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第三章晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
第三節(jié)金屬晶體與離子晶體
3.3.2 離子晶體
年 級：高二 學 科：化學(人教版)
學習目標
課標要求：
1.借助離子晶體等模型認識晶體的結(jié)構(gòu)特點。
2.認識離子晶體的物理性質(zhì)與晶體結(jié)構(gòu)的關(guān)系。
3.知道介于典型晶體之間的過渡晶體及混合型晶體是普通存在的。
素養(yǎng)要求：
1.結(jié)合常見的離子化合物和金屬單質(zhì)的實例，認識這些物質(zhì)的構(gòu)成微粒、
微粒間相互作用與物質(zhì)性質(zhì)的關(guān)系，培養(yǎng)宏觀辨識與微觀探析的核心素養(yǎng)。 2.知道介于典型晶體之間的過渡晶體及混合型晶體是普遍存在的。
3.借助離子晶體、金屬晶體等模型認識晶體的結(jié)構(gòu)特點，預(yù)測物質(zhì)的性質(zhì)， 形成證據(jù)推理與模型認知的核心素養(yǎng)。
下列晶體構(gòu)成微粒有什么共同點
微粒之間存在哪種相同的作用力
離子晶體
明礬
KAl(SO ) ●12H O
膽礬
CuSO ●5H O
重晶石
BaSO
瑩石
CaF
【主干知識梳理】
一、離子鍵和離子晶體
1、離子鍵(1)概念：陰、陽離子之間通過靜電作用形成的化學鍵叫做離子鍵。 含有離子鍵的化合物稱為離子化合物(2)成鍵的微粒：陰、陽離子(3)離子鍵 的本質(zhì)：陰、陽離子之間的靜電作用，它包括陰、陽離子之間的引力和兩種 離子的原子核之間以及它們的電子之間的斥力兩個方面，當引力與斥力之間 達到平衡時，就形成了穩(wěn)定的離子化合物，它不顯電性(4)成鍵原因：活 潑 金屬原子容易失去電子而形成陽離子，活潑非金屬原子容易得到電子形成陰 離子。當活潑金屬遇到活潑非金屬時，電子發(fā)生轉(zhuǎn)移，分別形成陽、陰離子， 再通過靜電作用形成離子鍵
(5)成鍵條件①活潑金屬( 如：K、Na、Ca、Ba 等，主要是IA 和 ⅡA族元素)和
活潑非金屬( 如：F 、C1、Br 、0 等，主要是VIA族和VIIA族元素)相互結(jié)合時 形成離子鍵②酸根陰離子與金屬陽離子(含NH +)之間形成離子鍵(6)存在范
圍：離子鍵只存在于離子化合物中，常見的離子化合物：強堿(NaOH)、活
潑金屬氧化物(Na O、Na O 、K 0、CaO、Mg0)、大多數(shù)鹽類(NaCl 、Na SO ,
但A1Cl 、BeCl 例外)( 7)離子鍵的特征：沒有方向性和飽和性。這是因為陰、 陽離子在各個方向上都可以與帶相反電荷的離子發(fā)生靜電作用(沒有方向性 );在靜電作用下能夠達到的范圍內(nèi)，只要空間條件允許，一個離子可以同 時吸引多個帶相反電荷的離子(沒有飽和性)。因此，以離子鍵結(jié)合的化合
物傾向于形成緊密堆積，使每個離子周圍盡可能多地排列異性電荷的離子， 從而達到穩(wěn)定的目的
2、離子晶體(1)概念：由陰、陽離子通過離子鍵結(jié)合而成的晶體叫離子晶
體(2)構(gòu)成的微粒：陰離子和陽離子。離子晶體中含有離子，但離子不能 自由移動。若獲得能量而變?yōu)槿廴趹B(tài)或溶于水中時，則離子鍵被削弱甚至 斷裂，電離產(chǎn)生能夠自由移動的離子(3)微粒間的作用力：離子鍵(4)氣化 或熔化時破壞的作用力：離子鍵(5)常見的離子晶體：離子化合物都是離 子晶體
3、離子晶體的物理性質(zhì)(1)離子晶體常溫下都為固態(tài)，具有較高的熔點、
沸點。離子晶體中有較強的離子鍵，熔化或汽化時需消耗較多的能量。因 此離子晶體有較高的熔點、沸點和難揮發(fā)性。
離子晶體熔、沸點高低一般比較規(guī)律：陰、陽離子的電荷數(shù)越大，離子半 徑越小，離子鍵越強，離子晶體熔、沸點越高。【練習】比較下列離子晶 體熔、沸點高低：NaCl CsCl,Mg0 MgCl (2)離子晶體硬而脆，難壓 縮 。離子晶體中，陰、陽離子間有較強的離子鍵，離子鍵表現(xiàn)了較大的硬 度，當晶體受到?jīng)_擊力作用時，部分離子鍵發(fā)生斷裂，導(dǎo)致晶體破碎
(3)離子晶體不導(dǎo)電，但熔化或溶于水后能導(dǎo)電。離子晶體中，離子鍵較強， 陰、陽離子不能自由移動，即晶體中無自由移動的離子，因此離子晶體不 導(dǎo)電。當升高溫度時，陰、陽離子獲得足夠的能量克服了離子間的相互作 用力，成為自由移動的離子，在外加電場的作用下，離子定向移動而導(dǎo)電。 離子晶體溶于水時，陰、陽離子受到水分子的作用成了自由移動的離子(或 水合離子),在外加電場的作用下，陰、陽離子定向移動而導(dǎo)電(4)溶解性： 大多數(shù)離子晶體易溶于極性溶劑(如水)中，難溶于非極性溶劑(如汽油、煤 油)中。當把離子晶體放入水中時，水分子對離子晶體中的離子產(chǎn)生吸引， 使離子晶體中的離子克服離子間的相互作用力而離開晶體，變成在水中自 由移動的離子(5)離子晶體無延展性：離子晶體中陰、陽離子交替出現(xiàn)，層 與層之間如果滑動，同性離子相鄰而使斥力增大導(dǎo)致不穩(wěn)定，所以離子晶
體無延展性.
【微點撥】①離子晶體中無分子，物質(zhì)的化學式只表示物質(zhì)的陰、陽離子個 數(shù)比，不是分子式
②離子晶體中除含有離子鍵外，還有可能含有共價鍵、配位鍵，如：Na O 、
NaOH、Ba(OH) 、Na SO 中均含離子鍵和共價鍵，NH C1中含有離子鍵、共價鍵、 配位健③離子晶體不一定都含有金屬元素，如：NH Cl、NH NO 等銨鹽④由金 屬元素和非金屬元素組成的晶體不一定是離子晶體，如：AICl 是分子晶體
⑤含金屬陽離子的晶體不一定是離子晶體，也可能是金屬晶體；有陰離子的 晶體中一定存在陽離子；有陽離子的晶體中不一定存在陰離子如：金屬晶體。
⑥溶于水能導(dǎo)電的不一定是離子晶體，如 ：HC1等；熔化后能導(dǎo)電的晶體不一 定是離子晶體，如：金屬等
【對點訓(xùn)練1】
二、常見離子晶體的結(jié)構(gòu)特征 離子晶體中，陰離子呈等徑圓球密堆積， 陽離子有序地填在陰離子的空隙中，每個離子周圍等距離地排列著異電性 離子，被異電性離子包圍。一個離子周圍最鄰近的異電性離子的數(shù)目，叫 做離子晶體中離子的配位數(shù)1、NaCl晶體①在一個NaCl晶胞中，有 個
Na+, 有 個C1- ② 在NaCl晶體中，每個Na+同時強烈吸引 ●Na+
形成________形；每個C1-同時強烈吸引____個Na+③在NaC1旨 和C1- 的配位數(shù)分別為 、 。 ④在NaCl晶體中， 圍與它最接近且距離相等的Na+共
有 個同理：每個C1-周圍與它最接近且距離相等的C1-
共 有 個
●Na 0 Cl-
它們所圍成的空間幾何構(gòu)
型是正八面體，有幾個
它們所圍成的空間幾何構(gòu)
型是正八面體，有幾個
●Na+ 0 Cl-
—CI
Na
(1)每個晶胞含鈉離子、氯離子的個數(shù)：
(2)配位數(shù)：一種離子周圍最鄰近的帶 相反電荷的離子數(shù)目
每個Cl- 周圍與之最接近且距離相等 的Na+共有6個；每個Na+ 周圍與之最 接近且距離相等的Cl- 共有6個。
每個C1-周圍與它最近且等距的C1-有 12個；每個Na+周圍與它最近且等距 的Na+有12個。
2、CsCl晶體①在一個CsCl晶胞中，有_____個Cs+,有_____個C1-②在CsCl晶體中，每個 Cs+同時強烈吸引 個C1-, 即 ：Cs+的配位數(shù)為 ,每個C1- 同時強烈吸引
個Cs+,即 ：C1- 的配位數(shù)為 ③在CsCl晶體中，每個Cs+周圍與它最接近且距離相等 的Cs+共有 個，形成 形，同理：在CsCl晶體中，每個C1- 周圍與它最接近且 距離相等的C1-共有 個
3、ZnS晶體①1個ZnS晶胞中，有 個S -, 有 個Zn +②Zn +的配位數(shù) 為 ,S - 的配位數(shù)為 。 ③ZnS型離子晶體中，陰離子和陽離子 的排列類似NaCl 型，但相互穿插的位置不同，使陰、陽離子的配位數(shù)不是6, 而是4,常見的ZnS型離子晶體有ZnS 、AgI 、Be0 晶體等
4、CaF 晶體①1個CaF 的晶胞中，有 個Ca +, 有 個F-②CaF 的晶體 中 ，Ca + 和F- 的配位數(shù)不同，Ca + 配位數(shù)是 ,F- 的配位數(shù)是 。
離子晶體 NaCl CsCl ZnS
CaF
陰離子的配位數(shù) 6 8 4
4
陽離子的配位數(shù) 6 8 4
8
5、離子晶體中離子的配位數(shù)(1)離子的配位數(shù)：晶體晶胞中一個離子周圍 最鄰近的異電性離子的數(shù)目稱為該離子的配位數(shù)
●F-
OCa +
●Zn +
離子晶體 正、負離子半徑比(r+/r-)
配位數(shù)
NaCl r+/r-=0.52(0.414～0.732)
6
CsCl r+/r-=0.93(0.732～1.00)
8
ZnS r+/r-=0.27(0.225～0.414)
4
③鍵性因素：離子鍵的純粹程度
【對點訓(xùn)練2】
離子晶體
CaF
Ca +離子的配位數(shù)
8
F-離子的配位數(shù)
4
【結(jié)論】AB型離子晶體中，陰、陽離子的配位數(shù)相等，但正、負離子半徑比越 大，離子的配位數(shù)越大②電荷因素：晶體中正、負離子的電荷比
(2)影響配位數(shù)的因素①幾何因素：晶體中正、負離子的半徑比。離子半徑 比值越大，配位數(shù)就越大 (見下表)
F- Cl- Br-
I-
Li+ 1036 853 807
757
Na+ 923 786 747
704
K+ 821 715 682
649
Rb+ 785 689 660
630
Cs+ 740 659 631
604
三、晶格能1、概念：氣態(tài)離子形成1 mol離子晶體釋放的能量。晶格能通
常取正值，單位為kJ●mol-12、影響晶格能大小的因素(某些離子晶體的 晶格能/kJ ·mol-1)
(1)影響晶格能大小的因素主要是離子所帶的電荷和陰、陽離子間的距離。晶 格能與陰、陽離子所帶電荷的乘積成正比，與陰、陽離子間的距離成反比，
可用下式表示：晶格能ocr2(q1.q 2)(2)離子所帶電荷越高，核間距越小，晶 格能就越大。而離子的核間距與離子的半徑大小有關(guān)，陽離子或陰離子半徑 越小，離子的核間距就越小，則晶格能就越大。如 ：比較Mg0晶體和NaCl晶 體的晶格能大小。Mg +和0 -都是二價離子，而Na+和C1-都是一價離子；Mg +半徑小于Na+,O - 半徑小于C1-, 故 Mg +和0 -的核間距小于Na+和C1-的 核 間距，所以Mg0晶體的晶格能大于NaCl晶體的晶格能
【微點撥】影響晶格能的因素還有離子晶體的結(jié)構(gòu)型式。如 ：NaCl 晶體中，
每個Na+周圍有6個C1-, 稍遠一點，又有12個Na+, 再遠一點還有8個Cl- … … 而帶異性電荷的離子之間存在著相互吸引作用，帶同性電荷的離子之間卻存 在著相互排斥作用。因而具有不同結(jié)構(gòu)型式的晶體的晶格能也不相同
比較項目離子 化合物 離子電荷數(shù) 核間距 /pm 晶格能 /kJ.mol-1 熔點 /℃
摩氏硬 度
NaBr 1 298 747 747
<2.5
NaCl 1 282 786 801
2.5
Mg0 2 210 3791 2852
6.5
(1)晶格能與離子晶體的穩(wěn)定性：晶格能越大，離子鍵越強，形成的離子晶體越 穩(wěn)定(2)晶格能與晶體的熔點、硬度的關(guān)系：晶格能越大，熔點越高，硬度越大
(3)晶格能與巖漿晶出規(guī)則：礦物從巖漿中先后結(jié)晶的規(guī)律被稱為巖漿晶出規(guī)則； 巖漿晶出的次序受晶格能的影響，晶格能越大，巖漿中的礦物越易結(jié)晶析出
3、晶格能與離子晶體性質(zhì)的關(guān)系：因為晶格能的大小標志著離子晶體裂 解成氣態(tài)陰、陽離子的難易程度，反映著離子晶體中離子鍵的強度，故 它與離子晶體的性質(zhì)有著密切聯(lián)系。幾種離子晶體的晶格能和熔點、硬 度數(shù)據(jù)如下表
答題策略
看離子鍵(或晶格能)的強弱，取決于陰、陽離子半徑的大小和電荷數(shù)
答題模板
陰、陽離子電荷數(shù)相等，則看陰、陽離子半徑：同為離子晶體，Rn-( 或Mn+)半徑小于Xn-(或Nn+),故×××晶體晶格能大(離子鍵強),熔
沸點高
陰離子(或陽離子)電荷數(shù)不相等，陰離子半徑(或陽離子半徑)不相同 :同為離子晶體，Rn-(或Mn+)半徑小于Xm-(或Nm+),Rn-(或Mn+)電荷數(shù) 大于Xm-(或Nm+),故×××晶體晶格能大(或離子鍵強),熔沸點高
1 Zn0和ZnS的晶體結(jié)構(gòu)相似，熔點較高的是Zn0,理由是：同屬于離子晶體 ,O -半徑小于S -,故Zn0晶格能大(或離子鍵強),熔點高 2 Fe0的熔點大于Fe O 的熔點，原因是：同為離子晶體，F(xiàn)e +半徑比Fe +大， 所帶電荷數(shù)也小于Fe +,FeO的晶格能比Fe O 小
4、離子晶體熔、沸點比較答題模板
【對點訓(xùn)練3】【課后作業(yè)】
飼題[ 思考與討論
CaCO (NH ) SO CuSO .5H O Cu(NH ) SO .H O 觀察以上離子晶體中都含有哪些微觀粒子
晶體內(nèi)部存在哪些類型的化學鍵
陰、陽離子
(單原子或多原子)
電中性分子
離子鍵
共價鍵
氫鍵
范德華力
離 子 晶 體
構(gòu)成微粒
作用力
NaCl 、CsCl 的熔、沸點比 HCl 的明顯高很多，結(jié)合晶體類
型，你能推測其原因嗎
離子鍵強度較大，破壞它需要較多的能量
HC1 NaCl
CsCl
熔 點 / ℃ -114.18 801
645
沸點/℃ -85 1413
1290
NaCl 和 CsCl 的晶體硬度較大，難以壓縮，熔點和沸點較高
向題2
【思考與交流】
1200
1000
800
600
200
0
-200
NaX為離子晶體
X-半徑增大，離子鍵減弱， 熔點逐漸降低。
SiX 為分子晶體
相對分子質(zhì)量增大，
分子間作用力增加，熔 點逐漸升高。
鈉的鹵化物(NaX)和硅的鹵化物(SiX )的熔點如圖所示。
(1)判斷晶體的類型。(2)解釋熔點變化的原因。
NaF
NaCl NaBr
NaI
SiI
SiF SiCl
SiBr
【思考與交流】
TiF 熔點高于TiCl 、TiBr 、TiI , 自 TiCl 至TiI 熔點依次升高，請解釋原因。
(1)TiF 是離子化合物，熔點較高
(2)TiCl 、TiBr 、TiI 是共價化合物
事實上，大多數(shù)離子晶體中的化學鍵
具有一定的共價鍵成分。
TiF
TiCl
SiF SiCl
→相同類型的化合物，
為什么有上述情況呢
NaF
NaCl NaBr
NaI
TiI
SiI
1200
1000
800
600
200
0
-200
TiBr
SiBr
Why
化合物 熔 點 / ℃ 化合物
熔 點 / ℃
Ca0 2613 Na SO
884
CuCl 1326 Ca Si0
2130
NH NO 169.6 Na PO
340
BaSO 1580 CH C00Cs
194
LiPF 200分解溫度 NaNO
270
我們知道，金屬的熔點差異很大，如鎢的熔點為3410 ℃。
而常溫下，汞卻是液體。離子晶體的熔點是不是也差異很大呢 請從 理化手冊或互聯(lián)網(wǎng)查找下列離子晶體的熔點數(shù)據(jù)，得出結(jié)論。
結(jié)論：離子晶體的熔點差距也較大
思看P88
離子晶體 共價晶體 分子晶體
金屬晶體
存在微粒 陰陽離子 原子 分子
金屬離子、 自由電子
微粒間作用 離子鍵 共價鍵 分子間作用力
金屬鍵
主要性質(zhì) 硬而脆，易溶 于極性溶劑， 熔化時能夠?qū)?電，溶沸點高 質(zhì)地硬，不溶 于大多數(shù)溶劑， 導(dǎo)電性差，熔 沸點很高 硬度小，水溶 液能夠?qū)щ姡?溶沸點低
金屬光澤， 是電和熱的 良導(dǎo)體，熔 沸點高或低
實例 食鹽晶體 金剛石 NH 、HC1
鎂、鋁
四類晶體的比較

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