浙江省奉化中学高中校本选修课程《物质结构与性质》竞赛讲义：课题9+++离子晶体
高一化学竞赛竞培训讲义：晶体结构与性质
泰兴中学化学竞赛培训讲义三2016/1/19晶体结构一、晶体与非晶体1、晶体与非晶体的概念⑴晶体：内部粒子（原子、离子或分子）在空间按一定规律呈周期性有序排列构成的固体物质，如食盐、干冰、金刚石等⑵非晶体：内部的原子或分子的排列呈杂乱无章的分布状态的物质。
如橡胶、玻璃、松香等2、晶体的特性⑴具有规则的几何外形――晶体的自范性在适宜的条件下，晶体能自发的呈现的性质，称为晶体的自范性。
非晶体就没有这个特性。
晶体与非晶体的本质差异a、晶体自范性的本质:是晶体中粒子微观空间里呈现周期性的有序排列的宏观表象.b、自范性需要一定的条件，其中最重要的条件是晶体的生长速率适当。
⑵晶体在不同的方向上表现出不同的物理性质即⑶晶体具有特定的注：晶体和非晶体的本质区别：构成固体的粒子在三维空间里是否呈现周期性的有序排列【思考】：请列举得到晶体有哪些途径？3、晶体形成的一段途径：（1）熔融态物质凝固；（2）气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）；（3）溶质从溶液中析出。
观察教材P61页图3-2：1、从熔融态结晶出来的硫晶体；2、凝华得到的碘晶体；3、从硫酸铜饱和溶液中析出的硫酸铜晶体。
【说明】许多固体的粉末用肉眼是看不见晶体的，但我们可以借助于显微镜观察，这也证明固体粉末仍是晶体，只不过晶粒太小了！1- -- -2 观察教材P61页图3-3【思考】：观察教材P62页图3-4晶体二氧化硅和非晶体二氧化硅的示意图。
小组讨论，通过比较，可以得出什么样结论。
【总结】晶体的三大特点：（1）有固定的几何外形； （2）有固定的熔沸点；（3）有各向异性(强度、导热性、光学性质等)例如：蓝晶石（Al 2O 3·SiO 2）在不同方向上的硬度不同；石墨在与层垂直的方向上的导电率与层平行的方向上的导电率1∕104。
【小结】可以根据晶体特点区别某一固体属于晶体还是非晶体。
然而，得出区别晶体与非晶体最可靠的方法是利用x-射线衍射实验。
二、晶胞 1、晶胞及特征⑴晶胞： 叫晶胞，晶胞在三维空间有规则地重复排列组成了晶体。
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第四节离子晶体一．学习目标：1掌握离子晶体的概念，能识别氯化钠、氯化铯、氟化钙、硫化锌的晶胞结构。
2理解离子晶体中各微粒的位置关系。
3．结合模型理解离子晶体的配位数与晶胞所占微粒数以及晶胞参数与离子半径的关系。
二．重点：离子晶体的晶胞结构，晶胞的相关计算难点：离子晶体配位数的影响因素三．教学方法：分析、归纳、模型四．教学过程通过多媒体展示氯化钠的晶胞模型，结合实物图片，引导学生建立宏观和微观的思考方法，引出本节课的内容。
一、离子晶体1定义：由和通过结合而成的晶体。
2成键粒子：3粒子间相互作用力：4 常见的离子晶体：、、。
（离子晶体的种类）5离子键的特征二．几种典型的晶胞1氯化钠型晶胞①钠离子和氯离子的位置：钠离子：；氯离子：，或者。
②每个晶胞含钠离子个、氯离子个。
③与Na等距离且最近的Cl-（即Na的配位数）：个与Cl-等距离且最近的有Na（即Cl-的配位数）：个与Na等距离且最近的Na 有：个【例1】节选3CaO晶胞如右图所示，CaO晶体中Ca2＋的配位数为________；4已知Ca2＋与Ca2＋之间的距离为nm,求该晶体的密度________g·cm-3。
2氯化铯型晶胞①铯离子和氯离子的位置：铯离子：氯离子：；或者。
②每个晶胞含铯离子、氯离子的个数铯离子：个；氯离子：个③与氯离子等距离且最近的铯离子（即Cl-的配位数）有个。
与铯离子等距离且最近的氯离子（即Cs-的配位数）有个。
与铯离子等距离且最近的铯离子有个。
型晶胞(3)CaF2①钙离子和氟离子的位置：钙离子：氟离子：。
②每个晶胞含钙离子、氟离子的个数钙离子：个；氟离子：个③与氟离子等距离且最近的铯离子（即F-的配位数）有个。
与钙离子等距离且最近的氟离子（即Ca2的配位数）有个。
【例2】节选（5）O和Na能够形成化合物F，其晶胞结构如图所示，晶胞参数a= F的化学为；晶胞中O原子的配位数为；列式计算晶体F 的密度 g·cm-3。
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1掌握离子晶体的概念,能识别氯化钠、氯化铯、晶胞结构。
能够区分原子晶体、离子晶体和分子晶体。
2．掌握氯化钠、氯化铯的结构特征，理解离子晶体中“相邻原子间通过离子键结合而成空间网状结构”的特征。
3．以氯化钠、氯化铯为例，了解离子晶体的物理性质（熔、沸点，导电性和溶解性）。
4．能够根据氯化钠、氯化铯的晶体结构特征，分析比较两种物质的性质特征。
由此培养根据晶体的微观结构解释晶体的物理性质的观念。
5．学会比较离子晶体、分子晶体、原子晶体三类晶体的性质特征和结构特征。
6.了解决定离子晶体结构的重要因素。
7.了解离子晶体的一般特点。
【过程与方法】1.探究晶体结构中培养学生观察能力和空间想象能力。
2.在方法论出发分析晶体模型,提高学生思维分析能力。
【情感态度与价值观】1.通过课前学生自己动手制作晶胞模型及课上播放晶体图片,促使学生热爱化学,激发学生的学习兴趣。
2.学生课上通过观察模型来解决问题,培养了学生勤于思索、敢于质疑、勇于创新、积极实践的科学态度。
体验发现的乐趣。
3学情分析评论在知识方面,学生已经学习了离子键、离子化合物等基础知识,且在本章中也学习了原子晶体和分子晶体的相关内容,所以学生已经了解学习晶体的一般方法;在能力方面,学生自控力较差,自主学习能力较薄弱,所以我采用小组合作学习的方法,且在课前让各组制作晶胞模型,以激发学生学习兴趣,力求把教师的讲授转变为启发诱导,把学生的被动接受转化为主动探索。
以教师为主导,学生为主体,促使学生去动眼看,动手做,动口说,动脑想,使学生的学习过程与认识过程统一为一个整体。
【重点难点】重点:(1) 晶体是指具有规则几何外形的固体。
其结构特征是其内的原子或分子在主维空间的排布具有特定的周期性，即隔一定距离重复出现。
重复的单位可以是单个原子或分子，也可以是多个分子或原子团。
重复的单位必须具备3个条件，化学组成相同，空间结构(包括化学键)相同，化学环境和空间环境相同。
(2)晶胞的概念在晶体结构中具有代表性的基本的重复单位称为晶胞。
浙江省奉化中学高中化学 课题1 人类对原子结构的认识竞赛讲义
浙江省奉化中学高中化学课题1 人类对原子结构的认识竞赛讲义目录课题1 人类对原子结构的认识课题2 原子核外电子的运动特征课题3 原子核外电子的排布课题4 元素性质的递变规律（1）课题5 元素性质的递变规律（2）课题6 金属键课题7 金属晶体课题8 离子键课题9 离子晶体课题10 共价键的形成课题11 共价键的分类课题12 键能与反应热的关系原子晶体课题13 分子间作用力课题14 分子晶体课题15 杂化轨道理论课题16 价层电子对互斥理论课题17 分子的立体结构课题18 配位化合物研修背景：《物质结构与性质》是学生在学习初中《科学》“原子结构”、高中《化学1>“人类对原子结构的认识”、《化学2》“微观结构与物质的多样性”的基础课题1 人类对原子结构的认识学习目标：1、通过对原子结构模型演变历史的了解，认识假说、实验等科学方法在人类探索原子结构奥秘过程中的作用。
2、了解原子是由原子核和核外电子构成，绝大多数原子核由质子和中子构成。
3、认识原子组成的符号。
学习过程：【引入】化学是什么？化学家眼中的物质世界又是怎样的？化学家已经发现和创造了3500多万种化学物质，这么多的化学物质是由什么微粒构成的？日常生活中你经常接触到一些化学物质，如铜导线、食盐、饮用水等。
试指出构成这些物质的微粒各是什么？【师】两千多万种化学物质大多数由原子构成，而人类对原子的认识和探索已经历了2500多年。
直到20世纪80年代，科学家才用扫描隧道显微镜观察到物体表面的原子。
可你有没有思考过下列问题？（1）原子到底是什么“东西”？（2）科学家眼里的原子是怎样的？（3）科学家是怎样探索原子结构的？有哪些科学家为探索原子结构作出了重大的贡献？【板书】一、原子结构模型的演变1、原子结构模型的演变过程【投影】早在公元前5世纪，古代希腊哲学家德谟克利特认为：万物是由大量的不可分割的的微小物质粒子组成，这种粒子叫做原子，各原子没有的质的区别，只有形状、大小和位置的差异。
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离子晶体 第一课时【课标要求】1、认识离子晶体中微粒间的堆积方式。
2、从化学键和堆积方式这两个角度认识离子晶体熔点、沸点和硬度等性质的特点。
【重点难点】离子晶体的堆积方式 【复习回忆】1,三种类型晶体的比较：晶体类型 分子晶体原子晶体金属晶体构成粒子 粒子间相互作用硬度熔沸点 导电性溶解性典型实例2下列物质中哪些是离子化合物哪些是只含离子键的离子化合物Na 2O NH 4Cl O 2 Na 2SO 4 NaCl CsCl CaF 2 【新 课 导 学】一、离子晶体 1、概念由_________和__________通过________结合而成的晶体。
2、构成离子晶体的微粒：_________和_________。
3、微粒间的作用力：______________。
4，结构特征：（1）阴阳离子间只存在 键；（2）不存在小分子，为“巨分子”，化学式仅表示晶体中阴阳离子个数比的最简比；（3）阴阳离子采用不等径圆球的密堆积方式。
（4）种类繁多：离子晶体有：强碱、活泼金属氧化物、绝大多数盐5 离子晶体的性质（1）熔、沸点 （常温下都为态），难挥发 （2）硬度较 ，难压缩。
（3）离子晶体虽然有带电微粒，但不导电，这些带电微粒被离子键紧紧束缚在一起，不能自由移动，只有在融化或溶于水的情况下才能断裂离子键而游离出自由移动的带电微粒，所以离子晶体在固体导电，熔融状态下 导电,水溶液 导电（4）溶解性：离子晶体是强极性键，在非极性或弱极性溶剂中不易断裂，在极性溶剂中易断裂，所以离子晶体一般 溶于极性溶剂（如水），而 溶于非极性溶剂。
6、离子晶体中离子的配位数：（1）配位数：7、常见离子晶体的空间结构 Ⅰ、NaCl 晶体：1）在一个NaCl 晶胞中，有 个Na ，有 个Cl －，有 个NaCl2）在NaCl 晶体中，每个Na同时强烈吸引 个Cl－，形成 形； 每个Cl －同时强烈吸引个Na 。
3）在NaCl 晶体中，与每个Na 等距紧邻的Cl －共有 个，与每个Na 等距紧邻的Na 共有 个，与每个Cl －等距紧邻Cl －共有 个。
高中化学竞赛经典讲义——晶体结构
高中化学竞赛经典讲义——晶体结构晶体结构是高中化学竞赛中一个非常重要的知识点。
晶体是由一定数量的离子、分子或原子按照一定的几何排列方式所组成的固体，其最具有代表性的性质就是具有规则的几何形状。
晶体结构的了解对于理解晶体的性质、结构与合成具有重要意义。
晶体结构的揭示是通过实验技术以及理论研究来实现的。
其中最重要的实验手段是X射线衍射。
当X射线穿过晶体时，会产生衍射现象，出现一系列亮斑，这些亮斑的位置和强度依赖于晶体结构。
通过对衍射图像的解析，可以确定晶胞参数，揭示出晶体内部的几何排列。
理论上，可以使用动力学理论计算晶体的结构，得出一系列理论結构参数。
实验与理论的比较可以验证理论的正确性，并进一步完善理论模型。
晶体结构是有一定规律的，可以分为离子晶体和共价晶体两种类型。
离子晶体是由正离子和负离子通过离子键结合而成的晶体。
离子晶体的结构稳定，离子之间的排列有一定的规则。
若正离子与负离子的离子半径比较接近，离子晶体的结构会较紧密，例如氯化钠、氟化钙等。
若离子半径比差异较大，离子晶体的结构则会较为散松，例如氧化银、氧化铅等。
共价晶体是由原子通过共价键结合而成的晶体。
共价晶体的原子之间的键长和键角与几何排列有密切关系。
晶体结构可以通过晶胞参数来描述。
晶胞是晶体的最小重复单元，其正六面体的两边长度为a，与该边垂直的四棱面间的夹角为90°，而与该边相邻的两棱面间的夹角为120°。
晶胞参数a、b、c分别代表了晶体沿三个坐标轴方向的长度，而α、β、γ代表了晶体坐标轴之间的夹角。
晶体结构的描述还需要引入晶体结构中的间隙。
间隙是晶胞中没有原子、离子或分子占据的空隙，可以是正交的，也可以是六角形的。
晶胞中间隙的存在对于许多晶体性质有着重要影响，例如导电性、光学性质等。
为了更好的理解晶体结构，可以引入晶体结构分类的一些基本概念。
首先是晶格点的概念，晶格点是描述晶体排列的重要参考点。
晶格参数是晶体中两个晶格点之间的最短距离，而晶格的基元则是指两个相邻晶格点之间的最短距离。
人教版高中化学选修：物质结构与性质 离子晶体【市一等奖】
离子晶体教学设计学习内容：本节是高中化学《选修3》第三章《晶体结构与性质》的第四节内容《离子晶体》的第一课时，将通过典型的离子晶体的学习来进一步理解离子晶体的结构特点，理解晶体性质与晶胞结构的关系。
学情分析：学生在前面已经学过分子晶体、原子晶体的相关知识，已经有了初步认识晶体的空间想像能力和学习晶体的基本方法。
必修2中学习过离子键和离子化合物的基础知识，因此本节内容的学习困难相对比较小。
学习目标：1掌握离子晶体的概念，能识别氯化钠、氯化铯、氟化钙的晶胞结构。
2理解离子晶体的性质与晶胞结构的关系。
3．通过探究知道离子晶体的配位数与离子半径比的关系，及离子晶体配位数的影响因素。
学习重点：离子晶体的性质与晶胞结构的关系离子晶体配位数及其影响因素学习难点：离子晶体配位数的影响因素导学策略：分析、归纳、讨论、探究通过观察课前小组制作的氯化钠、氯化铯晶胞模型，认识离子晶体的概念及其晶胞结构，培养空间想像能力；通过小组合作探究，认识晶体配位数及其影响因素，从而进一步认识“结构决定物质性质”的客观规律。
教具：多媒体课件学法指导：知识迁移法归纳总结法学习流程：知识链接：1离子键：之间强烈的静电作用叫离子键。
2离子化合物：由构成的化合物叫离子化合物。
离子化合物的种类有、、。
3前面学过的几种晶体构成的比较：新知学习：【思考】为什么氯化钠的性质与干冰、金刚石的不同【分析概括】一、离子晶体和通过结合而成的晶体。
2结构特点：成键粒子：粒子间相互作用力：常见的离子晶体：、、。
（离子晶体的种类）【合作探究】观察NaCl和CsCl课件模型，回答下列问题3几种常见的离子晶体的晶胞结构：1氯化钠型晶胞（老师讲述）①钠离子和氯离子的位置：钠离子：；氯离子：，或者。
②每个晶胞含钠离子个、氯离子个。
③与Na等距离且最近的Cl-（即Na的配位数）：个学生展示，老师总结与Cl-等距离且最近的有Na（即Cl-的配位数）：个与Na等距离且最近的Na 有：个提问：与Na等距离且最近的Na数是配位数吗回答：不是2氯化铯型晶胞（学生回答）①铯离子和氯离子的位置：铯离子：氯离子：；或者。
人教版高中化学选修：物质结构与性质 离子晶体-“衡水赛”一等奖
离子晶体教案
库车二中卢晓红
但一定含有阴离子。
离子晶体种类繁多，结构多样，图3—27给出了两种典型的离子晶体的晶胞。
我们来研究晶体中的配位数（在离子晶体中离子的配位数缩写为C N是指一个离子周围最邻近的异电性离子的数目）。
1、CsCl、NaCl的阳离子和阴离子的比例都是l：l，同属AE型离子晶体。
参考图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，它们是否相等并填表。
离子晶体阴离子的配位数阳离子的配位数
NaCl 6 6
CsCl 8 8
探究练习参考资料:
离子 Na＋ Cs＋ Cl－
离子半径
／
66 99 112 135
课后作业
P84 4、5、6、7、8。
离子结晶与熔化的结构与性质
离子结晶与熔化的结构与性质离子结晶与熔化是化学中非常重要的概念，它们涉及到物质的结构和性质。
在这篇文章中，我们将探讨离子结晶和熔化的结构与性质，并探索它们在化学中的应用。
离子结晶是指由正负离子通过离子键结合而形成的晶体结构。
离子结晶的结构是由正负离子通过离子键相互吸引而形成的三维排列。
正离子和负离子之间的吸引力是由它们的电荷和距离决定的。
正离子和负离子之间的距离越小，吸引力越强。
因此，离子结晶的结构通常是紧密堆积的。
离子结晶的结构可以通过X射线衍射等实验手段进行研究和确定。
离子结晶的结构决定了它的性质。
由于离子结晶的结构稳定，它们通常具有高熔点和硬度。
离子结晶在固态下通常是电不导体，因为它们的正负离子之间通过离子键结合在一起，不易移动。
然而，当离子结晶被加热到足够高的温度时，离子之间的离子键会断裂，离子开始自由移动。
这个过程称为熔化。
熔化是离子结晶从固态到液态的转变过程。
在熔化过程中，离子结晶的结构逐渐解开，离子开始自由移动。
熔化的温度通常比离子结晶的熔点高，因为在熔化过程中需要克服离子之间的吸引力。
熔化的温度可以通过测量离子结晶的熔点来确定。
熔化后的离子通常形成液体状态，液体中的离子可以自由移动，因此液体通常是电导体。
此外，离子在液体中也可以与其他化合物发生反应，形成新的化合物。
这种特性使得离子液体在化学反应中具有重要的应用价值。
离子结晶和熔化在化学中有许多应用。
例如，离子结晶可以用于催化剂的制备。
离子结晶的结构可以调控催化剂的活性和选择性，从而实现高效催化反应。
此外，离子液体也被广泛应用于电化学和能源存储领域。
由于离子液体具有低蒸汽压和宽电化学窗口等特性，它们被视为理想的电解质和溶剂。
总之，离子结晶与熔化是化学中重要的概念。
离子结晶的结构由正负离子通过离子键相互吸引而形成，决定了它们的性质。
熔化是离子结晶从固态到液态的转变过程，使离子可以自由移动。
离子结晶和熔化在化学中有广泛的应用，包括催化剂制备和能源存储等领域。
高二化学《物质结构与性质》精品课件2：3.2.2离子晶体
属元素
C 活泼金属和活泼非金属一定形成离子
键
D 具有离子键的化合物一定是离子化合
物, 离子化合物中一定含有离子键
的铯离子、氯离子各有几个？ 铯离子：6个 ；氯离子：8个
根据硫化锌的结构模型确定晶胞，并分析 其构成。每个晶胞中有 4 个Zn2+，
有 4 个S2-。
4. 晶格能 (可以用来衡量离子键的强弱)
（1）概念：将1mol离子晶体中的阴、阳离子完 全气化而远离所吸收的能量。
（2）意义：一般而言，晶格能越大，离子晶体 的离子键越强，离子晶体越稳定。
练习
1、碱金属与卤素所形成的化合物大都具
有的性质是
（） A
① 较高沸点 ② 能溶于水 ② 水溶液能导
电 ④ 低熔点 ⑤ 熔融状态不导电
A ①②③ B ③④⑤
C ①④⑤ D ②③⑤
2、下列关于离子键的描述中正确的是
D （
）
A 离子键是由阴阳离子通过静电吸引形
成的
B 凡是含有离子键的化合物一定含有金
KBr AgCl、 MgO、CaS、 BaSe
CsCl、CsBr、 CsI、TlCl
ZnS型
Zn2+：4 Zn2+：4 Zn2+：4 ZnS、AgI、 S2-： 4 S2-： 4 S2-：4 BeO
AB2 CaF2 型
Ca2+：8 Ca2+：8 Ca2+：4 F-：（3）在NaCl晶体中每个 Na+同时吸引着6个Cl-。它 们所围成的空间几何构型
是 正八面体 。
（4）与一个Na+相邻最近
且距离相等的Na+有 12 个
---Cs+ ---Cl-
浙江省奉化中学高中化学 课题8 离子键竞赛讲义
课题8 离子键学习目标：1、在《化学2》的基础上进一步认识离子键，理解离子键没有方向性和饱和性的特点；2、在《化学2》的基础上进一步认识NaCl、CsCl晶体；3、能用电子式表示离子化合物及其形成过程；学习过程：【复习并板书】一、离子键1、定义：使阴、阳离子结合成化合物的静电作用。
成键粒子：阴、阳离子成键本质：静电作用（吸引与排斥）【讲解】从核外电子排布的理论思考离子键的形成过程靠静电吸引，形成化学键体系的势能与核间距之间的关系如图所示：横坐标：核间距r。
纵坐标：体系的势能 V。
纵坐标的零点：当 r 无穷大时，即两核之间无限远时，势能为零。
下面来考察 Na+和 Cl—彼此接近时，势能V的变化。
从图中可见：r >r0，当 r 减小时，正负离子靠静电相互吸引，V减小，体系稳定。
r = r0时，V有极小值，此时体系最稳定。
表明形成了离子键。
r < r0时，V 急剧上升，因为 Na+和 Cl—彼此再接近时，相互之间电子斥力急剧增加，导致势能骤然上升。
因此，离子相互吸引，保持一定距离时，体系最稳定，即当静电引力与静电斥力达到平衡时，形成稳定的离子键，整个体系达到能量最低状态。
成键元素（一般情况）：活泼金属元素（IA、IIA）、活泼非金属元素(VIA、VIIA) （形成化合物的元素的电负性的差>1.7）【讲解】成键的两元素的电负性差用△X表示，当△X > 1.7，发生电子转移，形成离子键。
当△X < 1.7，不发生电子转移，形成共价键。
可见：离子键和共价键之间，并非严格截然可以区分的。
可将离子键视为极性共价键的一个极端，而另一极端为非极性共价键。
如图所示：化合物中不存在百分之百的离子键，即使是 NaF 的化学键之中，也有共价键的成分，即除离子间靠静电相互吸引外，尚有共用电子对的作用。
△X > 1.7，实际上是指离子键的成分（百分数）大于50%。
形成离子键的主要原因：活泼的金属元素和活泼的非金属元素的原子容易发生电子得失，形成相对稳定结构的阴、阳离子，从而产生离子键。
浙江省奉化中学高中化学 课题7 金属晶体竞赛讲义
课题7 金属晶体学习目标：1．认识合金的性能及应用；2．了解金属原子化热的概念；3．金属晶体的晶胞及三种堆积方式。
学习过程：【板书】二、金属晶体1、晶体（1）定义：晶体：具有规则几何外形的固体。
非晶体：没有规则几何外形的固体。
（2）晶体的特性：①有规则的几何外形；②有固定的熔沸点；③各向异性（强度、导热性、光学性质等）。
（3）晶体的分类（依据：构成晶体的粒子种类及粒子之间的作用）分为：金属晶体、离子晶体、原子晶体、分子晶体、混合晶体。
（4）晶体的结构特征：内部的微粒在三维空间的排布具有特定的周期性，即隔一定距离重复出现。
【师】大多数的金属及其合金也是晶体，具有规则的几何外形。
【板书】2、晶胞：晶体中能够反映晶体结构特征的基本重复单位。
【讲解】晶体的结构是晶胞在空间连续重复延伸而形成的。
晶胞与晶体的关系如同砖块与墙的关系。
在金属晶体中，金属原子如同半径相等的小球一样，彼此相切、紧密堆积成晶体。
金属晶体中金属原子的紧密堆积是有一定规律的。
原子和离子都具有一定的有效半径，因而可以看成是具有一定大小的球体。
在金属晶体和离子晶体中，金属键和离子键没有方向性和饱和性。
因而，金属原子之间或者粒子之间的相互结合，在形式上可以看作是球体间的相互堆积。
【设问】哪种排列方式圆球周围剩余空隙最小？（b）【师】密置层则充分利用空间，从而降低体系内能，粒子相互结合时体系更稳定。
【板书】（1）二维空间（平面）堆积方式：非密置层：配位数（与一个原子紧密接触的原子数）为4；密置层：配位数为6。
【师】金属晶体是金属原子在三维空间按一定的规律堆积而成的。
将二维空间的密置层与非密置层按一定的方式在三维空间堆积，就得到了金属晶体的4种基本堆积方式：简单立方、体心立方、面心立方和六方。
【板书】（2）三维空间堆积方式：Ⅰ. 简单立方堆积形成简单立方晶胞，空间利用率较低52％，金属钋（Po）采取这种堆积方式。
这是非密置层的另一种堆积方式，将上层金属填入下层金属原子形成的凹穴中，每层均照此堆积。
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课题9 离子晶体
学习目标：1、知道晶格能的概念，了解晶格能的大小与离子键的牢固性、离子晶体熔点的高低和硬度大小的关系；
2、晶格能的概念，离子晶体中离子的配位数。
学习过程：
【板书】二、离子晶体
1、定义：离子间通过离子键结合而成的晶体。
注意：无单个分子存在；NaCl不表示分子式。
性质：熔沸点较高，硬度较大，难挥发难压缩，水溶液或者熔融状态下均导电。
包括：强碱、部分金属氧化物、绝大部分盐。
2、离子键的强度——晶格能
（1）键能
【讲解】以NaCl 为例：
键能：1mol 气态NaCl 分子，离解成气体原子时，所吸收的能量。
用Ei 表
示。
（2）晶格能（符号为U）：拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。
【讲解】例如：拆开1mol NaCl 晶体使之形成气态钠离子和氯离子时，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，表明离子晶体中的离子键越牢固。
键能和晶格能，均能表示离子键的强度，而且大小关系一致。
通常晶格能比较常用。
【设问】根据P40页表3—2 讨论：晶格能与离子化合物的物理性质的关系
【板书】晶格能越大，离子晶体中的离子键越牢固。
一般而言，晶格能越大，离子晶体的熔沸点越高，硬度越大。
【设问】分析离子键的强弱与离子半径、离子电荷有什么关系?
【板书】（3）影响晶格能大小（即离子键强弱）的因素是离子的电荷和离子半径。
规律：离子带电荷数越多，离子半径越小则晶格能越大，离子键越强，离子晶体熔点越高。
【小结】离子电荷数越大，核间距越小，晶格能越大，离子键越牢，离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。
【练习】 1. 比较下列离子化合物的熔点
NaF > NaCl > NaBr NaF < MgF2 < AlF3
2. 比较下列离子化合物的晶格能
（1）Na2O > K2O （2）MgCl2 < MgO （3）NaF > CsBr
【过渡】大多数离子化合物在常温下以晶体的形式存在。
离子晶体也有一定的空间结构。
【板书】3、离子晶体的空间结构
【讲解】离子晶体有多种晶体结构类型，其中氯化钠型和氯化铯型是两种最常见的离子晶体结构类型。
首先看NaCl的晶胞。
【思考】1．每个Na+同时吸引6个Cl—，每个Cl—同时吸引6个Na+，即Na+、Cl—的配位数为6、6。
注：配位数：一种离子周围紧邻的带相反电荷的离子数目。
2．Na+数目与Cl—数目之为 1 : 1，化学式为NaCl。
3．根据氯化钠的结构模型确定晶胞，并分析其构成。
每个
晶胞中有4 Na+，有4个Cl—。
4．在每个Na+周围与它最近的且距离相等的Na+有12个。
5．在每个Na+周围与它最近的且距离相等的Cl—所围成的
空间结构为正八面体。
6．已知氯化钠的摩尔质量为M g·mol—1，密度为ρg·cm—3，阿伏加德罗常数为N A，则食盐晶体中两个距离最近的Na+的核间距离为cm。
2—1/2 ( 4M /ρN A)—3
【师】下面再来看看CsCl晶体结构
【思考】1．Cs+、Cl—的配位数为8、8。
2．Cs+数目与Cl—数目之为1 : 1，化学式为CsCl。
3．每个晶胞中有1 Cs+，有1个Cl—。
4．在每个Cs+周围与它最近的且距离相等的Cs+有6个，
所围成的空间结构为正八面体。
ZnS晶体：
【思考】1．Zn2+、S2—的配位数为4、4。
2．每个晶胞中有4个Zn2+、4个S2—。
3．每个Zn2+周围与它最近的且距离相等的S2—所围成的
空间结构为正四面体。
【过渡】氯化钠、氯化铯及ZnS均为AB型离子晶体，但两者的阴、
阳离子周围带相反电荷离子的数目却不同，你认为造成这一差异的可能
原因是什么？
【板书】4、离子晶体的配位数以及与r+/r-的关系
【阅读】P41拓展视野：离子晶体中离子的配位数
【讲解】离子晶体中离子的电荷分布是对称的。
阴、阳离子之间的作用力的强弱取决于它们所带电荷的数目以及它们之间的距离。
在离子晶体中，阴、阳离子总是尽可能紧密地排列，带相反电荷的离子尽可能相互接触，带相同电荷的离子尽可能不接触，且一种离子周围紧邻的带相反电荷的离子越多，体系能量越低，所形成的离子晶体就越稳定。
离子形成晶体时，所环绕的带
【讲解】离子晶体中一种离子周围所环绕的带相反电荷的离子的数目的多少，与阴、阳离子半径比r+/r —有关。
从六配位的介稳状态出发，进行半径比与配位数之间关系的探讨：
此时，为介稳状态。
如果r+再大些，则出现上述b) 种情况，即阴离子同号
相离，异号相切的稳定状态。
亦即
当r+继续增加，达到并超过：时，即阳离子离子周围可容纳更多阴离子，为8配位，CsCl型。
若r+变小，即:，则出现a)种情况，阴离子相切，阴离子阳离子
相离的不稳定状态。
配位数减少，4配位，ZnS型。
阴、阳离子半径比与配位数的关系
r+/r -配位数实例
0.225~0.414 4 ZnS、ZnO、BeO、BeS、CuCl、CuBr
0.414~0.732 6 NaCl、KCl、NaBr、LiF、CaO、MgO
0.732~1.0 8 CsCl、CsBr、NH4Cl、TlCN
＞1.0 12 CsF
总之，配位数与r+/r- 之比相关，且r+再增大，则达到12 配位；r-再减小，则达到3配位。
注意：讨论中将离子视为刚性球体，这与实际情况有出入。
但仍不失为一组重要的参考数据。
因而，我们可以用离子间的半径比值去判断配位数。
三、离子的特征
1．离子的电荷：离子的电荷数是形成离子键时原子得失的电子数。
阳离子电荷一般为＋1、＋2，最高为＋3、＋4；
阴离子电荷较高的如－3、－4的多数为含氧酸根或配离子。
2．离子的电子层构型
（1）2电子构型：最外层为2个电子的离子，如Li＋，Be2＋等。
（2）8电子构型：最外层有8个电子的离子，如Na＋，Cl－，O2－等。
（3）18电子构型：最外层有18个电子的离子，如Zn2＋，Hg2＋，Cu＋，Ag＋等。
（4）（18＋2）电子构型：次外层有18电子，最外层有2个电子的离子，如Pb2＋等。
（5）(9~17)电子构型：最外层电子为9~17的不饱和结构的离子，如Fe2＋，Cr3＋，Mn2＋等。
不同阳离子对同种阴离子的结合力的大小有如下的经验规律：
8电子层构型的离子< 9~17电子层构型的离子< 18或18＋2电子层构型的离子。