2022年高中化學 《離子鍵 離子晶體》教案1 蘇教版選修3

2022年高中化學 離子鍵 離子晶體教案1 蘇教版選修3【知識與技能】1、通過復(fù)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(gòu)成及物理性質(zhì)特征，掌握常見的離子晶體的類型及有關(guān)晶胞的計算?！具^程與方法】1、 復(fù)習離子的特征，氯化鈉的形成過程，并在此基礎(chǔ)上分析離子鍵的成鍵微粒和成鍵性質(zhì)，培養(yǎng)學生知識遷移的能力和歸納總結(jié)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(jié)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(jié)合?！厩楦袘B(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?！窘贪冈O(shè)計】 第一課時【問題引入】1、鈉原子與氯原子是如何結(jié)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§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(jié)合成氯化鈉的？請你用電子式表示氯化鈉的形成過程?！具^渡】以陰、陽離子結(jié)合成離子化合物的化學鍵，就是離子鍵?！景鍟?、離子鍵的定義：使陰、陽離子結(jié)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(zhuǎn)移形成離子：一般達到稀有氣體原子的結(jié)構(gòu)【學生活動】分別達到 Ne 和 Ar 的稀有氣體原子的結(jié)構(gòu)，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(zhuǎn)移, 形成離子鍵;當X < 1.7, 不發(fā)生電子轉(zhuǎn)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(jié)】：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(jié)：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(jié)：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(zhuǎn)移的方向【板書】三、離子鍵的實質(zhì)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(zhì)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(guān)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)?！景鍟克?、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?！居懻摗烤蚇aCl的晶體結(jié)構(gòu)，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(guān)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(guān)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(zhì)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(guān))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 6.52) 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(jié)】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。【課堂小結(jié)】【課后練習】1下列各組數(shù)值表示有關(guān)元素的原子序數(shù)，其中所表示的各組原子能以離子鍵結(jié)合成穩(wěn)定化合物的是（ ）A1與6 B2與8 C9與11 D8與142用電子式表示下列物質(zhì)的結(jié)構(gòu)：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AABBA2BCAB2DA2B36下列敘述正確的是 ( )A氯化鈉晶體不能導電，所以氯化鈉不是電解質(zhì)B氯化鈉溶液能導電，所以氯化鈉溶液是電解質(zhì)C熔融的氯化鈉和氯化鈉溶液都能產(chǎn)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。7NaF、NaI、MgO均為離子化合物，根據(jù)下列數(shù)據(jù)，這三種化合物的熔點高低順序是（ ）物質(zhì)NaFNaIMgO離子電荷數(shù)112鍵長(10-10m)2.313.182.10A >> B. >> C. >> D. >>8下列說法不正確的是 （ ）A離子晶體的晶格能越大離子鍵越強B陽離子的半徑越大則可同時吸引的陰離子越多C通常陰、陽離子的半徑越小，電荷越大，該陰、陽離子組成的離子化合物的晶格能越大D拆開1mol離子鍵所需的能量叫該離子晶體的晶格能9離子化合物NaCl、CaO、NaF、MgO中，晶格能從小到大順序正確的是（ ）A BC D10（1）下列熱化學方程中，能直接表示出氯化鈉晶體晶格能的是_。ANa+(g)+Cl(g)=NaCl(s)；HBNa(s)+Cl2(g)=NaCl(s)；H1CNa(s)=Na(g)；H2DNa(g)e=Na+(g)；H311、已知元素的某種性質(zhì)“X”和原子半徑、金屬性、非金屬性等一樣，也是元素的一種基本性質(zhì)。下面給出13種元素的X的數(shù)值：元素AlBBeCClFLiX的數(shù)值1.52.01.52.52.84.01.0元素MgNaOPSSiX的數(shù)值1.20.93.52.12.51.7試結(jié)合元素周期律知識完成下列問題：(1)經(jīng)驗規(guī)律告訴我們：當形成化學鍵的兩原子相應(yīng)元素的X差值大于1.7時，所形成的一般為離子鍵；當小于1.7時，一般為共價鍵。試推斷AlCl3中的化學鍵類型是_。(2)根據(jù)上表給出的數(shù)據(jù)，簡述主族元素的X的數(shù)值大小與元素的金屬性或非金屬性強弱之間的關(guān)系_；簡述第二周期元素(除惰性氣體外)的X的數(shù)值大小與原子半徑之間的關(guān)系_。(3)請你預(yù)測Br與I元素的X數(shù)值的大小關(guān)系_。13、常溫下固態(tài) Na和氣態(tài) Cl2生成 1mol NaCl晶體釋放的能量叫做 NaCl的生成熱。生成熱fHNaCl4ll kJ/mol。該化合過程亦可被解析成如下四個步驟，各步的能量變化分別表示為H1、H2、H3和H4： 其中H2128 kJ/mol，H3526 kJ/mol，H4243 kJ/mol。則H1kJ/mol；NaCl的離子鍵鍵能為 kJ/mol；NaCl晶體的晶格能（陰陽離子結(jié)合成晶體的能量變化）為kJ/mol。 第二課時【復(fù)習鞏固】1.什么是離子鍵？作用力的實質(zhì)是什么？2、什么是晶格能？影響因素有哪些？3、晶格能的大小與離子晶體的熔沸點、硬度的關(guān)系怎樣？ 練習 1.指出下列物質(zhì)中的化學鍵類型。 KBr CCl4 N2 CaO NaOH2.下列物質(zhì)中哪些是離子化合物？哪些是只含離子鍵的離子化合物？哪些是既含離子鍵又含共價鍵的離子化合物？KCl HCl Na2SO4 HNO3 NH4Cl O2 Na2O2【過渡】大多數(shù)離子化合物在常溫下以晶體的形式存在。【板書】 §3-2-2 離子晶體一、 離子晶體1、定義：離子間通過離子鍵結(jié)合而成的晶體【思考】離子晶體能否導電，主要的物理共性有哪些？2、特點：（1）、晶體不導電，在熔融狀態(tài)或水溶液中導電,不存在單個分子（2）、硬度較高，密度較大， 難壓縮，難揮發(fā)，熔沸點較高【思考】：判斷下列每組物質(zhì)的熔沸點的高低，影響離子晶體的熔沸點高低的因素有哪些？(1)NaF NaCl NaBr NaI(2) MgO Na2O3、離子晶體熔沸點高低的影響因素：離子所帶的電荷(Q)和離子半徑(r)Q越大、r越小，則晶格能(U)越大，離子鍵越強，熔沸點越高，硬度越大.【思考】：哪些物質(zhì)屬于離子晶體？4 、物質(zhì)的類別：強堿、部分金屬氧化物、絕大部分鹽類屬于離子晶體?！具^渡】離子晶體也有一定的空間結(jié)構(gòu)【板書】二、離子晶體的空間結(jié)構(gòu)【講解】：離子晶體有多種晶體結(jié)構(gòu)類型，其中氯化鈉型和氯化銫型是兩種最常見的離子晶體結(jié)構(gòu)類型。首先看NaCl的晶胞:組成具有代表性, 對稱性(軸, 面, 中心)也與晶體相同, 所以乙為NaCl的晶胞【思考】:1、每個Na+同時吸引 個 Cl-，每個Cl-同時吸引 個Na+，而Na+數(shù)目與Cl-數(shù)目之為 化學式為 2、根據(jù)氯化鈉的結(jié)構(gòu)模型確定晶胞，并分析其構(gòu)成。每個晶胞中有 Na+，有 個Cl-3、在每個Na+周圍與它最近的且距離相等的Na+有 個4、在每個Na+周圍與它最近的且距離相等的Cl-所圍成的空間結(jié)構(gòu)為 體5、已知氯化鈉的摩爾質(zhì)量為58.5g.mol-1,阿伏加德羅常數(shù)取6.02×1023mol-1,則食鹽晶體中兩個距離最近的Na+的核間距離最接近下面四個數(shù)據(jù)中的哪一個.( ) A、3.0×10-8cm B、3.5×10-8cm C、4.0×10-8cm D、5.0×10-8cm組成和對稱性均有代表性. 看空心圓點, 除了立方體的頂點的8個, 無其它, 稱為簡單立方晶胞. 配位數(shù)為8【思考】：1、每個Cs+同時吸引 個 Cl-，每個Cl-同時吸引 個Cs+，而Cs+數(shù)目與Cl-數(shù)目之為 化學式為 2、根據(jù)氯化的結(jié)構(gòu)模型確定晶胞，并分析其構(gòu)成。每個晶胞中有 Cs+，有 個Cl-3、在每個Cs+周圍與它最近的且距離相等的Cs+有 個組成和對稱性均有代表性. 看空心圓點,除了立方體的頂點的8個, 面中心6個, 也為面心立方. 配位數(shù)為4總之, 立方晶系有 3 種類型晶胞, 面心立方, 簡單立方, 體心立方.四方晶系 , 2 種, 正交晶系, 4 種等, 共有14種類型的晶胞【過渡】氯化鈉與氯化銫均為AB型離子晶體，但兩者的陰、陽離子周圍帶相反電荷離子的數(shù)目卻不同，你認為造成這一差異的可能原因是什么？【板書】三.離子晶體的配位數(shù)以及與 r+/r- 的關(guān)系NaCl 六配體, CsCl八配體, ZnS 四配體, 均為AB型晶體, 為何配位數(shù)不同?1) 離子晶體穩(wěn)定存在的條件離子形成晶體時，陰、陽離子總是盡可能緊密地排列，且一種離子周圍所環(huán)繞的帶相反電荷的離子越多，體系能量越低，所構(gòu)成的離子晶體就越穩(wěn)定。2)離子晶體的配為數(shù)：離子晶體中一種離子周圍緊鄰的帶相反電荷的離子數(shù)目【設(shè)問】：NaCl 型離子配為數(shù)為 （六配體）, CsCl型離子配為數(shù)為 （八配體）【討論】NaCl和CsCl均為AB型離子晶體，但兩者的陰、陽離子周圍帶相反電荷離子的數(shù)目卻不同，你認為造成這一差異的可能原因是什么？【講解】離子晶體中的離子的電荷分布是球形對稱的。它們之間的作用力的強弱只取決于它們相互之間的距離。晶體中每種離子能被多少個帶相反電荷的離子所包圍（離子的配位數(shù)），與它們的大小有關(guān)，與電荷數(shù)多少無關(guān)。離子晶體中一種離子周圍所環(huán)繞的帶相反電荷的離子的數(shù)目的多少，與陰、陽離子半徑比r+/r - 有關(guān)。3）r+/r-與配位數(shù)從六配位的介穩(wěn)狀態(tài)出發(fā), 進行半徑比與配位數(shù)之間關(guān)系的探討. 此時, 為介穩(wěn)狀態(tài). 如果r+ 再大些, 則出現(xiàn)上述 b) 種情況, 即陰離子同號相離, 異號相切的穩(wěn)定狀態(tài). 亦即:當 r+ 繼續(xù)增加, 達到并超過: 時, 即陽離子離子周圍可容納更多陰離子, 為8配位, CsCl型.若r+ 變小, 即:, 則出現(xiàn) a)種情況, 陰離子相切, 陰離子陽離子相離的不穩(wěn)定狀態(tài). 配位數(shù)減少, 4配位, ZnS型. 陰、陽離子半徑比與配位數(shù)的關(guān)系r+/r -配位數(shù)實例0.2250.4144ZnS0.4140.7326NaCl0.7321.08CsCl1.012CsF總之, 配位數(shù)與 r+/r- 之比相關(guān)，且: r+ 再增大, 則達到12 配位; r- 再減小, 則達到3配位.注意:討論中將離子視為剛性球體, 這與實際情況有出入. 但仍不失為一組重要的參考數(shù)據(jù). 因而, 我們可以用離子間的半徑比值去判斷配位數(shù).【問題解決】1、已知Cd2+半徑為97pm，S2-半徑為184pm，按正負離子半徑比，CdS應(yīng)具有 型晶格，正、負離子的配位數(shù)之比應(yīng)是 ；但CdS卻具有立方ZnS型晶格，正負離子的配位數(shù)之比是 ，這主要是由 造成的。2、某離子晶體的晶胞結(jié)構(gòu)如下圖所示：則該離子晶體的化學式為 （ ）Aabc B、abc3 Cab2c3 Dab3c 3、在NaCl晶體中，與每個Na+距離相等且距離最近的Cl所圍成的空間構(gòu)型為 （ ）A正四面體 B正六面體C正八面體 D正十二面體【課后練習】1、下列物質(zhì)屬于離子化合物的是 ( )ANH3BNaFCHBrDKOH2、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，則兩者形成的離子化合物的化學式可能為AABBA2BCAB2DA2B33、下列敘述正確的是 ( )A氯化鈉晶體不能導電，所以氯化鈉不是電解質(zhì)B氯化鈉溶液能導電，所以氯化鈉溶液是電解質(zhì)C熔融的氯化鈉和氯化鈉溶液都能產(chǎn)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。4、下列化合物中形成離子鍵的所有微粒，其基態(tài)電子層結(jié)構(gòu)都與氬原子相同的是（ ）AMgCl2BCaBr2CK2SDNa2O5、下列微粒中，基態(tài)最外層電子排布滿足ns2np6的一組是 （ ）ABa2+、Mg2+BK+、Cu2+CCa2+、Zn2+DNa+、Al3+6、下列離子化合物中，兩核間距離最大的是 （ ）ALiClBNaFCKClDNaCl7、NaF、NaI、MgO均為離子化合物，根據(jù)下列數(shù)據(jù)，這三種化合物的熔點高低順序是物質(zhì)NaFNaIMgO離子電荷數(shù)112鍵長(10-10m)2.313.182.10A >> B. >> C. >> D. >>8、為了確定SbCl3、SbCl5、SnCl4是否為離子化合物，進行下列實驗。其中合理、可靠的是 A觀察常溫下的狀態(tài)，SbCl5是蒼黃色液體，SnCl4為無色液體。結(jié)論：SbCl5和SnCl4都是離子化合物B測定SbCl3、SbCl5、SnCl4的熔點依次為73.5、2.8 、33。結(jié)論：SbCl3、SbCl5、SnCl4都不是離子化合物C將SbCl3、SbCl5、SnCl4溶解于水中，滴入HNO3酸化的AgNO3溶液，產(chǎn)生白色沉淀。結(jié)論：SbCl3、SbCl5、SnCl4都是離子化合物D測定SbCl3、SbCl5、SnCl4的水溶液，發(fā)現(xiàn)它們都可以導電。結(jié)論：SbCl3、SbCl5、SnCl4都是離子化合物9、（1）下列熱化學方程中，能直接表示出氯化鈉晶體晶格能的是_。ANa+(g)+Cl(g)=NaCl(s)；HBNa(s)+Cl2(g)=NaCl(s)；H1CNa(s)=Na(g)；H2DNa(g)e=Na+(g)；H3ECl2(g)=Cl(g)；H4FCl(g)+e=Cl(g)；H5（2）寫出H1與H、H2、H3、H4、H5之間的關(guān)系式_。10、高溫下，超氧化鉀晶體呈立方體結(jié)構(gòu)。晶體中氧的化合價可看作部分為0價，部分為2價。下圖為超氧化鉀晶體的一個晶胞(晶體中最小的重復(fù)單元)。則下列說法正確的是 A晶體中與每個K+距離最近的K+有12個B晶體中每個K+周圍有8個O2，每個O2周圍有8個K+C超氧化鉀的化學式為KO2，每個晶胞含有14個K+和13 個O2D晶體中，0價氧原子與-2價氧原子的數(shù)目比可看作為3:111、如圖，直線交點處的圓圈為NaCl晶體中Na+離子或Cl離子所處的位置。這兩種離子在空間三個互相垂直的方向上都是等距離排列的。 請將其中代表Na+離子的圓圈涂黑（不必考慮體積大?。?，以完成NaCl晶體的結(jié)構(gòu)示意圖。 晶體中，在每個Na+離子的周圍與它最接近的且距離相等的Na+離子共有_個。 晶體中每一個重復(fù)的結(jié)構(gòu)單元叫晶胞。在NaCl晶胞中正六面體的頂點上、面上、棱上的Na+或Cl離子為該晶胞與其相鄰的晶胞所共有。一個晶胞中，Cl離子的個數(shù)等于_，即_（填計算式），Na+離子的個數(shù)等于_，即_（填計算式）。 設(shè)NaCl的摩爾質(zhì)量為M g/mol，食鹽晶體的密度為g/cm3，阿伏加德羅常數(shù)為NA。食鹽晶體中兩個距離最近的鈉離子中心間的距離為_cm。12、 中學化學教材中圖示了NaCl晶體結(jié)構(gòu)，它向三維空間延伸得到完美晶體。NiO(氧化鎳)晶體的結(jié)構(gòu)與NaCl相同，Ni2+與最鄰近O2的核間距離為a×10-8cm，計算NiO晶體的密度(已知NiO的摩爾質(zhì)量為74.7g/mol)。 天然和絕大部分人工制備的晶體都存在各種缺陷，例如在某氧化鎳晶體中就存在如圖4-4所示的缺陷：一個Ni2+空缺，另有兩個Ni2+被兩個Ni3+所取代。其結(jié)果是晶體仍呈電中性，但化合物中Ni和O的比值卻發(fā)生了變化。某氧化鎳樣品組成為Ni0.97O，試計算該晶體中Ni3+與Ni2+的離子數(shù)之比。