2022-2023学年苏教版选择性必修二 3-2 离子键　离子晶体 学案

第二单元离子键离子晶体学习目标学科素养1.加深对离子键的认识，理解离子键没有饱和性、没有方向性。2．了解晶格能的概念、影响因素及对离子晶体硬度和熔沸点的影响。3．认识几种典型离子晶体的晶胞，并且根据晶胞判断晶体的化学式。1.探究晶体结构培养学生观察能力和空间想象能力。2．通过观察模型来解决问题，培养了学生勤于思索、敢于质疑、积极实践的科学态度，激发学生探究热情与精神。课前篇·自主学习固基础[知识梳理]一、离子键1．离子键的概念阴、阳离子之间通过________而形成的化学键叫离子键。2．成键微粒离子键的成键微粒是________和________。阴离子可以是单核离子或多核离子，如Cl－、O2－、H－、Oeq\o\al(2－,2)、OH－、SOeq\o\al(2－,4)等。阳离子可以是金属离子，如K＋、Ag＋、Fe3＋或铵根离子(NHeq\o\al(＋,4))。3．离子键的形成条件(1)当两种元素的原子间形成离子键时，必须一方(金属原子)具有较强的________能力，同时另一方(非金属元素)具有较强的________能力。一般应满足两种元素的电负性之差________，即________________与________之间一般形成离子键。(2)绝大多数金属离子和NHeq\o\al(＋,4)与含氧酸根离子之间形成离子键。4．离子键的形成在离子化合物中，当阴、阳离子之间的________和________达到平衡时，阴、阳离子之间保持一定的平衡核间距，形成了稳定的离子键，整个体系达到________状态。5．离子键的特征离子键没有________性和________性。阴、阳离子在各个方向上都可以与带相反电荷的离子发生静电作用，即没有________性；在静电作用能够达到的范围内，只要空间条件允许，一个离子可以同时吸引多个带相反电荷的离子，即没有________性。二、离子晶体1．离子晶体的概念由________按一定方式________地排列形成的晶体。2．构成微粒离子晶体由________构成。3．构成离子晶体的作用力构成离子晶体的作用力是________。4．离子晶体的物理性质(1)熔、沸点：离子晶体一般具有________的熔、沸点，难挥发。(2)硬度和脆性：离子晶体脆而硬。(3)导电性：离子晶体________导电，熔融态或溶于水________导电。(4)溶解性：大多数离子晶体________于极性溶剂(如水)，________溶于非极性溶剂(如苯、汽油、CCl4等)三、晶格能1．晶格能的定义晶格能是指拆开________离子晶体使之形成________和________时所吸收的能量。2．符号和单位符号为________，常用单位是________，取正值。如NaCl(s)→Na＋(g)＋Cl－(g)U＝786kJ·mol－1。3．影响因素晶格能的大小主要由离子所带的________和阴、阳离子间的________(________)决定。4．晶格能的意义晶格能越大，离子晶体中的________越牢固。一般而言，晶格能越大，离子晶体的________越高，________越大。四、典型的离子晶体的结构1．NaCl晶体结构模型(1)在NaCl晶体中，每个Na＋周围与它等距的Cl－有________个，每个Cl－周围与它等距的Na＋有________个。________个Na＋(或Cl－)围成一个正八面体。(2)每个Na＋周围与它最近且等距的Na＋有________个，每个Cl－周围与它最近且等距的Cl－有________个(同层________个，上层________个，下层________个)。(3)在NaCl晶体的一个晶胞中，含Na＋：________________个(写出计算过程)，含Cl－________________个(写出计算过程)。Na＋和Cl－配位数都是________。NaCl晶体的化学式为NaCl，晶胞的组成为________。(4)属于NaCl型离子晶体的还有KCl、NaBr、LiF、CaO、MgO、NiO、CaS等。2．CsCl晶体结构模型(1)在CsCl晶体中，每个Cs＋周围与它等距的Cl－有________个，每个Cl－周围与它等距的Cs＋有________个。Cs＋和Cl－配位数都是________。(2)每个Cs＋周围与它最近且等距的Cs＋有________个，每个Cl－周围与它最近且等距的Cl－有________个(上、下、左、右、前、后)。(3)在CsCl晶体的一个晶胞中(上图右图)，含Cs＋：________个，含Cl－________________个(写出计算过程)。故CsCl晶体中Cs＋与Cl－的个数比为________。答案：一、1.静电作用2.阴离子阳离子3.失电子得电子>1.7活泼金属原子活泼非金属原子4.静电引力静电斥力能量最低5.方向饱和方向饱和二、1.阴、阳离子有规则2.阴离子和阳离子3.离子键4．(1)较高(3)不能(4)可溶难三、1.1mol气态阴离子气态阳离子2.UkJ·mol－13．电荷数核间距离子半径4.离子键熔点硬度四、1.(1)666(2)1212444(3)6×eq\f(1,2)＋8×eq\f(1,8)＝412×eq\f(1,4)＋1＝46Na4Cl42.(1)888(2)66(3)18×eq\f(1,8)＝11∶1[自我排查]判断正误(1)离子晶体中一定存在金属阳离子()(2)离子晶体中一定不存在共价键()(3)离子晶体都能导电()(4)“NaCl”是氯化钠的分子式()(5)金属晶体和离子晶体导电实质是一样的()(6)晶格能是指破坏1mol离子键所吸收的能量()答案：(1)×(2)×(3)×(4)×(5)×(6)×课堂篇·重点难点要突破研习1离子键的形成[问题探讨]1．形成离子键的微粒是什么？离子键的本质又是什么？2．哪类元素的原子之间能形成离子键？3．Na2O2属于离子化合物吗？其化学式能否写为NaO?4．仅由非金属元素组成的化合物中不可能含有离子键吗？1．提示：阴离子、阳离子，阴阳离子间的静电作用。2．提示：活泼的金属与活泼的非金属元素间。3．提示：Na2O2属于离子化合物；该化合物中存在Na＋和Oeq\o\al(2－,2)，且离子个数比为2∶1，故只能用化学式Na2O2表示。4．提示：类似NH4Cl的铵盐中，只含有非金属元素原子，但NHeq\o\al(＋,4)与Cl－之间存在离子键。[重点讲解]一、离子键1．离子键(1)成键微粒：带正电荷的阳离子和带负电荷的阴离子。(2)离子键的存在：离子晶体中。(3)成键的本质：阴、阳离子之间的静电作用。2．离子键的形成条件(1)活泼金属(指第ⅠA和ⅡA族的金属元素)与活泼的非金属元素(指第ⅥA和ⅦA族的元素)之间形成的化学键。(2)金属元素与酸根离子之间形成的化学键(酸根离子如硫酸根离子、硝酸根离子、碳酸根离子等)。(3)铵根离子(NHeq\o\al(＋,4))和酸根离子之间，或铵根离子与非金属元素之间形成的化学键。二、离子化合物1．离子化合物的概念由离子键形成的化合物称为离子化合物。2．常见的离子化合物(1)活泼金属元素与活泼非金属元素形成的化合物，如NaCl、CaF2、K2O、MgO等。(2)活泼金属元素与酸根离子形成的盐类化合物，如Na2SO4、Fe2(SO4)3等。(3)铵根离子与酸根离子形成的盐类化合物，如NH4Cl、(NH4)2SO4等。3．离子键与离子化合物的关系(1)离子键只存在于离子化合物中，即离子化合物中一定存在离子键。(2)离子化合物中可能只有离子键(由单核阴离子和阳离子构成，如NaCl、K2O等)，可能既含有离子键又含有共价键(阴离子或阳离子是多核离子，如NH4Cl、Na2SO4等)。三、离子半径大小比较方法1．常见的简单离子(1)电子层数为0：H＋(2)电子层数为1(2电子结构或He型结构)：H－、Li＋、Be2＋(3)电子层数为2(10电子结构或Ne型结构)：N3－、O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋(4)电子层数为3(18电子结构或Ar型结构)：S2－、Cl－、K＋、Ca2＋2．离子半径大小的比较方法(1)对于具有稀有气体结构的离子，先比较离子的电子层数，电子层数越多，半径越大。如Cl－、Na＋、Li＋3种离子的电子层数分别为3、2、1，故离子半径Cl－>Na＋>Li＋。(2)对于电子层结构相同的离子，核电荷数越多，半径越小。如Mg2＋和O2－，电子层数均为2，核电荷数分别为12和8，故离子半径O2－>Mg2＋。(3)同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小，如Ti3＋<Ti＋，Fe3＋<Fe2＋。[研习经典][典例1]下列说法中，正确的是()A．仅由非金属元素组成的化合物中不可能含有离子键B．由金属元素和非金属元素组成的化合物一定是离子化合物C．共价化合物中不可能含有离子键D．含有金属阳离子的物质都是离子化合物答案：C解析：NH4Cl等铵盐都是仅由非金属元素组成的化合物，其中含有离子键。NaCl、KOH等化合物由金属元素和非金属元素组成，它们是离子化合物；AlCl3、HMnO4等化合物由金属元素和非金属元素组成，它们是共价化合物。金属单质都含有金属阳离子，但它们不是化合物，更不是离子化合物。[举一反三]1．北京大学和中国科学院的化学工作者合作已成功研制出碱金属与C60形成的球碳盐，实验测知K3C60是离子化合物，且有良好的超导性。下列关于K3CA．该物质的化学式可表示为KC20B．1molK3C60中含有的离子数目为63×6.02×1023C．K3C60D．该化合物在熔融状态下能导电答案：D2．下列说法正确的是()A．非金属的气态氢化物中一定不存在非极性共价键B．离子化合物中可能存在共价键C．氯化钠和氯化氢溶于水发生电离时克服的粒子间作用力的类型相同D．金属元素和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物答案：B3．关于离子化合物NH5，下列说法正确的是()A．N为－5价B．阳离子的电子数为1∶1C．阴离子为8电子稳定结构D．阴阳离子个数比是1∶1答案：D4．如图所示，下列说法不正确的是()A．氯化钠固体能导电B．氯化钠属于离子化合物C．氯化钠在水中电离出自由移动的水合钠离子和水合氯离子D．氯化钠溶于水的过程中化学键被破坏答案：A研习2离子晶体[问题探讨]1．含金属阳离子的晶体一定是离子晶体吗？2．离子晶体中除含离子键外，是否含有共价键？离子晶体中一定含金属元素吗？由金属元素和非金属元素组成的晶体一定是离子晶体吗？3．以下是八种物质的熔点：序号①②③④⑤⑥⑦⑧物质NaFNaClNaBrNaIMgOCaOSrOBaO熔点/℃9938017476612852261424301918(1)①～④、⑤～⑧中物质的熔点为什么会逐渐降低？(2)⑤～⑧中物质的熔点远高于①～④中物质的原因是什么？(3)通过上述分析，你能得出影响离子晶体熔点高低的因素有哪些？其影响规律是什么？1．提示：不一定。也可能是金属晶体。2．提示：离子晶体中除含有离子键外，还可能存在共价键，如NaOH；离子晶体中不一定含金属元素，如NH4Cl等铵盐；由金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶体，如AlCl3是分子晶体。3．提示：(1)①～④均为离子晶体且离子所带电荷相同，从F－→I－随着离子半径的增大，离子键减弱，熔点逐渐降低。⑤～⑧均为离子晶体且离子所带电荷相同，从Mg2＋→Ba2＋随着离子半径的增大，离子键减弱，熔点逐渐降低。(2)①～⑧中的物质均为离子晶体，但⑤～⑧中物质离子所带电荷高于①～④中的物质离子所带的电荷，离子所带电荷越高，离子键越强，熔点越高。(3)影响离子晶体熔点高低的因素主要有离子所带电荷数及离子半径的大小。其规律是离子所带电荷数越高，离子半径越小，离子晶体的熔点越高。[重点讲解]一、离子晶体的概念由阳离子和阴离子按一定方式有规则地排列形成的晶体叫做离子晶体。二、结构特点三、物理性质熔、沸点熔、沸点较高，难挥发硬度硬度较大，难以压缩溶解性一般在极性溶剂(水)中易溶，在非极性溶剂中难溶导电性固态时不导电，熔融状态或在水溶液中能导电四、常见的离子晶体(1)NaCl晶体结构①在NaCl晶体中，每个Na＋周围最近距离的Cl－是6个(上、下、左、右、前、后，即配位数是6)，构成正八面体，每个Cl－周围最近距离的Na＋也是6个(即配位数是6)，构成正八面体。②每个Na＋周围最近距离的Na＋是12个(上层4个，同层4个，下层4个)，每个Cl－周围最近距离的Cl－也是12个。③每个NaCl晶胞中实际Na＋数为12×eq\f(1,4)＋1＝4，Cl－数为8×eq\f(1,8)＋6×eq\f(1,2)＝4，所以Na＋、Cl－个数比为1∶1，氯化钠的化学式为NaCl(不表示分子式)。(2)CsCl晶体结构①在氯化铯晶体中，每个Cs＋周围最近距离的Cl－是8个(即配位数是8)；每个Cl－周围最近距离的Cs＋也是8个(即配位数是8)。②每个Cs＋周围最近距离的Cs＋是6个(上、下、左、右、前、后)，构成正八面体；每个Cl－周围最近距离的Cl－也是6个，构成正八面体。③每个CsCl晶胞中实际Cs＋数为1，Cl－数为8×eq\f(1,8)＝1，所以Cs＋、Cl－个数比为1∶1，氯化铯的化学式为CsCl(不表示分子式)。(3)CaF2晶体结构CaF2晶体结构模型①CaF2晶体中，每个Ca2＋周围同时吸引着8个F－，每个F－周围同时吸引着4个Ca2＋。Ca2＋的配位数为8，F－的配位数为4。②晶胞中含Ca2＋：6×eq\f(1,2)＋8×eq\f(1,8)＝4个，含F－：8×1＝8个。Ca2＋在大立方体的顶点和面心，8个F－在大立方体内构成一个小立方体。晶胞的组成为Ca4F8。(4)ZnS晶体结构ZnS晶体结构模型①ZnS晶体中，每个Zn2＋周围同时吸引着4个S2－，每个S2－周围同时吸引着4个Zn2＋。因此Zn2＋和S2－的配位数均为4。②晶胞中含Zn2＋：1×4＝4个，含S2－：6×eq\f(1,2)＋8×eq\f(1,8)＝4个。晶胞的组成为Zn4S4。五、晶格能(1)概念：拆开1mol离子晶体使之形成气态阴、阳离子所吸收的能量。(2)意义：衡量阴、阳离子间作用力的强弱，晶格能越大，表示离子间作用力越强，离子晶体越稳定。(3)影响因素①阴、阳离子核间距；②阴、阳离子所带电荷数；③离子晶体结构类型。六、离子晶体的有关计算1．离子晶体化学式的计算根据均摊法。立方体晶胞中处于顶点、棱上、面上的离子分别有eq\f(1,8)、eq\f(1,4)、eq\f(1,2)属于该晶胞，处于内部的离子完全属于该晶胞。2．离子的配位数的确定根据晶胞结构示意图，确定一个离子周围等距离且最邻近的异性离子有几个，从而确定阴、阳离子的配位数。3．离子晶体的密度及微粒间距离的计算若1个晶胞中含有x个微粒(离子)时，则1mol晶胞中含有xmol微粒，其质量为xMg(M为微粒的相对分子质量)。1个晶胞的质量为ρa3g(a3为晶胞的体积)，则1mol晶胞的质量为ρa3NAg。因此有：xM＝ρa3NA(1)离子键无方向性和饱和性，在离子晶体中阴、阳离子与异电性离子接触尽可能采用最密堆积。(2)影响离子晶体配位数的因素①离子半径因素：eq\f(r＋,r－)值的不同，晶体中离子的配位数不同，其晶体结构不同。eq\f(r＋,r－)数值越大，离子的配位数越多。②电荷因素：AB型离子晶体的阴、阳离子的配位数相等；ABn型A、B离子的配位数比为n∶1。如CaF2中Ca2＋的配位数是8，F－的配位数是4。(3)离子晶体的熔、沸点和硬度与离子键的强弱有关，一般而言，离子半径越小，离子所带的电荷数越多，晶格能越大，离子键越强，熔、沸点和硬度越大。[研习经典][典例2]下列叙述正确的是()A．离子晶体中一定含有活泼金属阳离子B．离子晶体都是化合物C．固态不导电、溶于水能导电，这一性质能说明某晶体一定是离子晶体D．离子晶体一般具有较低的熔点答案：B解析：离子晶体中不一定含金属阳离子，如NH4Cl；固体不导电、溶于水能导电的可能是分子晶体，如AlCl3。[典例3]一种离子晶体的晶胞如图所示。其中阳离子A以表示，阴离子B以表示。关于该离子晶体的说法正确的是()A．阳离子的配位数为8，化学式为ABB．阴离子的配位数为4，化学式为A2BC．每个晶胞中含4个AD．每个A周围有4个与它等距且最近的A答案：C解析：用切割法可知，晶胞中含有阳离子数为8×eq\f(1,8)＋6×eq\f(1,2)＝4，阴离子显然是8个，故化学式为AB2，A、B项错误，C项正确；每个A周围最近且等距离的A有12个，D项错误。[举一反三]1．下列性质适合于离子晶体的是()①熔点1070℃，易溶于水，水溶液能导电②熔点10.31℃，液态不导电，水溶液能导电③能溶于CS2，熔点112.8℃，沸点444.6℃④熔点97.81℃，质软，导电，密度0.97g·cm－3⑤熔点－218℃，难溶于水⑥熔点3A．①⑧ B．②③⑥C．①④⑦ D．②⑤答案：A解析：离子晶体熔融态时能导电，难溶于非极性溶剂，熔点较高、质硬而脆，固体不导电，故②③④⑤⑦均不符合离子晶体的特点；⑥中熔点达3900℃，硬度很大应是共价晶体。故只有①⑧2．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、电荷数越大，该阴、阳离子组成离子化合物的晶格能越大D．拆开1mol离子键所需的能量叫该离子晶体的晶格能答案：D解析：A项，离子键强度与电荷数成正比，与离子半径成反比，晶格能与电荷数成正比，与离子半径成反比，所以离子晶体的晶格能越大离子键越强，故A正确；B项，阳离子半径越大，其表面积越大，与阴离子接触面积越大，吸引阴离子越多，故B正确；C项，离子晶体的晶格能与离子半径成反比，与电荷数成正比，故C正确；D项，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子时所吸收的能量，故D错误。3．下列性质中，可以充分说明某晶体是离子晶体的是()A．具有较高的熔点B．固态不导电，水溶液能导电C．可溶于水D．固态不导电，熔融状态能导电答案：D解析：从熔点来看，离子晶体一般具有较高的熔点，但金刚石、石英等共价晶体也有很高的熔点，A项错误；某些共价化合物也能溶于水，溶于水后也能导电，例如HCl等，B项错误；从溶解性上看，蔗糖、葡萄糖等分子晶体也可溶于水，C项错误；固态不导电，熔融状态能导电说明固态中原本有阴、阳离子，只是不能自由移动，而由阴、阳离子构成的晶体一定是离子晶体。4．有一种蓝色晶体[可表示为MxFey(CN)6]，经X射线衍射研究发现，它的结构特征是Fe3＋和Fe2＋互相占据立方体互不相邻的顶点，而CN－位于立方体的棱上。其晶体中阴离子的最小结构单元如图所示。下列说法正确的是()A．该晶体的化学式为MFe3(CN)6B．该晶体属于离子晶体，M呈＋1价C．该晶体属于离子晶体，M呈＋2价D．晶体中与每个Fe3＋距离最近且等距离的CN－为3个答案：B解析：由题图可推出，晶体中阴离子的最小结构单元中含Fe2＋个数为4×eq\f(1,8)＝eq\f(1,2)，含Fe3＋个数也为eq\f(1,2)，CN－的个数为12×eq\f(1,4)＝3，因此阴离子的化学式为[Fe2(CN)6]－，则该晶体的化学式只能为MFe2(CN)6，由阴、阳离子形成的晶体为离子晶体，M的化合价为＋1价，故B项正确，A、C项错误。由题图可看出与每个Fe3＋最近且距离相等的CN－为6个，D项错误。5．同类晶体物质熔、沸点的变化是有规律的，试分析下列两组物质熔点规律性变化的原因：物质ANaClKClCsCl熔点/K10741049918物质BNaMgAl熔点/K317923933晶体熔、沸点的高低，决定于组成晶体微粒间的作用力的大小。A组是________晶体，晶体微粒之间通过________相连，粒子之间的作用力由大到小的顺序是________。B组晶体属于________晶体，外围电子数由少到多的顺序是________，离子半径由大到小的顺序是________，金属键由弱到强的顺序为________。答案：离子离子键NaCl>KCl>CsCl金属Na<Mg<AlNa＋>Mg2＋>Al3＋Na<Mg<Al解析：A组NaCl、KCl、CsCl为同一主族的卤化物且为离子化合物，故熔点与离子键的强弱有关，离子键越弱，熔点越低。而Na＋、K＋、Cs＋的离子半径逐渐增大，故Na＋与Cl－、K＋与Cl－、Cs＋与Cl－的离子键逐渐减弱，NaCl、KCl、CsCl的熔点依次降低；而B组中Na、Mg、Al是金属晶体且外围电子数依次增多，离子半径逐渐减小，因此金属原子核对外层电子束缚能力越来越大，形成的金属键越来越牢固，故熔点依次升高。演习篇·学业测试速达标1.下列叙述正确的是()A.非金属原子间不可能形成离子键，只含有非金属元素的化合物不可能是离子化合物B.离子化合物中一定含有金属元素，含金属元素的化合物一定是离子化合物C.离子键只存在于离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键D.离子化合物受热熔化破坏化学键，吸收热量，属于化学变化答案：C解析：由铵盐属于离子化合物可知A、B错误；离子化合物中一定含有离子键，还可能含有共价键，例如Na2O2、NaOH等，C正确；离子化合物受热熔化破坏离子键，这个过程属于物理变化，D错误。2.MgO、Rb2O、CaO、BaO四种离子晶体熔点的高低顺序是()A.MgO>Rb2O>BaO>CaOB.MgO>CaO>BaO>Rb2OC.CaO>BaO>MgO>Rb2OD.CaO>BaO>Rb2O>MgO答案：B解析：四种离子晶体所含阴离子相同，所含阳离子不同。对Mg2＋、Rb＋、Ca2＋、Ba2＋进行比较，Rb＋所带电荷数最少，半径最大，其与O2－形成的离子键最弱，故Rb2O的熔点最低。对Mg2＋、Ca2＋、Ba2＋进行比较，它们所带电荷数一样多，半径Mg2＋<Ca2＋<Ba2＋，与O2－形成的离子键由强到弱的顺序是MgO>CaO>BaO，相应离子晶体的熔点由高到低的顺序为MgO>CaO>BaO。综上所述，四种离子晶体熔点的高低顺序是MgO>CaO>BaO>Rb2O。3.如图甲是NaCl的晶体结构。在NaCl的晶体结构中，Na＋和Cl－