第3章 第3节 课时1 金属晶体与离子晶体-【正禾一本通】2024-2025学年高中化学选择性必修2同步课堂高效讲义教师用书（人教版2019 单选）

第三节　金属晶体与离子晶体 第1课时　金属晶体与离子晶体 学习目标 素养解读 1.能辨识常见的金属晶体，能从微观角度分析金属晶体中构成微粒及微粒间作用，并解释金属的物理性质。 2．能辨识常见的离子晶体，能从微观角度理解离子键对离子晶体性质的影响，能从宏观角度解释离子晶体性质的差异。 3．通过对离子晶体模型的认识，理解离子晶体的结构特点，预测其性质 1.从金属晶体、离子晶体的构成微粒及微粒间的作用力角度，准确判断不同的晶体类型，能从物质的微观结构说明同类物质的共性和不同类物质的性质差异及其原因，培养宏观辨识与微观探析的化学学科核心素养。 2．利用金属晶体、离子晶体等晶体模型，理解构成晶体的微粒及微粒间的作用，并利用理论模型推测物质的组成、结构及性质，发展证据推理与模型认知的化学学科核心素养 任务一　金属键与金属晶体 【情境诱思】 纯铝硬度不大，形成硬铝合金后，硬度很大，金属形成合金后为什么有些物理性质会发生很大变化？ 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 提示：合金与纯金属相比，由于增加了不同的金属或非金属，相当于填补了金属阳离子之间的空隙，所以一般情况下合金的延展性比纯金属弱，硬度比纯金属大。 1．金属键 (1)概念及本质 概念 金属阳离子和自由电子之间存在的强烈的相互作用 本质(电子气理论) 金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起，形成像共价晶体一样的“巨分子” 成键粒子 金属阳离子和自由电子 存在 金属单质或合金 (2)金属键的强弱与金属的性质 ①金属键的强弱主要取决于金属元素的原子半径和价层电子数。原子半径越大、价层电子数越少，金属键越弱；反之，金属键越强。 ②金属键越强，金属的熔、沸点越高。 如：熔点最高的金属是钨，硬度最大的金属是铬。 【提醒】 金属键无方向性和饱和性。 金属晶体中的电子不专属于某一个或几个特定的金属阳离子，而几乎是均匀地分布在整块晶体中，因此晶体中存在所有金属阳离子与所有自由电子之间“弥漫”的电性作用，这就是金属键，因此金属键没有方向性和饱和性。 2．金属晶体 (1)通过金属阳离子与自由电子之间的较强作用形成的晶体，叫做金属晶体。 (2)用电子气理论解释金属的物理性质 【提醒】 对金属晶体的组成、性质的正确理解 (1)金属单质和合金都属于金属晶体。 (2)金属晶体中含有金属阳离子，但没有阴离子。 (3)金属导电的微粒是自由电子，电解质溶液导电的微粒是自由移动的阳离子和阴离子；前者导电过程中不生成新物质，为物理变化，后者导电过程中有新物质生成，为化学变化。因而，两者导电的本质不同。 【易错辨析】 1．金属键可以看作许多原子共用许多电子的相互作用，故也有方向性和饱和性(×) 2．金属晶体的熔点一定比共价晶体低(×) 3．同主族金属元素自上而下，金属单质的熔点逐渐降低，体现金属键逐渐减弱(√) 4．金属晶体除了纯金属还有大量合金(√) 【对点练】 1．下图是金属晶体内部电子气理论图。电子气理论可以用来解释金属的性质，其中正确的是(　　) A．金属能导电是因为金属阳离子在外加电场作用下定向移动 B．金属能导热是因为自由电子在热的作用下相互碰撞，从而发生热的传导 C．金属具有延展性是因为在外力的作用下，金属阳离子各层间会出现相对滑动，但自由电子可以起到润滑的作用，使金属不会断裂 D．合金与纯金属相比，由于增加了不同的金属或非金属，使电子数目增多，所以合金的延展性比纯金属强，硬度比纯金属小 解析：选C。金属能导电是因为自由电子在外加电场作用下定向移动，A项错误；金属能导热是因为自由电子在热的作用下与金属阳离子碰撞，从而发生热的传导，B项错误；合金与纯金属相比，由于增加了不同的金属或非金属，相当于填补了金属阳离子之间的空隙，所以一般情况下合金的延展性比纯金属弱，硬度比纯金属大，D项错误。 2．要使金属晶体熔化必须破坏其中的金属键。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，而金属键与金属阳离子所带电荷的多少及半径大小有关。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是逐渐增大的 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且所带的电荷少，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，离子的半径是逐渐增大的，所带电荷相同，金属键逐渐减弱，熔、沸点和硬度都逐渐减小；因镁离子的半径小且所带电荷多，使金属镁比金属钠的金属键强，所以金属镁比金属钠的熔、沸点和硬度都大；因镁离子的半径小而所带电荷相同，使金属镁比金属钙的金属键强，所以金属镁比金属钙的熔、沸点和硬度都大。 任务二　离子晶体 【情境诱思】 离子化合物在我们周围比比皆是。常温下，许多离子化合物都是以晶体形态存在的，如碳酸钙等。 问题1：这些晶体是如何形成的？这些晶体中的微粒又是怎样分布的呢？ 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 提示：由阳离子和阴离子通过离子键结合而成。离子键没有方向性和饱和性，趋向于使离子吸引尽可能多的其他离子分布于周围，并以密堆积的方式降低体系的能量，使晶体变得比较稳定。理论上，结构粒子可向空间无限扩展。 问题2：含金属阳离子的晶体一定是离子晶体吗？离子晶体中一定含有金属元素吗？由金属元素和非金属元素组成的晶体一定是离子晶体吗？ 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 提示：含金属阳离子的晶体不一定是离子晶体，也可能是金属晶体；离子晶体中不一定含金属元素，如NH4Cl、NH4NO3等铵盐。由金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶体，如AlCl3是分子晶体。 1．结构特点 (1)构成微粒：阳离子和阴离子。 (2)微粒间的作用力：离子键。 【提醒】 ①离子晶体中无分子。如NaCl、CsCl只表示晶体中阴、阳离子个数比，为化学式，不是分子式。 ②离子晶体中一定有离子键，可能有共价键和氢键等，如KNO3等晶体中既有离子键又有共价键；CuSO4·5H2O中除含有离子键外，还含有共价键和氢键。 ③离子晶体中，每一个阴(阳)离子周围排列的带相反电荷离子的数目是固定的，不是任意的。 2．常见的离子晶体 离子晶体 NaCl CsCl 晶胞 阳离子的配位数 6 8 阴离子的配位数 6 8 晶胞中所含离子数 Cl－—4 Na＋—4 Cs＋—1 Cl－—1 3.物理性质 (1)硬度较大，难于压缩。 (2)熔点和沸点较高。 (3)固体不导电，但在熔融状态或水溶液中时能导电。 【易错辨析】 1．离子晶体中含有阴、阳离子，在固态时导电 (×) 2．离子晶体中不存在共价键(×) 3．氯化钠、氟化钙晶体我们通常写为NaCl、CaF2，说明晶体中存在组成为NaCl、CaF2的分子(×) 4．氯化钠的熔点大于氯化钾的熔点(√) 下面是NaCl、CsCl和CaF2三种离子晶体的晶胞结构： 问题1：NaCl晶胞中，距Na＋最近的Cl－形成的几何结构是什么？ 提示：正八面体结构。 问题2：CsCl晶胞中，已知晶胞边长为a pm，则Cl－与Cs＋的最短距离是多少？ 提示：Cl－与Cs＋的最短距离是立方体体对角线的一半，即为a pm。 问题3：CaF2晶胞中，Ca2+的配位数是多少？F－的配位数是多少？已知晶胞的边长是a pm，则晶体的密度是多少？ 提示：Ca2+的配位数是8；F－的配位数是4；每个晶胞中含4个CaF2，则(a×10-10)3·ρNA＝4×78＝312，ρ＝ g/cm3＝×1030 g/cm3。 【要点归纳】 1．离子晶体的性质 性质 分析 熔、沸点 离子晶体有难挥发性和较高的熔点、沸点。通常情况下，离子晶体中阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶体熔、沸点越高 硬度 硬而脆。离子晶体表现出较高的硬度，当晶体受到冲击力作用时，部分离子键发生断裂，导致晶体破碎 导电性 固体不导电，但熔融或溶于水后能导电。原因是离子晶体中无自由移动的离子，当升高温度或溶于水时，阴、阳离子成为自由移动的离子，在外加电场的作用下，离子定向移动而导电 溶解性 大多数离子晶体易溶于极性溶剂(如水)，难溶于非极性溶剂(如汽油、苯、CCl4) 延展性 离子晶体无延展性。离子晶体中阴、阳离子交替出现，层与层之间如果滑动，同性离子相邻会使斥力增大导致不稳定 2.离子晶体的判断 (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(特别是活泼的第ⅠA、ⅡA族元素)与非金属元素(特别是活泼的第ⅥA、ⅦA族元素)组成的大多数化合物。 (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。 【典例分析】 【典例】 氟在自然界中常以CaF2的形式存在。下列有关CaF2的表述正确的是(　　) A．Ca2+与F－间仅存在静电吸引作用 B．F－的离子半径小于Cl－，则CaF2的熔点低于CaCl2 C.阴、阳离子比为2∶1的物质，均与CaF2晶体结构相同 D．CaF2中的化学键为离子键，因此CaF2在熔融状态下能导电 解析：选D。CaF2为离子化合物，熔融状态下能导电，Ca2+与F－间既有静电吸引作用，又有静电排斥作用，A错，D对；通常离子半径越小，离子键越强，离子晶体的熔点越高，故CaF2的熔点高于CaCl2的熔点，B错；阴、阳离子比为2∶1的物质，其晶体结构还与阳离子与阴离子的半径比有关，C错。 【对点练】 3.离子晶体一般不具有的特征是(　　) A．熔点较高，硬度较大 B．易溶于水而难溶于有机溶剂 C．固体时不能导电 D．离子间距离较大，其密度较大 解析：选D。离子间的距离取决于离子半径的大小及晶体的密堆积方式等。 4．在离子晶体中，阴、阳离子按一定的规律进行排列，如图甲是NaCl的晶胞结构。在离子晶体中，阴、阳离子具有或近似具有球形对称结构，它们可以看作是不等径的刚性圆球，并彼此相切，如图乙。已知a为常数。 (1)Na＋半径与Cl－半径之比为________(已知≈1.414)。 (2)若a＝5.6×10-8 cm，NaCl晶体的密度为____________(保留一位小数，已知5.63≈175.6，NaCl的摩尔质量为58.5 g·mol-1)。 解析： (1)由图乙可知，因为r(Cl－)＞r(Na＋)，则r(Cl－)＝，2r(Na＋)＝a－2r(Cl－)＝a－2×，r(Na＋)＝，r(Na＋)∶r(Cl－)＝∶＝(－1)∶1≈0.414∶1。(2)由NaCl晶体结构分析，每个晶胞中含有4个“NaCl”，则ρV＝，ρ＝ g·cm-3≈2.2 g·cm-3。 答案： (1)0.414∶1　(2)2.2 g·cm-3 5．(1) Fe、Co、Ni是三种重要的金属元素，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________________。 (2)MnS晶胞与NaCl晶胞属于同种类型，如图所示。前者的熔点明显高于后者，主要原因是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 解析：(1)三种元素二价氧化物的晶体类型相同，均为离子晶体，离子半径Fe2+＞Co2+＞Ni2+，NiO、CoO、FeO中离子键键长越长，键能越小，离子键键能按NiO、CoO、FeO依次减小，因此其熔点由高到低的顺序为NiO＞CoO＞FeO。(2)离子晶体的熔、沸点高低不光与晶体结构有关，也与离子带电荷量有关，MnS晶体中每个离子都带2个单位电荷(正或负)，而NaCl晶体中，每个离子只带1个单位电荷，所以MnS离子键强度更大，故MnS的熔点高于NaCl。 答案：(1)NiO＞CoO＞FeO　(2)MnS中阴、阳离子所带电荷数比NaCl的多，离子键强度更大，因此MnS的熔点高于NaCl 课堂加练·课后检测 【课堂加练题组】 1．下列生活中的问题，不能用电子气理论知识解释的是(　　) A．铁易生锈 B．用金属铝制成导线 C．用金箔做外包装 D．用铁制品做炊具 解析：选A。铁易生锈，是因为铁中含有碳，易发生电化学腐蚀，与金属键无关。 2．MgO、Rb2O、CaO、BaO四种离子晶体的熔点由高到低的顺序是(　　) A．MgO>Rb2O>BaO>CaO B．MgO>CaO>BaO>Rb2O C．CaO>BaO>MgO>Rb2O D．CaO>BaO>Rb2O>MgO 答案：B 3．氧化钙在2 973 K时熔化，而氯化钠在1 074 K时熔化，二者的离子间距离和晶体结构都类似，有关它们熔点差别较大的原因叙述不正确的是(　　) A．氧化钙晶体中阴、阳离子所带的电荷数多 B．氧化钙中氧离子与钙离子之间的作用力更强 C．氧化钙晶体的结构类型与氯化钠晶体的结构类型不同 D．在氧化钙与氯化钠的离子间距离类似的情况下，熔点主要由阴、阳离子所带电荷数的多少决定 解析：选C。氧化钙和氯化钠的离子间距离和晶体结构都类似，故熔点主要由阴、阳离子所带电荷数的多少决定。 4．NaF、NaI、MgO均为离子晶体，这三种化合物的熔点高低顺序是(　　) ①NaF　②NaI　③MgO A．①>②>③ B．③>①>② C．③>②>① D．②>①>③ 解析：选B。离子晶体的熔点与离子键强弱有关，离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，该离子化合物的熔点越高。已知离子半径Na＋>Mg2+，I－>O2->F－，可知NaI中离子键最弱，因MgO中的离子带两个单位电荷，故离子键比NaF中的强。 5．Ⅰ.结合金属晶体的结构和性质，回答下列问题： (1)根据下列叙述判断，一定为金属晶体的是________(填字母，下同)。 A．由分子间作用力形成，熔点很低 B．由共价键结合形成立体三维骨架结构的晶体，熔点很高 C．固体有良好的导电性、导热性和延展性 (2)下列关于金属晶体的叙述正确的是__________。 A．常温下，金属单质都以金属晶体形式存在 B．金属阳离子与自由电子之间强烈的相互作用，在一定外力作用下，不因形变而消失 C．钙的熔、沸点高于钾 D．温度越高，金属的导电性越好 Ⅱ.同类晶体物质熔、沸点的变化是有规律的，试分析下列两组物质熔点规律性变化的原因： A组物质 NaCl KCl CsCl 熔点/K 1 074 1 049 918 B组物质 Na Mg Al 熔点/K 370 922 933 晶体熔、沸点的高低取决于组成晶体的微粒间的作用力的大小。A组物质是________晶体，晶体中微粒之间通过________相连。B组物质是________晶体，价层电子数由少到多的顺序是________，粒子半径由大到小的顺序是________。 解析：Ⅰ.(1)A项属于分子晶体；B项属于共价晶体；C项是金属的通性。(2)常温下，Hg为液态，A项错误；因为金属键无方向性，故金属键在一定范围内不因形变而消失，B项正确；钙的金属键强于钾，故钙的熔、沸点高于钾，C项正确；温度升高，金属的导电性减弱，D项错误。 答案：Ⅰ.(1)C　(2)BC　Ⅱ.离子　离子键　金属　Na＜Mg＜Al　Na＞Mg＞Al 学科网（北京）股份有限公司 $$