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