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第二单元 离子键 离子晶体
出稿：陈美辉 黄林军 审核：吴顺良 周慧琴
[学习目标]
1．加深对离子键的认识，理解离子键没有方向性、没有饱和性的特点
2．认识几种典型的离子晶体
3．能大致判断离子键的强弱，知道晶格能的概念，了解影响晶格能的因素
4．晶格能对离子晶体硬度和熔沸点的影响，能预测晶体熔点高低顺序
5．能运用电子式表示离子化合物的形成过程
6．强化结构决定性质的意识
[学习内容]
【问题引入】
1、钠原子与氯原子是如何结合成氯化钠的？你能用电子式表示氯化钠的形成过程吗？
2、根据元素的金属性和非金属性差异，你知道哪些原子之间能形成离子键？
第二单元 离子键 离子晶体
一、离子键的形成
【学生活动】写出钠在氯气中燃烧的化学方程式；
思考：钠原子与氯原子是如何结合成氯化钠的？请你用电子式表示氯化钠的形成过程。
1、离子键的定义：
2. 离子键的形成过程
【讲解】以 NaCl 为例，讲解离子键的形成过程：　
3判断依据：元素的电负性差要比较大
【讲解】元素的电负性差要比较大，成键的两元素的电负性差用△X表示，当 △X > 1.7, 发生电子转移, 形成离子键;
当△X < 1.7, 不发生电子转移, 形成共价键.
【说明】：但离子键和共价键之间, 并非严格截然可以区分的. 可将离子键视为极性共价键的一个极端, 而另一极端为非极性共价键. 如图所示：
　　
化合物中不存在百分之百的离子键, 即使是 NaF 的化学键之中, 也有共价键的成分, 即除离子间靠静电相互吸引外, 尚有共用电子对的作用.
　　X > 1.7, 实际上是指离子键的成分(百分数)大于50%.
【小结】：
1、活泼的金属元素（IA、IIA）和活泼的非金属元素（VIA、VIIA）形成的化合物。
2、活泼的金属元素和酸根离子（或氢氧根离子）形成的化合物
3、铵根和酸根离子（或活泼非金属元素离子）形成的盐。
【板书】二、用电子式表示离子化合物的形成
【练习】1、写出下列微粒的电子式：
（1）Na+ Mg2+ 、Cl- 、O2-
（2）NaCl MgO Mg Cl
小结：离子化合物电子式的书写
1.简单阴离子的电子式不但要表达出最外层所有电子数（包括得到的电子），而且用方括号“[ ]”括起来，并在右上角注明负电荷数
2.简单阳离子的电子式就是离子符号
3.离子化合物的电子式由阴离子和阳离子电子式组成，相同的离子不能合并
【练习】2、用电子式表示NaCl、K2S的形成过程
NaCl K2S
小结：用电子式表示离子键的形成过程
1.左边是组成离子化合物的各原子的电子式 , 右边是离子化合物的电子式
2.连接号为“ ”
3.用 表示电子转移的方向
三、离子键的实质
思考：从核外电子排布的理论思考离子键的形成过程
实质是
　 靠静电吸引， 形成化学键 体系的势能与核间距之间的关系如图所示：
　横坐标: 核间距r。 纵坐标: 体系的势能 V。 纵坐标的零点: 当 r 无穷大时, 即两核之间无限远时, 势能为零. 下面来考察 Na+ 和 Cl- 彼此接近时, 势能V的变化。
从图中可见:
r >r0, 当 r 减小时, 正负离子靠静电相互吸引, V减小, 体系稳定.
r = r0 时, V有极小值, 此时体系最稳定. 表明形成了离子键.
r < r0 时, V 急剧上升, 因为 Na+ 和 Cl- 彼此再接近时, 相互之间电子斥力急剧增加, 导致势能骤然上升.
因此, 离子相互吸引,保持一定距离时, 体系最稳定, 即当静电引力与静电斥力达到平衡时，形成稳定的离子键，整个体系达到能量最低状态。
四、离子键的特征
【讲解】通常情况下，阴、阳离子可以看成是球形对称的，其电荷分布也是球形对称的，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。因此离子键没有方向性和饱和性。
【讨论】就NaCl的晶体结构，交流你对离子键没有饱和性和方向性的认识
1.
2.
五、 离子键的强度——晶格能
1.晶格能（符号为U）:
【讲解】在离子晶体中，阴、阳离子间静电作用的大小用晶格能来衡量。晶格能（符号为U）是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。
例如：拆开 1mol NaCl 晶体使之形成气态钠离子和氯离子时, 吸收的能量. 用 U 表示:
NaCl（s） Na+（g） + Cl-（g） U= 786 KJ.mol-1
　　晶格能 U 越大,表明离子晶体中的离子键越牢固。一般而言，晶格能越大，离子晶体的 离子键越强. 破坏离子键时吸收的能量就越多,离子晶体的熔沸点越高，硬度越大。键能和晶格能, 均能表示离子键的强度, 而且大小关系一致. 通常, 晶格能比较常用.
2. 影响离子键强度的因素——离子的电荷数和离子半径
【思考】由下列离子化合物熔点变化规律 ,分析离子键的强弱与离子半径、离子电荷有什么关系
（1）NaF NaCl NaBr NaI
988℃ 801℃ 747℃ 660℃
（2）NaF CaF2 CaO
988℃ 1360℃ 2614℃
（提示：Ca2+半径略大于Na+半径）
【讲解】从离子键的实质是静电引力 出发, 影响 F 大小的因素有: 离子的电荷数q 和离子之间的距离 r (与离子半径的大小相关)
1) 离子电荷数的影响： 　
NaCl MgO
晶格能（KJ.mol-1） 786 3791
熔点（℃） 801 2852
摩氏硬度 2.5 6.5
2) 离子半径的影响：
　　
3) 离子半径概念及变化规律
　　将离子晶体中的离子看成是相切的球体, 正负离子的核间距 d 是r+ 和r- 之和:
　 离子半径的变化规律
a) 同主族, 从上到下, 电子层增加, 具有相同电荷数的离子半径增加.
　
b) 同周期: 主族元素, 从左至右 离子电荷数升高, 最高价离子, 半径最小. 如: 　过渡元素, 离子半径变化规律不明显.
c) 同一元素, 不同价态的离子, 电荷高的半径小. 如:
　
【小结】离子电荷数越大，核间距越小，晶格能越大，离子键越牢，离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。
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