晶體主要分為離子晶體、分子晶體、金屬晶體和原子晶體。接下來是本站小編為大家整理的高2020高中化學離子晶體設計教案，希望大家喜歡!
課題 離子晶體 課型 新知識課 授課人 授課班級 教材分析
晶體結構與性質在本章中的作用：物質結構與性質理論依據依次為：原子結構與性質、分子結構與性質、晶體結構與性質。其中晶體安排在第三章第一是因為晶體結構的相關知識是物質結構理論知識框架的金字塔的塔頂，學習晶體的知識，必須先知道原子結構與分子結構的知識;第二是學習晶體知識的同時，也恰恰能對原子結構與分子結構知識加以梳理。
本節內容位於第三章晶體結構與性質的第四節離子晶體。從知識與技能的角度來看：正好起到對本章前面三節大量的晶體結構知識小結和系統化的作用，同時，前面原子晶體、分子晶體和金屬晶體是晶體結構的理論依據，學生正是在學習了原子晶體與分子晶體的知識後，才能夠推理出正確的晶體結構知識;從過程與方法的角度來看，本專題的知識需要嚴密的科學思維方法;從情感態度價值觀的角度來看，本專題的知識有助於學生體會微觀世界的奧祕，體會內因決定外因，物質變化的規律性和多樣性。
學生分析 1.學生思維能力分析：本節離子結構理論知識的教學，對學生的邏輯思維能力具有一定的要求。需要學生能歸納、分析、對比、綜合、演繹。而對於中學生而言，其歸納能力較好而演繹能力較差。
2.學生已有知識和技能分析：學生已經通過晶體的常識、分子晶體、原子晶體和金屬晶體的學習積累了豐富的晶體結構的感性知識，以上知識對學習離子晶體知識打好了一定的基礎。 教學目標 知識與技能：
1.掌握離子晶體的概念，能識別氯化鈉、氯化銫、氟化鈣的晶胞結構。
2.學會離子晶體的性質與晶胞結構的關係。
3.通過探究知道離子晶體的配位數與離子半徑比的關係。
4、掌握立方晶系的晶胞中，原子個數比的計算
5瞭解晶格能的應用，知道晶格能的大小可以衡量離子晶體中離子鍵的強弱。 方法和過程：
分析、歸納、討論、探究、多媒體演示 情感態度和價值觀：
理解結構決定性質，體會研究晶體的社會意義，同時感受晶體的結觀美和結構美 教學重點 離子晶體的結構模型，晶體類型與性質的關係;離子晶體配位數及其影響因素，離子晶體的物理性質的特點;晶格能的定義和應用。 教學難點 離子晶體的結構模型 離子晶體中陰、陽離子個數比的計算;離子晶體配位數的影響因素;晶格能的定義和應用。 教學媒體 多媒體 教學策略 分析、歸納、應用 §3.4【晶體結構與性質----離子晶體】教學設計
離子晶體教學設計流程圖
教學過程 學習任務或教學環節 教師活動 學生活動 設計意圖
板塊1：離子晶體
任務1.1?： 定義
任務1.2：常見的離子晶體
任務1.3：離子晶體中的化學鍵
板塊2：離子晶體中離子鍵的配位數
任務2.1：定義
任務2.2 ：影響陰、陽離子的配位數的因素
任務2.3：立方晶系的晶胞中， 原子個數比的計算：
任務2.4：離子晶體的某些物理性質
【展示】晶體圖片和實物。
引導觀察：這幾種物質具有 一定的幾何形狀，它們是晶體。引出晶體的定義。
【講述】：在晶體裏，構成晶體的粒子(如分子、原子、離子等)是有規則排布的，根據構成晶體的粒子種類和粒子之間的相互作用不同，可將晶體分為若干類型。今天我們先來學習離子晶體。
【展示】：硫酸銅晶體
提問1：硫酸銅屬於哪一類化合物?
提問2：離子化合物中存在何種化學鍵?
【講述】：離子化合物在固態時，均為離子晶體。
板書：一、離子晶體
1.離子晶體定義：離子間通過離子鍵結合而成的晶體叫做離子晶體。
提問：構成離子晶體的粒子是什麼?粒子間的相互作用是什麼?
提問：組成離子晶體的物質有哪些?
【教師總結】：2、常見的離子晶體有：
從組成上看：活潑金屬與活潑非金屬元素組成的晶體。
從類別看：
強鹼：KOH、Ca(OH)2 、NaOH、Ba(OH)2等。
大部分鹽類：NaCl、CaF2、Na2SO4、CH3COONa、NH4Cl等。
某些金屬氧化物：CaO、K2O等
【提問】：離子晶體中是否只含有離子鍵?離子晶體中是否一定含有活潑金屬的離子
3.離子晶體中的化學鍵。
學生分析：NaOH、Na2O2、NH4Cl、CaF2中的化學鍵類型
教師小節：離子晶體中一定含有離子鍵，還可能含有極性鍵(如NaOH、Ca(ClO)2等)、非極性鍵(如Na2O2、CaC2等)。離子晶體中不一定含有活潑金屬的離子，如NH4Cl、CH3COONH4晶體都是僅含非金屬元素。
【講述】：在離子晶體中，陰、陽離子是按一定規律在空間排列的，下面就以NaCl和CsCl晶體為例來討論在離子晶體中陰，陽離子是怎樣排列的?
【投影】：NaCl晶體結構模型
【講述】在NaCl晶體中，存在可重複的最小單元，我們稱之為晶胞。
引導觀察：鈉離子和氯離子的位置：
教師總結
(a)鈉離子和氯離子位於立方體的頂角上，並交錯排列。
(b)鈉離子：體心和稜中點;氯離子：面心和頂點，或者反之。
引導觀察：NaCl晶體中，每個Na+周圍同時吸引着幾個Cl-，每個Cl-周圍同時吸引着幾個Na+?
板書：1.定義：是指一個離子周圍最鄰近的異電性離子的數目。
【探究】NaCl和CsCl晶體中陰、陽離子的配位數
閲讀教材78頁【科學探究】並完成表格3-4
【思考】為什麼同是AB型離子晶體， CsCl與NaCl的晶體結構和配位數不一樣?請從兩者的組成中試尋找形成差異的原因。
【板書】2. 影響陰、陽離子的配位數的因素：
(1)正、負離子半徑比的大小
【投影】
離子
Na+
Cs+
Cl-
離子半徑/pm
169
181
【自主探究】CaF2晶體中陰、陽離子的配位數
前面兩例中每種晶體的陰、陽離子所帶的電荷數相同，陰、陽離子個數相同，配位數不相同。如果離子晶體中陰、陽離子的電荷數不相同，陰、陽離子個數不相同，各離子的配位數是否也不相同?下面請看CaF2晶體結構回答問題：
請根據圖中晶胞結構計算：每個Ca2 +周圍最鄰近的F-有____個，表明Ca2 +的配位數為____。每個F-周圍最鄰近的Ca2 +有____個，表明F-的配位數是_____。由此可見，在CaF2晶體中，Ca 2 +和F-個數比為______，剛好與Ca2 +和F-的電荷數之比______。整個晶體的結構與前面兩例的結構完全不相同。因此可以得出晶體中陰、陽離子電荷比也是決定離子晶體結構的重要因素，稱為電荷因素。
(2)電荷因素：晶體中陰、陽離子電荷比
此外，決定離子晶體結構的因素還有離 子鍵的純粹程度，稱為鍵性因素。對此高中不作詳細學習。
(3)鍵性因素：離子鍵的純粹程度
【引導觀察】：一個氯化鈉基本結構單元中含幾個Na+和 Cl-?
【分析】：在氯化鈉基本結構單元中Na+位於體心和稜中點，因稜上每個Na+又為周圍4個基本單元所共有，所以該基本結構單元獨佔Na+的是12×1/4+1=4個-位於頂點及面心處，每個平面上有4個頂點與1個面心，而每個頂點上的氯離於又為8個基本結構單元(本層4個，上層4個)所共有，一個基本結構單元有6個面，每面有一個面心氯離子，又為兩個基本結構單元共有，所以該基本結構單元中獨佔的Cl-數為8×1/8+6×1/2=4。n(Na+)：n(Cl-)=4：4=1：1。化學式為NaCl.
【教師小結】：根據離子晶體的基本結構單元，求陰、陽離子個數比的方法。①處於頂點上的離子：同時為8個基本單元共有，每個離子有1/8屬於基本單元。 ②處於稜上的離子：同時為4個基本單元共有，每個離子有1/4屬於基本單元。③處於面上的離子;同時為2個基本單元共有，每個離子有1/2屬於基本單元。 ④處於體心的離子：則完全屬於該基本單元。
【投影】：CsCl晶體結構模型
【引導觀察】：(1)銫離子和氯離子的位置(2)與銫離子等距離且最近的氯離子各有幾個?(3)每個CsCl基本單元含銫離子、氯離子的個數?
教師小結：在NaCl，CsCl等離子晶體中不存在單個分子，NaCl、CsCl是表示離子晶體中離子個數比的化學式，而不是表示分子組成的分子式。
【提問】：離子晶體的結構對其物理性質有何影響?
在離子晶體中，由於離子間存在着較強的離子鍵，因此使離子晶體一般具有較大的硬度、較高的熔點和沸點。離子晶體一般不導電，但在熔融狀態或水溶液中卻能導電，離子晶體中，有些易溶於水，如鉀鹽，鈉鹽，銨鹽和硝酸鹽均易溶於水;而有些卻難溶於水，如BaSO4等。
投影：離子晶體小結
觀看圖片
學生回答1：屬於離子化合物。
學生回答2：存在離子鍵
學生回答：構成離子晶體的粒子是陰、陽離子，粒子間的相互作用是離子鍵。
學生回答，
學生討論
學生分析
學生回答：在NaCl晶體中，每個Na+周圍同時吸引着6個Cl-，每個Cl-周圍也同時吸引着6個Na+， Na+和Cl-以離子鍵相結合，在NaCl晶體中Na+和 Cl-的個數比為1：1
學生分析並討論
學生觀察分析並討論
學生回答：銫離子：體心;氯離子：頂點，或者反之。
在CsCl晶體中，每個Cs+周圍同時吸引着8個Cl-，每個Cl-周圍也同時吸引着8個Cs+。每個CsCl基本單元含銫離子1個、氯離子1個。
學生閲讀自學：教材中有關離子晶體內容，整理、歸納離子晶體的物理性質，並用相關的離子鍵理論解釋離子晶體的物理性質。
先從常見的晶體圖片入手，逐步深入到微觀粒子、空間構型，從而展開問題的討論，用圖片能激起學生的學習慾望。
讓學生在NaCl晶體結構上選擇立方體的面中心或立方體的頂角的 為中心去展開想象，在此基礎讓學生學會替換法，及邏輯推理法，為了更深層次拓展學生的空間想象能力。
培養學生分析解決問題的能力
培養學生合作能力和解決問題的能力
培養學生解決問題的能力
培養學生自學能力
教學過程 學習任務 教師活動 學生活動 設計意圖
板塊3：晶格能
任務3.1：晶格能的定義：
任務3.2：晶格能的大小的影響因素
任務3.3：晶格能對離子晶體性質的影響：
任務3.4：典型的晶體類別 提問1：離子晶體的定義、種類、決定離子晶體結構的因素
提問2：離子晶體的特點
引導學生討論和總結，給學生的回答進行補充。
提問3：晶體熔沸點高低的判斷
引導學生討論和總結，給學生的回答進行補充。
影響離子鍵大小的因素是什麼?化學 上用什麼來衡量?
【板書小結】：離子鍵的強度---晶格能
【講述】：晶格能是指氣態離子形成1摩離子晶體釋放的能量。
例如：拆開 1 mol NaCl 晶體使之形成氣態鈉離子和氯離子時， 吸收的能量. 用U 表示：
NaCl(s) ?Na+(g)+? Cl-(g) U= 786 -1?
【講述】：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。 回憶，一位同學回答，其他同學補充。
兩個學生分別總結
高中化學離子晶體教案設計二
教學內容分析：
學生具備了離子鍵、離子半徑、離子化合物等基礎知識，本節直接給出氯化鈉、氯化銫晶胞，然後在科學探究的基礎上介紹影響離子晶體結構的因 素，通過製作典型的離子晶體模型來進一步理解離子晶體結構特點，為學習晶格能作好知識的鋪墊。
教學目標設定：
1.掌握離子晶體的概念， 能識別氯化鈉、氯化銫、氟化鈣的晶胞結構。
2.學會離子晶體的性質與晶胞結構的關係。
3.通過探究知道離子晶體的配位數與離子半徑比的 關係。
4、通過碳酸鹽的熱分解温度與陽離子半徑的自學，拓展學生視野。
教學重點難點
1、離子晶體的物理性質的特點
2、離子晶體配位數及其影響因素
教學方法建議：分析、歸納、討論、探究
教學過程設計：
[引入]1、什麼是離子鍵?什麼是離子化合物?
2、下列物質中哪些是離子化合物?哪些是隻含離子鍵的離子化合物?
Na2O NH4Cl O2 Na2SO4 NaCl Cs Cl CaF2
3、我們已經學習過幾種晶體?它們的結構微粒和微粒間的相互作用分別是什麼?
[板書]一、離子晶體
[展示] NaCl 、CsCl晶體模型
[板書]陰、陽離子通過離子鍵形成離子晶體
離子晶體定義：由陽離子和陰離子通過離子鍵結合 而成的晶體
注：(1)結構微粒：陰、陽離子
(2)相互作用：離子鍵
(3)種類繁多：含離子鍵的化合物晶體：強鹼、活潑金屬氧化物、絕大多數鹽
(4)理論上，結構粒子可向空間 無限擴展
[思考]下列物質的晶體，哪些屬離子晶體?離子晶體與離子化合物之間的關係是什麼?
乾冰、NaOH、H2SO4 、K2SO4 、NH4Cl、CsCl
[投影]2、離子晶體的物理性質及解釋
性質 解釋 硬度( ) 熔沸點( ) 溶於水( ) 熔融( ) 離子晶體溶解性差異較大：NaCl、 KNO3、(NH4)2SO4_______
BaSO4 、CaCO3_______
[板書]3、離子晶體中離子鍵的配位數(C.N.)
高中化學離子晶體教案設計三
【知識與技能】
1、通過複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、構成及物理性質特徵，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】
複習離子的特徵，氯化鈉的形成過程，並在此基礎上分析離子鍵的成鍵微粒和成鍵性質，培養學生知識遷移的能力和歸納總結的能力。
在學習本節的過程中，可與物理學中靜電力的計算相結合，晶體的計算與數學的立體幾何、物理學的密度計算相結合。
【情感態度與價值觀】
通過本節的學習，進一步認識晶體，並深入瞭解晶體的內部特徵。
[板書計劃]
第四節 離子晶體
一、離子晶體：由陽離子和陰離子通過離子鍵結合而成的晶體。
1、幾何因素：晶體中正負離子的半徑比(r+/r-)。
2、電荷因素：正負離子的電荷比。
3、鍵性因素：離子鍵的純粹程度。
4、離子晶體特點：硬度較大、難於壓縮、較高的熔點和沸點。
二、晶格能
1、定義：氣態離子形成l摩離子晶體釋放的能量，通常取正值。
2、規律：晶格能越大，形成的離子晶體越穩定，而且熔點越高，硬度越大。
【教案設計】
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
§3-2-1離子鍵的形成
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：
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，形成穩定離子。
2)判斷依據：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， 發生電子轉移， 形成離子鍵;
當△X < 1.7， 不發生電子轉移， 形成共價鍵.
【説明】：但離子鍵和共價鍵之間， 並非嚴格截然可以區分的. 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)大於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(包括得到的電子)，而且用方括號“[ ]”括起來，並在右上角註明負電荷數
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，相同的離子不能合併
【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係如圖所示：
橫座標： 核間距r。 縱座標： 體系的勢能 V。 縱座標的零點： 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， 體系穩定.
r = r0 時， V有極小值， 此時體系最穩定. 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， 體系最穩定， 即當靜電引力與靜電斥力達到平衡時，形成穩定的離子鍵，整個體系達到能量最低狀態。
【板書】四、離子鍵的特徵
【講解】通常情況下，陰、陽離子可以看成是球形對稱的，其電荷分佈也是球形對稱的，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 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 -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， 而且大小關係一致. 通常， 晶格能比較常用.
【板書】(3). 影響離子鍵強度的因素——離子的電荷數和離子半徑
【思考】由下列離子化合物熔點變化規律 ，分析離子鍵的強弱與離子半徑、離子電荷有什麼關係?
(1)NaF NaCl NaBr NaI
988℃ 801℃ 747℃ 660℃
(2)NaF CaF2 CaO
988℃ 1360℃ 2614℃
(提示：Ca2+半徑略大於Na+半徑)
【講解】從離子鍵的實質是靜電引力 出發， 影響 F 大小的因素有： 離子的電荷數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(-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：
離子半徑的變化規律
a) 同主族， 從上到下， 電子層增加， 具有相同電荷數的離子半徑增加.
b) 同週期： 主族元素， 從左至右 離子電荷數升高， 最高價離子， 半徑最小. 如： 過渡元素， 離子半徑變化規律不明顯.
c) 同一元素， 不同價態的離子， 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) 週期表對角線上， 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。
【課後練習】
1.下列各組數值表示有關元素的原子序數，其中所表示的各組原子能以離子鍵結合成穩定化合物的是( )
A.1與6 B.2與8 C.9與11 D.8與14
2.用電子式表示下列物質的結構：NaOH、Ca(ClO)2。
3.離子化合物 LiCl、NaCl、KCl、RbCl和CsCl熔點由高到底的順序是___________________________。
5.某主族元素A的外圍電子排布式為ns1，另一主族元素B的外圍電子排布為ns2np4，
兩者形成的離子化合物的化學式可能為
B.A2B 2 D.A2B3
6.下列敍述正確的是 ( )
A.氯化鈉晶體不能導電，所以氯化鈉不是電解質
B.氯化鈉溶液能導電，所以氯化鈉溶液是電解質
C.熔融的氯化鈉和氯化鈉溶液都能產生自由移動的離子
D.氯化鈉熔融時不破壞氯化鈉晶體中的離子鍵。
、NaI、MgO均為離子化合物，根據下列數據，這三種化合物的熔點高低順序是( )
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