6-2 离子晶体和离子键
晶体结构3
r+/r-= 0.155
CN=
0.225
0.414
0.732
1
3
形
4
6
8
(12)
配位体 正三角
正四面 正八面 正方 体 体 体
构性判断
半径比（r+/r-） 0.225-0.414 0.414-0.732 推测构型 四面体配位 八面体配位
>0.732
立方体配位
5－3 晶格能 —将1mol离子晶体中的正负离子完全气化而相互远离的气 态离子时所吸收的能量。
例如，泡林认为，Na+离子和F–离子的电子层构型都是1s22s22p6，核电荷 数分别为+11和+9，前者比后者大30%，因而前者的半径也应该相应比后者 缩小30%。经测定NaF晶体中阴阳离子的平衡核间距为231pm，按这种假设：
r(Na+)=(1-30%)r(F-)=0.7r(F-) r(Na+)+r(F-)=231pm 1.7r(F-)=231pm 即: r(F-)=136 pm r(Na+)=95 pm
金刚石在通常情况下不导电，熔化时也不导电。是热的不良导体。
Si、SiC等有半导体的性质，可有条件的导电。不存在独立的小 分子，而只能把整个晶体视为一个巨大的分子，无确定分子量。
金刚石晶体模型
晶体类型小结
晶体类型 离子晶体 原子晶体 化学键型
离子键
晶格质点
正、负离子
实 例
NaCl、CaF2 金刚石、SiO2 CO2、H2O、I2
§3－5 离子晶体
由离子键形成的化合物叫离子型化合物，离子型化合物虽然 在气态可以形成离子型分子，但离子型化合物主要还是以晶体 状态出现。 典型的离子晶体是指由带电的原子——阴离子和阳离子通过 离子键相互作用形成的晶体。 例CsCl、NaCl晶体，它们都是由正离子与负离子通过离子 键结合而成的晶体，统称离子晶体。在离子晶体中，晶格节点 由正、负离子占据，每个离子周围，等距离地排列着异号离子、 被异号离子所包围。 广义地说，所有存在大量阴阳离子的晶体都是离子晶体。
2020年高考化学之《考前抓大题》10 物质结构与性质(二)(解析版)
大题10 物质结构与性质（二）1．锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。
回答下列问题：（1）Zn原子核外电子排布式为________。
（2）黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。
第一电离能I1(Zn)________I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。
原因是______________________。
（3）ZnF2具有较高的熔点(872 ℃)，其化学键类型是________；ZnF2不溶于有机溶剂而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂__。
（4）《中华本草》等中医典籍中，记载了炉甘石(ZnCO3)入药，可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。
ZnCO3中，阴离子空间构型为________，C原子的杂化形式为______。
（5）金属Zn晶体中的原子堆积方式如图所示，这种堆积方式称为________。
六棱柱底边边长为acm，高为ccm，阿伏加德罗常数的值为N A，Zn的密度为________g·cm－3(列出计算式)。
【答案】（1）[Ar]3d104s2(或1s22s22p63s23p63d104s2)（2）大于Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子（3）离子键ZnF2为离子化合物，ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主，极性较小（4）平面三角形sp2（5）六方最密堆积(A3型)【解析】（1）Zn原子核外有30个电子，分别分布在1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s能级上，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2，故答案为：1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2；（2）轨道中电子处于全满、全空、半满时较稳定，失去电子需要的能量较大，Zn原子轨道中电子处于全满状态，Cu失去一个电子内层电子达到全充满稳定状态，所以Cu较Zn易失电子，则第一电离能Cu＜Zn，故答案为：大于；Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子；（3）离子晶体熔沸点较高，熔沸点较高ZnF 2，为离子晶体，离子晶体中含有离子键；根据相似相溶原理知，极性分子的溶质易溶于极性分子的溶剂，ZnF 2属于离子化合物而ZnCl 2、ZnBr 2、ZnI 2为共价化合物，ZnCl 2、ZnBr 2、ZnI 2分子极性较小，乙醇、乙醚等有机溶剂属于分子晶体极性较小，所以互溶，故答案为：离子键；ZnF 2为离子化合物，ZnCl 2、ZnBr 2、ZnI 2的化学键以共价键为主，极性较小； （4）ZnCO 3中，阴离子CO 32-中C 原子价层电子对个数=3+4+2-322⨯=3且不含孤电子对，根据价层电子对互斥理论判断碳酸根离子空间构型及C 原子的杂化形式分别为平面正三角形、sp 2杂化，故答案为：平面正三角形；sp 2；（5）金属锌的这种堆积方式称为六方最密堆积，该晶胞中Zn 原子个数=12×16+2×12+3=6，六棱柱底边边长为acm ，高为ccm ，六棱柱体积2)×3×c]cm 3，晶胞密度=m V 为：六方最密堆积(A 3型)。
离子键构成物质类型
离子键构成物质类型
离子键是一种化学键，它是由金属和非金属元素之间的电子转移而形成的。
这种电子转移导致金属原子失去电子形成正离子，而非金属原子获得这些电子形成负离子。
离子之间的电静力吸引力将它们结合在一起，形成离子晶体的结构。
由于离子之间的强烈电荷相互作用，离子晶体通常具有高熔点和良好的溶解性。
离子键构成的物质类型包括许多常见的化合物，例如氯化钠（NaCl）、氯化钾（KCl）、氧化镁（MgO）和氧化铝（Al2O3）。
这些化合物通常是由金属和非金属元素组成的，并且它们在固态时形成离子晶体结构。
除了这些常见的离子晶体外，许多其他化合物，如碳酸钙（CaCO3）和硫酸铜（CuSO4），也是由离子键构成的。
在日常生活中，许多离子化合物被广泛应用。
比如氯化钠被用作食盐，氯化钾被用作肥料，氧化铝被用于制造陶瓷和研磨材料。
此外，许多离子化合物也被用作药物、化妆品和工业原料。
总的来说，离子键构成的物质类型涵盖了许多化合物，它们在化学、工业和日常生活中都扮演着重要的角色。
通过理解离子键的性质和特点，我们可以更好地理解和应用这些物质。
高中化学 专题3 第2单元 离子键 离子晶体教案 苏教版选修3
第二单元离子键离子晶体[核心素养发展目标] 1.理解离子键的本质，能结合离子键的本质和晶格能解释离子晶体的性质，促进宏观辨识与微观探析学科核心素养的发展。
2.认识常见离子晶体的结构模型，理解离子晶体的结构特点，预测其性质，强化证据推理与模型认知的学科核心素养。
一、离子键的形成1．形成过程2．特征阴、阳离子球形对称，电荷分布也是球形对称，它们在空间各个方向上的静电作用相同，在各个方向上一个离子可同时吸引多个带相反电荷的离子，故离子键无方向性和饱和性。
(1)离子键的实质是“静电作用”。
这种静电作用不仅是静电引力，而是指阴、阳离子之间静电吸引力与电子与电子之间、原子核与原子核之间的排斥力处于平衡时的总效应。
(2)成键条件：成键元素的原子得、失电子的能力差别很大，电负性差值大于1.7。
(3)离子键的存在只存在于离子化合物中：大多数盐、强碱、活泼金属氧化物(过氧化物如Na2O2)、氢化物(如NaH和NH4H)等。
例1具有下列电子排布的原子中最难形成离子键的是( )A．1s22s22p2B．1s22s22p5C．1s22s22p63s2D．1s22s22p63s1答案 A解析形成离子键的元素为活泼金属元素与活泼非金属元素，A为C元素，B为F元素，C为Mg元素，D为Na元素，则只有A项碳元素既难失电子，又难得电子，不易形成离子键。
例2下列关于离子键的说法中错误的是( )A．离子键没有方向性和饱和性B．非金属元素组成的物质也可以含离子键C．形成离子键时离子间的静电作用包括静电吸引和静电排斥D．因为离子键无饱和性，故一种离子周围可以吸引任意多个带异性电荷的离子解析活泼金属和活泼非金属元素原子间易形成离子键，但由非金属元素组成的物质也可含离子键，如铵盐，B项正确；离子键无饱和性，体现在一种离子周围可以尽可能多地吸引带异性电荷的离子，但也不是任意的，因为这个数目还要受两种离子的半径比(即空间条件是否允许)和个数比的影响，D项错误。
【教学课件】《离子晶体》(人教)
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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。
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
离子化合物的结构化学
ΔHf=S+I+D+Y+U U=-785.6kJ/mol |U|大，熔点高、硬度大、溶解度下降。 |U|与离子电价成正比，与离子键长成反比。 CaO, CaS, MgO MgO>CaO>CaS
9.2.3 键型变异原理 1
1
9.3 离子半径
晶体中离子间相互接触所表示的相对大小。 晶体中离子间引力、斥力，在一定距离达到平衡，平衡距 离即为正负离子半径和。 1. Goldschmidt半径：由不等径圆球堆积的几何关系推算。 NaCl型：MgS MnS a=520pm
→立方ZnS
→ CaF2 A3型(Mg) →六方ZnS→NiAs→ 金刚石型(灰锡)→SiO2，尖晶石
NaCl (Halite)
CsCl
立方ZnS(Sphalerite)
六方ZnS(Wurtzite)
1
立方ZnS与六方ZnS比较
1
CaF2(Fluorite)
TiO2(Rutile)金红石
排斥能： (2)晶体中每个离子与周围离子相互作用： NaCl中，体心Na+ 距离为r的Cl– 6个(面心) 距离为 r的Na+ 12个(棱心) 距离为 r的Cl– 8个(顶点) 距离为2r的Na+ 6个(面心) (3)1mol离子化合物作用能 Na+,Cl–数量均为N0
A=1.7476 马德隆常数 同理：
排斥能可近似表达为：
ρ为常数0.31×10–10m
总势能函数：
U随r而变化，势能最低时，为平衡距离。
代入前式得： m与电子组态有关：
NaCl的U计算值为：-753kJ/mol 或 NaCl计算值为： -766kJ/mol
1
9.2.2 点阵能的测定
离子键和离子晶体
离子晶体的物理性质：
具有较高的熔、沸点；
硬而脆； 在熔融状态或形成水溶液能导电
2.晶格能
定义：拆开1mol离子晶体使之形成气态的阴 阳离子所吸收的能量.
晶格能 q1 q2 r
影响因素 ：
（1）阴、阳离子所带电荷的越多晶格能越 大。 （2）阴、阳离子的半径越小，晶格能越大。
q1 q2 晶格能 2 r
强碱（如 NaOH、KOH等）
活泼金属氧化物（如 MgO、Na2O等）
一.离子键
5.离子键强弱的判断： 离子电荷和离子半径 离子半径越 小 、离子间距大，离 子带电荷越 多 ，离子键就越 强 。离 子键越强，破坏它所需能量就越 大 。
二：离子晶体
1、定义： 离子间通过离子键结合成的晶体
思 考
离子晶体是由阴、阳离子依靠离子键按 一定规则紧密堆积而成，那么离子晶体 的这种结构决定了它具有怎样的性质？
萤石
CaF2
重晶石
BaSO4
食盐 NaCl
石膏
CaSO4· 2O 2H
氯化钠晶体的堆积方式
NaCl
晶 体 的 微 观 结 构
思考：氯化钠晶体中钠离子和氯离子分别处 于晶胞的什么位置？ 顶点和面心是钠离子 棱上和体心是氯离子
NaCl的晶体结构模型
---Cl-
--- Na+
NaCl晶体中离子的配位数
---Cl返回原处
CsCl晶体中离子的配位数
（1）每个晶胞含铯离子、 氯离子的个数？ 1个，1个
（2）在每个Cl-周围距离相等且最近的Cs+ 共有 8个 ；这几个Cs＋ 在空间构成的几何 构型 。
（2）在氯化铯晶体中，每 个Cs+周围与之最接近且距离 相等的Cl-共有 8个 ；这几个 Cl-在空间构成的几何构型 为 。
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
离子键和离子晶体
（3）1 族、2 族、13~17 族的同族电荷数相同 的离子的半径，随离子的电子层数增加而增大。
8
第二节 离子晶体
一、晶格和晶胞 二、离子晶体的特征 三、离子晶体的类型 四、离子晶体的半径比规则
9
固体可分为晶体和非晶体两大类。 晶体与非晶体的主要区别是： （1）晶体一般具有整齐规则的几何外形，而非晶 体（如玻璃、沥青、石蜡等）没有固定的几何外形。 （2）晶体具有固定的熔点，而非晶体没有固定的 熔点。 （3）晶体具有各向异性，其某些物理性质在不同 方向上是不同的（如石墨在与层垂直方向上的电导率 为与层平行方向上的 1/104 )，而非晶体的物理性质在 不同方向上都相同。
2
第一节 离 子 键
一、离子键的形成
二、离子键的特征 三、离子的特征
3
一、离子键的形成
当电负性较小的活泼金属元素的原子与电负性 较大的活泼非金属元素的原子相互接近时，金属原 子失去最外层电子形成带正电荷的阳离子；而非金 属原子得到电子形成带负电荷的阴离子。阳、阴离 子之间除了静电相互吸引外，还存在电子与电子、 原子核与原子核之间的相互排斥作用。当阳、阴离 子接近到一定距离时，吸引作用和排斥作用达到了 平衡，系统的能量降到最低，阳、阴离子之间就形 成了稳定的化学键。这种阳、阴离子间通过静电作 用所形成的化学键称为离子键。
在离子晶体中，阳、阴离子被限制在晶格格 点上振动，不能移动，因此离子晶体不导电。但 是当离子晶体熔融或溶于水时，产生自由移动的 阳、阴离子，从而可以导电。
14
三、离子晶体的类型
在离子晶体中，由于阳、阴离子在空间的排列方 式不同，因此离子晶体的空间结构也就不相同。对于 AB 型离子晶体，常见的有 CsCl 型、NaCl 型和 ZnS 型三种典型晶体结构类型。
第六章 化学键和分子结构
第六章化学键和分子结构第一节离子键一、什么是化学键人们已经发现和合成了上千万种物质。
为什么仅仅一百零几种元素的原子能够形成这么多种形形色色的物质呢？原子是怎样互相结合的？为什么两个氢原子能自动结合成氢分子，而两个氦原子不能结合在一起？为什么原子间按一定数目比互相结合？原子结合成分子后，性质为什么与原来的差别很大？为了弄清以上的许多问题，首先，就要在原子结构知识基础上，进一步研究原子在形成分子时的相互作用。
原子既然可以结合成分子，原子之间必然存在着相互作用，这种相互作用不仅存在于直接相邻的原子之间，而且也存在于分子内的非直接相邻的原子之间。
前一种相互作用比较强烈，是使原子相互作用而联结成分子的主要因素，破坏它要消耗比较大的能量。
这种相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用，通常叫做化学键。
化学键的主要类型有离子键、共价键、金属键等，在这一章里，我们先学习离子键和共价键。
二、离子键我们已经知道，金属钠跟氯气能发生反应，生成氯化钠：2Na+Cl2＝2NaCl因为钠原子的电离能很小，容易失去电子，而氯原子很容易结合电子。
当钠跟氯气起反应时，钠原子的3s电子转移到氯原子的3p轨道上：钠原子失去1个3s电子，形成类似氖原子的稳定电子层结构，带上一个单位正电荷，成为钠离子(Na+)；氯原子得到1个电子，形成类似氩原子的稳定电子层结构，带上一个单位负由荷，成为氯离子(Cl-)。
钠离子和氯离子之间除了有静电相互吸引作用外，还有电子与电子、原子核与原子核之间的相互排斥作用。
当两种离子接近到某一定距离时，吸引和排斥作用达到了平衡，于是阴、阳离子之间就形成了稳定的化学键。
在化学反应中，一般是原子的最外层电子发生变化，为了简便起见，我们可以在元素符号周围用小黑点(或×)来表示原子的最外层电子。
这种式子叫做电子式。
例如·也可以用电子式来表示分子(或离子)的生成。
例如，氯化钠的生成可以用电子式表示如下：象氯化钠那样，阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键。
离子键离子晶体 完整版课件
即时应用 1. 下列叙述正确的是( ) A．离子键有饱和性和方向性 B．离子化合物只含有离子键 C．有些离子化合物既含有离子键又含有共 价键 D．离子化合物中一定含有金属元素
解析：选C。一种离子对带异种电荷离子的 吸引作用与其所处的方向无关，所以离子键 无方向性，一种离子可以尽可能多地吸引带 异种电荷的离子，所以离子键无饱和性；离 子化合物中一定含有离子键，可能含有共价 键，如NaOH；离子化合物中不一定含有金 属元素，如NH4Cl。
形成稳定的钠离子(Na＋：1s22s22p6)；氯原子 的电子排布式为：1s22s22p63s23p5，易得到一 个电子，达到氩原子的电子排布，形成稳定 的氯离子(Cl－：1s22s22p63s23p6)；然后钠离子 (阳离子)和氯离子(阴离子)间以离子键相结合 形成氯化钠晶体。
探究导引2 离子键的形成过程中，只表现为 阴、阳离子间的静电吸引作用吗？ 提示： 不是。离子键的实质是静电作用， 阴、阳离子之间的静电引力使阴、阳离子相 互吸引，阴离子的核外电子与阳离子的核外 电子之间、
新知初探自学导引
自主学习
一、离子键的形成 1. 概念：___阴__、__阳__离__子____间通过 __静__电__作__用____形成的化学键叫做离子键。 2. 形成：在离子化合物中，阴、阳离子之间 的___静__电__引__力____使阴、阳离子相互吸引，
阴离子的核外电子与阳离子的核外电子之
共价化合物HCl溶于水形成能导电的溶液，所 以C项错误；共价化合物不含离子，以分子形 式存在，在熔融状态下也不会电离出离子， 所以不能导电，而离子化合物可以电离出离 子，所以D项正确。
要点突破讲练互动
要点一 离子Leabharlann 的形成探究导引1 从原子结构的角度说明氯化钠 中离子键的形成过程。 提示：钠原子的电子排布式为： 1s22s22p63s1，易失去最外层的一个电子，达 到氖原子的电子排布，
离子键与共价键,离子晶体和共价晶体
特点：原子以共价键直接构成的此类物质 （单质类和化合物类）都具有很高的熔沸点 和很大的硬度。
五、形形式式的晶体
1、离子晶体：阴阳离子由离子键结合形成的 晶体。 2、原子晶体：由原子直接通过共价键结合而 成的具有空间网状结构。 3、分子晶体：分子之间通过范德华力结合而 成的晶体。
小结：
离子键 共价键
四、原子以共价键直接构成物质
1、单质类：金刚石（C）和晶体硅（Si） 金刚石：每个C原子均以4根共价键与相邻的 4个C原子连接，形成庞大立体结构， 无小分子单元。 晶体硅：每个Si原子均以4根共价键与相邻的 4个Si原子连接，形成庞大立体结构， 无小分子单元。 结构同上（把C原子全部换成Si原子）
2、化合物类：二氧化硅（SiO2） SiO2 ：在晶体硅结构的基础上，每个Si-Si键之 间嵌入一个氧原子。那么它的结构为每个Si 原子连接4个氧原子，每个氧原子连接2个Si 原子，形成庞大立体结构，无小分子单元。 SiO2只能代表化学式，不代表分子式，下 标 代表Si原子与氧原子的数目比为1:2。
导电条件
“有”到“动”；（NaCl ） 加热熔化 或水溶液中
“无”到“有”；（HCl ） 只有在水溶液中
组成元素
成键微粒
活泼金属与活泼非金属()
阴阳离子
非金属相互间（ ）
原子与原子
成键实质
形成单质
ห้องสมุดไป่ตู้
强烈的静电作用
无单质
共用电子对
有单质
形成化合物
形成晶体
熔沸点(破坏)
离子化合物（凡有）
离子晶体（无分子单元） 较高（强的离子键）
共价化合物（只有）
原子晶体（ SiO2 ） 分子晶体（冰和干冰） 很高（强的共价键） 较低（很弱的范德华力）
离子晶体存在范德华力-概述说明以及解释
离子晶体存在范德华力-概述说明以及解释1.引言1.1 概述概述部分可以从介绍离子晶体的基本概念开始，以便读者对接下来的内容有一个清晰的了解。
可以从以下方面进行描述：离子晶体是由正离子和负离子通过离子键紧密排列形成的一种晶体结构。
离子是电荷带正负电荷的原子或分子，它们通过相互吸引形成强烈的离子键。
在离子晶体中，正离子和负离子通过电荷吸引力存在稳定的排列，使得整个晶体具有极高的结晶度和硬度。
由于离子之间的强电相互作用，离子晶体具有高熔点和不良的导电性。
然而，除了离子键之外，范德华力也在离子晶体中起着重要的作用。
范德华力是一种由于分子或离子之间的电荷分布不均匀而产生的相互作用力。
虽然范德华力相对于离子键来说很弱，但它对离子晶体的物理性质和化学性质具有重要的影响。
在接下来的文章中，我们将深入探讨离子晶体中范德华力的作用，包括离子晶体的定义和特点，以及范德华力在离子晶体中的具体作用。
同时，我们还将讨论离子晶体存在范德华力的重要性，以及范德华力对离子晶体性质和应用的影响。
希望通过本文的阐述，读者能够更加深入地了解离子晶体和范德华力的关系，以及这种力量在离子晶体中的重要性。
同时，也能够对离子晶体的性质和应用有更清晰的认识。
1.2文章结构文章结构部分内容：本文将按照以下结构进行讨论。
首先，引言部分将概述离子晶体和范德华力的基本概念，以及论文的目的。
然后，正文部分将首先详细介绍离子晶体的定义和特点，包括其组成、结构和性质等方面的内容。
接着，我们将重点讨论范德华力在离子晶体中的作用，包括其产生的原因和对离子晶体的稳定性、结构和性质等方面的影响。
最后，结论部分将总结离子晶体存在范德华力的重要性，并探讨这种力对离子晶体性质和应用的潜在影响。
通过上述结构，我们将深入研究离子晶体中范德华力的存在，并为进一步理解离子晶体的特性和开发其应用提供理论基础。
1.3 目的本文的目的是探讨离子晶体存在范德华力的重要性以及它对离子晶体性质和应用的影响。
叙述离子晶体的结构规则
离子晶体是一种由正负电荷的离子通过电静力相互吸引而形成的晶体。
它具有良好的结晶性和规则的结构。
离子晶体的结构规则主要包括以下几个方面。
1. 离子晶体的组成元素：离子晶体由正离子和负离子组成，其中正离子通常是金属离子，负离子可以是非金属离子或者多原子离子。
正负离子的比例和种类决定了离子晶体的化学式和物理性质。
2. 空间排列规则：离子晶体中的正负离子按照一定的空间排列方式组成晶格结构。
在离子晶体中，正离子和负离子交替排列，并且使得每个正离子都被负离子包围，每个负离子也被正离子包围，形成了稳定的晶体结构。
3. 离子晶体的晶格类型：离子晶体的晶格类型可以分为简单立方晶格、体心立方晶格和面心立方晶格。
其中，简单立方晶格由正离子和负离子分别位于晶格的顶点和空隙处；体心立方晶格由正离子在晶格的顶点和体心处，负离子则位于空隙处；面心立方晶格则是正离子和负离子分别位于晶格的顶点和面心处。
4. 离子晶体的配位数：离子晶体中的每个离子都与周围的离子形成一定的配位关系。
配位数是指一个离子周围最近的邻居离子数目。
对于简单立方晶格而言，每个离子的配位数为6；对于体心立方晶格，每个离子的配位数为8；对于面心立方晶格，每个离子的配位数为12。
5. 离子晶体的离子半径比：离子晶体的结构稳定性和物理性质与离子的半径比密切相关。
离子半径比是指正离子和负离子的半径之比。
当离子半径比适当时，离子晶体结构稳定；当离子半径比过大或过小时，离子晶体的结构容易变形或不稳定。
6. 离子晶体的键长和键能：离子晶体中的正负离子通过离子键相互连接，形成离子晶体的结构。
离子键是由电静力作用引起的，具有较高的键能。
离子键的键长取决于正离子和负离子的半径和配位数。
7. 离子晶体的晶胞：离子晶体的最小重复单元称为晶胞。
晶胞是由一组正离子和负离子构成的，它们按照一定的排列方式形成了整个离子晶体的结构。
晶胞的类型和尺寸决定了离子晶体的晶体学性质。
总之，离子晶体的结构规则涉及到离子的组成、空间排列、晶格类型、配位数、离子半径比、键长和键能等多个因素。
化学键与晶体类型基础知识归纳
化学键与晶体类型基础知识归纳一、晶体类型1、离子晶体：阴、阳离子以一定的数目比、并按照一定的方式依靠离子键结合而成的晶体。
如“NaCl、CsCl 构成晶体的微粒：阴、阳离子；微粒间相互作用：离子键；物理性质：熔点较高、沸点高，较硬而脆，固体不导电，熔化或溶于水导电。
2、原子晶体：晶体内相临原子间以共价键相结合形成的空间网状结构。
如：金刚石、晶体硅、碳化硅、二氧化硅构成晶体的微粒：原子；微粒间相互作用：共价键；物理性质：熔沸点高，高硬度，导电性差。
3、分子晶体：通过分子间作用力互相结合形成的晶体。
如：所有的非金属氢化物，大多数的非金属氧化物，绝大多数的共价化合物，少数盐（如AlCl3）。
构成晶体的微粒：分子；微粒间相互作用：范德华力；物理性质：熔沸点低，硬度小，导电性差。
4、金属晶体（包括合金）：由失去价电子的金属阳离子和自由电子间强烈的作用形成的。
构成晶体的微粒：金属阳离子和自由电子；微粒间相互作用：金属键；物理性质：熔沸点一般较高部分低，硬度一般较高部分低，导电性良好。
二、化学键1、离子键：使阴、阳离子结合成化合物的静电作用。
离子键存在于离子化合物中，活泼的金属与活泼的非金属形成离子键。
2、金属键：在金属晶体中，金属阳离子与自由电子间的强烈相互作用。
金属键存在于金属和合金中。
3、共价键：分子中或原子晶体、原子团中，相邻的两个或多个原子通过共用电子对所形成的相互作用。
（1）非极性共价键：由同种元素的原子间通过共用电子对形成的共价键，又称为非极性键。
存在于非金属单质中。
某些共价化合物分子中也有非极性键，如：H2O2中的O-O键，C2H6中的C-C键等。
少数离子化合物中也有非极性键，如：Na2O2中的O-O键，CaC2中的碳碳三键等。
（2）极性共价键：不同种元素的原子形成分子时共用电子对偏向吸引电子能力强的原子而形成的共价键，又称为极性键。
所有的共价化合物分子中都存在极性键，离子化合物的原子团中也存在极性键。
离子键离子晶体- 完整版课件
1．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低熔点 ④高沸点 ⑤易升华
A．①②③
B．①②④
C．①④⑤
D．②③④
解析：碱金属易形成阳离子，卤素易形成阴离子，阴、
阳离子易形成离子键，构成离子化合物，所以具有离
子化合物的一般性质。
[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的离子带电量有关 B．晶格能仅与形成晶体的离子半径有关 C．晶格能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
()
[解析] 晶格能与离子电荷的乘积成正比，与阴、阳离 子的核间距成反比，晶格能越大，晶体的熔、沸点越高，硬 度越大，A、B错误，D正确。晶格能是指拆开1 mol离子晶体 使之形成气态阴、阳离子所吸收的能量，既有量的限定1 mol， 又有微粒的限定，指阴、阳离子，C叙述错误。
2．成键特征 阴、阳离子__球__形___对称，电荷分布也是__球__形___对称， 它们在空间各个方向上的__静__电__作__用__相同，在各个方向上一 个离子可同时吸引多个带相反电荷的离子，故离子键无_方__向__ 性和__饱__和__性。
1．下列叙述正确的是
()
A．非金属原子间不可能形成离子键，只含有非金属元素
答案：B
[例 2] 如图为 NaCl 晶体的一个晶胞，
下列叙述中不．正确的是
()
A．若晶体中 Na＋与 Cl－的最小距离为 a，
则 Na＋与 Na＋最近的距离为 2a
B．与Na＋最近且等距的Cl－连线构成的图形为正四面体
C．与Na＋最近且等距的Cl－连线构成的图形为正八面体
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H3
H4
NaCl（s） H5
Na+（g） + Cl－（g）
H4 是 Cl 的电子亲和能 E1 的相反数 H4 = －E1 = －349 kJ•mol－1
Na （s） +
1 2
Cl2 （g）
H1
H2
Na （g） Cl （g）
H3 Na+（g） +
H4 Cl－（g）
NaCl（s） H5
H5 = －？U ，H5 是晶格能 U 的相反数
121 kJ•mol－1
Na （s） +
1 2
Cl2 （g）
H6
H1
H2
Na （g） Cl （g）
NaCl（s） H5
H3
H4
Na+（g） + Cl－（g） H3 是 Na 的第一电离能 I1 H3 = I1 = 496 kJ•mol－1
Na （s） +
1 2
Cl2 （g）
H6
H1
H2
Na （g） Cl （g）
即两离子之间无限远时的势能。
V
0
Vr0
r0
r
当 r = r0 ， V 有极小值 Vr0 此时体系最稳定。
V
0
Vr0
r0
r
因此，离子相互吸引，并保持
一定距离 r0 时，体系最稳定。
V
0
Vr0
r0
r
这就意味着形成了离子键。
r0 和键长有关，而 V r0 和键能有关。
形成离子键的两个原子，它 们的元素的电负性差比较大。
即除离子间靠静电相互吸引外， 尚有共用电子对的作用。
> 1.7 时离子键的成分大于 50 %
形成离子键的两个原子，只需 转移少数的电子，就应达到稳定电 子构型。
Na+ 2s2 2p6 Cl－ 3s2 3p6
Ag+ 4d10
Zn2+ 3d10
Na+ 2s2 2p6， Cl－ 3s2 3p6 ， 转移一个电子即达到稀有气体 稳定结构。
6. 2. 1 离子键的形成
以 NaCl 为例。 Na+ 和 Cl－ 在静电引力的作 用下接近，并稳定在使体系势能最 低的距离上。
体系的势能与离子间距离的 关系如图所示：
V
0
Vr0
r0
r
V
0
Vr0
r0
r
横坐标 离子间的距离 r
纵坐标 体系的势能 V
V
0
Vr0
r0
r
纵坐标的零点 当 r 无穷大时，
NaCl（g）= Na（g）+ Cl（g） H = Ei
键能 Ei 越大，表示离子键越强。
晶格能（ 以 NaCl 为例 ） 1 mol NaCl 晶体分解成气态的阴 阳离子时，吸收的能量，用 U 表示。
NaCl（s）= Na+（g）+ Cl－（g） H = U
NaCl（s）= Na+（g）+ Cl－（g） H = U
例如氯化钠中 Na 为 + 1 价 Cl 为 －1 价
形成离子键时应释放较多能量
Na（s）+
1 2
Cl2（g）= NaCl （s）
H = －411.2 kJ•mol－1
在形成离子键时，以放热的形 式，释放较多的能量。
离子键作用的实质是静电引力 符合公式 F q1•q2
r2 q1，q2 分别为两离子所带电荷 量，r 为两离子的核间距离。
晶格能 U 越大，表示晶体 分解成离子时吸收的能量越多， 说明离子键越强。
NaCl（g）= Na（g）+ Cl（g） H = Ei
NaCl（s）= Na+（g）+ Cl－（g） H = U
键能 Ei 和晶格能 U，均能表示 离子键的强度，而且大小关系一致。
晶格能 U 比较常用。
2. 玻恩－哈伯循环
玻恩（Born）和哈伯（Haber） 将下列过程
NaCl（s）= Na+（g）+ Cl－（g） 设计在一热力学循环过程中。
NaCl（s）= Na+ （g）+ Cl－ （g）
Na （s） +
1 2
Cl2 （g）
H6
H1
H2
Na （g） Cl （g）
H3
H4
NaCl（s） H5
Na+（g） + Cl－（g）
静电引力的实质，决定了一个 离子与任何方向的电性不同的离子 相吸引而成键。
所以离子键无方向性。
且只要是阴阳离子之间，则彼 此吸引，即无饱和性。
与共价键的方向性和饱和性相 比较，会加深对此的理解。
6. 2. 2 离子键的强度 1. 键能和晶格能
键能（ 以 NaCl 为ห้องสมุดไป่ตู้ ） 1 mol 气态 NaCl 分子，解离成 气态原子时，所吸收的能量，为离子 键的键能，用 Ei 表示。
Na （s） +
1 2
Cl2 （g）
H6
H1
H2
Na （g） Cl （g）
H3 Na+（g） +
H4 Cl－（g）
NaCl（s） H5
H6 是 NaCl（s）的标准生成热 H6 = fHm⊖ = － 411 kJ•mol－1
Na （s） +
1 2
Cl2 （g）
H6
H1
H2
Na （g） Cl （g）
NaCl（s） H5
H3
H4
Na+（g） + Cl－（g）
这就是玻恩－哈伯循环，据此由已 知的热力学数据，可以计算晶格能。
Na （s） +
1 2
Cl2 （g）
H6
H1
H2
Na （g） Cl （g）
NaCl（s） H5
H3
H4
Ag+ 4d10 ， Zn2+ 3d10 ， 转移一个或两个电子即达到 d 轨道全充满的稳定结构。
而 C 和 Si 原子的电子构型为 s2p2，要失去或得到 4 个电子，才 能形成稳定离子，比较困难。
所以 C 和 Si 一般不形成离子 键。如 CCl4，SiF4 等，均为共价 化合物。
根据得失电子的个数，可以确定 离子化合物中元素的化合价。
6. 2 离子晶体和离子键
1916 年德国科学家科塞尔 （Kossel）提出离子键理论。
离子之间以离子键结合成的晶体 称为离子晶体。
例如，在 NaCl 晶体中微粒之间 的结合力就是 Na+ 离子和 Cl－ 离子 之间的静电引力，即离子键的作用。
本节讨论的离子晶体，仅局 限于由简单离子构成的晶体。
Na+（g） + Cl－（g）
H1 是 Na（s）的原子化热 A H1 = A = 108 kJ•mol－1
Na （s） +
1 2
Cl2 （g）
H6
H1
H2
Na （g） Cl （g）
NaCl（s） H5
H3
H4
Na+（g） + Cl－（g）
H2 是 Cl2（g）的解离能 D 的一半
H2 =
1D
2
=
一般认为 > 1.7 时，将
发生电子转移，形成离子键；
< 1.7 时，不发生电子
转移，形成共价键。
但离子键和共价键之间， 并不能截然区分。
可将离子键视为极性共价
键的一个极端，而另一极端则
为非极性共价键。
极性增大
非极性共价键
极性共价键
离子键
化合物中不存在百分之百的离子 键，即使是 NaF 的化学键，其中也 有共价键的成分。