第七章 分子的结构与性质

第七章 分子结构与晶体结构课题 1 7.1 化学键7.2 离子键 7.3 共价键教学目的1. 了解化学键的定义和分类，掌握价键理论、杂化轨道理论，其中重点掌握Sp3、sp2、 sp 杂化轨道的组成，空间取向，以及与分子几何构型的相关性；重难点价键理论和杂化轨道理论的要点及其应用课时安排 2 课时教学方法 讲解、讨论教学过程板书 研究的意义讲述 几何结构指是分子（或晶体）中的原子（或粒子）在空间的排列方式， 即空间构型。电子结构是指分子中的原子（或晶体中的粒子是靠甚麽力结合的（即化学 键）。1649年初夏的一天，发生在意大利佛罗伦萨科学院的一件疑案金刚石失 踪之谜。1776年（127年后）著名的科学家拉瓦西破解了这一迷案。1797 年，英国化学家特南宣布，金刚石与石墨一样，都是全部由碳原子构成 的碳的单质。1955年，一组英国科学家在3000和超过109Pa的压力下，在世界上首次将 石墨转变成金刚石。板书 共价键与共价化合物讲解 要描述分子中电子的运动状态，按理说应当解分子的薛定谔方程。但由 于绝大多数分子的薛定谔方程比较复杂，至今尚无精确求解，因此只能作一些近 似的假设来简化计算过程。不同的假设代表了不同的物理模型。 一种看法是，形成化学键的电子只处于与此化学键相连的两个原子间的区域运动。价键理论 另一种看法是形成化学键的电子在遍布整个分子的区域内运动。分子轨道理论 在研究配合物时还发展了配位场理论等。这三种理论从不同方面反映了化学键的本质。板书 价键理论重点讲解价键理论简称VB理论，又称电子配对法，是海特勒（W.Heitler）和 伦敦（F.Lodon）运用量子力学原理处理H2分子结果的推广。1927年德国化学家海特勒和伦敦近似求解H2的薛定谔方程，成功地得到了H2的波函数屮s和屮A，相应的能量ES和EA，以及能量与核间距R的关系。海特勒和伦敦运用量子力学处理h2分子的结果表明，电子自旋相反的氢原 子相互靠近时之所以能形成稳定的氢分子，是因为两个原子轨道互相重叠，使两 核间电子的密度增大，犹如形成一个电子桥把两个氢原子核牢牢地结合在一起。 把计算h2所取得的成就推广到多原子分子，便形成了价键理论，板书、讲解 价键理论的基本要点（1）含有自旋相反未成对电子的原子相互接近时，可形成稳定的化学键。讲述 如当两个氢原子互相接近时，它们各有一个未成对的电子，如自旋不同时即可配对成键形成H2 （HH）分子。 氮原子有三个未成对电子，因此可以同另一个氮原子的三个未成对电子配对形成 N2 （N三N）分子等。板书（2）在形成共价键时，一个电子和另一个电子配对后，就不再和第三个电子配对。讲述 上述两条决定了共价键的饱和性。板书 （3）原子在形成分子时，原子轨道重叠得越多，则形成的化学键越稳定。讲述因此，原子轨道重叠时，在核间距一定的情况下，总是沿着重叠最多 的方向进行，因此共价键有方向性。以 HCl 分子的成键过程为例：氢原子只有一个1s电子，其原子轨道角度分布图是球形的。而氯是17号元素，电子构型为：ls22s22p63s23p5, 3p轨道有一个未成对电子 （假设处于3p轨道），则成键应是氢原子的ls电子与氯原子的3p电子，其原 XX子轨道的重叠方式有如所示的几种方式。在两核距离一定的情况下，则有：当H沿x轴向Cl接近时，原子轨道可达最大重叠，生成稳定的分子； 当H沿y轴向Cl接近时，原子轨道重叠最少，因此不能成键；当H沿着其它方向与Cl接近时，也达不到像沿x方向接近重叠那么多, 因此结合不稳定， H 将移向 x 方向。板书2.共价键的类型（1） o键（2）冗键（3）配位键讲述 两个原子轨道沿键轴（成键原子核连线）方向进行同号重叠，所形成的键叫o键两原子轨道沿键轴方向在键轴两侧平行同号重叠，所形成的键叫冗键。共价单键一般是o键。在共价双键和叁键中，除了o键外，还有冗键。一般单键是一个o键；双键是一个o键、一个冗键；叁键是一个o键、两个冗键。（表7.3）给出了 o键和冗键的一些特性。板书 键参数（1）键能。（2）键长。（3）键角。（4）键矩讲解板书1.在298K和lOOkPa条件下，气态分子断开lmol化学键所需最低的能量 （这里所说的是共价键的键能，不同类型的化学键有不同的键能。离子键的键能 叫晶格能，金属键的键能叫内聚能）。列举了一些常见共价键的键能数据。键能数据不是直接测定的实验值，而是根据大量实验数据综合所得的一种平均近 似值。例如， H2O 中有两个 OH 键，要断开第一个 OH 键所需能量为 502kJmol-1，而要断开第二个OH键只需426kJmol-1。表中所列OH键的 键能为465kJmol-1，这是多种化合物中的OH键的断键能量的平均值。一般说来，键能越大表明键越牢固，由该键构成的分子也就越稳定。 化学变化的实质是化学键的改组。化学变化的热效应就是来源于化学键改组 时键能的变化。例如ch4燃烧生成co2和h2o：CH4+ 2O2= CO2+2 H2O可用结构简式表明上述化学反应化学键改组情况，并参考表 7.4 注明各物质 的键能：2 O=O O=C=O+断开 4molCH 键 形成 4molOH 需吸收4 X 415 键放出4X465 =1660（kJ）断开 2molO=O键需吸收 2X 498= 996（kJ）形成 2molC=O键放出 2X 798=1596（kJ）=1860（kJ）当lmolCH4燃烧时，反应物断键共需吸收能量1660kJ+996kJ=2656kJ，而生 成物成键共释放能量为 1596kJ+1860kJ=3456kJ。即随着 1molCH4 气体完全燃烧时，从键能估算，肯定是一个放热反应，可获 得的化学能为： 3456-2656=800（kJ）。实验直接测定1molCH4完全燃烧可以放出818kJ，两者很近似。2. 分子中两原子核间的平衡距离称为键长。例如氢分子中两个氢原子的核间距离为76pm,所以H一H键的键长为76pm。 给出了一些化学键的键长数据。数据可以看出，HF、HCl、HBr、HI的键长依次增加，表明 核间距增大，键的强度减弱。因此从HF到HI分子的热稳定性逐渐减小。而碳原子间形成单键、双键和叁键的键长逐渐缩短，键的强度也逐渐增强，愈加 稳定。3. 分子中键与键之间的夹角称为键角。 对于双原子分子来说，因为分子是直线型的，因此无所谓键角。 对于多原子分子，由于分子中的原子在空间的分布情况不同，就有不同的几何构型，也就有键角。一些分子的键长、键角和几何形状。由表中数据可以看出，知道一个分子的键长和键角，就可以确定分子的几何 形状。甲烷是正四面体结构，四个 CH键的键长均为109.1pm，键角均为109 28如果按价键理论，碳原子具有两个未成对电子，只能与两个氢原子形成ch2分子，且键角应是90。，这与实验事实是不符合的。在BC13、HgCl2分子中也有类似情况4 在共价键中，若成键两原子的电负性差值为零，这种键称为非极性共价键，如H-H，C1-C1；若成键两原子的电负性差值不为零，这种键称为极性共价键，如 H-Cl。 当分子中共用电子对偏离成键两原子的一方时，键具有极性，键的极 性大小可以用键矩衡量。键矩记作，卩=q l式中q为电量，l为核间距。|J为矢量，方向从正指向负。板书 杂化轨道理论讲解 在形成分子的过程中，同一原子中能量相近的几个原子轨道经过混杂 平均化，组合出数目相同的新的原子轨道，这种混杂均一化过程称为原子轨道的 “杂化”，所得新的原子轨道称为杂化轨道。以ch4分子为例，该分子中碳原子的四个杂化轨道的形成过程如图所示。由图可知，杂化轨道不仅形状与原来原子轨道不同，轨道的空间取向也发生 了变化，因而也改变了原子成键的方向，还提高了原子轨道的成键能力。常遇到的杂化类型有 sp 型 dsp 型和 spd 型。板书Sp型又可分为Sp、Sp2和sp3杂化1sp 杂化以HgCl2为例。汞原子的外层电子构型为6s2,在形成分子时，6s的一个电子被激发到6p空 轨道上，而且一个6s轨道和一个6p轨道进行组合，构成两个等价的互成180o的 sp 杂化轨道。汞原子的两个sp杂化轨道，分别与两个氯原子的3p轨道重叠（假设三个原x子核连线方向是x方向），形成两个o键，HgCl2分子是直线型（图示7.6）。2. sp2杂化以 BF3 分子为例。中心原子硼的外层电子构型为2s22pi，在形成BF3分子的过程中，B原子的1个2s电子被激发到1个空的2p轨道上，而硼原子的1个2s轨道和2个2p轨 道杂化，形成3个sp2杂化轨道。这3个杂化轨道互成120o的夹角并分别与氟原子的2p轨道重叠，形成o键， 构成平面三角形分子。又如乙烯分子。乙烯分子中的2个碳原子皆以sp2杂化形成3个sp2杂化轨道，2个碳原子各 出1个sp2杂化轨道重叠形成1个o键；而每一个碳原子余下的2个sp2杂化轨道分别与氢原子的1s轨道重叠形成o 键；每个碳原子还各剩一个未参与杂化的 2p 轨道，它们垂直于碳氢原子所在的 平面，并彼此重叠形成兀键。3. sp3 杂化所谓等性杂化是指参与杂化的原子轨道在每个杂化轨道中的贡献相等，或者 说每个杂化轨道中的成分相同，形状也完全一样，否则就是不等性杂化了。NH3和H2O分子中的N、0原子是采用不等性sp3杂化，并分别以3个和2 个sp3杂化轨道与3个和2个氢原子形成6键，同时分别有1个和2个sp3杂化 轨道被孤对电子所占据。由于孤电子对只受氧或氮原子核的吸引（即 1 个核的吸引），因此更靠近氧 或氮原子核，对成键电子有较大的排斥作用，致使NH3分子中的NH键角和 H2O分子中的OH键角受到了“压缩”故CH4、NH3和H2O分子中相应的键 角分别是ZHCH （109o 28）、ZHNH （107。）、ZHOH （104。40）依次变小课题 2 7.4 分子间力 7.5 晶体结构教学目的2. 熟悉分子间作用力（范德华力和氢键）的定义、产生原因及其应用；3. 了解离子晶体、原子晶体、分子晶体的特点。重难点分子间作用力的类型及产生原因课时安排 2课时教学方法 讲解讨论教学过程板书 分子间力早在1873年荷兰物理学家范德华（van der waals）就注意到这种作用力的存 在，并进行了卓有成效的研究，所以人们称分子间力为范德华力。相对化学键力来说，分子间力相当微弱，一般在几到几十kJ mol-1，而通常 共价键能量约为150500kJmol-1。然而就是分子间这种微弱的作用力对物质的熔点、沸点、表面张力和稳定性等都 有相当大的影响。板书 极性分子与非极性分子讲解 在任何分子中都有带正电荷的原子核和带负电荷的电子，对于每一种 电荷都可以设想其集中于一点，这点叫电荷重心。正、负电荷重心不重合的分子叫极性分子，如HF分子，由于氟的电负性（4.0） 大于氢的电负性（2.1），故在分子中电子偏向 F， F 端带负电，分子的正负电荷 重心不重合。离子型分子可以看成是它的极端情况。演示实验由滴定管滴下的水流，在梳过头的梳子作用下发生偏转，这是 为什么？说明水分子是极性分子。正、负电荷重合的分子叫非极性分子，如h2、f2等。 分子极性的大小常用偶极矩来衡量，偶极矩的概念是由德拜在 1912年提出 来的，他将偶极矩P定义为分子中电荷重心（正电荷重心6 +或负电荷重心6 -）上的电荷量6与正负电荷中心距离的乘积：P = 6 X d式中6就是偶极上的电荷,单位用C（库仑）,d又称偶极长度，单位用m（米） 则偶极矩的单位就是C m （库米）。偶极矩是矢量，其方向规定为从正到负。P的数值一般在10-30C m数量级。P =0 的分子是非极性分子， P 越大，分子极性越大。（表 7.17） 给出了某些分子的偶极矩和几何构型。 要注意的是，分子的极性和键的极性并不一定相同。 键的极性决定于成键原子的电负性，电负性不同的原子成键键有极性。而分子的极性除了与键的极性有关外，还决定于分子的空间结构。如果分子具有某些对称性时，由于各键的极性互相抵消，则分子无极性，如co2、ch4 等。而属于另一些对称性的分子，由于键的极性不能互相抵消，因此分子 有极性，如h2o、nh3、反式丁二烯等。板书 非极性分子间的作用力讲解并板书 当两个非极性分子靠近时，由于分子中的电子在不停地运动， 原子核也在不断地振动，因此虽然是非极性分子，但也经常发生正、负电荷重心 不重合的现象，从而产生偶极矩（瞬时偶极矩）。 两个瞬时偶极经常是采取异极相邻的状态，它们之间存在的作用力称为色散力。 虽然瞬时偶极存在时间很短，但异极相邻的状态不断地重复着。使分子间始终存 在着色散力。板书 极性分子和非极性分子间的作用力讲解 当极性分子和非极性分子靠近时，除了色散力的作用外，还存在诱导力。 这是由于非极性分子受极性分子的影响，产生诱导偶极的结果。非极性分子 的诱导偶极与极性分子的固有偶极降存在的作用力叫诱导力。同时诱导偶极又可以作用于极性分子，使其固有偶极的长度增加，从而进一 步加强了它们间的吸引。因此，极性分子与非极性分子之间存在着色散力与诱导力。板书 极性分子间的作用力讲解 当两个极性分子靠近时，除了色散力外，由于它们固有偶极间同极相斥， 异极相吸，两个分子在空间就按异极相邻的状态取向。 由于固有偶极取向而引起的分子间力叫取向力。 由于取向力的存在，使极性分子更加靠近，在相邻分子固有偶极的作用下， 使每个分子的正、负电荷重心进一步分开，产生诱导偶极。因此，极性分子间也存在诱导力。 色散力、诱导力和取向力统称分子间力。其中诱导力和取向力只有当有极性分子参与作用时才存在，而色散力则普遍 存在于任何相互作用的分子间。实验证明，对于大多数分子来说，色散力是主要的，只有偶极矩很大的分子 取向力才显得较为重要，诱导力通常都是很小的。数据可以看出，一般分子间作用能大都在几十kJmol-1范围内，比化学键 能（约为一百到几百kJmol-i）小得多。这种分子间作用力的氛围约为0.30.5nm,而且一般不具有方向性和饱和性。板书 分子间力对物质性质的影响板书 分子间力对物质物理性质的影响是多方面的。（ 1 ）对熔沸点的影响讲解除了个别极性很强的分子（如h2o）其取向力为主外，一般都是以色 散力为主。而色散力又与分子的分子量大小有关，分子量越大色散力也就越大， 所以稀有气体、卤素等其沸点和熔点都随分子量的增大而升高。板书（2）对硬度的影响 讲解极性小的聚乙烯、聚异丁烯等物质，由于分子间力较小，因而硬度也 不大；含有极性基团的有机玻璃等物质，分子间力较大，也就具有一定硬度。 板书 （ 3）对溶解度的影响讲解溶质和溶剂的分子间力越大，则在溶剂中的溶解度也越大。 溶解过程是物质分子互相分散的过程，其所能达到的分散程度显然与分子 间力有关。通常所说的“相似互溶原理”经验规律也可以用分子间力的影响加以 说明。因为溶解过程实现时体系的吉布斯函数降低，根据吉布斯方程 G= H-T S,当溶质和溶剂的分子相互混合时，一般情况下熵总是增加的，即 S为正 值。T总是正的，只要込HI不太大，当込HIvlTA SI时，即能溶解。所谓溶质和溶剂“相似”，主要是指它们两者内部分子间的相互作用相似，也就 是说溶质和溶剂（如笨与甲苯）混合后分子间的相互作用能与它们各自单独存在 时的分子间作用能相差不多，因此 HI值就不大，所以易于互溶。 板书 氢键1氢键的形成讲解当氢原子与电负性很大而半径很小的原子（如F、0、N）形成共价型 氢化物时，由于原子间共有电子对的强烈偏移，氢原子几乎呈质子状态。这个氢 原子还可以和另一个电负性大且含有孤对电子的原子产生静电吸引作用，这种引 力称为氢键。例如，液体H2O分子中H原子可以和另一个H2O分子中O原子互相吸引形 成氢键。氢键的组成可用XH：Y通式表示，式中X、Y代表F、0、N等电 负性大而半径小的原子，X和Y可以是同种元素也可以不同种。H:Y间的键为氢键，H：Y间的长度为氢键的键长，拆开一摩尔 H:Y键所须的最低能量为氢键的键能。氢键不同于分子间力，有饱和性和方向性。氢键的饱和性是由于氢原子半径比X或Y的原子半径小得多，当XH分 子中的H与Y形成氢键后，已被电子云所包围，这时若有另一个Y靠近时必被 排斥，所以每一个XH只能和一个Y相吸引而形成氢键。氢键的方向性是由于Y吸引XH形成氢键时，将沿XH键轴的方向，即XH：Y在一直线上。这样的方位使X和Y电子云之间的斥力最小，可以 稳定地形成氢键。板书 2氢键对物质性质的影响讲解（1）对熔点、沸点的影响HF 在卤化氢中，分子量最小，因此其熔沸点应该最低。但事实上却最高， 这就是由于HF能形成氢键，而HC1、HBr、HI却不能。当液态HF汽化时，必须破坏氢键，需要消耗较多能量，所以沸点较高。H2O 分子的沸点高也是这一原因。板书（2）对溶解度的影响讲解如果溶质分子和溶剂分子间能形成氢键，将有利于溶质分子的溶解。 例如乙醇和乙醚都是有机化合物，前者能溶于水，而后者则不溶，主要是乙 醇分子中羟基（一OH）和水分子形成氢键，如CH3CH2OH:OH2； 而在乙醚分子中不具有形成分子间氢键的条件。同样，nh3分子易溶于h2o也是形成氢键的结果。板书（ 3）对粘度的影响 讲解分子间形成氢键会使粘度增加。如甘油能和其他分子形成几个氢键， 所以粘度较大。板书（4）对生物体的影响讲解氢键对生物体的影响极为重要，最典型的是生物体内的 DNA。DNA 是由两根主链的多肽链组成，两主链间以大量的氢键连接组成螺旋状 的立体构型氢键对蛋白质维持一定空间构型起重要作用。在生物体的 DNA 中，根据两根主链氢键匹配的原则可复制出相同的 DNA 分子。板书（5）水具有许多不寻常的性质。讲解如冰的体积比水大、以4C密度最大、冰的升华热大、冰的融化热较 小、水的比热容较大、蒸发热也较大。这些都是氢键作用的结果。冰的密度较小，是因为冰中的水分子都是以氢键结合的，而且位置是固定的。 而这种结合方式空隙较大（因为氢键有方向性和饱和性）。而当冰受热融化时，冰的空旷氢键体系瓦解，变成堆积密度较大的水，另一 方面温度升高热膨胀又使水的密度降低，两种因素影响的结果，导致4C密度最 大；冰的升华热大是因为升华需要完全破坏冰中的氢键； 而融化热较小是因为融化时只需破坏一小部分氢键（约 15%）； 随着温度升高，氢键逐渐断裂，需要吸收能量，所以水的比热容较大； 在沸点时液态水中依然存在相当数量的氢键，因此蒸发热较大。板书 7.5 晶体结构晶体是由在空间排列得很有规律的微粒（原子、离子、分子等）所组成。讲解晶体中微粒的排列按一定方式重复出现，这种性质称为晶体结构的周 期性。晶体的一些特性与其微粒排列的规律性密切相关。若把晶体内部的微粒看成几何学上的点，这些点按一定规则组成的几何图形 叫晶格或点阵。晶体的种类繁多，各种晶体都有它自己的晶格。但如果按晶格中的结构粒子种类和键的性质来划分，晶体可分为离子晶体、 分子晶体、原子晶体和金属晶体等四种基本类型。板书 7.5.1 离子晶体、原子晶体和分子晶体的一般情况讲解在以下的讨论中，我们都是从晶格节点上的微粒、微粒间的作用力、 晶体类型、熔点高低以及导电性等几个方面进行讨论。板书 7.5.2 离子晶体与离子极化讲解表征离子键的强度用晶格能(lmol离子晶体离解成自由气态离子时所 吸收的能量)。他应受以下因素影响：1离子所带电荷与离子半径在典型的离子晶体中，离子所带电荷越多、离子半径越小产生的静电场强度 越大，与异号电荷离子的静电作用能也越大，栗子晶体的熔点也越高、硬度也越 大。例如，NaF和CaO这两种典型离子晶体，前者正负离子半径之和为0.23nm, 后者为0.231nm很接近。但离子所带电荷数后者比前者多，所以CaO的熔点 (2570C)比NaF(993C)高，硬度也大(CaO硬度为4.5, NaF的硬度为2.3)。而 MgO 与 CaO 两种典型离子晶体，离子所带电荷相同，但镁离子的离子半 径(0.066nm)比钙离子半径(0.99nm) 小,因此氧化镁既有更高的熔点(2852C) 和更大的硬度(6.0)。板书 2.离子极化讲解(1)离子极化的产生离子极化是离子在外电场影响下发生变形而产生诱导偶极的现象。表明了离 子在外电场作用下的极化情况。表明离子在未极化前其正负电荷重心是重合的，离子没有极性。在外电场作用下，原子核被吸(或推)向另一方，正负电荷重心不重合了， 即产生了诱导偶极矩。实际上离子本身就带电荷，所以离子本身就可以产生电场，使带有异号电荷 的相邻离子极化，板书(2)影响离子极化的因素 讲解离子使其他离子(或分子)极化(变形)的能力叫做离子的极化力。 一般说来，正离子的电荷数越多，离子半径越小，其极化力越强，变形性就 越小；而负离子的电荷数越多半径越大，其极化力就越小，变形性越大。根据上述规律，当正、负离子间发生相互极化作用时，一般说来主要是正离 子的极化力引起负离子的变形。极化的结果使负离子的电子云向正离子偏移(当然正离子的电子云也向负离 子偏移，但程度很小)。随着正离子极化力的增强，就产生了如图所示的离子键逐渐向共价键过渡的 情况，离子晶体也就转变成过渡型晶体，最后成为共价型晶体。随着离子极化的增强，将导致键能、晶格能地增加，键长缩短，配位数降低 等。我们把实测晶体键长与离子半径之和比较，两者基本相等的是离子晶体，显 著缩短的是共价晶体，缩短不很多的是过渡晶体。应用离子极化理论可以说明，为什么本来按离子半径比AgI和ZnO都应是6 配位NaCl，而实际是4配位的ZnS型。又如NiAs晶体，由于强烈的极化作用，不仅使Ni和As间的键是以共价键 为主，而且还出现了金属键的性质，成为过渡型晶体。应用离子极化理论，也可以说明卤化银中只有 AgF 可以溶于水，而 AgCl、AgBr 和 AgI 的 溶解度显著下降的原因。板书 7.5.3 原子晶体 讲解原子晶体晶格结点上排列着原子，原子间是通过共价键相结合的。由 于共价键有方向性和饱和性，所以这种晶体配位数一般比较小。金刚石是最典型的原子晶体，其中每个碳原子通过 sp3 杂化轨道与其它碳原 子形成共价键，组成四面体，配位数是 4。属于原子晶体的物质，单质中除金刚石外，还有可作半导体元件的单晶硅和 锗，它们都是第四主族元素；在化合物中，碳化硅（SiC）、砷化镓（GaAs）和 二氧化硅（SiO20 -方石英）等也属原子晶体。在原子晶体中并没有独立存在的原子或分子，SiC、SiO2等化学式并不代表 一个分子的组成，只代表晶体中各种元素原子数的比例。因为共价键的结合力比较强，所以原子晶体一般具有很高的熔点和很大的硬 度，在工业上常被选为磨料或耐火材料。尤其是金刚石，由于碳原子半径较小，共价键的强度很大，要破坏4 个共价 键或扭歪键角，都将受到很大阻力。所以金刚石的熔点高达3550C，硬度也最 大；由此可看出结构对性能的影响。原子晶体延展性很小，有脆性；由于原子晶体中没有离子，故其熔融态都不 易导电，一般是电的绝缘体。但是某些原子晶体如Si、Ge、Ga和As等可作为优良的半导体材料，原子晶 体在一般溶剂中都不溶。板书 7.5.4 分子晶体 讲解在分子晶体的晶格结点上排列着极性或非极性分子 ,分子间只能以分 子间力或氢键相结合。因为分子间力没有方向性和饱和性，所以分子晶体都有形成密堆积的趋势， 配位数可高达 12。在晶体中有独立分子存在。如二氧化碳的晶体结构，晶体中有独立存在的 CO2分子，化学式CO2能代表分子的组成，也就是它的分子式。分子晶体粒子间的结合力弱，故其熔点低、硬度小。由于分子晶体是由电中 性的分子组成，所以固态和熔融态都不导电，是电的绝缘体。但某些分子晶体含有极性较强的共价键，能溶于水产生水化离子，因而能导电，如冰醋酸。晶体都是分子晶体。绝大部分有机物，稀有气体以及H2、N2、Cl2、Br2、12、SO2以及HCl等的板书 7.5.5过渡型的晶体讲解除了上述的几种晶体以外，还有一些具有链状结构和层状结构的过渡 型晶体。在这些晶体中微粒间的作用力不止一种，链内和链间、层内和层间的作 用力并不相同，所以又叫混合型晶体。1链状结构的晶体天然硅酸盐的基本结构单元是由一个硅原子和四个氧原子所组成的四面体。根据这种四面体的连接方式不同，可以得到各种不同天然硅酸盐。是将各个硅氧四面体通过顶点相连排成长链硅酸盐负离子(SiO3)2n3n的俯视图（圈表示氧原子，黑点表示硅原子，点线表示四面体，直线表示共价键）。长链是由共价键组成的，金属离子在链间起联络作用。由于长链和金属离子 间的静电引力比链内的共价键弱，如果按平行于键的方向用力，晶体易于开裂， 石棉就具有这种结构。2层状结构的晶体石墨是具有层状结构的晶体。在石墨晶体中，同一层碳原子在结合成石墨时发生 sp2 杂化。其中每个 sp2杂化轨道彼此间以b键结合，因此在每个碳原子周围形成3个b键，键角120 ,形成了正六角形的平面层。这时每个碳原子还有一个垂直于sp2杂化轨道的2p轨道，其中有一个2p电 子，这种互相平行的p轨道可以互相重叠形成遍及整个平面层的离域n键（又叫 大n键）。由于大n键的离域性，电子能在每层平面方向移动，使石墨具有良好的导电、 导热性能。又由于石墨晶体的层和层之间距离较远，靠分子间力联系起来， 因此它们之间的结合是较弱的，所以层与层之间易于滑动，工业上常用做润滑剂。加温加压能使石墨结构转变成金刚石结构，其实质就是使石墨中各碳原子的 三个sp2杂化轨道和一个2p轨道相互成键，转化为以四个sp3杂化轨道相互成键。 一般需在高温、高压下来实现。板书 7.5.6 晶体缺陷讲解缺陷对于晶体的化学性质影响较小，而对于许多物理性质（如电性能、 磁性、光学性能以及机械性能等）常常起决定性作用。所以缺陷对晶体的利用有 着重要意义。从几何的角度看，结构缺陷有点缺陷（杂原子置换、空位、填隙原子），线 缺陷（位错），面缺陷（堆垛层错、孪晶界面等）和体缺陷（包裹杂质、空洞等） 四种，其中以点缺陷最为普遍也最重要。点缺陷是指完整晶体中，个别离子或原子的排列受到破坏而产生的缺陷。包括空位间隙原子、错位原子和杂质原子等。图7.37中a处按晶体周期性排布应该出现原子的地方没有原子,形成了空位； b为杂质原子，即一种原子被另一种原子置换；c处间隙位置被外来原子占据。1. 本征缺陷。 本征缺陷是由于晶体本身结构不善所产生的缺陷，有两种基本类型：肖脱基（Schottky）和弗兰克尔（Frenkel）缺陷。 肖脱基缺陷包含有原子空位（对金属晶体）或者离子空位（对离子晶体）。 离子空位是阴离子和阳离子按化学计量比同时空位。例如，在NaCl晶体中， Na+和C1-离子的空位数相等。弗兰克尔缺陷是一种离子（或原子）移向晶格间隙，然后留下空位，如图 7.39所示。这种缺陷最常发生在阳离子远小于阴离子或晶体结构空隙较大的离子晶体中。例如，在AgBr晶体中，Ag+半径比Br-半径小得较多，Ag+移到晶格间隙处 而产生空位。又如CaF2晶体，因为有大的空隙结构使Ca2+离子易于进入间隙而形成弗兰 克尔缺陷。2. 杂质缺陷。杂质缺陷是由于杂质进入晶体后所引起的缺陷。 这种缺陷也有两种类型：间隙式和取代式。 间隙式一般发生在外加杂质离子（或原子）半径较小的情况下。如 C 或 N 原子进入金属 晶体的间隙中，形成填充型合金等杂质缺陷。取代式杂质离子（或原子），通常其电负性与半径和组成晶体的离子（或原 子）相差不大，可以互相取代。例如，GaAs晶体中加入Si杂质原子，则Si既可以取代Ga的位置，又可以 取代 As 的位置。杂质的加入往往能大大地改变晶体的性质，如强度、磁性、电性能以及光学 性能等。如在非线性光学晶体LiNbO3中，加入少量MgO,贝U可明显提高其抗光 折变性能；而如果加入少量Fe,则成为光折变晶体。3.非整比化合物 晶体中由于出现空位或间隙原子而使化合物的组成偏离整数比，这种化合物 称为非整比化合物。例如 NaCl 晶体在纳蒸汽中加热，金属含量比理论值高出万分之一，形成非 整比化合物Na Cl，6远小于1。.1+6_Na原子电离成Na+后，晶体中产生相应数量的负离子空位，由Na原子电离 产生的电子落入负离子空位形成色心。该电子处于周围的正离子的势场中，具有一系列的能级，从一个能级到另一 个能级需要的能量正好处在可见光区，因此NaCl晶体呈现浅黄色。许多过渡金属氧化物和硫化物如Fe1 0、Ni1 0、Ti10、等都是非整比化1- 61- 61 6合物，它们具有特异的光学、电学以及磁6学性能，6已成为重6要的固体