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第二单元 离子键 离子晶体
第2课时 离子晶体
高考资源网【复习巩固】
1.什么是离子键？作用力的实质是什么？
2.什么是晶格能？影响因素有哪些？
3.晶格能的大小与离子晶体的熔沸点、硬度的关系怎样？
[练习]
1.指出下列物质中的化学键类型。
KBr CCl4 N2 CaO NaOH
2.下列物质中哪些是离子化合物？哪些是只含离子键的离子化合物？哪些是既含离子键又含共价键的离子化合物？
KCl HCl Na2SO4 HNO3 NH4Cl O2 Na2O2
【过渡】大多数离子化合物在常温下以晶体的形式存在。
【板书】
离子晶体
1. 定义：离子间通过离子键结合而成的晶体
【思考】离子晶体能否导电，主要的物理共性有哪些？
2. 特点：（1）、晶体不导电，在熔融状态或水溶液中导电,不存在单个分子
（2）、硬度较高，密度较大， 难压缩，难挥发，熔沸点较高
【思考】判断下列每组物质的熔沸点的高低，影响离子晶体的熔沸点高低的因素有哪些？
(1)NaF NaCl NaBr NaI
(2)MgO Na2O
3. 离子晶体熔沸点高低的影响因素：离子所带的电荷(Q)和离子半径(r)
Q越大、r越小，则晶格能(U)越大，离子键越强，熔沸点越高，硬度越大.
【思考】：哪些物质属于离子晶体？
4. 物质的类别：强碱、部分金属氧化物、绝大部分盐类属于离子晶体。
【过渡】离子晶体也有一定的空间结构
【板书】
二、离子晶体的空间结构
【讲解】
离子晶体有多种晶体结构类型，其中氯化钠型和氯化铯型是两种最常见的离子晶体结构类型。首先看NaCl的晶胞:
　
组成具有代表性, 对称性(轴, 面, 中心)也与晶体相同, 所以乙为NaCl的晶胞
【思考】:
1.每个Na+同时吸引 个 Cl-，每个Cl-同时吸引 个Na+，而Na+数目与Cl-数目之为 化学式为
2.根据氯化钠的结构模型确定晶胞，并分析其构成。每个晶胞中有 Na+，有 个Cl-
3.在每个Na+周围与它最近的且距离相等的Na+有　 个
4.在每个Na+周围与它最近的且距离相等的Cl-所围成的空间结构为 体
5.已知氯化钠的摩尔质量为58.5g.mol-1,阿伏加德罗常数取6.02×1023mol-1,则食盐晶体中两个距离最近的Na+的核间距离最接近下面四个数据中的哪一个.( )
A.3.0×10-8cm B.3.5×10-8cm C.4.0×10-8cm D.5.0×10-8cm
组成和对称性均有代表性. 看空心圆点, 除了立方体的顶点的8个, 无其它, 称为简单立方晶胞. 配位数为8
【思考】：
1.每个Cs+同时吸引 个 Cl-，每个Cl-同时吸引 个Cs+，而Cs+数目与Cl-数目之为 化学式为
2.根据氯化的结构模型确定晶胞，并分析其构成。每个晶胞中有 Cs+，有 个Cl-
3.在每个Cs+周围与它最近的且距离相等的Cs+有 　 个
　
组成和对称性均有代表性. 看空心圆点,除了立方体的顶点的8个, 面中心6个, 也为面心立方. 配位数为4
总之, 立方晶系有 3 种类型晶胞, 面心立方, 简单立方, 体心立方.四方晶系 , 2 种, 正交晶系, 4 种等, 共有14种类型的晶胞
【过渡】氯化钠与氯化铯均为AB型离子晶体，但两者的阴、阳离子周围带相反电荷离子的数目却不同，你认为造成这一差异的可能原因是什么？
【板书】三.离子晶体的配位数以及与 r+/r- 的关系
　　NaCl 六配体, CsCl八配体, ZnS 四配体, 均为AB型晶体, 为何配位数不同
1) 离子晶体稳定存在的条件
离子形成晶体时，阴、阳离子总是尽可能紧密地排列，且一种离子周围所环绕的带相反电荷的离子越多，体系能量越低，所构成的离子晶体就越稳定。
2)离子晶体的配为数：离子晶体中一种离子周围紧邻的带相反电荷的离子数目
【设问】：NaCl 型离子配为数为 （六配体）, CsCl型离子配为数为 （八配体）
【讨论】NaCl和CsCl均为AB型离子晶体，但两者的阴、阳离子周围带相反电荷离子的数目却不同，你认为造成这一差异的可能原因是什么？
【讲解】离子晶体中的离子的电荷分布是球形对称的。它们之间的作用力的强弱只取决于它们相互之间的距离。晶体中每种离子能被多少个带相反电荷的离子所包围（离子的配位数），与它们的大小有关，与电荷数多少无关。
离子晶体中一种离子周围所环绕的带相反电荷的离子的数目的多少，与阴、阳离子半径比r+/r - 有关。
3）r+/r-与配位数
　　从六配位的介稳状态出发, 进行半径比与配位数之间关系的探讨.
　　
　　
此时, 为介稳状态. 如果r+ 再大些, 则出现上述 b) 种情况, 即阴离子同号相离, 异号相切的稳定状态. 亦即:
　　当 r+ 继续增加, 达到并超过: 时, 即阳离子离子周围可容纳更多阴离子, 为8配位, CsCl型.　　
　　若r+ 变小, 即:, 则出现 a)种情况, 阴离子相切, 阴离子阳离子相离的不稳定状态. 配位数减少, 4配位, ZnS型.
阴、阳离子半径比与配位数的关系
r+/r - 配位数 实例
0.225~0.414 4 ZnS
0.414~0.732 6 NaCl
0.732~1.0 8 CsCl
＞1.0 12 CsF
　
总之, 配位数与 r+/r- 之比相关，且: r+ 再增大, 则达到12 配位; r- 再减小, 则达到3配位.　　
注意:讨论中将离子视为刚性球体, 这与实际情况有出入. 但仍不失为一组重要的参考数据. 因而, 我们可以用离子间的半径比值去判断配位数.
【问题解决】
1.已知Cd2+半径为97pm，S2-半径为184pm，按正负离子半径比，CdS应具有 型晶格，正.负离子的配位数之比应是 ；但CdS却具有立方ZnS型晶格，正负离子的配位数之比是 ，这主要是由 造成的。
2.某离子晶体的晶胞结构如下图所示：
则该离子晶体的化学式为 （ ）
A．abc B.abc3
C．ab2c3 D．ab3c
3.在NaCl晶体中，与每个Na+距离相等且距离最近的Cl—所围成的空间构型为 （ ）
A．正四面体　　 B．正六面体　　
C．正八面体　　 D．正十二面体
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第二单元 离子键 离子晶体
第1课时 离子键的形成
高考资源网【知识与技能】
1. 通过复习钠与氯形成氯化钠的过程,使学生理解离子键的概念、形成过程和特点。
2. 理解离子晶体的概念、构成及物理性质特征，掌握常见的离子晶体的类型及有关晶胞的计算。
【过程与方法】
1. 复习离子的特征，氯化钠的形成过程，并在此基础上分析离子键的成键微粒和成键性质，培养学生知识迁移的能力和归纳总结的能力。
2. 在学习本节的过程中，可与物理学中静电力的计算相结合，晶体的计算与数学的立体几何、物理学的密度计算相结合。
【情感态度与价值观】
通过本节的学习，进一步认识晶体，并深入了解晶体的内部特征。
【教学过程】
【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？
【板书】 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。
【过渡】
以阴、阳离子结合成离子化合物的化学键，就是离子键。
【板书】
1. 离子键的定义：使阴、阳离子结合成离子化合物的静电作用
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：
　
1） 电子转移形成离子：一般达到稀有气体原子的结构
【学生活动】　
分别达到 Ne 和 Ar 的稀有气体原子的结构，形成稳定离子。
2）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 MgCl
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
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
【板书】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
【板书】实质是静电作用
　
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。
【板书】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
【板书】
（1）离子键无方向性
（2）离子键无饱和性
【板书】五、 离子键的强度——晶格能
（1）键能和晶格能
【讲解】以 NaCl 为例:
键能:1mol 气态 NaCl 分子, 离解成气体原子时, 所吸收的能量. 用Ei 表示:
【板书】
（2）晶格能（符号为U）:
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
【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.
【板书】
（3）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：电荷高，晶格能大，离子晶体的熔沸点高、硬度大。　
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：半径大, 导致离子间距大, 晶格能小，离子晶体的熔沸点低、硬度小。
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:
　
d) 一般负离子半径较大; 正离子半径较小.
　　
e) 周期表对角线上, 左上元素和右下元素的离子半径相似. 如: Li+ 和 Mg2+, Sc3+ 和 Zr4+ 的半径相似.
【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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