离子晶体的结构
离子晶体
①Cs＋的配位数是8 ,构成 立方（正六面）体。Cl－的 配位数也是8。 ②每个Cs＋ 周围最近且等距离的Cs＋有6个(上, 下,左,右,前,后) 构成 正八面 体。
CaF2型晶体结构模型 ①Ca2＋的配位数是8：
Ca2＋ 周围8个F－成立方体；
F－的配位数是4：
①熔点1070 ℃，易溶于水，水溶液能导电 ②熔点10.31 ℃，液态不导电，水溶液导电 ③熔点112.8 ℃，沸点444.6 ℃，能溶于CS2 ④熔点97.81 ℃,质软，导电，密度0.97 g·cm－3 ⑤熔点－218 ℃，难溶于水 ⑥熔点3900 ℃，硬度很大，不导电 ⑦难溶于水，固态时导电，升温时导电能力减弱 ⑧难溶于水，熔点高，固体不导电，熔化时导电
Na+ClC- l-
NaC+ l-
Cl- NaN+a+NaCC+ll--
ClNa+ Cl-
Cl-
Na+
每个NaCl晶胞,平均占有 Na+ Na+：12×1/4+1=4
Cl-：8×1/8+6×1/2=4
离子化合物的化学式为离子最简个数比
3、常见离子晶体的总结
①Na＋的配位数(等距离的Cl-)是6(上,下,左,右,前, 后)，构成 正八面 体；同样，Cl－的配位数也是6。 ②每个Na＋周围与它最近且等距离的Na＋有12个 （三个平面各4个）。
性 熔、沸点
较高
较低
很高
质 导电性 溶解性
熔融或水溶 液中能导电
一般易溶 于水
不导电，部分 溶于水导电
部分溶 于水
不导电，个 别为半导体
不溶于任 何溶剂
第一章晶体结构(离子晶体课件4-2)
结构中O2-离子作变形的六方最紧密堆积，正离子占据一半的八
面体空隙位，并且交替占据，有一半是空的。八面体单元TiO6共边连接
成平行于C轴的链。 这种结构属于四方晶系，简单四方点阵。就一个晶胞而言，Ti4+ 占
据简单四方点阵的顶点和体心位置，O2-则处于上、下底面一组相互平行
对角线上和通过体心并平行于上下底截面上另外方向的一条对角线上， 这三条面对角线上各有两个O2-,它们距离所在面对角线端点的距离同为对
3、A2B3型化合物结构:
其中O 离子近似作六方最紧密堆积（HCP），Al
2-
2-
3+
离子填充在6个O 离子形成有八面体空隙中。 由于 3+ Al/O=2/3，所以Al 占据八面体空隙的2/3，其余1/3的空 隙均匀分布，这样13层构成一个完整周期。刚玉结构 中 正负离子的配位数分别为6和4。
依照Pauling第一规则，钛、氧离子半径比r /r 3+ =0.43>0.414, Al 的C.N.=6,处于八面体空隙位置；依照 3+ 2Pauling第二规则， Al －O 静电强度Si=3/6=1/2。氧离子 为负二价，因此它的配位数为4.
尖晶石的单位细胞
[反尖晶石结构]
在面心立方体点阵中，占Ｔ位和Ｏ位的正离子必须满足：Ａ离子 （占Ｔ位）的半径必须小于Ｂ离子（占Ｏ位）的半径。如果Ａ离子半径 大于Ｂ离子，则Ａ离子占据Ｏ位，Ｂ离子占据Ｔ位。这种结构称作反尖 晶石结构。正离子占据孔隙的情况如下： 32个O2-离子 64个四面体空隙 32个八面体空隙 16个A3+离子 ８个A3+离子 ８个A3+离子
离子晶体结构
2.4 离子晶体结构陶瓷材料属于无机非金属材料，是由金属与非金属元素通过离子键或兼有离子健和共价键的方式结合起来的。
陶瓷的晶体结构大多属离子晶体。
2.4.1 离子晶体的结构规则1.负离子配位多面体规则在离子晶体中，正离子的周围形成一个负离子配位多面体，正负离子间的平衡距离取决于离子半径之和，而正离子的配位数则取决于正负离子的半径比。
这是鲍林第一规则。
将离子晶体结构视为由负离子配位多面体按一定方式连接而成，正离子则处于负离子多面体的中央，故配位多面体才是离子晶体的真正结构基元。
离子晶体中，正离子的配位数通常为4和6，但也有少数为3，8，12。
2.电价规则在一个稳定的离子晶体结构中，每个负离子的电价Z-等于或接近等于与之相邻接的各正离子静电强度S 的总和。
这就是鲍林第二规则，也称电价规则。
3.负离子多面体共用顶、棱和面的规则鲍林第三规则指出："在一配位结构中，共用棱特别是共用面的存在，会降低这个结构的稳定性。
对于电价高，配位数低的正离子来说，这个效应尤为显著。
"4.不同种类正离子配位多面体间连接规则鲍林第四规则认为："在含有一种以上正负离子的离子晶体中，一些电价较高，配位数较低的正离子配位多面体之间，有尽量互不结合的趋势。
"5.节约规则鲍林第五规则指出："在同一晶体中，同种正离子与同种负离子的结合方式应最大限度地趋于一致。
"因为在一个均匀的结构中，不同形状的配位多面体很难有效堆积在一起。
2.4.2 典型的离子晶体结构离子晶体按其化学组成分为二元化合物和多元化合物。
其中二元化合物中介绍AB 型，AB2 型和A2B3型化合物；多元化合物中主要有ABO3型和AB2O4 型。
1.AB型化合物结构a.CsCl型结构:CsCl型结构是离子晶体结构中最简单的一种，属六方晶系简单立方点阵，Pm3m空间群。
CS+和Cl-半径之比为0.169nm/0.181nm＝0.933，Cl-离子构成正六面体，Cs+在其中心，Cs+和Cl-的配位数均为8，多面体共面连接，一个晶胞内含Cs+和Cl-各一个，如图2.32所示。
无机化合物的结构特点
无机化合物的结构特点无机化合物是由无机元素组成的化合物，其结构特点主要包括离子晶体结构、共价分子结构和金属结构三种类型。
下面将分别介绍这三种结构类型的特点。
1. 离子晶体结构离子晶体结构是由正负离子通过离子键结合而成的晶体结构。
在离子晶体中，正负离子按照一定的比例排列成晶体结构，形成离子晶体的特有结构特点。
离子晶体结构的特点包括：（1）离子间的静电作用：离子晶体结构中正负离子之间通过静电作用相互吸引，形成离子键，使得晶体结构稳定。
（2）高熔点和硬度：由于离子晶体结构中正负离子之间的强烈吸引力，使得离子晶体具有较高的熔点和硬度。
（3）晶体结构规则：离子晶体结构中正负离子按照一定的比例和排列方式排列成晶体结构，具有一定的规则性和周期性。
（4）易溶于水：离子晶体通常易溶于水，因为水分子能够与离子之间的静电作用相互作用，使得离子晶体在水中溶解。
2. 共价分子结构共价分子结构是由共价键连接的原子或分子组成的结构。
在共价分子结构中，原子或分子通过共价键共享电子，形成共价分子的特有结构特点。
共价分子结构的特点包括：（1）共价键的形成：共价分子结构中原子或分子通过共价键共享电子，使得分子结构稳定。
（2）分子间的范德华力：共价分子结构中分子之间通过范德华力相互作用，使得分子结构保持一定的稳定性。
（3）低熔点和挥发性：由于共价分子结构中分子之间的相互作用较弱，使得共价分子通常具有较低的熔点和挥发性。
（4）不导电：共价分子通常不导电，因为共价键中电子是局域化的，不具有自由移动的特性。
3. 金属结构金属结构是由金属原子通过金属键连接而成的结构。
在金属结构中，金属原子通过金属键形成金属晶体的特有结构特点。
金属结构的特点包括：（1）金属键的形成：金属结构中金属原子通过金属键共享电子形成金属键，使得金属结构具有一定的稳定性。
（2）电子海模型：金属结构中金属原子释放出自由电子形成电子海，使得金属具有良好的导电性和热导性。
（3）金属结构的变形性：金属结构中金属原子之间通过金属键连接，使得金属具有较好的变形性和延展性。
离子晶体的结构模型
O2-
Ti4+
Ca2+ CaTiO3 A型晶胞 B型晶胞
3.离子晶体的配位多面体模型 离子晶体中的配位多面体通常指阳离子周围 的阴离子的原子核连接而成的多面体，广义地说， 也包括多原子离子(如CO32-、SiO44-等)多面体(包 括二维多边形)以及阴离子周围的阳离子构成的多 面体。
Cs+
立方ZnS(闪锌矿)
萤石(CaF2)： Ca2＋作面心立方堆积(立方最密堆 积),F－作四面体填隙，填隙率100%。
面心立方
F-
Ca2+
CaF2(萤石)
钙钛矿(CaTiO3) O2－和Ca2＋一起有序地作面心立方堆积(立方最 密堆积)，顶点为Ca2＋，面心为O2－， Ti4＋作八面体填隙，只填入由O2－组成的八面体空 隙，填隙率25%。(晶胞中共计4个八面体空隙，1 个是由6个O2－组成，3个是由4个O2－和2个Ca2＋组 成。)晶胞结构如A型。 若将晶胞原点移至Ti4＋位置，则O2－处于棱心， Ca2＋处于体心位置，晶胞结构如B型。
立方体
最密堆积
8
12
0.732～1.00
1.00
+
面心立方
Zn2+ S2-
立方ZnS(闪锌矿)
离子坐标 S
22+
000 , 3 3 4 4
Zn
1 1 , 1 0 2 2 20 3 , 1 1 3 , 4 4 4 4
1 2 1 4
,0 3 4
1 1 2 2 1 , 3 1 4 4 4
1 4
面心立方
CaF2(萤石) Ca2+
F-
离子坐标
Ca F
2+
NaCl：Cl－作面心立方堆积(立方最密堆积),Na＋ 作八面体填隙，填隙率100%。
离子晶体的结构和性质
O2-：140pm S2-：184pm Se2-：198pm
这是因为较高价的负离子以及和它配位的正离子吸引力 增加，部分抵消了负电价增加引起的离子半径的增加。
(c) 同一主族元素，离子半径自上而下增加
Li＋ Na＋ K＋ Rb＋ Cs＋ F－ Cl－ Br－ I－
0.78 0.98 1.33 1.49 1.65 1.33 1.81 1.96 2.20
碱金属离子最外价电子层虽然相同，但随着核外电 子层的增加，半径亦增加。同族负离子（如卤素离子） 也是如此。
（d）周期表中对角线方向的离子半径相近：
(1) Goldschmidt半径（哥希密德半径）
Goldschmidt 以F- 和O2- 的离子半径为基准， 根据实验测定离子晶体中，正负离子接触 半径的数据，确定了80多种离子的半径， 至今仍在应用。
NaCl型离子晶体面心立方点阵结构，正、负离子相间排 列。考察NaCl型晶体晶胞某一个面上正、负离子相对大 小，有以下三种情况：
某一电子层的屏蔽常数计算：
外面各层 s＝0； 同一组内 s＝0.35（但 1s 的 s=0.30） 相邻内一组s＝0.85 (d 电子的s＝1.00，f 电子的s=0.98); 更内各组 s＝1.00。
例1：Ne型离子如O2-、Mg2+、Na+屏蔽常数的估算：
其核外电子排列为1s2|2s22p6|，因此其外层电子的屏蔽常
• 以配位数为 6 时的原子半径作为单位 1，配 位数为 12, 8, 4 时的原子半径则分别为 1.12, 1.03 和 0.94
离子半径与周期表
离子半径变化与其在周期表位置密切相关。 (a) 同一周期的正离子半径随原子序数增加而减小。
Na＋ 0.98Å
高中化学离子晶体结构
1.AB型化合物结构
（1）CsCL型结构：CsBr,CsI 图2-52 CsCL晶胞
（2）NaCl型结构：MgO,FeO,TiN,TiC等
图2-53 NaCl晶胞
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金绿柱石
铯绿柱石
海蓝宝石
二、组群状结构
SiO4四面体是以二个、三个、四个和六个通 过公共氧连接而成的四面体群体，这种群体看成 一个结构单元。结构单元在结构中不直接连接, 而靠MO6连接起来的。
络阴离子: Si2O76-， Si3O96-， Si4O128- ，Si6O1812晶体代表: 绿柱石结构 Be3Al2Si6O18
MgF2, FeF2, VO2，CrO2， PbO2，WO2，MoO2 等为金红石型。
3.A2B3型化合物结构
以a Al O 为代表 刚玉型结构 23
O2-近似作六方最紧密堆积，配位数为4，堆积层 垂直于三次轴，Al3+充填了O2-形成的八面体空隙 数的2/3,每三个相邻的八面体空隙有一个是有规 则地空着；每个晶胞含4个Al3+和6个O2-。
一、孤岛状结构 SiO4四面体在结构中不直接连接, 而靠
MO6连接起来的, 即SiO4四面体被MO6八面 体隔离。
络阴离子: SiO44--
晶体代表: ZrSiO4(锆英石)、Mg2SiO4(镁橄榄 石)，(MgFe)2SiO4(橄榄石)
橄榄石 (Mg,Fe)2[SiO4]
长石晶体结构
在架状结构的硅氧四面体中，有部分Si4+被Al3+取 代，形成由硅氧四面体和铝氧四面体组成的架状 结构。
离子晶体知识点总结
离子晶体知识点总结一、离子晶体的结构离子晶体的结构是由正负离子通过静电相互作用形成的，其晶胞结构可以用晶体学的方法进行描述。
一般来说，离子晶体的结构可以分为六种类型：1. 离子节构这种结构由大部分阳离子和阴离子相互交错排列组合而成。
其中阳离子通常占据晶格的交叉点，而阴离子则占据空隙。
这种结构常见于氯化钠、氧化镁等物质中。
2. 离子面心结构在这种结构中，阳离子和阴离子分别占据晶格的面心位置，形成一种规则的排列方式。
这种结构常见于氧化铝、氟化钙等物质中。
3. 离子体心结构在这种结构中，阳离子占据晶格的体心位置，而阴离子则占据晶格的角落位置。
这种结构常见于氧化锌、氯化钠等物质中。
4. 同心柱状结构这种结构由阳离子和阴离子分别沿晶轴的方向排列组合而成。
这种结构常见于氯化铵等物质中。
5. 同心层状结构这种结构由阳离子和阴离子分别沿晶轴的垂直方向排列组合而成。
这种结构常见于氧化镁、氯化铜等物质中。
6. 同心环状结构这种结构由阳离子和阴离子分别沿晶轴的环状方向排列组合而成。
这种结构常见于氧化铝、氟化钙等物质中。
以上这几种结构都是离子晶体常见的结构类型，通过这些结构，我们可以更好地理解离子晶体的排列方式和性质特点。
二、离子晶体的性质离子晶体具有一些特殊的性质，其中包括：1. 高熔点和硬度由于离子晶体中离子之间的静电作用力非常强大，因此离子晶体通常具有较高的熔点和硬度。
这也使得离子晶体可以在高温和高压下稳定存在。
2. 良好的导电性由于离子晶体中包含正负离子，因此在一定条件下，离子晶体可以导电。
但在晶格结构稳定的情况下，离子晶体通常是绝缘体，不导电。
3. 显著的光学效应在一些特殊的条件下，离子晶体可以表现出显著的光学效应，如双折射、自旋光等。
这些光学效应使得离子晶体在光学器件和光学应用方面有着重要的应用价值。
4. 良好的热稳定性由于离子晶体中存在强大的离子键，使得离子晶体具有良好的热稳定性。
即使在高温和高压条件下，离子晶体的晶格结构也能保持稳定。
离子晶体结构
Structures
4
Si:O
Examples
[SiO 4 ]4
1:4
锆英石
Zr[SiO4 ]
镁橄榄石
4
[Si 2O17 ]6 1:3.5
Mg2[SiO 4 ]
石榴石
1
Island
硅氧四面体还可 以成对硅氧团出现， 或成三方环状、四方 环状或六方环状硅氧 团出现，这些有限的 硅氧团之间被金属阳 离子隔开
rSi/rO＝0.40/1.35＝0.30<0.414
2.4
离子晶体结构
硅氧之间的平均距离为: Si－O :1.6 Å (practical) < 1.75 Å (theoretic) 硅氧之间的结合除离子键外，还有相当成分的 共价键，一般视为离子键和共价键各占50％。
4－
[SiO4]4-四面体
SiO4 tetrahedron
[SiO4]以三个以上 的顶角相连形成在二 维方向呈六角对称的 平面无限延伸的层状 结构。
Structures
[SiO 3 ]2
Si:O 1:3
Examples
辉石
2
Chain
R 2 [Si 2O6 ]
[Si 4O11]6
角内石 Ca 2Mg5[Si 4O11]2 OH2
4:11
高岭石
3
Sheet
[Si 3O9 ]6
[Si 4O12 ]8
1:3
R32R 3[SiO 4 ]3 2
1:3
钇铝石榴石
Y3 2Al3[SiO 4 ]3 2
[Si 6O18 ]12
1:3
Types
Features
硅氧四面体通过 共用两个或者两个以 上的顶点，连接形成 一向延长的链状结构。 链与链之间被金属阳 离子隔开。
结构化学 09 离子晶体结构-4节课
B（负离子）
0
0
0
u
u
0
1/2
1/2
1/2
-u
-u
0
1/2+u 1/2-u
1/2
1/2-u 1/2+u 1/2
金红石型结构
金红石型结构
金红石型：离子堆积描述
结构型式
n+/n-
负离子堆积方式
正离子 CN+/CN- 所占空隙类型
正离子 所占空隙分数
金红石型 1:2 假六方密堆积
6:3
八面体
1/2
金红石型晶体中正离子所占空隙分数
2. n+/n-在晶体结构中的作用
(1) 化学组成比与电价比成反比
(2) 化学组成比与正、负离子配位数比成反比
(3) 正、负离子电价比与其配位数比成正比 (4) CN+主要由正、负离子半径比决定, 而CN-由此式决定
88..33..66 多多元元离离子子晶晶体体的的结结晶晶化化学学规规律律:: PPaauulliinngg规规则则
88..33 离离子子晶晶体体的的结结构构和和性性质质
离子键和晶格能
离子键的强弱可用晶格能大小表示。晶格能是0K时lmo1离 子化合物中的正、负离子(而不是正、负离子总共为lmo1)，由相 互远离的气态结合成离子晶体时所释放出的能量, 也称点阵能。若 用化学反应式表示，晶格能U相当于下一反应的内能改变量:
CaF2（荧石）型晶体结构
萤石型：离子堆积描述
结构型式
n+/n-
负离子堆积方式
CN+/CN-
正离子 所占空隙类型
正离子 所占空隙分数
萤石型 1:2 简单立方堆积
8:4
最新典型离子晶体结构
CCCNNN=+6+==，66，，AlA3A+l--lO-OO2→ -→→[[A[AAllOlOO66]]6八 八]八面面面体体体
3)属于CsCl结构:CsBr，CsI .
２、NaCl型结构
11））鲍鲍林林规规则则： ： ①①第第一一规规则则：：
rrNaNa00..009955nnmm,, rrCCll 00..118811nnmm, ,rrrr0.05.2552，5 ，0.401.441-04.-703.27，32C，NC=6N，+=6，
③③第第三三规规则则：，八八面面体体可可共共棱棱、，共共面面，连实接际，共棱实相际连共棱相连。
• 2) 结构特点： Cl-作立方密堆，Na+占据所有八面体空隙，立方 晶系，面心立方点阵，两套面心立方点阵穿插构 成，每个晶胞含有4个NaCl分子。
• 3) 属于NaCl结构 二价金属氧化物MgO、CaO、SrO、BaO、CdO、 MnO、FeO、CoO、NiO，还有氮化物，碳化物 等，氧化物中，O2-离子相当Cl-，占据Cl-位置。
② S Z 2 1 ,1 1 i, i 4 。每个 F-同时与 4 个 Ca2+形成静电键， CN 8 4 4
四个[CaF8] 共顶相连
③[CaF8]立方体可以共棱和共面相连，实际上共棱相连
2）结构特点 立方晶系,面心立方点阵，把Ca2+作立方堆 积，F-占据全部四面体空隙，若F-作立方堆 积，Ca2+只占据一半的立方体空隙。 从空间格子观点看，一套Ca2+面心立方格 子与两套F-面心立方格子穿插而成。 晶胞内有4个CaF2分子。
nacl 晶体结构
nacl 晶体结构NaCl晶体结构是一种典型的离子晶体结构，由钠离子（Na+）和氯离子（Cl-）组成。
这种晶体结构在自然界中广泛存在，如食盐、海水等。
NaCl晶体结构具有特殊的几何形态和物理性质，其结构稳定性和离子排布对其化学性质和应用具有重要影响。
NaCl晶体结构属于面心立方结构，即每个离子都位于晶格的面心位置。
这种结构的特点是离子之间的距离相等且排列紧密，使得晶体具有高度的结构稳定性。
在NaCl晶体中，钠离子和氯离子交替排列，形成六方密堆积的结构。
每个钠离子都被六个氯离子包围，而每个氯离子也被六个钠离子包围。
这种排列方式使得NaCl晶体具有高度的离子键能，使其具有高熔点、高硬度和脆性等性质。
NaCl晶体结构还具有一些特殊的物理性质。
由于离子之间的排列紧密，NaCl晶体具有非常高的折射率和透明度，使其成为一种重要的光学材料。
此外，NaCl晶体还具有良好的电导性和热导性，使其在电子器件、热传导材料等领域有广泛的应用。
NaCl晶体结构对其化学性质和应用具有重要影响。
由于NaCl晶体具有高度的结构稳定性和离子排布的规律性，使得其在化学反应中具有一定的活性和选择性。
例如，在化学合成中，NaCl晶体可以作为模板催化剂，通过晶格间的空隙和孔道来调控反应的速率和产物的选择性。
此外，NaCl晶体还被广泛应用于电解质、储能材料、生物医学等领域。
NaCl晶体结构是一种典型的离子晶体结构，具有特殊的几何形态和物理性质。
其结构稳定性和离子排布对其化学性质和应用具有重要影响。
NaCl晶体的研究不仅有助于深入理解离子晶体的特性和行为，也为材料科学和化学工程领域的应用提供了重要的理论和实践基础。
6种典型离子晶体结构
6种典型离子晶体结构一、正方晶系：NaCl型正方晶系是最简单的晶体结构之一，其代表性的离子晶体结构是NaCl型。
NaCl型晶体由阳离子和阴离子组成，阳离子居于晶格点的立方中心，阴离子则占据立方体的顶点。
这种排列方式使得阳离子和阴离子之间的距离相等且相邻离子的电荷相反。
NaCl型晶体具有高度的离子性，具有良好的热稳定性和电绝缘性能，常见的NaCl型晶体有氯化钠(NaCl)、氟化钠(NaF)等。
二、六方晶系：CsCl型六方晶系中的CsCl型晶体结构是由一个简单的离子晶体组成，其中一个离子位于晶格点的中心，而另一个离子则位于晶格点的顶点。
CsCl型晶体具有高度的离子性和坚硬性，常见的CsCl型晶体有氯化铯(CsCl)、溴化铯(CsBr)等。
三、正交晶系：CaF2型正交晶系中的CaF2型晶体结构由一个阳离子和两个阴离子构成，阳离子位于晶格点的中心，而两个阴离子则位于晶格点的顶点。
CaF2型晶体具有高度的离子性和硬度，常见的CaF2型晶体有氟化钙(CaF2)、氧化锶(SrO)等。
四、斜方晶系：RbBr型斜方晶系中的RbBr型晶体结构由一个阳离子和一个阴离子构成，阳离子位于晶格点的中心，而阴离子则位于晶格点的顶点。
RbBr型晶体具有较高的离子性和热稳定性，常见的RbBr型晶体有溴化铷(RbBr)、碘化铷(RbI)等。
五、菱方晶系：ZnS型菱方晶系中的ZnS型晶体结构由一个阳离子和一个阴离子构成，阳离子位于晶格点的中心，而阴离子则位于晶格点的顶点。
ZnS型晶体具有较高的离子性和硬度，常见的ZnS型晶体有硫化锌(ZnS)、硫化铜(Cu2S)等。
六、单斜晶系：CrCl2型单斜晶系中的CrCl2型晶体结构由一个阳离子和两个阴离子构成，阳离子位于晶格点的中心，而两个阴离子则位于晶格点的顶点。
CrCl2型晶体具有较高的离子性和热稳定性，常见的CrCl2型晶体有氯化铬(CrCl2)、溴化铬(CrBr2)等。
离子晶体的结构多种多样，其中典型的结构有正方晶系的NaCl型、六方晶系的CsCl型、正交晶系的CaF2型、斜方晶系的RbBr型、菱方晶系的ZnS型和单斜晶系的CrCl2型。
离子晶体结构
(2) 说明理由 晶体结构的稳定性与配位多面体共顶、共棱和 共面有关，涉及到两个正离子之间距离长短与 稳定性的关系：
两个正离子之间距离长，斥力小，结构稳定。 两个正离子之间距离短，斥力大，结构不稳定。
以四面体和八面体配位为例子：
设R1、 R2、 R3分别为共顶、共棱、共面时，中心正 离子之间距离；f1、 f2、 f3分别为共顶、共棱、共面时两 个正离子之间斥力：
四面体： R1：R2：R3=1：0.58：0.33 八面体： R1：R2：R3=1：0.71：0.58 则f1<f2<f3，稳定性：共顶>共棱>共面。
Pauling第四规则—— 不同种类正离子配位多面体间连接规则
内容：在含有二种以上阳离子的离子晶体中， 电价较高而配位数较低的阳离子所形成 的配位多面体之间，有尽量互不结合的趋势。
(4) 质点的空间坐标：Cl-：0 0 0， Cs+：½ ½ ½。
(5) 正负离子堆积情况： 以半径大的Cl-作立方紧密堆积， Cs+离子是填入全部的立方体空隙中。
(6) 离子的配位数： r+＝0.169nm，r-＝0.181nm， r+/r-＝0.933， 属0.732 ~ 1.000之间，可确定Cs+配位数为8， 根据化学式Cs+:Cl-＝1:1，故Cl-的配位数也为8。
离子半径比(R+/R-)、阳离子配位数及负离子配位多面体形状
Pauling第二规则—— 电价规则
内容：在一个稳定的晶体结构中，每一个负离子的 电价等于邻近的各正离子静电键强度的总和。
说明：在晶体结构中负离子的电价被正离子电价所 平衡，即在晶体结构中正负离子电价的代数 和为0。静电键强度为S，等于正离子电荷Z+ 除以正离子的配位数n，即S=Z+/n。 以NaCl为例说明。
高二化学-常见离子晶体的结构
5. 经X射线分析鉴定, 某一离子晶体属于立方晶系, 其晶胞 参数a=403.1pm。晶胞顶点为Ti4+占据, 体心为Ba2+占据, 所有棱心为O2-占据。据此回答或计算: (a)写出各个离子的分数坐标; (b)写出该晶体的化学式; (c)指出该晶体的点阵型式及结构基元; (d)指出Ti4+, Ba2+及O2-的配位情况; 6. NiO晶体为NaCl型结构, 将它在氧气中加热, 部分Ni2+将 氧化为Ni3+, 成为NixO (x<1)。今有一批NixO, 测得密度 为6.47g·cm-3, 晶胞参数为a=416pm, Ni的相对原子质量 为58.70。 (a)求出x的值, 并写出标明Ni价态的化学式; (b)在NixO晶体中, O2-的堆积方式怎样? Ni在此堆积中 占据哪种空隙? 占有率(即占有分数)是多少? (c)求在NixO晶体中, Ni-Ni间的最短距离是多少?
10.钼有一种含氧酸根[MoxOy]z－，式中x、y、z都是正整数； Mo的氧化态为+6，O呈－2。可按下面的步骤来理解该含氧 酸根的结构： (a)所有Mo原子的配位数都是6，形成[MoO6]n－，呈正八面 体．称为“小八面体”(图左1)； (b) 6个“小八面体”共棱连接可构成一个“超八面体”(图 左2)； (c) 2个”超八面体”共用2个“小八面体”可构成一个“孪 超八面体”(图左3)； (d)从一个“挛超八面体”里取走3个“小八面体”，得到的 “缺角孪超八面体”(图左4)便是本题的[MoxOy]z－(图D中用 虚线表示的小八面体是被取走的)。
回答了列问题： (1)小八面体的化学式[MoO6]n－中的n= (2)超八面体的化学式是 。 (3)孪超八面体的化学式是 。 (4)缺角孪超八面体的化字式是
离子化合物的晶体结构
离子化合物的晶体结构离子化合物是由阳离子和阴离子通过电荷吸引力结合而成的化合物。
它们具有特定的晶体结构，这种结构对于离子化合物的性质和行为有着重要的影响。
本文将探讨离子化合物晶体结构的基本原理以及它们在化学中的重要性。
1. 晶体结构的基本原理离子化合物的晶体结构是离子在空间中的有序排列方式。
其基本原理可归结为离子间的静电相互作用和离子大小的排列方式。
首先，离子间的静电相互作用是离子化合物晶体结构的主要驱动力。
正负电荷之间的吸引力使得阳离子和阴离子紧密结合，形成离子晶体的稳定结构。
其次，离子的大小也会影响晶体结构。
离子半径较大的阳离子和阴离子通常会相互排斥，需要更大的空间以减少能量。
因此，在晶体结构中，大离子会占据较大的空间，而小离子则会占据较小的空间。
2. 离子化合物常见的晶体结构离子化合物常见的晶体结构包括离子晶体、占据间隙的离子晶体和层状结构。
（1）离子晶体离子晶体是最简单的晶体结构类型，由正负离子以简单的整数比例排列而成。
其中最典型的例子是氯化钠（NaCl）晶体结构。
在NaCl晶体中，钠离子和氯离子以八面体的方式相互配位排列，每个钠离子周围有六个氯离子。
这种结构也被称为六方最密堆积。
（2）占据间隙的离子晶体占据间隙的离子晶体，也称为占据间隙化合物，与离子晶体相比，其中的阴离子和部分阳离子占据了空隙位置。
一个典型的例子是氧化镁（MgO）晶体结构。
在MgO晶体中，氧离子排列成六方最密堆积，而镁离子则占据了六方堆积空隙的顶点位置。
（3）层状结构层状结构是指离子之间形成具有平面结构的晶体。
其中一个著名的例子是石墨烯。
石墨烯是由碳原子组成的二维层状结构，每个碳原子与其周围三个碳原子通过共价键相连，形成六角网格。
这种结构使得石墨烯具有出色的导电性和热导性。
3. 离子化合物晶体结构的重要性离子化合物晶体结构对其性质和行为具有重要影响。
首先，晶体结构决定了离子化合物的硬度和脆性。
晶体结构越紧密，离子之间的相互作用越强，离子化合物的硬度越高，同时也更脆。
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(r r )
3a 2
3( 2
2 r )
0.414 r 0.225 r
6 2 r 1 . 225 r r / r 0 . 225
填充四面体空隙
4.三配位的正三角形空隙
0.225 r 0.155 填充三角形空隙 r
离子半径比与配位数的关系
正负离子半径化
0.155 r 0.225 r
NaCl型晶体结构的两种描述
下面以NaCl型晶体为例，对离子堆积描述的术语给出图解：
结构型式: NaCl型
化学组成比 n+/n-=1:1
A: 8 × 1/8 +6 × 1 /2 = 4
B: 1 +12 × 1/4 = 4
n+/n-=1 : 1
负离子堆积方式:立方面心堆积
负离子（如绿球）呈立方面心堆积，相当于金属单质的A1型。
对比表中具有NaCl型结构的化合物的晶胞参数，可以利用 几何关系推出S2-和Se2-的离子半径：
思考：若再知晶体CaS的a=568pm，CaO的a=480pm，能否求得 其余离子的半径呢？
7.3 离子半径比与离子晶体结构
正负离子半径比不同可产生不同的接触情况，为了使体系能 量尽量降低，要求正负离子尽量接触，所以正负离子半径比就决 定了正离子填充什么样的空隙，也就决定了离子晶体的结构。
第七章 离子晶体的结构
7.1 离子键
金属键无方向性和饱和性，金属原子中电子分部呈球对称， 金属原子在晶体中趋向于密堆积的结构——等径圆球密堆积
A1
A3
A2
A4
离子键
离子化合物——正负离子结合形成的化合物，正负离子间由 库仑作用结合在一起，该化学键称离子键，离子键无方向性和饱 和性。
不等径圆球密堆积
GaP, GaAs, GaSb InP, InAs, InSb
CdS, CdTe
HgTe
立方ZnS型晶体结构的两种描述
分数坐标描述 A： 0 0 0
0 1/2 1/2 1/2 0 1/2 1/2 1/2 0 B: 1/4 1/4 3/4 1/4 3/4 1/4 3/4 1/4 1/4 3/4 3/4 3/4
离子晶体结构也可用非等径圆球堆积来描述. 通常, 较大的 负离子形成等径圆球密堆积, 正离子填在空隙中.
7.2 离子半径
离子半径是指正负离子之间的接触半径，即正负离子之间的 平衡核间距为正负离子半径之和。由负离子的堆积形式，正负离 子的接触情况以及晶胞参数可求出离子半径。
(a)
(b)
(c)
(a) 晶胞参数只与负离子半径有关； (c)与正负离子半径都有关；如 果判断晶体中离子接触情况是(a)，可求出负离子半径r-，再由(c)可 求出正离子半径r+。
1.八配位的立方体空隙
正离子填充在立方体空隙中，若正负离子正好接触，那么：
C N ( 正 离 子 配 位 数 ) = C N 8 2(rr) 3(2r)
rr1.732r r/r 0.732
r 0.732 r
r 0 .7 3 2 r
负离子接触，但正负离子不接触，不稳定。
正离子把负离子撑开，负负离子不接触， 但正负离子接触，也能稳定存在。
正负离子配位数之比 CN+/CN- =6:6 CN+=6 CN-=6
正离子所占空隙种类: 正八面体
正八面体空隙 （CN+=6）
正离子所占空隙分数
浅蓝色球代表的负离子(它们与绿色球是相同的负离子) 围成正四面体空隙, 但正离子并不去占据:
仔细观察一下： 是否有被占据的正四 面体空隙？
没有！
浅蓝色球代表的负离子(它们与绿色球是相同的负离子) 围成正八面体空隙, 全部被正离子占据. 所以, 正离子所占 空隙分数为1(尽管还有两倍的正四面体空隙未被占据, 但正 离子所占空隙分数不是1/3).
r 1 r
形成等径球堆积
1 r 0.732 r
填充立方体空隙
2.六配位的正八面体空隙
正离子填充在Байду номын сангаас面体空隙中，若正负离子正好接触，那么：
CN=CN6 2(r r) 2(2r) r /r 0.414
r 0.414 负离子接触，正负离子不接触，不稳定 r
r 0.414 正离子把负离子撑开，正负离子还能接触，稳定 r
正离子所占空隙分数
1
ZnS型晶体结构
在0.225 r+/r- < 0.414时, 四配位的化合物MX可能 具有ZnS型晶体结构. 其中又包括立方ZnS型和六方ZnS 型. 通常, 硫化物倾向于立方, 氧化物倾向于六方.
这是非常重要的两种晶体结构. 已投入使用的半导体 除Si、Ge单晶为金刚石型结构外，III-V族和II-VI族的半 导体晶体都是ZnS型，且以立方ZnS型为主. 例如：
r 0.732 正离子填充立方体空隙(因此时配位数为8，更稳定) r
0.732 r 0.414 r
填充八面体空隙
3. 四配位的正四面体空隙
正离子填充在四面体空隙中，若正负离子正好接触，那么：
CN=CN4
正方体的面对角线长度为2r-, 体对角线长度为2(r++r-)
2 a 2 r 3 a 2 (r r )
离 子 堆 积 描 述
结构型式 化学组成比 n+/n负离子堆积方式 正负离子配位数比CN+/CN正离子所占空隙种类 正离子所占空隙分数
立方ZnS型 1:1 立方最密堆积 4:4 正四面体 1/2
六方ZnS型晶体结构的两种描述
分数坐标描述 A： 0 0 0
2/3 1/3 1/2 B: 0 0 5/8
0.225 r 0.414 r
0.414r 0.732 r
0.732 r 1 r
配位数(CN+) 3 4 6 8
多面体空隙 三角形 四面体 八面体 立方体
7.4 离子晶体的一些典型结构
为了描述离子晶体的结构，可以使用两种不同的“语 言”：
1. 分数坐标“语言”的描述. 2. 离子堆积“语言”的描述. 名词术语较多, 但比较 容易想象晶体结构, 也有助于总结结晶化学规律. 下面以NaCl型晶体为例，看看这两种“语言”的差 别：
仔细观察一下： 是否还有未被占据的 正八面体空隙？
没有！
CsCl型晶体结构的两种描述
分数坐标描述
A: 0 0 0 B: 1/2 1/2 1/2
结构型式
CsCl型
离 化学组成比 n+/n子 堆 负离子堆积方式
1:1 简单立方堆积
积 描
正负离子配位数比CN+/CN- 8:8
述 正离子所占空隙种类
立方体