离子晶体

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③每个晶胞中含有Na＋和Cl－的数目都是 4 。
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

ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
几种晶体结构与性质的比较晶体类型离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体
金属阳离子原子) (原子)自由电子
构成晶阴阳离子分子原子结体微粒构微粒间范德华力、范德华力、离子键共价键作用力氢键性熔沸点硬度质导电较高较大脆较低较小高很大脆、耐磨
金属键较高较大延展性好导电
（2）电荷因素正负离子的电荷数比等于该晶体晶胞中（化学式）体晶胞中（化学式）正负离子个数的反比，个数的反比，等于正负离子配位数之比。位数之比。（3）键性因素
Ca2+ F-
5、晶格能气态离子形成1摩尔离子晶体释放的能量称为晶气态离子形成1摩尔离子晶体释放的能量称为晶形成格能。通常取正值正值。格能。通常取正值。（1）晶格能正比于正负离子电荷数的乘积，与正晶格能正比于正负离子电荷数的乘积，负离子的核间距成反比。负离子的核间距成反比。（2）晶格能越大，离子晶体越稳定，熔点越高，晶格能越大，离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。硬度越大。
固体不导电，固体不导电，固体和熔融一般不导熔融或水溶都不导电电液导电
3、几种常见的离子晶体
每个NaCl晶胞中包含Cl 个数为：8X1/8+6X1/2=4 每个NaCl晶胞中包含Cl-个数为：8X1/8+6X1/2=4； NaCl晶胞中包含个数为：12X1/4+1=4 Na+个数为：12X1/4+1=4。每个CsCl晶胞中包含Cl 个数为：8X1/8=1 每个CsCl晶胞中包含Cl-个数为：8X1/8=1；Cs+个 CsCl晶胞中包含数为：数为：1。
配位离子（原子）：与中心离子（原子）配位离子（原子）：与中心离子（原子）直接成键）：与中心离子的离子（原子）。的离子（原子）。配位离子（原子）的数目称为配为数。配位离子（原子）的数目称为配为数。

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

化学选修第章第节离子晶体

第四节离子晶体一、离子晶体1．离子晶体中阴、阳离子交替出现,层与层之间如果滑动,同性离子相邻而使斥力增大导致不稳定,所以离子晶体无延展性;2．离子晶体不导电,但在熔融状态或水溶液中能导电;3．离子晶体难溶于非极性溶剂而易溶于极性溶剂;4．离子晶体的熔、沸点取决于构成晶体的阴、阳离子间离子键的强弱,而离子键的强弱,又可用离子半径衡量,通常情况下,同种类型的离子晶体,离子半径越小,离子键越强,熔、沸点越高;5．离子晶体中不一定含有金属阳离子,如NH4Cl为离子晶体,不含有金属阳离子,但一定含有阴离子;6．几种晶体的比较晶体类型金属晶体离子晶体分子晶体原子晶体基本微粒金属阳离子、自由电子阴离子、阳离子分子原子物质类别金属单质离子化合物多数的非金属单质和共价化合物金刚石、碳化硅SiC、晶体硅、二氧化硅等少数的非金属单质和共价化合物物理性质硬度和密度较大,熔、沸点较高,有延展性,有光泽硬度和密度较大,熔、沸点较高硬度和密度较小,熔、沸点较低硬度和密度大,熔、沸点高决定熔、沸点高低的因素金属键强弱离子键强弱或晶格能大小范德华力或氢键的强弱共价键的强弱导电性固态就可导电熔融或溶于水能导电某些溶于水能导电均不导电7.通常情况下各种晶体熔、沸点高低顺序为原子晶体>离子晶体>分子晶体,金属晶体熔、沸点有的很高,有的很低;但也有些离子晶体的熔、沸点比原子晶体高,如MgO的熔、沸点比SiO2的高;二、晶格能1．晶格能的影响因素离子电荷数越大,核间距越小,晶格能越大;2．岩浆晶出规则的影响因素1晶格能主要：晶格能越大,越早析出晶体;2浓度：越早达到饱和,越易析出;在医院施行外科手术时,常用HgCl2的稀溶液作为手术刀的消毒剂;已知HgCl2有如下性质：①HgCl2晶体熔点较低；②HgCl2在熔融状态下不能导电；③HgCl2在水溶液中可发生微弱的电离;下列关于HgCl2的叙述正确的是A．HgCl2属于共价化合物B．HgCl2属于离子化合物C．HgCl2属于非电解质D．HgCl2属于强电解质解析分子晶体一般熔、沸点较低,熔化后不能导电,符合共价化合物的特点,溶于水后可微弱电离则说明是弱电解质;答案 A此类习题主要考查不同类型晶体的物理性质的特点;正确解答这类习题,要全面比较并记忆四种类型晶体的物理性质各个方面的异同点;离子晶体熔点的高低决定于阴、阴离子之间的距离、晶格能的大小,据所学知识判断KCl、NaCl、CaO、BaO四种晶体熔点的高低顺序是A．KCl>NaCl>BaO>CaO B．NaCl>KCl>CaO>BaOC．CaO>BaO>KCl>NaCl D．CaO>BaO>NaCl>KCl解析对于离子晶体来说,离子所带电荷数越多,阴、阳离子核间距离越小,晶格能越大,离子键越强,熔点越高;阳离子半径大小顺序为：Ba2＋>K＋>Ca2＋>Na＋；阴离子半径：Cl－>O2－,比较可得只有D项是正确的;答案 DNaCl晶体模型如下图所示,在NaCl晶体中,每个Na＋周围同时吸引________个Cl－,每个Cl－周围也同时吸引着________个Na＋；在NaCl晶胞中含有________个Na＋、________个Cl－,晶体中每个Na＋周围与它距离最近且相等的Na＋共有________个;解析在氯化钠晶体中,一个Na＋位于晶胞的中心,12个Na＋分别位于晶胞的12条棱上,则属于该晶胞的Na＋相当于3个错误!×12＝3,棱边上的每个Na＋同时被4个晶胞共用,属于该晶胞的Na＋仅占错误!,因此一个晶胞中共含有4个Na＋；8个Cl－分别位于晶胞的8个顶点上,则属于该晶胞的Cl－相当于1个错误!×8＝1,顶点上的每个Cl－同时被8个晶胞共用,属于该晶胞的Cl－仅占错误!,6个Cl－分别位于晶胞的6个面心上,则属于该晶胞的Cl－相当于3个错误!×6＝3,面心上的每个Cl－同时被2个晶胞共用,属于该晶胞的Cl－仅占错误!,所以一个晶胞中共含有4个Cl－;可见NaCl晶体中Na＋、Cl－的个数比为1∶1;图中位于晶胞中心的Na ＋实际上共有3个平面通过它,通过中心Na＋的每个平面都有4个Na＋位于平面的四角,这4个Na＋与中心Na＋距离最近且距离相等;所以在NaCl晶体中,每个Na＋周围与它距离最近且距离相等的Na＋共有12个,按相似的方法可推出每个Cl－周围与它最近且距离相等的Cl－也共有12个;答案664412充分理解分摊法并熟练应用是计算晶胞中微粒数目的关键,同时也应具备一定的空间想象能力;1．离子晶体中离子的配位数缩写为.是指一个离子周围最邻近的异电性离子的数目;CsCl、NaCl的阳离子和阴离子的比例都是1∶1,同属AB型离子晶体;参考课本图3－27、图3－28,数一数这两种离子晶体中阳离子和阴离子的配位数,它们是否相等NaCl和CsCl晶体中的阴、阳离子的配位数离子晶体阴离子的配位数阳离子的配位数NaClCsCl提示NaCl中,Na＋和Cl－的配位数均为6,在CsCl中,Cs＋和Cl－的配位数均为8;由此可见,两种离子晶体中阳离子的配位数等于阴离子的配位数,但就两种晶体而言,它们离子的配位数是不相等的;显而易见,NaCl和CsCl是两种不同类型的晶体结构;2．你认为是什么因素决定了离子晶体中离子的配位数利用下表的数据进行计算,把计算结果填入下表,可能有助于你推测为什么NaCl、CsCl晶体中离子的配位数不同;几种离子的离子半径离子Na＋Cs＋Cl－离子半径/pm 95 169 181NaCl、CsCl中的正、负离子的半径比和配位数NaCl CsClr＋/r－＝r＋/r－＝.＝6 .＝8提示由以上可见,正负离子半径比是决定离子的配位数的重要因素;氯化钠、氯化铯晶体中,正负离子的半径比是不同的,配位数也不同,它们是两种不同类型的晶体;1．B4．NaCl和CsCl的化学式可以用同一通式AB型表示,但晶体结构却不相同,原因是确定晶体结构的因素与晶体中正负离子的半径比有关;NaCl晶体中,正负离子的半径比r＋/r－＝,CsCl晶体中,正负离子的半径比r＋/r－＝,由于r＋/r－值不同,因而晶体中离子的配位数不同,导致晶体结构不同;6．略7．食盐和石英属于不同的晶体类型;石英属于原子晶体,而原子晶体的硬度与共价键的键能有关；食盐属于离子晶体,而离子晶体的硬度与离子晶体的晶格能的大小有关;8．由数据知Na＋、Mg2＋、Al3＋的晶格能逐渐增大,这是因为晶格能与离子所带的电荷数成正比,而与离子半径的大小成反比;Na＋、Mg2＋、Al3＋所带电荷数依次增多,离子半径依次减小,因而晶格能逐渐增大;1．离子晶体中一定不会存在的相互作用是A．离子键B．极性键C．非极性键D．范德华力答案 D解析离子化合物中一定含有离子键,也可能含有共价键,主要是OH－和含氧酸根中的极性共价键,还有O错误!中的非极性共价键；只有分子晶体中才含有范德华力,离子晶体中一定不会有范德华力;因此选D项;2．下列说法错误的是A．非金属元素的两原子之间不可能形成离子键B．离子化合物不可能全部由非金属元素组成C．含有非极性键的分子不一定是共价化合物D．离子化合物中一定含有离子键答案 B解析离子化合物是阴、阳离子通过离子键形成的一类化合物;非金属元素的电负性差别不大,所以两个非金属元素的原子之间可以形成共价键但不会形成离子键,但是,离子化合物却可以全部由非金属元素组成,例如铵盐;含有非极性键的分子可能是非金属单质,如氢气、氧气、氮气,也可以是共价化合物,如H2O2中的O—O,还可能是离子化合物,如Na2O2中的O—O;3．下列不属于影响离子晶体结构的因素的是A．晶体中正、负离子的半径比B．离子晶体的晶格能C．晶体中正、负离子的电荷比D．离子键的纯粹程度答案 B解析影响离子晶体结构的因素是几何因素即晶体中正、负离子的半径比、电荷因素、键性因素即离子键的纯粹程度,晶格能的大小是最能反映离子晶体稳定性的数据,而不是影响离子晶体结构的因素;所以,只有B选项符合题意;4．下列物质中,属于含有极性共价键的离子晶体的是A．CsCl B．KOH C．H2O D．Na2O2答案 B解析水是共价化合物,形成的晶体是分子晶体;CsCl、KOH、Na2O2都是离子晶体,但是CsCl中只有离子键；KOH由K＋和OH－组成,OH－存在极性共价键；Na2O2存在的是非极性共价键O—O,B项符合题意;5．为了确定SbCl3、SbCl5、SnCl4是否为离子化合物,可以进行下列实验,其中合理、可靠的是A．观察常温下的状态,SbCl5是苍黄色液体,SnCl4为无色液体;结论：SbCl5和SnCl4都是离子化合物B．测定SbCl3、SbCl5、SnCl4的熔点依次为73.5℃、2.8℃、－33℃;结论：SbCl3、SbCl5、SnCl4都不是离子化合物C．将SbCl3、SbCl5、SnCl4溶解于水中,滴入HNO3酸化的AgNO3溶液,产生白色沉淀;结论：SbCl3、SbCl5、SnCl4都是离子化合物D．测定SbCl3、SbCl5、SnCl4的水溶液的导电性,发现它们都可以导电;结论：SbCl3、SbCl5、SnCl4都是离子化合物答案 B解析离子化合物一般熔、沸点较高,熔化后可导电；分子晶体溶于水后也可发生电离而导电,如HCl等,同样也可电离产生Cl－,能与HNO3酸化的AgNO3溶液反应,产生白色沉淀,故A、C、D都不可靠;6．下列关于金属晶体和离子晶体的说法中错误的是A．都可采取“紧密堆积”结构B．都含离子C．一般具有较高的熔点和沸点D．都能导电答案 D解析金属晶体和离子晶体都可采取紧密堆积,离子晶体的熔、沸点较高,金属晶体的熔、沸点虽然有较大的差异,但是大多数的熔、沸点还是比较高的,所以,A、C两选项的叙述是正确的；金属晶体由金属阳离子和自由电子组成,离子晶体由阳离子和阴离子组成,所以二者都含有离子,因此B选项也是正确的；金属晶体中有自由电子,可以在外加电场的作用下定向移动,而离子晶体的阴、阳离子不能自由移动,因此不具有导电性,所以应该选择D选项;7．下列说法中一定正确的是A．固态时能导电的物质一定是金属晶体B．熔融状态能导电的晶体一定是离子晶体C．水溶液能导电的晶体一定是离子晶体D．固态不导电而熔融态导电的晶体一定是离子晶体答案 D解析四种晶体在不同状态下的导电性区别如下：对于8．判断下列有关化学基本概念的依据正确的是A．氧化还原反应：元素化合价是否变化B．共价化合物：是否含有共价键C．强弱电解质：溶液的导电能力大小D．金属晶体：晶体是否能够导电答案 A解析本题是一道基本概念的判断题;氧化还原反应的特征是元素化合价变化,A项正确；含有共价键的化合物不一定是共价化合物,如NaOH含有共价键,但是离子化合物；强弱电解质,是根据溶于水后是否完全电离,不是根据溶液的导电能力,溶液的导电能力主要由离子浓度的大小决定；导电的晶体不一定是金属,如石墨;9．共价键、离子键和范德华力是构成物质粒子间的不同作用方式,下列物质中,只含有上述一种作用的是A．干冰B．氯化钠C．氢氧化钠D．碘答案 B解析干冰是分子晶体,分子内存在共价键,分子间存在范德华力；NaCl是离子晶体,只存在离子键；NaOH是离子晶体,不仅存在离子键,还存在H—O共价键；碘也是分子晶体,分子内存在共价键,分子间存在分子间作用力;10．下列有关化学键与晶体结构说法正确的是A．两种元素组成的分子中一定只有极性键B．离子化合物的熔点一定比共价化合物的高C．非金属元素组成的化合物一定是共价化合物D．含有阴离子的化合物一定含有阳离子答案 D解析由两种元素组成的双原子分子只含极性键,但多原子分子就不一定,如H2O2中就含有O—O非极性键,所以A错；共价化合物中有些熔点很高如原子晶体,B错；由非金属元素组成的化合物不一定全是共价化合物,如NH4Cl是离子化合物,C错；根据物质所含正、负电荷相等判断D正确;11．下列式子中能表示物质分子组成的是A．NaCl B．SiO2C．MgSO4D．P4答案 D解析NaCl、MgSO4是离子晶体,SiO2是原子晶体,它们的化学式只表示晶体中各元素原子的个数比；只有分子晶体的化学式才能表示物质的分子组成,所以把分子晶体的化学式称为分子式;所以选D项;12．下列说法错误的是A．原子晶体中只存在非极性共价键B．分子晶体的状态变化,只需克服分子间作用力C．金属晶体通常具有导电、导热和良好的延展性D．离子晶体在熔化状态下能导电答案 A解析本题考查四种晶体的组成、结构及性质;原子晶体是原子间以共用电子对所形成的空间网状结构,原子间的共价键可以是同种原子间的非极性共价键如金刚石、晶体硅等,也可是不同原子间的极性共价键如SiO2、SiC等,故A项不正确；其他三项对分子晶体、金属晶体和离子晶体的描述皆正确;教材复习题解答1．A9．在HF晶体中,HF分子之间存在着氢键10．根据分子晶体具有熔点低、易溶于有机溶剂等性质,可判断硫粉属于分子晶体;11．干冰熔化或升华时,只是改变了CO2分子之间的距离,从而破坏了分子间作用力,而CO2分子内的C＝O键并未被破坏;12．在水分子之间,主要作用力是氢键,在冰的晶体中,每个水分子周围只有4个紧邻的水分子;氢键跟共价键一样具有方向性,氢键的存在迫使在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子相互吸引;这一排列使冰晶体中的水分子的空间利用率不高,留有相当大的空隙,当冰刚刚融化为液态水时,热运动使冰的结构部分解体,水分子间的空隙减小,密度反而增大,当在4℃时,水分子间空隙最小,密度最大,超过4℃时,水由于热运动加剧,分子间距离加大,密度逐渐减小;水的这种特殊性使水结冰时密度减小,使冰浮在液态水的表面上,便于在寒冷的冬天水中生物的生存;13．钠的卤化物形成的晶体是离子晶体,而离子晶体的熔点较高；硅的卤化物形成的晶体是分子晶体,而分子晶体的熔点很低,因此钠的卤化物的熔点比相应的硅的卤化物的熔点高很多;14．略1．下列各类物质中,固态时只能形成离子晶体的是A．非金属氧化物B．非金属单质C．强酸D．强碱答案 D解析根据分类标准,纯净物可分为单质和化合物,单质又可分为金属单质与非金属单质,化合物可以分为离子化合物和共价化合物;在这四类物质中,金属单质形成的晶体一定是金属晶体,离子化合物形成的晶体一定是离子晶体,非金属单质与共价化合物形成的晶体可能是分子晶体,也可能是原子晶体;非金属氧化物、强酸都属于共价化合物,强碱属于离子化合物;2．下列化学式表示的物质中,属于离子晶体并且含有非极性共价键的是A．CaCl2B．Na2O2C．N2D．NH4Cl答案 B解析题中有两个限制条件：属于离子晶体,含有非极性共价键;属于离子晶体的有CaCl2、Na2O2和NH4Cl,只有Na2O2中含有非极性共价键,电子式为Na＋∶错误!∶错误!∶2－Na＋;3．①NaF、②NaI、③MgO均为离子化合物,根据表中数据,推知这三种化合物的熔点高低顺序是物质①②③离子电荷数 1 1 2键长10－10mA.①>②>③B．③>①>②C．③>②>①D．②>①>③答案 B解析离子化合物的熔点高低主要取决于离子键的强弱或晶格能的大小,而离子键的强弱或晶格能的大小与离子所带的电荷的乘积成正比,与离子间距离成反比;4．下列性质中,可以证明某化合物形成的晶体一定是离子晶体的是A．可以溶于水B．具有较高的熔点C．水溶液能导电D．熔融状态能导电答案 D解析某些分子晶体也能溶于水,故A错;原子晶体也具有较高的熔点,故B错;某些分子晶体的水溶液也能导电,故C错;将化合物加热至熔融状态能导电,该晶体肯定是离子晶体,而不会是分子晶体或原子晶体;5．为什么Al2O3和MgO常作耐火材料答案因为二者晶格能大、熔点沸点高;6．比较NaF、MgF2、AlF3的晶格能大小、熔点高低;答案因为Na＋、Mg2＋、Al3＋三种离子所带电荷逐渐增多,离子半径r Na＋>r Mg2＋>r Al3＋,离子键强度：AlF3>MgF2>NaF,所以晶格能大小顺序为：AlF3>MgF2>NaF,熔点由高到低顺序为：AlF3>MgF2>NaF;1．下列叙述中正确的是A ．熔融状态下能导电的物质一定是离子化合物B ．P 4和NO 2都是共价化合物C ．在氧化钙中不存在单个小分子D ．离子化合物中一定不存在单个的分子答案 CD解析金属晶体在熔融状态下也导电,故A 项不正确；P 4不是化合物,是单质;2．离子晶体不可能具有的性质是A ．较高的熔、沸点B ．良好的导电性C ．溶于极性溶剂D ．坚硬而易粉碎答案 B解析离子晶体是阴、阳离子通过离子键结合而成的,在固态时,阴、阳离子受到彼此的束缚不能自由移动,因而不导电;离子晶体只有在溶于水或熔融后,电离成可以自由移动的阴、阳离子,才可以导电;3．碱金属和卤素形成的化合物大多具有的性质是①固态时不导电,熔融状态导电 ②能溶于水,其水溶液导电 ③低溶点 ④高沸点 ⑤易升华A ．①②③B ．①②④C ．①④⑤D ．②③④答案 B解析卤素、碱金属形成的化合物为典型的离子化合物,具备离子晶体的性质;4．下列关于晶格能的说法中正确的是A ．晶格能指形成1 mol 离子键放出的能量B ．晶格能指破坏1 mol 离子键所吸收的能量C ．晶格能指气态离子结合成1 mol 离子晶体时所放出的能量D ．晶格能的大小与晶体的熔点、硬度都无关答案 C5．氧化钙在2 973 K 时熔化,而氯化钠在1 074 K 时熔化,两者的离子间距离和晶体结构都类似,有关它们熔点差别较大的原因叙述不正确的是A ．氧化钙晶体中阴、阳离子所带的电荷数多B ．氧化钙的晶格能比氯化钠的晶格能大C ．氧化钙晶体的结构类型与氯化钠晶体的结构类型不同D ．在氧化钙与氯化钠的离子间距离类似的情况下,晶格能主要由阴、阳离子所带电荷的多少决定答案 C解析 CaO 和NaCl 都属于离子晶体,熔点的高低可根据晶格能的大小判断;晶格能的大小与离子所带电荷多少、离子间距离、晶体结构类型等因素有关;CaO 和NaCl 的离子间距离和晶体结构都类似,故晶格能主要由阴、阳离子所带电荷的多少决定;6．如图是氯化铯晶体的晶胞晶体中最小的重复结构单元,已知晶体中2个最近的Cs ＋核间距为a cm,氯化铯CsCl 的相对分子质量为M ,N A 为阿伏加德罗常数,则氯化铯晶体的密度为A ． g·cm-3 g·cm －3 g·cm －3 g·cm －38MN A a 3答案 C解析ρ＝错误!＝错误!g·cm－3＝错误!g·cm－37．下列关于物质熔点的排列顺序,不正确的是A．HI>HBr>HCl>HF B．CI4>CBr4>CCl4>CF4C．NaCl>NaBr>KBr D．金刚石>碳化硅>晶体硅答案 A解析A中全是分子晶体,但由于HF分子间存在氢键,故HF的熔点最高,排序应为HF>HI>HBr>HCl；B中也全是分子晶体,按相对分子质量由大到小排列,正确；C中全是离子晶体,离子半径r Cl－<r Br－,故熔点NaCl>NaBr,而阳离子r Na＋<r K＋,故熔点NaBr>KBr,正确；D 中全是原子晶体,按键长可知正确;8．下列7种物质：①白磷P4；②水晶；③氯化铵；④氢氧化钙；⑤氟化钠；⑥过氧化钠；⑦石墨,固态下都为晶体,回答下列问题填写序号：1不含金属离子的离子晶体是______,只含离子键的离子晶体是______,既有离子键又有非极性键的离子晶体是______,既有离子键又有极性键的离子晶体是______;2既含范德华力又有非极性键的晶体是________,熔化时既要克服范德华力又要破坏化学键的是______,熔化时只破坏共价键的是________;答案1③⑤⑥③和④2①⑦②解析1属于离子晶体的有③④⑤⑥,其中③只含非金属元素,NaF中只含离子键,Na2O2中有离子键和非极性共价键,NH4Cl和CaOH2有离子键和极性共价键;2分子晶体中含范德华力,只有白磷、石墨晶体中既有范德华力又有共价键,水晶中只含共价键;9．1 mol气态钠离子和1 mol气态氯离子结合生成1 mol氯化钠晶体所释放出的热能为氯化钠晶体的晶格能;1下列热化学方程式中,能直接表示出氯化钠晶体晶格能的是________;A．Na＋g＋Cl－g===NaClsΔHB．Nas＋错误!Cl2g===NaClsΔH1C．Nas===NagΔH2D．Nag－e－===Na＋gΔH3Cl2g===Clg ΔH4F．Clg＋e－===Cl－g ΔH52写出ΔH1与ΔH2、ΔH3、ΔH4、ΔH5之间的关系式：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________;答案1A或ΔH2ΔH1＝ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5解析1根据晶格能的定义：气态离子生成1 mol离子晶体释放的能量,故应为A或ΔH;2根据方程式的叠加原理：B＝C＋D＋E＋F,故ΔH1＝ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5;10．A、B为两种短周期元素,A的原子序数大于B,且B原子的最外层电子数为A原子最外层电子数的3倍;A、B形成的化合物是中学化学常见的化合物,该化合物熔融时能导电;试回答下列问题：1A、B的元素符号分别是________、________;2用电子式表示A、B元素形成化合物过程：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________;3A、B所形成的化合物的晶体结构与氯化钠晶体结构相似,则每个阳离子周围吸引了________个阴离子；晶体中阴、阳离子数之比为：________;4A、B所形成化合物的晶体的熔点比NaF晶体的熔点________,其判断的理由是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________;答案1Mg O2错误!Mg错误!＋错误!错误!错误!―→Mg2＋错误!错误!错误!2－361∶14高离子半径相差不大,MgO中离子所带电荷较多,离子键强8,B原子的最外层电子数是A原子的3倍,且A、B能形成常见的化合物,则B原子的最外层电子数只能为6,A是2;短周期元素分别为：A是Be或Mg,B是O或S,又因为原子序数A>B,则A是Mg,B为O;→8,B原子的最外层电子数是A原子的3倍,且A、B能形成常见的化合物,则B原子的最外层电子数只能为6,A是2;短周期元素分别为：A是Be或Mg,B是O或S,又因为原子序数A>B,则A是Mg,B为O;2电子式表示形成过程：错误!Mg错误!＋错误!错误!错误!―→Mg2＋错误!错误!错误!2－3MgO晶体结构与NaCl相似,则每个Mg2＋周围有6个O2－,阴、阳离子数之比为1∶1;4因为Mg2＋、O2－所带电荷比Na＋、F－所带电荷多,且r Mg2＋<r Na＋,r O2－>r F－,总体比较,离子半径相差不大,但MgO中离子电荷多,离子键强;。

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

6、晶胞类型：
（1）氯化钠型晶胞
①钠离子和氯离子的位置：
钠离子：体心和棱中点；氯离子：面心和顶点，或者反之。
Cl
配位数：6 NaCl的晶体结构： + Na 配位数：6
ClNa+
每个Cl-离子周围有6个Na+离子每个Na+离子周围有6个Cl-离子
离子晶体
NaCl晶体中阴、阳离子配位数：6
正八面体
导电性
典型实例
差
金刚石、 SiO2
差
良好
固态不导电．熔化状态和溶液导电
NaOH、NaCl
冰、干冰、 Nａ、Fｅ等碘等
各类型离子晶体晶胞的比较
晶体类型晶胞类型晶胞结构示意图配位数距离最近且相等的相反离子每个晶胞含有离子数实例
NaCl 型
Na+：6 Na+： 6 Cl-： 6 Cl-： 6 Cs+： 8 Cs+： 8 Cl-： 8 Cl-： 8
练习 1、下表列出了有关晶体的知识，其中错误的是（B ）
A 晶体组成晶体的微粒硫化钾阴阳离子 B 干冰分子共价键 C 金刚石原子共价键 D 碘分子范德华力
晶体微粒间存在的作离子键用力

2、下列物质的晶体，按其熔点由低到高的排列顺序正确的是（ C ） A．NａCｌ、SｉO2、CO2 B．NａCｌ、CO2、SｉO2 C．NａCｌ、MｇO、SｉO2 D．NａCｌ、SｉO2、MｇO
Na+： 4 Cl-： 4 Cs+： 1 Cl-：1
KBr AgCl、 MgO、CaS、 BaSe CsCl、CsBr、 CsI、TlCl
AB
CsCl 型 ZnS型

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

3.3离子晶体

第三章——第三节——离子晶体要点一、离子晶体1.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。

如Na2O、NH4Cl、Na2SO4、NaCl、CsCl、CaF2等都是离子晶体，其中Na2O、NaCl、CsCl、CaF2晶体中只有离子键（2）构成晶体的微粒：阴、阳离子（在晶体中不能自由移动）（3）微粒间的作用力：离子键（4）常见的离子晶体——离子化合物：强碱、活泼金属氧化物、绝大多数盐等（5）结构特点：理论上，结构粒子可向空间无限扩展（6）配位数（C.N.）：指一个离子周围最邻近的异电性离子的数目（7）物理性质：硬度较大，难于压缩；熔沸点一般较高，难挥发；不导电，但是在熔融状态或水溶液中可导电2.常见离子晶体的空间结构（1）AB型离子晶体的空间结构：如NaCl和CsCl晶体说明：Ⅰ、氯化钠型晶胞：阴、阳离子的配位数是6，即每个Na+紧邻6个Cl-，每个Cl-紧邻6个Na+①钠离子、氯离子的位置关系：钠离子和氯离子位于立方体的顶角上，并交错排列。

钠离子：体心和棱中点；氯离子：面心和顶点，或反之；②每个晶胞含钠离子、氯离子的个数：Cl-：8×1/8+6×1/2=4 Na+：12×1/4+1=4；③与Na+等距离且最近的Na+有12个；④Na+、Cl-比例为1︰1，化学式为NaCl，属于AB型离子晶体。

Ⅱ、氯化铯型晶胞：阴、阳离子的配位数是8，即每个Cs+紧邻8个Cl-，每个Cl-紧邻8个Cs+每个Cs+周围最邻近的Cl-有8个，每个Cl-周围最邻近的Cs+有8个，则Cs+、Cl-的配位数都是8。

因此整个晶体中，Cs+、Cl-比例为1︰1，化学式为CsCl，属于AB型离子晶体。

同是AB型离子晶体， CsCl与NaCl的晶体结构和配位数不一样（2）CaF2晶体的空间结构由图可知，Ca2+的配位数为8，F-的配位数是43.决定离子晶体结构的主要因素：（1）几何因素：正、负离子的半径比的大小晶体的阴、阳离子所带的电荷数相同的AB型离子晶体的几何因素与配位数（阴、阳离子个数相同，配位数也相同）的关系：r+/ r-配位数0.225-0.414 40.414-0.732 60.732-1.00 8（2）电荷因素：正、负离子所带电荷的多少晶体中阴、阳离子的电荷数不相同，阴、阳离子个数不相同，各离子的配位数也不相同。

第四节离子晶体

晶体熔沸点高低的判断小结 ⑴不同晶体类型的熔沸点比较
一般：原子晶体>离子晶体>分子晶体（有例外）
⑵同种晶体类型物质的熔沸点比较 ①离子晶体：
阴、阳离子电荷数越大，半径越小
熔沸点越高
②原子晶体：
原子半径越小→键长越短→键能越大
熔沸点越高
组成和结构相似的分子晶体 ③分子晶体：相对分子质量越大，分子的极性越大熔沸点越高 ④金属晶体：金属阳离子电荷数越高，半径越小熔沸点越高
1°铯离子和氯离子的位置：铯离子：体心
氯离子：顶点；或者反之。
2°每个晶胞含铯离子、氯离子的个数： 1个
3°与铯离子等距离且最近的铯离子、氯离子各有几个？铯离子：6个；氯离子：8个 (配位数)
一、离子晶体
CsCl晶体及晶胞结构示意图
---Cs+
---Cl-
一、离子晶体
(3)CaF2型晶胞
B
C
D
5、分子晶体：水、苯酚；原子晶体：石英、金刚砂；金属晶体：铁；离子晶体：CsCl、KClO3、KMnO4
6、答案
7、离子晶体、原子晶体中的化学键具有方向性，施加外力时化学键破坏。不具延展性，具有脆性。
8、钠离子、镁离子、铝离子半径逐渐减小，电荷增高，与氟离子间静电作用增强，晶格能增大。
离子晶体 NaCl
CsCl
阴离子的配位数
阳离子的配位数
6
6
8
8
一、离子晶体
科学探究： • 你认为是什么因素决定了离子晶体中离子的配位数？根据表3—5、表3—6分析影响离子晶体中离子配位数的因素。
配位数半径比
4
0.2~0.4
6
0.4~0.7

离子晶体定义

离子晶体定义离子晶体是一种结构紧凑的复合物，由化学强相互作用的有规律排列的离子和它们的水溶液的分子构成，这个物质的结构是由强烈的团簇相互作用而形成的。

离子晶体是现代化学及物理学领域中的一个发展中的领域，它可以应用于许多方面，如电子材料、光子学、光电子器件、液体晶体、以及生物分离，等等。

离子晶体也与其他类型的晶体有一定的区别，比如离子晶体不同于石英晶体，是由质子与电子组成的。

离子晶体结构由离子团簇组成，由离子组成的团簇是晶体结构的基本组成单元，它们的布局是呈现出有规律的排列的形式。

离子晶体的主要特性是它的立体结构，由离子团簇构成，团簇有规律的排列呈现出八面体或正方体结构。

离子晶体与传统硅晶体或金刚石晶体有一定的区别，他们的晶胞构造中由非金属原子和金属原子组成。

离子晶体也可以分为双相离子晶体和单相离子晶体。

双相离子晶体的组成单元是由两种不同的离子组成，它们的离子有相互作用，形成一定的结构；而单相离子晶体的组成单元只有一种离子，形成的结构则与双相离子晶体不同，它们的立体构造是由离子团簇与团簇之间的距离来构成的。

离子晶体有多种性质，它们可以根据其团簇结构来分类。

离子晶体分为两类，一类是用氢键结合的，通常是以水形式溶解的；另一类是用极性作用力结合的，如离子间的电相关作用、极性作用、相互结合作用等。

离子晶体是一种可用于新型材料的高活性材料，它可以在液体和固态之间构成一种界面。

由于它具有很高的活性性，因此被广泛应用于电子材料、光子学、电态材料等领域，并且有很多实际应用，如液体晶体显示器、高温发动机、电极、以及生物分离等。

离子晶体在未来也将被广泛用于新型电子材料、高温量子电子学、耐火材料、石墨烯、抗菌涂料、光学晶体及药物分离等领域。

最后，离子晶体在现代物理学及化学领域中发挥着重要作用，它具有优良的结构特性，可被广泛应用于多种新型材料及实际应用领域，为新材料、电子材料、光电子器件、生物分离等领域的研究提供重要基础。

离子晶体

小结2：晶体熔沸点高低的判断 ⑴不同晶体类型的熔沸点比较
一般：原子晶体>离子晶体>分子晶体金属晶体熔点差异性太大，一般不纳入比较 ⑵同种晶体类型物质的熔沸点比较 ①离子晶体：阴、阳离子电荷越多，半径越小
熔沸点越高
Hale Waihona Puke ⑵同种晶体类型物质的熔沸点比较
②原子晶体：
原子半径越小→键长越短→键能越大
③分子晶体：
离子晶体熔融态均导电、溶于水导电；分子晶体为非导体，部分分子溶于水能导电，原子晶体多为非导体，有些为半导体，如：硅、锗
5）依据硬度和机械性能判断：
原子晶体硬度大，离子晶体硬度介于原子晶体和分子晶体之间且脆，分子晶体硬度小
②阴、阳离子配位数均为：8 ③每个Cs+ 周围最近的等距离的Cs+ 有6个，每个Cl- 周围最近的等距离的Cl- 有6个； ④不存在单个的CsCl分子，每个晶胞平均含Cs+ 和Cl-各1个。化学式CsCl仅表示该离子晶体中阴、阳离子的个数比为1：1.
科学探究：
离子晶体阴离子的配位数阳离子的配位数
熔沸点越高
相对分子质量越大（注意氢键），分子的极性越大
④金属晶体：
熔沸点越高
金属阳离子电荷数越多，半径越小
熔沸点越高
小结3：判断晶体类型的方法
1）依据组成晶体的微粒和微粒间的作用力判断：
构成离子晶体的微粒是离子，作用力是离子键；构成原子晶体的微粒是原子，作用力是共价键；构成分子晶体的微粒是分子，作用力是分子间作用力。
3.2 2.5 ＜2.5 ＜2.5 6.5 4.5 3.5 3.3
晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，而且熔点越高，硬度越大。
2、晶格能的大小的影响因素

离子晶体

•
Wi
Wa
•
从元素周期表中看，Ⅰ族元素的电负性最小，Ⅶ族元素电负性最大。对每一族元素来看，随着周期数的增加，原子的电负性减小。这是由于原子核内质子越多，原子核对外层电子的吸引力越强；电子层数越多，原子半径越大，原子核对最外层电子吸引力越小。
1.2 晶体原子间的排斥吸引
• 晶体中个原子间总是同时存在吸引力和排斥力，如图，排斥力仅是当r较小的时候才出现的短程力，当r稍大就很快衰减
离子晶体
ggg21004
离子晶体名词解释
•
•
由正、负离子或正、负离子集团按一定的比例通过离子键结合形成的晶体。价电子由一种原子完全转移到另一种原子上形成正、负离子，正负离子之间的静电吸引（库仑力）使彼此结合到一起。
目录
1 2
离子对的形成
电离能、亲和能及电负性、晶体原子间的排斥吸引
离子晶体的内能
解离能、内聚能
一、离子对的形成 1.1 电离能、亲和能及电负性
• • • 总体来说这三个物理量均反映了原子对价电子的束缚能力电离能：一个价电子摆脱原子A的束缚必须对它施加的能量。
A Wi A e A (e) A Wi
6. 3

亲和能：一个中性电子从外界获得一个电子而转变为负电子时可以释放的能量。为了总体描述原子对价电子的束缚能力而引入电负性概念，定义为： 1
所以当以孤立原子能量总和为零起点时，离子晶体内能为：
Uc U吸引（r0） U排斥（r0） (Wi Wa )
A
B
•
各公式
•
又由晶体间排斥吸引能图中r0点几何意义可算得：
•
所以结合以上可得：若以独立原子系统总内能为零基准，则离子系统内能为：

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

离子晶体定义

离子晶体定义离子晶体是一种特殊的晶体，其结构由离子而不是分子构成。

离子晶体在晶体结构中担当电极，以强烈的离子相互作用电聚变作用把原子排列到晶体晶格中，使其形成晶体结构。

离子晶体有多种性质，包括电导性、热性能、光学性能和磁性能。

离子晶体有许多不同的种类，其中最常贴近的是钙钛矿晶体、钙和镧晶体。

钙钛矿晶体是一种具有电极的离子晶体，由钙和钛的离子构成，具有卓越的光学性能和非常好的热性能，例如太阳能电池。

钙和镧晶体是一种具有色素特性的离子晶体，由钙和镧的离子构成，具有卓越的热稳定性和一定的热敏性，用于制造色变器件。

离子晶体的研究主要集中在结构和性能的探索上。

研究人员正在研究电聚变作用如何影响晶体的结构，以及离子晶体的性质和结构如何影响其光学性质、热性能和磁性能。

这些研究对许多应用领域的性能有着重大作用，包括制造军事装备，制备光器件和电子器件，以及分析材料和环境。

离子晶体的发展可以追溯到20世纪60年代，当时研究人员把他们的研究重点放在晶体结构的研究上，将离子以规则方式排列在晶体中，从而构成离子晶体结构。

此后，随着研究和技术的发展，离子晶体在各个领域逐步得到应用，今天已经成为科学研究和工业应用的重要分支。

离子晶体除了具有独特的晶体结构外，还具有各种特殊的性质，因而在许多领域得到应用。

离子晶体在制备太阳能电池和固态照明器件中发挥着重要作用；广泛用于电子器件的制备，例如芯片，显示器，电路板和电阻等；用于分析材料和环境中的电荷；广泛用于生物研究，例如荧光成像和免疫组化；广泛用于军事装备的制造，例如目标探测和传感器，以及穿戴式智能装置的制造。

离子晶体技术正在不断发展，研究人员正在努力开发出新的离子晶体材料，通过改变离子晶体的结构和性质，探索以更高效的方式制备多种用途的器件。

例如，研究人员正在利用离子晶体技术开发新型的太阳能电池，以高效地将光能转换为电能；正在利用离子晶体技术开发新型的灯具，以更加高效地将电能转换为光能；正在开发新型的非晶材料，以提高热性能和电导率，并且具有良好的电学稳定性。

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

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

离子晶体

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化学选修第章第节离子晶体

离子晶体

离子晶体

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3.3离子晶体

第四节 离子晶体

离子晶体定义

离子晶体

离子晶体

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离子晶体定义

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离子晶体

第四节离子晶体