《離子鍵離子晶體》導(dǎo)學(xué)案3
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1、《離子鍵離子晶體》導(dǎo)學(xué)案 一、離子鍵 1?離子鍵的形成 前面我們已經(jīng)學(xué)過,金屬元素的電負(fù)性小,其原子易失去價(jià)電子形成陽離子; 非金屬元 素的電負(fù)性較大,其原子易得到電子形成陰離子, 當(dāng)這兩種原子相互接近到一定程度時(shí), 容 易發(fā)生電子得失而形成陰、陽離子,陰、陽離子通過靜電作用形成穩(wěn)定化合物。這種陰、陽 離子通過靜電作用形成的化學(xué)鍵叫離子鍵。 陰、陽離子是形成離子鍵必不可少的粒子,缺一不可。如 MgCI2中含有Mg2+、Cl-, KA + 3+ 2 l(SO4)2 12H2O中含有K、Al 、SO -4及H20分子。可見,離子化合物中含陰、陽離子至少各 1種,且不一定不含分子。
2、 2?離子鍵的實(shí)質(zhì) 離子鍵的實(shí)質(zhì)是靜電作用, 它包括陰、陽離子之間的引力和它們的核與核、 電子與電子 之間的斥力兩個(gè)方面,當(dāng)引力和斥力之間達(dá)到平衡時(shí), 就形成了穩(wěn)定的離子化合物,它就不 再顯電性,即顯電中性。 + — 離子鍵的強(qiáng)弱與陰、 陽離子所帶電荷及核間距有關(guān)。 據(jù)庫侖定律可知F二k ?久呂 (k r 為系數(shù))。 3?離子鍵的特征 沒有方向性和飽和性。為什么這樣說呢?那是因?yàn)樵谕ǔG闆r下, 陰、陽離子可看成球 形對(duì)稱,它們的電荷分布也是球形對(duì)稱的, 它們?cè)诳臻g的各個(gè)方向上的靜電作用相同, 所以 在各個(gè)方向上都可以與帶相反電荷的離子發(fā)生靜電作用, 且在靜電作用能達(dá)到的范圍內(nèi)
3、, 只 要空間條件允許、一個(gè)離子可以同時(shí)吸引多個(gè)帶相反電荷的離子。 因此,離子鍵沒有方向性 和飽和性。 二、離子晶體 1?離子鍵:(1)定義:陰、陽離子之間強(qiáng)烈的電性作用。 (2)特征:無飽和性和方向性。 (3) 本質(zhì):電性作用。(4)存在:離子晶體中。 2?離子晶體:⑴定義:陰、陽離子通過離子鍵結(jié)合,在空間呈現(xiàn)有規(guī)律的排列所形成的 晶體。 注意:離子晶體的構(gòu)成粒子是陰、陽離子,所以在離子晶體中,無分子存在,也無原子 存在。如NaCI、CsCI只表示晶體中陰陽離子個(gè)數(shù)比,不表示分子式。 (2) 常見的AB型離子晶體有NaCl型、CsCl型、ZnS型等。 (3) 晶格能:①定義
4、:1 mol離子化合物中陰、陽離子,由相互遠(yuǎn)離的氣態(tài)結(jié)合成離子晶 體所放出的能量;②表示意義:晶格能越大,表示離子鍵越強(qiáng),離子晶體越穩(wěn)定,熔、沸點(diǎn) 越高。可借助庫侖定律 F二竺2來比較;③晶格能的大?。壕Ц衲芘c離子晶體中陰、陽 r 離子所帶電荷的乘積成正比, 與陰、陰離子的距離成反比,數(shù)學(xué)表達(dá)式為:晶格能::。 r (4) 離子晶體的物理性質(zhì):①離子晶體具有較高的熔點(diǎn)、沸點(diǎn),難揮發(fā)。離子晶體中, 陰、陽離子間有強(qiáng)烈的相互作用(離子鍵),要克服離子間的相互作用力使物質(zhì)熔化和沸騰, 就需要較多的能量。因此,離子晶體具有較高的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)和難揮發(fā)的性質(zhì)。 NaCI、CsCI 的熔點(diǎn)分別是
5、801 C、645 C ;沸點(diǎn)分別是1 413 C、1 290 C。而共價(jià)化合物H20的熔 點(diǎn)為0 C、沸點(diǎn)為100 C,這就低得多了。 ② 離子晶體硬而脆。離子晶體中, 陰、陽離子之間有較強(qiáng)的離子鍵, 因此離子晶體表現(xiàn) 出了較高的硬度,當(dāng)晶體受到?jīng)_擊力作用時(shí),部分離子鍵發(fā)生斷裂,導(dǎo)致晶體破碎。 ③ 離子晶體不導(dǎo)電,熔化或溶于水后能導(dǎo)電。離子晶體中, 離子鍵較強(qiáng),離子不能自由 移動(dòng),即晶體中無自由移動(dòng)的離子,因此離子晶體不導(dǎo)電。當(dāng)升高溫度時(shí),陰、陽離子獲得 足夠能量,克服了離子間的相互作用, 成了自由移動(dòng)的離子,在外界電場(chǎng)作用下,離子定向 移動(dòng)而導(dǎo)電。離子化合物溶于水時(shí),陰、陽離子
6、受到水分子作用變成了自由移動(dòng)的離子 (或 水合離子),在外界電場(chǎng)作用下,陰、陽離子定向移動(dòng)而導(dǎo)電。 ④ 大多數(shù)離子晶體易溶于極性溶劑 (如水)中,難溶于非極性溶劑(如汽油、煤油)中。當(dāng) 把離子晶體放在水中時(shí), 極性水分子對(duì)離子晶體中的離子產(chǎn)生吸引作用, 使晶體中的離子克 服了離子間的作用而電離,變成在水中自由移動(dòng)的離子。 ⑤ 離子晶體包括強(qiáng)堿、活潑金屬形成的鹽、銨鹽、活潑金屬氧化物等。一般地,活潑金 屬(如K、Ca、Na、Mg等)與活潑的非金屬(如氯、溴、氧等)化合成的物質(zhì)形成的晶體為離子 晶體。但并不是所有金屬和非金屬元素形成的化合物都為離子化合物, 如AlCl 3為分子晶體。
7、 (5) 疑難點(diǎn):有關(guān)離子晶體晶胞的計(jì)算 ① 處于立方體頂點(diǎn)的粒子同時(shí)為 8個(gè)晶胞所共有,每個(gè)粒子有 1/8屬于該晶胞。 ② 處于立方體棱上的粒子,同時(shí)為 4個(gè) 晶胞所共有,每個(gè)粒子有1/4屬于該細(xì)胞。 ③ 處于立方體面上的粒子,同時(shí)為 2個(gè) 晶胞所共有,每個(gè)粒子有1/2屬于該晶胞。 ④ 處于立方體內(nèi)部的粒子,完全屬于該晶胞。 三、離子晶體中離子的配位數(shù) 為什么不同的正、負(fù)離子結(jié)合成離子晶體時(shí),會(huì)形成配位數(shù)不同的空間構(gòu)型呢?這是因 為在某種結(jié)構(gòu)下該離子化合物的晶體最穩(wěn)定, 體系的能量最低,一般決定離子晶體構(gòu)型的主 要因素有正、負(fù)離子的半徑 (幾何因素)和離子的電子層結(jié)構(gòu)(電荷因素
8、)。 (1)對(duì)于AB型離子晶體來說,正、負(fù)離子的半徑比與配位數(shù)和晶體構(gòu)型的關(guān)系如下表所 示。 r + 半徑比(r ) r _ 配位數(shù) 構(gòu)型 實(shí)例 0.414 ?0.732 6 NaCl 型 NaCl、KCl、NaBr、LiF、CaO、MgO、CaS 0.732 ?1 8 CsCl 型 CsCI、CsBr、CsI、NH4Cl 表中的半徑比可以根據(jù)圖中的三角形,利用幾何圖形計(jì)算出 、的值。即當(dāng) '=0.414 r _ r _ 時(shí),陰、陽離子間是直接接觸的,陰離子也是相互接觸的。 ①當(dāng)、v 0.414時(shí),負(fù)離子互相接觸(排斥),而正負(fù)離子接觸不
9、良, 這樣的構(gòu)型不穩(wěn)定, r _ r 所以晶體只能轉(zhuǎn)更小的配位數(shù)以求穩(wěn)定, 如ZnS;②當(dāng) 二>0.414時(shí),陰離子之間接觸不良, r _ + 而陰、陽離子之間相互接觸吸引作用較強(qiáng),這種結(jié)構(gòu)較為穩(wěn)定,配位數(shù)為 6;③當(dāng) 丨> 0.7 r _ 181 pm=0.52,配位數(shù)為 6; CsCI的 =169 pm/181 pm=0.93,配位數(shù)為8。 32時(shí),陽離子相對(duì)地增大,它有可能接觸更多的陰離子,使配位數(shù)為 8。對(duì)于離子化合物中 離子的任一配位數(shù)來說,都有一相應(yīng)的陰、陽離子半徑的比值。例如: + r NaCl 的 =95 pm/ r - (2)陰、陽離子的
10、電荷也是決定離子晶體配位數(shù)的一個(gè)重要因素。如果正、負(fù)離子的電 荷不同,正、負(fù)離子的個(gè)數(shù)比一定不同, 結(jié)果是,正、負(fù)離子的配位數(shù)就不會(huì)相同。 這種正、 負(fù)離子的電荷比決定離子晶體結(jié)構(gòu)的因素,就是電荷因素。如 CaF2晶體中,Ca2+的配位數(shù)是 8, F-的配位數(shù)是4。 值得注意的是,離子型化合物的正、負(fù)離子半徑比規(guī)則,只能應(yīng)用于離子型晶體,而不 能用它判斷共價(jià)型化合物的結(jié)構(gòu)。 各個(gè)突破 【例1】下列敘述錯(cuò)誤的是( ) A. 帶相反電荷離子之間的相互吸引稱為離子鍵 B. 金屬元素與非金屬元素化合時(shí),不一定形成離子鍵 C. 某元素的原子最外層只有一個(gè)電子, 它跟鹵素結(jié)合時(shí)所形成的化學(xué)
11、鍵不一定是離子鍵 D. 非金屬元素形成的化合物中不可能含有離子鍵 解析:相互作用包括相互吸引和相互排斥兩個(gè)方面, A錯(cuò);B正確,如AlCl 3、BeCS是 由活潑金屬與活潑非金屬形成的共價(jià) 化合物;C正確,如HCI是通過共價(jià)鍵形成的;D錯(cuò),如NH4是由非金屬元素形成的陽 離子,銨鹽為離子化合物。 答案:AD 類題演練 1 下列敘述錯(cuò)誤的是( ) A. 離子鍵沒有方向性和飽和性,而共價(jià)鍵有方向性和飽和性 B?兩種不同的非金屬元素可以形成離子化合物 C. 配位鍵在形成時(shí),是由成鍵雙方各提供一個(gè)電子形成共用電子對(duì) D. 金屬鍵的實(shí)質(zhì)是金屬中的 自由電子”與金屬陽離子形成的一種強(qiáng)烈
12、的相互作用 解析:A項(xiàng)正確,這是離子鍵區(qū)別于共價(jià)鍵的特征; B項(xiàng)正確,例如,氮元素和氫元素 形成的,離子化合物 NH4H ; C項(xiàng)錯(cuò)誤, 形成配位鍵的條件是, 形成配位鍵的一方是能夠提供孤對(duì)電子的原子, 另一方是具有接 受孤對(duì)電子的空軌道的原子, D項(xiàng)正確,這是金屬鍵的本質(zhì)。 答案:C 變式提升 1 (2006北京西城高三抽樣,7)下列說法正確的是( ) A. 離子化合物中一定不含共價(jià)鍵 B. 共價(jià)化合物中一定不含離子鍵 C?兩種元素組成的化合物中一定不含非極性鍵 D.由于水分子之間存在氫鍵,所以水分子比較穩(wěn)定 解析:本題考查物質(zhì)結(jié)構(gòu)與化學(xué)鍵的知識(shí),離子化合物中可含有共
13、價(jià)鍵; A項(xiàng)錯(cuò)誤;兩 種元素組成的化合物中可含有非極性鍵,如 Na2O2, C錯(cuò)誤;分子穩(wěn)定與分子間力無關(guān), D 項(xiàng)錯(cuò)誤;B項(xiàng)正確。 答案:B 溫馨提示 關(guān)于離子鍵和化學(xué)鍵、 離子化合物和共價(jià)化合物等概念之間的區(qū)別和聯(lián)系, 同學(xué)們一定 要弄清,不要混為一談。 (1) 離子化合物中不一定含金屬元素,如 NH4NO 3是離子化合物,但全部由非金屬元素組 成;含金屬元素的化合物不一定是離子化合物,如 AICI3、BeCl2等是共價(jià)化合物。 (2) 離子鍵只存在于離子化合物中, 離子化合物中一定含離子鍵, 也可能含共價(jià)鍵,如N aOH、ZnSO4、Na2O2等。 (3) 離子化合
14、物受熱分解時(shí)會(huì)破壞離子鍵,從水溶液中結(jié)晶形成離子化合物時(shí)會(huì)形成離 子鍵,但兩個(gè)過程都是物理變化。 因此,破壞化學(xué)鍵或形成化學(xué)鍵不一定發(fā)生化學(xué)變化, 但 化學(xué)變化過程中一定有舊化學(xué)鍵的斷裂和新化學(xué)鍵的形成。 【例2】下列性質(zhì)中,可以較充分說明某晶體是離子晶體的是 ( ) A. 具有較高的熔點(diǎn) B?固態(tài)不導(dǎo)電,水溶液能導(dǎo)電 C. 可溶于水 D?固態(tài)不導(dǎo)電,熔融狀態(tài)能導(dǎo)電 解析:A選項(xiàng),原子晶體熔點(diǎn)也較高; B選項(xiàng),有些分子晶體如 HCI的水溶液也能導(dǎo)電; C選項(xiàng),有些分子晶體也溶于水;分子晶體在液態(tài)時(shí)不導(dǎo)電,離子晶體在熔融時(shí)可導(dǎo)電。 答案:D 類題演練 2 NaF、Nal、M
15、gO均為離子化合物,根據(jù)下列數(shù)據(jù),這三種化合物的熔點(diǎn)高低順序是 ( ) 物質(zhì) ①NaF ②Nal ③MgO 離子電荷數(shù) 1 1 2 鍵長(zhǎng) /10-10m 2.31 3.18 2.10 A.①'②〉③ B.③ > ① > ② C.③'②〉① D.② > ① > ③ 解析:離子晶體的熔點(diǎn)與離子鍵強(qiáng)弱有關(guān),而離子鍵的強(qiáng)弱可借助物理學(xué)公式: Q1 Q2 F二判斷,即由離子電荷數(shù)多少和離子半徑大小進(jìn)行判斷。 離子所帶電荷數(shù)越多, r 離子半徑越小,離子鍵越強(qiáng),晶體的熔點(diǎn)越高。故此可判斷答案為 B。 答案:B 變式提升 2 (2006山東高考,6)在常溫常壓下是氣態(tài)的
16、化合物, 降溫使其固化得到的晶體屬于 ( ) A. 分子晶體 B. 原子晶體 C. 離子晶體 D. 何種晶體無法判斷 解析:使粒子結(jié)合成原子晶體或離子晶體的共價(jià)鍵、 離子鍵比較強(qiáng),所以這兩種類型的 晶體在常溫下一般均為固態(tài)。 常溫下為氣態(tài)的物質(zhì)一般由分子組成, 其降溫固化過程為簡(jiǎn)單 的物理變化,因此仍為分子晶體,而經(jīng)特殊工藝處理有可能獲得原子晶體。 答案:A 類題演練 3 晶體具有規(guī)則的幾何外形,晶體中最基本的重復(fù)單元稱為晶胞。 NaCI晶體結(jié)構(gòu)如右圖 所示。已知FexO晶體晶胞結(jié)構(gòu)為NaCI型,由于晶體缺陷,x值小于1。測(cè)知FexO晶體密度為 p =5.71g ?扇
17、,晶胞邊長(zhǎng)為 4.28 >10-10m。 ⑴Fex O中x值(精確至0.01)為 。 ⑵晶體中的Fen+分別為Fe2+、Fe3+,在Fe2+和Fe3+的總數(shù)中,F(xiàn)e2+所占分?jǐn)?shù)(用小數(shù)表示, 精確至0.001)為 。 (3) 此晶體化學(xué)式為 。 ⑷與某個(gè)Fe2+(或Fe3+)距離最近且等距離的 O2-圍成的空間幾何形狀是 。 ⑸在晶體中,鐵元素的離子間最短距離為 m。 解析:根據(jù)NaCl晶體結(jié)構(gòu),1個(gè)NaCl晶胞是由8個(gè)小立方體(如下圖)構(gòu)成的。每個(gè)小立方 1 1 1 體為一個(gè)Na+、一個(gè)Cl-,同理在FexO晶體中,每個(gè)小立方體為 一個(gè)"Fex毋子”完整晶體 2 2
18、2 中(如下圖),F(xiàn)e、O交替出現(xiàn),x=1。 每個(gè)小立方體的質(zhì)量為:m=pV 一10 2 1 =5.71 g cm-3 > )3 4.28 10 m 10 cm m 2 =5.60 >0-23 g。 M(FexO)=2 m-Na=2X5.60 >0-23 g >6.02 >023mol -1 =67.4 g mol 。 56.0 g mol -1 ><+16.0 g mol-1 >=67.4 g mol -1 x=0.92。 ⑵設(shè) 1 mol Fe0.92O中,n(Fe2+)=y mol , 2 馬+3 > 則:n(Fe3+)=(
19、0.92-y)mol。根據(jù)化合物中各元素正負(fù)化合價(jià)代數(shù)和為零的原則: (0.92-y)+(-2) 1=> y=0.76。 故 Fe2+所占分?jǐn)?shù)為 0.76/0.92=0.826。 ⑶由于 Fe2+ 為 0.76,則 Fe3+ 為 0.92-0.76=0.16,故化學(xué)式為:Fe2+0.76Fe3+0.16O。 Fe (4) 如右圖;鐵元素離子間的距離 d r = 2 =1.41 4.28 10-10 mX12=3.02 >10-10 m。 2 答案:(1)0.92 (2)0.826 (3)Fe 0.76Fe 0.16O (4)正八面體 (5)3.02 10-10
20、 變式提升 3 在離子晶體中,陰、陽離子按一定規(guī)律在空間排列,下圖 (左)是NaCI的晶體結(jié)構(gòu)。在離 子晶體中,陰陽離子具有或接近具有球?qū)ΨQ的電子云, 它們可以被看成是不等徑的鋼性圓球, 并彼此相切(如下圖中)。離子鍵的鍵長(zhǎng)是相鄰陰、陽離子的半徑之和 (如下圖右)。已知a為常 數(shù)。 試回答下列問題: (1) 在NaCl晶體中,每個(gè)Na+同時(shí)吸引個(gè)Cl-,而Na+數(shù)目與Cl-數(shù)目之比為 。 + (2) Na+半徑與 Cl-半徑之比 ^― = 。(已知 42 =1.414 , J§=1.732 , <5 =2.236) r _ (3) NaCI晶體不存在分子,但在
21、溫度達(dá)到 1 413 C時(shí),NaCI晶體形成氣體,并以分子形 式存在,現(xiàn)有29.25 g NaCl晶體,強(qiáng)熱使溫度達(dá)到1 450 C,測(cè)得氣體體積為5.6 L(已折算 為標(biāo)準(zhǔn)狀況),則此時(shí)氯化鈉氣體的分子式 (化學(xué)式)為 。 解析:⑴觀察晶體的結(jié)構(gòu)分析可知,每個(gè) Na+同時(shí)吸引6個(gè)Cl-,在每個(gè)晶胞中含Na+:8 X 6 x1=4(個(gè)), ⑵由圖(n ), 含Cl-:12丄+1=4(個(gè)),即Na+與Cl-數(shù)目之比為1 : 1。 r(Na+)= 4 J2a 因?yàn)?r(Cl-)>r(Na+),則 r(Cl-)= , 2r(Na+)=a-2r(Cl-)=a-2 4 2a -
22、忑,^ = r(NaJ = 2^V2a :莖二血一仁。/“ 4 r~ r(CI-) 4 4 一 mRT 29.25 疋 0.082(1450+ 273) ⑶ M =117(g mol-1) pV 1 x 35.34 設(shè) NaCI化學(xué)式為(NaCI)n,有 58.5n=117 , n=2。 即NaCl氣體的化學(xué)式為Na2CI2。 答案:(1)6 1 : 1 (2)0.414 : 1 (3)Na2Cl2 【例3】幾種離子的半徑如下表所示: 離子 Be 2+ Mg 3+ La + K F- 離子半徑/pm 31 65 104 133 136
23、 下列各離子晶體中陽離子配位數(shù)與氯化鈉中鈉離子配位數(shù)相同的是 ( ) A. LaF3 B.MgF2 C.BeF? D.KF r 解析:氯化鈉中Na+配位數(shù)為6,半徑比(二)在 0.414?0.732之間時(shí)配位數(shù)為6。分別 r _ r + 計(jì)算各選項(xiàng)中離子半徑比, MgF2中 =0.478合題意,其余均不在此范圍內(nèi),故選 B。 r _ 答案:B 類題演練 4 + 2 已知離子半徑Cs=169 pm, S =184 pm,則硫化銫中各離子配位數(shù)是 ( ) A. Cs+配位數(shù)為6, S2-配位數(shù)為6 B. Cs+配位數(shù)為6, S2-配位數(shù)為3 C. Cs+配位數(shù)為8,
24、 S2配位數(shù)為8 D. Cs+配位數(shù)為4, S2-配位數(shù)為8 解析:由I二169呵 =0.918 ,故硫化銫的配位數(shù)為8,又由Cs+、S2-的電荷比為1 : r 一 184 pm 2,原子個(gè)數(shù)比為2 : 1,故選D。 答案:D 類題演練 5 (探究題)已知LiI晶體結(jié)構(gòu)為NaCl型,實(shí)驗(yàn)測(cè)得Li+和I-最鄰近的距離為3.02 10-10 m , 假定I-和Li+都是剛性球,試完成下列問題: (1)欲計(jì)算得Li+和「的近似半徑,你還必須做何假設(shè)? ⑵計(jì)算Li+、「的近似半徑。 (3)若用另一種方法測(cè)得 Li+的半徑為6.0 10-11?6.8 10-11 m,試驗(yàn)證你的假設(shè)是
25、否正 確。 答案:(1)運(yùn)用假設(shè)方法,從復(fù)雜的微觀體系中抽象出數(shù)學(xué)模型。欲求得 I-和Li+的近似 半徑,除假設(shè)I-和Li+是剛性球外,還需要再假定兩剛性球間彼此相切,這才將 Li +和 I-的距離 看成是兩離子半徑之和。 (2) 根據(jù)NaCI的晶體結(jié)構(gòu)即可建立如圖所示的 數(shù)學(xué)模型”。設(shè)圖中大圓表示I-,半徑為r-, 小圓為L(zhǎng)i+,半徑為r+,則有如下關(guān)系: AC=2(r +r) ① BC =sin 45 ② AC BC=2r- ③ r + 由①②③式,得 -=0.414 ④ r _ 又由假定知:r++r-=0.302 nm ⑤ ④⑤聯(lián)立求解 r+=0.088 nm, r-=0.214 nm (3) r+ > 0.060?0.068 nm,說明可將口+和I-看成剛性球但實(shí)際不相切。 因?yàn)殡娮又g互相 排斥,致使兩離子半徑之和小于它們之間的理論距離。 變式提升 4 為什么不同的陰、陽離子結(jié)合成晶體時(shí),會(huì)形成配位數(shù)不同的空間構(gòu)型呢? 答案:為在某種結(jié)構(gòu)下該離子化合物的晶體最穩(wěn)定, 體系的能量最低。一般決定離子晶 體構(gòu)型的主要因素有陰、陽離子的半徑比的大小和離子的電子層構(gòu)型等。
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