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(共72张PPT)
专题3　微粒间作用力与物质性质
第二单元　离子键　离子晶体
学习目标：1.加深对离子键的认识，理解离子键没有饱和性、没有方向性。2.了解晶 格能的概念、影响因素及对离子晶体硬度和熔、沸点的影响。3.认识几种典型离子晶 体的晶胞，并且能根据晶胞判断晶体的化学式。
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研习任务一　离子键的形成
静电作用　
阴离子　
阳离子　
失电
子　
得电子　
＞1.7　
活泼金属原子　
活泼非金属原子　
静电引力　
静电斥力　
能量
最低　
5. 离子键的特征
离子键没有 性和 性。
阴、阳离子在各个方向上都可以与带相反电荷的离子发生静电作用，即没有 性；在静电作用能够达到的范围内，只要空间条件允许，一个离子可以同时吸引多个 带相反电荷的离子，即没有 性。
方向　
饱和　
方向　
饱和　
√



问题　探讨
1. 形成离子键的微粒是什么？离子键的本质是什么？
提示：阴离子、阳离子，阴、阳离子间的静电作用。
2. 哪类元素的原子之间能形成离子键？
提示：活泼的金属与活泼的非金属元素间。
3. Na2O2属于离子化合物吗？其化学式能否写为NaO？
4. 仅由非金属元素组成的化合物中不可能含有离子键吗？
应用　体验
A. 该物质的化学式可表示为KC20
B. 1 mol K3C60中含有的离子数目为63×6.02×1023
C. K3C60中只含离子键，不含有共价键
D. 该化合物在熔融状态下能导电
D
A. 非金属的气态氢化物中一定不存在非极性共价键
B. 离子化合物中可能存在共价键
C. 氯化钠和氯化氢溶于水发生电离时克服的粒子间作用力的类型相同
D. 金属元素和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物
B
A. 非金属原子间不可能形成离子键，只含有非金属元素的化合物不可能是离子化合 物
B. 离子化合物中一定含有金属元素，含金属元素的化合物一定是离子化合物
C. 离子键只存在于离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键
D. 离子化合物受热熔化破坏化学键，吸收热量，属于化学变化
解析：由铵盐属于离子化合物可知A、B错误；离子化合物中一定含有离子键，还可 能含有共价键，如Na2O2、NaOH等，C正确；离子化合物受热熔化破坏离子键，这个 过程属于物理变化，D错误。
C
A. 离子键就是使阴、阳离子结合成化合物的静电引力
B. 凡是金属元素跟非金属之间都形成离子键
C. 含有离子键的化合物一定是离子化合物
D. 任何离子键的形成过程中必定有电子的得与失
解析：离子键是使阴、阳离子结合成化合物的静电作用，包括静电吸引和静电排斥， A错误；金属Al与非金属Cl形成的化合物AlCl3中不含离子键，B错误；含有离子键的 化合物一定是离子化合物，C正确；一般来说，形成离子键有电子的得失，但也有例 外，如NH4Cl等铵盐的形成，D错误。
C
离子键与离子化合物
（1）金属元素与非金属元素形成的化学键有可能是共价键，如AlCl3。
（2）完全由非金属元素形成的化合物中有可能含离子键，如NH4Cl、NH4H。
（3）离子键不具有饱和性是相对的，每种离子化合物的组成和结构是一定的，而不 是任意的。
（4）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（过氧化物 如Na2O2）、氢化物（如NaH和NH4H）等。
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研习任务二　离子晶体及性质
教材　认知
1. 离子晶体
（1）离子晶体的概念
由 按一定方式 地排列形成的晶体。
（2）构成微粒
离子晶体由 构成。
（3）构成离子晶体的作用力
构成离子晶体的作用力是 。
阴、阳离子　
有规则　
阴离子和阳离子　
离子键　
（4）离子晶体的物理性质
①熔、沸点：离子晶体一般具有 的熔、沸点，难挥发。
离子晶体的熔点取决于构成晶体的阴、阳离子间离子键的强弱，而离子键的强弱可用 晶格能的大小来衡量，晶格能越大，离子键越牢固，离子晶体的熔点越高，硬度越 大。而对于同种类型的离子晶体，离子所带的电荷数越多，半径越小，晶格能越大。
较高　
②硬度和脆性：离子晶体脆而硬。
③导电性：离子晶体 导电，熔融态或溶于水 导电。
④溶解性：大多数离子晶体 于极性溶剂（如水）， 溶于非极性溶剂 （如苯、汽油、CCl4等）。
不　
能　
可溶　
难　
1 mol　
气态阴离子　
气态阳离子　
U 　
kJ·mol－1　
电荷数　
核间距　
离子
半径　
（4）晶格能的意义
晶格能越大，离子晶体中的 越牢固。一般而言，晶格能越大，离子晶体 的 越高， 越大。
离子键　
熔点　
硬度　

√


问题　探讨
1. 含金属阳离子的晶体一定是离子晶体吗？
提示：不一定。也可能是金属晶体。
2. 离子晶体中除含离子键外，是否含有共价键？离子晶体中一定含金属元素吗？由金 属元素和非金属元素组成的晶体一定是离子晶体吗？
提示：离子晶体中除含有离子键外，还可能存在共价键，如NaOH；离子晶体中不一 定含金属元素，如NH4Cl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. 以下是八种物质的熔点：
序号 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧
物质 NaF NaCl NaBr NaI MgO CaO SrO BaO
熔点/℃ 993 801 747 661 2 852 2 614 2 430 1 918
（1）①～④、⑤～⑧中物质的熔点为什么会逐渐降低？
提示：（1）①～④均为离子晶体且离子所带电荷数相同，从F－→I－随着离子半径的 增大，离子键逐渐减弱，熔点逐渐降低。⑤～⑧均为离子晶体且离子所带电荷数相 同，从Mg2＋→Ba2＋随着离子半径的增大，离子键逐渐减弱，熔点逐渐降低。
（2）⑤～⑧中物质的熔点远高于①～④中物质的原因是什么？
提示：（2）①～⑧中的物质均为离子晶体，但⑤～⑧中物质离子所带电荷数多于 ①～④中的物质离子所带的电荷数，离子所带电荷数越多，离子键越强，熔点越高。
（3）通过上述分析，你能得出影响离子晶体熔点高低的因素有哪些？其影响规律是 什么？
提示：（3）影响离子晶体熔点高低的因素主要有离子所带电荷数及离子半径的大 小。其规律是离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子晶体的熔点越高。
应用　体验
①熔点1 070 ℃，易溶于水，水溶液能导电　②熔点10.31 ℃，液态不导电，水溶液能 导电
③能溶于CS2，熔点112.8 ℃，沸点444.6 ℃
④熔点97.81 ℃，质软，导电，密度为0.97 g·cm－3　⑤熔点－218 ℃，难溶于水　⑥ 熔点3 900 ℃，硬度很大，不导电　⑦难溶于水，固体时导电，升温时导电能力减弱　 ⑧难溶于水，熔点高，固体不导电，熔化时导电
A
A. ①⑧ B. ②③⑥
C. ①④⑦ D. ②⑤
解析：离子晶体熔融态时能导电，难溶于非极性溶剂，熔点较高、质硬而脆，固体不 导电，故②③④⑤⑦均不符合离子晶体的特点；⑥中熔点达3 900 ℃，硬度很大应是 共价晶体。故只有①⑧符合题意。
A. 离子晶体的晶格能越大离子键越强
B. 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、所带电荷数越多，该阴、阳离子组成离子化合物的 晶格能越大
D. 拆开1 mol离子键所需的能量叫该离子晶体的晶格能
D
解析：离子键强度与所带电荷数成正比，与离子半径成反比，晶格能与所带电 荷数成正比，与离子半径成反比，所以离子晶体的晶格能越大，离子键越强， 故A正确；阳离子半径越大，其表面积越大，与阴离子接触面积越大，吸引阴离 子越多，故B正确；离子晶体的晶格能与离子半径成反比，与所带电荷数成正 比，故C正确；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。
A. MgO＞Rb2O＞BaO＞CaO
B. MgO＞CaO＞BaO＞Rb2O
C. CaO＞BaO＞MgO＞Rb2O
D. CaO＞BaO＞Rb2O＞MgO
解析：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＋所带电荷数最少，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。综上所述，四种离子晶体熔点的高低 顺序是MgO＞CaO＞BaO＞Rb2O。
B
A. Ca2＋与F－之间仅存在静电吸引作用
B. F－的离子半径小于Cl－，则CaF2的熔点低于CaCl2
C. 阴、阳离子个数之比为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
D
解析：Ca2＋与F－之间不仅存在静电吸引，同时原子核与原子核之间、电子与电子之 间也存在静电排斥，A项错误；因CaF2、CaCl2均为离子晶体，F－的半径小于Cl－，离 子晶体的晶格能与离子所带电荷数成正比，与离子半径成反比，故CaF2晶体的晶格能 大于CaCl2，晶格能越大，离子晶体的熔点越高，故CaF2的熔点高于CaCl2，B项错 误；阴、阳离子个数比相同，晶体构型不一定相同，C项错误；CaF2是离子化合物， 在熔融状态下能电离出自由移动的离子，故CaF2在熔融状态下能导电，D项正确。
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（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，但熔融或溶于水 时能导电。
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研习任务三　常见的离子晶体结构
教材　认知
1. NaCl晶体结构模型
（1）在NaCl晶体中，每个Na＋周围与它等距的Cl－有 个，每个Cl－周围与它等 距的Na＋有 个。 个Na＋（或Cl－）围成一个正八面体。
　
（2）每个Na＋周围与它最近且等距的Na＋有 个，每个Cl－周围与它最近且等距 的Cl－有 个（同层 个，上层 个，下层 个）。
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4　
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Na4Cl4　
2. CsCl晶体结构模型
（1）在CsCl晶体中，每个Cs＋周围与它等距的Cl－有 个，每个Cl－周围与它等距 的Cs＋有 个。Cs＋和Cl－配位数都是 。
　
8　
8　
8　
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1　
1　
1∶1　
（2）离子的配位数的确定
根据晶胞结构示意图，确定一个离子周围等距且最邻近的异性离子有几个，从而确定 阴、阳离子的配位数。
影响离子晶体配位数的因素
b.电荷因素： AB型离子晶体的阴、阳离子的配位数相等；AB n 型A、B离子的配位数 比为 n ∶1。如CaF2中Ca2＋的配位数是8，F－的配位数是4。
（3）离子晶体的密度及微粒间距离的计算
若1个晶胞中含有 x 个微粒（离子）时，则1 mol晶胞中含有 x mol微粒，其质量为 xM g （ M 为微粒的相对分子质量）。
1个晶胞的质量为ρ a3 g （ a3为晶胞的体积），则1 mol晶胞的质量为ρ a3 NA g。因此 有： xM ＝ρ a3 NA 。
应用　体验
A. 阳离子的配位数为8，化学式为AB
B. 阴离子的配位数为4，化学式为A2B
C. 每个晶胞中含4个A
D. 每个A周围有4个与它等距且最近的A
C
A. 图中X代表的是K＋
D. K＋填充在S2－构成的正四面体空隙中
B
A. 晶体最简化学式为KCaB6C6
B. 晶体中与K＋最近且距离相等的Ca2＋有8个
C. 晶胞中B和C原子构成的多面体有12个面
C
4. 氟化钙材料具有良好的透光性和较低的折射率，可用作紫外和红外光学元件、不可 见光谱范围内的消色差镜头。如图为氟化钙晶胞，其中黑球代表Ca2＋，白球代表F－。
（1）每个晶胞实际含有 个Ca2＋和 个F－。
4
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（2）氟化钙晶体可以看作Ca2＋按 堆积排列，F－填入Ca2＋堆积的部分空 隙中。每个Ca2＋周围有 个F－，而每个F－周围有 个Ca2＋，每个F－周围与其 距离最近的F－的数目是 。
解析：（2）由晶胞的结构可知，每个Ca2＋周围有8个F－，而每个F－周 围有4个Ca2＋，在每个F－的前后、上下、左右有6个F－与其距离最近。
面心立方
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课时作业
A. 活泼金属与活泼非金属化合时，能形成离子键
B. 离子化合物中只含离子键
C. 离子所带电荷的符号和数目与原子成键时得失电子有关
D. 阳离子半径比相应的原子半径小，而阴离子半径比相应的原子半径大
解析：活泼金属与活泼非金属化合时，能形成离子键，如NaCl，A正确；离子化合物 中一定含离子键，可能含共价键，如NaOH，B错误；离子所带电荷的符号和数目与 原子成键时得失电子有关，C正确；阳离子半径比相应的原子半径小，而阴离子半径 比相应的原子半径大，D正确。
B
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A. 含有金属元素的化合物一定是离子化合物
B. 完全由非金属元素组成的化合物可能是离子化合物
C. ⅠA族和ⅦA族元素原子间只能形成离子键
D. 金属键只存在于金属单质中
解析：含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3是共价化合物，故A错 误；完全由非金属元素组成的化合物可能是离子化合物，如NH4Cl，故B正确；ⅠA族 和ⅦA族元素原子间可能形成离子键也可能形成共价键，如HF中只含共价键，NaF中 只含离子键，故C错误；金属键存在于金属单质或合金中，故D错误。
B
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A. 形成离子键的阴、阳离子间只存在静电吸引力
B. ⅠA族元素与ⅦA族元素形成的化合物一定是离子化合物
C. 离子化合物的熔点一定比共价化合物的熔点高
D. 金属元素与非金属元素化合时，不一定形成离子键
解析：形成离子键的阴、阳离子之间不但存在阴、阳离子之间的相互吸引，也 存在着电子之间和原子核之间的相互排斥，A项错误；氢是ⅠA族元素，与ⅦA族 元素形成的化合物HX都是共价化合物，B项错误；MgO是离子化合物，SiO2是 共价化合物，但MgO的熔点低于SiO2的熔点，C项错误；金属元素与非金属元素 的电负性之差小于1.7时往往形成共价键，如Al与Cl，Be与Cl（AlCl3、BeCl2均 是共价化合物）等，D项正确。
D
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A. 晶体熔点达2 500 ℃
B. 晶体不导电，溶于水导电
C. 晶体不导电，熔融状态能导电
D. 温度越高，溶解度越大
解析：熔点为2 500 ℃的可以是金属晶体、共价晶体或离子晶体；晶体不导电，水溶 液导电可以是离子晶体（如NaCl）或分子晶体（如HCl）；多数固体温度升高，溶解 度增大。故选C。
C
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A. 晶格能是指相邻的离子间的静电作用
B. 岩浆冷却时，晶格能大的矿物后结晶析出
C. 工业上通过电解熔融氯化镁制镁，而不用氧化镁，与晶格能有关
D. 由图可知，Cu3N的晶格能为3 180 kJ·mol－1
C
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解析：晶格能是指将1 mol离子晶体完全气化为气态阴、阳离子所吸收的能量，A项错 误；晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，岩浆中的晶格能大的矿物越易结晶析出， B项错误；氯化镁的熔点比氧化镁的低，氯化镁更容易熔融电解，而离子晶体的熔点 高低与晶格能大小有关，C项正确；由A中分析可知，题图中Cu3N的晶格能为5 643 kJ·mol－1，故D错误。
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A. NaCl和CsCl都属于AB型离子晶体
B. NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子个数比相同
C. NaCl和CsCl晶体中所含阳离子数分别为4和1
D. NaCl和CsCl晶体中阳离子与阴离子的半径比相同
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A. 可用X射线衍射实验鉴别硫化锌是否属于晶体
B. 每个六方硫化锌晶胞中含2个S原子
C. 立方硫化锌中锌的配位数为4
D. 氧化锌的熔点低于六方硫化锌和立方硫化锌
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A. 理想NaCl晶体中Na＋的配位数为8
B. 由图可知，NaCl晶体因热缺陷导致其晶体整体带负电
C. NaCl晶体中存在热缺陷对晶体的导电性基本无影响
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A. 该晶体的化学式为CoO
B. 基态Co原子核外有3个未成对电子
C. 与O原子最近且等距离的O原子有8个
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A. Mg2＋位于F－组成的四面体空隙中
B. 晶体结构中Mg2＋的配位数为12
C. 若K＋位于晶胞顶角，则F－位于晶胞面心
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11. N、P、As均为氮族元素，这些元素与人们的生活息息相关。N与金属可形成氮化 物，如AlN的晶胞结构如图甲所示，某种氮化铁的结构如图乙所示。
（1）AlN晶胞中，含有的Al、N原子个数均是 。
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（2）若设该氮化铁的化学式为Fe x N y ，Cu可替代晶胞中不同位置的Fe，形成Cu替代 型的化学式是Fe x－ n Cu n N y ，而Fe x N y 转化为两种Cu替代型产物的能量变化如图丙所 示，Cu替代晶胞中的Fe形成化学式为FeCu3N的氮化物不稳定，则a位置表示晶胞中 的 。
顶角　
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解析：（2）由氮化铁的晶胞结构图可知，N位于体心，每个晶胞中含1个N原 子，Fe位于面心和顶角，每个晶胞中含4个Fe原子，晶胞化学式为Fe4N，Cu可 替代晶胞中不同位置的Fe，Cu替代晶胞中顶角上的Fe形成化学式为Fe3CuN的氮 化物，Cu替代晶胞中面心上的Fe形成化学式为FeCu3N的氮化物，化学式为 FeCu3N的氮化物不稳定，物质能量越高越不稳定，则FeCu3N能量比Fe3CuN 高，则a位置表示顶角，b位置表示面心。
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（3）通常认为Cu3N是离子晶体，其晶格能可通过Born－Haber循环计算得到，通过 图丁数据 （填“能”或“不能”）计算出Cu原子的第一电离能。
解析：（3）第一电离能是指基态的气态原子失去最外层的一个电子变为气态离子所 需的能量，图中无此过程的数据，故不能计算出Cu原子的第一电离能。
不能　
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空心球应为O2－，
实心球应为Mg2＋；8号空心球改为实心球
12. （2024·南京高一检测）（1）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。
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Mg2＋的半径比Ca2＋
的小，MgO的晶格能大
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④已知CaO晶体密度为 a g·cm－3， NA表示阿伏加德罗常数，则CaO晶胞体积为 cm3。


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（2）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为58.5 g·mol －1，食盐的密度为2.2 g·cm－3，阿伏加德罗常数为6.02×1023 mol－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 　　（填字母）。
A. 3.0×10－8 cm B. 3.5×10－8 cm
C. 4.0×10－8 cm D. 5.0×10－8 cm
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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 a g·cm－3，则晶胞的体积是
（只要求列出算式）。
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（3）下图是CaF2晶体的晶胞示意图：
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