2019-2020年高中化學(xué) 《離子鍵 離子晶體》教案1 蘇教版選修3.doc

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2019-2020年高中化學(xué) 《離子鍵 離子晶體》教案1 蘇教版選修3 【知識(shí)與技能】 1、通過(guò)復(fù)習(xí)鈉與氯形成氯化鈉的過(guò)程,使學(xué)生理解離子鍵的概念、形成過(guò)程和特點(diǎn)。 2、理解離子晶體的概念、構(gòu)成及物理性質(zhì)特征，掌握常見的離子晶體的類型及有關(guān)晶胞的計(jì)算。 【過(guò)程與方法】 1、 復(fù)習(xí)離子的特征，氯化鈉的形成過(guò)程，并在此基礎(chǔ)上分析離子鍵的成鍵微粒和成鍵性質(zhì)，培養(yǎng)學(xué)生知識(shí)遷移的能力和歸納總結(jié)的能力。 2、 在學(xué)習(xí)本節(jié)的過(guò)程中，可與物理學(xué)中靜電力的計(jì)算相結(jié)合，晶體的計(jì)算與數(shù)學(xué)的立體幾何、物理學(xué)的密度計(jì)算相結(jié)合。 【情感態(tài)度與價(jià)值觀】 通過(guò)本節(jié)的學(xué)習(xí)，進(jìn)一步認(rèn)識(shí)晶體，并深入了解晶體的內(nèi)部特征。 【教案設(shè)計(jì)】 第一課時(shí) 【問(wèn)題引入】 1、鈉原子與氯原子是如何結(jié)合成氯化鈉的？你能用電子式表示氯化鈉的形成過(guò)程嗎？ 2、根據(jù)元素的金屬性和非金屬性差異，你知道哪些原子之間能形成離子鍵？ 【板書】 第二單元 離子鍵 離子晶體 3-2-1離子鍵的形成 一、離子鍵的形成 【學(xué)生活動(dòng)】寫出鈉在氯氣中燃燒的化學(xué)方程式； 思考：鈉原子與氯原子是如何結(jié)合成氯化鈉的？請(qǐng)你用電子式表示氯化鈉的形成過(guò)程。 【過(guò)渡】以陰、陽(yáng)離子結(jié)合成離子化合物的化學(xué)鍵，就是離子鍵。 【板書】1、離子鍵的定義：使陰、陽(yáng)離子結(jié)合成離子化合物的靜電作用 2. 離子鍵的形成過(guò)程 【講解】以 NaCl 為例，講解離子鍵的形成過(guò)程：　 1） 電子轉(zhuǎn)移形成離子：一般達(dá)到稀有氣體原子的結(jié)構(gòu) 【學(xué)生活動(dòng)】　 分別達(dá)到 Ne 和 Ar 的稀有氣體原子的結(jié)構(gòu)，形成穩(wěn)定離子。 2）判斷依據(jù)：元素的電負(fù)性差要比較大 【講解】元素的電負(fù)性差要比較大，成鍵的兩元素的電負(fù)性差用△X表示，當(dāng) △X > 1.7, 發(fā)生電子轉(zhuǎn)移, 形成離子鍵; 當(dāng)△X < 1.7, 不發(fā)生電子轉(zhuǎn)移, 形成共價(jià)鍵. 【說(shuō)明】：但離子鍵和共價(jià)鍵之間, 并非嚴(yán)格截然可以區(qū)分的. 可將離子鍵視為極性共價(jià)鍵的一個(gè)極端, 而另一極端為非極性共價(jià)鍵. 如圖所示： 　　 化合物中不存在百分之百的離子鍵, 即使是 NaF 的化學(xué)鍵之中, 也有共價(jià)鍵的成分, 即除離子間靠靜電相互吸引外, 尚有共用電子對(duì)的作用. 　　X > 1.7, 實(shí)際上是指離子鍵的成分(百分?jǐn)?shù))大于50%. 【小結(jié)】： 1、活潑的金屬元素（IA、IIA）和活潑的非金屬元素（VIA、VIIA）形成的化合物。 2、活潑的金屬元素和酸根離子（或氫氧根離子）形成的化合物 3、銨根和酸根離子（或活潑非金屬元素離子）形成的鹽。 【板書】二、用電子式表示離子化合物的形成 【練習(xí)】1、寫出下列微粒的電子式：（1）Na+、Mg2+、Cl-、O2-、 （2）NaCl MgO MgCl 小結(jié)：離子化合物電子式的書寫 1.簡(jiǎn)單陰離子的電子式不但要表達(dá)出最外層所有電子數(shù)（包括得到的電子），而且用方括號(hào)“[ ]”括起來(lái)，并在右上角注明負(fù)電荷數(shù) 2.簡(jiǎn)單陽(yáng)離子的電子式就是離子符號(hào) 3.離子化合物的電子式由陰離子和陽(yáng)離子電子式組成，相同的離子不能合并 【練習(xí)】2、用電子式表示NaCl、K2S的形成過(guò)程 小結(jié)：用電子式表示離子鍵的形成過(guò)程 1.左邊是組成離子化合物的各原子的電子式 , 右邊是離子化合物的電子式 2.連接號(hào)為“ ” 3.用 表示電子轉(zhuǎn)移的方向 【板書】三、離子鍵的實(shí)質(zhì) 思考：從核外電子排布的理論思考離子鍵的形成過(guò)程 【板書】： 實(shí)質(zhì)是靜電作用 　 靠靜電吸引， 形成化學(xué)鍵 體系的勢(shì)能與核間距之間的關(guān)系如圖所示： 　橫坐標(biāo): 核間距r。 縱坐標(biāo): 體系的勢(shì)能 V。 縱坐標(biāo)的零點(diǎn): 當(dāng) r 無(wú)窮大時(shí), 即兩核之間無(wú)限遠(yuǎn)時(shí), 勢(shì)能為零. 下面來(lái)考察 Na+ 和 Cl- 彼此接近時(shí), 勢(shì)能V的變化。 從圖中可見: r >r0, 當(dāng) r 減小時(shí), 正負(fù)離子靠靜電相互吸引, V減小, 體系穩(wěn)定. r = r0 時(shí), V有極小值, 此時(shí)體系最穩(wěn)定. 表明形成了離子鍵. r < r0 時(shí), V 急劇上升, 因?yàn)?Na+ 和 Cl- 彼此再接近時(shí), 相互之間電子斥力急劇增加, 導(dǎo)致勢(shì)能驟然上升. 因此, 離子相互吸引,保持一定距離時(shí), 體系最穩(wěn)定, 即當(dāng)靜電引力與靜電斥力達(dá)到平衡時(shí)，形成穩(wěn)定的離子鍵，整個(gè)體系達(dá)到能量最低狀態(tài)。 【板書】四、離子鍵的特征 【講解】通常情況下，陰、陽(yáng)離子可以看成是球形對(duì)稱的，其電荷分布也是球形對(duì)稱的，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(méi)有方向性和飽和性。 【討論】就NaCl的晶體結(jié)構(gòu)，交流你對(duì)離子鍵沒(méi)有飽和性和方向性的認(rèn)識(shí) 【板書】 （1）. 離子鍵無(wú)方向性 （2）. 離子鍵無(wú)飽和性 【板書】五、 離子鍵的強(qiáng)度——晶格能 （1）. 鍵能和晶格能 【講解】以 NaCl 為例: 鍵能:1mol 氣態(tài) NaCl 分子, 離解成氣體原子時(shí), 所吸收的能量. 用Ei 表示: 【板書】（2）.晶格能（符號(hào)為U）: 拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽(yáng)離子所吸收的能量 【講解】在離子晶體中，陰、陽(yáng)離子間靜電作用的大小用晶格能來(lái)衡量。晶格能（符號(hào)為U）是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽(yáng)離子所吸收的能量。 例如：拆開 1mol NaCl 晶體使之形成氣態(tài)鈉離子和氯離子時(shí), 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,表明離子晶體中的離子鍵越牢固。一般而言，晶格能越大，離子晶體的 離子鍵越強(qiáng). 破壞離子鍵時(shí)吸收的能量就越多,離子晶體的熔沸點(diǎn)越高，硬度越大。鍵能和晶格能, 均能表示離子鍵的強(qiáng)度, 而且大小關(guān)系一致. 通常, 晶格能比較常用. 【板書】（3）. 影響離子鍵強(qiáng)度的因素——離子的電荷數(shù)和離子半徑 【思考】由下列離子化合物熔點(diǎn)變化規(guī)律 ,分析離子鍵的強(qiáng)弱與離子半徑、離子電荷有什么關(guān)系? （1）NaF NaCl NaBr NaI 988℃ 801℃ 747℃ 660℃ （2）NaF CaF2 CaO 988℃ 1360℃ 2614℃ （提示：Ca2+半徑略大于Na+半徑） 【講解】從離子鍵的實(shí)質(zhì)是靜電引力 出發(fā), 影響 F 大小的因素有: 離子的電荷數(shù)q 和離子之間的距離 r (與離子半徑的大小相關(guān)) 1) 離子電荷數(shù)的影響：電荷高，晶格能大，離子晶體的熔沸點(diǎn)高、硬度大?！? NaCl MgO 晶格能（KJ.mol-1） 786 3791 熔點(diǎn)（℃） 801 2852 摩氏硬度 2.5 6.5 2) 離子半徑的影響：半徑大, 導(dǎo)致離子間距大, 晶格能小，離子晶體的熔沸點(diǎn)低、硬度小。 　　 3) 離子半徑概念及變化規(guī)律 　　將離子晶體中的離子看成是相切的球體, 正負(fù)離子的核間距 d 是r+ 和r- 之和: 　 離子半徑的變化規(guī)律 a) 同主族, 從上到下, 電子層增加, 具有相同電荷數(shù)的離子半徑增加. 　 b) 同周期: 主族元素, 從左至右 離子電荷數(shù)升高, 最高價(jià)離子, 半徑最小. 如: 　過(guò)渡元素, 離子半徑變化規(guī)律不明顯. c) 同一元素, 不同價(jià)態(tài)的離子, 電荷高的半徑小. 如: 　 d) 一般負(fù)離子半徑較大; 正離子半徑較小. 　　 e) 周期表對(duì)角線上, 左上元素和右下元素的離子半徑相似. 如: Li+ 和 Mg2+, Sc3+ 和 Zr4+ 的半徑相似. 【小結(jié)】離子電荷數(shù)越大，核間距越小，晶格能越大，離子鍵越牢，離子晶體的熔、沸點(diǎn)越高，硬度越大。 【課堂小結(jié)】 【課后練習(xí)】 1．下列各組數(shù)值表示有關(guān)元素的原子序數(shù)，其中所表示的各組原子能以離子鍵結(jié)合成穩(wěn)定化合物的是（ ） A．1與6 B．2與8 C．9與11 D．8與14 2．用電子式表示下列物質(zhì)的結(jié)構(gòu)：NaOH、Ca(ClO)2。 3．離子化合物 LiCl、NaCl、KCl、RbCl和CsCl熔點(diǎn)由高到底的順序是________________________________________________。 5．某主族元素A的外圍電子排布式為ns1，另一主族元素B的外圍電子排布為ns2np4， 兩者形成的離子化合物的化學(xué)式可能為 A．AB B．A2B C．AB2 D．A2B3 6．下列敘述正確的是 ( ) A．氯化鈉晶體不能導(dǎo)電，所以氯化鈉不是電解質(zhì) B．氯化鈉溶液能導(dǎo)電，所以氯化鈉溶液是電解質(zhì) C．熔融的氯化鈉和氯化鈉溶液都能產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子 D．氯化鈉熔融時(shí)不破壞氯化鈉晶體中的離子鍵。 7．NaF、NaI、MgO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 ②NaI 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 8．下列說(shuō)法不正確的是 　　　?。ā??。? A．離子晶體的晶格能越大離子鍵越強(qiáng)　 B．陽(yáng)離子的半徑越大則可同時(shí)吸引的陰離子越多 C．通常陰、陽(yáng)離子的半徑越小，電荷越大，該陰、陽(yáng)離子組成的離子化合物的晶格能 越大 D．拆開1mol離子鍵所需的能量叫該離子晶體的晶格能 9．離子化合物①NaCl、②CaO、③NaF、④MgO中，晶格能從小到大順序正確的是（　　 ） A．①②③④　　　 B．①③②④　　C．③①④②　 D．④②①③ 10．（1）下列熱化學(xué)方程中，能直接表示出氯化鈉晶體晶格能的是_________。 A．Na+(g)+Cl－(g)=NaCl(s)；△H B．Na(s)+Cl2(g)=NaCl(s)；△H1 C．Na(s)=Na(g)；△H2 D．Na(g)－e－=Na+(g)；△H3 11、已知元素的某種性質(zhì)“X”和原子半徑、金屬性、非金屬性等一樣，也是元素的一種基本性質(zhì)。下面給出13種元素的X的數(shù)值： 元素 Al B Be C Cl F Li X的數(shù)值 1.5 2.0 1.5 2.5 2.8 4.0 1.0 元素 Mg Na O P S Si X的數(shù)值 1.2 0.9 3.5 2.1 2.5 1.7 試結(jié)合元素周期律知識(shí)完成下列問(wèn)題： (1)經(jīng)驗(yàn)規(guī)律告訴我們：當(dāng)形成化學(xué)鍵的兩原子相應(yīng)元素的X差值大于1.7時(shí)，所形成的一般為離子鍵；當(dāng)小于1.7時(shí)，一般為共價(jià)鍵。試推斷AlCl3中的化學(xué)鍵類型是______。 (2)根據(jù)上表給出的數(shù)據(jù)，簡(jiǎn)述主族元素的X的數(shù)值大小與元素的金屬性或非金屬性強(qiáng)弱之間的關(guān)系______________________________；簡(jiǎn)述第二周期元素(除惰性氣體外)的X的數(shù)值大小與原子半徑之間的關(guān)系_____________________________________________。 (3)請(qǐng)你預(yù)測(cè)Br與I元素的X數(shù)值的大小關(guān)系________。 13、常溫下固態(tài) Na和氣態(tài) Cl2生成 1mol NaCl晶體釋放的能量叫做 NaCl的生成熱。生成熱△fHNaCl＝－4ll kJ/mol。該化合過(guò)程亦可被解析成如下四個(gè)步驟，各步的能量變化分別表示為△H1、△H2、△H3和△H4： 其中△H2＝128 kJ/mol，△H3＝－526 kJ/mol，△H4＝－243 kJ/mol。 則△H1＝　　　　kJ/mol；NaCl的離子鍵鍵能為 kJ/mol；NaCl晶體的晶格能（陰陽(yáng)離子結(jié)合成晶體的能量變化）為　　　　kJ/mol。 第二課時(shí) 【復(fù)習(xí)鞏固】 1.什么是離子鍵？作用力的實(shí)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(diǎn)、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(jià)鍵的離子化合物？ KCl HCl Na2SO4 HNO3 NH4Cl O2 Na2O2 【過(guò)渡】大多數(shù)離子化合物在常溫下以晶體的形式存在。 【板書】 3-2-2 離子晶體 一、 離子晶體 1、定義：離子間通過(guò)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(diǎn)：（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(gè)分子 （2）、硬度較高，密度較大， 難壓縮，難揮發(fā)，熔沸點(diǎn)較高 【思考】：判斷下列每組物質(zhì)的熔沸點(diǎn)的高低，影響離子晶體的熔沸點(diǎn)高低的因素有哪些？ (1)NaF NaCl NaBr NaI (2) MgO Na2O 3、離子晶體熔沸點(diǎn)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(qiáng)，熔沸點(diǎn)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(qiáng)堿、部分金屬氧化物、絕大部分鹽類屬于離子晶體。 【過(guò)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(duì)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(gè)Na+同時(shí)吸引 個(gè) Cl-，每個(gè)Cl-同時(shí)吸引 個(gè)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(gè)晶胞中有 Na+，有 個(gè)Cl- 3、在每個(gè)Na+周圍與它最近的且距離相等的Na+有　 個(gè) 4、在每個(gè)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(gè)距離最近的Na+的核間距離最接近下面四個(gè)數(shù)據(jù)中的哪一個(gè).( ) A、3.010-8cm B、3.510-8cm C、4.010-8cm D、5.010-8cm 組成和對(duì)稱性均有代表性. 看空心圓點(diǎn), 除了立方體的頂點(diǎn)的8個(gè), 無(wú)其它, 稱為簡(jiǎn)單立方晶胞. 配位數(shù)為8 【思考】： 1、每個(gè)Cs+同時(shí)吸引 個(gè) Cl-，每個(gè)Cl-同時(shí)吸引 個(gè)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(gè)晶胞中有 Cs+，有 個(gè)Cl- 3、在每個(gè)Cs+周圍與它最近的且距離相等的Cs+有 　 個(gè) 　 組成和對(duì)稱性均有代表性. 看空心圓點(diǎn),除了立方體的頂點(diǎn)的8個(gè), 面中心6個(gè), 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(jiǎn)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(guò)渡】氯化鈉與氯化銫均為AB型離子晶體，但兩者的陰、陽(yáng)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(shí)，陰、陽(yáng)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(wèn)】：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(yáng)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(duì)稱的。它們之間的作用力的強(qiáng)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(gè)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(wú)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(yáng)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(jìn)行半徑比與配位數(shù)之間關(guān)系的探討. 　　 　　 此時(shí), 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(hào)相離, 異號(hào)相切的穩(wěn)定狀態(tài). 亦即: 　　當(dāng) r+ 繼續(xù)增加, 達(dá)到并超過(guò): 時(shí), 即陽(yáng)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(yáng)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(yáng)離子半徑比與配位數(shù)的關(guān)系 r+/r - 配位數(shù) 實(shí)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(dá)到12 配位; r- 再減小, 則達(dá)到3配位.　　 注意:討論中將離子視為剛性球體, 這與實(shí)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(wèn)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(gè)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 【課后練習(xí)】 1、下列物質(zhì)屬于離子化合物的是 ( ) A．NH3 B．NaF C．HBr D．KOH 2、某主族元素A的外圍電子排布式為ns1，另一主族元素B的外圍電子排布為ns2np4，則兩者形成的離子化合物的化學(xué)式可能為 A．AB B．A2B C．AB2 D．A2B3 3、下列敘述正確的是 ( ) A．氯化鈉晶體不能導(dǎo)電，所以氯化鈉不是電解質(zhì)B．氯化鈉溶液能導(dǎo)電，所以氯化鈉溶液是電解質(zhì)C．熔融的氯化鈉和氯化鈉溶液都能產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子 D．氯化鈉熔融時(shí)不破壞氯化鈉晶體中的離子鍵。 4、下列化合物中形成離子鍵的所有微粒，其基態(tài)電子層結(jié)構(gòu)都與氬原子相同的是（ ） A．MgCl2 B．CaBr2 C．K2S D．Na2O 5、下列微粒中，基態(tài)最外層電子排布滿足ns2np6的一組是 （ ） A．Ba2+、Mg2+ B．K+、Cu2+ C．Ca2+、Zn2+ D．Na+、Al3+ 6、下列離子化合物中，兩核間距離最大的是 （ ） A．LiCl B．NaF C．KCl D．NaCl 7、NaF、NaI、MgO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 ②NaI 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 8、為了確定SbCl3、SbCl5、SnCl4是否為離子化合物，進(jìn)行下列實(shí)驗(yàn)。其中合理、可靠的是 A．觀察常溫下的狀態(tài)，SbCl5是蒼黃色液體，SnCl4為無(wú)色液體。結(jié)論：SbCl5和SnCl4都是離子化合物 B．測(cè)定SbCl3、SbCl5、SnCl4的熔點(diǎn)依次為73.5℃、2.8 ℃、－33℃。結(jié)論：SbCl3、SbCl5、SnCl4都不是離子化合物 C．將SbCl3、SbCl5、SnCl4溶解于水中，滴入HNO3酸化的AgNO3溶液，產(chǎn)生白色沉淀。結(jié)論：SbCl3、SbCl5、SnCl4都是離子化合物 D．測(cè)定SbCl3、SbCl5、SnCl4的水溶液，發(fā)現(xiàn)它們都可以導(dǎo)電。結(jié)論：SbCl3、SbCl5、SnCl4都是離子化合物 9、（1）下列熱化學(xué)方程中，能直接表示出氯化鈉晶體晶格能的是_________。 A．Na+(g)+Cl－(g)=NaCl(s)；△H B．Na(s)+Cl2(g)=NaCl(s)；△H1 C．Na(s)=Na(g)；△H2 D．Na(g)－e－=Na+(g)；△H3 E．Cl2(g)=Cl(g)；△H4 F．Cl(g)+e－=Cl－(g)；△H5 （2）寫出△H1與△H、△H2、△H3、△H4、△H5之間的關(guān)系式__________________。 10、高溫下，超氧化鉀晶體呈立方體結(jié)構(gòu)。晶體中氧的化合價(jià)可看作部分為0價(jià)，部分為—2價(jià)。下圖為超氧化鉀晶體的一個(gè)晶胞(晶體中最小的重復(fù)單元)。則下列說(shuō)法正確的是 A．晶體中與每個(gè)K+距離最近的K+有12個(gè) B．晶體中每個(gè)K+周圍有8個(gè)O2—，每個(gè)O2—周圍有8個(gè)K+ C．超氧化鉀的化學(xué)式為KO2，每個(gè)晶胞含有14個(gè)K+和13 個(gè)O2— D．晶體中，0價(jià)氧原子與-2價(jià)氧原子的數(shù)目比可看作為3:1 11、如圖，直線交點(diǎn)處的圓圈為NaCl晶體中Na+離子或Cl—離子所處的位置。這兩種離子在空間三個(gè)互相垂直的方向上都是等距離排列的。 ⑴ 請(qǐng)將其中代表Na+離子的圓圈涂黑（不必考慮體積大小），以完成NaCl晶體的結(jié)構(gòu)示意圖。 ⑵ 晶體中，在每個(gè)Na+離子的周圍與它最接近的且距離相等的Na+離子 共有_____個(gè)。 ⑶ 晶體中每一個(gè)重復(fù)的結(jié)構(gòu)單元叫晶胞。在NaCl晶胞中正六面體的頂點(diǎn)上、面上、棱上的Na+或Cl—離子為該晶胞與其相鄰的晶胞所共有。一個(gè)晶胞中，Cl—離子的個(gè)數(shù)等于______，即______（填計(jì)算式），Na+離子的個(gè)數(shù)等于_______，即__________（填計(jì)算式）。 ⑷ 設(shè)NaCl的摩爾質(zhì)量為M g/mol，食鹽晶體的密度為g/cm3，阿伏加德羅常數(shù)為NA。食鹽晶體中兩個(gè)距離最近的鈉離子中心間的距離為______cm。 12、⑴ 中學(xué)化學(xué)教材中圖示了NaCl晶體結(jié)構(gòu)，它向三維空間延伸得到完美晶體。NiO(氧化鎳)晶體的結(jié)構(gòu)與NaCl相同，Ni2+與最鄰近O2—的核間距離為a10-8cm，計(jì)算NiO晶體的密度(已知NiO的摩爾質(zhì)量為74.7g/mol)。 ⑵ 天然和絕大部分人工制備的晶體都存在各種缺陷，例如在某氧化鎳晶體中就存在如圖4-4所示的缺陷：一個(gè)Ni2+空缺，另有兩個(gè)Ni2+被兩個(gè)Ni3+所取代。其結(jié)果是晶體仍呈電中性，但化合物中Ni和O的比值卻發(fā)生了變化。某氧化鎳樣品組成為Ni0.97O，試計(jì)算該晶體中Ni3+與Ni2+的離子數(shù)之比。