第3章 第2节 第1课时 金属晶体和离子晶体-【优化探究】2025-2026学年新教材高中化学选择性必修2同步导学案配套PPT课件（鲁科版）双选

优化探究 第3章　不同聚集状态的物质与性质 第2节　几种简单的晶体结构模型 第1课时　金属晶体和离子晶体 [课程标准要求]　1.进一步熟悉金属晶体的概念和特征,能用金属键理论解释金属晶体的物理性质。2.知道金属晶体中晶胞的堆积方式。3.学会关于金属晶体典型计算题目的分析方法。4.理解离子键、离子晶体的概念,知道离子晶体类型与其性质的联系。5.认识晶格能的概念和意义,能根据晶格能的大小,分析晶体的性质。 任务一　金属晶体 任务二　离子晶体 课时作业　巩固提升 任务一　金属晶体 1.金属键和金属晶体 (1)金属键 　　　　　　　　　　　　　　　　的相互作用。由于“自由电子”为整个金属所共有,导致金属键没有　　　　和　　　　,因此金属晶体可以看作　　 　　的堆积。  (2)金属晶体 　 的晶体。  (3)金属晶体的特性 良好的　　　　、　　　　和　　　　。  金属阳离子和“自由电子”之间的强 饱和性　 方向性 等径圆球　 金属原子通过金属键形成 延性　 展性　 可塑性 2.常见金属晶体的结构 常见 金属 Ca、Al、Cu、Ag、 Au、Pd、Pt Li、Na、K、 Ba、W、Fe Mg、Zn、Ti 结构示 意图       3.金属晶体的堆积模型 因为金属键没有　　　　,所以金属晶体可以看成由直径相等的圆球在三维空间堆积而成。  等径圆球在平面上的堆积方式很多,图1给出了球堆积层的两种模式,其中最紧密堆积排列只有一种,称为密置层。层与层之间再相互叠放在一起,便形成了晶体的堆积模型。图2给出了两种通过密置层叠放而得到的最密堆积的方式。 方向性 图1　两种球堆积层 图2　密置层堆积的两种不同方式 4.金属的延展性 金属键在整个晶体的范围内起作用,在锻压或锤打时,密堆积层的金属原子之间比较容易产生　　　　,但不会破坏密堆积的排列方式,“自由电子”能够维系整个　　　　的存在,金属晶体虽然发生了形变但不致断裂。这就是金属通常具有良好的延性、展性和可塑性的原因。  滑动　 金属键 1.晶体中只要有阳离子就一定有阴离子。 (　　) 2.金属晶体的堆积模型仅与金属原子的半径有关。 (　　) 3.金属键是金属阳离子和“自由电子”之间存在的强烈的静电吸引作用。 (　　) × × × 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数的多少及半径大小相关。判断下列说法正确的是　　　　(填序号)。  (1)金属镁的硬度大于金属铝 (2)碱金属单质的熔、沸点从Li到Cs逐渐升高 (3)金属镁的熔点高于金属钠 (4)金属镁的硬度小于金属钙 (3) (教参独具) 1.金属晶体熔点变化规律 (1)同类型的金属晶体的熔点由金属阳离子半径、离子所带的电荷数决定,阳离子半径越小,所带电荷数越多,金属键就越强,晶体熔点就越高。例如熔点:Li>Na>K>Rb>Cs,Na<Mg<Al。 (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)一般来说,同一周期主族金属单质的熔点由左到右逐渐升高,同一主族金属单质的熔点自上而下逐渐降低。 (4)合金的熔点一般低于其成分金属的熔点。 2.金属晶体堆积模型分析 金属晶体可以看成由直径相等的圆球在三维空间堆积而成。其堆积模式可以根据每一层中金属原子的二维放置方式不同分为两类:非密置层的堆积、密置层堆积。 堆积 模型 采纳这种堆 积的典型代表 晶胞 空间利 用率 非密 置层 Po(钋)   52% Na、K、Fe   68% 密置 层 Mg、Zn、Ti   74% Cu、Ag、Au   74% 教材微拓展 1.配位数 晶体中,一个原子或离子周围距离相等且最近的原子或异电性离子的数 目,叫配位数。体心立方堆积 结构中原子配位数为8,在面 心立方最密堆积 和六方紧密堆积 结构中,原子配位 数均为12。 2.晶体密度的计算方法 (1)以晶胞为研究对象,运用切割法分析每个晶胞中含有的微粒数,计算一个晶胞的质量m=(NA为阿伏加德罗常数的值,N为晶胞中所含微粒个数,M为所含微粒的摩尔质量)。 (2)结合晶胞中的几何关系,计算一个晶胞的体积,用m=ρ·V的关系计算。 1.已知某金属晶体的晶胞结构如图所示,则在该晶体中与一个金属原子等距且最近的原子数为(　　) A.6　　　　　　　 B.4 C.8 D.12 D 在该晶体中,与每个晶胞顶点的原子距离相等且最近的原子共有12个。 2.(双选)下列关于金属晶体的叙述正确的是(　　) A.用铂金做首饰能用金属键理论解释 B.固态或熔融态易导电,熔点在1 000 ℃左右的晶体可能为金属晶体 C.Li、Na、Mg的熔点逐渐升高 D.温度越高,金属的导电性越好 AB 用铂金做首饰用到了金属晶体的延展性,能用金属键理论解释,A正确;固态或熔融态时易导电,熔点在1 000 ℃左右的晶体可能是金属晶体,B正确;金属晶体熔点高低与金属键的强弱有关,金属键的强弱与金属阳离子所带电荷数和金属离子半径有关,金属阳离子所带电荷数越多,金属键越强,金属离子半径越小,金属键越强,金属键强度:Li>Na,熔点:Li>Na,C错误;金属的导电性随温度的升高而减弱,温度越高,其导电性越差,D错误。 3.晶胞有两个基本要素: (1)原子坐标参数,表示晶胞内部各原子的相对位置。如图为Ge单晶的晶胞,其中原子坐标参数A为(0,0,0);B为;C为。则D原子的坐 标参数为　　　　　　。  (1)对照晶胞图示及A、B、C点坐标,选A点为参照点,可知D在体对角线的处,运用比例关系可得D的坐标参数为。 (2)晶胞参数,描述晶胞的大小和形状。已知Ge单晶的晶胞参数 a=565.76 pm,其密度为　 　g·cm-3(列出计算式即可)。  (2)因为其晶胞内含8个Ge原子,ρ= g·cm-3 =×107 g·cm-3。 任务二　离子晶体 1.离子晶体的定义 　 的晶体。  2.常见的离子晶体 阴、阳离子在空间呈现周期性重复排列所形成 晶 胞         物 质 Li、Na、K和Rb的卤化物,AgF、MgO等 CsBr、CsI、 NH4Cl等 BeO、 BeS等 BaF2、PbF2、CeO2等 3.晶格能 (1)概念 晶格能是指  　的能量。  (2)晶格能和离子晶体熔点的关系:晶格能越大,离子间作用力　　　　,离子晶体越　　　　,其熔点　　　　。  将1 mol离子晶体完全气化为气态阴、阳离子所吸收 越强 稳定　 越高 (3)影响晶格能大小的因素 ①离子间距 离子间距越大,晶格能　　　　。  ②阴、阳离子所带的电荷数 阴、阳离子所带电荷数越多,晶格能　　　　。  ③离子晶体的结构类型 越小 越大 4.离子晶体的特性 (1)　　　　、　　　　较高,而且随着离子电荷的增加,离子间距的缩短, 　　　　增大,熔点升高。  (2)一般　　　　溶于水,而难溶于　　　　溶剂。  (3)在固态时不导电,　　　　状态或在　　　　中能导电。  熔点 沸点　 晶格能 易　 非极性 熔融 水溶液 特别提醒　构成晶体的离子不一定都是单原子离子,如N、吡啶阳离子( )等阴离子。在由这些离子构成的离子晶体中,随着离子体 积的增大,阴、阳离子间的距离增大,离子之间的作用力减弱,晶体的熔点也随之降低。在许多离子化合物的晶体中,微粒之间的相互作用不再是典型的离子键,而存在氢键、范德华力等作用力。这些晶体的熔点远比NaCl等晶体低得多,有些离子组成的物质在常温下甚至以液态形式存在。 1.在NaCl晶体中,每个Na+周围与其距离最近的Na+有12个。 (　　) 2.离子晶体中一定不存在共价键。 (　　) 3.晶格能是指破坏1 mol离子键所吸收的能量。(　　) 4.离子晶体受热熔化,破坏化学键,吸收能量,属于化学变化。 (　　) √ × × × 　下表中是几种离子晶体的晶格能和熔点: 晶体 离子间距/pm 晶格能/(kJ·mol-1) 熔点/℃ NaCl 276 787 801 NaBr 290 736 750 NaI 311 686 662 MgO 205 3 890 2 800 思考下列问题: (1)晶格能的大小与熔点的关系是什么? 提示:晶格能越大,熔点越高。 (2)结构相似的离子晶体,晶格能的大小与哪些因素有关? 提示:晶格能的大小与离子间距和离子所带电荷数有关。离子间距越小,晶格能越大;离子所带电荷数越多,晶格能越大。 (教参独具) 1.离子晶体的性质 性质 原因 熔、沸点 离子晶体中有较强的离子键,要使它们由固态变成液态或气态时需消耗较多的能量,所以离子晶体有较高的熔点、沸点和难挥发性。且同种类型的离子晶体,离子半径越小,晶格能越大,熔、沸点越高 硬度 硬而脆。离子晶体表现出较高的硬度。但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 性质 原因 导电性 不导电,但熔融或溶于水后能导电。离子晶体中,离子键较强,阴、阳离子不能自由移动,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、阳离子获得足够的能量克服了离子间的相互作用力,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。离子晶体溶于水时,阴、阳离子受到水分子的作用成了自由移动的离子(或水合离子),在外加电场的作用下,阴、阳离子定向移动而导电 性质 原因 溶解性 大多数离子晶体易溶于极性溶剂(如水)中,难溶于非极性溶剂(如汽油、苯、CCl4)中。当把离子晶体放入水中时,水分子对离子晶体中的离子产生吸引,使离子晶体中的离子克服离子间的相互作用力而离开晶体,变成在水中自由移动的离子 延展性 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,同性离子相邻而使斥力增大导致不稳定 2.离子晶体堆积模型分析 离子晶体中,阴离子呈等径圆球密堆积,阳离子有序地填在阴离子的空隙中,每个离子周围等距离地排列着异电性离子,被异电性离子包围。 AB型离子晶体的结构模型如表所示。 晶体 结构 模型       晶胞中 微粒数 Na+:4 Cl-:4 Cl-:1 Cs+:1 Zn2+:4 S2-:4 阴、阳离子个数比 1∶1 1∶1 1∶1 化学式 NaCl CsCl ZnS 符合 类型 Li、Na、K和 Rb的卤化物, AgF、MgO等 CsBr、CsI、 NH4Cl等 BeO、BeS等 1.(双选)下列关于氯化钠晶体结构的说法正确的是(　　) A.氯化钠晶体中,阴、阳离子的个数相等 B.氯化钠的晶体结构中,1个Na+结合6个Cl- C.氯化钠的晶胞中的顶点代表一个Cl- D.氯化钠晶体中存在单个的NaCl分子 AB 氯化钠晶体中,每个Na+周围结合6个Cl-,而每个Cl-周围结合6个Na+,两者个数相等,A、B项正确;氯化钠的晶胞中的顶点代表一个Na+或Cl-,C项错误;氯化钠晶体中不存在单个的“NaCl”分子,NaCl只表示Na+和Cl-的个数比为1∶1,D项错误。 2.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 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。 3.FeS2晶体的晶胞如图所示。晶胞边长为a nm,FeS2相对分子质量为M,阿 伏加德罗常数的值为NA,其晶体密度的计算表达式为　　 　　g·cm-3;晶 胞中Fe2+位于所形成的正八面体的体心,该正八面体的边长为　 nm。  该晶胞中Fe2+位于棱上和体心,个数为12×+1=4,位于顶点和面心,个数为8×=4,故晶体密度为 g÷(a×10-7 cm)3=×1021 g·cm-3。根据晶胞结构,所形成的正八面体的边长为该晶胞中相邻面的面心之间的连线之长,即为晶胞边长的,故该正八面体的边长为a nm。 课时作业　巩固提升 2 3 4 5 6 7 8 1 [A组　基础落实] 题组一　金属晶体 1.下列叙述正确的是(　　) ①同周期金属元素的原子半径越大晶体熔点越高　②同周期金属元素的原子半径越小晶体熔点越高　③同主族金属元素的原子半径越大晶体熔点越高　④同主族金属元素的原子半径越小晶体熔点越高 A.①③　　　　　　　　 B.②④ C.①④ D.③④ 9 10 B 同周期从左向右,金属元素原子(或离子)半径逐渐减小,而价电子数逐渐增多,金属键逐渐增强,晶体的熔点逐渐升高;同主族自上而下,金属元素原子(或离子)半径逐渐增大,而价电子数相同,金属键逐渐减弱,晶体的熔点逐渐降低。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 2.金属具有延展性的原因是(　　) A.金属原子半径都较大,价电子数较少 B.金属受外力作用变形时,金属阳离子与自由电子间仍保持较强烈的作用 C.金属中大量自由电子受外力作用时,运动速率加快 D.自由电子受外力作用时能迅速传递能量 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 B 金属具有延展性是因为金属晶体形成的作用是金属离子与自由电子之间的金属键,当金属发生形变时,金属离子与自由电子间的作用力依然存在,所以不会发生断裂,即金属具有良好的延展性。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 3.(双选)铜镍合金的立方晶胞结构如图所示,下列说法错误的是(　　)   A.该合金的化学式为NiCu B.Cu属于d区的元素 C.Ni晶体中有阳离子,没有阴离子 D.Cu的电导率随温度的升高而减小 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 AB 根据切割法,晶胞中Ni原子个数=8×=1、Cu原子个数=6×=3,所以该合金的化学式为NiCu3,故A错误;Cu的价电子排布式为3d104s1,属于ds区的元素,故B错误;镍为金属单质,含有金属阳离子和自由电子,没有阴离子,故C正确;温度升高,自由电子的能量增大,无规则运动加剧,自由电子在热的作用下与金属离子频繁碰撞,影响了自由电子的定向移动,导电能力减弱,则Cu的电导率随温度升高而减小,故D正确。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 题组二　离子晶体 4.1 mol气态钠离子和1 mol气态氯离子结合生成1 mol氯化钠晶体,释放出的热能为氯化钠晶体的晶格能。下列热化学方程式中,能直接表示出氯化钠晶体的晶格能的是(　　) A.Na(g)-e-===Na+(g)　ΔH B.Na(s)+Cl2(g)===NaCl(s)　ΔH C.Cl2(g)===Cl(g)　ΔH D.Na+(g)+Cl-(g)===NaCl(s)　ΔH 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 D 由题给的晶格能的定义“1 mol气态钠离子和1 mol气态氯离子结合生成 1 mol氯化钠晶体,释放出的热能为氯化钠晶体的晶格能”即可得出正确答案为D。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 5.AB、CD、EF均为1∶1型离子化合物,根据下列数据判断它们的熔点由高至低的顺序是(　　) 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 D A.CD>AB>EF B.AB>EF>CD C.AB>CD>EF D.EF>AB>CD 化合物 AB CD EF 离子电荷数 1 1 2 键长(10-10m) 2.31 3.18 2.10 离子所带电荷数越多,键长越短,则晶体的熔点越高,因EF化合物的键长短,离子所带电荷数多,则熔点最高。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 6.(双选)CaC2晶体的晶胞结构(如图所示)与NaCl晶体的相似,但CaC2晶体中由于哑铃形的存在,使晶胞沿一个方向拉长。下列关于CaC2晶体的说法不正确的是(　　)  A.CaC2晶体属于离子晶体 B.1个Ca2+周围距离最近且等距离的有6个 C.6.4 g CaC2晶体中含阴离子0.2 mol D.与每个Ca2+距离相等且最近的Ca2+共有4个 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 BC CaC2晶体由Ca2+和构成,属于离子晶体,A正确;以体心钙离子为研究对象,CaC2晶体中由于哑铃形的的存在,使晶胞沿一个方向拉长(假设其沿左右方向拉伸),则只有中间竖直的面上的与体心钙离子距离最近且等距离,共有4个这样的,B错误;6.4 g CaC2的物质的量为0.1 mol,含有的阴离子为0.1 mol,C错误;以体心钙离子为例,CaC2晶体中由于哑铃形的的存在,使晶胞沿一个方向拉长(假设其沿左右方向拉伸),此时与体心钙离子等距离且最近的钙离子位于中间竖直面上,共有4个这样的钙离子,D正确。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 [B组　培优训练] 7.认真分析NaCl和CsCl的晶体结构,下列说法错误的是(　　) A.NaCl晶体中Na+填充在Cl-构成的正八面体空隙中 B.CsCl晶体中Cs+填充在Cl-构成的正四面体空隙中 C.NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子的配位数分别为6和8 D.NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体,但阴、阳离子半径比(即几何因素)不同 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 B NaCl和CsCl的晶体结构如图: 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 NaCl晶体中Na+、Cl-互相占据对方构成的正八面 体空隙,A正确;CsCl晶体中Cs+填充在Cl-构成的立 方体空隙中,B错误;NaCl晶体中,钠离子周围有6个 氯离子,CsCl晶体中,铯离子周围有8个氯离子,C正 确;NaCl和CsCl都属于AB型的离子晶体,由离子的 电子层越多,离子半径越大可知钠离子半径小于铯离子半径,几何因素不同,D正确。 8.镁铝合金具有优异的性能,其晶胞结构如图所示。下列说法不正确的是(　　) A.镁铝合金的化学式为MgAl2 B.晶体中镁原子的配位数为12 C.晶体中存在的化学键类型为金属键 D.该晶胞的质量是 g(NA表示阿伏加德罗常数的值) 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 B 依据切割法,晶胞中镁原子共有8×=4个,铝原子共有8个,则镁铝合金的化学式为MgAl2,A正确;由晶胞结构可知,晶体中镁原子的配位数为8,B错误;合金属于金属晶体,晶体中存在的化学键类型为金属键,C正确;一个晶胞中含有4个“MgAl2”,其质量为 g,D正确。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 9.因生产金属铁的工艺和温度不同,产生的铁单质的晶体结构、密度和性质均不同,铁的晶体中铁原子有三种堆积方式,其中两种立方晶胞结构如图所示。下列关于铁或其晶胞的说法中正确的是(　　)   A.铁在元素周期表中位于第4周期ⅧB族,是过渡元素 B.在两种晶胞中,每个Fe原子周围均有8个与之距离相等且最近的Fe原子 C.若α-Fe晶胞边长为b pm,则Fe原子半径r=b pm D.若β-Fe晶胞中最近的两个Fe原子核间距为a pm,阿伏加德罗常数的值为NA,晶胞的密度表达式是 g·cm-3 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 D 铁在元素周期表中位于第4周期Ⅷ族,不是ⅧB族,故A错误;在两种晶胞中,每个Fe原子周围与之距离相等且最近的Fe原子个数分别为8、12,故B错误;若α -Fe晶胞边长为b pm,体对角线是4个Fe原子半径长,因此Fe原子半径r=b pm,故C错误;若β -Fe晶胞中最近的两个Fe原子核间距为a pm,面对角线是4个Fe原子半径长,即为2a pm,则晶胞参数为a pm,阿伏加德罗常数的值为NA,晶胞的密度表达式是 g·cm-3,故D正确。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 10.钙钛矿(CaTiO3)型化合物是一类可用于生产太阳能电池、传感器、固体电阻器等的功能材料。回答下列问题: (1)基态Ti原子的核外电子排布式为　 　　 　　　。  2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 1s22s22p63s23p63d24s2{或[Ar]3d24s2} (1)Ti的原子序数为22,因此基态Ti原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2或[Ar]3d24s2。 (2)Ti的四卤化物熔点如表所示,TiF4熔点高于其他三种卤化物,自TiCl4至TiI4熔点依次升高,原因是________________________________________    　。  2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 TiF4为离子化合物,熔点高,其他三种均为共价 化合物 TiF4 TiCl4 TiBr4 TiI4 熔点/℃ 377 -24.12 38.3 155 化合物,随相对分子质量的增大,分子间作用力增大,熔点逐渐升高 (2)TiF4的熔点明显高于TiCl4,而TiCl4、TiBr4、TiI4的熔点依次升高,由此说明TiF4为离子化合物,而TiCl4、TiBr4、TiI4为共价化合物,共价化合物随相对分子质量的增大,分子间作用力增大,因此熔点依次升高。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 (3)CaTiO3的晶胞如图(a)所示,其组成元素的电负性大小顺序是　　　　;金属离子与氧离子间的作用力为　　　　,与Ca2+等距离且最近的O2-个数是　　　　。  2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 O>Ti>Ca 离子键　 12　 (3)三种元素中O的电负性最大,Ca的电负性最小,因此三种元素电负性的大小顺序为O>Ti>Ca。氧离子与金属离子之间形成的是离子键。由图(a)可知,每个Ca2+周围与之等距离且最近的O2-的个数为12。 (4)一种立方钙钛矿结构的金属卤化物光电材料的组成为Pb2+、I-和有机碱离子CH3N,其晶胞如图(b)所示。其中Pb2+与图(a)中　　　　的空间位置相同,有机碱CH3N中,N原子的杂化轨道类型是　　　　;若晶胞 参数为a nm,则晶体密度为　　 　　g·cm-3(列出计算式)。  2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 Ti4+ sp3 ×1021 (4)由图(b)可知,该晶胞中I-位于面心上,每个Pb2+周围有6个I-,图(a)中每个Ti4+周围有6个O2-,由此可知,Pb2+与图(a)中的Ti4+位置相同。N原子形成4个σ键,无孤电子对,因此杂化轨道类型是sp3。每个晶胞中含有1个Pb(CH3NH3)I3,晶胞的体积为(a×10-7)3 cm3,Pb(CH3NH3)I3的相对分子质量为620,因此1个晶胞的质量为620/NA g,晶体密度为×1021 g·cm-3。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 $$