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离子晶体复习导航一离子晶体的概念与结构1概念：由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。构成微粒：阳离子和阴离子。微粒间作用：离子键。常见的离子晶体：强碱、部分金属氧化物、部分盐类5结构特征：（1）阴、阳离子间只存在离子键（但不能说离子晶体中只存在离子键，如NH4NO3中的阳离子NH4+存在共价键，阴离子中NO3也存在共价键）；（2）不存在小分子：化学式表示为晶体中阴、阳离子个数的最简单的整数比。如Na2O2的阴离子为O22，阳离子为Na+，故晶体中阴、阳离子个数比为12，而不是11；6决定离子晶体结构的因素几何因素，即晶体中正负离子的半径比（r+/r-）（详见下文中对“AB型离子晶体”的分析）；电荷因素，即晶体中正负离子的电荷比（详见下文中对“AB2型离子晶体”的分析）；键性因素，即离子键的纯粹程度（离子半径大，受相反电荷离子的电场作用变成椭球形，不再维持原来的球形，离子键向共价键过渡）（高中不作要求）。7离子晶体中离子的配位数(缩写为CN)配位数：与中心离子（或原子）直接成键的离子（或原子）称为配位离子（或原子）。配位离子（或原子）的数目称为配位数。8结构模型（1）AB型离子晶体NaCl晶体。晶体中，一个Na+周围最邻近的Cl个数就是该Na+的配位数。那么Na+的配位数是多少呢？请看下面给出的NaCl晶胞的结构图，从中看出Na+和Cl的配位数各是多少。 从图中可以很明显地看出：每个Na+周围最邻近的Cl有 6 个,每个Cl周围最邻近的Na+有 6 个,则Na+、Cl的配位数都是 6 。因此整个晶体中， Na+与Cl个数比为 11 ，化学式为NaCl。CsCl晶体。与Na同主族的Cs的氯化物CsCl也是属于AB型离子晶体，其晶体结构是否与NaCl晶体结构相同？阴、阳离子的配位数是否也相同？请看下面CsCl的晶胞图形从图中可以很明显地看出：每个Cs+周围最邻近的Cl有 8 个,每个Cl周围最邻近的Cs+有 8 个,则Cs+、Cl的配位数都是 8 。因此整个晶体中，Cs+与Cl个数比为 11 ，化学式为CsCl 。ZnS晶体。按分摊法不难算出每个ZnS晶胞中：N（Zn2+）= 4N（S2）= 8 + 6 = 4Zn2+与S 2个数比为 11 ，化学式为ZnS 。思考1：为什么同是AB型离子晶体， CsCl与NaCl的晶体结构和配位数不一样？请从两者的组成中试寻找形成差异的原因。研究资料：几种离子的离子半径离子Na+Cs+Cl离子半径/pm95169181NaCl、CsCl中正负离子半径比与配位数NaClCsClr+/r- = = 0525r+/r- = = 0934CN= 6CN= 8经验规则：离子键正如金属键一样，均无饱和性和方向性，但阴、阳离子的半径大小（ “几何因素”）很大程度上决定了参加成键的阴、阳离子数目。阴、阳离子半径比值（r+/r-）越大，配位数就越大，且有如下经验规则：r+/ r-配位数（CN）物质举例02504144ZnS041407326NaCl07321008CsCl（2）AB2型离子晶体以上三例中每种晶体的阴、阳离子所带的电荷数相同，阴、阳离子个数相同，配位数也相同。如果离子晶体中阴、阳离子的电荷数不相同，阴、阳离子个数不相同，各离子的配位数是否也不相同？现在观察CaF2晶体结构（请注意CaF2与ZnS晶胞结构的异同）：每个Ca 2 +周围最邻近的F有 8 个，表明Ca 2 +的配位数为 8 。每个F周围最邻近的Ca 2 +有 4 个，表明F的配位数是 4 。由此可见，在CaF2晶体中，Ca 2 +和F个数比为 12 ,刚好与Ca 2 +与F的电荷数之比 21 。整个晶体的结构与前面两例的结构完全不相同。 因此可以得出晶体中阴、阳离子电荷比也是决定离子晶体结构的重要因素，称为电荷因素。小结： 常见离子晶体中阴、阳离子的配位数情况概览离子晶体ZnS型NaCl型CsCl型CaF2型阳离子的配位数4688阴离子的配位数4684二、离子晶体的性质与晶格能1离子晶体的物理性质 (1) 较高的熔、沸点，难挥发。(2) 硬而脆。(3) 离子晶体不导电，熔化或溶于水后能导电(4) 大多数离子晶体易溶于极性溶剂(如水)中，难溶于非极性溶剂(如汽油、苯、CCl4)中。思考2：为什么离子晶体具有较高的熔、沸点，且硬而脆?离子晶体中阴、阳离子间有强烈的相互作用(离子键)。要克服离子间的相互作用使物质熔化或沸腾，就需要较多的能量，因此离子晶体具有较高的熔点、沸点和难挥发的性质，并具有较高的硬度，当晶体受到冲击力作用时，部分离子键发生断裂，导致晶体破碎。 思考3：离子晶体为什么在固态时不能导电?在固态时,离子晶体中的阴阳离子通过离子键紧紧的束缚在一起,不能自由移动，因此，离子晶体不导电。当升高温度时，阴，阳离子获得足够能量克服离子间相互作用，成了自由移动的离子，在外界电场作用下，离子定向移动而导电。离子化合物溶于水时，阴、阳离子受到水分子作用变成了自由移动的离子(或水合离子)，在外界电场作用下，阴、阳离子定向移动而导电 思考4：为什么说大多数离子晶体易溶于极性溶剂中，难溶于非极性溶剂? 当把离子晶体放在水中时，极性水分子对离子晶体中的离子产生吸引，使晶体中的离子克服离子间的作用而离开晶体，变成在水中自由移动的离子（相似相溶原理）。 2晶格能(符号为U) (1)定义： 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：NaCl(s) = Na+(g)+Cl(g) U =786kJmol1（2）影响晶格能大小（即离子键强弱）的因素是离子的电荷和离子半径。其规律是：离子带电荷数越多，离子半径越小则晶格能越大。（3）晶格能数值大小的意义晶格能越大，离子晶体越稳定；（离子键越强）熔点越高；硬度越大；岩浆晶出越先。如：(1) 熔点： NaF NaCl NaBr NaI (2) 熔点： MgO Na2O三、离子晶体与其他晶体的比较晶体类型离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体定义阴阳离子间通过离子键形成的晶体分子间通过分子间作用力形成的晶体相邻原子间通过共价键结合而成的立体网状的晶体金属阳离子与自由电子间相互作用形成的晶体构成粒子阴、阳离子分子原子金属离子、自由电子粒子间作用离子键分子间作用力共价键金属键代表物NaCl，NaOH，MgSO4干冰，I2，P4，H2O金刚石，晶体硅，SiO2镁、铁、金、钠物理性质硬度较大，熔、沸点较高，多数易溶于水等极性溶剂；熔化或溶于水时能导电。硬度小，熔、沸点低；遵循“相似相溶”，不导电。硬度大，熔、沸点高；难溶解于常见溶剂；大多不导电（但晶体硅能导电）。硬度、熔点、沸点差异较大，具有延展性，能导电、传热。注意：1离子晶体中不一定都含有金属元素，NH4Cl是离子晶体；含金属元素的也不一定存在离子键,如 AlCl3不属于离子晶体；含有金属离子的晶体不一定是离子晶体，如金属晶体中含有金属阳离子。2化学变化一定发生旧化学键的断裂和新化学键的形成，但有化学键破坏或形成却不一定就发生了化学变化，如食盐熔化，离子键被破