什么是离子晶体
晶体结构3
r+/r-= 0.155
CN=
0.225
0.414
0.732
1
3
形
4
6
8
(12)
配位体 正三角
正四面 正八面 正方 体 体 体
构性判断
半径比（r+/r-） 0.225-0.414 0.414-0.732 推测构型 四面体配位 八面体配位
>0.732
立方体配位
5－3 晶格能 —将1mol离子晶体中的正负离子完全气化而相互远离的气 态离子时所吸收的能量。
例如，泡林认为，Na+离子和F–离子的电子层构型都是1s22s22p6，核电荷 数分别为+11和+9，前者比后者大30%，因而前者的半径也应该相应比后者 缩小30%。经测定NaF晶体中阴阳离子的平衡核间距为231pm，按这种假设：
r(Na+)=(1-30%)r(F-)=0.7r(F-) r(Na+)+r(F-)=231pm 1.7r(F-)=231pm 即: r(F-)=136 pm r(Na+)=95 pm
金刚石在通常情况下不导电，熔化时也不导电。是热的不良导体。
Si、SiC等有半导体的性质，可有条件的导电。不存在独立的小 分子，而只能把整个晶体视为一个巨大的分子，无确定分子量。
金刚石晶体模型
晶体类型小结
晶体类型 离子晶体 原子晶体 化学键型
离子键
晶格质点
正、负离子
实 例
NaCl、CaF2 金刚石、SiO2 CO2、H2O、I2
§3－5 离子晶体
由离子键形成的化合物叫离子型化合物，离子型化合物虽然 在气态可以形成离子型分子，但离子型化合物主要还是以晶体 状态出现。 典型的离子晶体是指由带电的原子——阴离子和阳离子通过 离子键相互作用形成的晶体。 例CsCl、NaCl晶体，它们都是由正离子与负离子通过离子 键结合而成的晶体，统称离子晶体。在离子晶体中，晶格节点 由正、负离子占据，每个离子周围，等距离地排列着异号离子、 被异号离子所包围。 广义地说，所有存在大量阴阳离子的晶体都是离子晶体。
第四节离子晶体
Na
电子转移
+11
281
782
+17
Cl
稳定
+11
Na+
28
8 8 2 +17
Cl
Na+
-
Cl－
一、离子晶体 1、定义: 离子间通过离子键结合而成的晶体。
2、构成和作用力
阴阳离子和离子键
NaCl晶体
每个Na+同时 吸引几个Cl- ?
每个Na+同时吸引6个Cl-
每个Cl-同时 吸引几个Na+?
【总结归纳】物质的熔点与晶体类型的关系 ⑶分子晶体中（不含氢键时），分子组成 和结构相似时，相对分子质量越大，范德 华力就越强，熔点就越高。 ⑷金属晶体中，离子半径越小，离子电荷 越高，金属键就越强，熔点就越高。合金 的熔点比它的各成分金属的熔点低。
四种晶体的结构和性质比较
类型
项目
原子 离子晶体 晶体
1 1 解析： A。 选 晶胞中 K 的数目为 8× ＋6× 8 2 1 － ＝4，O2 的个数为 12× ＋1＝4，故超氧化钾的 4 化学式为 KO2。设晶体中 0 价氧原子和－2 价氧 －2y 1 x 3 原子数分别为 x、y，则有 ＝－ ，即 ＝ ； 2 y 1 x＋y ＋ － － 晶体中每个 K 周围有 6 个 O2 ， 每个 O2 周围有 ＋ ＋ ＋ 6 个 K ；与每个 K 最近的 K 有 12 个。
q1 q2 r
二、晶格能 1．概念： 气态离子 形成1mol 离子晶 体 释放的能量。 2．影响晶格能大小的因素 (1)离子所带电荷：离子所带电荷 越多， 晶格能越大。 (2)离子的半径：离子的半径越 小 ，晶格 能越 大 。 3．晶格能的作用 晶格能直接反映离子晶体的稳定性 。晶 格能越大 ，形成的离子晶体越 稳定 ，而且 熔点越高 ，硬度越 大 。
离子晶体
①Cs＋的配位数是8 ,构成 立方（正六面）体。Cl－的 配位数也是8。 ②每个Cs＋ 周围最近且等距离的Cs＋有6个(上, 下,左,右,前,后) 构成 正八面 体。
CaF2型晶体结构模型 ①Ca2＋的配位数是8：
Ca2＋ 周围8个F－成立方体；
F－的配位数是4：
①熔点1070 ℃，易溶于水，水溶液能导电 ②熔点10.31 ℃，液态不导电，水溶液导电 ③熔点112.8 ℃，沸点444.6 ℃，能溶于CS2 ④熔点97.81 ℃,质软，导电，密度0.97 g·cm－3 ⑤熔点－218 ℃，难溶于水 ⑥熔点3900 ℃，硬度很大，不导电 ⑦难溶于水，固态时导电，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
Na+ClC- l-
NaC+ l-
Cl- NaN+a+NaCC+ll--
ClNa+ Cl-
Cl-
Na+
每个NaCl晶胞,平均占有 Na+ Na+：12×1/4+1=4
Cl-：8×1/8+6×1/2=4
离子化合物的化学式为离子最简个数比
3、常见离子晶体的总结
①Na＋的配位数(等距离的Cl-)是6(上,下,左,右,前, 后)，构成 正八面 体；同样，Cl－的配位数也是6。 ②每个Na＋周围与它最近且等距离的Na＋有12个 （三个平面各4个）。
性 熔、沸点
较高
较低
很高
质 导电性 溶解性
熔融或水溶 液中能导电
一般易溶 于水
不导电，部分 溶于水导电
部分溶 于水
不导电，个 别为半导体
不溶于任 何溶剂
离子晶体,分子晶体
离子晶体,分子晶体1. 离子晶体与分子晶体的定义离子晶体是由阴阳离子通过离子键结合形成的晶体，其结构非常规整、紧密，具有高度的硬度和脆性。
分子晶体是由分子通过弱范德华力、氢键等相互作用力结合而成的晶体，具有较低的硬度和脆性，并且其结构相对不太稳定和松散。
2. 离子晶体的结构特点离子晶体的结构具有以下特点：（1）阴离子和阳离子的离子键结合非常强，因此结构十分紧密且有序，一般不会发生形变；（2）离子晶体具有高度的硬度和脆性，因为它们的克氏硬度大约在6.5-7之间；（3）离子晶体的固体都是化学反应的产物，并且它们的组成及结构都是由元素的离子及其价电子排列而成的，因此离子晶体的特性往往被元素的性质所支配。
3. 离子晶体的种类和应用离子晶体又分为简单离子晶体和复杂离子晶体。
简单离子晶体常见的有NaCl、KCl等。
复杂离子晶体常见的有SiO2等。
离子晶体广泛应用于材料学、电子学、光学等领域。
比如，NaCl晶体可以用于制造光学器件、传感器等，同时还能产生广泛的光学现象。
4. 分子晶体的结构特点分子晶体的结构特点有：（1）受到分子的相互作用力而形成，这些力一般是弱的范德华力、氢键等；（2）分子晶体的结构相对不太稳定和松散，比较容易发生形变；（3）分子晶体的硬度和脆性比较低，因为没有强的化学键固定分子位置和方向，分子可以比较容易地相互滑移。
5. 分子晶体的种类和应用分子晶体有机晶体、金属-有机框架材料（MOF）晶体、聚合物晶体等，这些晶体广泛应用于医药、化工、材料等多个领域。
其中，一些药物如硝酸甘油、维生素C等都是分子晶体。
此外，MOF材料由于其具有高度的孔隙率和选择性吸附性，被广泛用于催化、气体吸附、分子存储等方面。
6. 离子晶体和分子晶体的比较离子晶体和分子晶体之间具有很大的异同：（1）从结构上看，离子晶体中阴离子和阳离子之间的相互作用比分子晶体中分子之间的相互作用力更强；（2）从特性上看，离子晶体硬度和脆性大，而分子晶体硬度和脆性都比较低；（3）从应用领域来看，离子晶体广泛应用于电子、材料等领域，而分子晶体则主要应用于医药、化工等领域。
离子晶体
6 2
4
这几个Na+在空间
构成的几何构型 为 正八面体 。
3
6
1
2
5
4
每个Cl- 周围 与之最接近且 距离相等的Na+ 共有 6 个。
1每个Na+周围最近且等距的Cl-有 6 个
它们围成的几何空间构型为 正八面体 2每个Cl-周围最近且等距的Na+有 6 个 它们围成的几何空间构型为 正八面体
3每个Na+周围最近且等距的Na+有 12 个 4每个Cl-周围最近且等距的Cl-有 12 个
离子键的强弱在一定程度上可 以用离子晶体的晶格能来衡量。
晶格能：定义是气态离子形成l摩离子晶 体释放的能量，通常取正值。
4、离子晶体的晶格能
仔细阅读课本 P80 表3—8，离子晶体的晶格能与哪些 因素有关？
（1）、影响晶格能大小因素
小结：离子晶体中 阴阳离子半径越小，所带电荷，越多 离子键越强，晶格能越大，简言之：晶格能的大
NaCl:95/181=0.525 CsCl:169/181=0.933
（2）电荷因素
由正负离子的电荷比影响 离子晶体的配位数学.科.网的因素， 称为电荷因素。
CaF2的晶胞
例和：F－C的aF个2的数晶之体比中_1_:，_2_C，a电2＋ 荷数之比_2_:_1__，Ca2＋配位 数是__8___，F－的配位数是
第四节 离子晶体
一、离子晶体
1、定义： 由阳离子和阴离子通过离子键结合 而成的晶体。
2、构成粒子： 阴、阳离子
3、相互作用力： 离子键
4、常见的离子晶体：强碱、 活泼金属氧化物、 大部分的盐类。
二、晶胞结构特点 1、几种常见的晶体类型
知识点8——氯、溴、碘单质活泼性比较 一、知识疏理
知识点8——氯、溴、碘单质活泼性比较一、知识疏理1、卤素单质在物理性质上的主要差异和递变规律F2Cl2Br2I2颜 色：淡黄绿色 黄绿色 深棕红色 紫黑色 （颜色逐渐加深）水中溶解性： 反应 溶解（少量反应）微溶 难溶 （溶解度减小）熔 沸 点： （气态） （气态） （液态） （固态） （由低到高）2、卤素化学性质的相似性和递变性（1）相似性① 卤素单质与氯气相似，都能跟金属、非金属（如P、H2等）、水、碱等物质反应：Zn＋I2ZnI2（水作催化剂）（特殊反应，反应过程中能看到紫色蒸气，这说明了什么问题？）Fe＋I2 → FeI2（不能生成FeI3）（表明I2的活泼性比Cl2、Br2、F2弱）（所以，盛碘的试剂瓶不能用铁盖。
）Br2＋2NaOH→NaBr＋NaBrO＋H2O② 化合价相似：均有－1价，除氟外，均有＋1、＋3、＋5、＋7价。
如：HF、HBrO（次溴酸）、NaIO3（碘酸钠）、HClO4（高氯酸）。
（就知道各种价态，会写不同价态的物质的化学式。
）③ 形成气态氢化物的化学式相似，可表示为HX。
HX均易溶于水，形成氢卤酸，HX在空气中均形成白雾。
（2）递变性按氟、氯、溴、碘顺序单质氧化性：逐渐减弱。
（除氟外，其它的卤素单质也有弱还原性）卤离子（X－）还原性：逐渐增强。
（F－不能被常见的氧化剂氧化。
）气态氢化物（HX）稳定性：逐渐减弱。
（会从键长解释吗？）气态氢化物（HX）还原性：逐渐增强。
（HBr、HI能被常见的氧化剂氧化）氢卤酸酸性：增强。
（只有氢氟酸是弱酸）最高价氧化物水化物（HXO4）酸性：减弱。
（氟没有含氧酸，高氯酸为无机酸中酸性最强的酸）（3）卤素间的置换反应（略）注意：F2能从熔融状态下的卤化物中置换出其他卤素，而在水溶液中F2更易与水发生反应。
3、氟的特殊性① F原子半径小，获得电子能力强，无正价，无含氧酸。
F2是氧化性最强的非金属单质。
② F2与H2反应剧烈，低温、黑暗处妈会发生爆炸。
第四节离子晶体
7、几种常见离子晶体： 、几种常见离子晶体：
配位数： 离子晶体中离子的配位数 离子晶体中离子的配位数：一个离子周围最邻 近的异电性离子的数目。 异电性离子的数目 近的异电性离子的数目。缩写为 C.N.
⑴
NaCl晶胞 NaCl晶胞
注意Na+、Cl－离 注意 子的排布位置
（1）每个晶胞含( 4 ) 个”NaCl”？ NaCl”？ 每个晶胞含( NaCl晶体中 晶体中， 配位数是（ （2）在NaCl晶体中，Na+配位数是（ 6 ） 配位数是（ ）；Na 周围的Cl Cl-配位数是（ 6 ）；Na+周围的Cl-在空间构 成的几何构型为（ 正八面体 ） 成的几何构型为（ （3）在NaCl晶体中，每个Na+周围与之 NaCl晶体中，每个Na 晶体中 距离最近且相等的Na 距离最近且相等的Na+ 共有 个； 12
规律总结 题型二:物质的熔沸点与晶体类型的关系 题型二 物质的熔沸点与晶体类型的关系
1、常温下的状态： 、常温下的状态： 熔点：固体＞ 熔点：固体＞液体 沸点：液体＞ 沸点：液体＞气体 2、若晶体类型不同，一般情况下： 、若晶体类型不同，一般情况下： 原子晶体＞离子晶体＞ 原子晶体＞离子晶体＞分子晶体 3、若晶体类型相同，构成晶体质点间的作用大，则熔 、若晶体类型相同，构成晶体质点间的作用大， 沸点高，反之则小。 沸点高，反之则小。 离子晶体中，结构相似时，离子半径越小， ⑴离子晶体中，结构相似时，离子半径越小， 离子电荷越高，离子键就越强，熔沸点就越高。 离子电荷越高，离子键就越强，熔沸点就越高。 原子晶体中，结构相似时，原子半径越小， ⑵原子晶体中，结构相似时，原子半径越小， 键长越小、键能越大,熔沸点越高。 键长越小、键能越大 熔沸点越高。 熔沸点越高
离子晶体知识点总结
离子晶体知识点总结一、离子晶体的结构离子晶体的结构是由正负离子通过静电相互作用形成的，其晶胞结构可以用晶体学的方法进行描述。
一般来说，离子晶体的结构可以分为六种类型：1. 离子节构这种结构由大部分阳离子和阴离子相互交错排列组合而成。
其中阳离子通常占据晶格的交叉点，而阴离子则占据空隙。
这种结构常见于氯化钠、氧化镁等物质中。
2. 离子面心结构在这种结构中，阳离子和阴离子分别占据晶格的面心位置，形成一种规则的排列方式。
这种结构常见于氧化铝、氟化钙等物质中。
3. 离子体心结构在这种结构中，阳离子占据晶格的体心位置，而阴离子则占据晶格的角落位置。
这种结构常见于氧化锌、氯化钠等物质中。
4. 同心柱状结构这种结构由阳离子和阴离子分别沿晶轴的方向排列组合而成。
这种结构常见于氯化铵等物质中。
5. 同心层状结构这种结构由阳离子和阴离子分别沿晶轴的垂直方向排列组合而成。
这种结构常见于氧化镁、氯化铜等物质中。
6. 同心环状结构这种结构由阳离子和阴离子分别沿晶轴的环状方向排列组合而成。
这种结构常见于氧化铝、氟化钙等物质中。
以上这几种结构都是离子晶体常见的结构类型，通过这些结构，我们可以更好地理解离子晶体的排列方式和性质特点。
二、离子晶体的性质离子晶体具有一些特殊的性质，其中包括：1. 高熔点和硬度由于离子晶体中离子之间的静电作用力非常强大，因此离子晶体通常具有较高的熔点和硬度。
这也使得离子晶体可以在高温和高压下稳定存在。
2. 良好的导电性由于离子晶体中包含正负离子，因此在一定条件下，离子晶体可以导电。
但在晶格结构稳定的情况下，离子晶体通常是绝缘体，不导电。
3. 显著的光学效应在一些特殊的条件下，离子晶体可以表现出显著的光学效应，如双折射、自旋光等。
这些光学效应使得离子晶体在光学器件和光学应用方面有着重要的应用价值。
4. 良好的热稳定性由于离子晶体中存在强大的离子键，使得离子晶体具有良好的热稳定性。
即使在高温和高压条件下，离子晶体的晶格结构也能保持稳定。
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一、离子键
1.定义：阴阳离子间强烈的相互作用 2.实质：阴阳离子之间的静电作用
静电引力
静电斥力
3 存在：（1）活泼金属元素（IA、IIA）与活泼非 金属元素(VIA、VIIA)形成的化合物 即:形成化合物的元素的电负性的差>1.7 （2）活泼金属的阳离子与OH-及酸根之间 （3）铵根与酸根及活泼非金属的阴离子之间
知识应用：
1.下列物质中哪些是离子化合物？哪些是只含 离子键的离子化合物？哪些是既含离子键又含 共价键的离子化合物？ KCl HCl Na2SO4 HNO3 NH4Cl O2 Na2O2
重晶石
BaSO4
食盐 NaCl
莹石
CaF2
胆矾 CuSO4· 5H2O
离子晶体
• 1.什么是离子晶体？构成离子晶体的微粒 是什么？微粒间的作用力是什么？ • 2.离子晶体物理性质上有哪些特点？如何 解释？ • 3.什么是晶格能？晶格能与离子键的强弱 有何关系？
知识回顾：
1. 什么是离子键?构成微粒是什么？ 2. 请你用电子式表示氯化钠的形成过程并以 此为例解释离子键的形成过程？ 3. 根据元素的性质推断哪些原子之间可形成 离子键？ 4. 举例说明哪些微粒间可形成离子键？ 5. 什么是离子化合物？常见的离子化合物有 哪些？ 6. 请 写 出 下 列 化 合 物 的 电 子 式 ： NaOH MgCl2 NH4Cl Na2S
晶格能越大，离子键越强，离子晶体的熔 点越高，硬度越大
阅读P40表3-2分析影响晶格能的因素 并讨论离子晶体的晶格能与其熔点等物理 性质的关系 离子所带电荷越多、离子半径越小，晶格能越 大，离子键就越强，晶体的熔沸点越高硬度越大
知识应用：
1、比较下列离子化合物的熔点 NaF > NaCl > NaBr NaF < MgF2 < AlF3 2、比较下列离子化合物的晶格能 (1)Na2O > K2O (2) MgCl2< MgO (3) NaF > CsBr
四、离子晶体中离子排布规律及空间构型
• 1.动手操作： 观察氯化钠与氯化铯晶体结构尝试搭建氯 化钠与氯化铯晶体的模型
2.观察晶体结构回答下列问题：
(1)在 NaCl 晶体中， 与Na ＋直接相邻Cl-的有 6 个 , 与Cl 一直接相邻Na ＋有 6 个， Na ＋周围与它距离最近且距离相等 的Na ＋ 共有 12 个。 均摊法计算： 一个NaCl 晶胞中含 4 个 Na 十、 4
个 Cl-
CsCl晶体结构
（2） 在CsCl晶体中，与Cs+直接相邻的Cl8 8 个, 有______ 个,与Cl-直接相邻的 Cs+有____
6 个。 Cl-周围与它最近且距离相等的Cl-共有__
1 ，Ｃs＋数为____ 1 ． 该晶胞中Ｃl－数为 ____
1.氯化钠、硫酸钡晶体我们通常写为NaCl、 BaSO4，是不是说明晶体中存在组成为NaCl、 BaSO4 的分子？
第二单元 离子键 离子晶体
钇钡铜氧化物的结构模型
钇钡铜氧化物----著名的超导材料， 由多种阳离子和氧离子形成的一种复杂 氧化物，是一种高温超导材料，其临界 温度达95 K。
学习目标：
。 2、理解离子晶体的概念、物理性质特征，掌 握常见的离子晶体的相关知识及有关晶胞的 计算。
三、离子晶体
1.定义：由阴阳离子通过离子键构成的具有 规则的几何外形的固体 2.物理性质特点：具有较高的熔、沸点；硬 而脆；晶体不导电但在熔融状态或形成水溶 液能导电
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。符号：U ，单位：kJ/mol
配位数
4 6 8 12
实例
ZnS NaCl CsCl CsF
这节课你收获了什么？
2.什么是配位数？NaCl与CsCl的配位数各 位多少？两者类型相同，配位数却不同， 为什么？
3、离子晶体中的离子配位数
一种离子周围紧邻的带相反电荷的离子数目
——主要取决于阴、阳离子的相对大小
拓展视野
阴、阳离子半径比与配位数的关系
r+ /r－
0.225 ~ 0.414 0.414 ~ 0.732 0.732 ~ 1.0 > 1.0
二、离子化合物：
1.定义：阴阳离子通过离子键形成的化合物
2.常见的离子化合物 ： 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）
3.离子化合物电子式书写注意事项： ⑴标阴阳离子电荷，且正负电荷总数相等 ⑵ 简单阳离子直接用离子符号， 阴离子及 带电荷的原子团要用[ ] ⑶同种离子不合并