选修3《物质结构与性质》第三章 晶体结构与性质 第四节 离子晶体(导学案)
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金属晶体的原子空间堆积模型1
• 简单立方堆积（ Po） 晶胞的形状是什么？
含几个原子？
1、简单立方堆积
钋型
金属晶体的原子空间堆积模型2
• 体心立方堆积（ IA，VB，VIB）
金属晶体的堆积方式──钾型
2、体心立方堆积 钾型
配位数：8 空间占有率： 68.02%
思考：密置层的堆积方式有哪些？
三、金属晶体的结构与金属性质的内在联系
1、金属晶体结构与金属导电性的关系
【讨论1】 金属为什么易导电？ 在金属晶体中，存在着许多自由电子，这些自由 电子的运动是没有一定方向的，但在外加电场的条件 下自由电子就会发生定向运动，因而形成电流，所以 金属容易导电。
比较离子晶体、金属晶体导电的区别：
晶体类型 导电时的状态 导电粒子 离子晶体 金属晶体
修高 3二 ）化 第学 三（ 章选
第四节
金属晶体
Ti
固原二中 高二年级组
zhf 09· 03· 04
金属样品
Ti
一、金属共同的物理性质
容易导电、导热、有延展性、有金属光泽等。
金属为什么具有这些共同性质呢?
二、金属的结构
金属晶体：通过金属键作用形成的单质晶体 组成粒子：金属阳离子和自由电子 作用力：金属离子和自由电子之间的较强作 用—— 金属键（电子气理论） 金属键强弱判断: 阳离子所带电荷多、 半径小－金属键强， 熔沸点高。
两种排列方式的配位数分 金属晶体的原子堆积模型
别是多少？哪种排列方式 金属原子在平面上有几种排列方式？ 使一定体积内含有的原子 数目最多？
（a）非密置层 （b）密置层
思考：金属原子在形成晶体时有几种堆积方式？ 活动·探究：
将乒乓球在三维空间堆积起来，有几种不同的堆积方式？ 比较不同方式堆积时金属晶体的配位数、原子的空间利 用率、晶胞的区别。
热点04 物质结构与性质(选择题)(解析版)
热点04 物质结构与性质(选择题)物质结构与性质的选择题是江苏高考的必考内容，属于热点问题，本题考查化学选修3《物质结构与性质》的相关知识，常涉及如下高频考点：原子结构与元素的性质(基态微粒的电子排布式、电离能及电负性的比较)、元素周期律；分子结构与性质(化学键类型、原子的杂化方式、分子空间构型的分析与判断)；晶体结构与性质(晶体类型、性质及与粒子间作用的关系、以晶胞为单位的密度、微粒间距与微粒质量的关系计算及化学式分析等)命题形式有两种：一是直接给出元素，围绕给出元素的原子结构、形成的物质等进行考查；二是给出元素的原子的一些结构特点等，首先判断出元素，然后再进行相应的考查。
一、有关基态原子的核外电子排布1. 四种表示方法S：2.1. 价层电子对互斥模型说的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对的空间构型，不包括孤电子对。
①当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致。
①当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。
对AB m 型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为：21=n ×（中心原子的价电子数+每个配位原子提供的价电子数×m ±电荷数） 三、杂化轨道模型的判断 （1）看中心原子形成的价键类型（2）价电子对法四、“两角度”1. 不同类型晶体熔、沸点的比较（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
（2）金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
2. 同种类型晶体熔、沸点的比较（1）原子晶体原子半径越小→键长越短→键能越大→熔、沸点越高如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。
（2）离子晶体①一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力越强，其晶体的熔、沸点越高，如熔点：MgO＞MgCl2，NaCl＞CsCl。
①衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。
晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。
高中化学选修三《物质结构与性质》《金属晶体的原子堆积模型》【创新教案】
第三节金属晶体
第二课时
知识目标：
1. 了解金属晶体内原子在平面中的几种常见排列方式。
2．了解金属晶体内原子在立体空间中的常见排列方式。
3．训练学生的动手能力和空间想象能力，培养学生的合作意识。
过程与方法：
1．建立金属原子为等径球体的模型观念。
2．通过亲自排列小球，探究金属原子在平面中的排列方式，以及排列的密集程度。
3．通过粘贴小球，体会原子在三维空间中的堆积过程。
情感态度价值观：
1．通过对金属原子的实际排列过程，锻炼同学的动手能力，在活动过程中，培养学生思考问题，解决问题的能力。
2．养成务实求真、勇于探索的科学态度，重点培养学生“主动参与、乐于探究、交流合作”的精神。
学习重难点：
1．金属晶体的4种基本堆积模型。
2．面心立方最密堆积和六方最密堆积的区别与联系。
3．4种堆积方式所对应的晶胞结果特点。
教学过程
板书设计
第三节金属晶体
一、金属键
二、金属晶体的原子堆积模型
1．简单立方堆积a=2R
空间利用率=52.36%
2．体系立方堆积√3 a = 4R 空间利用率=68.02% 3．体心立方堆积√2 a = 4R 空间利用率=74.05%
4．六方最密堆积a=b=2R 空间利用率=74.05%。
《第三章 第三节 金属晶体与离子晶体》教学设计
《金属晶体与离子晶体》教学设计方案（第一课时）一、教学目标1. 理解金属晶体和离子晶体的基本观点。
2. 掌握金属键和离子键的形成原理。
3. 能够区分金属晶体和离子晶体，并能够应用所学知识诠释生活中的实例。
二、教学重难点1. 金属键和离子键的形成。
2. 离子晶体的结构和性质。
3. 金属晶体的电子结构和物理性质。
三、教学准备1. 准备PPT课件，包括图片、图表和相关案例。
2. 准备金属晶体和离子晶体的实物样品，如水晶、金属钠等。
3. 准备实验器械，如试管、烧杯等，用于演示金属晶体的导电性实验。
4. 准备一些习题，用于教室练习和测试。
四、教学过程：（一）导入新课1. 回顾金属钠、镁、铝等金属的物理性质，如颜色、状态、光泽、密度等。
2. 引出金属的分类问题，强调金属晶体与离子晶体在结构上的差别。
（二）讲授新课1. 金属晶体的结构（1）介绍金属键观点，强调金属阳离子与自由电子之间的强烈互相作用。
（2）展示不同金属晶体的结构模型，让学生观察并分析其特点。
（3）通过实验展示金属晶体的导电、导热、延展性等性质。
2. 离子晶体的结构（1）介绍离子键观点，强调阴阳离子之间的强烈互相作用。
（2）展示不同离子晶体的结构模型，让学生观察并分析其特点。
（3）通过实验展示离子晶体的一些性质，如硬度、脆性等。
3. 金属晶体与离子晶体的比较（1）比较金属键与离子键的异同点。
（2）分析金属晶体与离子晶体在物理性质上的差别。
4. 离子晶体性质实验（1）展示钠、镁、铝等金属阳离子的水解过程，说明由此引起的化学性质特点。
（2）演示不同类型离子晶体的熔点、沸点等物理性质的比较实验，帮助学生理解晶体类型对物质性质的影响。
（三）小组讨论组织学生分组讨论以下问题：1. 金属晶体与离子晶体在结构上的主要区别是什么？2. 影响金属晶体与离子晶体物理性质的主要因素是什么？3. 如何根据晶体的结构预计物质的性质？（四）教室小结1. 总结金属晶体与离子晶体的结构特点。
晶体类型与性质 学案
选修3 物质结构与性质复习晶体类型与性质学案【大纲要求】选修3 主题2 化学键与物质的性质主题3 分子间作用力与物质的性质【基础知识整理】一、金属键与金属晶体1、在金属单质的晶体中，原子之间以____________相互结合。
2、构成金属晶体的粒子是__________和_____________。
3、描述金属键本质的最简单理论是电子气理论。
它把金属键形象地描绘成从金属原子上“脱落”下来的大量自由电子形成可与气体相比拟的带负电的“电子气”，金属原子则“浸泡”在“电子气”的“海洋”之中。
4、金属晶体性质及理论解释5、金属晶体的熔点变化规律①金属晶体熔点差别较，汞在常温下是液体，熔点很低(－38.9℃)，而钨的熔点高达3410℃．这是由于金属晶体紧密堆积方式、金属阳离子与自由电子的作用力不同而造成的差别．②一般情况下(同类型的金属晶体)，金属晶体的熔点由金属阳离子半径、所带的电荷数、自由电子的多少而定．金属离子半径越，所带的电荷越，自由电子越，金属键越强，熔点就越．例如，熔点：Na Mg Al；熔点：Li Na K Rb Cs．二、离子晶体与晶格能1、离子晶体定义：由离子通过结合而成的晶体。
2、晶格能（1）定义：态形成离子晶体时释放的能量。
（2）规律：①离子电荷越大，离子半径越小的离子晶体的晶格能越。
②晶格能越大，形成的离子晶体越，熔点越，硬度越。
（3）岩浆晶出规则：晶格能高的晶体，熔点较高，更容易在岩浆冷却过程中先结晶析出。
（美国矿物学家鲍文）三、原子晶体1、原子晶体定义：相邻原子间以相结合而形成的结构的晶体。
2、原子晶体的物理性质：（1）熔、沸点______，硬度______；（2）______一般的溶剂。
（3）_______导电。
原子晶体具备以上物理性质的原因____________________________________。
3、原子晶体的化学式是否可以代表其分子式______，原因是___________________________。
高中化学选修3 第三章晶体结构与性质 讲义及习题
高中化学选修三第三章晶体结构与性质一、晶体常识1、晶体与非晶体比较2、获得晶体的三条途径①熔融态物质凝固.②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。
③溶质从溶液中析出.3、晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。
晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”.4、晶胞中微粒数的计算方法-—均摊法某粒子为n个晶胞所共有,则该粒子有1/n属于这个晶胞。
中学常见的晶胞为立方晶胞.立方晶胞中微粒数的计算方法如下：①晶胞顶角粒子为8个晶胞共用，每个晶胞占1/8②晶胞棱上粒子为4个晶胞共用，每个晶胞占1/4③晶胞面上粒子为2个晶胞共用，每个晶胞占1/2④晶胞内部粒子为1个晶胞独自占有，即为1注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状。
二、构成物质的四种晶体1、四种晶体的比较晶体类型分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体质硬度一般较软很硬一般较硬，少部分软较硬熔沸点很低很高一般较高，少部分低较高溶解性相似相溶难溶于任何溶剂难溶于常见溶剂(Na等与水反应）大多易溶于水等极性溶剂导电传热性一般不导电,溶于水后有的导电一般不具有导电性（除硅）电和热的良导体晶体不导电，水溶液或熔融态导电延展性无无良好无物质类别及实例气态氢化物、酸（如HCl、H2SO4)、大多数非金属单质(如P4、Cl2）、非金属氧化物（如SO2、CO2，SiO2除外)、绝大多数有机物（有机盐除外）一部分非金属单质（如金刚石、硅、晶体硼），一部分非金属化合物(如SiC、SiO2）金属单质与合金（Na、Mg、Al、青铜等）金属氧化物（如Na2O）,强碱（如NaOH），绝大部分盐(如NaCl、CaCO3等）2、晶体熔、沸点高低的比较方法（1)不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体.金属晶体的熔、沸点差别很大,如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
（2）原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。
如熔点:金刚石＞碳化硅＞硅（3）离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强,相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。
2023年高二化学寒假复习第三章 晶体结构与性质 第四节 配合物与超分子(解析版)
第三章晶体结构与性质第四节配合物与超分子【学习目标】1.能从微观角度理解配位键的形成条件和表示方法，能判断常见的配合物。
2.能利用配合物的性质去推测配合物的组成，从而形成“结构决定性质”的认知模型。
3.了解超分子的结构特点与性质。
【基础知识】一、配合物1、配位键(1)概念：由一个原子单方面提供孤电子对，而另一个原子提供空轨道而形成的化学键，即“电子对给予—接受”键。
(2)表示方法：配位键常用A—B表示，其中A是提供孤电子对的原子，叫给予体，B 是接受孤电子对的原子，叫接受体。
如：H3O＋的结构式为；NH＋4的结构式为。
(3)形成条件：形成配位键的一方(如A)是能够提供孤电子对的原子，另一方(如B)是具有能够接受孤电子对的空轨道的原子。
①孤电子对：分子或离子中，没有跟其他原子共用的电子对就是孤电子对。
如、、分子中中心原子分别有1、2、3对孤电子对。
含有孤电子对的微粒：分子如CO、NH3、H2O等，离子如Cl－、CN－、NO－2等。
②含有空轨道的微粒：过渡金属的原子或离子。
一般来说，多数过渡金属的原子或离子形成配位键的数目基本上是固定的，如Ag＋形成2个配位键，Cu2＋形成4个配位键等。
2、配合物(1)概念：通常把金属离子或原子(称为中心离子或原子)与某些分子或离子(称为配体或配位体)以配位键结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。
如[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH等均为配合物。
(2)组成：配合物[Cu(NH3)4]SO4的组成如下图所示：①中心原子：提供空轨道接受孤电子对的原子。
中心原子一般都是带正电荷的阳离子(此时又叫中心离子)，最常见的有过渡金属离子：Fe3＋、Ag＋、Cu2＋、Zn2＋等。
②配体：提供孤电子对的阴离子或分子，如Cl－、NH3、H2O等。
配体中直接同中心原子配位的原子叫做配位原子。
配位原子必须是含有孤电子对的原子，如NH3中的N 原子，H2O中的O原子等。
人教版高二化学选修物质结构与性质第三章晶体
卤素、氧气、氢气等多数非金属单质、稀有气体、非金属氢化物、多数非金属氧化物等。
分子间作用力与熔、沸点的关系
温度/℃
200
I2 沸
150
点
熔点
100
I2
50
Br2
100 150
。
2. 在SiO2 晶体中，每个硅原子形成 个共价键2；每个氧原子形成 3. 在SiO2 晶体中，最小环为 元环。
个共价键； 1：2
4 2
12
4.每个十二元环中平均含有硅原子
=6×1/1 硅原子个数与Si－O 共价键个数之是
=12×1/6=2 ；氧原子个数与Si－O 共价键个数之比是 1：。4
熔沸点很高，硬度很大，难溶于一般溶剂。
金刚石、单晶硅、碳化硅、二氧化硅等。
4、 原子晶体的特点
①、晶体中
单个分子存在；没化有学式只代表
。
原子个数之比
②、熔、沸点
；硬度 ； 很溶高于一般溶剂； 导电。 很 大
难
不
5、 影响原子晶体熔沸点、硬度大小的因素： 共价键的强弱 键长的大小
一般形成共价键的两原子半径越小键长越小，键能越 ，原子晶体的熔沸点越 ，硬度越 。 大
1.金属键
（1）定义： 金属离子和自由电子之间的强烈的相互作用。
（2）形成 成键微粒: 金属阳离子和自由电子 存 在: 金属单质和合金中
（3）方向性: 无方向性
三、金属晶体的结构与金属性质的内在联系
1、金属晶体结构与金属导电性的关系
【讨论1】 金属为什么易导电？ 在金属晶体中，存在着许多自由电子，这些自由电子的运动是没有一定方向的，但在外加电场的条件下
高二化学选修3离子晶体
精选2021版课件
5
6、影响离子键强弱的因素：
离子半径和 离子电荷
F
K
Q1Q2 r2
同种类型的离子晶体，通常离子半径 越 、小离子带电荷越 多，离子键就越 。 离强子 键 越 强 ， 破 坏 它 所 需 能 量 就 越 。熔点大就越 。 高
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6
7、离子键的特征
• 没有方向性：
阴阳离子是球形对称的，电荷的分布也是 球形对称的，它们在空间各个方向上的静电 作用相同，都可以和带不同电荷的离子发生 作用
第四节 离子晶体
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1
知识回顾：离子键
1、 使阴、阳离子结合成离子称化为合物离的子静键电作。用
2、成键的微粒：阴、阳离子 3、成键的本质：阴阳离子间的静电作用
4、成键的条件：活泼金属元素的原子和活 泼的非金属元素的原子
形成条件：一般电负性差值大于1.7
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4
5.常见的离子化合物 思考
分子组成的是
A.NH4Cl
B.SiO2
ห้องสมุดไป่ตู้
C.P4 D.Na2SO4
问题反思——化学式能否表示分子，关 键能判断该物质是否分子晶体
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37
4.下列有关晶体的叙述中不正确的是 ( ) A.金刚石的网状结构中,由共价键形成的碳 原子环中,最小的环上有6个碳原子 B. 氯化钠晶体中,每个Na+周围距离相等的 Na+离子共有6个 C.氯化铯晶体中,每个铯原子周围紧邻8个氯 原子 D.干冰晶体中,每个二氧化碳分子周围紧邻 12个二氧化碳分子
哪些物质中含有离子键？
1、活泼的金属元素（IA、IIA）和活泼的非金 属元素（VIA、VIIA）形成的化合物。
人教版高中化学选修3 物质结构与性质 第三章 第四节 离子晶体(第1课时)
【学习重点】
理解离子晶体的结构模型及其性质的一般特点。
【学习难点】了解离子晶体配位数及其影响因素。
2014年7月31日星期四
2
离子晶体
2Na + Cl2 == 2NaCl
Na
+11 +17
Cl
Na+
+11
+17
Cl-
Na+ Cl-
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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。
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离子晶体
Байду номын сангаас
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离子晶体
(3)CaF2型晶胞
①Ca2+的配位数：8 ②F-的配位数：4 ③一个CaF2晶胞中含： 4个Ca2+和8个F-
2014年7月31日星期四
17
离子晶体
(4)ZnS型晶胞
①阳离子的配位数：4 ②阴离子的配位数：4
③一个ZnS晶胞中含： 4个阳离子和4个阴离 子
2、成键粒子：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。
2014年7月31日星期四
4
离子晶体
判断正误： √ 1、离子晶体一定是离子化合物。 2、含有离子的晶体一定是离子晶体。 × 3、离子晶体中只含离子键。 × × 4、离子晶体中一定含金属阳离子。 5、由金属元素与非金属元素组成的晶体一定是 离子晶体。 ×
2014年7月31日星期四
6
离子晶体
5、晶胞类型：
Na+ + Cl Na
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第四节离子晶体▍课标要求▍1．能说明离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
2．了解晶格能的概念及其应用，知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱。
3．知道离子晶体的构成粒子、粒子间作用力以及与其他晶体的区别。
要点一离子晶体1．概念由和通过结合而成的晶体。
2．配位数和决定晶体结构的因素(1)配位数是指一个离子周围最近的。
(2)决定离子晶体结构的因素有：3．性质(1) 较大，难于压缩；(2)熔、沸点，难挥发；(3)不导电，但是在或中可导电。
4．常见离子晶体的空间结构(1)NaCl晶体：在NaCl晶体中每个Na＋周围有个Cl－，每个Cl－周围有个Na＋，因此，NaCl晶体中Na＋和Cl－的配位数都是。
(2)CsCl晶体：在CsCl晶体中每个Cs＋周围有个Cl－，每个Cl－周围有个Cs＋，即Cl－的配位数为。
(3)CaF2晶体Ca2＋的配位数是，F－配位数是。
思考1：NaCl晶体和CsCl晶体都是AB型的离子晶体，为什么这两种晶体的空间结构不同呢？要点二晶格能1．概念形成1 mol离子晶体的能量，通常为正值，单位为。
2．影响因素3．晶格能的作用晶格能最能反映离子晶体的。
晶格能越，离子键越，形成的离子晶体越，而且熔点越，硬度越。
思考2：在NaF、NaCl、NaBr、NaI中，哪种物质的晶格能最大？考点一离子晶体的物理性质与结构的关系1．离子晶体具有较高的熔、沸点，难挥发离子晶体中，阴、阳离子间有强烈的离子键相互作用，要克服离子键使物质熔化和沸腾，就需要较多的能量。
一般来说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，离子晶体的熔、沸点越高，如Al2O3>MgO；NaCl>CsCl等。
2．离子晶体硬而脆(1)离子晶体中，阴、阳离子间有较强的离子键，离子晶体表现较高的硬度。
(2)当晶体受到冲击力作用时，部分离子键发生断裂，导致晶体破碎。
3．离子晶体不导电，熔化或溶于水后能导电(1)离子不能自由移动，即晶体中无自由移动的离子，因此，离子晶体不导电。
(2)当升高温度时，阴、阳离子获得足够能量克服离子间的相互作用，成为自由移动的离子，在外界电场作用下，离子定向移动而导电。
(3)离子化合物溶于水时，阴、阳离子受到水分子作用变成了自由移动的离子(或水合离子)，在外界电场作用下，阴、阳离子定向移动而导电。
(4)难溶于水的强电解质如BaSO4、CaCO3等溶于水，由于浓度极小，故导电性极差。
通常情况下，我们认为它们的水溶液不导电。
【例题1】下列性质适合于离子晶体的是()①熔点1 070 ℃，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熔点112.8 ℃，沸点444.6 ℃，能溶于CS2④熔点97.81 ℃，质软，导电，密度0.97 g/cm3⑤熔点－218 ℃，难溶于水⑥熔点3 900 ℃，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熔点高，难溶于水，固体不导电，熔化时导电A．①⑧B．②③⑥C ．①④⑦D ．②⑤(1)在离子晶体中无分子。
如NaCl 、CsCl 只表示晶体中阴、阳离子个数比，为化学式，不是分子式。
(2)离子晶体中一定有离子键，还可能有共价键，如KNO 3、NH 4Cl 等晶体中既有离子键又有共价键。
(3)全部由非金属元素形成的晶体也有可能是离子晶体，如铵盐。
(4)离子晶体在熔化时只破坏离子键，不破坏其中的共价键，在水溶液中可断裂共价键。
因此在熔化状态下，离子化合物可以导电，共价化合物不导电。
【变式1】 为了确定SbCl 3、SbCl 5、SnCl 4是否为离子化合物，可以进行下列实验，其中合理、可靠的是( )A ．观察常温下的状态，SbCl 5是苍黄色液体，SnCl 4为无色液体。
结论：SbCl 5和SnCl 4都是离子化合物B ．测定SbCl 3、SbCl 5、SnCl 4的熔点依次为73.5 ℃、2.8 ℃、－33 ℃。
结论：SbCl 3、SbCl 5、SnCl 4都不是离子化合物C ．将SbCl 3、SbCl 5、SnCl 4溶解于水中，滴入HNO 3酸化的AgNO 3溶液，产生白色沉淀。
结论：SbCl 3、SbCl 5、SnCl 4都是离子化合物D ．测定SbCl 3、SbCl 5、SnCl 4的水溶液的导电性，发现它们都可以导电。
结论：SbCl 3、SbCl 5、SnCl 4都是离子化合物考点二 三种典型离子晶体的结构模型 1．NaCl 晶体结构模型(AB 型，配位数是6)(1)在NaCl 晶体的最小结构单元(一个晶胞)中，含Na ＋数目为1＋12×14＝4(个)；含Cl－数目为8×18＋6×12＝4(个)。
故Na ＋与Cl －个数比为4∶4＝1∶1，化学式NaCl 表示该晶体中离子的个数比。
只有在蒸气状态时，才有单个的氯化钠分子。
(2)在NaCl 晶体中，阴离子(Cl －)以面心立方最密堆积方式排列，阳离子(Na ＋)填充在阴离子形成的八面体空隙中。
属于NaCl 构型的有：Li 、Na 、K 、Rb 的卤化物，AgF ，MgO 等。
2．CsCl晶体结构模型(AB型，配位数是8)(1)在CsCl晶体的最小结构单元(一个晶胞)中，含Cs＋个数为1；含Cl－个数为8×18＝1。
故Cs＋与Cl－个数之比为1∶1。
化学式CsCl表示这种晶体中阴、阳离子的个数之比。
同样的，在CsCl晶体中不存在单个的氯化铯分子。
(2)在CsCl晶体中，阴离子(Cl－)按简单立方堆积方式排列，即阴离子(Cl－)以非密置层方式排布，两层球心对球心排成立方体，阳离子(Cs＋)填充在由阴离子构成的空隙之中。
属于CsCl构型的有CsBr、CsI、NH4Cl等。
3．CaF2晶体结构模型(1)Ca2＋在大的立方体的顶点和面心，8个F－在大立方体内构成一个小立方体。
(2)一个CaF2晶胞中含4个Ca2＋、8个F－。
化学式CaF2代表这种晶体中阴、阳离子的个数之比。
【例题2】已知CaF2是离子晶体，如果用“”表示F－，用“”表示Ca2＋，在如图所示晶胞中，符合CaF2晶体结构的是()【变式2】在离子晶体中，阴、阳离子按一定规律在空间排列，如图甲是NaCl的晶体结构。
在离子晶体中，阴、阳离子具有或接近具有球对称的电子云，它们可以被看成是不等径的刚性圆球，并彼此相切，如图乙所示。
离子键的键长是相邻阴、阳离子的半径之和，如图丙所示。
已知a为常数。
试回答下列问题：(1)在NaCl晶体中，每个Na＋同时吸引________个Cl－，而Na＋数目与Cl－数目之比为________。
(2)NaCl晶体离子键的键长为________。
(用含a的代数式表示)(3)Na ＋半径与Cl －半径之比r ＋∶r －＝________(已知2＝1.414，3＝1.732，5＝2.236)。
(4)NaCl 晶体中不存在分子，但温度达到1 413 ℃时，NaCl 晶体形成气体，并以分子形式存在。
现有29.25 g NaCl 晶体，强热使温度达到1 450 ℃，测得气体体积为5.6 L(已折算为标准状况)，则此时氯化钠气体的分子式(化学式)为______________。
考点三 晶格能的大小比较及其应用 1．晶格能的影响因素离子电荷数越大，核间距越小，晶格能越大。
2．晶格能对离子晶体性质的影响晶格能越大，离子键越强，晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。
3．岩浆晶出规则的影响因素(1)晶格能(主要)：晶格能越大，越早析出晶体。
(2)浓度：越早达到饱和，越易析出。
判断晶格能大小的方法可用库仑定律F ＝kq 1q 2r 2来比较晶格能(用U 表示)的大小，即U ∝kq 1q 2r 2，q (离子电荷量)越大，r (离子核间距)越小，则晶格能越大，离子键越强，物质的熔点越高。
【例题3】 下列有关离子晶体的数据大小比较不正确的是( )A ．熔点：NaF>MgF 2>AlF 3B ．晶格能：NaF>NaCl>NaBrC ．阴离子的配位数：CsCl>NaCl>CaF 2D ．硬度：MgO>CaO>BaO【变式3】 碱金属卤化物是典型的离子晶体，它的晶格能与离子电荷成正比。
下列说法错误的是( )晶格能/kJ·mol －1 离子半径/pm ① LiF LiCl LiBr LiI 1 031 845 807 752 Li ＋Na ＋K ＋60 95 133② NaF NaCl NaBr NaI 915 777 740 693 F －Cl －Br －I －136 181 195 216③KF KCl KBr KI 812 708 676 641A B ．阳离子相同、阴离子不同的离子晶体，阴离子半径越大，晶格能越小 C ．阳离子不同、阴离子相同的离子晶体，阳离子半径越小，晶格能越大 D ．金属卤化物晶体中，晶格能越小，氧化性越强 ▍小结必背▍1．离子晶体是由阴、阳离子通过离子键结合而成的晶体。
决定离子晶体结构的重要因素有：几何因素(正负离子的半径比)，电荷因素(正负离子的电荷比)，键性因素(离子键的纯粹程度)。
2．离子晶体硬度较大，难于压缩，具有较高的熔点和沸点，固体不导电，溶于水或在熔融状态下可以导电。
3．常见的三种离子晶体的晶胞：4．离子晶体的晶格能是指气态离子形成1 mol 离子晶体释放的能量，晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。
1．(典型离子晶体结构模型)萤石(CaF 2)晶体属于立方晶体，萤石中每个Ca 2＋被8个F －所包围，则每个F －周围最近距离的Ca 2＋数目为( )A ．2B ．4C ．6D ．82．(晶格能概念)下列热化学方程式能直接表示出氯化钠晶格能的是( )A ．Na ＋(g)＋Cl －(g)―→NaCl(s) ΔH 1 B ．Na(s)＋Cl(g)―→NaCl(s) ΔH 2 C ．2Na ＋(g)＋2Cl －(g)―→2NaCl(s) ΔH 3 D ．Na(g)＋Cl(g)―→NaCl(s) ΔH 43．(晶体密度计算)如图所示的立方体是氯化铯晶体的晶胞，已知晶体中两个最近的Cs ＋核间距离为a cm ，氯化铯的摩尔质量为M r ，N A 为阿伏加德罗常数，则氯化铯晶体的密度(单位：g·cm －3)为( )A ．8M ra 3N AB ．M r a 38N AC ．M ra 3N AD ．M r a 3N A4．(晶格能与离子晶体性质)溴化钠、氯化钠和氧化镁等离子晶体的核间距和晶格能(部分)如表所示：NaBr NaCl MgO 离子的核间距/pm 290 276 205 晶格能/kJ·mol －17863 791(1))，主要原因是________________________________________________________________________。