高中化学选 物质结构与性质 离子晶体教学设计

高中化学选修3物质结构与性质

3.4离子晶体教学设计

【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

型及有关品胞的计算。

【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。

【教案设计】第一课时

【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

§3-2-1离子键的形成

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：

Na.e—Na.CHe—CT相应的电子

畛■一切—3S卬,松佼^

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沟，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AX表示，

当△X>1.7,发生电子转移，形成离子键；

当AXvlZ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：

非银性共价fit极性共价健

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.

AX>1.7,实际上是指离子键的成分（百分数）大于5（）%.

【小结】：

L活泼的金属元素（IA、HA）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.镂根和酸根离子（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+、。-、02-、

（2）NaClMgOMgCl

小结：离子化合物也子式的书写

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），

而且用方括号广括起来，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“一►”

3.用7^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ro纵坐标：体系的势能Vo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CI-彼此接近时，势

能V的变化。

从图中可见：

r>ro,当r减小时，正负离子靠静电相互吸引，V减小，体系稳定.

r=ro时,V有极小值，此时体系最稳定,表明形成了离子键.

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】由卜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）NaFNaClNaBrNai

988℃801℃747℃660℃

（2）NaFCaF2CaO

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FMq^）〃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。

晶格能(KJ.mol-1)

熔点（℃）

摩氏硬度

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。

Nai

C1•半径小r丰&大

mp801C0&oc。

U7867KJirorx6862KJmor1

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是广和广之和:

厂、））d值可由息体的X射收衍射实甄测

军.到,mMgOd»210pm

E|d・r*+1|d=”.十%卜=210pm

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.

F<CT<Br<r

b）同周期：主族兀素，从左至右离子电荷数升高，最高价离子，半径最小.

如：Na'M产<A匕过渡元素，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：

Ti'.vTP*.

d）一般负离子半径较大；正离子半径较小.

第二®M：F-136pm,U*60pm

第四周期：Br195pm,K*133Pm

《呈然差了两个周期,F仍比K，的x大.）

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。

【课堂小结】

【课后练习】

1.下列各组数值表示有关元素的原子序数，其中所表示的各组原子能以离

子键结合成稳定化合物的是（）

A.1与6B.2与8C.9与11D.8与14

2.用电子式表示下列物质的结构：NaOH、Ca（ClO）2o

3.离子化合物LiCkNaCKKCkRbCl和CsCl熔点由高到底的顺序是

5.某主族元素A的外围电子排布式为〃si另一主族元素B的外围电子排

布为ns2/?p4,

两者形成的离子化合物的化学式可能为

A.ABB.A2BC.AB2D.A2B3

6.下列叙述正确的是（）

A.氯化钠晶体不能导电，所以氯化钠不是电解质

B.氯化钠溶液能导电，所以氯化钠溶液是电解质

C.熔融的氯化钠和氯化钠溶液都能产生自由移动的离子

D.氯化钠熔融时不破坏氯化钠晶体中的离子键。

7.NaF、NaLMgO均为离子化合物，根据下列数据，这三种化合物的熔点

高低顺序是

（）

物质①NaF②Nai③MgO

离子电荷数112

键长(10J°m)2.313.182.10

A.①，②,③B.③，①〉②C.③'②〉①D.②，①〉③

8.下列说法不正确的是（）

A.离子晶体的晶格能越大离子键越强

B.阳离子的半径越大则可同时吸引的阴离子越多

C.通常阴、阳离子的半径越小，电荷越大，该阴、阳离子组成的离子化合

物的晶格能越大

D.拆开Imol离子键所需的能量叫该离子晶体的晶格能

9.离子化合物①NaQ、②CaO、③NaF、@MgO中，晶格能从小到大顺序

正确的是（）

A.①②③④B.①③②④C.③①④②D.④②①③

10.（1）下列热化学方程中，能直接表示出氯化钠晶体晶格能的是

A.Na+(g)+Cr(g)=NaCl(s)；△"B.Na(s)+-C12(g)=NaCl(s)；△“/

C.Na(s)=Na(g)；kHzD.Na(g)-e-=Na+(g)；

11.已知元素的某种性质“X”和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是

元素的一种基本性质。下面给出13种元素的X的数值:

元素A1BBeCClFLi

X的数值1.52.01.52.52.84.01.0

元素MgNaOPSSi

X的数值L20.93.52.12.51.7

试结合元素周期律知识完成下列问题:

(1)经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的X差值大于1.7时,

所形成的一般为离子键；当小于1.7时、一般为共价键。试推断A1CL中的化学

健类型是o

(2)根据上表给出的数据，简述主族元素的X的数值大小与元素的金属性或

非金属性强弱之间的关系;简述第二周期元素

(除惰性气体外)的X的数值大小与原子半径之间的关系

(3)请你预测Br与I元素的X数值的大小关系o

13.常温下固态Na和气态Ch生成ImolNaCl晶体释放的能量叫做NaCl

的生成热。生成热△fHNaci=-41IkJ/mol。该化合过程亦可被解析成如下四个步骤,

各步的能量变化分别表示为△Hl、△H2、和4144：

Na(sH(l/2)Cl2(&)-----空蚂------>NaCl(s)

Na(g)+4(g>^4Na+®+cr(g)^>NaCKg)

其中2^2=128kJ/mol,AH3=-526kJ/moL△%=-243kJ/mol。

则△HLkJ/mol；NaCl的离子键键能为kJ/mol；NaCl晶体的

晶格能(阴阳离子结合成晶体的能量变化)为kJ/molo

第二课时

【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。

KBrCC14N2CaONaOH

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？

KC1HC1Na2so4HNOjNH4clO2NazCh

【过渡】大多数离子化合物在常温下以晶体的形式存在。

【板书】§3-2-2离子晶体

一、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？

(l)NaFNaClNaBrNai

(2)MgONa?O

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、「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1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

【讲解工离子晶体有多种晶体结构类型，其中氯化钠型和氯化钠型是两种

最常见的离子晶体结构类型。首先看NaCl的晶胞:

O他.画中心"4个

■：用叁上N-3江心1・共4个

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C1-,每个C1-同时吸引个Na+,而Na+

数目与C1-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。-

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C1-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-l,阿伏加德罗常数取6.02x1023mol-l,

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.3.0x10-8cmB.3.5x10-8cmC.4.0x10-8cmD.5.0xl0-8cm

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C1-,每个C1-同时吸引个Cs+,而Cs+

数目与。.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Q-

3.在每个Cs+周围与它最近的且距离相等的Cs+有个

x4

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】氯化钠与氯化钝均为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

日

【设问工NaCl型离子配为数为L六配体），CsCl型离子配为数为一

工八配体）

【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、

阳离子半径比什/厂有关。

2）广/厂与配位数

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：

—>0414£1>0732

「当产继续增加，达到并超过：1时，即阳离子离子周

围可容纳更多阴离子，为8配位,CsCl型.

—<0414一

若r+变小，即:广，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

0.225〜0.4144ZnS

0.414〜0.7326NaCl

0.732〜1.08CsCl

>1.012CsF

总之，配位数与r+/r-之比相关，且:广再增大，则达到12配位;「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,S?泮径为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.abcB.abcs

C.ab2C3D.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

【课后练习】

1.下列物质属于离子化合物的是（）

A.NH3B.NaFC.HBrD.KOH

2.某主族元素A的外围电子排布式为〃sl另一主族元素B的外围电子排

布为〃s2〃p4,则两者形成的离子化合物的化学式可能为（）

A.ABB.A2BC.AB2D.A2B3

3.下列叙述正确的是（）

A.氯化钠晶体不能导电，所以氯化钠不是电解质

B.氯化钠溶液能导电，所以氯化钠溶液是电解质

C.熔融的氯化钠和氯化钠溶液都能产生自由移动的离子

D.氯化钠熔融时不破坏氯化钠晶体中的离子键。

4.下列化合物中形成离子键的所有微粒，其基态电子层结构都与氤原子相

同的是（）

A.MgChB.CaBr2C・K2sD.Na2O

5.下列微粒中，基态最外层电子排布满足ns2np6的一组是（）

A.Ba2+>Mg2+B.K+、Cu2+C.Ca2\Zn2+D.Na\Al3+

6.下列离子化合物中，两核间距离最大的是（）

A.LiClB.NaFC.KCID.NaCl

7.NaF、Nai、MgO均为离子化合物，根据下列数据，这三种化合物的熔点

高低顺序是

物质①NaF②Nai③MgO

离子电荷数112

键长(10/°m)2.313.182.10

A.①〉②）③B.③》①》②C.③〉②》①D.②》①〉③

8.为了确定SbCb、SbCk、SnC14是否为离子化合物，进行下列实验。其中

合理、可靠的是

A.观察常温下的状态，SbC15是苍黄色液体，SnC14为无色液体。结论：SbC15

和SnC14都是离子化合物

B.测定SbCh、SbCl5>SnC14的熔点依次为73.5℃、2.8℃、-33℃。结论:

SbC13、SbC15、SnC14都不是离子化合物

C.将SbC13、SbC15、SnC14溶解于水中，滴入HNCh酸化的AgNCh溶液，

产生白色沉淀。结论：SbC13、SbC15、Sn生4都是离子化合物

D.测定SbCb、SbCk、SnC14的水溶液，发现它们都可以导电。结论：SbCh.

SbCl5>SnC14都是离子化合物

9.（1）下列热化学方程中，能直接表示出氯化钠晶体晶格能的是

A.Na+(g)+CF(g)=NaCl(s)；B.Na(s)+-Ch(g)=NaCl(s)；△〃/

2

C.Na(s)=Na(g)；NhD.Na(g)—e-