第四节离子晶体
第四节 离子晶体(第1课时)
【小结】本节的两个重点:
1、四种典型的离子晶体的结构。
2、影响离子晶体配位数的因素。
作业
自主学 P89 5、6、7、10。
6 NaCl
8 CsCl
1子的半径比越大， 离子的配位数越大。
【巩固练习】
1、已知KCl的晶体结构与NaCl的相似，则KCl晶体中 K+的 C.N.是 6 ，Cl-的C.N.是 6 。
2、现有甲、乙、丙(如下图》三种晶体的晶胞： (甲中x处于晶胞的中心，乙中a处于晶胞的中心)， 4:3 可推知：甲晶体中x与y的个数比是__________， 1:1 4 乙中a与b的个数比是_______，丙晶胞中有_______个 4 c离子，有_________个d离子。
高中化学 选修3
第三章第四节
离子晶体
【复习回顾】 1、什么是离子键？什么是离子化合物？
2、下列物质中哪些是离子化合物？ Na2O NaOH 干冰 H2SO4 K2SO4 NH4Cl NaCl
一、离子晶体
1、离子晶体的定义：由阳离子和阴离子 通过离子键结合而形成的晶体。 （1）常见的离子晶体有： 活泼金属氧化物、强碱、绝大多数盐。 （2）不存在单个小分子，为“巨分子”。
例题: 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
CsCl晶胞
（1）1个CsCl晶胞中，有 1 个Cs+，有 1 个Cl－。 （2）在CsCl晶体中， Cs+的配位数为 8 ， Cl－的配位数为 8 。 （3）在CsCl晶体中，每个Cs+周围与它最接 近且距离相等的Cs+共有 6 个，形成 正八面体 形。
第四节 离子晶体
第三章第四节离子晶体第一课时教学目标1．使学生理解氯化钠、氯化铯等典型离子晶体的结构模型及其性质的一般特点。
2．使学生理解离子晶体的晶体类型与性质的关系。
3．复习已学过原子结构、元素周期表、化学键、分子极性等相关基础知识，帮助学生形成知识网络。
4．掌握根据晶体结构模型计算微粒数的一般方法。
教学重点、难点：1、NaCl和CsCl的晶胞结构及离子晶体的物理性质的特点2、离子晶体配位数及其影响因素教学过程(一)引入新课[复习提问] ]1、什么是离子键？什么是离子化合物？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？Na2O NH4Cl O2Na2SO4NaCl CsCl CaF23、我们已经学习过几种晶体？它们的构成微粒和微粒间的相互作用分别是什么？[课题板书] 离子晶体一、离子晶体1、概念：离子间通过离子键形成的晶体2、空间结构以NaCl、CsCl为例来，以媒体为手段，攻克离子晶体空间结构这一难点[针对性练习][例1]如图为NaCl晶体中取出一部分的结构图，图中直线交点处为NaCl晶体中Na+与Cl-所处的位置(不考虑体积的大小)。
(1)若该立方体中心处是一钠离子，请将图中代表Na+的小圆用笔涂黑，以完成NaCl晶体结构示意图。
分析这个立方体示意图中共有多少个“NaCl”单元？(2)从晶胞中分析Na+周围与它最近且距离相等的Na+共有多少个?[解析]下图中心圆甲涂黑为Na+，与之相隔均要涂黑（1）图中大立方体是NaCl的晶胞。
由8个小立方体构成，由于顶点上的微粒是由八个相同的立方体共用、棱上的微粒是由四个相同的立方体共用、面上的微粒是由两个相同的立方体共用。
可如下计算晶胞中钠离子、氯离子个数：计算在该晶胞中含有Na+的数目。
在晶胞中心有1个Na+，在棱上共有12个Na+，又因棱上每个Na+又为周围4个晶胞所共有，所以该晶胞独占的是12×1/4=3个，该晶胞共有的Na+为4个。
第四节离子晶体
Na
电子转移
+11
281
782
+17
Cl
稳定
+11
Na+
28
8 8 2 +17
Cl
Na+
-
Cl－
一、离子晶体 1、定义: 离子间通过离子键结合而成的晶体。
2、构成和作用力
阴阳离子和离子键
NaCl晶体
每个Na+同时 吸引几个Cl- ?
每个Na+同时吸引6个Cl-
每个Cl-同时 吸引几个Na+?
【总结归纳】物质的熔点与晶体类型的关系 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。
四种晶体的结构和性质比较
类型
项目
原子 离子晶体 晶体
1 1 解析： A。 选 晶胞中 K 的数目为 8× ＋6× 8 2 1 － ＝4，O2 的个数为 12× ＋1＝4，故超氧化钾的 4 化学式为 KO2。设晶体中 0 价氧原子和－2 价氧 －2y 1 x 3 原子数分别为 x、y，则有 ＝－ ，即 ＝ ； 2 y 1 x＋y ＋ － － 晶体中每个 K 周围有 6 个 O2 ， 每个 O2 周围有 ＋ ＋ ＋ 6 个 K ；与每个 K 最近的 K 有 12 个。
q1 q2 r
二、晶格能 1．概念： 气态离子 形成1mol 离子晶 体 释放的能量。 2．影响晶格能大小的因素 (1)离子所带电荷：离子所带电荷 越多， 晶格能越大。 (2)离子的半径：离子的半径越 小 ，晶格 能越 大 。 3．晶格能的作用 晶格能直接反映离子晶体的稳定性 。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 。
人教版高中化学选修3---第四节-----离子晶体讲解及习题
1.了解离子晶体的结构特点。
2.能根据离子晶体的结构特点解释其物理性质。
3.了解晶格能的定义及应用。
细读教材记主干1．什么是离子键？其成键微粒有哪些？提示：带相反电荷离子之间的相互作用叫作离子键，其成键微粒是阴、阳离子。
2．由离子键构成的化合物叫离子化合物；离子化合物一定含离子键，可能含共价键，含离子键的化合物一定是离子化合物。
3．离子晶体是由阴、阳离子通过离子键结合而成的晶体。
决定离子晶体结构的重要因素有：几何因素(正负离子的半径比)，电荷因素(正负离子的电荷比)，键性因素(离子键的纯粹程度)。
4．离子晶体硬度较大，难以压缩，具有较高的熔点和沸点，固体不导电，溶于水或在熔融状态下可以导电。
[新知探究]1．概念由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。
(1)构成粒子：阳离子和阴离子。
(2)作用力：离子键。
2．决定晶体结构的因素3．熔、沸点熔、沸点较高，难挥发硬度硬度较大，难以压缩溶解性一般在水中易溶，在非极性溶剂中难溶1．离子晶体中的“不一定”(1)离子晶体中不一定都含有金属元素，如NH4NO3晶体。
(2)离子晶体的熔点不一定低于原子晶体，如MgO的熔点(2 800 ℃)高于SiO2的熔点(1 600 ℃)。
(3)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。
(4)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是分子晶体。
(5)含有阳离子的晶体不一定是离子晶体，也可能是金属晶体。
(6)离子晶体中不一定不含分子，如CuSO4·5H2O晶体。
[对点演练]1．(2016·邢台高二检测)CaC 2晶体的晶胞结构与NaCl 晶体的相似(如图所示)，但CaC 2晶体中由于哑铃形C 2－2的存在，使晶胞沿一个方向拉长。
下列关于CaC 2晶体的说法中正确的是( )A ．1个Ca 2＋周围距离最近且等距离的C 2－2数目为6 B ．该晶体中的阴离子与F 2是等电子体C ．6.4 g CaC 2晶体中含阴离子0.1 molD ．与每个Ca 2＋距离相等且最近的Ca 2＋共有12个解析：选C 依据晶胞示意图可以看出，晶胞的一个平面的长与宽不相等，再由图中体心可知1个Ca 2＋周围距离最近的C 2－2有4个，而不是6个，故A 错误；C 2－2含电子数为2×6＋2＝14，F 2的电子数为18，二者电子数不同，不是等电子体，故B 错误；6.4 g CaC 2为0.1mol ，CaC 2晶体中含阴离子为C 2－2，则含阴离子0.1 mol ，故C 正确；晶胞的一个平面的长与宽不相等，与每个Ca 2＋距离相等且最近的Ca 2＋应为4个，故D 错误。
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
第四节离子晶体
第四节离子晶体
第1课时
教学内容分析：
本节课内容选自人教版选修3《物质结构与性质》第三章第四节（第1课时）。
晶体结构的知识比较抽象，传统的教学方法很难将重难点突破。
本节课利用实物模型，3D多媒体动画和生活中鲜活例子，将空间的、抽象的晶体结构与直观形象的模型和实物联系起来，把实物模型转化成学生头脑中的思维模型以帮助学生知识的理解和内化，使学生能真切地感知微观世界的精彩和奇妙。
学生具备了离子键、离子半径、离子化合物等基础知识，本节直接给出氯化钠、氯化铯晶胞，然后在科学探究的基础上介绍影响离子晶体结构的因素，通过掌握典型的离子晶体模型来进一步理解离子晶体结构特点，为学习晶格能作好知识的铺垫。
教学目标设定：
【知识目标】
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．学会从不同角度去分析、探究离子晶体的化学组成（化学式的由来）。
3．理解配位数概念，通过探究知道离子晶体的配位数与离子半径比的关系。
【能力目标】
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。
【情感目标】
让学生真切感知和体会微观世界的精彩和奇妙，激发学生的求知欲。
教学重点难点：
1、理解氯化钠、氯化铯、氟化钙的晶体结构。
2、离子晶体配位数及其影响因素。
教学方法：分析、归纳、讨论、探究、实物、多媒体教学
教学过程设计：
板书设计：（略）。
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;。
邳州市第二中学2013年高中化学选修三课件第四节 离子晶体
稳定性 最能反映离子晶体________的数据。晶格 稳定 能越大，形成的离子晶体越______，而且
越高 越大 熔点_____，硬度______。
想一想 2．NaCl与KCl，NaCl与MgCl2哪一个晶格能
更大？
提示：晶格能：NaCl＞KCl；MgCl2 ＞NaCl。
自主体验
1.(2012· 哈尔滨高二质检)离子晶体不可能具
③每个晶胞中平均含有Cs＋的数目是8×1/8 ＝1，Cl－的数目也是1，由此亦可推知该晶
体的化学式为CsCl。
(3)CaF2型晶体结构模型
①Ca2＋的配位数是8：每个Ca2＋周围同时吸 引着最近且等距离的F－是8个，构成正六面 体；F－的配位数也是4：每个F－周围同时吸 引着最近且等距离的Ca2＋是4个，构成正四 面体。由此可推知该晶体的化学式为CaF2。
铯晶体中Cs+和Cl-的个数比为1∶1。
要点2
离子晶体的物理性质
探究导引3 影响离子键强弱的因素有哪些? 提示：离子半径和离子所带电荷数。一般地， 阴、阳离子半径越小，所带电荷数越多，则离 子键就越强。
要点归纳 1.熔、沸点 具有较高的熔、沸点，难挥发。因为在离子 晶体中，阴、阳离子间有较强的离子键，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。
体中阴、阳离子个数比的最简式。如：在
NaCl和CsCl晶体中，都不存在单个的NaCl 和CsCl分子。而Na2O2的阴离子为 O2－ ， 2 阳离子为Na+，故晶体中阴、阳离子的个数 比为1∶2，而不是1∶1。
2. 属于NaCl型的离子晶体还有KCl、NaBr、 LiF、CaO、MgO、CaS等；属于CsCl型的 离子晶体还有CsBr 、CsI、 NH4Cl等。
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
《第四节 离子晶体》教学设计(四川省县级优课)
2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s+的C.N.是____ Cl-的C.N.是_____.
CaF2晶体中Ca2+的C.N.是____ F-的C.N.是_____.
[板书]（3）影响阴、阳离子的配位数的因素|
①正、负离子半径比的大小
②正、负离子所带电荷的多少
[学生活动]四种类型晶体的比较
晶体类型
离子晶体
分子晶体
原子晶体
金属晶体
构成粒子
粒子间相互作用
可能的相互作用
硬度
熔沸点
导电性
溶解性
典型实例
[科学视野]学生自学
[课内练习]
1、下列含有极性键的离子晶体是（）
1醋酸钠②氢氧化钾③金刚石④乙醇⑤氯化钙
（3）影响阴、阳离子的配位数的因素|
①正、负离子半径比的大小
②正、负离子所带电荷的多少
教学操作过程设计（重点写怎么教及学法指导，含课练、作业）
个人备课
[引入]1.通过观看火山爆发视频，得到火山爆发产生的物质？
2、硅酸盐是什么化合物？是什么晶体？
[板书]一、离子晶体
[展示]NaCl、CsCl晶体模型
[板书]阴、阳离子通过离子键形成离子晶体
离子晶体
阴离子的配位数
阳离子的配位数
NaCl
CsCl
（2）决定离子晶体结构的主要因素：正、负离子的半径比
[投影]
离子
Na+
Cs+
Cl-
离子半径/pm
95
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
第三章第四节 离子晶体
第四节离子晶体1.理解离子晶体的概念、构成及物理性质。
2.能用离子键的有关理论解释离子晶体的物理性质。
3．了解几种常见的离子晶体的晶胞结构。
4.了解晶格能的概念及意义。
离子晶体[学生用书P49]1．离子晶体(1)定义：离子晶体是由阴离子和阳离子通过离子键结合而成的晶体。
(2)离子晶体的构成微粒是阴离子和阳离子。
(3)离子晶体微粒间的作用力是离子键。
2．决定离子晶体结构的因素(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。
(4)大多数离子晶体易溶于极性溶剂(如水)，难溶于非极性溶剂(如苯和CCl4)。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)离子晶体一定是离子化合物。
()(2)离子晶体中只含离子键。
()(3)含有离子的晶体一定是离子晶体。
()(4)由金属与非金属形成的晶体，属于离子晶体。
()(5)离子晶体的熔点一定低于原子晶体的熔点。
()(6)离子晶体受热熔化，破坏化学键，吸收能量，属于化学变化。
()(7)NaCl和CsCl晶体中，每个离子周围带相反电荷离子的数目分别是6和8，由此知离子键有饱和性和方向性。
()答案：(1)√(2)×(3)×(4)×(5)×(6)×(7)×2．下列关于离子晶体的性质的叙述正确的是()A．熔、沸点都较高，难以挥发B．硬度很小，容易变形C．都能溶于有机溶剂而难溶于水D．密度很小解析：选A。
离子晶体中的阴、阳离子通过一种强烈的相互作用——离子键结合在一起，离子键的键能较大，且极性很强，除了有些在极性溶剂中容易断裂外，其他的必须在高温下才能断裂，所以其熔、沸点都较高，不易挥发，硬度较大，不易变形，难溶于有机溶剂。
又因为在离子晶体中，较大的离子采取密堆积形式，较小离子填空隙，所以密度一般都较大。
1．物理性质与结构的关系(1)离子晶体具有较高的熔、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。
高二化学选修3离子晶体
精选2021版课件
5
6、影响离子键强弱的因素：
离子半径和 离子电荷
F
K
Q1Q2 r2
同种类型的离子晶体，通常离子半径 越 、小离子带电荷越 多，离子键就越 。 离强子 键 越 强 ， 破 坏 它 所 需 能 量 就 越 。熔点大就越 。 高
精选2021版课件
6
7、离子键的特征
• 没有方向性：
阴阳离子是球形对称的，电荷的分布也是 球形对称的，它们在空间各个方向上的静电 作用相同，都可以和带不同电荷的离子发生 作用
第四节 离子晶体
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1
知识回顾：离子键
1、 使阴、阳离子结合成离子称化为合物离的子静键电作。用
2、成键的微粒：阴、阳离子 3、成键的本质：阴阳离子间的静电作用
4、成键的条件：活泼金属元素的原子和活 泼的非金属元素的原子
形成条件：一般电负性差值大于1.7
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4
5.常见的离子化合物 思考
分子组成的是
A.NH4Cl
B.SiO2
ห้องสมุดไป่ตู้
C.P4 D.Na2SO4
问题反思——化学式能否表示分子，关 键能判断该物质是否分子晶体
精选2021版课件
37
4.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 12个二氧化碳分子
哪些物质中含有离子键？
1、活泼的金属元素（IA、IIA）和活泼的非金 属元素（VIA、VIIA）形成的化合物。
高中化学 人教版选修3 第3章第4节 离子晶体(教学设计、教案、学案
第4节离子晶体第一课时离子晶体学习目标：1.能通过电子的得失来说明离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征来解释其物理性质。
2.了解NaCl晶体、CsCl 晶体、CaF2晶体的结构，掌握阴、阳离子的配位数。
3.了解影响晶体中离子配位数的因素——几何因素和电荷因素。
[知识回顾]1．什么是离子键？什么是离子化合物？答：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键叫做离子键。
含有离子键的化合物称为离子化合物。
2．下列物质中属于离子化合物的是①②④⑤⑥⑦，只含离子键的离子化合物是①⑤⑥⑦。
①Na2O②NH4Cl③O2④Na2SO4⑤NaCl⑥CsCl⑦CaF23．我们已经学习过几种晶体？它们的结构微粒和微粒间的相互作用分别是什么？答：晶体类型分子晶体原子晶体金属晶体结构微粒分子原子金属阳离子和自由电子微粒间的相分子间作用力共价键金属键互作用力1．离子键(1)离子键的实质：是静电作用，它包括阴、阳离子之间的引力和两种离子的原子核之间以及它们的电子之间的斥力两个方面，当引力与斥力之间达到平衡时，就形成了稳定的离子化合物，它不显电性。
(2)离子键的特征：没有方向性和饱和性。
因此，以离子键结合的化合物倾向于形成紧密堆积，使每个离子周围尽可能多地排列异性电荷的离子，从而达到稳定的目的。
2．离子晶体(1)离子晶体：阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体称为离子晶体。
(2)常见离子晶体的配位数：在NaCl晶体中阳离子和阴离子的配位数都是6；在CsCl晶体中，阳离子和阴离子的配位数都是8；在CaF2晶体中，Ca2＋的配位数为8，F－的配位数为4。
(3)离子晶体中阴阳离子配位数的决定因素：几何因素、电荷因素和键性因素。
(4)离子晶体的物理性质：硬度大，难压缩，熔、沸点高。
知识点一离子键与离子晶体1．离子键(1)成键元素：活泼金属元素(如K、Na、Ca、Ba等，主要是第ⅠA族和第ⅡA族元素)和活泼非金属元素(如F、Cl、Br、O等，主要是第ⅥA族和第ⅦA族元素)相互结合时多形成离子键。
离子晶体
(3)CaF2型晶胞
①Ca2+的配位数：8 ②F-的配位数：4 ③一个CaF2晶胞中含： 4个Ca2+和8个F-
NaCl的晶体结构模型
---Cl-
--- Na+
三、晶格能
1、定义：气态离子形成1摩离子晶体时释放的能量。 2 、影响因素：晶格能的大小与离子带电量成正比, 与离子半径成反比. 3、晶格能与离子晶体的性质关系 晶格能越大：形成的离子晶体越稳定； 熔点越高； 硬度越大。 （离子键越强）
CsCl
5、决定离子晶体结构（配位数）的因素
1、几何因素
NaCl:95/181=0.525
CsCl:169/181=0.933
一般：正负离子的半径比越大,配位数越多.
配位数 半径比
4
0.2~0.4
6
0.4~0.7
8
0.7~1.0
空间构型
ZnS
NaCl
CsCl
5、决定离子晶体结构（配位数）的因素
几何因素
q1 q2 晶格能 r
2） 氯化铯晶胞
注意Cs+、Cl－离 子的排布位置
2） CsCl晶胞
（1）每个晶胞含( 1
个”CsCl”？
)
（2）在氯化铯晶体中， Cs+配位数为（ 8 ），Cl配位数为（ 8 ）； Cs+周围的Cl-在空间构成的 几何构型为 正方体 。 （3）每个Cs+周围距离相等且最近的Cs+ 共有 6 ；这几个Cs＋ 在空间构成的几 何构型 正八面体 。那氯离子呢？
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
离子键的纯粹因素
练习. ZnS晶体中负离子的配位数是4,正离子 的配位数为多少？4
第四节 离子晶体1
4、六方ZnS型
结构基元: 2(A-B)
（1）点阵结构：六方H （2）负离子堆积方式： A3型 （3）正离子所处空隙种类：四面体（1/2） （4）正负离子配位数比：4：4 六方ZnS中有2个S原子，2个Zn原子，分数坐标为：
ε0 = 8.854×10-12C2J-1m-1 真空电容率； Z+ 、Z -:分别为正负离子所带的电荷； A：马德隆常数，与晶体结构类型有关，不同的晶体结构形式其值不同。
NaCl型晶体：A=1.7476；
m：玻恩指数
离子的电子构型 He Ne Ar,Cu+ Kr,Ag+ Xe,Au+
m
57
9
10
12
二、 离子晶体的点阵能
（一）点阵能的计算
1．定义： 0K时，1mol正、负离子，由相互远离的 气态结合成离子晶体所放出的能量。称为点阵能， 若用化学反应式表示为：
μMZ+(g)+ χXZ－(g)
MμXχ(s)+ U (点阵能）
式中：U为反应的内能改变量，即为MμXχ(s)的点阵 能。点阵能可用来表示离子键的强弱，点阵能负值 越大，离子键就越强，晶体越稳定。
例题：用X-射线测得NaCl的晶胞参数a =5.628 0A, 计算NaCl晶体的点阵能。
解：NaCl晶体为立方面心结构： re =1/2 a = 2.814 0A = 2.814×10-10m A=1.7476 m =(7+9)/2= 8
U
Z
Z
e2
AN
A
(1
1
)
4 0 re
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第四节离子晶体
第二课时
【学习目标】
1.能识别氯化钠、氯化铯、氟化钙的晶胞结构。
2.学会离子晶体的性质与晶胞结构的关系。
3.通过碳酸盐的热分解温度与阳离子半径的自学，拓展学生视野。
4.通过分析数据和信息，能说明晶格能的大小与离子晶体性质的关系。
【学习过程】
【复习回顾】
1.离子晶体是的概念？
2.离子晶体的配位数是指，
影响离子晶体配位数的因素有：。
【知识梳理】
二、晶格能
1.定义：。
2.规律：
（1）离子电荷越，离子半径越，则离子晶体的晶格能越。
（2）晶格能越，形成的离子晶体越，熔点越，硬度越大。
3.岩浆晶出规则：晶格能越高的晶体，越稳定，越容易在岩浆冷却过程中先结晶析出。
（美
国矿物学家鲍文）
4.离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体的比较
注：石墨属于混合晶体。
【典题解悟】
例1：NaF、NaI、MgO晶体均为离子晶体，根据下列数据，这三种晶体的熔点高低顺序是
A.①>②>③
B.③>①>②
C.③>②>①
D.②>①>③
解析：离子晶体的熔点与离子键的强弱有关，而离子键的强弱可用晶格能来衡量。
晶格能∝
r q
q2
1
，即离子所带电荷数越多，离子间距离越小，晶格能越大，离子键越强，熔点越高。
故答案为B。
答案：B
例2.研究离子晶体，常考查1个离子为中心时其周围不同距离的离子对它的吸引和排斥的静电作用力。
设NaCl晶体中Na+与离它最近的Cl-之间的距离为d,以其中1个Na+为中心，其他离子可看做围绕此Na+分层排布，则：
（1）第二层离子是离子，有个，离中心离子的距离为。
（2）纳米材料的表面原子占总原子数的比例极大，这是它具有许多特殊性质的根本原因。
假设某氯化钠纳米颗粒的大小和形状恰好和NaCl晶胞的相同，求这种纳米颗粒的表面原子占总原子数的百分比。
（3）假设某氯化钠颗粒也是立方体，但其边长为NaCl晶胞边长的10倍，试估算表面原子占总原子数的百分比。
解析：解本题时，要弄清NaCl 晶体的排列规则，如图所示，●为Cl －，×为Na +，Na +
处于立方
体的中心和12条棱的中心，Cl -处于立方体的顶点和面心。
离中心Na +
最近的是6个处于面心的
Cl —（第一层），其次近的是12个Na +（第二层）。
将Na +和Cl -均看成小球，它们的间距为d ，则
在1个NaCl 晶胞中共有小球3×3×3=27个，其中只有1个处于体心，另外26个都在表面上，所以表面原子占原子总数的百分比是很容易得出。
假设将晶胞的立方体边长扩大为原来的10
倍，从其表面图可以看出，晶体的边长为20d ，可放2×10+1=21个小球，所以共有213
=9 261
个小球；其中，顶点8个，棱心：21-2=19个，面心：192=361个。
所以，表面球为8+19×12+19
2
×6=2 402个。
由此得到答案为92612402
×100%=26%。
【当堂检测】
1．决定离子晶体结构的重要因素是
A ．阳离子的半径
B ．阴离子的半径
C ．正负离子的半径比
D ．正负离子的电荷比 2．离子晶体之间的决定于离子键的大小，下列按离子键由大到小排列的是
A ．NaF>NaCl>NaBr>NaI
B ．Na 2O >Na 2S>NaCl>NaI
C ．NaCl>CaCl 2>MgCl 2>AlCl 3
D ．MgCO 3> CaCO 3> SrCO 3> BaCO 3 3．下表是几种碳酸盐的分解温度和阳离子半径
分析上表可以得出
A ．离子晶体中阳离子的半径越大，越易分解
B．离子晶体中阳离子的半径越小，越易分解
C．离子晶体中阳离子的半径越大，结合碳酸根中的氧离子越容易
D．离子晶体中阳离子的半径越小，结合碳酸根中的氧离子越容易
4．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．8
5．氟化钙的晶胞如下图所示
则Ca2+和F-的配位数分别为
A．6、6 B．12、12 C．8、4 D．8、8
6．认真分析NaCl和CsCl的晶体结构，判断下列说法错误的是
A．NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体
B．NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子个数比相同，所以阴、阳离子的配位数相等
C．NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子的配位数分别为6和8
D．NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体，所以阴、阳离子半径比相同
7.某物质的晶体中，含A、B、C三种元素，其排列方式如右图所示（其中前后两面心上的B 原子不能画出），晶体中A、B、C的原子个数比依次为 ( )
A．1：3：1 B．2：3：1
C．2：2：1 D．1：3：3
8．如图所示，食盐晶体是由钠离子（图中的“●”）和氯离子（图中的“○”）组成的，且均为等距离的交错排列。
已知食盐的密度是2.2g·cm—3,阿伏加德罗常数6.02×1023mol—1。
在食盐晶体中两个距离最近的钠离子中心间的距离最接近于（）
A．3.0×10—8cm B．3.5×10—8cm C．4.0×10—8cm D．5.0×10—8cm
9．在NaCl晶体中与每个Na+距离等同且最近的几个Cl-所围成的空间几何构型为
A.正四面体
B.正六面体
C.正八面体
D.正十二面体
10.晶格能越大,形成的离子晶体_________________________,而且熔点_______________,硬度______________.典型的离子晶体，晶格能的大小与离子所带的电荷和离子半径的关系一般是：离子电荷越高，晶格能，离子半径越大，晶格能。
11．如图为NaCl晶体结构图，图中直线交点处为NaCl晶体中Na+与Cl-所处的位置(不考虑体积的大小)。
(1)请将其代表Na+的用笔涂黑圆点，以完成 NaCl晶体结构示意图。
并确定晶体的晶胞，分析其构成。
(2)从晶胞中分Na+周围与它最近时且距离相等的 Na+共有多少个?
参考答案
1．C 2．A 3．A C 4．B 5．C 6．BD 7．A 8．C 9．C 10、越稳定、越高、越大、越大、越小
11．(1)含8个小立方体的NaCl晶体示意图为一个晶胞
(2)在晶胞中Na+与Cl-个数比为1:1. (3)12个。