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1、 1 2 31.離子鍵的形成一般而言,電負(fù)性較小的金屬元素的原子容易失去價電子形成陽離子,電負(fù)性較大的非金屬元素的原子容易得到電子形成陰離子。當(dāng)這兩種原子相互接近到一定程度時,容易發(fā)生電子得、失而形成陰、陽離子,陰、陽離子通過靜電作用離子鍵形成穩(wěn)定的化合物。成鍵原子所屬元素的電負(fù)性差值越大,原子間越容易發(fā)生電子得失,形成離子鍵。一般認(rèn)為,當(dāng)成鍵原子所屬元素的電負(fù)性差值大于1.7時,原子間才有可能形成離子鍵。 1 2 32.離子鍵的實質(zhì)在離子化合物中,可近似地將陰、陽離子看做球體。根據(jù)庫侖定律,陰、陽離子間的靜電引力(F)與陽離子所帶電荷(q+)和陰離子所帶電荷(q-)的乘積成正比,與陰、陽離子
2、的核間距離(r)的平方成反比。離子鍵實質(zhì)是陰、陽離子間的靜電作用,當(dāng)靜電作用中同時存在的引力和斥力達(dá)到平衡時,體系的能量最低,形成穩(wěn)定的離子化合物。 1 2 33.離子鍵的特征離子鍵沒有方向性和飽和性,因此以離子鍵相結(jié)合的化合物傾向于形成晶體,使每個離子周圍排列盡可能多的帶異性電荷的離子,達(dá)到降低體系能量的目的。 探究一探究二問題引導(dǎo)名師精講即時檢測探究一 離子鍵的實質(zhì)從核外電子排布的理論思考:離子鍵的形成過程中,如何度量陰、陽離子間靜電力的大小?庫侖力的表達(dá)式:F= (k為比例系數(shù))提示：體系的能量與核間距之間的關(guān)系如圖所示。(r為核間距,E為體系的能量)由圖中可知,當(dāng)r逐漸減小至r 0時,
3、陰、陽離子靠靜電相互吸引,體系的能量E減小,體系趨于穩(wěn)定。 探究一探究二問題引導(dǎo)名師精講即時檢測當(dāng)r=r0時,E有極小值,此時體系最穩(wěn)定,表明形成離子鍵。當(dāng)r由r0繼續(xù)減小時,E急劇上升。因為陰、陽離子彼此再接近時,電子云之間的斥力急劇增加,導(dǎo)致體系的能量驟然上升。因此,離子相互吸引,保持一定距離時,體系最穩(wěn)定,這就意味著形成了離子鍵,即離子化合物中,陰、陽離子依靠靜電作用,形成化學(xué)鍵離子鍵。 探究一探究二問題引導(dǎo)名師精講即時檢測離子鍵(1)定義:陰、陽離子形成穩(wěn)定化合物的靜電作用,叫做離子鍵。(2)成鍵的粒子:陰、陽離子。(3)成鍵的性質(zhì):靜電作用。這種靜電作用不是靜電引力而是指陰、陽離子之
4、間異性電荷間的靜電引力與電子與電子之間、原子核與原子核之間的斥力處于平衡時的總效應(yīng)。陰、陽離子所帶電荷越多,靜電作用越強;陰、陽離子核間距越大,靜電作用越弱。 探究一探究二問題引導(dǎo)名師精講即時檢測(4)成鍵條件: 探究一探究二問題引導(dǎo)名師精講即時檢測(5)離子鍵的本質(zhì)(成鍵原因):原子相互得、失電子形成穩(wěn)定的陰、陽離子。離子間吸引與排斥處于平衡狀態(tài)。形成離子鍵后體系的總能量降低。陰、陽離子間的靜電引力(F)與陰、陽離子所帶電荷(q+、q-)及陰、陽離子的核間距離(r)的關(guān)系:F= ,k為比例系數(shù)。(6)離子鍵的存在:離子化合物中一定存在離子鍵。常見的離子化合物有:強堿,如NaOH、KOH、Ba
5、(OH) 2、Mg(OH)2也是離子化合物;絕大多數(shù)鹽有例外,如PbCl2、(CH3COO)2Pb等;活潑金屬的氧化物,如Na2O、Na2O2、K2O、MgO等。AlCl3為共價化合物。 探究一探究二問題引導(dǎo)名師精講即時檢測(7)用電子式表示離子化合物的形成過程。如: 探究一探究二問題引導(dǎo)名師精講即時檢測【例題1】 能證明NaCl為離子化合物的依據(jù)是()A.NaCl溶液容易導(dǎo)電B.NaCl溶液呈中性C.熔融態(tài)的NaCl可以導(dǎo)電D.NaCl溶于水可以電離出Na+和Cl-解析：區(qū)分共價化合物和離子化合物的依據(jù)就是看其熔融態(tài)是否導(dǎo)電,而不能看溶液是否導(dǎo)電,因為有一些共價化合物的水溶液也導(dǎo)電,如HCl
6、等。答案：C方法技巧熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物是離子化合物,熔融狀態(tài)下不能導(dǎo)電的化合物是共價化合物。 探究一探究二問題引導(dǎo)名師精講即時檢測變式訓(xùn)練1下列說法中正確的是()A.離子化合物中可能含有共價鍵B.極性分子中只有極性鍵C.金屬元素原子和非金屬元素原子之間只能形成離子鍵D.由非金屬元素組成的化合物只能是共價化合物解析：離子化合物中的陰、陽離子為原子團(tuán)時,原子團(tuán)中一定含共價鍵,如Na2O2中O與O之間是共價鍵,而共價化合物中只含共價鍵。分子的極性與分子構(gòu)型有關(guān),如H 2O2為極性分子,但含有OO非極性鍵。金屬元素原子與非金屬元素原子間形成共價鍵的例子很多,如AlCl3。大多數(shù)銨鹽中無金屬元素,
7、但卻屬于離子化合物。答案：A 探究一探究二問題引導(dǎo)名師精講即時檢測探究二 離子鍵的特征圖1是氯化鈉的晶體結(jié)構(gòu)模型,圖2是氯化銫的晶體結(jié)構(gòu)模型。 探究一探究二問題引導(dǎo)名師精講即時檢測與共價鍵相比,離子鍵為什么沒有方向性和飽和性?提示：(1)離子鍵沒有方向性的原因:離子鍵的實質(zhì)是靜電作用,離子的電荷分布通常被看成是球形對稱的,因此一種離子對帶異性電荷離子的吸引作用與其所處的方向無關(guān),即相對于共價鍵而言,離子鍵是沒有方向性的。(2)離子鍵沒有飽和性的原因:在離子化合物中,每個離子周圍最鄰近的帶異性電荷離子數(shù)目的多少,取決于陰、陽離子的相對大小。只要空間條件允許,陽離子將吸引盡可能多的陰離子排列在其周
8、圍,陰離子也將吸引盡可能多的陽離子排列在其周圍,以達(dá)到降低體系能量的目的,所以離子鍵是沒有飽和性的。 探究一探究二問題引導(dǎo)名師精講即時檢測一、離子化合物的性質(zhì)與離子鍵的關(guān)系離子化合物在晶體、熔融狀態(tài)或溶液中都是以離子的形式存在的。因此,形成離子鍵的陰、陽離子的性質(zhì)在很大程度上決定著形成離子鍵的強弱,而離子鍵的強弱在很大程度上決定著離子化合物的性質(zhì)。離子鍵的強度遵循庫侖定律F= (k為比例系數(shù)),由此可見,離子的電荷、離子的半徑是影響離子鍵強弱的重要因素。離子半徑越小,離子鍵鍵能就越大;離子所帶電荷越多,離子鍵鍵能就越大。離子鍵鍵能的大小決定著離子化合物在固態(tài)時的熔、沸點的高低。 探究一探究二問
9、題引導(dǎo)名師精講即時檢測二、離子鍵與共價鍵的比較 探究一探究二問題引導(dǎo)名師精講即時檢測 探究一探究二問題引導(dǎo)名師精講即時檢測【例題2】 下列關(guān)于離子鍵特征的敘述中,正確的是 ()A.一種離子對帶異性電荷離子的吸引作用與其所處的方向無關(guān),故離子鍵無方向性B.因為離子鍵無方向性,故陰、陽離子的排列是沒有規(guī)律的、隨意的C.因為氯化鈉的化學(xué)式是NaCl,故每個Na +周圍吸引一個Cl-D.因為離子鍵無飽和性,故一種離子周圍可以吸引任意多個帶異性電荷的離子 探究一探究二問題引導(dǎo)名師精講即時檢測解析：離子鍵的特征是無方向性和飽和性。因為離子鍵無方向性,故帶異性電荷的離子間的相互作用與其所處的方向無關(guān),但為了
10、使物質(zhì)的能量最低,體系最穩(wěn)定,陰、陽離子的排列是有規(guī)律的,而不是隨意的;離子鍵無飽和性,體現(xiàn)在每個離子周圍可以盡可能多地吸引帶異性電荷的離子,但也不是任意的,每個離子周圍吸引帶異性電荷的離子的多少主要取決于陽離子與陰離子的半徑比,如NaCl晶體中,每個離子周圍吸引六個帶異性電荷的離子,而在CsCl晶體中,每個離子周圍吸引八個帶異性電荷的離子,其原因在于答案：A 探究一探究二問題引導(dǎo)名師精講即時檢測易錯警示離子鍵不具有飽和性是相對的,只有在空間條件允許的前提下,離子才將吸引盡可能多的帶異性電荷的離子排列在其周圍,因此,每種化合物的組成和結(jié)構(gòu)是一定的,而不是任意的。 探究一探究二問題引導(dǎo)名師精講即
11、時檢測變式訓(xùn)練2NaF、KI、MgO均為離子化合物,現(xiàn)有下列數(shù)據(jù),據(jù)此判斷這三種化合物熔點高低的順序()(導(dǎo)學(xué)號52720019)A.B.C.D.解析：離子化合物中,離子所帶電荷數(shù)越多、離子半徑越小,離子鍵越強,其熔、沸點就越高。因為r(F -)r(I-)、r(Na+)”“=”或“”)。 探究一探究二即時檢測解析：(1)根據(jù)Na3N的電子式可知,Na3N是由Na+和N3-以離子鍵結(jié)合而成的。(2)Na3N與水反應(yīng)生成NaOH和NH3,該反應(yīng)屬于復(fù)分解反應(yīng)。(3)Na+和N3-的核外電子層結(jié)構(gòu)相同,但Na+的原子序數(shù)大于N3-的,故r(Na+)r(N3-)。答案：(1)離子(2)復(fù)分解反應(yīng)(3)
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