2019-2020年高中化學(xué) 3.2.2《離子晶體》教案 蘇教版選修3 .doc
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2019-2020年高中化學(xué) 3.2.2《離子晶體》教案 蘇教版選修3 【復(fù)習(xí)鞏固】 1.什么是離子鍵?作用力的實質(zhì)是什么? 2.什么是晶格能?影響因素有哪些? 3.晶格能的大小與離子晶體的熔沸點、硬度的關(guān)系怎樣? [練習(xí)] 1.指出下列物質(zhì)中的化學(xué)鍵類型。 KBr CCl4 N2 CaO NaOH 2.下列物質(zhì)中哪些是離子化合物?哪些是只含離子鍵的離子化合物?哪些是既含離子鍵又含共價鍵的離子化合物? KCl HCl Na2SO4 HNO3 NH4Cl O2 Na2O2 【過渡】大多數(shù)離子化合物在常溫下以晶體的形式存在。 【板書】 離子晶體 1. 定義:離子間通過離子鍵結(jié)合而成的晶體 【思考】離子晶體能否導(dǎo)電,主要的物理共性有哪些? 2. 特點:(1)、晶體不導(dǎo)電,在熔融狀態(tài)或水溶液中導(dǎo)電,不存在單個分子 (2)、硬度較高,密度較大, 難壓縮,難揮發(fā),熔沸點較高 【思考】判斷下列每組物質(zhì)的熔沸點的高低,影響離子晶體的熔沸點高低的因素有哪些? (1)NaF NaCl NaBr NaI (2)MgO Na2O 3. 離子晶體熔沸點高低的影響因素:離子所帶的電荷(Q)和離子半徑(r) Q越大、r越小,則晶格能(U)越大,離子鍵越強,熔沸點越高,硬度越大. 【思考】:哪些物質(zhì)屬于離子晶體? 4. 物質(zhì)的類別:強堿、部分金屬氧化物、絕大部分鹽類屬于離子晶體。 【過渡】離子晶體也有一定的空間結(jié)構(gòu) 【板書】 二、離子晶體的空間結(jié)構(gòu) 【講解】 離子晶體有多種晶體結(jié)構(gòu)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(jié)構(gòu)類型。首先看NaCl的晶胞: 組成具有代表性, 對稱性(軸, 面, 中心)也與晶體相同, 所以乙為NaCl的晶胞 【思考】: 1.每個Na+同時吸引 個 Cl-,每個Cl-同時吸引 個Na+,而Na+數(shù)目與Cl-數(shù)目之為 化學(xué)式為 2.根據(jù)氯化鈉的結(jié)構(gòu)模型確定晶胞,并分析其構(gòu)成。每個晶胞中有 Na+,有 個Cl- 3.在每個Na+周圍與它最近的且距離相等的Na+有 個 4.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(jié)構(gòu)為 體 5.已知氯化鈉的摩爾質(zhì)量為58.5g.mol-1,阿伏加德羅常數(shù)取6.021023mol-1,則食鹽晶體中兩個距離最近的Na+的核間距離最接近下面四個數(shù)據(jù)中的哪一個.( ) A.3.010-8cm B.3.510-8cm C.4.010-8cm D.5.010-8cm 組成和對稱性均有代表性. 看空心圓點, 除了立方體的頂點的8個, 無其它, 稱為簡單立方晶胞. 配位數(shù)為8 【思考】: 1.每個Cs+同時吸引 個 Cl-,每個Cl-同時吸引 個Cs+,而Cs+數(shù)目與Cl-數(shù)目之為 化學(xué)式為 2.根據(jù)氯化的結(jié)構(gòu)模型確定晶胞,并分析其構(gòu)成。每個晶胞中有 Cs+,有 個Cl- 3.在每個Cs+周圍與它最近的且距離相等的Cs+有 個 組成和對稱性均有代表性. 看空心圓點,除了立方體的頂點的8個, 面中心6個, 也為面心立方. 配位數(shù)為4 總之, 立方晶系有 3 種類型晶胞, 面心立方, 簡單立方, 體心立方.四方晶系 , 2 種, 正交晶系, 4 種等, 共有14種類型的晶胞 【過渡】氯化鈉與氯化銫均為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(rèn)為造成這一差異的可能原因是什么? 【板書】三.離子晶體的配位數(shù)以及與 r+/r- 的關(guān)系 NaCl 六配體, CsCl八配體, ZnS 四配體, 均為AB型晶體, 為何配位數(shù)不同? 1) 離子晶體穩(wěn)定存在的條件 離子形成晶體時,陰、陽離子總是盡可能緊密地排列,且一種離子周圍所環(huán)繞的帶相反電荷的離子越多,體系能量越低,所構(gòu)成的離子晶體就越穩(wěn)定。 2)離子晶體的配為數(shù):離子晶體中一種離子周圍緊鄰的帶相反電荷的離子數(shù)目 【設(shè)問】:NaCl 型離子配為數(shù)為 (六配體), CsCl型離子配為數(shù)為 (八配體) 【討論】NaCl和CsCl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(rèn)為造成這一差異的可能原因是什么? 【講解】離子晶體中的離子的電荷分布是球形對稱的。它們之間的作用力的強弱只取決于它們相互之間的距離。晶體中每種離子能被多少個帶相反電荷的離子所包圍(離子的配位數(shù)),與它們的大小有關(guān),與電荷數(shù)多少無關(guān)。 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(guān)。 3)r+/r-與配位數(shù) 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(guān)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(dāng) 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(guān)系 r+/r - 配位數(shù) 實例 0.225~0.414 4 ZnS 0.414~0.732 6 NaCl 0.732~1.0 8 CsCl >1.0 12 CsF 總之, 配位數(shù)與 r+/r- 之比相關(guān),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). 【問題解決】 1.已知Cd2+半徑為97pm,S2-半徑為184pm,按正負(fù)離子半徑比,CdS應(yīng)具有 型晶格,正.負(fù)離子的配位數(shù)之比應(yīng)是 ;但CdS卻具有立方ZnS型晶格,正負(fù)離子的配位數(shù)之比是 ,這主要是由 造成的。 2.某離子晶體的晶胞結(jié)構(gòu)如下圖所示: 則該離子晶體的化學(xué)式為 ( ) A.a(chǎn)bc B.abc3 C.a(chǎn)b2c3 D.a(chǎn)b3c 3.在NaCl晶體中,與每個Na+距離相等且距離最近的Cl—所圍成的空間構(gòu)型為 ( ) A.正四面體 B.正六面體 C.正八面體 D.正十二面體- 1.請仔細(xì)閱讀文檔,確保文檔完整性,對于不預(yù)覽、不比對內(nèi)容而直接下載帶來的問題本站不予受理。
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