1、1高中化學奧林匹克競賽輔導講座第6講晶體結構【競賽要求競賽要求】晶胞。原子坐標。晶格能。晶胞中原子數(shù)或分子數(shù)的計算及化學式的關系。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。常見的晶體結構類型，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。點陣的基本概念。晶系。宏觀對稱元素。十四種空間點陣類型。分子的極性。相似相溶規(guī)律。分子間作用力。范

2、德華力。氫鍵。其他分子間作用力的一般概念?！局R梳理知識梳理】一、離子鍵理論1916年德國科學家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）電子轉移形成離子Na－eˉ=NaCleˉ=Clˉ相應的電子構型變化：2s22p63s1→2s22p6；3s23p5→3s23p6分別達到Ne和Ar的稀有氣體原子的結構，形成穩(wěn)定離子。（2）靠靜電吸引，形成化學鍵，體系的勢能與核間距之間的關系如圖所示：注：

3、橫坐標——核間距r?？v坐標——體系的勢能V?？v坐標的零點——當r無窮大時，即兩核之間無限遠時，勢能為零。下面來考察Na和Clˉ彼此接近時，勢能V的變化。圖中可見：rr0時，隨著r的不斷減小，正負離子靠靜電相互吸引，V減小，體系趨于穩(wěn)定。r=r0時，V有極小值，此時體系最穩(wěn)定，表明形成了離子鍵。rr0時，V急劇上升，因為Na和Clˉ彼此再接近時，相互之間電子斥力急劇增加導致勢能驟然上升。3晶格能U越大，則形成離子鍵時放出的能量越多，離子鍵

4、越強。鍵能和晶格能，均能表示離子鍵的強度，而且大小關系一致。通常，晶格能比較常用。如何求得晶格能2、玻恩哈伯循環(huán)(BnHaberCirculation)Bn和Haber設計了一個熱力學循環(huán)過程，從已知的熱力學數(shù)據(jù)出發(fā)，計算晶格能。具體如下：△H1等于Na的升華熱（S），即△H1=S=–108.8kJmol–1)(s△H2等于Cl2的離解能（D）的一半，即△H2=（12）D=–119.7kJmol–1)(g△H3等于Na的第一電離能（I1

5、），即△H3=I1=496kJmol–1)(g△H4等于Cl的電子親和能（E）的相反數(shù)，即△H4=–E=–348.7kJmol–1)(g△H5等于NaCl的晶格能（U）的相反數(shù)，即△H5=–U=？△H6等于NaCl的標準生成熱（△fH），即△H6=△fH=–410.9kJmol–10m0m由蓋斯定律：△H6=△H1△H2△H3△H4△H5所以：△H5=△H6－（△H1△H2△H3△H4）即：U=△H1△H2△H3△H4－△H6=108.