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高中化学竞赛 【第六讲 晶体结构】 【竞赛基本要求】 1、晶胞。 2、晶格能。 3、晶胞的相关计算。 4、分子晶体、原子晶体、离子晶体和金属晶体。 5、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。 6、点阵的基本概念、晶系、宏观对称元素；十四种空间点阵类型。 7、分子间作用力、范德华力、氢键的概念。 【知识点击】 一、离子键理论 1916 年德国科学家Kossel(科塞尔)提出离子键理论。 （一）离子键的形成 1、形成过程 （1）电子转移形成离子 （2）靠静电吸引，形成化学键. 2、离子键的形成条件 （1）元素的电负性差要比较大 △X 1.7形成离子键； △X 1.7形成共价键。化合物中不存在纯离子键， NaF 中也有共价键的成分， △X 1.7，实际上是指离子键的成分大于50%。   【解析】：（1）1︰1︰2 一个球参与四个空隙，一个空隙由四个球围成；一个球参与四个切点，一个切点由二个球共用。 （2）图略，正八面体中心投影为平面◇空隙中心，正四面体中心投影为平面切点 1︰1︰2 一个球参与六个正八面体空隙，一个正八面体空隙由四个球围成；一个球参与八个正四面体空隙，一个正四面体空隙由四个球围成。 （3）小球的配位数为12 平面已配位4个，中心球周围的四个空隙上下各堆积4个，共12个。 （4）74.05% 以4个相邻小球中心构成底面，空隙上小球的中心为上底面的中心构成正四棱柱，设小球半径为r，则正四棱柱边长为2 r，高为 r，共包括1个小球（4个1/4，1个1/2），空间利用率为： * 河南省太康县第一高级中学----乔纯杰 （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。所以，NaCl、AgCl均为离子化合物；而C和Si 原子的电子结构为ns2np2，要失去全部价电子形成稳定离子，比较困难，所以一般不形成离子键。如CCl4、SiF4 等，均为共价化合物。 （3）形成离子键，释放能量大 Nas +1/2 Cl2g= NaCls △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。 （二）离子键的特征 1、作用力的实质是静电引力 F ∝（q1q2）/ r2 （q1、q2分别为正负离子所带电量） 2、离子键无方向性、无饱和性 因为是静电吸引，所以无方向性；且只要是正负离子之间，则彼此吸引，即无饱和性。 （三）离子键的强度 1、键能和晶格能 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E i 表示。 NaClg= Na+g + Clg △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，放出的能量。用 U 表示。 Na+g+ Cl–g= NaCls △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。通常，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： 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 3、影响离子键强度的因素 从离子键的实质是静电引力 F ∝ (q1q2) / r2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，离子键强。 （2）离子半径的影响 半径小，则作用力大。 （3）离子半径概念 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。 1926年，哥德希密特（Goldschmidt）用光学方法测定，得到了F– 和O2– 的半径，分别为133 pm 和132 pm，结合X射线衍射数据得到一系列离子半径：这种半径为哥德希密特半径。 1927年，Pauling 用最外层电子到核的距离，定义为离子半径，并利用有效核电荷等关系