【选修三】3-4离子晶体(新人教版精品).docx

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1、第四节 离子晶体第 1 课时【知识与技能】1 、通过复习钠与氯形成氯化钠的过程, 使学生理解离子键的概念、形成过程和特点。2 、 理解离子晶体的概念、 构成及物理性质特征， 掌握常见的离子晶体的类型及有关晶胞的计算。【过程与方法】1 、 复习离子的特征，氯化钠的形成过程，并在此基础上分析离子键的成键微粒和成键性质，培养学生知识迁移的能力和归纳总结的能力。2 、 在学习本节的过程中，可与物理学中静电力的计算相结合，晶体的计算与数学的立体几何、物理学的密度计算相结合。【情感态度与价值观】通过本节的学习，进一步认识晶体，并深入了解晶体的内部特征。 板书计划 第四节 离子晶体一、离子晶体：由阳离子和阴

2、离子通过离子键结合而成的晶体。1、几何因素：晶体中正负离子的半径比（r r ） 。2、电荷因素：正负离子的电荷比。3、键性因素：离子键的纯粹程度。4、离子晶体特点：硬度较大、难于压缩、较高的熔点和沸点。二、晶格能1、定义：气态离子形成l 摩离子晶体释放的能量，通常取正值。2、规律：晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，而且熔点越高，硬度越大。【教案设计】 【问题引入】1 、钠原子与氯原子是如何结合成氯化钠的？你能用电子式表示氯化钠的形成过程吗？2、根据元素的金属性和非金属性差异，你知道哪些原子之间能形成离子键？【板书】 第二单元 离子键 离子晶体 3-2-1 离子键的形成一、离子键的形成【学生活动

3、】写出钠在氯气中燃烧的化学方程式；思考：钠原子与氯原子是如何结合成氯化钠的？请你用电子式表示氯化钠的形成过程。【过渡】以阴、阳离子结合成离子化合物的化学键，就是离子键。【板书】 1、离子键的定义：使阴、阳离子结合成离子化合物的静电作用2. 离子键的形成过程【讲解】以 NaCl 为例，讲解离子键的形成过程：1 ） 电子转移形成离子：一般达到稀有气体原子的结构分别达到 Ne 和 Ar 的稀有气体原子的结构，形成稳定离子。2）判断依据：元素的电负性差要比较大【讲解】元素的电负性差要比较大，成键的两元素的电负性差用 X表示，当 4X 1.7,发生电子转移 , 形成离子键 ;当AX 1.7,实际上是指离

4、子键的成分（百分数）大于 50%。【小结】：1、活泼的金属元素（IA、IIA）和活泼的非金属元素（VIA、VIIA ）形成的化合物。2、活泼的金属元素和酸根离子（或氢氧根离子）形成的化合物3、俊根和酸根离子（或活泼非金属元素离子）形成的盐。【板书】二、用电子式表示离子化合物的形成【练习】1、写出下列微粒的电子式：（1） Na+、Mg2+、Cl-、O2-、 NaCl MgO MgCl小结：离子化合物电子式的书写1 .简单阴离子的电子式不但要表达出最外层所有电子数（包括得到的电子），而且用方括号“括起来，并在右上角注明负电荷数2 .简单阳离子的电子式就是离子符号3 .离子化合物的电子式由阴离子和阳

5、离子电子式组成，相同的离子不能合并 【练习】2、用电子式表示 NaCl、K2s的形成过程 小结：用电子式表示离子键的形成过程1 .左边是组成离子化合物的各原子的电子式 ，右边是离子化合物的电子式2 .连接号为“ -k ”3 .用表示电子转移的方向【板书】三、离子键的实质思考：从核外电子排布的理论思考离子键的形成过程【板书】：实质是静电作用靠静电吸引， 形成化学键 体系的势能与核间距之间的关系如图所示：横坐标：核间距r。纵坐标：体系的势能 V。纵坐标的零点：当r无穷大时，即两核之间无限远 时，势能为零.下面来考察 Na+和C彼此接近时，势能V的变化。r r0,当r减小时，正负离子靠静电相互吸引，

6、V减小，体系用I定.r = r0时，V有极小值，此时体系最稳定.表明形成了离子键.r r0时，V急剧上升，因为Na+和Cl-彼此再接近时，相互之间电子斥力急剧增加 ，导致 势能骤然上升.因此，离子相互吸引，保持一定距离时，体系最稳定，即当静电引力与静电斥力达到平衡时，形成 稳定的离子键，整个体系达到能量最低状态。【板书】四、离子键的特征【讲解】通常情况下，阴、阳离子可以看成是球形对称的，其电荷分布也是球形对称的，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。因此离子键没有方向性和饱和性。【讨论】就NaCl的晶体结构，交流你对离子键没有饱和性和方向性的认识【板书】（1）离子键无方

7、向性（2）离子键无饱和性【板书】五、离子键的强度一一晶格能（1）.键能和晶格能【讲解】以NaCl为例：键能：1mol气态NaCl分子，离解成气体原子时,所吸收的能量.用Ei表示： NaCI（fl）-Natg*All-Ei能Ei越大,表示离子膻越克【板书】（2）.晶格能（符号为 U）:拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量【讲解】在离子晶体中，阴、阳离子间静电作用的大小用晶格能来衡量。晶格能（符号为U）是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。例如：拆开1mol NaCl晶体使之形成气态钠离子和氯离子时,吸收的能量.用U表示：NaCl （s）*Na+ （

8、g） + Cl- （g） U= 786 KJ.mol-1晶格能U越大,表明离子晶体中的离子键越牢固。一般而言，晶格能越大，离子晶体的 离子键 越强.破坏离子键时吸收的能量就越多 ，离子晶体的熔沸点越高，硬度越大。键能和晶格能 ，均能表 示离子键的强度，而且大小关系一致.通常，晶格能比较常用.【板书】（3）.影响离子键强度的因素一一离子的电荷数和离子半径【思考】由下列离子化合物熔点变化规律，分析离子键的强弱与离子半径、离子电荷有什么关系？(1) NaFNaClNaBrNaI988 c801c747 c660 c(2) NaFCaF2CaO988 c1360 c2614 c（提示：Ca2+半径略大

9、于Na+半径）【讲解】从离子键的实质是静电引力FHrwg出发，影响f大小的因素有：离子的电荷数 q和离子之间的距离 r （与离子半径的大小相关）1）离子电荷数的影响：电荷图，晶格能大，离子晶体的熔沸点局、硬度大。NaClMgO晶格能（KJ.mol-1 ）7863791熔点（C）8012852摩氏硬度2.56.52）离子半径的影响：半径大，导致离子间距大，晶格能小，离子晶体的熔沸点低、硬度小。NO同城ci,半理小I,半径大mp皿。颌匕。U 78l5.jO.inDr13）离子半径概念及变化规律将离子晶体中的离子看成是相切的球体，正负离子的核间距d是r+和r-之和：离子半径的变化规律a）同主族，从上

10、到下，电子层增加，具有相同电荷数的离子半径增加.口+1日十1芸期+之03+, F- Cl-=Br = rb）同周期：主族元素，从左至右离子电荷数升高，最高价离子，半径最小.如：NsT二二AL叱户B.EC.逃D.E8、已知元素的某种性质“ X”和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性质。卜面给出13种元素的X的数值:儿系AlBBeCClFLiX的数值1.52.01.52.52.84.01.0儿系MgNaOPSSiX的数值1.20.93.52.12.51.7试结合元素周期律知识完成下列问题:(1)经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的X差值大于1.7时，所形成的一般为离子

11、键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断 A1C13中的化学键类型是 。(2)根据上表给出的数据，简述主族元素的X的数值大小与元素的金属性或非金属性强弱之间的关系;简述第二周期元素(除惰性气体外)的X的数值大小与原 子半径之间的关系。(3)请你预测Br与I元素的X数值的大小关系 。第2课时【复习巩固】1、什么是离子键？作用力的实质是什么？2、什么是晶格能？影响因素有哪些？3、晶格能的大小与离子晶体的熔沸点、硬度的关系怎样？练习1 .指出下列物质中的化学键类型。KBr CC14N2CaONaOH2 .下列物质中哪些是离子化合物？哪些是只含离子键的离子化合物？哪些是既含离子键又含共价键 的离子化合

12、物？KCl HClNa2SO4HNO 3NH4C1O2Na2O2【过渡】大多数离子化合物在常温下以晶体的形式存在。【板书】 3-2-2离子晶体一、离子晶体1、定义：离子间通过离子键结合而成的晶体【思考】离子晶体能否导电，主要的物理共性有哪些？2、特点：(1)、晶体不导电，在熔融状态或水溶液中导电，不存在单个分子(2)、硬度较高，密度较大，难压缩，难挥发，熔沸点较高【思考】：判断下列每组物质的熔沸点的高低，影响离子晶体的熔沸点高低的因素有哪些?(1)NaF NaCl NaBr NaI(2) MgO Na2O3、离子晶体熔沸点高低的影响因素：离子所带的电荷(Q)和离子半径(r)Q越大、r越小，则晶

13、格能(U)越大，离子键越强，熔沸点越高，硬度越大 .【思考】：哪些物质属于离子晶体？4、物质的类别：强碱、部分金属氧化物、绝大部分盐类属于离子晶体。【过渡】离子晶体也有一定的空间结构【板书】二、离子晶体的空间结构【讲解】：离子晶体有多种晶体结构类型，其中氯化钠型和氯化葩型是两种最常见的离子晶体结构类型。首先看NaCl的晶胞：组成具有代表性，对称性（轴，面，中心）也与晶体相同，所以乙为NaCl的晶胞【思考】：1、每个Na+同时吸引 个Cl-,每个Cl-同时吸引 个Na+,而Na+数目与Cl-数目之为 化学式为2、根据氯化钠的结构模型确定晶胞，并分析其构成。每个晶胞中有 Na+,有 个Cl-3、在

14、每个Na+周围与它最近的且距离相等的Na+有 个4、在每个Na+周围与它最近的且距离相等的Cl-所围成的空间结构为 体5、已知氯化钠的摩尔质量为58.5g.mol-1，阿伏加德罗常数取 6.02 X 1023mol-1，则食盐晶体中两个距离最近的Na+的核间距离最接近下面四个数据中的哪一个.（）A、3.0X10-8cmB、3.5X 10-8cm C、4.0X10-8cm D、5.0X10-8cm组成和对称性均有代表性.看空心圆点，除了立方体的顶点的8个，无其它，称为简单立方晶胞.配位数为8【思考】：1、每个Cs+同时吸引 个Cl-,每个Cl-同时吸引 个Cs+,而Cs+数目与Cl-数目之为化学

15、式为2、根据氯化的结构模型确定晶胞，并分析其构成。每个晶胞中有 Cs+,有一个Cl-3、在每个Cs+周围与它最近的且距离相等的Cs+有 个组成和对称性均有代表性.看空心圆点，除了立方体的顶点的8个，面中心6个，也为面心立方.配位数为4总之，立方晶系有3种类型晶胞，面心立方，简单立方，体心立方.四方晶系，2种，正交晶系， 4种等，共有14种类型的晶胞【过渡】氯化钠与氯化葩均为 AB型离子晶体，但两者的阴、阳离子周围带相反电荷离子的数目却 不同，你认为造成这一差异的可能原因是什么？【板书】三.离子晶体的配位数以及与r+/r-的关系NaCl六配体，CsCl八配体，ZnS四配体，均为AB型晶体，为何配

16、位数不同？1）离子晶体稳定存在的条件离子形成晶体时，阴、阳离子总是尽可能紧密地排列，且一种离子周围所环绕的带相反 电荷的离子越多，体系能量越低，所构成的离子晶体就越稳定。2）离子晶体的配为数：离子晶体中一种离子周围紧邻的带相反电荷的离子数目【设问】：NaCl型离子配为数为六配体）,CsCl型离子配为数为 1八配体）【讨论】NaCl和CsCl均为AB型离子晶体，但两者的阴、阳离子周围带相反电荷离子的 数目却不同，你认为造成这一差异的可能原因是什么？【讲解】离子晶体中的离子的电荷分布是球形对称的。它们之间的作用力的强弱只取决 于它们相互之间的距离。晶体中每种离子能被多少个带相反电荷的离子所包围（离

17、子的 配位数），与它们的大小有关，与电荷数多少无关。离子晶体中一种离子周围所环绕的带相反电荷的离子的数目的多少，与阴、阳离子半径比r+/r -有关。3） r+/r-与配位数从六配位的介稳状态出发，进行半径比与配位数之间关系的探讨 .此时，为介稳状态.如果r+再大些，则出现上述b）种情况，即阴离子同号相离 异号相切的稳定状态.亦即：r十一 0,414 0,732r当r +继续增加，达到并超过：f-时，即阳离子离子周围可容纳更多阴离子,为8配位，CsCl型.1.012CsF总之，配位数与r+/r-之比相关，且：r+再增大，则达到12配位；r-再减小，则达到3配位.注意:讨论中将离子视为刚性球体，这

18、与实际情况有出入.但仍不失为一组重要的参考数据.因而,我们可以用离子间的半径比值去判断配位数【问题解决】1、已知Cd2+半径为97pm, S2-半径为184pm,按正负离子半径比，CdS应具有 型晶格，正、负离子的配位数之比应是 ;但CdS却具有立方ZnS型晶格，正负离子的配位数 之比是,这主要是由 造成的。2、某离子晶体的晶胞结构如下图所示: 则该离子晶体的化学式为（）A . abc B、abc3C. ab2c3D. ab3c3、在NaCl晶体中，与每个Na+距离相等且距离最近的C所围成的空间构型为（）B.正六面体D.正十二面体A .正四面体C.正八面体第五节离子晶体第1课时【知识与技能】1

19、、通过复习钠与氯形成氯化钠的过程，使学生理解离子键的概念、形成过程和特点。2、理解离子晶体的概念、构成及物理性质特征，掌握常见的离子晶体的类型及有关晶胞的计算。 【过程与方法】3、复习离子的特征，氯化钠的形成过程，并在此基础上分析离子键的成键微粒和成键性质，培养 学生知识迁移的能力和归纳总结的能力。4、在学习本节的过程中，可与物理学中静电力的计算相结合，晶体的计算与数学的立体几何、物 理学的密度计算相结合。【情感态度与价值观】通过本节的学习，进一步认识晶体，并深入了解晶体的内部特征。板书计划第四节离子晶体一、离子晶体：由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。1、几何因素：晶体中正负离子的半径

20、比 （r+/r-）。2、电荷因素：正负离子的电荷比。3、键性因素：离子键的纯粹程度。4、离子晶体特点：硬度较大、难于压缩、较高的熔点和沸点。二、晶格能1、定义：气态离子形成l摩离子晶体释放的能量，通常取正值。2、规律：晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，而且熔点越高，硬度越大。【教案设计】【问题引入】1、钠原子与氯原子是如何结合成氯化钠的？你能用电子式表示氯化钠的形成过程吗？2、根据元素的金属性和非金属性差异，你知道哪些原子之间能形成离子键？【板书】第二单元离子键离子晶体 3-2-1离子键的形成一、离子键的形成【学生活动】写出钠在氯气中燃烧的化学方程式；思考：钠原子与氯原子是如何结合成氯化钠的？

21、请你用电子式表示氯化钠的形成过程。【过渡】以阴、阳离子结合成离子化合物的化学键，就是离子键。【板书】1、离子键的定义：使阴、阳离子结合成离子化合物的静电作用2.离子键的形成过程【讲解】以 NaCl为例，讲解离子键的形成过程：2）电子转移形成离子：一般达到稀有气体原子的结构【学生活动】N. - N*+Cl + e CF 相应的电子2Sa2p即 一2s办M3光僦 一3SW 构型变化分别达到 Ne和Ar的稀有气体原子的结构，形成稳定离子。2）判断依据：元素的电负性差要比较大【讲解】元素的电负性差要比较大，成键的两元素的电负性差用X表示，当 4X 1.7,发生电子转移，形成离子键；当4X 1.7,实际

22、上是指离子键的成分（百分数）大于50%. 【小结】：1、活泼的金属元素（IA、IIA）和活泼的非金属元素（VIA、VIIA ）形成的化合物。2、活泼的金属元素和酸根离子（或氢氧根离子）形成的化合物3、俊根和酸根离子（或活泼非金属元素离子）形成的盐。【板书】二、用电子式表示离子化合物的形成【练习】1、写出下列微粒的电子式：（1） Na+、Mg2+、Cl-、O2-、 NaCl MgO MgCl小结：离子化合物电子式的书写1 .简单阴离子的电子式不但要表达出最外层所有电子数（包括得到的电子），而且用方括号“括起来，并在右上角注明负电荷数2 .简单阳离子的电子式就是离子符号3 .离子化合物的电子式由阴

23、离子和阳离子电子式组成，相同的离子不能合并【练习】2、用电子式表示 NaCl、K2s的形成过程小结：用电子式表示离子键的形成过程1 .左边是组成离子化合物的各原子的电子式，右边是离子化合物的电子式2 .连接号为“ k ”一3 .用表小电子转移的方向【板书】三、离子键的实质思考：从核外电子排布的理论思考离子键的形成过程【板书】：实质是静电作用靠静电吸引， 形成化学键 体系的势能与核间距之间的关系如图所示：横坐标：核间距r。纵坐标：体系的势能 V。纵坐标的零点：当r无穷大时，即两核之间无限远 时，势能为零.下面来考察 Na+和Cl-彼此接近时,势能V的变化。离子靠静电相互吸引，V减小，体系稳定.r

24、 = r 0时，V有极小值,此时体系最稳定.表明形成了离子键.r ro时，V急剧上升,因为Na+和Cl-彼此再接近时,相互之间电子斥力急剧增加 ,导致 势能骤然上升.因此，离子相互吸引，保持一定距离时，体系最稳定，即当静电引力与静电斥力达到平衡时，形成 稳定的离子键，整个体系达到能量最低状态。【板书】四、离子键的特征【讲解】通常情况下，阴、阳离子可以看成是球形对称的，其电荷分布也是球形对称的，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。因此离子键没有方向性和饱和性。【讨论】就NaCl的晶体结构，交流你对离子键没有饱和性和方向性的认识【板书】(1)离子键无方向性(2)离子键无饱

25、和性【板书】五、离子键的强度一一晶格能(1) .键能和晶格能【讲解】以NaCl为例：键能：1mol气态NaCl分子，离解成气体原子时，所吸收的能量.用Ei表示： NaCltfl)-Natg*Cl(g) All-Ei能日越大,表示寓子便越避【板书】(2).晶格能(符号为 U):拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量【讲解】在离子晶体中，阴、阳离子间静电作用的大小用晶格能来衡量。晶格能(符号为U)是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。例如：拆开1mol NaCl晶体使之形成气态钠离子和氯离子时，吸收的能量.用U表示：NaCl (s)a+ (g) + C

26、l- (g)U= 786 KJ.mol-1晶格能U越大,表明离子晶体中的离子键越牢固。一般而言，晶格能越大，离子晶体的 离子键 越强.破坏离子键时吸收的能量就越多 ，离子晶体的熔沸点越高，硬度越大。键能和晶格能 ，均能表 示离子键的强度，而且大小关系一致.通常，晶格能比较常用.【板书】（3）.影响离子键强度的因素一一离子的电荷数和离子半径【思考】由下列离子化合物熔点变化规律，分析离子键的强弱与离子半径、离子电荷有什么关系？(1) NaFNaClNaBrNai988 c801c747 c660 c(2) NaFCaF2CaO988 c1360 c2614 c（提示：Ca2+半径略大于Na+半径）

27、【讲解】从离子键的实质是静电引力F应切必M出发，影响f大小的因素有：离子的电荷数 q和离子之间的距离 r （与离子半径的大小相关）1）离子电荷数的影响：电荷高，晶格能大,离子晶体的熔沸点高、硬度大。NaClMgO晶格能(KJ.mol-1 )7863791熔点(C)8012852摩氏硬度2.56.52）离子半径的影响:半径大，导致离子间距大，晶格能小，离子晶体的熔沸点低、硬度小。N心1CT半径小mpU 786.7KJ.inDr1I,半径大 00。眦二kj皿r3）离子半径概念及变化规律将离子晶体中的离子看成是相切的球体，正负离子的核间距d是r+和r-之和：（.d值期由晶体的X射嵯的射实验池军傅到,

28、Wn, Md= 210pm日明孑十” （I=“+ +b=210 pm离子半径的变化规律a）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加U+vNa+u*十= CT, F 0,414Lr当r +继续增加，达到并超过：f 纳更多阴离子,为8配位，CsCl型.1.012CsF总之，配位数与r+/r-之比相关，且：r+再增大,则达到12配位；r-再减小，则达到3配位.注意:讨论中将离子视为刚性球体，这与实际情况有出入.但仍不失为一组重要的参考数据.因而,我们可以用离子间的半径比值去判断配位数【问题解决】1、已知Cd2+半径为97pm, S2-半径为184pm,按正负离子半径比，CdS应具有 型晶格，正、负离子的配位数之比应是 ;但CdS却具有立方ZnS型晶格，正负离子的配位数 之比是,这主要是由 造成的。2、某离子晶体的晶胞结构如下图所示: 则该离子晶体的化学式为（）A . abc B、abc3C. ab2c3D. ab3c3、在NaCl晶体中，与每个Na+距离相等且距离最近的CP所围成的空间构型为（）A .正四面体C.正八面体B.正六面体D.正十二面