离子晶体用
离子晶体 适用版
5、晶胞类型：
Cl Cl + + + Na Na Cl- Na Cl + Cl + Na Cl-
Na+ + Cl Na
Na+
Cl-
Na+
Cl Na+ ClNa+
Na+ Na
-Cl Cl +
Na
Na
+ NaCl -
Cl +
Na+
Na+ Cl-
Cl-
+ Cl Na -
Cl-
Na+
Na+ Cl-
Cl-
Na+
某些离子晶体的晶格能
FLi+ 1036 Cl853 Br807 I757
Na+
K+
923
821
786
715
747
682
704
649
Rb+
Cs+
785
740
689
659
660
631
630
604
卤化钠及碱土金属离子晶体
【总结归纳】物质的熔点与晶体类型的关系 1、若晶体类型不同，一般情况下：原子晶体＞离子晶 体＞分子晶体。 2、若晶体类型相同，则有： ⑴离子晶体中，结构相似时，离子半径越小，离子电荷 越高，晶格能越大，离子键就越强，熔点就越高。 ⑵原子晶体中，结构相似时，原子半径越小，共价键键 长越短，键能越大，熔点越高。 ⑶分子晶体中（不含氢键时），分子组成和结构相似时， 相对分子质量越大，范德华力就越强，熔点就越高。 ⑷金属晶体中，离子半径越小，离子电荷越高，金属键 就越强，熔点就越高。合金的熔点比它的各成分金属的 熔点低。
离子晶体及其性质
7-2-3 离子晶体的稳定性
离子晶体的晶格能 晶格能——标准态下，拆开1mol离子晶体 变为气态离子所需吸收的能量 7-2-3 离子晶体稳定性
NaCl(s) 298.15℃ Na+(g) + Cl-(g) 标准态
Ｕ＝786 kJ· -1 mol
晶格能越大，离子晶体越稳定
离子晶体的稳定性
NaCl型 NaI NaCl NaBr NaFBaOSrO CaOMgO 离子电荷 1 1 1 1 2 2 2 2 核间距/pm 318 294 279 231 277 257 240 210 晶格能 -1 704 747 785 923 3054 3223 3401 3791 kJ· mol 熔点/℃ 661 747 801 993 1918 2430 2614 2852 硬度 2~ － － 2.5 2.5 3.3 3.5 4.5 5.5 (金刚石=10)
+ + _ + _ + Na+ _ + _ +
_ + _ + _ + _ +
7-2-2 离子晶体中最简单的结构类型
AB型：NaCl型、 CsCl型、立方ZnS型 NaCl型
7-2-2 离子晶体中最简单的结 晶格类型:面心立方 - 构类型 Cl
阳离子配位数：6 阴离子配位数：6 例 KI、LiF、NaBr、 MgO、CaS
电荷相同，核间距越小，晶格能越大 离子电荷数越多，晶格能越大 晶格能越大，熔点越高，硬度越大
无机化学多媒体电子教案
第二节结束
第七章 固体结构与性质
第二节 结束
无机化学多媒体电子教案
第七章 固体结构与性质 第二节离子晶体及其性质
用evjen法计算离子晶体cscl的madelung常数
离子晶体CsCl的晶格结构是体心立方（bcc），其Madelung常数可以使用Ewald方法或球谐函数法等方法进行数值计算。
对于体心立方的结构，其Madelung常数可以使用如下公式进行近似计算：
M = 8 * (1 - 1/√3) / π
其中，8是配位数，1/√3是最近邻离子的距离与晶格常数的比值，π是圆周率。
这个近似公式的误差很小，可以满足一般计算的需要。
然而，如果要使用Evjen方法进行计算，则需要按照以下步骤进行：
将离子晶体中的电荷分布用球谐函数展开，得到球谐系数。
将球谐系数代入Evjen公式中，对r进行积分，得到Madelung常数的近似值。
通过不断增加球谐函数的项数，提高计算的精度，直到达到所需的精度要求。
需要注意的是，Evjen方法是一种数值计算方法，需要使用计算机程序进行计算。
因此，如果需要使用Evjen方法计算离子晶体CsCl的Madelung常数，需要编写相应的计算机程序。
离子晶体
①Cs＋的配位数是8 ,构成 立方（正六面）体。Cl－的 配位数也是8。 ②每个Cs＋ 周围最近且等距离的Cs＋有6个(上, 下,左,右,前,后) 构成 正八面 体。
CaF2型晶体结构模型 ①Ca2＋的配位数是8：
Ca2＋ 周围8个F－成立方体；
F－的配位数是4：
①熔点1070 ℃，易溶于水，水溶液能导电 ②熔点10.31 ℃，液态不导电，水溶液导电 ③熔点112.8 ℃，沸点444.6 ℃，能溶于CS2 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，固态时导电，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
Na+ClC- l-
NaC+ l-
Cl- NaN+a+NaCC+ll--
ClNa+ Cl-
Cl-
Na+
每个NaCl晶胞,平均占有 Na+ Na+：12×1/4+1=4
Cl-：8×1/8+6×1/2=4
离子化合物的化学式为离子最简个数比
3、常见离子晶体的总结
①Na＋的配位数(等距离的Cl-)是6(上,下,左,右,前, 后)，构成 正八面 体；同样，Cl－的配位数也是6。 ②每个Na＋周围与它最近且等距离的Na＋有12个 （三个平面各4个）。
性 熔、沸点
较高
较低
很高
质 导电性 溶解性
熔融或水溶 液中能导电
一般易溶 于水
不导电，部分 溶于水导电
部分溶 于水
不导电，个 别为半导体
不溶于任 何溶剂
离子晶体
6 2
4
这几个Na+在空间
构成的几何构型 为 正八面体 。
3
6
1
2
5
4
每个Cl- 周围 与之最接近且 距离相等的Na+ 共有 6 个。
1每个Na+周围最近且等距的Cl-有 6 个
它们围成的几何空间构型为 正八面体 2每个Cl-周围最近且等距的Na+有 6 个 它们围成的几何空间构型为 正八面体
3每个Na+周围最近且等距的Na+有 12 个 4每个Cl-周围最近且等距的Cl-有 12 个
离子键的强弱在一定程度上可 以用离子晶体的晶格能来衡量。
晶格能：定义是气态离子形成l摩离子晶 体释放的能量，通常取正值。
4、离子晶体的晶格能
仔细阅读课本 P80 表3—8，离子晶体的晶格能与哪些 因素有关？
（1）、影响晶格能大小因素
小结：离子晶体中 阴阳离子半径越小，所带电荷，越多 离子键越强，晶格能越大，简言之：晶格能的大
NaCl:95/181=0.525 CsCl:169/181=0.933
（2）电荷因素
由正负离子的电荷比影响 离子晶体的配位数学.科.网的因素， 称为电荷因素。
CaF2的晶胞
例和：F－C的aF个2的数晶之体比中_1_:，_2_C，a电2＋ 荷数之比_2_:_1__，Ca2＋配位 数是__8___，F－的配位数是
第四节 离子晶体
一、离子晶体
1、定义： 由阳离子和阴离子通过离子键结合 而成的晶体。
2、构成粒子： 阴、阳离子
3、相互作用力： 离子键
4、常见的离子晶体：强碱、 活泼金属氧化物、 大部分的盐类。
二、晶胞结构特点 1、几种常见的晶体类型
四种晶体类型
晶体，一般包括离子晶体、分子晶体、原子晶体、金属晶体四种类型。
一、依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断（1）离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。
（2）原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。
（3）分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。
（4）金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。
二、依据物质的分类判断（1）金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。
（2）大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。
（3）常见的单质类原子晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等,常见的化合类原子晶体有碳化硅、二氧化硅等。
（4）金属单质是金属晶体。
三、依据晶体的熔点判断。
（1）离子晶体的熔点较高。
（2）原子晶体的熔点很高。
（3）分子晶体的熔点低。
（4）金属晶体多数熔点较高,但有少数熔点相当低。
四、依据导电性判断。
（1）离子晶体溶于水及熔融状态时能导电。
（2）原子晶体一般为非导体。
（3）分子晶体为非导体,而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水,使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子,也能导电。
（4）金属晶体是电的良导体。
五、依据硬度和机械性能判断。
（1）离子晶体硬度较大、硬而脆。
（2）原子晶体硬度大。
（3）分子晶体硬度小且较脆。
（4）金属晶体多数硬度大,但也有硬度较小的,且具有延展性。
离子晶体
277
3 054
257
3 223
240
3 401
210
3 791熔点摩氏硬度源自661<2.5
747
<2.5
801
2.5
993
3.2
1 918
3.3
2 430
3.5
2 614
4.5
2 852
6.5
(1)由上表分析,晶格能的大小与离子的电荷数之间有什么关系? 提示:晶体中离子所带的电荷数越多,晶格能越大。 (2)晶格能的大小与微粒的核间距之间有什么关系?在不给数据的情况 下,如何简单地判断微粒核间距的大小? 提示:微粒的核间距越小,晶格能越大,若题目中未给出核间距的大小, 可以近似地认为其数值为阴阳离子半径之和。
几何因素 电荷因素 键性因素
(2)常见离子晶体的类型。 离子晶体 阴离子的 配位数 阳离子的 配位数 NaCl CsCl CaF2
6 __
6 __
8 __
8 __
4 __
8 __
晶胞
合作探究·核心归纳 1.离子晶体的构成微粒是阴、阳离子,其作用力是离子键,那么离子晶 体中存在共价键吗? 提示:可能存在。有些离子晶体中存在共价键 ,如NaOH、NH4Cl、 Na2SO4,有些离子晶体中不存在共价键,如NaCl、MgO等。
物理 性质
溶解性
导电性
典型实例
【补偿训练】1.自然界中的CaF2又称萤石,是一种难溶于水的固 体,属于典型的离子晶体。下列实验一定能说明CaF2是离子晶体 的是 ( )
A.CaF2难溶于水,其水溶液的导电性极弱 B.CaF2的熔沸点较高,硬度较大 C.CaF2固体不导电,但在熔融状态下可以导电 D.CaF2在有机溶剂(如苯)中的溶解度极小
离子晶体
（）的大小，即=/E。极化率反映了离子被极化的难易程度，
即变形性的大小。 极化力与离子的有效电荷数（Z* ）成正比，与离子半径（ r ） 的平方成反比，即=Z*/r2。极化力反映了极化周围其它离子的能力。
*
极化会导致离子间距离缩短，离子配位 数降低和变形的电子云相互重叠，使键 性由离子键向共价键过渡最终都会使晶 体结构类型发生变化
*
1、AB型化合物结构： a．CsCl型结构 b．NaCl型结构 c、立方ZnS型结构 d. 六方ZnS型结构 2、 AB2型化合物结构:a．CaF2(萤石)型结 构 b．TiO2(金红石)型结构 3、A2B3型化合物结构 : a-Al2O3 4、 ABO3型化合物结构:CaTiO3(钙钛矿) 型 5、 AB2O4型化合物结构:尖晶石 (MgAl2O4)
或
Zn( g ) Zni 2e
*
具有这种缺陷的结构，目前只发现UO2+x，可以看作U2O8在 UO2中的固溶体，具有这样的缺陷。当在晶格中存在间隙负 离子时，为了保持电中牲，结构中引入电子空穴，相应的正 离子升价，电子空穴在电场下会运动。因此，这种材料是P 型半导体。
对于UO2+x。中的缺焰反应可以表示为：
3
—— 求和遍及所有正负离子 —— 因子1/2：库仑相互作用能为两个离子所共有 一个原胞有两个离子，原胞的库仑能
( 1) ' 2 2 2 1/ 2 n1 , n2 , n3 ( n1 n2 n3 )
n1 n2 n3
— 马德隆常数 取决于晶体的结构
几种常见的晶体晶格的马德隆常数
在晶格热振动时，
一些能量较大的质点 离开平衡位置后，进 入到间隙位置，形成间隙质点，而在原 来位置上形成空位
离子晶体
离子晶体的硬度越大、 熔沸点越高
Q阴XQ阳 F=K 2 R 键长
阴、阳离子电荷越 大，离子半径越小
结构决定性质
2、离子半径大小比较规律
阳离子半径<相应的原子半径；如：Na+<Na
阴离子半径>相应的原子半径；如：Cl->Cl
同一主族元素，从上到下，离子半径逐渐增大 ；如：Li+<Na+<K+ F-<Cl-<Br-<I-
小，共价键键长越短，键能越大，熔点越高。
⑷金属晶体中，离子半径越小，离子电荷 越高，金属键就越强，熔点就越高。合金的
熔点比它的各成分金属的熔点低。
1、下表列出了有关晶体的知识，其中错误的是（
B
）
晶体
A 硫化钾
B 干冰
C D 金刚石 碘
组成晶体的微粒 阴阳离子 分子 原子 分子 晶体微粒间存在 离子键 共价键 共价键 范德华力 的作用力
回顾：三种晶体结构与性质的比较
晶体类型 概念
作用力 构成微粒 物 理 性 质 熔沸点 硬度 导电性
原子晶体
分子晶体
金属晶体
相邻原子之间以共价 分子间以范德 键相结合而成具有空 华力相结合而 间网状结构的晶体 成的晶体
通过金属键 形成的晶体 金属键
金属阳离子 和自由电子
共价键 原子 很高 很大
一般没有(硅、 锗为半导体)
离子晶体 NaCl CsCl 阴离子的配位数 阳离子的配位数
6 8
6 8
NaCl、 CsCl两种离子晶体中阳离子和阴离子 的配位数不相等,所以晶体结构是不同的
(3)CaF2型晶胞
氟化钙 （宝石学 名称：萤 石）
离子晶体
离子构型
通常把处于基态的离子电子层构型简称为离子构 型。负离子的构型大多数呈稀有气体构型，即最外层 电子数等于8。正离子则较复杂，可分如下5种情况： 1)2e 构型： 第二周期的正离子的电子层构型为 2e 构型，如Li+、Be2+等。 2)8e构型：从第三周期开始的IA、IIA族元素正离 子的最外层电子层为 8e，简称 8e 构型，如 Na+ 等； Al3+ 也是 8e 构型； IIIB—VIIB 族元素的最高价也具有 8e 构 型 [ 不过电荷高于 +4的带电原子（如Mn7+）并不以正离 子的方式存在于晶体之中]。
晶格能的计算玻恩-哈伯循环
以NaCl（s）为例
△fH0NaCl 1 Na(s)+ ——Cl2(g)───→NaCl(s) 2 △H1 Na(g)+Cl(g) △H2 Na+(g)+Cl-(g) -U
△fH0NaCl=-411KJ·mol-1 △H1=230KJ·mol-1 △H2=128KJ·mol-1 △H3=-526KJ·mol-1
CsCl（氯化铯）配位数8:8、NaCl（岩盐）配位 数6:6、ZnS（闪锌矿）配位数4:4、CaF2（萤石）配 位数8:4和TiO2（金红石）配位数6:3，是最具有代表 性的离子晶体结构类型，许多离子晶体或与它们结构 相同，或是它们的变形。
5种离子晶体结构的代表物种 常见的离子晶体化合物
晶体结构型
r(Na+)=(1-30%)r(F-)=0.7r(F-) r(Na+)+r(F-)=231pm 1.7r(F-)=231pm 即:r(F-)=136 r(Na+)=95pm。
(2)测得KCl晶体中阴阳离子核间距为314pm，但 与K+和Cl–同构型的Ar的主量子数为3，大于与Na、F
晶体的类型和性质
B A
ABC3
2006年江苏-15
• 下列关于晶体的说法一定正确的 是（ B ）。
• A．分子晶体中都存在共价键 • B．CaTiO3晶体中每个Ti4+和 • 12个O2-相紧邻 • C．SiO2晶体中每个硅原子与 • 两个氧原子以共价键相结合 • D．金属晶体的熔点都比分子 • 晶体的熔点高
A2BC2
4.常见的离子晶体： 强碱（NaOH、KOH）、活 泼金属氧化物（Na2O、MgO、Na2O2）、大多 数盐类[BeCl2、AlCl3、Pb（Ac)2等除外]。
(二)分子晶体
1．定义：分子间以分子间作用力相结合而形成的晶体。 2．结构特点:
（1）构成粒子：分子。 （2）粒子间的作用：分子间作用力或氢键。 （3）存在单个的分子，有分子式。其化学式就是分子式。
2.由共价键形成的的原子晶体中，原子半径小的,键长 ( 短 )，键能（ 大 ），共价键( 强 ) ,晶体的熔沸点就 ( 高 ) 。如:金刚石 > 碳化硅 > 晶体硅。
3.离子晶体中比( 离子键 )强弱。一般地说,阴、阳离子的 电荷数越多,离子半径越小,则离子间的作用力就越 ( 强 ),其晶体的熔、沸点就越( 高 ), 如CsCl < NaCl < MgCl2 < MgO 。
4.分子晶体:组成和结构相似的物质,相对分子质量
越大,熔、沸点就越( 高 ),如HI > HBr > HCl 。
分子间有氢键作用的物质(如HF 、H2O 、NH3 、 低级醇和羧酸等)熔、沸点反常。同分异构体中, 一般地说,支链数越多,熔、沸点就越( ),如沸
点低:正戊烷 异戊烷 >新戊烷; 5>.金属晶体中金
2.结构特点：
6种典型离子晶体结构
6种典型离子晶体结构一、正方晶系：NaCl型正方晶系是最简单的晶体结构之一，其代表性的离子晶体结构是NaCl型。
NaCl型晶体由阳离子和阴离子组成，阳离子居于晶格点的立方中心，阴离子则占据立方体的顶点。
这种排列方式使得阳离子和阴离子之间的距离相等且相邻离子的电荷相反。
NaCl型晶体具有高度的离子性，具有良好的热稳定性和电绝缘性能，常见的NaCl型晶体有氯化钠(NaCl)、氟化钠(NaF)等。
二、六方晶系：CsCl型六方晶系中的CsCl型晶体结构是由一个简单的离子晶体组成，其中一个离子位于晶格点的中心，而另一个离子则位于晶格点的顶点。
CsCl型晶体具有高度的离子性和坚硬性，常见的CsCl型晶体有氯化铯(CsCl)、溴化铯(CsBr)等。
三、正交晶系：CaF2型正交晶系中的CaF2型晶体结构由一个阳离子和两个阴离子构成，阳离子位于晶格点的中心，而两个阴离子则位于晶格点的顶点。
CaF2型晶体具有高度的离子性和硬度，常见的CaF2型晶体有氟化钙(CaF2)、氧化锶(SrO)等。
四、斜方晶系：RbBr型斜方晶系中的RbBr型晶体结构由一个阳离子和一个阴离子构成，阳离子位于晶格点的中心，而阴离子则位于晶格点的顶点。
RbBr型晶体具有较高的离子性和热稳定性，常见的RbBr型晶体有溴化铷(RbBr)、碘化铷(RbI)等。
五、菱方晶系：ZnS型菱方晶系中的ZnS型晶体结构由一个阳离子和一个阴离子构成，阳离子位于晶格点的中心，而阴离子则位于晶格点的顶点。
ZnS型晶体具有较高的离子性和硬度，常见的ZnS型晶体有硫化锌(ZnS)、硫化铜(Cu2S)等。
六、单斜晶系：CrCl2型单斜晶系中的CrCl2型晶体结构由一个阳离子和两个阴离子构成，阳离子位于晶格点的中心，而两个阴离子则位于晶格点的顶点。
CrCl2型晶体具有较高的离子性和热稳定性，常见的CrCl2型晶体有氯化铬(CrCl2)、溴化铬(CrBr2)等。
离子晶体的结构多种多样，其中典型的结构有正方晶系的NaCl型、六方晶系的CsCl型、正交晶系的CaF2型、斜方晶系的RbBr型、菱方晶系的ZnS型和单斜晶系的CrCl2型。
《离子晶体》ppt课件
( 配位数)
科学探究：
• 找出NaCl、CsCl两种离子晶体中阳离子和 阴离子的配位数，它们是否相等？
离子晶体 阴离子的配位数 阳离子的配位数
NaCl
6
பைடு நூலகம்
6
CsCl
8
8
13
（3）立方ZnS型（BeO、BeS）
14
NaCl CsCl
熔点℃ 801 645
沸点℃ 1413 1290
●阴阳离子间通过离子键结合而成的晶体。
食盐（晶体）的形成：
Na+Cl-CNl-a+NaCN+laN-+aC+l- Na+
Na+ClC- l-
NaC+ l-
Cl- NaN+a+NCa+l--
Na+
ClNa+ Cl-
Cl-
Na+
1
NaCl的晶体结构示意图
Cl2
Na+
每个Na+周围有六个Cl3
每个Cl-周围有六个Na+ 4
18、只要愿意学习，就一定能够学会。——列宁 19、如果学生在学校里学习的结果是使自己什么也不会创造，那他的一生永远是模仿和抄袭。——列夫·托尔斯泰
20、对所学知识内容的兴趣可能成为学习动机。——赞科夫 21、游手好闲地学习，并不比学习游手好闲好。——约翰·贝勒斯 22、读史使人明智，读诗使人灵秀，数学使人周密，自然哲学使人精邃，伦理学使人庄重，逻辑学使人善辩。——培根 23、我们在我们的劳动过程中学习思考，劳动的结果，我们认识了世界的奥妙，于是我们就真正来改变生活了。——高尔基 24、我们要振作精神，下苦功学习。下苦功，三个字，一个叫下，一个叫苦，一个叫功，一定要振作精神，下苦功。——毛泽东 25、我学习了一生，现在我还在学习，而将来，只要我还有精力，我还要学习下去。——别林斯基 13、在寻求真理的长河中，唯有学习，不断地学习，勤奋地学习，有创造性地学习，才能越重山跨峻岭。——华罗庚52、若不给自己设限，则人生中就没有限制你发挥的藩篱。
离子晶体的性质
离子晶体是由离子构成的晶体。
离子晶体的性质受到离子的性质和相互作用的影响。
下面是离子晶体的一些性质：
1.离子晶体的晶格结构是由离子排列而成的，因此离子晶体的晶格常常是由一种离子形成
的。
2.离子晶体的熔点和沸点通常都很高，因为离子之间的相互作用很强，需要大量能量才能
使离子晶体熔化或汽化。
3.离子晶体的导电性通常很差，因为离子晶体中的离子很难移动。
4.离子晶体的化学稳定性通常很高，因为离子之间的相互作用很强，需要大量能量才能使
离子晶体发生化学反应。
5.离子晶体的导热性一般较差，因为离子晶体中的离子很难移动，很难传递热量。
6.离子晶体的折射率一般较大，因为离子晶体的密度较大，光线在离子晶体中的折射率也
较大。
7.离子晶体的弹性模量一般较大，因为离子晶体中的离子相互作用很强，所以离子晶体具
有较大的弹性模量。
8.离子晶体的光学性质一般较差，因为离子晶体中的离子很难移动，很难传递光线。
离子晶体
②分子晶体：组成和结构相似的分子，相对分子质 量越大，熔、沸点越高。如CI4>CBr4>CCl4>CF4。 ③金属晶体：所带电荷数越大，原子半径越小，则 金属键越强，熔、沸点越高。如Al>Mg>Na>K。 ④离子晶体：离子所带电荷越多，半径越小，离子 键越强，熔、沸点越高。如KF>KCl>KBr>KI。
第四节
离子晶体
一、离子晶体
1、定义：由阳离子和阴离子通过离
子键结合而成的晶体。
2、成键粒子：阴、阳离子
3、相互作用力：离子键
4、常见的离子晶体：
强碱、活泼金属氧化物、大部分的盐类
离子晶体的性质
1．熔、沸点 具有较高的熔、沸点，难挥发。离子晶体中，阴、 阳离子间有强烈的相互作用(离子键)，要克服离子 间的相互作用使物质熔化和沸腾，就需要较多的能 量。因此，离子晶体具有较高的熔、沸点和难挥发 的性质。 2．硬度 硬而脆。离子晶体中，阴、阳离子间有较强的离子 键，离子晶体表现出较高的硬度。当晶体受到冲击 力作用时，部分离子键发生断裂，导致晶体破碎。
_____________________________。
(4)D组晶体可能具有的性质是________(填序号)。
①硬度小 ②水溶液能导电
③固体能导电
④熔融状态能导电
(5)D组晶体的熔点由高到低的顺序为： NaCl>KCl>RbCl>CsCl，其原因解释为： ____________________________________________ ____________________________。
与Na+等距离且最近的Na+ 有：12个 与Na+等距离且最近的Cl- 有：6个
离子晶体
2.有一AB型离子晶体，正负离子半径比为0.57，则正离 子的配位数为（ ）
A.4 B.6 C.8 D.12 3.AgF属于NaCl型晶体，一个晶胞中含（ ）个Ag +？
A. 6 B.4 C.2 D.1
例题2：KCl属于NaCl型晶体，实验测得晶胞参 数a=6.28 Å，已知Cl-半径为1.81 Å，求K+半径?
2a 2r 3a 2(r r )
3 (r r ) 2 a
3 2 ( 2r )
6 2 r 1.225r r / r 0.225
三配位的正三角形空隙
r r 2 r sin
60 2 3
2 r
3 2 23
2 r 3
1 . 155
r
r / r 0 . 155
这是三配位时半径比的最低临界值。
从理论上讲小于此值时 CN+会下降， 但大于此值时 CN+并不会立即上升， 而是要达到下一个更大临界值时才会
上升。后面讲到的临界值也都是如此。
离子半径比与配位数的关系
r+/r-= 0.155 0.225 0.414 0.732 1
CN+= 3
46
8
(12)
配位体 正三角形 正四面体 正八面体 正方体
每个晶胞含 有4个Na+和Cl-， 结构基元1个Na+, 一个或Cl- .
正负离子配位数之比 CN+/CN- =6:6 CN+=6 CN-=6
正离子所占空隙种类: 正八面体
正八面体空隙 （CN+=6）
例题1：选择
1.NaCl晶体的结构基元为（ ）
A. 一个Na+
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
B.一个正当晶胞
离子晶体的名词解释
离子晶体的名词解释离子晶体是一种固态物质，由离子构成的有序排列形成晶格结构。
离子是带有正电荷或负电荷的原子或分子，在形成晶体结构时通过静电力互相聚集在一起。
离子晶体通常具有高熔点、高硬度和良好的导电性能，因此在许多领域有着广泛的应用。
1. 离子与晶格离子晶体的基本结构是由正离子和负离子组成的晶格。
正离子和负离子之间通过静电相互作用力形成稳定的晶格结构。
正离子和负离子的数目必须相等，以保持整体电中性。
离子晶体的晶格结构对其性质起着重要的影响。
2. 离子晶体的物理性质离子晶体通常具有高熔点和高硬度。
这是因为在离子晶体中，正离子和负离子之间的静电相互作用力较强，需要很高的能量才能破坏这种结构。
因此，离子晶体往往具有非常稳定的结构。
此外，离子晶体还具有良好的光学性能。
离子晶体中的离子对光的吸收和发射起着重要作用，因此离子晶体通常具有特殊的光学效应，例如双折射和荧光。
3. 离子晶体的导电性由于离子晶体中带电离子的存在，它们通常具有良好的导电性能。
当离子晶体受到外界电场的作用时，带电离子会迅速在晶体内部移动，从而产生电流。
这种特性使离子晶体被广泛应用于电池、电解质和导电材料等领域。
4. 离子晶体的应用离子晶体在日常生活中有着广泛的应用。
其中一个典型的应用是在电子设备中的显示技术。
例如，液晶显示屏就是一种以离子晶体为基础的显示技术。
液晶分子具有可控的旋转和排列方式，通过控制电场来改变液晶分子的排列状态，从而实现图像的显示。
此外，离子晶体还常用于人工合成宝石的制备。
通过控制离子的成分和结构，制造出具有与天然宝石相似甚至更好的光学性能的合成宝石。
另外，离子晶体还在能源领域有着重要的应用。
例如，某些离子晶体在高温下具有良好的离子导电性能，可以用于制造固体氧化物燃料电池。
总之，离子晶体作为一种固态物质，在物理性质、导电性以及应用方面都具有独特的特点和广泛的应用前景。
通过深入研究离子晶体的结构和性质，我们可以更好地理解和应用这种材料，推动科学技术的发展。
离子晶体举例
离子晶体举例
哇塞，离子晶体可真是个超有趣的东西呢！氯化钠，这可是大家都非常熟悉的例子呀！咱每天吃的盐不就是氯化钠嘛。
你想想，要是没有它，咱们的饭菜得多么没味道呀！
还有氯化镁，它在很多领域都有重要作用呢。
就好比我们生活中的一些建筑材料，说不定就有它的功劳呢。
氟化钙也是离子晶体哦，它就像一个隐藏的小能手，在很多地方默默发挥着作用。
你知道吗，离子晶体就像是一个坚固的小城堡，那些离子们紧紧地靠在一起。
就像好朋友手牵手一样，相互支持和配合，共同构建起稳定的结构。
你再想想冰晶石，它在电解铝工业中可是超级重要的呢！这就像一场精彩的足球比赛中，那个关键的球员能决定胜负一样。
就拿我的一次经历来说吧，有一次我在实验室看到了一些漂亮的离子晶体，那光彩简直让我着迷。
我当时就和小伙伴说：“哇，这离子晶体也太神奇了吧，它怎么就能这么美呢！”小伙伴也连连点头。
离子晶体它们各有各的特点和用途，是不是超级厉害？这不正像我们每个人一样，都有自己独特的魅力和价值嘛。
所以说呀，离子晶体可不仅仅是一些化学物质，它们更像是生活中的一个个精彩故事，等待着我们去发现和探索。
在我看来，离子晶体的世界真的是丰富多彩，充满了无限的可能和惊喜呢！。
离子晶体中,由于离子的极化作用,通常使正负离子间的距离( ),离子配位数( )。
离子晶体中,由于离子的极化作用,通常使正负离子间的
距离( ),离子配位数( )。
由于离子中心与电子云的偏移，使得离子间的距离缩短。
这是因为对于偏移的正负离子对而言，它们的电子云会与对方离子的正离子、负离子重叠，从而相互吸引，进而缩短了彼此之间的距离。
这种缩短的距离量级一般约为0.1纳米。
其次，离子的极化作用还会影响离子配位数。
离子配位数，指一个正离子或负离子周围最近的、以配位键连接的对应离子数目。
具体地，对于一个正离子，其周围的负离子的数目就是它的配位数；对于一个负离子，其周围的正离子的数目就是它的配位数。
离子晶体中，离子的极化作用会使得离子对周围其他离子的吸引增强，从而使得周围离子更倾向于靠近离子中心，进而增加了离子配位数。
总之，离子晶体中离子的极化作用是一种重要的作用，它能够导致离子间的距离缩短，离子配位数增加，从而影响离子晶体的结构和性质。
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– 相互作用力：离子键
分别用红、绿球代表Na+、Cl-在下图中 标出，以形成氯化钠晶体的一个晶胞图
NaCl的晶体结构模型
CsCl的晶体结构示意图
---Cs+
---Cl-
2.探究离子晶体的配位数
• 找出CsCl、NaCl两种离子晶体中阳离子和阴 离子的配位数，它们是否相等？
离子晶体 NaCl CsCl 阴离子的配位数 阳离子的配位数
6 8
6 8
离子晶体中离子的配位数是指一个离子周围最邻 近的异电性离子的数目
CaF2的晶胞
Ca 的配位数是8
2+
FCa 2+
F-的 配位数是4
3.决定离子晶体结构的因素
• 几何因素 • 电荷因素 • 键性因素
4.离子晶体结构对物理性质的影响 （1）熔沸点较高，阴,阳离子电荷数 越多， 半径越小，熔沸点越高 （2）离子晶体较硬脆 （3）晶体时格能的大小与阴、阳离子所带电荷的 乘积成正比，与阴、阳离子间的距离成反 比。 3.晶格能越大： 形成的离子晶体越稳定；（离子键越强） 熔点越高； 硬度越大
一、四种晶体比较
离子晶体 构成晶体的 微粒 微粒间的作 用力 熔、沸点 硬度 导电性 阴阳离子 离子键 原子晶体 原子 共价键 高 高 分子晶体 分子 分子间作用力（范 德华力） 低 低 不导电 金属晶体 金属阳离子、自由 电子 金属键
较高 较高
较高 较高 导电
固体不导电，熔化、水 不导电（Si 溶液导电 半导体）
实例 金属氧化物：K2O、 Na2O2；碱：NaOH、 KOH；大多数盐： NaCl、NH4Cl； 金刚 石、 硅、 二氧 化硅 单质气体（含稀有气 体）、气态氢化物、非 金属单质（除金刚石和 Si)、非金属氧化物（除 SiO2)、酸、有机物
练]:根据各类晶体的定义及特点,判断下列固体 属哪类晶体？ 1.SiO2 2.CaCl2 3.NaOH 4.冰糖(C12H22O11)
[
5.BaSO4 6. I2 8. NH4NO3 9.P 11.氦单质 12.CaO
14.H2O2
7.P2O5 10.HCl 13.NaHCO3
一、离子晶体
1.定义：由阳离子和阴离子通过离 子键结合而成的晶体。
金属
2.下列有关晶体的叙述中不正确的是 ( ) A. 金刚石的网状结构中,由共价键形成 的碳原子环中,最小的环上有6个碳原子 B. 氯化钠晶体中,每个Na+周围距离相 等的Na+离子共有6个 C. 氯化铯晶体中,每个铯原子周围紧邻8 个氯原子 D. 干冰晶体中,每个二氧化碳分子周围 紧邻10个二氧化碳分子
3. 关于晶体的下列说法正确的是 A.在离子晶体中只要有阴离子就一定有阳 离子 B.在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子 C.原子晶体的熔沸点一定比金属晶体的高 D.分子晶体的熔点一定比金属晶体的低