因此,离子相互吸引,保持一定距离时,体系最稳定,即当静电引力与静电斥力达到平衡时，形成稳定的离子键，整个体系达到能量最低状态。
【板书】四、离子键的特征
【讲解】通常情况下，阴、阳离子可以看成是球形对称的，其电荷分布也是球形对称的，只要空间条件允许，一个离子可以同时吸引多个带相反电荷的离子。
因此离子键没有方向性和饱和性。
【讨论】就NaCl的晶体结构，交流你对离子键没有饱和性和方向性的认识
【板书】
（1）.离子键无方向性
（2）.离子键无饱和性
【板书】五、离子键的强度——晶格能
（1）.键能和晶格能
【讲解】以NaCl为例:
键能:
1mol气态NaCl分子,离解成气体原子时,所吸收的能量.用Ei表示:
【板书】
（2）.晶格能（符号为U）:
拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量
【讲解】在离子晶体中，阴、阳离子间静电作用的大小用晶格能来衡量。
晶格能（符号为U）是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。
例如：
拆开1molNaCl晶体使之形成气态钠离子和氯离子时,吸收的能量.用U表示:
NaCl（s）Na+（g）+Cl-（g）U=786KJ.mol-1
晶格能U越大,表明离子晶体中的离子键越牢固。
一般而言，晶格能越大，离子晶体的离子键越强.破坏离子键时吸收的能量就越多,离子晶体的熔沸点越高，硬度越大。
键能和晶格能,均能表示离子键的强度,而且大小关系一致.通常,晶格能比较常用.
【板书】（3）.影响离子键强度的因素——离子的电荷数和离子半径
【思考】由下列离子化合物熔点变化规律,分析离子键的强弱与离子半径、离子电荷有什么关系?
（1）NaFNaClNaBrNaI
988℃801℃747℃660℃
（2）NaFCaF2CaO
988℃1360℃2614℃
（提示：
Ca2+半径略大于Na+半径）
【讲解】从离子键的实质是静电引力
出发,影响F大小的因素有:
离子的电荷数q和离子之间的距离r（与离子半径的大小相关）
1）离子电荷数的影响：
电荷高，晶格能大，离子晶体的熔沸点高、硬度大。
NaClMgO
晶格能（KJ.mol-1）7863791
熔点（℃）8012852
摩氏硬度2.56.5
2）离子半径的影响：
半径大,导致离子间距大,晶格能小，离子晶体的熔沸点低、硬度小。
3）离子半径概念及变化规律
将离子晶体中的离子看成是相切的球体,正负离子的核间距d是r+和r-之和:
离子半径的变化规律
a）同主族,从上到下,电子层增加,具有相同电荷数的离子半径增加.
b）同周期:
主族元素,从左至右离子电荷数升高,最高价离子,半径最小.如:
过渡元素,离子半径变化规律不明显.
c）同一元素,不同价态的离子,电荷高的半径小.如:
d）一般负离子半径较大;正离子半径较小.
e）周期表对角线上,左上元素和右下元素的离子半径相似.如:
Li+和Mg2+,Sc3+和Zr4+的半径相似.
【小结】离子电荷数越大，核间距越小，晶格能越大，离子键越牢，离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。
【课堂小结】
【课后练习】
1．下列各组数值表示有关元素的原子序数，其中所表示的各组原子能以离子键结合成稳定化合物的是（）
A．1与6B．2与8C．9与11D．8与14
2．用电子式表示下列物质的结构：
NaOH、Ca（ClO）2。
3．离子化合物LiCl、NaCl、KCl、RbCl和CsCl熔点由高到底的顺序是________________________________________________。
5．某主族元素A的外围电子排布式为ns1，另一主族元素B的外围电子排布为ns2np4，
两者形成的离子化合物的化学式可能为
A．ABB．A2BC．AB2D．A2B3
6．下列叙述正确的是（）
A．氯化钠晶体不能导电，所以氯化钠不是电解质
B．氯化钠溶液能导电，所以氯化钠溶液是电解质
C．熔融的氯化钠和氯化钠溶液都能产生自由移动的离子
D．氯化钠熔融时不破坏氯化钠晶体中的离子键。
7．NaF、NaI、MgO均为离子化合物，根据下列数据，这三种化合物的熔点高低顺序是
（ ）
物质
①NaF
②NaI
③MgO
离子电荷数
1
1
2
键长（10-10m）
2.31
3.18
2.10
A．①>②>③B.③>①>②C.③>②>①D.②>①>③
8．下列说法不正确的是 （ ）
A．离子晶体的晶格能越大离子键越强
B．阳离子的半径越大则可同时吸引的阴离子越多
C．通常阴、阳离子的半径越小，电荷越大，该阴、阳离子组成的离子化合物的晶格能
越大
D．拆开1mol离子键所需的能量叫该离子晶体的晶格能
9．离子化合物①NaCl、②CaO、③NaF、④MgO中，晶格能从小到大顺序正确的是（ ）
A．①②③④ B．①③②④ C．③①④② D．④②①③
10．
（1）下列热化学方程中，能直接表示出氯化钠晶体晶格能的是_________。
A．Na+（g）+Cl－（g）=NaCl（s）；△HB．Na（s）+
Cl2（g）=NaCl（s）；△H1
C．Na（s）=Na（g）；△H2D．Na（g）－e－=Na+（g）；△H3
11、已知元素的某种性质“X”和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性质。
下面给出13种元素的X的数值：
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
X的数值
1.5
2.0
1.5
2.5
2.8
4.0
1.0
元素
Mg
Na
O
P
S
Si
X的数值
1.2
0.9
3.5
2.1
2.5
1.7
试结合元素周期律知识完成下列问题：
（1）经验规律告诉我们：
当形成化学键的两原子相应元素的X差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。
试推断AlCl3中的化学键类型是______。
（2）根据上表给出的数据，简述主族元素的X的数值大小与元素的金属性或非金属性强弱之间的关系______________________________；简述第二周期元素（除惰性气体外）的X的数值大小与原子半径之间的关系_____________________________________________。
（3）请你预测Br与I元素的X数值的大小关系________。
13、常温下固态Na和气态Cl2生成1molNaCl晶体释放的能量叫做NaCl的生成热。
生成热△fHNaCl＝－4llkJ/mol。
该化合过程亦可被解析成如下四个步骤，各步的能量变化分别表示为△H1、△H2、△H3和△H4：
其中△H2＝128kJ/mol，△H3＝－526kJ/mol，△H4＝－243kJ/mol。
则△H1＝ kJ/mol；NaCl的离子键键能为kJ/mol；NaCl晶体的晶格能（阴阳离子结合成晶体的能量变化）为 kJ/mol。
第二课时
【复习巩固】
1.什么是离子键？
作用力的实质是什么？
2、什么是晶格能？
影响因素有哪些？
3、晶格能的大小与离子晶体的熔沸点、硬度的关系怎样？
[练习]
1.指出下列物质中的化学键类型。
KBrCCl4N2CaONaOH
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？
哪些是既含离子键又含共价键的离子化合物？
KClHClNa2SO4HNO3NH4ClO2Na2O2
【过渡】大多数离子化合物在常温下以晶体的形式存在。
【板书】§3-2-2离子晶体
一、离子晶体
1、定义：
离子间通过离子键结合而成的晶体
【思考】离子晶体能否导电，主要的物理共性有哪些？
2、特点：
（1）、晶体不导电，在熔融状态或水溶液中导电,不存在单个分子
（2）、硬度较高，密度较大，难压缩，难挥发，熔沸点较高
【思考】：
判断下列每组物质的熔沸点的高低，影响离子晶体的熔沸点高低的因素有哪些？
（1）NaFNaClNaBrNaI
（2）MgONa2O
3、离子晶体熔沸点高低的影响因素：
离子所带的电荷（Q）和离子半径（r）
Q越大、r越小，则晶格能（U）越大，离子键越强，熔沸点越高，硬度越大.
【思考】：
哪些物质属于离子晶体？
4、物质的类别：
强碱、部分金属氧化物、绝大部分盐类属于离子晶体。
【过渡】离子晶体也有一定的空间结构
【板书】二、离子晶体的空间结构
【讲解】：
离子晶体有多种晶体结构类型，其中氯化钠型和氯化铯型是两种最常见的离子晶体结构类型。
首先看NaCl的晶胞:
组成具有代表性,对称性（轴,面,中心）也与晶体相同,所以乙为NaCl的晶胞
【思考】:
1、每个Na+同时吸引个Cl-，每个Cl-同时吸引个Na+，而Na+数目与Cl-数目之为化学式为
2、根据氯化钠的结构模型确定晶胞，并分析其构成。
每个晶胞中有Na+，有个Cl-
3、在每个Na+周围与它最近的且距离相等的Na+有 个
4、在每个Na+周围与它最近的且距离相等的Cl-所围成的空间结构为体
5、已知氯化钠的摩尔质量为58.5g.mol-1,阿伏加德罗常数取6.02×1023mol-1,则食盐晶体中两个距离最近的Na+的核间距离最接近下面四个数据中的哪一个.（）
A、3.0×10-8cmB、3.5×10-8cmC、4.0×10-8cmD、5.0×10-8cm
组成和对称性均有代表性.看空心圆点,除了立方体的顶点的8个,无其它,称为简单立方晶胞.配位数为8
【思考】：
1、每个Cs+同时吸引个Cl-，每个Cl-同时吸引个Cs+，而Cs+数目与Cl-数目之为化学式为
2、根据氯化的结构模型确定晶胞，并分析其构成。
每个晶胞中有Cs+，有个Cl-
3、在每个Cs+周围与它最近的且距离相等的Cs+有 个
组成和对称性均有代表性.看空心圆点,除了立方体的顶点的8个,面中心6个,也为面心立方.配位数为4
总之,立方晶系有3种类型晶胞,面心立方,简单立方,体心立方.四方晶系,2种,正交晶系,4种等,共有14种类型的晶胞
【过渡】氯化钠与氯化铯均为AB型离子晶体，但两者的阴、阳离子周围带相反电荷离子的数目却不同，你认为造成这一差异的可能原因是什么？
【板书】三.离子晶体的配位数以及与r+/r-的关系
NaCl六配体,CsCl八配体,ZnS四配体,均为AB型晶体,为何配位数不同?
1）离子晶体稳定存在的条件
离子形成晶体时，阴、阳离子总是尽可能紧密地排列，且一种离子周围所环绕的带相反电荷的离子越多，体系能量越低，所构成的离子晶体就越稳定。
2）离子晶体的配为数：
离子晶体中一种离子周围紧邻的带相反电荷的离子数目
【设问】：
NaCl型离子配为数为（六配体）,CsCl型离子配为数为（八配体）
【讨论】NaCl和CsCl均为AB型离子晶体，但两者的阴、阳离子周围带相反电荷离子的数目却不同，你认为造成这一差异的可能原因是什么？
【讲解】离子晶体中的离子的电荷分布是球形对称的。
它们之间的作用力的强弱只取决于它们相互之间的距离。
晶体中每种离子能被多少个带相反电荷的离子所包围（离子的配位数），与它们的大小有关，与电荷数多少无关。
离子晶体中一种离子周围所环绕的带相反电荷的离子的数目的多少，与阴、阳离子半径比r
+/r-有关。
3）r+/r-与配位数
从六配位的介稳状态出发,进行半径比与配位数之间关系的探讨.
此时,为介稳状态.如果r+再大些,则出现上述b）种情况,即阴离子同号相离,异号相切的稳定状态.亦即:
当r+继续增加,达到并超过:
时,即阳离子离子周围可容纳更多阴离子,为8配位,CsCl型.
若r+变小,即:
则出现a）种情况,阴离子相切,阴离子阳离子相离的不稳定状态.配位数减少,4配位,ZnS型.
阴、阳离子半径比与配位数的关系
r+/r-
配位数
实例
0.225~0.414
4
ZnS
0.414~0.732
6
NaCl
0.732~1.0
8
CsCl
＞1.0
12
CsF
总之,配位数与r+/r-之比相关，且:
r+再增大,则达到12配位;r-再减小,则达到3配位.
注意:
讨论中将离子视为刚性球体,这与实际情况有出入.但仍不失为一组重要的参考数据.因而,我们可以用离子间的半径比值去判断配位数.
【问题解决】1、已知Cd2+半径为97pm，S2-半径为184pm，按正负离子半径比，CdS应具有型晶格，正、负离子的配位数之比应是；但CdS却具有立方ZnS型晶格，正负离子的配位数之比是，这主要是由造成的。
2、某离子晶体的晶胞结构如下图所示：
则该离子晶体的化学式为（）
A．abcB、abc3
C．ab2c3D．ab3c
3、在NaCl晶体中，与每个Na+距离相等且距离最近的Cl—所围成
的空间构型为（）
A．正四面体 B．正六面体
C．正八面体 D．正十二面体
【课后练习】
1、下列物质属于离子化合物的是（）
A．NH3B．NaFC．HBrD．KOH
2、某主族元素A的外围电子排布式为ns1，另一主族元素B的外围电子排布为ns2np4，则两者形成的离子化合物的化学式可能为
A．ABB．A2BC．AB2D．A2B3
3、下列叙述正确的是（）
A．氯化钠晶体不能导电，所以氯化钠不是电解质B．氯化钠溶液能导电，所以氯化钠溶液是电解质C．熔融的氯化钠和氯化钠溶液都能产生自由移动的离子
D．氯化钠熔融时不破坏氯化钠晶体中的离子键。
4、下列化合物中形成离子键的所有微粒，其基态电子层结构都与氩原子相同的是（）
A．MgCl2B．CaBr2C．K2SD．Na2O
5、下列微粒中，基态最外层电子排布满足ns2np6的一组是（）
A．Ba2+、Mg2+B．K+、Cu2+C．Ca2+、Zn2+D．Na+、Al3+
6、下列离子化合物中，两核间距离最大的是（）
A．LiClB．NaFC．KClD．NaCl
7、NaF、NaI、MgO均为离子化合物，根据下列数据，这三种化合物的熔点高低顺序是
物质
①NaF
②NaI
③MgO
离子电荷数
1
1
2
键长（10-10m）
2.31
3.18
2.10
A．①>②>③B.③>①>②C.③>②>①D.②>①>③
8、为了确定SbCl3、SbCl5、SnCl4是否为离子化合物，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，发现它们都可以导电。
结论：
SbCl3、SbCl5、SnCl4都是离子化合物
9、
（1）下列热化学方程中，能直接表示出氯化钠晶体晶格能的是_________。
A．Na+（g）+Cl－（g）=NaCl（s）；△HB．Na（s）+
Cl2（g）=NaCl（s）；△H1
C．Na（s）=Na（g）；△H2D．Na（g）－e－=Na+（g）；△H3
E．
Cl2（g）=Cl（g）；△H4F．Cl（g）+e－=Cl－（g）；△H5
（2）写出△H1与△H、△H2、△H3、△H4、△H5之间的关系式__________________。
10、高温下，超氧化钾晶体呈立方体结构。
晶体中氧的化合价可看作部分为0价，部分为—2价。
下图为超氧化钾晶体的一个晶胞（晶体中最小的重复单元）。
则下列说法正确的是
A．晶体中与每个K+距离最近的K+有12个
B．晶体中每个K+周围有8个O2—，每个O2—周围有8个K+
C．超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞含有14个K+和13个O2—
D．晶体中，0价氧原子与-2价氧原子的数目比可看作为3:
1
11、如图，直线交点处的圆圈为NaCl晶体中Na+离子或Cl—离子所处的位置。
这两种离子在空间三个互相垂直的方向上都是等距离排列的。
⑴请将其中代表Na+离子的圆圈涂黑（不必考虑体积大小），以完成NaCl晶体的结构示意图。
⑵晶体中，在每个Na+离子的周围与它最接近的且距离相等的Na+离子
共有_____个。
⑶晶体中每一个重复的结构单元叫晶胞。
在NaCl晶胞中正六面体的顶点上、面上、棱上的Na+或Cl—离子为该晶胞与其相邻的晶胞所共有。
一个晶胞中，Cl—离子的个数等于______，即______（填计算式），Na+离子的个数等于_______，即__________（填计算式）。
⑷设NaCl的摩尔质量为Mg/mol，食盐晶体的密度为
g/cm3，阿伏加德罗常数为NA。
食盐晶体中两个距离最近的钠离子中心间的距离为______cm。
12、⑴中学化学教材中图示了NaCl晶体结构，它向三维空间延伸得到完美晶体。
NiO（氧化镍）晶体的结构与NaCl相同，Ni2+与最邻近O2—的核间距离为a×10-8cm，计算NiO晶体的密度（已知NiO的摩尔质量为74.7g/mol）。
⑵天然和绝大部分人工制备的晶体都存在各种缺陷，例如在某氧化镍晶体中就存在如图4-4所示的缺陷：
一个Ni2+空缺，另有两个Ni2+被两个Ni3+所取代。
其结果是晶体仍呈电中性，但化合物中Ni和O的比值却发生了变化。
某氧化镍样品组成为Ni0.97O，试计算该晶体中Ni3+与Ni2+的离子数之比。
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