第7章-晶体结构课件

7.1分子晶体和分子间作用力

分子之间以分子间作用力结合成的晶体称为分子晶体。

分子间作用力是一种弱相互作用，远小于化学键的结合强度。第7

章晶体结构

因此，分子晶体一般来说要在较低的温度下才能形成，而在室温时这些物质多以气体形式存在。

分子晶体导电性能一般较差，因为电子从一个分子传导到另一个分子很不容易。

分子间作用力的本质，经常是静电吸引性质。

所以研究分子间作用力，首先要了解分子自身的静电分布。7.1.1分子的极性

分子的正电重心和负电重心重合，称为非极性分子。

例如，

H2，Cl2

分子的正负电重心重合。

分子的正电重心和负电重心不重合，则为极性分子。

例如，HCl

分子的正负电重心不重合，称其为极性分子。

分子中的键是极性共价键。

键的极性与电负性差有关，两个原子的电负性差值越大，键的极性就越大。

分子的极性不仅与键的极性有关，而且与分子的空间构型有关。

如果组成分子的化学键是极性键，对于双原子则一定是极性分子。

而对于多原子分子来说，就要考虑分子的空间构型。

例如，NH3

和BF3两种分子，虽然N－H键和B－F键都是极性键。

但是具有平面三角形构型的

BF3

分子，其正、负电重心重合，是非极性分子。

具有三角锥形构型的NH3分子，其正、负电重心不重合，键的极性不抵消，是极性分子。

若正电（或负电）重心上的电荷量为

q，正负电重心之间距离即偶极长为

d

则偶极矩

=q·d

极性分子，其极性的大小可以用偶极矩

来衡量。

q

=

1.60210－19C

即

q

为电子的电荷量

此时，偶极矩

=4.8D

偶极矩

的单位为德拜，用D表示。A°当d=1.010－10m即d为1

可以通过下列的数据体会偶极矩单位D的大小

HIHBrHClNH3H2OH2S

/

D0.45

0.831.111.471.850.97在国际单位制中偶极矩

以

C•m（库仑•米）为单位，

当

q=1C，d=1m时，

=1C•m

分子中各个化学键的偶极矩的矢量和等于分子的偶极距。

化学键的极性也可以用偶极矩来衡量。键矩矢量偶极矩矢量

例如H2O分子

多原子分子中的电子分布：偶极矩的矢量方向由正向负

如大键、重建、孤对电子等有时也影响分子的偶极矩。

非极性分子偶极矩为零，但各键矩不一定为零，如BCl3

由于极性分子的正、负电荷重心不重合，因此分子中始终存在一个正极和一个负极，极性分子本身固有的偶极矩称为固有偶极或永久偶极。

但是分子的极性并不是固定不变的，在外电场作用下非极性分子和极性分子中的正、负电荷重心会发生变化。

非极性分子在外电场的作用下，可以变成具有一定偶极矩的极性分子。_＋＋

=0

而极性分子在外电场作用下，其偶极矩也可以增大。++

这种在外电场诱导下产生的偶极称为诱导偶极。

非极性分子在无外电场作用时，

极性分子也会由于上述原因改变正负电重心。

由于运动、碰撞，原子核和电子的相对位置变化……其正负电重心可有瞬间的不重合。

这种由于分子在一瞬间正负电重心不重合而造成的偶极，称为瞬间偶极

瞬间偶极和分子的变形性大小有关。

分子越大，越容易变形，瞬间偶极也越大。7.1.2分子间作用力分子间力最早是由范德华研究实际气体和理想气体状态方程的偏差时提出来的

因而，分子间力又称为范德华力。分子间的范德华力可根据来源不同分为

取向力、诱导力和色散力1.取向力

取向力又称定向力，是极性分子之间的永久偶极与永久偶极之间的静电引力。

取向力的大小与偶极矩的平方成正比，F2

2.诱导力

诱导偶极

——

永久偶极之间的作用称为诱导力。

极性分子作为电场，使非极性分子产生诱导偶极

这时诱导偶极与永久偶极之间产生诱导力。

极性分子作为电场，使极性分子的偶极增大，产生诱导偶极

因此诱导力存在于

极性分子

——

非极性分子也存在于

极性分子

——

极性分子

3.色散力

瞬间偶极

——瞬间偶极之间有色散力。

由于各种分子均有瞬间偶极，故色散力存在于极性分子

——非极性分子极性分子——极性分子非极性分子

——非极性分子

色散力不仅存在广泛，而且在分子间力中，色散力经常是重要的。

下面的数据可以说明这一点kJ•mol－1

取向力诱导力色散力HCl15.664.7379.61NH344.655.2050.15取向力、诱导力和色散力均属范德华力，具有以下的共性：

永远存在于分子之间；其中经常是以色散力为主。力的作用很小；属于近程力；无方向性和饱和性；7.1.3次级键和氢键

当原子间距离小于或接近相应的离子半径、共价半径或金属半径之和时，可以认为原子间形成了化学键；

当不同分子中的原子间距离接近范德华半径之和时可以认为分子间有范德华相互作用;

当原子间距离介于化学键与范德华力范围之间时，可以认为原子间生成了次级键。

氢键是次级键的一个典型类型，也是最早发现和研究的次级键。1.氢键的形成

人们发现H2O

的沸点比相应的同族元素氢化物沸点反常地高。

HF在VIIA族元素氢化物中沸点也是反常地高。

说明分子间有很强的作用力，以致分子发生缔合，这是由氢键造成的。

以H2O为例说明氢键的形成。O的电负性

相当大，原子半径r

相当小，共用电子对极大程度地偏向

O，而H几乎成了质子。

当两个水分子充分靠近时，带正电荷的氢原子与另一水分子中含有孤电子对、带有部分负电荷的氧原子产生相互吸引，这种吸引力称为分子间的氢键作用。

水分子之间的氢键

氢键表示为

·

·

·

·

，如

X－H····Y

其中X，Y可以是同种元素的原子，也可以是不同种元素的原子。

上述氢键均在分子间形成。

若氢原子两侧的电负性大的元素的原子属于同一分子，这种氢键为分子内氢键。邻硝基苯酚

如

HNO3

存在分子内氢键

其它类型的弱的氢键，如

C－H····O

C－H····N

C－H····π

O－H····π

O－H····M

M－H····O氢键的形成有两个条件：

①

分子中有一个极性X－H键作为氢键给予体。X的电负性大，且半径小

②

上述H原子附近有一个有孤电子对、电负性大、且半径小的Y原子，或具有电子给予体的基团，作为氢键接受体。2.氢键的特点

（1）氢键的饱和性和方向性氢键的方向性是指Y原子与X－H键形成氢键时，Y中孤对电子对的对称轴要尽可能与X－H的键轴在同一方向。这样可使X和Y原子距离最远，两原子间的斥力最小，因而体系稳定。即X－H···Y位于一条直线上。氢键的饱和性是指每一个X－H键只能与一个Y原子形成氢键。由于氢原子比X，Y原子小得多，形成X－H···Y键以后X，Y

原子电子云的斥力使得另一个极性分子Y′很难靠近。对弱的氢键，如C－H···O，C－H···N等，其方向性和饱和性不如经典的氢键严格。H···Y间距离较长，经常出现一个Y原子同时形成多个氢键的情况。

（2）氢键的强度氢键的强弱与X和Y的电负性大小有关。

X，Y的电负性越大，则形成的氢键越强。氢键的强弱也与X和

Y的半径大小有关。较小的原子半径有利于形成较强的氢键。见下列氢键的键能数据28.018.85.4F－H····FO－H····ON－H····NE/kJ•mol－1

3.氢键对化合物熔点和沸点的影响

分子间存在氢键时，大大地加强了分子间的结合力，故物质的熔点、沸点将升高。

但由于

HF分子间有氢键，故

HF的

b.p.在这个序列中最高，为

20℃，严重破坏了从左到右

b.p.升高的规律。HF

HCl<HBr<HI（20）（－85）（－66）（－36）H2O由于分子间氢键的存在，在同族氢化物中

b.p.亦是最高。H2OH2SH2SeH2Te

b.p./℃100－60－41－2

NH3

由于分子间氢键的存在，在同族氢化物中

b.p.

也是较高的。可以形成分子内氢键时，势必削弱分子间氢键的形成。

故具有分子内氢键的化合物的沸点、熔点不是很高。

典型的例子，见下列两种硝基苯酚对硝基苯酚邻硝基苯酚

没有分子内氢键

m.p.113~114℃对硝基苯酚邻硝基苯酚

有分子内氢键m.p.44~45℃7.2离子晶体和离子键1916年德国科学家科塞尔（Kossel）提出离子键理论。

7.2.1离子键的形成正离子和负离子之间通过静电引力结合在一起，形成离子化合物。这种正负离子间的静电吸引力就叫做离子键在科塞尔的离子键模型中，可以把正、负离子看作半径大小不同的球体。根据库仑定律，

两个距离为

r，带有相反电荷q+和q－的正负离子之间的势能V吸引为V吸引=q+·q－4

π

ε0

r当正负离子相互接近时，它们之间主要是静电吸引作用。但当正负离子进一步相互接近时，除了静电吸引外，还存在外层电子之间以及原子核之间的相互排斥作用。这种排斥作用当r

较大时可以忽略。但当正负离子充分接近，r极小时，这种排斥作用的势能迅速增加。量子力学研究表明，V排斥=Aerρ因此正负离子之间的总势能与距离r的关系为V=V吸引

＋V排斥=Aerρq+·q－4

π

ε0

r＋NaCl的势能曲线，如图所示：V0rVr0

横坐标离子间的距离r

纵坐标体系的势能V

V0rVr0当Na+

和Cl－相互接近时，在r较大时Na+和Cl－之间的排斥作用可以忽略。V0rVr0主要表现为吸引作用。所以，体系的能量随着r的减小而降低。V0rVr0当Na+

和Cl－非常接近时，r

很小，此时排斥作用为主，体系能量迅速增大。V0r0rVr0当Na+

和Cl－接近平衡距离r0

时，体系的吸引作用和排斥作用处于动态平衡，V0r0rVr0这时Na+

和Cl－在平衡位置附近振动，体系的能量最低。

这就意味着形成了离子键。V0r0rVr0即体系的势能值最小时的距离是平衡距离，

离子键作用的实质是静电引力Fq1•q2r2符合公式

q1，q2

分别为两离子所带电荷量，r

为两离子的核间距离。7.2.2离子键的性质由于离子键是正离子和负离子之间的静电引力作用，因此，决定了离子键无方向性和饱和性。没有方向性是指由于离子的电荷是球形对称分布的，它可以在空间任何方向吸引带有异号电荷的离子，不存在在某一特定方向上吸引力更强的问题。没有饱和性是指在空间条件允许的情况下，每一个离子可吸引尽可能多的带有异号电荷的离子。但是，这并不是指一个离子周围所排列的带有异号电荷离子的数目是任意的。实际上，每个离子周围排列的带有异号电荷离子的数目是一定的，这个数目与正负离子半径的大小和所带电荷多少等有关。以氯化钠晶体为例，每个Na+

周围等距离地排列着6个Cl－，同时每个Cl－周围也等距离地排列着6个Na+

。这并不意味着每个Na+周围只吸引了6个Cl－后电场就饱和了，因为在距离稍远的地方还有其他Cl－，只不过静电引力随着距离的增大而减弱。可以说在NaCl晶体中，Na+

的配位数为6，Cl－的配位数也为6。而在CsCl晶体中，Cs+

的配位数为8，Cl－的配位数也为8。一般来说，元素的电负性差越大，形成的离子键越强。

形成离子键的两个原子，它们的元素的电负性差比较大。

但离子键和共价键之间，并不能截然区分。

非极性共价键

可将离子键视为极性共价键的一个极端，极性共价键离子键

而另一极端则为非极性共价键。

极性增大

化合物中不存在百分之百的离子键，即使是

NaF

的化学键，其中也有共价键的成分。>1.7时离子键的成分大于50

%

即除离子间靠静电相互吸引外，尚有共用电子对的作用。

一般认为

>

1.7

时，将发生电子转移，形成离子键；

<

1.7时，不发生电子转移，形成共价键。7.2.3离子键的强度

键能（以NaCl为例）1mol气态

NaCl

分子，解离成气态原子时，所吸收的能量，为离子键的键能，用Ei

表示。NaCl（g）——Na（g）+Cl（g）

H=Ei

键能Ei

越大，表示离子键越强。

晶格能（以NaCl为例）NaCl（s）——Na+（g）+Cl－（g）

H=U

1molNaCl晶体分解成气态的阴阳离子时所需要的能量，用U

表示。

晶格能U

越大，表示晶体分解成离子时吸收的能量越多，说明离子键越强。NaCl（s）——Na+（g）+Cl－（g）

H=U

键能Ei

和晶格能U，均能表示离子键的强度，而且大小关系一致。

晶格能U比较常用。NaCl（s）——Na+（g）+Cl－（g）

H=U

NaCl（g）——Na（g）+Cl（g）

H=Ei晶格能不能用实验的方法直接测得，但是可以通过热化学方法从有关的实验数据间接计算得出。根据盖斯定律，德国人玻恩（Born）和哈伯（Haber）建立了著名的玻恩－哈伯循环，用热化学计算的方法解决晶格能问题。该反应的热效应即NaC1（s）的生成热已经由实验求得，NaC1的生成反应为Na（s）+Cl2（g）——NaCl（s）12

fH

⊖=－400kJ·mol－1

m这个反应可以通过如下5个分步反应进行：NaC1的生成反应为Na（s）+Cl2（g）——NaCl（s）12①Na（s）——Na（g）H1=A=108kJ•mol－1

②Cl2（g）——Cl（g）12③Na（g）——Na+（g）+e－H2=D=121kJ•mol－1

12H3=I1=496kJ•mol－1

④Cl（g）+e－——Cl－（g）⑤Na+（g）+Cl－（g）——NaCl（s）H5=－U

=400kJ•mol－1

H4=－E1=－349kJ•mol－1

Na+（g）H3H6H4Cl－（g）H5+Na（g）H1H2Cl（g）Na（s）+Cl2（g）NaCl（s）12反应的玻恩－哈伯循环可以表示如下：

由盖斯定律H6=H1+H2+H3+H4+H5

Na+（g）H3H6H4Cl－（g）H5+Na（g）H1H2Cl（g）Na（s）+Cl2（g）NaCl（s）12

所以H5=H6－（H1+H2+H3+H4）H6=H1+H2+H3+H4+H5

所以－H5=（H1+H2+H3+H4）－H6

H5=H6－（H1+H2+H3+H4）

即

U=H1+H2+H3+H4－H6=A+D+I1－E

－fHm⊖12

U=108+121+496－349+411=787（kJ•mol－1）

以上是利用玻恩－哈伯循环讨论和计算晶格能。U=H1+H2+H3+H4－H6=A+D+I1－E

－fHm⊖12玻恩（Born）和兰德（Lande）从静电引力理论出发，推导出计算晶格能的玻恩—兰德方程:U=138490Z+Z－

A1－rn1()式中Z+，Z－分别为正负离子的电荷数；r为正负离子半径之和；A为马德隆常数；n是玻恩指数。U=138490Z+Z－

A1－rn1()7.2.4离子的特征离子的电荷、半径和电子构型是离子的3个重要的特征，它们决定了离子化合物的性质。1.离子的电荷

离子的电荷就是在形成离子化合物过程中失去或得到的电子数。

离子电荷数越高，与异号电荷间的吸引力越大，晶格能越大，离子键越强，离子化合物的熔点和沸点越高。2.离子的电子构型对于简单负离子来说，通常具有稳定的8电子构型，如F－，Cl－，O2－

等最外层都是稳定的稀有气体电子构型，即8电子构型。对于正离子来说，情况比较复杂，通常有以下几种电子构型：①0电子构型

最外层没有电子的离子，如H+。②2电子构型（ns2）

最外层有2个电子的离子，如Li+，Be2+等。③8电子构型（ns2np6）

最外层有8个电子的离子，

如Na+，K+，Ca2+等。

④

917电子构型（ns2np6nd1~9）最外层有9到17个电子的离子，具有不饱和电子结构，

如Fe2+，Cr3+等。⑤

18电子构型（ns2np6nd10）

最外层有18个电子的离子，

如Ag+，Cd2+等。如Pd2+，Sn2+，Bi3+等。⑥（18+2）电子构型[n–1

s2

n–1p6

n－1d10

ns2]次外层有18个电子、最外层有2个电子的离子，（）（）（）离子的电子构型与离子键的强度有关，对离子化合物的性质有影响。如Na+

和Ag+

的离子半径分别为99pm和100pm，但NaCl易溶于水，而AgCl难溶于水。3.离子半径

将离子晶体中的离子看成是相切的球体，阳离子和阴离子的核间距d

则是r

+

和

r－之和。dr+r－

d

值可由晶体的X射线衍射实验测得。

例如

MgOd=210pmMgOd=210pm

d=r+r=210pmMg2+O2－dr+r－1926年，哥德希密特（Goldschmidt）用光学方法测得F－和O2－的半径分别为133pm和132pm。=210pm－132pm=78pm

结合X射线衍射所得的d

值，得到一系列离子半径。

这种离子半径为哥德希密特半径。

r=d－

rMgOO2－Mg2+

1927年，鲍林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，被称为鲍林半径。

在比较半径大小和讨论变化规律时，现在多采用鲍林半径。离子半径的变化规律：

①同一种离子，配位数大时其半径大，配位数小时其半径小。

同一元素，不同价态的阳离子，电荷高的半径小。

②

同一元素的阳离子半径小于它的原子半径，简单的阴离子的半径大于它的原子半径。

③同主族从上到下，电子层增加，具有相同电荷数的离子半径增大。同一周期中，阳离子的电荷数越高，半径越小；阴离子的电荷数越高，半径越大。离子半径越小，离子间引力越大，离子化合物的熔、沸点就越高。离子化合物的其他性质，如溶解度等都与离子半径的大小密切相关。7.2.5离子晶体由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体，都称为离子晶体。1.离子晶体的特性在离子晶体中，不存在单个分子，整个晶体可以看成是一个巨型分子，没有确定的分子量。对于氯化钠晶体，无单独的NaCl分子存在，NaCl是化学式，

表示晶体中Na+

和Cl－的个数比例为1：1。因此，NaCl是化学式，不是分子式。根据平均原子质量算出的58.5是NaCl的式量，

不是分子量。由于静电作用力较强，晶格能较大，所以离子晶体具有较高的熔点、沸点和硬度。同种类型的晶体，晶格能越大，则熔点越高，硬度越大。

离子晶体受力时发生位错。++－－++－－++－－++－－++－－++－－++－－++－－++－－++－－++－－++－－位错++－－++－－++－－++－－F++－－++－－++－－++－－++－－++－－++－－++－－

发生位错时，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。++－－++－－++－－++－－

大理石（CaCO3）属于离子晶体，可用雕刻法加工，而不可用锻造法加工，其原因就是不具有延展性。

离子晶体的水溶液或熔融态导电。

这是通过离子的定向迁移而不是通过电子流动完成的。2.几种简单的离子晶体

（1）CsCl型晶体

简单立方晶格离子配位数为8阴阳离子之间的距离d==0.866a3

a

2

（2）

NaCl型晶体

面心立方晶格阳离子、阴离子的配位数均为6阴阳离子之间的距离d=0.5a

例7－1已知晶体KF具有NaCl型结构，测得KF密度为2.481g·cm－3，试计算

KF晶胞的边长及在

KF

晶胞中阳离子、阴离子之间的最近距离。

解：每个KF晶胞中含有Na+，Cl－各4个，设其物质的量为

n。则

n=4

6.02×10

－23mol－1所以晶胞的质量为

w=4×39.1g·mol－1+19.0g·mol－1

6.02×10－23mol－1（）

设立方晶胞的边长为

a，则晶胞密度为=2.481g·cm－3a34×39.1g·mol－1+19.0g·mol－1

6.02×10－23mol－1（）故=1.556×10－22cm3即a=5.37910－8cm=538pm4×39.1g·mol－1+19.0g·mol－1

6.02×10－23mol－1（）a3=

2.481g·cm－3阳离子、阴离子之间的距离d=0.5a=0.5×538pm=269pm（3）立方ZnS型晶体

面心立方晶格阳离子、阴离子的配位数均为4阴阳离子之间的距离d==0.433a3

a

4

3.配位数与离子半径比的关系对于AB型的离子晶体CsCl，NaCl和ZnS来说，阴、阳离子的比例都是1：1，但形成了三种不同的晶体构型，配位数依次为8，6和4。当阴、阳离子结合成离子晶体时，为什么会形成配位数不同的空间构型呢？这是因为在某种结构下该离子晶体最稳定，体系的能量最低。决定晶体构型的主要因素是离子本身的性质，即离子的半径、电荷和电子构型。在离子晶体中，当阴、阳离子处于最密堆积时，体系的能量最低。密堆积，即离子间采取空隙最小的排列方式。因此在可能条件下，为了充分利用空间，较小的正离子总是尽可能地填在较大的负离子的空隙中，形成稳定的晶体。下面以配位数为6的NaCl

晶体为例说明正、负离子半径比与配位数的关系。在配位数为6的面心立方晶胞中，离子间的接触情况有三种：+－－－++++－

（a）同号离子相离，异号离子相切，这是稳定状态。

各种离子离开平衡位置后会自动恢复，结构不会发生变化。+－－－++++－+++++

（b）同号阴离子相切，异号离子相离，这种状态极不稳定。

阳离子一旦离开平衡位置，与阴离子接触，晶体的构型就要发生变化。+++++

（c）同号阴离子相切，异号离子相切，属于介稳状态。－－－－+++++

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。

如图，六配位的介稳状态的中间一层的俯视图中。ADBC

是正方形。ABCD

AB=2（r+

+r－）

AC=2

r－

AB=2AC2（r+

+r－）=2（2r－）+++ADCB+

r+

+r－

=2r－

2（r+

+r－）=2（2r－）+++ADCB+

r+=（2－1）r

－

=0.414r+r－

r+

+r－

=2r－

+++ADCB+根据阴、阳离子间和阴、阴离子间都互相接触的4配位和8配位的图形，同样可以分别计算出配位数为4和8的离子晶体的阴、阳离子半径比分别为0.225和0.732。+++++－－－－+++++

若r+

变小，当

<0.414

时，则出现下面右图所示的情况。r+r－

即出现阴离子相切，阴离子阳离子相离的不稳定状态。这时配位数将变成

4。+++++

当

>0.414时，r+r－阴、阳离子接触，而同号离子之间互不接触，静电吸引力大，排斥力小，晶体较稳定。

当r+

继续增加，达到并超过

>0.732时，即阳离子周围可容纳更多阴离子时，为8配位。r+r－

总之，配位数与r+/r－之比相关：

0.225~0.4144配位

ZnS型

0.414~0.7326配位 NaCl型

0.732~1.0008配位 CsCl型

7.3离子极化7.3.1离子极化作用1.离子的极化

离子在电场中产生诱导偶极的过程称为离子极化。阳离子带正电荷，一般离子半径较小，它对相邻的负离子会起诱导作用。因此阳离子的主要作用是去极化周围的负离子。离子极化作用的强弱，决定于该离子对周围离子施加的电场强度，这与离子的结构有关。

例如Si4+

Al3+

Mg2+

Na+

①

电荷高的阳离子有强的极化能力。

例如Mg2+

Ca2+

Sr2+

Ba2+

②

电荷数相等、电子价层结构相同的离子，半径小的具有较强的极化能力Li+

半径很小，极化能力很强。H+

的体积和半径均极小，故极化能力最强。

③

对于不同电子层结构的阳离子，它们极化作用大小的顺序为18或（18+2）e917e8e2.离子的变形性离子极化可以使离子的电子云变形，这种被带相反电荷离子极化而发生离子电子云变形的性质称为离子的变形性，或可极化性。

离子半径r

大则变形性大。

故阴离子的变形性显得更重要。

阳离子中只有半径

r

相当大的，如

Hg2+，Pb2+，Ag+

等才需要考虑其变形性。

①电子层结构相同的离子，随着负电荷的减小和正电荷的增加而变形性减小，Si4+<Al3+<Mg2+<Na+<（Ne）<F－

<O2－

②价电子层结构相同的离子，电子层越多，离子半径越大，变形性越大，I－

Br－

Cl－

F－③18e和917e的离子，其变形性比半径相近、电荷相同的8e离子大得多Ag+

Na+

Zn2+

Mg2+④复杂阴离子的变形性不大，而且复杂阴离子中心离子氧化数越高，变形性越小。综合考虑以上因素

变形性小的有

Be2+，Al3+，Si4+，SO42－

等。

变形性大的有

I－，S2－，Ag+，Hg2+，Pb2+

既考虑阳离子对阴离子的极化，又考虑阴离子对阳离子的极化；既考虑阴离子的变形性，又考虑阳离子的变形性。

这就是相互极化。

3.相互极化作用阳离子变形后产生诱导偶极，反过来又加强了对阴离子的极化能力，增加的这部分极化作用称为附加极化作用

相互极化作用有如下一些规律：①18与（18+2）e的阳离子容易变形，容易引起相互极化和附加极化作用；②在周期系的同族中，自上而下，18e的阳离子附加极化作用递增，

加强了这种阳离子同阴离子的总极化作用③在具有18或（18+2）e阳离子化合物中，阴离子的变形性越大，附加极化作用越强

总之，阳离子所含d电子数越多，电子层数越多，这种附加极化作用一般也越大。4.反极化作用NO3－的结构NO3－中心

N（V）的极化作用很强，使氧的电子云变形。

结果靠近中心处电子云密度大，显负电性；远离中心处显正电性。HNO3

分子中，H+

对与其邻近的氧原子的极化，与

N（V）对这个氧原子极化作用的效果相反。

即靠近中心处电子云密度小，显正电性；远离中心处显负电性。

我们称H+的极化作用为反极化作用，就是指它与中心

N（V）的极化作用相反而言的。

由于H+

的极化能力极强，这种反极化作用导致O

－

N键结合力减弱。4HNO3——4NO2+2H2O+O2

所以硝酸在较低的温度下将分解，生成

NO2

Li+

的极化能力次于H+，但强于Na+，故稳定性关系有HNO3<LiNO3<NaNO3

结论：含氧酸盐一般比含氧酸稳定。

例如

H2SO3，H2S2O3

等不稳定，但其盐却稳定存在。以上是从阳离子的反极化能力考虑问题。

若阳离子相同，则化合物的稳定性将取决于中心的极化能力或说中心抵抗反极化作用的能力。硝酸的稳定性远高于亚硝酸；

硝酸盐的稳定性高于亚硝酸盐，如AgNO3444℃分解

AgNO2140℃分解

其原因就是

HNO3

中

N（V）的极化能力比

HNO2

中

N（III）的极化能力强。

或者说抵抗

Ag+，H+

等阳离子的反极化作用的能力强。结论：同种元素的类型相同的高价含氧酸及其盐比低价含氧酸及其盐稳定。离子极化的实质，就是阳离子将阴离子的电子向回拉动。7.3.2离子极化对化合物结构和

性质的影响所以随着离子极化作用的增强，势必引起化学键键型的变化，即键的性质可能从离子键过渡到共价键。

极化作用使晶体从高配位数结构形式向低配位数结构形式过渡。1.对化合物结构和键型的影响

如从半径比考虑

但事实并非如此。AgF应为CsCl型晶体>0.732r+r－AgF是NaCl型

再比如

卤化铜AgI>0.414r+r－因为离子极化作用，均是

ZnS型晶体>0.414r+r－K2CrO4黄色Ag2CrO4红色2.对化合物物理性质的影响（1）化合物的颜色

因为极化作用导致电子从阴离子向阳离子的迁移变得容易，吸收的光的能量发生变化（2）化合物的熔点和沸点

离子极化作用使离子键向共价键过渡，引起晶格能降低，导致化合物的熔点和沸点降低。

这说明

AgCl

的共价成份比NaCl大。

AgCl

<

NaCl

（455℃）（801℃）（3）化合物的溶解度

离子极化作用导致化合物在水中的溶解度降低。

例如，在银的卤化物中，AgF，AgCl，AgBr和AgI溶解度依次减小。

由于F―离子半径很小，不易发生变形，所以AgF是离子化合物，它可溶于水。

而对于AgCl，AgBr和AgI，随着

Cl－，Br－和I－

的半径依次增大，变形性也随之增大。Ag＋的极化能力很强，所以这3种化合物都具有较大的共价性。AgCl，AgBr和AgI的共价程度依次增大，故溶解度依次减小。

如铜的卤化物的热分解反应为3.对化合物稳定性的影响（1）二元化合物的热稳定性

2CuX2——2CuX+X2CuF2CuCl2

分解温度∕℃950500CuBr2

CuI2

分解温度∕℃490不存在相互极化作用越大，分解温度就越低（2）含氧酸及其盐的热稳定性

由于

H+的反极化作用导致HNO3

分子中O—N键结合力的减弱，所以硝酸在较低的温度下会分解并生成NO2。HNO3<LiNO3<NaNO3

Li+的极化能力次于

H+，

但强于

Na+。

一般性的结论是，含氧酸的盐比含氧酸稳定。若含氧酸盐的阳离子相同，则化合物的稳定性取决于中心原子的极化能力。AgNO2AgNO3

分解温度∕℃140444

其原因就是N（V）的极化能力比N（III）的极化能力强。

所以，高价含氧酸及其盐比相关低价含氧酸及其盐稳定。7.4金属晶体和金属键

金属离子（或原子）之间以金属键结合成的晶体称为金属晶体。

金属原子或金属正离子以紧密堆积形式存在。7.4.1金属键的改性共价键理论

金属键的形象说法是，失去电子的金属离子浸在自由电子的海洋中。

金属离子通过吸引自由电子联系在一起，形成金属晶体。

这就是改性共价键理论中的金属键。

金属键无方向性，无固定的键能。

金属键的强弱和自由电子的多少有关，也和离子半径、电子层结构等其他许多因素有关，很复杂。

金属可以吸收波长范围极广的光，并重新反射出，故金属晶体不透明，且有金属光泽。

在外电压的作用下，自由电子可定向移动，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。

金属受外力发生变形时，金属键不被破坏，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+++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++位错F

紧密堆积结构将使得金属的原子轨道具有最大程度的重叠，从而形成较强的金属键。

故紧密堆积是金属的稳定结构。7.4.2金属键的能带理论金属键的量子力学模型称为能带理论，它是在分子轨道理论的基础上发展起来的现代金属键理论。根据分子轨道理论，两个原子轨道可以线性组合成两个分子轨道，一个成键轨道和一个反键轨道。Li2

有分子轨道2s2s2s

3s*也可以写成2s2s2s2s

*Li晶体中，n

个

2s

轨道组成

n

条分子轨道。

这些能量相近的能级组成能带。

这n

条分子轨道之间能量差小，电子跃迁所需能量小。

能带的能量范围很宽，有时可达数百kJ∙mol－1。Li的n

个2s轨道，形成2s能带，如图所示……2s2s2s2s2s2s能带

以Li为例，其电子构型为

1s22s12p0

n

个

1s

1s轨道充满电子，故组成的能带充满电子，称为满带。n

个

2s

2s轨道电子半充满，组成的能带电子也半充满，称为导带。

3n

个

2p

2p能带中无电子，称为空带。从满带顶到导带底（或空带底）的能量间隔很大，电子跃迁困难。

n

个

2pn

个

2sn

个

1s禁带

这个能量间隔称为禁带。

相邻近的能带，有时可以重叠。即能量范围有交叉。

如Be的

2s能带和2p能带，可以部分重叠。Be电子构型为

1s22s22p0Be的

2s能带是满带。

通过能带重叠，电子可以跃迁到2p空带中。

导体的能带有两种情形，一种是有导带

另一种是满带和空带有部分重叠，如Be，也相当于有导带。

电子可以在导带中跃迁，进入空轨道中，故金属导电。没有导带，且满带和空带之间的禁带能量E>5eV

电子难以跃迁，则为绝缘体。

若禁带能量

E<3eV，在外界能量激发下，电子可以穿越禁带从满带进入空带，产生导电效果，则为半导体。7.4.3金属晶体的紧密堆积结构

金属晶体中离子是以紧密堆积的形式存在的。最紧密的堆积结构会使金属的原子轨道具有最大程度的重叠，所以最紧密的堆积是最稳定的结构。金属紧密堆积晶格可以看成是等径球状的刚性金属原子一个挨一个地紧密堆积在一起而组成的。最常见的堆积方式有3种——六方紧密堆积、面心立方紧密堆积和体心立方紧密堆积。

在一层中，最紧密的堆积方式，是一个球与周围6个球相切。1.六方最密堆积结构

在中心的周围形成6个凹位，将其算为第一层。123456

第二层

对第一层来讲第二层最紧密的堆积方式，是将球对准

1，3，5位。123456

第二层

将球对准1，3，5位123456123456

对准2，4，6位，其情形是一样的

第二层为B层。123456

第一层为A层，A，B两层的相关位置如图所示。AB

堆积中与第一层一致的称为A层；

与第二层一致的则称为B层。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。

第一种是将球对准第一层的球，该层属于A层。

第三层球对准第一层的球，它属于A层。123456

于是每两层构成一个周期，即为AB

AB堆积方式，堆出六棱柱形的单元。

B

层A