离子晶体PPT教学课件
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【教学课件】《离子晶体》(人教)
（2）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。 （3）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。
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（3）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。
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练习
下列物质的晶体，按其熔点由低到高的排列顺序正确的是（） A.NaCl|、SiO2、CO2 B.NaCl、CO2、SiO2 C.NaCl、MgO、SiO2 D.NaCl、SiO2、MgO
1、什么是离子键？什么是离子化合物？
离子键：使阴、阳离子结合成离子化合物的静电作用； 离子化合物：由阳离子和阴离子组成的化合物。
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知识回顾
2、我们已经学过几种晶体？它们的结构微粒和微粒间的相互作用 分别是什么？
（1）分子晶体 ①定义：分子间通过分子间作用力构成的晶体； ②构成微粒：分子； ③微粒间作用：a.分子间作用力，部分晶体中存在氢键；b.分子内 存在化学键，在晶体状态改变 时不被破坏。
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离子晶体与离子化合物之间的关系？
离子化合物不一定是离子晶体，离子晶体一定是离 子化合物。
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判断正误：
1、离子晶体一定是离子化合物。 2、含有离子的晶体一定是离子晶体。 3、离子晶体中只含离子键。 4、离子晶体中一定含金属阳离子。 5、由金属元素与非金属元素组成的晶体一定是
决定离子晶体结构的因素
几何因素： 晶体中正负离子的半径比。 电荷因素： 晶体中正负离子的电荷比。 键性因素： 离子键的纯粹程度。
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（3）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。
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练习
下列物质的晶体，按其熔点由低到高的排列顺序正确的是（） A.NaCl|、SiO2、CO2 B.NaCl、CO2、SiO2 C.NaCl、MgO、SiO2 D.NaCl、SiO2、MgO
1、什么是离子键？什么是离子化合物？
离子键：使阴、阳离子结合成离子化合物的静电作用； 离子化合物：由阳离子和阴离子组成的化合物。
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知识回顾
2、我们已经学过几种晶体？它们的结构微粒和微粒间的相互作用 分别是什么？
（1）分子晶体 ①定义：分子间通过分子间作用力构成的晶体； ②构成微粒：分子； ③微粒间作用：a.分子间作用力，部分晶体中存在氢键；b.分子内 存在化学键，在晶体状态改变 时不被破坏。
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离子晶体与离子化合物之间的关系？
离子化合物不一定是离子晶体，离子晶体一定是离 子化合物。
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判断正误：
1、离子晶体一定是离子化合物。 2、含有离子的晶体一定是离子晶体。 3、离子晶体中只含离子键。 4、离子晶体中一定含金属阳离子。 5、由金属元素与非金属元素组成的晶体一定是
决定离子晶体结构的因素
几何因素： 晶体中正负离子的半径比。 电荷因素： 晶体中正负离子的电荷比。 键性因素： 离子键的纯粹程度。
离子晶体
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
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
第一章晶体结构(离子晶体课件4-2)
（5）在[SiO4]四面体中，3个氧是桥氧（非活必性氧），1个是非桥 氧（活性氧），活性氧的电价未饱和，必须与其它金属离子连接，用 以饱和O。
结构中O2-离子作变形的六方最紧密堆积，正离子占据一半的八
面体空隙位，并且交替占据，有一半是空的。八面体单元TiO6共边连接
成平行于C轴的链。 这种结构属于四方晶系，简单四方点阵。就一个晶胞而言，Ti4+ 占
据简单四方点阵的顶点和体心位置，O2-则处于上、下底面一组相互平行
对角线上和通过体心并平行于上下底截面上另外方向的一条对角线上， 这三条面对角线上各有两个O2-,它们距离所在面对角线端点的距离同为对
3、A2B3型化合物结构:
其中O 离子近似作六方最紧密堆积（HCP），Al
2-
2-
3+
离子填充在6个O 离子形成有八面体空隙中。 由于 3+ Al/O=2/3，所以Al 占据八面体空隙的2/3，其余1/3的空 隙均匀分布，这样13层构成一个完整周期。刚玉结构 中 正负离子的配位数分别为6和4。
依照Pauling第一规则，钛、氧离子半径比r /r 3+ =0.43>0.414, Al 的C.N.=6,处于八面体空隙位置；依照 3+ 2Pauling第二规则， Al －O 静电强度Si=3/6=1/2。氧离子 为负二价，因此它的配位数为4.
尖晶石的单位细胞
[反尖晶石结构]
在面心立方体点阵中，占Ｔ位和Ｏ位的正离子必须满足：Ａ离子 （占Ｔ位）的半径必须小于Ｂ离子（占Ｏ位）的半径。如果Ａ离子半径 大于Ｂ离子，则Ａ离子占据Ｏ位，Ｂ离子占据Ｔ位。这种结构称作反尖 晶石结构。正离子占据孔隙的情况如下： 32个O2-离子 64个四面体空隙 32个八面体空隙 16个A3+离子 ８个A3+离子 ８个A3+离子
结构中O2-离子作变形的六方最紧密堆积，正离子占据一半的八
面体空隙位，并且交替占据，有一半是空的。八面体单元TiO6共边连接
成平行于C轴的链。 这种结构属于四方晶系，简单四方点阵。就一个晶胞而言，Ti4+ 占
据简单四方点阵的顶点和体心位置，O2-则处于上、下底面一组相互平行
对角线上和通过体心并平行于上下底截面上另外方向的一条对角线上， 这三条面对角线上各有两个O2-,它们距离所在面对角线端点的距离同为对
3、A2B3型化合物结构:
其中O 离子近似作六方最紧密堆积（HCP），Al
2-
2-
3+
离子填充在6个O 离子形成有八面体空隙中。 由于 3+ Al/O=2/3，所以Al 占据八面体空隙的2/3，其余1/3的空 隙均匀分布，这样13层构成一个完整周期。刚玉结构 中 正负离子的配位数分别为6和4。
依照Pauling第一规则，钛、氧离子半径比r /r 3+ =0.43>0.414, Al 的C.N.=6,处于八面体空隙位置；依照 3+ 2Pauling第二规则， Al －O 静电强度Si=3/6=1/2。氧离子 为负二价，因此它的配位数为4.
尖晶石的单位细胞
[反尖晶石结构]
在面心立方体点阵中，占Ｔ位和Ｏ位的正离子必须满足：Ａ离子 （占Ｔ位）的半径必须小于Ｂ离子（占Ｏ位）的半径。如果Ａ离子半径 大于Ｂ离子，则Ａ离子占据Ｏ位，Ｂ离子占据Ｔ位。这种结构称作反尖 晶石结构。正离子占据孔隙的情况如下： 32个O2-离子 64个四面体空隙 32个八面体空隙 16个A3+离子 ８个A3+离子 ８个A3+离子
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：3.4《离子晶体》PPT课件(新人教版-选修3)
综合应用
NiO的摩尔质量M g/mol,密度为ρg/mL,阿伏 加德罗常数为NA,
求晶胞中两个距离最近的氧离子中心间的距 离为多少cm?
综合应用
Hale Waihona Puke (2)天然的和大部分人工制备的 晶体都存在各种缺陷，例如在 某种NiO晶体中就存在以下缺陷： 一个Ni2+空缺，另有两个Ni2+被 两个Ni3+所取代。其结果晶体仍 呈电中性，但化合物中Ni和O的 比值却发生了变化。某氧化镍 样品组成为Ni0.97O, 试计算该晶体中Ni3+与Ni2+的离子数之比。 参考答案： Ni3+ ：Ni2+＝6 ：91
计算方法：均摊法 顶点占1/8；棱占1/4；面心占1/2；体心占1
（3）与Na+等距离且最近的Na+ 、Cl- 各有几个？
与Na+等距离且最近的Cl- 有：6个
与Na+等距离且最近的Na+ 有：12个
（2）氯化铯型晶胞
CsCl晶胞
（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 铯离子：1个 ；氯离子：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
3.4《离子晶体》
2Na + Cl2 == 2NaCl
Na
+11
+17
Cl
Na+
+11
+17
Cl-
Na+ Cl-
一、离子键
1、定义：
2、常见物质
一、离子晶体
1、定义：由阳离子和阴离子通过离
人教版化学选修三《离子晶体》精品课件
---Cs+
①铯离子和氯离子的配位数： 每个Cs+周围同时吸引8个Cl-，每个Cl-周 围同时吸引8个 Cs + 化学式：CsCl
②每个晶胞含 1 个铯离子、 1 个氯离子。 化学式：CsCl ③与铯离子等距离且最近的铯离子有 6 ④与氯离子等距离且最近的氯离子有 6 个。 个。
3.CaF2晶体的结构模型
第四节 离子晶体
离子晶体定义、成键粒子、相互作用力
定义： 由阳离子和阴离子通过离子键结合而 成的晶体。
成键粒子： 阴、阳离子
相互作用力：离子键
常见晶体离子：强碱、活泼金属氧化物、大 部分的盐类。
离子晶体的结构特征
①离子键没有饱和性和方向性，在晶体中 阴阳离子尽可能采取最密堆积； ②离子晶体中不存在单独的分子，化学式 代表阴阳离子最简个数比；
晶格能定义、符号和单位 1.定义：气态离子形成1摩尔离子晶体时释放 的能量。 2.符号：U 3.单位：kJ/mol
晶格能的大小的影响因素
离子电荷越大，阴、阳离子半径越小，即 阴、阳离子间的距离越小，则晶格能越大。简 言之,晶格能的大小与离子带电量成正比,与离
子半径成反比。
晶格能的作用和意义
晶格能越大 ，则 ①形成的离子晶体越稳定；（离子键越强） ②熔点越高；
①Ca2+的配位数： 8 F-的配位数：4 化学式：CaF2 ②一个CaF2晶胞中含： 4个Ca2+和8个F化学式：CaF2
---Ca2+ ---F-
4.ZnS晶体的结构模型
①Zn2+离子的配位数： 4 S2-的配位数： 4 化学式：ZnS ②一个ZnS晶胞中含:4个阳离子和4 个阴离子 化学式：ZnS
决定离子晶体结构的因素
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）
第四节离子晶体
7、几种常见离子晶体： 、几种常见离子晶体：
配位数： 离子晶体中离子的配位数 离子晶体中离子的配位数：一个离子周围最邻 近的异电性离子的数目。 异电性离子的数目 近的异电性离子的数目。缩写为 C.N.
⑴
NaCl晶胞 NaCl晶胞
注意Na+、Cl－离 注意 子的排布位置
（1）每个晶胞含( 4 ) 个”NaCl”？ NaCl”？ 每个晶胞含( NaCl晶体中 晶体中， 配位数是（ （2）在NaCl晶体中，Na+配位数是（ 6 ） 配位数是（ ）；Na 周围的Cl Cl-配位数是（ 6 ）；Na+周围的Cl-在空间构 成的几何构型为（ 正八面体 ） 成的几何构型为（ （3）在NaCl晶体中，每个Na+周围与之 NaCl晶体中，每个Na 晶体中 距离最近且相等的Na 距离最近且相等的Na+ 共有 个； 12
规律总结 题型二:物质的熔沸点与晶体类型的关系 题型二 物质的熔沸点与晶体类型的关系
1、常温下的状态： 、常温下的状态： 熔点：固体＞ 熔点：固体＞液体 沸点：液体＞ 沸点：液体＞气体 2、若晶体类型不同，一般情况下： 、若晶体类型不同，一般情况下： 原子晶体＞离子晶体＞ 原子晶体＞离子晶体＞分子晶体 3、若晶体类型相同，构成晶体质点间的作用大，则熔 、若晶体类型相同，构成晶体质点间的作用大， 沸点高，反之则小。 沸点高，反之则小。 离子晶体中，结构相似时，离子半径越小， ⑴离子晶体中，结构相似时，离子半径越小， 离子电荷越高，离子键就越强，熔沸点就越高。 离子电荷越高，离子键就越强，熔沸点就越高。 原子晶体中，结构相似时，原子半径越小， ⑵原子晶体中，结构相似时，原子半径越小， 键长越小、键能越大,熔沸点越高。 键长越小、键能越大 熔沸点越高。 熔沸点越高
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2020/离子晶体？
离子间通过离子键结合而成的晶体。
离子晶体的特点？
无单个分子存在；NaCl 不表示分子式。 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。
哪些物质属于离子晶体？
强碱、部分金属氧化物、部分盐类
2020/12/12
4
氯化钠的晶体结构
2020/12/12
5
氯化铯的晶体结构
2020/12/12
6
三种典型立方晶体结构
简单立方
2020/12/12
体心立方 面心立方
7
PPT教学课件
谢谢观看
Thank You For Watching
8
晶体结构
－－离子晶体
2020/12/12
1
观察几种晶体!
2020/12/12
2
晶体的概念 什么叫晶体：
通过结晶过程形成的具有规则 几何外形的固体叫晶体。
晶体为什么具有规则的几何外行呢?
构成晶体的微粒有规则排列的结果.
晶体的分类: 根据构成晶体的微粒和微粒间的作用.
离子晶体、分子晶体、原子晶体、金属晶体