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1、§4离子键和离子晶体一、本节内容1.离子键和典型的离子化合物(1)离子键在离子化合物中,正、负离子之间存在一种强烈的相互作用,这种强烈的相互作用就是离子键。离子化合物中,正、负离子的电子云近似球形对称,因此离子键没有方向性。在离子晶体中,正、负离子的大小不同,因此可以看成是不等径圆球的密堆积,在堆积中每种离子与尽量多的异号离子接触,从而使体系的能量尽可能低。应当注意:单纯的离子键几乎没有,一般都含有一定的共价键成分。(2)几种典型的离子晶体离子晶体的结构多种多样,而且有的很复杂。但复杂离子晶体一般都是几种典型简单
2、结构形式的变形,因此需要了解几种离子晶体的几种典型结构,这包括CsCl、NaCl、立方ZnS、六方ZnS、CaF2、金红石TiO2等。CsCl型离子晶体:所属晶系:立方;点阵:立方P;结构基元及每个晶胞中结构基元的数目:CsCl,1个;离子的分数坐标:A为(0,0,0),B为(1/2,1/2,1/2)。Cs离子的配位数是8，Cl离子的配位数也是8。NaCl型离子晶体:所属晶系:立方;点阵:立方F;结构基元及每个晶胞中结构基元的数目:NaCl,4个;Na和Cl离子的配位数都是6；离子的分数坐标:立方ZnS型离子晶体
3、:所属晶系:立方;点阵:立方F;结构基元及每个晶胞中结构基元的数目:ZnS,4个;Zn和S离子的配位数都是4；离子的分数坐标:六方ZnS型离子晶体:所属晶系:六方;点阵:六方H;结构基元及每个晶胞中结构基元的数目:2ZnS,1个;Zn和S离子的配位数都是4；离子的分数坐标:CaF2型离子晶体:所属晶系:立方;点阵:立方F;结构基元及每个晶胞中结构基元的数目:CaF2,4个;Ca和F离子的配位数分别是8和4；离子的分数坐标:金红石(TiO2)型离子晶体:所属晶系:四方;点阵:四方P;结构基元及每个晶胞中结构基元的数
4、目:2TiO2,1个;Ti和O离子的配位数分别是6和3；离子的分数坐标:2.离子键理论(1)点阵能:0K时,1mol离子化合物中的正、负离子由相互分离的气态结合成离子晶体时所放出的能量。点阵能(晶格能)的理论计算:两个荷电为Z+e和Z－e的球形离子,距离为r时,相互之间的作用能为:在晶体中,例如NaCl型晶体,当正离子与负离子之间的距离为r(r=r++r-)时,每个Na+离子周围有:6个距离为1r的Cl－12个距离为r的Na＋8个距离为r的Cl－6个距离为r的Na＋……所以对这个Na+离子,其库仑作用能ENa＋为
5、:对一个Cl－离子,其库仑作用能ECl－为:1mol.的Na+和1mol.的Cl－组成的晶体中,库仑能为:1mol.NaCl晶体中,离子之间的排斥能为:这样,1mol.NaCl晶体总的势能函数为:点阵能的实验测定,依据热力学第一定律:Na(s)+Cl2NaCl(s)Cl(g)Cl－(g)+Na＋(g)Na(g)所以U=△Hf－S－I－D－E对于NaCl有:U=△Hf－S－I－D－E=(410.9+108.4+495.0+119.6-348.3)=785.6kJ·mol-1△HfDSEUI(2)离子极化和键型变异现
6、象实际离子晶体中,纯粹属于离子键的很少。一般离子键中都含有共价键成分,共价键成分的多少与什么有关呢?①离子的极化我们知道对于正离子来说,若离子所带电荷越多,体积越小,产生的电场越强,其极化力就越大;一般来说与成正比。过渡金属的极化力较强。离子的变形性与该离子的极化率成正比,带负电荷越多,半径越大的离子越容易变形。②键型变异现象离子极化对离子晶体的键型和结构型式影响很大。当极化力强的离子与变形性强的离子结合时,会产生较大的极化作用,从而导致离子键向共价键过渡,这种现象称为键型变异现象。当离子键向共价键过渡时,会伴
7、随着配位数降低,键长变短,键能和晶体的点阵能增大,晶体的稳定性增加,离子晶体的溶解度降低等现象,这是由共价键的所占比例增大决定的。不过,实际晶体中键型还是很复杂的。③晶体化学定律哥希密特对影响离子晶体结构型式的因素作了简明扼要的总结。他指出：“离子晶体的结构型式，取决于其结构基元(原子、离子或原子团)的数量关系、离子半径的大小及极化作用的性质”。这一概括被称为哥希密特晶体化学定律。此定律不仅适用于离子晶体，也同样适用于其他晶体。可见影响晶体结构型式的主要因素有三个:(1)晶体的组成及数量关系;(2)组成晶体微粒的
8、大小关系;(3)微粒之间的极化作用。由于上述因素影响晶体结构型式，这就出现了类质同晶现象及同质多晶现象。(3)离子半径离子半径是指离子在离子晶体中的“接触”半径,即离子键的键长是相邻正负离子的半径之和。正、负离子半径的相对大小直接影响着离子的堆积方式和离子晶体结构型式。一般的离子晶体是负离子按一定方式堆积起来,较小的正离子嵌入到负离子之间的空隙中去,这样一个正离子周围的负
