第3章-晶体结构.ppt

1、第三章晶体结构，3-1晶体3-2晶胞3-3晶格晶体系统(精选内容)3-4金属晶体3-5离子晶体3-6分子晶体和原子晶体练习、3-1晶体，1。晶体的宏观特征一般来说，“固体”可以分为晶态和非晶态。结晶物质，即晶体，是真正的固体。单晶多面体被称为单晶。有时两个体积大致相同的单晶体按照一定的规则一起生长，这就是所谓的双晶体；许多单晶以不同的方向连接在一起，这就是所谓的团簇。一些晶体物质(如用于雕塑的大块“白色大理石”)看不到规则的形状，它们是多晶，是许多肉眼看不到的小晶体的集合体。一些多晶体被压制成粉末，在光学显微镜或电子显微镜下观察，仍然可以看到规则的晶体形状。晶体，晶体特征：它有固定的几何形状，

2、明确的熔点和各向异性。晶体的导热性、导电性、透光性、折射性、偏振性、压电性、硬度和其他性质通常随着不同的晶体取向而变化，这被称为各向异性。例如，石墨在平行于层的方向上具有导电性，但在垂直于层的方向上没有导电性。如果在晶体的圆柱形表面上涂覆一层蜡，并且蜡表面的中心与红热的针接触，则蜡熔化成椭圆形而不是圆形，这是由于晶体的圆柱形表面的长轴方向和短轴方向之间的传热速度不同。另一个例子：如果你从不同的方向看红宝石或蓝宝石，你会发现宝石的颜色是不同的，这是由于晶体在不同方向的光吸收特性不同。晶体组成晶体的粒子(分子、原子、离子)在空间中有规律地排列，点决定它们的位置。这些点群有一定的几何形状，被称为晶格

3、。晶格中每个粒子占据的位置称为晶体的节点。晶格包含晶体结构中具有代表性的最小重复单元，称为晶胞。根据晶格上粒子的类型和粒子间作用力的本质，晶体可以分为四种基本类型。1.离子晶体：晶格上的节点是正离子和负离子。2，原子晶体；晶格上的节点是原子。3.分子晶体：晶格节点是极性分子或非极性分子。金属晶体：晶格上节点是金属原子或正离子。3-2细胞、3-2-1细胞、3-2-2-2细胞的基本特征Bra保持3-2-3细胞、3-2-4原始细胞和复杂细胞中原子的坐标和计数-以身体为中心的细胞、以面部为中心的细胞和以底部为中心的细胞3-2-5 14 Blavy点阵系统、3-3点阵系统(选定内容)。金属键是一种分布在

4、整个晶体中的离域化学键。金属晶体是以金属键为基本力的晶体。第二，电子气体理论经典金属键理论被称为“电子气体理论”。它生动地描绘了金属键是大量自由电子从金属原子“脱落”，形成类似气体的带负电的“电子气体”，而金属原子则“浸泡”在“电子气体”的“海洋”中。电子气体理论定性地解释了金属的特性：例如，金属具有延展性和可塑性；金属具有良好的导电性；金属具有良好的导热性；等等。电子气体理论的缺点是定量关系差。3.金属晶体的堆积模型金属晶体被认为是由直径相等的球形金属原子在三维空间中堆积而成的模型，称为金属晶体的堆积模型。金属晶体堆积模型有三种基本形式：体心立方堆积、六方最密堆积和面心立方最密堆积。1.体心

5、立方堆叠体心立方堆叠的单位单元。金属原子分别占据立方晶胞的顶点位置和体中心位置。每个金属原子周围的原子数(配位数)是8。金属晶体2。我们称第一层球为A，第二层球为b。得到了ABABAB(配位数为12)的堆积产物。这是一个循环中两层的堆叠。，金属晶体，3。垂直形心最密集堆积如果上述三维堆积以三层为一循环堆积模式(配位数为12)，以三层为一循环的最密集堆积称为面心立方最密集堆积。典型的离子晶体是带电的原子阴离子和阳离子通过离子键相互作用形成的晶体。例如，KCl晶体中存在钾离子和氯离子，它们之间的相互作用力是离子键。在像KCl这样的典型离子晶体中，没有分子，只有离子，没有其他化学键，只有离子键。然而

6、，完全由单原子离子组成的离子晶体的总数并不多，并且大量的离子晶体不仅仅是离子或者仅仅是离子键。例如，虽然KNO3只有离子k和NO3，它们之间的化学键是离子键，但NO3中的化学力是共价键。广义地说，所有含有大量阴离子和阳离子的晶体都是离子晶体。离子晶体1。离子简单离子可视为带电球体，其主要特征是离子电荷、离子电子构型和离子半径。对于复合离子，我们也应该讨论它们的空间构型。1.离子电荷离子电荷是简单离子的核电荷(正电荷)和其核外电子的负电荷的代数和。例如，钠和银的离子电荷为1，它们周围的正电场强度不相等，否则很难理解为什么氯化钠和氯化银的性质如此不同。因此，所谓的离子电荷本质上只是离子的形式电荷。

7、钠和银的形式电荷等于1，但有效电荷(Z*)不相等。很容易理解，银离子的有效电荷远高于钠离子的有效电荷。这是由于它们不同的电子壳层结构。离子晶体2。离子构型通常，基态的离子电子壳构型简称为离子构型。负离子的构型大多是稀有气体，也就是说，最外层的电子数等于8。正离子比较复杂，可分为以下五种情况：(1)2e构型：正离子在第二周期的电子壳构型为2e构型，如Li、Be2等。(2)8e构型：从第三个周期开始，IA族和IIA元素正离子的最外层电子壳层为8e，简称8e构型，如钠；Al3也是8e配置。IIIBVIIB族元素的最高价也具有8e构型，但电荷高于4的带电原子(如Mn7)不作为正离子存在于晶体中。离子晶

8、体，(3)18e构型：当IB和IIB元素显示原子价时，如Cu和Zn2，它们具有18e构型；磷区跃迁后，当元素显示原子价时，如Ga3、Pb4等。也有18e配置。(4)9-17e构型：当D区元素显示非族价时，最外层有9-17个电子，如Mn2、Fe2、Fe3等。(5)(18 2)e构型：磷区的金属元素低于原子团价的正价，如Tl、Sn2、Pb2等。它们的最外层是2e，第二外层是18e，这被称为18 2e构型。在相同的离子电荷和离子半径条件下，离子构型不同，正离子的有效正电荷大小顺序不同：8e9-17e18e或18 2e。这是因为D电子在核外空间的概率分布是松散的，而且对原子核中正电荷的屏蔽作用很小，所

9、以D电子越多，离子的有效正电荷就越大。离子晶体，3。离子半径离子半径是根据实验测得的正负离子平衡核之间的距离来估算的。用x光衍射可以非常精确地测量离子晶体的核间距，但光有核间距是不够的。必须先给出一个离子的半径，然后才能计算另一个离子的半径。1927年，波林认为氧离子的半径为132pm，小于氟离子的半径(133pm)，这是不合理的。此外，他还提出了一套计算氧离子半径的理论方法，最终将氟离子的半径设定为140pm和136pm。在此基础上，他获得了另一组离子半径数据，即波林(ion)半径。离子晶体和鲍林半径的概念主要有三点：(1)具有相同电子壳层结构的离子半径随着核电荷的增加而成比例减小。例如，波

10、林认为钠离子和氟离子的电子壳构型分别为1s22s22p6，核荷数分别为11和9。前者比后者大30%，所以前者的半径应该比后者小30%。NaF晶体中阴离子的平衡核间距确定为231pm。根据这一假设，R(钠)=(1-30%) R(氟)=(0.7R(氟)=(钠)R(氟)=(231 m)1.7R(氟)=(231 m)，即： m。离子晶体，(2)KCl晶体中阴离子和阳离子核之间的距离为314pm，但与钾和氯具有相同构型的氩的主量子数为3，大于与钠和氟具有相同构型的氖的主量子数波林校正的结果是下午133和181。在此基础上，鲍林根据实验测得的细胞参数推导出大量8e构型离子的半径。(3) Pauline适当

11、修正了非8e构型离子的半径，得到了非8e构型离子的半径。这是因为非8e构型离子比8e构型离子具有更大的有效核电荷，这将相应地减小核间距。离子晶体二。离子键阴离子和阳离子之间通过库伦力相互作用形成的化学键称为离子键。离子键强度应由分裂(分裂)1摩尔气态“离子键分子”(如钠氯)以获得气态中性原子(钠和氯)所需的能量决定。例如，用这种方法计算的氯化钠的键能是450千焦/摩尔。这表明离子键与共价键具有相同的能级，是一种很强的相互作用力。然而，离子键键能的定义几乎没有实用价值，因为气态离子分子通常不符合。离子键既没有方向性也没有饱和度。离子晶体和晶格能离子晶体中的离子之间的化学力并不局限于一对正离子和负

12、离子，而是遍布所有的离子。例如，在：氯化钠晶体中，让钠离子和氯离子之间的最短核距为d，以一个钠离子为中心，吸引从d中分离出的6个氯离子，排斥从2d中分离出的12个钠离子，吸引从3d中分离出的8个氯离子。整个离子晶体中离子之间的静电力是所有这些离子的静电吸引和排斥的总和，从而形成晶格能。晶格能(u)是指1摩尔离子晶体中正负离子完全气化(克服晶体中的静电引力)所需吸收的能量(数为)。例如，氯化钠(S)，钠(G)，氯(G)，铀=786kJmol1，离子晶体，某些离子晶体的晶格能，离子电荷，核距，熔点和硬度，离子晶体，晶格能越大，离子晶体中的离子键越稳定。一般来说，晶格能越高，离子晶体的熔点和硬度就越

13、高。晶格能也影响离子晶体在水中的溶解度和溶解热。注：离子晶体在水中的溶解度和溶解热不仅与晶体中的离子克服晶格能所吸收的能量有关，还与进入水中的离子水合所释放的能量(水合热)有关。晶格需要通过实验或理论方法来估计，获得晶格能的方法有很多。常用的方法有：离子晶体，波恩-哈伯循环：将离子晶体中的离子转变成气态离子的过程被分解成几个过程的总和，如E(a)E(b)E(c)NaCl(s)na(s)1/2cl 2(g)na E(b)是1摩尔金属钠吸收的能量(升华热)与0.5摩尔氯分子的离解能之和；E(c)是金属钠的电离能和氯原子的电子亲和能之和):晶格能是这些能量项之和：U=E(a) E(b) E(c)。由

14、于上述所有能量项都可以用实验方法测量，波恩和哈伯设计的热化学循环可以估算许多离子晶体的晶格能。离子晶体。离子晶体结构模型1。概述氯化铯配位数8:8、氯化钠配位数633606、硫化锌配位数433604、氟化钙配位数833604和二氧化钛配位数6:3、离子晶体、五种代表性的离子晶体结构、常见的离子晶体化合物、离子晶体，离子周围的异电离子的数量受到离子半径比等因素的限制，离子半径越大，周围可以容纳的异电离子越多。理论上，只有当正负离子的半径比在一定范围内时，离子晶体中才能出现稳定的配位多面体。离子晶体中稳定配位多面体的理论半径比、离子晶体，这里所谓的“理论”是指离子键是100%理想的离子键。从相反的

15、观点来看，非极性共价键中的公共电子对由两个原子共享，没有偏见。当形成共价键的原子的电负性不同时，共同的电子对将向电负性较大的原子一侧倾斜，从而共价键将显示极性。形成共价键的两个原子之间的电负性差异越大，共价键的极性就越大。电负性差太大，共享的电子对由于偏移根本不能共享，所以变成离子键。因此，离子键可以视为极性共价键的极限。波林使用了共价键离子百分比的概念，并提出用电负性的差异来衡量共价键的离子百分比。离子晶体中，共价键的成键原子的电负性差与共价键的离子百分比之间的关系，离子极化像分子一样，在正负电场的作用下产生感应偶极子，从而导致离子极化，即离子正负电荷的重心不再重合，导致物质结构和性质的相应

16、变化。1.离子的极化和变形性离子是带电的，因此当带相反电荷的离子相互靠近时，可能发生极化，也就是说，在相反电场的影响下，电子云变形。离子对不同离子的极化和变形的影响称为离子的“极化”。由不同离子的极化引起的离子电子云变形的性质称为离子的“变形性”或“极化性”。虽然阳离子和阴离子都具有极化和变形能力，但是阳离子的半径一般小于阴离子的半径，并且电场较强，因此阳离子的极化较大，而阴离子的变形能力较大。离子的极化(1)离子的正电荷越多，半径越小，极化越强。(2)具有不同壳层电子壳层的离子具有以下极化顺序：8个电子、917个电子、18个电子和182个电子。(3)带相同正电荷的壳层电子壳层相似的离子，极化越大，半径越小，如Mg2，Ba2，离子极化，2。离子变形性(1)简单阴离子的负电荷数越高，半径和变形性越大。例如S2-O2-f-na，k；Hg2 Mg2，Ca2 .(3)对于某些复杂的无机阴离子，由于形成结构致密、对称性强的原子基团，其变形能力通常很小。此外，复合阴离子中心离子的氧化数越高，变形能力越小。将一些常见的一价和二价阴离子引入到水分子中进行比较，按照变形能力增加的顺序比较如下：clo 4-f-NO3-ii2o oh-cn-cl-br-I-so42-H2O 32-O2-S2-，离子极化；第二，额外极化的