新突破化学选修三苏教专用讲义+精练：专题-第二单元-离子键-离子晶体-含解析

[目标导航]1.理解离子键、离子晶体的概念，并知道离子晶体结构与性质的关系。能用电子式表示离子键及其形成过程。2.了解晶格能的概念；知道影响晶格能大小的因素并能用晶格能推断离子晶体熔、沸点的高低。一、离子键的形成1．形成过程离子化合物中，阴、阳离子间的静电引力使阴、阳离子相互吸引，而阴、阳离子的核外电子之间、原子核之间的静电斥力使阴、阳离子相互排斥。当阴、阳离子间的静电引力和静电斥力达到平衡时，阴、阳离子保持一定的平衡核间距，形成稳定的离子键，整个体系达到能量最低状态。2．成键特征阴、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。议一议1．离子键的形成条件是什么？答案元素的电负性差值比较大。成键的两元素的电负性差用ΔX表示，一般情况下，当ΔX1.7,发生电子转移，形成离子键；当ΔX1.7，不发生电子转移，形成共用电子对，原子间形成共价键。2．用电子式表示下列离子或化合物。(1)Mg2＋________________；OH－________________；NH＋4____________________；O2－2________________。(2)Na2O________________；Na2O2______________；Na3N____________________；MgCl2______________；NaOH____________________；CaC2______________。答案(1)Mg2＋[··O······H]－[H··NH····H··H]＋[··O······O······]2－(2)Na＋[··O······]2－Na＋Na＋[··O······O······]2－Na＋[··Cl······]－Mg2＋[··Cl······]－Na＋[··O······H]－Ca2＋[··C⋮⋮C··]2－二、离子晶体1．概念离子晶体是阴、阳离子通过离子键而形成的晶体。构成离子晶体的微粒是阴离子和阳离子，微粒间的作用力是离子键。2．晶格能(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)晶格能对离子晶体性质的影响：晶格能越大，离子键越牢固，晶体的熔点越高，硬度越大，稳定性越强。(3)影响因素3．常见离子晶体的结构(1)在NaCl晶体中不存在单个的NaCl分子，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＋。在每个Na＋周围最近且等距离的Na＋有12个(同层4个，上层4个，下层4个)，在每个Cl－周围最近且等距离的Cl－也有12个。在NaCl晶体的最小结构单元(一个晶胞)中，含Na＋：1＋12×14＝4；含Cl－：8×18＋6×12＝4。故Na＋与Cl－个数比为4∶4＝1∶1。所以，化学式NaCl仅表示该离子晶体中阴阳离子的个数比。在NaCl晶体中不存在单个的分子。(2)CsCl晶体中，每个Cs＋周围同时吸引着8个Cl－，每个Cl－周围同时吸引着8个Cs＋。在每个Cs＋周围最近且等距离的Cs＋有6个(上、下、左、右、前、后)，在每个Cl－周围最近且等距离的Cl－也有6个。在CsCl晶体的最小结构单元(一个晶胞)中，含Cs＋：8×18＝1个；含Cl－：1个。故Cs＋与Cl－个数比为1∶1。化学式CsCl仅表示这种晶体中阴、阳离子个数之比。同样在氯化铯晶体中不存在单个的氯化铯分子。议一议1．连线题。答案A—(2)—③B—(3)—②C—(1)—①2．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。3．如何比较NaF、MgF2、AlF3的晶格能大小以及熔点高低？答案因为Na＋、Mg2＋、Al3＋三种离子所带电荷逐渐增多，离子半径：r(Na＋)r(Mg2＋)r(Al3＋)，离子键强度：AlF3MgF2NaF，所以晶格能大小顺序为AlF3MgF2NaF。熔点由高到低顺序为AlF3MgF2NaF。4．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”。(1)离子晶体中只含有离子键，没有共价键()(2)离子晶体熔沸点一般比较高()(3)晶格能越大，离子键越弱，离子晶体的熔沸点就越低()(4)离子晶体中每个离子周围均吸引着6个带相反电荷的离子()(5)只有非金属元素不可能形成离子键()(6)离子晶体在任何情况下都可以导电()(7)离子晶体均易溶于水()(8)离子晶体熔化时破坏了离子键()答案(1)×(2)√(3)×(4)×(5)×(6)×(7)×(8)√5．根据晶格能的知识回答：(1)为何Na2O的晶格能大于NaF，而KCl的晶格能大于KI?答案晶格能与离子所带的电荷数成正比，而与离子半径的大小成反比。在Na2O和NaF中，O2－所带的电荷数比F－多，故Na2O的晶格能大于NaF；而KCl和KI中，Cl－半径小于I－的半径，故KCl的晶格能大于KI。(2)KCl、MgO、CaO的晶体结构与NaCl的晶体结构相似，KCl、CaO、MgO三种离子晶体熔点从高到低的顺序是________。答案MgO＞CaO＞KCl一、离子晶体的结构与性质1．离子晶体的结构(1)离子晶体微粒之间的作用力是离子键，由于离子键没有方向性和饱和性，故离子晶体一般采取密堆积方式。(2)离子晶体中存在的微粒是阳离子和阴离子，离子晶体的化学式只表示晶体中阴、阳离子的个数比，而不是表示其分子组成。(3)离子晶体中，离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强。2．离子晶体的性质(1)离子晶体中阴阳离子交替出现，层与层之间如果滑动，同性离子相邻而使斥力增大导致不稳定，所以离子晶体无延展性。(2)离子晶体不导电，但在熔融状态或水溶液中能导电。(3)离子晶体难溶于非极性溶剂(如苯、汽油)而易溶于极性溶剂(如水)。(4)离子晶体的熔、沸点取决于构成晶体的阴阳离子间离子键的强弱，而离子键的强弱，可用晶格能的大小来衡量，晶格能越大离子键越牢固，离子晶体的熔点越高、硬度越大。而对于同种类型的离子晶体，离子所带的电荷数越高，半径越小，晶格能越大。(5)离子晶体中不一定含有金属阳离子，如NH4Cl为离子晶体，不含有金属阳离子，但一定含有阴离子。例1下列性质适合于离子晶体的是()①熔点1070℃，易溶于水，水溶液能导电②熔点10.31℃，液态不导电，水溶液能导电③能溶于CS2，熔点112.8℃，沸点444.6℃④熔点97.81℃，质软，导电，密度0.97g·cm－3⑤熔点－218℃，难溶于水⑥熔点3900℃，硬度很大，不导电⑦难溶于水，固体时导电，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．②③⑥C．①④⑦D．②⑤解析离子晶体熔融时能导电，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变式训练1下列有关离子晶体的数据大小比较不正确的是()A．熔点：NaFMgF2AlF3B．晶格能：NaFNaClNaBrC．阴离子的配位数：CsClNaClCaF2D．硬度：MgOCaOBaO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一个关键点。由于r(Na＋)r(Mg2＋)r(Al3＋)，且Na＋、Mg2＋、Al3＋所带电荷数依次增大，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。由于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。由于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。二、晶格能的应用1．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，晶体熔、沸点越高，硬度越大。2．晶格能的大小影响岩浆晶出的先后次序，晶格能越大，形成的晶体越稳定，岩浆中的矿物越容易结晶析出。例2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：NaBrNaClMgO离子的核间距/pm290276205晶格能/kJ·mol－17873890①NaBr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)Mg是第3周期元素，该周期部分元素氟化物的熔点见下表：氟化物NaFMgF2SiF4熔点/K12661534183解释表中氟化物熔点差异的原因：①______________________________________________________________________；②____________________________________________________________________。解析(1)对同类型的离子晶体，离子半径越小，离子电荷数越多，晶格能越大，离子晶体越稳定，熔、沸点越高。(2)①先比较不同类型晶体的熔点。NaF、MgF2为离子晶体，离子间以离子键结合，离子键作用强，SiF4固态时为分子晶体，分子间以范德华力结合，范德华力较弱，故NaF和MgF2的熔点都高于SiF4。②再比较相同类型晶体的熔点。Na＋的半径比Mg2＋半径大，Na＋所带电荷数小于Mg2＋，所以MgF2的离子键比NaF的离子键强度大，MgF2熔点高于NaF熔点。答案(1)①小NaBr比NaCl离子的核间距大②MgO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)①NaF与MgF2为离子晶体，SiF4为分子晶体，所以NaF、MgF2远比SiF4熔点要高②因为Mg2＋的半径小于Na＋的半径且Mg2＋所带电荷数较大，所以MgF2的离子键强度大于NaF的离子键强度，故MgF2的熔点高于NaF变式训练2根据下表的数据，判断下列说法正确的是()离子化合物电荷数Z晶格能/kJ·mol－1熔点/°CNaF1923993NaCl1786801MgO237912852CaO234012614A.晶格能的大小与正负离子电荷数和距离成正比B．晶格能越大，即正负离子间的静电引力越强，晶体的熔点就越高，硬度越大C．NaF晶体比NaCl晶体稳定D．表中物质CaO的晶体最稳定答案C解析根据表中的数据可知，晶格能主要影响因素是离子电荷，电荷数越多，晶格能越大，而且熔点越高，硬度越大；其次就是离子半径，离子半径越小，晶格能越大，而且熔点越高，硬度越大；A项，根据表中的数据可知，NaF电荷数为1，MgO为电荷数2，晶格能的大小与正负离子电荷数成正比，MgO、CaO中所带电荷相同，但镁离子半径小于钙离子半径，键长MgO小于CaO，晶格能：MgO＞CaO，所以晶格能的大小与距离成反比，错误；B项，离子键本质是阴、阳离子间的静电作用，不只是引力，还有斥力等，晶格能越大，即正负离子间的静电作用力越强，晶体的熔点就越高，硬度越大，错误；C项，NaF晶体与NaCl晶体，两种化合物所带离子电荷数相同，由于离子半径：Cl－＞F－，因此晶格能：NaF＞NaCl，NaF晶体比NaCl晶体稳定，正确；D项，MgO、CaO中所带电荷数相同为2，但镁离子半径小于钙离子半径，NaF晶体与NaCl晶体中阴阳离子所带电荷数都为1，离