高中化学苏教版 (2019)选择性必修2专题3 微粒间作用力与物质性质第二单元 离子键 离子晶体学案设计

第二单元　离子键　离子晶体

一、离子键

1．概念：带相反电荷的阴、阳离子通过静电作用形成的化学键。

2．成键微粒：阴、阳离子。

3．成键本质：阴、阳离子间的静电作用(包括静电引力和静电斥力)。

4．成键条件：活泼金属元素的原子和活泼非金属元素的原子。

5．成键特征：没有方向性和饱和性。

6．离子化合物中的化学键表示方法——电子式

MgCl2的电子式：；NaOH的电子式：。

　判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)

(1)离子键具有方向性和饱和性。  (×)

(2)由活泼金属元素与活泼非金属元素形成的化学键都是离子键。 (×)

(3)原子最外层只有一个电子的元素原子跟卤素原子结合时，所形成的化学键一定是离子键。               (×)

(4)HCl的电子式：。  (×)

(5)非金属元素的两个原子之间一定形成共价键，但多个原子间也可能形成离子键。               (√)

二、离子晶体

1．离子晶体：由阴、阳离子按一定方式有规则地排列形成的晶体。

2．物理性质：

(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)晶体具有较高的熔、沸点、较强的硬度、难挥发。

(3)大多数离子晶体易溶于极性溶剂(如水)中，难溶于非极性溶剂(如汽油、煤油)中。

3.影响离子晶体物理性质的物理量——晶格能

(1)晶格能：拆开1 mol离子晶体使之形成气态阴、阳离子时所吸收的能量，用符号“U”表示。

(2)意义：一般而言，晶格能越大，离子晶体的离子键越强，晶体的熔沸点越高、硬度越大。

(3)影响晶格能的因素：①离子所带电荷数多少；②离子半径大小。离子所带电荷数越多、离子半径越小，晶格能就越大，离子键就越强。

4．常见离子晶体结构类型

(1)NaCl型的晶体结构(晶胞如图)

①每个晶胞中平均含有4个Na＋，4个Cl－，故此晶体的化学式为NaCl。

②每个Na＋同时吸引着6个Cl－，每个Cl－同时吸引着6个Na＋；即NaCl的配位数为6。

③每个Na＋周围的距离最近且相等的Cl－构成的空间图形是正八面体。

④每个Na＋周围最近的Na＋12个，每个Cl－周围最近的Cl－12个。

特别提醒：配位数：一种离子周围紧邻的带相反电荷的离子数目。

(2)CsCl型的晶体结构(晶胞如图)

①每个晶胞中平均含有1个Cs＋，1个Cl－，故此晶体的化学式为CsCl。

②每个Cs＋同时吸引着8个Cl－，每个Cl－同时吸引着8个Cs＋；即CsCl的配位数为8。

③每个Cs＋周围最近的Cs＋6个，每个Cl－周围最近的Cl－6个。

(3)离子晶体中不同离子周围异电性离子数目的多少主要取决于阴、阳离子的相对大小。

　判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)

(1)氯化铯属于离子晶体，分子式为CsCl 。  (×)

(2)晶体中含有阴离子时一定含有阳离子。 (√)

(3)离子晶体中一定含有离子键。  (√)

(4)CsCl晶体的配位数为6，NaCl晶体的配位数为8。 (×)

(5)熔点：NaF>MgF2。  (×)

氨气在生活中具有广泛的应用，可以制硝酸、化肥、硝酸盐、可以做制冷剂。氨的刺激性是可靠的有害气体浓度报警信号，但由于嗅觉疲劳，长期接触后对低浓度的氨会难以察觉。实验室可以利用氯化铵和消石灰加热制备氨气：

2NH4Cl＋Ca(OH)22NH3↑＋CaCl2＋2H2O。

[问题1]　上述反应涉及物质中属于离子晶体的有哪些？

[提示]　NH4Cl、Ca(OH)2、CaCl2。

[问题2]　写出上述反应涉及物质的电子式。

[提示]　

[问题3]　怎样设计实验证明CaCl2为离子化合物？

[提示]　将CaCl2加热至熔融状态，看能否导电。

[问题4]　“由离子晶体具有化学式可知离子键具有方向性”这句话是否正确？

[提示]　不正确。

1．离子键本质：阴、阳离子之间的静电作用。

2．成键条件：成键元素的原子得、失电子的能力差别很大，电负性差值大于1.7。

3．存在：化合物中，只要含有离子键的化合物一定是离子化合物。

4．特征：没有方向性和饱和性。

5．离子键没有方向性和饱和性的原因

①离子可看作是一个带电的球体，它在空间各个方向上的静电作用是相同的。由于静电引力(或斥力)没有方向性，阴、阳离子可以在空间任何方向与带相反(或相同)电荷的离子相互吸引(或排斥)，所以离子键没有方向性。

②只要空间允许，一个阴(阳)离子将尽可能多地吸引阳(阴)离子排列在其周围，并不受离子本身所带电荷数的限制，因此，离子键没有饱和性。

6．离子晶体的判断：

(1)方法1：具有较高的熔沸点、较高的硬度。

(2)方法2：晶体不导电，在熔融状态能导电的化合物。

7．电子式书写的注意事项

①同一原子的电子式最好不要既用“·”又用“×”表示；在化合物中“·”或“×”最好也不要混用(若特殊需要可标记)，可将电子全部标成“·”或“×”。

②单一原子形成的简单阳离子，其离子符号就是该阳离子的电子式，如Al3＋就可以表示铝离子的电子式。“[　]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。

③在化合物中，如果具有多个阴、阳离子，要注意每一个离子都与带相反电荷的离子直接相邻的事实。所以阴、阳离子必须是相邻的，即不能将两个阴离子或两个阳离子写在一起。

1．下列物质中，属于离子化合物有_________(填序号，下同)，只含离子键的离子化合物有______。

①Na2O　②NH4NO3　③Na2O2　④Na2SO4　⑤CH4　⑥H2O2 　 ⑦MgCl2　⑧AlCl3　⑨CaH2

[答案]　①②③④⑦⑨　①⑦⑨

2．下列关于离子键的描述中正确的是(　　)

A．离子键是由阴、阳离子通过静电吸引形成的

B．含有离子键的化合物一定含有金属元素

C．非金属元素之间不可能形成离子化合物

D．离子化合物中一定含有离子键

D　[离子键是由阴、阳离子通过静电作用形成的 ，A错；含有离子键的化合物不一定含有金属元素，如NH4NO3，B错；非金属元素之间可能形成离子化合物，如NH4NO3，C错。]

3．写出下列物质的电子式：

(1)BaCl2______________、(2)CO2_______________、

(3)H2O2________________、 (4)KOH_____________、

(5)Na2O2_______________。

材料1：已知常见离子晶体信息如下表：

材料2：氟化钙又名萤石，晶胞结构如下：

[问题1]　影响晶格能大小的因素有哪些？

[提示]　离子半径大小和离子所带电荷数的多少。

[问题2]　晶格能与晶体的熔点、硬度有怎样的关系？

[提示]　离子晶体晶格能越大，晶体的熔点越高，硬度越大。

[问题3]　氟化钙的配位数和晶胞中微粒数分别是多少？

[提示]　F－的配位数为4，Ca2＋的配位数为8，晶胞微粒数为8个F－和4个Ca2＋。

[问题4]　氟化钙晶体中阴、阳离子个数比为多少？化学式如何表示？

[提示]　2∶1　CaF2。

一、离子晶体的物理性质

1．熔、沸点

离子晶体中有较强的离子键，熔化或气化时需消耗较多的能量，所以离子晶体有较高的熔、沸点。通常情况下，同种类型的离子晶体，离子半径越小，离子键越强，熔、沸点越高。

2．硬度

硬而脆。离子晶体表现出较高的硬度。当晶体受到冲击时，部分离子键发生断裂，导致晶体破碎。

3．导电性

(1)离子晶体不导电，但熔融或溶于水后能导电。

(2)离子晶体中，离子键较强，阴、阳离子不能自由移动，即晶体中无自由移动的离子，因此离子晶体不导电。

(3)当升高温度时，阴、阳离子获得足够的能量克服了离子间的相互作用力，成为自由移动的离子，在外加电场的作用下，离子定向移动而导电。

(4)离子晶体溶于水时，阴、阳离子受到水分子的作用成了自由移动的离子(或水合离子)，在外加电场的作用下，阴、阳离子定向移动而导电。

4．溶解性

大多数离子晶体易溶于极性溶剂(如水)，难溶于非极性溶剂(如汽油、苯、CCl4)。当把离子晶体放入水中时，水分子对离子晶体中的离子产生吸引，使离子晶体中的离子克服离子间的相互作用力而离开晶体，变成在水中自由移动的离子。

二、晶格能

1．影响晶格能的因素：离子所带的电荷数和阴、阳离子间的距离(与离子半径成正比)。晶格能与离子所带电荷数的乘积成正比，与阴、阳离子间的距离成反比。

2．晶格能的数据可以用来说明许多典型离子晶体的物理化学性质变化规律，晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，晶体的熔、沸点越高，硬度越大。

三、典型离子晶体模型

1．下列性质适合于离子晶体的是(　　)

①熔点1 070 ℃，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0.97 g·cm－3　⑤熔点－218 ℃，难溶于水　⑥熔点3900 ℃ ，硬度很大，不导电　⑦难溶于水，固体时导电，升温时导电能力减弱　⑧难溶于水，熔点高，固体不导电，熔化时导电

A．①⑧  B．②③⑥

C．①④⑦  D．②⑤

A　[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3 900 ℃ ，硬度很大应是原子晶体。故只有①⑧符合题意。]

2．碱金属卤化物是典型的离子晶体，它的晶格能与成正比(d0是晶体中最邻近的导电性离子的核间距)。下列选项错误的是(　　)

A．晶格能的大小与离子半径成反比

B．阳离子相同阴离子不同的离子晶体，阴离子半径越大，晶格能越小

C．阳离子不同阴离子相同的离子晶体，阳离子半径越小，晶格能越大

D．金属卤化物晶体中，晶格能越小，氧化性越强

D　[由表中数据可知晶格能的大小与离子半径成反比，A项正确；由NaF、NaCl、NaBr、NaI晶格能的大小即可确定B项正确；由LiF、NaF、KF晶格能的大小即可确定C项正确；表中晶格能最小的碘化物，因还原性F－<Cl－<Br－<I－，可知D项错误。]

3．如图是从NaCl或CaF2晶体结构图中分割出来的部分结构图，其中属于从CaF2晶体中分割出来的结构图是(　　)

A．图(1)和图(3) B．图(2)和图(4)

C．只有图(1) D．只有图(4)

A　[由于在CaF2晶体中，每个Ca2＋周围同时吸引着最近的等距离的8个F－，每个F－周围同时吸引着最近的等距离的4个Ca2＋，图(1)中离子的配位数为4，图(3)中离子的配位数为8，都符合条件，故选A。]

1．下列热化学方程式中，能直接表示出氯化钠晶体晶格能的是(　　)

A．Na＋(g)＋Cl－(g)===NaCl(s)　ΔH

B．Na(s)＋Cl2(g)===NaCl(s)　ΔH1

C．Na(g)－e－===Na＋(g)　ΔH2

D．Cl(g)＋e－===Cl－(g)　ΔH3

A　[1 mol气态钠离子和1 mol气态氯离子结合生成1 mol氯化钠晶体释放出的热能为氯化钠晶体的晶格能，所以热化学方程式中，能直接表示出氯化钠晶体晶格能的是Na＋(g)＋Cl－(g)===NaCl(s)　ΔH，故选A。]

2．下列选项不正确的是(　　)

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1 mol离子键所需的能量叫该离子晶体的晶格能

D　[A项，离子键与电荷数成正比，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1 mol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，可以充分说明该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

D　[从熔点来看，离子晶体一般具有较高的熔点，但金刚石、石英等原子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，D项正确。]

4．有一种蓝色晶体[可表示为MxFey(CN)6]，经X­射线研究发现，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。下列选项正确的是(　　)

A．该晶体的化学式为MFe3(CN)6

B．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

B　[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×＝，含Fe3＋个数也为，CN－的个数为12×＝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。由题图可看出与每个Fe3＋最近且距离相等的CN－为6个。]

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：

晶体熔、沸点的高低，取决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________。

[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。

[答案]　离子　离子键　NaCl>KCl>CsCl　金属　Na<Mg<Al　Na＋>Mg2＋>Al3＋　Na<Mg<Al