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1、第二单元离子键离子晶体第 1 课时 离子键的形成【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。【教学过程】【问题引入】1.钠原子与氯原子是如
2、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？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【学生活动】分别达到Ne和Ar的稀有气体原子的结构，形成稳定离子。2
3、）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X > 1.7, 发生电子转移, 形成离子键；当X < 1.7,不发生电子转移, 形成共价键.【说明】但离子键和共价键之间, 并非严格截然可以区分的.可将离子键视为极性共价键的一个极端 ,而另一极端为非极性共价键.如图所示：化合物中不存在百分之百的离子键, 即使是NaF的化学键之中, 也有共价键的成分,即除离子间靠静电相互吸引外, 尚有共用电子对的作用X > 1.7,实际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
4、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. 铵根和酸根离子（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- 、（2） NaClMgOMgCl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离子电子式组成，相同的离子不能合并【练习】2. 用电子
5、式表示 NaCl 、K 2S 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 “”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 Cl- 彼此接近时 , 势能 V 的变化。从图中可见 :r >r0, 当 r 减小时 , 正负离子
6、靠静电相互吸引, V 减小 , 体系稳定 .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
7、。【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）离子键无饱和性【板书】 五、离子键的强度 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 :【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
8、钠离子和氯离子时,吸收的能量.用U 表示:NaCl（ s）Na+（ 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 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） NaFNaClNaBrNaI988801747660（ 2） NaFCaF
9、2CaO98813602614（提示： Ca2+半径略大于Na+半径）【讲解】 从离子键的实质是静电引力出发 , 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（）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。3) 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 , 从上到下 , 电子层增加 , 具有相同电荷数的离子半径增加 .b) 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 : 过渡元素 , 离子半径变化规律不明显 .c) 同一元素 , 不同价态的离子 , 电荷高的半径小 . 如 :d) 一般负离子半径较大 ; 正离子半径较小 .e) 周期表对角线上, 左上元素和右下元素的离子半径相似.如 : Li +和Mg 2+ ,Sc3+和Zr 4+的半径相似.【小结】 离子电荷数越大，核间距越小，晶格能越大，离子键越牢，离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。