精品苏教版高中化学选修三3.2《离子键的形成》参考教案.doc

中学化学精品资料第二单元 离子键 离子晶体第1课时 离子键的形成教学目标【知识与技能】1. 通过复习钠与氯形成氯化钠的过程,使学生理解离子键的概念、形成过程和特点。2. 理解离子晶体的概念、构成及物理性质特征，掌握常见的离子晶体的类型及有关晶胞的计算。【过程与方法】1. 复习离子的特征，氯化钠的形成过程，并在此基础上分析离子键的成键微粒和成键性质，培养学生知识迁移的能力和归纳总结的能力。2. 在学习本节的过程中，可与物理学中静电力的计算相结合，晶体的计算与数学的立体几何、物理学的密度计算相结合。【情感态度与价值观】 通过本节的学习，进一步认识晶体，并深入了解晶体的内部特征。【教学过程】 【问题引入】1.钠原子与氯原子是如何结合成氯化钠的？你能用电子式表示氯化钠的形成过程吗？2.根据元素的金属性和非金属性差异，你知道哪些原子之间能形成离子键？ 【板书】 第二单元 离子键 离子晶体一、离子键的形成【学生活动】写出钠在氯气中燃烧的化学方程式；思考：钠原子与氯原子是如何结合成氯化钠的？请你用电子式表示氯化钠的形成过程。【过渡】以阴、阳离子结合成离子化合物的化学键，就是离子键。【板书】1. 离子键的定义：使阴、阳离子结合成离子化合物的静电作用2. 离子键的形成过程 【讲解】以 NaCl 为例，讲解离子键的形成过程： 1） 电子转移形成离子：一般达到稀有气体原子的结构【学生活动】分别达到 Ne 和 Ar 的稀有气体原子的结构，形成稳定离子。2）判断依据：元素的电负性差要比较大 【讲解】元素的电负性差要比较大，成键的两元素的电负性差用X表示，当 X > 1.7, 发生电子转移, 形成离子键；当X < 1.7, 不发生电子转移, 形成共价键.【说明】但离子键和共价键之间, 并非严格截然可以区分的. 可将离子键视为极性共价键的一个极端, 而另一极端为非极性共价键. 如图所示：化合物中不存在百分之百的离子键, 即使是 NaF 的化学键之中, 也有共价键的成分, 即除离子间靠静电相互吸引外, 尚有共用电子对的作用. X > 1.7, 实际上是指离子键的成分(百分数)大于50%.【小结】1. 活泼的金属元素（IA、IIA）和活泼的非金属元素（VIA、VIIA）形成的化合物。2. 活泼的金属元素和酸根离子（或氢氧根离子）形成的化合物3. 铵根和酸根离子（或活泼非金属元素离子）形成的盐。【板书】二、用电子式表示离子化合物的形成【练习】1、写出下列微粒的电子式：（1）Na+、Mg2+、Cl-、O2-、（2）NaCl MgO MgCl小结：离子化合物电子式的书写1. 简单阴离子的电子式不但要表达出最外层所有电子数（包括得到的电子），而且用方括号“ ”括起来，并在右上角注明负电荷数2. 简单阳离子的电子式就是离子符号3. 离子化合物的电子式由阴离子和阳离子电子式组成，相同的离子不能合并【练习】2. 用电子式表示NaCl、K2S的形成过程小结：用电子式表示离子键的形成过程1.左边是组成离子化合物的各原子的电子式 , 右边是离子化合物的电子式2.连接号为“ ”3.用 表示电子转移的方向【板书】三、离子键的实质思考：从核外电子排布的理论思考离子键的形成过程 【板书】实质是静电作用靠静电吸引， 形成化学键 体系的势能与核间距之间的关系如图所示： 横坐标: 核间距r。 纵坐标: 体系的势能 V。 纵坐标的零点: 当 r 无穷大时, 即两核之间无限远时, 势能为零. 下面来考察 Na+ 和 Cl- 彼此接近时, 势能V的变化。 从图中可见: r >r0, 当 r 减小时, 正负离子靠静电相互吸引, V减小, 体系稳定. r = r0 时, V有极小值, 此时体系最稳定. 表明形成了离子键. r < r0 时, V 急剧上升, 因为 Na+ 和 Cl- 彼此再接近时, 相互之间电子斥力急剧增加, 导致势能骤然上升.因此, 离子相互吸引,保持一定距离时, 体系最稳定, 即当静电引力与静电斥力达到平衡时，形成稳定的离子键，整个体系达到能量最低状态。【板书】四、离子键的特征【讲解】通常情况下，阴、阳离子可以看成是球形对称的，其电荷分布也是球形对称的，只要空间条件允许，一个离子可以同时吸引多个带相反电荷的离子。因此离子键没有方向性和饱和性。【讨论】就NaCl的晶体结构，交流你对离子键没有饱和性和方向性的认识【板书】 （1）离子键无方向性（2）离子键无饱和性【板书】五、 离子键的强度晶格能（1）键能和晶格能 【讲解】以 NaCl 为例:键能:1mol 气态 NaCl 分子, 离解成气体原子时, 所吸收的能量. 用Ei 表示: 【板书】（2）晶格能（符号为U）:拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量【讲解】在离子晶体中，阴、阳离子间静电作用的大小用晶格能来衡量。晶格能（符号为U）是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。例如：拆开 1mol NaCl 晶体使之形成气态钠离子和氯离子时, 吸收的能量. 用 U 表示:NaCl（s） Na+（g） + Cl-（g） U= 786 KJ.mol-1 晶格能 U 越大,表明离子晶体中的离子键越牢固。一般而言，晶格能越大，离子晶体的 离子键越强. 破坏离子键时吸收的能量就越多,离子晶体的熔沸点越高，硬度越大。键能和晶格能, 均能表示离子键的强度, 而且大小关系一致. 通常, 晶格能比较常用.【板书】（3）影响离子键强度的因素离子的电荷数和离子半径【思考】由下列离子化合物熔点变化规律 ,分析离子键的强弱与离子半径、离子电荷有什么关系?（1）NaF NaCl NaBr NaI 988 801 747 660 （2）NaF CaF2 CaO 988 1360 2614 （提示：Ca2+半径略大于Na+半径）【讲解】从离子键的实质是静电引力 出发, 影响 F 大小的因素有: 离子的电荷数q 和离子之间的距离 r (与离子半径的大小相关)1) 离子电荷数的影响：电荷高，晶格能大，离子晶体的熔沸点高、硬度大。 NaCl MgO晶格能（KJ.mol-1） 786 3791熔点（） 801 2852摩氏硬度 2.5 6.52) 离子半径的影响：半径大, 导致离子间距大, 晶格能小，离子晶体的熔沸点低、硬度小。3) 离子半径概念及变化规律将离子晶体中的离子看成是相切的球体, 正负离子的核间距 d 是r+ 和r- 之和: 离子半径的变化规律a) 同主族, 从上到下, 电子层增加, 具有相同电荷数的离子半径增加. b) 同周期: 主族元素, 从左至右 离子电荷数升高, 最高价离子, 半径最小. 如: 过渡元素, 离子半径变化规律不明显.c) 同一元素, 不同价态的离子, 电荷高的半径小. 如: d) 一般负离子半径较大; 正离子半径较小.e) 周期表对角线上, 左上元素和右下元素的离子半径相似. 如: Li+ 和 Mg2+, Sc3+ 和 Zr4+ 的半径相似.【小结】离子电荷数越大，核间距越小，晶格能越大，离子键越牢，离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。