第06讲晶体结构

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1、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、原了晶体、离了晶体和金属晶体。配位数。晶体的堆积与填隙模型。常见的晶体结构类型，如NaCkCsCl、闪锌矿（ZnS）、萤石（CaF?）、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。分了间作用力。范徳华力。氢键。其他分了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Kosscl（科塞尔）提出离了键理论。（一）离子键的形成1、形成过程以NaCl为

2、例：（1）电子转移形成离子Na-e"=Na+Cl+e_=CI_相应的电了构型变化：2s22p63sl―2<2p6；3s23p53s23p（）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Z间的关系如图所示：注：横处标——核间距ro纵处标——体系的势能V。纵处标的零点一一当r无穷大时，即两核Z间无限远时，势能为零。卜-面來考察Na卜和CL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，正负离了靠静电相互吸引，V减小，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。r

3、和C1一彼此再接近时，相互Z间电子斥力急剧增加，导致势能骤然上升。因此，离子相互吸引，保持一定距离吋，体系最稳定，即为离子键。2、离了键的形成条件(1)元素的电负性差要比较人△X>1.7,发生电子转移，形成离子键；△XV1.7,不发生电子转移，形成共价键。但离子键和共价键Z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：非极性共价键极性共价键离子键>极性增大化合物中不存在百分Z百的离子键，即使是NaF的化学键Z中，也有共价键的成分，即除离了间靠静电相互吸引外，尚有共用电了对的作用。△X>1.7,实际上是指离子键的成分(百分数)大于50%«

4、(2)易形成稳定离子Na+(2?2p6),CI-(3?3p6),达到稀有气体稳定结构，Ag+(4^°)〃轨道全充满的稳定结构。所以，NaCI、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CCSSiF4等，均为共价化合物。(3)形成离子键，释放能量大Na(v)+1/2Cl2(^=NaCI(v)-410.9kJ・mol一】在形成离子键时，以放热的形式，释放较人的能量。(二)离子键的特征1、作用力的实质是静电引力F*(?心2)/，($］、0分别为止负离了所带电最)2、离子键无方向性、无饱和性因为是静电吸引，所以无

5、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、键能和品格能以NaCl为例：键能：lmol气态NaCl分子，离解成气体原子时，所吸收的能量。用E,表示。NaClu)=Na(g)+ClUf)/H=键能Ei越人，表示离子键越强。晶格能：气态的正负离子，结合成lmolNaCl晶体时，放出的能量。用U表示。Na+(^+Cru)=NaCl(v)/H=~U(U为正值)品格能U越人，则形成离子键吋放出的能量越多，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，品格能比较常用。如何求得晶格能？2、玻恩■哈伯循环（Bom・HabcrCirculatio

6、n）Bom和Haber设计了一个热力学循环过程，从己知的热力学数据出发，计算晶格能。具体如下：△Hi等于Na⑶的升华热（S）,即厶Hi=S=—108.8kJ•mol_1△H2等于Cb（g）的离解能（£»的一半，即△兄=（1/2）Z）=-119.7kJ•mol_1△H3等于Na@）的第一电离能（/]）,即厶Hy=1[=496kJ•mol_1△弘等于Cl®的电子亲和能（E）的相反数，即△H4=_E=_34&7kJ・moL△兄等于NaCl的晶格能（U）的相反数，即厶H5=-U=?△凤等于NaCl的标准牛成热（H加,即厶Hl=-410.9kJ・mo「由盖斯定律：△日6=H六所以：—（A^i4-

7、A//2+A//3+A/74）即：U=AHi+AH2+AH3+AH4-AH6=108.8+119.7+496-348.7+410.9=186.7kJ・moL以上关系称为Bom-Habcr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。■日AIL-.EI»^D*c^j—△HiNa的第一电离能人；AH2Cl的电子亲合能E的相反数-E；△仏NaCl的品格能U的相反数-U:△皿NaCl的升华热S；而△丹5=-刃。所