第七章-晶体结构课件

1、第七章 晶体结构7.1 晶体的内部结构7.4 晶体缺陷7.3 金属晶体7.2 离子晶体1固体晶体非晶体无定型物质两者有何区别？晶体无定型物质具有整齐规则的几何外形（1）外形不规则在一定压力下具有固定的熔点（2）没有固定熔点具有各向异性（3）各向同性2时间温度温度时间晶体的升温曲线非晶体的升温曲线各向异性：晶体在不同方向上的物理性能，如： 导电性、导热性等，在晶体的各个面 上不同，这一性质叫各向异性。34晶体的特征(1)具有整齐规则的几何外形(2)具有固定的熔点(3)有各向异性质点（分子、原子或离子）在空间有规则地排列成的，具有整齐的外形，以多面体出现的固体物质叫晶体。晶体：研究晶体结构，主要是

2、两方面内容：（1）晶体内的粒子是什么？它们是怎样结合的？（2）晶体内粒子的排列方式。（怎样排列）5（1）晶格 在研究晶体内粒子的排列时，通常把各种粒子抽象地看成几何的点，这时，整个晶体就被看成是空间按一定规律整齐排列的点组成的，这些点的总和具有一定的形状，这些点的总和叫晶格。晶格上的点叫晶格结点。7.1.1 晶格和晶胞6NaCl晶体的晶格Na+ ClNaCl晶体的晶胞 晶胞是晶体的代表，是晶体中的最小单位。晶胞并置起来，则得到晶体。7（2）晶胞 晶格中，含有晶体结构中具有代表性的最小重复单位叫晶胞。晶胞在各个方向的无限重复就是晶体。 所以，晶体的性质与晶胞的大小、晶胞的形状和晶胞中质点的种类（

3、分子、原子或离子）以及质点间的作用力有关。 因为晶胞决定晶格，晶格又是晶体的抽象化表示法，所以，晶胞的性质决定晶体的性质；晶格类型与晶胞的大小、形状有关。8晶胞（晶格）类型 晶胞的特征（大小、形状）常用六个常数描述；它们是a、b、c、，叫晶胞参数。 若晶胞是平行六面体，则a、b、c是棱长， 、是晶角，分别是bc ， ca , ab 所组成的夹角。9 根据不同的晶胞，晶胞参数a、b、c、 、的数值不同，可将晶体分成七种晶系（又叫布拉维系）。10 每一种晶系，按晶体的粒子数不同，又可以分成几种晶格类型。这样，七大晶系共有14种晶格类型。11我们学习最简单的立方晶系的三种晶格类型：（1）简单立方晶格

4、（2）体心立方晶格（3）面心立方晶格（1）简单立方晶格 晶胞形状是正立方体，结点分布在晶胞立方体的八个角顶，共有8个粒子。12（2）体心立方晶格 晶胞形状是正立方体，结点共有9个，其中8个在晶胞立方体的角顶，一个在晶胞立方体的中心。（3）面心立方晶格 晶胞形状是正立方体，结点共有14个，其中8个在晶胞立方体的角顶，6个在晶胞立方体6个面的中心。137.1.2 晶体的基本类型根据晶格结点上的粒子的种类不同，晶体可以分成四种类型：（1）离子晶体：（2）原子晶体：（3）分子晶体：（4）金属晶体：晶格结点上交替排列的是正、负离子。晶格结点上排列的是中性原子。晶格结点上排列的是中性分子。晶格结点上排列的

5、是金属原子或金属离子14离子晶体的特征 离子晶体的熔、沸点较高，并且正、负离子电荷越高，两核间距越小，静电作用越强，离子键越强，则晶体的熔、沸点越高。 离子晶体的晶格结点上交替排列的是正、负离子，所以质点间的作用力是很强的离子键力（静电作用力）。1. 结点粒子和作用力2. 熔、沸点较高离子晶体15 离子晶体的水溶液或熔融态导电，是通过离子的定向迁移完成的，而不是通过电子流动导电 。因为结点上是正、负离子，只能在结点附近有规则的振动，不能自由移动。 因离子键强度大，所以硬度高 。但受到外力冲击时，易发生错位，导致破碎 。3. 导电性4. 硬度高 延展性差 例如： NaCl MgO 熔点： MgO

6、 CaO NaCl KClb. p. 1413 C 3600 Cm. p. 801 C 2800 C16+错位+ 受力时发生错位，使正正离子相切，负负离子相切，彼此排斥，离子键失去作用，故离子晶体无延展性 。如 CaCO3 可 用于雕刻，而不可用于锻造，即不具有延展性 。F17 离子晶体易溶于极性溶剂中，因为溶剂分子与离子间的作用力（吸引力），足以克服晶体内离子间的吸引力，而且极性分子的偶极矩越大（极性越强）对离子的吸引力越强，使晶体的溶解度越大。5. 溶解性6. 无确定的分子量 离子晶体中，质点是正、负离子，无单独的分子存在；晶体是个大分子，表示其组成用化学式；进行计算时用式量，而不是分子量

7、。18离子离子复杂离子：简单离子：单个原子形成的离子。如 ：Cl、F、Na、S2它们可以看成是带电的球体，其特征有离子电荷、离子半径、离子的电子构型。多个原子通过共价键形成的离子。如 ：NO3、CO32、NH4、SO42 、ClO3其特征有离子电荷、离子半径、离子的空间构型及极性取向。191. 离子电荷 离子电荷是指简单离子的核电荷与它的核外电子的代数和。可正、可负。如：Na、Mg2、Al3、Cl、S2等。带正电荷的离子称为阳离子（或正离子）；带负电荷的离子称为阴离子（或负离子）； 带有相同电荷的离子，如： Na、 Ag，虽然离子的形式电荷相同，但是，在它们周围呈现的正电场强度不同。原因：电子

8、构型不同，致使有效核电荷不同。202. 离子的电子构型 处于基态离子的价电子构型，称为离子的电子构型。离子的电子构型阴离子的电子构型：一般是8e阳离子的电子构型8e2e18e(917)e(18+2)e21(2) 8e构型：(1) 2e构型： (3) 18e构型：(4) (917)e构型：基态离子价电子层只有2个电子。例如：Li+、Be2+、B3+等，第二周期阳离子。基态离子价电子层有8个电子。 例如：Na+、Mg2+、Al3+等。基态离子价电子层为18个电子。 例如：Ag+、Hg2+、Ga3+、Pb4+等。 基态离子价电子层为917个电子。 例如：Mn2+(13e-)、Fe2+ (14e-)、

9、 Ni2+ (16e-)、 Co2+ (15e-)、 Ti3+ (9e-)、V2+ (11e-) 等。22(5) (18+2)e构型： 基态离子价电子层最外层有2个电子，次外层有18个电子。例如： Ti+、 Sn2+、Pb2+、Bi3+、Sb3+等。 如果离子的电荷相同，半径相近，离子的电子构型不同，有效正电荷的强弱不同，往往是： 8 e ( 917 ) e 18 e 或 ( 18+2 ) e 可见：含d电子数越多，离子的有效正电荷越大。因为d电子在核外空间的概率分布比较松散，对核电荷的屏蔽作用小，所以有效核电荷数增大。例如：Na+与Ag+。233. 离子半径 d 值可由晶体的 X 射线衍射实

10、验测定得到，例如： MgO d = 210 pm 。 正负离子的核间距 d 是 r + 和 r 之和 。dr+r -(1) 离子半径概念24 1926 年，哥尔智密特 ( Goldschmidt ) 用光学方法测得了F 和 O 2 的半径，分别为 133 pm 和 132 pm。 结合 X 射线衍射所得的 d 值，得到一系列离子半径。 = d MgO = 210 132 = 78 ( pm ) 这种半径为哥尔智密特半径 。 1927 年，Pauling 把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数据，求出一套离子半径数值，被称为 Pauling 半径 。 25离子键1. 离子键

11、的形成以 NaCl 为例 。 第一步 电子转移形成离子： Na e Na+ ， Cl + e Cl 相应的电子构型变化：2s 2 2p 6 3s 1 2s 2 2p 6 ，3s 2 3p 5 3s 2 3p 6 形成稀有气体原子结构的稳定离子。 (1) 形成过程 26 第二步 靠静电吸引， 形成化学键 。 纵坐标的零点 当 r 无穷大时，即两核之间无限远时的势能。 体系的势能与核间距之间的关系如图所示：V0Vr0r0r27 图中可见： r r0 ，当 r 减小时，正负离子靠静电相互吸引，势能 V 减小，体系趋于稳定。 考察 Na+ 和 Cl 彼此接近的过程中，势能 V 的变化。 r = r0

12、，V 有极小值，此时体系最稳定，表明形成离子键。 r 1.7，发生电子转移，形成离子键； X 1.7 ，实际上是指离子键的成分大于 50 %。b)易形成稳定离子 Na + 2s 2 2p 6，Cl 3s 2 3p 6 ，达到稀有气体式稳定结构。Ag +4d10 ， Zn 2 + 3d10 d 轨道全充满的稳定结构。30只转移少数的电子，就达到稳定结构。 而 C 和 Si 原子的电子结构为 s 2 p 2 ，要失去或得到 4 e，才能形成稳定离子，比较困难。所以一般不形成离子键。如：CCl 4 、SiF4 等，均为共价化合物 。31晶格能晶格能定义： 将 1mol 离子晶体里的正、负离子（克服晶

13、体中的静电引力）完全气化而远离所需要的能量。用 U 表示，单位： kJmol1 （U 为正值）。 Na ( g )H 1 Na + ( g )H 21/2 Cl2 ( g )H 3Cl ( g )H 4Cl ( g )+Na ( s )+NaCl ( s )H f (NaCl)U32结合玻恩哈伯循环，可得：NaCl(s)的晶格能：U= H 1 + H2 + H 3 + H 4 H f (NaCl) =108.8+496+121.5+(348.7)(411)= 789 kJmol1 U+ H f (NaCl) = H 1 + H2 + H 3 + H 4 有些教材晶格能：气态的正、负离子，结合成

14、 1 mol离子晶体时，放出的能量，用 U 表示。 Na + ( g ) + Cl ( g ) = NaCl ( s ) H = U （负号表示放热） 33影响晶格能的因素： 正、负离子电荷； 正、负离子半径； 离子晶体的结构类型；晶格能的意义： 晶格能越大，离子晶体越稳定。离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。这些影响晶格能的因素可由玻恩朗德方程看出： 离子电子层结构类型34玻恩朗德方程：式中：r0正、负离子核间距离，A Madelung常数,与晶体类型有关，n Born指数,与离子电子层结构类型有关。Z1、Z2 分别为正、负离子电荷的绝对值，0真空介电常数，NA 阿佛伽德罗常数，e电子的电荷3

15、5A的取值：CsCl型 A =1.763NaCl型 A =1.748ZnS型 A =1.638n的取值：离子电子层构型HeNeArKrXe n值 5 7 91012由此可见： 正、负离子电荷Z，离子半径 r， U ；熔沸点越高。在晶体类型相同时，例：U(NaCl) U(CaO) 。36 离子电荷高、半径小的离子晶体晶格能大，相应表现为熔点高、硬度大等性能。晶格能对离子晶体物理性质的影响：37晶格能的求算： 晶格能的值不能直接测得，可以通过玻恩哈伯循环，由已知的数据间接求得。例如：利用玻恩 哈伯循环，求NaF的晶格能。 已知：Na ( s ) 的升华热 S = 108.8 kJmol1 ； F

16、2 ( g ) 的离解能 D = 154.8 kJmol1 ；F 的电子亲合能 E = 328kJmol1 ； Na 的第一电离能 I 1 = 496kJmol1 ；H f (NaF)= 569kJmol1 38 Na ( g )S Na + ( g )I 11/2 F2 ( g )F ( g )EF ( g )+Na ( s )+NaF ( s )H f (NaF)U解：设计成玻恩 哈伯循环为：根据盖斯定律：H f (NaF) + U = S + I1 + + E U = S + I1 + + E H f (NaF) 39 U = S + I1 + + E H f (NaF) = 923.2

17、 kJmol1 =108.8+496+ +(328)(569)与NaCl比较：40离子键的特征 离子键的特征：无饱和性，无方向性；例如：Na+周围有6个Cl，Cl周围有6个Na+ 。Cs+周围有8个Cl，Cl周围有8个Cs+ 。在NaCl晶体中：在CsCl晶体中：41离子晶体的空间结构1. 常见的离子晶体空间构型 在离子晶体中，常见的有四种结构类型： NaCl型 CsCl型 ZnS型 岩盐 氯化铯 闪锌矿42（1） NaCl 型 属立方晶系，NaCl晶胞是正立方体，是面心立方晶格；配位数为：6 ：6。Na+Cl 属于此类的离子晶体有NaF、AgF、MgO、CaO。配位数：某一离子周围排列的与其

18、带有相反电荷的离子的数目，叫该离子的配位数。43（2） CsCl 型Cs+Cl 属立方晶系，CsCl晶胞是正立方体，是简单立方晶格； 配位数为：8 ：8。 属于此类的离子晶体有CsBr、CsI、TlCl、NH4Cl。44（3） ZnS 型Zn2+S2 属立方晶系，ZnS晶胞是正立方体，是面心立方晶格； 配位数为：4 ：4。 属于此类的离子晶体有BeO、BeS、MgTe 、MgSe 。45 为什么离子晶体会采取配比不同的空间结构呢？原因：组成各种离子晶体的正、负离子半径的大小不同而导致的。2. 配位数与 r +/ r 的关系(1) 离子晶体稳定存在的条件红球 不稳定平衡蓝球 稳定平衡46+不稳定

19、 a ) 同号阴离子相切， 异号离子相离。+ b ) 同号离子相离， 异号离子相切。 稳定47c ) 同号阴离子相切， 异号离子相切。 介稳状态+48(2) r + / r 与配位数 从六配位的介稳状态出发，探讨半径比与配位数之间的关系。ABCD+ADCB+ 下图所示，六配位的介稳状态的中间一层的俯视图。ADBC 是正方形。 AC = BC = 2rABC是等腰直角三角形AB2 = AC2 + BC2AB = 2r+ + 2r49此时，为介稳状态，如见前面的图。如果 r + 再大些 ：则出现右图情况，即离子同号相离，异号相切的稳定状态。+ 结论： 时 ，配位数为 6 ，能够存在。50 从八配位

20、的介稳状态出发，探讨半径比与配位数之间的关系。ABCDABCD 下图所示，八配位的介稳状态的对角面图。ABCD 是矩形。 可以求得51 当 r + 继续增加，达到并超过 时，即阳离子周围可容纳更多阴离子时，为 8 配位。 结论 为 0.414 - 0.732，6 配位 NaCl 型晶体结构。若 r + 变小，当 则出现 a ) 种情况，如右图。阴离子相切阴离子阳离子相离的不稳定状态。配位数将变成 4 。 +52 0.225 0.414 4 ：4 ZnS 型晶体结构 0.414 0.732 6 ：6NaCl 型晶体结构 0.732 1.000 8 ：8CsCl 型晶体结构 若 r + 再增大，可

21、达到 12 配位； r + 再减小，则形成 3 配位。 这就是半径比规则，用半径比规则可以判断离子晶体的空间结构类型。总之，配位数与 r +/ r 之比相关：537.3.1 金属键7.3 金属晶体7.3.3 金属的原子半径7.3.2 金属晶体的紧密堆积结构54 金属晶体的晶格结点上排列着金属原子或金属阳离子，在结点的间隙中有许多从金属原子上“脱落下来”的自由电子，整个晶体靠共用一些自由电子结合起来，所以质点间的作用力是很强的金属键力。1. 结点粒子和作用力 金属键由许多原子或离子共用一些能够不 停地运动的自由电子而形成的特殊 形式的共价键，叫金属键。所以，金属键又叫改性的共价键。7.3.1 金

22、属键55 如：W、Cr等晶体的熔、沸点较高， 如：Hg、Ga、K、Na等晶体的熔、沸点较低。 。2. 熔、沸点差别较大 由于金属晶体内有自由移动的电子，在外电压的作用下，自由电子可以定向移动，故有导电性 。受热时通过自由电子的碰撞及其与金属离子之间的碰撞，传递能量。故金属是热的良导体。3. 导电性、导热性4. 延展性好 金属受外力而发生变形时，金属键不被破坏，56故金属有很好的延展性,与离子晶体的情况相反。自由电子+金属离子金属原子错位+ 虽然错位变形，但是金属原子和金属离子间没有失去联系。5. 金属有光泽 金属可以吸收波长范围很广的光，并能重新反射出来，故金属晶体不透明，且有金属光泽。6.

23、组成是大分子57 何种元素的原子容易形成金属晶体呢？ 一般来说，元素原子的电离能越小，它的原子越容易失去电子变成阳离子和自由电子，则该元素的原子越容易形成金属晶体。如：碱金属有较强的金属性，易形成金属晶体；而卤素、氧族元素不能形成金属晶体。58 金属晶体中金属原子和离子是以紧密堆积的形式存在的 ，为什么？ 在金属晶体中，自由电子绝大多数是 s 电子，也就是说金属键是由数目众多的 s 轨道组成的；我们知道，s 轨道没有方向性，因此金属键既没有饱和性，也没有方向性。只要空间条件允许，就可以尽可能多的形成金属键。可是，金属原子中能用来成键的价电子数毕竟很少，为了使这些电子尽可能满足成键的要求，金属在

24、形成晶 1. 金属晶体空间结构紧密堆积7.3.2 金属晶体的紧密堆积结构59体时，总是倾向于组成尽可能紧密的结构，使每个原子尽可能多的与其它原子接触，以保证轨道最大限度的重叠，结构才稳定。如果我们把金属原子或金属阳离子看成是刚性球体，它们的排列方式就采取紧密堆积的形式。紧密堆积：就是质点之间的作用力，使质点间尽可能地互相接近，使它们占有最小的空间。 我们常用空间利用率的大小，表示紧密堆积的程度。空间利用率越大，说明紧密堆积的程度越大，即堆积得越紧密。空间利用：指空间被晶格质点占满的百分数。60 2. 紧密堆积的三种方式 金属的堆积方式 体心立方紧密堆积 六方紧密堆积 面心立方紧密堆积 体心立方

25、紧密堆积(Body-centred Cubic Packing)配位数：8空间占有率：68.02%立方体 8 个顶点上的球互不相切，但均与体心位置上的球相切。61例如： 金属钾 K 的 立方体心堆积 六方紧密堆积 (Hexgonal close Packing) 在一个层中，最紧密的堆积方式，是一个球与周围 6 个球相切，在中心的周围形成 6 个凹位，将其算为第一层。 属于体心立方密堆积的金属有： IA、VB、VIB及 Fe、Eu、Ba、Zn、Cd 等。62 第二层 对第一层来讲最紧密的堆积方式是将球对准 1，3，5 位。 ( 或对准 2，4，6 位，其情形是一样的 )123456123456

26、AB， 关键是第三层，对第一、二层来说，第三层可以有两种最紧密的堆积方式。63 下图是此种六方紧密堆积的前视图ABABA第一种是将球对准第一层的球。123456 于是每两层形成一个周期，即 AB AB 重复的堆积方式，形成六方紧密堆积。 配位数 12 。 ( 同层 6，上下层各 3 )64六方密堆积配位数 12 ，空间利用率为 74.05 % 。 属于六方密堆积的金属有： IIIB，IVB及 Be、Mg、Tc、Re、Ru、Os 等。 面心立方紧密堆积(Face-centred Cubic clode Packing) 第一层、第二层与六方密堆积相同。但是，第三层排布与六方密堆积的排布不同。采取

27、第二种方式：ABC ABC ABC重复的堆积方式，形成面心立方紧密堆积。(第一层有7个质点，第二层有3个质点，第三层有3个质点、方向与二层不同。)65 第三层的另一种排列方式，是将球对准第一层的 2，4，6 位，不同于 AB 两层的位置，这是 C 层。12345612345612345666123456面心立方紧密堆积的前视图ABCAABC 第四层再排 A，于是形成 ABC ABC 三层一个周期。 得到面心立方堆积。 配位数 12 。( 同层 6， 上下层各 3 ) 67 ABC ABC 形式的堆积，为什么是面心立方堆积？BCA68面心立方密堆积的配位数为： 12 ，空间利用率为 74.05

28、% 。 属于面心立方密堆积的金属有： IB及 Ca、Sr、Zr、 Ni 、 Pd 、 Pt 、Rh、Al、Pb等。69原子晶体 原子晶体的晶格结点上排列着一个个中性原子，原子间以强大的共价键相结合。1. 结点粒子和作用力 熔、沸点极高，硬度极大。(与离子晶体相比)2. 熔、沸点，硬度 原子晶体不导电，在熔融状态下，导电性也很差 。3. 导电性704. 溶解性、延展性 原子晶体在大多数溶剂中不溶解；延展性也很差。（因为原子间以共价键相结合）5. 组成是大分子 原子晶体中，质点是原子，无单独的分子存在；晶体是个大分子，表示其组成用化学式。进行计算时用式量。 最常见的原子晶体有金刚石(C)、金刚砂(

29、SiC)、氮化铝(AlN)、石英(SiO2)、晶态硅(Si)、晶态硼( B) 等等。71原子晶体的空间结构 原子晶体的空间结构，要求掌握金刚石的结构，了解石英的结构。 金刚石 (C采取sp3杂化)72Si采取sp3杂化轨道与氧形成硅氧四面体硅氧四面体二氧化硅 SiO2的结构：73 由于石英晶体中，不存在单个的SiO2分子，而是以SiO4四面体形式存在；只是 Si ：O = 1 ：2，所以SiO2是石英的化学式，不是分子式；由于石英晶体中Si与O以共价键结合，因此石英(SiO2)是原子晶体，熔沸点高，硬度大。74分子晶体的特征 分子晶体的晶格结点上排列着一个个分子(极性分子或非极性分子)，分子间

30、通过分子间力相结合,有些分子晶体中还存在着分子间氢键。1. 结点粒子和作用力 熔、沸点低，硬度小，有挥发性；特别是非极性分子的分子晶体熔、沸点更低。2. 熔、沸点，硬度 分子晶体绝大多数不导电,无论是液态,还是溶液；但是少数极性分子的晶体溶于水后能够导电。3. 导电性75 例如：HF、HCl等晶体，溶于水后能够导电。（因为溶于水后生成了离子。）4. 溶解性、延展性 非极性分子的晶体不溶于水；而极性分子的晶体易溶于水。分子晶体延展性差。因为分子间以范德华力相结合）5. 组成是小分子 分子晶体中存在单独的小分子它们占据晶格结点，所以表示其组成用分子式。进行计算时用分子量。76 最常见的分子晶体有干

31、冰 (CO2)、冰 (H2O)、固态氨 (NH3)、氮 (N2)、氧 (O2)、氢 ( H2)及卤素单质 、稀有气体、有机化合物的固体如：CH4、萘等等。4.5.2 分子晶体的空间结构 分子晶体的空间结构，干冰的结构，类似于NaCl的面心立方晶格。CO2分子C 原子O 原子77离子的极化作用和变形性 离子键中往往含有共价成分，为什么？ 这是因为离子与分子一样，在阴、阳离子本身的电场作用下，要产生诱导偶极，而导致离子极化，使离子键向共价键过渡，致使物质的结构和性质发生变化。1. 离子的极化+未极化的正离子极化的正离子78+未极化的负离子极化的负离子 离子在电场作用下，核与电子要发生相对位移，产生

32、诱导偶极的过程叫离子的极化。+未极化的正、负离子极化的正、负离子+792. 离子的极化力和变形性 在离子极化时，离子具有两重性(1) 极化力(2) 变形性离子作为电场，能使周围异电荷的离子极化而变形，即具有极化别的离子的能力，叫极化力。(1) 极化力：离子作为被极化的对象，本身被别的离子极化而变形，即具有变形性。变形性的大小用极化率来衡量。(2) 变形性：803. 影响离子的极化力的因素极化力的影响因素 离子半径 离子电荷 离子的电子构型 极化能力的实质是离子作为电场时电场强度的体现。电场强度越强，离子的极化力越强。81离子半径 (r) ：r 越小，极化力越大。离子电荷：r 相近时，电荷越高，

33、极化力越大。 r 相近，电荷相同时，外层电子数越多，极化能力越强。原因是外层电子对核的中和较小，故有效电荷高些。即与离子的外层电子构型有关。 Na+ K+ Rb+ Cs+ ， Li+ 的极化能力很大，H 的体积和半径均极小，故极化能力最强。 Mg2 + ( 8e，65 pm ) ( 917)e- 构型 8e- 构型极化力为：Pb2 +，Zn2 + Fe2 +，Ni2 + Ca2 +，Mg2 +Pb2 +：(18 + 2) e- 构型Fe2 + (12 e- )，Ni2 + (14 e- ) ：(9 17)e- 构型 Ca2 +，Mg2 + ：8e- 构型 Zn2 + ：18 e- 构型834.

34、 影响离子的变形性的因素变形性的影响因素 离子半径 离子电荷 离子的电子构型 离子半径 r ： r 越大， 变形性越大。如：Li+Na+K+Rb+Cs+；FClBr Mg2+ 负离子电荷多的变形性大。如：S2 Cl84 离子的电子层构型： (18+2)e-,18e- 构型 (917)e- 构型 8e- 构型 如： Cd2+ Ca2+ ； Cu+ Na+ r/pm 97 99 96 95 负离子变形性大于正离子的变形性。 原因：负离子外层电子多，易变形。 当正、负离子混合在一起时，着重考虑正离子的极化力，负离子的变形性。但是，18e- 构型或 (18+2)e- 构型的正离子，如：Ag+ 、 Cd2+ 等既要考虑极化力，也要考虑其变形性。85 键型过渡 离子极化的结果使离子键过渡到共价键。在正、负离子结合形成离子晶体时，如果正、负离子之间完全没有极化作用，它们之间的化学键是纯粹的离子键。然而，实际上离子键形成时，正、负离子之间或多或少地存在着极化作用，离子极化的结果使离子的电子云变形并相互重叠，这样就在原有的离子键上附加了一些共价键成分，所以离子型化合物中都含有一定程度的共价成分，即使 Cs 与F结合成CsF典型的离子型化合物中，也有8%的共价成分。原因：离子极化的结果86 可见：离子型化合物中含共价成分的