高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座:第6讲《晶体结构》

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1、WORD格式可编辑高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第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。【知识梳理】一、离子键理论1916年德国科学家Kossel(科塞

2、尔)提出离子键理论。(一)离子键的形成1、形成过程以NaCl为例:(1)电子转移形成离子Na-eˉ=Na+Cl+eˉ=Clˉ相应的电子构型变化:2s22p63s1→2s22p6;3s23p5→3s23p6分别达到Ne和Ar的稀有气体原子的结构,形成稳定离子。(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,即两核之间无限远时,势能为零。下面来考察Na+和Clˉ彼此接近时,势能V的变化。图中可见:r>r0时,随着r的不断减小,正负离子靠静电相互吸引,V减小

3、,体系趋于稳定。r=r0时,V有极小值,此时体系最稳定,表明形成了离子键。r1.7,发生电子转移,形成离子键;△X<1.7,不发生电子转移,形成共价键。极性增大非极性共价键极性共价键离子键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。如图所示:化

4、合物中不存在百分之百的离子键,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。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Na+1/2Cl=NaCl△H

5、=-410.9kJ·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Ei表示。NaCl=Na+Cl△H=键能Ei越大,表示离子键越强。晶格能:气态的正负离子,结合成1molNaCl晶体时,放出的能量。用U表示。Na++Cl–

6、=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。通常,晶格能比较常用。如何求得晶格能?技术资料专业整理WORD格式可编辑2、玻恩-哈伯循环(Born-HaberCirculation)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=–108.8kJ·mol–1△H2等于Cl2的离解能(D)的一半,即△H2=(1/2)D=–119.7kJ·mol–1△H3等于Na的第一电

7、离能(I1),即△H3=I1=496kJ·mol–1△H4等于Cl的电子亲和能(E)的相反数,即△H4=–E=–348.7kJ·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(△fH),即△H6=△fH=–410.9kJ·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=186.7kJ·mol–1以上关系称为Born-H

8、aber循环利用盖斯定律,通过热力学也可以计算NaCl的离子键的键能。△H1Na的第一电离能I1;△H2Cl的电子亲合能E

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