高中化学专题3.2离子键离子晶体素材.docx

3.2 离子键 离子晶体一、离子键1.离子键的形成前面我们已经学过，金属元素的电负性小，其原子易失去价电子形成阳离子；非金属元素的电负性较大，其原子易得到电子形成阴离子，当这两种原子相互接近到一定程度时，容易发生电子得失而形成阴、阳离子，阴、阳离子通过静电作用形成稳定化合物。这种阴、阳离子通过静电作用形成的化学键叫离子键。阴、阳离子是形成离子键必不可少的粒子，缺一不可。如MgCl2中含有Mg2+、Cl-，KAl（SO4）212H2O中含有K+、Al3+、SO2-4及H2O分子。可见，离子化合物中含阴、阳离子至少各1种，且不一定不含分子。2.离子键的实质离子键的实质是静电作用，它包括阴、阳离子之间的引力和它们的核与核、电子与电子之间的斥力两个方面，当引力和斥力之间达到平衡时，就形成了稳定的离子化合物，它就不再显电性，即显电中性。离子键的强弱与阴、阳离子所带电荷及核间距有关。据库仑定律可知(k为系数)。3.离子键的特征没有方向性和饱和性。为什么这样说呢？那是因为在通常情况下，阴、阳离子可看成球形对称，它们的电荷分布也是球形对称的，它们在空间的各个方向上的静电作用相同，所以在各个方向上都可以与带相反电荷的离子发生静电作用，且在静电作用能达到的范围内，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。因此，离子键没有方向性和饱和性。二、离子晶体1.离子键：（1）定义：阴、阳离子之间强烈的电性作用。（2）特征：无饱和性和方向性。（3）本质：电性作用。（4）存在：离子晶体中。2.离子晶体：（1）定义：阴、阳离子通过离子键结合，在空间呈现有规律的排列所形成的晶体。注意：离子晶体的构成粒子是阴、阳离子，所以在离子晶体中，无分子存在，也无原子存在。如NaCl、CsCl只表示晶体中阴阳离子个数比，不表示分子式。（2）常见的AB型离子晶体有NaCl型、CsCl型、ZnS型等。（3）晶格能：定义：1 mol离子化合物中阴、阳离子，由相互远离的气态结合成离子晶体所放出的能量；表示意义：晶格能越大，表示离子键越强，离子晶体越稳定，熔、沸点越高。可借助库仑定律来比较；晶格能的大小：晶格能与离子晶体中阴、阳离子所带电荷的乘积成正比，与阴、阴离子的距离成反比，数学表达式为：晶格能。（4）离子晶体的物理性质：离子晶体具有较高的熔点、沸点，难挥发。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力使物质熔化和沸腾，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。NaCl、CsCl的熔点分别是801 、645 ;沸点分别是1 413 、1 290 。而共价化合物H2O的熔点为0 、沸点为100 ,这就低得多了。离子晶体硬而脆。离子晶体中，阴、阳离子之间有较强的离子键，因此离子晶体表现出了较高的硬度，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。离子晶体不导电，熔化或溶于水后能导电。离子晶体中，离子键较强，离子不能自由移动，即晶体中无自由移动的离子，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，克服了离子间的相互作用，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。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、煤油）中。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作用，使晶体中的离子克服了离子间的作用而电离，变成在水中自由移动的离子。离子晶体包括强碱、活泼金属形成的盐、铵盐、活泼金属氧化物等。一般地，活泼金属（如K、Ca、Na、Mg等）与活泼的非金属（如氯、溴、氧等）化合成的物质形成的晶体为离子晶体。但并不是所有金属和非金属元素形成的化合物都为离子化合物，如AlCl3为分子晶体。(5)疑难点：有关离子晶体晶胞的计算处于立方体顶点的粒子同时为8个晶胞所共有，每个粒子有1/8属于该晶胞。处于立方体棱上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子有1/4属于该细胞。处于立方体面上的粒子，同时为2个晶胞所共有，每个粒子有1/2属于该晶胞。处于立方体内部的粒子，完全属于该晶胞。三、离子晶体中离子的配位数为什么不同的正、负离子结合成离子晶体时，会形成配位数不同的空间构型呢？这是因为在某种结构下该离子化合物的晶体最稳定，体系的能量最低，一般决定离子晶体构型的主要因素有正、负离子的半径（几何因素）和离子的电子层结构（电荷因素）。（1）对于AB型离子晶体来说，正、负离子的半径比与配位数和晶体构型的关系如下表所示。半径比（）配位数构型实例0.4140.7326NaCl型NaCl、KCl、NaBr、LiF、CaO、MgO、CaS0.73218CsCl型CsCl、CsBr、CsI、NH4Cl表中的半径比可以根据图中的三角形，利用几何图形计算出的值。即当=0.414时，阴、阳离子间是直接接触的，阴离子也是相互接触的。当0.414时，负离子互相接触（排斥），而正负离子接触不良，这样的构型不稳定，所以晶体只能转更小的配位数以求稳定，如ZnS；当0.414时，阴离子之间接触不良，而阴、阳离子之间相互接触吸引作用较强，这种结构较为稳定，配位数为6；当0.732时，阳离子相对地增大，它有可能接触更多的阴离子，使配位数为8。对于离子化合物中离子的任一配位数来说，都有一相应的阴、阳离子半径的比值。例如：NaCl的=95 pm/181 pm=0.52，配位数为6；CsCl的=169 pm/181 pm=0.93，配位数为8。（2）阴、阳离子的电荷也是决定离子晶体配位数的一个重要因素。如果正、负离子的电荷不同，正、负离子的个数比一定不同，结果是，正