第四节离子晶体.docx
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第四节离子晶体
第四节离子晶体
学习目标 1
1.了解离子晶体的结构特点。
(重难点)
2.能根据离子晶体的结构特点解释其物理性质。
(重点)
3.了解晶格能的含义及应用。
(重点)
自主预习 1
一、离子晶体
1.离子晶体
2.决定晶体结构的因素
几何因素
晶体中正负离子的(r+/r?
)
电荷因素
晶体中正负离子的
键性因素
的纯粹程度
3.常见离子晶体的结构类型
离子晶体
NaCl
CsCl
CaF2
阴离子的配位数
阳离子的配位数
晶胞
4.离子晶体的性质
熔、沸点
硬度
导电性
不导电,但在或时导电
二、晶格能
1.概念:
离子形成 离子晶体释放的能量,通常取正值,单位为kJ·mol?
1。
2.影响因素:
离子晶体中离子所带电荷越多,离子半径越小,晶格能越大。
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 ,硬度 。
预习检测 1
1.(判断)晶格能是指破坏1mol离子键所吸收的能量。
2.(判断)固态不导电、水溶液能导电,这一性质能说明某晶体一定是离子晶体。
3.(判断)离子晶体中一定含有金属元素。
4.金属晶体和离子晶体的导电实质一样吗?
5.离子晶体中存在共价键吗?
6.“NaCl”是氯化钠的分子式吗?
要点探究 1
离子晶体的结构和性质
1.观察NaCl、CsCl和CaF2的晶体结构,探究下列问题:
(1)在NaCl和CsCl两种晶体中,明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?
(2)为什么在NaCl(或CsCl)晶体中,正、负离子的配位数相等;而在CaF2晶体中,正、负离子的配位数不相等?
(3)试计算NaCl晶胞、CsCl晶胞和CaF2晶胞中阴、阳离子的个数。
(4)在NaCl晶体中每个Na+周围同时吸引、距离相等且最近的Cl?
有多少个?
每个Na+周围距离相等且最近的Na+有多少个?
2.分子晶体、原子晶体、离子晶体的熔点、沸点、硬度不同的原因是什么?
典例精析 1
自然界中的CaF2又称萤石,是一种难溶于水的固体,属于典型的离子晶体。
下列实验一定能说明CaF2是离子晶体的是
A.CaF2难溶于水,其水溶液的导电性极弱
B.CaF2的熔沸点较高,硬度较大
C.CaF2固体不导电,但在熔融状态下可以导电
D.CaF2在有机溶剂(如苯)中的溶解度极小
变式训练 1
(2014·四川仁寿高三摸底)下图为高温超导领域里的一种化合物——钙钛矿的晶胞结构,该结构是钙钛矿晶体结构中具有代表性的最小重复单元。
(1)在该物质的晶体结构中,每个钛离子周围与它最近且距离相等的氧离子、钙离子的个数分别为 、 。
(2)该晶体结构中,氧、钛、钙的离子个数比是 ,该物质的化学式可表示为 。
(3)若钙、钛、氧三元素的相对原子质量分别为a、b、c,晶胞结构图中正方体边长(钛原子之间的距离)为dnm(1nm=10-9m),则该晶体的密度为 g/cm3。
要点探究 1
晶格能
1.观察分析下表数据,探究下列问题:
离子化合物
NaBr
BaCl
MgO
离子电荷数
1
1
2
核间距/pm
298
282
210
晶格能/kJ·mol?
1
747
786
3791
熔点/℃
747
801
2852
摩氏硬度
<2.5
2.5
6.5
(1)影响晶格能大小的因素有哪些?
(2)晶格能与晶体的熔点、硬度有怎样的关系?
2.NaCl与KCl,NaCl与MgCl2,哪一个晶格能更大?
3.结合晶格能的知识,推测MgO和CaO的熔点的相对高低和硬度的相对大小。
典例精析 1
NaF、NaI和MgO均为离子晶体,有关数据如下表:
物质
①NaF
②NaI
③MgO
离子电荷数
1
1
2
键长(10?
10m)
2.31
3.18
2.10
试判断,这三种化合物熔点由高到低的顺序是
A.①>②>③
B.③>①>②
C.③>②>①
D.②>①>③
变式训练 1
(2013·南京师大附中月考)氧化钙在2973K时熔化,而氯化钠在1074K时熔化,两者的离子间距离相近,晶体结构类似,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相近的情况下,晶格能主要由阴、阳离子所带电荷的多少决定
随堂自测 1
1.(双选)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.离子晶体中可能存在非极性键
D.含有离子键的晶体一定是离子晶体
2.根据下表给出物质的熔点数据(AlCl3160℃时升华),判断下列说法错误的是
晶体
NaCl
MgO
SiCl4
AlCl3
晶体硼
熔点/℃
801
2800
-70
180
2500
A.MgO中的离子键比NaCl中的离子键强
B.SiCl4晶体是分子晶体
C.AlCl3晶体是离子晶体
D.晶体硼是原子晶体
3.(2013·南京外国语学校月考)如图是从NaCl或CsCl晶体结构中分割出来的部分结构图,其中是从NaCl晶体中分割出来的结构图是
A.图
(1)和(3)
B.图
(2)和(3)
C.图
(1)和(4)
D.只有图(4)
4.由下列各组的三种元素共同构成的化合物中,既可能有离子化合物,又可能有共价化合物的是
A.H、O、C
B.Na、S、O
C.H、N、O
D.H、S、O
5.离子晶体通常具有的性质是
A.熔、沸点都较高,难于挥发
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
6.将HCl、HF、CH4、NH3、H2O、MgO、SiO2、CO2、NaCl、NaOH等化合物按要求填空。
(1)属于离子化合物的是_____________,其中只含有离子键的化合物的电子式为_______________、_______________。
(2)属于分子晶体的氧化物是_______________,属于原子晶体的氧化物是_______________。
(3)难溶于水的气态氢化物是_______________,难溶于水的氧化物是_______________。
基础过关 1
1.某离子晶体中晶体结构最小的重复单元如下图:
A为阴离子,在立方体内,B为阳离子,分别在顶点和面心,则该晶体的化学式为
A.B2A
B.BA2
C.B7A4
D.B4A7
2.下面有关晶体的叙述中,错误的是
A.金刚石的网状结构中,由共价键形成的最小碳环上有6个碳原子
B.在NaCl晶体中每个Na+(或Cl-)周围都紧邻6个Cl-(或6个Na+)
C.白磷晶体中,分子之间通过共价键结合
D.离子晶体在熔化时,离子键被破坏;而分子晶体熔化时,化学键不被破坏
3.下列关于晶格能的说法中正确的是
A.晶格能指形成1mol离子键所放出的能量
B.晶格能指破坏1mol离子键所吸收的能量
C.晶格能指1mol离子化合物中的阴、阳离子由相互远离的气态离子结合成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
4.MgO、Rb2O、CaO、BaO四种离子晶体熔点的高低顺序可能是
A.MgO>Rb2O>BaO>CaO
B.MgO>CaO>BaO>Rb2O
C.CaO>BaO>MgO>Rb2O
D.CaO>BaO>Rb2O>MgO
5.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
6.
(1)下列六种晶体:
①CO2 ②NaCl ③Na ④Si ⑤CS2 ⑥金刚石,它们的熔点从低到高的顺序为______(填序号)。
(2)在H2、(NH4)2SO4、SiC、CO2、HF中,由极性键形成的非极性分子有______(填化学式,下同),由非极性键形成的非极性分子有______,能形成分子晶体的物质是______,晶体中含有氢键的是______,属于离子晶体的是______,属于原子晶体的是______,五种物质的熔点由高到低的顺序是______。
能力提升 1
1.冰晶石(化学式为Na3AlF6)的晶体结构单元如图所示(
位于大立方体的定点和面心,○位于大立方体的12条棱的中点和8个小立方体的体心),已知冰晶石熔融时电离方程式为:
Na3AlF6=3Na++Al
,那么大立方体的体心处
所代表的微粒为
A.Na+
B.Al3+
C.F―
D.Al
2.氟化钙材料具有良好的透光性和较低的折射率,可用做紫外和红外光学元件、不可见光谱范围内的消色差镜头。
如图为氟化钙晶胞,其中小球代表Ca2+,大球代表F-。
(1)每个晶胞实际含有________个Ca2+和________个F-。
(2)氟化钙晶体可以看作Ca2+按__________堆积排列,F-填入Ca2+堆积的部分空隙中。
每个Ca2+周围有__________个F-,而每个F-周围有_________个Ca2+,每个F-周围与其距离最近的F-的数目是________。
3.I.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:
物质
A
NaCl
KCl
CsCl
熔点/K
1074
1049
918
物质
B
Na
Mg
Al
熔点/K
317
923
933
(1)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________。
(2)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__________。
金属键强度由小到大的顺序为______________。
Ⅱ.元素X的某价态离子Xn+中所有电子正好充满K、L、M三个电子层,它与N3-形成的晶体结构如图所示。
(1)该晶体的阳离子与阴离子个数比为 。
(2)该晶体中Xn+离子中n= 。
(3)X元素的原子序数是 。
(4)晶体中每个N3-被 个等距离的Xn+离子包围。
4.镁、铜等金属离子是人体内多种酶的辅因子。
工业上从海水中提取镁时,先制备无水氯化镁,然后将其熔融电解,得到金属镁。
(1)以MgCl2为原料用熔融盐电解法制备镁时,常加入NaCl、KCl或CaCl2等金属氯化物,其主要作用除了降低熔点之外还有________。
(2)已知MgO的晶体结构属于NaCl型。
某同学画出的MgO晶胞结构示意图如图所示,请改正图中错误:
________。
(3)Mg是第三周期元素,该周期部分元素氟化物的熔点见下表:
氟化物
NaF
MgF2
SiF4
熔点/K
1266
1534
183
解释表中氟化物熔点差异的原因:
__________________。
第四节离子晶体
【自主预习】
一、1.阴离子和阳离子通过离子键阴离子阳离子2.半径比电荷比离子键
3.684688 4.较高较大熔融状态溶于水
二、1.气态 1摩尔 3.越高越大
【预习检测】
1.×
提示:
晶格能指1mol离子化合物中阴、阳离子由相互远离的气态离子结合成离子晶体时放出的能量。
2.×
提示:
离子晶体和某些分子晶体(如冰醋酸)都具有同态不导电、水溶液能导电的性质,因此这一性质不能说明某晶体一定是离子晶体。
3.×
某些离子晶体可能只含有非金属元素的原子,如NH4Cl、CH3COONH4等。
4.不一样。
金属晶体导电是物理变化,离子晶体导电时发生了电解是化学变化。
5.有些离子晶体如NaOH、NH4Cl、Na2SO4中存在共价键,有些离子晶体中不存在共价键如NaCl、MgO等。
6.不是。
由Na+和Cl?
通过离子键结合而成的离子晶体,离子晶体中没有单个的分子,“NaCl”可表示离子晶体中Na+和Cl?
的个数比为1:
1,是化学式。
【要点探究】
1.
(1)提示:
在NaCl晶体中,正、负离子的半径比
=0.525,在CsCl晶体中,
=0.934,由于
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。
数值越大,离子的配位数越高。
(2)提示:
在NaCl、CsCl晶体中,正、负离子的配位数相等,是由于正、负离子电荷(绝对值)相同,因而正、负离子的个数相同,结果导致正、负离子的配位数相等;若正、负离子的电荷不相同,正、负离子的个数必定不相同,结果正、负离子的配位数就不会相等。
如,CaF2晶体中,Ca2+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。
(3)提示:
NaCl晶胞中Na+个数为12×
+1=4;
Cl?
个数为8×
+6×
=4;
CsCl晶胞中Cs+个数为1,Cl?
个数为8×
=1;
CaF2晶胞中Ca2+个数为8×
+6×
=4,F?
个数为8×1=8.
(4)提示:
在NaCl晶体中每个Na+周围最近且距离相等的Cl?
有6个。
每个Na+周围距离相等且最近的Na+是小正方形对角线上的Na+,在三维空间的每个面上有4个,共12个。
2.提示:
决定晶体硬度大小,熔、沸点高低的因素是构成晶体的微粒间作用力。
作用力越大,硬度越大,熔、沸点越高,反之,作用力越小,硬度越小,熔、沸点越低。
【典例精析】
C
【解析】难溶于水,其水溶液的导电性极弱,不能说明CaF2一定是离子晶体;熔、沸点较高,硬度较大,也可能是原子晶体的性质,B不能说明CaF2一定是离子晶体;熔融状态下可以导电,一定有自由移动的离子生成,C说明CaF2一定是离子晶体;CaF2在有机溶剂(如苯)中的溶解度极小,只能说明CaF2是极性分子,不能说明CaF2一定是离子晶体。
【备注】无
【变式训练】
(1)6 8
(2)3∶1∶1 CaTiO3 (3)
×1021
【解析】
(1)根据钙钛矿晶胞可知,晶体结构中,每个钛离子周围与它最近且距离相等的氧离子分布为:
同一平面内有4个,上下有2个,所以共有6个。
每个晶胞中的1个钙离子与周围8个钛离子距离最近且相等,所以每个钛离子周围与它最近且距离相等的钙离子有8个。
(2)根据“切割法”,每个钙钛矿晶胞中含有的氧离子数为12×
=3,含有的钛离子数为8×
=1,含有的钙离子数为1,所以该晶体的化学式可表示为CaTiO3。
(3)该晶胞的摩尔质量=(a+b+3c)g/mol,其体积=d3×10-21cm3,1mol晶胞的质量=(a+b+3c)g,体积=NA×d3×10-21cm3,根据ρ=
=
=
×
。
【备注】无
【要点探究】
1.
(1)提示:
影响晶格能的因素:
离子所带的电荷和阴、阳离子间的距离(与离子半径成正比)。
晶格能与离子所带电荷的乘积成正比,与阴、阳离子间的距离成反比。
(2)提示:
晶格能的数据可以用来说明许多典型离子晶体的性质变化规律,晶格能越大,形成的离子晶体越稳定,晶体的熔、沸点越高,硬度越大。
2.提示:
r(Na+)3.提示:
MgO和CaO比较,O2?
相同,Mg2+与Ca2+所带电荷数相同,但Mg2+半径小,所以晶格能MgO>CaO,熔点MgO>CaO,硬度MgO>CaO。
【典例精析】
B
【解析】本题考查离子晶体熔点高低的判断方法。
离子晶体的熔点与晶格能有关。
晶格能越大,晶体的熔点就越高。
晶格能与离子所带电荷的乘积成正比,与阴、阳离子间的距离成反比。
在上述三种晶体中,MgO的键长最短,离子电荷又高,故其晶格能最大,熔点最高;NaF的键长小于NaI,故NaF的晶格能大于NaI,熔点高于NaI。
【备注】无
【变式训练】
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的离子间距离相近、晶体结构类似,故晶格能主要由阴、阳离子所带电荷的多少决定。
【备注】无
【随堂自测】
1.CD
【解析】根据离子晶体的概念可知,只要含有离子键,形成的晶体就是离子晶体,但离子晶体中不一定只含有离子键,如Na2O2中除含有离子键外,还含有非极性共价键,故C正确,D正确。
铵盐形成的晶体也是离子晶体,其中不含金属元素,如NH4Cl,故A错。
由于稀有气体形成的分子晶体中含范德华力而无共价键,故B错。
【备注】无
2.C
【解析】根据表中各物质的熔点,判断晶体类型。
NaCl和MgO是离子化合物,形成离子晶体,故熔、沸点高,说明晶格能越大,离子键越强,A项正确;SiCl4是共价化合物,熔、沸点较低,为分子晶体;硼为非金属单质,熔、沸点很高,是原子晶体,B、D项正确;AlCl3虽是由活泼金属和活泼非金属形成的化合物,但其晶体熔、沸点较低,应属于分子晶体,C项错误。
【备注】无
3.C
【解析】NaCl晶体中,每个Na+周围有6个Cl-,每个Cl-周围有6个Na+;与每个Na+等距离的Cl-有6个,且构成正八面体,同理,与每个Cl-等距离的6个Na+也构成正八面体,由此可知图
(1)和(4)是属于NaCl晶体的,C项符合题意。
【备注】无
4.C
【解析】要形成离子键,必须先形成阴、阳离子。
B中三种元素可形成Na2SO3、Na2SO4、Na2S2O3等,都是离子化合物;C中三种元素可形成HNO3、HNO2、NH4NO3等,既有离子化合物,又有共价化合物;A、D中三种非金属元素只能形成共价化合物。
【备注】无
5.A
【解析】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、沸点都较高且不挥发,硬度很大,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,较小的离子填隙,所以密度一般都较大。
【备注】无
6.(l)MgO、NaCl、NaOH
(2)CO2、H2O SiO2
(3)CH4 SiO2
【解析】无
【备注】无
【基础过关】
1.B
【解析】根据均摊法,该结构单元中含A:
8×1=8,含B:
,B与A离子数之比为4:
8=1:
2,即该晶体的化学式为BA2,B项正确。
【备注】无
2.C
【解析】金刚石的网状结构中,每个最小的碳环上有6个碳原子,碳原子之间以共价键连接成环;NaCl晶体的配位数为6,即每个Cl-周围有6个Na+,每个Na+周围有6个Cl-;白磷的化学式为P4,结构为正四面体形,键角为60°,分子内以P—P共价键结合,而P4分子间以分子间作用力结合,而非共价键;离子晶体熔化时,离子键被断开,而分子晶体熔化时,分子并未发生改变。
【备注】无
3.C
【解析】晶格能指1mol离子化合物中阴、阳离子由相互远离的气态离子结合成离子晶体时放出的能量。
【备注】无
4.B
【解析】四种离子晶体所含阴离子相同,所含阳离子不同。
Mg2+、Rb+、Ca2+、Ba2+比较,Rb+所带电荷最少且半径比Mg2+、Ca2+的大,其与O2-形成的离子键较弱,使Rb2O的熔点比MgO、CaO的低。
Mg2+、Ca2+、Ba2+比较,它们所带正电荷一样多,半径Mg2+<Ca2+<Ba2+,与O2-形成的离子键由强到弱的顺序是Mg2+>Ca2+>Ba2+,相应离子晶体的熔点由高到低的顺序是MgO>CaO>BaO。
综上所述,四种离子晶体熔点的高低顺序是MgO>CaO>BaO>Rb2O,选B。
【备注】无
5.D
【解析】熔融状态能导电的化合物形成的晶体一定是离子晶体。
分子晶体和原子晶体熔融状态成为分子和原子,不导电。
金属晶体在固态和熔融状态均能导电,但金属晶体是单质。
【备注】无
6.
(1)①⑤③②④⑥
(2)CO2 H2 H2、CO2、HF HF (NH4)2SO4 SiC SiC>(NH4)2SO4>HF>CO2>H2
【解析】
(1)一般地,不同晶体的熔点顺序为:
原子晶体>离子晶体>分子晶体,金属晶体的熔点变化大;相对状态而言熔点,固体>液体>气体,则可得出:
CO2<CS2<Na<NaCl<Si<金刚石。
(2)首先判断各物质的晶体类型,然后对分子晶体具体分析其分子间作用力有无氢键,范德华力大小等情况。
【备注】无
【能力提升】
1.A
【解析】根据Na3AlF6熔融时的电离方程式Na3AlF6=3Na++Al
并结合题目中晶体结构单元图示可知,晶胞中拥有的
有8×1/8+6×1/2=4个,由于Na+与AlF63-的个数比为3:
1,所以晶胞中拥有○的数目=12×1/4+8+1=12个,即体心处
代表Na+。
【备注】无
2.
(1)4 8
(2)面心立方 8 4 6
【解析】
(1)Ca2+占据晶胞中8个顶角、6个面心的位置,故Ca2+的个数为8×
+6×
=4个,F-在晶胞内,完全属于该晶胞,含有8个F-。
(2)由晶胞的结构可知,每个Ca2+周围有8个F-,而每个F-周围有4个Ca2+。
【备注】无
3.I.
(1)离子 离子键 NaCl>KCl>CsCl
(2)金属 NaMg2+>Al3+ NaⅡ.
(1)3∶1
(2)1 (3)29 (4)6
【解析】I.
(1)A组NaCl、KCl、CsCl为同一主族的卤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。
(2)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。
Ⅱ.
(1)Xn+位于晶胞的棱上,其数目为1