高中化学离子晶体教案大全

　　离子晶体是指由离子化合物结晶成的晶体，离子晶体属于离子化合物中的一种特殊形式，不能称为分子。接下来是小编为大家整理的高中化学离子晶体教案大全，希望大家喜欢!

　　高中化学离子晶体教案大全一

　　教学目标：

　　了解几种晶体类型(离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体)及其性质，了解各类晶体内部微粒间的相互作用。能够根据晶体的性质判断晶体类型等。

　　知识技能：

　　熟悉三类晶体的代表物结构;学会计算晶体中各种微粒的个数之比。

　　能力培养：

　　通过晶体(或晶胞)结构的观察，提高学生的观察能力。通过对“晶胞”概念的阐述，力求学生能够想象整个晶体结构，培养学生的想象能力。通过分析“晶体中的每个微粒为几个晶胞所共有”，计算“晶体中原子的个数、化学键的数目”等问题的训练，提高学生分析推理能力。

　　一.四种晶体结构与性质的比较

　　晶体类型 离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体 定义

　　离子间通过离子键结合而形成的晶体 分子间通过分子间作用力结合而形成的晶体 原子间通过共价键相结合而形成空间网状结构的晶体 金属阳离子跟自由电子通过金属键相结合而形成的晶体 构成微粒 阴阳离子 分子 原子 金属阳离子、自由电子 微粒间作用力 离子键 分子间作用力 共价键 金属键 有无分子存在 只有气态时存在单个分子 存在分子 无分子 无分子 熔点、沸点 较高(少数受热易分解) 很低 很高 一般较高有高有低 硬度 硬而脆 硬度较小 很大 有大有小、 导电性

　　晶体不导电，溶于水或熔化状态导电 晶体不导电，溶于水后能电离的其溶液可导电，熔化不导电 不导电(硅是半导体) 易导电 导热性 不良 不良 不良 良 机械加工性能 不良 不良 不良 良 物质种类

　　大多数盐类、强碱、活泼金属氧化物 气体、多数非金属单质、酸、多数有机物 金刚石、晶体硅、晶体二氧化硅、碳化硅、硼、氮化硅 金属与合金 实例

　　Na2O NaCl 干冰、碘 金刚石、晶体硅 Na/Mg/Al 注意：

　　1、离子晶体中一定含 离子 键，可能含 键。熔化时只破坏 离子 键 。

　　2、分子晶体中一定含分子间作用力，不一定都含 共价 键。熔化时只破坏 分子间作用力

　　3、原子晶体中只含 共价 键，熔化时只破坏 共价

　　二.晶体类型的判断。

　　(一)、根据各类晶体的定义判断：

　　根据构成晶体的粒子和粒子间的作用力类别进行判断。如由阴、阳离子间通过离子键结合而形成的晶体属于离子晶体;由分子间通过分子间作用力(包括氢键)相结合形成的晶体属于分子晶体;由相邻原子间通过共价健相结合形成空间网状结构的晶体属于原子晶体。由金属阳离子和自由电子之间通过较强烈的相互作用(金属键)形成的晶体属于金属晶体。

　　(二)、根据物质所属类别判断：

　　1.活泼金属氧化物(Na2O、CaO、Na2O2等)、强碱和绝大多数盐类属于离子晶体(AlCl3、BeCl2例外，属于分子晶体);

　　2.大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅、硼外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸和大多数有机物(除有机盐外)以及惰性气体均属于分子晶体;

　　3.金属单质(除汞外)和合金属于金属晶体;

　　4.金刚石、晶体硅、晶体二氧化硅、碳化硅、硼、氮化硅等属于原子晶体(一般只要记住前四个就可以了)。

　　(三)、根据各类晶体的特征性质判断(主要是根据物质的物理性质如熔沸点、溶解性、导电性等进行判断)：

　　1.根据晶体的熔、沸点判断：

　　熔沸点低的单质和化合物一般为分子晶体;熔沸点较高的化合物一般为离子晶体;熔沸点很高的一般为原子晶体。

　　2.依据导电性判断：

　　离子晶体处于固态时不导电，溶于水及熔化状态时，能够导电;原子晶体不导电;分子晶体固态及液态均不导电，但溶于水后由于电离形成自由移动的离子也能够导电(如HCl、H2SO4等)，但属于非电解质(如酒精、蔗糖等)的分子晶体的水溶液不导电;金属晶体是电的良导体。

　　3.根据硬度和机械强度判断：

　　离子晶体硬度较大难于压缩;原子晶体硬度大;金属晶体多数硬度较大，但也有较低的，且具有金属光泽，有延展性;分子晶体硬度小且较脆。

　　(四)、通过实验方法进行判断：

　　主要适合于判断某化合物是离子晶体还是分子晶体，例如可通过将某晶体化合物加热至熔融状态，测试其能否导电?若能导电，则证明该化合物是离子化合物，属于离子晶体。

　　三.晶体熔沸点的比较

　　(1)对于晶体类型不同的物质，一般来讲：原子晶体>离子晶体>分子晶体，而金属晶体的熔点范围很广。

　　(2)原子晶体：原子晶体原子间键长越短、键能越大，共价键越稳定，物质熔沸点越高，反之越低。如：

　　金刚石(C—C)>碳化硅(Si—C)>晶体硅 (Si—Si)。

　　(3)离子晶体：离子晶体中阴、阳离子半径越小，电荷数越高，则离子键越强，熔沸点越高，反之越低。

　　如KF>KCl>KBr>KI，CaO>KCl。

　　(4)金属晶体：金属晶体中金属原子的价电子数越多，原子半径越小，金属阳离子与自由电子静电作用越强，金属键越强，熔沸点越高，反之越低。如：Na<mg<al。< p="">

　　合金的熔沸点一般说比它各组份纯金属的熔沸点低。如铝硅合金<纯铝(或纯硅)。

　　(5)分子晶体：分子晶体分子间作用力越大物质的熔沸点越高，反之越低。(具有氢键的分子晶体，熔沸点反常地高)如：H2O>H2Te>H2Se>H2S，C2H5OH>CH3—O—CH3。

　　① 组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，物质的熔沸点越高。 如：CH4<sih4<geh4<snh4。< p="">

　　② 组成和结构不相似的物质(相对分子质量相近)，分子极性越大，其熔沸点就越高，如熔沸点

　　CO>N2，CH3OH>CH3—CH3。

　　③ 在高级脂肪酸形成的油脂中，不饱和程度越大，熔沸点越低。如：

　　C17H35COOH>C17H33COOH;

　　硬脂酸　　　 油酸

　　④ 烃、卤代烃、醇、醛、羧酸等有机物一般随着分子里碳原子数增加，熔沸点升高，如C2H6>CH4，C2H5Cl>CH3Cl，CH3COOH>HCOOH。

　　⑤ 同分异构体：链烃及其衍生物的同分异构体随着支链增多，熔沸点降低。如： (正)>CH3CH2CH(CH3)2(异)>(CH3)4C(新)。芳香烃的异构体有两个取代基时，熔点按对、邻、间位降低。(沸点按邻、间、对位降低)

　　四.几种典型晶体结构

　　从键的形成、空间构形、键角、最小环上的离子数、微粒与共价键数比值、离子之间的关系和距离的求算等，进行讨论、分析。

　　1.氯化钠晶体(简单立方)

　　①每个钠离子周围同时吸引着__6_个氯离子，

　　②每个钠离子周围同时吸引着__12_个钠离子。

　　③钠离子与其等距紧邻的6个氯离子围成的空间构型为 正八面体

　　④每个氯化钠晶胞中含有 4 个Na+ 4个 Cl-

　　2.氯化铯晶体(体心立方)

　　①每个Cs+周围同时吸引着 8 个Cl-

　　②每个Cl-周围同时吸引着 8 个Cs+

　　③每个Cs+周围与它最近且距离相等的Cs+共有6__ 个

　　④每个Cl-周围与它最近且距离相等的Cl- 共有_6_ 个

　　⑤每个氯化铯晶胞中含有 1 个Cs+ 1 个 Cl-

　　3.干冰(面心立方)

　　①与CO2分子距离最近的CO2分子共有 12 个

　　②每个二氧化碳晶胞中含有 4 个CO2分子

　　4.金刚石

　　①每个碳原子与周围的 4 个碳原子相连，这五个碳原子形成 正四面体 结构。两条碳碳键的夹角为 109028;

　　②最小环为 6 元环，这几个碳原子 不再 同一个平面上。每个环平均拥有 0.5 个碳原子

　　③一摩尔金刚石含 2 摩尔碳碳键

　　5.石墨

　　①石墨是一种层状结构的 混合 型晶体，层内存在 共价键 ，

　　高中化学离子晶体教案大全二

　　第四节离子晶体1 班级 教学目标

　　知识与

　　技能 1、理解离子晶体的结构模型及其性质的一般特点。

　　2、了解离子晶体中离子晶体配位数及其影响因素。

　　3、了解决定离子晶体结构的重要因素。 过程

　　与

　　方法 通过学习离子晶体的结构与性质，培养运用知识解决实际问题的能力，培养学生的空间想像能力 情感

　　态度与价值观 通过学习离子晶体的结构与性质，激发学生探究热情与精神。进一步认识“结构决定物质性质”的客观规律 重、难点 重点 离子晶体的结构模型及其性质的一般特点;离子晶体配位数及其影响因素。 难点 离子晶体配位数及其影响因素。 教学用具 PPT 课时安排 3.4.1离子晶体 教 学 过 程 一、引入新课

　　[引入]

　　1、什么是离子键?什么是离子化合物?

　　2、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?

　　Na2O NH4Cl O2 Na2SO4 NaCl CsCl CaF2

　　3、我们已经学习过几种晶体?它们的结构微粒和微粒间的相互作用分别是什么?

　　二、新课教学

　　【探】

　　[引入]

　　1、什么是离子键?什么是离子化合物?

　　2、我们已经学习过几种晶体?它们的结构微粒和微粒间的相互作用分别是什么?

　　3.离子晶体是如何形成的?有何特点?

　　4.有哪些分类?

　　【议】

　　1、什么是离子键?什么是离子化合物?

　　2、什么事晶体?其结构微粒和微粒间的相互作用分别是什么?

　　3.离子晶体是如何形成的?有何特点?

　　4.离子晶体的配位数是什么?

　　5.离子晶体有哪些结构模型?影响因素?

　　【展】

　　小组讨论后回答问题

　　【授】

　　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。

　　[讲]在离子晶体中，阴阳离子间只存在离子键。不存在分子，而化学式表示为晶体中阴阳离子个数的最简化。阴阳离子采用不等径密堆积。

　　[板书]2、构成微粒：阴阳离子

　　3、微粒间的作用：阴阳离子间以离子键结合，离子内可能有共价键

　　[讲]离子晶体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。

　　[讲]离子晶体种类繁多，结构多样，图3—27给出了两种典型的离子晶体的晶胞。我们来研究晶体中的配位数(在离子晶体中离子的配位数(缩写为C N)是指一个离子周围最邻近的异电性离子的数目)。

　　[讲] 显而易见，NaCl和CsCl是两种不同类型的晶体结构。晶体中正负离子的半径比(r+/r-)是决定离子晶体结构的重要因素，简称几何因素。

　　[板书]4、配位数：与中心离子(或原子)直接成键的离子(或原子)称为配位离子(原子)。

　　[讲]配位离子的数目称为配位数。

　　[板书]5、结构模型：

　　(1) 氯化钠晶体

　　讲]由下图氯化钠晶体结构模型可得：每个Na+紧邻6个Cl-，每个Cl-紧邻6个Na+(上、下、左、右、前、后)，这6个离子构成一个正八面体。设紧邻的Na+与Cl-间的距离为a，每个Na+与12个Na+等距离紧邻(同层4个、上层4个、下层4个)。由均摊法可得：该晶胞中所拥有的Na+数为4个 ， Cl-数为4个，晶体中Na+数与Cl-数之比为1：1，则此晶胞中含有4个NaCl结构单元。

　　[板书](2)氯化铯晶体

　　[讲]每个Cs+紧邻8个Cl-，每个Cl-紧邻8个Cs+，这8个离子构成一个正立方体。设紧邻的Cs+与Cs+间的距离为a，则每个Cs+与6个Cs+等距离紧邻(上、下、左、右、前、后)。晶体中的Cs+与Cl-数之比为1：1。

　　[讲] 上面两例中每种晶体的正负离子的配位数相同，是由于正负离子电荷(绝对值)相同，于是正负离子的个数相同，结果导致正负离子配位数相等，如在NaCl中，Na+扩和C1-的配位数均为6。如果正负离子的电荷不同，正负离子的个数必定不相同，结果，正负离子的配位数就不会相同。这种正负离子的电荷比也是决定离子晶体结构的重要因素，简称电荷因素。例如，在CaF2晶体中，Ca2+和F-的电荷比(绝对值)是2：l，Ca2+和F-的个数比是l：2，如图3—29所示。Ca2+的配位数为8，F-的配位数为4。此外，离子晶体的结构类型还取决于离子键的纯粹程度(简称键性因素)。

　　[板书]6、影响因素：

　　(1) 几何因素：晶体中正负离子的半径比(r+/r-)。

　　[讲]离子键无饱和性和方向性，但成键时因离子半径决定了阴阳离子参加成键的数目是有限的。阴阳离子半径比值越大，配位数就越大。

　　[板书](2) 电荷因素：正负离子的电荷比。

　　(3) 键性因素：离子键的纯粹程度。

　　[讲] 在离子晶体中，离子间存在着较强的离子键，要克服离子间的相互作用使物质熔化和沸腾，就需要较多的能量。因此，离子晶体具有较高的熔点、沸点和难挥发的性质。

　　[板书]7、离子晶体特点：

　　(1) 较高的熔点和沸点，难挥发、难于压缩。

　　高中化学离子晶体教案大全三

　　【知识与技能】

　　1、通过复习钠与氯形成氯化钠的过程，使学生理解离子键的概念、形成过程和特点。

　　2、理解离子晶体的概念、构成及物理性质特征，掌握常见的离子晶体的类型及有关晶胞的计算。

　　【过程与方法】

　　复习离子的特征，氯化钠的形成过程，并在此基础上分析离子键的成键微粒和成键性质，培养学生知识迁移的能力和归纳总结的能力。

　　在学习本节的过程中，可与物理学中静电力的计算相结合，晶体的计算与数学的立体几何、物理学的密度计算相结合。

　　【情感态度与价值观】

　　通过本节的学习，进一步认识晶体，并深入了解晶体的内部特征。

　　[板书计划]

　　第四节 离子晶体

　　一、离子晶体：由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。

　　1、几何因素：晶体中正负离子的半径比(r+/r-)。

　　2、电荷因素：正负离子的电荷比。

　　3、键性因素：离子键的纯粹程度。

　　4、离子晶体特点：硬度较大、难于压缩、较高的熔点和沸点。

　　二、晶格能

　　1、定义：气态离子形成l摩离子晶体释放的能量，通常取正值。

　　2、规律：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。

　　【教案设计】 【问题引入】

　　1、钠原子与氯原子是如何结合成氯化钠的?你能用电子式表示氯化钠的形成过程吗?

　　2、根据元素的金属性和非金属性差异，你知道哪些原子之间能形成离子键?

　　【板书】 第二单元 离子键 离子晶体

　　§3-2-1离子键的形成

　　一、离子键的形成

　　【学生活动】写出钠在氯气中燃烧的化学方程式;

　　思考：钠原子与氯原子是如何结合成氯化钠的?请你用电子式表示氯化钠的形成过程。

　　【过渡】以阴、阳离子结合成离子化合物的化学键，就是离子键。

　　【板书】1、离子键的定义：使阴、阳离子结合成离子化合物的静电作用

　　2. 离子键的形成过程

　　【讲解】以 NaCl 为例，讲解离子键的形成过程：

　　电子转移形成离子：一般达到稀有气体原子的结构

　　【学生活动】

　　分别达到 Ne 和 Ar 的稀有气体原子的结构，形成稳定离子。

　　2)判断依据：元素的电负性差要比较大

　　【讲解】元素的电负性差要比较大，成键的两元素的电负性差用△X表示，当 △X > 1.7， 发生电子转移， 形成离子键;

　　当△X < 1.7， 不发生电子转移， 形成共价键.

　　【说明】：但离子键和共价键之间， 并非严格截然可以区分的. 可将离子键视为极性共价键的一个极端， 而另一极端为非极性共价键. 如图所示：

　　化合物中不存在百分之百的离子键， 即使是 NaF 的化学键之中， 也有共价键的成分， 即除离子间靠静电相互吸引外， 尚有共用电子对的作用. X > 1.7， 实际上是指离子键的成分(百分数)大于50%.

　　【小结】：

　　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。

　　2、活泼的金属元素和酸根离子(或氢氧根离子)形成的化合物

　　3、铵根和酸根离子(或活泼非金属元素离子)形成的盐。

　　【板书】二、用电子式表示离子化合物的形成

　　【练习】1、写出下列微粒的电子式：(1)Na+、Mg2+、Cl-、O2-、

　　(2)NaCl MgO MgCl

　　小结：离子化合物电子式的书写

　　1.简单阴离子的电子式不但要表达出最外层所有电子数(包括得到的电子)，而且用方括号“[ ]”括起来，并在右上角注明负电荷数

　　2.简单阳离子的电子式就是离子符号

　　3.离子化合物的电子式由阴离子和阳离子电子式组成，相同的离子不能合并

　　【练习】2、用电子式表示NaCl、K2S的形成过程

　　小结：用电子式表示离子键的形成过程

　　1.左边是组成离子化合物的各原子的电子式 ， 右边是离子化合物的电子式

　　2.连接号为“ ”

　　3.用 表示电子转移的方向

　　【板书】三、离子键的实质

　　思考：从核外电子排布的理论思考离子键的形成过程

　　【板书】： 实质是静电作用

　　靠静电吸引， 形成化学键 体系的势能与核间距之间的关系如图所示：

　　横坐标： 核间距r。 纵坐标： 体系的势能 V。 纵坐标的零点： 当 r 无穷大时， 即两核之间无限远时， 势能为零. 下面来考察 Na+ 和 Cl- 彼此接近时， 势能V的变化。

　　从图中可见：

　　r >r0， 当 r 减小时， 正负离子靠静电相互吸引， V减小， 体系稳定.

　　r = r0 时， V有极小值， 此时体系最稳定. 表明形成了离子键.

　　r < r0 时， V 急剧上升， 因为 Na+ 和 Cl- 彼此再接近时， 相互之间电子斥力急剧增加， 导致

　　势能骤然上升.

　　因此， 离子相互吸引，保持一定距离时， 体系最稳定， 即当静电引力与静电斥力达到平衡时，形成稳定的离子键，整个体系达到能量最低状态。

　　【板书】四、离子键的特征

　　【讲解】通常情况下，阴、阳离子可以看成是球形对称的，其电荷分布也是球形对称的，只要空间条件允许，一个离子可以同时吸引多个带相反电荷的离子。因此离子键没有方向性和饱和性。

　　【讨论】就NaCl的晶体结构，交流你对离子键没有饱和性和方向性的认识

　　【板书】 (1)离子键无方向性

　　(2)离子键无饱和性

　　【板书】五、 离子键的强度——晶格能

　　(1). 键能和晶格能

　　【讲解】以 NaCl 为例：

　　键能：1mol 气态 NaCl 分子， 离解成气体原子时， 所吸收的能量. 用Ei 表示：

　　【板书】(2).晶格能(符号为U)：

　　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

　　【讲解】在离子晶体中，阴、阳离子间静电作用的大小用晶格能来衡量。晶格能(符号为U)是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。

　　例如：拆开 1mol NaCl 晶体使之形成气态钠离子和氯离子时， 吸收的能量. 用 U 表示：

　　NaCl(s) Na+(g) + Cl-(g) U= 786 KJ.mol-1

　　晶格能 U 越大，表明离子晶体中的离子键越牢固。一般而言，晶格能越大，离子晶体的 离子键越强. 破坏离子键时吸收的能量就越多，离子晶体的熔沸点越高，硬度越大。键能和晶格能， 均能表示离子键的强度， 而且大小关系一致. 通常， 晶格能比较常用.

　　【板书】(3). 影响离子键强度的因素——离子的电荷数和离子半径

　　【思考】由下列离子化合物熔点变化规律 ，分析离子键的强弱与离子半径、离子电荷有什么关系?

　　(1)NaF NaCl NaBr NaI

　　988℃ 801℃ 747℃ 660℃

　　(2)NaF CaF2 CaO

　　988℃ 1360℃ 2614℃

　　(提示：Ca2+半径略大于Na+半径)

　　【讲解】从离子键的实质是静电引力 出发， 影响 F 大小的因素有： 离子的电荷数q 和离子之间的距离 r (与离子半径的大小相关)

　　1) 离子电荷数的影响：电荷高，晶格能大，离子晶体的熔沸点高、硬度大。

　　NaCl MgO

　　晶格能(KJ.mol-1) 786 3791

　　熔点(℃) 801 2852

　　摩氏硬度 2.5 6.5

　　2) 离子半径的影响：半径大， 导致离子间距大， 晶格能小，离子晶体的熔沸点低、硬度小。

　　3) 离子半径概念及变化规律

　　将离子晶体中的离子看成是相切的球体， 正负离子的核间距 d 是r+ 和r- 之和：

　　离子半径的变化规律

　　a) 同主族， 从上到下， 电子层增加， 具有相同电荷数的离子半径增加.

　　b) 同周期： 主族元素， 从左至右 离子电荷数升高， 最高价离子， 半径最小. 如： 　过渡元素， 离子半径变化规律不明显.

　　c) 同一元素， 不同价态的离子， 电荷高的半径小. 如：

　　d) 一般负离子半径较大; 正离子半径较小.

　　e) 周期表对角线上， 左上元素和右下元素的离子半径相似. 如： Li+ 和 Mg2+， Sc3+ 和 Zr4+ 的半径相似.

　　【小结】离子电荷数越大，核间距越小，晶格能越大，离子键越牢，离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。

　　【课后练习】

　　1.下列各组数值表示有关元素的原子序数，其中所表示的各组原子能以离子键结合成稳定化合物的是( )

　　A.1与6 B.2与8 C.9与11 D.8与14

　　2.用电子式表示下列物质的结构：NaOH、Ca(ClO)2。

　　3.离子化合物 LiCl、NaCl、KCl、RbCl和CsCl熔点由高到底的顺序是___________________________。

　　5.某主族元素A的外围电子排布式为ns1，另一主族元素B的外围电子排布为ns2np4，

　　两者形成的离子化合物的化学式可能为

　　A.AB B.A2B C.AB2 D.A2B3

　　6.下列叙述正确的是 ( )

　　A.氯化钠晶体不能导电，所以氯化钠不是电解质

　　B.氯化钠溶液能导电，所以氯化钠溶液是电解质

　　C.熔融的氯化钠和氯化钠溶液都能产生自由移动的离子

　　D.氯化钠熔融时不破坏氯化钠晶体中的离子键。

　　7.NaF、NaI、MgO均为离子化合物，根据下列数据，这三种化合物的熔点高低顺序是( 　 )

　　物质 ①NaF ②NaI ③MgO 离子电荷数 1 1 2 键长(10-10m) 2.31 3.18 2.10 A. ①>②>③ B. ③>①>② C. ③>②>① D. ②>①>③

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