势能骤然上升.
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、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________。
第2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
第五节离子晶体
第1课时
【知识与技能】
1、通过复习钠与氯形成氯化钠的过程,使学生理解离子键的概念、形成过程和特点。
2、理解离子晶体的概念、构成及物理性质特征,掌握常见的离子晶体的类型及有关晶胞的计算。
【过程与方法】
3、复习离子的特征,氯化钠的形成过程,并在此基础上分析离子键的成键微粒和成键性质,培养学生知识迁移的能力和归纳总结的能力。
4、在学习本节的过程中,可与物理学中静电力的计算相结合,晶体的计算与数学的立体几何、物理学的密度计算相结合。
【情感态度与价值观】
通过本节的学习,进一步认识晶体,并深入了解晶体的内部特征。
[板书计划]
第四节离子晶体
一、离子晶体:
由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。
1、几何因素:
晶体中正负离子的半径比(r+/r-)。
2、电荷因素:
正负离子的电荷比。
3、键性因素:
离子键的纯粹程度。
4、离子晶体特点:
硬度较大、难于压缩、较高的熔点和沸点。
二、晶格能
1、定义:
气态离子形成l摩离子晶体释放的能量,通常取正值。
2、规律:
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。
【教案设计】【问题引入】
1、钠原子与氯原子是如何结合成氯化钠的?
你能用电子式表示氯化钠的形成过程吗?
2、根据元素的金属性和非金属性差异,你知道哪些原子之间能形成离子键?
【板书】第二单元离子键离子晶体
§3-2-1离子键的形成
一、离子键的形成
【学生活动】写出钠在氯气中燃烧的化学方程式;
思考:
钠原子与氯原子是如何结合成氯化钠的?
请你用电子式表示氯化钠的形成过程。
【过渡】以阴、阳离子结合成离子化合物的化学键,就是离子键。
【板书】1、离子键的定义:
使阴、阳离子结合成离子化合物的静电作用
2.离子键的形成过程
【讲解】以NaCl为例,讲解离子键的形成过程:
2)电子转移形成离子:
一般达到稀有气体原子的结构
【学生活动】
分别达到Ne和Ar的稀有气体原子的结构,形成稳定离子。
2)判断依据:
元素的电负性差要比较大
【讲解】元素的电负性差要比较大,成键的两元素的电负性差用△X表示,当△X>1.7,发生电子转移,形成离子键;
当△X<1.7,不发生电子转移,形成共价键.
【说明】:
但离子键和共价键之间,并非严格截然可以区分的.可将离子键视为极性共价键的一个极端,而另一极端为非极性共价键.如图所示:
化合物中不存在百分之百的离子键,即使是NaF的化学键之中,也有共价键的成分,即除离子间靠静电相互吸引外,尚有共用电子对的作用.
X>1.7,实际上是指离子键的成分(百分数)大于50%.
【小结】:
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。
2、活泼的金属元素和酸根离子(或氢氧根离子)形成的化合物
3、铵根和酸根离子(或活泼非金属元素离子)形成的盐。
【板书】二、用电子式表示离子化合物的形成
【练习】1、写出下列微粒的电子式:
(1)Na+、Mg2+、Cl-、O2-、
(2)NaClMgOMgCl
小结:
离子化合物电子式的书写
1.简单阴离子的电子式不但要表达出最外层所有电子数(包括得到的电子),而且用方括号“[]”括起来,并在右上角注明负电荷数
2.简单阳离子的电子式就是离子符号
3.离子化合物的电子式由阴离子和阳离子电子式组成,相同的离子不能合并
【练习】2、用电子式表示NaCl、K2S的形成过程
小结:
用电子式表示离子键的形成过程
1.左边是组成离子化合物的各原子的电子式,右边是离子化合物的电子式
2.连接号为“”
3.用表示电子转移的方向
【板书】三、离子键的实质
思考:
从核外电子排布的理论思考离子键的形成过程
【板书】:
实质是静电作用
靠静电吸引,形成化学键体系的势能与核间距之间的关系如图所示:
横坐标:
核间距r。
纵坐标:
体系的势能V。
纵坐标的零点:
当r无穷大时,即两核之间无限远时,势能为零.下面来考察Na+和Cl-彼此接近时,势能V的变化。
从图中可见:
r>r0,当r减小时,正负离子靠静电相互吸引,V减小,体系稳定.
r=r0时,V有极小值,此时体系最稳定.表明形成了离子键.
r势能骤然上升.
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