第三章第四节 离子晶体word文档资料Word格式文档下载.docx

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其实《国策》中本身就有“先生长者，有德之称”的说法。

可见“先生”之原意非真正的“教师”之意，倒是与当今“先生”的称呼更接近。

看来，“先生”之本源含义在于礼貌和尊称，并非具学问者的专称。

称“老师”为“先生”的记载，首见于《礼记?

曲礼》，有“从于先生，不越礼而与人言”，其中之“先生”意为“年长、资深之传授知识者”，与教师、老师之意基本一致。

（1）定义：

离子晶体是由阴离子和阳离子通过离子键结合而成的晶体。

（2）离子晶体的构成微粒是阴离子和阳离子。

（3）离子晶体微粒间的作用力是离子键。

2．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（r＋/r－）

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

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

6

8

4

阳离子的配位数

晶胞

4.离子晶体的性质

（1）硬度较大，难于压缩。

（2）熔、沸点较高，难挥发。

（3）不导电，但是在熔融态或水溶液中可导电。

（4）大多数离子晶体易溶于极性溶剂（如水），难溶于非极性溶剂（如苯和CCl4）。

1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×

”）。

（1）离子晶体一定是离子化合物。

（　　）

（2）离子晶体中只含离子键。

（3）含有离子的晶体一定是离子晶体。

（4）由金属与非金属形成的晶体，属于离子晶体。

（5）离子晶体的熔点一定低于原子晶体的熔点。

（6）离子晶体受热熔化，破坏化学键，吸收能量，属于化学变化。

（7）NaCl和CsCl晶体中，每个离子周围带相反电荷离子的数目分别是6和8，由此知离子键有饱和性和方向性。

答案：

（1）√　

（2）×

　（3）×

　（4）×

　（5）×

　（6）×

　（7）×

2．下列关于离子晶体的性质的叙述正确的是（　　）

A．熔、沸点都较高，难以挥发

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

解析：

选A。

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，不易挥发，硬度较大，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，较小离子填空隙，所以密度一般都较大。

1．物理性质与结构的关系

（1）离子晶体具有较高的熔、沸点，难挥发

离子晶体中，阴、阳离子间有强烈的相互作用（离子键），要克服离子间的相互作用使物质熔化和沸腾，就需要较多的能量。

因此，离子晶体具有较高的熔、沸点和难挥发的性质。

如NaCl、CsCl的熔点分别是801℃、645℃；

沸点分别是1413℃、1290℃。

一般来说，阴、阳离子所带的电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，离子晶体的熔、沸点越高，如Al2O3＞MgO；

NaCl＞CsCl等。

（2）离子晶体硬而脆

离子晶体中，阴、阳离子间有较强的离子键，离子晶体表现出较高的硬度。

当晶体受到冲击力作用时，部分离子键发生断裂，导致晶体破碎。

（3）离子晶体不导电，熔融态或溶于水后能导电

离子晶体中，离子键较强，阴、阳离子不能自由移动，即晶体中无自由移动的离子，因此离子晶体不导电。

当升高温度时，阴、阳离子获得足够的能量克服了离子间的相互作用力，成为自由移动的离子，在外加电场的作用下，离子定向移动而导电。

离子晶体溶于水时，阴、阳离子受到水分子的作用成了自由移动的离子（或水合离子），在外加电场的作用下，阴、阳离子定向移动而导电。

难溶于水的强电解质（如BaSO4、CaCO3等）溶于水，由于离子浓度极小，故导电性极差。

通常情况下，我们说它们的水溶液不导电。

（4）大多数离子晶体易溶于极性溶剂（如水），难溶于非极性溶剂（如汽油、苯、CCl4）。

当把离子晶体放入水中时，水分子对离子晶体中的离子产生作用，使离子晶体中的离子克服离子间的相互作用力而离开晶体，变成在水中自由移动的离子。

2．判断晶体类型的方法

（1）根据构成晶体的微粒和粒子间的作用力类别进行判断如由分子通过分子间作用力形成的晶体属于分子晶体；

由原子通过共价键形成的晶体属于原子晶体；

由阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体；

由金属阳离子和自由电子通过金属键形成的晶体属于金属晶体。

（2）依据物质的分类判断

①活泼金属的氧化物（如Na2O、Al2O3等）、强碱[如KOH、Ba（OH）2等]和绝大多数的盐类是离子晶体。

②大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硼、晶体硅等外）、气态氢化物、非金属氧化物（除SiO2外）、酸、绝大多数有机物（除有机盐外）是分子晶体。

③常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硼、晶体硅等；

常见的原子晶体化合物有碳化硅、SiO2等。

④金属单质（除汞外）与合金属于金属晶体。

（3）依据晶体的熔点判断

离子晶体的熔点较高，常在数百至一千余摄氏度；

原子晶体的熔点高，常在一千至几千摄氏度；

分子晶体的熔点较低，常在数百摄氏度以下至很低温度；

金属晶体多数熔点高，但也有熔点相当低的。

（4）依据导电性判断

离子晶体在水溶液中及熔融状态下导电；

原子晶体一般为非导体，但晶体硅能导电；

分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质（主要是酸和非金属氢化物）溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子，也能导电；

金属晶体是电的良导体。

（5）依据硬度和机械性能判断

离子晶体硬度较大或略硬而脆；

原子晶体硬度大；

分子晶体硬度小且较脆；

金属晶体多数硬度大，但也有硬度较小的，且具有延展性。

（1）下列说法中正确的是________。

A．形成离子键的阴、阳离子间只存在静电吸引力

B．第ⅠA族元素与第ⅦA族元素形成的化合物一定是离子化合物

C．离子化合物的熔点一定比共价化合物的熔点高

D．离子化合物中可能只含有非金属元素

（2）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：

A组物质

KCl

熔点/K

1074

1049

918

B组物质

Na

Mg

Al

370

922

933

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组物质是__________晶体，晶体中微粒之间通过__________相连。

B组物质是__________晶体，价电子数由少到多的顺序是__________，粒子半径由大到小的顺序是__________。

[解析]　

（1）形成离子键的阴、阳离子之间不但存在阴、阳离子之间的相互吸引，也存在着电子之间的相互排斥和原子核之间的相互排斥，A项错误；

氢是第ⅠA族元素，HX（X为卤素元素）都是共价化合物，B项错误；

NaCl是离子化合物，SiO2是共价化合物，但前者的熔点较低，C项错误；

NH4Cl、（NH4）2SO4等都是只含有非金属元素的离子化合物，D项正确。

（2）A组物质为离子晶体，离子之间通过离子键相结合，由于NaCl、KCl、CsCl中的阴、阳离子所带电荷数相等，而r（Na＋）＜r（K＋）＜r（Cs＋），所以离子键的强度由大到小的顺序为NaCl＞KCl＞CsCl，故熔点是逐渐降低的。

B组物质为金属晶体，是由金属键结合而成的，因为价电子数Na＜Mg＜Al，而粒子半径Na＞Mg＞Al，所以金属键强度由小到大的顺序为Na＜Mg＜Al，故其熔点是逐渐升高的。

[答案]　

（1）D　

（2）离子　离子键　金属　Na＜Mg＜Al　Na＞Mg＞Al

　离子键、离子晶体的概念

1．下列关于离子化合物的叙述正确的是（　　）

A．离子化合物中都只含有离子键

B．离子化合物中的阳离子只能是金属离子

C．离子化合物如能溶于水，其所得溶液一定可以导电

D．溶于水可以导电的化合物一定是离子化合物

选C。

离子化合物中的阳离子不一定是金属离子，如NH4Cl，阳离子为NH

而不是金属离子；

共价化合物溶于水也可能导电，如NH3、SO2、HCl等。

2．下列物质中属于含有非极性键的离子晶体的是（　　）

①醋酸钠　②氢氧化钾　③过氧化钠　④金刚石　⑤乙醇　⑥碳化钙

A．①②③⑥　　　　　　B．①③⑥

C．①③④⑤D．①②⑥

选B。

①中含有碳碳非极性键，②中含有氧氢极性键，③中含有氧氧非极性键，④属于原子晶体，⑤属于分子晶体，⑥中含有碳碳非极性键。

　离子晶体的结构特征与性质

3．根据下列实验事实，能确定某晶体一定是离子晶体的是（　　）

A．晶体熔点达2500℃　B．晶体不导电，溶于水导电

C．晶体不导电，熔融能导电D．温度越高，溶解度越大

熔点为2500℃的可以是金属晶体、原子晶体或离子晶体；

晶体不导电，水溶液导电可以是离子晶体或分子晶体；

大多数晶体温度升高，溶解度增大。

4.

根据CsCl的晶胞结构分析，CsCl晶体中两距离最近的Cs＋间距离为a，则每个Cs＋周围与其距离为a的Cs＋数目为________，每个Cs＋周围距离相等且次近的Cs＋数目为________，距离为____________，每个Cs＋周围距离相等且第三近的Cs＋数目为________，距离为________，每个Cs＋周围紧邻且等距的Cl－数目为________。

以题图的一个Cs＋为基准，与其最近的Cs＋分别位于其上、下、前、后、左、右六个方位，有6个；

与其次近的Cs＋的距离为

a，在1个晶胞中有3个，而1个Cs＋为8个晶胞共有，故有8×

3×

＝12个；

与其第三近的Cs＋的距离为

a，每个晶胞中有1个，故有8个；

与其紧邻且等距的Cl－有8个。

6　12　

a　8　

a　8

5.

如图所示，直线交点的圆圈处为NaCl晶体中Na＋或Cl－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。

（1）请将其中代表Na＋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。

（2）在晶体中，每个Na＋的周围与它最接近的且距离相等的Na＋共有________个。

（3）在NaCl晶胞中正六面体的顶点上、面上、棱上的Na＋或Cl－为该晶胞与其相邻的晶胞所共有，一个晶胞中Cl－的个数等于________，即________________（填计算式）；

Na＋的个数等于________，即________________（填计算式）。

（4）设NaCl的摩尔质量为Mg·

mol－1，食盐晶体的密度为ρg·

cm－3，阿伏加德罗常数为NA，食盐晶体中两个距离最近的钠离子间的距离为________cm。

（2）从体心Na＋看，与它最近的且距离相等的Na＋共有12个。

（3）根据立方结构的特点，可求阴、阳离子的个数。

NaCl晶胞中，含Cl－：

8×

＋6×

＝4（个），含Na＋：

12×

＋1＝4（个）。

（4）设Cl－和Na＋的最近距离为acm，则两个最近的Na＋间的距离为

acm，有

·

NAmol－1＝Mg·

mol－1，a＝

cm，所以两个Na＋间的最近距离为

cm。

（1）见下图　

（2）12　（3）4　8×

　4　12×

＋1　（4）

　晶格能[学生用书P51]

1．晶格能的概念

晶格能是指气态离子形成1__mol离子晶体释放的能量，即1mol离子化合物中，由相互远离的气态阴、阳离子结合成离子晶体时所放出的能量。

晶格能通常取正值，单位为kJ·

mol－1。

2．晶格能的意义

晶格能是最能反映离子晶体稳定性的数据。

晶格能越大，表示离子键越强，形成的离子晶体越稳定，晶体的熔点越高，硬度越大。

3．晶格能的影响因素

晶格能与阴、阳离子所带电荷数成正比，与阴、阳离子间的距离（核间距）成反比。

例如：

MgO与NaCl比较，Mg2＋与O2－所带电荷均比Na＋、Cl－多，且r（Mg2＋）＜r（Na＋）、r（O2－）＜r（Cl－），即Mg2＋与O2－之间的核间距比Na＋和Cl－之间的核间距小，所以MgO的晶格能比NaCl的大，即MgO中的离子键强，其熔点（2852℃）比NaCl（801℃）的高，其摩氏硬度（6.5）比NaCl（2.5）的大。

同理，NaF、NaCl、NaBr、NaI四种晶体的熔点依次降低。

（1）晶格能指形成1mol离子键所放出的能量。

（2）晶格能指破坏1mol离子键所吸收的能量。

（3）晶格能指1mol离子化合物中由相互远离的气态阴、阳离子结合成离子晶体时所放出的能量。

（4）晶格能的大小与晶体的熔点、硬度都无关。

（1）×

（2）×

　（3）√　（4）×

2．下列有关离子晶体的数据大小比较，不正确的是（　　）

A．熔点：

NaF＞MgF2＞AlF3

B．晶格能：

NaF＞NaCl＞NaBr

C．阴离子的配位数：

CsCl＞NaCl＞CaF2

D．硬度：

MgO＞CaO＞BaO

由于r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋），且Na＋、Mg2＋、Al3＋所带电荷数依次增大，所以NaF、MgF2、AlF3的离子键依次增强，晶格能依次增大，故熔点依次升高，A不正确。

r（F－）＜r（Cl－）＜r（Br－），故NaF、NaCl、NaBr的晶格能依次减小，B正确。

在CsCl、NaCl、CaF2晶体中，阴离子的配位数分别为8、6、4，C正确。

r（Mg2＋）＜r（Ca2＋）＜r（Ba2＋），故MgO、CaO、BaO中离子键依次减弱，晶格能依次减小，硬度依次减小，D正确。

晶格能与共价键键能的比较

晶格能

共价键键能

基本含义

气态阴、阳离子结合成1mol离子晶体时所放出的能量，常用单位为kJ·

mol－1

在101.3kPa、298K下，将1molAB（g）分子中的共价键拆开，生成气态原子A和B所吸收的能量，常用单位为kJ·

主要应用

描述离子晶体的稳定性，晶格能越大，晶体越稳定

描述共价键的稳定性，键能越大，含共价键的分子或原子团越稳定

影响因素

其他条件相同时，阴、阳离子之间的核间距越小，晶格能越大；

阴、阳离子电荷数越大，晶格能越大

其他条件相同时，原子半径越小，键能越大；

共用电子对数越多，键能越大

　（2019·

武汉调研）溴化钠、氯化钠和氧化镁的核间距和晶格能（部分）如下表所示。

NaBr

MgO

离子的核间距/pm

290

276

205

晶格能/kJ·

787

3890

（1）溴化钠晶体的晶格能比氯化钠晶体的晶格能______（填“大”或“小”），主要原因是_________________________________________________。

（2）氧化镁晶体的晶格能比氯化钠晶体的晶格能大，主要原因是_______________________。

（3）溴化钠、氯化钠和氧化镁晶体中，硬度最大的是________。

工业制取单质镁时，往往电解的是氯化镁而不是氧化镁，主要原因是____________________________。

[解析]　

（1）离子半径越小，晶格能越大，核间距：

NaBr＞NaCl，故晶格能：

NaCl＞NaBr。

（2）离子所带电荷越多，晶格能越大，MgO中阴、阳离子所带电荷多，且r（O2－）＜r（Cl－）＜r（Br－），r（Mg2＋）＜r（Na＋），故晶格能：

MgO＞NaCl。

（3）晶格能大的物质，熔点高，硬度大，三种物质中硬度最大的为MgO；

MgO的熔点高，电解时要消耗大量的电能。

[答案]　

（1）小　NaBr比NaCl中离子的核间距大

（2）氧化镁晶体中的阴、阳离子的电荷数绝对值大，并且离子的核间距小

（3）氧化镁　氧化镁晶体比氯化镁晶体晶格能大，熔点高，电解时消耗的电能大

　晶格能的概念及应用

1．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、所带电荷数越多，该阴、阳离子组成的离子化合物的晶格能越大

D．拆开1mol离子键所需的能量为该离子晶体的晶格能

选D。

A项，离子键强弱与离子所带电荷数成正比，与离子半径成反比；

晶格能与离子所带电荷数成正比，与离子半径成反比，所以离子晶体的晶格能越大离子键越强。

B项，阳离子的半径越大，其表面积越大，与阴离子接触面积越大，吸引的阴离子越多。

C项，离子晶体的晶格能与离子半径成反比，与离子所带电荷数成正比。

D项，晶格能是气态离子形成1mol离子晶体时释放的能量，不是拆开1mol离子键所需的能量。

2．离子晶体熔点的高低决定于阴、阳离子晶格能的大小，根据所学知识判断KCl、NaCl、CaO、BaO四种晶体熔点的高低顺序是（　　）

A．KCl＞NaCl＞BaO＞CaO

B．NaCl＞KCl＞CaO＞BaO

C．CaO＞BaO＞KCl＞NaCl

D．CaO＞BaO＞NaCl＞KCl

对于离子晶体来说，离子所带电荷数越多，阴、阳离子间的核间距离越小，晶格能越大，离子键越强，熔点越高。

阳离子半径大小顺序为Ba2＋＞K＋＞Ca2＋＞Na＋；

阴离子半径：

Cl－＞O2－，CaO与BaO中离子所带的电荷数大于KCl、NaCl中离子所带的电荷数，故其熔点较高，又因为阴、阳离子之间的距离：

NaCl<

KCl，CaO<

BaO，故D项正确。

3．下列不属于影响离子晶体结构的因素的是（　　）

A．晶体中正负离子的半径比

B．离子晶体的晶格能

C．晶体中正负离子的电荷比

D．离子键的纯粹程度

影响离子晶体结构的因素是几何因素（即晶体中正负离子的半径比）、电荷因素、键性因素（即离子键的纯粹程度），晶格能的大小是最能反映离子晶体稳定性的数据，而不是影响离子晶体结构的因素。

重难易错提炼

1.离子晶体不导电，导电需在水溶液中或熔融状态下。

2.离子晶体熔化时只有离子键的断裂，是物理变化。

3.离子晶体结构类型相同时，离子所带电荷越多，离子半径越小，晶格能越大，晶体熔、沸点越高，硬度越大。

4.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。

课后达标检测[学生用书P85（单独成册）]

[基础巩固]

1．下列性质中，可证明某晶体是离子晶体的是（　　）

A．易溶于水

B．晶体不导电，熔化时能导电

C．熔点较高

D．晶体不导电，水溶液能导电

易溶于水的晶体也可能为分子晶体，A错；

熔点较高的晶体可能为原子晶体或某些金属晶体，C错；

水溶液能导电的也可能是分子晶体，D错；

晶体不导电，熔化时能导电是离子晶体区别于其他晶体的特征。

2．离子晶体中一定不会存在的相互作用是（　　）

A．离子键　　　　　　　　B．极性键

C．非极性键D．范德华力

离子化合物中一定含有离子键，也可能含有共价键，如OH－和含氧酸根中的极性共价键，还有O

中的非极性共价键。

离子晶体中一定不含有范德华力。

故选D。

3．下列有关晶格能的叙述正确的是（　　）

A．晶格能是气态原子形成1mol离子晶体释放的能量

B．晶格能通常取正值，但有时也取负值

C．晶格能越大，形成的离子晶体越稳定

D．晶格能越大，物质的硬度反而越小

晶格能是气态离子形成1mol离子晶体时所释放的能量，晶格能取正值，且晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。

4．下列有关离子晶体的叙述中，不正确的是（　　）

A．1mol氯化钠晶体中有NA个NaCl分子

B．氯化钠晶体中，每个Na＋周围距离相等的Cl－共有6个

C．醋酸钠属于离子晶体，含非极性键

D．平均每个NaCl晶胞有4个Na＋、4个Cl－

NaCl为面心立方结构，每个晶胞中Na＋个数为12×

＋1＝4，Cl－的个数为8×

＝4，则1mol氯化钠晶体中有4NA个Na＋、4NA个Cl－，不存在分子，A项错误、D项正确；

由NaCl晶胞结构可知，Na＋在棱心和体心时，顶点和面心为Cl－，则每个Na＋周围距离相等的Cl－共有6个，B项正确；

醋酸钠中存在碳碳非极性键，C项正确。

5．如图是从NaCl或CsCl晶体结构中分割出来的部分结构图，其中属于从NaCl晶体中分割出来的结构图是（　　）

A．①和③B．②和③

C．①和④D．只有④

根据NaCl和CsCl晶体的空间结构特点分析图示。

①中由黑球可知，其配位数为6，④图应为简单立方体结构，故①和④应为NaCl晶体；

②中由白球知配位数为8，③为体心立方结构，故①和③为CsCl晶体，所以C项正确。

6．在冰晶石（Na3[AlF6]）晶胞中，[AlF6]3－占据的位置相当于NaCl晶胞中Cl－占据的位置，则冰晶石晶胞中含Na＋数为（　　）

A．12个B．8个

C．4个D．3个

NaCl晶胞中Cl个数为8×

＝4，由题意知，冰晶石晶胞中[AlF6