鲁科版高中化学选择性必修2第2章微粒间相互作用与物质性质2.3.1离子键与金属键教学课件
文档属性
| 名称 | 鲁科版高中化学选择性必修2第2章微粒间相互作用与物质性质2.3.1离子键与金属键教学课件 |  | |
| 格式 | ppt | ||
| 文件大小 | 3.6MB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 鲁科版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2025-08-11 19:56:16 | ||
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文档简介
(共18张PPT)
【学习目标】
1.知道离子键的形成、概念、实质及特征。
2.知道金属键的概念及其实质，能够用金属键理论解释金属的物理特性。
第1课时 离子键与金属键
知识回顾
1.什么是离子键？
离子键
阴阳离子间通过静电作用形成的化学键。
2.哪些物质中存在离子键？
注意：
①全由非金属元素组成的物质也可以含离子键，如：铵盐NH4Cl
②AlCl3、BeCl2等中存在的是共价键。
3.形成离子键的两元素原子的电负性要求？
成键原子所属元素的电负性差值越大（一般＞1.7），原子之间越容易发生电子得失，形成离子键。
电负性较大的非金属元素的原子容易获得电子形成阴离子，电负性较小的金属元素的原子容易失去价电子形成阳离子。当这两种原子相互接近到一定程度时，容易发生电子得、失而形成阴、阳离子，阴、阳离子通过静电作用——离子键可形成稳定的化合物。
静电作用
吸引力
排斥力
当静电作用中同时存在的引力和斥力达到平衡时，体系的能量最低，形成稳定的离子化合物。
CsCl晶体中，
每个Cl—周围吸引8个Cs+；
每个Cs+周围吸引8个Cl—。
2、离子键的特征
NaCl晶体中，
每个Cl—周围吸引6个Na+；
每个Na+周围吸引6个Cl—。
阳离子与阴离子半径比越大,离子周围所能容纳带异性电荷离子的数目就越多。
思考1：食盐具有较高的熔点和沸点以及较大的硬度，如何解释呢？
离子键的影响因素：
离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强。
化合物 离子所带电荷 离子半径
KCl 1 1 r K+＞r Na+ ＞ r Mg2+
r Cl- ＞ r O2-
NaCl 1 1
MgO 2 2
Na2O 1 2
练:下列离子化合物熔点最高的是（ ）
A.KCl B.NaCl C.MgO D.Na2O
C
Mg2＋和O2－所带电荷为2，且Mg2＋半径在所给阳离子中最小，O2－半径比Cl－小，故MgO中的离子键最强。
在NaCl中，Na+Cl－离子间存在着较强的离子键，破坏它需要较多的能量。
离子键越强，离子化合物的硬度越大，熔沸点越高。
观察卤化银AgX（X=F、Cl、Br、I）的部分结构参数和性质（表2-3-1），你是否会产生疑问∶为什么从 AgCl到 Agl，实测键长与离子半径之和的差距在逐渐增大，难溶性随之增加 这些变化的本质原因是什么
拓展视野
离子极化
拓展视野
离子极化
从表面上看，卤化银是由带正电荷的 Ag+和带负电荷的X-通过离子键结合在一起的，它们都应当是离子化合物，但实际上并非如此。这是因为，基本上呈球对称的离子本身所带有的电荷会形成一个电场，阴、阳离子在相互的电场作用下，会使离子内的电子分布发生相对偏移。这种在电场的作用下产生的离子中的电子分布发生偏移的现象称为离子极化。离子极化可能导致阴、阳离子的外层轨道发生重叠，从而使得许多离子键不同程度地带有一些共价性，继而导致键长缩短、键能增加，甚至出现结构变异。对卤化银系列化合物而言，由于从F-到I-半径增大，在具有较强极化能力的 Ag+的极化下，促使AgX的键型由离子键（AgF）向共价键过渡，Agl已成为以共价键为主的结构，因而从 AgF 到 AgI ，卤化物的性质发生了一定的变化。
Ti
金属样品
1. 通过实验测知，将1 mol Cu、1 mol Fe、1mol W转变成气态原子，需吸收的能量分别为 306.7 kJ、340.2 kJ和 824.0 kJ，因此金属铜、金属铁、金属钨的熔点分别高达1083℃、1 538℃和3 422 C。
2、钠的硬度小，铁的硬度大。
联想质疑
金属键——存在于固体金属单质或合金中
1、金属键
定义：
成键原子：实质：
特征：
“自由电子”和金属阳离子之间的强的相互作用。
无方向性、无饱和性
电性作用
金属阳离子和自由电子
电子在整个三维空间运动，属于整块固态金属，被所有原子所共用，从而把所有的原子维系在一起。
金属元素的电负性、电离能较小，金属原子的价电子易脱离原子核的束缚。——“自由电子”
金属原子半径减小，价电子数增多，单质中所形成金属键依次增强，故钠、镁、铝熔沸点和硬度的大小顺序是：钠＜镁＜铝
价电子数相同，随原子序数的递增，原子半径依次增大，则单质中所形成金属键依次减弱，故钠、钾、铷、铯熔沸点和硬度的大小
顺序是：钠＞钾＞铷＞铯
2、判断钠、镁、铝熔沸点和硬度的大小？
1、判断钠、钾、铷、铯熔沸点和硬度的大小？
金属原子半径越小，价电子越多，金属键就越强。
(1)同周期金属单质，从左到右(如Na、Mg、Al)熔、沸点升高
(2)同主族金属单质，从上到下(如碱金属)熔、沸点降低
(4)合金的熔、沸点比其各成分金属的熔、沸点低
规律：
(3)金属晶体熔点差别很大，如汞常温为液体，熔点很低(－38.9 ℃)，而铁等金属熔点很高(1535 ℃)。
导热性
导电性
延展性
金属光泽
2、金属性质
(1)不透明，有金属光泽
固体金属中有“自由电子”，能够吸收所有频率的光并很快放出。
金属在粉末状态时，金属原子的取向杂乱，排列不规则，吸收可见光后不能再反射出来，所以金属粉末常呈暗灰色或黑色
(2)良好的导电性
在外加电场的作用下，“自由电子”发生定向移动而形成电流。
(3)良好的导热性
当金属中有温度差时，通过不停运动着的“自由电子”与金属阳离子间的碰撞，把能量由高温处传向低温处，从而使整块金属达到相同的温度。
(4)良好的延展性
金属键没有方向性，当金属受到外力作用时，金属原子间发生相对滑动而不会破坏金属键，金属发生形变但不会断裂。
错位
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金属键
金属的物理性质
决定
原子半径
价电子数
原子半径越大，价电子数越少，金属键越弱，反之，金属键越强
延展性
导电性
导热性
金属光泽
......
金属键越强，金属的熔沸点越高，硬度越大
熔沸点
键型 离子键 共价键(含配位键) 金属键
概念 阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键 原子间通过共用电子对形成的化学键 自由电子和金属阳离子之间的强的相互作用
成键方式 通过得失电子达到稳定结构 通过形成共用电子对达到稳定结构 许多原子共用许多电子
成键粒子 阴、阳离子 原子 自由电子、金属阳离子
成键性质 静电作用 静电作用 静电作用
形成条件 活泼金属元素与活泼非金属元素化合时形成离子键 同种或不同种非金属元素化合时形成共价键(稀有气体元素除外) 固态金属或合金
成键特征 无方向性和饱和性 有方向性和饱和性 无方向性和饱和性
存在 离子化合物 绝大多数非金属单质、共价化合物、某些离子化合物 金属单质、合金
【学习目标】
1.知道离子键的形成、概念、实质及特征。
2.知道金属键的概念及其实质，能够用金属键理论解释金属的物理特性。
第1课时 离子键与金属键
知识回顾
1.什么是离子键？
离子键
阴阳离子间通过静电作用形成的化学键。
2.哪些物质中存在离子键？
注意：
①全由非金属元素组成的物质也可以含离子键，如：铵盐NH4Cl
②AlCl3、BeCl2等中存在的是共价键。
3.形成离子键的两元素原子的电负性要求？
成键原子所属元素的电负性差值越大（一般＞1.7），原子之间越容易发生电子得失，形成离子键。
电负性较大的非金属元素的原子容易获得电子形成阴离子，电负性较小的金属元素的原子容易失去价电子形成阳离子。当这两种原子相互接近到一定程度时，容易发生电子得、失而形成阴、阳离子，阴、阳离子通过静电作用——离子键可形成稳定的化合物。
静电作用
吸引力
排斥力
当静电作用中同时存在的引力和斥力达到平衡时，体系的能量最低，形成稳定的离子化合物。
CsCl晶体中，
每个Cl—周围吸引8个Cs+；
每个Cs+周围吸引8个Cl—。
2、离子键的特征
NaCl晶体中，
每个Cl—周围吸引6个Na+；
每个Na+周围吸引6个Cl—。
阳离子与阴离子半径比越大,离子周围所能容纳带异性电荷离子的数目就越多。
思考1：食盐具有较高的熔点和沸点以及较大的硬度，如何解释呢？
离子键的影响因素：
离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强。
化合物 离子所带电荷 离子半径
KCl 1 1 r K+＞r Na+ ＞ r Mg2+
r Cl- ＞ r O2-
NaCl 1 1
MgO 2 2
Na2O 1 2
练:下列离子化合物熔点最高的是（ ）
A.KCl B.NaCl C.MgO D.Na2O
C
Mg2＋和O2－所带电荷为2，且Mg2＋半径在所给阳离子中最小，O2－半径比Cl－小，故MgO中的离子键最强。
在NaCl中，Na+Cl－离子间存在着较强的离子键，破坏它需要较多的能量。
离子键越强，离子化合物的硬度越大，熔沸点越高。
观察卤化银AgX（X=F、Cl、Br、I）的部分结构参数和性质（表2-3-1），你是否会产生疑问∶为什么从 AgCl到 Agl，实测键长与离子半径之和的差距在逐渐增大，难溶性随之增加 这些变化的本质原因是什么
拓展视野
离子极化
拓展视野
离子极化
从表面上看，卤化银是由带正电荷的 Ag+和带负电荷的X-通过离子键结合在一起的，它们都应当是离子化合物，但实际上并非如此。这是因为，基本上呈球对称的离子本身所带有的电荷会形成一个电场，阴、阳离子在相互的电场作用下，会使离子内的电子分布发生相对偏移。这种在电场的作用下产生的离子中的电子分布发生偏移的现象称为离子极化。离子极化可能导致阴、阳离子的外层轨道发生重叠，从而使得许多离子键不同程度地带有一些共价性，继而导致键长缩短、键能增加，甚至出现结构变异。对卤化银系列化合物而言，由于从F-到I-半径增大，在具有较强极化能力的 Ag+的极化下，促使AgX的键型由离子键（AgF）向共价键过渡，Agl已成为以共价键为主的结构，因而从 AgF 到 AgI ，卤化物的性质发生了一定的变化。
Ti
金属样品
1. 通过实验测知，将1 mol Cu、1 mol Fe、1mol W转变成气态原子，需吸收的能量分别为 306.7 kJ、340.2 kJ和 824.0 kJ，因此金属铜、金属铁、金属钨的熔点分别高达1083℃、1 538℃和3 422 C。
2、钠的硬度小，铁的硬度大。
联想质疑
金属键——存在于固体金属单质或合金中
1、金属键
定义：
成键原子：实质：
特征：
“自由电子”和金属阳离子之间的强的相互作用。
无方向性、无饱和性
电性作用
金属阳离子和自由电子
电子在整个三维空间运动，属于整块固态金属，被所有原子所共用，从而把所有的原子维系在一起。
金属元素的电负性、电离能较小，金属原子的价电子易脱离原子核的束缚。——“自由电子”
金属原子半径减小，价电子数增多，单质中所形成金属键依次增强，故钠、镁、铝熔沸点和硬度的大小顺序是：钠＜镁＜铝
价电子数相同，随原子序数的递增，原子半径依次增大，则单质中所形成金属键依次减弱，故钠、钾、铷、铯熔沸点和硬度的大小
顺序是：钠＞钾＞铷＞铯
2、判断钠、镁、铝熔沸点和硬度的大小？
1、判断钠、钾、铷、铯熔沸点和硬度的大小？
金属原子半径越小，价电子越多，金属键就越强。
(1)同周期金属单质，从左到右(如Na、Mg、Al)熔、沸点升高
(2)同主族金属单质，从上到下(如碱金属)熔、沸点降低
(4)合金的熔、沸点比其各成分金属的熔、沸点低
规律：
(3)金属晶体熔点差别很大，如汞常温为液体，熔点很低(－38.9 ℃)，而铁等金属熔点很高(1535 ℃)。
导热性
导电性
延展性
金属光泽
2、金属性质
(1)不透明，有金属光泽
固体金属中有“自由电子”，能够吸收所有频率的光并很快放出。
金属在粉末状态时，金属原子的取向杂乱，排列不规则，吸收可见光后不能再反射出来，所以金属粉末常呈暗灰色或黑色
(2)良好的导电性
在外加电场的作用下，“自由电子”发生定向移动而形成电流。
(3)良好的导热性
当金属中有温度差时，通过不停运动着的“自由电子”与金属阳离子间的碰撞，把能量由高温处传向低温处，从而使整块金属达到相同的温度。
(4)良好的延展性
金属键没有方向性，当金属受到外力作用时，金属原子间发生相对滑动而不会破坏金属键，金属发生形变但不会断裂。
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金属的物理性质
决定
原子半径
价电子数
原子半径越大，价电子数越少，金属键越弱，反之，金属键越强
延展性
导电性
导热性
金属光泽
......
金属键越强，金属的熔沸点越高，硬度越大
熔沸点
键型 离子键 共价键(含配位键) 金属键
概念 阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键 原子间通过共用电子对形成的化学键 自由电子和金属阳离子之间的强的相互作用
成键方式 通过得失电子达到稳定结构 通过形成共用电子对达到稳定结构 许多原子共用许多电子
成键粒子 阴、阳离子 原子 自由电子、金属阳离子
成键性质 静电作用 静电作用 静电作用
形成条件 活泼金属元素与活泼非金属元素化合时形成离子键 同种或不同种非金属元素化合时形成共价键(稀有气体元素除外) 固态金属或合金
成键特征 无方向性和饱和性 有方向性和饱和性 无方向性和饱和性
存在 离子化合物 绝大多数非金属单质、共价化合物、某些离子化合物 金属单质、合金