【化學(xué)】離子晶體同步課件 2023-2024學(xué)年高二下學(xué)期化學(xué)人教版（2019）選擇性必修2

年級：高二學(xué)科：化學(xué)（人教版）3.３.２離子晶體第三章晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第三節(jié)金屬晶體與離子晶體

1.借助離子晶體等模型認(rèn)識晶體的結(jié)構(gòu)特點(diǎn)。2.認(rèn)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。學(xué)習(xí)目標(biāo)1.結(jié)合常見的離子化合物和金屬單質(zhì)的實(shí)例,認(rèn)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(rèn)識晶體的結(jié)構(gòu)特點(diǎn),預(yù)測物質(zhì)的性質(zhì),形成證據(jù)推理與模型認(rèn)知的核心素養(yǎng)。重晶石

BaSO4瑩石CaF2

膽礬CuSO4·5H2O明礬KAl(SO4)2·12H2O下列晶體構(gòu)成微粒有什么共同點(diǎn)？微粒之間存在哪種相同的作用力？【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(xué)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(gè)方面，當(dāng)引力與斥力之間達(dá)到平衡時(shí)，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(dāng)活潑金屬遇到活潑非金屬時(shí)，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、Cl、Br、O等，主要是ⅥA族和ⅦA族元素)相互結(jié)合時(shí)形成離子鍵②酸根陰離子與金屬陽離子(含NH4+)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(qiáng)堿(NaOH)、活潑金屬氧化物(Na2O、Na2O2、K2O、CaO、MgO)、大多數(shù)鹽類(NaCl、Na2SO4，但AlCl3、BeCl2例外)(7)離子鍵的特征：沒有方向性和飽和性。這是因?yàn)殛?、陽離子在各個(gè)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(dá)到的范圍內(nèi)，只要空間條件允許，一個(gè)離子可以同時(shí)吸引多個(gè)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(gè)離子周圍盡可能多地排列異性電荷的離子，從而達(dá)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(shí)，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(shí)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(diǎn)、沸點(diǎn)。離子晶體中有較強(qiáng)的離子鍵，熔化或汽化時(shí)需消耗較多的能量。因此離子晶體有較高的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)和難揮發(fā)性。離子晶體熔、沸點(diǎn)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(qiáng)，離子晶體熔、沸點(diǎn)越高?！揪毩?xí)】比較下列離子晶體熔、沸點(diǎn)高低：NaCl

CsCl，MgO

MgCl2(2)離子晶體硬而脆，難壓縮。離子晶體中，陰、陽離子間有較強(qiáng)的離子鍵，離子鍵表現(xiàn)了較大的硬度，當(dāng)晶體受到?jīng)_擊力作用時(shí)，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(qiáng)，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(dāng)升高溫度時(shí)，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(shí)，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(dāng)把離子晶體放入水中時(shí)，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(diǎn)撥】①離子晶體中無分子，物質(zhì)的化學(xué)式只表示物質(zhì)的陰、陽離子個(gè)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(jià)鍵、配位鍵，如：Na2O2、NaOH、Ba(OH)2、Na2SO4中均含離子鍵和共價(jià)鍵，NH4Cl中含有離子鍵、共價(jià)鍵、配位?、垭x子晶體不一定都含有金屬元素，如：NH4Cl、NH4NO3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：AlCl3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：HCl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(diǎn)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(gè)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(gè)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(gè)NaCl晶胞中，有

個(gè)Na+，有

個(gè)Cl－②在NaCl晶體中，每個(gè)Na+同時(shí)強(qiáng)烈吸引

個(gè)Cl－，形成

形；

每個(gè)Cl－同時(shí)強(qiáng)烈吸引

個(gè)Na+③在NaCl晶體中，Na+

和Cl－的配位數(shù)分別為

、

。

④在NaCl晶體中，每個(gè)Na+周圍與它最接近且距離相等的Na+共有

個(gè)

同理：每個(gè)Cl－周圍與它最接近且距離相等的Cl－共有

個(gè)它們所圍成的空間幾何構(gòu)型是正八面體，有幾個(gè)？它們所圍成的空間幾何構(gòu)型是正八面體，有幾個(gè)？Cl?Na+NaCl晶胞（1）每個(gè)晶胞含鈉離子、氯離子的個(gè)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(gè)Cl-

周圍與之最接近且距離相等的Na+共有6個(gè)；每個(gè)Na+

周圍與之最接近且距離相等的Cl-共有6個(gè)。

Cl-:8×+6×=4(個(gè)),Na+:12×+1=4(個(gè))。每個(gè)Cl-周圍與它最近且等距的Cl-有12個(gè)；每個(gè)Na+周圍與它最近且等距的Na+有12個(gè)。2、CsCl晶體①在一個(gè)CsCl晶胞中，有

個(gè)Cs+，有

個(gè)Cl－②在CsCl晶體中，每個(gè)Cs+同時(shí)強(qiáng)烈吸引

個(gè)Cl－，即：Cs+的配位數(shù)為

，每個(gè)Cl－

同時(shí)強(qiáng)烈吸引

個(gè)Cs+，即：Cl－的配位數(shù)為

③在CsCl晶體中，每個(gè)Cs+周圍與它最接近且距離相等的Cs+共有

個(gè)，形成

形，同理：在CsCl晶體中，每個(gè)Cl－周圍與它最接近且距離相等的Cl－共有

個(gè)3、ZnS晶體①1個(gè)ZnS晶胞中，有

個(gè)S2－，有

個(gè)Zn2＋②Zn2＋的配位數(shù)為

，S2－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、BeO晶體等

4、CaF2晶體①1個(gè)CaF2的晶胞中，有

個(gè)Ca2＋，有

個(gè)F－②CaF2的晶體中，Ca2＋和F－的配位數(shù)不同，Ca2＋配位數(shù)是

，F(xiàn)－的配位數(shù)是

。

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(gè)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)離子晶體NaClCsClZnSCaF2陰離子的配位數(shù)陽離子的配位數(shù)68446848(2)影響配位數(shù)的因素①幾何因素：晶體中正、負(fù)離子的半徑比。離子半徑比值越大，配位數(shù)就越大(見下表)離子晶體正、負(fù)離子半徑比(r＋/r－)配位數(shù)NaClr＋/r－＝0.52(0.414～0.732)6CsClr＋/r－＝0.93(0.732～1.00)8ZnSr＋/r－＝0.27(0.225～0.414)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(fù)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(fù)離子的電荷比離子晶體CaF2Ca2＋離子的配位數(shù)8F－離子的配位數(shù)4③鍵性因素：離子鍵的純粹程度【對點(diǎn)訓(xùn)練2】三、晶格能1、概念：氣態(tài)離子形成1mol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)

F－Cl－Br－I－Li＋1036853807757Na＋923786747704K＋821715682649Rb＋785689660630Cs＋740659631604(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∝r2(q1·q2)(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MgO晶體和NaCl晶體的晶格能大小。Mg2＋和O2－都是二價(jià)離子，而Na＋和Cl－都是一價(jià)離子；Mg2＋半徑小于Na＋，O2－半徑小于Cl－，故Mg2＋和O2－的核間距小于Na＋和Cl－的核間距，所以MgO晶體的晶格能大于NaCl晶體的晶格能【微點(diǎn)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(gè)Na＋周圍有6個(gè)Cl－，稍遠(yuǎn)一點(diǎn)，又有12個(gè)Na＋，再遠(yuǎn)一點(diǎn)還有8個(gè)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3、晶格能與離子晶體性質(zhì)的關(guān)系：因?yàn)榫Ц衲艿拇笮?biāo)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(qiáng)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(diǎn)、硬度數(shù)據(jù)如下表比較項(xiàng)目離子化合物離子電荷數(shù)核間距/pm晶格能/kJ·mol－1熔點(diǎn)/℃摩氏硬度NaBr1298747747<2.5NaCl12827868012.5MgO2210379128526.5(1)晶格能與離子晶體的穩(wěn)定性：晶格能越大，離子鍵越強(qiáng)，形成的離子晶體越穩(wěn)定(2)晶格能與晶體的熔點(diǎn)、硬度的關(guān)系：晶格能越大，熔點(diǎn)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4、離子晶體熔、沸點(diǎn)比較答題模板答題策略看離子鍵(或晶格能)的強(qiáng)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(qiáng))，熔沸點(diǎn)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(qiáng))，熔沸點(diǎn)高1ZnO和ZnS的晶體結(jié)構(gòu)相似，熔點(diǎn)較高的是ZnO，理由是：同屬于離子晶體，O2－半徑小于S2－，故ZnO晶格能大(或離子鍵強(qiáng))，熔點(diǎn)高2FeO的熔點(diǎn)大于Fe2O3的熔點(diǎn)，原因是：同為離子晶體，F(xiàn)e2+半徑比Fe3+大，所帶電荷數(shù)也小于Fe3+，F(xiàn)eO的晶格能比Fe2O3小

【對點(diǎn)訓(xùn)練3】【課后作業(yè)】CaCO3

(NH4)2SO4CuSO4·5H2OCu(NH3)4SO4·H2O離子晶體陰、陽離子(單原子或多原子)電中性分子構(gòu)成微粒離子鍵共價(jià)鍵氫鍵范德華力作用力問題1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(xué)鍵？思考與討論NaCl、CsCl的熔、沸點(diǎn)比HCl的明顯高很多，結(jié)合晶體類型，你能推測其原因嗎？HClNaClCsCl熔點(diǎn)/℃–114.18801645沸點(diǎn)/℃–8514131290問題2離子鍵強(qiáng)度較大，破壞它需要較多的能量NaCl和CsCl的晶體硬度較大，難以壓縮，熔點(diǎn)和沸點(diǎn)較高鈉的鹵化物(NaX)和硅的鹵化物(SiX4)的熔點(diǎn)如圖所示。X-半徑增大，離子鍵減弱，熔點(diǎn)逐漸降低。NaFNaClNaBrNaISiF4SiCl4SiBr4SiI4相對分子質(zhì)量增大，分子間作用力增加，熔點(diǎn)逐漸升高。NaX為離子晶體SiX4為分子晶體(1)判斷晶體的類型。(2)解釋熔點(diǎn)變化的原因。NaFNaClNaBrNaIS