2019-2020年高中化學 3.2.1《離子鍵的形成》教案 蘇教版選修3 .doc

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2019-2020年高中化學 3.2.1《離子鍵的形成》教案 蘇教版選修3 【知識與技能】 1. 通過復習鈉與氯形成氯化鈉的過程,使學生理解離子鍵的概念、形成過程和特點。 2. 理解離子晶體的概念、構成及物理性質特征，掌握常見的離子晶體的類型及有關晶胞的計算。 【過程與方法】 1. 復習離子的特征，氯化鈉的形成過程，并在此基礎上分析離子鍵的成鍵微粒和成鍵性質，培養(yǎng)學生知識遷移的能力和歸納總結的能力。 2. 在學習本節(jié)的過程中，可與物理學中靜電力的計算相結合，晶體的計算與數(shù)學的立體幾何、物理學的密度計算相結合。 【情感態(tài)度與價值觀】 通過本節(jié)的學習，進一步認識晶體，并深入了解晶體的內(nèi)部特征。 【教學過程】 【問題引入】 1.鈉原子與氯原子是如何結合成氯化鈉的？你能用電子式表示氯化鈉的形成過程嗎？ 2.根據(jù)元素的金屬性和非金屬性差異，你知道哪些原子之間能形成離子鍵？ 【板書】 第二單元 離子鍵 離子晶體 一、離子鍵的形成 【學生活動】寫出鈉在氯氣中燃燒的化學方程式； 思考：鈉原子與氯原子是如何結合成氯化鈉的？請你用電子式表示氯化鈉的形成過程。 【過渡】 以陰、陽離子結合成離子化合物的化學鍵，就是離子鍵。 【板書】 1. 離子鍵的定義：使陰、陽離子結合成離子化合物的靜電作用 2. 離子鍵的形成過程 【講解】以 NaCl 為例，講解離子鍵的形成過程： 　 1） 電子轉移形成離子：一般達到稀有氣體原子的結構 【學生活動】　 分別達到 Ne 和 Ar 的稀有氣體原子的結構，形成穩(wěn)定離子。 2）判斷依據(jù)：元素的電負性差要比較大 【講解】 元素的電負性差要比較大，成鍵的兩元素的電負性差用△X表示，當 △X > 1.7, 發(fā)生電子轉移, 形成離子鍵；當△X < 1.7, 不發(fā)生電子轉移, 形成共價鍵. 【說明】 但離子鍵和共價鍵之間, 并非嚴格截然可以區(qū)分的. 可將離子鍵視為極性共價鍵的一個極端, 而另一極端為非極性共價鍵. 如圖所示： 　　 化合物中不存在百分之百的離子鍵, 即使是 NaF 的化學鍵之中, 也有共價鍵的成分, 即除離子間靠靜電相互吸引外, 尚有共用電子對的作用. 　　X > 1.7, 實際上是指離子鍵的成分(百分數(shù))大于50%. 【小結】 1. 活潑的金屬元素（IA、IIA）和活潑的非金屬元素（VIA、VIIA）形成的化合物。 2. 活潑的金屬元素和酸根離子（或氫氧根離子）形成的化合物 3. 銨根和酸根離子（或活潑非金屬元素離子）形成的鹽。 【板書】二、用電子式表示離子化合物的形成 【練習】1、寫出下列微粒的電子式：（1）Na+、Mg2+、Cl-、O2-、 （2）NaCl MgO MgCl 小結：離子化合物電子式的書寫 1. 簡單陰離子的電子式不但要表達出最外層所有電子數(shù)（包括得到的電子），而且用方括號“[ ]”括起來，并在右上角注明負電荷數(shù) 2. 簡單陽離子的電子式就是離子符號 3. 離子化合物的電子式由陰離子和陽離子電子式組成，相同的離子不能合并 【練習】 2. 用電子式表示NaCl、K2S的形成過程 小結：用電子式表示離子鍵的形成過程 1.左邊是組成離子化合物的各原子的電子式 , 右邊是離子化合物的電子式 2.連接號為“ ” 3.用 表示電子轉移的方向 【板書】三、離子鍵的實質 思考：從核外電子排布的理論思考離子鍵的形成過程 【板書】實質是靜電作用 　 靠靜電吸引， 形成化學鍵 體系的勢能與核間距之間的關系如圖所示： 　 橫坐標: 核間距r。 縱坐標: 體系的勢能 V。 縱坐標的零點: 當 r 無窮大時, 即兩核之間無限遠時, 勢能為零. 下面來考察 Na+ 和 Cl- 彼此接近時, 勢能V的變化。 從圖中可見: r >r0, 當 r 減小時, 正負離子靠靜電相互吸引, V減小, 體系穩(wěn)定. r = r0 時, V有極小值, 此時體系最穩(wěn)定. 表明形成了離子鍵. r < r0 時, V 急劇上升, 因為 Na+ 和 Cl- 彼此再接近時, 相互之間電子斥力急劇增加, 導致勢能驟然上升. 因此, 離子相互吸引,保持一定距離時, 體系最穩(wěn)定, 即當靜電引力與靜電斥力達到平衡時，形成穩(wěn)定的離子鍵，整個體系達到能量最低狀態(tài)。 【板書】四、離子鍵的特征 【講解】通常情況下，陰、陽離子可以看成是球形對稱的，其電荷分布也是球形對稱的，只要空間條件允許，一個離子可以同時吸引多個帶相反電荷的離子。因此離子鍵沒有方向性和飽和性。 【討論】就NaCl的晶體結構，交流你對離子鍵沒有飽和性和方向性的認識 【板書】 （1）離子鍵無方向性 （2）離子鍵無飽和性 【板書】五、 離子鍵的強度——晶格能 （1）鍵能和晶格能 【講解】以 NaCl 為例: 鍵能:1mol 氣態(tài) NaCl 分子, 離解成氣體原子時, 所吸收的能量. 用Ei 表示: 【板書】 （2）晶格能（符號為U）: 拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量 【講解】 在離子晶體中，陰、陽離子間靜電作用的大小用晶格能來衡量。晶格能（符號為U）是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量。 例如：拆開 1mol NaCl 晶體使之形成氣態(tài)鈉離子和氯離子時, 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,表明離子晶體中的離子鍵越牢固。一般而言，晶格能越大，離子晶體的 離子鍵越強. 破壞離子鍵時吸收的能量就越多,離子晶體的熔沸點越高，硬度越大。鍵能和晶格能, 均能表示離子鍵的強度, 而且大小關系一致. 通常, 晶格能比較常用. 【板書】 （3）影響離子鍵強度的因素——離子的電荷數(shù)和離子半徑 【思考】由下列離子化合物熔點變化規(guī)律 ,分析離子鍵的強弱與離子半徑、離子電荷有什么關系? （1）NaF NaCl NaBr NaI 988℃ 801℃ 747℃ 660℃ （2）NaF CaF2 CaO 988℃ 1360℃ 2614℃ （提示：Ca2+半徑略大于Na+半徑） 【講解】從離子鍵的實質是靜電引力 出發(fā), 影響 F 大小的因素有: 離子的電荷數(shù)q 和離子之間的距離 r (與離子半徑的大小相關) 1) 離子電荷數(shù)的影響：電荷高，晶格能大，離子晶體的熔沸點高、硬度大?！? NaCl MgO 晶格能（KJ.mol-1） 786 3791 熔點（℃） 801 2852 摩氏硬度 2.5 6.5 2) 離子半徑的影響：半徑大, 導致離子間距大, 晶格能小，離子晶體的熔沸點低、硬度小。 3) 離子半徑概念及變化規(guī)律 　　將離子晶體中的離子看成是相切的球體, 正負離子的核間距 d 是r+ 和r- 之和: 　 離子半徑的變化規(guī)律 a) 同主族, 從上到下, 電子層增加, 具有相同電荷數(shù)的離子半徑增加. 　 b) 同周期: 主族元素, 從左至右 離子電荷數(shù)升高, 最高價離子, 半徑最小. 如: 　過渡元素, 離子半徑變化規(guī)律不明顯. c) 同一元素, 不同價態(tài)的離子, 電荷高的半徑小. 如: 　 d) 一般負離子半徑較大; 正離子半徑較小. 　　 e) 周期表對角線上, 左上元素和右下元素的離子半徑相似. 如: Li+ 和 Mg2+, Sc3+ 和 Zr4+ 的半徑相似. 【小結】離子電荷數(shù)越大，核間距越小，晶格能越大，離子鍵越牢，離子晶體的熔、沸點越高，硬度越大。