高中化学 人教版选修3 第3章第4节 离子晶体教学设计教案学案.docx

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高中化学人教版选修3第3章第4节离子晶体教学设计教案学案

第4节离子晶体

第一课时　离子晶体

学习目标：

1.能通过电子的得失来说明离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征来解释其物理性质。

2.了解NaCl晶体、CsCl晶体、CaF2晶体的结构，掌握阴、阳离子的配位数。

3.了解影响晶体中离子配位数的因素——几何因素和电荷因素。

[知识回顾]

1．什么是离子键？

什么是离子化合物？

答：

阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键叫做离子键。

含有离子键的化合物称为离子化合物。

2．下列物质中属于离子化合物的是①②④⑤⑥⑦，只含离子键的离子化合物是①⑤⑥⑦。

①Na2O　②NH4Cl　③O2　④Na2SO4　⑤NaCl

⑥CsCl　⑦CaF2

3．我们已经学习过几种晶体？

它们的结构微粒和微粒间的相互作用分别是什么？

答：

晶体类型

分子晶体

原子晶体

金属晶体

结构微粒

分子

原子

金属阳离子和

自由电子

微粒间的相

互作用力

分子间作用力

共价键

金属键

[要点梳理]

1．离子键

（1）离子键的实质：

是静电作用，它包括阴、阳离子之间的引力和两种离子的原子核之间以及它们的电子之间的斥力两个方面，当引力与斥力之间达到平衡时，就形成了稳定的离子化合物，它不显电性。

（2）离子键的特征：

没有方向性和饱和性。

因此，以离子键结合的化合物倾向于形成紧密堆积，使每个离子周围尽可能多地排列异性电荷的离子，从而达到稳定的目的。

2．离子晶体

（1）离子晶体：

阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体称为离子晶体。

（2）常见离子晶体的配位数：

在NaCl晶体中阳离子和阴离子的配位数都是6；在CsCl晶体中，阳离子和阴离子的配位数都是8；在CaF2晶体中，Ca2＋的配位数为8，F－的配位数为4。

（3）离子晶体中阴阳离子配位数的决定因素：

几何因素、电荷因素和键性因素。

（4）离子晶体的物理性质：

硬度大，难压缩，熔、沸点高。

知识点一　离子键与离子晶体

1．离子键

（1）成键元素：

活泼金属元素（如K、Na、Ca、Ba等，主要是第ⅠA族和第ⅡA族元素）和活泼非金属元素（如F、Cl、Br、O等，主要是第ⅥA族和第ⅦA族元素）相互结合时多形成离子键。

（2）成键原因：

活泼金属原子容易失去电子而形成阳离子，活泼非金属原子容易得到电子形成阴离子。

当活泼金属遇到活泼非金属时，电子发生转移，分别形成阳、阴离子，再通过静电作用形成离子键。

（3）离子键只存在于离子化合物中。

（4）强碱、活泼金属氧化物、大多数盐类是离子化合物。

2．离子晶体

（1）离子晶体是由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。

（2）离子晶体微粒之间的作用力是离子键。

由于静电作用没有方向性，故离子键没有方向性。

只要条件允许，阳离子周围可以尽可能多地吸引阴离子，同样，阴离子周围可以尽可能多地吸引阳离子，故离子键也没有饱和性。

根据静电作用大小的影响因素可知，在离子晶体中阴阳离子半径越小，所带电荷数越多，离子键越强。

（3）离子晶体具有较高的熔点、沸点，难挥发。

（4）离子晶体硬而脆。

离子晶体中，阴、阳离子间有较强的离子键，离子键表现了较大的硬度，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。

（5）离子晶体不导电，熔融或溶于水后能导电。

离子晶体中，离子键较强，无自由移动的离子，因此离子晶体不导电。

当升高温度时，阴、阳离子获得足够能量，克服了离子间的相互作用，成了自由移动的离子，在外界电场作用下，离子定向移动而导电。

离子化合物溶于水时，阴、阳离子受到水分子作用变成了自由移动的离子（或水合离子），在外界电场作用下，阴、阳离子定向移动而导电。

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

[问题探究]

1．如何判断一种晶体是否为离子晶体？

[答案]　常见的方法有以下两种。

方法一：

由组成晶体的粒子种类来判断，离子化合物形成的晶体一定为离子晶体。

方法二：

由晶体的性质来判断。

（1）根据导电性，固态时不导电，而熔融状态或溶于水时能导电的一般为离子晶体；

（2）根据机械性能，一般具有较高硬度且质脆的为离子晶体。

2．离子键为何没有方向性和饱和性？

[答案]　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异电性离子。

因此，离子键没有方向性和饱和性。

1．NaCl、CsCl、CaF2等均为该物质的化学式而非分子式，化学式仅表示晶体中阴、阳离子的最简个数比。

2．Na2O2中阴离子是O

（看做离子团），阳离子为Na＋，阴、阳离子个数比为1∶2。

影响离子晶体结构的因素

（1）几何因素：

由于r＋/r－值的不同，使得晶体中离子的配位数不同，因此晶体中正负离子的半径比（r＋/r－）是决定离子晶体结构的重要因素。

（2）电荷因素：

由于正负离子电荷数不同，正负离子的个数必定不同，正负离子的配位数就会不同，因此正负离子的电荷数之比是决定离子晶体结构的重要因素。

1．下列性质适合于离子晶体的是（　　）

①熔点为1070℃，易溶于水，水溶液能导电　②熔点为10.31℃，液态不导电，水溶液能导电　③能溶于CS2，熔点为112.8℃，沸点为444.6℃　④熔点为97.81℃，质软，导电，密度为0.97g·cm－3　⑤熔点为－218℃，难溶于水　⑥熔点为3900℃，硬度很大，不导电　⑦难溶于水，固态时能导电，升温时导电能力减弱　⑧难溶于水，熔点高，固体不导电，熔化时导电

A．①⑧B．②③⑥

C．①④⑦D．②⑤

[解析]　离子晶体液态时能导电，难溶于非极性溶剂，熔点较高、质硬而脆，固体不导电，故②③④⑤⑦均不符合离子晶体的特点；⑥中物质熔点达3900℃，硬度很大，应是原子晶体。

故只有①⑧符合题意。

[答案]　A

2．下列性质中，可以较充分说明某晶体是离子晶体的是（　　）

A．具有较高的熔点

B．固态不导电，水溶液能导电

C．可溶于水

D．固态不导电，熔融状态能导电

[解析]　从熔点来看，离子晶体一般具有较高的熔点，但金刚石、石英等原子晶体也有很高的熔点，A项错误；从溶解性来看，蔗糖、葡萄糖等分子晶体也可溶于水，C项错误；从导电性来看，AlCl3、HCl都不是离子化合物，但它们的水溶液均能导电，B项错误；而如果固态不导电、熔融状态能导电，说明由固态变为熔融状态的过程是克服离子键（而不是共价键或金属键）的过程，即固态中原本有阴、阳离子，只是不能自由移动，而由阴、阳离子构成的晶体一定是离子晶体。

[答案]　D

（1）离子晶体不一定都含有金属元素，如NH4Cl。

（2）离子晶体中除含离子键外，还可能含有其他化学键，如NaOH、Na2O2中均含有共价键。

（3）金属元素与非金属元素构成的晶体不一定是离子晶体，如AlCl3是分子晶体。

（4）溶于水能导电的不一定是离子晶体，如HCl等。

（5）熔化后能导电的晶体不一定是离子晶体，如金属等。

知识点二　常见的离子晶体模型

1．离子晶体的典型结构

（1）NaCl型晶体结构模型（图1）：

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（图2）：

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Cl－与8个Cs＋等距离相邻，每个Cs＋与8个Cl－等距离相邻。

（3）CaF2型晶体结构模型

①Ca2＋的配位数为8。

②F－的配位数为4。

③一个CaF2晶胞中含4个Ca2＋和8个F－。

2．离子晶体中离子的配位数

（1）离子的配位数：

晶体晶胞中一个离子周围最邻近的异电性离子的数目称为该离子的配位数。

见下表：

离子晶体

NaCl

CsCl

CaF2

阴离子的配位数

6

8

4

阳离子的配位数

6

8

8

（2）影响配位数的因素

①离子的半径：

离子半径比值越大，配位数就越大（见下表）。

离子

晶体

正、负离子半径比（r＋/r－）

配位数

NaCl

r＋/r－＝0.52（0.414～0.732）

6

CsCl

r＋/r－＝0.93（0.732～1.00）

8

ZnS

r＋/r－＝0.27（0.225～0.414）

4

②离子的电荷数：

离子正、负电荷的比值决定阴、阳离子的个数比，这对配位数有重要影响。

以CaF2的结构为例分析：

分析图中的晶胞结构可知：

每个Ca2＋周围最邻近的F－有8个，表明Ca2＋的配位数为8；每个F－周围最邻近的Ca2＋有4个，表明F－的配位数为4。

由此可见，在CaF2晶体中，Ca2＋和F－的个数比为1∶2，刚好与Ca2＋和F－的电荷比2∶1相反。

因此可以得出：

晶体中阴、阳离子的电荷比也是决定离子晶体结构的重要因素，称为电荷因素。

[问题探究]

NaCl、CsCl晶体中有无单个分子？

“NaCl”、“CsCl”是否代表其分子构成？

其晶体中阴、阳离子的配位数各是多少？

[答案]　在NaCl晶体、CsCl晶体中都不存在单个的NaCl分子、CsCl分子，在这两种晶体里，阴、阳离子的个数比都是1∶1。

所以NaCl和CsCl是表示离子晶体中离子个数比的化学式，而不是表示其分子构成的分子式。

这两种离子晶体中阴、阳离子的配位数见下表。

离子晶体

阴离子的配位数

阳离子的配位数

NaCl

6

6

CsCl

8

8

ZnS型离子晶体中，阴离子和阳离子的排列类似NaCl型，但相互穿插的位置不同，使阴、阳离子的配位数不是6，而是4，常见的ZnS型离子晶体有ZnS、AgI、BeO晶体等。

（1）配位数：

一个离子周围最近邻的异电性离子的数目。

（2）影响配位数的因素：

离子键无方向性和饱和性，但成键时离子半径决定了阴、阳离子参与成键的数目是有限的。

正、负离子半径比值越大，配位数就越大。

1．下面是从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．图

（1）和（3）B．图

（2）和（3）

C．图

（1）和（4）D．只有图（4）

[解析]　本题考查了离子晶体的代表物质NaCl、CsCl晶体结构。

NaCl晶体是简单立方体结构，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项正确，A、B、D三项错误。

[答案]　C

2．高温下，超氧化钾晶体呈立方体结构，晶体中氧的化合价部分为0，部分为－2。

如图为超氧化钾晶体的一个晶胞（晶体中最小的重复单元）。

下列说法正确的是（　　）

A．超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞含有4个K＋和4个O

B．晶体中每个K＋周围有8个O

，每个O

周围有8个K＋

C．晶体中与每个K＋距离最近的K＋有8个

D．晶体中，0价氧元素与－2价氧元素的原子个数比为1∶3

[解析]　在一个超氧化钾晶胞中，含K＋数为8×

＋6×

＝4，O

数为12×

＋1＝4，故化学式为KO2，且每个晶胞中含有4个K＋和4个O

，故A正确；晶体中每个K＋周围有6个O

，每个O

周围有6个K＋，故B错；晶体中与每个K＋最近距离的K＋有12个，故C错；设0价氧原子个数为x，－2价氧原子个数为y，根据KO2为电中性物质得：

2y＝

，

＝

，故D不正确。

[答案]　A

解答此类题目时，一要利用“均摊法”，求得每个晶胞中所含离子的数目；二要根据晶体结构求得阴阳离子的配位数。

同时也可联想NaCl晶体模型，利用熟悉的模型去解答有关问题。

[知识脉络]

[核心要点]

1．离子晶体是由阴、阳离子通过离子键结合而成的晶体。

决定离子晶体结构的重要因素有几何因素（正负离子的半径比），电荷因素（正负离子的电荷比），键性因素（离子键的纯粹程度）。

2．离子晶体硬度较大，难于压缩，具有较高的熔点和沸点，固体不导电，溶于水或在熔融状态下可以导电。

3．离子晶体中离子键的配位数

（1）定义。

（2）决定离子晶体结构的主要因素：

①几何因素；②电荷因素；③键性因素。

1．下面有关离子化合物的说法正确的是（　　）

A．离子化合物中一定含有金属元素，含金属元素的化合物一定是离子化合物

B．离子键只存在于离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键

C．离子化合物中不可能含有共价键

D．离子化合物受热熔化破坏化学键，吸收热量，属于化学变化

[解析]　离子化合物中不一定含有金属元素，含有金属元素的化合物也不一定是离子化合物，选项A错；含有离子键的化合物是离子化合物，离子化合物中可以含有共价键，选项C错；有些离子化合物受热熔化时，虽然离子键被破坏，但不属于化学变化（如氯化钠熔化），选项D错。

[答案]　B

2．根据表中给出物质的熔点数据（AlCl3沸点为260℃），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

[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，故熔沸点越高，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。

[答案]　C

3．下图所示分别为氯化钠、氯化铯、氟化钙的晶胞模型，请认真观察后完成表格。

[答案]　

4．现有几组物质的熔点（℃）的数据：

A组

B组

C组

D组

金刚石：

3550

Li：

181

HF：

－83

NaCl：

801

硅晶体：

1410

Na：

98

HCl：

－115

KCl：

776

硼晶体：

2300

K：

64

HBr：

－89

RbCl：

718

二氧化硅：

1723

Rb：

39

HI：

－51

CsCl：

645

据此回答下列问题：

（1）A组属于________晶体，其熔化时克服的微粒间的作用力是________。

（2）B组晶体共同的物理性质是________（填序号）。

①有金属光泽　②导电性　③导热性　④延展性

（3）C组中HF熔点反常是由于____________________。

（4）D组晶体可能具有的性质是________（填序号）。

①硬度小　②水溶液能导电　③固体能导电　④熔融状态能导电

（5）D组晶体的熔点由高到低的顺序为：

NaCl＞KCl＞RbCl＞CsCl，其原因是___________________________。

[解析]　通过读取表格中数据先判断出晶体的类型及晶体的性质，应用氢键解释HF的熔点反常，利用晶格能的大小解释离子晶体熔点高低的原因。

[答案]　

（1）原子　共价键

（2）①②③④

（3）HF分子间能形成氢键，其熔化时需要消耗的能量更多（只要答出HF分子间能形成氢键即可）

（4）②④

（5）D组晶体都为离子晶体，r（Na＋）＜r（K＋）＜r（Rb＋）＜r（Cs＋），在离子所带电荷数相同的情况下，半径越小，晶格能越大，熔点就越高

第4节离子晶体

第二课时　晶格能

学习目标：

了解晶体的晶格能，知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱，掌握离子键的强弱与离子半径以及离子所带的电荷的关系。

[知识回顾]

1．离子晶体的概念：

由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。

2．决定离子晶体结构的因素有哪些？

答：

几何因素、电荷因素、键性因素。

3．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。

[要点梳理]

晶格能

（1）概念

离子晶体的晶格能是指气态离子形成1_mol离子晶体释放的能量，能量取正值。

离子晶体的晶格能是最能反映离子晶体稳定性的数据。

（2）影响因素

离子带电荷越多，晶格能越大，离子半径越大，晶格能越小。

（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，而且熔点越高，硬度越大。

知识点　晶格能

1．概念

离子晶体的晶格能的定义是气态离子形成1_mol_离子晶体释放的能量，通常取正值。

下表给出了某些离子晶体的晶格能数据。

某些离子晶体的晶格能/kJ·mol－1

F－

Cl－

Br－

I－

Li＋

1036

853

807

757

Na＋

923

786

747

704

K＋

821

715

682

649

Rb＋

785

689

660

630

Cs＋

740

659

631

604

晶格能可用来判断离子键的强弱，晶格能越大，晶格越稳定，破坏其晶格时消耗的能量也越大，表示离子键越强，则离子晶体越稳定。

2．影响晶格能大小的因素

影响晶格能大小的因素主要是离子所带的电荷和阴、阳离子间的距离。

晶格能与阴、阳离子所带电荷的乘积成正比，与阴、阳离子间的距离成反比，可用下式表示：

晶格能∝

离子所带电荷越高，核间距越小，晶格能就越大。

而离子的核间距与离子的半径大小有关，阳离子或阴离子半径越小，离子的核间距就越小，则晶格能就越大。

如，比较MgO晶体和NaCl晶体的晶格能大小。

Mg2＋和O2－都是二价离子，而Na＋和Cl－都是一价离子；Mg2＋半径小于Na＋，O2－半径小于Cl－，故Mg2＋和O2－的核间距小于Na＋和Cl－的核间距，所以MgO晶体的晶格能大于NaCl晶体的晶格能。

除此之外，影响晶格能的因素还有离子晶体的结构型式。

如，NaCl晶体中，每个Na＋周围有6个Cl－，稍远一点，又有12个Na＋，再远一点还有8个Cl－……而带异性电荷的离子之间存在着相互吸引作用，带同性电荷的离子之间却存在着相互排斥作用。

因而具有不同结构型式的晶体的晶格能也不相同。

3．晶格能与离子晶体性质的关系

因为晶格能的大小标志着离子晶体裂解成气态阴、阳离子的难易程度，反映着离子晶体中离子键的强度，故它与离子晶体的性质有着密切联系。

对于相同类型的离子晶体，晶格能越大，离子键越强，熔沸点越高，硬度越大。

几种离子晶体的晶格能和熔点、硬度数据如下表。

AB型

离子晶体

离子

电荷数

晶格能/

kJ·mol－1

熔点/℃

摩氏硬度

NaF

1

923

993

3.2

NaCl

1

786

801

2.5

NaBr

1

747

747

<2.5

NaI

1

704

661

<2.5

MgO

2

3791

2852

6.5

CaO

2

3401

2614

4.5

[问题探究]

1．为何KCl的晶格能大于KI?

[答案]　晶格能与离子所带的电荷成正比，而与离子半径的大小成反比。

在KCl和KI中，Cl－半径小于I－的半径，故KCl的晶格能大于KI。

2．结合晶格能的知识，推测MgO和CaO的熔、沸点和硬度的相对高低。

[答案]　MgO和CaO比较，O2－相同，Mg2＋与Ca2＋所带电荷相同，但Mg2＋半径小，所以晶格能MgO>CaO，熔、沸点MgO>CaO，硬度MgO>CaO。

1．晶格能是最能反映离子稳定性的数据。

晶格能越大，离子键越强，形成的离子晶体越稳定，而且熔点越高，硬度越大。

2．晶格能与岩浆晶出规则：

矿物从岩浆中先后结晶的规律被称为岩浆晶出规则；岩浆晶出的次序受晶格能的影响，晶格能越大，岩浆中的矿物越易结晶析出。

1．离子晶体溴化钠、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

786

3791

（1）溴化钠晶体比氯化钠晶体晶格能________（填“大”或“小”），主要原因是________________________。

（2）氧化镁晶体比氯化钠晶体晶格能大，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－）

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，电解时消耗电能大

2．下列热化学方程式中，能直接表示出氯化钠晶格能的是（　　）

A．Na＋（g）＋Cl－（g）===NaCl（s）　ΔH

B．Na（s）＋

Cl2（g）===NaCl（s）　ΔH1

C．Na（s）===Na（g）　ΔH2

D．Na（g）－e－===Na＋（g）　ΔH3

E.

Cl2（g）===Cl－（g）　ΔH4

F．Cl（g）＋e－===Cl－（g）　ΔH5

写出ΔH1与ΔH、ΔH2、ΔH3、ΔH4、ΔH5之间的关系式________。

[解析]　ΔH为焓变，与过程无关，只与反应物、生成物的总能量有关。

1mol气态钠离子和1mol气态氯离子结合生成1mol氯化钠晶体时所释放的能量为氯化钠晶体的晶格能，按此定义，A项中的热化学方程式能表示氯化钠晶体的晶格能。

B项表示由固体金属钠和氯气生成氯化钠晶体的热效应，其反应过程可分解为Na（s）―→Na（g）―→Na＋（g）；

Cl2（g）―→Cl（g）―→Cl－（g）；Na＋（g）＋Cl－（g）―→NaCl（s）；各步的反应热和等于总反应的反应热，即ΔH1＝ΔH＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5。

[答案]　A　ΔH1＝ΔH＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5

可借助库仑定律F＝

来比较晶格能的大小：

晶格能与离子晶体中阴、阳离子所带电荷数的乘积成正比，与阴、阳离子核间距离的平方成反比，即U∝

。

q（离子电荷）越大，r（离子核间距）越小，则U（晶格能）越大，离子键越强，物质的熔点越高。

例如，MgO和NaCl比较，Mg2＋和O2－所带电荷数均比Na＋、Cl－多，且r（Mg2＋）＜r（Na＋）、r（O2－）＜r（Cl－），即Mg2＋和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大，MgO中的离子键强，其熔点MgO（2852℃）比NaCl（801℃）高，其摩氏硬度MgO（6.5）比NaCl的（2.5）大。

同理，NaF、NaCl、NaBr、NaI四种晶体的熔点依次降低。

[知识脉络]

晶格能