高中化学离子晶体教案设计
晶体主要分为离子晶体、分子晶体、金属晶体和原子晶体。接下来是小编为大家整理的高中化学离子晶体教案设计，希望大家喜欢!
高中化学离子晶体教案设计一
课题 离子晶体 课型 新知识课 授课人 授课班级 教材分析
晶体结构与性质在本章中的作用：物质结构与性质理论依据依次为：原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质。其中晶体安排在第三章第一是因为晶体结构的相关知识是物质结构理论知识框架的金字塔的塔顶，学习晶体的知识，必须先知道原子结构与分子结构的知识;第二是学习晶体知识的同时，也恰恰能对原子结构与分子结构知识加以梳理。
本节内容位于第三章晶体结构与性质的第四节离子晶体。从知识与技能的角度来看：正好起到对本章前面三节大量的晶体结构知识小结和系统化的作用，同时，前面原子晶体、分子晶体和金属晶体是晶体结构的理论依据，学生正是在学习了原子晶体与分子晶体的知识后，才能够推理出正确的晶体结构知识;从过程与方法的角度来看，本专题的知识需要严密的科学思维方法;从情感态度价值观的角度来看，本专题的知识有助于学生体会微观世界的奥秘，体会内因决定外因，物质变化的规律性和多样性。
学生分析 1.学生思维能力分析：本节离子结构理论知识的教学，对学生的逻辑思维能力具有一定的要求。需要学生能归纳、分析、对比、综合、演绎。而对于中学生而言，其归纳能力较好而演绎能力较差。
2.学生已有知识和技能分析：学生已经通过晶体的常识、分子晶体、原子晶体和金属晶体的学习积累了丰富的晶体结构的感性知识，以上知识对学习离子晶体知识打好了一定的基础。 教学目标 知识与技能：
1.掌握离子晶体的概念，能识别氯化钠、氯化铯、氟化钙的晶胞结构。
2.学会离子晶体的性质与晶胞结构的关系。
3.通过探究知道离子晶体的配位数与离子半径比的关系。
4、掌握立方晶系的晶胞中，原子个数比的计算
5了解晶格能的应用，知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱。 方法和过程：
分析、归纳、讨论、探究、多媒体演示 情感态度和价值观：
理解结构决定性质，体会研究晶体的社会意义，同时感受晶体的结观美和结构美 教学重点 离子晶体的结构模型，晶体类型与性质的关系;离子晶体配位数及其影响因素，离子晶体的物理性质的特点;晶格能的定义和应用。 教学难点 离子晶体的结构模型 离子晶体中阴、阳离子个数比的计算;离子晶体配位数的影响因素;晶格能的定义和应用。 教学媒体 多媒体 教学策略 分析、归纳、应用 §3.4【晶体结构与性质----离子晶体】教学设计
离子晶体教学设计流程图
教学过程 学习任务或教学环节 教师活动 学生活动 设计意图
板块1：离子晶体
任务1.1?： 定义
任务1.2：常见的离子晶体
任务1.3：离子晶体中的化学键
板块2：离子晶体中离子键的配位数
任务2.1：定义
任务2.2 ：影响阴、阳离子的配位数的因素
任务2.3：立方晶系的晶胞中， 原子个数比的计算：
任务2.4：离子晶体的某些物理性质
【展示】晶体图片和实物。
引导观察：这几种物质具有 一定的几何形状，它们是晶体。引出晶体的定义。
【讲述】：在晶体里，构成晶体的粒子(如分子、原子、离子等)是有规则排布的，根据构成晶体的粒子种类和粒子之间的相互作用不同，可将晶体分为若干类型。今天我们先来学习离子晶体。
【展示】：硫酸铜晶体
提问1：硫酸铜属于哪一类化合物?
提问2：离子化合物中存在何种化学键?
【讲述】：离子化合物在固态时，均为离子晶体。
板书：一、离子晶体
1.离子晶体定义：离子间通过离子键结合而成的晶体叫做离子晶体。
提问：构成离子晶体的粒子是什么?粒子间的相互作用是什么?
提问：组成离子晶体的物质有哪些?
【教师总结】：2、常见的离子晶体有：
从组成上看：活泼金属与活泼非金属元素组成的晶体。
从类别看：
强碱：KOH、Ca(OH)2 、NaOH、Ba(OH)2等。
大部分盐类：NaCl、CaF2、Na2SO4、CH3COONa、NH4Cl等。
某些金属氧化物：CaO、K2O等
【提问】：离子晶体中是否只含有离子键?离子晶体中是否一定含有活泼金属的离子
3.离子晶体中的化学键。
学生分析：NaOH、Na2O2、NH4Cl、CaF2中的化学键类型
教师小节：离子晶体中一定含有离子键，还可能含有极性键(如NaOH、Ca(ClO)2等)、非极性键(如Na2O2、CaC2等)。离子晶体中不一定含有活泼金属的离子，如NH4Cl、CH3COONH4晶体都是仅含非金属元素。
【讲述】：在离子晶体中，阴、阳离子是按一定规律在空间排列的，下面就以NaCl和CsCl晶体为例来讨论在离子晶体中阴，阳离子是怎样排列的?
【投影】：NaCl晶体结构模型
【讲述】在NaCl晶体中，存在可重复的最小单元，我们称之为晶胞。
引导观察：钠离子和氯离子的位置：
教师总结
(a)钠离子和氯离子位于立方体的顶角上，并交错排列。
(b)钠离子：体心和棱中点;氯离子：面心和顶点，或者反之。
引导观察：NaCl晶体中，每个Na+周围同时吸引着几个Cl-，每个Cl-周围同时吸引着几个Na+?
板书：1.定义：是指一个离子周围最邻近的异电性离子的数目。
【探究】NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子的配位数
阅读教材78页【科学探究】并完成表格3-4
【思考】为什么同是AB型离子晶体， CsCl与NaCl的晶体结构和配位数不一样?请从两者的组成中试寻找形成差异的原因。
【板书】2. 影响阴、阳离子的配位数的因素：
(1)正、负离子半径比的大小
【投影】
离子
Na+
Cs+
Cl-
离子半径/pm
169
181
【自主探究】CaF2晶体中阴、阳离子的配位数
前面两例中每种晶体的阴、阳离子所带的电荷数相同，阴、阳离子个数相同，配位数不相同。如果离子晶体中阴、阳离子的电荷数不相同，阴、阳离子个数不相同，各离子的配位数是否也不相同?下面请看CaF2晶体结构回答问题：
请根据图中晶胞结构计算：每个Ca2 +周围最邻近的F-有____个，表明Ca2 +的配位数为____。每个F-周围最邻近的Ca2 +有____个，表明F-的配位数是_____。由此可见，在CaF2晶体中，Ca 2 +和F-个数比为______，刚好与Ca2 +和F-的电荷数之比______。整个晶体的结构与前面两例的结构完全不相同。因此可以得出晶体中阴、阳离子电荷比也是决定离子晶体结构的重要因素，称为电荷因素。
(2)电荷因素：晶体中阴、阳离子电荷比
此外，决定离子晶体结构的因素还有离 子键的纯粹程度，称为键性因素。对此高中不作详细学习。
(3)键性因素：离子键的纯粹程度
【引导观察】：一个氯化钠基本结构单元中含几个Na+和 Cl-?
【分析】：在氯化钠基本结构单元中Na+位于体心和棱中点，因棱上每个Na+又为周围4个基本单元所共有，所以该基本结构单元独占Na+的是12×1/4+1=4个.Cl-位于顶点及面心处，每个平面上有4个顶点与1个面心，而每个顶点上的氯离于又为8个基本结构单元(本层4个，上层4个)所共有，一个基本结构单元有6个面，每面有一个面心氯离子，又为两个基本结构单元共有，所以该基本结构单元中独占的Cl-数为8×1/8+6×1/2=4。n(Na+)：n(Cl-)=4：4=1：1。化学式为NaCl.
【教师小结】：根据离子晶体的基本结构单元，求阴、阳离子个数比的方法。①处于顶点上的离子：同时为8个基本单元共有，每个离子有1/8属于基本单元。 ②处于棱上的离子：同时为4个基本单元共有，每个离子有1/4属于基本单元。③处于面上的离子;同时为2个基本单元共有，每个离子有1/2属于基本单元。 ④处于体心的离子：则完全属于该基本单元。
【投影】：CsCl晶体结构模型
【引导观察】：(1)铯离子和氯离子的位置(2)与铯离子等距离且最近的氯离子各有几个?(3)每个CsCl基本单元含铯离子、氯离子的个数?
教师小结：在NaCl，CsCl等离子晶体中不存在单个分子，NaCl、CsCl是表示离子晶体中离子个数比的化学式，而不是表示分子组成的分子式。
【提问】：离子晶体的结构对其物理性质有何影响?
在离子晶体中，由于离子间存在着较强的离子键，因此使离子晶体一般具有较大的硬度、较高的熔点和沸点。离子晶体一般不导电，但在熔融状态或水溶液中却能导电，离子晶体中，有些易溶于水，如钾盐，钠盐，铵盐和硝酸盐均易溶于水;而有些却难溶于水，如BaSO4等。
投影：离子晶体小结
观看图片
学生回答1：属于离子化合物。
学生回答2：存在离子键
学生回答：构成离子晶体的粒子是阴、阳离子，粒子间的相互作用是离子键。
学生回答，
学生讨论
学生分析
学生回答：在NaCl晶体中，每个Na+周围同时吸引着6个Cl-，每个Cl-周围也同时吸引着6个Na+， Na+和Cl-以离子键相结合，在NaCl晶体中Na+和 Cl-的个数比为1：1
学生分析并讨论
学生观察分析并讨论
学生回答：铯离子：体心;氯离子：顶点，或者反之。
在CsCl晶体中，每个Cs+周围同时吸引着8个Cl-，每个Cl-周围也同时吸引着8个Cs+。每个CsCl基本单元含铯离子1个、氯离子1个。
学生阅读自学：教材中有关离子晶体内容，整理、归纳离子晶体的物理性质，并用相关的离子键理论解释离子晶体的物理性质。
先从常见的晶体图片入手，逐步深入到微观粒子、空间构型，从而展开问题的讨论，用图片能激起学生的学习欲望。
让学生在NaCl晶体结构上选择立方体的面中心或立方体的顶角的 为中心去展开想象，在此基础让学生学会替换法，及逻辑推理法，为了更深层次拓展学生的空间想象能力。
培养学生分析解决问题的能力
培养学生合作能力和解决问题的能力
培养学生解决问题的能力
培养学生自学能力
教学过程 学习任务 教师活动 学生活动 设计意图
板块3：晶格能
任务3.1：晶格能的定义：
任务3.2：晶格能的大小的影响因素
任务3.3：晶格能对离子晶体性质的影响：
任务3.4：典型的晶体类别 提问1：离子晶体的定义、种类、决定离子晶体结构的因素
提问2：离子晶体的特点
引导学生讨论和总结，给学生的回答进行补充。
提问3：晶体熔沸点高低的判断
引导学生讨论和总结，给学生的回答进行补充。
影响离子键大小的因素是什么?化学 上用什么来衡量?
【板书小结】：离子键的强度---晶格能
【讲述】：晶格能是指气态离子形成1摩离子晶体释放的能量。
例如：拆开 1 mol 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?
【讲述】：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。 回忆，一位同学回答，其他同学补充。
两个学生分别总结
高中化学离子晶体教案设计二
教学内容分析：
学生具备了离子键、离子半径、离子化合物等基础知识，本节直接给出氯化钠、氯化铯晶胞，然后在科学探究的基础上介绍影响离子晶体结构的因 素，通过制作典型的离子晶体模型来进一步理解离子晶体结构特点，为学习晶格能作好知识的铺垫。
教学目标设定：
1.掌握离子晶体的概念， 能识别氯化钠、氯化铯、氟化钙的晶胞结构。
2.学会离子晶体的性质与晶胞结构的关系。
3.通过探究知道离子晶体的配位数与离子半径比的 关系。
4、通过碳酸盐的热分解温度与阳离子半径的自学，拓展学生视野。
教学重点难点
1、离子晶体的物理性质的特点
2、离子晶体配位数及其影响因素
教学方法建议：分析、归纳、讨论、探究
教学过程设计：
[引入]1、什么是离子键?什么是离子化合物?
2、下列物质中哪些是离子化合物?哪些是只含离子键的离子化合物?
Na2O NH4Cl O2 Na2SO4 NaCl Cs Cl CaF2
3、我们已经学习过几种晶体?它们的结构微粒和微粒间的相互作用分别是什么?
[板书]一、离子晶体
[展示] NaCl 、CsCl晶体模型
[板书]阴、阳离子通过离子键形成离子晶体
离子晶体定义：由阳离子和阴离子通过离子键结合 而成的晶体
注：(1)结构微粒：阴、阳离子
(2)相互作用：离子键
(3)种类繁多：含离子键的化合物晶体：强碱、活泼金属氧化物、绝大多数盐
(4)理论上，结构粒子可向空间 无限扩展
[思考]下列物质的晶体，哪些属离子晶体?离子晶体与离子化合物之间的关系是什么?
干冰、NaOH、H2SO4 、K2SO4 、NH4Cl、CsCl
[投影]2、离子晶体的物理性质及解释
性质 解释 硬度( ) 熔沸点( ) 溶于水( ) 熔融( ) 离子晶体溶解性差异较大：NaCl、 KNO3、(NH4)2SO4_______
BaSO4 、CaCO3_______
[板书]3、离子晶体中离子键的配位数(C.N.)
高中化学离子晶体教案设计三
【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】
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。
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。
[板书计划]
第四节 离子晶体
一、离子晶体：由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。
1、几何因素：晶体中正负离子的半径比(r+/r-)。
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。
4、离子晶体特点：硬度较大、难于压缩、较高的熔点和沸点。
二、晶格能
1、定义：气态离子形成l摩离子晶体释放的能量，通常取正值。
2、规律：晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，而且熔点越高，硬度越大。
【教案设计】
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
§3-2-1离子键的形成
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：
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 6.5
2) 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。
【课后练习】
1.下列各组数值表示有关元素的原子序数，其中所表示的各组原子能以离子键结合成稳定化合物的是( )
A.1与6 B.2与8 C.9与11 D.8与14
2.用电子式表示下列物质的结构：NaOH、Ca(ClO)2。
3.离子化合物 LiCl、NaCl、KCl、RbCl和CsCl熔点由高到底的顺序是___________________________。
5.某主族元素A的外围电子排布式为ns1，另一主族元素B的外围电子排布为ns2np4，
两者形成的离子化合物的化学式可能为
A.AB B.A2B C.AB2 D.A2B3
6.下列叙述正确的是 ( )
A.氯化钠晶体不能导电，所以氯化钠不是电解质
B.氯化钠溶液能导电，所以氯化钠溶液是电解质
C.熔融的氯化钠和氯化钠溶液都能产生自由移动的离子
D.氯化钠熔融时不破坏氯化钠晶体中的离子键。
7.NaF、NaI、MgO均为离子化合物，根据下列数据，这三种化合物的熔点高低顺序是( )
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