2019-2020年高中化學(xué) 3.2.1《離子鍵的形成》教案 蘇教版選修3 .doc

2019-2020年高中化學(xué) 3.2.1離子鍵的形成教案 蘇教版選修3【知識(shí)與技能】1. 通過(guò)復(fù)習(xí)鈉與氯形成氯化鈉的過(guò)程,使學(xué)生理解離子鍵的概念、形成過(guò)程和特點(diǎn)。2. 理解離子晶體的概念、構(gòu)成及物理性質(zhì)特征，掌握常見(jiàn)的離子晶體的類型及有關(guān)晶胞的計(jì)算。【過(guò)程與方法】1. 復(fù)習(xí)離子的特征，氯化鈉的形成過(guò)程，并在此基礎(chǔ)上分析離子鍵的成鍵微粒和成鍵性質(zhì)，培養(yǎng)學(xué)生知識(shí)遷移的能力和歸納總結(jié)的能力。2. 在學(xué)習(xí)本節(jié)的過(guò)程中，可與物理學(xué)中靜電力的計(jì)算相結(jié)合，晶體的計(jì)算與數(shù)學(xué)的立體幾何、物理學(xué)的密度計(jì)算相結(jié)合?！厩楦袘B(tài)度與價(jià)值觀】 通過(guò)本節(jié)的學(xué)習(xí)，進(jìn)一步認(rèn)識(shí)晶體，并深入了解晶體的內(nèi)部特征?！窘虒W(xué)過(guò)程】 【問(wèn)題引入】1.鈉原子與氯原子是如何結(jié)合成氯化鈉的？你能用電子式表示氯化鈉的形成過(guò)程嗎？2.根據(jù)元素的金屬性和非金屬性差異，你知道哪些原子之間能形成離子鍵？ 【板書(shū)】 第二單元 離子鍵 離子晶體一、離子鍵的形成【學(xué)生活動(dòng)】寫(xiě)出鈉在氯氣中燃燒的化學(xué)方程式；思考：鈉原子與氯原子是如何結(jié)合成氯化鈉的？請(qǐng)你用電子式表示氯化鈉的形成過(guò)程?！具^(guò)渡】以陰、陽(yáng)離子結(jié)合成離子化合物的化學(xué)鍵，就是離子鍵?！景鍟?shū)】1. 離子鍵的定義：使陰、陽(yáng)離子結(jié)合成離子化合物的靜電作用2. 離子鍵的形成過(guò)程 【講解】以 NaCl 為例，講解離子鍵的形成過(guò)程： 1） 電子轉(zhuǎn)移形成離子：一般達(dá)到稀有氣體原子的結(jié)構(gòu)【學(xué)生活動(dòng)】分別達(dá)到 Ne 和 Ar 的稀有氣體原子的結(jié)構(gòu)，形成穩(wěn)定離子。2）判斷依據(jù)：元素的電負(fù)性差要比較大 【講解】元素的電負(fù)性差要比較大，成鍵的兩元素的電負(fù)性差用X表示，當(dāng) X > 1.7, 發(fā)生電子轉(zhuǎn)移, 形成離子鍵；當(dāng)X < 1.7, 不發(fā)生電子轉(zhuǎn)移, 形成共價(jià)鍵.【說(shuō)明】但離子鍵和共價(jià)鍵之間, 并非嚴(yán)格截然可以區(qū)分的. 可將離子鍵視為極性共價(jià)鍵的一個(gè)極端, 而另一極端為非極性共價(jià)鍵. 如圖所示：化合物中不存在百分之百的離子鍵, 即使是 NaF 的化學(xué)鍵之中, 也有共價(jià)鍵的成分, 即除離子間靠靜電相互吸引外, 尚有共用電子對(duì)的作用. X > 1.7, 實(shí)際上是指離子鍵的成分(百分?jǐn)?shù))大于50%.【小結(jié)】1. 活潑的金屬元素（IA、IIA）和活潑的非金屬元素（VIA、VIIA）形成的化合物。2. 活潑的金屬元素和酸根離子（或氫氧根離子）形成的化合物3. 銨根和酸根離子（或活潑非金屬元素離子）形成的鹽。【板書(shū)】二、用電子式表示離子化合物的形成【練習(xí)】1、寫(xiě)出下列微粒的電子式：（1）Na+、Mg2+、Cl-、O2-、（2）NaCl MgO MgCl小結(jié)：離子化合物電子式的書(shū)寫(xiě)1. 簡(jiǎn)單陰離子的電子式不但要表達(dá)出最外層所有電子數(shù)（包括得到的電子），而且用方括號(hào)“ ”括起來(lái)，并在右上角注明負(fù)電荷數(shù)2. 簡(jiǎn)單陽(yáng)離子的電子式就是離子符號(hào)3. 離子化合物的電子式由陰離子和陽(yáng)離子電子式組成，相同的離子不能合并【練習(xí)】2. 用電子式表示NaCl、K2S的形成過(guò)程小結(jié)：用電子式表示離子鍵的形成過(guò)程1.左邊是組成離子化合物的各原子的電子式 , 右邊是離子化合物的電子式2.連接號(hào)為“ ”3.用 表示電子轉(zhuǎn)移的方向【板書(shū)】三、離子鍵的實(shí)質(zhì)思考：從核外電子排布的理論思考離子鍵的形成過(guò)程 【板書(shū)】實(shí)質(zhì)是靜電作用 靠靜電吸引， 形成化學(xué)鍵 體系的勢(shì)能與核間距之間的關(guān)系如圖所示： 橫坐標(biāo): 核間距r。 縱坐標(biāo): 體系的勢(shì)能 V。 縱坐標(biāo)的零點(diǎn): 當(dāng) r 無(wú)窮大時(shí), 即兩核之間無(wú)限遠(yuǎn)時(shí), 勢(shì)能為零. 下面來(lái)考察 Na+ 和 Cl- 彼此接近時(shí), 勢(shì)能V的變化。 從圖中可見(jiàn): r >r0, 當(dāng) r 減小時(shí), 正負(fù)離子靠靜電相互吸引, V減小, 體系穩(wěn)定. r = r0 時(shí), V有極小值, 此時(shí)體系最穩(wěn)定. 表明形成了離子鍵. r < r0 時(shí), V 急劇上升, 因?yàn)?Na+ 和 Cl- 彼此再接近時(shí), 相互之間電子斥力急劇增加, 導(dǎo)致勢(shì)能驟然上升.因此, 離子相互吸引,保持一定距離時(shí), 體系最穩(wěn)定, 即當(dāng)靜電引力與靜電斥力達(dá)到平衡時(shí)，形成穩(wěn)定的離子鍵，整個(gè)體系達(dá)到能量最低狀態(tài)?！景鍟?shū)】四、離子鍵的特征【講解】通常情況下，陰、陽(yáng)離子可以看成是球形對(duì)稱的，其電荷分布也是球形對(duì)稱的，只要空間條件允許，一個(gè)離子可以同時(shí)吸引多個(gè)帶相反電荷的離子。因此離子鍵沒(méi)有方向性和飽和性。【討論】就NaCl的晶體結(jié)構(gòu)，交流你對(duì)離子鍵沒(méi)有飽和性和方向性的認(rèn)識(shí)【板書(shū)】 （1）離子鍵無(wú)方向性（2）離子鍵無(wú)飽和性【板書(shū)】五、 離子鍵的強(qiáng)度晶格能（1）鍵能和晶格能 【講解】以 NaCl 為例:鍵能:1mol 氣態(tài) NaCl 分子, 離解成氣體原子時(shí), 所吸收的能量. 用Ei 表示: 【板書(shū)】（2）晶格能（符號(hào)為U）:拆開(kāi)1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽(yáng)離子所吸收的能量【講解】在離子晶體中，陰、陽(yáng)離子間靜電作用的大小用晶格能來(lái)衡量。晶格能（符號(hào)為U）是指拆開(kāi)1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽(yáng)離子所吸收的能量。例如：拆開(kāi) 1mol NaCl 晶體使之形成氣態(tài)鈉離子和氯離子時(shí), 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,表明離子晶體中的離子鍵越牢固。一般而言，晶格能越大，離子晶體的 離子鍵越強(qiáng). 破壞離子鍵時(shí)吸收的能量就越多,離子晶體的熔沸點(diǎn)越高，硬度越大。鍵能和晶格能, 均能表示離子鍵的強(qiáng)度, 而且大小關(guān)系一致. 通常, 晶格能比較常用.【板書(shū)】（3）影響離子鍵強(qiáng)度的因素離子的電荷數(shù)和離子半徑【思考】由下列離子化合物熔點(diǎn)變化規(guī)律 ,分析離子鍵的強(qiáng)弱與離子半徑、離子電荷有什么關(guān)系?（1）NaF NaCl NaBr NaI 988 801 747 660 （2）NaF CaF2 CaO 988 1360 2614 （提示：Ca2+半徑略大于Na+半徑）【講解】從離子鍵的實(shí)質(zhì)是靜電引力 出發(fā), 影響 F 大小的因素有: 離子的電荷數(shù)q 和離子之間的距離 r (與離子半徑的大小相關(guān))1) 離子電荷數(shù)的影響：電荷高，晶格能大，離子晶體的熔沸點(diǎn)高、硬度大。 NaCl MgO晶格能（KJ.mol-1） 786 3791熔點(diǎn)（） 801 2852摩氏硬度 2.5 6.52) 離子半徑的影響：半徑大, 導(dǎo)致離子間距大, 晶格能小，離子晶體的熔沸點(diǎn)低、硬度小。3) 離子半徑概念及變化規(guī)律將離子晶體中的離子看成是相切的球體, 正負(fù)離子的核間距 d 是r+ 和r- 之和: 離子半徑的變化規(guī)律a) 同主族, 從上到下, 電子層增加, 具有相同電荷數(shù)的離子半徑增加. b) 同周期: 主族元素, 從左至右 離子電荷數(shù)升高, 最高價(jià)離子, 半徑最小. 如: 過(guò)渡元素, 離子半徑變化規(guī)律不明顯.c) 同一元素, 不同價(jià)態(tài)的離子, 電荷高的半徑小. 如: d) 一般負(fù)離子半徑較大; 正離子半徑較小.e) 周期表對(duì)角線上, 左上元素和右下元素的離子半徑相似. 如: Li+ 和 Mg2+, Sc3+ 和 Zr4+ 的半徑相似.【小結(jié)】離子電荷數(shù)越大，核間距越小，晶格能越大，離子鍵越牢，離子晶體的熔、沸點(diǎn)越高，硬度越大。