第6讲 晶体结构还有较好的例题结合.doc

第6讲 晶体结构 【竞赛要求】 晶胞。原子坐标。晶格能。晶胞中原子数或分子数的计算及化学式的关系。分子晶体、原子晶体、离子晶体和金属晶体。配位数。晶体的堆积与填隙模型。常见的晶体结构类型，如NaCl、CsCl、闪锌矿（ZnS）、萤石（CaF2）、金刚石、石墨、硒、冰、干冰、尿素、金红石、钙钛矿、钾、镁、铜等。点阵的基本概念。晶系。宏观对称元素。十四种空间点阵类型。分子的极性。相似相溶规律。分子间作用力。范德华力。氢键。其他分子间作用力的一般概念。离子键理论 1916 年德国科学家Kossel(科塞尔)提出离子键理论离子键的形成1、形成过程 NaCl 为例：1）电子转移形成离子 Ne 和 Ar 2）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： 注：横坐标——核间距r 。纵坐标体系的势能 V 。纵坐标的零点当 r 无穷大时势能为零下面来考察 Na+ Clˉ彼此接近时，势能V的变化r r0时，随着 r 的不断减小V减小体系稳定r = r0 时，V有极小值表明形成了离子键r r0 时，V 急剧上升 Na+ 和 Clˉ彼此再接近时，相互之间电子斥力急剧增加, 导致势能骤然上升保持一定距离时体系最稳定即为2、离子键的形成条件1）元素的电负性差要比较大 X 1.7，发生电子转移形成离子键X 1.7，不发生电子转移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%2）易形成稳定离子Na+（2s22p6），Clˉ（3s23p6），达到稀有气体稳定结构Ag+（4d10）d轨道全充满的稳定结构C和Si 要失去全部比较困难所以一般不形成离子键如CCl4SiF4 等，均为共价化合物。 （3）形成离子键释放能量大 +1/2 Cl= NaCl △H = －410.9 kJ·mol –1 在形成离子键时，以放热的形式释放较大的能量离子键的特征1、作用力的实质是静电引力 2、离子键无方向性无饱和性所以无方向性则彼此吸引即无饱和性离子键的强度1、键能和晶格能 NaCl 为例1mol 气态 NaCl 分子所用E 表示= Na+ Cl △H = 键能E i越大，表示离子键越强。 晶格能：气态的正负离子结合成 1mol NaCl 晶体时用 U 表示+ Cl–= NaCl △H = －U（U为正值） 晶格能 U 越大则形成离子键时放出的能量越多离子键越强键能和晶格能均能表示离子键的强度而且大小关系一致晶格能比较常用如何求得晶格能?2、玻恩-哈伯循环 ( Born-Haber Circulation) Born 和 Haber 设计了一个热力学循环过程从已知的热力学数据出发计算晶格能具体如下 △H1等于Na的升华热（S），即△H1= S = – 108.8 kJ·mol –1 △H2等于Cl2的离解能（D）的一半，即△H2=（1/2）D = – 119.7 kJ·mol –1 △H3等于Na的第一电离能（I1），即△H3= I1 = 496 kJ·mol –1 △H4等于Cl的电子亲和能（E）的相反数，即△H4= – E = – 348.7 kJ·mol –1 △H5等于NaCl的晶格能（U）的相反数，即△H5= – U = ？ △H6等于NaCl的标准生成热（△f H），即△H6= △f H = – 410.9 kJ·mol –1 由盖斯定律：△H6= △H1 +△H2+△H3+△H4+△H5 所以：△H5=△H6－（△H1 +△H2+△H3+△H4） 即：U = △H1 +△H2+△H3+△H4－△H6 =108.8+119.7+496－348.7+410.9 = 186.7 kJ·mol –1 以上关系称为Born-Haber循环 通过热力学也可以计算 NaCl 的离子键的键能 △H1 Na的第一电离能I1H2 Cl的电子亲合能 E 的相反数 –EH3 NaCl的晶格能 U 的相反数 –U H4 NaCl的升华热 SH5 = – Ei。所以通过 I1E、U 和S 可求出键能 E3、影响离子键强度的因素影响 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离子键强 　（2）离子半径的影响 半径大，导致离子间距大所以作用力小相反半径小则作用力大 （3）离子半径概念正负离子的核间距 d r+ 和r – 之和。 d = r+ + r – （d值可由晶体的X射线衍射实验测定得到）。 1926年Goldschmidt）用光学方法测定得到了F–– 的半径，分别为133