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1、2022年高考化學(xué)第一輪復(fù)習(xí) 專題 離子晶體學(xué)案 蘇教版【本講教育信息】一. 教學(xué)內(nèi)容：離子晶體二. 教學(xué)目標(biāo)1、掌握離子晶體的概念，能識別氯化鈉、氯化銫、氟化鈣的晶胞結(jié)構(gòu)。2、學(xué)會離子晶體的性質(zhì)與晶胞結(jié)構(gòu)的關(guān)系。3、通過探究知道離子晶體的配位數(shù)與離子半徑比的關(guān)系。4、通過分析數(shù)據(jù)和信息，能說明晶格能的大小與離子晶體性質(zhì)的關(guān)系。三. 教學(xué)重點、難點1、離子晶體的物理性質(zhì)的特點；離子晶體配位數(shù)及其影響因素2、晶格能的定義和應(yīng)用四. 教學(xué)過程：（一）離子晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)：電負(fù)性較小的金屬元素原子和電負(fù)性較大的非金屬元素原子相互接近到一定程度而發(fā)生電子得失，形成陰陽離子，陰陽離子之間通過靜電作用而形

2、成的化學(xué)鍵稱為離子鍵。由離子鍵構(gòu)成的化合物稱為離子化合物。陰陽離子間通過離子鍵相互作用，在空間呈現(xiàn)有規(guī)律的排列所形成的晶體叫做離子晶體。離子晶體以緊密堆積的方式排列，陰陽離子盡可能接近，向空間無限延伸，形成晶體。陰陽離子的配位數(shù)（指一個離子周圍鄰近的異電性離子的數(shù)目）都很大，故晶體中不存在單個的分子。離子晶體中，陰、陽離子間有強烈的相互作用，要克服離子間的相互作用（離子鍵）使物質(zhì)熔化或沸騰，就需要很高的能量。離子晶體具有較高的熔沸點，難揮發(fā)、硬度大，易脆等物理性質(zhì)。離子晶體在固態(tài)時不導(dǎo)電，在熔融狀態(tài)或水溶液中由于電離而產(chǎn)生自由移動的離子，在外加電場的作用下定向移動而導(dǎo)電。大多數(shù)離子晶體易溶于水

3、等極性溶劑，難溶于非極性溶劑。離子晶體的性質(zhì)還取決于該晶體的結(jié)構(gòu)，下面是幾種常見的離子晶體的結(jié)構(gòu)：（1）NaCl型晶體結(jié)構(gòu)（面心立方）每個Na周圍最鄰近的Cl有6個，每個Cl周圍最鄰近的Na有6個，則Na、Cl的配位數(shù)都是6。因此整個晶體中， Na、Cl比例為1：1，化學(xué)式為NaCl，屬于AB型離子晶體。同時，在NaCl晶體中，每個Cl周圍最鄰近的Cl有12個，每個Na周圍最鄰近的Na也有12個。（2）CsCl型晶體結(jié)構(gòu)（體心立方）每個Cs周圍最鄰近的Cl有8個，每個Cl周圍最鄰近的Na有8個，則Cs、Cl的配位數(shù)都是8。因此整個晶體中， Cs、Cl比例為1：1，化學(xué)式為CsCl也屬于AB型離

4、子晶體。在NaCl晶體中，每個Cl周圍最鄰近的Cl有8個，每個Cs周圍最鄰近的Cs也有8個。（3）CaF2型晶體結(jié)構(gòu)：每個Ca 2周圍最鄰近的F有8個，表明Ca 2的配位數(shù)為8。每個F周圍最鄰近的Ca 2 有4個，表明F的配位數(shù)是4。由此可見，在CaF2晶體中，Ca 2 和F個數(shù)比為1：2，剛好與Ca 2 和F的電荷數(shù)之比相反。說明：1、離子鍵的實質(zhì)是陰陽離子間的靜電作用，它包括陰、陽離子間的靜電引力和兩種離子的核之間以及它們的電子之間的靜電斥力兩個方面，當(dāng)靜電引力與靜電斥力之間達到平衡時，就形成了穩(wěn)定的離子化合物，它不再顯電性。離子鍵不具有方向性和飽和性。2、離子化合物中不一定含金屬元素，如

5、銨鹽；含金屬元素的化合物也不一定是離子化合物，如氯化鋁、氯化鈹?shù)取?、離子鍵只存在于離子化合物中，離子化合物中一定含有離子鍵，也可能含有共價鍵，如強堿、含氧酸鹽等，共價化合物中肯定不含離子鍵。4、離子化合物受熱熔化或溶于水時離子會被破壞，從水溶液中結(jié)晶形成離子化合物時會形成離子鍵，但它們都屬于物理變化。因此，破壞化學(xué)鍵或形成化學(xué)鍵不一定發(fā)生化學(xué)變化，但化學(xué)變化過程一定有舊的化學(xué)鍵斷裂和新的化學(xué)鍵的形成。5、離子鍵的強弱與陰、陽離子所帶的電荷成正比，與半徑成反比。6、含有陽離子的晶體不一定是離子晶體，如金屬晶體中含有金屬陽離子；但含有陰離子的晶體肯定是離子晶體。7、離子晶體在水溶液中或熔融狀態(tài)下

6、由于電離產(chǎn)生自由移動的陰、陽離子，在外加電場的作用下而導(dǎo)電；而金屬晶體則是晶體中的自由電子在外加電場作用下定向移動形成電流。8、離子晶體的結(jié)構(gòu)有面心立方（如NaCl型）、體心立方（如CsCl型）等結(jié)構(gòu)，決定離子晶體結(jié)構(gòu)的因素有幾何因素和電荷因素，除此以外還有鍵性因素。（1）幾何因素：晶體中正負(fù)離子的半徑比如下表中是AB型離子晶體的幾何因素與配位數(shù)的關(guān)系（2）電荷因素：晶體中陰、陽離子電荷比（3）鍵性因素：離子鍵的純粹程度9、離子晶體的熔沸點，取決于構(gòu)成晶體的陰、陽離子間離子鍵的強弱，而離子鍵的強弱，又可用離子電荷和離子半徑衡量。通常情況下，同種類型的離子晶體，離子半徑越小，電荷越大，離子鍵越強

7、，熔沸點越高。 10、碳酸鹽的分解溫度與金屬離子所帶電荷和離子半徑的大小有關(guān)。（二）晶格能晶格能是指氣態(tài)離子形成1mol離子晶體釋放的能量，或是指1mol離子化合物中，由相互遠離的陰、陽離子結(jié)合成離子晶體時所放出的能量。放出的能量越多，晶格能的絕對值越大，表示離子鍵越強，晶體越穩(wěn)定。如：1mol氣態(tài)鈉離子和1mol氣態(tài)氯離子結(jié)合生成1mol氯化鈉晶體釋放的能量為氯化鈉晶體的晶格能。 Na （g） Cl（g） = NaCl （s）； H 對晶體構(gòu)型相同的離子化合物，離子電荷數(shù)越多，核間距越小，晶格能越大；晶格能越大，離子鍵越強，晶體越穩(wěn)定，熔點越高，硬度越大。說明：1、晶格能是離子晶體中離子間結(jié)

8、合力大小的一個量度。晶格能越大，表示離子晶體越穩(wěn)定，破壞其晶體耗能越多。我們知道離子晶體間存在著離子間的靜電引力，因此，晶格能本質(zhì)上是離子間靜電引力大小的量度。2、晶格能與陰、陽離子所帶電荷的乘積成正比，與陰、陽離子的核間距離成反比。3、離子化合物的晶格能一般都比較大，這是由于離子間有強烈的靜電引力之故。較大的晶格能意味著離子間結(jié)合緊密，這樣的離子化合物其熔點和硬度必定很高。事實上，高熔點、高硬度就是離子化合物的顯著特征。 4、既然是靜電引力，可以想象，正負(fù)離子的電荷越高，核間距離越小，靜電引力就越大，晶格能就越大。相應(yīng)地，其熔點、硬度就越大，這就是如MgO、CaO以及Al2O3常被用來作高溫

9、材料和磨料的原因。5、晶格能也影響了巖漿結(jié)晶析出的次序，晶格能越大，巖漿中的礦物越易結(jié)晶析出【典型例題】例1. 下列性質(zhì)中，可以證明某化合物內(nèi)一定存在離子鍵的是 A. 可溶于水B. 具有較高的熔點C. 水溶液能導(dǎo)電D. 熔融狀態(tài)能導(dǎo)電 解析：本題考查對化學(xué)鍵離子鍵的判斷。只要化合物中存在離子鍵必為離子晶體，而離子晶體區(qū)別其它晶體的突出特點是：熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電，故D正確；至于A可溶于水，共價化合物如：HCl也可以；B具有較高熔點，也可能為原子晶體，如SiO2；C水溶液能導(dǎo)電，可以是共價化合物，如硫酸等。答案： D 例2. NaF NaI MgO 均為離子化合物，根據(jù)以下數(shù)據(jù)，推知這三種化合物的熔

10、點的高低順序是：A. B. C. D. 解析：離子晶體熔點的高低主要取決于離子鍵的相對強弱（或晶格能的大?。x子鍵的強弱（或晶格能的大?。┡c離子所帶電荷的乘積成正比，與離子間距離成反比。中鎂離子和氧離子的電荷大，半徑小，所以晶格能最大，熔點最高，中離子所帶電荷相同，但中碘的半徑大于氟的半徑，故NaI的晶格能小于NaF的晶格能，熔點最低。答案：B例3. 參考下表中物質(zhì)的熔點，回答下列問題。物 質(zhì)NaFNaClNaBrNaINaClKClRbClCsCl熔點（）995801755651801776715646物 質(zhì)SiF4SiCl4SiBr4SiI4SiCl4GeCl4SbCl4PbCl4熔點

11、（）-90.4-70.25.2120-70.2-49.5-36.2-15（1）鈉的鹵化物及堿金屬的氯化物的熔點與鹵離子及堿金屬離子的_ 有關(guān)，隨著_增大，熔點依次降低.（2）硅的鹵化物及硅、鍺、錫、鉛的氯化物熔點與 有關(guān)，隨著 增大，增強，熔點依次升高.（3）鈉的鹵化物的熔點比相應(yīng)的硅的鹵化物的熔點高得多，這與 有關(guān)，因為一般_比 熔點高.解析：本題主要考查物質(zhì)熔沸點的高低與晶體類型和晶體內(nèi)部微粒之間作用力的關(guān)系以及分析數(shù)據(jù)進行推理的能力。（1）表中第一欄的熔點明顯高于第二欄的熔點，第一欄為IA元素與A元素組成的離子晶體，則第二欄為分子晶體。（2）分析比較離子晶體熔點高低的影響因素：物質(zhì)熔化實

12、質(zhì)是減弱晶體內(nèi)微粒間的作用力，而離子晶體內(nèi)是陰、陽離子，因此離子晶體的熔化實際上是減弱陰、陽離子間的作用力離子鍵，故離子晶體的熔點與離子鍵的強弱有關(guān)。從鈉的鹵化物進行比較：鹵素離子半徑是r（F）r（Cl）r（Br）r（I），說明熔點隨鹵素陰離子半徑的增大而減小。又從堿金屬的氯化物進行比較：堿金屬陽離子半徑是r（Na）r（K）r（Rb）r（Cs），說明熔點隨堿金屬陽離子半徑的增大而減小。（3）分析比較分子晶體熔點高低的影響因素：分子晶體內(nèi)的微粒是分子，因此分子晶體的熔點與分子間的作用力有關(guān)。從硅的鹵化物進行比較：硅的鹵化物分子具有相似的結(jié)構(gòu)，從SiF4到SiI4相對分子量逐步增大，說明熔點隨化學(xué)

13、式的式量的增加而增大。由從硅、鍺、錫、鉛的氯化物進行比較：這些氯化物具有相似的結(jié)構(gòu)，從SiCl4到PbCl4相對分子質(zhì)量逐步增大，說明熔點隨化學(xué)式的式量的增加而增大。答案 ：（1）半徑，半徑；（2）相對分子質(zhì)量，相對分子質(zhì)量，分子間作用力；（3）晶體類型，離子晶體，分子晶體例4. （1）中學(xué)化學(xué)教材中圖示了NaCl晶體結(jié)構(gòu)，它向三維空間延伸得到完美晶體。NiO（氧化鎳）晶體的結(jié)構(gòu)與NaCl 相同，Ni2+與最臨近O2-的核間距離為a10-8cm，計算NiO晶體的密度（已知NiO的摩爾質(zhì)量為74.7g/mol）。（2）天然和絕大部分人工制備的晶體都存在各種缺陷，例如在某氧化鎳晶體中就存在如圖所示

14、的缺陷：一個Ni2+空缺，另有兩個Ni2+被兩個Ni3+所取代。其結(jié)果為晶體仍呈電中性，但化合物中Ni和O的比值卻發(fā)生了變化。某氧化鎳樣品組成Ni0.97O，試計算該晶體中Ni3+ 與Ni2+的離子個數(shù)之比。解析:（1）如圖所示，以立方體作為計算單元，此結(jié)構(gòu)中含有Ni2+O2-離子對數(shù)為：4=（個），所以1mol NiO晶體中應(yīng)含有此結(jié)構(gòu)的數(shù)目為6.021023=12.041023（個），又因一個此結(jié)構(gòu)的體積為a10-8cm3，所以1mol NiO的體積為12.041023（a10-8cm）3 ，NiO的摩爾質(zhì)量為74.7g/ mol，所以NiO晶體的密度為（2）解法一（列方程）：設(shè)1mol

15、Ni0.97O中含Ni3+為x mol， Ni2+為y mol ， 則得x+y=0.97 （Ni原子個數(shù)守恒）3x+2y=2 （電荷守恒）解得x=0.06 ， y=0.91 故n （Ni3+） ：n（Ni2+） = 6 ：91解法二（十字交叉）：由化學(xué)式Ni0.97O求出Ni的平均化合價為2/0.97，則有故 n （Ni3+） ：n（Ni2+） = 6 ：91。解法三 直接分析法依題意，一個Ni2+空缺，另有兩個Ni2+被兩個Ni3+取代。由Ni0.97O可知，每100個氧離子，就有97個鎳離子，有三個Ni2+空缺，也就有6個Ni2+被Ni3+所取代，所以Ni3+有6個，Ni2+為97-6=91個。即Ni3+與Ni2+之比為6：91。解法四 雞兔同籠法從Ni0.97O可知，假如有100個氧離子，就有97個鎳離子，假設(shè)這97個鎳離子都是+2價，那么正價總和為194價，負(fù)價總和為200價。為什么還差+6價呢？這是因為多假設(shè)了6個+2價的鎳離子。實際上有Ni3+6個、Ni2+91個。所以Ni3+與Ni2+的個數(shù)比為6：91。說明：求解晶體結(jié)構(gòu)計算題，空間三維立體想象是關(guān)鍵。要運用分割、增補等手段。解此類題的中心思想是把化學(xué)問題抽象成數(shù)學(xué)問題來解決。答案：NiO晶體的密度為62.3/a3（g/cm3）Ni3+與Ni2+之比為6：91