第二章节 晶体的结构.ppt

按照现代科学的观念，自然界中存在四种相互 作用： 强相互作用（strong）- 支配着原子核之间的 相互作用。 弱相互作用（weak）- 支配着如中子的β衰变 过程 电磁相互作用（electromagnetic）。 引力相互作用（gravitationtal） 。 晶体的结合 到底是什么使晶体结合在一起？（重力? 磁力? 库 仑力?） 在自然界存在的四大相互作用中, 与固体内 原子相互作用有关的只有一种：即电磁相互作用， 强弱相互作用范围在 m ～ m 内，此为原子 核范围内。 晶体的结合 内聚能 (Cohesive Energy)： 把晶体中一个原子移到无穷远处，使之成为自由原子所需的能量。对分子晶体，内聚能不到电离能的1%，所以，晶体内原子的电子云分布（与自由原子相比）不会有很大的畸变。 注意内聚能与电离能之间的区别。 电离能：把电子移到无穷远所需的能量。 晶体的结合 晶格能(Lattice Energy): 针对离子晶体而言. 把离子晶体中一个离子移到无穷 远处, 使之成为自由离子所需的能量。（晶格能大小 与电离能差别不大） 2-1 原子的电负性 原子的电负性（Electronegativity） 又称为相对电负性，简称电负性。电负性综合考虑了电离能 和电子亲合能 莱纳斯·卡尔·鲍林于1932年引入电负性的概念，用来表示两 个不同原子形成化学键时吸引电子能力的相对强弱，是元素 的原子在分子中吸引共用电子的能力。 通常以希腊字母χ为电负性的符号。 鲍林给电负性下的定义为“电负性是元素的原子在化合物中 吸引电子能力的标度”。元素电负性数值越大，表示其原子在化合物中 吸引电子的能力越强；反之，电负性数值越小，相应原子在化合物中吸 引电子的能力越弱（稀有气体原子除外）。 2-1 原子的电负性 计算方法 首先需要说明，电负性是相对值，所以没有单位。而且电负性的计算方法 有多种（即采用不同的标度），因而每一种方法的电负性数值都不同，所 以利用电负性值时，必须是同一套数值进行比较。比较有代表性的电负性 计算方法有3种： ① L.C.鲍林提出的标度。根据热化学数据和分子的键能，指定氟的电负性 为4.0，锂的电负性1.0，计算其他元素的相对电负性。 ②R.S.密立根从电离势和电子亲合能计算的绝对电负性。 　　 ③A.L.阿莱提出的建立在核和成键原子的电子静电作用基础上的电负性。 2-1 原子的电负性 常见元素的电负性变化 氟 〉氧 〉氮= 氯〉溴〉碘= 硫= 碳 铝铍镁锂=钙钠钾 2-1 原子的电负性 电负性的周期性变化 氢 2.1 锂1.0 铍 1.57 硼 2.04 碳 2.55 氮 3.04 氧 3.44 氟 4.0 钠 0.93 镁 1.31 铝 1.61 硅 1.90 磷 2.19 硫 2.58 氯 3.16 　 钾 0.82 钙 1.00 锰 1.55 铁 1.83 镍 1.91 铜 1.9 锌 1.65 镓 1.81 锗 2.01 砷 2.18 硒 2.48 溴 2.96 　 铷 0.82 锶 0.95 银 1.93 碘 2.66 钡 0.89 金 2.54铅 2.33 2-1 原子的电负性 在周期表内的递变规律 1.随着原子序号的递增，元素的电负性呈现周期性变化。 2.同一周期，从左到右元素电负性递增，同一主族，自上而下元素电负性递减。对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势。因此，电负性大得元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在左下角。　 3.非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。氟的电负性最大(4.0)，是最活泼的非金属元素;钫是电负性最小的元素(0.7)，是最活泼的金属元素。 4.过渡元素的电负性值无明显规律 2-1 原子的电负性 应用 （1）判断元素的金属性和非金属性。一般认为，电负性大于1.8的是非金属元素，小于1.8的是金属元素，在1.8左右的元素既有金属性又有非金属性。 （2）判断化合物中元素化合价的正负。电负性数值小的元素在化合物吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。 （3）判断分子的极性和键型。电负性相同的非金属元素化合形成化合物时，形成非极性共价键，其分子都是非极性分子；电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间形成极性共价键，相应的化合物是共价化合物；电负性差值大于1.7的两种元素化合时，形成离子键，相应的化合物为离子化合物。 2-1 原子的电负性 离子晶体一般由电负性相差较大的两种元素的原子结合而成。电负性小 的