离子晶体中离子配位数的影响因素
的因素离子晶体的配位数(CN)
X : Y = 1/8×4
Y
:
1
= 1 : 2
2、某物质的晶体中含A、B、C三种元素，其排 列方式如图，则该离子晶体的化学式是
AB3C
A B C
A : B : C = 1/8×8 : = 1 : 3 : 1 12×1/4 : 1
3.下图为高温超导领域中的一种化合物： 钙-钛矿 (氧化物)晶体结构中具有代表性的 最小重复单元：该晶体中氧钙钛的微粒个 3:1:1 该晶体的化学式为TiCaO3 数比为_______ 分析： CaTiO O: 棱心：12 ×1/4 =3 Ca: 体心：1 Ti: 顶点：8 ×1/8 =1
晶体的分类: 根据构成晶体的微粒和微粒间的作用.
分子晶体 分为
原子晶体
离子晶体 金属晶体
离 子 晶 体
一、离子晶体
1、定义：由阴、阳离子通过离子键结合而成的晶体 叫离子晶体 。 （1）结构微粒：阴、阳离子 （2）相互作用：离子键 2、特征：无单个分子存在,也无分子式只有化学式表示阴阳离子 的最简整数比 3、离子化合物在固态时都属于离子晶体包括： 强碱、大多数盐、活泼金属氧化物 4.物性:(1)熔沸点较高，硬度较大，难以压缩 (2)固态不导电，熔融态可以导电，能溶于其水溶液可以 导电（ 化学变化，导电的同时会被电解） (3)大多数易溶于水,难溶于有机溶剂.溶于水克服离子键.
氯化钠的晶格扩展
回离子晶体
结束
1. 哪个是NaCl晶胞？
为什么大的是晶胞呢？
不能重合！
能重合！
确定氯化钠的化学式：
Cl-：8×1/8+6×1/2=4
Na+:1+12×1/4=4 化学式为： NaCl
思考：每个Cl- 周围与它最近且等距离的Na+共有 6 个 每个Na+ 周围与它最近且等距离的Cl-共有 6 个
配位数的确定
影响配位数的因素如下 ： 1、中心原子的大小 2、中心原子的电荷 3、配体的性质
中心原子的大小
中心原子的最高配位数决定于它在周期表中的周次。 在周期表内,第1周期元素的最高配位数为2； 第2周期元素的最高配位数为4； 第3周期为6,以下为8、10。 最高配位数是指在配合物中,中心原子周围的最高 配位原子数,实际上一般可低于最高数。 在实际中第1周期元素原子的配位数为2，第2周期 不超过4。除个别例外，第3、4周期不超过6，第5、6 周期为8。 最常见的配位数为4和6,其次为2、5、8。配位数 为奇数的通常不如偶数的普遍。
配位数越大，结合能越低，晶体结构越稳定。
2.密堆积 如果晶体由完全相同的一种粒子组成，而粒子被看作小圆 球，则这些全同的小圆球最紧密的堆积称为密堆积。 密堆积特点：结合能低，晶体结构稳定；配位数最大为12。
(1)六角密积
（Be,Mg,Cd,Zn）
AB
第一层：每个球与6个球相切，有6个空隙，
如编号1,2,3,4,5,6。
中心原子的电荷
中心原子的电荷高，配位数就大。例如, 等电子系列的中心原子Ag+、Cd2+和In3+与Cl-分 别生成配位数为2、4和6的【AgCl2】-、 【CdCl4】2-和【InCl6】3-配离子。同一元素不 同氧化态的离子常具有不同的配位数,例如,二 价铂离子Pt2+的配位数为4,而4价铂离子配位 数Pt4+为6。
配位数的确定
高考备考
NaCl晶体中阴离子的配位数为6，而Cl-按面心立 方堆积的配位数是12。怎么都是配位数一会儿是6，一 会儿又是12，这怎么理解？
氯离子按面心立方堆积是没错，但那不是真正的 配位数，因为氯离子是同号离子，是相互斥的； 同理，钠离子也是按面心立方堆积的，这两种离 子形成的面心立方堆积都产生八面体空穴，彼此进入 对方八面体空穴中就对了，此时异号离子之间的接触 才算配位数，这样配位数就是真正的配位数，即6。 面心立方堆积如果是金属原子，则其配位数是12， 因为周围的原子都与该原子形成金属键的，这时也是 真正的配位数。
材料化学5鲍林原则
U Z Z e2 N A A 1 1
r0
n
这个公式称为波恩兰德离子晶体晶 格能方程。
U Z Z e2 N A A 1 1
r0
n
晶格能的大小与离子晶体的物理性能之间有密切的关系。 一般说来，晶格能越大，晶体的硬度就越大，熔点越高， 热膨胀系数越小。
若不同的离子晶体具有相同的晶体构型 (A相同) 、相同的 阳离子电价和阴离子电价 (Z+、Z相同)，则晶格能随r0 (也 相当于晶胞常数) 的增大而减小，相应的，晶体的熔点降低 而热膨胀系数增大；
关于离子半径：鲍林半径
离子的大小主要是由外层电子的分布决定，而对于具有 相同电子层的离子来说，其离子半径则应该与其有效核 电荷成反比。因此鲍林提出了一个计算离子半径的公式
R1
Cm
Z
用这一方法可以求出 R1 后，就可以用下式换算出多价离 子的半径 R：
R R1 2 /(n1)
哥希密德半径和鲍林半径都是以配位数为 6 的 NaCl 结构为基准的。和金属的原子半径一样 ，离子的有效半径也应该与配位数有关。对于 配位数不为 6 的结构，离子半径值应该乘以一
如果组成离子晶体的阳离子和阴离子的电子构型不同， n 值则可以取阴、阳离子 n 值的平均值。
一对阴、阳离子之间的互作用势能 V 应该为吸引能和排斥能之和，即
V Z Z e2 B
r
rn
V Z Z e2 B
r
rn
可以通过令 dV/dr＝0 来获得离子间的平衡
距离 r0 和互作用势能的极小值Vmin。注意 到 r0 和 Vmin 都是参数B的函数，将 B 用 r0 表示并代入 Vmin 的表达式即得到：
r0
一些典型晶体结构的马德隆常数
离子晶体中离子配位数的影响因素
离子晶体中离子配位数的影响因素[摘要]对离子晶体配位数的影响因素：几何因素、电荷因素和键性因素在教材的基础上作了适当展开介绍，着重通过定量数据推导了半径比和离子晶体配位数的关系，并从离子极化角度对键性因素作了分析，最后对晶体化学定律做了适当介绍[关键词]离子晶体半径比规则离子极化配位数人民教育出版社高中化学选修3第三章第四节《离子晶体》中通过氯化钠、氯化铯和氟化钙晶体模型的具体分析，得出了影响离子晶体结构(配位数)的三个因素：几何因素、电荷因素和键性因素。
然而对于几何因素仅仅是通过两个特定数值得出的结论，并没有给出具体的说明和定量的推导，更没有说明当半径比在怎样的范围内形成怎样的配位数，对于键性因素更是一笔带过。
本文将对几何因素对离子晶体配位数的影响作出定量讨论，同时也将对电荷因素和键性因素适当展开介绍一、几何因素——半径比规则由于离子键没有方向性和饱和性，离子在晶体中常常采取尽可能的密堆积形式。
由于阴离子的体积一般比阳离子大得多，故阴离子的堆积形式对离子晶体的结构起主导作用。
为使堆积紧密，较小的阳离子常处在阴离子堆积的空隙之中。
为了降低晶体体系的能量，应尽量使阳离子具有较大的配位数并使异号离子充分接触，同号离子尽可能不接触，因此一个阳离子周围配位的阴离子数(配位数)将受到阴阳离子半径比的限制。
阴阳离子的半径比对离子晶体结构(配位数)的影响叫做几何因素(或半径比规则)。
我们以最常见的AB型理想6:6配体晶体构型(即阴阳离子和阴阴离子恰好完全接触的情形)的某一层为例说明(如图1)设r-=1，则AB=BC=2r-=2；AC=2(r-+ r+)=2+2r+，因为ΔABC为等腰直角三角型，根据毕达哥拉斯定理：AC2=AB2+BC2，即22+22 =(2+2r+)2，解得r+=0.414也就是说，当r+/r-=0.414时，阴阳离子直接接触，阴阴离子也直接接触。
当r+/r-0.414时，则阴阴离子开始接触不良，阴阳离子却能紧靠在一起。
讲座八、离子晶体的结晶化学(2017年10月14日,2中,王振山)
Zn 2
rS 2 rTi 4 rO 2 rCs rCl rNa rCl rCa 2 rF
0.074 0.402 0.184 0.068 0.486 0.140 0.169 0.934 0.181 0.095 0.525 0.181 0.099 0.728 0.136
28
总之，配位数与 r +/ r－ 之比相关： 0.225 —— 0.414 4 ：4 ZnS 型晶体结构 0.414 —— 0.732 6 ：6 NaCl 型晶体结构 0.732 —— 1.000 8 ：8 CsCl 型晶体结构 这就是半径比规则，用半径比规则可以判断 离子晶体的空间结构类型。 若 r + 再增大，可达到 12 配位； r + 再减小，则形成 3 配位。
3
⑵、离子晶体的堆积方式：
许多离子晶体的结构可以按密堆积结构了 解其特征。离子晶体属于不等径球体堆积 。一般将负离子看成是大球作等径球的密 堆积，正离子填充在负离子所形成的多面 体空隙中。负离子不同的堆积方式形成不 同的空隙，多面体空隙有正八面体空隙、 正四面体空隙、正方体空隙、三角形空隙 等。稍大的正离子填充在八面体空隙中， 稍小的填充四面体空隙中。
S(正交硫) >369K <369K S(单斜硫)
12
同质多晶现象 同一种化学组成的物质，可以形成多种晶
体结构类型的变体。
化学组成类型和离子 半径比一定，决定 了正、负离子有一定的配位数。在此前提 下，负离子可以有不同的密堆积方式，从 而有不同的晶体结构类型。 ZnS晶体结构有两种型式，即 立方ZnS和六方ZnS。
主 要 原 因
同一物质在不同温度等条件下，产生 的同质多晶变体
材料科学基础重点知识
《材料科学基础》重要知识点1、在离子晶体中，正、负离子的配位数大小由结构中正、负离子半径的比值决定。
2、聚合物的形成过程是分化和缩聚同时进行的一种动态平衡过程。
3、硅酸盐熔体的结构特点：多种聚合物同时并存，而不是一种独存。
正是由于这个特点，硅酸盐熔体的结构是长程无序的。
但每一个聚合体又是具有晶体结构的，即硅酸盐熔体中存在短程有序的负离子团。
4、影响聚合物聚合程度的因素（1）温度的影响：随温度升高，低聚合物浓度增加，而高聚合物浓度降低。
（2）熔体组成的影响：R为O/Si比的大小。
O/Si比R越大，低聚合物浓度越大，高聚合物浓度越小。
5、影响熔体粘度的主要因素是温度和化学组成。
粘度---温度关系：温度升高，粘度减小。
粘度—组成关系（1） O/Si比：硅酸盐熔体的粘度首先取决于硅氧四面体网络的聚合程度，即随O/Si比的上升而下降。
(2)一价碱金属氧化物①加入碱金属氧化物（Li2O、Na2O、K2O、Rb2O、Cs2O）降低硅酸盐熔体的粘度。
②碱金属氧化物的含量越高，硅酸盐熔体的粘度越小。
③不同的碱金属氧化物对粘度的影响大小也与碱金属氧化物的含量有关。
当Ｒ2O含量较低时（O/Si较低），加入的正离子半径越小，降低粘度的作用越大，其次序是：Li＋>Na＋>Ｋ＋>Rb＋>Cs＋。
当熔体中Ｒ2O含量较高（O/Si比较高）时，Ｒ2O对粘度影响的次序是Li+<Na+<Ｋ+。
（3）二价金属氧化物：二价碱土金属氧化物（ⅡA族）一般降低硅酸盐熔体的粘度。
但不同的氧化物降低粘度的程度不同，其降低粘度的次序是：Ba2+＞Sr2+＞Ca2+＞Ｍg2+，所以粘度大小次序为：Ba2+<Sr2+<Ca2+<Ｍg2+。
（4）阳离子配位数：阳离子配位数对粘度的影响是通过B2O3的研究而取得的。
①当B2O3含量较少（即Na2O/B2O3>1）时，粘度随含量升高而增加。
这是因为此时“游离”氧充足，故B3＋处于[BO4]四面体状态，结构紧密。
材料科学基础 2.3决定离子晶体结构的基本因素
表1-4 正离子与O2－离子结合时常见的配位数
配位数 3 4 6 8 12
正离子 B 2+ 2+ 2+ 2+ 3+ 4+ 4+ 5+ Be ，Ni ，Zn ，Cu ，Al ，Ti ，Si ，P + 2+ 2+ 2+ 2+ 3+ 3+ 3+ 4+ 5+ 5+ Na ， Mg ，Ca ，Fe ，Mn ，Al ，Fe ，Cr ，Ti ，Nb ，Ta 2+ 4+ 4+ 4+ 3+ Ca ，Zr ，Th ，U ，TR + + 2+ 3+ K ，Na ，Ba ，TR
1.3 决定离子晶体结构的基本因素
一、内在因素对晶体结构的影响 1.质点的相对大小 2.晶体中质点的堆积
3.配位数与配位多面体
4.离子极化
二、外在因素对晶体结构的影响──同质多晶与类质
同晶及晶型转变
一、内在因素对晶体结构的影响
1.质点的相对大小 2.晶体中质点的堆积 3.配位数与配位多面体 4.离子极化.
离子半径
每个离子周围存在的球形力场的半径即是离子半径。 离子晶体的正、负离子半径之和等于相邻两原子面间的
距离，可根据x-射线衍射测出，这时要确定正、负离子半径分
别为多少，还要再建立一个关系式，才能求解出正、负离子半 径的确切数据。
确定正、负离子半径的确切数据，有两种方法，其一是
哥希密特（Goldschmidt）从离子堆积的几何关系出发，建立 方程所计算的结果称为哥希密特离子半径（离子间的接触半 径）。其二是鲍林（Pauling）考虑了原子核及其它离子的电子 对核外电子的作用后，从有效核电荷的观点出发定义的一套质 点间相对大小的数据，称为鲍林离子半径。
配位数的确定
中心离子（或原子）同单基配体结合的数目就 是该中心离子（或原子）的配位数。例如 [Cu(NH3)4]SO4中Cu离子的配位数为4， [Co(NH3)2（HO)4]Cl中Co离子的配位数为6。中 心离子（或原子）同多基配体配合时，配位数 等同于配位原子数目，例如[Cu(en)]中的乙二 胺（en）是双基配体，因此Cu离子的配位数为 4。
c
b a
(2)立方密积
（Au，Ag，Cu，Al，Ni）
第一层：每个球与6个球相切，有6个空隙，如编 号为1,2,3,4,5,6。 第二层：占据1，3，5空位中心。 第三层：占据2，4，6空位中心， 按ABCABCABC· · · · · · 方式排列，形
A B
成面心立方结构，称为立方密积。
3
2 π 6
典型的晶体结构
结构 晶胞中的 原子个数
配位数
最近邻距离
fcc
bcc
CsCl
4 2
Cs+ 1
12
2a 2 3a 2 3a 2
8
Cl- 1
8
典型的晶体结构 结构
晶胞中的 原子个数 配位数 最近邻距离
金刚石
8
4
ZnS
3a 4
NaCl
Na+ 4 Cl- 4
6
a 2
二、离子晶体
氯离子按面心立方堆积是没错，但那不是真正的 配位数，因为氯离子是同号离子，是相互斥的； 同理，钠离子也是按面心立方堆积的，这两种离 子形成的面心立方堆积都产生八面体空穴，彼此进入 对方八面体空穴中就对了，此时异号离子之间的接触 才算配位数，这样配位数就是真正的配位数，即6。 面心立方堆积如果是金属原子，则其配位数是12， 因为周围的原子都与该原子形成金属键的，这时也是 真正的配位数。
离子晶体
6、晶胞类型：
（1）氯化钠型晶胞
①钠离子和氯离子的位置：
钠离子：体心和棱中点； 氯离子：面心和顶点， 或者反之。
Cl
配位数：6 NaCl的晶体结构： + Na 配位数：6
ClNa+
每个Cl-离子周围有6个Na+离子 每个Na+离子周围有6个Cl-离子
离子晶体
NaCl晶体中阴、阳离子配位数：6
正八面体
导电性
典型实例
差
金刚石、 SiO2
差
良好
固态不导电．熔化 状态和溶液导电
NaOH、NaCl
冰、干冰、 Nａ、Fｅ等 碘等
各类型离子晶体晶胞的比较
晶体 类型 晶胞 类型 晶胞结构 示意图 配位数 距离最近 且相等的 相反离子 每个晶 胞含有 离子数 实例
NaCl 型
Na+：6 Na+： 6 Cl-： 6 Cl-： 6 Cs+： 8 Cs+： 8 Cl-： 8 Cl-： 8
练习 1、下表列出了有关晶体的知识，其中错误的是（B ）
A 晶体 组成晶体的微粒 硫化钾 阴阳离子 B 干冰 分子 共价键 C 金刚石 原子 共价键 D 碘 分子 范德华力
晶体微粒间存在的作 离子键 用力
2、下列物质的晶体，按其熔点由低到高的排列顺序正 确的是（ C ） A．NａCｌ、SｉO2、CO2 B．NａCｌ、CO2、SｉO2 C．NａCｌ、MｇO、SｉO2 D．NａCｌ、SｉO2、MｇO
Na+： 4 Cl-： 4 Cs+： 1 Cl-：1
KBr AgCl、 MgO、CaS、 BaSe CsCl、CsBr、 CsI、TlCl
AB
CsCl 型 ZnS型
材料物理化学习题指南
0，
，0 ，
Na+：00 ，
，0 0，
（2） 球体紧密堆积法： 离子晶体中负离子常按紧密堆积排列， 而正离子处于空 隙之中。例如 NaCl，Cl 按立方紧密堆积和 Na+处于全部八面体空隙之中。 （3） 配位多面体及其连接方式： 对结构比较复杂的硅酸盐晶体结构常使用配位 多面体和它们的连接方式来描述。例如 NaCl 结构是由 Na-Cl 八面体以共棱方式相连 而成。 表 2-1 用负离子堆积方式，列出典型晶体结构的分类。 硅酸盐晶体结构是按晶体中硅氧四面体在空间的排列方式分为孤岛状、组群状、链状、 层状和架状五类。这五类的[SiO4]四面体中，桥氧的数目也依次由 0 增加至 4，非桥氧数由 4 减至 0。硅离子是高电价低配位的阳离子，因此在硅酸盐晶体中，[SiO4]只能以共顶方式连 接，而不能以共棱或共面方式连接。表 2-2 列出硅酸盐晶体结构类型和实例。
例
题
１－１ 作图阐明表示晶面符号的米氏指数。 解：图 1-2 的晶体中，晶面 XYZ 在三个结晶轴 上的截距依次为 。已知轴率为 a：b：c。
图 1-2 例题 1-1 附图
该晶面在结晶轴上的截距系数为 2a、3b、6c。根据米 氏指数的含意则：
因此，该晶面的晶面符号为（321） 。 1-2 在面心立方和体心立方中，最密排的平面的米氏符号是什么？ 解：在面心立方堆积中，由（100） 、 （010）和（001）三个面的对角线所构 成的平面是最密排的面。因此，它的米氏符号为（111） 。 在体心立方堆积中，由（001）面的对角线和 c 轴构成的平面是最密排的面。因 此，它的米氏符号为(110)。 1-3 金属铝为面心立方结构，晶胞参数为 0.4049nm，求 d（200）和 d（220） 各为多少？（d（200）为（200）面之间的距离） 。 解：d（200）为（200）面之间的距离，根据米氏符号的定义，d（200）应 为 d（100） 。因为铝是立方结构，因此 d（100）即为晶胞参数 0.4049nm。所以 d（200）=0.2025nm。 同理，d（220）= d（110） 。在立方体中，d（110）为(001)面对角线的 1/2。
高考化学：配合物和晶体中配位数的判断
高考化学：配合物和晶体中配位数的判断等离子体中，中心离子(或原子)同时以共价键和配位键结合，配位数不等于配位键的键数。
例如，[BF4B(OH)4AlCl4Al(OH)4等离子体中，中心原子与其配位原子之间的键数是4，但配位数却是6.这是因为这些离子中的中心原子与其配位原子之间的键数不仅包括配位键，还包括其他共价键。
二、晶体中配位数的判断晶体中的配位数是指晶体中一个原子周围与其等距离的最近邻的原子数目。
通常情况下，晶体中的配位数可以通过以下几种方法来判断：1．简单离子晶体中，离子的配位数等于其化合价。
例如，NaCl晶体中Na+离子的配位数为6，Cl-离子的配位数也为6.2．对于具有离子共价性质的化合物，其离子的配位数可以通过离子半径比来判断。
离子半径比越大，其配位数越小。
3．对于金属晶体，其配位数可以通过晶体结构中金属离子的配位数来判断。
例如，fcc结构中的金属离子配位数为12，hcp结构中的金属离子配位数为6.4．对于复杂晶体，配位数的判断需要通过晶体结构分析来确定。
总之，配位数是判断化合物或晶体性质的重要参数，通过对配位数的准确判断，可以更好地理解和解释其化学性质。
Na+离子的配位数都为6.或以正八面体的面心Na+离子分析，上、下、左、右、前、后各有一个Cl-离子，配位数为6.又如金属晶体中的面心立方堆积A1如图所示)。
典型代表Fe、Ni、Co，因立方体的面心原子都与中心原子形成金属键，以立方体的面心原子分析，上、下、左、右、前、后各有一个配位原子，故配位数为6.注意：在NaCl型离子晶体中，每个离子周围等距且紧邻的离子在上下、左右、前后各2个，共12个，这也不是真正的配位数。
因为是同电性离子。
化学中配位数是很重要的概念，特别是在配位化合物的研究中。
B、Al原子缺电子，它们形成的化学键既有共价键，又有配位键，配位数与配位键的键数不相等，配位数均为4.例如Al2Cl6中Al原子的配位数为4，酞菁钴的结构中钴离子的配位数也为4.然而，当中心离子(或原子)与不同量的配位体配合时，其配位数为不确定。
离子晶体
3.离子晶体的判断 判断一种物质是不是离子晶体，我们可以根据物质的分类、组成和性质等方面进 行判断。 (1)利用物质的分类 金属离子和酸根离子、OH－形成的大多数盐、强碱，活泼金属的氧化物和过氧 化物(如Na2O和Na2O2)，活泼金属的氢化物(如NaH)，活泼金属的硫化物等都是 离子晶体。
(2)利用元素的性质和种类 如成键元素的电负性差值大于1.7的物质，金属元素(特别是活泼的金属元素， ⅠA、ⅡA族元素)与非金属元素(特别是活泼的非金属元素，ⅥA、ⅦA族元素)组 成的化合物。 (3)利用物质的性质 离子晶体一般具有较高的熔、沸点，难挥发，硬而脆；固体不导电，但熔融或溶 于水时能导电，大多数离子晶体易溶于极性溶剂而难溶于非极性溶剂。
近的Cs+共有
；这几个Cs＋ 在
空间构成的几何构型
。
NaCl，CsCl晶体中的配位数
阴离子
离子晶体 配位数
阳离子 配位数
NaCl
6
6
CsCl
8
8
影响离子配位数的因素
1.几何因素 2.电荷因素 3.键性因素
1、几何因素
配位数与 r +/ r－ 之比相关： 0.225 —— 0.414 4 配位 0.414 —— 0.732 6 配位 0.732 —— 1.000 8 配位
不导电，但熔融或溶于水后能导电。离子晶体中，离子键较强，阴、阳离 子不能自由移动，即晶体中无自由移动的离子，因此离子晶体不导电。当 升高温度时，阴、阳离子获得足够的能量克服了离子间的相互作用力，成 导电性 为自由移动的离子，在外加电场的作用下，离子定向移动而导电。离子晶 体溶于水时，阴、阳离子受到水分子的作用成了自由移动的离子(或水合 离子)，在外加电场的作用下，阴、阳离子定向移动而导电
高中化学 人教版选修3 第3章第4节 离子晶体(教学设计、教案、学案
第4节离子晶体第一课时离子晶体学习目标：1.能通过电子的得失来说明离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征来解释其物理性质。
2.了解NaCl晶体、CsCl 晶体、CaF2晶体的结构，掌握阴、阳离子的配位数。
3.了解影响晶体中离子配位数的因素——几何因素和电荷因素。
[知识回顾]1．什么是离子键？什么是离子化合物？答：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键叫做离子键。
含有离子键的化合物称为离子化合物。
2．下列物质中属于离子化合物的是①②④⑤⑥⑦，只含离子键的离子化合物是①⑤⑥⑦。
①Na2O②NH4Cl③O2④Na2SO4⑤NaCl⑥CsCl⑦CaF23．我们已经学习过几种晶体？它们的结构微粒和微粒间的相互作用分别是什么？答：晶体类型分子晶体原子晶体金属晶体结构微粒分子原子金属阳离子和自由电子微粒间的相分子间作用力共价键金属键互作用力1．离子键(1)离子键的实质：是静电作用，它包括阴、阳离子之间的引力和两种离子的原子核之间以及它们的电子之间的斥力两个方面，当引力与斥力之间达到平衡时，就形成了稳定的离子化合物，它不显电性。
(2)离子键的特征：没有方向性和饱和性。
因此，以离子键结合的化合物倾向于形成紧密堆积，使每个离子周围尽可能多地排列异性电荷的离子，从而达到稳定的目的。
2．离子晶体(1)离子晶体：阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体称为离子晶体。
(2)常见离子晶体的配位数：在NaCl晶体中阳离子和阴离子的配位数都是6；在CsCl晶体中，阳离子和阴离子的配位数都是8；在CaF2晶体中，Ca2＋的配位数为8，F－的配位数为4。
(3)离子晶体中阴阳离子配位数的决定因素：几何因素、电荷因素和键性因素。
(4)离子晶体的物理性质：硬度大，难压缩，熔、沸点高。
知识点一离子键与离子晶体1．离子键(1)成键元素：活泼金属元素(如K、Na、Ca、Ba等，主要是第ⅠA族和第ⅡA族元素)和活泼非金属元素(如F、Cl、Br、O等，主要是第ⅥA族和第ⅦA族元素)相互结合时多形成离子键。
高中化学_离子晶体教学设计学情分析教材分析课后反思
第三章离子晶体【学习目标】知识与技能：1、理解离子晶体的结构模型及其性质的一般特点。
2、了解离子晶体中离子晶体配位数及其影响因素。
3、了解决定离子晶体结构的重要因素。
过程与方法：通过学习离子晶体的结构与性质，培养运用知识解决实际问题的能力，培养学生的空间想像能力情感态度价值观：通过学习离子晶体的结构与性质，激发学生探究热情与精神。
进一步认识“结构决定物质性质”的客观规律【学习重点】离子晶体结构模型及性质的一般特点；离子晶体配位数及影响因素；【学习难点】离子晶体配位数及其影响因素；【知识回顾】学生活动：自己思考，抢答。
教学活动1 一、创设情景，导入新课【探究一】基础知识1、定义：。
2、成键粒子：3、相互作用力：4、常见的离子晶体：强碱、活泼金属氧化物、大部分的盐。
积极参与，主动回答划线问题教学活动2 二、问题启发，合作学习【探究二】晶胞类型1、氯化钠型晶胞【小组合作1】用橡皮泥和牙签制作氯化钠晶胞，并回答以下问题（1）钠离子和氯离子的位置：（2）每个晶胞含钠离子、氯离子的个数（3）与Na+等距离且最近的Na+ 、Cl- 各有几个？（4）Na+ 、Cl- 配位数是多少？【归纳总结】学生小组活动积极讨论思考交流聆听学生拿自己的模型展示，回答并解释上述问题，整理氯化钠型晶胞教学活动3 三、追踪示例2、氯化铯型晶胞【小组合作2】用橡皮泥和牙签制作氯化铯晶胞，并回答以下问题（1）铯离子和氯离子的位置：（2）每个晶胞含铯离子、氯离子的个数（3）与铯离子等距离且最近的铯离子、Cl-各有几个？（4）Cs+ 、Cl- 配位数是多少？一根牙签是该晶胞的边长a，那铯离子、Cl-距离应是多少？学生拿自己的模型展示，回答并解释上述问题，整理氯化铯型晶胞。
总结：建立晶胞分析的思路。
师生归纳学情分析高二的学生多数具有多方面自主学习的能力，对知识能够进行一般的观察分析推理归纳，具备一定的空间想象和抽象思维能力。
虽然晶体的知识较抽象理论性比较强，但学生有金属原子分子晶体结构的知识作基础，而且对物质结构知识的学习已有自己的方法和一定的适教学活动4四、深入合作、知识拓展 3、ZnS 型晶胞 【小组合作4】（1）Zn 2+和S 2-的位置： （2）每个晶胞含Zn 2+、S 2-的个数 （3）与铯离子等距离且最近的Zn 2+ 、S 2-各有几个？（4）Zn 2+ 、S 2-配位数是多少？①Zn 2+的配位数： ②S 2-的配位数：讨论并解释学生回答并解释上述问题，整理ZnS 型晶胞教学活动5五、发现问题，探究原因【探究三】决定离子晶体结构的因素你认为是什么因素决定了离子晶体中离子的配位数？根据表3—5、表3—6分析影响离子晶体中离子配位数的因素。
第1章 材料中的晶体结构3
（3）与原子尺寸有关的化合物
这类化合物是指化合物类型与组成元素 原子尺寸有关。当原子半径之比小于0.59时， 形成间隙相；当原子半径之比大于0.59时， 则形成间隙化合物；拓扑密堆相是指大小原 子通过适当的配合构成空间利用率和配位数 都很高的复杂结构。
1）间隙相
间隙相是一种金属原子占据正常的位置， 而非金属原子规则地分布在晶格间隙中的一 种结构。
(3)固溶体的微观不均匀性
在固溶体中，宏观上溶质原子的分布都是均 匀的；微观上溶质原子的分布可能的状态有完全 无序、偏聚、部分有序等，在一定条件下可为完 全有序，完全有序的固溶体结构也称超结构。
完全无序
偏聚
部分有序
完全有序
原子分布的有序度与其结合能的关系
原子的结合能是指单位摩尔的单体原子 结合成晶体时所释放的能量。溶质原子分布 的有序程度主要取决于原子的结合能。
例如：Mg与Pb、Sn、Ge、Si形成的合金
其形成的化合物分别为Mg2Pb、 Mg2Sn、 Mg2Ge、 Mg2Si，它们有金属性较强的Mg原子与 ⅣA元素组成，它们的数量比符合其化合价规律； 其晶体结构应是反萤石结构；它们当中，Si原 子的电负性最大，Pb的电负性最小，因此， Mg2Si最稳定，熔点为1102℃，为典型的离子晶 体，Mg2Pb熔点仅为550℃，显示出典型的金属 性质。
④其它
间隙相的成分可在一定范围内变化，可 视为以间隙相为为基的固溶体；如果两种间 隙相具有相同的晶体结构，若金属原子半径 差满足小于15% ，可形成无限固溶体，如Ti C-Zr C，Ti C-VC等 键型为共价键和金属键，同时具有良好 的金属性和高熔点和高硬度的特性，是合金 工具钢和硬质合金中的重要组成相。
（1）鲍林规则
①配位原则：围绕每一个正离子，负离子的排列是 占据一个多面体的各角顶位置。正、负离子的间距 决定了离子半径的总和；正离子配位数决定于正负 离子半径的比例。 r+/r正离子配位数 配位多面体 举例 0～0.155 2 线形 CO2 3 0.155 ～0.225 三角形 B2O3 0.225 ～0.414 4 四面体 SiO2 0.414 ～0.732 6 八面体 TiO2
配位数的确定
六角密积是复式晶格，其布拉维晶格是简单六角晶格。
基元由两个原子组成，一个位于(000)，另一个原子位
于
2 1 1 3 3 2
， 即: r
2 1 1 a b c 3 3 2
配体的性质
同一氧化态的金属离子的配位数不是固定不变的, 还取决于配体的性质。 例如，Fe3+与Cl-生成配位数为 4的【FeCl4】-， 而与F-则生成配位数为 6的【FeF6】3-。这是因为 Fe3+从每个体积较大而较易极化的Cl-接受的电荷要 大于体积较小而较难极化的F-。配合物的中心原子 与配体间键合的性质，对决定配位数也很重要。在 含F-的配合物中，中心原子与电负性很高的F-间的 键合主要是离子键。如在B3+、Fe3+和Zr4+与F-的配合 物中,随着中心原子半径的增加,配位数分别为4、6 和7,主要受中心原子与配体的半径比的限制。很多 配合物的中心原子与配体(例如CN-、SCN-、Br-、I-、 NH3和CO等)间主要形成共价键，它们的配位数决定 于中心原子成键轨道的性质。
胞中被硬球占据的体积与晶胞体积之比称为致密度(堆积比率，
堆积因子，最大空间利用率)。
例1：求面心立方的致密度。
设晶格常量为a，原子半径为R，则
ak
V a3
晶胞体积
晶胞中原子所占体积 N是晶胞中原子个数4
aj
4 v N πR 3 3
4 R 2a
ai
v 2 4 致 密 度: 4 π V 3 4
一般离子晶体配位数由阴阳离子半径决定： 一般来说半径比（rˉ/r+)在0.2~0.4之间的，配位 数为4； 0.4~0.7之间，配位数为6； 0.7~1.0之间的，配位数为8。 配位数与 r+/r- 之比的关系: 0.225 ---- 0.414 4配位 ZnS 式晶体结构 0.414 ---- 0.732 6配位 NaCl式晶体结构 0.732 ---- 1.000 8配位 CsCl式晶体结构
中心离子的配位数
中心离子的配位数
配位数是化学中的一个重要概念，指的是分子或者离子中与一个原子相邻的原子个数。
例如在甲烷（CH4）分子中，碳原子的配位数为4.通常来说某个原子的配位数等同于这个原子形成的共价键的个数。
晶体学中，配位数是晶格中与某一布拉维晶格相距最近的格子个数。
配位数与晶体结构或晶胞类型有关，且决定原子堆积的紧密程度，体心立方晶系中原子配位数为8.
中心离子的配位数一般是2、4、6，最常见的是4和6，配位数的多少取决于中心离子和配体的性质──电荷、体积、电子层结构以及配合物形成时的条件，特别是浓度和温度。
一般来讲，中心离子的电荷越高越有利于形成配位数较高的配合物。
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离子晶体中离子配位数的影响因素
[摘要]对离子晶体配位数的影响因素：几何因素、电荷因素和键性因素在教材的基础上作了适当展开介绍，着重通过定量数据推导了半径比和离子晶体配位数的关系，并从离子极化角度对键性因素作了分析，最后对晶体化学定律做了适当介绍
[关键词]离子晶体半径比规则离子极化配位数
人民教育出版社高中化学选修3第三章第四节《离子晶体》中通过氯化钠、氯化铯和氟化钙晶体模型的具体分析，得出了影响离子晶体结构(配位数)的三个因素：几何因素、电荷因素和键性因素。
然而对于几何因素仅仅是通过两个特定数值得出的结论，并没有给出具体的说明和定量的推导，更没有说明当半径比在怎样的范围内形成怎样的配位数，对于键性因素更是一笔带过。
本文将对几何因素对离子晶体配位数的影响作出定量讨论，同时也将对电荷因素和键性因素适当展开介绍
一、几何因素——半径比规则
由于离子键没有方向性和饱和性，离子在晶体中常常采取尽可能的密堆积形式。
由于阴离子的体积一般比阳离子大得多，故阴离子的堆积形式对离子晶体的结构起主导作用。
为使堆积紧密，较小的阳离子常处在阴离子堆积的空隙之中。
为了降低晶体体系的能量，应尽量使阳离子具有较大的配位数并使异号离子充分接触，同号离子尽可能不接触，因此一个阳离子周围配位的阴离子数(配位数)将受到阴阳离子半径比的限制。
阴阳离子的半径比对离子晶体结构(配位数)的影响叫做几何因素(或半径比规则)。
我们以最常见的AB型理想6:6配体晶体构型(即阴阳离子和阴阴离子恰好完全接触的情形)的某一层为例说明(如图1)
设r-=1，则AB=BC=2r-=2；AC=2(r-+ r+)=2+2r+，因为ΔABC为等腰直角三角型，根据毕达哥拉斯定理：AC2=AB2+BC2，即22+22 =(2+2r+)2，解得r+=0.414
也就是说，当r+/r-=0.414时，阴阳离子直接接触，阴阴离子也直接接触。
当r+/r-0.414时，则阴阴离子开始接触不良，阴阳离子却能紧靠在一起。
这样的构型可以较稳定。
但是随着阳离子周围空间的增大，逐渐开始可以吸引更多的阴离子，直到r+/r->0.732时，晶体转入更高配位数(8:8)的立方体结构(如图3)
由此可见，AB型离子晶体由于阴阳离子半径比不同，导致了它们的晶体结构(配位数)不同，应用同样的方法我们也可以计算出其它类型配位数的稳定半径
比范围列于表1：
表1：AB型离子晶体半径比和配位数以及晶体构型的关系
半径比r+/r- 配位数晶体构型实例
0.225-0.414 4 ZnS型ZnS，ZnO，CuCl
0.414-0.732 6 NaCl型 NaCl，KCl，NaBr
0.732-1.000 8 CsCl型 CsCl，CsBr，TiCl
应该注意的是，并非所有的离子晶体化合物都严格的遵守半径比规则。
当半径比接近极限值时要考虑晶体有可能同时存在着两种构型，该物质可同时具有两种晶型。
如二氧化锗中离子半径比值为r+/r-=53/132=0.40。
此数值与ZnS型(配位数为4)变成NaCl型(配位数为6)时的转变值0.414甚相近，事实上二氧化锗确有两种构型的晶体
二、电荷因素
氯化钠晶体和氯化铯晶体中阴阳离子配位数相同，这是由于阴阳离子带的电荷绝对值相同，因此，阴阳离子的个数相同，导致阴阳离子的配位数相等。
如果阴阳离子的电荷数不同，阴阳离子的个数必然不相同，导致阴阳离子的配位数不相等，并且阴阳离子的配位数的比与电荷数成正比，因此阴阳离子的电荷比也是决定离子晶体结构的重要因素，叫做电荷因素
例如，在CaF2晶体中(如图4)，Ca2+和F-的电荷数比为2：1，Ca2+和F-的个数比是1：2，如图所示Ca2+的配位数是8，F-的配位数是4
三、键性因素
离子晶体的结构类型还取决于离子键的纯粹程度，这种因素叫做键性因素
例如Cd2+半径为97pm，S2-半径为184pm，按阴阳离子半径比r+/r-=0.527>0.414，CdS应是6:6配位，然而实际上实际上CdS却具4：4型的配位数。
通过计算Cd和S的电负性差值χ(S)-χ(Cd)=0.8可知，CdS已经偏向于共价化合物，Cd和S之间极化作用增强导致实际的键长比离子键的键长的理论值逐渐缩短，Cd和S的距离比实际计算更加接近，因此配位数减小
一般来说极化力强和变形性大的离子之间，特别是含有dn电子的阳离子(如Ag+，Zn2+，Hg2+，Cd2+等)与极化率大的阴离子(如S2-，I-，Br-等)之间，产生较大的极化作用，导致离子键向共价键过渡，从而产生了配位数降低效应
此外，离子晶体的构型还与外界条件有关。
例如CsCl晶体常温下是8:8配
位的CsCl型，但在高温下离子振动加剧，离子键的极化作用随之增强，离子可能离开原来的晶格平衡位置进行重新排列，转变为6:6配位的NaCl型
化学家哥希密特对上述决定和影响离子晶体结构形式和配位数的因素做了扼要的规律性概括：晶体的结构形式取决于结构基元(原子、离子或原子团)的数量关系、离子的大小和极化作用的性质。
这一概括叫做晶体化学定律，是晶体化学中的普遍规律之一。
参考文献
[1] 潘道皑等。
物质结构.高等教育出版社，1989.5第二版
[2] 宋天佑等。
无机化学。
高等教育出版社，2004.6第一版
作者单位：抚顺市第二中学辽宁抚顺113006。