浙江省奉化中學高中化學 課題9 離子晶體競賽講義.doc

課題9 離子晶體學習目標：1、知道晶格能的概念，了解晶格能的大小與離子鍵的牢固性、離子晶體熔點的高低和硬度大小的關系； 2、晶格能的概念，離子晶體中離子的配位數(shù)。學習過程：【板書】 二、離子晶體1、定義：離子間通過離子鍵結合而成的晶體。注意：無單個分子存在；nacl不表示分子式。性質：熔沸點較高，硬度較大，難揮發(fā)難壓縮，水溶液或者熔融狀態(tài)下均導電。包括：強堿、部分金屬氧化物、絕大部分鹽。 2、離子鍵的強度晶格能 （1）鍵能【講解】 以 nacl 為例：鍵能：1mol 氣態(tài) nacl 分子，離解成氣體原子時，所吸收的能量。用ei 表示。 （2）晶格能（符號為u）：拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量?！局v解】 例如：拆開 1mol nacl 晶體使之形成氣態(tài)鈉離子和氯離子時，吸收的能量。用 u 表示。nacl(s) na+(g) + cl(g) u = 786 kjmol1晶格能 u 越大，表明離子晶體中的離子鍵越牢固。鍵能和晶格能，均能表示離子鍵的強度，而且大小關系一致。通常晶格能比較常用?！驹O問】 根據(jù)p40頁表32 討論：晶格能與離子化合物的物理性質的關系【板書】 晶格能越大，離子晶體中的離子鍵越牢固。一般而言，晶格能越大，離子晶體的熔沸點越高，硬度越大。【設問】 分析離子鍵的強弱與離子半徑、離子電荷有什么關系?【板書】 （3）影響晶格能大?。措x子鍵強弱）的因素是離子的電荷和離子半徑。規(guī)律：離子帶電荷數(shù)越多，離子半徑越小則晶格能越大，離子鍵越強，離子晶體熔點越高。【小結】 離子電荷數(shù)越大，核間距越小，晶格能越大，離子鍵越牢，離子晶體的熔、沸點越高，硬度越大。【練習】 1. 比較下列離子化合物的熔點 naf nacl nabr naf mgf2 k2o （2）mgcl2 csbr【過渡】 大多數(shù)離子化合物在常溫下以晶體的形式存在。離子晶體也有一定的空間結構?！景鍟?3、離子晶體的空間結構【講解】 離子晶體有多種晶體結構類型，其中氯化鈉型和氯化銫型是兩種最常見的離子晶體結構類型。首先看nacl的晶胞?！舅伎肌?1每個na+同時吸引 6 個 cl，每個cl同時吸引 6 個na+，即na+、cl的配位數(shù)為 6 、6 。注：配位數(shù)：一種離子周圍緊鄰的帶相反電荷的離子數(shù)目。2na+數(shù)目與cl數(shù)目之為 1 : 1 ，化學式為 nacl 。 3根據(jù)氯化鈉的結構模型確定晶胞，并分析其構成。每個晶胞中有 4 na+，有 4 個cl。 4在每個na+周圍與它最近的且距離相等的na+有 12 個。 5在每個na+周圍與它最近的且距離相等的cl所圍成的空間結構為 正八面體 。6已知氯化鈉的摩爾質量為m gmol1，密度為gcm3，阿伏加德羅常數(shù)為na，則食鹽晶體中兩個距離最近的na+的核間距離為 cm。 21/2 ( 4m / na)3【師】 下面再來看看cscl晶體結構【思考】 1cs+、cl的配位數(shù)為 8 、8 。2cs+數(shù)目與cl數(shù)目之為 1 : 1 ，化學式為 cscl 。 3每個晶胞中有 1 cs+，有 1 個cl。 4在每個cs+周圍與它最近的且距離相等的cs+有 6 個，所圍成的空間結構為 正八面體 。 zns晶體：【思考】 1zn2+、s2的配位數(shù)為 4 、4 。 2每個晶胞中有4 個zn2+、4 個s2。 3每個zn2+周圍與它最近的且距離相等的s2所圍成的空間結構為 正四面體 ?！具^渡】 氯化鈉、氯化銫及zns均為ab型離子晶體，但兩者的陰、陽離子周圍帶相反電荷離子的數(shù)目卻不同，你認為造成這一差異的可能原因是什么？【板書】 4、離子晶體的配位數(shù)以及與 r+/r- 的關系【閱讀】 p41拓展視野：離子晶體中離子的配位數(shù)【講解】 離子晶體中離子的電荷分布是對稱的。陰、陽離子之間的作用力的強弱取決于它們所帶電荷的數(shù)目以及它們之間的距離。 在離子晶體中，陰、陽離子總是盡可能緊密地排列，帶相反電荷的離子盡可能相互接觸，帶相同電荷的離子盡可能不接觸，且一種離子周圍緊鄰的帶相反電荷的離子越多，體系能量越低，所形成的離子晶體就越穩(wěn)定。離子形成晶體時，所環(huán)繞的帶【講解】 離子晶體中一種離子周圍所環(huán)繞的帶相反電荷的離子的數(shù)目的多少，與陰、陽離子半徑比r+/r 有關。從六配位的介穩(wěn)狀態(tài)出發(fā)，進行半徑比與配位數(shù)之間關系的探討：此時，為介穩(wěn)狀態(tài)。如果r+ 再大些，則出現(xiàn)上述 b) 種情況，即陰離子同號相離，異號相切的穩(wěn)定狀態(tài)。亦即 當 r+ 繼續(xù)增加，達到并超過：時，即陽離子離子周圍可容納更多陰離子，為8配位，cscl型。若r+ 變小，即:，則出現(xiàn) a)種情況， 陰離子相切，陰離子陽離子相離的不穩(wěn)定狀態(tài)。配位數(shù)減少， 4配位，zns型。陰、陽離子半徑比與配位數(shù)的關系r+/r -配位數(shù)實例0.2250.4144zns、zno、beo、bes、cucl、cubr0.4140.7326nacl、kcl、nabr、lif、cao、mgo0.7321.08cscl、csbr、nh4cl、tlcn1.012csf總之，配位數(shù)與 r+/r- 之比相關，且r+ 再增大，則達到12 配位；r- 再減小，則達到3配位。注意：討論中將離子視為剛性球體，這與實際情況有出入。但仍不失為一組重要的參考數(shù)據(jù)。因而，我們可以用離子間的半徑比值去判斷配位數(shù)。三、離子的特征 1離子的電荷：離子的電荷數(shù)是形成離子鍵時原子得失的電子數(shù)。 陽離子電荷一般為1、2，最高為3、4； 陰離子電荷較高的如3、4的多數(shù)為含氧酸根或配離子。 2離子的電子層構型（1）2電子構型：最外層為2個電子的離子，如li，be2等。（2）8電子構型：最外層有8個電子的離子，如na，cl，o2等。（3）18電子構型：最外層有18個電子的離子，如zn2，hg2，cu，ag等。（4）（182）電子構型：次外層有18電子，最外