高中化學(xué) 專題3 微粒間作用力與物質(zhì)性質(zhì) 3.2 離子鍵 離子晶體素材 蘇教版選修3

1、3.2 離子鍵 離子晶體一、離子鍵1.離子鍵的形成前面我們已經(jīng)學(xué)過，金屬元素的電負(fù)性小，其原子易失去價(jià)電子形成陽離子；非金屬元素的電負(fù)性較大，其原子易得到電子形成陰離子，當(dāng)這兩種原子相互接近到一定程度時(shí)，容易發(fā)生電子得失而形成陰、陽離子，陰、陽離子通過靜電作用形成穩(wěn)定化合物。這種陰、陽離子通過靜電作用形成的化學(xué)鍵叫離子鍵。陰、陽離子是形成離子鍵必不可少的粒子，缺一不可。如mgcl2中含有mg2+、cl-，kal（so4）2·12h2o中含有k+、al3+、so2-4及h2o分子?？梢?，離子化合物中含陰、陽離子至少各1種，且不一定不含分子。2.離子鍵的實(shí)質(zhì)離子鍵的實(shí)質(zhì)是靜電作用，它包括

2、陰、陽離子之間的引力和它們的核與核、電子與電子之間的斥力兩個(gè)方面，當(dāng)引力和斥力之間達(dá)到平衡時(shí)，就形成了穩(wěn)定的離子化合物，它就不再顯電性，即顯電中性。離子鍵的強(qiáng)弱與陰、陽離子所帶電荷及核間距有關(guān)。據(jù)庫侖定律可知(k為系數(shù))。3.離子鍵的特征沒有方向性和飽和性。為什么這樣說呢？那是因?yàn)樵谕ǔＧ闆r下，陰、陽離子可看成球形對稱，它們的電荷分布也是球形對稱的，它們在空間的各個(gè)方向上的靜電作用相同，所以在各個(gè)方向上都可以與帶相反電荷的離子發(fā)生靜電作用，且在靜電作用能達(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。因此，離子鍵沒有方向性和飽和性。二、離子晶體1.離子鍵：（1）定義：

3、陰、陽離子之間強(qiáng)烈的電性作用。（2）特征：無飽和性和方向性。（3）本質(zhì)：電性作用。（4）存在：離子晶體中。2.離子晶體：（1）定義：陰、陽離子通過離子鍵結(jié)合，在空間呈現(xiàn)有規(guī)律的排列所形成的晶體。注意：離子晶體的構(gòu)成粒子是陰、陽離子，所以在離子晶體中，無分子存在，也無原子存在。如nacl、cscl只表示晶體中陰陽離子個(gè)數(shù)比，不表示分子式。（2）常見的ab型離子晶體有nacl型、cscl型、zns型等。（3）晶格能：定義：1 mol離子化合物中陰、陽離子，由相互遠(yuǎn)離的氣態(tài)結(jié)合成離子晶體所放出的能量；表示意義：晶格能越大，表示離子鍵越強(qiáng)，離子晶體越穩(wěn)定，熔、沸點(diǎn)越高。可借助庫侖定律來比較；晶格能的大

4、?。壕Ц衲芘c離子晶體中陰、陽離子所帶電荷的乘積成正比，與陰、陰離子的距離成反比，數(shù)學(xué)表達(dá)式為：晶格能。（4）離子晶體的物理性質(zhì)：離子晶體具有較高的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)，難揮發(fā)。離子晶體中，陰、陽離子間有強(qiáng)烈的相互作用（離子鍵），要克服離子間的相互作用力使物質(zhì)熔化和沸騰，就需要較多的能量。因此，離子晶體具有較高的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)和難揮發(fā)的性質(zhì)。nacl、cscl的熔點(diǎn)分別是801 、645 ;沸點(diǎn)分別是1 413 、1 290 。而共價(jià)化合物h2o的熔點(diǎn)為0 、沸點(diǎn)為100 ,這就低得多了。離子晶體硬而脆。離子晶體中，陰、陽離子之間有較強(qiáng)的離子鍵，因此離子晶體表現(xiàn)出了較高的硬度，當(dāng)晶體受到?jīng)_擊力作用時(shí)，部分離子

5、鍵發(fā)生斷裂，導(dǎo)致晶體破碎。離子晶體不導(dǎo)電，熔化或溶于水后能導(dǎo)電。離子晶體中，離子鍵較強(qiáng)，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、陽離子獲得足夠能量，克服了離子間的相互作用，成了自由移動的離子，在外界電場作用下，離子定向移動而導(dǎo)電。離子化合物溶于水時(shí)，陰、陽離子受到水分子作用變成了自由移動的離子（或水合離子），在外界電場作用下，陰、陽離子定向移動而導(dǎo)電。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)把離子晶體放在水中時(shí)，極性水分子對離子晶體中的離子產(chǎn)生吸引作用，使晶體中的離子克服了離子間的作用而電離，變成在水中自由移動的離

6、子。離子晶體包括強(qiáng)堿、活潑金屬形成的鹽、銨鹽、活潑金屬氧化物等。一般地，活潑金屬（如k、ca、na、mg等）與活潑的非金屬（如氯、溴、氧等）化合成的物質(zhì)形成的晶體為離子晶體。但并不是所有金屬和非金屬元素形成的化合物都為離子化合物，如alcl3為分子晶體。(5)疑難點(diǎn)：有關(guān)離子晶體晶胞的計(jì)算處于立方體頂點(diǎn)的粒子同時(shí)為8個(gè)晶胞所共有，每個(gè)粒子有1/8屬于該晶胞。處于立方體棱上的粒子，同時(shí)為4個(gè)晶胞所共有，每個(gè)粒子有1/4屬于該細(xì)胞。處于立方體面上的粒子，同時(shí)為2個(gè)晶胞所共有，每個(gè)粒子有1/2屬于該晶胞。處于立方體內(nèi)部的粒子，完全屬于該晶胞。三、離子晶體中離子的配位數(shù)為什么不同的正、負(fù)離子結(jié)合成離子

7、晶體時(shí)，會形成配位數(shù)不同的空間構(gòu)型呢？這是因?yàn)樵谀撤N結(jié)構(gòu)下該離子化合物的晶體最穩(wěn)定，體系的能量最低，一般決定離子晶體構(gòu)型的主要因素有正、負(fù)離子的半徑（幾何因素）和離子的電子層結(jié)構(gòu)（電荷因素）。（1）對于ab型離子晶體來說，正、負(fù)離子的半徑比與配位數(shù)和晶體構(gòu)型的關(guān)系如下表所示。半徑比（）配位數(shù)構(gòu)型實(shí)例0.4140.7326nacl型nacl、kcl、nabr、lif、cao、mgo、cas0.73218cscl型cscl、csbr、csi、nh4cl表中的半徑比可以根據(jù)圖中的三角形，利用幾何圖形計(jì)算出的值。即當(dāng)=0.414時(shí)，陰、陽離子間是直接接觸的，陰離子也是相互接觸的。當(dāng)0.414時(shí)，負(fù)離子

8、互相接觸（排斥），而正負(fù)離子接觸不良，這樣的構(gòu)型不穩(wěn)定，所以晶體只能轉(zhuǎn)更小的配位數(shù)以求穩(wěn)定，如zns；當(dāng)0.414時(shí)，陰離子之間接觸不良，而陰、陽離子之間相互接觸吸引作用較強(qiáng)，這種結(jié)構(gòu)較為穩(wěn)定，配位數(shù)為6；當(dāng)0.732時(shí)，陽離子相對地增大，它有可能接觸更多的陰離子，使配位數(shù)為8。對于離子化合物中離子的任一配位數(shù)來說，都有一相應(yīng)的陰、陽離子半徑的比值。例如：nacl的=95 pm/181 pm=0.52，配位數(shù)為6；cscl的=169 pm/181 pm=0.93，配位數(shù)為8。（2）陰、陽離子的電荷也是決定離子晶體配位數(shù)的一個(gè)重要因素。如果正、負(fù)離子的電荷不同，正、負(fù)離子的個(gè)數(shù)比一定不同，結(jié)果是，正、負(fù)離子的配位數(shù)就不會相同。這種正、負(fù)離子的電荷比決定離子晶體結(jié)構(gòu)的因素，就是電荷因素。如caf2晶體中，ca2+的配位數(shù)是8，f-的配位數(shù)是4。值得注意的是，離子型化合物的正、負(fù)離子半徑比規(guī)則，只能應(yīng)用于離子型晶體，而不能用它判斷共價(jià)型化合物的結(jié)構(gòu)。6edbc3191f2351dd815ff33d4435f3756edbc3191f2351dd815ff33d