化学原理课件：化学键与分子结构

1、 第九章 化学键与分子结构Chemical Bond And Molecular Structures 化学键：分子内部原子之间的强相互作用力 内容：1. 共价键,离子键,金属键2. 原子间弱相互作用 分子间作用力, 氢键3. 化学键与分子结构, 分子性质 4. 晶体结构Lewis结构,VB理论杂化理论-价层电子对互斥理论MO理论晶格能计算，离子极化能带论键长、键角、键极、键能密堆积、晶系-性质、常见晶体结构预备知识：原子核外轨道，电子排布 9-1共价键与分子几何构型Covalent Bonds and Molecular Geometric Structure 一：经典价键理论Classic

2、al Covalent Bond Theory 1、根本思想1916年美国化学家路易斯1形成:共用电子对2成键规那么：“8隅体规那么(Octet Rule)。小黑点表示电子 共用一对电子通常用一短线代表 HHCl:Cl:Cl:Cl:CO=C=ON N:表示方法：期 中 成 绩 分 布2、路易斯结构式的书写步骤 (1) 共价分子中成键数和孤电子对数的计算： 成键数：各原子分别达稳定结构所需最外层电子数之和一各原子价电子数之和2 孤对电子对数：各原子价电子数和一成键电子总数2 2找出正确的原子链接： a. 中心原子的选择： 电负性较小的原子常处于分子中，电负性较大的原子一般排列在分子的终端 b.

3、端点原子的选择： c. 空间效应 d. 利用形式电荷判断e. 元素化学的根本常识 3路易斯结构式的书写 a. 骨架上放置单键； b. 双键,三键 c. 加孤对电子 3Lewis 结构式稳定性的判据 形式电荷QF1定义：共用电子平均分配给成键原子后原子所带上的电荷数 *形式电荷和氧化数 2形式电荷的计算 a. QF=原子的价电子数-键数-孤电子数。 b. QF=键数-特征数特征数=8-价电子数 b. 相邻原子间的形式电荷防止同号。 3稳定性判据：a. QF应尽可能地小。4、共振结构。最稳定和次稳定的几种路易斯结构式，他们互称为共振结构。 稳定 不稳定 稳定 5路易斯结构式的应用1判断结构稳定性：

4、共振结构式(2) 计算共价分子的键级和键长； (3)判断含氧酸的酸性强弱 6局限性： 奇电子自由基、缺电子、d轨道应用1奇电子自由基：总价电子数为奇数 NO2 2缺电子化合物： BF3 3富电子化合物 的合理路易斯结构式？ 例： 中心原子周围的总的价电子数等于中心原子本身的价电子与所有配位原子缺少的电子数之和 共价键的本质、键能、方向性分子的几何构型二：近代价键理论valence bond theory 1、共价键的形成 1927年海特勒-伦敦 自旋方向相同 自旋方向相反 排斥态或激发态 吸引态或基态由共用电子对所形成的化学键称为共价键2、价键理论的根本要点 1电子自旋反平行配对 2两个原子形

5、成共价键时，其成键轨道对称性要一致 3原子轨道能量要相近,轨道最大重叠3、共价键的特点 1饱和性:2方向性:一个原子含有几个单电子，就能与几个自旋相反的单电子配对形成共价键 根据原子轨道的最大重叠原理，共价键的形成将沿着原子轨道或者说电子云最大重叠的方向进行H原子1s轨道和Cl原子3Px轨道重叠示意图 4、共价键的类型 根据原子轨道重叠局部所具有的对称性1 键: 原子轨道的重叠局部对键轴具有圆柱型对称性;2键：原子轨道的重叠局部对键轴所在的某一特定平面具有反对称性; “头碰头 “肩并肩 3键delta 面对面(4) 配位键(coordination bond) 由一个原子提供电子对为两个原子共

6、用而形成的共价键 N25、杂化轨道理论Hybrid orbital theory 同一原子中能量相近的原子轨道重新线性组合成为一组新原子轨道的过程称为杂化 1杂化原因 a. 弥补价键理论的缺乏 多原子分子的空间构型 b. 增强化学键强度和数量，有利于体系能量降低 成键能力 1.933 1 CH4中C原子： 2根本要点 a只有能量相近的原子轨道才能进行杂化； BF3“微扰b. 杂化过程由激发、杂化、轨道重叠三个过程组成； 2p2s2s2psp3四个 sp3 杂化轨道激发杂化CH4c杂化轨道的数目等于参加杂化的原子轨道的总数; e、分子几何构型，才能确定中心原子的杂化类型。 d杂化轨道构型; 化学

7、键间最小排斥原理 等性杂化和不等性杂化 等性杂化：每个杂化轨道所含的成分完全相同；不等性杂化：杂化轨道所含的成分不完全相同。 NH3H2O4对分子性质的影响 、价层电子对互斥理论VSEPR理论1940，Sidgwick and Powell 根本思想 价层电子对尽可能远离, 以使斥力最小判断分子几何构型的步骤：确定中心原子A)的价电子对数目； VP = 1/2A价电子数+X提供价电子数 离子电荷数或：共价分子记为ABnEm。n+m为总的价电子对数。 确定价电子对之间排斥作用最小的排布方式 c确定孤对电子的位置 各电子对之间排斥力的大小顺序：孤对电子对-孤对电子对孤对电子对-双键孤对电子对-单键

8、双键-双键双键-单键单键-单键 尽量使孤对电子排斥力最小 实例 IF 直线型 IF2-离子可能的结构(a)(b)(c)90o孤对电子对 孤对电子对02290o孤对电子对 成键电子对63490o成键电子对 成键电子对010d. ClF3 ClF3-离子可能的结构(I)(II)(III)90o孤对电子对 孤对电子对01090o孤对电子对 成键电子对63490o成键电子对 成键电子对022T型 AB2直线型AB3三角形V型AB2EAB4正四面体AB3E三角锥AB2E2V型AB5AB4EAB3E2AB2E3AB6AB5EAB4E2三角双锥歪四面体T型直线正八面体四方锥平面四方4VSEPR适用范围 a.

9、 主族元素的共价分子或离子团 b. ABnEm型简单分子c. 配位数多了以后，要考虑空间位阻。 XeF6 变形的八面体 SOF6 7、d-p键1形成：由d轨道和p轨道相互重叠而形成的键H3PO4： (2) 应用： a共价分子几何构型(Si3H3)3N为平面三角形CH33N为三角锥形(b) lewis碱性的强弱：H3C-O-CH3的碱性强于H3Si-O-CH3 质子酸的强弱(CH3)3COH的酸性弱于(CH3)3SiOHd键角的变化 对于NH3与NF3，HNHFNF对于PH3与PF3， HPHFPF 例题：解释H3CN=C=S, H3SiN=C=S，前者-角度为度，而后者Si-N-C为 三：分子

10、轨道理论MO法Molecular Orbital Theory1价键理论的局限性 1不能解释O2， B2分子的顺磁性； 2不能解释单电子键 H2+的键能为269kJ.mol-1 2分子轨道理论的根本要点 (1)轨道近似 分子中电子的空间运动状态叫分子轨道(2)轨道组成 近似地用原子轨道i线性组合来表示2个原子轨道(1、2)线性组合： =c11+c22 *=c11c22 成键分子轨道 反键分子轨道 (3) 原子轨道组合三原那么a.对称性原那么对称性匹配 匹配不匹配成键 反键 成键 反键b.能量近似原那么 只有能量接近的原子轨道才能组合成有效的分子轨道，而且原子轨道的能量越接近越好。 c. 轨道最

11、大重叠原那么 (4) 分子轨道的形成和类型 分子轨道：对通过键轴的一个节面呈反对称性。分子轨道：沿着键轴旋转，图形和符号均不变；a. ns-ns组合的分子轨道b. ns-np组合的分子轨道c. np-np组合的分子轨道“头碰头 “肩并肩 (5) 电子排布原那么 分子轨道的近似能级图 电子排布原那么：最低能量原理； Pauli不相容原理； Hund 规那么 3、实例 1H2，H2+ 的分子轨道能级图 O2、F2 N2、C2、B2 O2、F2 N2、C2、B2 2第二周期同核双原子分子的分子轨道能级图 具体分子的电子排布 a. O2或两个单电子，顺磁性 b. C2:键型为两个键，反磁性 分子光谱

12、3异核双原子分子的分子轨道能级图a. CO 的分子轨道能级图和电子排布 b. NO分子轨道能级图和电子排布 c. HF分子轨道能级图和电子排布 *非键轨道: 无对应 (能量相近, 对称性匹配)的原子轨道, 直接形成的分子轨道. 例题：第一、第二周期元素的同核双原子分子或离子中，以下哪些是不能存在的。He2+，Li2，Be2，Ne2。 答： He2+: (1s)2 (*1s)1 Li2: KK(2s)2 能量降低 Be2：KK(2s)2 (*2s)2 没有能量降低 Ne2： 所以：Be2，Ne2不能存在 没有能量降低 4、离域键定域键: 键电子活动范围局限在两个原子间 CO2 结构式: O=C=

13、O碳氧双键碳氧键键长(116pm)碳氧叁键不适宜1定义：多个原子上相互平行的 p 轨道重叠 构成一个整体， 而 p 电子在这个 整体内运动所形成的键2形成条件： a. 参与成键的原子处于同一平面上；b. 每一原子有一个互相平行的P轨道;c. p电子的数目小于P轨道数目的两倍。 (3) 符号表示： n为原子数，m为电子数 “n原子m电子大键 (4)实例： a. CO2 b. BCl3 c. CO32- d. H2C=CH-CH=CH2 e.平面三角形(5)离域键的形成对物质性质的影响 离域效应或共轭效应 a.稳定性 BF3-AlCl3,b.酸碱性 使体系的酸性增加，碱性减弱。c. 颜色 通过调节

14、n值来控制颜色 d. 电性能 e. 增强化学活性 例题：试比较Cl的活泼性，说明理由。 C6H5Cl，C6H5CH2Cl，(C6H5)2CHCl， (C6H5)3CCl 导电高分子6等电子体 等电子体原理：具有相同的通式AXm，而且价电子总数相等的分子或离子具有相同的结构特征。结构特征:分子的立体结构，化学键的类型例1:CO2、CNS、NO2+、N2O、N3：直线形骨架例2:CO32、NO3、SO3：平面三角形例3: O3、NO2，AX2：V型(或角型、折线型)例4: SO42、PO43：正四面体立体结构； *价键理论和分子轨道理论的优缺点： 价键概念不明显，计算方法复杂价键理论：简明直观，分

15、析分子的几何构型范围狭窄分子轨道理论：非定域键成键条件放宽应用范围比较宽广四、键参数Bond Parameter 表征化学键性质的物理量统称为键参数 1、键级 键级1/2成键轨道电子总数-反键轨道电子总数 键级越大，键越牢固，分子越稳定 分子稳定性大小排列次序为N2O2H2 H2：键级20/21 O2： 键级84/22 N2： 键级82/23 例题：CO2为什么是两个 ，而不是一个 和一个2、键能 Bond Energy离解能：在101.3kPa和298K下，在多原子分子中断裂气态分子中的某一个键所需的能量叫做分子中这个键的离解能，用符号DA-B表示 NH3g NH2g+ Hg D1 435k

16、Jmol-1NH2g NHg+ Hg D2 397kJmol-1NHg Ng+ Hg D3 339kJmol-1键能：在101.3KPa和298K下将1mol气态分子拆开成气态原子时，每个键所需能量的平均值，键能用E表示。 EN-HD1+D2+D3/3 键能通常通过热化学方法或光谱化学实验测定离解能键能影响因素：键级，离子半径和孤对电子的排斥效应 分子中两个成键的原子核之间的平衡距离3、键长Bond Length1理论上用量子力学近似方法可以算出键长，实际通过光谱或衍射等实验方法测定； 2不同的分子中同一种键键长差异很小； H2OH2O2CH3OH HCOOHLO-H/pm969796 963

17、两个确定的原子之间，形成的不同键级的化学键，键级越大，键长越短，键能越大. 化学键C-CC=C CCN-N N=NNNC-NC=NCNLb/pm154134120146125109.8147132116E/(kJmol-1)356598813160418946285616866例题：N2O4和N2H4中的NN键长顺序？ 例题：试分析以下分子中的成键情况，指出C-Cl键键长大小次序，并说明理由。aH3CCH2Cl (b)H2C=CHCl (c)HCCCl例题：试比较CO2，CO和丙酮中碳-氧键键长大小次序，并说明理由4两个确定原子间，成键类型一样也就是键级一样，但所用杂化轨道的种类不一样，键长也

18、有变化.(IR) 例题：试以下分子中左边CC键键长大小次序，并说明理由。杂化轨道理论或价层电子对互斥理论 4、键角Bond Angle 分子中相邻两个键之间的夹角 (1). 各价电子对所占体积：孤对电子对叁键双键单键 CH4,NH3, H2O,键角越来越小 (2). 在相同的杂化类型和孤对电子对条件下： 中心原子的电负性越大，键角越大。 配位原子的电负性越大，键角越小。 成键电对偏向 例题：比较键角大小： N2O，NO2，O3。 离域键 5、键的极性 根据成键原子电负性的差异，非极性共价键：电子云密度最大区域在两原子中间 极性共价键：电子云密度最大区域靠近电负性大的原子 极性标度：键矩qdq是

19、正、负两极的电量，d为正、负两极的距离键矩是矢量，其方向是从正极到负极单位：德拜 (Debye) ，1D 3.3310-30cm。 成键原子的电负性相差越大，键矩就越大，键的极性越大 6、分子的极性 非极性分子的正、负电荷中心重合于一点极性分子的正、负电荷中心不重合在同一点上 “电荷中心 * 判断分子是极性、非极性的? 双原子分子，分子的极性与键的极性一致； 多原子分子，视分子的组成和分子的几何构型而定。 例题：以下分子是不是非极性分子：PBr3Cl2，PBr2Cl3 * 分子极性的量度偶极矩 qd五、分子间作用力 范德华力1、取向力orientation force 由于固有(永久)偶极的取

20、向而产生的静电作用力 静电作用力2、诱导力induction force 诱导偶极同极性分子的固有偶极间的作用力 分子的极化 诱导偶极 3、色散力dispersion force 偶极矩的平方成正比: 取向力、诱导力变形性成正比：诱导力、色散力距离的七次方成反比：取向力、诱导力、色散力瞬时偶极间的相互作用例题：比较以下物质的沸点上下：偶极矩越大，范德华力越大，沸点越高。2.0 二、特点： 没有饱和性和方向性 三、离子的特征Ionic characterization 1、离子电荷：影响离子键强度的重要因素2电子构型 8电子构型 18电子构型 18+2电子构型 9-17电子构型 外层电子构型影响

21、离子间的相互作用2、离子的电子层构型作业: p.44, 2, 3, 5, 6, 7, 8, 9, 13, 14,15, 17, 44, 46, 48 3、离子半径ionic radii (1)离子半径，根据离子晶体中正、负离子的核间距测出的，并假定正、负离子的核间距为正、负离子的半径之和 2Pauling离子半径标度 根本思想:与有效核电荷成反比 Z：核电荷：屏蔽常数 比例系数为cn取决于最外电子层的主量子数 3变化规律 a主族元素自上而下电子层数依次增多，所以具有相同电荷数的同族离子的半径依次增大 b同一周期中主族元素随着族数递增，正电荷的电荷数增大，离子半径依次减小。c同一种元素高价离子半

22、径小于低价离子半径d负离子的半径较大，正离子的半径较小。 e对角线规那么四、晶格能(U) 1定义：在25和1atm下，由1mol离子晶体变成相距无穷远的气态正、负离子所吸收的能量.2晶格能的实验测定：Hess定律 玻恩 哈伯循环例题： 解：求UNaCl 3晶格能的理论计算1一维晶体 (2) 三维晶体以NaCl(s)为例 a. 括号中的数值：马德隆常数Madelung constant b马德隆常数M与离子晶体结构有关 晶体类型NaCl型CsCl型CaF2型闪锌矿型纤锌矿型M1.747561.767675.04/2.521.638051.64132对于一个正负离子电荷为Z+，Z-的离子晶体，1摩

23、尔晶体的静电吸引作用能为： c离子晶体间电子之间和核之间的排斥能E排斥 = B / r n，B为比例常数，n为Born指数 离子的电子构型HeNeArKrXen5791012d1mol离子晶体的净能量： 稳定状态时：波恩兰德公式： U以kJmol1为单位，r0以pm为单位 e. 卡普斯钦斯基 (Kapustinskii ) 近似公式 为正、负离子总数，r0 = r+ + r，以m为单位 例题：KClO4的U = 591 kJmol1，求： =2 解：解得 或舍去 BeCO3MgCO3CaCO3SrCO3BaCO310054096012891360碱土金属碳酸盐的热分解温度 为从Be2+到Ba2

24、+离子，离子半径增大，晶格能应该变小，热稳定性减少，热分解温度理应减小，而现在反而增大 ，为什么？ 五、离子极化 (Polarity Of Ions) 1、定义 离子在外电场或另外离子的影响下，原子核与电子云会发生相对位移而变形产生诱导偶极矩的现象，称为离子的极化。 每种离子均具有变形性和极化作用两重性能 离子使异号离子极化而变形的作用称为极化作用 离子极化力 离子被异号离子极化发生电子云变形的现象称为变形性离子极化率 离子极化的强度取决于：离子的极化力、极化率离子的极化作用随其外层d电子数增多而增大 18+2 、18电子型9-17电子型8电子型Ge2+、Pb2+，Zn2+、Hg2+Fe2+、

25、Mn2+ Mg2+、Sr2+ (1) 离子极化力a. 离子半径越小，电荷越多，极化作用越强b. 与电子层构型有关2、离子极化力和极化率的影响因素 2离子极化率a. 正离子电荷越小，半径越大，变形性越大。 b. 负离子电荷越多，半径越大，变形性越大。 c. 与电子层构型有关，18+2 、18电子型 9-17电子型 8电子型d. 复杂阴离子中心离子氧化数较高，变形性越小 3、附加极化作用 1正离子：极化；负离子：电子云的变形。 2正、负离子相互极化导致彼此的变形性增大，产生诱导偶极矩加大，从而进一步加强了它们的极化能力，称为附加极化作用 (3) 离子的相互极化作用可使典型的离子键向典型的共价键过渡

26、。 4、离子极化对物质性质的影响 1使化合物的熔点变化 ； 2极性溶剂中溶解度降低； 3化合物的颜色加深 AgCl(白)，AgBr(浅黄)，AgI(黄)HgCl2(白)，HgBr2(白)，HgI2(红)离子键共价键 *反极化作用含氧酸 中心原子对O2有极化作用，把O2的电子云吸到其周围，增强键能。但另一个强极化力离子会把O2的电子云吸附走，弱化中心原子和O之间的键a. 含氧酸比其含氧酸盐热稳定性小;b. 酸式盐的稳定性小于正盐 c. HClO4H2SO4H3PO4H4SiO4的酸性顺序d. 高价酸酸性、稳定性大于低价酸4稳定性变化a.二元化合物的分解 b.多原子阴离子的分解 5离子极化增强化合

27、物导电性和金属性 FeS、CoS、NiS都有一定的金属性TiN有良好的导电性 6、化学键的离子性 鲍林:单键离子性的百分数来表示键的离子性和共价性的相对大小,由成键两原子电负性差值(X)决定X=1.7为判断离子键和共价键的相对标准 不总是可靠 例题：有一种化合物HX的值实验值为1.09D，求该分子的离子百分数。键长为0.129nm。 解：假设看成理论离子键，那么： 所以：离子性=1.09/6.13=18% 9-3金属键理论Metallic bond) 一、改性共价理论 也叫“电子气理论 金属原子 “浸泡在“电子气的“海洋之中。自由电子与正离子之间的作用力将金属原子粘合在一起而成为金属晶体，这种

28、作用力称为金属键。 电子气理论的缺点是定量关系差， 二、能带理论 分子轨道理论的根底上开展起来 金属中能级相同的n个原子轨道线性组合原子轨道重叠起来，成为整个金属晶体共有的n个分子轨道，合称为能带(energy band)。 1、能带种类 满带：充满电子的低能量能带 导带： 未充满电子的高能量能带 禁带：相邻能带之间带隙 空带：无电子的原子轨道重叠形成的能带价带:凡价电子所在的能带，成为价带 2、能带理论的应用 (1) 区别导体、绝缘体和半导体 决定于外层禁带宽度EgEg0.3eV的物质属于导体，0.3eVEg3eV的物质属于半导体，Eg5eV的物质属于绝缘体。(2) 解释金属的导电性随电性随

29、温度的升高而降低(3) 解释金属具有光泽。三、金属键的强度 1、金属键的强度表征 金属原子化热： 1mol 金属变成气态原子所需要的热量. 2、决定金属键强弱的因素 价电子数愈多，原子半径愈小，原子堆积形式越密，金属键愈强金属键愈强，熔点、沸点及摩尔汽化热会愈高 9-4晶体结构一、根本概念The Basic Concepts： 1晶体:由原子、离子或分子在空间按一定规律周期重复地排列构成的固体物质。 同质多象性 各向异性 自范性 水晶祖母绿钒铅矿钻石磁铁矿石榴石黄铁矿雪花2点阵和晶格： 布拉维(A.Bravais) :将晶体中按周期重复的那一局部微粒抽象成几何质点，并称为结点 *结构基元：晶体

30、中作周期性规律重复排列的内容 以确定位置的点在空间作有规那么的排列所具有一定的几何形状，称为晶体格子，简称为晶格 结点的总和称为空间点阵 将晶体中周期重复的微粒抽象成几何质点，并称为结点 立方四方正交三方六方单斜三斜3、单位晶格：代表晶体的根本重复单元 晶系特征立方a=b =c,= =90四方a=bc,=90正交abc,=90三方a=b =c,=90六方a=bc,=90,=120单斜abc,=90,90三斜abc,9014种空间点阵的形式点阵参数：六面体的3个边长，a、b、c，3个夹角、4晶胞Unit cells (1) 在晶格中，含有晶体结构，具有代表性的最小单元，称为单元晶胞，简称晶胞。

31、(2) 分数坐标 晶胞中任一个原子的中心位置均可用称之为原子分数坐标的三个分别小于1的数x，y，z来予以规定。x,y,z其实就是占晶胞三个边长的比例。 等价点只需要一个坐标来表示即可 (3) 晶面指数 晶面在三维空间坐标上的截距的倒数h、k、l来表示晶体中的晶面，称为晶面指数 倒数如果是分数,化为互质的整数比 晶面指数代表着一组相互平行的晶面。(XRD) (100) (110) (111) 5晶体的分类： 根据晶格结点上粒子种类及粒子间结合力不同，晶体分成：金属晶体metallic crystals 离子晶体(ionic crystals) 原子晶体(atomic crystals) 分子晶体

32、(molecular crystals) 混合晶体(mixture crystals) 二、金属晶体Metallic Crystals 1、金属晶体: 晶格结点上排列的粒子是金属原子，其通过金属键连在一起。配位数=晶体内某一粒子周围最接近的粒子数目空间利用率 晶胞中球所占的体积 / 晶胞的体积 等径圆球的堆积 2、密堆积 (1) 平面密堆积密置单层 球数三角形空穴数12证明1： 在ABCD中，球数4(1/4)三角形空穴数2，故得证 证明2、一个球参与6个三角形空穴的组成，而一个三角形空穴需要三个球，每个球相当于形成2个三角形空穴 (2) 密置双层：第二密置层的球排在第一密置层的三角形空穴上 a

33、. 两类空隙，正四面体和正八面体 b球数正四面体空隙正八面体空隙 221 (3) 多层密堆积立体结构 a第一种密置方法：ABABAB型 晶胞：六方晶胞透光型的六方最紧密堆积 b第二种密置方法：ABCABC型 晶胞：立方面心晶胞 球数：正四面体空隙正八面体空隙 121 (4)最紧密堆积的空间利用率 晶胞中的空间利用率就是整个晶体的空间利用率 (a)六方最紧密堆积： 空间利用率 = (b) 立方面心最紧密堆积 空间利用率 = 3、 一般密堆积 (1) 体心立方密堆积 分数坐标为0,0,01/2，1/2，1/2) 配位数为8，空间利用率为68.02 (2) 金刚石型密堆积配位数为4，立方面心,空间利

34、用率34.01 例题：钨具有体心立方晶格，密度为19.30 gcm3，试计算钨原子的半径。Mw = 183.9 解： 钨是体心立方， 三、离子晶体Ionic Crystals 1、凡靠离子间引力结合而成的晶体为离子晶体。 2、离子半径比与离子晶体结构 离子晶体也趋向于相互配位数高的紧密堆积结构。 不能同号离子接触+ +稳定不稳定a.六配位b. 四配位 正、负离子半径比r + / r 与配位数的关系：对于AB型离子晶体而言r + / r 配位数构型0.1553三角形0.2254四面体0.4146八面体0.7328立方体112最紧密堆积粗糙,离子晶体临界点外界条件通过实测才能了解确切的结构型式。3

35、、几种典型的离子晶体结构 1NaCl型 a组成比 1:1b负离子堆积方式：立方最紧密堆积 c离子坐标： Cl:Na+： d正、负离子配位数之比：66 e正离子所占空隙：正八面体占有率 :100% (2) CsCl型 a组成比 b负离子堆积方式： 简单立方堆积 c离子坐标Cs+： Cl：d正负离子配位数之比：88 e正离子所占空隙:：立方体空隙 占有率:100% (3) 立方ZnS型(闪锌矿) a组成比 b负离子堆积方式：立方最密堆积 c离子坐标S 2：Zn2+： d正负离子配位数之比：44 e正离子所占空隙：正四面体占有率:50% 或 (4) 六方ZnS型(纤锌矿 )a组成比 b负离子堆积方式： 六方紧密堆积 c离子坐标 S2：Zn2+： d正、负离子配位数之比：44 e正离子所占空隙：正四面体;占有率: