面內；晶體中每個C參與了4條C-C鍵的形成，而在每條鍵中心的貢獻只有一半，故C原子數(shù)與C-C鍵數(shù)之比為1:2 石 墨 晶 體 層內存在共價鍵、金屬鍵，層間以范德華力結合，兼具有原子晶體、金屬晶體、分子晶體的特征。在層內，每個C與3個C形成C-C鍵，構成正六邊形，鍵長相等，鍵角相等（均為120°）；在晶體中，每個C參與了3條C-C鍵的形成，而在每條鍵中的貢獻只有一半，每個正六邊形平均只占6×1/3=2個C,C原子個數(shù)與C-C鍵數(shù)之比為2：3 二 氧 化 硅 晶 體 每個Si與4個O結合，前

18、者在正四面體的中心，后四者在正四面體的頂點；同時每個0被兩個正四面體所共用。正四面體內鍵角為109°28′，每個正四面體占有一個完整的Si，四個“半O原子”，故晶體中Si原子與O原子個數(shù)比為1：（4×1/2)=1：2 （可看作是金剛石結構中的每個碳原子之間插入一個氧原子，再將碳原子換成硅原子） 二 經典例題解析及強化預測 題型1：用原子半徑 、元素化合價周期性的變化比較半徑的大小 樣題1 （07北京理綜）X、Y為短周期元素，X位于IA族，X與Y可形成化合物X2Y，下列說法正確的是 A．X的原子半徑一定大于Y的原子半徑 B．X與Y的簡單離子不可能具有相同的電子層結構 C．

19、兩元素形成的化合物中，原子個數(shù)比不可能為1︰1 D．X2Y可能是離子化合物，也可能是共價化合物 研析：X屬于短周期的IA族元素，則X可能是H、Li、Na，因此X與Y形成的化合物X2Y可能是離子化合物也可能是共價化合物，如H2O、Na2O，因此選項A和B錯。元素Y與IA族元素H或Na可形成H2O2或Na2O2等化合物，在兩者化合物中原子個數(shù)之比均為1:1，因此選項C也錯。 答案：D 聯(lián)想發(fā)散：本題主要考查元素周期律的應用，此類題目一般難度不大，解題的關鍵是要理解元素周期律的實質，并掌握相關的原子半徑、電子排布、化合價及元素的金屬性、非金屬性的遞變規(guī)律。特別是要靈活運用1—18號元素的原子

20、（或離子）結構特點及有關規(guī)律進行分析推斷。 ［強化?預測］ 1． （07蘇州中學模擬）短周期元素A、B、C原子序數(shù)依次遞增，它們原子的最外層電子數(shù)之和為10，A與C同主族，B原子最外層電子數(shù)等于A原子次外層電子數(shù)，則下列敘述正確的是 A．原子半徑A＜B＜C B．B的氧化物的熔點比A的氧化物低 C．A的氫化物的穩(wěn)定性大于C的氫化物 D． A與C可形成離子化合物 1． C A、B、C均為前三周期元素，則A元素的次外層電子數(shù)可能為2或8；若為2，則B為第ⅡA族元素。A、B、C原子序數(shù)依次增大，且A、C同主族，此種情況可能。若為8，則B為稀有氣體元

21、素，此種情況不可能。 題型2：以同周期、同主族金屬性與非金屬性的遞變規(guī)律判斷酸堿性、穩(wěn)定性 樣題2：（07江蘇化學）有X、Y兩種元素，原子序數(shù)≤20，X的原子半徑小于Y，且X、Y原子的最外層電子數(shù)相同（選項中m、n均為正整數(shù)）。下列說法正確的是 A．若X(OH)n為強堿，則Y(OH)n也一定為強堿 B．若HnXOm為強酸，則X的氫化物溶于水一定顯酸性 C．若X元素形成的單質是X2，則Y元素形成的單質一定是Y2 D．若Y的最高正價為＋m，則X的最高正價一定為＋m 研析：由于X、Y原子的最外層電子數(shù)相同，因此兩者屬于同一主族元素；X的原子半徑小于Y，可知X位于Y的上方。對于選項A

22、，若X(OH)n為強堿說明X的金屬性很強，又由于X位于Y的上方，金屬性Y＞X，說明堿性Y(OH)n＞X(OH)n，因此可以說明Y(OH)n也是一種強堿。對于選項B，若X為氮元素，它所形成的HNO3為強酸，但NH3溶于水后溶液呈堿性，B錯。對于選項C，若Y元素形成的單質存在同素異形體的話則C的說法也不正確。對于選項D也可以用代入法，若Y為Cl，則X為F，Cl的最高正價為+7，而F無最高正價，因此選項D也錯。 答案：A 【相關鏈接】第二、三周期元素最高氧化物對應水化物及氣態(tài)氫化物性質列表： ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 第二周期 LiOH 強堿 Be（OH

23、）2 兩性氫氧化物 H3 B O3 弱酸 B2H6 不穩(wěn)定 H2CO3 弱酸 CH4 較穩(wěn)定 HNO3 強酸 NH3 穩(wěn)定 —— —— HF（弱酸） 很穩(wěn)定 第三周期 NaOH 強堿 Mg（OH）2 中強堿 Al（OH）3 兩性氫氧化物 H2SiO3 弱酸 H4SiO4 弱酸 SiH4 不穩(wěn)定，自燃 HPO3 弱酸 H3PO4 中強酸 PH3 不穩(wěn)定，自燃 H2SO4 強酸 H2S 較不穩(wěn)定 HClO4 最強酸 HCl 穩(wěn)定 [強化?預測] 2． （07廣東模擬）元素A和B的原子序數(shù)

24、都小于18。已知A元素原子的最外層電子數(shù)為a，次外層電子數(shù)為b；B元素原子的M電子層數(shù)為（a－b），L層電子數(shù)為（a＋b），則A、B兩元素所形成的化合物的性質可能有 A. 能與水反應 B. 能與氫氧化鈉反應 C. 能與硫酸反應 D. 能與碳酸鈉反應 2． BD 根據(jù)核外電子排布規(guī)律，再結合B元素原子的核外電子排布情況可得a＋b=8，再結合A元素原子的核外電子排布情況可得b=2，同時可得a=6，即A為O，B為硅。 題型3：8電子、10電子、18電子結構的應用 樣題3：（07江蘇化學）通常情況下，微粒A和B為分子，C和E為陽離子，D為陰

25、離子，它們都含有10個電子；B溶于A后所得的物質可電離出C和D；A、B、E三種微粒反應后可得C和一種白色沉淀。請回答： （1）用化學符號表示下列4種微粒： A： ； B： ；C： ；D： 。 （2）寫出A、B、E三種微粒反應的離子方程式： 。 研析：常見核外電子總數(shù)為10個電子的微粒共有15種。陽離子有：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；陰離子有：N3－、O2－、F－、OH－、NH2-；分子有：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。根據(jù)題意知B溶于A后所

26、得的物質可電離出陽離子C和陰離子D，可知A為H2O，B為NH3，氨氣溶于水生成的一水合氨電離出NH4+和OH—離子。第（2）問帶有一定的開放性，一種10電子的陽離子能和氨水反應生成沉淀和銨根離子，這種陽離子可以是Mg2+也可以是Al3+。 答案：（1）H2O NH3 NH4＋ OH－ （2）Al3＋＋3NH3＋3H2O＝Al(OH)3↓＋3NH4＋ ， Mg2＋＋2NH3＋2H2O＝Mg(OH)2↓＋2NH4＋ 【方法技巧】熟練掌握具有10電子的微粒和具有18電子的微粒對推導具體的物質有著重要的作用。 找電子數(shù)相同的粒子的思路： ①C＋H = N ②N＋H

27、= Ｏ ③Ｏ＋H = F 　④—CH3 = —NH2 = —OH = —F ⑤得失H+不影響粒子的電子總數(shù) ［強化?預測］ 3．（07哈爾濱理綜）有A、B、C、D四種單質，在一定條件下，A、B、C分別跟D發(fā)生化合反應相應生成甲、乙、丙（甲、乙、丙每個分子中都含有10個電子），而B跟C發(fā)生化合反應生成丁，這些單質和化合物之間發(fā)生如下反應關系： （1）寫出甲、乙、丙、丁的分子式：甲______、乙________、 丙________、丁_________； （2）寫出反應①②③的化學方程式： ①___________________________；②___

28、_______________________； ③____________________________。 3． 答案：（1）HF、H2O、NH3、H2O （2）①2F2＋2H2O＝4HF＋O2 ②4NH3＋5O24NO＋6H2O ③6NO＋4NH3＝5N2＋6H2O 解析：本題的突破口是反應①，由非金屬A通過置換反應生成非金屬單質B，且A和B都能形成10電子分子，因此A只能是F2，B只能是O2。 題型4：晶體的空間結構模型在計算中的應用 樣題4：（2006山東泰安二模）如圖是鉀、氧兩元素形成的一種晶體的一個晶胞（晶體中最小的重復單元）。晶體中氧的化合價可看作是部分為0價，部

29、分為－2價。 ①該結構與 的結構相似(填選項字母，下同)。 A．NaCl B．CsCl C．干冰 D．SiO2 ②鉀、氧兩元素所形成化合物的化學式是 。 A．K2O B．K2O2 C．K2O3 D．KO2 ③下列對KO2晶體結構的描述正確的是 。 A． 晶體中與每個K＋距離最近的K＋有8個 B．晶體中每個K＋周圍有8個O2－，每個O2－周圍有8個K＋ C．每個 O2－周圍最近且等距離的K＋所圍成的空間構型為正八面體 D．晶體中，0價氧原子與－2價氧原子的數(shù)目比為3:1 研析： ①該結構與NaCl晶

30、體相似，不同之處是Cl-被O2-所代替。 ②晶體中平均每個晶胞擁有K+：8×1/8+6×1/2=4；擁有O2-：1+12×1/4=4 化學式為KO2。 ③由圖看出，晶體中與每個K＋距離最近的K＋有12個，晶體中每個K＋周圍有6個O2－，每個O2－周圍有6個K＋，每個 O2－周圍最近且等距離的K＋所圍成的空間構型為正八面體，如圖： 設1mol KO2中含有xmol 0價的氧，ymol-2價的氧，則有：x+y=2，2y=1，解得x=3/2，y=1/2；所以晶體中，0價氧原子與－2價氧原子的數(shù)目比為3:1。正確答案為C、D。 答案：①A ②D ③C D 【歸納總結】關于晶體的

31、計算：（1）已知晶胞的結構而求晶體的化學式——常采用晶攤法計算。（2）由晶胞結構求算晶體密度：此類問題首先需分析晶胞結構，分析出一個晶胞中實際所含有的原子個數(shù)，然后利用相關物理知識（p =m/v)，求出晶體的密度。 ［強化?預測］ 4． 分析化學中常用X射線研究晶體結構，有一種藍色晶體可表示為：[MxFey(CN)z]，研究表明它的結構特性是Fe2+、Fe3+分別占據(jù)立方體的頂點，自身互不相鄰，而CN一位于立方體的棱上，其晶體中的陰離子晶胞結構如圖示，下列說法正確的是 A．該晶體是原子晶體 B．M的離子位于上述晶胞的面心，呈+2價 C．M的離子位于上述晶胞體心，呈+1價，且M+空

32、缺率為50%（體心中沒有M+的占總體心的百分比） D．晶體的化學式可表示為MFe2(CN)6，且M為+1價 4．C、D 這是一道非常新穎的結合有機的晶體題。首先根據(jù)結構粒子是離子，可確定該晶體為離子晶體，并非原子晶體。觀察陰離子晶胞可知，F(xiàn)e2+、Fe3+共占據(jù)8個頂點，平均分攤到4×1/8=1/2個，CN-在棱上，分攤到12×1/4=3個，再根據(jù)陰陽離子所帶電荷，可確定晶胞中陰離子組成為：[Fe(CN)3]0.5-，擴大兩倍（相當于兩個陰離子晶胞）得[Fe2(CN)6]-，顯見，所對應的陽離子只能為+1價，形成M2[Fe2(CN)6]，即兩個晶胞共有1個M+陽離子，根據(jù)晶胞知識，其只能位于體心，且每兩個晶胞中一個有M+，另一個必無，即空缺率為50%。故答案應選C和D。 9