人教版 高中化学 选择性必修2 3.3.1 金属晶体与离子晶体(共37张PPT)

(共37张PPT)
汇报人：XXX
XX月XX日
　金属晶体　离子晶体
人教版高中化学选择必修二
课前自主学习
学习任务一　金属晶体
任务驱动:
　根据你的生活经验和下表所提供的信息思考:
物理性质 物理性质比较
导电性(以银为100) 银(100)　铜(99)　金(74)　铝(61)　锌(27)　铁(17)
密度/g·cm-3 金(19.3)　铅(11.3)　银(10.5)　铜(8.92)　铁(7.86)　锌(7.14)　铝(2.7)
熔点/℃ 钨(3410)　铁(1535)　铜(1083)　金(1064)　银(962)　铝(660)　锡(232)
硬度(以金刚石为10) 铬(9)　铁(4～5)　银(2.5～4)　铜(2.5～3)　金(2.5～3)　铝(2～2.9)　铅(1.5)
　概念及物理性质
概念 _________通过_______形成的晶体
成键微粒 ___________和_________
微粒间作用力 _______
物理性质 有良好的导电性、导热性和延展性
金属原子
金属键
金属阳离子
自由电子
金属键
【想一想】(1)电解质在熔化状态或溶于水能导电,这与金属导电的本质是否相同
提示:电解质在熔化状态或溶于水时是离子的定向移动导电,是化学变化;金属导电是自由电子的定向移动,是物理变化,本质不同。
(2)金属在发生变形延展时,金属键断裂吗
提示:不断裂。
(3)金属在通常状况下都是晶体吗 金属晶体的性质与哪些因素有关
提示:不是,如汞;金属键和金属原子的堆积方式决定金属的性质。
学习任务二　离子晶体
任务驱动:
　观察分析下表,思考下列问题:
晶格能与晶体的熔点、硬度有怎样的关系 影响晶格能大小的因素有哪些
离子化合物 NaBr NaCl MgO
离子电荷数 1 1 2
核间距/pm 290 276 205
晶格能/kJ·mol-1 736 787 3890
熔点/℃ 750 801 2800
摩氏硬度 <2.5 2.5 6.5
1.概念
概念 _______________通过_______结合,在空间呈现有规律的
排列所形成的晶体
成键微粒 _______________
微粒间作用力 _______
阳离子和阴离子
离子键
阳离子、阴离子
离子键
2.常见AB型的离子晶体
晶体类型 NaCl型 CsCl型 ZnS型
晶体结构模型
晶胞中微粒数 Na+　__ Cl-　__ Cs+　__ Cl-　__ Zn2+　__
S2-　__
符合类型 Li、Na、K、Rb的 卤化物、AgF、 MgO等 CsBr、CsI、 NH4Cl等 BaO、BeS等
4
4
1
1
4
4
3.晶格能
概念 1 mol离子晶体完全气化为气态阴、阳离子所吸收的能量
意义 衡量离子键的强弱。晶格能越大,表示离子键越___,离子晶体
越_____
影响因素 ①与核间距有关;
②与阴、阳离子所带的电荷数有关;
③与离子晶体的_________有关
对晶体物 理性质的 影响 晶体结构类型相同时,晶格能越大,熔、沸点越___,硬度越___
强
稳定
结构类型
高
大
4.物理性质
熔、沸点 较高
硬度 较大,但较脆
溶解性 一般水中_____,非极性溶剂中_____
导电性 固态时_______,熔融状态或在水溶液中_______
易溶
难溶
不导电
能导电
【想一想】
(1)离子晶体是否全由金属元素与非金属元素组成
提示:不一定,如NH4Cl固体是离子晶体但它不含金属元素。
(2)离子晶体的化学式是表示真正的分子构成吗
提示:不是。离子晶体的化学式仅代表晶体中阴、阳离子个数比,并不代表分子构成,所以离子晶体中不存在分子。
课堂合作探究
探究任务一　金属晶体与离子晶体的结构与物理性质
【图片情境】
金属键是化学键的一种,主要在金属中存在。由自由电子及排列成晶格状的金属离子之间的静电作用组合而成。金属键有金属的很多特性。例如:一般金属的熔点、沸点随金属键的强度而升高。其强弱通常与金属离子半径逆相关,与金属内部自由电子密度正相关。
【问题探究】
1.含金属阳离子的晶体一定是离子晶体吗 有阳离子的晶体中一定存在阴离子吗
提示:不一定。也可能是金属晶体;晶体中含有阳离子,不一定存在阴离子,如金属晶体由阳离子和自由电子构成。
2.离子晶体中除含有离子键外,是否含有共价键
提示:离子晶体中除含有离子键外,还有可能含有共价键、配位键。如Na2O2、NaOH、Ba(OH)2、Na2SO4中均含离子键和共价键。
3.在熔融状态下能导电的化合物形成的晶体一定是离子晶体吗
提示:一定是离子晶体。只有金属单质和离子化合物在熔融状态导电。
【探究总结】
1.金属晶体与离子晶体的组成与性质
离子晶体 金属晶体
堆积方式 非等径圆球密堆积 等径圆球密堆积
构成微粒 阴、阳离子 金属阳离子、
自由电子
粒子间作用力 离子键(强) 金属键
(有强、有弱)
熔化时需克 服的作用力 离子键 金属键
离子晶体 金属晶体
物质的 性质 熔、沸点 较高 一般较高,少部分低
硬度 硬而脆 一般较大,少部分小
导电性 固态不导电,熔融或水溶液导电 晶体、熔融均导电
导热性 不好 良好
延展性 没有 良好
溶解性 易溶于极性溶剂,难溶于非极性溶剂 难溶(Na等与水反应)
2.离子晶体的判断方法
判断一种物质是不是离子晶体,我们可以根据物质的分类、组成和性质等方面进行判断。
(1)利用物质的分类
金属离子和酸根离子、OH-形成的大多数盐、强碱,活泼金属的氧化物和过氧化物(如Na2O和Na2O2),活泼金属的氢化物(如NaH),活泼金属的硫化物等都是离子晶体。
(2)利用元素的性质和种类
如成键元素的电负性差值大于1.7的物质,金属元素(特别是活泼的金属元素,ⅠA、ⅡA族元素)与非金属元素(特别是活泼的非金属元素,ⅥA、ⅦA族元素)组成的化合物。
(3)利用物质的性质
离子晶体一般具有较高的熔、沸点,难挥发,硬而脆;固体不导电,但熔融或溶于水时能导电,大多数离子晶体易溶于极性溶剂而难溶于非极性溶剂。
3.离子晶体的简单结构类型分析
晶体类型 晶胞示意图 结构特点
NaCl型(Li、Na、K和Rb的卤化物,AgF,MgO等) ①Na+、Cl-的配位数均为6
②每个Na+(Cl-)周围紧邻(距离最近且相等)的Cl-(Na+)构成正八面体
③每个Na+(Cl-)周围紧邻的Na+(Cl-)有12个
④每个晶胞中含4个Na+、4个Cl-
晶体类型 晶胞示意图 结构特点
CsCl型(CsBr、CsI、NH4Cl等) ①Cs+、Cl-的配位数均为8
②每个Cs+(Cl-)周围紧邻的Cl-(Cs+)构成正六面体
③每个Cs+(Cl-)周围紧邻的Cs+(Cl-)有6个
④每个晶胞中含1个Cs+、1个Cl-
ZnS型(BeO、BeS等) ①Zn2+、S2-的配位数均为4
②每个Zn2+(S2-)周围紧邻的S2-(Zn2+)构
成正四面体
③每个晶胞中有4个S2-、4个Zn2+
④Zn2+与S2-之间的最短距离为晶胞体对
角线长的
晶体类型 晶胞示意图 结构特点
CaF2型 ①Ca2+的配位数为8,F-的配位数为4,二
者的配位数之比等于二者电荷(绝对值)
之比
②每个F-周围紧邻的4个Ca2+构成正四面
体,每个Ca2+周围紧邻的8个F-构成立方
体
③每个晶胞中有4个Ca2+、8个F-
④Ca2+与F-之间的最短距离为晶胞体对
角线长的
【探究训练】
1.金属晶体熔、沸点高低和硬度大小一般取决于金属键的强弱,而金属键的强弱与金属阳离子所带电荷的多少及半径大小相关。由此判断下列说法正确的是(　　)
A.金属镁的硬度大于金属铝
B.碱金属单质的熔、沸点从Li到Cs逐渐增大
C.金属镁的熔点大于金属钠
D.金属镁的硬度小于金属钙
【解析】选C。镁离子比铝离子的半径大,而所带的电荷少,所以金属镁比金属铝的金属键弱,熔、沸点和硬度都小;从Li到Cs,离子的半径逐渐增大,金属键逐渐减弱,熔、沸点和硬度都逐渐减小;金属镁比金属钠离子的半径小而所带电荷多,金属键强,所以金属镁比金属钠的熔、沸点和硬度都大;镁比钙离子的半径小,金属键强,所以金属镁比金属钙的熔、沸点和硬度都大。
2.(2020·长沙高二检测)下列说法中正确的是(　　)
A.固态能导电的晶体一定是金属晶体
B.固态不能导电,水溶液能导电的晶体一定是离子晶体
C.熔融状态能导电的晶体一定是离子晶体
D.固态不导电而熔融态能导电的晶体一定是离子晶体
【解析】选D。固态时能导电的晶体不一定是金属晶体,如硅和石墨等不是金属晶体,A不正确;固态不能导电,水溶液能导电的晶体不一定是离子晶体,如P2O5等不是离子晶体,B不正确;金属熔融状态也能导电,C不正确;离子晶体是阴、阳离子组成的,固态时阴、阳离子不能自由移动,不导电,熔融状态时电离出自由移动的离子而导电。
探究任务二　金属晶体和离子晶体熔、沸点的比较
【图片情境】
【问题探究】
1.金属键强弱的影响因素有哪些
提示:由于金属键是产生在自由电子(带负电)和金属阳离子(带正电)之间的电性作用,所以金属阳离子电荷越多,半径越小,则金属键越强。由于堆积方式影响空间利用率,所以它也是金属键强弱的影响因素之一。
2.根据晶格能的知识回答:
(1)为何Na2O的晶格能大于NaF,而KCl的晶格能大于KI
(2)火山喷出的岩浆中含有多种硫化物,冷却时ZnS比HgS先析出,原因是什么
(3)KCl、MgO、CaO的晶体结构与NaCl的晶体结构相似,KCl、CaO、MgO三种离子晶体熔点从高到低的顺序是什么
提示:(1)晶格能与离子所带的电荷数成正比,而与离子半径的大小成反比。在Na2O和NaF中,O2-所带的电荷数比F-多,故Na2O的晶格能大于NaF;而KCl和KI中,Cl-半径小于I-的半径,故KCl的晶格能大于KI。
(2)二者均为离子晶体, ZnS晶格能大于HgS,因此ZnS先析出。
(3)MgO>CaO>KCl。
【探究总结】
1.金属晶体熔、沸点的规律
(1)金属的熔、沸点取决于金属键的强弱,一般金属原子的价电子数越多,原子半径越小,金属晶体内部金属键越强,晶体熔、沸点越高。
(2)金属晶体的熔点差别较大,如Hg熔点很低,碱金属熔点较低,铁等金属熔点很高。这是由于金属晶体紧密堆积方式、金属阳离子和自由电子的作用力不同造成的。
(3)同一周期主族金属单质的熔点由左到右升高;同一主族金属单质的熔点自上而下降低。
(4)合金的熔点低于成分金属的熔点。
2.离子晶体熔、沸点的规律
(1)一般来说,阴、阳离子所带电荷数越多,离子半径越小,则离子键越强,晶体熔、沸点越高。
(2)离子晶体结构类型相同时,离子所带电荷数越多,离子半径越小,晶格能越大,晶体熔、沸点越高,硬度越大。
【探究训练】
1.(2020·黄山高二检测) 下列物质的熔点依次升高的是(　　)　　　　　　　　　　　
A.Mg、Na、K B.Na、Mg、Al
C.Na、Rb、Ca D.铝、铝硅合金
【解析】选B。A项中K、Na、Mg的半径依次减小,Mg的价电子数比K、Na的多,故各物质熔点的顺序为K2.离子晶体熔点的高低取决于阴、阳离子之间的核间距离和晶格能的大小,根据所学知识判断KCl、NaCl、CaO、BaO四种晶体熔点的高低顺序是(　　)
A.KCl>NaCl>BaO>CaO
B.NaCl>KCl>CaO>BaO
C.CaO>BaO>KCl>NaCl
D.CaO>BaO>NaCl>KCl
【解析】选D。KCl、NaCl、CaO、BaO均为离子化合物。KCl、NaCl阴离子相同,电荷数相同,阳离子的半径越小,晶格能越大,熔点越高,阳离子半径K+>Na+,则熔点NaCl>KCl;BaO、CaO阴离子相同,电荷数相同,阳离子的半径越小,晶格能越大,熔点越高,阳离子半径Ba2+>Ca2+,则熔点CaO>BaO。阴、阳离子所带电荷越多,晶体的熔点越高。所以四种化合物熔点的高低顺序为CaO>BaO>NaCl>KCl,故D项正确。
3.根据表格数据回答下列有关问题:
(1)已知NaBr、NaCl、MgO等离子晶体的核间距离和晶格能如下表所示:
①NaBr晶体比NaCl晶体晶格能______(填“大”或“小”),主要原因是____.
②MgO晶体比NaCl晶体晶格能大,主要原因是_____________。
③NaBr、NaCl和MgO晶体中,熔点最高的是______。
(2)NaF的熔点______ 的熔点(填“>”“<”或“=”),其原因是
_______________。
NaBr NaCl MgO
离子的核间距/pm 290 276 205
晶格能/kJ·mol-1 787 3 890
【解析】利用离子晶体中离子的核间距、离子的电荷数与晶格能的关系,晶格能越大,离子晶体越稳定,熔、沸点越高。
答案:(1)①小　NaBr比NaCl离子的核间距大　②氧化镁晶体中的阴、阳离子的电荷数绝对值大,并且离子的核间距小　③MgO　(2)>　两者均为离子化合物,且电荷数均为1,但后者离子半径大,离子键较弱,因此熔点较低
1.下列关于金属性质及具有此性质原因的描述中不正确的是(　　)
A.金属一般具有银白色光泽,是物理性质,与金属键没有关系
B.金属具有良好的导电性,是由于在外电场作用下自由电子定向移动
C.金属具有良好的导热性,是由于自由电子受热后,运动速率增大,自由电子频繁与金属离子发生碰撞,传递了能量
D.金属晶体具有良好的延展性,是因为金属晶体中的原子层发生相对滑动时金属键不被破坏
课堂素养达标
【解析】选A。金属晶体内部存在自由电子,当光线投射到金属表面时,自由电子吸收所有频率的光,然后很快放出各种频率的光,这就使绝大多数的金属呈现银白色光泽。金属键是金属阳离子和自由电子间的强烈的相互作用,金属一般都具有金属光泽的性质正是由于金属键的构成微粒在起作用,与金属键有密切关系。
2.离子晶体不可能具有的性质是(　　)
A.较高的熔点、沸点　　　　 B.良好的导电性
C.溶于极性溶剂 D.坚硬而易粉碎
【解析】选B。离子晶体是阴、阳离子通过离子键结合而成的,在固态时,阴、阳离子受到彼此的束缚不能自由移动,因而不导电。只有在离子晶体溶于水或熔融后,电离成可以自由移动的阴、阳离子,才可以导电。
3.泽维尔研究发现,当激光脉冲照射NaI时,Na+和I-两核间距1.0～1.5 nm,呈离子键;当两核靠近约距0.28 nm时,呈现共价键。根据泽维尔的研究成果能得出的结论是(　　)
A.NaI晶体是离子晶体和分子晶体的混合物
B.离子晶体可能含有共价键
C.NaI晶体中既有离子键,又有共价键
D.共价键和离子键没有明显的界限
【解析】选D。由题中信息可知,离子的核间距较大时,呈离子键,而核间距较小时,呈共价键,当核间距改变时,键的性质会发生改变,这说明离子键和共价键并没有明显的界线。
4.下列有关离子晶体的数据大小比较不正确的是(　　)
A.熔点:NaF>MgF2>AlF3
B.晶格能:NaF>NaCl>NaBr
C.阴离子的配位数:CsCl>NaCl>CaF2
D.硬度:MgO>CaO>BaO
【解析】选A。掌握好离子半径的大小变化规律是分析离子晶体性质的一个关键点。由于r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+),且Na+、Mg2+、Al3+所带电荷依次增大,所以NaF、MgF2、AlF3的离子键依次增强,晶格能依次增大,故熔点依次升高。
r(F-)6.(2020·天津等级考)Fe、Co、Ni是三种重要的金属元素。回答下列问题:
(1)Fe、Co、Ni在周期表中的位置为_______,基态Fe原子的电子排布式为____.
(2)CoO的面心立方晶胞如图所示。设阿伏加德罗常数的值为NA,则CoO晶体的密度为__________g·cm-3。三种元素二价氧化物的晶胞类型相同,其熔点由高到低的顺序为________________。
【解析】(1)Fe、Co、Ni的价电子排布式分别为3d64s2、3d74s2、3d84s2,价电
子数分别为8、9、10,位于元素周期表第四周期第Ⅷ族。基态Fe原子核外有26
个电子,电子排布式为[Ar] 3d64s2。(2)该晶胞中Co2+个数为12× +1=4,O2-个
数为8× +6× =4,晶胞质量为 ,晶胞体积为(a×10-7 cm)3,
故晶体的密度为 g÷(a×10-7cm)3= g·cm-3。三种元素二价氧化物均
为离子晶体,由于离子半径:Fe2+>Co2+>Ni2+,则晶格能:NiO>CoO>FeO,故熔
点:NiO>CoO>FeO。
答案:(1)第四周期第Ⅷ族　1s22s22p63s23p63d64s2
或[Ar] 3d64s2
(2) 　 NiO>CoO>FeO
【补偿训练】
1.通过观察CsCl的晶体结构示意图回答:
(1)每个Cs+同时吸引着__________个Cl-,每个Cl-同时吸引着__________个Cs+。
(2)在CsCl晶体中,每个Cs+周围与它最接近且距离相等的Cs+有______个。每个Cl-周围与它最接近且距离相等的Cl-有__________个。
【解析】(1)由图可以看出,CsCl中Cl-与Cs+的位置等同,Cs+位于Cl-所形成的正方体的中心,即每个Cl-吸引8个Cs+,每个Cs+吸引8个Cl-。
(2)取体心上的Cl-,看与Cl-距离最近的Cl-,位于六个面的面心为6个;同样与Cs+最近的Cs+,应位于与此立方体共面的六个小立方体体心,共为6个。
答案:(1)8　8　(2)6　6