第二单元 离子键 离子晶体

1. 第二单元 离子键 离子晶体 离子键的形成

3. 1e- Cl－ Na+ 不稳定 稳定 静电作用

4. 离 子 键 1.定义： 阴阳离子间通过静电作用所形成的 化学键叫做离子键。 成键微粒：阴阳离子 相互作用：静电作用（静电引力和斥力） 成键过程：阴阳离子接近到某一定距离时， 吸引和排斥达到平衡，就形成了离子键。 含有离子键的化合物就是离子化合物。

5. 2.哪些物质能形成离子键？ 活泼的金属元素（IA，IIA）和活泼的非金属 元素（VIA，VIIA）之间的化合物。 {形成化合物的元素的电负性的差>1.7} 活泼的金属元素和酸根离子形成的盐等 铵盐子和酸根离子（或活泼非金属元素）形成的盐。 存在范围： 大多数盐（如 NaCl、CsCl、NH4Cl等） 强碱（如 NaOH、KOH等） 活泼金属氧化物（如 MgO、Na2O等）

6. 例：下列化合物中含有离子键 （ ） ①MgO ②Al2O3 ③MgCl2 ④AlCl3⑤NaCl ⑥NaOH ⑦KOH ⑧BaSO4 除 ④ 外

7. 3、离子键强弱的判断： 离子电荷和离子半径 离子半径越、离子带电荷越，离子键就越。离子键越强，破坏它所需能量就越。 小 多 强 大 半径的比较？

8. 4、离子键的特征 离子键没有方向性和饱和性。 方向性和饱和性是针对共价键而言的， 离子键和金属键都没有方向性与饱和性

9. 判断正误： （1）离子键是阴阳离子之间强烈的相互 吸引作用。 （2）含有离子键的化合物就是离子化合物。 （3）离子化合物中肯定含有离子键。 （4）离子化合物中只能含有离子键。 （5）共价化合物中不能含有离子键。 （6）离子化合物中肯定含有阴离子。 （7）含有阳离子的物质一定是离子化合物。

10. 5、电子式 ·· ·· ·· ·O· Cl · ·· ·· ·· ·· [ Cl ]- ： ： [ O ]2- ： ： ·· ·· 在元素符号周围用“ · ”或“×”来表示 原子最外层电子的式子，叫电子式。 （1） 原子的电子式： ·Mg · H · Na · ·Ca · （2）离子的电子式： H+ Na+ Ca2+ Mg2+ 简单金属阳离子的电子式就是其离子符号 非金属阴离子的电子式要标 [ ] 及“ 电荷数 ”

11. (3)离子化合物的电子式 ·· ·· ·· [ Cl ]- ： Cl · ： ·· ·· ·· ·· ·· ·· Br · Br · ： ： [ Br ]- [ Br ]- ： ： ： ： ·· ·· ·· ·· (4)用 电子式 表示离子化合物的 形成过程 用电子式表示氯化钠的形成过程 Na · ＋ → Na+ 用电子式表示溴化钙的形成过程 ＋ ·Ca· ＋ → Ca2+ 注意：写离子化合物电子式时，阴阳离子要求分开书写，不得合并简单化。

12. 练习巩固 (1)几种离子化合物的电子式 NaOH： MgO： (NH4)2S： NaClO K2S： （2）离子键的形成过程 • NaH： • MgCl2： Ca2+

13. 温故知新 1.含离子键的是离子化合物，含共价键的是共价化合物 2. 离子化合物中一定有金属阳离子 3. 只有离子化合物中有金属阳离子 4. 晶体中有金属阳离子必有阴离子

14. 练习巩固 (1)几种离子化合物的电子式 NaOH NaClO (NH4)2S （2）用电子式表示离子键的形成过程 NaH： MgCl2：

15. 重晶石 BaSO4 重晶石 BaSO4

16. 莹石 CaF2

17. 石膏 CaSO4·2H2O

18. 胆矾 CuSO4·5H2O

19. 二、离子晶体 • 1、定义：离子间通过离子键结合而成的晶体。 • （1）组成微粒：阴、阳离子 • （2）相互作用：离子键 • (3)包括：强碱、部分金属氧化物、 • 部分盐类。 • 注意：无单个分子存在； • 如NaCl不表示分子式。 • 2、性质：熔沸点较高，硬度较大， • 难挥发难压缩 • 固体不导电，水溶液或者熔融状态下均导电

20. 3、晶格能(符号为U) ----衡量离子键的强弱 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。 交流与讨论P40 • 分析影响晶格能的因素 • 讨论离子晶体的晶格能与其熔点等物理性质的关系 r↓,电荷数↑，则离子键↑，晶格能越大， 硬度、熔沸点↑

21. 晶格能的作用 • 晶格能越大： • 形成的离子晶体越稳定（离子键越强） • 熔点越高； • 硬度越大。 • 晶格能也影响了岩浆晶出的次序，晶格能越大，岩浆中的矿物越易结晶析出

22. 练习 1、比较下列离子化合物的熔点 NaF NaCl NaBr NaF MgF2AlF3 2、比较下列离子化合物的晶格能 (1)Na2O K2O (2) MgCl2 MgO (3) NaF CsBr > > < < > < >

23. 4、两种常见的AB型晶体结构类型

24. NaCl晶体结构示意图 Na+（Cl-）位置： 体心、棱上或顶点、面心

25. NaCl晶体结构示意图 Na+ Cl- ①在NaCl晶体的一个晶胞中，Cl-的个数等于，Na+的个数等于。 4 4 ②在NaCl晶体中每个Na+同时吸引着个Cl-。 ６

26. ---Cl- --- Na+ NaCl的晶体结构模型

27. NaCl晶体中阴、阳离子配位数 返回原处

28. ③在NaCl晶体中每个Na+同时吸引着6个Cl-。它们所围成的空间几何构型是。③在NaCl晶体中每个Na+同时吸引着6个Cl-。它们所围成的空间几何构型是。 正八面体 ④与一个Na+相邻最近且距离相等的Na+有 个

29. ④与一个Na+相邻最近且距离相等的Na+有 个 12

30. Cl- Na+ 氯化钠的摩尔质量为M g/mol,氯化钠的密度为a g/cm3 ,阿佛加德罗常数为NA.则氯化钠的晶体中最邻近的钠离子和氯离子中心间的距离为

31. ---Cs+ ---Cl- CsCl的晶体结构示意图 返回原处

32. CsCl的晶体结构示意图

33. ①、根据氯化铯的结构模型确定晶胞分析每个晶胞中有Cs+，有个Cl-①、根据氯化铯的结构模型确定晶胞分析每个晶胞中有Cs+，有个Cl- 1 1

34. 8 ②、每个Cs+同时吸引个 Cl-每个Cl-同时吸引个Cs+，而Cs+数目与Cl-数目之比为。 8 1:1

35. ③、在每个Cs+周围与它最近的且距离相等的Cs+有个③、在每个Cs+周围与它最近的且距离相等的Cs+有个 ６

36. 板书 4、典型的离子晶体（AB型） 4 1 12 6 6 8

37. 拓宽视野 离子晶体中的离子配位数 阴、阳离子半径比与配位数的关系

38. 0.732＞ r＞0.414 阴离子之间接触不良，阳和阴离子之间相互接触，作用强，结构较稳定，配位数为6。 r＜0.414 阴离子之间相互接触，阳和阴离子之间接触不良，离子间排斥作用大，结构不稳定，配位数会降为4。

39. 【课堂练习】 1、碱金属与卤素所形成的化合物大都具有的性质是 （ ） ① 高沸点 ② 能溶于水 ② 水溶液能导电 ④ 低熔点 ⑤ 熔融状态不导电 A ①②③ B ③④⑤ C ①④⑤ D ②③⑤ A

40. 【课堂练习】 D 2、能充分说明某晶体属于离子晶体的是 A．一定溶于水 B．固态不导电，水溶液能导电 C．有较高熔点 D．固态不导电，熔融时能导电

41. 【课堂练习】 D 3、下列关于离子键的描述中正确的是 A、离子键是由阴阳离子通过静电吸引形成的 B、凡是含有离子键的化合物一定含有金属元素 C、非金属元素之间构成的化合物都不是离子化合物 D、具有离子键的化合物一定是离子化合物, 离子化合物中一定含有离子键

42. 【 NaCl 型 】 4、在氯化钠晶体中不存在单个分子，但在温度1413℃以上时氯化钠晶体形成气体并以分子形式存在。现有29.25g氯化钠晶体加强热变成气体，测得体积为5.6L（标况下）。则此时氯化钠分子式为. Na2Cl2

43. 【 CsCl 型 】 5、已知CsCl晶体的密度为 NA为阿伏加德罗常数，相邻的两个 的核间距为a cm，如图所示，则CsCl的 相对分子质量可以表示为 NA·a3·ρ

44. 谢 谢 大 家 !

45. 补充微粒半径比较 (1)原子半径：同周期由左右，原子半径由大 小 同主族由上 下，原子半径由小 大 (2)微粒半径 ①金属阳离子半径小于其原子半径。如： ②非金属阴离子半径大于其原子半径。如： ③高价离子半径小于低价离子半径。如： ④电子层结构相同的微粒，核电荷越多半径越小。如： N3－>O2－>F－>Na+>Mg2+>Al3+ S2－>Cl－>K+>Ca2+

46. 温故知新 1.含（非）极性键的分子就是（非）极性分子 2.含离子键的是离子化合物，含共价键的是共价化合物 3. 离子化合物中一定有金属阳离子 4. 只有离子化合物中有金属阳离子 5. 晶体中有金属阳离子必有阴离子

47. 讨论:晶格能与离子型化合物的物理性质