2020版高中化学 第3章第2节 金属晶体与离子晶体 第2课时学案 鲁科版选修3 13页

第2课时　离子晶体 ‎[学习目标定位]　1.理解离子键、离子晶体的概念，知道离子晶体类型与其性质的联系。2.认识晶格能的概念和意义，能根据晶格能的大小，分析晶体的性质。‎ 一、离子晶体及其结构模型 ‎1．概念及结构特点 ‎(1)概念：阴、阳离子通过离子键结合而形成的晶体。‎ ‎(2)结构特点：‎ ‎①构成微粒：阴离子和阳离子，离子晶体中不存在单个分子。‎ ‎②微粒间的作用力：离子键。‎ ‎2．典型离子晶体的结构模型 ‎(1)观察分析表中AB型离子晶体的结构模型，填写下表：‎ 晶体结构 模型 配位数 Cl－和Na＋配位数都为6‎ Cl－和Cs＋配位数都为8‎ Zn2＋和S2－配位数都为4‎ 晶胞中 微粒数 Na＋、Cl－都为4‎ Cs＋、Cl－都为1‎ Zn2＋、S2－都为4‎ ‎1∶1‎ ‎1∶1‎ ‎1∶1‎ 13‎ 阴、阳离子个数比 化学式 NaCl CsCl ZnS 符合类型 Li、Na、K、Rb的卤化物，‎ AgF、MgO等 CsBr、CsI、‎ NH4Cl等 BeO、BeS等 ‎(2)观察CaF2晶体的晶胞示意图，回答下列问题：‎ ‎①该晶胞中含有的Ca2＋数目是4，F－数目是8。‎ ‎②Ca2＋的配位数是8，F－的配位数是4。‎ ‎(1)离子键无方向性和饱和性，在离子晶体中阴、阳离子与异电性离子接触尽可能采用最密堆积，可以看作是不等径圆球密堆积。‎ ‎(2)影响离子晶体配位数的因素 ‎①离子半径因素：值的不同，晶体中离子的配位数不同，其晶体结构不同。数值越大，离子的配位数越多。‎ ‎②电荷因素： AB型离子晶体的阴、阳离子的配位数相等；ABn型A、B离子的配位数比值为n∶1。如CaF2中Ca2＋的配位数是8，F－的配位数是4。‎ 例1　下列说法中正确的是(　　)‎ A．固态能导电的晶体一定是金属晶体 B．固态不能导电，水溶液能导电的晶体一定是离子晶体 C．熔融状态能导电的晶体一定是离子晶体 D．固态不导电而熔融态能导电的晶体一定是离子晶体 答案　D 解析　固态时能导电的晶体不一定是金属晶体，如硅和石墨等不是金属晶体，A不正确；固态不能导电，水溶液能导电的晶体不一定是离子晶体，如P2O5等不是离子晶体，B不正确；金属熔融状态也能导电，C不正确；离子晶体是阴、阳离子组成的，固态时阴、阳离子不能自由移动，不导电，熔融状态时电离出自由移动的离子而导电。‎ 方法规律——离子晶体的判断方法 ‎(1)依据组成晶体的微粒和微粒间的作用力判断。‎ ‎(2)依据物质类别判断。活泼金属氧化物，强碱和绝大多数盐类是离子晶体。‎ 13‎ ‎(3)依据导电性判断。离子晶体溶于水和熔融状态下均导电。‎ ‎(4)依据熔、沸点和溶解性判断。离子晶体熔、沸点较高，多数能溶于水，难溶于有机溶剂。‎ 例2　一种离子晶体的晶胞如图所示。其中阳离子A以表示，阴离子B以表示。关于该离子晶体的说法正确的是(　　)‎ A．阳离子的配位数为8，化学式为AB B．阴离子的配位数为4，化学式为A2B C．每个晶胞中含4个A D．每个A周围有4个与它等距且最近的A 答案　C 解析　用均摊法可知，晶胞中含有阳离子数为8×＋6×＝4；阴离子显然是8个，故化学式为AB2，A、B项错误；每个A周围与它等距且最近的A有12个(类似于干冰晶体)，D项错误。‎ 二、晶格能 ‎1．晶格能是指将1_mol离子晶体中的阴、阳离子完全气化而远离所吸收的能量。‎ ‎(1)吸收的能量越多，晶格能越大，表示离子键越强，离子晶体越稳定。‎ ‎(2)晶格能通常取正值，单位：kJ·mol－1。‎ ‎2．观察分析下表，回答下列问题(已知MgO、NaBr与NaCl晶体结构相似)：‎ 离子化合物 NaBr NaCl MgO 离子电荷数 ‎1‎ ‎1‎ ‎2‎ 核间距/pm ‎290‎ ‎276‎ ‎205‎ 晶格能/kJ·mol－1‎ ‎736‎ ‎787‎ ‎3 890‎ 熔点/℃‎ ‎750‎ ‎801‎ ‎2 800‎ 摩氏硬度 ‎<2.5‎ ‎2.5‎ ‎6.5‎ ‎(1)影响晶格能大小的因素有哪些？‎ 答案　影响晶格能的因素：离子所带的电荷数和阴、阳离子间的距离。晶格能与离子所带电荷数的乘积成正比，与阴、阳离子间的距离成反比。‎ ‎(2)晶格能与晶体的熔点、硬度有怎样的关系？‎ 13‎ 答案　结构相似的离子晶体，晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，晶体的熔、沸点越高，硬度越大。‎ ‎(3)根据离子晶体的形成，推测离子晶体具有怎样的特性？‎ 答案　离子晶体是由阴、阳离子通过较强的离子键而形成的，所以离子晶体具有较高的熔、沸点，难挥发，硬度较大，离子晶体不导电，熔化或溶于水后能导电。大多数离子晶体能溶于水，难溶于有机溶剂。‎ ‎　影响离子键强度的因素 ‎(1)离子电荷数的影响：电荷数越多，晶格能越大，离子键越牢固，离子晶体的熔点越高、硬度越大。‎ ‎(2)离子半径的影响：半径越大，导致离子核间距越大，晶格能越小，离子键越易断裂，离子晶体的熔点越低、硬度越小。‎ 例3　根据表格数据回答下列有关问题：‎ ‎(1)已知NaBr、NaCl、MgO等离子晶体的核间距离和晶格能如下表所示：‎ NaBr NaCl MgO 离子的核间距/pm ‎290‎ ‎276‎ ‎205‎ 晶格能/kJ·mol－1‎ ‎787‎ ‎3 890‎ ‎①NaBr晶体比NaCl晶体晶格能____(填“大”或“小”)，主要原因是__________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎②MgO晶体比NaCl晶体晶格能大，主要原因是_____________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎③NaBr、NaCl和MgO晶体中，熔点最高的是________。‎ ‎(2)Cu2O的熔点比Cu2S的_________(填“高”或“低”)，请解释原因：________________________________________________________________________。‎ ‎(3)NaF的熔点______(填“>”“<”或“＝”)BF的熔点，其原因是________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 答案　(1)①小　NaBr比NaCl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　③MgO ‎(2)高　O2－半径小于S2－的半径， Cu2O的离子键强于Cu2S的离子键，所以Cu2O的熔点比Cu2S的高 13‎ ‎(3)＞　两者均为离子化合物，且电荷数均为1，但后者离子半径大，离子键较弱，因此熔点较低 方法规律　‎ 离子晶体结构类型相同时，离子所带电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大，晶体越稳定，熔、沸点越高，硬度越大。‎ 离子晶体 ‎1．仅由下列各组元素所构成的化合物，不可能形成离子晶体的是(　　)‎ A．H、O、S B．Na、H、O C．K、Cl、O D．H、N、Cl 答案　A 解析　强碱、活泼金属氧化物、绝大多数盐等是离子晶体。B项如NaOH、C项如KClO、D项如NH4Cl。‎ ‎2．下列关于NaCl晶体结构的说法中正确的是(　　)‎ A．NaCl晶体中，阴、阳离子的配位数相等 B．NaCl晶体中，每个Na＋周围吸引1个Cl－‎ C．NaCl晶胞中的质点代表一个NaCl D．NaCl晶体中存在单个的NaCl分子 答案　A 解析　氯化钠晶体中，每个Na＋周围结合6个Cl－，而每个Cl－周围结合6个Na＋；NaCl只表示Na＋和Cl－个数比为1∶1。‎ ‎3．一种金属晶体与一种离子晶体相比较，正确的是(　　)‎ A．金属晶体一定比离子晶体微粒堆积得更密集 B．金属晶体一定比离子晶体硬度大 C．金属晶体一定比离子晶体熔点高 D．金属晶体固态时一定能导电，但离子晶体不能 答案　D 解析　一般来说，金属晶体和离子晶体的微粒堆积方式均为密堆积，但具体到某一种金属晶体或离子晶体，就很难说谁的微粒堆积更密集了。离子晶体的熔点和硬度普遍较高；金属晶体的熔点和硬度有的很高，也有的很低。金属晶体都有导电性，离子晶体熔融态时都能导电，固态时不导电。‎ ‎4．下列关于晶格能的叙述中正确的是(　　)‎ 13‎ A．晶格能是气态原子形成1 mol离子晶体所释放的能量 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、硬度越大 答案　D 解析　晶格能是将1 mol离子晶体中的阴、阳离子完全气化而远离所吸收的能量，晶格能与离子所带电荷的乘积成正比，与阴、阳离子核间距离成反比。晶格能越大，晶体的熔、沸点越高，硬度也越大，所以D项正确。‎ ‎5．科学家通过X射线证明， MgO、CaO、NiO、FeO的晶体结构与NaCl的晶体结构相似。‎ ‎(1)某同学画出的MgO晶胞结构示意图如下图所示，请改正图中的错误____________。‎ ‎(2)MgO是优良的耐高温材料，MgO的熔点比CaO的高，其原因是_______________________。‎ ‎(3)Ni2＋和Fe2＋的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点NiO________(填“<”或“>”)FeO，NiO晶胞中Ni和O的配位数分别为________、________。‎ 答案　(1)空心球应为O2－，实心球应为Mg2＋；8号空心球应改为实心球　(2)Mg2＋半径比Ca2＋小，MgO的晶格能大　(3)>　6　6‎ 解析　(1)Mg2＋和O2－的半径是O2－>Mg2＋，故空心球应为O2－，实心球应为Mg2＋；图中应该黑白球交替出现，故8号球应为实心球。(2)MgO与CaO的离子电荷数相同，Mg2＋半径比Ca2＋小，MgO晶格能大，熔点高。(3)NiO晶胞与NaCl晶胞相同，所以Ni和O的配位数都是6，离子半径Ni2＋FeO，所以熔点NiO>FeO。‎ ‎[对点训练]‎ 题组1　离子晶体的判断与物理性质 ‎1．离子晶体一般不具有的特征是(　　)‎ A．熔点较高，硬度较大 B．易溶于水而难溶于有机溶剂 C．固体时不能导电 D．离子间距离较大，其密度较大 答案　D 13‎ 解析　离子晶体的结构决定着离子晶体具有一系列特性，这些特性包括A、B、C项所述；离子间的距离取决于离子半径的大小及晶体的密堆积方式等。‎ ‎2．下列化学式表示的物质中，属于离子晶体并且含有非极性共价键的是(　　)‎ A．CaCl2 B．Na2O2‎ C．N2 D．NH4Cl 答案　B ‎3．碱金属和卤素形成的化合物大多具有的性质是(　　)‎ ‎①固态时不导电，熔融状态导电　②能溶于水，其水溶液导电　③低熔点　④高沸点　⑤易升华 A．①②③ B．①②④ C．①④⑤ D．②③④‎ 答案　B 解析　卤素与碱金属形成的化合物大多为典型的离子化合物，具备离子晶体的性质。‎ ‎4．下列性质适合于离子晶体的是(　　)‎ A．熔点1 ‎070 ℃‎，易溶于水，水溶液能导电 B．熔点‎10.31 ℃‎，液态不导电，水溶液能导电 C．能溶于CS2，熔点‎112.8 ℃‎，沸点‎444.6 ℃‎ D．熔点‎97.81 ℃‎，质软，导电，密度‎0.97 g·cm－3‎ 答案　A 解析　离子晶体在液态(即熔融态)时导电， B项不是离子晶体；CS2是非极性溶剂，根据“相似相溶”的规律，C项也不是离子晶体；由于离子晶体质硬易碎，且固态时不导电，所以D项也不是离子晶体。‎ 题组2　离子晶体的晶格能及其与性质的关系 ‎5．离子晶体熔点的高低取决于阴、阳离子之间的核间距离和晶格能的大小，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 答案　D 解析　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－，比较可得只有D项正确。‎ ‎6．下列大小关系正确的是(　　)‎ A．晶格能：NaClCaO 13‎ C．熔点：NaI>NaBr D．熔、沸点：KCl>NaCl 答案　B 解析　对于电荷数相同的离子，半径越小，离子键越强，晶格能越大，硬度越大，熔、沸点越高。半径：Cl－