資源簡(jiǎn)介

晶體結(jié)構(gòu)
【競(jìng)賽要求】
晶胞。原子坐標(biāo)。晶格能。晶胞中原子數(shù)或分子數(shù)的計(jì)算及化學(xué)式的關(guān)系。分子晶體、原
子晶體、離子晶體和金屬晶體。配位數(shù)。晶體的堆積與填隙模型。常見的晶體結(jié)構(gòu)類型,如
NaCl、CsCl、閃鋅礦(ZnS)、螢石(CaF2)、金剛石、石墨、硒、冰、干冰、尿素、金紅石、
鈣鈦礦、鉀、鎂、銅等。點(diǎn)陣的基本概念。晶系。宏觀對(duì)稱元素。十四種空間點(diǎn)陣類型。分子
的極性。相似相溶規(guī)律。分子間作用力。范德華力。氫鍵。其他分子間作用力的一般概念。
【知識(shí)梳理】
離子鍵理論
1916年德國(guó)科學(xué)家 Kossel(科塞爾)提出離子鍵理論
(一)離子鍵的形成
1、形成過程
以NaCl為例
(1)電子轉(zhuǎn)移形成離子
Na-e =Na Cl
Cl+e =Cl
相應(yīng)的電子構(gòu)型變化:252p3→22n;323p3
分別達(dá)到Ne和Ar的稀有氣體原子的結(jié)構(gòu),形成穩(wěn)定離子。
(2)靠靜電吸引,形成化學(xué)鍵,體系的勢(shì)能與核間距之間的關(guān)系如圖所示:
注:橫坐標(biāo)——核間距r。縱坐標(biāo)——體系的勢(shì)能Ⅴ。縱坐標(biāo)的零點(diǎn)—一當(dāng)r無窮大
時(shí),即兩核之間無限遠(yuǎn)時(shí),勢(shì)能為零。
下面來考察Na和Clˉ彼此接近時(shí),勢(shì)能Ⅴ的變化。
圖中可見:
r>ro時(shí),隨著r的不斷減小,正負(fù)離子靠靜電相互吸引,Ⅴ減小,體系趨于穩(wěn)定。
r=ro時(shí),V有極小值,此時(shí)體系最穩(wěn)定,表明形成了離子鍵。
r2
致勢(shì)能驟然上升。
因此,離子相互吸引,保持一定距離時(shí),體系最穩(wěn)定,即為離子鍵。
2、離子鍵的形成條件
(1)元素的電負(fù)性差要比較大
△X>1.7,發(fā)生電子轉(zhuǎn)移,形成離子鍵;
△X<1.7,不發(fā)生電子轉(zhuǎn)移,形成共價(jià)鍵。
但離子鍵和共價(jià)鍵之間,并非嚴(yán)格截然可以區(qū)分的。可將離子鍵視為極性共價(jià)鍵的一個(gè)極
端,而另一極端為非極性共價(jià)鍵。如圖所刁
非極性共價(jià)鍵極性共價(jià)鍵離子鍵
極性增大
化合物中不存在百分之百的離子鍵,即使是NaF的化學(xué)鍵之中,也有共價(jià)鍵的成分,即
除離子間靠靜電相互吸引外,尚有共用電子對(duì)的作用。
△X>1.7,實(shí)際上是指離子鍵的成分(百分?jǐn)?shù))大于50%。
(2)易形成穩(wěn)定離子
Na+(2s2p3),C-(33y3),達(dá)到稀有氣體穩(wěn)定結(jié)構(gòu),Ag(4d0)d軌道全充滿的穩(wěn)定
結(jié)構(gòu)。所以,NaCl、AgCl均為離子化合物;而C和Si原子的電子結(jié)構(gòu)為nsm2,要失去全
部?jī)r(jià)電子形成穩(wěn)定離子,比較困難,所以一般不形成離子鍵。如CCl4、SiF4等,均為共價(jià)化
合物。
(3)形成離子鍵,釋放能量大
No(△H=-410.9kJ·mol
在形成離子鍵時(shí),以放熱的形式,釋放較大的能量。
(二)離子鍵的特征
1、作用力的實(shí)質(zhì)是靜電引力
F∝(q1q2)/r2(q1、q2分別為正負(fù)離子所帶電量)
2、離子鍵無方向性、無飽和性
因?yàn)槭庆o電吸引,所以無方向性;且只要是正負(fù)離子之間,則彼此吸引,即無飽和性
(三)離子鍵的強(qiáng)度
1、鍵能和晶格能
以NaCl為例:
鍵能:lmol氣態(tài)NaCl分子,離解成氣體原子時(shí),所吸收的能量。用Ei表示。
NaCl/g=Na(+Cl△H=鍵能Ei越大,表示離子鍵越強(qiáng)。
晶格能:氣態(tài)的正負(fù)離子,結(jié)合成1 mol nacl晶體時(shí),放出的能量。用U表示。
Na(g)+C(g)=NaCl)△H=-U(U為正值)

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