《離子鍵離子晶體》導(dǎo)學案3

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1、離子鍵離子晶體導(dǎo)學案一、離子鍵1離子鍵的形成前面我們已經(jīng)學過，金屬元素的電負性小，其原子易失去價電子形成陽離子；非金屬元素的電負性較大，其原子易得到電子形成陰離子，當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形成穩(wěn)定化合物。這種陰、陽 離子通過靜電作用形成的化學鍵叫離子鍵。陰、陽離子是形成離子鍵必不可少的粒子，缺一不可。如MgCI2中含有Mg2+、Cl-, KA+3+2l(SO4)2 12H2O中含有K、Al 、SO -4及H20分子。可見，離子化合物中含陰、陽離子至少各 1種，且不一定不含分子。2離子鍵的實質(zhì)離子鍵的實質(zhì)是靜電作用， 它包括陰、陽

2、離子之間的引力和它們的核與核、 電子與電子 之間的斥力兩個方面，當引力和斥力之間達到平衡時， 就形成了穩(wěn)定的離子化合物，它就不 再顯電性，即顯電中性。+ 離子鍵的強弱與陰、陽離子所帶電荷及核間距有關(guān)。據(jù)庫侖定律可知F二k 久呂 (kr為系數(shù))。3離子鍵的特征沒有方向性和飽和性。為什么這樣說呢？那是因為在通常情況下，陰、陽離子可看成球形對稱，它們的電荷分布也是球形對稱的，它們在空間的各個方向上的靜電作用相同，所以在各個方向上都可以與帶相反電荷的離子發(fā)生靜電作用，且在靜電作用能達到的范圍內(nèi)，只要空間條件允許、一個離子可以同時吸引多個帶相反電荷的離子。因此，離子鍵沒有方向性和飽和性。二、離子晶體1離

3、子鍵：(1)定義：陰、陽離子之間強烈的電性作用。(2)特征：無飽和性和方向性。(3) 本質(zhì)：電性作用。(4)存在：離子晶體中。2離子晶體：定義：陰、陽離子通過離子鍵結(jié)合，在空間呈現(xiàn)有規(guī)律的排列所形成的 晶體。注意：離子晶體的構(gòu)成粒子是陰、陽離子，所以在離子晶體中，無分子存在，也無原子 存在。如NaCI、CsCI只表示晶體中陰陽離子個數(shù)比，不表示分子式。(2) 常見的AB型離子晶體有NaCl型、CsCl型、ZnS型等。(3) 晶格能：定義：1 mol離子化合物中陰、陽離子，由相互遠離的氣態(tài)結(jié)合成離子晶 體所放出的能量；表示意義：晶格能越大，表示離子鍵越強，離子晶體越穩(wěn)定，熔、沸點越高。可借助庫侖

4、定律 F二竺2來比較；晶格能的大?。壕Ц衲芘c離子晶體中陰、陽r離子所帶電荷的乘積成正比，與陰、陰離子的距離成反比，數(shù)學表達式為：晶格能：。r（4）離子晶體的物理性質(zhì)：離子晶體具有較高的熔點、沸點，難揮發(fā)。離子晶體中，陰、陽離子間有強烈的相互作用（離子鍵），要克服離子間的相互作用力使物質(zhì)熔化和沸騰， 就需要較多的能量。因此，離子晶體具有較高的熔點、沸點和難揮發(fā)的性質(zhì)。NaCI、CsCI的熔點分別是801 C、645 C ;沸點分別是1 413 C、1 290 C。而共價化合物H20的熔 點為0 C、沸點為100 C,這就低得多了。 離子晶體硬而脆。離子晶體中，陰、陽離子之間有較強的離子鍵，因此離

5、子晶體表現(xiàn)出了較高的硬度，當晶體受到?jīng)_擊力作用時，部分離子鍵發(fā)生斷裂，導(dǎo)致晶體破碎。 離子晶體不導(dǎo)電，熔化或溶于水后能導(dǎo)電。離子晶體中，離子鍵較強，離子不能自由移動，即晶體中無自由移動的離子，因此離子晶體不導(dǎo)電。當升高溫度時，陰、陽離子獲得足夠能量，克服了離子間的相互作用，成了自由移動的離子，在外界電場作用下，離子定向移動而導(dǎo)電。離子化合物溶于水時，陰、陽離子受到水分子作用變成了自由移動的離子（或水合離子），在外界電場作用下，陰、陽離子定向移動而導(dǎo)電。 大多數(shù)離子晶體易溶于極性溶劑 （如水）中，難溶于非極性溶劑（如汽油、煤油）中。當把離子晶體放在水中時， 極性水分子對離子晶體中的離子產(chǎn)生吸引作

6、用，使晶體中的離子克服了離子間的作用而電離，變成在水中自由移動的離子。 離子晶體包括強堿、活潑金屬形成的鹽、銨鹽、活潑金屬氧化物等。一般地，活潑金屬（如K、Ca、Na、Mg等）與活潑的非金屬（如氯、溴、氧等）化合成的物質(zhì)形成的晶體為離子 晶體。但并不是所有金屬和非金屬元素形成的化合物都為離子化合物，如AlCl 3為分子晶體。（5）疑難點：有關(guān)離子晶體晶胞的計算 處于立方體頂點的粒子同時為 8個晶胞所共有，每個粒子有 1/8屬于該晶胞。 處于立方體棱上的粒子，同時為4個 晶胞所共有，每個粒子有1/4屬于該細胞。 處于立方體面上的粒子，同時為2個 晶胞所共有，每個粒子有1/2屬于該晶胞。 處于立方

7、體內(nèi)部的粒子，完全屬于該晶胞。三、離子晶體中離子的配位數(shù)為什么不同的正、負離子結(jié)合成離子晶體時，會形成配位數(shù)不同的空間構(gòu)型呢？這是因 為在某種結(jié)構(gòu)下該離子化合物的晶體最穩(wěn)定，體系的能量最低，一般決定離子晶體構(gòu)型的主要因素有正、負離子的半徑 （幾何因素）和離子的電子層結(jié)構(gòu)（電荷因素）。（1）對于AB型離子晶體來說，正、負離子的半徑比與配位數(shù)和晶體構(gòu)型的關(guān)系如下表所示。r + 半徑比（r ）r _配位數(shù)構(gòu)型實例0.414 0.7326NaCl 型NaCl、KCl、NaBr、LiF、CaO、MgO、CaS0.732 18CsCl 型CsCI、CsBr、CsI、NH4Cl表中的半徑比可以根據(jù)圖中的三角

8、形，利用幾何圖形計算出、的值。即當 =0.414r _r _時，陰、陽離子間是直接接觸的，陰離子也是相互接觸的。當、v 0.414時，負離子互相接觸（排斥），而正負離子接觸不良， 這樣的構(gòu)型不穩(wěn)定, r _r所以晶體只能轉(zhuǎn)更小的配位數(shù)以求穩(wěn)定，如ZnS；當 二0.414時，陰離子之間接觸不良，r _+而陰、陽離子之間相互接觸吸引作用較強，這種結(jié)構(gòu)較為穩(wěn)定，配位數(shù)為6;當 丨 0.7r _181 pm=0.52，配位數(shù)為 6； CsCI的=169 pm/181pm=0.93，配位數(shù)為8。32時，陽離子相對地增大，它有可能接觸更多的陰離子，使配位數(shù)為8。對于離子化合物中離子的任一配位數(shù)來說，都有一

9、相應(yīng)的陰、陽離子半徑的比值。例如：+rNaCl 的=95 pm/r -（2）陰、陽離子的電荷也是決定離子晶體配位數(shù)的一個重要因素。如果正、負離子的電荷不同，正、負離子的個數(shù)比一定不同， 結(jié)果是，正、負離子的配位數(shù)就不會相同。 這種正、 負離子的電荷比決定離子晶體結(jié)構(gòu)的因素，就是電荷因素。如CaF2晶體中，Ca2+的配位數(shù)是8, F-的配位數(shù)是4。值得注意的是，離子型化合物的正、負離子半徑比規(guī)則，只能應(yīng)用于離子型晶體，而不 能用它判斷共價型化合物的結(jié)構(gòu)。各個突破【例1】下列敘述錯誤的是（）A. 帶相反電荷離子之間的相互吸引稱為離子鍵B. 金屬元素與非金屬元素化合時，不一定形成離子鍵C. 某元素的

10、原子最外層只有一個電子，它跟鹵素結(jié)合時所形成的化學鍵不一定是離子鍵D. 非金屬元素形成的化合物中不可能含有離子鍵解析：相互作用包括相互吸引和相互排斥兩個方面，A錯；B正確，如AlCl 3、BeCS是 由活潑金屬與活潑非金屬形成的共價化合物；C正確，如HCI是通過共價鍵形成的；D錯，如NH4是由非金屬元素形成的陽 離子，銨鹽為離子化合物。答案：AD類題演練1下列敘述錯誤的是()A. 離子鍵沒有方向性和飽和性，而共價鍵有方向性和飽和性B兩種不同的非金屬元素可以形成離子化合物C. 配位鍵在形成時，是由成鍵雙方各提供一個電子形成共用電子對D. 金屬鍵的實質(zhì)是金屬中的自由電子”與金屬陽離子形成的一種強烈

11、的相互作用解析：A項正確，這是離子鍵區(qū)別于共價鍵的特征；B項正確，例如，氮元素和氫元素形成的，離子化合物 NH4H ； C項錯誤，形成配位鍵的條件是， 形成配位鍵的一方是能夠提供孤對電子的原子，另一方是具有接受孤對電子的空軌道的原子，D項正確，這是金屬鍵的本質(zhì)。答案：C變式提升1(2006北京西城高三抽樣，7)下列說法正確的是()A. 離子化合物中一定不含共價鍵B. 共價化合物中一定不含離子鍵C兩種元素組成的化合物中一定不含非極性鍵D.由于水分子之間存在氫鍵，所以水分子比較穩(wěn)定解析：本題考查物質(zhì)結(jié)構(gòu)與化學鍵的知識，離子化合物中可含有共價鍵；A項錯誤；兩種元素組成的化合物中可含有非極性鍵，如 N

12、a2O2, C錯誤；分子穩(wěn)定與分子間力無關(guān)，D項錯誤；B項正確。答案：B溫馨提示關(guān)于離子鍵和化學鍵、 離子化合物和共價化合物等概念之間的區(qū)別和聯(lián)系，同學們一定要弄清，不要混為一談。(1) 離子化合物中不一定含金屬元素，如NH4NO 3是離子化合物，但全部由非金屬元素組成；含金屬元素的化合物不一定是離子化合物，如AICI3、BeCl2等是共價化合物。(2) 離子鍵只存在于離子化合物中，離子化合物中一定含離子鍵，也可能含共價鍵，如NaOH、ZnSO4、Na2O2等。(3) 離子化合物受熱分解時會破壞離子鍵，從水溶液中結(jié)晶形成離子化合物時會形成離子鍵，但兩個過程都是物理變化。因此，破壞化學鍵或形成化

13、學鍵不一定發(fā)生化學變化，但 化學變化過程中一定有舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成?！纠?】下列性質(zhì)中，可以較充分說明某晶體是離子晶體的是（）A. 具有較高的熔點B固態(tài)不導(dǎo)電，水溶液能導(dǎo)電C. 可溶于水D固態(tài)不導(dǎo)電，熔融狀態(tài)能導(dǎo)電解析：A選項，原子晶體熔點也較高；B選項，有些分子晶體如 HCI的水溶液也能導(dǎo)電;C選項，有些分子晶體也溶于水；分子晶體在液態(tài)時不導(dǎo)電，離子晶體在熔融時可導(dǎo)電。答案：D類題演練 2NaF、Nal、MgO均為離子化合物，根據(jù)下列數(shù)據(jù)，這三種化合物的熔點高低順序是（）物質(zhì)NaF Nal MgO離子電荷數(shù)1 1 2鍵長 /10-10m2.313.182.10A.B. C.D.

14、解析：離子晶體的熔點與離子鍵強弱有關(guān)，而離子鍵的強弱可借助物理學公式：Q1 Q2F二判斷，即由離子電荷數(shù)多少和離子半徑大小進行判斷。離子所帶電荷數(shù)越多，r離子半徑越小，離子鍵越強，晶體的熔點越高。故此可判斷答案為B。答案：B變式提升 2（2006山東高考，6）在常溫常壓下是氣態(tài)的化合物，降溫使其固化得到的晶體屬于 （）A. 分子晶體B. 原子晶體C. 離子晶體D. 何種晶體無法判斷解析：使粒子結(jié)合成原子晶體或離子晶體的共價鍵、離子鍵比較強，所以這兩種類型的晶體在常溫下一般均為固態(tài)。 常溫下為氣態(tài)的物質(zhì)一般由分子組成， 其降溫固化過程為簡單 的物理變化，因此仍為分子晶體，而經(jīng)特殊工藝處理有可能獲

15、得原子晶體。答案：A類題演練 3晶體具有規(guī)則的幾何外形，晶體中最基本的重復(fù)單元稱為晶胞。NaCI晶體結(jié)構(gòu)如右圖所示。已知FexO晶體晶胞結(jié)構(gòu)為NaCI型，由于晶體缺陷，x值小于1。測知FexO晶體密度為 p =5.71g 扇，晶胞邊長為 4.28 10-10m。Fex O中x值(精確至0.01)為。晶體中的Fen+分別為Fe2+、Fe3+,在Fe2+和Fe3+的總數(shù)中，F(xiàn)e2+所占分數(shù)(用小數(shù)表示, 精確至0.001)為。(3) 此晶體化學式為 。與某個Fe2+(或Fe3+)距離最近且等距離的 O2-圍成的空間幾何形狀是 。在晶體中，鐵元素的離子間最短距離為 m。解析：根據(jù)NaCl晶體結(jié)構(gòu)，1

16、個NaCl晶胞是由8個小立方體(如下圖)構(gòu)成的。每個小立方111體為一個Na+、一個Cl-，同理在FexO晶體中，每個小立方體為 一個Fex毋子”完整晶體222中(如下圖)，F(xiàn)e、O交替出現(xiàn)，x=1。每個小立方體的質(zhì)量為：m=pV一102 1=5.71 g cm-3 )34.28 10 m 10 cm m2=5.60 0-23 g。M(FexO)=2 m-Na=2X5.60 0-23 g 6.02 023mol-1=67.4 g mol 。56.0 g mol-1=67.4 g mol-1x=0.92。設(shè) 1 mol Fe0.92O中，n(Fe2+)=y mol ,2 馬+3 則：n(Fe3+

17、)=(0.92-y)mol。根據(jù)化合物中各元素正負化合價代數(shù)和為零的原則:(0.92-y)+(-2) 1=y=0.76。故 Fe2+所占分數(shù)為 0.76/0.92=0.826。由于 Fe2+ 為 0.76，則 Fe3+ 為 0.92-0.76=0.16，故化學式為：Fe2+0.76Fe3+0.16O。Fe(4) 如右圖；鐵元素離子間的距離dr =2=1.41 4.28 10-10 mX12=3.02 10-10 m。2答案：(1)0.92(2)0.826(3)Fe 0.76Fe 0.16O(4)正八面體 (5)3.02 10-10變式提升3在離子晶體中，陰、陽離子按一定規(guī)律在空間排列，下圖(左

18、)是NaCI的晶體結(jié)構(gòu)。在離子晶體中，陰陽離子具有或接近具有球?qū)ΨQ的電子云，它們可以被看成是不等徑的鋼性圓球，并彼此相切(如下圖中)。離子鍵的鍵長是相鄰陰、陽離子的半徑之和(如下圖右)。已知a為常數(shù)。試回答下列問題：(1) 在NaCl晶體中，每個Na+同時吸引個Cl-，而Na+數(shù)目與Cl-數(shù)目之比為 。+(2) Na+半徑與 Cl-半徑之比 =。(已知 42 =1.414 , J=1.732 , r(Na+)，則 r(Cl-)=, 2r(Na+)=a-2r(Cl-)=a-242a - 忑, = r(NaJ = 2V2a :莖二血一仁。/“4 r r(CI-)44一 mRT29.25 疋 0.0

19、82(1450+ 273) M=117(g mol-1)pV1 x 35.34設(shè) NaCI化學式為(NaCI)n，有 58.5n=117 , n=2。即NaCl氣體的化學式為Na2CI2。答案：(1)61 : 1(2)0.414 : 1(3)Na2Cl2【例3】幾種離子的半徑如下表所示:離子Be2+Mg3+La+KF-離子半徑/pm3165104133136下列各離子晶體中陽離子配位數(shù)與氯化鈉中鈉離子配位數(shù)相同的是（）A. LaF3B.MgF2C.BeF?D.KFr解析：氯化鈉中Na+配位數(shù)為6,半徑比（二）在 0.4140.732之間時配位數(shù)為6。分別r _r +計算各選項中離子半徑比，Mg

20、F2中=0.478合題意，其余均不在此范圍內(nèi)，故選B。r _答案：B類題演練 4+ 2已知離子半徑Cs=169 pm, S =184 pm,則硫化銫中各離子配位數(shù)是（）A. Cs+配位數(shù)為6, S2-配位數(shù)為6B. Cs+配位數(shù)為6, S2-配位數(shù)為3C. Cs+配位數(shù)為8, S2配位數(shù)為8D. Cs+配位數(shù)為4, S2-配位數(shù)為8解析：由I二169呵 =0.918 ,故硫化銫的配位數(shù)為8,又由Cs+、S2-的電荷比為1 :r 一 184 pm2，原子個數(shù)比為2 ： 1,故選D。答案：D類題演練 5（探究題）已知LiI晶體結(jié)構(gòu)為NaCl型，實驗測得Li+和I-最鄰近的距離為3.02 10-10

21、 m , 假定I-和Li+都是剛性球，試完成下列問題：（1）欲計算得Li+和的近似半徑，你還必須做何假設(shè)？計算Li+、的近似半徑。（3）若用另一種方法測得 Li+的半徑為6.0 10-116.8 10-11 m,試驗證你的假設(shè)是否正 確。答案：（1）運用假設(shè)方法，從復(fù)雜的微觀體系中抽象出數(shù)學模型。欲求得I-和Li+的近似半徑，除假設(shè)I-和Li+是剛性球外，還需要再假定兩剛性球間彼此相切，這才將Li +和 I-的距離看成是兩離子半徑之和。(2) 根據(jù)NaCI的晶體結(jié)構(gòu)即可建立如圖所示的數(shù)學模型”。設(shè)圖中大圓表示I-,半徑為r-,小圓為Li+，半徑為r+，則有如下關(guān)系：AC=2(r +r)BC=sin 45ACBC=2r-r +由式，得-=0.414r _又由假定知：r+r-=0.302 nm聯(lián)立求解 r+=0.088 nm,r-=0.214 nm(3) r+ 0.0600.068 nm,說明可將口+和I-看成剛性球但實際不相切。因為電子之間互相排斥，致使兩離子半徑之和小于它們之間的理論距離。變式提升 4為什么不同的陰、陽離子結(jié)合成晶體時，會形成配位數(shù)不同的空間構(gòu)型呢？答案：為在某種結(jié)構(gòu)下該離子化合物的晶體最穩(wěn)定，體系的能量最低。一般決定離子晶體構(gòu)型的主要因素有陰、陽離子的半徑比的大小和離子的電子層構(gòu)型等。