§10.1

晶體結構和類型第十章固體結構§10.5

層狀晶體§10.4

分子晶體§10.3

離子晶體§10.2

金屬晶體10.1.1晶體結構的特征與晶格理論§10.1

晶體結構和類型10.1.4晶體類型10.1.3非晶體準晶體10.1.2晶體缺陷基本特征：晶體是構筑晶體的原子、離子、分子在空間按一定規律周期性的重復排列。

1、具有規則的幾何外形

2、各向異性

3、固定的熔點10.1.1晶體結構的特征與晶格理論

晶胞：晶體的最小重復單元，通過晶胞在空間平移無隙地堆砌而成晶體。由晶胞參數a，b，c，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。晶胞的兩個要素：1.晶胞的大小與形狀：2.晶胞的內容：粒子的種類，數目及它在晶胞中的相對位置。按晶胞參數的差異將晶體分成七種晶系。按帶心型式分類，將七大晶系分為14種型式。例如，立方晶系分為簡單立方、體心立方和面心立方三種型式。簡單立方體心立方面心立方簡單四方體心四方簡單三斜簡單六方簡單菱形簡單正交底心正交體心正交簡單單斜底心單斜面心正交10.1.2晶體缺陷1.本征缺陷由于晶體中晶格結點上的微粒熱漲落所導致的缺陷。2.雜質缺陷由于雜質進入晶體后所形成的缺陷。3.非化學計量化合物組成非化學計量化合物的各個元素原子的相對數目不能用整數比表示。例如：方鐵礦理想化學式為：FeO

實際組成范圍為：Fe0.89O~Fe0.96O

鑭鎳合金作為吸氫材料：LaNi5Hx10.1.3非晶體準晶體玻璃、瀝青、石臘、橡膠等均為非晶體。非晶體沒有規則的外形，內部微粒的排列是無規則的，沒有特定的晶面。石英玻璃—近程有序（0.1nm以下）遠程無序（20nm以上）制成光導纖維。石英晶體石英玻璃晶體的分類10.1.4晶體類型10.2.1金屬晶體的結構§10.2

金屬晶體10.2.3金屬合金10.2.2金屬鍵理論金屬晶體是金屬原子或離子彼此靠金屬鍵結合而成的。金屬鍵沒有方向性，金屬晶體內原子以配位數高為特征。金屬晶體的結構：等徑球的密堆積。10.2.1金屬晶體的結構金屬晶體中粒子的排列方式常見的有三種：六方密堆積面心立方密堆積體心立方堆積六方密堆積密堆積層間的兩類空隙?四面體空隙：一層的三個球與上或下層密堆積的球間的空隙。一層的三個球與錯位排列的另一層三個球間的空隙。?八面體空隙：面心立方密堆積

體心立方堆積10.2.2金屬鍵理論

1、電子海模型 電子海模型是將金屬描繪成金屬正離子在電子海中規則排列。金屬原子價電子數目較少，核對價電子吸引力較弱。因此，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。金屬正離子靠這些自由電子的膠合作用構成金屬晶體，這種作用就是金屬鍵。電子海模型可以說明金屬的特性。如：良好的導電性、導熱性、延展性。

2、能帶理論 能帶理論把金屬晶體看成為一個大分子。這個分子由晶體中所有原子組合而成。以Li為例，Li原子有1s，2s兩個軌道，兩個Li原子有2個1s，2個2s軌道。按MO法，兩個原子相互作用時原子原子軌道重疊，形成成鍵軌道和反鍵軌道，這樣由原來的原子能量狀態變成分子能量狀態。晶體中包含原子數愈多，分子狀態也愈多。分子軌道如此之多，分子軌道之間的能級差就很小，可看作連成一片成為能帶。能帶可看成是延伸到整個晶體的分子軌道。

Li原子電子構型是1s22s1，每個原子有3個電子，價電子數是1。2s1s能量2s帶半充滿（導帶）1s帶全滿（滿帶）Li能帶示意圖禁帶由充滿電子的原子軌道所形成的較低能量的能帶叫做滿帶，由未充滿電子的原子軌道所形成的較高能量的能帶，叫做導帶。Li原子1s能帶是滿帶，而2s能帶是導帶。這兩種能帶之間的能量空隙叫禁帶。金屬的導電性是靠導帶中的電子來體現的。根據能帶結構中禁帶寬度和能帶中電子填充狀況，可把物質分為導體、絕緣體和半導體。

金屬鎂能帶的重疊

導體

絕緣體

E＞5ev

半導體

E≤3ev10.3.1離子晶體的特征結構§10.3

離子晶體10.3.3離子極化10.3.2晶格能離子晶體：密堆積空隙的填充。陰離子：大球，密堆積，形成空隙。陽離子：小球，填充空隙。規則：陰陽離子相互接觸穩定；配位數大，穩定。10.3.1離子晶體的特征結構1.三種典型的離子晶體NaCl型晶胞中離子的個數：晶格：面心立方配位比：6:6(紅球－Na+,

綠球－Cl-)CsCl型晶胞中離子的個數：(紅球－Cs+,

綠球－Cl-)晶格：簡單立方配位比：8:8晶胞中離子的個數：ZnS型(立方型)(灰球－Zn2+,

黃球－S2-)配位比：4:4晶格：面心立方離子半徑與配位數NaCl晶體NaCl晶體中一層橫截面：理想的穩定結構(NaCl)配位數構型0.225→0.414

4ZnS型0.414→0.732

6NaCl型0.732→1.00

8CsCl型

半徑比規則定義：在標準狀態下，按下列化學反應計量式使離子晶體變為氣體正離子和氣態負離子時所吸收的能量稱為晶格能，用U

表示。U10.3.2晶格能MaXb(s)aMb+(g)+bXa-(g)(g)Cl+(g)NaNaCl(s)-+例如：1.Born-Haber循環K(g)Br(g)U-+KBr(s)+升華焓電離能氣化熱電子親和能則：U=689.1kJ·mol-1=89.2kJ·mol-1=418.8kJ·mol-1=15.5kJ·mol-1=96.5kJ·mol-1=-324.7kJ·mol-1=-689.1kJ·mol-1=295.3kJ·mol-1上述數據代入上式求得：+++++=2.Born-Lande公式

式中：R0—正負離子核間距離，Z1，Z2—分別為正負離子電荷的絕對值，A—Madelung常數,與晶體類型有關，n—Born指數,與離子電子層結構類型有關。A的取值：CsCl型A=1.763NaCl型A=1.748ZnS型A=1.638n的取值：3.Калустинский公式：晶體分子式中正離子的個數：晶體分子式中負離子的個數影響晶格能的因素：①離子的電荷(晶體類型相同時)②離子的半徑(晶體類型相同時)③晶體的結構類型④離子電子層結構類型Z↑，U↑例：U(NaCl)<U(MgO)R↑，U↓例：U(MgO)>U(CaO)離子電荷數大,離子半徑小的離子晶體晶格能大,相應表現為熔點高、硬度大等性能。晶格能對離子晶體物理性質的影響：描述一個離子對其他離子變形的影響能力。離子的極化力(f)：描述離子本身變形性的物理量。離子的極化率(α)：10.3.3離子極化未極化的負離子極化的負離子1.離子的極化率(α)①離子半徑r：r愈大，α愈大。

如α：Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+；F－<Cl－<Br－<I－②負離子極化率大于正離子的極化率。③離子電荷：正離子電荷少的極化率大。如：α(Na+)>α(Mg2+)④離子電荷：負離子電荷多的極化率大。如：α(S2－)>α(Cl－)⑤離子的電子層構型:(18+2)e-,18e->9－17e->8e-

如：α(Cd2+)>α(Ca2+)；α(Cu+)>α(Na+)

r/pm97999695

一般規律：2.離子極化力(f)

①離子半徑r：r

小者，極化力大。②離子電荷：電荷多者，極化力大。③離子的外層電子構型：

f：(18+2)e-,18e->9－17e->8e-

當正負離子混合在一起時，著重考慮正離子的極化力，負離子的極化率，但是18e構型的正離子(Ag+,Cd2+等)也要考慮其變形性。一般規律：3.離子極化的結果①鍵型過渡(離子鍵向共價鍵過渡)

Ag+I－r/pm

126+216(=342)R0/pm299如：AgF

AgCl

AgBr

AgI核間距縮短。離子鍵共價鍵②晶型改變

AgCl

AgBr

AgIr+/r-0.6950.630.58理論上晶型NaCl

NaCl

NaCl實際上晶型NaCl

NaCl

ZnS配位數664③性質改變例如；溶解度AgCl>AgBr>AgINaCl

易溶于水，CuCl

難溶于水。思考題：解釋下列物質熔點的變化規律：熔點/℃40571478287696210.4.1分子的偶極矩和極化率§10.4

分子晶體10.4.3

氫鍵10.4.2分子間的吸引作用1.分子的偶極矩(μ)：用于定量地表示極性分子的極性大小。極性分子

μ≠0非極性分子μ=0雙原子分子：多原子分子：同核：O3（V字形）式中q為極上所帶電量，l為偶極長度。10.4.1分子的偶極矩和極化率異核：HX分子的偶極矩與鍵矩的關系：極性鍵構成的雙原子分子：分子偶極矩=鍵矩多原子分子的偶極矩=鍵矩的矢量和，例如：μ(SF6)=0，鍵矩互相抵消，

μ(H2O)≠0，鍵矩未能抵消。分子的偶極矩μ(×10－30C·m)2.分子的極化率：用于定量地表示分子的變形性大小。分子的變形性大小指的是正電中心與負電中心發生位移(由重合變不重合，由偶極長度小變偶極長度大)。外因：外加電場愈強，分子變形愈厲害；內因：分子愈大，分子變形愈厲害。影響分子變形性大小的因素：分子的極化率α(×10－40C·m2·V－1)非極性分子的瞬時偶極之間的相互作用分子間具有吸引作用的根本原因：任何分子都有正、負電中心；任何分子都有變形的性能。由于瞬時偶極而產生的分子間相互作用。10.4.2分子間的吸引作用1.色散作用(色散力)：一大段時間內的大體情況色散力與分子極化率有關。α大,色散力大。每一瞬間2.誘導作用(誘導力)：決定誘導作用強弱的因素：極性分子的偶極矩：

μ愈大，誘導作用愈強。非極性分子的極化率：

α愈大，誘導作用愈強。由于誘導偶極而產生的分子間相互作用。分子離得較遠分子靠近時兩個極性分子相互靠近時，由于同極相斥、異極相吸，分子發生轉動，并按異極相鄰狀態取向，分子進一步相互靠近。3.取向作用(趨向力)：兩個固有偶極間存在的同極相斥、異極相吸的定向作用稱為取向作用。分子離得較遠趨向誘導思考：1.取向作用的大小取決于什么因素？2.極性分子之間除了有取向作用以外，還有什么作用？分子間力是三種吸引力的總稱，其大小一般為幾kJ·mol－1，比化學鍵小1－2個數量級。分子間的吸引作用(×10－22

J)分子間力的特點：不同情況下，分子間力的組成不同。例如，非極性分子之間只有色散力；極性分子之間有三種力，并以色散力為主，僅僅極性很大的H2O分子例外。分子間力作用的范圍很小(一般是300－500pm)。分子間作用力較弱，既無方向性又無飽和性。分子量色散作用分子間力沸點熔點水中溶解度HeNeArKrXe小大小大小大小大低高小大決定物質的熔、沸點、氣化熱、熔化熱、蒸氣壓、溶解度及表面張力等物理性質的重要因素。分子間力的意義：10.4.3

氫鍵

HFHClHBrHI

沸點/0C－85.0－66.7－35.4

19.9極化率小大色散作用弱強沸點低高HF為何反常的高？