高中化學選 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 離子晶體教學設(shè)計 (二)

高中化學選修3物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

3.4離子晶體教學設(shè)計

【知識與技能】

1.通過復習鈉與氯形成氯化鈉的過程，使學生理解離子鍵的概念、形成過程

和特點。

2.理解離子晶體的概念、構(gòu)成及物理性質(zhì)特征，掌握常見的離子晶體的類

型及有關(guān)晶胞的計算。

【過程與方法】

1.復習離子的特征，氯化鈉的形成過程，并在此基礎(chǔ)上分析離子鍵的成鍵

微粒和成鍵性質(zhì)，培養(yǎng)學生知識遷移的能力和歸納總結(jié)的能力。

2.在學習本節(jié)的過程中，可與物理學中靜電力的計算相結(jié)合，晶體的計算

與數(shù)學的立體幾何、物理學的密度計算相結(jié)合。

【情感態(tài)度與價值觀】

通過本節(jié)的學習，進一步認識晶體，并深入了解晶體的內(nèi)部特征。

【教案設(shè)計】第一課時

【問題引入】

1.鈉原子與氯原子是如何結(jié)合成氯化鈉的？你能用電子式表示氯化鈉的形

成過程嗎？

2.根據(jù)元素的金屬性和非金屬性差異，你知道哪些原子之間能形成離子鍵？

【板書】第二單元離子鍵離子晶體

§3-2-1離子鍵的形成

一、離子鍵的形成

【學生活動】寫出鈉在氯氣中燃燒的化學方程式；

思考：鈉原子與氯原子是如何結(jié)合成氯化鈉的？請你用電子式表示氯化鈉的

形成過程。

【過渡】以陰、陽離子結(jié)合成離子化合物的化學鍵，就是離子鍵。

【板書】1.離子鍵的定義：使陰、陽離子結(jié)合成離子化合物的靜電作用

2.離子鍵的形成過程

【講解】以NaCl為例，講解離子鍵的形成過程：

Na-e—Na+Cl+e—CT相應的電子

—2SV,3515p—叫,,

1）電子轉(zhuǎn)移形成離子：一般達到稀有氣體原子的結(jié)構(gòu)

【學生活動】

分別達到Ne和Ar的稀有氣體原子的結(jié)構(gòu)，形成穩(wěn)定離子。

2）判斷依據(jù)：元素的電負性差要比較大

【講解】元素的電負性差要比較大，成鍵的兩元素的電負性差用AX表示，

當△X>1.7,發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成離子鍵；

當AXvl，，不發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成共價鍵.

【說明】：但離子鍵和共價鍵之間，并非嚴格截然可以區(qū)分的.可將離子鍵

視為極性共價鍵的一個極端，而另一極端為非極性共價鍵.如圖所示：

非銀控共價健極性共價鍵離子健

化合物中不存在百分之百的離子鍵，即使是NaF的化學鍵之中，也有共價鍵的

成分，即除離子間靠靜電相互吸引外，尚有共用電子對的作用.

.'.X>1.7,實際上是指離子鍵的成分（百分數(shù)）大于50%.

【小結(jié)】：

1.活潑的金屬元素（IA、IIA）和活潑的非金屬元素（VIA、VIIA）形成的

化合物。

2.活潑的金屬元素和酸根離子（或氫氧根離子）形成的化合物

3.鏤根和酸根離子（或活潑非金屬元素離子）形成的鹽。

【板書】二、用電子式表示離子化合物的形成

【練習】1.寫出下列微粒的電子式：（1）Na+、Mg2+、Cl-、02-,

（2）NaClMgOMgCl

小結(jié)：離子化合物電子式的書寫

1.簡單陰離子的電子式不但要表達出最外層所有電子數(shù)（包括得到的電子），

而且用方括號"［『括起來，并在右上角注明負電荷數(shù)

2.簡單陽離子的電子式就是離子符號

3.離子化合物的電子式由陰離子和陽離子電子式組成，相同的離子不能合并

【練習】2.用電子式表示NaCl、K2s的形成過程

小結(jié)：用電子式表示離子鍵的形成過程

1.左邊是組成離子化合物的各原子的電子式，右邊是離子化合物的電子式

2.連接號為“一?”

3.用O表示電子轉(zhuǎn)移的方向

【板書】三、離子鍵的實質(zhì)

思考：從核外電子排布的理論思考離子鍵的形成過程

【板書】：實質(zhì)是靜電作用

靠靜電吸引，形成化學鍵體系的勢能與核間

距之間的關(guān)系如圖所示：

橫坐標：核間距r?？v坐標：體系的勢能V。縱坐

標的零點：當r無窮大時，即兩核之間無限遠時，

勢能為零.下面來考察Na+和CT彼此接近時，勢

能V的變化。

從圖中可見：

r>ro,當r減小時，正負離子靠靜電相互吸引，V減小，體系穩(wěn)定.

r=ro時,V有極小值，此時體系最穩(wěn)定.表明形成了離子鍵.

r<ro時，V急劇上升，因為Na+和C「彼此再接近時，相互之間電子斥力急劇

增加，導致勢能驟然上升.穩(wěn)定,

因此，離子相互吸引，保持一定距離時，體系最

即當靜電引力與靜電斥力達到平衡時，形成穩(wěn)定的離子

鍵，整個體系達到能量最低狀態(tài)。

【板書】四、離子鍵的特征

【講解】通常情況下，陰、陽離子可以看成是球形對稱的，其電荷分布也是

球形對稱的，只要空間條件允許，一個離子可以同時吸引多個帶相反電荷的離子。

因此離子鍵沒有方向性和飽和性?！?/p>

【討論】就NaCl的晶體結(jié)構(gòu)，交流你對離子鍵沒有飽和性和方向性的認識

【板書】（1）.離子鍵無方向性

（2）.離子鍵無飽和性

【板書】五、離子鍵的強度——晶格能

（1）.鍵能和晶格能

【講解】以NaCl為例：

鍵能:lmol氣態(tài)NaCl分子，離解成氣體原子時，所吸收的能量.用Ei表示：

MaCllfl|=Nalfl1*C^,AH=Ei傻能曰越大，表示唐子愛越強

【板書】（2）.晶格能（符號為U）:

拆開Imol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量

【講解】在離子晶體中，陰、陽離子間靜電作用的大小用晶格能來衡量。

晶格能（符號為U）是指拆開Imol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸

收的能量。

例如：拆開ImolNaCl晶體使之形成氣態(tài)鈉離子和氯離子時，吸收的能量.

用U表不：

NaCl（s）Na+(g)+Cl-(g)U=786KJ.mol-1

晶格能U越大,表明離子晶體中的離子鍵越牢固。一般而言，晶格能越大，

離子晶體的離子鍵越強.破壞離子鍵時吸收的能量就越多,離子晶體的熔沸點越

高，硬度越大。鍵能和晶格能，均能表示離子鍵的強度，而且大小關(guān)系一致.通常,

晶格能比較常用.

【板書】（3）.影響離子鍵強度的因素——離子的電荷數(shù)和離子半徑

【思考】由下列離子化合物熔點變化規(guī)律，分析離子鍵的強弱與離子半徑、

離子電荷有什么關(guān)系？

（1）NaFNaClNaBrNai

988℃801℃747℃660℃

（2）NaFCaF2CaO

988℃1360℃2614℃

（提示：Ca2+半徑略大于Na+半徑）

【講解】從離子鍵的實質(zhì)是靜電引力FM1101M出發(fā)，影響F大小的因素有:

離子的電荷數(shù)q和離子之間的距離r（與離子半徑的大小相關(guān)）

1）離子電荷數(shù)的影響：電荷高，晶格能大，離子晶體的熔沸點高、硬度大。

NaClMgO

晶格能(KJ.mol-1)7863791

熔點（℃）8012852

摩氏硬度2.56.5

2）離子半徑的影響：半徑大，導致離子間距大，晶格能小，離子晶體的熔沸

點低、硬度小。

N9）Nai

Cf半徑小【半徑大

tnp801C°&0C。

U7867KJjnorl6862

3）離子半徑概念及變化規(guī)律

將離子晶體中的離子看成是相切的球體，正負離子的核間距d是產(chǎn)和「之和:

/?y.]d值可由晶體的x射線衍射實艙測

24/軍.到，mMgOd-210pm

1*^1|d-r，+「|d=“++%―210pm

離子半徑的變化規(guī)律

a）同主族，從上到下，電子層增加，具有相同電荷數(shù)的離子半徑增加.

3（『*<助+<酬F-<CT<Br<r

b）同周期：主族元素，從左至右離子電荷數(shù)升高，最高價離子，半徑最小.

如：K*<Cy過渡元素，離子半徑變化規(guī)律不明顯.

c）同一元素，不同價態(tài)的離子，電荷高的半徑小.如：

Ti”vTP\F戶<F之

d）一般負離子半徑較大；正離子半徑較小.

第二周MF-136pm,U*60pm

篦四陽期：Br195pm.K*13*m

（呈快差了兩個周期,F仍比K+的r大.）

e）周期表對角線上，左上元素和右下元素的離子半徑相似.如：Li+和Mg2+,

Sc3+和Zr4+的半徑相似.

【小結(jié)】離子電荷數(shù)越大，核間距越小，晶格能越大，離子鍵越牢，離子晶

體的熔、沸點越高，硬度越大。

【課堂小結(jié)】

【課后練習】

1.下列各組數(shù)值表示有關(guān)元素的原子序數(shù)，其中所表示的各組原子能以離

子鍵結(jié)合成穩(wěn)定化合物的是（）

A.1與6B.2與8C.9與11D.8與14

2.用電子式表示下列物質(zhì)的結(jié)構(gòu)：NaOH、Ca（ClO）2o

3.離子化合物LiCl、NaCl、KC1、RbCl和CsCl熔點由高到底的順序是

5.某主族元素A的外圍電子排布式為ns1,另一主族元素B的外圍電子排

布為HS2?p4,

兩者形成的離子化合物的化學式可能為

A.ABB.A2BC.AB2D.A2B3

6.下列敘述正確的是（）

A.氯化鈉晶體不能導電，所以氯化鈉不是電解質(zhì)

B.氯化鈉溶液能導電，所以氯化鈉溶液是電解質(zhì)

C.熔融的氯化鈉和氯化鈉溶液都能產(chǎn)生自由移動的離子

D.氯化鈉熔融時不破壞氯化鈉晶體中的離子鍵。

7.NaF、Nai、MgO均為離子化合物，根據(jù)下列數(shù)據(jù)，這三種化合物的熔點

高低順序是

（）

物質(zhì)①NaF②Nai③MgO

離子電荷數(shù)112

鍵長(10-iOm)2.313.182.10

A.①通＞③B.③，①〉②C.③通＞①D.②加＞③

8.下列說法不正確的是（）

A.離子晶體的晶格能越大離子鍵越強

B.陽離子的半徑越大則可同時吸引的陰離子越多

C.通常陰、陽離子的半徑越小，電荷越大，該陰、陽離子組成的離子化合

物的晶格能越大

D.拆開Imol離子鍵所需的能量叫該離子晶體的晶格能

9.離子化合物①NaCl、②CaO、③NaF、④MgO中，晶格能從小到大順序

正確的是（）

A.①②③④B.①③②④C.③①④②D.④②①③

10.（1）下列熱化學方程中，能直接表示出氯化鈉晶體晶格能的是。

+

A.Na(g)+Cr(g)=NaCl(s)；XHB.Na(s)+1ci2(g)=NaCl(s)；AHi

C.Na(s)=Na(g)；△H2D.Na(g)—e-=Na+(g)；

11.已知元素的某種性質(zhì)“X”和原子半徑、金屬性、非金屬性等一樣，也是

元素的一種基本性質(zhì)。下面給出13種元素的X的數(shù)值:

元素A1BBeCClFLi

X的數(shù)值1.52.01.52.52.84.01.0

元素MgNa0pSSi

X的數(shù)值1.20.93.52.12.51.7

試結(jié)合元素周期律知識完成下列問題:

(1)經(jīng)驗規(guī)律告訴我們：當形成化學鍵的兩原子相應元素的X差值大于1.7時,

所形成的一般為離子鍵；當小于1.7時，一般為共價鍵。試推斷A1C13中的化學

鍵類型是。

(2)根據(jù)上表給出的數(shù)據(jù)，簡述主族元素的X的數(shù)值大小與元素的金屬性或

非金屬性強弱之間的關(guān)系;簡述第二周期元素

(除惰性氣體外)的X的數(shù)值大小與原子半徑之間的關(guān)系

(3)請你預測Br與I元素的X數(shù)值的大小關(guān)系。

13.常溫下固態(tài)Na和氣態(tài)C12生成ImolNaCl晶體釋放的能量叫做NaCl

的生成熱。生成熱AfliNaC產(chǎn)-411kJ/molo該化合過程亦可被解析成如下四個步驟,

各步的能量變化分別表示為AHl、2\H2、和AH4：

Na(sH(l/2)Cl2(g)-------組為迫----->NaCl(s)

Na(g)+4(^^Na+@+cr(g)^>NaCKg)

其中△H2=128kJ/mol,AH3=-526kJ/mol,AH4=-243kJ/molo

KUHi=kJ/mol；NaCl的離子鍵鍵能為kJ/mol；NaCl晶體的

晶格能(陰陽離子結(jié)合成晶體的能量變化)為kJ/moL

第二課時

【復習鞏固】

1.什么是離子鍵？作用力的實質(zhì)是什么？

2.什么是晶格能？影響因素有哪些？

3.晶格能的大小與離子晶體的熔沸點、硬度的關(guān)系怎樣？

［練習］

1.指出下列物質(zhì)中的化學鍵類型。

KBrCC14N2CaONaOH

2.下列物質(zhì)中哪些是離子化合物？哪些是只含離子鍵的離子化合物？哪些是

既含離子鍵又含共價鍵的離子化合物？

KC1HC1Na2SO4HNO3NH4clO2Na2O2

【過渡】大多數(shù)離子化合物在常溫下以晶體的形式存在。

【板書】§3-2-2離子晶體

一、離子晶體

1.定義：離子間通過離子鍵結(jié)合而成的晶體

【思考】離子晶體能否導電，主要的物理共性有哪些？

2.特點：(1).晶體不導電，在熔融狀態(tài)或水溶液中導電，不存在單個分子

(2).硬度較高，密度較大，難壓縮，難揮發(fā)，熔沸點較高

【思考】：判斷下列每組物質(zhì)的熔沸點的高低，影響離子晶體的熔沸點高低

的因素有哪些？

(l)NaFNaClNaBrNai

(2)MgONa2O

3.離子晶體熔沸點高低的影響因素：離子所帶的電荷(Q)和離子半徑(r)

Q越大、r越小，則晶格能(U)越大，離子鍵越強，熔沸點越高，硬度越大.

【思考】：哪些物質(zhì)屬于離子晶體？

4.物質(zhì)的類別：強堿、部分金屬氧化物、絕大部分鹽類屬于離子晶體。

【過渡】離子晶體也有一定的空間結(jié)構(gòu)

【板書】二、離子晶體的空間結(jié)構(gòu)

【講解】：離子晶體有多種晶體結(jié)構(gòu)類型，其中氯化鈉型和氯化鈉型是兩種

最常見的離子晶體結(jié)構(gòu)類型。首先看NaCl的晶胞：

50雙仃代:壬］比,但無孫稱

中心,所以?干*晶賄

O-」0玷C/?)***=1.面E心(iry>xK=3,共4個

■,極上(1,4)X123隹心1.共4個

組成具有代表性，對稱性（軸，面，中心）也與晶體相同，所以乙為NaCl的晶

胞

【思考】：

I.每個Na+同時吸引個C1-,每個Cl-同時吸引個Na+,而Na+

數(shù)目與Cl-數(shù)目之為化學式為

2.根據(jù)氯化鈉的結(jié)構(gòu)模型確定晶胞，并分析其構(gòu)成。每個晶胞中有

Na+,有個Cl-

3.在每個Na+周圍與它最近的且距離相等的Na+有個

4.在每個Na+周圍與它最近的且距離相等的Cl-所圍成的空間結(jié)構(gòu)為

體

5.已知氯化鈉的摩爾質(zhì)量為58.5g.mol-l,阿伏加德羅常數(shù)取6.02xl023mol-l,

則食鹽晶體中兩個距離最近的Na+的核間距離最接近下面四個數(shù)據(jù)中的哪一

個.（）

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

第SSE弄號離子有6個,

IWW段Rb

海察品通目1看空心回直,正六

面體的B個頂點和名面的中心，名有

一4\所以為面心立方顯系

xO<-

1x1-1

組成和對稱性均有代表性.看空心圓點，除了立方體的頂點的8個，無其它,

稱為簡單立方晶胞.配位數(shù)為8

【思考】：

1.每個Cs+同時吸引個C1-,每個C1-同時吸引個Cs+,而Cs+

數(shù)目與C1-數(shù)目之為化學式為

2.根據(jù)氯化的結(jié)構(gòu)模型確定晶胞，并分析其構(gòu)成。每個晶胞中有Cs+,

有個C1-

3.在每個Cs+周圍與它最近的且距離相等的Cs+有個

組成和對稱性均有代表性.看空心圓點,除了立方體的頂點的8個，面中心6

個，也為面心立方.配位數(shù)為4總之，立方晶系有3種類型晶胞，面心立方，簡

單立方，體心立方.四方晶系,2種，正交晶系,4種等，共有14種類型的晶胞

【過渡】氯化鈉與氯化葩均為AB型離子晶體，但兩者的陰、陽離子周圍帶

相反電荷離子的數(shù)目卻不同，你認為造成這一差異的可能原因是什么？

【板書】三.離子晶體的配位數(shù)以及與r+后的關(guān)系

NaCl六配體,CsCl八配體,ZnS四配體，均為AB型晶體，為何配位數(shù)不同?

1）離子晶體穩(wěn)定存在的條件

K5W1離子相切.

斤號離子植cm

離子形成晶體時，陰、陽離子總是盡可能緊密地排列，且一種離子周圍所環(huán)

繞的帶相反電荷的離子越多，體系能量越低，所構(gòu)成的離子晶體就越穩(wěn)定。

2）離子晶體的配為數(shù)：離子晶體中一種離子周圍緊鄰的帶相反電荷的離子數(shù)

目

【設(shè)問】：NaCl型離子配為數(shù)為L六配體），CsCl型離子配為數(shù)為一

（八配體）

【討論】NaCl和CsCl均為AB型離子晶體，但兩者的陰、陽離子周圍帶相

反電荷離子的數(shù)目卻不同，你認為造成這一差異的可能原因是什么？

【講解】離子晶體中的離子的電荷分布是球形對稱的。它們之間的作用力的

強弱只取決于它們相互之間的距離。晶體中每種離子能被多少個帶相反電荷的離

子所包圍（離子的配位數(shù)），與它們的大小有關(guān)，與電荷數(shù)多少無關(guān)。

離子晶體中一種離子周圍所環(huán)繞的帶相反電荷的離子的數(shù)目的多少，與陰、

陽離子半徑比什/「有關(guān)。

2）r+左與配位數(shù)

從六配位的介穩(wěn)狀態(tài)出發(fā)，進行半徑比與配位數(shù)之間關(guān)系的探討.

此時，為介穩(wěn)狀態(tài).如果產(chǎn)再大些，則出現(xiàn)上述b）種情況，即陰離子同號相離,

異號相切的穩(wěn)定狀態(tài).亦即：

—>0414￡1>0732

當產(chǎn)繼續(xù)增加，達到并超過：「.一時，即陽離子離子周

圍可容納更多陰離子，為8配位,CsCl型.

—<0414

若r+變小，即:廣，則出現(xiàn)a）種情況，陰離子相切，陰離子陽離子相

離的不穩(wěn)定狀態(tài).配位數(shù)減少,4配位,ZnS型.

陰、陽離子半徑比與配位數(shù)的關(guān)系

r+/r-配位數(shù)實例

0.225-0.4144ZnS

0.414-0.7326NaCl

0.732-1.08CsCl

>1.012CsF

總之，配位數(shù)與r+/r-之比相關(guān)，且:r+再增大，則達到12配位;r再減

小，則達到3配位.

注意:討論中將離子視為剛性球體，這與實際情況有出入.但仍不失為一組重

要的參考數(shù)據(jù).因而，我們可以用離子間的半徑比值去判斷配位數(shù).

【問題解決】1.已知Cd2+半徑為97pm,S2-半徑為184pm,按正負離子半徑

比，CdS應具有—型晶格，正、負離子的配位數(shù)之比應是；但CdS卻

具有立方ZnS型晶格，正負離子的配位數(shù)之比是,這主要是由

造成的。

2.某離子晶體的晶胞結(jié)構(gòu)如下圖所示:

則該離子晶體的化學式為

A.abcB.abcs

C.ab2c3D.ab3c

3.在NaCl晶體中,與每個Na+距離相等且距離最近的CL所圍成

的空間構(gòu)型為)

A.正四面體B.正六面體

C.正八面體D.正十二面體

【課后練習】

1.下列物質(zhì)屬于離子化合物的是（）

A.NH3B.NaFC.HBrD.KOH

2.某主族元素A的外圍電子排布式為芯,另一主族元素B的外圍電子排

布為〃s2〃p4,則兩者形成的離子化合物的化學式可能為（）

A.ABB.A2BC.AB2D.A2B3

3.下列敘述正確的是（）

A.氯化鈉晶體不能導電，所以氯化鈉不是電解質(zhì)

B.氯化鈉溶液能導電，所以氯化鈉溶液是電解質(zhì)

C.熔融的氯化鈉和氯化鈉溶液都能產(chǎn)生自由移動的離子

D.氯化鈉熔融時不破壞氯化鈉晶體中的離子鍵。

4.下列化合物中形成離子鍵的所有微粒，其基態(tài)電子層結(jié)構(gòu)都與氮原子相

同的是（）

A.MgCl2B.CaBr2C.K2SD.Na2O

5.下列微粒中，基態(tài)最外層電子排布滿足ns2np6的一組是（）

A.Ba?+、Mg?+B.K+、Cu2+C.Ca2+>Zn2+D.Na+.Al3+

6.下列離子化合物中，兩核間距離最大的是（）

A.LiClB.NaFC.KC1D.NaCl

7.NaF、Nai、MgO均為離子化合物，根據(jù)下列數(shù)據(jù)，這三種化合物的熔點

高低順序是

物質(zhì)①NaF②Nai③MgO

離子電荷數(shù)112

鍵長2.313.182.10

A.①，②>③B.③，①〉②C.③逗>①D.②陽>③

8.為了確定SbCb、SbC15、SnC14是否為離子化合物，進行下列實驗。其中

合理、可靠的是

A.觀察常溫下的狀態(tài)，SbCk是蒼黃色液體，SnC14為無色液體。結(jié)論：SbCl5

和SnC14都是離子化合物

B.測定SbCb、SbCk、SnC14的熔點依次為73.5℃、2.8℃、一33℃。結(jié)論:

SbCb、SbC15、SnC14都不是離子化合物

C.將SbCh、SbCk、SnC14溶解于水中，滴入HNCh酸化的AgNCh溶液，

產(chǎn)生白色沉淀。結(jié)論：SbCb、SbC15、SnC14都是離子化合物

D.測定SbCb、SbCk、SnC14的水溶液，發(fā)現(xiàn)它們都可以導電。結(jié)論：SbCb、

SbC15、SnC14都是離子化合物

9.（1）下列熱化學方程中，能直接表示出氯化鈉晶體晶格能的是

B.Na(s)+1ci(g)=NaCl(s)；

A.Na+(g)+CF(g)=NaCl(s)；AH2