《《離子鍵離子晶體》導(dǎo)學(xué)案3》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《《離子鍵離子晶體》導(dǎo)學(xué)案3（12頁(yè)珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

1、《離子鍵離子晶體》導(dǎo)學(xué)案 一、離子鍵 1?離子鍵的形成 前面我們已經(jīng)學(xué)過(guò)，金屬元素的電負(fù)性小，其原子易失去價(jià)電子形成陽(yáng)離子； 非金屬元 素的電負(fù)性較大，其原子易得到電子形成陰離子， 當(dāng)這兩種原子相互接近到一定程度時(shí)， 容 易發(fā)生電子得失而形成陰、陽(yáng)離子，陰、陽(yáng)離子通過(guò)靜電作用形成穩(wěn)定化合物。這種陰、陽(yáng) 離子通過(guò)靜電作用形成的化學(xué)鍵叫離子鍵。 陰、陽(yáng)離子是形成離子鍵必不可少的粒子，缺一不可。如 MgCI2中含有Mg2+、Cl-, KA + 3+ 2 l(SO4)2 12H2O中含有K、Al 、SO -4及H20分子?？梢?jiàn)，離子化合物中含陰、陽(yáng)離子至少各 1種，且不一定不含分子。

2、 2?離子鍵的實(shí)質(zhì) 離子鍵的實(shí)質(zhì)是靜電作用， 它包括陰、陽(yáng)離子之間的引力和它們的核與核、 電子與電子 之間的斥力兩個(gè)方面，當(dāng)引力和斥力之間達(dá)到平衡時(shí)， 就形成了穩(wěn)定的離子化合物，它就不 再顯電性，即顯電中性。 + — 離子鍵的強(qiáng)弱與陰、 陽(yáng)離子所帶電荷及核間距有關(guān)。 據(jù)庫(kù)侖定律可知F二k ?久呂 (k r 為系數(shù))。 3?離子鍵的特征 沒(méi)有方向性和飽和性。為什么這樣說(shuō)呢？那是因?yàn)樵谕ǔＧ闆r下， 陰、陽(yáng)離子可看成球 形對(duì)稱(chēng)，它們的電荷分布也是球形對(duì)稱(chēng)的， 它們?cè)诳臻g的各個(gè)方向上的靜電作用相同， 所以 在各個(gè)方向上都可以與帶相反電荷的離子發(fā)生靜電作用， 且在靜電作用能達(dá)到的范圍內(nèi)

3、， 只 要空間條件允許、一個(gè)離子可以同時(shí)吸引多個(gè)帶相反電荷的離子。 因此，離子鍵沒(méi)有方向性 和飽和性。 二、離子晶體 1?離子鍵：(1)定義：陰、陽(yáng)離子之間強(qiáng)烈的電性作用。 (2)特征：無(wú)飽和性和方向性。 (3) 本質(zhì)：電性作用。(4)存在：離子晶體中。 2?離子晶體：⑴定義：陰、陽(yáng)離子通過(guò)離子鍵結(jié)合，在空間呈現(xiàn)有規(guī)律的排列所形成的 晶體。 注意：離子晶體的構(gòu)成粒子是陰、陽(yáng)離子，所以在離子晶體中，無(wú)分子存在，也無(wú)原子 存在。如NaCI、CsCI只表示晶體中陰陽(yáng)離子個(gè)數(shù)比，不表示分子式。 (2) 常見(jiàn)的AB型離子晶體有NaCl型、CsCl型、ZnS型等。 (3) 晶格能：①定義

4、：1 mol離子化合物中陰、陽(yáng)離子，由相互遠(yuǎn)離的氣態(tài)結(jié)合成離子晶 體所放出的能量；②表示意義：晶格能越大，表示離子鍵越強(qiáng)，離子晶體越穩(wěn)定，熔、沸點(diǎn) 越高。可借助庫(kù)侖定律 F二竺2來(lái)比較；③晶格能的大小：晶格能與離子晶體中陰、陽(yáng) r 離子所帶電荷的乘積成正比， 與陰、陰離子的距離成反比，數(shù)學(xué)表達(dá)式為：晶格能：：。 r （4） 離子晶體的物理性質(zhì)：①離子晶體具有較高的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)，難揮發(fā)。離子晶體中， 陰、陽(yáng)離子間有強(qiáng)烈的相互作用（離子鍵），要克服離子間的相互作用力使物質(zhì)熔化和沸騰， 就需要較多的能量。因此，離子晶體具有較高的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)和難揮發(fā)的性質(zhì)。 NaCI、CsCI 的熔點(diǎn)分別是

5、801 C、645 C ;沸點(diǎn)分別是1 413 C、1 290 C。而共價(jià)化合物H20的熔 點(diǎn)為0 C、沸點(diǎn)為100 C,這就低得多了。 ② 離子晶體硬而脆。離子晶體中， 陰、陽(yáng)離子之間有較強(qiáng)的離子鍵， 因此離子晶體表現(xiàn) 出了較高的硬度，當(dāng)晶體受到?jīng)_擊力作用時(shí)，部分離子鍵發(fā)生斷裂，導(dǎo)致晶體破碎。 ③ 離子晶體不導(dǎo)電，熔化或溶于水后能導(dǎo)電。離子晶體中， 離子鍵較強(qiáng)，離子不能自由 移動(dòng)，即晶體中無(wú)自由移動(dòng)的離子，因此離子晶體不導(dǎo)電。當(dāng)升高溫度時(shí)，陰、陽(yáng)離子獲得 足夠能量，克服了離子間的相互作用， 成了自由移動(dòng)的離子，在外界電場(chǎng)作用下，離子定向 移動(dòng)而導(dǎo)電。離子化合物溶于水時(shí)，陰、陽(yáng)離子

6、受到水分子作用變成了自由移動(dòng)的離子 （或 水合離子），在外界電場(chǎng)作用下，陰、陽(yáng)離子定向移動(dòng)而導(dǎo)電。 ④ 大多數(shù)離子晶體易溶于極性溶劑 （如水）中，難溶于非極性溶劑（如汽油、煤油）中。當(dāng) 把離子晶體放在水中時(shí)， 極性水分子對(duì)離子晶體中的離子產(chǎn)生吸引作用， 使晶體中的離子克 服了離子間的作用而電離，變成在水中自由移動(dòng)的離子。 ⑤ 離子晶體包括強(qiáng)堿、活潑金屬形成的鹽、銨鹽、活潑金屬氧化物等。一般地，活潑金 屬（如K、Ca、Na、Mg等）與活潑的非金屬（如氯、溴、氧等）化合成的物質(zhì)形成的晶體為離子 晶體。但并不是所有金屬和非金屬元素形成的化合物都為離子化合物， 如AlCl 3為分子晶體。

7、 （5） 疑難點(diǎn)：有關(guān)離子晶體晶胞的計(jì)算 ① 處于立方體頂點(diǎn)的粒子同時(shí)為 8個(gè)晶胞所共有，每個(gè)粒子有 1/8屬于該晶胞。 ② 處于立方體棱上的粒子，同時(shí)為 4個(gè) 晶胞所共有，每個(gè)粒子有1/4屬于該細(xì)胞。 ③ 處于立方體面上的粒子，同時(shí)為 2個(gè) 晶胞所共有，每個(gè)粒子有1/2屬于該晶胞。 ④ 處于立方體內(nèi)部的粒子，完全屬于該晶胞。 三、離子晶體中離子的配位數(shù) 為什么不同的正、負(fù)離子結(jié)合成離子晶體時(shí)，會(huì)形成配位數(shù)不同的空間構(gòu)型呢？這是因 為在某種結(jié)構(gòu)下該離子化合物的晶體最穩(wěn)定， 體系的能量最低，一般決定離子晶體構(gòu)型的主 要因素有正、負(fù)離子的半徑 （幾何因素）和離子的電子層結(jié)構(gòu)（電荷因素

8、）。 （1）對(duì)于AB型離子晶體來(lái)說(shuō)，正、負(fù)離子的半徑比與配位數(shù)和晶體構(gòu)型的關(guān)系如下表所 示。 r + 半徑比（r ） r _ 配位數(shù) 構(gòu)型 實(shí)例 0.414 ?0.732 6 NaCl 型 NaCl、KCl、NaBr、LiF、CaO、MgO、CaS 0.732 ?1 8 CsCl 型 CsCI、CsBr、CsI、NH4Cl 表中的半徑比可以根據(jù)圖中的三角形，利用幾何圖形計(jì)算出 、的值。即當(dāng) '=0.414 r _ r _ 時(shí)，陰、陽(yáng)離子間是直接接觸的，陰離子也是相互接觸的。 ①當(dāng)、v 0.414時(shí)，負(fù)離子互相接觸（排斥），而正負(fù)離子接觸不

9、良， 這樣的構(gòu)型不穩(wěn)定, r _ r 所以晶體只能轉(zhuǎn)更小的配位數(shù)以求穩(wěn)定， 如ZnS；②當(dāng) 二＞0.414時(shí)，陰離子之間接觸不良， r _ + 而陰、陽(yáng)離子之間相互接觸吸引作用較強(qiáng)，這種結(jié)構(gòu)較為穩(wěn)定，配位數(shù)為 6;③當(dāng) 丨＞ 0.7 r _ 181 pm=0.52，配位數(shù)為 6； CsCI的 =169 pm/181 pm=0.93，配位數(shù)為8。 32時(shí)，陽(yáng)離子相對(duì)地增大，它有可能接觸更多的陰離子，使配位數(shù)為 8。對(duì)于離子化合物中 離子的任一配位數(shù)來(lái)說(shuō)，都有一相應(yīng)的陰、陽(yáng)離子半徑的比值。例如： + r NaCl 的 =95 pm/ r - （2）陰、陽(yáng)離子的

10、電荷也是決定離子晶體配位數(shù)的一個(gè)重要因素。如果正、負(fù)離子的電 荷不同，正、負(fù)離子的個(gè)數(shù)比一定不同， 結(jié)果是，正、負(fù)離子的配位數(shù)就不會(huì)相同。 這種正、 負(fù)離子的電荷比決定離子晶體結(jié)構(gòu)的因素，就是電荷因素。如 CaF2晶體中，Ca2+的配位數(shù)是 8, F-的配位數(shù)是4。 值得注意的是，離子型化合物的正、負(fù)離子半徑比規(guī)則，只能應(yīng)用于離子型晶體，而不 能用它判斷共價(jià)型化合物的結(jié)構(gòu)。 各個(gè)突破 【例1】下列敘述錯(cuò)誤的是（ ） A. 帶相反電荷離子之間的相互吸引稱(chēng)為離子鍵 B. 金屬元素與非金屬元素化合時(shí)，不一定形成離子鍵 C. 某元素的原子最外層只有一個(gè)電子， 它跟鹵素結(jié)合時(shí)所形成的化學(xué)

11、鍵不一定是離子鍵 D. 非金屬元素形成的化合物中不可能含有離子鍵 解析：相互作用包括相互吸引和相互排斥兩個(gè)方面， A錯(cuò)；B正確，如AlCl 3、BeCS是 由活潑金屬與活潑非金屬形成的共價(jià) 化合物；C正確，如HCI是通過(guò)共價(jià)鍵形成的；D錯(cuò)，如NH4是由非金屬元素形成的陽(yáng) 離子，銨鹽為離子化合物。 答案：AD 類(lèi)題演練 1 下列敘述錯(cuò)誤的是( ) A. 離子鍵沒(méi)有方向性和飽和性，而共價(jià)鍵有方向性和飽和性 B?兩種不同的非金屬元素可以形成離子化合物 C. 配位鍵在形成時(shí)，是由成鍵雙方各提供一個(gè)電子形成共用電子對(duì) D. 金屬鍵的實(shí)質(zhì)是金屬中的 自由電子”與金屬陽(yáng)離子形成的一種強(qiáng)烈

12、的相互作用 解析：A項(xiàng)正確，這是離子鍵區(qū)別于共價(jià)鍵的特征； B項(xiàng)正確，例如，氮元素和氫元素 形成的，離子化合物 NH4H ； C項(xiàng)錯(cuò)誤， 形成配位鍵的條件是， 形成配位鍵的一方是能夠提供孤對(duì)電子的原子， 另一方是具有接 受孤對(duì)電子的空軌道的原子， D項(xiàng)正確，這是金屬鍵的本質(zhì)。 答案：C 變式提升 1 (2006北京西城高三抽樣，7)下列說(shuō)法正確的是( ) A. 離子化合物中一定不含共價(jià)鍵 B. 共價(jià)化合物中一定不含離子鍵 C?兩種元素組成的化合物中一定不含非極性鍵 D.由于水分子之間存在氫鍵，所以水分子比較穩(wěn)定 解析：本題考查物質(zhì)結(jié)構(gòu)與化學(xué)鍵的知識(shí)，離子化合物中可含有共

13、價(jià)鍵； A項(xiàng)錯(cuò)誤；兩 種元素組成的化合物中可含有非極性鍵，如 Na2O2, C錯(cuò)誤；分子穩(wěn)定與分子間力無(wú)關(guān)， D 項(xiàng)錯(cuò)誤；B項(xiàng)正確。 答案：B 溫馨提示 關(guān)于離子鍵和化學(xué)鍵、 離子化合物和共價(jià)化合物等概念之間的區(qū)別和聯(lián)系， 同學(xué)們一定 要弄清，不要混為一談。 (1) 離子化合物中不一定含金屬元素，如 NH4NO 3是離子化合物，但全部由非金屬元素組 成；含金屬元素的化合物不一定是離子化合物，如 AICI3、BeCl2等是共價(jià)化合物。 (2) 離子鍵只存在于離子化合物中， 離子化合物中一定含離子鍵， 也可能含共價(jià)鍵，如N aOH、ZnSO4、Na2O2等。 (3) 離子化合

14、物受熱分解時(shí)會(huì)破壞離子鍵，從水溶液中結(jié)晶形成離子化合物時(shí)會(huì)形成離 子鍵，但兩個(gè)過(guò)程都是物理變化。 因此，破壞化學(xué)鍵或形成化學(xué)鍵不一定發(fā)生化學(xué)變化， 但 化學(xué)變化過(guò)程中一定有舊化學(xué)鍵的斷裂和新化學(xué)鍵的形成。 【例2】下列性質(zhì)中，可以較充分說(shuō)明某晶體是離子晶體的是 （ ） A. 具有較高的熔點(diǎn) B?固態(tài)不導(dǎo)電，水溶液能導(dǎo)電 C. 可溶于水 D?固態(tài)不導(dǎo)電，熔融狀態(tài)能導(dǎo)電 解析：A選項(xiàng)，原子晶體熔點(diǎn)也較高； B選項(xiàng)，有些分子晶體如 HCI的水溶液也能導(dǎo)電; C選項(xiàng)，有些分子晶體也溶于水；分子晶體在液態(tài)時(shí)不導(dǎo)電，離子晶體在熔融時(shí)可導(dǎo)電。 答案：D 類(lèi)題演練 2 NaF、Nal、M

15、gO均為離子化合物，根據(jù)下列數(shù)據(jù)，這三種化合物的熔點(diǎn)高低順序是 （ ） 物質(zhì) ①NaF ②Nal ③MgO 離子電荷數(shù) 1 1 2 鍵長(zhǎng) /10-10m 2.31 3.18 2.10 A.①'②〉③ B.③ > ① > ② C.③'②〉① D.② > ① > ③ 解析：離子晶體的熔點(diǎn)與離子鍵強(qiáng)弱有關(guān)，而離子鍵的強(qiáng)弱可借助物理學(xué)公式： Q1 Q2 F二判斷，即由離子電荷數(shù)多少和離子半徑大小進(jìn)行判斷。 離子所帶電荷數(shù)越多， r 離子半徑越小，離子鍵越強(qiáng)，晶體的熔點(diǎn)越高。故此可判斷答案為 B。 答案：B 變式提升 2 （2006山東高考，6）在常溫常壓下是氣態(tài)的

16、化合物， 降溫使其固化得到的晶體屬于 （ ） A. 分子晶體 B. 原子晶體 C. 離子晶體 D. 何種晶體無(wú)法判斷 解析：使粒子結(jié)合成原子晶體或離子晶體的共價(jià)鍵、 離子鍵比較強(qiáng)，所以這兩種類(lèi)型的 晶體在常溫下一般均為固態(tài)。 常溫下為氣態(tài)的物質(zhì)一般由分子組成， 其降溫固化過(guò)程為簡(jiǎn)單 的物理變化，因此仍為分子晶體，而經(jīng)特殊工藝處理有可能獲得原子晶體。 答案：A 類(lèi)題演練 3 晶體具有規(guī)則的幾何外形，晶體中最基本的重復(fù)單元稱(chēng)為晶胞。 NaCI晶體結(jié)構(gòu)如右圖 所示。已知FexO晶體晶胞結(jié)構(gòu)為NaCI型，由于晶體缺陷，x值小于1。測(cè)知FexO晶體密度為 p =5.71g ?扇

17、，晶胞邊長(zhǎng)為 4.28 >10-10m。 ⑴Fex O中x值(精確至0.01)為 。 ⑵晶體中的Fen+分別為Fe2+、Fe3+,在Fe2+和Fe3+的總數(shù)中，F(xiàn)e2+所占分?jǐn)?shù)(用小數(shù)表示, 精確至0.001)為 。 (3) 此晶體化學(xué)式為 。 ⑷與某個(gè)Fe2+(或Fe3+)距離最近且等距離的 O2-圍成的空間幾何形狀是 。 ⑸在晶體中，鐵元素的離子間最短距離為 m。 解析：根據(jù)NaCl晶體結(jié)構(gòu)，1個(gè)NaCl晶胞是由8個(gè)小立方體(如下圖)構(gòu)成的。每個(gè)小立方 1 1 1 體為一個(gè)Na+、一個(gè)Cl-，同理在FexO晶體中，每個(gè)小立方體為 一個(gè)"Fex毋子”完整晶體 2 2

18、2 中(如下圖)，F(xiàn)e、O交替出現(xiàn)，x=1。 每個(gè)小立方體的質(zhì)量為：m=pV 一10 2 1 =5.71 g cm-3 > )3 4.28 10 m 10 cm m 2 =5.60 >0-23 g。 M(FexO)=2 m-Na=2X5.60 >0-23 g >6.02 >023mol -1 =67.4 g mol 。 56.0 g mol -1 ><+16.0 g mol-1 >=67.4 g mol -1 x=0.92。 ⑵設(shè) 1 mol Fe0.92O中，n(Fe2+)=y mol , 2 馬+3 > 則：n(Fe3+)=(

19、0.92-y)mol。根據(jù)化合物中各元素正負(fù)化合價(jià)代數(shù)和為零的原則: (0.92-y)+(-2) 1=> y=0.76。 故 Fe2+所占分?jǐn)?shù)為 0.76/0.92=0.826。 ⑶由于 Fe2+ 為 0.76，則 Fe3+ 為 0.92-0.76=0.16，故化學(xué)式為：Fe2+0.76Fe3+0.16O。 Fe (4) 如右圖；鐵元素離子間的距離 d r = 2 =1.41 4.28 10-10 mX12=3.02 >10-10 m。 2 答案：(1)0.92 (2)0.826 (3)Fe 0.76Fe 0.16O (4)正八面體 (5)3.02 10-10

20、 變式提升 3 在離子晶體中，陰、陽(yáng)離子按一定規(guī)律在空間排列，下圖 (左)是NaCI的晶體結(jié)構(gòu)。在離 子晶體中，陰陽(yáng)離子具有或接近具有球?qū)ΨQ(chēng)的電子云， 它們可以被看成是不等徑的鋼性圓球， 并彼此相切(如下圖中)。離子鍵的鍵長(zhǎng)是相鄰陰、陽(yáng)離子的半徑之和 (如下圖右)。已知a為常 數(shù)。 試回答下列問(wèn)題： (1) 在NaCl晶體中，每個(gè)Na+同時(shí)吸引個(gè)Cl-，而Na+數(shù)目與Cl-數(shù)目之比為 。 + (2) Na+半徑與 Cl-半徑之比 ^― = 。(已知 42 =1.414 , J§=1.732 , <5 =2.236) r _ (3) NaCI晶體不存在分子，但在

21、溫度達(dá)到 1 413 C時(shí)，NaCI晶體形成氣體，并以分子形 式存在，現(xiàn)有29.25 g NaCl晶體，強(qiáng)熱使溫度達(dá)到1 450 C,測(cè)得氣體體積為5.6 L(已折算 為標(biāo)準(zhǔn)狀況)，則此時(shí)氯化鈉氣體的分子式 (化學(xué)式)為 。 解析：⑴觀察晶體的結(jié)構(gòu)分析可知，每個(gè) Na+同時(shí)吸引6個(gè)Cl-，在每個(gè)晶胞中含Na+:8 X 6 x1=4(個(gè)), ⑵由圖(n ), 含Cl-:12丄+1=4(個(gè))，即Na+與Cl-數(shù)目之比為1 ： 1。 r(Na+)= 4 J2a 因?yàn)?r(Cl-)>r(Na+)，則 r(Cl-)= , 2r(Na+)=a-2r(Cl-)=a-2 4 2a -

22、忑,^ = r(NaJ = 2^V2a :莖二血一仁。/“ 4 r~ r(CI-) 4 4 一 mRT 29.25 疋 0.082(1450+ 273) ⑶ M =117(g mol-1) pV 1 x 35.34 設(shè) NaCI化學(xué)式為(NaCI)n，有 58.5n=117 , n=2。 即NaCl氣體的化學(xué)式為Na2CI2。 答案：(1)6 1 : 1 (2)0.414 : 1 (3)Na2Cl2 【例3】幾種離子的半徑如下表所示: 離子 Be 2+ Mg 3+ La + K F- 離子半徑/pm 31 65 104 133 136

23、 下列各離子晶體中陽(yáng)離子配位數(shù)與氯化鈉中鈉離子配位數(shù)相同的是 （ ） A. LaF3 B.MgF2 C.BeF? D.KF r 解析：氯化鈉中Na+配位數(shù)為6,半徑比（二）在 0.414?0.732之間時(shí)配位數(shù)為6。分別 r _ r + 計(jì)算各選項(xiàng)中離子半徑比， MgF2中 =0.478合題意，其余均不在此范圍內(nèi)，故選 B。 r _ 答案：B 類(lèi)題演練 4 + 2 已知離子半徑Cs=169 pm, S =184 pm,則硫化銫中各離子配位數(shù)是 （ ） A. Cs+配位數(shù)為6, S2-配位數(shù)為6 B. Cs+配位數(shù)為6, S2-配位數(shù)為3 C. Cs+配位數(shù)為8,

24、 S2配位數(shù)為8 D. Cs+配位數(shù)為4, S2-配位數(shù)為8 解析：由I二169呵 =0.918 ,故硫化銫的配位數(shù)為8,又由Cs+、S2-的電荷比為1 : r 一 184 pm 2，原子個(gè)數(shù)比為2 ： 1,故選D。 答案：D 類(lèi)題演練 5 （探究題）已知LiI晶體結(jié)構(gòu)為NaCl型，實(shí)驗(yàn)測(cè)得Li+和I-最鄰近的距離為3.02 10-10 m , 假定I-和Li+都是剛性球，試完成下列問(wèn)題： （1）欲計(jì)算得Li+和「的近似半徑，你還必須做何假設(shè)？ ⑵計(jì)算Li+、「的近似半徑。 （3）若用另一種方法測(cè)得 Li+的半徑為6.0 10-11?6.8 10-11 m,試驗(yàn)證你的假設(shè)是

25、否正 確。 答案：（1）運(yùn)用假設(shè)方法，從復(fù)雜的微觀體系中抽象出數(shù)學(xué)模型。欲求得 I-和Li+的近似 半徑，除假設(shè)I-和Li+是剛性球外，還需要再假定兩剛性球間彼此相切，這才將 Li +和 I-的距離 看成是兩離子半徑之和。 (2) 根據(jù)NaCI的晶體結(jié)構(gòu)即可建立如圖所示的 數(shù)學(xué)模型”。設(shè)圖中大圓表示I-,半徑為r-, 小圓為L(zhǎng)i+，半徑為r+，則有如下關(guān)系： AC=2(r +r) ① BC =sin 45 ② AC BC=2r- ③ r + 由①②③式，得 -=0.414 ④ r _ 又由假定知：r++r-=0.302 nm ⑤ ④⑤聯(lián)立求解 r+=0.088 nm, r-=0.214 nm (3) r+ > 0.060?0.068 nm,說(shuō)明可將口+和I-看成剛性球但實(shí)際不相切。 因?yàn)殡娮又g互相 排斥，致使兩離子半徑之和小于它們之間的理論距離。 變式提升 4 為什么不同的陰、陽(yáng)離子結(jié)合成晶體時(shí)，會(huì)形成配位數(shù)不同的空間構(gòu)型呢？ 答案：為在某種結(jié)構(gòu)下該離子化合物的晶體最穩(wěn)定， 體系的能量最低。一般決定離子晶 體構(gòu)型的主要因素有陰、陽(yáng)離子的半徑比的大小和離子的電子層構(gòu)型等。