矿物晶体化学(第三章+离子晶体的晶格能_

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高中化学第三章晶体结构与性质4-2晶格能教学案新人教版选修3

高中化学第三章晶体结构与性质4-2晶格能教学案新人教版选修3

学习资料第二课时晶格能学习目标:了解晶体的晶格能,知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱,掌握离子键的强弱与离子半径以及离子所带的电荷的关系。

[知识回顾]1.离子晶体的概念:由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体.2.决定离子晶体结构的因素有哪些?答:几何因素、电荷因素、键性因素。

3.离子晶体的性质(1)硬度较大,难于压缩;(2)熔、沸点较高,难挥发;(3)不导电,但是在熔融态或水溶液中可导电.[要点梳理]晶格能(1)概念离子晶体的晶格能是指气态离子形成1_mol离子晶体释放的能量,能量取正值。

离子晶体的晶格能是最能反映离子晶体稳定性的数据。

(2)影响因素离子带电荷越多,晶格能越大,离子半径越大,晶格能越小.(3)晶格能对离子晶体性质的影响晶格能越大,形成的离子晶体越稳定,而且熔点越高,硬度越大。

知识点晶格能1.概念离子晶体的晶格能的定义是气态离子形成1_mol_离子晶体释放的能量,通常取正值。

下表给出了某些离子晶体的晶格能数据。

某些离子晶体的晶格能/kJ·mol-1晶格能可用来判断离子键的强弱,晶格能越大,晶格越稳定,破坏其晶格时消耗的能量也越大,表示离子键越强,则离子晶体越稳定。

2.影响晶格能大小的因素影响晶格能大小的因素主要是离子所带的电荷和阴、阳离子间的距离。

晶格能与阴、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,可用下式表示:晶格能∝错误!离子所带电荷越高,核间距越小,晶格能就越大。

而离子的核间距与离子的半径大小有关,阳离子或阴离子半径越小,离子的核间距就越小,则晶格能就越大。

如,比较MgO晶体和NaCl晶体的晶格能大小。

Mg2+和O2-都是二价离子,而Na+和Cl-都是一价离子;Mg2+半径小于Na+,O2-半径小于Cl-,故Mg2+和O2-的核间距小于Na+和Cl -的核间距,所以MgO晶体的晶格能大于NaCl晶体的晶格能。

除此之外,影响晶格能的因素还有离子晶体的结构型式。

【人教版】高中化学选修3知识点总结:第三章晶体结构与性质

【人教版】高中化学选修3知识点总结:第三章晶体结构与性质

【人教版】高中化学选修3知识点总结:第三章晶体结构与性质第一篇:【人教版】高中化学选修3知识点总结:第三章晶体结构与性质第三章晶体结构与性质课标要求1.了解化学键和分子间作用力的区别。

2.理解离子键的形成,能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。

3.了解原子晶体的特征,能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。

4.理解金属键的含义,能用金属键理论解释金属的一些物理性质。

5.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。

要点精讲一.晶体常识 1.晶体与非晶体比较2.获得晶体的三条途径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。

3.晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。

晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。

4.晶胞中微粒数的计算方法——均摊法如某个粒子为n个晶胞所共有,则该粒子有1/n属于这个晶胞。

中学中常见的晶胞为立方晶胞立方晶胞中微粒数的计算方法如下:注意:在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状二.四种晶体的比较2.晶体熔、沸点高低的比较方法(1)不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律:原子晶体>离子晶体>分子晶体。

金属晶体的熔、沸点差别很大,如钨、铂等熔、沸点很高,汞、铯等熔、沸点很低。

(2)原子晶体由共价键形成的原子晶体中,原子半径小的键长短,键能大,晶体的熔、沸点高.如熔点:金刚石>碳化硅>硅(3)离子晶体一般地说,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,相应的晶格能大,其晶体的熔、沸点就越高。

(4)分子晶体①分子间作用力越大,物质的熔、沸点越高;具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。

②组成和结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,熔、沸点越高。

③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近),分子的极性越大,其熔、沸点越高。

④同分异构体,支链越多,熔、沸点越低。

(5)金属晶体金属离子半径越小,离子电荷数越多,其金属键越强,金属熔、沸点就越高。

离子晶体晶格能

离子晶体晶格能

物质 NaF 熔点 995
组成相似的离子晶体,离子半径越小, 组成相似的离子晶体,离子半径越小,离子 电荷越多,离子键越强,晶体熔点沸点越高。 电荷越多,离子键越强,晶体熔点沸点越高。
二、晶格能
1、定义:气态离子形成1摩离子晶体时释放的 定义:气态离子形成1 能量,通常取正值。 能量,通常取正值。
4、下表列出了钠的卤化物和硅的卤化物的 、 熔点: 熔点: NaX NaF NaCl NaBr NaI
熔点 SiX4 熔点 995 SiF4 -90.2 801 SiCl4 -70.4 775 SiBr4 5.2 651 SiI4 120.5
回答下列问题: (1)钠的卤化物的熔点比相应的硅的卤化物的熔 点高很多,其原因是__________________。 (2)NaF 的熔点比NaBr的熔点高的原因是 。 SiF4 的熔点比SiBr4的熔点低的原因是 。 (3)NaF和NaBr的晶格能的高低顺序为 , 硬度大小为 。

越大, 晶格能U越大,表明离子晶体中的离子键 越牢固。 越牢固。
3、晶格能对离子晶体物理性质的影响 、
晶格能越大 ;(离子键越强 (1)形成的离子晶体越稳定;(离子键越强) )形成的离子晶体越稳定;(离子键越强) (2)熔点越高; )熔点越高; (3)硬度越大; )硬度越大; (4)晶格能大小还影响着离子晶体在水中的溶解 溶解热等性质。 度、溶解热等性质。
NaCl晶体中阴、 NaCl晶体中阴、阳离子配位数 晶体中阴
CsCl晶体中阴、 CsCl晶体中阴、阳离子配位数 晶体中阴
配位数8 Cs+配位数8
配位数8 Cl+配位数8

钠的卤化物及碱金属的氯化物的熔点 有何变化规律?说明什么? 有何变化规律?说明什么?

矿物晶体化学(第三章+离子晶体的晶格能_

矿物晶体化学(第三章+离子晶体的晶格能_

化合物
NaF
离子电荷 Ro /pm
+1,-1 231
ΔU/kJ· mol-1 t (m. p.)/℃
923 993
NaCl
NaBr
+1,-1
+1,-1
282
298
786
7Hale Waihona Puke 7801747NaI
MgO CaO SrO BaO
+1,-1
+2,-2 +2,-2 +2,-2 +2,-2
323
210 240 257 256
第三章 离子晶体 的晶格能
3.1 离子晶体的晶格能 3.2 菲尔斯曼能量相加公式 3.3 鲍林离子晶体法则 3.4 典型的离子结构
3.1 化学键及键参数 3.1.1 晶格能定义
晶格能 又称点阵能。被定义为在 0K、 1个标准压 力下, 1mol离子晶体转化成相互无限远离的气态离子时 内能的变化值,用符号L0表示。 (1mol) MXn Mn+(g)+nX-(g) L0=△U0θ 一般地,为了方便,设LT=L0 设此过程中的焓变为△HTθ △HTθ=△UTθ+△n(g)RT 根据前面所述,对于实验化学家来说,焓和能的 概念是严格区分的,但数据上是混淆使用的,因此可 将上式中的△n(g)RT忽略。于是 △HTθ≈△Utθ=LT≈L0
既然是静电引力,可以想象,正负离子的电 荷越高,核间距离越小,静电引力就越大,晶格 能就越大。相应地,其熔点、硬度就越大,这就 是如 MgO 、 CaO 以及 Al2O3 常被用来作高温材料 和磨料的原因。 既然是静电引力,可以预料,不同类型的离 子晶体,如 NaCl 型,配位数为 6 ; CsCl 型,配位 数为 8;ZnS 型,配位数为 4。这些离子晶体的一 种离子周围有不同数目的异号离子在相互作用, 其间的静电作用力显然是不一样的。事实上,不 同类型的晶体,有不同的马德隆常数值,从而有 不同的晶格能数据。

高中化学选修三第三章 第四节 离子晶体

高中化学选修三第三章  第四节 离子晶体

离子晶体 阴、阳 离子
原子晶体
分子晶体
金属晶体 金属阳离子 和自由电子
原子
分子
分子间作用 力(范德华 力或氢键)
离子键
共价键
金属键
类型 项目
离子晶体 原子晶体
分子晶体
金属晶体
确定作用 力强弱的 离子电荷、 键长(原 一般判断 半径 子半径) 方法
组成结构相 似时,比较 离子半径、 相对分子质 价电子数 量大小 差别较大(汞 常温下为液 态,钨熔点 为3 410 ℃) 差别较大
5.根据右图推测,CsCl 晶体中两距离最 近的 Cs 间距离为 a, 则每个 Cs 周围
+ +
6 ,每个 与其距离为 a 的 Cs+数目为__ 2a ,每个 Cs+周围距离相等且次近的 Cs+数目为___ 12 ,距离为____ 3a , 8 , Cs+周围距离相等且第三近的 Cs+数目为____ 距离为______ 8 每个 Cs+周围紧邻且等距的 Cl-数目为____________ 。 解析:以图中大立方体中心的 Cs+为基准,与其最近的 Cs+
4.离子晶体的晶格能是指气态离子形成 1 摩尔离子晶体释放的能量, 晶格能越大,形成的离子晶体越稳定,熔点越高,硬度越大。
离子晶体
晶格能
1.离子晶体的结构特点 (1)构成粒子: 阴离子 和 阳离子 。 (2)作用力: 离子键 。 (3)配位数:一个离子周围 最邻近 的异电性离子的数目。
[特别提醒] (1)离子晶体中不一定都含有金属元素,如 NH4NO3 晶 体;由金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶 体,如 AlCl3 晶体是分子晶体。 (2)离子晶体中除含离子键外不一定不含其他化学键, 如 CH3COONH4 中除含离子键外,还含有共价键、配位键。 (3)含有阳离子的晶体不一定是离子晶体, 也可能是金属 晶体。

名词解释

名词解释

第二章晶体结构1. 晶格能指将一克式量(与一摩尔相当的量)的离子晶体中各离子拆散成气态所需的能量(也称为点阵能)2. 电子亲合能气态原子获得一个电子所放出的能量,常用千卡/克原子(4200J/mol)表示。

元素的电子亲合能越大,则越易获得电子形成负离子。

3. 电离能指气态原子在最低能态失去电子所需的能量,常用千卡/克原子(4200J/mol)表示,从中性原子失去第一个电子所需的能量称第一级电离能;失去第二个电子所需的能量称第二级电离能,余类推。

元素的电离能越小,则越易失去电子形成正离子。

4. 电负性各元素的原子在形成价键时吸引电子的能力。

用以比较各种原子形成负离子或者正离子的倾向。

两元素的电负性差越大,所形成的键的极性就越强。

5. 原子配位数指一个原子邻近周围的同种原子的个数。

6. 离子配位数指一个离子邻近周围的异号离子的个数。

7. 面心立方密堆积等径球的一种最紧密堆积方式,球体按ABCABC、、、、、、层序堆积,将这些球体的球心联接起来,便形成面心立方格子,即在这种堆积方式中可以找出面心立方晶胞。

8. 六方密堆积等径球的一种最紧密堆积方式,球体按ABABAB、、、、、层序堆积,将这些圆球的球心联接起来,形成六方底心格子,即在这种堆积方式中可以找出面心立方晶胞。

9. 离子极化离子在外电场作用下,其大小和形状发生改变的现象。

10. 离子极化力一种离子使另一种离子发生变形(或极化)的能力。

即:反映离子极化其它离子的能力。

11. 离子极化率表征离子在外电场作用下,自身其大小和开头发生改变的难易程度,即变开性的大小,即反映离子本身被极化的难易。

12. 结晶化学定律晶体的结构取决于其组成质点的数量关系,大小关系与极化性能。

13. 静电键强度z 定义为阳离子电价Z除配位数n所得的商。

即:静电键强度:S=n14. 同质多晶现象化学组成相同的物质在不同的热力学条件下结晶形成结构不同的晶体的现象。

15. 变体及多晶转变:变体:由同质多晶现象面产生的每一种化学组成相同,而结构不同的晶体。

高中化学 3.4离子晶体第1课时离子晶体、晶格能学案 新人教版选修3

高中化学 3.4离子晶体第1课时离子晶体、晶格能学案 新人教版选修3

3.4 离子晶体第1课时离子晶体、晶格能学案(人教版选修3)[目标要求] 1.掌握离子键、离子晶体的概念;知道离子晶体类型与性质的关系。

2.掌握晶格能的概念和意义;知道晶格能的大小与晶体性质的关系。

一、离子晶体1.概念由________和________通过________结合而成的晶体。

2.决定晶体结构的因素离子晶体中离子的配位数是指一个离子周围最邻近的____________________。

决定离子晶体中离子配位数的因素有________因素、________因素、________因素。

(1)几何因素是指______________________________。

它是决定离子晶体结构的重要因素。

(2)电荷因素是指____________________。

如在NaCl晶体中每个Na+周围有____个Cl-,每个Cl-周围有____个Na+。

NaCl只是氯化钠晶体的__________,在晶体中不存在单个氯化钠分子,只有Na+和Cl-。

在CsCl晶体中每个Cs+周围有______个Cl-,每个Cl-周围有______个Cs+。

如果正、负离子的__________不同,正、负离子的________必定不相同,正、负离子的__________就不会相同。

如,在CaF2晶体中,Ca2+和F-的电荷比是________,个数比是________,Ca2+的配位数为________,F-的配位数为________。

(3)键性因素是指____________________。

3.性质(1)________较大,难于压缩;(2)熔、沸点________,难挥发;(3)不导电,但是在________或________中可导电。

二、晶格能1.概念离子晶体的晶格能是指________________________________________,能量取________。

离子晶体的晶格能是最能反映________________的数据。

2020高中化学 第三章 晶体结构与性质 第四节 离子晶体教案 选修3

2020高中化学 第三章 晶体结构与性质 第四节 离子晶体教案 选修3

第四节离子晶体[明确学习目标] 1。

能说明离子键的形成,能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质.2。

了解晶格能的应用,知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱.学生自主学习一、离子晶体1.定义:由□01阳离子和错误!阴离子通过错误!离子键结合而成的晶体.2.晶体结构的决定因素3.离子晶体的性质4.三种常见离子晶体的结构(1)NaCl型①如右图所示,每个Na+周围距离最近的Cl-是错误!6个(上、下、左、右、前、后各错误!1个,即配位数是错误!6),构成正八面体;每个Cl-周围距离最近的Na+也是错误!6个(即配位数是错误!6),构成正八面体。

由此可推知该晶体的化学式为错误!NaCl.②每个Na+周围距离最近的Na+是错误!12个(上层错误!4个,同层错误!4个,下层错误!4个),每个Cl-周围距离最近的Cl-也是错误!12个。

③每个晶胞中实际拥有的Na+数是错误!4,Cl-数是错误!4。

由此也可推知该晶体的化学式为错误!NaCl.(2)CsCl型①如下图,每个Cs+周围距离最近的Cl-是错误!8个(即配位数是错误!8),构成正六面体;每个Cl-周围距离最近的Cs+也是错误!8个(即配位数是错误!8),构成错误!正六面体。

由此可推知该晶体的化学式为错误!CsCl。

②每个Cs+周围距离最近的Cs+是错误!6个(上、下、左、右、前、后各错误!1个),构成错误!正八面体;每个Cl-周围距离最近的Cl-也是错误!6个,构成错误!正八面体。

③每个晶胞中实际拥有的Cs+数是错误!1____,Cl-数是错误!1。

由此也可推知该晶体的化学式为错误!CsCl.(3)CaF2晶体(如图所示)每个Ca2+周围最邻近的F-有错误!8个,即Ca2+的配位数为错误!8;每个F-周围最邻近的Ca2+有错误!4个,即F-的配位数为错误!4。

在CaF2晶体中,Ca2+和F-个数比是错误!1∶2,刚好与Ca2+和F -的电荷数之比相反。

第四节离子晶体第2课时

第四节离子晶体第2课时

△H2
D 、Na (g) - e- = Na+ (g) ; △H3
E、1/2Cl2(g)=Cl(g);
△H4
F、Cl(g) + e- =Cl-(g);
△H5
写出△H1与△H 、△H2、△H3、△H4、△H5之
间的关系是: △H1= △H+ △H2+ △H3+ △H4+ △H5
4. 中学教材上图示的NaCl晶体结构,它向三维空间延伸
6.02×1023
1 2
而此小正方体体积为
3
4
8
8
7
(a×10-8㎝)3
故NiO晶体密度为:
1
2
5
6
74.7g × 6.02×1023
1 2
(a×10-8㎝)3
=
62.0 a3
g.
㎝-3
得到完美晶体。NiO晶体结构与NaCl相同,Ni2+与邻近
的O2-核间距为a×10-8 ㎝,计算NiO晶体密度(已知NiO
摩尔质量为74.7g·mol-1)
解:在该晶体中最小正方体中所含的
N即i晶2+、体O中2-每个个数小均正为方: 体4×中18平=均12(含个有)1/2个
NiO.其质量为: 74.7g ×
BD..NNaaCCll、、CSOiO22、、SMiOg2O
3.下列热化学方程式中,能直接表示出氯化钠晶格
能的是___A___
A、Na+(g) + Cl- (g) = NaCl(s); △H
B、Na (s) + 1/2Cl2 (g) = NaCl(s); △H1
C、Na (s)= Na (g) ;
高中化学 选修3 第三章第四节

第三章 第四节 晶格能

第三章 第四节 晶格能
第三章
晶体结构与性质
第四节 离子晶体
第二课时
回顾:三种晶体结构与性质的比较
晶体类型 概念 原子晶体 分子晶体 金属晶体
相邻原子之间以共价 分子间以分子 键相结合而成具有空 间作用力相结 间网状结构的晶体 合而成的晶体
通过金属键 形成的晶体 金属键
金属阳离子 和自由电子
作用力 构成微粒
物 理 性 质 熔沸点 硬度 导电性
随堂练习
6.如图所示是某些晶体的结构,它们分别是NaCl、CsCl、 干冰、金刚石、石墨结构中的某一部分。
⑴ 其中代表金刚石的是(填编号字母,下同) _____,其中每个碳原子与____个碳原子最接近且距 离相等。金刚石属于____晶体。 ⑵ 其中代表石墨的是_______,其中每个正六边形 占有的碳原子数平均为______个。
格能的大小与离子晶体的 • 晶格能的大小与阴、阳离子所带电荷的乘积成正比, 熔点有什么关系?离子晶 与阴、阳离子间的距离成反比。
体的晶格能与哪些因素有 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. 关?
–形成的离子晶体越稳定;(离子键越强) –熔点越高;硬度越大。
晶格能越大:
总结1
• 离子晶体有什么特点? –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。且
5.参照下表中物质的熔点,回答有关问题:
物质 NaF NaCl 801 SiCl4 NaBr 755 SiBr4 NaI 651 SiI4 12.05 NaCl 801 SiCl4 KCl 776 RbCl 715 CsCl 646 PbCl4 熔点℃ 995 物质 SiF4
GeCl4 SnCl4
随堂练习
6.如图所示是某些晶体的结构,它们分别是NaCl、CsCl、 干冰、金刚石、石墨结构中的某一部分。

晶格能

晶格能
发现第一个稀有气体化合物的事实告诉我们,用热力学方 法对反应能量的估计,在指导新化合物的制备上是很有用的。
例2 关于O2+氧分子正离子的化合物的合成 由例1知道,将O2与PtF6放到一起就可以生成O2PtF6,且知
O2 O2++e △IHmθ(O2)=1175.7 kJ·mol-1 比较 △IHmθ(O)=1314 kJ·mol-1
=545 kJ·mol-1
于是△Hθ=△IHmθ(O2)+△IHmθ(F-,g)+△H1θ-△latHmθ =1175.7-270.7-377.5-545=-17.5 kJ·mol-1
分析可知,生成的过程是明显的熵减的过程,按△G=△H -T△S,当△S<-58.7J·K-1·mol-1时就会使△Gθ>0。所以△Gθ 可能是一个正值,计算的结果似乎有些令人泄气。
NaCl(s) L
-△fHm
Na+(g) + I
Na(g) + S
Na(s) +
Cl-(g) Ea
Cl(g) 1/2 B
1/2 Cl2(g)
L =(S+I)Na+(1/2 B+Ea)Cl-△fHm
这个热力学循环,称为玻恩-哈伯热化学循环(Born-Haber Cycle), 显然这个循环的理论基础是盖斯定律。
成焓来说明其稳定性,先写出CrCl的玻恩-哈伯热化学循环(类似于NaCl)。
CrCl(s)
Cr+(g) + Cl-(g)
L
I
Ea
Cr(g) + Cl(g)
-ห้องสมุดไป่ตู้fHm
S
1/2 B
Cr(s) + 1/2 Cl2(g)
L =(S+I)Cr+(1/2 B+Ea)Cl-△fHm

2019-2020学年第二学期人教版化学选修3章节突破:3.4 离子晶体【答案 解析】

2019-2020学年第二学期人教版化学选修3章节突破:3.4  离子晶体【答案 解析】

2
Li2O
的密度为
8×7+4×16 g·cm-3。 NA(0.466 5×10-7)3
【答案】 (1)520 498 2 908
8×7+4×16 (2)
NA(0.466 5×10-7)3
7/7
能与离子电荷的乘积成正比,与阴、阳离子的半径大小成反比。
q+·q- 晶格能=K×
r
(3)晶格能与晶体的性质:晶格能的数据可以用来说明许多典型
的离子晶体的物理、化学性质的变化规律,晶格能较大,晶体的熔、
沸点越高,硬度越大。
(4)部分晶体的晶格能与晶体的物理性质
晶格能与物理性质的对应关系,如下表所示:
晶格能与离子型化合物的物理性质
人教版化学选修 3:
——《离子晶体》章节突破
一、离子晶体的晶格能
(1)概念
晶格能是指 1 mol 的离子化合物中的阴、阳离子,由相互远离的
气态,结合成离子晶体时所释放出的能量或拆开 1 mol 离子晶体使之
形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。单位:kJ·mol-1。
(2)影响晶格能的因素:离子的电荷和阴、阳离子的大小。晶格
933 1013 1074 1261 2196 2703 2843 3073 2833
硬度(莫氏标准) - - - - 3.3 3.5 4.5 6.5 9.0
1/7
题型 1 化学键的概念与实质 【例 1】 现有如下各种说法: ①在水中氢、氧原子间均以化学键相结合; ②金属和非金属化合形成离子键; ③离子键是阳离子、阴离子的相互吸引; ④根据电离方程式 HCl=H++Cl-,可判断 HCl 分子里存在离子 键;
kJ·mol-1。晶格能是指气态离子结合生成 1 mol 晶体所释放的能量

人教版高二化学 选修3 第三章:3.4离子晶体——晶格能(共21张PPT)

人教版高二化学 选修3 第三章:3.4离子晶体——晶格能(共21张PPT)

晶胞的边长为a cm,设阿伏加德常数为
NA,则NaCl晶体的密度为:
g/cm3
————。
晶胞法:
4M a3•NA
小立方体法: 1 M
2
a/2
(
1 2
a
)3
•NA
a
如图直线交点处 的圆圈为NaCl晶体 中Na+或Cl-所处位置, 晶体中,每个Na+周 围与它最接近的且距 离相等的Na+个数为: ____ 12
数为多少? 4
3. 如图所示,在氯化钠晶体中,与 每个Na+等距离且最近的几个Cl-
所围 成的空间几何构型( B )
A. 十二面体 B. 正八面体 C. 正六面体 D. 正四面体
科学视野
含复杂离子的离子晶体 碳酸盐在一定温度下发生分解的规律?
课后小结:
课外活动: 完成 P83 第四点表格和练习册中的练习
及 “ 语 文 园 地”。 “ 语 文 园 地 ”包括 四个栏 目:我的 发现、 日积月 累、口 语
离子晶体种类繁多,结构多样 (41.)几氯种化钠常型见晶的离子晶体的晶胞结构:

Na+ Cl-
钠离和氯离子在晶胞中的位置:
氯离子:体心和棱中点; 钠离子:面心和顶点.
或者反之;交错排列
每个NaCl晶胞含Na+、Cl-的个数?
作业:P82 Ex 5 6
选做练习题:
如右下图所示是NaCl晶胞结构示意图, 请回答:
(1) 与某个Na+离子距 离最近的Na+离子共有
12 个,
(2) 这些Na+离子中心 围成的空间几何图形是
___十__四__面___体___。
与Na+最近的Na+的个数及围成的几何图 形

离子晶体及晶格能

离子晶体及晶格能
晶体具有较高的熔沸点、难挥发 2.硬度:离子晶体的硬度较大,难以压缩 3.导电性:离子晶体不导电,熔化或溶于水后能导电 4.溶解性:大多数离子晶体易溶于极性溶剂(如水),难溶于 非极性溶剂(如苯、汽油)
几大作用力
1.离子键、范德华力以及金属键无方向性无饱和性,更趋 向于紧密堆积; 而原子晶体中只有共价键,有方向性和饱和性,更趋向于 非紧密堆积 2.共价键、氢键都具有方向性和饱和性; 3.离子键、共价键、金属键均为化学键; 4.范德华力、氢键合称为分子间作用力,其不是化学键。
离子晶体及晶格能
三大晶体
晶体类型 实例 熔点
分子晶体 干冰
-78.5℃
物理性质:
金刚石——共价键
干冰 ——氢键和范德华力
钠 ——金属键
原子晶体 金刚石 3550℃
金属晶体 钠
97.72℃
化学性质:
金刚石——共价键
干冰 ——共价键
钠 ——金属键
离子晶体:由阴离子和阳离子结合而成的晶体 离子键:使阴阳离子结合成离子化合物的静电作用 静电作用包括:引力和斥力,其在任何方向上都有静电作用。
CsCl:体心立方堆积
CaF2:面心立方结构 的基础上体内加F
ZnS:与金刚石一样
配位数之比=阴阳离 子所带电荷数之比= 化学式中粒子数的反 比
影响晶体结构的因素
1.几何因素:晶体中正负离子的半径比(r+/r-)是决定离 子晶体结构的重要因素; 2.电荷因素:正负离子的电荷比也是决定离子晶体结构 的重要因素; 3.键性因素:离子晶体的结构类型还取决于离子键的纯 粹程度;
仔细回忆你本节课所学的知识点
1.离子晶体和离子键的定义 2.四大模型的分析 3.影响晶体结构的因素为?

同步练习 3.4.1 离子晶体、晶格能 (人教版选修3)

同步练习 3.4.1 离子晶体、晶格能 (人教版选修3)

3.4 离子晶体第1课时离子晶体、晶格能练基础落实知识点1 化学键与离子键1.现有如下各种说法:①在水中H、O原子间均以化学键相结合。

②金属和非金属化合形成离子键。

③离子键是阳离子与阴离子之间的相互吸引。

④根据电离方程式HCl===H++Cl-,判断HCl分子里存在离子键。

⑤H2分子和Cl2分子的反应过程是H2、Cl2分子里共价键发生断裂生成H、Cl原子,而后H、Cl原子形成离子键的过程。

其中正确的是( )A.①②⑤正确 B.都不正确C.④正确,其他不正确 D.仅①不正确2.下列性质中,可以证明某化合物内一定存在离子键的是( )A.可溶于水 B.具有较高的熔点C.水溶液能导电 D.熔融状态能导电知识点2 离子晶体与离子键3.下列说法正确的是( )A.一种金属元素和一种非金属元素一定能形成离子化合物B.离子键只存在于离子化合物中C.共价键只存在于共价化合物中D.离子化合物中必定含有金属元素4.下列说法正确的是( )A.离子晶体中可能含有共价键,但一定含有金属元素B.分子晶体中一定含有共价键C.离子晶体中一定不存在非极性键D.含有离子键的晶体一定是离子晶体知识点3 离子晶体的结构5.萤石(CaF2)晶体属于立方晶系,萤石中每个Ca2+被8个F-所包围,则每个F-周围最近距离的Ca2+数目为( )A.2 B.4 C.6 D.86.高温下,超氧化钾晶体呈立方体结构,晶体中氧的化合价部分为0价,部分为-2价。

如图为超氧化钾晶体的一个晶胞(晶体中最小的重复单元),则下列说法中正确的是( )A.超氧化钾的化学式为KO2,每个晶胞含有4个K+和4个O-2B.晶体中每个K+周围有8个O-2,每个O-2周围有8个K+C.晶体中与每个K+距离最近的K+有8个D.晶体中,0价氧原子与-2价氧原子的数目比为1∶1知识点4 离子晶体的性质特点7.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。

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704
3 791 3 401 3 223 3 054
661
2 852 2 614 2 430 1 918
3.1.2影响晶格能的因素:
① 离子的电荷(晶体类型相同时)
Z↑,U↑ 例:U(NaCl)<U(MgO)
② 离子的半径(晶体类型相同时) ③ 晶体的结构类型
R↑,U↓ 例:U(MgO)>U(CaO)
卡普斯金斯基(Kapustinskii)半经验公式:
U=1.202×105 [(Σn w+w-)/(r+r-)][1-34.6/(r++r-)] 其中: Σn为化学式中的离子数; w+w-为正负离子电荷数; r+r-为六配位的正负离子半径,单位pm; U的单位:kJ〃mol-1
3.1.3.2 Bohn-Lzmde公式
而对于晶格能U,可有下式计算
U=107.2*Σn* Z1*Z2/(r++r-)
其中: Σn为化学式中的离子数; Z1、Z2正负离子电荷数; r+、r-为六配位的正负离子半径, 卡普斯钦斯基只适用于不含强极化性质的离子 晶体和二元化合物的计算。
3.2.2 费尔斯曼改进公式
费尔斯曼把引起化学元素迁移的因素分为: 1、内部因素:与原子本身性质有关; 2、外部因素:周边环境引起的外部因素。 并提出: 能量位多面体的静电价 (SiO4)4- 四面体中,Z=+4,CN=4, S=4/4 (NaCl6) 八面体中,Z=+1,CN=6, S=1/6 (CsCl8) 六面体中,Z=+1,CN=8, S=1/8
=1.079×105×
3.1.3.3 水合能循环法
盖斯定律:1840
G.H.Hess(瑞士科学家)
化学反应分成二步或分几步完成,总反应的
rHm 等于各分步反应的和 rHm 3 = rHm 1 + rHm 2 + rHm3
溶解过程的热力学分析
为了探讨离子性盐溶解自由能变化的某些规律,先建立一个热力 学循环: △G θ
鲍林引入配位多面体来讨论和描述离子晶体结构, 并提出五个法则来鉴定复杂的离子晶体构造,探讨晶 体结构的规律性和稳定性。 1、配位多面体 2、静电价法则 3、多面体共用顶点、边和面法则 4、不同多面体的空间分布 5、配位多面体种类最少
3.3.1 第一法则:配位多面体
在离子晶体结构中,每个正离子被包围在负离子所 形成的多面体之间; 每个负离子占据多面体的顶角; 正离子与负离子之间的距离由离子半径和决定; 正离子的配位数取决与正负离子半径的比值,与离 子电价无关。
既然是静电引力,可以想象,正负离子的电 荷越高,核间距离越小,静电引力就越大,晶格 能就越大。相应地,其熔点、硬度就越大,这就 是如 MgO 、 CaO 以及 Al2O3 常被用来作高温材料 和磨料的原因。 既然是静电引力,可以预料,不同类型的离 子晶体,如 NaCl 型,配位数为 6 ; CsCl 型,配位 数为 8;ZnS 型,配位数为 4。这些离子晶体的一 种离子周围有不同数目的异号离子在相互作用, 其间的静电作用力显然是不一样的。事实上,不 同类型的晶体,有不同的马德隆常数值,从而有 不同的晶格能数据。
上述数据代入上式求得:
△ rHm,6 =-689.1kJ· mol-1
则:U =689.1kJ· mol1
例 2、
Na (s) → Na (g) 1/2Cl2(g) →Cl(g) Na (g) → Na +(g) +e Cl(g) → Cl- (g) +e Na +(g) + Cl- (g) → NaCl(s) △fH°=S +D/2+I+(-E)+(-U) -U = △fH°- S - D/2 – I + E =-411-109-121-496+349=-788kJmol-1 U= 788kJmol-1
McXa(s) I
s
m
cMa+(aq)

aXc-(aq)
θ △ G Ⅱ m h △latmGm θ cMa+(g) + aXc-(g) 可见,溶解过程的自由能变化,包括破坏晶体晶格和离子水 合两个过程的自由能变化。 △sGmθ =△latGmθ +△hGmθ =(△latHmθ+△hHmθ)-T(△latSmθ+△hSmθ) =△sHmθ-T△sSmθ 这说明,溶解自由能变取决于溶解焓效应和溶解熵效应两项 。
玻恩-朗德导出了一个计算晶格能的公式:
NAMZ+Z-e2 1 对于二元型离子化合物的晶体 L= 4π r (1-n ) 0 0 其中NA为阿佛加德 罗常数, M 马德隆常数 (Madelung) ,该常数随 晶体的结构类型而异( 见 2 - 1) ; Z+ 、 Z - 分别 是正负离子的电荷数值, e 为电子电量, 0 为介电 常数,r0为相邻异号离子 间的平衡距离,即正负 离子半径之和。 n为玻恩指数 (见下表), 随离子的电子构型而变 化;
化合物
NaF
离子电荷 Ro /pm
+1,-1 231
ΔU/kJ· mol-1 t (m. p.)/℃
923 993
NaCl
NaBr
+1,-1
+1,-1
282
298
786
747
801
747
NaI
MgO CaO SrO BaO
+1,-1
+2,-2 +2,-2 +2,-2 +2,-2
323
210 240 257 256
注意; 半径比值决定多面体的形状; 半径和决定多面体的大小
3.3.2 第二法则:静电价法则
在一个稳定的配位结构中,每一个阴离子的电价等 于或近乎等于从邻近的阳离子到该阴离子的各离子键 强度的总和。 在多面体搭构的晶体构造中,解决几个多面体共享 一个顶角的问题。其中静电价S表示配位多面体中阳离 子与阴离子之间键的强度,其大小可表示为: S=Z/CN 其中: Z:阳离子电价 CN:阳离子配位数
第三章 离子晶体 的晶格能
3.1 离子晶体的晶格能 3.2 菲尔斯曼能量相加公式 3.3 鲍林离子晶体法则 3.4 典型的离子结构
3.1 化学键及键参数 3.1.1 晶格能定义
晶格能 又称点阵能。被定义为在 0K、 1个标准压 力下, 1mol离子晶体转化成相互无限远离的气态离子时 内能的变化值,用符号L0表示。 (1mol) MXn Mn+(g)+nX-(g) L0=△U0θ 一般地,为了方便,设LT=L0 设此过程中的焓变为△HTθ △HTθ=△UTθ+△n(g)RT 根据前面所述,对于实验化学家来说,焓和能的 概念是严格区分的,但数据上是混淆使用的,因此可 将上式中的△n(g)RT忽略。于是 △HTθ≈△Utθ=LT≈L0
3.1.3 晶格能的计算
波恩-哈勃循环 玻恩-兰达公式 水合能循环法
1 θ Δ H S I D ( E) ( U) f 2 1 θ U Δ H S I D E f 2
3.1.3.1 波恩-哈勃循环
例 1、
1 K (s) + Br2 (l) 2
气化热
L0=
1.214×105×
Z+Z- × (1 - 34.5/r ) 0 r
0
上式还可简化为: L0= 1.079×105× Z+Z- × r
0
加上精确式 1.389×105MZ+Z- 1 L0= (1- ) kJ· mol-1 r0 n 所以,晶格能共有三个计算公式。
分别以这三个公式计算NaCl的晶格能有 Z+Z- L0= (1-1/n) r0 =1.389×105×1.748×1×1(1-1/8)/276 =770 kJmol-1 1.389×105×M× Z Z L0= 1.214×105×× + - (1-34.5/r0) r0 5 =1.214×10 ×2×1×1(1-34.5/276)/276 =770kJmol-1 Z+Z- L0 × r0 =1.079×105×2×1×1/276 =782 kJmol-1

由正、负离子构成的晶体 , 玻 恩指数 n 为正、负离子玻恩指数的 平均值。以NaCl为例,Na+有Ne的 结构,玻恩指数取7,Cl-有Ar的结 构,玻恩指数取9,对NaCl,n=(7 +9)/2=8。
代入相应的数值并经过单位换 算,得到: 1.389×105MZ+Z- 1 L0= (1- ) kJ· mol-1 r0 n 由这个公式算出的值一般比较精确。但是,对结构尚未知道, 的离子化合物来说,马德隆常数数值是无法确定的。卡普斯钦斯 基找到了一条使用避免马德隆常数的计算公式,即M大约同成正 比(=n++n-,其中n+、n-分别是离子晶体化学式中正、负离子的 数目), 于是,晶格能计算公式变为:
其中的能量系数概念简化了晶体化学第二定律。
费尔斯曼认为同种离子在各种不同的离子化合物的 晶格能U中所做地的贡献大同小异,可以将这种贡献作 为化合物晶格能总值中的一个常数表示出来。故晶格 能的计算公式可以简化为:
U=107.2*(B/r1+C/r2)
不同离子或离子团的费尔斯曼能量常数
3.3 鲍林离子晶体法则
晶体结构中离子键的强度总和为: ξ= Σs= ΣZ/CN 其中: ξ为阴离子的电价 Σs为该阴离子形成的离子键的离子键强度总和。 静电价法则适用于全部的离子化合物,计算出的ξ 和阴离子电价一般符合,但在稳定性较差的晶体结构 中,会有差别,但不会超过15%.
静电价法可以用来讨论阳离子在硅酸盐中的分配。 在岛状硅酸盐中,阳离子一般是高电价,低 配位或中等电价、中等配位 ,离子没有配位数很大 的低价离子K、Na; 在骨架状的硅酸盐中,阳离子一般都是低电 价、两个配位的 Na 、 K 、 Ca 等离子,而没有那些 高电价、低配位或中等电价、中等配位的离子。 骨架状的硅酸盐中,SiO4四面体中的一个氧已经 与 [AlO4] 四面体共用一个角顶,这个氧只余下 2(4/4+3/4)=1/4的离子键强度,它很难被高电价、 低配位的离子所平衡;但容易被低电价、高配位 的离子所平衡。
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