2019-2020学年苏教版化学选修三新素养同步学案：专题3 第二单元 离子键 离子晶体 Word版含答案

第二单元 离子键 离子晶体

1．加深对离子键的认识，理解离子键没有饱和性、没有方向性的特点。 2．认

识几种典型的离子晶体。 3．能大致判断离子键的强弱，了解晶格能的概念，能说明晶格能的大小与离子晶体性质的关系。 4．能识别氯化钠、氯化铯等晶胞结构。

离子键的形成

1．概念：阴、阳离子间通过静电作用形成的化学键。

2．形成：在离子化合物中，阴、阳离子之间的静电引力使阴、阳离子相互吸引，阴离子的核外电子与阳离子的核外电子之间、阴离子的原子核与阳离子的原子核之间的静电斥力使阴、阳离子相互排斥。当阴、阳离子之间的静电引力和静电斥力达到平衡时，阴、阳离子保持一定的平衡核间距，形成稳定的离子键，整个体系达到能量最低状态。

3．根据元素的金属性和非金属性差异，金属性较强的金属原子与非金属性较强的非金属原子间易形成离子键。例如：ⅠA、ⅡA族元素与ⅥA、ⅦA族元素易形成离子键。

4．离子键的特点：离子键没有方向性和饱和性。 5．常见的离子化合物

(1)活泼金属元素(ⅠA、ⅡA族)和活泼非金属元素(ⅥA、ⅦA族)形成的化合物。 (2)活泼金属离子和酸根(或氢氧根)形成的化合物。 (3)铵根和酸根(或活泼非金属元素离子)形成的盐。

1．下列关于离子化合物的叙述正确的是( ) A．离子化合物中都只含有离子键 B．离子化合物中的阳离子只能是金属离子

C．离子化合物如能溶于水，其所得溶液一定可以导电 D．溶于水可以导电的化合物一定是离子化合物

解析：选C。离子化合物中的阳离子不一定是金属离子，如NH4Cl，阳离子为NH4而不是金属离子；共价化合物溶于水也可能导电，如NH3、SO2、HCl等。

2．下列关于离子键特征的叙述中，正确的是( )

A．一种离子对带异性电荷离子的吸引作用与其所处的方向无关，故离子键无方向性 B．因为离子键无方向性，故阴、阳离子的排列是没有规律的，随意的 C．因为氯化钠的化学式是NaCl，故每个Na周围吸引一个Cl

D．因为离子键无饱和性，故一种离子周围可以吸引任意多个带异性电荷的离子

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解析：选A。离子键的特征是无方向性和饱和性。因为离子键无方向性，故带异性电荷的离子间的相互作用与其所处的方向无关，但为了使物质的能量最低，体系最稳定，阴、阳离子的排列是有规律的，而不是随意的；离子键无饱和性，体现在每个离子周围可以尽可能多地吸引带异性电荷的离子，但也不是任意的，每个离子周围吸引带异性电荷的离子的多少主要取决于阳离子与阴离子的半径比。

离子键 离子化合物

1．下列说法中正确的是( )

A．形成离子键的阴、阳离子间只存在静电吸引力

B．第ⅠA族元素与第ⅦA族元素形成的化合物一定是离子化合物 C．离子化合物的熔点一定比共价化合物的熔点高 D．离子化合物中可能只含有非金属元素

解析：选D。形成离子键的阴、阳离子之间不但存在阴、阳离子之间的相互吸引，也存在着电子之间的相互排斥和原子核之间的相互排斥，A项错误；氢是第ⅠA族元素，HX(X为卤素元素)都是共价化合物，B项错误；NaCl是离子化合物，SiO2是共价化合物，但前者的熔点较低，C项错误；NH4Cl、(NH4)2SO4等都是只含有非金属元素的离子化合物，D项正确。

2．能以离子键相结合生成A2B型(B为阴离子)离子化合物的是( ) A．原子序数为11和17 B．原子序数为20和9 C．原子序数为13和17 D．原子序数为19和16

解析：选D。A项中生成NaCl离子化合物，B项中生成CaF2离子化合物，C项中生成AlCl3共价化合物，D项中生成K2S 离子化合物，故选D。

3．为了确定SbCl3、SbCl5、SnCl4是否为离子化合物，可以进行下列实验，其中合理、可靠的是( ) 选项 A B 实验 常温下观察，SbCl5为黄色液体，SnCl4为无色液体 结论 结论：SbCl5和SnCl4都是离子化合物 测定三种物质的熔点，依次为73．5 ℃、2．8 ℃、结论：SbCl3、SbCl5、SnCl4都－33 ℃ C 将三种物质分别溶解于水中，各滴入HNO3酸化的AgNO3溶液，产生白色沉淀 测定三种物质水溶液导电性，发现它们都可以导电 不是离子化合物 结论：SbCl3、SbCl5、SnCl4都是离子化合物 结论：SbCl3、SbCl5、SnCl4都是离子化合物 D 解析：选B。离子化合物一般熔、沸点较高，熔融态可导电。某些共价化合物溶于水后也可以发生电离而导电，如HCl等，并且HCl溶于水电离产生Cl－，也能与HNO3酸化的AgNO3溶液反应，产生白色沉淀，故A、C、D都不可靠。

离子晶体

1．概念：由阴离子和阳离子通过离子键结合而成的晶体。

2．物理性质：一般来说，离子晶体具有较高的熔点和一定的硬度。这些性质都是因为离子晶体中存在着离子键，若要破坏这种作用需要获得能量。

3．晶格能(U)

(1)概念：拆开1 mol离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子时所吸收的能量，单位为kJ·mol1。

(2)意义：晶格能用来衡量离子晶体中阴、阳离子间静电作用的大小。

(3)影响因素：在离子晶体中，离子半径越小，离子所带的电荷数越多，则晶格能越大。晶格能越大，阴、阳离子间的离子键就越牢固，形成的离子晶体就越稳定，而且熔点越高，硬度越大。

4．氯化钠、氯化铯的晶体结构特征

(1)NaCl型晶体结构模型(左下图)：配位数为6。

①在NaCl晶体中，每个Na周围同时吸引着6个Cl，每个Cl周围也同时吸引着6个Na。

②每个Na周围与它最近且等距的Na有12个，每个Na周围与它最近且等距的Cl有6个。

(2)CsCl型晶体结构模型(右下图)：配位数为8。

①在CsCl晶体中，每个Cs周围同时吸引着8个Cl，每个Cl周围也同时吸引着8个Cs。

②每个Cs与6个Cs等距离相邻，每个Cs与8个Cl等距离相邻。

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1．下列说法不正确的是( )

A．晶格能越大，离子晶体中离子键越牢固

B．离子晶体一般具有较高的熔点的性质与其晶体中存在离子键有关 C．离子键的实质是静电作用 D．静电作用只有引力

解析：选D。离子键是阴、阳离子之间的静电作用，包括静电吸引和静电排斥。 2．下列关于晶格能的叙述中正确的是( ) A．晶格能仅与形成晶体中的离子所带电荷有关 B．晶格能仅与形成晶体的离子半径有关 C．晶格能是指相邻的离子间的静电作用 D．晶格能越大的离子晶体，其熔点越高

解析：选D。晶格能大小与离子所带电荷数成正比，与阴、阳离子半径的大小成反比。晶格能越大晶体的熔、沸点越高，硬度也越大，A、B项错误，D项正确。晶格能是指拆开1 mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量，既有量的限定：1 mol，又有粒子的限定：阴、阳离子，C项错误。

3．如图是从NaCl或CsCl晶体结构中分割出来的部分结构图，其中属于从CsCl晶体中分割出来的结构图是( )

A．(1)和(3) C．(1)和(4)

B．(2)和(3) D．只有(4)

解析：选B。根据NaCl和CsCl晶体结构特点分析图示。(1)中由黑球可知，其配位数为6，(4)图应为简单立方结构，故(1)(4)应为NaCl晶体部分结构。(2)中由黑球知其配位数为8，(3)图为体心立方结构，故(2)(3)应为CsCl晶体部分结构，所以B项正确。

4．连线题。