学年高中化学专题3第2单元离子键离子晶体教案苏教版选修3.docx
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学年高中化学专题3第2单元离子键离子晶体教案苏教版选修3
第二单元 离子键 离子晶体
[核心素养发展目标] 1.理解离子键的本质,能结合离子键的本质和晶格能解释离子晶体的性质,促进宏观辨识与微观探析学科核心素养的发展。
2.认识常见离子晶体的结构模型,理解离子晶体的结构特点,预测其性质,强化证据推理与模型认知的学科核心素养。
一、离子键的形成
1.形成过程
2.特征
阴、阳离子球形对称,电荷分布也是球形对称,它们在空间各个方向上的静电作用相同,在各个方向上一个离子可同时吸引多个带相反电荷的离子,故离子键无方向性和饱和性。
(1)离子键的实质是“静电作用”。
这种静电作用不仅是静电引力,而是指阴、阳离子之间静电吸引力与电子与电子之间、原子核与原子核之间的排斥力处于平衡时的总效应。
(2)成键条件:
成键元素的原子得、失电子的能力差别很大,电负性差值大于1.7。
(3)离子键的存在
只存在于离子化合物中:
大多数盐、强碱、活泼金属氧化物(过氧化物如Na2O2)、氢化物(如NaH和NH4H)等。
例1
具有下列电子排布的原子中最难形成离子键的是( )
A.1s22s22p2B.1s22s22p5
C.1s22s22p63s2D.1s22s22p63s1
答案 A
解析 形成离子键的元素为活泼金属元素与活泼非金属元素,A为C元素,B为F元素,C为Mg元素,D为Na元素,则只有A项碳元素既难失电子,又难得电子,不易形成离子键。
例2
下列关于离子键的说法中错误的是( )
A.离子键没有方向性和饱和性
B.非金属元素组成的物质也可以含离子键
C.形成离子键时离子间的静电作用包括静电吸引和静电排斥
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
答案 D
解析 活泼金属和活泼非金属元素原子间易形成离子键,但由非金属元素组成的物质也可含离子键,如铵盐,B项正确;离子键无饱和性,体现在一种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,因为这个数目还要受两种离子的半径比(即空间条件是否允许)和个数比的影响,D项错误。
易错警示
(1)金属与非金属形成的化学键有可能是共价键,如AlCl3。
(2)完全由非金属元素形成的化合物中有可能含离子键,如NH4Cl、NH4H,一定有共价键。
(3)离子键不具有饱和性是相对的,每种离子化合物的组成和结构是一定的,而不是任意的。
二、离子晶体
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,其化学式表示的是离子的个数比。
②微粒间的作用力:
离子键。
2.晶格能(U)
(1)概念:
拆开1_mol离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子所吸收的能量。
(2)影响因素:
离子晶体中离子半径越小,所带电荷越多,晶格能越大。
(3)晶格能与晶体物理性质的关系:
晶格能越大,离子键稳定性越强,离子晶体的熔、沸点越高,硬度越大。
3.离子晶体的结构
(1)配位数:
离子晶体中一个离子周围最邻近的异电性离子的数目,叫做离子的配位数。
(2)典型离子晶体的结构
化学式
NaCl
CsCl
晶体结构模型
晶胞中微粒数
Na+、Cl-都为4
Cs+、Cl-都为1
阴、阳离子个数比
1∶1
1∶1
配位数
Cl-和Na+配位数都为6
Cl-和Cs+配位数都为8
[思考·讨论] 对比NaCl、CsCl的结构特点和配位数,请总结影响离子晶体配位数的因素有哪些?
提示
(1)离子半径因素:
的值不同,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型离子晶体的A、B离子的配位数比值为n∶1。
4.离子晶体的性质
(1)熔、沸点较高,硬度较大。
(2)离子晶体不导电,但熔化或溶于水后能导电。
(3)大多数离子晶体能溶于水,难溶于有机溶剂。
例3
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的离子所带电荷数有关
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
答案 D
解析 晶格能与离子所带电荷数的乘积成正比,与阴、阳离子半径的大小成反比,A、B项错误;晶格能越大,晶体的熔、沸点越高,硬度也越大,D项正确。
例4
(2018·南京期中)MgO、Rb2O、CaO、BaO四种离子晶体熔点的高低顺序是( )
A.MgO>Rb2O>BaO>CaO
B.MgO>CaO>BaO>Rb2O
C.CaO>BaO>MgO>Rb2O
D.CaO>BaO>Rb2O>MgO
答案 B
解析 四种离子晶体所含阴离子相同,所含阳离子不同。
对Mg2+、Rb+、Ca2+、Ba2+进行比较,Rb+所带电荷数少,其与O2-形成的离子键最弱,故Rb2O的熔点最低。
对Mg2+、Ca2+、Ba2+进行比较,它们所带电荷一样多,半径Mg2+<Ca2+<Ba2+,与O2-形成的离子键由强到弱的顺序是MgO>CaO>BaO,相应离子晶体的熔点由高到低的顺序为MgO>CaO>BaO。
综上所述,四种离子晶体熔点的高低顺序是MgO>CaO>BaO>Rb2O。
例5
(2018·长沙期中)如图为NaCl和CsCl的晶体结构,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
C.NaCl和CsCl晶体中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,所以阳离子与阴离子的半径比相同
答案 D
解析 NaCl和CsCl都是由阴、阳离子通过离子键构成的晶体,阴、阳离子个数之比都为1∶1,则都属于AB型的离子晶体,故A、B正确;结合题图可知,NaCl为面心立方结构,钠离子的配位数为6,CsCl为体心立方结构,铯离子的配位数为8,故C正确;NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体,但钠离子半径小于铯离子半径,则NaCl的阳离子与阴离子的半径比
小于CsCl的,故D错误。
例6
下列性质适合于离子晶体的是( )
A.熔点1070℃,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0.97g·cm-3
答案 A
解析 离子晶体在液态(即熔融态)导电,B项错误;CS2是非极性溶剂,根据相似相溶规律,C项错误;由于离子晶体质硬易碎,且固态不导电,D项错误。
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。
(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。
1.正误判断
(1)活泼金属元素与活泼非金属元素之间一定形成离子键( )
(2)含有阳离子的晶体一定是离子晶体( )
(3)离子晶体有固定的配位数,说明离子键有饱和性( )
(4)金属晶体与离子晶体的导电原理相同( )
(5)晶格能是指破坏1mol离子键所吸收的能量( )
答案
(1)×
(2)× (3)× (4)× (5)×
2.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、SB.Na、H、O
C.K、Cl、OD.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。
3.下列说法中正确的是( )
A.固态时能导电的物质一定是金属晶体
B.熔融状态能导电的晶体一定是离子晶体
C.水溶液能导电的晶体一定是离子晶体
D.固态不导电而熔融态导电的晶体一定是离子晶体
答案 D
解析 离子晶体熔融条件可以变为自由移动离子,故熔融状态可以导电。
4.碱金属卤化物是典型的离子晶体,它的晶格能与
成正比(d0是晶体中最邻近的异电性离子的核间距)。
下面说法错误的是( )
晶格能/kJ·mol-1
离子半径/pm
①
LiF LiCl LiBr LiI
1031845 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
答案 D
解析 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;表中晶格能最小的是碘化物,因还原性:
F- 5.一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,D项错误。 6.通过X射线探明,KCl、MgO、CaO、NiO、FeO立体结构与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69pm和78pm,则熔点NiO________FeO(填“<”或“>”),NiO晶胞中Ni和O的配位数分别为________、________。 (4)已知CaO晶体密度为ag·cm-3,NA表示阿伏加德罗常数,则CaO晶胞体积为________cm3。 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 (4) 解析 (1)因为氧化镁与氯化钠的晶体结构相似,所以在晶体中每个Mg2+周围应该有6个O2-,每个O2-周围应该有6个Mg2+,根据此规则可得⑧应该改为黑色。 由于Mg2+的半径小于O2-的半径,所以空心球代表O2-,实心球代表Mg2+。 (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+<Fe2+,晶格能NiO>FeO,所以熔点NiO>FeO。 (4)由于CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构,所以CaO晶胞中也含有4个钙离子和4个氧离子,因此CaO晶胞体积为 = 。 题组一 正确理解离子键的概念 1.下列说法不正确的是( ) A.静电作用只有引力 B.离子键的实质是静电作用 C.离子键没有方向性和饱和性 D.离子键虽然没有饱和性,但离子晶体中阴、阳离子的个数比并不是任意的 答案 A 2.下列叙述正确的是( ) A.带相反电荷离子之间的相互吸引称为离子键 B.金属元素和非金属元素化合时不一定形成离子键 C.原子最外层只有1个电子的主族元素与卤素所形成的化学键一定是离子键 D.非金属元素形成的化合物中不可能含有离子键 答案 B 解析 离子键的本质是阴、阳离子之间的静电作用,静电作用包括静电引力和静电斥力,A项不正确;活泼金属与活泼非金属容易形成离子键,一般当成键原子所属元素的电负性差值小于1.7时,原子间不易形成离子键,如AlCl3和BeCl2中金属与非金属原子形成共价键,B项正确;原子最外层只有1个电子的主族元素包括H元素和碱金属元素,H元素与卤素形成共价键,C项不正确;由非金属元素形成的化合物中可能含有离子键,如铵盐中NH 与阴离子形成离子键。 3.下列物质中,属于离子晶体,并且含有共价键的是( ) A.CaCl2B.MgOC.N2D.NH4Cl 答案 D 解析 N2中只有共价键。 CaCl2、MgO、NH4Cl都是离子晶体,CaCl2、MgO中只含离子键;NH4Cl是离子晶体,其中NH 中N—H是共价键。 4.离子键的强弱主要决定于离子的半径和离子所带电荷数。 一般规律是: 离子半径越小,离子电荷值越大,则离子键越强。 K2O、MgO、CaO三种物质中离子键由强到弱的顺序是( ) A.K2O、MgO、CaOB.MgO、K2O、CaO C.MgO、CaO、K2OD.CaO、MgO、K2O 答案 C 解析 离子键的强弱主要决定于离子的半径和离子所带电荷数。 一般规律是: 离子半径越小,离子电荷数越大,则离子键越强。 离子半径: K+>Ca2+>Mg2+,离子所带电荷数: Ca2+=Mg2+>K+,所以离子键由强到弱的顺序为MgO、CaO、K2O,故选C。 题组二 离子晶体的主要性质与晶格能 5.(2018·乐山沫若中学高二月考)下列物质的性质中,可证明某晶体是离子晶体的是( ) A.易溶于水 B.晶体不导电,熔融时能导电 C.熔点较高 D.晶体不导电,水溶液能导电 答案 B 解析 金属晶体固态时可导电;离子晶体固态不导电,熔融状态可导电;分子晶体和原子晶体在固态和熔融状态均不导电,故B正确。 6.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1摩尔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 答案 C 7.离子晶体熔点的高低取决于阴、阳离子之间的核间距离和离子所带电荷的大小,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D项正确。 8.(2018·淄博期末)已知金属钠与两种卤族元素形成的化合物Q、P,它们的晶格能分别为923kJ·mol-1、786kJ·mol-1,下列有关说法中不正确的是( ) A.Q的熔点比P的高 B.若P是NaCl,则Q一定是NaF C.Q中成键离子核间距比P的小 D.若P是NaCl,则Q可能是NaBr 答案 D 解析 本题主要考查影响晶格能大小的因素及晶格能对物质性质的影响。 Q的晶格能大于P的晶格能,故Q的熔点比P的高,A项正确;因F-的半径比Cl-的小,其他卤素离子的半径比Cl-的大,故若P是NaCl,只有NaF的晶格能强于NaCl的,B项正确,D项错误;因Q、P中阳离子均为Na+,阴离子所带电荷数相同,故晶格能的差异是由成键离子核间距决定的,晶格能越大,表明核间距越小,C项正确。 9.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 答案 A 解析 掌握好离子半径的大小变化规律是分析离子晶体性质的关键。 r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+),Na+、Mg2+、Al3+所带电荷依次增大,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;r(F-)<r(Cl-)<r(Br-),故NaF、NaCl、NaBr的晶格能依次减小;在CsCl、NaCl、CaF2中阴离子的配位数分别为8、6、4;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。 题组三 典型离子晶体结构的考查 10.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 答案 A 解析 NaCl晶胞中Cl-个数为8× +6× =4,由题意知,冰晶石晶胞中[AlF6]3-的个数也应当为4,化学式Na3[AlF6]中Na+和[AlF6]3-的个数比为3∶1,所以冰晶石晶胞中含Na+个数为4×3=12。 11.在下列离子晶体空间结构示意图中, 代表阳离子,代表阴离子。 若M代表阳离子,N代表阴离子,则化学式为MN2的晶体结构是( ) 答案 B 解析 A项,阳离子位于顶点和面心,晶胞中平均含有阳离子的数目为8× +6× =4,阴离子位于体心,晶胞中含有的阴离子数目为1,故该晶胞中阳离子和阴离子的个数比为4∶1,化学式为M4N,错误;B项,阳离子位于顶点,晶胞中平均含有阳离子的数目为4× = ,阴离子位于体心,晶胞中含有的阴离子数目为1,故该晶胞中阳离子和阴离子的个数比为 ∶1=1∶2,化学式为MN2,正确;C项,阳离子位于顶点,晶胞中平均含有阳离子的数目为3× = ,阴离子位于体心,晶胞中含有的阴离子数目为1,故该晶胞中阳离子和阴离子的个数比为 ∶1=3∶8,化学式为M3N8,错误;D项,阳离子位于顶点,晶胞中平均含有阳离子的数目为8× =1,阴离子位于体心,晶胞中含有的阴离子数目为1,故该晶胞中阳离子和阴离子的个数比为1∶1,化学式为MN,错误。 12.(2019·兰州模拟)已知CsCl晶体的密度为ρg·cm-3,NA为阿伏加德罗常数的值,相邻的两个Cs+的核间距为acm,如图所示,则CsCl的相对分子质量可以表示为( ) A.NA·a3·ρB. C. D. 答案 A 解析 该立方体中含1个Cs+,Cl-数目为8× =1,根据ρV= 知,M=ρVNA=ρa3NA,以g·mol-1为单位时摩尔质量在数值上等于其相对分子质量,所以其相对分子质量是ρa3NA。 13.溴化钠、氯化钠和氧化镁等离子晶体的核间距和晶格能(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)溴化钠晶体的晶格能比氯化钠晶体的________(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______(填名称)。 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_____________________________________ ________________________________________________________________________。 答案 (1)小 NaBr比NaCl离子的核间距大 (2)氧化镁晶体中阴、阳离子所带的电荷数多,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,电解时消耗电能多 解析 利用离子晶体中离子的核间距、离子所带电荷数与晶格能的关系,对离子晶体的性质进行分析。 晶格能越大,离子晶体越稳定,熔、沸点越高。 14.(2018·江苏盘湾中学、陈洋中学高二期中联考)A、B为两种短周期元素,A的原子序数大于B,且B原子的最外层电子数为A原子最外层电子数的3倍。 A、B形成的化合物是中学化学常见的化合物,该化合物熔融时能导电,试回答下列问题: (1)A、B的元素符号分别是__________、____________。 (2)写出A、B元素形成的化合物的电子式: ___________________________________________。 (3)A、B所形成的化合物的晶体结构与氯化钠晶体结构相似,则每个阳离子周围吸引了____________个阴离子;晶体中阴、阳离子个数之比为____________。 (4)A、B所形成化合物的晶体的熔点比NaF晶体的熔点________(填“高”或“低”),其判断的理由是________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案 (1)Mg O (2)Mg2+ (3)6 1∶1 (4)高 MgO中离子所带电荷数较多,离子键强,晶格能大 解析 A、B形成的化合物是中学化学常见的化合物,该化合物熔融时能导电,说明是离子化合物。 B原子的最外层电子数为A原子最外层电子数的3倍,B的最外层电子数<8,又是3的倍数,就只能是6或3,最外层电子数为6的短周期元素只有O和S,最外层电子数为3的短周期元素为B或Al,分别对应的A的最外层电子数是2或1,A的原子序数大于B,则满足条件的有A为Na、B为B元素,A为Mg、B为O,其中MgO为中学化学常见化合物,且为离子化合物。 (1)根据上述分析可知,A、B分别是Mg和O。 (2)A、B元素形成的化合物是MgO,其电子式为Mg2+ 。 (3)因A、B所形成的化合物是MgO,其晶体结构与氯化钠晶体结构相似,则每个阳离子周围吸引了6个阴离子,晶体中阴、阳离子个数之比为1∶1。 (4)Mg2+、O2-与Na+、F-半径相差不大,但Mg2+、O2-所带的电荷数多,形成的离子键较强,晶格能较大,故熔点较高。 15.如图所示为高温超导领域里的一种化合物——钙钛矿的晶胞结构。 (1)在该物质的晶体结构中,每个钛离子周围与它距离最近且相等的钛离子有______个,钙离子有______个。 (2)该化合物的化学式
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