此文檔收集于網(wǎng)絡(luò)，如有侵權(quán)請(qǐng)聯(lián)系網(wǎng)站刪除高中化學(xué)奧林匹克競(jìng)賽輔導(dǎo)講座 第6講 晶體結(jié)構(gòu)【競(jìng)賽要求】晶胞。原子坐標(biāo)。晶格能。晶胞中原子數(shù)或分子數(shù)的計(jì)算及化學(xué)式的關(guān)系。分子晶體、原子晶體、離子晶體和金屬晶體。配位數(shù)。晶體的堆積與填隙模型。常見的晶體結(jié)構(gòu)類型，如NaCl、CsCl、閃鋅礦（ZnS）、螢石（CaF2）、金剛石、石墨、硒、冰、干冰、尿素、金紅石、鈣鈦礦、鉀、鎂、銅等。點(diǎn)陣的基本概念。晶系。宏觀對(duì)稱元素。十四種空間點(diǎn)陣類型。分子的極性。相似相溶規(guī)律。分子間作用力。范德華力。氫鍵。其他分子間作用力的一般概念?！局R(shí)梳理】一、離子鍵理論1916 年德國(guó)科學(xué)家Kossel(科塞爾)提出離子鍵理論。（一）離子鍵的形成1、形成過程以 NaCl 為例：（1）電子轉(zhuǎn)移形成離子Nae= Na+ Cl + e= Cl相應(yīng)的電子構(gòu)型變化：2s22p63s1 2s22p6 ；3s23p5 3s23p6分別達(dá)到 Ne 和 Ar 的稀有氣體原子的結(jié)構(gòu)，形成穩(wěn)定離子。（2）靠靜電吸引，形成化學(xué)鍵，體系的勢(shì)能與核間距之間的關(guān)系如圖所示：注：橫坐標(biāo)核間距r ?？v坐標(biāo)體系的勢(shì)能 V ?？v坐標(biāo)的零點(diǎn)當(dāng) r 無窮大時(shí)，即兩核之間無限遠(yuǎn)時(shí)，勢(shì)能為零。下面來考察 Na+ 和 Cl彼此接近時(shí)，勢(shì)能V的變化。圖中可見：r r0時(shí)，隨著 r 的不斷減小，正負(fù)離子靠靜電相互吸引，V減小，體系趨于穩(wěn)定。r = r0 時(shí)，V有極小值，此時(shí)體系最穩(wěn)定，表明形成了離子鍵。r 1.7，發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成離子鍵；X 1.7，實(shí)際上是指離子鍵的成分(百分?jǐn)?shù))大于50%。（2）易形成穩(wěn)定離子Na+（2s22p6），Cl（3s23p6），達(dá)到稀有氣體穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，Ag+（4d10）d軌道全充滿的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。所以，NaCl、AgCl均為離子化合物；而C和Si 原子的電子結(jié)構(gòu)為ns2np2，要失去全部?jī)r(jià)電子形成穩(wěn)定離子，比較困難，所以一般不形成離子鍵。如CCl4、SiF4 等，均為共價(jià)化合物。（3）形成離子鍵，釋放能量大Na +1/2 Cl= NaCl H = 410.9 kJmol 1在形成離子鍵時(shí)，以放熱的形式，釋放較大的能量。（二）離子鍵的特征1、作用力的實(shí)質(zhì)是靜電引力 F （q1q2）/ r2 （q1、q2分別為正負(fù)離子所帶電量）2、離子鍵無方向性、無飽和性因?yàn)槭庆o電吸引，所以無方向性；且只要是正負(fù)離子之間，則彼此吸引，即無飽和性。（三）離子鍵的強(qiáng)度1、鍵能和晶格能以 NaCl 為例：鍵能：1mol 氣態(tài) NaCl 分子，離解成氣體原子時(shí)，所吸收的能量。用E i 表示。NaCl= Na+ Cl H = 鍵能E i越大，表示離子鍵越強(qiáng)。晶格能：氣態(tài)的正負(fù)離子，結(jié)合成 1mol NaCl 晶體時(shí)，放出的能量。用 U 表示。Na+ Cl= NaCl H = U（U為正值）晶格能 U 越大，則形成離子鍵時(shí)放出的能量越多，離子鍵越強(qiáng)。鍵能和晶格能，均能表示離子鍵的強(qiáng)度，而且大小關(guān)系一致。通常，晶格能比較常用。如何求得晶格能?2、玻恩-哈伯循環(huán) ( Born-Haber Circulation) Born 和 Haber 設(shè)計(jì)了一個(gè)熱力學(xué)循環(huán)過程，從已知的熱力學(xué)數(shù)據(jù)出發(fā)，計(jì)算晶格能。具體如下：H1等于Na的升華熱（S），即H1= S = 108.8 kJmol 1H2等于Cl2的離解能（D）的一半，即H2=（1/2）D = 119.7 kJmol 1H3等于Na的第一電離能（I1），即H3= I1 = 496 kJmol 1H4等于Cl的電子親和能（E）的相反數(shù)，即H4= E = 348.7 kJmol 1H5等于NaCl的晶格能（U）的相反數(shù)，即H5= U = ？H6等于NaCl的標(biāo)準(zhǔn)生成熱（f H），即H6= f H = 410.9 kJmol 1由蓋斯定律：H6= H1 +H2+H3+H4+H5所以：H5=H6（H1 +H2+H3+H4）即：U = H1 +H2+H3+H4H6 =108.8+119.7+496348.7+410.9 = 186.7 kJmol 1以上關(guān)系稱為Born-Haber循環(huán) 利用蓋斯定律，通過熱力學(xué)也可以計(jì)算 NaCl 的離子鍵的鍵能。H1 Na的第一電離能I1；H2 Cl的電子親合能 E 的相反數(shù) E；H3 NaCl的晶格能 U 的相反數(shù) U ；H4 NaCl的升華熱 S；而 H5 = Ei。所以，通過 I1、E、U 和S 可求出鍵能 Ei。3、影響離子鍵強(qiáng)度的因素從離子鍵的實(shí)質(zhì)是靜電引力 F (q1q2) / r2出發(fā)，影響 F 大小的因素有：離子的電荷數(shù)q 和離子之間的距離 r（與離子半徑的大小相關(guān)）。（1）離子電荷數(shù)的影響電荷高，離子鍵強(qiáng)。如：（2）離子半徑的影響半徑大，導(dǎo)致離子間距大，所以作用力小；相反，半徑小，則作用力大。如：（3）離子半徑概念將離子晶體中的離子看成是相切的球體，正負(fù)離子的核間距 d 是r+ 和r 之和。 d = r+ + r （d值可由晶體的X射線衍射實(shí)驗(yàn)測(cè)定得到）。1926年，哥德希密特（Goldschmidt）用光學(xué)方法測(cè)定，得到了F 和O2 的半徑，分別為133 pm 和132 pm，結(jié)合X射線衍射數(shù)據(jù)得到一系列離子半徑：Mg2+ 的半徑 r = = 320 pm 132 pm =78 pm這種半徑為哥德希密特半徑。1927年，Pauling 用最外層電子到核的距離，定義為離子半徑，并利用有效核電荷等關(guān)系，求出一套離子半徑數(shù)據(jù)，稱為 Pauling 半徑。教材上兩套數(shù)據(jù)均列出。一般在比較半徑大小和討論規(guī)律變化時(shí)，多采用Pauling 半徑。（3）離子半徑的變化規(guī)律同主族，從上到下，電子層增加，具有相同電荷數(shù)的離子半徑增加。如：Li+ Na+ K+ Cs+；F Cl Br I同周期主族元素，從左至右，離子電荷數(shù)升高，最高價(jià)離子，半徑最小。如：Na+ Mg2+ Al3+ ；K+ Ca2+過渡元素，離子半徑變化規(guī)律不明顯。同一元素，不同價(jià)態(tài)的離子，電荷高的半徑小。如： Ti4+ Ti3+；Fe3+ Fe2+一般負(fù)離子半徑較大；正離子半徑較小。如：可見，雖然F與K相差兩個(gè)周期，但F 的半徑仍比K+ 的半徑大。周期表對(duì)角線上，左上元素和右下元素的離子半徑相似。如：Li+ 和 Mg2+， Sc3+ 和 Zr4+ 的半徑相似。（四）離子晶體的特點(diǎn)1、無確定的分子量NaCl 晶體是個(gè)大分子，無單獨(dú)的NaCl分子存在于分子中。NaCl是化學(xué)式，因而 58.5 是式量，不是分子量。2、導(dǎo)電性水溶液或熔融態(tài)導(dǎo)電，是通過離子的定向遷移導(dǎo)電，而不是通過電子流動(dòng)而導(dǎo)電。 3、熔點(diǎn)沸點(diǎn)較高4、硬度高，延展性差因離子鍵強(qiáng)度大，所以硬度高。如果發(fā)生位錯(cuò)： 發(fā)生錯(cuò)位，正正離子相切，負(fù)負(fù)離子相切，彼此排斥，離子鍵失去作用，故無延展性。如CaCO3可用于雕刻，而不可用于鍛造，即不具有延展性。（五）離子晶體的空間結(jié)構(gòu)1、對(duì)稱性（1）旋轉(zhuǎn)和對(duì)稱軸 n重軸，360度旋轉(zhuǎn)，可以重復(fù)n次。（2）反映和對(duì)稱面晶體中可以找到對(duì)稱面。（3）反映和對(duì)稱中心晶體中可以找到對(duì)稱中心。2、晶胞晶胞是晶體的代表，是晶體中的最小單位，晶胞并置起來，則得到晶體。晶胞的代表性體現(xiàn)在以下兩個(gè)方面：一是代表晶體的化學(xué)組成；二是代表晶體的對(duì)稱性，即具有相同的對(duì)稱元素（對(duì)稱軸，對(duì)稱面和對(duì)稱中心）。晶胞是晶體中具有上述代表性的體積最小，直角最多的平行六面體。3、離子晶體的空間結(jié)構(gòu)（1）離子晶體的堆積填隙模型在離子晶體中，占據(jù)晶格結(jié)點(diǎn)的是正離子和負(fù)離子，負(fù)離子半徑一般比正離子大，因此負(fù)離子在占據(jù)空間方面起著主導(dǎo)作用。在簡(jiǎn)單的二元離子晶體中，負(fù)離子只有一種，可以認(rèn)為負(fù)離子按一定的方式堆積，而正離子填充在其間的空隙中。常見的負(fù)離子堆積方式有三種：立方密堆積或稱面心立方密堆積，六方密堆積和簡(jiǎn)單立方堆積。最后一種不是密堆積，它的晶胞是立方體，八個(gè)角頂上各有一個(gè)負(fù)離子。在立方密堆積和六方密堆積中有兩種空隙：一種是四個(gè)相鄰的負(fù)離子所包圍的空隙，稱為四面體空隙；一種是由六個(gè)相鄰的負(fù)離子所包圍的空隙，稱為八面體空隙。這兩種密堆積結(jié)構(gòu)中，負(fù)離子數(shù)八面體空隙數(shù)四面體空隙數(shù) = 112。在簡(jiǎn)單立方堆積中，只有一種空隙，即由八個(gè)相鄰的負(fù)離子 所包圍的立方體空隙，而負(fù)離子數(shù)立方體空隙數(shù)= 11。正負(fù)離子配位數(shù)（CN+）一般可由正負(fù)離子半徑比規(guī)則確定：r+ /r = 0.225 0.414時(shí)，CN+為4；r+ /r = 0.414 0.732時(shí)，CN+為6；r+ / r = 0.732 1時(shí)，CN+為8。負(fù)離子配位數(shù)（CN）可由下式確定：CN / CN+ = 正離子數(shù) / 負(fù)離子數(shù) = 負(fù)離子電荷 / 正離子電荷例如金紅石TiO2晶體中，r（Ti4+ / r（O2） = 68 pm / 140 pm = 0.486，CN+為6，正負(fù)離子Ti4+ 占據(jù)八面體空隙；CN為3；金紅石晶體中，負(fù)離子數(shù)八面體空隙數(shù) = 11，Ti4+ 數(shù)只有O2 數(shù)的一半，因此Ti4+ 離子只占據(jù)八面體空隙數(shù)的1/2。在描述簡(jiǎn)單離子晶體結(jié)構(gòu)型式時(shí)，一般只要著重指出負(fù)離子的堆積方式以及正負(fù)離子所占空隙的種類與分?jǐn)?shù)，基本上就抓住了離子晶體結(jié)構(gòu)的主要特征。對(duì)于簡(jiǎn)單的二元離子晶體來說，正負(fù)離子在空間的排列方式（即結(jié)構(gòu)形式）主要取決于正負(fù)離子的數(shù)量比（或稱組成比）和半徑比。常見的六種二元離子晶體典型結(jié)構(gòu)型式如表1所示。表1 二元離子晶體典型結(jié)構(gòu)型式結(jié)構(gòu)形式組成比負(fù)離子堆積方式正離子占據(jù)空隙種類正離子占據(jù)空隙分?jǐn)?shù)NaCl型11立方密堆積66八面體空隙1CsCl型11簡(jiǎn)單立方堆積88立方體空隙1立方ZnS型11立方密堆積44四面體空隙1/2六方ZnS型11六方密堆積44四面體空隙1/2CaF2型12簡(jiǎn)單立方堆積84立方體空隙1/2金紅石型12（假）六方密堆積63八面體空隙1/2（2）立方晶系A(chǔ)B型離子晶體的空間結(jié)構(gòu)晶胞的平行六面體是正六面體時(shí)，我們稱它屬于立方晶系，用來表示平行六面體的三度的三個(gè)軸，稱為晶軸，三個(gè)晶軸的長(zhǎng)度分別用a、b、c表示，三個(gè)晶軸之間的夾角分別用、表示。 立方晶系的正六面體晶胞的特點(diǎn)是：按a、b、c以及、之間的關(guān)系不同，工分為7大晶系，我們討論的AB型晶體指正負(fù)離子數(shù)目相同，包括NaCl、CsCl、 ZnS。首先看NaCl的晶胞：組成具有代表性，對(duì)稱性（軸、面、中心）也與晶體相同，所以乙為NaCl的晶胞。觀察配位數(shù)：最近層的異號(hào)離子有4個(gè)，故配位數(shù)為6；觀察晶胞類型：看空心圓點(diǎn)，正六面體的八個(gè)頂點(diǎn)及六個(gè)面的面心各有一個(gè)，所以為面心立方晶系。再看CsCl的晶胞：組成和對(duì)稱性均有代表性?？纯招膱A點(diǎn)，除了立方體的頂點(diǎn)的8個(gè)，無其它，稱為簡(jiǎn)單立方晶胞，配位數(shù)為8。金屬K的晶胞：看實(shí)心圓點(diǎn)，除了在立方體的八個(gè)頂點(diǎn)地有一個(gè)外，在立方體的體心位置還有一個(gè)，所以為體心立方晶胞。ZnS的晶胞：組成和對(duì)稱性均有代表性?？纯招膱A點(diǎn)，除了立方體的頂點(diǎn)的8個(gè)，面中心6個(gè)，也為面心立方，配位數(shù)為4?？傊⒎骄涤?3 種類型晶胞，面心立方、簡(jiǎn)單立方、體心立方。四方晶系，2 種，正交晶系，4 種等，共有14種類型的晶胞。4、配位數(shù)與 r+/r 的關(guān)系NaCl 六配體，CsCl八配體， ZnS 四配體，均為AB型晶體，為何配位數(shù)不同?（1）離子晶體穩(wěn)定存在的條件（2）r+/r 與配位數(shù)從六配位的介穩(wěn)狀態(tài)出發(fā)，進(jìn)行半徑比與配位數(shù)之間關(guān)系的探討。 此時(shí)，為介穩(wěn)狀態(tài)。如果r+ 再大些，則出現(xiàn)上述 b) 種情況，即陰離子同號(hào)相離，異號(hào)相切的穩(wěn)定狀態(tài)。亦即：0.414當(dāng) r+ 繼續(xù)增加，達(dá)到并超過0.732時(shí)，即陽(yáng)離子離子周圍可容納更多陰離子，為8配位，CsCl型。若r+ 變小， 當(dāng)0.414時(shí)，則出現(xiàn)上述 a）種情況，陰離子相切，陰離子陽(yáng)離子相離的不穩(wěn)定狀態(tài)，配位數(shù)減少，4配位，ZnS型?？傊湮粩?shù)與 r+/ r 之比相關(guān)：0.2250.414 4配位 ZnS式晶體結(jié)構(gòu)0.4140.732 6配位 NaCl式晶體結(jié)構(gòu)0.7321.000 8配位 CsCl式晶體結(jié)構(gòu)且r+ 再增大，則達(dá)到12 配位；r- 再減小，則達(dá)到3配位。注意：討論中將離子視為剛性球體，這與實(shí)際情況有出入，但仍不失為一組重要的參考數(shù)據(jù)。因而，我們可以用離子間的半徑比值去判斷配位數(shù)。二、金屬鍵理論（一）金屬鍵的改性共價(jià)鍵理論金屬鍵的形象說法：“失去電子的金屬離子浸在自由電子的海洋中”。金屬離子通過吸引自由電子聯(lián)系在一起，形成金屬晶體，這就是金屬鍵。金屬鍵無方向性，無固定的鍵能，金屬鍵的強(qiáng)弱和自由電子的多少有關(guān)，也和離子半徑、電子層結(jié)構(gòu)等其它許多因素有關(guān)，很復(fù)雜。金屬鍵的強(qiáng)弱可以用金屬原子化熱等來衡量。金屬原子化熱是指 1mol 金屬變成氣態(tài)原子所需要的熱量。金屬原子化熱數(shù)值小時(shí)，其熔點(diǎn)低，質(zhì)地軟；反之，則熔點(diǎn)高，硬度大。例如：金屬可以吸收波長(zhǎng)范圍極廣的光，并重新反射出，故金屬晶體不透明，且有金屬光澤。在外電壓的作用下，自由電子可以定向移動(dòng)，故有導(dǎo)電性。受熱時(shí)通過自由電子的碰撞及其與金屬離子之間的碰撞，傳遞能量，故金屬是熱的良導(dǎo)體。金屬受外力發(fā)生變形時(shí)，金屬鍵不被破壞，故金屬有很好的延展性，與離子晶體的情況相反。（二）金屬晶體的密堆積結(jié)構(gòu)金屬晶體中離子是以緊密堆積的形式存在的，下面的剛性球模型來討論堆積方式。在一個(gè)層中，最緊密的堆積方式是，一個(gè)球與周圍 6 個(gè)球相切，在中心的周圍形成 6 個(gè)凹位，將其算為第一層。第二層對(duì)第一層來講最緊密的堆積方式是將球?qū)?zhǔn)1、3、5 位（若對(duì)準(zhǔn)2、4、6 位，其情形是一樣的）。關(guān)鍵是第三層，對(duì)第一、二層來說，可以有兩種最緊密的堆積方式。第一種是將球?qū)?zhǔn)第一層的球，于是每?jī)蓪有纬梢粋€(gè)周期，即 ABAB 堆積方式，形成六方緊密堆積，配位數(shù)12（同層 6，上下各 3）。此種六方緊密堆積的前視圖：另一種是將球?qū)?zhǔn)第一層的 2、4、6 位，不同于 AB 兩層的位置，這是 C 層。第四層再排 A，于是形成 ABCABC 三層一個(gè)周期。得到面心立方堆積，配位數(shù) 12。 這兩種堆積都是最緊密堆積，空間利用率為 74.05 %。還有一種空間利用率稍低的堆積方式，立方體心堆積。立方體 8 個(gè)頂點(diǎn)上的球互不相切， 但均與體心位置上的球相切，配位數(shù) 8，空間利用率為 68.02 %。（三）金屬鍵的能帶理論. 1、理論要點(diǎn)：（1）電子是離域的所有電子屬于金屬晶體，或說為整個(gè)金屬大分子所共有，不再屬于哪個(gè)原子。我們稱電子是離域的。（2）組成金屬能帶（Energy Band）Na2 有分子軌道：Na 晶體中，n個(gè)3s 軌道組成 n條分子軌道，這n 條分子軌道之間能量差小，由于躍遷所需能量小，這些能量相近的能級(jí)組成能帶。能帶的能量范圍很寬,有時(shí)可達(dá)數(shù)百 kJmol 1。能帶如下圖：（3）滿帶、導(dǎo)帶和空帶（4）能帶重疊2、金屬的物理性質(zhì)（1）導(dǎo)電性導(dǎo)電的能帶有兩種情形，一種是有導(dǎo)帶，另一種是滿帶和空帶有部分重疊。如 Be，也有滿帶電子躍遷，進(jìn)入空帶中，形成導(dǎo)帶，使金屬晶體導(dǎo)電。沒有導(dǎo)帶，且滿帶和空帶之間的禁帶 E 5eV，電子難以躍遷，則為絕緣帶；若禁帶的 E 3eV ，在外界能量激發(fā)下，看作可以穿越禁帶進(jìn)入空帶，以至于能導(dǎo)電，則為半導(dǎo)體。（2）其它物理性質(zhì)金屬光澤：電子在能帶中躍遷，能量變化的覆蓋范圍相當(dāng)廣泛，放出各種波長(zhǎng)的光，故大多數(shù)金屬呈銀白色。延展性：受外力時(shí)，金屬能帶不受破壞。熔點(diǎn)和硬度：一般說金屬單電子多時(shí)，金屬鍵強(qiáng)，熔點(diǎn)高，硬度大。如 W和Re，m.p. 達(dá) 3500K， K 和 Na 單電子少，金屬鍵弱，熔點(diǎn)低，硬度小。金屬能帶理論中，成鍵的實(shí)質(zhì)是，電子填充在低能量的能級(jí)中，使晶體的能量低于金屬原子單獨(dú)存在時(shí)的能量總和。金屬能帶理論屬于分子軌道理論的范疇。二、分子間作用力（一）極性分子和非極性分子1、極性分子和非極性分子由兩個(gè)相同原子形成的單質(zhì)分子，分子中只有非極性共價(jià)鍵，共用電子對(duì)不發(fā)生偏移，這種分子稱為非極性分子。由兩個(gè)不同原子形成的分子，如HCl，由于氯原子對(duì)電子的吸引力大于氫原子，使共用電子對(duì)偏向氯原子一邊，使氯原子一端顯正電，氫原子一端顯負(fù)電，在分子中形成正負(fù)兩極，這種分子稱為極性分子，雙原子分子的極性大小可由鍵矩決定。在多原子分子中，分子的極性和鍵的極性有時(shí)并不一致，如果組成分子的化學(xué)鍵都是非極性鍵，分子也沒有極性，但在組成分子的化學(xué)鍵為極性鍵時(shí)，分子的極性就要取決于它的空間構(gòu)型。如在CO2分子中，氧的電負(fù)性大于碳，在CO鍵中，共用電子對(duì)偏向氧，CO是極性鍵，但由于CO2分子的空間結(jié)構(gòu)是直線型對(duì)稱的（O=C=O），兩個(gè)CO鍵的極性相互抵消，其正負(fù)電荷中心重合，因此CO2是非極性分子。同樣，在CCl4中雖然CCl鍵有極性，但分子為對(duì)稱的四面體空間構(gòu)型，分子沒有極性，我們可把鍵矩看成一個(gè)矢量，分子的極性取決于各鍵矢量加合的結(jié)果。分子的偶極矩是衡量分子極性大小的物理量，分子偶極矩的數(shù)據(jù)可由實(shí)驗(yàn)測(cè)定。2、永久偶極、誘導(dǎo)偶極和瞬時(shí)偶極（1）永久偶極極性分子的固有偶極稱永久偶極。（2）誘導(dǎo)偶極和瞬時(shí)偶極非極性分子在外電場(chǎng)的作用下，可以變成具有一定偶極的極性分子，而極性分子在外電場(chǎng)作用下，其偶極也可以增大。在電場(chǎng)的影響下產(chǎn)生的偶極稱為誘導(dǎo)偶極。誘導(dǎo)偶極用表示，其強(qiáng)度大小和電場(chǎng)強(qiáng)度成正比，也和分子的變形性成正比。所謂分子的變形性，即為分子的正負(fù)電重心的可分程度，分子體積越大，電子越多，變形性越大。非極性分子無外電場(chǎng)時(shí)，由于運(yùn)動(dòng)、碰撞，原子核和電子的相對(duì)位置變化，其正負(fù)電重心可有瞬間的不重合；極性分子也會(huì)由于上述原因改變正負(fù)電重心。這種由于分子在一瞬間正負(fù)電重心不重合而造成的偶極叫瞬間偶極。瞬間偶極和分子的變形性大小有關(guān)。3、分子間作用力（范德華力）分子間存在的一種較弱的相互作用。其結(jié)合力大約只有幾個(gè)到幾十個(gè)kJmol-1。比化學(xué)鍵的鍵能小12個(gè)數(shù)量級(jí)。氣體分子能凝聚成液體或固體，主要就是靠這種分子間作用力。范德華力包括：（1）取向力極性分子之間靠永久偶極與永久偶極作用稱為取向力。僅存在于極性分子之間，且F 2 。（2）誘導(dǎo)力誘導(dǎo)偶極與永久偶極作用稱為誘導(dǎo)力。極性分子作用為電場(chǎng)，使非極性分子產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極或使極性分子的偶極增大(也產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極)，這時(shí)誘導(dǎo)偶極與永久偶極之間形成誘導(dǎo)力，因此誘導(dǎo)力存在于極性分子與非極性分子之間，也存在于極性分子與極性分子之間。（3）色散力瞬間偶極與瞬間偶極之間有色散力。由于各種分子均有瞬間偶極，故色散力存在于極性分子與極性分子、極性分子與非極性分子及非極性分子與非極性分子之間。色散力不僅存在廣泛，而且在分子間力中，色散力經(jīng)常是重要的。取向力、誘導(dǎo)力和色散力統(tǒng)稱范德華力, 它具有以下的共性:（1）它是永遠(yuǎn)存在于分子之間的一種作用力。（2）它是弱的作用力（幾個(gè)幾十個(gè)kJmol-1）。（3）它沒有方向性和飽和性。（4）范德華力的作用范圍約只有幾個(gè)pm。（5）分子間的三種作用力。其中對(duì)大多數(shù)分子來說色散力是主要的，水分子除外。表2 幾種分子間作用力的分配（kJmol-1）分子取向力誘導(dǎo)力色散力總和Ar0.0000.0008.498.49CO0.00290.00848.748.75HI0.0250.113025.8625.98HBr0.6860.50221.9223.09HCl3.3051.00416.8221.13NH313.311.54814.9429.58H2O36.381.9298.99647.28（二）氫鍵1、氫鍵的形成氫鍵的生成，主要是由偶極與偶極之間的靜電吸引作用。當(dāng)氫原子與電負(fù)性甚強(qiáng)的原子（如A）結(jié)合時(shí)，因極化效應(yīng)，其鍵間的電荷分布不均，氫原子變成近乎氫正離子狀態(tài)。此時(shí)再與另一電負(fù)性甚強(qiáng)的原子（如B）相遇時(shí)，即發(fā)生靜電吸引。因此結(jié)合可視為以H離子為橋梁而形成的，故稱為氫鍵。如下式中虛線所示。AH-B其中A、B是氧、氮或氟等電負(fù)性大且原子半徑比較小的原子。生成氫鍵時(shí)，給出氫原子的AH基叫做氫給予基，與氫原子配位的電負(fù)性較大的原子B或基叫氫接受基，具有氫給予基的分子叫氫給予體。把氫鍵看作是由B給出電子向H配對(duì)，電子給予體B是氫接受體，電子接受體AH是氫給予體。氫鍵的形成，既可以是一個(gè)分子在其分子內(nèi)形成，也可以是兩個(gè)或多個(gè)分子在其分子間形成。例如：水揚(yáng)醛在其分子內(nèi)形成了氫鍵，而氟化氫和甲醇則是在其分子之間形成氫鍵。 分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵雖然生成本質(zhì)相同，但前者是一個(gè)分子的締合，后者是兩個(gè)或多個(gè)分子的締合體。因此，兩者在相同條件下生成的難易程度不一定相同。一般來說，分子內(nèi)氫鍵在非極性溶劑的稀溶液里也能存在，而分子間氫鍵幾乎不能存在。因?yàn)樵诤芟〉娜芤豪?，兩個(gè)或兩個(gè)以上分子靠近是比較困難的，溶液越稀越困難，所以很難形成分子間氫鍵。氫鍵并不限于在同類分子之間形成。不同類分子之間亦可形成氫鍵，如醇、醚、酮、胺等相混時(shí)，都能生成類似O一H-O狀的氫鍵。例如，醇與胺相混合即形成下列形式的氫鍵：ROHNRRR一般認(rèn)為，在氫鍵AH-B中，AH鍵基本上是共價(jià)鍵，而H-B鍵則是一種較弱的有方向性的范德華引力。因?yàn)樵覣的電負(fù)性較大，所以AH的偶極距比較大，使氫原子帶有部分正電荷，而氫原于又沒有內(nèi)層電子，同時(shí)原子半徑（約30pm）又很小，因而可以允許另一個(gè)帶有部分負(fù)電何的原子B來充分接近它，從而產(chǎn)生強(qiáng)烈的靜電吸引作用，形成氫鍵。2、氫鍵的飽和性和方向性氫鍵不同于范德華引力，它具有飽和性和方向性。由于氫原子特別小而原子A和B比較大，所以AH中的氫原子只能和一個(gè)B原子結(jié)合形成氫鍵。同時(shí)由于負(fù)離子之間的相互排斥，另一個(gè)電負(fù)性大的原子B就難于再接近氫原子。這就是氫鍵的飽和性。氫鍵具有方向性則是由于電偶極矩AH與原于B的相互作用，只有當(dāng)AH-B在同一條直線上時(shí)最強(qiáng)，同時(shí)原子B一般含有未共用電子對(duì)，在可能范圍內(nèi)氫鍵的方向和未共用電子對(duì)的對(duì)稱軸一致，這樣可使原于B中負(fù)電荷分布最多的部分最接近氫原子，這樣形成的氫鍵最穩(wěn)定。3、影響氫鍵強(qiáng)弱的因素不難看出，氫鍵的強(qiáng)弱與原子A與B的電負(fù)性大小有關(guān)。A、B的電負(fù)性越大，則氫鍵越強(qiáng)；另外也與原子B的半徑大小有關(guān)，即原子B的半徑越小別越容易接近HA中的氫原子，因此氫鍵越強(qiáng)，例如：氟原子的電負(fù)性最大而半徑很小，所以氫鍵中的FH-F是最強(qiáng)的氫鍵。在FH、OH、NH、CH系列中，形成氫鍵的能力隨著與氫原子相結(jié)合的原子的電負(fù)性的降低而遞降。碳原子的電負(fù)性很小，CH一般不能形成氫鍵，但在HCN或HCCl3等中，由于氮原子和氯原子的影響，使碳原子的電負(fù)性增大，這時(shí)也可以形成氫鏈。例如HCN的分子之間可以生成氫鍵，三氯甲烷和丙酮之間也能生成氫鍵： 4、氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響氫鍵作為把分子彼此連接起來的力，是一種很強(qiáng)的力，若在晶體內(nèi)分子之間形成氫鍵，則晶體變硬，同時(shí)熔點(diǎn)有升高的傾向，分子間以氫鍵相連的化合物，其晶體的硬度和熔點(diǎn)介于離子晶體和由色散力形成的晶體之間。對(duì)于液體，分子間氫鍵也能將構(gòu)成液體的分子連接起來，使液體的粘度和表面張力增加，沸點(diǎn)升高。當(dāng)分子能與水（溶劑）形成分子間氫鍵時(shí)，則該分子易溶于水（溶劑）。若分子能形成分子內(nèi)氫鍵時(shí)，則與水（溶劑）難于形成分子間氫鍵，因而這種分子難溶于水（溶劑）。同樣由于分子形成分子內(nèi)氫鍵，分子之間不再締合而凝聚力較小，因此這種化合物容易氣化，沸點(diǎn)偏低。例如，硝基苯酚的三個(gè)異構(gòu)體，其中鄰硝基苯酚生成分子內(nèi)氫鍵，不能再與其它鄰硝基苯酚分子和水分子生成分子間氫鍵，因此鄰硝基苯酚容易揮發(fā)且不溶于水，間和對(duì)硝基苯酚不僅分子之間能生成氫鍵，且與水分子之間也能生成氫鍵。由于分子間氫鍵能夠降低物質(zhì)的蒸氣壓，利用它們的這種差別，可用水蒸汽蒸餾方法將鄰位異構(gòu)體與間、對(duì)位異構(gòu)體分開。分子間和分子內(nèi)氫鍵的不同不僅影響物質(zhì)的物理性質(zhì)，也對(duì)它們的化學(xué)性質(zhì)和化學(xué)反應(yīng)等產(chǎn)生影響。另外，分子能否生成氫鍵，對(duì)其性質(zhì)的影響更大?！镜湫屠}】例1、現(xiàn)有甲、乙、丙（如圖）三種晶體，試寫出甲、乙二晶體的化學(xué)式和丙晶體中C和D的個(gè)數(shù)比。 分析：根據(jù)晶格點(diǎn)類型及它對(duì)單元晶胞的貢獻(xiàn)，可分別算出三種晶體中所含微粒的數(shù)目。甲：X的個(gè)數(shù)= 11 = 1Y的個(gè)數(shù)= 4 = XY = 1 = 21乙：A的個(gè)數(shù)= 8= 1 B的個(gè)數(shù)= 11 = 1AB = 11丙：C的個(gè)數(shù)= 11 + 12 = 4D的個(gè)數(shù)= 8 + 6 = 4解：甲的化學(xué)式為X2Y或YX2，乙的化學(xué)式為AB或BA。丙中CD = 11例2、求證離子半徑比（r + / r）至少等于0.732時(shí)，AB型離子化合物的晶格才屬CsCl型。分析：在CsCl晶體中，陰、陽(yáng)離子盡量接近，使引力最大，而相同離子盡量離開，使斥力最小。解：設(shè)正方體的邊長(zhǎng)為a，陰陽(yáng)離子的核間距為d。d = r + + r，a 2 r由圖得 b2 = 2a2 c2 = b2 + a2 = 3a2所以c = a 又因?yàn)閏 = 2d a 2 r 所以 2d 2 rd = r + + r r +1 1 = 0.732即 至少等于0.732。例3、實(shí)驗(yàn)測(cè)得某些離子型二元化合物的熔點(diǎn)如下表所示，試從晶格能的變化來討論化合物熔點(diǎn)隨離子半徑、電荷變化的規(guī)律?；衔颪aFNaClNaBrNaIKClRbClCaOBaO熔點(diǎn)/K126510741020935104199028432173分析：離子晶體熔點(diǎn)主要由晶格能決定，晶格能越大熔點(diǎn)越高。而晶格能又和陰、陽(yáng)離子電荷及半徑有關(guān)，晶格能（負(fù)值）。據(jù)此分下列幾種情況討論：（1）對(duì)于NaF、NaCl、NaBr、NaI，其陽(yáng)離子均為Na+，陰離子電荷相同而陰離子半徑大小為：rrrr晶格能大小為：NaFNaClNaBrNaI所以熔點(diǎn)高低也是NaFNaClNaBrNaI。（2）對(duì)于NaCl、KCl、RbCl，其陰離子均為Cl，而陽(yáng)離子電荷相同，離子半徑：rrr則晶格能：NaClKClRbCl 。同理，CaO熔點(diǎn)高于BaO。（3）對(duì)于NaF與CaO，由于它們的陰、陽(yáng)離子距離差不多（= 231pm = 239pm），故晶格能的大小決定于離子電荷數(shù)，CaO的陰、陽(yáng)離子電荷數(shù)均為2，而NaF均為1，則CaO的晶格能比NaF大，所以CaO熔點(diǎn)高于NaF。同理BaO的熔點(diǎn)高于NaCl。解：離子晶體的熔點(diǎn)，隨陰、陽(yáng)離子電荷的增高和離子半徑的減小而增高。例4、石墨具有層狀結(jié)構(gòu)，如圖：（1）試指出石墨層狀分子中碳原子（C）數(shù)與CC化學(xué)鍵（將每對(duì)臨近的碳原子與碳原子間的聯(lián)線看作一個(gè)化學(xué)鍵）數(shù)的相對(duì)比例，請(qǐng)對(duì)所得結(jié)論的導(dǎo)出作出論證（若能以兩種方法論證更好）；（2）實(shí)驗(yàn)測(cè)得石墨、苯、乙烯分子中CC鍵鍵長(zhǎng)依次為142、140、133 pm。請(qǐng)對(duì)上述系列中鍵長(zhǎng)依次遞減的現(xiàn)象作出合理的解釋。分析：從六邊形的共用頂點(diǎn)，看每個(gè)頂點(diǎn)對(duì)環(huán)所作的貢獻(xiàn)進(jìn)行分析，以及每C原子所享有的電子數(shù)進(jìn)行討論。解：（1）石墨層狀分子中碳原子（C）數(shù)與CC化學(xué)鍵數(shù)的相對(duì)比例為：C/CC = 1/1.5 = 0.67/1若取層狀結(jié)構(gòu)的一個(gè)基本單元平面正六邊形來看，六邊形上的每個(gè)頂點(diǎn)（碳原子）為三個(gè)六邊形共用，故每個(gè)平面六邊形中的碳原子數(shù)為6 = 2；六邊形的每條邊（即CC鍵）為兩個(gè)六邊形所共用，故每個(gè)平面正六邊形中的CC鍵數(shù)為6 = 3。所以每個(gè)六邊形中C/CC= 2/3 = 0.67。若從層狀結(jié)構(gòu)的一個(gè)點(diǎn)即碳原子來看：它周圍有三個(gè)CC鍵，但每個(gè)CC鍵都是由該原子與另一個(gè)碳原子所共用，故該碳原子單獨(dú)享有的CC鍵數(shù)為3 = 1.5。（2）從石墨、苯、乙烯的分子結(jié)構(gòu)可知：石墨中1個(gè)CC鍵平均有0.67個(gè)電子；苯分子中1個(gè)CC鍵平均有1個(gè)電子；乙烯分子中1個(gè)CC鍵有2個(gè)電子：由于電子從0.67、1增大到2，所以鍵長(zhǎng)縮短。例5、試比較下列金屬熔點(diǎn)的高低，并解釋之。（1）Na、Mg、Al（2）Li、Na、K、Rb、Cs分析：用金屬鍵理論分析、判斷。解：熔點(diǎn)：（1）NaMgAl因?yàn)殡x子半徑Na+Mg2+Al3+，而離子電荷Na+Mg2+Al3+，金屬晶體中，離子半徑越小，電荷數(shù)越大，金屬鍵越強(qiáng)，金屬鍵越強(qiáng)，金屬晶體的熔點(diǎn)越高。（2）熔點(diǎn)LiNaKRbCsLi+、Na+、K+、Rb+、Cs+的離子電荷數(shù)相同，離子半徑Li+Na+K+Rb+Cs+，金屬鍵LiNaKRbCs，所以熔點(diǎn)高低順序如上。例6、已知金屬銅為面心立方晶體，如圖所示：銅的相對(duì)原子質(zhì)量為63.54，密度為8.936 gcm3，試求：faithfully adv. 忠實(shí)地（1）單位晶胞的邊長(zhǎng)；crater n. 火山口；彈坑（2）銅的金屬半徑。分析：由題提供的數(shù)據(jù)，先求出銅的摩爾體積，再求出單胞體積，最后求出單胞邊長(zhǎng)和金屬半徑。解：（1）1 mol銅原子所占的體積為：1 mol 63.54 gmol1/8.936 gcm3=7.11cm3銅為面心立方晶格，1個(gè)單胞中有4個(gè)銅原子，故1個(gè)單胞的體積為carrot n. 胡蘿卜 = 4.7221023cm3單胞邊長(zhǎng)a為：a = = 3.615108cm case n. 情況；病例；案例（2）在一個(gè)面心立方晶胞中，單胞邊長(zhǎng)為a，銅原子的金屬半徑為r，根據(jù)簡(jiǎn)單的幾何關(guān)系得：(4r)2 = a2 + a2r = /4a = 1.28108cmn.（潛水艇或潛水者的）通氣管因此銅單位晶胞的邊長(zhǎng)為3.61510-8cm，銅原子的金屬半徑為1.2810-8cm例7、X衍射實(shí)驗(yàn)測(cè)得，金屬銀屬于立方晶系，它的晶胞參數(shù)a = 408 pm；又用比重瓶測(cè)出金屬銀的密度d = 10.6 g/cm3。問金屬銀的點(diǎn)陣類型。n. 失敗分析：欲得一個(gè)晶胞里有幾個(gè)銀原子，需得知一個(gè)晶胞的質(zhì)量。后者可根據(jù)晶胞的體積和金屬的密度求得。求出Z = ？，對(duì)于常見的金屬晶胞，就可以獲知它的點(diǎn)陣類型。一般規(guī)律是：Z = 1，簡(jiǎn)單立方；Z = 2，六方密堆積的六方晶胞或體心立方（金屬晶體很少有底心類型，一般可排除）；Z = 4，面心立方。（注：根據(jù)較深入的理論，從X衍射實(shí)驗(yàn)得到的衍射圖譜上考察衍射強(qiáng)度就可確定點(diǎn)陣的帶心與否以及帶心類型，從略。）解：使參與（卷入）晶胞體積 V = (408pm)3晶胞的質(zhì)量 m = 10.6g / cm3 (4.08108cm)3skilful adj. 有技巧的；熟練的設(shè)晶胞含有 x個(gè)銀原子，質(zhì)量為x107.9 / 6.0221023bored adj. 厭煩的x107.96g / 6.0221023 = 10.6g/cm3 (4.08108cm)3 x = 4.02所以，一個(gè)晶胞含4個(gè)銀原子（注：由于數(shù)據(jù)來自測(cè)定實(shí)驗(yàn)，不可能得到4.0000的整數(shù)，而原子數(shù)總是整數(shù)。因此，銀的點(diǎn)陣類型屬于面心立方點(diǎn)陣?！局苡?xùn)練】1、硼酸晶體是一種層狀結(jié)構(gòu)的分子晶體，在晶體的一層之內(nèi)，硼酸分子通過 連結(jié)成巨大的平面網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，而層與層之間則是通過 結(jié)合的。balcony n. 陽(yáng)臺(tái)2、固體五氯化磷是由陽(yáng)離子和陰離子形成的離子化合物（但其蒸氣卻是分子化合物），則固體中兩種離子的構(gòu)型分別為 、 。3、最近發(fā)現(xiàn)一種由鈦原子和碳原子構(gòu)成的氣態(tài)團(tuán)簇分子，如右圖所示，頂角和面心的原子是鈦原子，棱的中心和體心的原子是碳原子，它的化學(xué)式是_ _。4、1mol氣態(tài)鈉離子和1mol氣態(tài)氯離子結(jié)合生成1mol氯化鈉晶體所釋放出的熱能為氯化鈉晶體的晶格能。（1）下列熱化學(xué)方程式中，能直接表示出氯化鈉晶體晶格能的是 。ANa（g）Cl（g）NaCl（s） HBNa（s）1/2Cl2（g）NaCl（s） H1CNa（s）Na（g） H2DNa（g）eNa（g） H3E1/2Cl2（g）Cl（g） H4FCl（g）e Cl（g） H5（2）寫出H1與H2、H3、H4、H5之間的關(guān)系式 。5、石英平面結(jié)構(gòu)如圖1所示。根據(jù)石英的平面結(jié)構(gòu)圖分析石英晶體的化學(xué)式？在石英晶體中，每個(gè)Si原子獨(dú)有多少個(gè)SiO鍵，由此分析n mol 石英晶體中約含多少摩SiO鍵？石英的晶體結(jié)構(gòu)空間結(jié)構(gòu)為：在晶體硅的SiSi鍵之間插入O原子。請(qǐng)想象石英的空間結(jié)構(gòu)思考構(gòu)成一個(gè)最小的環(huán)需多少個(gè)原子？以Si原子為中心的SiO鍵之間的鍵角為多少度？原硅酸根離子SiO的結(jié)構(gòu)如圖2所示。二聚硅酸根離子Si2O，只有硅氧鍵，它的結(jié)構(gòu)如何表示？ 6、觀察干冰的晶胞結(jié)構(gòu)，計(jì)算每個(gè)晶胞中含有CO2分子的個(gè)數(shù)？在干冰晶體結(jié)構(gòu)中，每個(gè)CO2分子周圍與之最近且等距離CO2分子的個(gè)數(shù)？ 7、現(xiàn)有甲、乙、丙、丁四種晶胞（如圖所示），可推知：甲晶體中A與B的離子個(gè)數(shù)比為_；乙晶體的化學(xué)式為_；丙晶體的化學(xué)式為_；丁晶體的化學(xué)式為_。8、晶體硼的基本結(jié)構(gòu)單元都是由硼原子組成的正二十面體，其中含有20個(gè)等邊三角形的面和一定數(shù)目的頂角，每個(gè)頂角各有一個(gè)硼原子，如圖所示?；卮穑海?）鍵角 _ ；（2）晶體硼中的硼原子數(shù)_個(gè)；（3）BB鍵_條？9、C70分子是形如橢球狀的多面體，該結(jié)構(gòu)的建立基于以下考慮：（1）C70分子中每個(gè)碳原子只跟相鄰的3個(gè)碳原子形成化學(xué)鍵；（2）C70分子中只含有五邊形和六邊形；（3）多面體的頂點(diǎn)數(shù)、面數(shù)和棱邊數(shù)的關(guān)系遵循歐拉定理：頂點(diǎn)數(shù) + 面數(shù)棱邊數(shù)= 2。根據(jù)以上所述確定：（1）C70分子中所含的單鍵數(shù)和雙鍵數(shù)；（2）C70分子中的五邊形和六邊形各有多少個(gè)？10、已知Fe x O晶體的晶胞結(jié)構(gòu)為NaCl型，由于晶體缺陷，x的值小于1。測(cè)知Fe x O晶體密度為5.71gcm3，晶胞邊長(zhǎng)為4.281010m（鐵原子量為55.9，氧原子量為16.0）。求：（1）FexO中x的值（精確至0.01）。（2）晶體中的Fe分別為Fe2+ 和Fe3+，在Fe2+ 和Fe3+ 的總數(shù)中，F(xiàn)e2+ 所占分?jǐn)?shù)為多少？（精確至0.001。）（3）寫出此晶體的化學(xué)式。（4）描述Fe在此晶體中占據(jù)空隙的幾何形狀（即與O2 距離最近且等距離的鐵離子圍成的空間形狀）。（5）在晶體中，鐵元素的離子間最短距離為多少？11、最近發(fā)現(xiàn)，只含鎂、鎳和碳三種元素的晶體竟然也具有超導(dǎo)性。鑒于這三種元素都是常見元素，從而引起廣泛關(guān)注。該晶體的結(jié)構(gòu)可看作由鎂原子和鎳原子在一起進(jìn)行（面心）立方最密堆積（ccp），它們的排列有序，沒有相互代換的現(xiàn)象（即沒有平均原子或統(tǒng)計(jì)原子），它們構(gòu)成兩種八面體空隙，一種由鎳原子構(gòu)成，另一種由鎳原子和鎂原子一起構(gòu)成，兩種八面體的數(shù)量比是13，碳原子只填充在鎳原子構(gòu)成的八面體空隙中。（1）畫出該新型超導(dǎo)材料的一個(gè)晶胞（碳原子用小球，鎳原子用大球，鎂原子用大球）。（2）寫出該新型超導(dǎo)材料的化學(xué)式。12、某同學(xué)在學(xué)習(xí)等徑球最密堆積（立方最密堆積A1和六方最密堆積A3）后，提出了另一種最密堆積形式Ax 。如右圖所示為Ax 堆積的片層形式，然后第二層就堆積在第一層的空隙上。請(qǐng)根據(jù)Ax 的堆積形式回答：（1）計(jì)算在片層結(jié)構(gòu)中（如右圖所示）球數(shù)、空隙數(shù)和切點(diǎn)數(shù)之比 （2）在Ax 堆積中將會(huì)形成正八面體空隙和正四面體空隙。請(qǐng)?jiān)谄瑢訄D中畫出正八面體空隙（用表示）和正四面體空隙（用表示）的投影，并確定球數(shù)、正八面體空隙數(shù)和正四面體空隙數(shù)之比 （3）指出Ax 堆積中小球的配位數(shù) （4）計(jì)算Ax 堆積的原子空間利用率。（5）計(jì)算正八面體和正四面體空隙半徑（可填充小球的最大半徑，設(shè)等徑小球的半徑為r）。（6）已知金屬Ni晶體結(jié)構(gòu)為Ax 堆積形式，Ni原子半徑為124.6 pm，計(jì)算金屬Ni的密度。（Ni的相對(duì)原子質(zhì)量為58.70）（7）如果CuH 晶體中Cu的堆積形式為Ax 型，H 填充在空隙中，且配位數(shù)是4。則H 填充的是哪一類空隙，占有率是多少？（8）當(dāng)該同學(xué)將這種Ax 堆積形式告訴老師時(shí)，老師說Ax 就是A1或A3的某一種。你認(rèn)為是哪一種，為什么？13、石墨晶體由層狀石墨“分子”按ABAB方式堆積而成，如右圖所示，圖中用虛線標(biāo)出了石墨的一個(gè)六方晶胞。（1）該晶胞的碳原子個(gè)數(shù) 。（2）寫出晶胞內(nèi)各碳的原子坐標(biāo)。 （3）已知石墨的層間距為334.8 pm，CC鍵長(zhǎng)為142 pm，計(jì)算石墨晶體的密度為 。石墨可用作鋰離子電池的負(fù)極材料，充電時(shí)發(fā)生下述反應(yīng)：Li1xC6x Lix e LiC6 其結(jié)果是，Li嵌入石墨的A、B層間，導(dǎo)致石墨的層堆積方式發(fā)生改變，形成化學(xué)式為L(zhǎng)iC6的嵌入化合物。（4）右圖給出了一個(gè)Li沿C軸投影在A層上的位置，試在右圖上標(biāo)出與該離子臨近的其他6個(gè)Li的投影位置。（5）在LiC6中，Li與相鄰石墨六元環(huán)的作用力屬何種鍵型？ （6）某石墨嵌入化合物每個(gè)六元環(huán)都對(duì)應(yīng)一個(gè)Li，寫出它的化學(xué)式。 鋰離子電池的正極材料為層狀結(jié)構(gòu)的LiNiO2。已知LiNiO2中Li和Ni3均處于氧離子組成的正八面體體心位置，但處于不同層中。（7）將化學(xué)計(jì)量的NiO和LiOH在空氣中加熱到770可得LiNiO2，試寫出反應(yīng)方程式。 （8）寫出LiNiO2正極的充電反應(yīng)方程式。 （9）鋰離子完全脫嵌時(shí) LiNiO2 的層狀結(jié)構(gòu)會(huì)變得不穩(wěn)定，用鋁取代部分鎳形成LiNi1y Al y O2。可防止理離子完全脫嵌而起到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的作用，為什么？ 參考答案：1、氫鍵，范德華力2、正四面體，正八面體3、Ti14C134、（1）A或H （2）H1HH2H3H4H55、在石英晶體中每個(gè)Si原子通過SiO極性鍵與4個(gè)O原子作用，而每個(gè)O原子也通過SiO極性鍵與2個(gè)Si原子作用，故在石英晶體中Si原子與O原子的原子個(gè)數(shù)比為12，可用“SiO2”