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微专题6晶体结构的分析与计算1．常见共价晶体结构的分析晶体晶体结构结构分析金刚石(1)每个C与相邻4个C以共价键结合，形成正四面体结构(2)键角均为109°28′(3)最小碳环由6个C组成且6个C不在同一平面内(4)每个C参与4个C—C的形成，C原子数与C—C数之比为1∶2(5)密度＝8×12 g·mol－1N A×a3 cm3(a为晶胞边长，N A为阿伏加德罗常数的值)SiO2(1)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构(2)每个正四面体占有1个Si，4个“12O”，因此二氧化硅晶体中Si与O的个数比为1∶2(3)最小环上有12个原子，即6个O，6个Si(4)密度＝8×60 g·mol－1N A×a3 cm3(a为晶胞边长，N A为阿伏加德罗常数的值)SiC、BP、AlN (1)每个原子与另外4个不同种类的原子形成正四面体结构(2)密度：ρ(SiC)＝4×40 g·mol－1N A×a3 cm3；ρ(BP)＝4×42 g·mol－1N A×a3 cm3；ρ(AlN)＝4×41 g·mol－1N A×a3 cm3(a为晶胞边长，N A为阿伏加德罗常数的值)2.常见分子晶体结构的分析晶体晶体结构结构分析干冰(1)每8个CO2构成1个立方体且在6个面的面心又各有1个CO2(2)每个CO2分子周围紧邻的CO2分子有12个(3)密度＝4×44 g·mol－1N A×a3 cm3(a为晶胞边长，N A为阿伏加德罗常数的值)白磷密度＝4×124 g·mol－1N A×a 3 cm 3(a为晶胞边长，N A为阿伏加德罗常数的值)3.常见离子晶体结构的分析NaCl型CsCl型ZnS型CaF2型晶胞配位数684F－：8；Ca2＋：4密度的计算(a为晶胞边长，N A为阿伏加德罗常数的值)4×58.5 g·mol－1N A×a3 cm3168.5 g·mol－1N A×a3 cm34×97 g·mol－1N A×a3 cm34×78 g·mol－1N A×a3 cm31．AB型化合物形成的晶体结构多种多样。
第四节离子晶体[学习目标定位] 1.熟知离子键、离子晶体的概念，知道离子晶体类型与性质的联系。
2.认识晶格能的概念和意义，能根据晶格能的大小，分析晶体的性质。
一离子晶体1.结合已学知识和教材内容，填写下表：离子晶体的概念是阴、阳离子通过离子键而形成的晶体。
构成离子晶体的微粒是阴离子和阳离子，微粒间的作用力是离子键。
(2)由于离子间存在着无方向性的静电作用，每个离子周围会尽可能多地吸引带相反电荷的离子以达到降低体系能量的目的。
所以，离子晶体中不存在单独的分子，其化学式表示的是离子的个数比，而不是分子组成。
2.离子晶体的结构(1)离子晶体中，阴离子呈等径圆球密堆积，阳离子有序地填在阴离子的空隙中，每个离子周围等距离地排列着异电性离子，被异电性离子包围。
一个离子周围最邻近的异电性离子的数目，叫做离子晶体中离子的配位数。
(2)观察分析表中离子晶体的结构模型，填写下表：Cl－和Na＋配位数都为6 Cl－和Cs＋配位数都为8 配位数：F－为4，Ca2＋为812个，的Cl－也有12个。
在CsCl晶体中，每个Cs＋周围最近且等距离的Cs＋有6个，每个Cl－周围最近且等距离的Cl－也有6个。
3.问题讨论(1)在NaCl和CsCl两种晶体中，阴阳离子的个数比都是1∶1，都属于AB型离子晶体，为什么二者的配位数不同、晶体结构不同？答案在NaCl晶体中，正负离子的半径比r＋/r－＝0.525，在CsCl晶体中，r＋/r－＝0.934，由于r＋/r－值的不同，结果使晶体中离子的配位数不同，其晶体结构不同。
NaCl晶体中阴、阳离子的配位数都是6，CsCl晶体中阴、阳离子的配位数都是8。
r＋/r－数值越大，离子的配位数越高。
(2)为什么在NaCl(或CsCl)晶体中，正负离子的配位数相同；而在CaF2晶体中，正负离子的配位数不相同？答案在NaCl、CsCl晶体中，正负离子的配位数相同，是由于正负离子电荷(绝对值)相同，因而正负离子的个数相同，结果导致正负离子的配位数相同；若正负离子的电荷数不相同，正负离子的个数必定不相同，结果正负离子的配位数就不会相同。
一、离子晶体的结构与性质电负性较小的金属元素原子和电负性较大的非金属元素原子相互接近到一定程度而发生电子得失，形成阴阳离子，阴阳离子之间通过静电作用而形成的化学键称为离子键。
由离子键构成的化合物称为离子化合物。
阴阳离子间通过离子键相互作用，在空间呈现有规律的排列所形成的晶体叫做离子晶体。
离子晶体以紧密堆积的方式排列，阴阳离子尽可能接近，向空间无限延伸，形成晶体。
阴阳离子的配位数（指一个离子周围邻近的异电性离子的数目）都很大，故晶体中不存在单个的分子。
离子晶体中，阴、阳离子间有强烈的相互作用，要克服离子间的相互作用（离子键）使物质熔化或沸腾，就需要很高的能量。
离子晶体具有较高的熔沸点，难挥发、硬度大，易脆等物理性质。
离子晶体在固态时不导电，在熔融状态或水溶液中由于电离而产生自由移动的离子，在外加电场的作用下定向移动而导电。
大多数离子晶体易溶于水等极性溶剂，难溶于非极性溶剂。
离子晶体的性质还取决于该晶体的结构，下面是几种常见的离子晶体的结构：1、NaCl型晶体结构（面心立方）每个Na＋周围最邻近的Cl－有6个，每个Cl－周围最邻近的Na＋有6个，则Na＋、Cl－的配位数都是6。
因此整个晶体中， Na＋、Cl－比例为1：1，化学式为NaCl，属于AB型离子晶体。
同时，在NaCl晶体中，每个Cl－周围最邻近的Cl－有12个，每个Na＋周围最邻近的Na＋也有12个。
2、CsCl型晶体结构（体心立方）每个Cs＋周围最邻近的Cl－有8个，每个Cl－周围最邻近的Na＋有8个，则Cs＋、Cl－的配位数都是8。
因此整个晶体中， Cs＋、Cl－比例为1：1，化学式为CsCl也属于AB型离子晶体。
在NaCl晶体中，每个Cl－周围最邻近的Cl－有8个，每个Cs＋周围最邻近的Cs＋也有8个。
3、CaF2型晶体结构：每个Ca 2＋周围最邻近的F－有8个，表明Ca 2＋的配位数为8。
每个F－周围最邻近的Ca 2 ＋有4个，表明F－的配位数是4。
离子半径比规则对离子晶体结构影响的探讨石㊀萌(安徽省师范大学附属中学㊀２４１０００)摘㊀要:２０世纪４０年代ꎬ瑞士地球化学家Ｇｏｌｄｓｃｈｍｉｄｔ提出结晶化学定律ꎬ指出离子晶体的结构由离子的半径比㊁电荷比和离子极化三个因素决定.结合离子晶体中几种典型的结构探讨离子半径比对离子晶体结构的影响.关键词:离子半径比ꎻ空隙ꎻ配位数ꎻ高中化学中图分类号:Ｇ６３２㊀㊀㊀㊀㊀㊀文献标识码:Ａ㊀㊀㊀㊀㊀㊀文章编号:１００８－０３３３(２０２０)２８－００９７－０２收稿日期:２０２０－０７－０５作者简介:石萌(１９８９.４－)ꎬ男ꎬ安徽省芜湖人ꎬ研究生ꎬ中学一级教师ꎬ从事高中化学教学研究.㊀㊀由于正负离子半径大小不同ꎬ故离子化合物的结构可以归结为不等径圆球密堆积的几何问题.具体处理时一般可以按负离子(大球)先进行密堆积ꎬ正离子(小球)填充空隙的过程来分析讨论离子化合物的堆积结构问题.下面将对离子晶体的几种典型结构型式进行探讨.㊀㊀一㊁正三角形空隙首先ꎬ将３个半径较大的球相切堆积ꎬ３个球中心位置有个空隙ꎬ然后将１个半径较小球放入空隙ꎬ使得小球刚好和３个打球相切ꎬ此时大小球半径之间存在１个几何关系ꎬ如图１所示.ｃｏｓ３０ʎ＝ｒ＿ｒ＿＋ｒ＋３２＝ｒ＿ｒ＿＋ｒ＋３(ｒ＿＋ｒ＋)＝２ｒ＿ｒ＋ｒ＿＝２－１.７３２１.７３２＝０.１５５假设Ｄ＝ｒ＋/ｒ－ꎬ当Ｄ＝０ꎬ１５５时ꎬ小球在此空隙中既不滚动也不撑开ꎻ当Ｄ<０.１５５时ꎬ此时３个大球带负电斥力太大ꎬ小球阳离子无法将３个球吸引到一起ꎬ故不稳定ꎻ当Ｄ>０.１５５时ꎬ小球阳离子会将３个大球阴离子撑开ꎬ斥力变小ꎬ当Ｄ大到一定程度ꎬ４个球即阴阳离子便会稳定形成.这种情况阳离子所填充的是正三角形空隙ꎬ阳离子的配位数为３.但当Ｄ值大于正四面体空隙的最小值时ꎬ离子晶体的结构类型将会发生变化ꎬ配位数相应的也会增加.㊀㊀二㊁正四面体空隙将４个等径大小的球堆积成正四面体结构ꎬ中心位置出现１个空隙.将１个半径小的球填入此空隙刚好使得小球与４个大球相切.根据几何关系可以算出Ｄ的临界值ꎬ如图２所示.图２２ａ＝２ｒ＿３ａ＝２(ｒ＋＋ｒ＿)(ｒ＋＋ｒ＿)＝３２ａ＝３２(２ｒ＿)＝６２ｒ＿＝１.２２５ｒ＿ｒ＋ｒ＿＝０.２２５同理ꎬ当０.１１５<Ｄ<０２２５时ꎬ阳离子在正四面体空隙中滚动不稳定ꎬ晶体结构转变成正三角形ꎬ配位数为３ꎻ当Ｄ>０.２２５且到一定值时阳离子将阴离子撑开晶体结构稳为正四面体构型ꎬ阳离子配位数为４.例如:立方ＺｎＳ和六方ＺｎＳ型(如图３所示).(１)若Ｓ２－作面心立方最密堆积ꎬ此时根据 最密堆积球数:八面体空隙数ʒ四面体空隙数＝１ʒ１ʒ２ 可推知ꎬ八面体空隙有４个ꎬ四面体空隙有８个ꎻ又因为０.２２５<Ｄ＝０.４０２<０.４１４ꎬ且配位比为４ʒ４ꎬ所以Ｚｎ２＋应该填在四面体空隙中ꎬ四面体填隙率为５０％.(２)若Ｓ２－作六方最密堆积ꎬＺｎ２＋仍填入四面体空隙７９中.根据 球数ʒ八面体空隙数ʒ四面体空隙数＝１ʒ１ʒ２ 的关系推知ꎬ有一半四面体空隙未被占据.图３立方ＺｎＳ和六方ＺｎＳ是非常重要的两种晶体结构.已投入使用的半导体除Ｓｉ㊁Ｇｅ单晶为金刚石型结构外ꎬⅢ－Ｖ族和Ⅱ－Ⅵ族的半导体晶体都是ＺｎＳ型ꎬ且以立方ＺｎＳ型为主.属于六方ＺｎＳ结构的化合物有Ａｌ㊁Ｇａ㊁Ｉｎ的氮化物ꎬ一价铜的卤化物ꎬＺｎ㊁Ｃｄ㊁Ｍｎ的硫化物㊁硒化物.㊀㊀三㊁正八面体空隙当大球作最密堆积时ꎬ由上下两层各３个球相互错开６０ʎ而围成的空隙为八面体空隙ꎬ将小球填入空隙使得小球与空隙中的６个大球相切ꎬ由几何关系可计算出Ｄ的临界值ꎬ如图４所示.图４２(ｒ＋＋ｒ＿)＝２(２ｒ＿)ｒ＋ｒ＿＝０.４１４当０.２２５<Ｄ<０.４１４时ꎬ阳离子在正八面体空隙中滚动不稳定ꎬ晶体结构转变成正四面体构型ꎬ配位数为４ꎻ当Ｄ>０.４１４且到一定值时阳离子将阴离子撑开晶体结构稳为正八面体构型ꎬ阳离子配位数为６.图５例如ＮａＣｌ型(如图５所示).㊀Ｃｌ－作面心立方最密堆积ꎬ此时根据 最密堆积球数ʒ八面体空隙数ʒ四面体空隙数＝１ʒ１ʒ２ 可推知ꎬ八面体空隙有４个ꎬ四面体空隙有８个ꎻ又因为０.４１４<Ｄ＝０.５６４<０.７３２ꎬ且配位比为６ʒ６ꎬ此时Ｎａ＋全部填充在正八面体空隙中ꎬ八面体填隙率为１００％.ＬｉＨ㊁ＬｉＦ㊁ＬｉＣｌ㊁ＮａＦ㊁ＮａＢｒ㊁ＮａＩ㊁ＣａＯ㊁ＣａＳ㊁ＢａＳ等晶体都属于ＮａＣｌ型.㊀㊀四㊁立方空隙当８个等径大小的球堆积成１个立方体时ꎬ中心位置出现了１个空隙.将１个小球填进此空隙且与８个球均相切时ꎬ根据几何关系算出Ｄ得临界值ꎬ如图６所示.图６２(ｒ＋＋ｒ＿)＝３ˑ２ｒ＿ｒ＋ｒ＿＝０.７３２当０.４１４<Ｄ<０.７３２时ꎬ阳离子在立方空隙中滚动不稳定ꎬ晶体结构转变成正八面体构型ꎬ配位数为６ꎻ当图７０.７３２<Ｄ<１时阳离子将阴离子撑开晶体结构稳为立方体构型ꎬ阳离子配位数为８ꎻ当Ｄ＝１时将视为等径圆球密堆积ꎬ此时形成立方八面体空隙ꎬ配位数为１２.例如ＣｓＣｌ型(如图７所示).Ｃｌ－作简单立方堆积ꎬ０.７３２<Ｄ＝０.９２３<１ꎬ且配位比８ʒ８ꎬ所以Ｃｓ＋填入正方体空隙.ＣｓＢｒꎬＣｓＩꎬＮＨ４ＣｌꎬＮＨ４Ｂｒ等属ＣｓＣｌ型.综上所述ꎬ阳阴离子半径比与配位数㊁所占空隙类型的关系见下表:Ｄ值范围配位数空隙类型０.１５５ɤＤ<０.２５５３正三角形０.２５５ɤＤ<０.４１４４正四面体０.４１４ɤＤ<０.７３２６正八面体０.７３２ɤＤ<１８正立方体Ｄ＝１１２立方八面体㊀㊀参考文献:[１]王万林.简单离子晶体离子半径比的计算[Ｊ].张家口师专学报ꎬ２００３(０３):２４－２６.[２]李国英.离子半径比规则与离子晶体的构型[Ｊ].承德民族师专学报ꎬ１９９７(０２):３６－３７.[责任编辑:季春阳]８９。
第2课时离子晶体过渡晶体与混合型晶体发展目标体系构建1.借助离子晶体模型认识离子晶体的结构和性质。
2.能利用离子键的有关理论解释离子晶体的物理性质.3。
知道介于典型晶体之间的过渡晶体及混合型晶体是普遍存在的。
一、离子晶体1．结构特点（1)构成粒子：阳离子和阴离子。
(2）作用力：离子键。
（3）配位数：一个离子周围最邻近的异电性离子的数目.微点拨:大量离子晶体的阴离子或阳离子不是单原子离子，有的还存在电中性分子。
离子晶体中不仅有离子键还存在共价键、氢键等。
2．常见的离子晶体晶体类型NaCl CsCl 晶胞阳离子的配位数68阴离子的配位数68晶胞中所含离子数Cl－4Na＋4Cs＋1Cl－13.物理性质(1)硬度较大，难于压缩。
(2）熔点和沸点较高.（3)固体不导电，但在熔融状态或水溶液时能导电。
离子晶体是否全由金属元素与非金属元素组成？［提示］不一定,如NH4Cl固体是离子晶体但它不含金属元素。
二、过渡晶体与混合型晶体1．过渡晶体（1)四类典型的晶体是指分子晶体、共价晶体、金属晶体和离子晶体。
（2）过渡晶体：介于典型晶体之间的晶体。
①几种氧化物的化学键中离子键成分的百分数氧化物Na2O MgO Al2O3SiO2离子键的62504133百分数/%从上表可知，表中4种氧化物晶体中的化学键既不是纯粹的离子键,也不是纯粹的共价键，这些晶体既不是纯粹的离子晶体也不是纯粹的共价晶体，只是离子晶体与共价晶体之间的过渡晶体。
②偏向离子晶体的过渡晶体在许多性质上与纯粹的离子晶体接近，因而通常当作离子晶体来处理,如Na2O等。
同样，偏向共价晶体的过渡晶体则当作共价晶体来处理,如Al2O3、SiO2等。
微点拨:四类典型晶体都有过渡晶体存在.2．混合型晶体（1）晶体模型石墨结构中未参与杂化的p轨道（2）结构特点-—层状结构①同层内碳原子采取sp2杂化，以共价键(σ键)结合，形成平面六元并环结构。
②层与层之间靠范德华力维系。
高中化学选修三第三章晶体结构与性质一、晶体常识1、晶体与非晶体比较自范性：晶体的适宜的条件下能自发的呈现封闭的，规则的多面体外形。
对称性：晶面、顶点、晶棱等有规律的重复各向异性：沿晶格的不同方向，原子排列的周期性和疏密程度不尽相同，因此导致的在不同方向的物理化学特性也不尽相同。
2、获得晶体的三条途径①熔融态物质凝固。
②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。
③溶质从溶液中析出。
3、晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。
晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。
4、晶胞中微粒数的计算方法——均摊法某粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。
中学常见的晶胞为立方晶胞。
立方晶胞中微粒数的计算方法如下：①晶胞顶角粒子为8个晶胞共用，每个晶胞占1/8②晶胞棱上粒子为4个晶胞共用，每个晶胞占1/4③晶胞面上粒子为2个晶胞共用，每个晶胞占1/2④晶胞内部粒子为1个晶胞独自占有，即为1注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状。
二、构成物质的四种晶体1、四种晶体的比较（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
（2）原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。
如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅（3）离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。
晶格能：1mol气态阳离子和1mol气态阴离子结合生成1mol离子晶体释放出的能量。
（4）分子晶体①分子间作用力越大，物质熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。
②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，熔、沸点越高。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
（5）金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。
