2021-2022学年高二物理竞赛课件：晶体的结合和弹性

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　　晶体可以具有多种结构，可分为7个晶系14种布喇菲格子，而且晶体还可以是复式格子。晶体之所以可以具有各种的结构，其根本原因在于晶体中的原子可以以多种形式结合在一起。　　晶体的结合能：一块晶体处于稳定状态时，它的总能量比组成该晶体的各个原子在独立、自由时的总能量低，两者之差被定义为晶体的结合能。　　　 Eb=E0-EN E0为晶体的总能量，EN为组成晶体的N个原子在自由时的总能量。（可把EN选为能量标准）　　通过对结合能的研究，可以计算出晶格常数，体积弹性模量等，也可以了解晶体内粒子间相互作用的本质。
　　原子的电负性（有时也称为负电性）是表示它在和其它元素形成化合物或固溶体时得失电子的能力的一个参量，电负性的大小与原子的电离能和电子亲和能大小有关。一、电离能和电子亲和能　电离能：使原子失去一个电子所需要的能量。　电子亲和能：中性原子获得一个电子并成为负离子所释放出的能量。　　电离能和电子亲和能分别表示原子失去电子与得到电子的难易程度。
　　二、电负性　　不同原子得失电子的难易程度不同，为了综合考虑原子失去电子与得到电子的难易程度，1932年泡林提出了电负性的概念，1934年穆力肯（Mulliken）给出了目前最简单的原子电负性的定量表述。
I 为电离能，E为电子亲和能。
　　电负性的定量表述　泡林认为组成化学键的两个原子电负性的差值同所成键的离解能之间存在一定的关系，并据此提出了电负性的具体计算方法，以HCI为例　　　　　分别是CI和H的电负性，　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　分别是H-H,CI-CI,H-CI键的离解能，
　　规定F的电负性为4.0，以此值为参照，可求出其它原子的电负性
同一周期内的原子从左至右电负性增大。同一族元素由上往下，元素的电负性逐渐减小。一个周期内重元素的电负性差别较小。金属元素的电负性一般在2.0以下，非金属元素的电负性一般在2.0以上。
把元素易于失去电子的倾向称为元素的金属性；把元素易于获得电子的倾向称为元素的非金属性。
2.2 晶体的结合类型
　　由于形成晶体的原子的电负性的差别不同，形成晶体时原子对电子的吸引作用也就不同，原子结合成晶体时晶体的结构也就会不同，依据结合力的性质和特点，晶体可以分为五种基本类型：离子晶体，原子晶体，金属晶体，分子晶体，氢键晶体。　一、离子晶体　　周期表中Ⅰ族碱金属元素与Ⅶ族卤族元素组成的化合物是典型的离子晶体。 Ⅰ族元素电负性比Ⅶ族元素小， Ⅰ族元素的最外层电子被Ⅶ族元素的原子所占有，二者都形成稳定的壳层，电子云的分布具有球对称性，正负离子间靠静电库仑力吸引。要形成稳定的结构，两种原子相间排列，典型的结构为NaCI结构和CsCI结构， NaCI结构是钠离子和氯离子的面心立方结构沿立方体体对角线方向平移1/2体对角线的长度套构而成的， CsCI结构是铯离子和氯离子的简立方结构沿立方体体对角线方向平移1/2体对角线的长度套构而成的，都为复式格子。
　二、原子晶体　　原子晶体结构中相应原子的电负性较大，因而倾向于俘获电子。这类原子结合成晶体时，最外层的电子不能脱离原来的原子，通常是相邻的原子各出一个电子相互共有，形成共价键，也常被称为共价晶体。　　第Ⅳ族的C、Si、Ge等最外层只有4个电子，每个原子与周围其它4个原子形成共价键，与其形成共价键的4个原子处于正四面体的顶角上，键角恒为　　　　　　　　共价键有两个特点：　－－饱和性：价电子壳层共有8个量子态，形成共价键的数目为8-N(N为价电子数目)。　－－方向性：原子只在特定的方向上形成共价键，该方向是配对电子波函数的对称轴。
　三、金属晶体　　第Ⅰ族、第Ⅱ族及过渡族元素都是典型的金属晶体。这些元素的电负性小，最外层电子一般为１或２个。在组成晶体时，价电子不再属于某个原子，而为所有电子所共有(可以认为失去价电子的原子实沉浸在由价电子组成的电子云中)。结合力主要是原子实和共有化电子之间的静电力。　　金属晶体的结构多为密排结构（立方密排、六角密排）：面心立方结构（Cu,Ag,Au,Al等）和六角密排结构(Be,Mg,Zn,Cd等)，少数金属具有体心立方结构（Li,Na,K,Rb,Cs,M,W等）。
　－－具有良好的导电性、导热性。　－－原子实与电子云之间的作用，不存在明确的方向性，原子实与原子实的相对滑动并不破坏密堆积结构，不会使系统的内能增加，因而金属具有延展性。