学年苏教版化学选修三新素养同步学案专题3 第二单元 离子键 离子晶体 Word版含答案.docx

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学年苏教版化学选修三新素养同步学案专题3第二单元离子键离子晶体Word版含答案

第二单元　离子键　离子晶体

　1．加深对离子键的认识，理解离子键没有饱和性、没有方向性的特点。

　2．认识几种典型的离子晶体。

　3．能大致判断离子键的强弱，了解晶格能的概念，能说明晶格能的大小与离子晶体性质的关系。

　4．能识别氯化钠、氯化铯等晶胞结构。

　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。

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间、阴离子的原子核与阳离子的原子核之间的静电斥力使阴、阳离子相互排斥。

当阴、阳离子之间的静电引力和静电斥力达到平衡时，阴、阳离子保持一定的平衡核间距，形成稳定的离子键，整个体系达到能量最低状态。

3．根据元素的金属性和非金属性差异，金属性较强的金属原子与非金属性较强的非金属原子间易形成离子键。

例如：

ⅠA、ⅡA族元素与ⅥA、ⅦA族元素易形成离子键。

4．离子键的特点：

离子键没有方向性和饱和性。

5．常见的离子化合物

（1）活泼金属元素（ⅠA、ⅡA族）和活泼非金属元素（ⅥA、ⅦA族）形成的化合物。

（2）活泼金属离子和酸根（或氢氧根）形成的化合物。

（3）铵根和酸根（或活泼非金属元素离子）形成的盐。

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

解析：

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．下列关于离子键特征的叙述中，正确的是（　　）

A．一种离子对带异性电荷离子的吸引作用与其所处的方向无关，故离子键无方向性

B．因为离子键无方向性，故阴、阳离子的排列是没有规律的，随意的

C．因为氯化钠的化学式是NaCl，故每个Na＋周围吸引一个Cl－

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：

选A。

离子键的特征是无方向性和饱和性。

因为离子键无方向性，故带异性电荷的离子间的相互作用与其所处的方向无关，但为了使物质的能量最低，体系最稳定，阴、阳离子的排列是有规律的，而不是随意的；离子键无饱和性，体现在每个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，每个离子周围吸引带异性电荷的离子的多少主要取决于阳离子与阴离子的半径比。

　离子键　离子化合物

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

解析：

选D。

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．能以离子键相结合生成A2B型（B为阴离子）离子化合物的是（　　）

A．原子序数为11和17　　　

B．原子序数为20和9

C．原子序数为13和17

D．原子序数为19和16

解析：

选D。

A项中生成NaCl离子化合物，B项中生成CaF2离子化合物，C项中生成AlCl3共价化合物，D项中生成K2S离子化合物，故选D。

3．为了确定SbCl3、SbCl5、SnCl4是否为离子化合物，可以进行下列实验，其中合理、可靠的是（　　）

选项

实验

结论

A

常温下观察，SbCl5为黄色液体，SnCl4为无色液体

结论：

SbCl5和SnCl4都是离子化合物

B

测定三种物质的熔点，依次为73．5℃、2．8℃、－33℃

结论：

SbCl3、SbCl5、SnCl4都不是离子化合物

C

将三种物质分别溶解于水中，各滴入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

测定三种物质水溶液导电性，发现它们都可以导电

结论：

SbCl3、SbCl5、SnCl4都是离子化合物

解析：

选B。

离子化合物一般熔、沸点较高，熔融态可导电。

某些共价化合物溶于水后也可以发生电离而导电，如HCl等，并且HCl溶于水电离产生Cl－，也能与HNO3酸化的AgNO3溶液反应，产生白色沉淀，故A、C、D都不可靠。

　离子晶体

1．概念：

由阴离子和阳离子通过离子键结合而成的晶体。

2．物理性质：

一般来说，离子晶体具有较高的熔点和一定的硬度。

这些性质都是因为离子晶体中存在着离子键，若要破坏这种作用需要获得能量。

3．晶格能（U）

（1）概念：

拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子时所吸收的能量，单位为kJ·mol－1。

（2）意义：

晶格能用来衡量离子晶体中阴、阳离子间静电作用的大小。

（3）影响因素：

在离子晶体中，离子半径越小，离子所带的电荷数越多，则晶格能越大。

晶格能越大，阴、阳离子间的离子键就越牢固，形成的离子晶体就越稳定，而且熔点越高，硬度越大。

4．氯化钠、氯化铯的晶体结构特征

（1）NaCl型晶体结构模型（左下图）：

配位数为6。

①在NaCl晶体中，每个Na＋周围同时吸引着6个Cl－，每个Cl－周围也同时吸引着6个Na＋。

②每个Na＋周围与它最近且等距的Na＋有12个，每个Na＋周围与它最近且等距的Cl－有6个。

（2）CsCl型晶体结构模型（右下图）：

配位数为8。

①在CsCl晶体中，每个Cs＋周围同时吸引着8个Cl－，每个Cl－周围也同时吸引着8个Cs＋。

②每个Cs＋与6个Cs＋等距离相邻，每个Cs＋与8个Cl－等距离相邻。

1．下列说法不正确的是（　　）

A．晶格能越大，离子晶体中离子键越牢固

B．离子晶体一般具有较高的熔点的性质与其晶体中存在离子键有关

C．离子键的实质是静电作用

D．静电作用只有引力

解析：

选D。

离子键是阴、阳离子之间的静电作用，包括静电吸引和静电排斥。

2．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中的离子所带电荷有关

B．晶格能仅与形成晶体的离子半径有关

C．晶格能是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：

选D。

晶格能大小与离子所带电荷数成正比，与阴、阳离子半径的大小成反比。

晶格能越大晶体的熔、沸点越高，硬度也越大，A、B项错误，D项正确。

晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量，既有量的限定：

1mol，又有粒子的限定：

阴、阳离子，C项错误。

3．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CsCl晶体中分割出来的结构图是（　　）

A．

（1）和（3）　　　　　　　B．

（2）和（3）

C．

（1）和（4）D．只有（4）

解析：

选B。

根据NaCl和CsCl晶体结构特点分析图示。

（1）中由黑球可知，其配位数为6，（4）图应为简单立方结构，故

（1）（4）应为NaCl晶体部分结构。

（2）中由黑球知其配位数为8，（3）图为体心立方结构，故

（2）（3）应为CsCl晶体部分结构，所以B项正确。

4．连线题。

离子晶体　　　　晶胞结构　　　　

A．NaCl　　　

（1）

　　　　①4∶4

B．CsCl

（2）

②8∶8

C．ZnS（3）

③6∶6

答案：

A—

（2）—③　B—（3）—②　C—

（1）—①

1．离子晶体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变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）溶于水时，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．常见AB型离子晶体的类型

晶体类型

NaCl型

CsCl型

ZnS型

晶胞

Cl－—大球

Na＋—小球

Cl－—大球

Cs＋—小球

S2－—大球

Zn2＋—小球

符合类型

Li、Na、K和Rb的卤化物，AgF、MgO等

CsBr、CsI、NH4Cl等

BeO、BeS等

配位数

6、6

8、8

4、4

　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

NaCl

KCl

CsCl

熔点/K

1074

1049

918

B组物质

Na

Mg

Al

熔点/K

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]　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]　离子　离子键　金属　Na＜Mg＜Al　Na＞Mg＞Al

　离子晶体的概念及性质

1．下列关于离子晶体的性质的叙述正确的是（　　）

A．一般熔、沸点较高，难挥发

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。

2．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

解析：

选C。

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。

3．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．①②③⑥B．①③⑥

C．①③④⑤D．①②⑥

解析：

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

4．下列有关CaF2的表述正确的是（　　）

A．Ca2＋与F－间仅存在静电吸引作用

B．F－的离子半径小于Cl－，则CaF2的熔点低于CaCl2

C．阴、阳离子个数之比为2∶1的物质，均与CaF2晶体构型相同

D．CaF2中的化学键为离子键，因此CaF2在熔融状态下能导电

解析：

选D。

A项，Ca2＋与F－间不仅存在静电吸引，同时原子核与原子核之间、电子与电子之间也存在静电排斥，错误。

B项，因CaF2、CaCl2均为离子晶体，F－的离子半径小于Cl－，离子晶体的晶格能与离子所带电荷数成正比，与离子半径成反比，故CaF2晶体的晶格能大于CaCl2，晶格能越大，离子晶体的熔点越高，故CaF2的熔点高于CaCl2，错误。

C项，阴、阳离子个数比相同，晶体构型不一定相同，错误。

D项，CaF2是离子化合物，在熔融状态下能电离产生自由移动的离子，故CaF2在熔融状态下能导电，正确。

5．

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________。

解析：

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。

答案：

6　12　

a　8　

a　8

6．

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。

解析：

（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。

答案：

（1）见下图　

（2）12　（3）4　8×

＋6×

　4　12×

＋1　（4）

·

　晶格能

7．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离子键所释放的能量为该离子晶体的晶格能

解析：

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，晶格能是拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子时所吸收的能量，不是拆开1mol离子键所释放的能量。

8．碱金属卤化物是典型的离子晶体，它的晶格能与

成正比（d0是晶体中最邻近的导电性离子的核间距）。

下面说法错误的是（　　）

晶格能/kJ·mol－1

离子半径/pm

①

LiF　LiCl　LiBr　LiI

1031　845　807　752

Li＋　Na＋　K＋

60　95　133

②

NaF　NaCl　NaBr　NaI

915　777　740　693

F－　Cl－　Br－　I－

136　181　195　216

③

KF　KCl　KBr　KI

812　708　676　641

A．晶格能的大小与离子半径成反比

B．阳离子相同阴离子不同的离子晶体，阴离子半径越大，晶格能越小

C．阳离子不同阴离子相同的离子晶体，阳离子半径越小，晶格能越大

D．金属卤化物晶体中，晶格能越小，氧化性越强

解析：

选D。

由表中数据可知晶格能的大小与离子半径成反比，A项正确；由NaF、NaCl、NaBr、NaI晶格能的大小即可确定B项正确；由LiF、NaF、KF晶格能的大小即可确定C项正确；氧化性强弱与晶格能大小无关系，D项错误。

9．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

NaCl

MgO

离子的核间距/pm

290

276

205

晶格能/kJ·mol－1

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

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。

3．离子晶体熔化时只有离子键的断裂，是物理变化。

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

[基础巩固]

1．下列说法中，正确的是（　　）

A．仅由非金属元素组成的化合物中不可能含有离子键

B．由金属元素和非金属元素组成的化合物一定是离子化合物

C．共价化合物中不可能含有离子键

D．含有金属阳离子的物质都是离子化合物

解析：

选C。

NH4Cl等铵盐都是仅由非金属元素组成的化合物，其中含有离子键。

AlCl3、HMnO4等化合物由金属元素和非金属元素组成，它们都是共价化合物。

金属单质都含有金属阳离子，但它们不是化合物，更不是离子化合物。

2．能证明NaCl为离子化合物的依据是（　　）

A．NaCl溶液容易导电

B．NaCl溶液呈中性

C．熔融态的NaCl可以导电

D．NaCl溶于水可以电离出Na＋和Cl－

解析：

选C。

区分共价化合物和离子化合物的依据就是看其熔融态是否导电，而不能看溶液是否导电，因为有一些共价化合物的水溶液也导电，如HCl等。

3．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

D．硬度：

MgO>CaO>BaO

解析：

选A。

由于r（Na＋）>r（Mg2＋）>r（Al3＋），且Na＋、Mg2＋、Al3＋所带电荷依次增大，所以NaF、MgF2、AlF3的晶格能依次增大，故熔点依次升高。

由于r（F－）

在CsCl、NaCl晶体中阴离子的配位数分别为8、6。

r（Mg2＋）

4．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>③　　　　　B．③>①>②

C．③>②>①D．②>①>③

解析：

选B。

离子晶体的熔点与晶格能的大小有关，而晶格能的大小由离子电荷数多少和离子半径大小进行判断。

离子所带电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大，晶体的熔点越高。

因此可判断答案为B。

5．认真分析NaCl和CsCl的晶体结构，判断下列说法错误的是（　　）

A．NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体

B．NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子个数比相同，所以阴、阳离子的配位数相等

C．NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子的配位数分别为6和8

D．NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体，但阴、阳离子半径比不相同

解析：

选B。

由化学式可知NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体，A正确；NaCl晶体中阴、阳离子配位数为6，而CsCl晶体中阴、阳离子配位数为8，B错误、C正确；NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子配位数不同的主要原因是两种晶体中阴、阳离子半径比不同，D正确。

6．已知X、Y、Z三种元素组成的化合物是离子晶体，其晶胞如图所示，X、Y、Z分别处于立方体的顶点、棱边的中点、立方体的体心。

则下面关于该化合物的说法正确的是（　　）

A．该晶体的化学式为ZXY3

B．该晶体的熔点一定比金属晶体熔点高

C．每个X周围距离最近的Y有8个

D．每个Z周围距离最近的X有6个

解析：

选A。

利用均摊法可计算出该晶胞中X的个数为8×

＝1，Y的