高中化學第三章晶體結構與性質第四節(jié)離子晶體課件新人教版.ppt

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第四節(jié) 離子晶體,第三章 晶體結構與性質,,1.熟知離子鍵、離子晶體的概念，知道離子晶體類型與性質的聯(lián)系。 2.認識晶格能的概念和意義，能根據晶格能的大小，分析晶體的性質。,,學習目標定位,,內容索引,,,,一 離子晶體,二 晶格能,當堂檢測,一 離子晶體,1.結合已學知識和教材內容，填寫下表：,,,導學探究,碳原子,CO2分子,共價鍵,非金屬 單質,原子晶體,范德華力,共價 化合物,分子晶體,Mg2＋、 自由電子,金屬鍵,金屬單質,金屬晶體,離子鍵,離子化合物,離子晶體,(1)離子晶體的概念是 結合而形成的晶體。構成離子晶體的微粒是 ，微粒間的作用力是 。 (2)由于離子間存在著無方向性的靜電作用，每個離子周圍會盡可能多地吸引帶 的離子以達到降低體系能量的目的。所以，離子晶體中不存在單獨的 ，其化學式表示的是 ，而不是分子組成。,陰、陽離子通過離子鍵,陰離子和陽離子,離子鍵,相反電荷,分子,離子的個數比,2.離子晶體的結構 (1)離子晶體中，陰離子呈等徑圓球密堆積，陽離子有序地填在陰離子的空隙中，每個離子周圍等距離地排列著異電性離子，被異電性離子包圍。一個離子周圍最鄰近的異電性離子的數目，叫做離子晶體中離子的 。,配位數,(2)觀察分析表中離子晶體的結構模型，填寫下表：,Cl－和Na＋配位 數都為6,Cl－和Cs＋配位數都為8,配位數：F－為4，Ca2＋為8,Na＋、Cl－都為4,Cs＋、Cl－都為1,Ca2＋為4、F－為8,1∶1,1∶1,2∶1,NaCl,CsCl,CaF2,(3)在NaCl晶體中，每個Na＋周圍最近且等距離的Na＋有 個，每個Cl－周圍最近且等距離的Cl－也有 個。在CsCl晶體中，每個Cs＋周圍最近且等距離的Cs＋有 個，每個Cl－周圍最近且等距離的Cl－也有 個。,12,12,6,6,3.問題討論 (1)在NaCl和CsCl兩種晶體中，陰陽離子的個數比都是1∶1，都屬于AB型離子晶體，為什么二者的配位數不同、晶體結構不同？,答案 在NaCl晶體中，正負離子的半徑比r＋/r－＝0.525，在CsCl晶體中，r＋/r－＝0.934，由于r＋/r－值的不同，結果使晶體中離子的配位數不同，其晶體結構不同。NaCl晶體中陰、陽離子的配位數都是6，CsCl晶體中陰、陽離子的配位數都是8。r＋/r－數值越大，離子的配位數越高。,(2)為什么在NaCl(或CsCl)晶體中，正負離子的配位數相同；而在CaF2晶體中，正負離子的配位數不相同？,答案 在NaCl、CsCl晶體中，正負離子的配位數相同，是由于正負離子電荷(絕對值)相同，因而正負離子的個數相同，結果導致正負離子的配位數相同；若正負離子的電荷數不相同，正負離子的個數必定不相同，結果正負離子的配位數就不會相同。如CaF2晶體中，Ca2＋的配位數為8，F－的配位數為4，離子所帶電荷越多，配位數越多。,(3)根據離子晶體的形成，推測離子晶體具有怎樣的特性？,答案 離子晶體是由陰、陽離子間通過較強的離子鍵結合而形成的，所以離子晶體具有較高的熔、沸點，難揮發(fā)，硬度較大，離子晶體不導電，熔化或溶于水后能導電。大多數離子晶體能溶于水，難溶于有機溶劑。,歸納總結,1.已知X、Y、Z三種元素組成的化合物是離子晶 體，其晶胞如圖所示，X、Y、Z分別處于立方體 的頂點、棱邊的中點、立方體的體心。則下面關 于該化合物的說法正確的是( ) A.該晶體的化學式為ZXY3 B.該晶體的熔點一定比金屬晶體熔點高 C.每個X周圍距離最近的Y有8個 D.每個Z周圍距離最近的X有16個,,,活學活用,1,2,A,1,2,2.下列性質適合于離子晶體的是( ) ①熔點1 070 ℃，易溶于水，水溶液能導電 ②熔點10.31 ℃，液態(tài)不導電，水溶液能導電 ③能溶于CS2，熔點112.8 ℃，沸點444.6 ℃ ④熔點97.81 ℃，質軟，導電，密度0.97 g·cm－3 ⑤熔點－218 ℃，難溶于水 ⑥熔點3 900 ℃，硬度很大，不導電 ⑦難溶于水，固體時導電，升溫時導電能力減弱 ⑧難溶于水，熔點高，固體不導電，熔化時導電 A.①⑧ B.②③⑥ C.①④⑦ D.②⑤,1,2,解析 離子晶體液態(tài)時能導電，難溶于非極性溶劑，熔點較高、質硬而脆，固體不導電，故②③④⑤⑦均不符合離子晶體的特點； ⑥中熔點達3 900 ℃，硬度很大應是原子晶體。故只有①⑧符合題意。 答案 A,二 晶格能,1.晶格能的概念：離子晶體的晶格能是 釋放的能量。晶格能通常取 ，單位 。 2.觀察分析下表，回答下列問題：,,,導學探究,氣態(tài)離子形成1 mol離子晶體,正值,kJ·mol－1,(1)影響晶格能大小的因素有哪些？,答案 影響晶格能的因素：離子所帶的電荷數和陰、陽離子間的距離(與離子半徑成正比)。晶格能與離子所帶電荷數的乘積成正比，與陰、陽離子間的距離成反比。,(2)晶格能與晶體的熔點、硬度有怎樣的關系？,答案 晶格能的數據可以用來說明許多典型離子晶體的性質變化規(guī)律，晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，晶體的熔、沸點越高，硬度越大。,1.離子晶體結構類型相同時，離子所帶電荷數越多，離子半徑越小，晶格能 ，晶體熔、沸點 ，硬度 。 2.晶格能的大小影響巖漿晶出的次序，晶格能越大，形成的晶體越 ，巖漿中的礦物越 結晶析出。,歸納總結,越大,越高,越大,穩(wěn)定,容易,3.下列關于晶格能的敘述中正確的是( ) A.晶格能僅與形成晶體中的離子所帶電荷數有關 B.晶格能僅與形成晶體的離子半徑有關 C.晶格能是指相鄰的離子間的靜電作用 D.晶格能越大的離子晶體，其熔點越高,,,活學活用,3,4,解析 晶格能與離子所帶電荷數的乘積成正比，與陰、陽離子半徑的大小成反比。晶格能越大，晶體的熔、沸點越高，硬度也越大，所以A、B錯，D項正確。,D,,3,4,A.晶格能的大小與離子半徑成反比 B.陽離子相同陰離子不同的離子晶體，陰離子半徑越大，晶格能越小 C.陽離子不同陰離子相同的離子晶體，陽離子半徑越小，晶格能越大 D.金屬鹵化物晶體中，晶格能越小，氧化性越強,3,4,解析 由表中數據可知晶格能的大小與離子半徑成反比，A項正確； 由NaF、NaCl、NaBr、NaI晶格能的大小即可確定B項說法正確； 由LiF、NaF、KF晶格能的大小即可確定C項說法正確； 表中晶格能最小的碘化物，因還原性F－Cl－Br－I－，可知D項錯誤。 答案 D,學習小結,四種晶體物理性質的比較,當堂檢測,1,2,4,3,1.下列有關石墨晶體的說法正確的是( ) A.由于石墨晶體導電，所以它是金屬晶體 B.由于石墨的熔點很高，所以它是原子晶體 C.由于石墨質軟，所以它是分子晶體 D.石墨晶體是一種混合晶體,D,5,1,2,4,3,2.下列說法中正確的是( ) A.固態(tài)時能導電的物質一定是金屬晶體 B.熔融狀態(tài)能導電的晶體一定是離子晶體 C.水溶液能導電的晶體一定是離子晶體 D.固態(tài)不導電而熔融態(tài)導電的晶體一定是離子晶體,5,1,2,4,3,解析 四種晶體在不同狀態(tài)下的導電性區(qū)別如下：,5,答案 D,1,2,4,3,3.下列關于CaF2的表述正確的是( ) A.Ca2＋與F－間僅存在靜電吸引作用 B.F－的離子半徑小于Cl－，則CaF2的熔點低于CaCl2 C.陰、陽離子比為2∶1的物質，均與CaF2晶體構型相同 D.CaF2中的化學鍵為離子鍵，因此CaF2在熔融狀態(tài)下能導電,5,1,2,4,3,解析 Ca2＋與F－間既有靜電引力作用，也有靜電排斥作用，A錯誤； 離子所帶電荷相同，F－的離子半徑小于Cl－，所以CaF2晶體的晶格能大，則CaF2的熔點高于CaCl2，B錯誤； 晶體構型還與離子的大小有關，所以陰、陽離子比為2∶1的物質，不一定與CaF2晶體構型相同，C錯誤； CaF2中的化學鍵為離子鍵，CaF2在熔融狀態(tài)下發(fā)生電離，因此CaF2在熔融狀態(tài)下能導電，D正確。 答案 D,5,1,2,4,3,5,4.有一種藍色晶體[可表示為MxFey(CN)6]，經X-射線研究發(fā)現，它的結構特征是Fe3＋和Fe2＋互相占據立方體互不相鄰的頂點，而CN－位于立方體棱的上。其晶體中陰離子的最小結構單元如圖所示。下列說法正確的是( ),A.該晶體的化學式為MFe3(CN)6 B.該晶體屬于離子晶體，M呈＋1價 C.該晶體屬于離子晶體，M呈＋2價 D.晶體中與每個Fe3＋距離最近且等距離的CN－為3個,1,2,4,3,5,由題圖可看出與每個Fe3＋最近且距離相等的CN－為6個。 答案 B,5.同類晶體物質熔、沸點的變化是有規(guī)律的，試分析下列兩組物質熔點規(guī)律性變化的原因：,1,2,4,3,5,晶體熔、沸點的高低，決定于組成晶體微粒間的作用力的大小。A組是 晶體，晶體微粒之間通過 相連，粒子之間的作用力由大到小的順序是 。B組晶體屬于 晶體，價電子數由少到多的順序是 ，離子半徑由大到小的順序是 。金屬鍵強弱由小到大的順序為 。,解析 A組NaCl、KCl、CsCl為同一主族的鹵化物且為離子化合物，故熔點與離子鍵的強弱有關，離子鍵越弱，熔點越低。而Na＋、K＋、Cs＋的離子半徑逐漸增大，故Na＋與Cl－、K＋與Cl－、Cs＋與Cl－的離子鍵逐漸減弱，NaCl、KCl、CsCl的熔點依次降低； 而B組中Na、Mg、Al是金屬晶體且價電子數依次增多，離子半徑逐漸減小，因此金屬原子核對外層電子束縛能力越來越大，形成的金屬鍵越來越牢固，故熔點依次升高。 答案 離子 離子鍵 NaClKClCsCl 金屬 NaMg2＋Al3＋ NaMgAl,1,2,4,3,5,,本課結束,