安徽安徽高中化学竞赛无机化学第六章 晶体结构基础.docx

1、安徽安徽高中化学竞赛无机化学第六章 晶体结构基础第六章 晶体结构6. 0. 01 晶体的四种基本类型：根据晶体中微粒之间相互作用的性质，可以将晶体分成4种基本类型：离子晶体、金属晶体、分子晶体和原子晶体。 6. 1. 01 分子晶体及其物理性质：分子之间以分子间作用力结合成的晶体称为分子晶体。由于熔、沸点较低，所以分子晶体一般要在较低的温度下才能形成，而在常温时多以气体形式存在。分子晶体的硬度较小，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。6. 1. 02 极性分子：分子的正电荷重心和负电荷重心不重合，则为极性分子。6. 1. 03 偶极矩：极性分子的极性可以用偶极矩 来度

2、量。若正电荷（或负电荷）重心上的电荷量为 q，正、负电荷重心之间距离即偶极长为 d，则偶极矩 = q d 6. 1. 04 偶极矩的单位：当 d = 1.0 1010 m，即 d 为 1 ，q = 1.602 1019 C，即 q 为电子的电荷量时，偶极矩 = 4.8 D。D 为偶极矩单位，称为德拜。在国际单位制中，偶极矩 以 Cm（库仑米）为单位，当 q = 1 C，d = 1 m 时， = 1 Cm。Cm 与 D 这两种偶极矩单位的换算关系为= 3.34 1030 Cm 6. 1. 05 永久偶极：极性分子的偶极矩称为永久偶极，偶极矩的矢量方向由正极指向负极。多原子分子中的大 键及孤电子对

3、，有时也影响分子的偶极矩。6. 1. 06 诱导偶极：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，如下面左图所示。而极性分子在外电场作用下，其偶极矩也可以增大，如下面右图所示。在电场的影响下产生的偶极称为诱导偶极。6. 1. 07 影响诱导偶极的因素：诱导偶极强度大小与电场强度成正比，也与分子的变形性成正比。所谓分子的变形性，即分子的正、负电荷重心的可分程度。分子体积越大，电子越多，变形性越大。6. 1. 08 瞬间偶极：非极性分子在无外电场作用时，由于运动、碰撞，原子核和电子的相对位置变化等原因，其正、负电荷重心可有瞬间的不重合；极性分子也会由于上述原因改变原来正、负电荷重

4、心的位置。这种由于分子在一瞬间正、负电荷重心不重合或大小改变而造成的偶极改变叫做瞬间偶极。分子的体积大、变形性大，则其瞬间偶极较大。6. 1. 09 取向力：极性分子之间的永久偶极与永久偶极作用称为取向力。它仅存在于极性分子之间。取向力的大小与偶极矩的平方成正比，F 2。6. 1. 10 诱导力：诱导偶极与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；极性分子作为电场，使极性分子的偶极增大，也产生诱导偶极，这时诱导偶极与永久偶极之间产生诱导力。因此诱导力既存在于极性分子与非极性分子之间，也存在于极性分子与极性分子之间。 6. 1. 11 色散力：瞬间偶极与瞬间偶极之

5、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与极性分子之间、极性分子与非极性分子之间、非极性分子与非极性分子之间。6. 1. 12 分子间的范德华力：取向力、诱导力和色散力均为分子间的范德华力，其结合能只有几个千焦每摩，而化学键的结合能一般在102 kJmol1 数量级。 6. 1. 13 色散力的重要性：色散力不仅存在广泛，而且在分子间力中经常是很重要的。即使在典型的极性分子，如HCl分子间最重要的也是色散力。瞬间偶极与分子的体积、变形性有关，故体积大、变形性大的分子之间的色散力较大。6. 1. 14 氢键的基本概念：以 HF 为例，F 的电负性 相当大，原子半径 r 又相当

6、小，共用电子对极大程度地偏向 F，而 H 几乎成了质子。这种 H 与其他HF分子中 大且r 小的F原子相互接近时，会产生一种特殊分子间力氢键。氢键经常用 表示，如FH FH。6. 1. 15 氢键的形成的条件：氢键的形成必须具备两个条件： 有与 大且 r 小的元素如 F，O，N 的原子相连的 H 原子。 在这样的 H 原子附近有 大且 r 小的元素如 F，O，N 的原子。6. 1. 16 氢键的饱和性和方向性：氢键具有饱和性，这是由于 H 原子的体积小，1 个H 只能形成一个氢键。氢键具有方向性，这是由于 H 原子两侧的电负性很大的元素的原子相互排斥，使3个原子尽量呈直线排列。除非其他外力有较

7、大影响时，才改变其方向。6. 1. 17 氢键的强度：键的强度介于化学键和其他分子间作用力之间。氢键的强度大小和 H 两侧的原子所属元素的电负性有关。氢键的键能有如下次序：FHF OHO NHN6. 1. 18 氢键对化合物性质的影响：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。例如由于 HF 分子间有氢键，故 HF 的沸点在卤化氢序列中最高，破坏了HCl HBr 1.7 时，将发生电子转移，形成离子键。 形成离子键的两个原子，只需转移少数的电子，就应达到稳定电子构型。 形成离子键时应能够释放较多能量。6. 2. 04 离子化合物中元素的化合价：根据得失电子的个数，

8、可以确定离子化合物中元素的化合价。例如NaCl中Na 为 + 1 价，Cl 为 1 价。6. 2. 05 离子键作用的实质：离子键作用的实质是静电作用力，离子之间引力的大小符合公式： 式中q1，q2 分别为阳离子、阴离子的电荷量，r 为离子间的距离。静电引力的实质，决定了一个离子与任何方向的电性不同的离子相吸引而成键。所以离子键无方向性。且只要是阳离子和阴离子之间，就会彼此吸引，即无饱和性。6. 2. 06 离子键的键能：以 NaCl 为例，NaCl中离子键的键能是指1 mol 气态 NaCl 分子，解离成气态原子时所吸收的能量。离子键的键能用 Ei 表示。NaCl（g）= Na（g）+ Cl

9、（g） H = Ei键能 Ei 越大，表示离子键越强。 6. 2. 07 晶格能：NaCl的晶格能是指1 mol NaCl 晶体解离成气态的阳离子和阴离子时，所吸收的能量。晶格能用 U 表示。NaCl（s）= Na+（g）+ Cl（g） H = U 晶格能 U 越大，表示晶体解离成离子时吸收的能量越多，说明离子键越强。6. 2. 08 玻恩哈伯循环：玻恩（Born）和哈伯（Haber）将下面过程NaCl（s）= Na+（g）+ Cl（g）设计在如下图所示的热力学循环过程中：Na ( s ) + C12 ( g ) NaC1 ( s ) H1 H2 Na ( g ) C1 ( g ) H5H3

10、H4 Na( g ) + C1( g )根据盖斯定律，有如下关系H6 = H1 + H2 + H3 + H4H5所以有 H5 = H6 H1 H2 H3 H4其中，H1 是 Na（s）的原子化热，H2 是 Cl2（g）的解离能的一半， H3是于Na 的第一电离能，H4 是Cl 的电子亲和能的相反数，H5 是晶格能的相反数，即U，H6 是NaCl（s）的标准生成热。故晶格能 U可以表示为 U = H1 + H2 + H3 + H4 H6以上热力学循环称为玻恩哈伯循环，它为求得晶格能U提供了一种方法。6. 2. 09 影响离子键强度的因素：由于离子键的实质是静电引力，影响这个力大小的因素当然有离子

11、的电荷量 q 和离子之间的距离r。而离子之间的距离 r 将具体体现在离子半径上。离子的电荷高，则离子键强。离子半径大，离子间距大，作用力小，则离子键弱；相反，离子半径小，作用力大，则离子键强。影响离子键强度的因素还有离子的电子构型，将在本章6.3节中讨论。 6. 2. 10 离子半径的定义以及离子半径大小的规律：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。离子半径的大小有如下规律： 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。 同周期的主族元素，从左向右离子电荷数升高，最高价离子半径减小。 同一元素，不同价态的阳离子，

12、电荷高的半径小。 阴离子半径一般较大；阳离子半径一般较小。 周期表中对角线，左上的元素与右下的元素的高价离子半径相近。例如：Li+ 76 pm 和 Mg2+ 72 pmSc3+ 75 pm 和 Zr4+ 72 pm6. 2. 11 离子晶体的特点：离子晶体无确定的相对分子质量。整个晶体是个大分子，晶体中无单独的 N分子存在。离子晶体的水溶液或熔融态导电，是通过离子的定向迁移而不是通过电子流动完成的。 因为离子键强度大，所以许多离子晶体的熔点、沸点较高，且硬度也较高。离子晶体受力，粒子发生位错时，离子键失去作用，故离子晶体无延展性。 6. 3. 01 对离子特征的描述：对离子的特征要从3个方面加以描述：一是电荷数，二是离子半径，第三方面是离子的电子层结构。电子层结构主要是指最外层电子数，有时涉及次外层。电子层结构的类型列在下表中。类型 实例 电子层结构2 电子结构 Li+，Be2+， 1s28 电子结构 Na+，Cl， ns2 np6（9 17）电子结构 Fe3+， 3s