2.1晶体结合能的普遍规律.ppt

第 一 节 晶体结合能的普遍规律 本节主要内容: 2.1.1 两个原子间的相互作用能 2.1.3 结合能与晶体几个常数的关系 2.1.2 晶体总的相互作用能 §0 原子的电负性 0.1 原子的电子分布 原子的电子组态，通常用字母s、p、d来表征角量子数l=0、1、2、3……,字母的左边的数字是轨道主量子数，右上标表示该轨道的电子数目。 原子处于基态时，核外电子排布规律必须遵循以下3条规则： ? 能量最低原理 在不违背包利不相容原理 的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道。 ? 包利不相容原理 一个原子轨道最多只能容纳两个电子，且这两个电子的自旋方向必须相反。 ? 洪特规则 在能量高低相等的轨道上，电子尽可能占据不同的轨道，且电子自旋平行。 0.2 电离能 使基态原子失去一个价电子所需要的能量称为原子的电离能，关系表示为 中性原子——（吸收能量）?正离子＋(－e) 电离能大小：衡量原子对价电子的束缚强弱，取决于原子结构（核电荷、原子半径以及电子壳层结构） 从原子中移去第一个电子所需要的能量为第一电离能，从正1价离子中再移去一个电子所需要的能量为第二电离能。 电离能随原子序数的增加呈现周期性变化 同一周期： 碱金属?卤素，Z*增大，r 减小，电离能 增大。 其中碱金属的 I1 最小，稀有气体的 I1 最大 同一主族： 从上到下，最外层电子数相同；Z*增加不多，r 增大为主要因素，核对外层电子引力依次减弱，电子易失去，I 依次变小 元素的气态原子在基态时获得一个电子成为一价气态负离子所放出的能量称为电子亲和能。当负一价离子再获得电子时要克服负电荷之间的排斥力，因此要吸收能量。 O (g) + e - ? O- (g) A1 =-140.0 kJ . mol-1 O- (g) + e - ? O2- (g) A2 =844.2 kJ . mol-1 例如： 0.3 电子亲和能 电子亲和能的大小变化的周期性规律如下图： 同一周期：从左到右，Z* 增大，r 减小，最外层电子数依次增多，趋向于结合电子形成 8 电子结构，A 的负值增大。卤素的 A 呈现最大负值，ⅡA为正值，稀有气体的 A 为最大正值。 同一主族：从上到下，规律不很明显，大部分的 A 负值变小。 0.4 电负性 为了统一地衡量不同原子得失电子的难易程度，引入了电负性的概念，一般选定某原子的电负性为参考值，把其他原子的电负性与此参考值相比较。 马利肯定义 泡利定义 原子的电负性=0.18（电离能+亲和能） 单位：电子伏特 E(A-B)=[E(A-A)*E(B-B)]1/2+96.5(xA+xB) 单位：kJ/mol 规定氟的电负性为4.0 Li的电负性＝1 - - Ar 3.17 3.44 O 0.80 0.82 K 3.91 3.98 F Ne N C B Be Li He H 元素 - 3.04 2.55 2.04 1.57 0.98 - 2.2 Pauling - 3.00 2.41 1.81 2.44 1.81 1.32 0.93 Mulliken 1.0 3.16 2.58 2.19 1.90 1.61 1.31 0.93 Pauling Ca Cl S P Si Al Mg Na 元素 - 2.33 2.63 2.01 1.46 0.94 - - Mulliken IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB Li 1.0 Na 0.9 K 0.8 Be 1.5 Mg 1.2 Ca 1.0 B 2.0 Al 1.5 Ga 1.5 C 2.5 Si 1.8 Ge 1.8 N 3.0 P 2.1 As 2.0 O 3.5 S 2.5 Se 2.4 F 4.0 Cl 3.0 Br 2.8 负 电 性 ? 周期表从上到下，元素的电负性逐渐减小； ? 一个周期内重元素的电负性差别较小。 IA 、IIA、 IIIB负电性低的元素对电子束缚较弱，价电子易于摆脱原子束缚成为共有化电子，因此在形成晶体时便采取典型的金属结合。 IVB、 VB具有较强的负电性，它们束缚电子的能力较强，适于形成共价结合。 周期表左端的元素负电性弱，易于失去电子；而右端的元素负电性强，易于获得电子，因此它们形成离子晶体。 通常把元素易于失去电子的倾向称为元素的金属性，把元素易于获得电子的倾向称为元素的非金属性。因此电负性小的是金属元素，电负性大的是非金属元素。 一般只存在于低温 范德瓦尔斯力 分子 分子晶体 硬度大、导电、熔点高 金属键 金属离子和自由电子 金属晶体