(学习方略)2013-2014高中化学 3.2 离子键 离子晶体课件 苏教版选修3.ppt

1、第二单元 离子键 离子晶体,1.加深对离子键的认识，理解离子键的特点。 2.认识几种典型的离子晶体。 3.能大致判断离子键的强弱，知道晶格能的概念，了解影响晶格能大小的因素。 4.了解晶格能对离子晶体物理性质的影响。 5.能运用电子式表达离子化合物的形成过程。,一、离子键的形成 离子键的成键微粒是什么？什么元素的原子之间可以形成离子键？ 1.形成过程,能量,静电斥力,静电引力,2.离子键的两个特征,静电作用相同,球形对称,二、离子晶体 1.特点及性质,概念,构成微粒,微粒间作用力,物理性质,实例,阴、阳离子间通过离子键相结合形成的晶体,活泼金属氧化物，如Na2O、MgO等；大多 数盐，如NaC

2、l、Na2SO4、NaHCO3等；强 碱，如NaOH、Ba(OH)2等,有一定的硬度和较高的熔点,离子键,2.晶格能,定义,作用,衡量离子键强弱,影响 因素,与物质的 物理性质 关系,3.配位数 一种离子周围所环绕的带_的离子数目。,相反电荷,4.两种常见的离子晶体,氯化钠,氯化铯,晶体结 构模型,配位数,6,8,每个晶胞的组成,相应类型的离子 化合物,KCl、NaBr、 LiF、CaO、 MgO、NiO、 CaS等,CsBr、CsI、 NH4Cl等,4个Na+和 4个Cl-,1个Cs+和 1个Cl-,氯化钠,氯化铯,1.活泼的金属元素和活泼的非金属元素间一定能形成离子键。 ( ) 分析：活泼

3、的金属元素和活泼的非金属元素之间不一定形成离子键，如铝元素和氯元素形成的AlCl3是以共价键相结合。 2.离子键没有方向性和饱和性。 ( ) 分析：阴、阳离子可以在空间各个方向相互靠拢,故离子键无方向性。只要条件允许,一种离子将会尽可能多地吸引电性相异的离子排列在其周围,故离子键也无饱和性。,3.离子键是阴、阳离子间的吸引作用。 ( ) 分析：离子键不仅有阴、阳离子间的相互吸引作用，还有电子间和原子核间的相互排斥作用。 4.氯化钠的熔点大于氯化钾的熔点。 ( ) 分析：钠离子的离子半径小于钾离子的离子半径，所以氯化钠的晶格能大于氯化钾的晶格能，晶格能越大，熔点越高，所以氯化钠的熔点大于氯化钾的

4、熔点。 5.MgO的熔、沸点和硬度均高于CaO。( ) 分析：MgO和CaO比较,O2-相同,Mg2+与Ca2+所带电荷相同,但Mg2+半径小,所以晶格能MgOCaO,熔、沸点MgOCaO,硬度MgOCaO。,一、离子晶体的性质 1.熔、沸点 离子晶体中有较强的离子键,熔化或气化时需消耗较多的能量，所以离子晶体有较高的熔点、沸点。通常情况下，同种类型的离子晶体，离子半径越小，离子键越强，熔、沸点越高。 2.硬度 硬而脆。离子晶体表现出较高的硬度。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。,3.导电性 不导电,但熔融或溶于水后能导电。离子晶体中,离子键较强,阴、阳离子不能自由移动

5、,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、阳离子获得足够的能量克服了离子间的相互作用力,成为自由移动的离子,在外加电场的作用下,离子定向移动而导电。离子晶体溶于水时,阴、阳离子受到水分子的作用成了自由移动的离子(或水合离子),在外加电场的作用下,阴、阳离子定向移动而导电。,4.溶解性 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。当把离子晶体放入水中时,水分子对离子晶体中的离子产生吸引,使离子晶体中的离子克服离子间的相互作用力而离开晶体,变成在水中自由移动的离子。,【特别提醒】(1)化学变化过程一定发生旧化学键的断裂和新化学键的形成

6、,但破坏化学键或形成化学键的过程却不一定发生化学变化,如食盐熔化会破坏离子键,食盐结晶过程会形成离子键,但均不是化学变化过程。 (2)离子晶体中不一定含有金属阳离子，如NH4Cl为离子晶体，不含有金属阳离子，但一定含有阴离子。 (3)运用离子键的强弱即晶格能的大小，可以解释离子熔点高低问题。一般同种类型，晶格能越大，离子键越强，熔点越高。,【典例1】离子晶体熔点的高低决定于阴、阳离子核间距离和晶格能的大小，据所学知识判断KCl、NaCl、CaO、BaO四种晶体熔点的高低顺序是( ) A.KClNaClBaOCaO B.NaClKClCaOBaO C.CaOBaOKClNaCl D.CaOBaO

7、NaClKCl 【思路点拨】解答本题时需注意以下两点： (1)离子晶体的熔沸点高低决定于该晶体的晶格能大小。 (2)同主族元素的原子或者离子的半径从上到下逐渐增大。,【解析】选D。对于离子晶体来说，离子所带电荷数越多，阴、阳离子核间距离越小，晶格能越大，离子键越强，熔点越高。阳离子半径大小顺序为：Ba2+K+Ca2+Na+；阴离子半径：Cl-O2-，比较可得只有D项是正确的。,【方法技巧】离子半径大小比较方法 (1)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大，如Li+Na+K+Rb+Cs+,F-Cl-Br-I-。 (2)同周期：主族元素从左到右阳离子半径和阴离子半径分别减小，如

8、r(Na+)r(Mg2+)r(Al3+)；r(S2-)r(Cl-)。 (3)同一元素,不同价态的离子,电荷高的半径小，如Ti3+Ti+,Fe3+Fe2+。 (4)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。,【变式训练】下列物质中晶格能大小的比较正确的是( ) A.BaOCaOMgO B.NaFNaClNaBr C.NaIMgOBaO D.PbSZnSMgO 【解析】选B。对晶体构型相同的离子化合物，离子电荷数越多，核间距越小，晶格能越大。,二、离子晶体以及常见类型 1.离子晶体 (1)离子晶体是由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶

9、体。 (2)离子晶体微粒之间的作用力是离子键。由于静电作用没有方 向性，故离子键没有方向性。只要条件允许，阳离子周围可以 尽可能多地吸引阴离子，同样，阴离子周围可以尽可能多地吸 引阳离子，故离子键也没有饱和性。 (3)离子晶体中不存在单个分子，晶体的化学式只表示晶体中 阴、阳离子的个数比，而不是表示分子的组成。,2.常见的离子晶体模型 (1)NaCl型晶体结构模型：配位数 为6。 在NaCl晶体中，每个Na+周围 同时吸引着6个Cl-，每个Cl-周围 也同时吸引着6个Na+。 每个Na+周围与它最近且等距 的Na+有12个，每个Na+周围与它最近且等距的Cl-有6个。,(2)CsCl型晶体结构

10、模型：配位数为8。 在CsCl晶体中，每个Cs+周 同时吸引着8个Cl-，每个Cl-周 围也同时吸引着8个Cs+。 每个Cs+与6个Cs+等距离相 邻，每个Cs+与8个Cl-等距离相邻。,【特别提醒】(1)离子晶体除含有离子键外，还可能含有共价键，如Na2O2、NaOH、NH4Cl晶体。 (2)离子晶体的化学式仅表示晶体中阴、阳离子的个数比，并不代表其分子组成，因为离子晶体中没有分子。 (3)推断离子晶体的性质要从离子键的强弱入手，而判断离子键的强弱一般要从离子半径入手，所以掌握离子半径比较方法是解决这类问题的前提条件。,【典例2】如图是从NaCl或CsCl晶体结构中分割出来的部分结构图，其中

11、属于从NaCl晶体中分割出来的结构图的是 ( ) A.(1)和(3) B.(2)和(3) C.(1)和(4) D.只有(4),【思路点拨】解答本题需注意以下两点： (1)NaCl晶胞是简单立方结构，CsCl晶胞是体心立方结构。 (2)在NaCl晶胞中，每个Na+周围最近且等距的Cl-有6个，围成一个正八面体形状。 【解析】选C。根据NaCl和CsCl晶体结构特点分析图示。(1)中由黑球可知，其配位数为6，(4)图应为简单立方结构。故(1)、(4)应为NaCl，(2)中由黑球知配位数为8，(3)图为体心立方结构，故(2)、(3)应为CsCl。所以C项正确。,【方法技巧】常见离子晶体的类型 (1)

12、属于NaCl型的离子晶体还有KCl、NaBr、LiF、CaO、MgO、NiO、CaS等。 (2)属于CsCl型的离子晶体还有CsBr、CsI、NH4Cl等。,【变式训练】如图为高温超导领域里的一种化合物钙钛矿晶体结构，该结构是具有代表性的最小重复单元。 (1)在该物质的晶体中，每个钛离子周围与它最近的且等距离的钛离子共有_个。 (2)该晶体中，元素氧、钛、钙的个数比是_。,【解析】分析其中一个顶点上的钛离子，周围最近的钛离子分别位于其上、下、左、右、前、后，共6个。根据“均摊法”：O的个数是121/4=3，Ti的个数是81/8=1，Ca的个数是1个，所以三者个数比是311。 答案：(1)6 (2)311,【变式备选】萤石(CaF2