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《离子晶体》课件

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人教版高中物理课件-离子晶体

人教版高中物理课件-离子晶体

重點難點
1.掌握常見離子 晶體的晶胞結構， 會計算晶胞中各 種微粒的個數。 (重點) 2.能通過 離子鍵的強弱判 斷離子晶體的性 質。(重難點)
陽離子 陰離子 離子鍵
2．决定晶体结构的因素
半徑比 電荷比
3．常见离子晶体的配位数
配位数 阴离子配位数 阳离子配位数
晶体
NaCl
6
6
CsCl
8
8
CaF2
A．①⑧
B．②③⑥ C．①④⑦ D．②⑤
【解析】 离子晶体液态时能导电，难溶于非极性溶 剂，熔点较高、质硬而脆，固体不导电，故②③④⑤⑦均不 符合离子晶体的特点；⑥中熔点达3 900 ℃，硬度很大应是 原子晶体。故只有①⑧符合题意。
【答案】 A
2 ． (2013·浙 江 高 考 自 选 模 块 节 选 )NaF 的 熔 点
4
8
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。
1.概念 离子晶体的晶格能是指 氣態離子 形成1 摩 离子晶体释 放的能量，通常取正值 ，单位 kJ·mol－1 。离子晶体的晶格 能是最能反映 晶體穩定性 的数据。 2．晶格能的作用 晶格能越大，形成的离子晶体越穩定 ，而且熔点越高 ， 硬度 越大 。
●教学流程设计
演示結束
課標解讀
1.瞭解離子鍵、離子晶體的概念，能從 晶胞這個結構單元認識常見離子晶體的 結構。 2.理解離子晶體的結構與性質的關係， 並能根據離子晶體的結構特點解釋其物 理性質。 3.瞭解晶格能的概念及晶格能與晶體性 質的關係。 4.初步學會用晶格能從定量角度分析離 子晶體的物理性質。
1．离子晶体 (1)离子晶体是由阳离子和阴离子通过离子键结合而成 的晶体。 (2)离子晶体微粒之间的作用力是离子键。由于静电作 用没有方向性，故离子键没有方向性。只要条件允许，阳离 子周围可以尽可能多地吸引阴离子，同样，阴离子周围可以 尽可能多地吸引阳离子，故离子键也没有饱和性。根据静电 作用大小的影响因素可知，在离子晶体中阴阳离子半径越 小，所带电荷数越多，晶格能越大，离子键越强。 (3)离子晶体中不存在单个分子，晶体的化学式只表示 晶体中阴阳离子的个数比，而不是表示分子的组成。

【教学课件】《离子晶体》(人教)

【教学课件】《离子晶体》(人教)
（2）原子晶体中，结构相似时，原子半径越小，共价键 键长越短，键能越大，熔点越高。 （3）分子晶体中（不含氢键时），分子组成和结构相似 时，相对分子质量越大，范德华力就越强，熔点就越高。
人民教育出版社 九年级 | 上册
（3）金属晶体中，离子半径越 小，离子电荷越高，金属键就越 强，熔点就越高。合金的熔点比 它的各成分金属的熔点低。
人民教育出版社 九年级 | 上册
练习
下列物质的晶体，按其熔点由低到高的排列顺序正确的是（） A.NaCl|、SiO2、CO2 B.NaCl、CO2、SiO2 C.NaCl、MgO、SiO2 D.NaCl、SiO2、MgO
1、什么是离子键？什么是离子化合物？
离子键：使阴、阳离子结合成离子化合物的静电作用； 离子化合物：由阳离子和阴离子组成的化合物。
人民教育出版社 九年级 | 上册
知识回顾
2、我们已经学过几种晶体？它们的结构微粒和微粒间的相互作用 分别是什么？
（1）分子晶体 ①定义：分子间通过分子间作用力构成的晶体； ②构成微粒：分子； ③微粒间作用：a.分子间作用力，部分晶体中存在氢键；b.分子内 存在化学键，在晶体状态改变 时不被破坏。
人民教育出版社 九年级 | 上册
离子晶体与离子化合物之间的关系？
离子化合物不一定是离子晶体，离子晶体一定是离 子化合物。
人民教育出版社 九年级 | 上册
判断正误：
1、离子晶体一定是离子化合物。 2、含有离子的晶体一定是离子晶体。 3、离子晶体中只含离子键。 4、离子晶体中一定含金属阳离子。 5、由金属元素与非金属元素组成的晶体一定是
决定离子晶体结构的因素
几何因素： 晶体中正负离子的半径比。 电荷因素： 晶体中正负离子的电荷比。 键性因素： 离子键的纯粹程度。

化学：3.4《离子晶体》PPT课件(新人教版-选修3)

化学：3.4《离子晶体》PPT课件(新人教版-选修3)

综合应用
NiO的摩尔质量M g/mol,密度为ρg/mL,阿伏 加德罗常数为NA,
求晶胞中两个距离最近的氧离子中心间的距 离为多少cm?
综合应用
Hale Waihona Puke (2)天然的和大部分人工制备的 晶体都存在各种缺陷，例如在 某种NiO晶体中就存在以下缺陷： 一个Ni2+空缺，另有两个Ni2+被 两个Ni3+所取代。其结果晶体仍 呈电中性，但化合物中Ni和O的 比值却发生了变化。某氧化镍 样品组成为Ni0.97O, 试计算该晶体中Ni3+与Ni2+的离子数之比。 参考答案： Ni3+ ：Ni2+＝6 ：91
计算方法：均摊法 顶点占1/8；棱占1/4；面心占1/2；体心占1
（3）与Na+等距离且最近的Na+ 、Cl- 各有几个？
与Na+等距离且最近的Cl- 有：6个
与Na+等距离且最近的Na+ 有：12个
（2）氯化铯型晶胞
CsCl晶胞
（1）铯离子和氯离子的位置：
铯离子：体心
氯离子：顶点；或者反之。
（2）每个晶胞含铯离子、氯 离子的个数 铯离子：1个 ；氯离子：1个 （3）与铯离子等距离且最近 的铯离子、氯离子各有几个？ 铯离子：6个 ；氯离子：8个
3.4《离子晶体》
2Na + Cl2 == 2NaCl
Na
+11
+17
Cl
Na+
+11
+17
Cl-
Na+ Cl-
一、离子键
1、定义：
2、常见物质
一、离子晶体
1、定义：由阳离子和阴离子通过离

人教化学选三物质结构与性质同步配套课件：3.4离子晶体

人教化学选三物质结构与性质同步配套课件：3.4离子晶体
晶体破碎。
一
二
3.离子晶体不导电,熔化或溶于水后能导电
离子晶体中,离子键较强,离子不能自由移动,即晶体中无自由移
动的离子,因此,离子晶体不导电。当升高温度时,阴、阳离子获得
足够能量克服离子间的相互作用,成为自由移动的离子,在外界电
场作用下,离子定向移动而形成电流。离子化合物溶于水时,阴、
阳离子受到水分子作用变成了自由移动的离子(实质上是水合离
NaCl晶体模型,利用熟悉的模型去解答有关问题。
知识点1
知识点2
知识点3
四大晶体比较
【例题3】 如图为一些晶体中的结构,它们分别是NaCl、CsCl、干
冰、金刚石、石墨中的某一种。
知识点1
知识点2
知识点3
(1)其中代表金刚石的是
(填字母,下同),其中每个碳原子
与
个碳原子最近且距离相等,金刚石属于
晶体。
(2)其中代表石墨的是
,其中每个正六边形占有的碳原子
平均数为
。
(3)其中表示NaCl的是
,每个Na+周围与它最近的
个Na+紧邻。
(4)代表CsCl的是
,它属于
晶体,每个Cs+与
个Cl-紧邻。
(5)代表干冰的是
,它属于
晶体,每个CO2分子与
个CO2分子紧邻。
答案：(1)D 4 原子 (2)E 2 (3)A 12 (4)C 离子 8
子),在外界电场作用下,阴、阳离子定向移动而导电。
难溶于水的强电解质,如BaSO4、CaCO3等溶于水,由于溶液中自
由移动的离子浓度极小,故导电性极差。通常情况下,我们说它们
的水溶液不导电。
一
二
4.溶解性

人教版化学选修三《离子晶体》精品课件

人教版化学选修三《离子晶体》精品课件

---Cs+
①铯离子和氯离子的配位数： 每个Cs+周围同时吸引8个Cl-，每个Cl-周 围同时吸引8个 Cs + 化学式：CsCl
②每个晶胞含 1 个铯离子、 1 个氯离子。 化学式：CsCl ③与铯离子等距离且最近的铯离子有 6 ④与氯离子等距离且最近的氯离子有 6 个。 个。
3.CaF2晶体的结构模型
第四节 离子晶体
离子晶体定义、成键粒子、相互作用力
定义： 由阳离子和阴离子通过离子键结合而 成的晶体。
成键粒子： 阴、阳离子
相互作用力：离子键
常见晶体离子：强碱、活泼金属氧化物、大 部分的盐类。
离子晶体的结构特征
①离子键没有饱和性和方向性，在晶体中 阴阳离子尽可能采取最密堆积； ②离子晶体中不存在单独的分子，化学式 代表阴阳离子最简个数比；
晶格能定义、符号和单位 1.定义：气态离子形成1摩尔离子晶体时释放 的能量。 2.符号：U 3.单位：kJ/mol
晶格能的大小的影响因素
离子电荷越大，阴、阳离子半径越小，即 阴、阳离子间的距离越小，则晶格能越大。简 言之,晶格能的大小与离子带电量成正比,与离
子半径成反比。
晶格能的作用和意义
晶格能越大 ，则 ①形成的离子晶体越稳定；（离子键越强） ②熔点越高；
①Ca2+的配位数： 8 F-的配位数：4 化学式：CaF2 ②一个CaF2晶胞中含： 4个Ca2+和8个F化学式：CaF2
---Ca2+ ---F-
4.ZnS晶体的结构模型
①Zn2+离子的配位数： 4 S2-的配位数： 4 化学式：ZnS ②一个ZnS晶胞中含:4个阳离子和4 个阴离子 化学式：ZnS
决定离子晶体结构的因素

第四节离子晶体

第四节离子晶体

7、几种常见离子晶体： 、几种常见离子晶体：
配位数： 离子晶体中离子的配位数 离子晶体中离子的配位数：一个离子周围最邻 近的异电性离子的数目。 异电性离子的数目 近的异电性离子的数目。缩写为 C.N.
⑴
NaCl晶胞 NaCl晶胞
注意Na+、Cl－离 注意 子的排布位置
（1）每个晶胞含( 4 ) 个”NaCl”？ NaCl”？ 每个晶胞含( NaCl晶体中 晶体中， 配位数是（ （2）在NaCl晶体中，Na+配位数是（ 6 ） 配位数是（ ）；Na 周围的Cl Cl-配位数是（ 6 ）；Na+周围的Cl-在空间构 成的几何构型为（ 正八面体 ） 成的几何构型为（ （3）在NaCl晶体中，每个Na+周围与之 NaCl晶体中，每个Na 晶体中 距离最近且相等的Na 距离最近且相等的Na+ 共有 个； 12
规律总结 题型二:物质的熔沸点与晶体类型的关系 题型二 物质的熔沸点与晶体类型的关系
1、常温下的状态： 、常温下的状态： 熔点：固体＞ 熔点：固体＞液体 沸点：液体＞ 沸点：液体＞气体 2、若晶体类型不同，一般情况下： 、若晶体类型不同，一般情况下： 原子晶体＞离子晶体＞ 原子晶体＞离子晶体＞分子晶体 3、若晶体类型相同，构成晶体质点间的作用大，则熔 、若晶体类型相同，构成晶体质点间的作用大， 沸点高，反之则小。 沸点高，反之则小。 离子晶体中，结构相似时，离子半径越小， ⑴离子晶体中，结构相似时，离子半径越小， 离子电荷越高，离子键就越强，熔沸点就越高。 离子电荷越高，离子键就越强，熔沸点就越高。 原子晶体中，结构相似时，原子半径越小， ⑵原子晶体中，结构相似时，原子半径越小， 键长越小、键能越大,熔沸点越高。 键长越小、键能越大 熔沸点越高。 熔沸点越高

离子键离子晶体 完整版课件


即时应用 1. 下列叙述正确的是( ) A．离子键有饱和性和方向性 B．离子化合物只含有离子键 C．有些离子化合物既含有离子键又含有共 价键 D．离子化合物中一定含有金属元素
解析：选C。一种离子对带异种电荷离子的 吸引作用与其所处的方向无关，所以离子键 无方向性，一种离子可以尽可能多地吸引带 异种电荷的离子，所以离子键无饱和性；离 子化合物中一定含有离子键，可能含有共价 键，如NaOH；离子化合物中不一定含有金 属元素，如NH4Cl。
形成稳定的钠离子(Na＋：1s22s22p6)；氯原子 的电子排布式为：1s22s22p63s23p5，易得到一 个电子，达到氩原子的电子排布，形成稳定 的氯离子(Cl－：1s22s22p63s23p6)；然后钠离子 (阳离子)和氯离子(阴离子)间以离子键相结合 形成氯化钠晶体。
探究导引2 离子键的形成过程中，只表现为 阴、阳离子间的静电吸引作用吗？ 提示： 不是。离子键的实质是静电作用， 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、
新知初探自学导引
自主学习
一、离子键的形成 1. 概念：___阴__、__阳__离__子____间通过 __静__电__作__用____形成的化学键叫做离子键。 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
共价化合物HCl溶于水形成能导电的溶液，所 以C项错误；共价化合物不含离子，以分子形 式存在，在熔融状态下也不会电离出离子， 所以不能导电，而离子化合物可以电离出离 子，所以D项正确。
要点突破讲练互动
要点一 离子Leabharlann 的形成探究导引1 从原子结构的角度说明氯化钠 中离子键的形成过程。 提示：钠原子的电子排布式为： 1s22s22p63s1，易失去最外层的一个电子，达 到氖原子的电子排布，

离子晶体ppt课件


【练一练】
4、MgO、Rb2O、CaO、BaO四种离子晶体熔点的高低顺序是( B ) A．MgO＞Rb2O＞BaO＞CaO B．MgO＞CaO＞BaO＞Rb2O C．CaO＞BaO＞MgO＞Rb2O D．CaO＞BaO＞Rb2O＞MgO
3、晶格能与离子晶体性质的关系
因为晶格能的大小标志着离子晶体裂解成气态阴、阳离子的难易程 度，反映着离子晶体中离子键的强度，故它与离子晶体的性质有着 密切联系。
比较项目离 子化合物
NaBr NaCl MgO
离子电荷 数 1 1 2
核间距 /pm 298 282 210
晶格能 /kJ·mol－1
747 786 3791
8
4
4
阳离子的配位数 6
8
4
8
(2)影响配位数的因素
①几何因素：晶体中正、负离子的半径比。离子半径比值越大， 配位数就越大 (见下表)
离子晶体 NaCl CsCl ZnS
正、负离子半径比(r＋/r－) r＋/r－＝0.52(0.414～0.732) r＋/r－＝0.93(0.732～1.00) r＋/r－＝0.27(0.225～0.414)
【练一练】
1、仅由下列各组元素所构成的化合物，不可能形成离子晶体的是 (A )
A．H、O、S B．Na、H、O C．K、Cl、O D．H、N、Cl 2、下列关于离子化合物的叙述正确的是( C ) 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
①1个CaF2的晶胞中，有4个Ca2＋，有4个F－ ②CaF2的晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同， Ca2＋配位数是8，F－的配位数是4源自5、离子晶体中离子的配位数

鲍林规则.离子晶体结构ppt课件

3
2．电价规则（鲍林第二规则）
在一个稳定的离子型晶体结构中，每一个负离子的电价
Z-应该等于（或近似等于）其邻近的正离子到该负离子
的各静电键强度 S 的总和 Z
Si
(
Z n
)i
。
其中Si为第i种正离子静电键强度，Z+为正离子的电荷， n为其配位数。
静电键强度实际是离子键强度，也是晶体结构稳定性 的标志。
(3)属于CsCl结构:CsBr，CsI
9
２、NaCl型结构
11））鲍鲍林林规规则则：： ①第一规则： ①第一规则：
rNa rNa
0.095nm, r 0.095nm,Crl
Cl
0.181nm, r 0.181nm,r
r r
0.502.552，5 ，0.401.44-104.7-03.27，32C，NC+=N6=，6，
四个[CaF8] 共顶相连
③[CaF8]立方体可以共棱和共面相连，实际上共棱相连
12
(2）结构特点 立方晶系,面心立方点阵，把Ca2+作立方堆积，F占据全部四面体空隙，若F-作立方堆积，Ca2+只 占据一半的立方体空隙。 • 从空间格子观点看，一套Ca2+面心立方格子与两 套F-面心立方格子穿插而成。 晶胞内有4个CaF2分子。
正离子之间，有尽量互不结合的趋势（特别倾向于共顶相连）。 如硅酸盐晶体M2S，存在[MgO6]八面体，[SiO4]四面体，∵Si4+Si4+斥力＞Mg2+- Mg2+∴[SiO4]孤立存在，[SiO4]与 [MgO6]共顶， 共棱相连，结构才稳定。 5．节约规则（鲍林第五规则） 在同一晶体中，同种正离子与同种负离子的结合方式应最大限 度地趋于一致。

3.1.1金属晶体 离子晶体 课件 高二下学期化学人教版(2019)选择性必修2


课堂练习4:金属晶体的下列性质中,不能用金属晶体结构加以解释的是( D )
A.易导电
B.易导热 C.有延展性
D.易锈蚀
课堂练习5:下列四种有关性质的描述，可能是金属晶体的是（ B ）
A、有分子间作用力结合而成，熔点很低
B、固体或熔融态易导电，熔点较高
C、由共价键结合成网状晶体，熔点很高 D、固体不导电，熔融态也不导电，但溶于水后能导电
讨论： CaCO3 、(NH4)2SO4 、 CuSO4·5H2O、 Cu(NH3)4SO4·H2O观察以 上离子晶体中都含有哪些微观粒子？晶体 内部存在哪些类型的化学键？
离 子 构成微粒
晶
体
阴、阳离子 (单原子或多原子)
电中性分子
作用力
离子键、共价键 氢键、范德华力
注意：贯穿整个晶体的主要作用力仍是阴、阳离子之间的作用力。
而铁常温下为固体，熔点很高。
(4)金属晶体的结构
由于金属键没有饱和性和方向性，因此金属原子尽可能采取最紧密 的堆积方式，使得金属晶体结构最稳定，能量最低。
六方最密堆积
面心立方最密堆积
体心立方密堆积
Mg、Zn、Ti
Ca、Al、Cu、Ag、Au、Pd、Pt Li、Na、K、Ba、W、Fe
课堂练习3:正误判断
(4)金属光泽
自由电子可吸收所有频率的光， 很快释放出去，绝大多数块状 金属具有光泽。某些金属因易 吸收某些频率光而呈特殊颜色。
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
(5)金属材 料形成合金以后性能为什么会改变？ 当向金属晶体中掺入不同的金属或非金属原子时， 就像在滚珠之间掺入 了 细小而坚硬的砂土或碎石一样，会 使这种金属的延展性甚至硬度发 生改变，所以金属材 料形成合金以后性能发生改变
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NaCl的晶体结构模型
---Cl- --- Na+
NaCl晶体中阴、阳离子配位数
（2）氯化铯型晶胞
CsCl的晶体结构及晶胞构示 意图
---Cs+ ---Cl-
CsCl晶胞
（1）铯离子和氯离子的位置：
铯离子：体心
氯离子：顶点；或者反之。 （2）每个晶胞含铯离子、氯 离子的个数 铯离子：1个 ；氯离子：1个 （3）与铯离子等距离且最近 的铯离子、氯离子各有几个？
（2）0.97 mol的镍离子的平均带电量为2，那 么1 mol镍离子的平均带电量为2/0.97，这是 +2和+3价的镍离子的共同电量，由此可列方程 式。不同于上解的是，这种做法将0.97 mol镍 离子化为1 mol镍离子来计算。
解法一：
设1molNi中含Ni2+ x mol，则含Ni3+（1-x）mol ，根据电荷守恒：
参考答案： Ni3+ ：Ni2+＝6 ：91
分析：
本题命题角度较新颖，实际上难度不 大，第（2）题所提供的Ni0.97O信息，实 际上是一种“平均化学式”。尽管题给 示 意 图 及 题 目 叙 述 中 提 到 了 有 “ Ni2+” 空缺，但“Ni0.97O”的平均化学式与所 述的“空缺”无关，它只是遵循着电中 性原则，即由于掺杂多带一个电荷的 Ni3+代替了部分Ni2+ ，才使“NiO”变成 了“Ni0.97O”。
2x+3(1-x)=2/0.97 x=91/97
n(Ni3+): n(Ni2+)=(1-91/97)∶91/97=6∶91
解 法 二 ： 因 为 中 Nio.97O 中 既 有 +2 价 的 离 子
又有+3价的镍离子，所以可写成xNiO·yNi2O3 的复合形式，该形式中很容易看出镍离子的总 和为x+2y，氧离子的总和为x+3y，因此可列方 程如下：
练习
❖ 1、下表列出了有关晶体的知识，其中错误的是（ B ）
A
B
C
D
晶体
硫化钾 干冰 金刚石 碘
组成晶体的微粒 阴阳离子 分子 原子 分子
晶体微粒间存在的 离子键 作用力
共价键 共价键 范德华力
❖ 2、下列物质的晶体，按其熔点由低到高的排列顺序正确的 是（ C ）
A．NａCｌ、SｉO2、CO2 B．NａCｌ、CO2、SｉO2 C．NａCｌ、MｇO、SｉO2 D．NａCｌ、SｉO2、MｇO ❖ 3、用离子的电荷和半径解释下列离子晶体熔点高低的顺序。
（1）：x+2y=0.97 镍离子个数守恒 x+3y=1 氧离子个数守恒
（2）：（x+2y ）/（x+3y）=0.97/1 同样 可以求出三价镍与二价镍离子数目之比。
主页
㎝-3
总结
综合应用
变式 (1)NiO晶体结构与 NaCl相同，设NiO的摩尔 质量M g/mol,密度为 ρg/mL,阿伏加德罗常数为 NA,求晶胞中两个距离最近 的氧离子中心间的距离为 解题思路：（1）每个多晶胞少中cm含?NiO的个数（2）
一个晶胞的质量（3）一个晶胞的体积（4）晶胞 的边长（5）晶胞中任一个面对角线长度的一半
Na+
Cl- Na+ Na+
Cl- NaC-+ l
Na+ ClNa+
NaC+ l-
Cl-
Na+
Cl-
Na+ Cl-
Na+
Cl-
Cl- Na+ Na+
NaC-+ l
ClNa+
ClNa+
可见：在NaCl晶 体中，钠离子、 氯离子按一定的 规律在空间排列 成立方体。
氯化钠的晶胞
（1）钠离子和氯离子的位置：
离子晶体 NaCl CsCl
阴离子的配位数
6 8
阳离子的配位数
6 8
决定离子晶体结构的因素
❖几何因素
晶体中正负离子的半径比
❖电荷因素
晶体中正负离子的电荷比
❖键性因素
离子键的纯粹程度（纯粹因素）
科学视野
[阅读思考] 碳酸盐热分解的实质是什么？ 表3-7的有关数值说明了什么？
组成碳酸盐中阳离子的金属的金属 性越弱，金属阳离子的半径越小，碳酸 盐的热稳定性越差，反之越好。
总结一
❖ 离子晶体有什么特点？
无单个分子存在；NaCl不表示分子式。
熔沸点较高，硬度较大，难挥发难压缩。 且随着离子电荷的增加，核间距离的缩短， 晶格能增大，熔点升高。
一般易溶于水，而难溶于非极性溶剂。
固态不导电，水溶液或者熔融状态下能导 电。
❖ 哪些物质属于离子晶体？
强碱、部分金属氧化物、部分盐类。
形成的离子晶体越稳定；（离子键越强）
熔点越高；硬度越大。 晶格能 q1 q2 r
【总结归纳二】
物质的熔点与晶体类型的关系 1、若晶体类型不同，一般情况下：原子晶体＞离子晶 体＞分子晶体。 2、若晶体类型相同，则有： ⑴离子晶体中，结构相似时，离子半径越小，离子电荷 越高，晶格能越大，离子键就越强，熔点就越高。 ⑵原子晶体中，结构相似时，原子半径越小，共价键键 长越短，键能越大，熔点越高。 ⑶分子晶体中（不含氢键时），分子组成和结构相似时， 相对分子质量越大，范德华力就越强，熔点就越高。 ⑷金属晶体中，离子半径越小，离子电荷越高，金属键 就越强，熔点就越高。合金的熔点比它的各成分金属的 熔点低。
（1）MｇO＞KCｌ （2）MｇO＞SｒS （3）NａF＞NａCｌ＞NａBｒ
课堂练习题
• 中学教材上图示的NaCl晶体结构，它向三维空间延伸
得到完美晶体。NiO晶体结构与NaCl相同，Ni2＋与邻近
的O2-核间距为a×10-8 ㎝，计算NiO晶体密度（已知NiO
摩尔质量为74.7g·mol-1)
解：在该晶体中最小正方体中所含的
KBr AgCl、 MgO、CaS、 BaSe
CsCl、CsBr、 CsI、TlCl
ZnS型
Zn2+：4 S2-： 4 -----------
Zn2+：4 ZnS、AgI、 S2-：4 BeO
AB2 CaF2 型
Ca2+：8 ----------- Ca2+：4
F-： 4
F-： 8
碱土金属卤化 物、碱金属氧 化物。
差别较大
差别较大
无（硅为半导体） 无
导体
实例
金刚石、二氧化硅、 晶体硅、碳化硅
Ar、S等
Au、Fe、Cu、钢 铁等
氯化钠晶体
粉末状氯化钠晶体
3.4离子晶体
氯化钠的形成过程：
2Na + Cl2 == 2NaCl
Na
+11
+17
Cl
Na+
+11
+17
Cl-
Na+ Cl-
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。
N即i晶2+、体O中2－每个个数小均正为方: 体4×中18平=均12（含个有）1/2个
NiO.其质量为: 74.7g ×
6.02×1023
1 2
而此小正方体体积为
3
4
8
8
7
(a×10-8㎝)3
故NiO晶体密.02×1023
1 2
(a×10-8㎝)3 =
62.0 a3
g.
2、成键粒子：阴、阳离子 3、相互作用力：离子键
4、常见的离子晶体：
强碱、活泼金属氧化物、大部分的盐类。
5、晶胞类型： （1）氯化钠型晶胞
Na+Cl-CNl-a+NaCN+laN-+aC+l- Na+
Na+ClC- l-
NaC+ l-
Cl- NaN+a+NaCC+ll--
Na+
ClNa+ Cl-
Cl-
各类型离子晶体晶胞的比较
晶体 晶胞 类型 类型
晶胞结构 示意图
距离最近 每个晶 配位数 且相等的 胞含有
相同离子 离子数
实例
NaCl 型
AB CsCl 型
Na+：6 Na+：12 Na+：4 Cl-： 6 Cl-： 12 Cl-： 4
Cs+：8 Cs+：6 Cs+：1 Cl-： 8 Cl-： 6 Cl-：1
铯离子：6个 ；氯离子：8个
(3)CaF2型晶胞
①Ca2+的配位数： 8 ②F-的配位数： 4 ③一个CaF2晶胞中 含： 4个Ca2+和 8个F-
(4)ZnS型晶胞
①阳离子的配位数：4 ②阴离子的配位数：4 ③一个ZnS晶胞中含： 4个阳离子和4个阴离子
科学探究：
❖ 找出CsCl、NaCl两种离子晶体中阳离子和 阴离子的配位数，它们是否相等？
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综合应用
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(2)天然的和大部分人工制备的 晶体都存在各种缺陷，例如在 某种NiO晶体中就存在以下缺陷： 一个Ni2+空缺，另有两个Ni2+被 两个Ni3+所取代。其结果晶体仍 呈电中性，但化合物中Ni和O的 比值却发生了变化。某氧化镍 样品组成为Ni0.97O,试计算该晶 体中Ni3+与Ni2+的离子数之比。
二、晶格能
❖ 定义：气态离子形成1摩离子晶体时释放的
能量。 仔细阅读表3—8，分析 ❖ 晶格能的晶大格小能与阴的、大阳小离与子离所子带晶电荷的乘积
成正比，体与的阴熔、阳点离有子什间么的关距系离？成反比。 简言之,晶格离能的子大晶小体与离的子晶带格电能量成与正哪比,与离子半