《普通化學(xué)》第五章 物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)

第五章物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)

5.1

原子結(jié)構(gòu)

5.2

化學(xué)鍵5.3

晶體結(jié)構(gòu)

5.1原子結(jié)構(gòu)5.1核外電子運動的特性性5.1原子軌道和電子云5.3核外電子分布和周期系DNA

雙螺旋結(jié)構(gòu)

大家已經(jīng)知道，原子、分子和離子等是物質(zhì)是參與化學(xué)變化的最小粒子。因此了解這些粒子的內(nèi)部組成、結(jié)構(gòu)和性能，是理解化學(xué)變化(反應(yīng))本質(zhì)及其規(guī)律性的前提條件，是化學(xué)科學(xué)的核心內(nèi)容。

5.1原子結(jié)構(gòu)

黑體輻射實驗無反射能力的物體稱(絕對)黑體，黑體向四周輻射的能量稱為輻射能。按照經(jīng)典理論的觀點，諧振子的能量和它的振幅平方成正比，振子的振幅是連續(xù)變化的，因而振子的能量也是連續(xù)變化的。然而，根據(jù)物理量連續(xù)變化的這種傳統(tǒng)觀念，總是不能圓滿解釋黑體輻射實驗曲線。一、

微觀粒子的量子化特征5.1.1核外電子運動的特性性5.1原子結(jié)構(gòu)

普朗克的量子假說1900年普朗克（M.Planck）提出了量子論，才能圓滿解釋輻射實驗曲線。在輻射(或吸收)過程中，諧振子的能量及其變化都是不連續(xù)的，只能是一群分立的量值，而且這些量值Eｎ只能是某一最小能量單元E的整數(shù)倍，即：

Eｎ＝ｎEｎ＝１，２，３，…，正整數(shù)最小能量單元應(yīng)與諧振子的頻率ν成正比，即：

E＝ｈν

式中ｈ是普朗克常數(shù),ｈ＝6.626×１０－３４J·s。5.1原子結(jié)構(gòu)

綜上所述，所謂量子化特征是指:

如果某一物理量的變化是不連續(xù)的，而是以某一最小單位作跳躍式的增減，這一物理量就是量子化的，其變化的最小單位就做叫這一物理量的量子。普朗克的量子假說，否定了“一切自然過程都是連續(xù)的”的觀點，成為“20世紀(jì)整個物理學(xué)研究的基礎(chǔ)”(愛因斯坦)。5.1原子結(jié)構(gòu)

氫原子光譜實驗

由于氫原子是世界上最簡單的原子（原子核只有1個質(zhì)子，核外只有1個電子），人類對原子結(jié)構(gòu)的探索，首先從氫原子開始。研究原子光譜是了解原子性質(zhì)和結(jié)構(gòu)的最重要手段之一。研究氫原子核外電子結(jié)構(gòu)的實驗是氫原子光譜實驗。在熔接著兩個電極的真空玻璃管內(nèi)，充入氫氣，通過電極加上電壓，玻璃管會發(fā)光，這是核外電子從高能狀態(tài)回遷到低能狀態(tài)釋放能量所發(fā)出的光。此光通過棱鏡分光，在黑色屏幕上可以看到對應(yīng)的光譜。

5.1原子結(jié)構(gòu)

太陽光、白熾燈光和固體加熱時發(fā)出的光，其頻率十分齊全，在譜圖上所得譜線十分密集，連成一片，稱連續(xù)光譜(continuousspectrum)---表示能量連續(xù)變化。5.1原子結(jié)構(gòu)

傳統(tǒng)觀念不能圓滿解釋氫原子光譜實驗結(jié)果按照盧瑟福原子結(jié)構(gòu)的“行星式模型”和經(jīng)典的電磁理論，電子繞核的旋轉(zhuǎn)的加速運動中電子將連續(xù)不斷地釋放能量，以致使繞核運動的軌道半徑連續(xù)變小，進而使發(fā)射電磁波的波長和頻率也連續(xù)變化，由此得到的光譜應(yīng)該是連續(xù)光。氫原子光譜實驗的結(jié)果出人意料，得到的卻是線狀光譜。5.1原子結(jié)構(gòu)

在可見光范圍只看到四條顏色不同的譜線，分別為紅色（4.57X1014S-1）、青色（6.17X1014S-1）、藍(lán)紫色（6.91X1014S-1）、紫色（7.31X1014S-1）。并符合下列規(guī)律：

=3.289X1015（）S-1當(dāng)n=3、4、5、6時分別等于上述四條譜線的頻率，但無法解釋其物理意義。

5.1原子結(jié)構(gòu)

Bohr理論1913年，丹麥物理學(xué)家玻爾(Bohr)在盧瑟福原子結(jié)構(gòu)的“行星式模型”基礎(chǔ)上，引入了普朗克的量子化概念，比較滿意地解釋了氫原子光譜規(guī)律，玻爾理論的要點如下：（1）核外電子只能在具有確定半徑和能量的軌道上運動，也就是說軌道半徑和軌道的能量都是不連續(xù)的，電子在這些軌道上運動時并不輻射能連。軌道半徑的計算公式為：rn=ａ0·ｎ２ｎ＝１，２，３...，正整數(shù).

其中ａ0=53pm=53×10-12m，稱為玻爾半徑。5.1原子結(jié)構(gòu)

（2）能

量最低的軌道稱為基態(tài)原子軌道，在正常情況下，電子總是處于基態(tài)軌道。當(dāng)原子通過通電、受熱或受到輻射時，電子獲得能量可以躍遷到離核較遠(yuǎn)（能量較高）的軌道上去，這時原子處于激發(fā)態(tài)。軌道能量的計算公式為：Ｅｎ=－Ｂ/ｎ２ｎ＝１，２，３....，正整數(shù).

其中B=13.6eV=2.179×10-8J。5.1原子結(jié)構(gòu)

（3）于激發(fā)態(tài)的電子不穩(wěn)定，可以躍遷到離核較近的軌道上，同時釋放出光能。輻射能的大小，取決于躍遷前后兩個軌道的能量差，因此電子的輻射能是不連續(xù)的：

Ｅ輻射＝ΔＥ＝Ｅ高－Ｅ低

＝Ｂ（（１/ｎ低）２－（１/ｎ高）２）

B=13.6eV=2.179×10-18J由Ｅ輻射

=ｈν，ν=Ｅ輻射/ｈ可以計算光譜的頻率。由λ=ｃ/ν可以計算波長，其中c為光速，c=299792458m.s-1≈3×108m.s-15.1原子結(jié)構(gòu)

玻爾理論的貢獻(xiàn)玻爾理論能夠解釋許多由單電子運動決定的光譜實驗事實，還為類氫離子(即只一個核外電子的體系，如Ｈｅ＋、Ｌｉ２＋、Ｂｅ３＋等)的光譜實驗所證實。電子具有確定能量的定態(tài)軌道的觀點，也得到了弗蘭克—赫茲(Franck—Hertz)電子轟擊原子實驗的有力支持，玻爾理論提出能級的概念，引入量子化條件，成功地解釋了氫原子光譜，把宏觀的光譜現(xiàn)象和微觀的原子內(nèi)部電子分層結(jié)構(gòu)聯(lián)系起來，推動了原子結(jié)構(gòu)理論的發(fā)展，是原子結(jié)構(gòu)理論發(fā)展過程中的一個重大進展。5.1原子結(jié)構(gòu)

玻爾理論的缺陷：（a）

無法解釋原子光譜的精細(xì)結(jié)構(gòu)（b）

不能說明多電子原子的光譜（c）

不能解釋原子的穩(wěn)定性

人們不得不反思：是否因為人類對電子的屬性尚未明了，才會導(dǎo)致上述的種種困惑呢?Bohr5.1原子結(jié)構(gòu)

光電效應(yīng)實驗---愛因斯坦光子學(xué)說

人們的常識性：---光是一種電磁波

---但是不能解釋光電效應(yīng)的實驗規(guī)律愛因斯坦受普朗克量子假說啟發(fā)，于1905年提出了光子學(xué)說：電磁波(即光)不僅在黑體表面交換能量時，是一份一份進行的，是不連續(xù)的，而且在空間傳播時，也是不連續(xù)的，是一份一份地進行的。

光波是一個個不可分割的粒子聚集而成的整體。二、波粒二象性5.1原子結(jié)構(gòu)

光具有“粒子性”，體現(xiàn)在：具有能量：具有動量：具有質(zhì)量：

光子電子的碰撞服從能量守恒和動量守恒定律。這些性質(zhì)與經(jīng)典力學(xué)中所表示的微粒性質(zhì)相一致。這就是愛因斯坦的光子說。根據(jù)光的波粒二象性，不僅成功地解釋了光電效應(yīng)的實驗規(guī)律，而且還結(jié)束了幾百年來關(guān)于光是波還是粒子的爭論，并對量子力學(xué)的建立起到了巨大的促進作用。5.1原子結(jié)構(gòu)

德布羅意(DeBroglie)物質(zhì)波假說德布羅意于1924年提出：波粒二象性不只是光才有的特性，而是一切微觀粒子共有的本性。并提出德布羅意關(guān)系式：計算發(fā)現(xiàn)：只有當(dāng)實物粒子的德布羅意波長大于或等于其直徑時，才既能顯示波動性，又能顯示粒子性，即具有波粒二象性；對于波長小于直徑的那些粒子，粒子性掩蓋了波動性，即只顯示粒子性。討論比氫原子還大的原子(粒子)的波動性已無實際意義。從而說明，波粒二象性是微觀粒子的特性。DeBroglie5.1原子結(jié)構(gòu)

1927年，電子衍射實驗完全證實了電子具有波動性。(a)X光衍射圖(b)電子衍射圖5.1原子結(jié)構(gòu)

德布羅意關(guān)系式的內(nèi)涵：所謂微觀粒子的波動性，僅僅是指粒子的運動在某種條件下，會產(chǎn)生干涉和衍射等波動現(xiàn)象，但不意味著物理量在介質(zhì)中的傳播(否則就是經(jīng)典波)，所以德布羅意波是不可測量的；所謂微觀粒子的粒子性，是指在與物質(zhì)相互作用時，能顯示能量、質(zhì)量和動量等粒子屬性，但它不存在沿一定軌道運動的觀點(否則是經(jīng)典粒子)。所以波粒二象性，對描述宏觀物體運動規(guī)律的經(jīng)典理論是不可想像的，但對微觀粒子卻是不可避免的。5.1原子結(jié)構(gòu)

三、不確定關(guān)系

對于宏觀粒子的運動狀態(tài)總是用坐標(biāo)和動量(或速度)來描述的。這就意味著既可以通過理論計算，也可以通過實驗同時精確地測定粒子的坐標(biāo)和動量，宏觀粒子是測得準(zhǔn)的。對于微觀粒子，由于它還具有波動性，經(jīng)典理論的方法不再適用。經(jīng)研究發(fā)現(xiàn)，其坐標(biāo)和動量之間存在著一種互相依賴、互相制約的不確定關(guān)系。微觀粒子是測不準(zhǔn)的。5.1原子結(jié)構(gòu)

粒子質(zhì)量m/kg

運動速度（v）

運動坐標(biāo)（x）vｘ/m·s-１確定量Δvｘ運動直徑/m不確定量Δｘ/mm（電子）：9.1×10－３１10６

10－３ｖｘ10－１０≈10－５(誤差不可忽略)m（塵埃）：10－１510－610－3ｖｘ不限6.626×1010(誤差完全可以忽略)（Δｘ＝ｈ/ｍΔｖ）欲用經(jīng)典理論中的物理量——坐標(biāo)和動量來描述微觀粒子的運動狀態(tài)時，只能達(dá)到一定的近似程度。例如：5.1.2原子軌道和電子云5.1原子結(jié)構(gòu)

由于微觀粒子具有波粒二象性，受不確定關(guān)系的限制，微觀粒子的運動不能用經(jīng)典理論，而應(yīng)該用量子力學(xué)的方法進行處理。描述微觀粒子運動規(guī)律的數(shù)理方程稱為薛定諤方程，其形式如下：Schrodinger+=-（ｘ，ｙ，ｚ）一、波函數(shù)與原子軌道5.1原子結(jié)構(gòu)

式中（ｘ，ｙ，ｚ）為波函數(shù)，表示核外電子運動狀態(tài)的函數(shù)式，----是電子具有波動性的表現(xiàn)；

m為電子的質(zhì)量，E為電子的總能量，等于動能與勢能之和，V為電子的勢能，,Z為核電荷，e為電子電量，r為電子離核的距離，-----這些都是電子具有粒子性的表現(xiàn)；ｈ是普朗克常數(shù)，

----通過普朗克常數(shù)的聯(lián)系，將電子這種微觀粒子的波動性與粒子性統(tǒng)一在薛定諤方程中。5.1原子結(jié)構(gòu)

薛定諤方程式是二階偏微分方程，求解過程非常復(fù)雜，只須了解其求解思路和基本步驟：(1)坐標(biāo)變換：核電荷產(chǎn)生的勢場是球形對稱的所以解這個方程應(yīng)在含

r，θ，φ變量的球極坐標(biāo)系中進行。為此，應(yīng)將方程ｆ（ｘ，ｙ，ｚ）＝０變?yōu)榉匠蹋妫ǎ?，θ，φ）＝０，對?yīng)方程的解也由

（ｘ，ｙ，ｚ）變?yōu)椋ǎ?，θ，φ）其中的自變量ｘ，ｙ，ｚ，與自變量ｒ，θ，φ，之間的換算關(guān)系如圖所示：

5.1原子結(jié)構(gòu)

(2)分離變量：

將含多個自變量的薛定鄂方程：ｆ（ｒ，θ，φ）＝０拆分為兩個簡單變量薛定鄂方程：ｆ（ｒ）＝０稱徑向方程（R方程）和ｆ（θ，φ）＝０稱角度方程（Θ、Φ方程）(3)求解方程：求解徑向方程ｆ（ｒ）＝０，得徑向波函數(shù)R（r）；求解角度方程ｆ（θ，φ）＝０，得角度波函數(shù)Y（θ，φ）；這二者的乘積就是總的波函數(shù)

（ｒ，θ，φ）=R（r）Y（θ，φ）。5.1原子結(jié)構(gòu)

表單電子原子軌道的波函數(shù)

5.1原子結(jié)構(gòu)

波函數(shù)的意義因為2（ｒ，θ，φ）表示離核距離為ｒ，方位為θ，φ處微小空間電子云出現(xiàn)的幾率密度，所以波函數(shù)2（ｒ，θ，φ）是表示核外電子運動狀態(tài)的函數(shù)，所以每一波函數(shù)都表示電子的一種運動狀態(tài)。通常把這種波函數(shù)稱為軌道函數(shù)，簡稱原子軌道。

雖然它是薛定鄂方程的解但仍然是非常復(fù)雜的函數(shù)式，通常用圖解的方法直觀的理解軌道函數(shù)2（ｒ，θ，φ）和電子云2（ｒ，θ，φ）的分布情況，分別稱為軌道函數(shù)的圖形和電子云的圖形。5.1原子結(jié)構(gòu)

原子軌道的圖形

將角度函數(shù)Y（θ，φ）對角度（θ，φ）作圖，得原子軌道的角度分布圖（Y圖）；將徑向波函數(shù)R（r）對半徑（r）作圖，得原子軌道的徑向分布圖（R圖）；將Y圖和R圖疊加得原子軌道圖形。例如2Pz原子軌道圖的產(chǎn)生：

Y（Pz）-θφ圖R（2Pz）-r圖2Pz原子軌道圖5.1原子結(jié)構(gòu)

例:Ｙ（ｐｚ）原子軌道的角度分布圖作圖過程Ｙ（ｐｚ）＝」３/（４π）ｃｏｓ（θ）θ/。03090150180ｃｏｓθ1.000.8660.00-0.866-1Ｙ（ｐｚ）0.4890.4230.00-0.423-0.489Ｙ2（ｐｚ）0.2390.1790.000.1790.2395.1原子結(jié)構(gòu)

0。30

。90。150。180。0.4890.4230-0.423-0.489+-波函數(shù)（原子軌道）角度分布圖的繪制5.1原子結(jié)構(gòu)

波函數(shù)(原子軌道)的角度分布圖

5.1原子結(jié)構(gòu)

波函數(shù)(原子軌道)的徑向分布圖5.1原子結(jié)構(gòu)

電子云的圖形Y2（θ，φ）對角度（θ，φ）作圖，得電子云的角度分布圖（Y2圖）；令D（r）=4，則D（r）對半徑（r）作圖，得電子云的徑向分布圖（D圖）。將電子云的角度分布圖（Y2圖）與電子云的徑向分布圖（D圖）疊加，便得到電子云圖。例如2Pz電子云圖的產(chǎn)生：Y2（2Pz）-θφ圖D（2Pz）-r圖2Pz電子云圖5.1原子結(jié)構(gòu)

４πｒ２dｒ＝半徑為ｒ的球殼面積體積２＝

該處電子云的幾率密度（單位體積的幾率）

４πｒ２dr２＝該球殼上電子云的幾率

例：電子云的徑向分布圖的意義rdrS=D×dr=４πｒ２

２

dr5.1原子結(jié)構(gòu)

電子云的角度分布圖5.1原子結(jié)構(gòu)

3d電子云圖的疊合過程3S電子云圖的疊合過程3P電子云圖的疊合過程5.1原子結(jié)構(gòu)

1S電子云圖的疊合過程1s1s5.1原子結(jié)構(gòu)

2p2p2P電子云圖的疊合過程5.1原子結(jié)構(gòu)

3d電子云圖的疊合過程3d3d5.1原子結(jié)構(gòu)

核外電子的量子化特征，表現(xiàn)在描述它運動規(guī)律的薛定諤方程只有在符合某些特定條件時，才有合理的解(有確定的波函數(shù))。表示這些特定條件的物理量稱為量子數(shù)，量子數(shù)是在求解薛定諤方程的過程中自然產(chǎn)生的。一組量子數(shù)就對應(yīng)著電子的一種能量狀態(tài)，既然電子的能量狀態(tài)是不連續(xù)的，因此量子數(shù)的值也是不連續(xù)的。量子數(shù)的名稱、符號及其意義分述如下：二、四個量子數(shù)5.1原子結(jié)構(gòu)

(1)主量子數(shù)符號：ｎ

意義1

決定電子出現(xiàn)幾率最大的區(qū)域離核的遠(yuǎn)近。（n值愈大離核愈遠(yuǎn)）取值：1，2，3，4，…，等正整數(shù)。符號：K，L，M，N，O，P，…

意義2

決定電子能量的高低對于單電子體系，電子能量完全由ｎ決定：Ｅｎ＝－２.１７９×１０－１８(１/ｎ２)（Ｊ）＝－１３.６(１/ｎ２)（ｅＶ）對于多電子原子，電子能量的大小除了與主量子數(shù)ｎ有關(guān)外，還與角量子數(shù)ｌ有關(guān)。5.1原子結(jié)構(gòu)

(2)角量子數(shù)符號：ι意義1決定電子云的形狀取值：0，1，2，3，…，（n-1）

符號：ｓ，ｐ，ｄ，ｆ，…

取值限制：共n個，最大值為（ｎ－１）意義2決定電子角動量的大小，ｎ相同ι愈大電子的能量愈高。ｎ相同ι不同的電子能量差別并不太大，所以通常將ｎ相同、ι不同的電子歸在同一電子層中的不同電子亞層。例如：ｎ＝４（Ｎ層）時：

ι

＝

０（ｓ態(tài)）、１（ｐ態(tài)）、２（ｄ態(tài)）、３（ｆ態(tài)）

即：第四電子層共有４ｓ、４ｐ、４ｄ、４ｆ四個電子亞層，可見：電子亞層數(shù)與它的主量子數(shù)ｎ值相同。5.1原子結(jié)構(gòu)

(3)磁量子數(shù)符號：ｍ

意義：決定了在外磁場作用下，電子繞核運動的角動量在磁場方向上的分量的大小，它反映原子軌道在空間的不同取向。每一個取向相當(dāng)于一個“原子軌道”。取值限制：ｍ＝０，±１，±２，…，±L共2ι+1個即：每個亞層中的電子可以有2ι+1個取向，每個亞層中有2ι+1個原子軌道。5.1原子結(jié)構(gòu)

(4)自旋量子數(shù)符號：ｍｓ意義：決定電子的自旋運動狀態(tài)取值：＋１/２----順時針方向自旋、－１/２----逆時針方向自旋應(yīng)當(dāng)指出，“電子自旋”并非像地球繞軸自旋一樣，而是表示電子自身的兩種不同的運動狀態(tài)。5.1原子結(jié)構(gòu)

小結(jié)：四個量子數(shù)規(guī)定了核外電子的運動狀態(tài)，每個電子都可以用上述的四個量子數(shù)的一套數(shù)據(jù)來描述其運動狀態(tài)（對應(yīng)著一個波函數(shù)），同一原子中沒有四個量子數(shù)完全相同的電子。換句話說，在同一原子中的各個電子，它們的運動狀態(tài)不可能完全相同，即四個量子數(shù)中至少有一個量子數(shù)是不同的。5.1原子結(jié)構(gòu)

表量子數(shù)與原子軌道

主量子數(shù)角量子數(shù)磁量子數(shù)軌道符號

3003s

103pZ3pX3pY

203d（z2）3dXY3dYZ3d（x2-y2）3dXY5.1原子結(jié)構(gòu)

對單電子體系，可用單電子的薛定諤方程處理，只需處理1個核和1個電的吸引作用。對多電子體系，要用多電子的用薛定諤方程處理，N個電子與1個核的吸引作用，要處理N個電子之間的排斥作用。

5.1.3原子核外電子分布與周期系5.1原子結(jié)構(gòu)

一、核外電子分布的原則（1）泡利(Ｐａｕｌｉ)不相容原理“在同一原子中沒有四個量子數(shù)完全相同的電子”或者：“同一原子軌道只能容納兩個自旋相反的電子”每一電子層、每一電子亞層所能容納的電子數(shù)都是一定的。（2）最低能量原理多電子原子處于基態(tài)時，核外電子的分布，在不違背泡利原理的前提下，核外電子在各原子軌道中的排布方式應(yīng)使整個原子的能量處于最低的狀態(tài)。即總是盡先占有能量最低的軌道，只有當(dāng)能量最低的軌道占滿后，電子才能依次進入能量較高的軌道，這就是能量最低原則。一般來說應(yīng)當(dāng)按照近似能級圖的順序填充電子。5.1原子結(jié)構(gòu)

（3）洪特規(guī)則在能量相同的軌道上排布電子時，總是以自旋相同的方向優(yōu)先分占不同的軌道，這樣體系的能量較低。因此，在一個亞層中，半充滿狀態(tài)是該亞層中自旋成單最多的狀態(tài)(ｐ3，ｄ5，ｆ7)，能量最低。此外，亞層處于全充滿(如ｐ6，ｄ10，ｆ14)狀態(tài)時也是一種低能量的狀態(tài)。那么，哪些軌道能量較高，哪些軌道能量較低呢？這就需要進一步了解原子軌道的能級。5.1原子結(jié)構(gòu)

美國著名結(jié)構(gòu)化學(xué)家鮑林根據(jù)大量光譜實驗數(shù)據(jù)及理論計算的結(jié)果，提出了多電子原子中軌道的近似能級圖。這個圖的能級順序與外層軌道電子的填充順序是一致的，因此近似能級圖實際上是電子填充順序圖。二、原子軌道的能級與核外電子分布5.1原子結(jié)構(gòu)

我國著名化學(xué)家徐光獻(xiàn)先生，在總結(jié)前人工作的基礎(chǔ)上，提出了軌道能量高低與主量子數(shù)n和角量子數(shù)l的關(guān)系式，用這種方法計算得到的電離能數(shù)值與實驗值符合得很好。式中n、l分別為對應(yīng)軌道的主量子數(shù)和角量子數(shù)，其值越大，能量越高。例如:

E（4S）=（4+0.70）=4，

E（3d）=（3+0.72）=4.4E（3d）大于E（4S）。徐光獻(xiàn)先生5.1原子結(jié)構(gòu)

原子軌道能量與原子序數(shù)的關(guān)系5.1原子結(jié)構(gòu)

一般核電子的能級符合下列的規(guī)律：5.1原子結(jié)構(gòu)

ns(n-2)f(n-1)dnp周期：7個能級組的存在是元素表被劃分成7個周期的本質(zhì)原因。周期號數(shù)=能級組號數(shù)=電子層數(shù)=最大主量子數(shù)ｎmax每周期的元素個數(shù)=該周期元素外層軌道所能容納的電子數(shù)。每一周期從ｎｓ亞層開始，到ｎｐ亞層結(jié)(第一周期只有１ｓ亞層)。三、原子周期系5.1原子結(jié)構(gòu)

族：每周期元素的電子層結(jié)構(gòu)出現(xiàn)周期性的變化，將相同的價電子層結(jié)構(gòu)的元素歸為同一列（共分18列），這是周期表分族的依據(jù)。主族

占8列，分8族，凡是最后一個電子填入ｎｓ或ｎｐ能級的元素稱為主族元素。

通式：ns1-2

np

0-6副族

占10列，分8族（第8族占3列），凡是最后一個電子填在（n-1）ｄ或(n-2)ｆ能級上的元素，稱為副族元素。

通式：(n-2)f1-14(n-1)d1-10ns1-25.1原子結(jié)構(gòu)

分區(qū)：將結(jié)構(gòu)相似的族劃為同一區(qū)ｓ區(qū)

凡是價電子層最高能級為ｎｓ1-2電子組態(tài)的元素，稱ｓ區(qū)元素。它包括ⅠＡ和ⅡA兩個主族元素。p區(qū)

凡是價電子層上具有ns2np１-6

電子組態(tài)的元素稱為p區(qū)元素。它包括ⅢA-ⅦA以及0族的主族元素。ｄ區(qū)價電子層上具有(n-1)d１-９ns１-２電子組態(tài)的元素稱為ｄ區(qū)元素。它包括ⅢＢ-Ⅷ6個副族元素。ｄｓ區(qū)價電子層中具有(n-1)d１０ns１-２電子組態(tài)的元素稱為ｄｓ區(qū)元素。它包括ⅠＢ、ⅡＢ兩個副族元素。ｆ區(qū)

價電子層中具有(n-2)f１-１４(n-1)d１ns２電子組態(tài)的元素稱ｆ區(qū)元素,鑭系元素和錒系元素屬于ｆ區(qū)元素。5.1原子結(jié)構(gòu)

族

A

B

A1234567

8123456701

2

3

4

5

6

7

區(qū)

S區(qū)

d區(qū)ds區(qū)

P區(qū)

nS1–2nS2（n-1）d1–8

nS2np1–6元素周期表與原子的電子層結(jié)構(gòu)關(guān)系圖

5.1原子結(jié)構(gòu)

元素的性質(zhì)是其原子結(jié)構(gòu)的反映，隨著原子序數(shù)的增大，原子的電子層結(jié)構(gòu)呈周期性的變化，因此與電子層結(jié)構(gòu)有關(guān)的元素的基本性質(zhì)，也呈現(xiàn)周期性變化。5.1原子結(jié)構(gòu)

孤立原子的半徑：原子的基電子組態(tài)中，占據(jù)最高能級上的電子到原子核的距離。由于電子的波動性和不確定關(guān)系而測不準(zhǔn)?？梢杂没鶓B(tài)原子最外層的原子軌道的半徑近似代表其半徑孤立原子的半徑。

ｒｎ＝ｎ2ａ0/（Ｚ*）5.1原子結(jié)構(gòu)

實際原子的半徑：其大小與其所處環(huán)境有關(guān)，取決于它與環(huán)境中原子之間作用力的性質(zhì)，分為：(1)原子的共價半徑

–-同種元素的兩個原子A，以共價鍵結(jié)合成分子A２時，兩原子的核間距的一半，為A原子的共價半徑。(2)范德華半徑–在以范德華力形成的分子晶體中，不屬于同一個分子的兩個最接近原子的核間距的一半。(3)原子的金屬半徑

–-在金屬晶體中，兩相互接觸原子的核間距(離)的一半。5.1原子結(jié)構(gòu)

原子半徑的變化規(guī)律（1）原子半徑的相對大?。悍兜氯A半徑＞自由原子“半徑”＞金屬半徑＞共價半徑（2）同周期比較：主量子數(shù)ｎ相同，有效核電荷數(shù)Ｚ*越大，對最外亞層中電子的吸引力就越大，相應(yīng)的原子半徑越??；[主族元素]：從左到右→原子半徑↓（但惰性元素半徑突然增大）[副族元素]：從左到右→原子半徑↓（但到了ⅠB和ⅡB兩個副族元素原子半徑明顯地增大了）主族元素原子半徑遞變規(guī)律明顯，因為有效核電荷Ｚ*遞增明顯。（3）同族比較：有效核電荷數(shù)Ｚ*基本相同，最外亞層的主量子數(shù)ｎ越大，最外亞層電子的能量越大，因而它們離核的距離也越大，即原子半徑越大。[主族元素]：自上而下原子半徑增大。[副族元素]：r（四周期）＜r（五周期）≈r（六周期），（由鑭系收縮引起）5.1原子結(jié)構(gòu)

原子半徑隨周期表的變化規(guī)律5.1原子結(jié)構(gòu)

5.1原子結(jié)構(gòu)

電離能的概念：

基態(tài)的氣態(tài)原子失去最外層的一個電子成為氣態(tài)+1價離子所需的最低能量稱為第一電離能I1，再相繼失去第二、三、…個電子所需能量依次稱為第二電離能、第三電離能(I2I3…)等等。5.1原子結(jié)構(gòu)

電離能的周期性變化（1）各級電離能的關(guān)系

原子失去電子后，離子中電子受核的吸引增強，能量有所降低，故從A+離子中再失去一個電子所需的能量，即第二電離能必大于第一電離能，依次類推。逐級電離能總是遞增的，即：I1<I2<I3<I4

等等。5.1原子結(jié)構(gòu)

（2）電離能沿周期的變化規(guī)律在同一周期中，元素電離能變化的趨勢，一般是隨著原子序數(shù)的增加而遞增；增加的幅度隨周期數(shù)的增加而減小。但這種遞增趨勢并非單調(diào)遞增而是曲折上升。5.1原子結(jié)構(gòu)

穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的影響

由圖可見，Be和N的電離能均比它們左右相鄰元素的電離能大。比較它們的價層電子結(jié)構(gòu)發(fā)現(xiàn)，一般說來，價層中具有半充滿電子構(gòu)型的元素均有較大的電離能。這是由于半滿電子殼層的能量較低，體系穩(wěn)定的緣故。元素LiBeBCNOI1/

kJmol-1520.3899.5800.61086.41402.31314.0結(jié)構(gòu)2s12s22s22p12s22p22s22p32s22p45.1原子結(jié)構(gòu)

電子親合能的概念（Y）原子的電子親合能通常是指一個基態(tài)的氣態(tài)原子，獲得一個電子成為帶負(fù)電荷氣態(tài)陰離子時所放出的能量。F(g)+e→F-(g)=-327.9kJ·mol-1

，

Y1（F）=-=327.9kJ·mol-15.1原子結(jié)構(gòu)

電子親合能的變化規(guī)律（1）級數(shù)的影響大部分元素原子在獲得第一個電子形成負(fù)一價陰離子時，總是放熱，使元素的第一電子親合能(Yl)都為正值?？墒窃氐呢?fù)一價陰離子再獲得一個電子而形成—2價陰離子時，則總是吸熱的，使元素的第二電子親合能(Y2)總為負(fù)值。因為該過程要克服陰離子和電子間的靜電斥力5.1原子結(jié)構(gòu)

（2）電子親合能變化的周期性電子親合能的大小涉及核的吸引和核外電子排斥兩個因素。同周期的元素，電子親合能和電離能有相同的變化趨勢，即電離能大的元素，它的電子親合能也大。

同一周期的主族元素:隨原子序數(shù)遞增，原子半徑減少，電子親和能逐漸增大。同一族元素:一般隨原子半徑減小而電子親和能增大。這是因為原子半徑減小，核電荷對電子的吸引力就增強，原子則易結(jié)合外來電子而放出能量。

5.1原子結(jié)構(gòu)

5.1原子結(jié)構(gòu)

元素電負(fù)性的概念：

所謂元素電負(fù)性是指原子在分子中吸引成鍵電子的能力，常用χ表示。元素電負(fù)性越大，該元素原子在分子中吸引成鍵電子的能力越大，反之越小。5.1原子結(jié)構(gòu)

電負(fù)性隨周期表變化的一般規(guī)律主族元素副族元素

同周期：電負(fù)性增大；電負(fù)性略有增加；同一族：電負(fù)性減小。電負(fù)性減小。5.1原子結(jié)構(gòu)

[主族元素]：同一周期自左至右電負(fù)性增大；同一族自上而下電負(fù)性減小。[副族元素]：同一周期自左至右電負(fù)性略有增加；同一族中的規(guī)律：χ(第一過渡系)＞χ(第二過渡系)≈χ(第三過渡系)

在周期表中，右上方χ(Ｆ)最大（3.98），左下方χ(Ｃｓ)最?。?.79）；5.1原子結(jié)構(gòu)

電負(fù)性的應(yīng)用（1）判斷元素的金屬性和非金屬性電負(fù)性越大，金屬性越弱，非金屬性越強；電負(fù)性越小，金屬性越強，非金屬性越弱。

（2）判斷化學(xué)鍵的性質(zhì)和鍵的極性

ΔX＜1.7極性共價鍵

ΔX＞1.7離子鍵

5.1原子結(jié)構(gòu)

5.2化學(xué)鍵

ChemicalBond

5.2.1

價鍵理論

5.2.2雜化軌道理論

一、共價鍵形成的條件與特點5.2化學(xué)鍵價鍵理論認(rèn)為，一個共價鍵的形成必須具備以下兩個條件（要點）：（1）條件一：電子配對成鍵原理

參與形成一個共價鍵的兩個（基態(tài)）原子，各自都必須提供一個自旋(spin)沒有配對的電子，這兩個電子在自旋相反的條件下，才能夠配對形成一個共價鍵。電子配對成鍵原理決定了共價鍵具有飽和性。5.2.1價鍵理論

通過H2分子的能量曲線圖，可以說明H原子形成共價鍵的條件。如果兩個H原子的成單電子自旋方向相反，則兩個原子1s軌道互相重疊，兩核間的電子云密度增大，體系的能量降低。

如果兩個原子的電子自旋方向相同，則兩核間的電子云密度稀疏，電子互相排斥。體系的能理高于單獨存在的H原子能量之和，這就意味著它們不可能結(jié)合成H2

分子。推斥態(tài)基態(tài)5.2化學(xué)鍵理論計算推斥態(tài)基態(tài)

實驗測得0E(kJ/mol)74.3兩個氫原子接近時的能量變化曲線r(pm)5.2化學(xué)鍵

F：1s２2s２2p22p22p1↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓

H：1s１

例2:

He：1s２，其中無未配對電子.故不存在He２分子例1：HF分子的形成5.2化學(xué)鍵例如H3C—CH3

為共價單鍵、H2C=CH2

為共價雙鍵、HC

CH、NN

共價叁鍵。結(jié)論：一個原子所能形成共價鍵的數(shù)目等于該原子中未配對電子的數(shù)目。

5.2化學(xué)鍵推廣：自然成鍵→激發(fā)成鍵參與成鍵的原子，其價軌道上已配對的電子，可能被激發(fā)到相鄰的空的價軌道上，變成未配對電子。激發(fā)電子所需要的能量可由形成共價鍵時所放出的能量予以補償。

例如：

Be：2s２２p0

→2s1２p1

能形成BeCl２分子。

5.2化學(xué)鍵

（2）條件二：

軌道最大重疊原理

在滿足第一個條件（電子配對）的前提下，電子云重疊區(qū)域越大，體系能量降得越低，形成的共價鍵才越穩(wěn)定。這就是軌道最大重疊原理。軌道最大重疊原理決定了共價鍵具有方向性

5.2化學(xué)鍵舉例：

HCl的形成

H：1S1

Cl：1S22S22P63S23P5

↑

↑↓↑↓↑↓↓

3s23py23px23pz25.2化學(xué)鍵

(a)滿足軌道最大重疊原理（方位，符號）

(b)、(c)、(d)不滿足軌道最大重疊原理S1S1S1S11s3px++_5.2化學(xué)鍵

共價鍵的性質(zhì)（1）共價鍵具有方向性

共價鍵的方向性是由軌道最大重疊原理決定的。它不僅決定了分子的幾何構(gòu)型，而且還影響著分子的極性和對稱性等分子性質(zhì)。5.2化學(xué)鍵

（2）共價鍵具有飽和性共價鍵具有飽和性是由電子配對成鍵原理決定的。由于每種元素的原子所能提供的價軌道數(shù)和形成分子時所需提供的未成對電子數(shù)是一定的，所以共價分子中每個原子的成鍵總數(shù)是一定的，這就是共價鍵的飽和性。

結(jié)論：價軌道數(shù)和價電子數(shù)決定元素形成共價鍵的數(shù)目和性質(zhì)。5.2化學(xué)鍵二、共價鍵的類型

（1）σ鍵（頭碰頭）按重疊程度分：

（2）π鍵（肩并肩）

(1)普通共價鍵（雙方）

（2）配位共價鍵（單方）按共用電子對來源分：共價鍵5.2化學(xué)鍵（1）σ鍵例：Cl2如果各參與成鍵的電子云，沿鍵軸(即成鍵兩原子核之間的連線)方向的分布是圓柱形對稱的，它們重疊之后的電子云仍保持原來的圓柱形對稱性，所形成的共價鍵稱為σ鍵。5.2化學(xué)鍵（2）π鍵例：N2

5.2化學(xué)鍵

如果各參與成鍵的電子云，對過鍵軸的平面呈鏡面反對稱分布，而重疊后的電子云仍然保留這種鏡面反對稱性，這樣形成的共價鍵稱為π鍵。結(jié)論：σ鍵比π鍵穩(wěn)定，兩個原子以單鍵結(jié)合時，所形成的一定是σ鍵，而以多重鍵結(jié)合時，其中一個是σ鍵，其余都是π鍵。5.2化學(xué)鍵

共價鍵中共用的兩個電子通常由兩個原子分別提供，但也可以由一個原子單獨提供一對電子，由兩個原子共用。

凡共用的一對電子由一個原子單獨提供的共價鍵叫做配位共價鍵，簡稱為配位鍵（coordinationbond）。

如果σ鍵的共用電子對是由單方面提供的，則這類共價鍵定義為σ配位共價鍵，簡稱為σ配鍵。如果π鍵的共用電子對由單方面提供，則稱為

π配位共價鍵，簡稱為π配鍵。(3)配位共價鍵5.2化學(xué)鍵例：ＮＨ４＋的形成

HH

NHH（H+）（：NH3）↑↓↑↑↑

↓↓↓

1s01s１1s１1s１

H+HHH5.2化學(xué)鍵通過以上討論可知，形成配鍵必須同時具備兩個條件：第一，成鍵原子中應(yīng)有一個原子在其價電子層中至少有一個孤電子對；第二，成鍵的另一個原子中在其價電子層中至少有一個空的原子軌道。5.2化學(xué)鍵電子配對法的缺陷電子配對法的缺陷—理論與實際不符

要害：形成分子前后，成鍵電子處于不同狀態(tài)，則不能簡單地用自由原子軌道代替成鍵后分子中的原子軌道。LinusPauling(1901-1994)5.2化學(xué)鍵一、原子軌道雜化

將自由原子中的原子軌道進行線性組合(疊加)產(chǎn)生一個新的波函數(shù)，用它表示成鍵后的原子軌道。這種新波函數(shù)稱為雜化原子軌道，簡稱雜化軌道。這種線性組合過程稱為原子軌道雜化。在分子AXｍ中，A原子稱為中心原子，X原子稱為端原子，軌道雜化一般發(fā)生在中心原子中，而端原子不雜化。5.2化學(xué)鍵5.2.2原子軌道雜化（1）軌道發(fā)生雜化的條件對象：中心原子價電子層的能量相近的原子軌道，條件：在另一個原子(端原子)的作用下，才能發(fā)生。類型：s—p型雜化：sp、sp２和sp３雜化

s—p—d型雜化：dsp２、d２sp３、sp３d２等雜化

5.2化學(xué)鍵（2）軌道數(shù)

雜化前后軌道數(shù)目守恒即原子中參與雜化的原子軌道數(shù)N等于形成的雜化軌道數(shù)。5.2化學(xué)鍵（3）軌道能量雜化前的各原子軌道具有確定的能量，而雜化(原子)軌道的能量沒有確定值（只有平均值），各雜化軌道能量平均值可以相等(等性雜化)，也可不相等(不等性雜化)。這決定于具體分子的條件。5.2化學(xué)鍵（4）成鍵能力原子軌道的雜化可以提高它的成鍵能力，形成更加穩(wěn)定的共價分子。這是因為在核間距不變的情況下，經(jīng)雜化中心原子的電子云與鍵合原子電子云的重疊區(qū)比未雜化的要大得多，更加滿足電子云最大重疊原理的要求，因而提高了成鍵能力。5.2化學(xué)鍵（5）雜化軌道形狀

雜化軌道呈對稱性分布,以使成鍵電子之間的排斥力最小。5.2化學(xué)鍵二、雜化軌道類型與分子空間幾何構(gòu)型

sp等性雜化

(2)sp２等性雜化(3)sp３等性雜化(4)不等性sp３雜化5.2化學(xué)鍵(1)sp等性雜化例：ＢｅＣｌ２分子,Ｂｅ：1s２2s２2p0→1s２2s12p1

→sp雜化5.2化學(xué)鍵雜化軌道成分：１/２s+１/２p雜化軌道中夾角：180°雜化軌道空間構(gòu)型：直線型ＢｅＣｌ２分子空間構(gòu)型：直線型5.2化學(xué)鍵(2)sp２等性雜化

例：

BF３分子過程：B：1s２2s２2p1→1s２2s12p2→sp2雜化

5.2化學(xué)鍵雜化軌道成分：１/3s+２/３p成分雜化軌道間夾角:120°雜化軌道空間構(gòu)型：平面正三角形BF３分子空間構(gòu)型：平面正三角形5.2化學(xué)鍵(3)sp３等性雜化例：ＣＨ４分子過程：C：2s２2p２→2s12p3→sp3雜化5.2化學(xué)鍵雜化軌道成分：?s+?p成分雜化軌道間夾角:109°28’雜化軌道空間構(gòu)型：正四面體ＣＨ４分子空間構(gòu)型：正四面體5.2化學(xué)鍵(4)不等性sp３雜化例1：ＮＨ３分子過程：N：2s２2p3

→sp3雜化..5.2化學(xué)鍵雜化軌道成分：

E（孤對電子占據(jù)的）∠E（成鍵）

---故稱不等性雜化雜化軌道間夾角:107°２０′（小于109°28’）雜化軌道空間構(gòu)型：四面體ＮＨ３分子空間構(gòu)型：三角錐5.2化學(xué)鍵規(guī)律：

（1）中心原子的價電子數(shù)超過價軌道數(shù)（滿電子原子），或者說中心原子在成鍵之后，其價軌道上仍有孤對電子時，通常取不等性雜化。（2）中心原子的價軌道上并無孤對電子，或價電子數(shù)等于價軌道數(shù)時，取何種雜化方式，取決于端原子。如果是同種原子，一般取等性雜化，如果不完全等同，一般取不等性雜化。5.2化學(xué)鍵價鍵理論要點：1.形成體有空的價電子軌道，配位體有孤對電子，二者形成配位鍵ML；2.形成體(中心離子)采取雜化軌道成鍵；3.配離子空間構(gòu)型與形成體的雜化類型有關(guān)。三、配合物的價鍵理論5.2化學(xué)鍵1.配位數(shù)為2的配合物sp[Ag(NH3)2]+sp雜化直線型（μ=0B.M.）

例：[Ag(S2O3)2]3-

，[CuCl2]-5.2化學(xué)鍵2.配位數(shù)為4的配合物⑴正四面體例：[NiCl4]2-sp3雜化（μ=2.83B.M.）5.2化學(xué)鍵⑵

平面正方形例：[NiCl4]2-dsp2雜化（μ=0）5.2化學(xué)鍵內(nèi)軌型配合物(μ=2.4B.M.lgKf=52.6)3.配位數(shù)為6的配合物⑴內(nèi)軌型配合物例：[Fe(CN)6]3-

d2sp3雜化正八面體5.2化學(xué)鍵外軌型配合物(μ=5.90B.M.lgKf=14.3)⑵

外軌型配合物例：[FeF6]3-

sp3d2雜化正八面體5.2化學(xué)鍵5.3晶體結(jié)構(gòu)

5.3.1

晶體結(jié)構(gòu)和類型5.3.2

金屬晶體5.3.3

離子晶體5.3.4

分子晶體5.3.5

原子晶體

5.3.1

晶體結(jié)構(gòu)和類型5.3.1.1

晶體結(jié)構(gòu)的特征與晶格理論5.3.1.2

晶體類型5.3晶體結(jié)構(gòu)5.3.1.1

晶體結(jié)構(gòu)的特征與晶格理論

一、

晶體結(jié)構(gòu)的特征⑴有一定的幾何外形

5.3晶體結(jié)構(gòu)

(2)

各向異性

5.3晶體結(jié)構(gòu)⑶有固定的熔點?

晶體都具有固定的熔點?

非晶體加熱時先軟化成粘度很大的物質(zhì)，隨著溫度的升高粘度不斷變小，最后成為流動性的熔體，沒有固定的熔點，只能說有一段軟化的溫度范圍。5.3晶體結(jié)構(gòu)1晶體結(jié)構(gòu)的類型⑴晶胞：晶體的最小重復(fù)單元為晶胞，通過晶胞在空間平移無隙地堆砌而成晶體。二、晶格理論

5.3晶體結(jié)構(gòu)⑵

晶胞的兩個要素

①晶胞的大小與形狀由晶胞參數(shù)a,b,c和α,β,γ表示，a,b,c為六面體邊長，α,β,γ分別是bc,ca,ab所組成的夾角。

②晶胞的內(nèi)容包括粒子的種類、數(shù)目及它在晶胞中的相對位置。

5.3晶體結(jié)構(gòu)⑶

晶體的七種晶系5.3晶體結(jié)構(gòu)5.3晶體結(jié)構(gòu)

晶體、晶格和晶胞5.3晶體結(jié)構(gòu)

晶體的分類晶體類型離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體晶格粒子正、負(fù)粒子原子分子金屬原子粒子間作用力離子鍵共價鍵分子間力金屬鍵熔點較高高低高、低均有硬度較大大小大、小均有熔融導(dǎo)電性好差差好例子NaCl

MgO金剛石SiCCO2H2ONaCrW5.3晶體結(jié)構(gòu)

5.3.2.

金屬晶體?

金屬晶體中粒子的排列方式常見的有三種：六方密堆積(hcp)

面心立方密堆積(ccp)

體心立方堆積(bcc)。?

金屬晶體由金屬原子或離子彼此靠金屬鍵結(jié)合而成.金屬原子將盡可能采取緊密的方式堆積起來，所以金屬一般密度較大。金屬鍵沒有方向性，金屬晶體內(nèi)原子以高配位數(shù)為特征。5.3晶體結(jié)構(gòu)

六方密堆積

(HexgonalclosePacking)5.3晶體結(jié)構(gòu)

面心立方密堆積

(Face-centredCubicclodePacking)5.3晶體結(jié)構(gòu)

體心立方堆積

(Body-centredCubicPacking)5.3晶體結(jié)構(gòu)二、金屬鍵理論?

電子海模型?

能帶理論5.3晶體結(jié)構(gòu)

1.電子海模型

?在金屬中，電子容易擺脫金屬原子的束縛成為自由電子，其為整個金屬所共有，他們把金屬陽離子“膠合”成金屬晶體。這種作用稱為金屬鍵。?金屬鍵沒有方向性和飽和性。自由電子的存在使金屬具有良好的導(dǎo)電性，導(dǎo)熱性和延展性。5.3晶體結(jié)構(gòu)

2.能帶理論?

能帶理論把任何一塊金屬晶體都可看作為一個大分子，然后應(yīng)用分子軌道理論來描述金屬晶體內(nèi)電子的運動狀態(tài)。?能帶的種類可按照組合能帶的原子軌道能級以及電子在能帶中分布的不同來劃分，有滿帶、導(dǎo)帶和禁帶等多種能帶。5.3晶體結(jié)構(gòu)

能帶示意圖5.3晶體結(jié)構(gòu)

能帶的重疊5.3晶體結(jié)構(gòu)

5.3.3

離子晶體?

凡靠陰陽離子間引力結(jié)合而成的晶體統(tǒng)稱為離子晶體。?

離子晶體中，晶格結(jié)點上有規(guī)則地交替排列著陰、陽離子。?

離子化合物在常溫下均為離子晶體，如CsI、LiF、NaF等。一、離子晶體的特征結(jié)構(gòu)5.3晶體結(jié)構(gòu)1.NaCl型離子晶體晶胞形狀是正立方體，陽、陰離子的配位數(shù)均為65.3晶體結(jié)構(gòu)2.CsCl型離子晶體晶胞形狀也是正立方體，其中每個陽離子周圍有八個陰離子，每個陰離子周圍同樣也有八個陽離子，陰、陽離子的配位數(shù)均為85.3晶體結(jié)構(gòu)3.ZnS型離子晶體

立方ZnS型晶體的晶胞也是正立方體，但粒子排列較復(fù)雜，陰、陽離子配位數(shù)均為4。BeO、ZnSe等晶體均屬立方ZnS型。

5.3晶體結(jié)構(gòu)4.離子半徑與配位數(shù)5.3晶體結(jié)構(gòu)離子半徑與配位數(shù)的關(guān)系配位數(shù)構(gòu)型0.225→0.414

4ZnS型0.414→0.732

6NaCl型0.732→1.00

8CsCl型

5.3晶體結(jié)構(gòu)二、晶格能1.定義：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，按下列化學(xué)反應(yīng)計量式使離子晶體變?yōu)闅怏w正離子和氣態(tài)負(fù)離時所吸收的能量稱為晶格能，用U

表示。

MaXb(s)==aMb+(g)+bXa-(g)

?rHm?=786KJ·mol-1

U=786KJ·mol-1

5.3晶體結(jié)構(gòu)計算

⑴

Born-Haber循環(huán)K(g)Br(g)+KBr(s)+升華焓電

離

能氣

化

熱電子親和能5.3晶體結(jié)構(gòu)5.3晶體結(jié)構(gòu)

⑵

Born-Lande

公式

式中：R0——正負(fù)離子核間距離

Z1，Z2——分別為正負(fù)離子電荷的絕對值

A——Madelung常數(shù),與晶體類型有關(guān)n——Born指數(shù),與離子電子層結(jié)構(gòu)類型有關(guān)5.3晶體結(jié)構(gòu)三、離子極化?離子極化-——離子在外加電場的作用下，本身會