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1、课题：（第三章第四节 离子晶体第1课时）主备人： 秦继顺 教学任务分析教学目标知识与技能1、理解离子晶体的结构模型及其性质的一般特点。2、了解离子晶体中离子晶体配位数及其影响因素。 3、了解决定离子晶体结构的重要因素。过程与方法通过学习离子晶体的结构与性质，培养运用知识解决实际问题的能力，培养学生的空间想像能力情感态度与价值观通过学习离子晶体的结构与性质，激发学生探究热情与精神。进一步认识“结构决定物质性质”的客观规律教学重点离子晶体的结构模型及其性质的一般特点；离子晶体配位数及其影响因素；知道离子化合物的热稳定性与阴、阳离子的半径和电荷有关。教学难点离子晶体配位数及其影响因素； 教学方法自学
2、、讨论、归纳、练习教学媒体看图、模型展示教学过程设计教学过程二次备课【引入】通过前面的学习，已经掌握可根据粒子种类判断晶体类型。若微粒为离子，通过离子键形成的晶体为什么晶体？-离子晶体，今天我们来研究离子晶体。【板书】第四节 离子晶体一、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。【问题】构成离子晶体的粒子有哪些？通过什么作用力结和在一起？-阳离子和阴离子。离子键。【板书】2、构成微粒：阴、阳离子3、微粒间的作用：阴阳离子间以离子键结合，离子晶体内可能有共价键。【问题】离子晶体一定含有金属阳离子吗？-不一定，如NH4Cl为离子晶体，不含有金属阳离子，但一定含有阴离子。因此，离子
3、晶体内可能有共价键。【问题】离子晶体中存在分子吗？-不存在分子，化学式仅表示晶体中阴阳离子个数的最简比。阴阳离子采用不等径密堆积。【讲述】离子晶体种类繁多，结构多样，图327给出了两种典型的离子晶体的晶胞。我们来研究晶体中的配位数在离子晶体中离子的配位数(缩写为C N)是指一个离子周围最邻近的异电性离子的数目。【看书】图327NaCl和CsCl的晶胞：【科学探究】1、CsCl、NaCl的阳离子和阴离子的比例都是l：l，同属AE型离子晶体。参考图327、图3-28，数一数这两种离子晶体中阳离子和阴离子的配位数，它们是否相等?并填表。（学生完成）离子晶体阴离子的配位数阳离子的配位数NaCl66Cs
4、Cl882、你认为什么因素决定了离子晶体中离子的配位数？利用相关数据计算，并填表：【看书】探究练习参考资料: 离子 Na Cs Cl离子半径pm 95 169 18lNaClCsClrr=0.52rr=0.93C.N=6C.N=8【讲述】 显而易见，NaCl和CsCl是两种不同类型的晶体结构。晶体中正负离子的半径比(rr)是决定离子晶体结构的重要因素，简称几何因素。【板书】4、配位数：与中心离子(或原子)直接成键的离子(或原子)称为配位离子(原子)。【讲述】配位离子的数目称为配位数。【板书】5、结构模型：(1) 氯化钠晶体 【看书】【讲述】由下图氯化钠晶体结构模型可得：每个Na+紧邻6个Cl-
5、，每个Cl-紧邻6个Na+（上、下、左、右、前、后），这6个离子构成一个正八面体。设紧邻的Na+与Cl-间的距离为a，每个Na+与12个Na+等距离紧邻（同层4个、上层4个、下层4个）。由均摊法可得：该晶胞中所拥有的Na+数为4个 ， Cl-数为4个，晶体中Na+数与Cl-数之比为1：1，则此晶胞中含有4个NaCl结构单元。【板书】(2)氯化铯晶体【讲述】每个Cs+紧邻8个Cl-，每个Cl-紧邻8个Cs+，这8个离子构成一个正立方体。设紧邻的Cs+与Cs+间的距离为a，则每个Cs+与6个Cs+等距离紧邻（上、下、左、右、前、后）。晶体中的Cs+与Cl-数之比为1：1。【看书】【讲述】上面两例中
6、每种晶体的正负离子的配位数相同，是由于正负离子电荷(绝对值)相同，于是正负离子的个数相同，结果导致正负离子配位数相等，如在NaCl中，Na扩和C1的配位数均为6。如果正负离子的电荷不同，正负离子的个数必定不相同，结果，正负离子的配位数就不会相同。这种正负离子的电荷比也是决定离子晶体结构的重要因素，简称电荷因素。例如，在CaF2晶体中，Ca2和F的电荷比(绝对值)是2：l，Ca2和F的个数比是l：2，如图329所示。Ca2的配位数为8，F的配位数为4。此外，离子晶体的结构类型还取决于离子键的纯粹程度(简称键性因素)。【看书】图329【板书】6、影响因素：(1) 几何因素：晶体中正负离子的半径比(
7、rr)。【讲述】离子键无饱和性和方向性，但成键时因离子半径决定了阴阳离子参加成键的数目是有限的。阴阳离子半径比值越大，配位数就越大。【板书】(2) 电荷因素：正负离子的电荷比。(3) 键性因素：离子键的纯粹程度。【讲述】在离子晶体中，离子间存在着较强的离子键，要克服离子间的相互作用使物质熔化和沸腾，就需要较多的能量。因此，离子晶体具有较高的熔点、沸点和难挥发的性质。板书7、离子晶体特点：(1) 较高的熔点和沸点，难挥发、难于压缩。【讲述】离子晶体的熔沸点，取决于构成晶体的阴阳离子间的离子键的强弱，而离子键的强弱，又可用离子半径衡量，通常情况下，同种类型的离子晶体，离子半径越小，离子键越强，熔沸
8、点越高。【讲述】离子晶体中，由于离子键的强烈作用，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。板书 (2) 硬而脆，无延展性【讲述】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，所以离子晶体无延展性。【讲述】由于离子晶体中离子键作用较强，离子晶体不能自由移动，即晶体中无自由移动离子，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了离子间相互作用，成为自由移动的离子，在外界电场作用下，离子定向移动而导电。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(或水合离子)，在外界电场作用下，阴阳离
9、子定向移动而导电。【板书】 (3) 不导电，但熔化后或溶于水后能导电。【讲述】当把离子晶体放在水中时，极性水分子对离子晶体中的离子产生吸引，使晶体中的离子克服离子间的作用而离开晶体，变成在水中自由移动的离子。【板书】(4) 大多数离子晶体易溶于极性溶剂中，难溶于非极性溶剂中。【小结】化学变化过程一定发生旧化学键的断裂和新化学键的形成，但破坏化学键或形成化学键的过程却不一定发生化学变化。课堂作业：1.下列性质中，可以证明某化合物内一定存在离子键的是( )A、可溶于水 B、具有较高的熔点C、水溶液能导电 D、熔融状态能导电 解析：本题考查对化学键-离子键的判断。只要化合物中存在离子键必为离子晶体，
10、而离子晶体区别其它晶体的突出特点是：熔融状态下能导电，故D正确；至于A可溶于水，共价化合物如：HCl也可以；B具有较高熔点，也可能为原子晶体，如SiO2；C水溶液能导电，可以是共价化合物如硫酸等。答案: D 2.参考下表中物质的熔点，回答下列问题。物 质NaFNaClNaBrNaINaClKClRbClCsCl熔点（）995801755651801776715646物 质SiF4SiCl4SiBr4SiI4SiCl4GeCl4SbCl4PbCl4熔点（）-90.4-70.25.2120-70.2-49.5-36.2-15(1)钠的卤化物及碱金属的氯化物的熔点与卤离子及碱金属离子的_ 有关,随着
11、 增大,熔点依次降低.(2)硅的卤化物及硅、锗、锡、铅的氯化物熔点与 有关,随着 增大, 增强，熔点依次升高.(3)钠的卤化物的熔点比相应的硅的卤化物的熔点高得多,这与 有关,因为一般 比 熔点高.解析：本题主要考查物质溶沸点的高低与晶体类型和晶体内部微粒之间作用力的关系以及分析数据进行推理的能力。（1）表中第一栏的熔点明显高于第二栏的熔点，第一栏为IA元素与A元素组成的离子晶体，则第二栏为分子晶体。（2）分析比较离子晶体熔点高低的影响因素：物质熔化实质是减弱晶体内微粒间的作用力，而离子晶体内是阴、阳离子，因此离子晶体的熔化实际上是减弱阴、阳离子间的作用力-离子键，故离子晶体的熔点与离子键的强
12、弱有关。从钠的卤化物进行比较：卤素离子半径是r（F-）r(Cl-)r(Br-)r(I-)，说明熔点随卤素阴离子半径的增大而减小。又从碱金属的氯化物进行比较：碱金属阳离子半径是r（Na+）r(K+)r(Rb+)r(Cs+)，说明熔点随碱金属阳离子半径的增大而减小。（3）分析比较分子晶体熔点高低的影响因素：分子晶体内的微粒是分子，因此分子晶体的熔点与分子间的作用力有关。从硅的卤化物进行比较：硅的卤化物分子具有相似的结构，从SiF4到SiI4相对分子量逐步增大，说明熔点随化学式的式量的增加而增大。由从硅、锗、锡、铅的氯化物进行比较：这些氯化物具有相似的结构，从SiCl4到PbCl4相对分子质量逐步增
13、大，说明熔点随化学式的式量的增加而增大。答案：第一问 半径，半径第二问：相对分子质量，相对分子质量，分子间作用力。第三问：晶体类型，离子晶体，分子晶体。板书设计：第四节 离子晶体一、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。2、构成微粒：阴阳离子3、微粒间的作用：阴阳离子间以离子键结合，离子内可能有共价键4、配位数：与中心离子(或原子)直接成键的离子(或原子)称为配位离子(原子)。5、结构模型：(1) 氯化钠晶体 (2)氯化铯晶体6、影响因素：(1) 几何因素：晶体中正负离子的半径比(rr)。(2) 电荷因素：正负离子的电荷比。(3) 键性因素：离子键的纯粹程度。7、离子晶体特点：(1) 较高的熔点和沸点，难挥发、难于压缩。(2) 硬而脆(3) 不导电，但熔化后或溶于水后能导电。(4) 大多数离子晶体易溶于极性溶剂中，难溶于非极性溶剂中。课外作业：教材上练习及练习册上作业教后反思：
