普通化學課件一chapter6

第六章分子結(jié)構(gòu)和晶體結(jié)構(gòu)(Molecular

StructureandCrystalStructure)

根據(jù)原子之間結(jié)合方式的不同，可以把物質(zhì)分為這么幾類：

稀有氣體：單原子分子→分子晶體（分子間力）所以，除稀有氣體外，自然界中的物質(zhì)都是由原子通過化學鍵結(jié)合成分子或者直接結(jié)合成晶體而形成的。原子結(jié)構(gòu)決定了物質(zhì)的化學性質(zhì)，分子和晶體的結(jié)構(gòu)則決定了物質(zhì)的物理性質(zhì)。本章就介紹分子結(jié)構(gòu)和晶體結(jié)構(gòu)的有關(guān)知識。

在分子結(jié)構(gòu)中，主要介紹分子內(nèi)部共價鍵的形成、分子空間構(gòu)型、分子間相互作用力三部分內(nèi)容?！?-1共價鍵(Covalentbond)

活潑金屬與活潑非金屬化合時，一般是以離子鍵結(jié)合的，而非金屬之間和電負性差值不大的元素之間化合時，則是以共價鍵結(jié)合的。共價化合物占全部化合物的90%以上，所以研究共價鍵的本質(zhì)，一直是化學中的重大課題。對于這個問題，早在1916年法國化學家路易斯提出了“共價鍵”的設(shè)想，他認為原子和原子結(jié)合成分子是通過共用電子對以滿足每個原子具有穩(wěn)定稀有氣體的電子結(jié)構(gòu)來實現(xiàn)的。所以稱這種共用電子對結(jié)合而形成的化學鍵為共價鍵。

雖然這樣成功地解釋了一些分子的形成，但對某些分子內(nèi)存在的單電子鍵或外層電子數(shù)少于或多于8e而能穩(wěn)定存在的事實不能解釋，如BF3，H2+

等，對于共價鍵的性質(zhì)也無法說明。1927年，德國化學家海特勒和倫敦把量子力學理論引入分子結(jié)構(gòu)中，經(jīng)發(fā)展形成了兩種共價鍵理論：一、價鍵理論（一）共價鍵的形成共價鍵的本質(zhì)（二）價鍵理論的要點1、電子配對成鍵：自旋方向相反的單電子配對成鍵。

價鍵理論認為：所謂共價鍵，是原子間由于成鍵電子的原子軌道相互重疊而形成的化學鍵。

共價鍵的形成在可能范圍內(nèi)總是沿著原子軌道重疊最大的方向重疊成鍵。（1）最大重疊原理2、原子軌道重疊成鍵“正正重疊，負負重疊”√+-

+╳+-

+╳+-

+╳+-

+（2）對稱性匹配原則★對稱性匹配★（三）共價鍵的特征1、飽和性(saturation

)：一個原子的一個未成對電子，只能與另一個原子的自旋方向相反的單電子配對成鍵，不能再與其它電子配對成鍵。如：H-Cl、、N≡N。2、方向性(orientation

)：因為軌道重疊時，是沿軌道伸展的方向重疊(遵循最大重疊原理)，所以共價鍵是有方向性的。(?與離子鍵不同)二、共價鍵的類型

共價鍵按原子軌道的重疊方式不同可分為σ鍵和π鍵兩種:σ鍵：成鍵原子軌道沿鍵軸方向以“頭碰頭”的方式重疊成鍵。如果兩個原子是以單鍵結(jié)合的，都是σ鍵。π

鍵：成鍵原子軌道沿鍵軸方向以“肩并肩”的方式重疊成鍵。★共價鍵的鍵型★

如果兩個原子之間形成雙鍵或叁鍵，那么其中有一個是σ鍵，其它的都是π鍵。

共價鍵還可以按鍵有沒有極性，分為極性共價鍵和非極性共價鍵。

同種原子之間形成的共價鍵。原子電負性相同，對共用電子對的吸引力相同，共用電子對均勻分布在兩原子之間，簡稱非極性鍵。如：H2、O2、N2、金剛石、純硅等。不同原子之間形成的共價鍵。原子電負性不同，共用電子對會偏向電負性較大的一方，在鍵的兩端出現(xiàn)正負極，如：HCl(H-Cl

鍵)、NH3(N-H鍵)等。三、鍵參數(shù)1、鍵能（?鍵能）

衡量化學鍵強弱的物理量。鍵能越大，鍵越牢固。描述化學鍵性質(zhì)的物理量。2、鍵長

分子內(nèi)成鍵原子核之間的平均距離。例如:

Lb(H-Cl)=127.4pm

鍵長越小，鍵能越大，鍵越牢固。C-CC=CC≡C

Lb/pm154134120

Eb?/kJ·mol-1356598813分子中相鄰的兩個化學鍵之間的夾角。3、鍵角NH3H2OV型三角錐型直線型CO2∴鍵角是反映分子空間構(gòu)型的一個重要參數(shù)。

如H2O，若按VB法的解釋：

8O：1s22s22p4按最大重疊原理，形成的兩個O－H鍵的夾角應(yīng)該是90°，但事實上O－H鍵角卻是104.5°。

價鍵理論揭示了共價鍵的本質(zhì)，能夠說明許多雙原子分子的形成。但在解釋多原子分子成鍵和分子空間構(gòu)型時，遇到了困難。再如：

CH4，6C：1s22s22p2，按價鍵理論，C只能形成兩個共價鍵，鍵角應(yīng)該是90°，但事實上，C與四個H形成四個C－H鍵，而且鍵角是109°28’。返回

為了解釋多原子分子的形成和空間構(gòu)型，鮑林在價鍵理論的基礎(chǔ)上提出了“雜化軌道”理論，成為價鍵理論的重要補充和發(fā)展?！?-2

雜化軌道理論一、雜化與雜化軌道1、定義

雜化軌道理論認為，原子在相互結(jié)合形成分子的過程中，同一原子中不同類型能量相近的某些原子軌道，會發(fā)生重新組合，形成一組能量相同的新軌道，這個過程稱為原子軌道的“雜化”(hybridization)，形成的新軌道就是“雜化軌道”(hybridorbital)

。2、要點：（1）雜化發(fā)生在同一原子中能量相近的原子軌道之間。H2O、NH3、CH4、BF3（2）雜化前后軌道數(shù)目不變，有幾個原子軌道發(fā)生雜化，就會產(chǎn)生幾個雜化軌道。（3）形成的雜化軌道之間滿足最小排斥原理。即雜化軌道間的夾角應(yīng)達到最大，成鍵后成鍵電子之間的斥力最小，體系較穩(wěn)定。（4）雜化時，成對電子可以被激發(fā)到空軌道上變成單電子。

根據(jù)參加雜化的原子軌道的類型，可將雜化分為：s-p

型雜化和d-s-p型雜化。d-s-p型雜化我們在配合物中介紹。這一章主要介紹s-p型雜化。二、雜化類型與分子空間構(gòu)型（一）s-p型等性雜化及分子的空間構(gòu)型

根據(jù)參加雜化的軌道數(shù)目不同，s-p型雜化又可分為sp雜化、sp2雜化、sp3雜化。等性雜化：新組成的雜化軌道成分完全相同，空間構(gòu)型完全對稱不等性雜化：新組成的雜化軌道成分不完全相同，空間構(gòu)型不對稱●

sp雜化：BeCl2

直線型，鍵角：180°★

sp雜化軌道★2s2p2s2pexcitedhybridizationsp2ptwo

sp

hybridorbitalHybridorbitaltwo

sp

hybridorbital●

sp2雜化：BF3平面三角形，鍵角120°★

sp2雜化軌道

★2s2p2s2psp2threesp2hybridorbitalexcitedhybridizationHybridorbitalConfigurationofBingroundstateFormationofthecovalentbondsinBF32p●sp3雜化：CH4

四面體型，鍵角：109°28’★

sp3雜化軌道

★2p2s2s2psp3four

sp3hybridorbitalexcitedhybridizationHybridorbitalConfigurationofCingroundstateFormationofthecovalentbondsinCH4（二）s-p型不等性雜化及分子的空間構(gòu)型

在s-p型等性雜化中，參加雜化的原子軌道都是含有單電子的原子軌道，如果參加雜化的原子軌道含有成對電子，這樣的雜化為不等性雜化，形成的雜化軌道為不等性雜化軌道。典型的例子：NH3和H2ONH3中N原子采取sp3不等性雜化sp3不等性雜化FormationofthecovalentbondsinNH3ConfigurationofNingroundstateHybridorbital2p2ssp3H2O中O原子采取sp3不等性雜化sp3不等性雜化sp3HybridorbitalConfigurationofOingroundstateFormationofthecovalentbondsinH2OValencebondpicturesofH2O2p2s另外還存在d軌道參加的s-p-d雜化軌道。

Thesixsp3d2hybridorbitalsandtheiroctahedralgeometry.Thesixsp3dhybridorbitalsandtheirtrigonalbipyramidalgeometry.PCl5SF6sp3d雜化sp3d

2

雜化SideviemTopviemSideviemTopviem

分子內(nèi)部的原子之間，是通過共價鍵結(jié)合在一起的。而分子之間，是通過分子間作用力相互結(jié)合的。這種作用力比化學鍵要弱得多，一般只有幾個～幾十個kJ·mol-1。分子間力雖然較弱，但它對分子晶體的物理性質(zhì)：如熔沸點、溶解度、表面張力、粘度等，起著決定性的作用。返回§6-3

分子間力與氫鍵(VanderWaalsforcesandhydrogenbond)

分子間力最早由范德華提出，所以也叫范德華力。分子間力從本質(zhì)上說屬于電性引力作用，這種作用的產(chǎn)生與分子的極性和變形性有關(guān)。一、分子的極性(polarity)和變形性(distortion)（一）分子的極性和偶極距極性分子(polarmolecule):

正負電荷中心不重合，分子有極性。非極性分子(nonpolarmolecule)：

正負電荷中心完全重合，分子沒有極性。偶極矩μ(dipolemoments)

：分子中正（負）電荷電量與正、負電荷中心間距的乘積。μ值可以通過實驗測定。（二）分子的變形性

非極性分子：在外加電場作用下，電子云和原子核會發(fā)生相對位移，分子發(fā)生變形，正、負電荷中心不再重合，產(chǎn)生偶極→誘導偶極(induceddipole)。這個過程叫做分子的極化(polarisation)

；分子受極化發(fā)生變形的性質(zhì)，叫做分子的變形性。

有的分子容易被極化，變形性大；有的則相反。分子的變形性大小跟分子的體積、分子量有關(guān)。

極性分子：具有固有偶極(permanentdipole)，當處在外加電場中時，固有偶極就會順著電場的方向定向排列（正極朝向電場的負極，負極朝向電場的正極），這個過程叫做取向。同時，正、負電荷的中心距離增大，分子發(fā)生變形，在固有偶極的基礎(chǔ)上，產(chǎn)生誘導偶極，也發(fā)生了極化。

不管是非極性分子還是極性分子，在外加電場的作用下都會被極化而發(fā)生變形?！锓肿釉陔妶鲋械臉O化★二、分子間力不同類型的分子之間，分子間力的類型也不同。（一）非極性分子和非極性分子之間

非極性分子的物質(zhì)正是由于色散力的作用才有可能凝聚為液體和固體。如H2、O2、N2等氣體在低溫下會被液化甚至固化，靠的就是色散力的作用?！锷⒘Α?dispersionforce)

瞬時偶極(instanteneousdipole)

瞬時偶極→色散力（二）非極性分子和極性分子之間

極性分子與非極性分子相互接近時，極性分子本身存在固有偶極，相當于給非極性分子加了一個電場，使非極性分子發(fā)生極化變形，產(chǎn)生誘導偶極。誘導偶極與固有偶極之間產(chǎn)生的相互吸引力，稱為誘導力。當然，不管極性分子還是非極性分子，都存在瞬時偶極，所以二者之間也有色散力的作用。因此，極性分子與非極性分子之間的作用力有兩種：色散力和誘導力。誘導偶極<—>固有偶極→誘導力(inductionforce)

★誘導力★（三）極性分子和極性分子之間固有偶極固有偶極→取向力(orientationforce)

極性分子本身有固有偶極，相互靠近時，固有偶極會發(fā)生取向作用，采取異極相鄰的定向排列，產(chǎn)生相互吸引，這種由于固有偶極的取向而產(chǎn)生的作用力稱為取向力。

同時，極性分子之間因相互極化產(chǎn)生誘導力，還有瞬時偶極產(chǎn)生的色散力。所以極性分子之間的作用力有三種：取向力、誘導力和色散力。

★取向力★

一般來說，除了極性很大而且分子間有氫鍵的分子之外，在大多數(shù)分子中，色散力是分子間主要的作用力，其次是取向力，而誘導力通常都很小。色散力

取向力

誘導力（一）對熔沸點的影響

分子間力越大，熔沸點越高。1、一般來說，結(jié)構(gòu)相似的同系列物質(zhì)，分子量越大，分子變形性越大，分子間力越強。熔沸點升高2、分子量相近而體積較大的分子，變形性大，分子間力強，熔沸點較高。三、分子間力對物質(zhì)物理性質(zhì)的影響（二）對溶解度的影響

物質(zhì)之間的互溶性跟分子極性很有關(guān)系。一般極性分子易溶于極性分子；非極性分子易溶于非極性分子；而極性分子和非極性分子之間的互溶性較差。這就是極性相似相溶原理：

Br2、I2→CCl4（非極性）

HCl→H2O（極性）

CCl4→H2O相似相溶─水和甲醇的相互溶解氫鍵

另外，結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)一般也具有相同的極性，可以互溶，如：乙醇和水（均含有羥基）；煤油易溶于高級醇（丁醇以上）（都含有烷基），但不溶于水。

有些分子間除了普通的分子間力之外還有一種特殊的作用力——氫鍵。四、氫鍵(hydrogenbond)

從分子間力大小考慮，H2O、HF、NH3的熔沸點應(yīng)是同族氫化物中最低的，但事實相反，其熔沸點反而最高，因為分子間存在著氫鍵。（一）氫鍵的形成【條件】★氫鍵的形成★

H原子與電負性大而半徑小的原子如：N、O、F

形成共價氫化物時（NH3、H2O、HF），分子間會產(chǎn)生氫鍵。氫鍵可以用X-H…Y表示。X、Y可以相同，也可以不同。（二）氫鍵的特點1、飽和性2、方向性X-…YH★氫鍵的種類★1、對熔沸點的影響

分子間若存在氫鍵，會使相互作用力增強，使物質(zhì)熔沸點升高。NH3、H2O、HF就是因為分子間存在氫鍵，才會產(chǎn)生特殊的高熔點、高沸點。（三）氫鍵對物質(zhì)物理性質(zhì)的影響

氫鍵的強度比化學鍵小，但比普通的分子間力要大，它對物質(zhì)的物理性質(zhì)有很大的影響。

溶質(zhì)分子和溶劑分子之間存在著氫鍵，溶解度就會大大增加。NH3→H2O【例如】噴泉實驗2、對溶解度的影響§6-4

晶體結(jié)構(gòu)(Crystalstructure)一、晶體的特性和內(nèi)部結(jié)構(gòu)（一）晶體的特性1、具有一定的幾何外形2、具有各向異性3、具有固定的熔點金剛石晶體結(jié)構(gòu)1、具有一定的幾何外形

構(gòu)成晶體的微觀粒子在空間排列是有一定規(guī)律的，所以晶體一般都有一定的幾何外形。NaCl：立方體；石英：六角柱形；明礬：八面體。2、具有各向異性

晶體中各個方向排列的質(zhì)點距離不同，所以許多物理性質(zhì)在晶體的不同方向的表現(xiàn)也有差異。

晶體加熱到某一溫度開始熔化，熔化過程中，溫度保持恒定，直到全部熔化，溫度才繼續(xù)上升。晶體熔化時的恒定溫度，就是晶體的熔點。在熔點溫度下，晶體吸收的熱量全部用來破壞晶體的晶格。而玻璃、石蠟加熱時，由固體轉(zhuǎn)變?yōu)橐后w是一個連續(xù)升溫的過程，慢慢變軟，沒有固定的熔點。

晶體的這些特性都是因為晶體中質(zhì)點的排列是有一定規(guī)則的。3、具有固定的熔點（二）晶體的內(nèi)部結(jié)構(gòu)

如果把構(gòu)成晶體的微粒（原子、離子或分子）看成是幾何學上的點，這些晶體中的質(zhì)點按一定的規(guī)則組成的幾何圖形就叫作晶格（或點陣）。每個點在晶格中的位置叫做晶格結(jié)點（crunode）

。根據(jù)晶格的結(jié)構(gòu)，可以把晶體分為七大晶系，共十四種晶格類型。其中最簡單、最常見的是立方晶格。立方晶格又分為：簡單立方晶格、面心立方晶格和體心立方晶格三種。1、晶格(lattice

)

2、晶胞(unitcell)

在晶體中具有代表性的最小結(jié)構(gòu)單位稱為晶胞。晶胞在三維空間周期性地重復排列起來，就構(gòu)成了宏觀的晶體。

晶體的性質(zhì)，除了跟它的晶格類型有關(guān)外，還決定于晶格結(jié)點上質(zhì)點的種類以及質(zhì)點間的作用力。根據(jù)質(zhì)點的種類可以把晶體分為四種類型：二、離子鍵與離子晶體

離子晶體的晶格結(jié)點上是離子，離子間通過離子鍵結(jié)合在一起。（一）離子鍵(ionicbond)特性：沒有方向性和飽和性

正、負離子之間靠靜電引力作用形成的化學鍵。一般電負性差別較大的原子相互結(jié)合，形成的都是離子鍵。如：ⅠA、ⅡA和鹵素（ⅦA）、氧元素相結(jié)合，生成的多是離子化合物。影響離子鍵強弱的影響因素：1、離子的電荷正、負電荷間的引力：∴電荷越高，引力越大，離子鍵越強。

KCl<CaO2、離子的半徑離子半徑越大，引力越小，離子鍵越弱。

NaCl>NaI3、離子的外層電子構(gòu)型

不同構(gòu)型的離子，會使離子產(chǎn)生不同的極化作用，使離子鍵鍵型發(fā)生不同程度的改變。這一性質(zhì)在無機化合物中詳細討論。（二）離子晶體的特征和性質(zhì)1、離子晶體的結(jié)構(gòu)特征(1)質(zhì)點：正、負離子；作用力：離子鍵

每個離子周圍，都有一定數(shù)目的異號離子包圍。如：NaCl中Na＋和Cl－按一定規(guī)則在空間交替排列。(2)正、負離子有一定的配位比NaCl→Na+︰Cl-＝6︰6CsCl→Cs+︰Cl-＝8︰8ZnS→Zn2+︰S2-＝4︰4

配位數(shù)的大小跟正、負離子的半徑比有關(guān)。但不管配位數(shù)是多少，對于正、負離子電荷相同的晶體（AB型）來說，其最簡配位比都是1︰1，只有這樣。Na+Cl-(3)空間結(jié)構(gòu)類型

典型的離子晶體結(jié)構(gòu)有三種：NaCl型、CsCl型、ZnS型。晶胞形狀都是立方形。①NaCl型②CsCl型③ZnS型2、離子晶體的性質(zhì)（1）熔沸點高、硬度大

要改變其凝集狀態(tài)，必須破壞晶格結(jié)構(gòu)，破壞正、負離子的離子鍵，所以需要提供很高的能量。（2）導電性：晶體狀態(tài)不導電，但在熔融狀態(tài)和溶液中，產(chǎn)生帶電離子，是電的良導體。（3）溶解性：一般都易溶于水（4）脆性高、延展性差：一旦受到外力沖擊，離子錯位，晶格被破壞，容易破碎。（三）離子晶體的熱穩(wěn)定性

離子晶體的穩(wěn)定性除了可以用離子鍵的強弱描述外，還有一個定量的衡量標準：晶格能U

標準狀態(tài)下，由相互遠離的正、負離子結(jié)合成1mol固態(tài)離子晶體所放出的能量。（單位：kJ·mol－1）

晶格能的大小實際上從另一個角度反映了離子鍵的強弱。離子鍵越強，晶格能越大，正、負離子結(jié)合越牢固，離子晶體越穩(wěn)定。三、金屬晶體(metalliccrystals)1、結(jié)構(gòu)特點：質(zhì)點：金屬原子或金屬正離子作用力：金屬鍵(metallicbond)

——金屬原子和金屬正離子靠自由電子相互結(jié)合的作用力。

可看作是一種特殊共價鍵：由許多原子共用許多電子，但無方向性和飽和性。每個原子在空間允許的條件下，總是與盡可能多的原子形成金屬鍵，所以金屬晶體一般都是按緊密堆積方式排列，密度較大。2、性質(zhì)特點（1）有金屬光澤（多為銀白色）（2）良好的傳熱導電性（3）良好的延展性（4）多數(shù)有較大的硬度和較高的熔沸點

金屬鍵無方向性，外力作用使原子位移并不破壞金屬鍵。

堿金屬、堿土金屬例外。d電子參加成鍵，自由電子數(shù)多，金屬鍵強；s電子成鍵，價電子數(shù)少，且原子半徑大，對電子吸引力弱，∴金屬鍵弱。四、原子晶體(covalentcrystals)1、結(jié)構(gòu)特點：質(zhì)點——原子作用力——共價鍵

原子晶體的空間構(gòu)型（晶格類型）和原子之間的配位數(shù)取決于共價鍵的方向性和飽和性。如金剛石，每個C原子以sp3雜化軌道與相鄰的4個C原子形成4個共價鍵（σ鍵）C︰C＝4︰4，晶格類型：立方ZnS型?！锝饎偸铩锝饎偸О?/p>

屬于原子晶體的物質(zhì)不太多，常見的象：Si、B、SiC(金剛砂)、SiO2(石英)、BN、AlN等。原子晶體中不存在單個分子，晶格結(jié)點上的微粒都是原子，這些表示僅代表其化學組成（原子的最簡配位比），是化學式而不是分子式。SiO2結(jié)構(gòu)示意圖

石英

2、性質(zhì)特點高熔點、高沸點、硬度大、不導電SiC：熔點>3550℃∵原子之間以共價鍵結(jié)合，作用力強，不易破壞，所以熔沸點都很高，硬度也大，晶體內(nèi)沒有自由電子，也不存在離子，所以不能導電。剛玉(SiC)1、結(jié)構(gòu)特點：質(zhì)點——分子作用力——分子間力（或氫鍵）

常見分子晶體：稀有氣體，非金屬單質(zhì)及化合物（X2、H2、O2、P、S、HCl、CO2等）、大部分有機物，固態(tài)時都是分子晶體。五、分子晶體(molecularcrystals)干冰（CO2）2、性質(zhì)特點

通常不導電，但有些極性分子溶于水后，解離成離子，水溶液可以導電。如HCl溶于水：

分子間作用力比化學鍵要弱得多，所以分子晶體一般熔沸點低、硬度小、易揮發(fā)。比如：白磷熔點為44.1℃（室溫下，所有的氣態(tài)物質(zhì)及易揮發(fā)的固體都是分子晶體）；干冰易揮發(fā)，可作制冷劑；樟腦球：萘HCl?H+(aq)+Cl-(aq)六、混合型晶體(mixedcrystals)

構(gòu)成晶體的質(zhì)點之間同時存在幾種不同的作用力，典型例子：石墨結(jié)構(gòu)：分層，同一層中，C原子以sp2雜化軌道與相鄰的C原子形成三個共價σ鍵。六個C原子在同一平面上形成正六邊形的環(huán)狀結(jié)構(gòu)。剩下的未進行雜化的p軌道肩并肩重疊形成一個大π鍵，π鍵中的電子可以在平面層上自由移動，類似于金屬鍵中的自由電子。而層與層之間，是以分子間力相結(jié)合（每一層相當于由C原子構(gòu)成的一個大的巨型分子）。性質(zhì)：由于其特殊的結(jié)構(gòu)，而具有特殊性質(zhì)，兼具原子晶體、金屬晶體和分子晶體的性質(zhì)。

熔點高；導電導熱性好，有金屬光澤；層間（作用力弱）容易滑動和剝離（鉛筆芯、潤滑劑）?！嗍性又g有共價鍵、金屬鍵、分子間力三種作用力除石墨外，云母、黑磷、石棉也屬于混合型晶體。C60的結(jié)構(gòu)和足球相似

碳六十的發(fā)現(xiàn)和結(jié)構(gòu)特點

1985年9月初，在美國得克薩斯州Rice大學的Smalley實驗室里，Kroto等為了模擬N型紅巨星附近大氣中的碳原子簇的形成過程，進行了石墨的激光氣化實驗。他們從所得的質(zhì)譜圖中發(fā)現(xiàn)存在一系列由偶數(shù)個碳原子所形成的分子，其中有一個比其它峰強度大20~25倍的峰，此峰的質(zhì)量數(shù)對應(yīng)于由60個碳原子所形成的分子。

C60分子是以什么樣的結(jié)構(gòu)而能穩(wěn)定呢？層狀的石墨和四面體結(jié)構(gòu)的金剛石是碳的兩種穩(wěn)定存在形式，當60個碳原子以它們中的任何一種形式排列時，都會存在許多懸鍵，就會非?；顫姡筒粫@示出如此穩(wěn)定的質(zhì)譜信號。這就說明C60分子