分子结构和晶体结构课件.pptxVIP

** 分子结构和晶体结构 **§2.1 离子键和离子晶体 离子键和离子晶体的形成条件 两个电负性差异较大的活泼金属原子与活泼的非金属原子相互接近时，易发生电子转移而形成正负离子，这些正负离子具有较稳定的电子层结构，并通过静电引力结合在一起而形成化合物。这种由正负离子之间的静电引力而形成的化学结合力称为离子键（ion bond）。 所形成的晶体称为离子晶体。2.1.1 离子键理论（柯塞尔 1916） 1． 离子键的形成和特征 ?成键两步骤： 形成正负离子和成键。 例：氯化钠 nNa(3s1) 　 nNa＋(2s22p6) nCl(3s23p5) nCl－(3s23p6)nNa＋Cl－ **图2.1 势能图成键过程中势能变化情况 ** ?形成离子键的条件： 成键原子电负性相差较大（1.7以上）。离子键的本质是静电引力。由离子键形成的化合物叫离子型化合物。例：食盐就是典型的离子晶体。 2．离子的性质　　包括：离子的电荷、离子的电子构型和离子半径。（1）离子的电荷　　对简单正负离子，离子的电荷是指形成离子键时，原子得到或失去电子后所具有的电荷数。（2）离子的电子构型 离子的电子构型是指由原子失去或得到电子所形成的外层电子构型。有下表所示的几种。 **类 型最外层电子构型例元素所在区域稀有气体电子构型2电子ns2Li＋、Be2＋s区8电子ns2np6Na＋、Cl－、O2－F－、Sr2＋p区非稀有气体的电子构型18电子ns2np6nd10Zn2＋、Cu＋、Ag＋、Hg2＋ds区18＋2电子(n－1)s2(n－1)p6(n－1)d10ns2Sn2＋、Pb2＋、Sb3＋、Bi3＋P区9～17电子ns2np6nd1～9Cr3＋、Mn2＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、V3＋、Hg22＋d区、ds区 **（3）离子半径 依据：核间距d =r＋＋r－以r（F－）=133pm；r（O2－）=132pm为基础，d可由x射线衍射法测得d后，其它离子半径可求。 例：MgO：d=210pm，故Mg2+离子的半径r(Mg2＋)=210pm－132pm=78pm。 d=r＋＋r－r＋r－离子半径示意图 **正负离子半径的变化规律：（a）同一周期从左至右，主族正离子的半径随电荷数增加而减小。例：r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)>r(Si4＋)（b）同一主族离子半径自上而下随电子层数增加而增大。 例：r(Li＋)<r(Na＋)<r(k＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)（c）同一元素的正离子半径<原子半径<负离子半径。 一般正离子半径约为10 pm～170pm，而负离子半径约为130 pm～250pm。（d）同一元素原子能形成几种不同电荷的正离子时，电荷数大的离子半径小于电荷数小的离子半径。 如r(Cr3＋)=64pm， 而r(Cr6＋)=52pm。 ** 2.1.2 离子晶体 1． 晶体(crystal)的基本概念 （1）晶体的共同特性 ? 有确定的熔点（如玻璃为非晶体，无确定的熔点）； ? 能自发地形成规则的多面体外形； ? 各向异性，即在晶体的不同的方向上有不同的物理性质； ? 均匀性，即同一块晶体的各部分的宏观性质相同； ? 能对X射线产生衍射效应等。 ? 晶体的结构具有周期性。此条最重要。 ** 非晶体不具备晶体的以上特性，主要就是由于晶体结构具有周期性而非晶态物质不具有周期性所致。（2）晶体的定义定义一：凡是原子（或分子、离子）在空间按一定规律作周期性排列构成的物质即称为晶体。定义二：凡原子、分子或离子按点阵结构作周期性地排列而成的物质即称为晶体。 这种重复出现的空间构型叫做晶格(lattice)，能代表晶体一切特征的最小单位称为晶胞(unit cell)。即晶格是由晶胞在三维空间无限重复而构成。 按照各种晶体中晶胞参数的不同，可分为7个晶系(表2.3)。天然和合成的无机固态物质多为晶体。非晶体又称无定形体，其内部质点排列不规则，没有一定的结晶外形。 **晶 系边 长夹 角晶体实例立方四方正交三方六方单斜三斜a=b=ca=b≠ca≠b≠ca=b=ca=b≠ca≠b≠ca≠b≠cα=β=γ=90°α=β=γ=90°α=β=γ=90°α=β=γ≠90°α=β=90°,γ=120°α=