化学新人教选修三讲义：第三章第四节离子晶体含答案

第四节离子晶体[学习目标定位] 1.熟知离子键、离子晶体的概念，知道离子晶体类型与性质的联系。

2.认识晶格能的概念和意义，能根据晶格能的大小，分析晶体的性质。

一、离子晶体1.概念及结构特点(1)概念：阴、阳离子通过离子键结合而形成的晶体。

(2)结构特点：①构成微粒：阴离子和阳离子，离子晶体中不存在单个分子。

②微粒间的作用力：离子键。

2.典型离子晶体的结构类型(1)配位数：一个离子周围最邻近的异电性离子的数目，叫做离子晶体中离子的配位数。

(2)典型离子晶体的结构模型：化学式NaCl CsCl CaF2晶胞晶胞中离子数目Na＋：4Cl－：4Cs＋：1Cl－：1Ca2＋：4F－：8阳离子的配位数688阴离子的配位数684(3)在NaCl晶体中，每个Na＋周围最近且等距离的Na＋有12个，每个Cl－周围最近且等距离的Cl－也有12个。

在CsCl晶体中，每个Cs＋周围最近且等距离的Cs＋有6个，每个Cl－周围最近且等距离的Cl－也有6个。

3.决定晶体结构的因素(1)思考讨论：①在NaCl和CsCl两种晶体中，阴、阳离子的个数比都是1∶1，都属于AB型离子晶体，为什么二者的配位数不同、晶体结构不同？答案 在NaCl 晶体中，正负离子的半径比r ＋r －＝0.525，在CsCl 晶体中，r ＋r －＝0.934，由于r＋r －值的不同，结果使晶体中离子的配位数不同，其晶体结构不同。

NaCl 晶体中阴、阳离子的配位数都是6，CsCl 晶体中阴、阳离子的配位数都是8。

r＋r－数值越大，离子的配位数越高。

②为什么在NaCl(或CsCl)晶体中，阳、阴离子的配位数相同；而在CaF 2晶体中，阳、阴离子的配位数不相同？答案 在NaCl 、CsCl 晶体中，阳、阴离子的配位数相同，是由于阳、阴离子电荷(绝对值)相同，因而阳、阴离子的个数相同，结果导致阳、阴离子的配位数相同；若阳、阴离子的电荷不相同，阳、阴离子的个数必定不相同，结果阳、阴离子的配位数就不会相同。

如CaF 2晶体中，Ca 2＋的配位数为8，F －的配位数为4，离子所带电荷越多，配位数越多。

(2)归纳总结，决定晶体结构的因素：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4.离子晶体的性质(1)熔、沸点较高，硬度较大。

(2)离子晶体不导电，但熔化或溶于水后能导电。

(3)大多数离子晶体能溶于水，难溶于有机溶剂。

例1 下列性质适合于离子晶体的是( ) A.熔点1 070 ℃，易溶于水，水溶液能导电 B.熔点10.31 ℃，液态不导电，水溶液能导电 C.能溶于CS 2，熔点112.8 ℃，沸点444.6 ℃ D.熔点97.81 ℃，质软，导电，密度0.97 g·cm －3 【考点】离子键和离子晶体 【题点】离子晶体的特征性质 答案 A解析 离子晶体在液态(即熔融态)导电，B 项错误；CS 2是非极性溶剂，根据相似相溶规律，C 项错误；离子晶体质硬易碎，且固态不导电，D 项错误。

例2 一种离子晶体的晶胞如图所示。

其中阳离子A 以表示，阴离子B 以表示。

关于该离子晶体的说法正确的是( )A.阳离子的配位数为8，化学式为ABB.阴离子的配位数为4，化学式为A 2BC.每个晶胞中含4个AD.每个A 周围有4个与它等距且最近的A 【考点】离子键和离子晶体 【题点】离子晶体的结构 答案 C解析 用均摊法可知，晶胞中含有阳离子数为8×18＋6×12＝4，阴离子显然是8个，故化学式为AB 2，A 、B 项错误；每个A 周围最近且等距离的A 有12个(类似于干冰晶体)，D 项错误。

二、晶格能1.概念：气态离子形成1 mol 离子晶体释放的能量。

晶格能通常取正值，单位kJ·mol －1。

2.影响因素及与离子晶体性质的关系离子化合物 NaBr NaCl MgO 离子电荷数 1 1 2 核间距/pm 298 282 210 晶格能/kJ·mol －1747 786 3 791 熔点/℃ 747 801 2 852 摩氏硬度<2.52.56.5根据上表中的数据，回答下列问题： (1)影响因素：(2)晶格能与晶体的熔点、硬度的关系：晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，晶体的熔点越高，硬度越大。

晶格能的几点应用(1)一般情况下，离子化合物都有较高的熔点和沸点，这和它们的离子晶体有很大的晶格能有关。

由于晶格能：MgO>NaF，MgO的熔点(2 852 ℃)比NaF的熔点(993 ℃)高得多。

(2)晶格能的大小决定离子晶体的稳定性。

晶格能越大，表示离子键越强，晶体越稳定，熔化和破坏离子晶体时消耗的能量就越多，即相应的离子晶体的熔点就越高，硬度就越大。

(3)晶格能的大小影响岩浆晶出的次序，晶格能越大，形成的晶体越稳定，岩浆中的矿物越容易结晶析出。

例3下列关于晶格能的叙述中正确的是()A.晶格能仅与形成晶体中的离子所带电荷数有关B.晶格能仅与形成晶体的离子半径有关C.晶格能是指相邻的离子间的静电作用D.晶格能越大的离子晶体，其熔点越高【考点】晶格能【题点】晶格能的概念及影响因素答案D解析晶格能与离子所带电荷数的乘积成正比，与阴、阳离子半径的大小成反比，A、B项错误；晶格能越大，晶体的熔、沸点越高，硬度也越大，D项正确。

例4碱金属卤化物是典型的离子晶体，它的晶格能与1d0成正比(d0是晶体中最邻近的导电性离子的核间距)。

下面说法错误的是()晶格能/kJ·mol－1离子半径/pm①LiF LiCl LiBr LiI1 031 845807752Li＋Na＋K＋6095133②NaF NaCl NaBr NaI915777740693F－Cl－Br－I－136181195216③KF KCl KBr KI 812708676641A.晶格能的大小与离子半径成反比B.阳离子相同、阴离子不同的离子晶体，阴离子半径越大，晶格能越小C.阳离子不同、阴离子相同的离子晶体，阳离子半径越小，晶格能越大D.金属卤化物晶体中，晶格能越小，氧化性越强【考点】晶格能【题点】晶格能的概念及影响因素答案D解析由表中数据可知晶格能的大小与离子半径成反比，A项正确；由NaF、NaCl、NaBr、NaI晶格能的大小即可确定B项正确；由LiF、NaF、KF晶格能的大小即可确定C项正确；表中晶格能最小的是碘化物，因还原性：F－<Cl－<Br－<I－，可知D项错误。

四种晶体物理性质的比较晶体类型金属晶体离子晶体分子晶体原子晶体定义金属原子通过金属键形成的晶体阴、阳离子通过离子键形成的晶体分子间通过分子间作用力形成的晶体相邻原子间通过共价键结合而形成的立体网状结构的晶体结构基本微粒金属阳离子、自由电子阴离子、阳离子分子原子微粒间作用力金属键离子键范德华力或范德华力与氢键共价键性质熔、沸点一般较高，但差异大较高较低高硬度一般较大，但差异大较大较小大延展性好脆差差导电性固态能导电熔融态或溶于水时能导电某些溶于水后能导电一般不导电，个别为半导体溶解性不溶多数溶于水相似相溶不溶熔化时需克服的作用力金属键离子键范德华力或范德华力与氢键共价键物质类别金属单质和合金离子化合物多数的非金属单质和共价化合物少数的非金属单质和共价化合物典例K、Cu、Mg NaCl、CsCl、CaF2干冰、冰、碘金刚石、SiO21.仅由下列各组元素所构成的化合物，不可能形成离子晶体的是()A.H、O、SB.Na、H、OC.K、Cl、OD.H、N、Cl【考点】离子键和离子晶体【题点】离子晶体的判断答案A解析强碱、活泼金属氧化物、绝大多数盐等是离子晶体。

B项如NaOH、C项如KClO、D项如NH4Cl。

2.下列说法中正确的是()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【考点】离子键和离子晶体【题点】离子晶体的特征性质答案D解析四种晶体在不同状态下的导电性区别如下：3.下列关于CaF2的表述正确的是()A.Ca2＋与F－间仅存在静电吸引作用B.F－的离子半径小于Cl－，则CaF2的熔点低于CaCl2C.阴、阳离子比为2∶1的物质，均与CaF2晶体构型相同D.CaF2中的化学键为离子键，因此CaF2在熔融状态下能导电【考点】离子晶体【题点】离子晶体结构与性质的综合答案D解析Ca2＋与F－间既有静电吸引作用，也有静电排斥作用，A错误；离子所带电荷相同，F－的离子半径小于Cl－，所以CaF2晶体的晶格能大，则CaF2的熔点高于CaCl2，B错误；晶体构型还与离子的大小有关，所以阴、阳离子比为2∶1的物质，不一定与CaF2晶体构型相同，C错误；CaF2中的化学键为离子键，CaF2在熔融状态下发生电离，因此CaF2在熔融状态下能导电，D正确。

4.氧化钙在2 887 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【考点】晶格能【题点】晶格能的概念及影响因素答案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。

5.同类晶体物质熔、沸点的变化是有规律的，试分析下列两组物质熔点规律性变化的原因：晶体熔、沸点的高低，取决于组成晶体微粒间的作用力的大小。

A组是________晶体，晶体微粒之间通过_________相连，粒子之间的作用力由大到小的顺序是____________。

B组晶体属于__________晶体，价电子数由少到多的顺序是_________________，离子半径由大到小的顺序是______________。

金属键强弱由小到大的顺序为______________。

【考点】晶体结构和性质的综合【题点】晶体物理性质比较答案离子离子键NaCl>KCl>CsCl金属Na<Mg<Al Na＋>Mg2＋>Al3＋Na<Mg<Al解析A组NaCl、KCl、CsCl为同一主族的氯化物且为离子化合物，故熔点与离子键的强弱有关，离子键越弱，熔点越低。

而Na＋、K＋、Cs＋的离子半径逐渐增大，故Na＋与Cl－、K＋与Cl－、Cs＋与Cl－的离子键逐渐减弱，NaCl、KCl、CsCl的熔点依次降低；而B组中Na、Mg、Al是金属晶体且价电子数依次增多，离子半径逐渐减小，因此金属原子核对外层电子束缚能力越来越大，形成的金属键越来越牢固，故熔点依次升高。