工具精神——物质的构成

物质是由微观粒子构成的，现在科学家已经能够通过先进的科学仪器不仅能够观察到一些分子和原子，还能够移动原子。1滴水（20滴水约为1毫升）中大约有1.67×10个水分子。但是分子、原子绝对不是物质的最小构成。还有很多粒子比分子和原子小得多，即便是现代最高倍的显微镜也很难直接观察到它们的存在，但科学家们能发现这些粒子存在的证据，人们用基本粒子称为这些发现了证据的微观粒子。在基本粒子的研究中，将基本粒子分为不同的类型是非常有意义的。根据标准粒子模型，微观粒子可以分为两大类：费米子和玻色子。其中玻色子是负责传递基本作用力的粒子，也被称为传播子或者媒介子，而费米子分成了两类：夸克和轻子，这两类费米子又可以分为24种味，也就是24种属性。微观世界中还有一个更加重要的微观粒子，希格斯玻色子，也被称为上帝粒子，能够赋予基本粒子以质量。微观粒子的研究是人类探索自然界本质的必经之路。

微观粒子有如下特点： 微观粒子的质量、体积都很小；微观粒子总是在不断地运动着，在受热的情况下，微观粒子的运动会加快，微观粒子之间有间隔。通过着重研究微观粒子，人类就可以更好地理解宏观世界以及它的基本规律，宏观世界的现象普遍来源于微观粒子的运动、组合、分解等结果。因此，掌握微观粒子的知识非常重要，这是学习物理化学的基础。

说这些的目的，主要是说明分子、原子、离子远远不是物质构成中最微观的层级，还有更微观的多的层级，直到目前人类科学家依然在探索。中学阶段的物理化学，原子、分子微观层面就可以解释大部分知识。这是中学物理化学知识的基础。

一、微观粒子的基本概念

分子：物理变化的基本单位，由两个或以上的原子通过化学键结合而成的电中性粒子，是物质的基本组成单位之一。分子的化学键通常包括共价键、氢键、离子键等，具有固定的化学式和结构。

原子：化学变化的基本单位，由原子核和电子组成。原子具有固定的原子序数和原子量。

离子：由于失去或获得电子而带电的粒子，通常包括阴离子和阳离子。离子具有正负电荷，化学性质与原子和分子不同。

分子、原子和离子都是可以直接构成物质的微粒。物质的化学性质是由构成它们的微粒的化学性质决定的。因此,保持物质化学性质的微粒不仅有分子，还有原子和离子。例如：石墨是由碳原子构成的，石墨的化学性质就是由碳原子保持的。

二、微观粒子在物理化学中的性质

分子构成的物质，在发生物理变化时，分子本身没有发生变化。分子构成的物质，在发生化学变化时，一种物质的分子会变成另一种物质的分子。可见，由分子构成的物质，分子是保持物质化学性质的最小粒子。

分子是由原子构成的，有些分子由同种原子构成，有些分子由不同原子构成。在化学变化中，分子先分为原子，原子再组合成另一种物质的分子,这就是化学反应的本质。原子是化学变化中的最小粒子。

化学，是在分子、原子层次上研究物质性质、组成、结构与变化规律的科学。在化学变化中分子可分，原子不可分，原子是化学变化中的最小粒子。

三、原子的结构和性质

（一）结构

原子是由原子中心的原子核与核外电子构成的。原子核是由质子和中子构成的（氕原子核只有1个质子，没有中子）。质子正电，中子不带电荷。因为原子核内质子所带电荷与核外电子的电荷数量相等，电性相反，所以原子不显电性。

相对原子质量：以某种碳原子质量的十二分之一为标准（这种碳原子叫做碳12，是含有六个质子和六个中子的碳原子，它的质量的1/12等于1.66×10的负27次方），其他原子的质量与它相比较的到的比，作为这种原子的相对原子质量（符号为Ar，r是下标）。构成原子的质子、中子的相对质量都约等于一。

所以相对原子质量=质子数+中子数

（二）性质

1.  不同原子，质子数不同。

2. 原子中的质子数（核电荷数）=核外电子数。

3.  质子数不一定等于中子数。

电子在原子核外的空间做高速运动，电子有如下性质：

1.离原子核近的电子能量较低，离原子核远的电子能量较高。

2.核外电子的这种分层运动又叫做分层排布。

3.已知原子的核外电子最少一层，最多七层。最外层电子数不超过8个（只有第一层的，电子不超过2个）

4.最外层电子少于四个电子的原子，在化学反应中易失去电子，最外层电子多于四个电子的原子，在化学反应中易得到电子。稀有气体不易与其他物质发生反应，化学性质比较稳定，它们的原子最外层都有八个电子，这是一种相对稳定的结构。

5.由于得到或失去电子而带电的原子叫做离子。离子分为两种，带正电荷的叫做阳离子，带负电荷的叫做阴离子。离子也是构成物质的一种粒子。

四、元素

（一）概念

1.元素是质子数相同的一类原子的总称。如果原子的种类不变，元素的种类也不变。例如：氕、氘、氚三种原子质子数都是1，中子数分别是0、1、2，这三种原子是质子数相同的一类原子，统称为氢元素。再如：质子数为6、中子数为6的碳原子和质子数为6、中子数为7的碳原子，由于两种原子质子数相同，所以都是碳元素。

2.元素的化学性质与其原子的核外电子排布，特别是最外层的电子数目有关。

3.国际上采用元素拉丁文名称的第一个字母来表示元素，如果第一个字母相同，就在后面加上第二个字母，一般第一个字母大写，第二个字母小写。元素的种类：共有100余种。按质量计，地壳中含量前四位元素是氧、硅、铝、铁（如下图所示）。

4.元素是宏观概念，只讲种类，不讲个数。由一百多种元素组成的上亿种物质都是由原子、分子或离子构成的。元素与分子、原子、离子等微观概念的区别和联系：

在讨论物质的组成时，一般用“某某物质由什么元素组成”来描述，其中只涉及类别，而没有数量多少的含义。如：水是由氢元素和氧元素组成的（或水是由氢、氧两种元素组成的）；铁是由铁元素组成的。（2）当讨论物质微观结构时，一般用“某某物质的分子是由多少原子构成的”。 如：每个水分子是由2个氢原子和1个氧原子构成的。（3）由分子构成的物质，描述为“分子由原子构成”。 如：水分子是由氢原子和氧原子构成的。（4）“水”、“铁”、“元素”、“组成”等都是宏观概念；“分子”、“原子”、“构成”等都是微观概念。在描述时，注意宏观概念对应宏观概念，微观概念对应微观概念。

（二）原子外围电子层排布

原子核外电子排布应遵循能量最低原理、Hund(洪特)规则和Pauli(泡利)不相容原理。

1. 能量最低原理

能量最低原理是指通过对基态原子的核外电子进行排布，使整个原子的能量处于最低状态，而非是使电子尽可能地排布在能量最低的原子轨道。

注意：电子尽可能地排布在能量最低的原子轨道≠整个原子的能量处于最低状态，因为整个原子的能量不能机械地认为是各电子所占轨道的能量之和。

基态原子：能量处于最低状态的原子。

能级顺序为从上至下箭头依次穿过的先后顺序，如：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→……。

电子按原子轨道的能级顺序进行排布，以保证整个原子的能量处于最低状态。

例：Br(35)的核外电子排布为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5，书写时按主量子数的大小顺序进行排列1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5。

2. Pauli(泡利)不相容原理

Pauli不相容原理是指每个轨道(原子轨道中的轨道)最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反(↑↓）。

s电子亚层只有一个s轨道，只能容纳2个电子；p电子亚层含有三个简并轨道，能容纳6个电子；d电子亚层含有五个简并轨道，能容纳10个电子；f电子亚层含有七个简并轨道，能容纳14个电子。

3. Hund(洪特)规则

Hund规则是指在能量相等的简并轨道上，电子优先以自旋方向相同的方式分别占据不同的简并轨道，使原子的总能量最低。

简并轨道：能量相等的轨道，如：px，py，pz就是三个能量相等的简并轨道。

例：N原子核外有7个电子，根据能量最低原理和Pauli不相容原理，1s轨道排2个电子，2s轨道排2个电子，根据Hund规则，剩余的3个电子将以自旋方向相同的方式排在三个简并的2px，2py，2pz轨道。

Cu(29)的核外电子排布。根据能量最低原理、Pauli不相容原理和Hund规则，Cu的核外电子排布为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9，根据简并轨道处于全满、半满和全空状态时比较稳定，故Cu的核外电子排布为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10，再按顺序进行书写1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1。

4.电子跃迁

当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。例如，电子可以从1s跃迁到2s、6p……相反，电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态甚至基态时，将释放能量。

光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一，在日常生活中，我们看到的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光、焰火……都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。

不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。在历史上，许多元素是通过原子光谱发现的，如铯和铷，其光谱图中有特征的蓝光和红光。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。

（三）元素周期律

元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律，元素周期律的内涵丰富多样，主要讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。

1.原子半径

原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子能层数；另一个是核电荷数。显然，电子能层数量越多，电子之间的负电排斥将使原子半径增大；而核电荷数越大，核对电子的引力也就越大，将使原子的半径缩小，这两个因素综合的结果使各种原子半径发生周期性的递变。

2.电离能

气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。上述表述中的气态、基态、电中性、失去一个电子等都是保证最低能量的条件。

3.电负性

元素互相化合，可理解为原子之间产生的化学作用力，形象地叫做化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性的概念是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度。金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的类金属的电负性则在1.8左右，既有金属性又有非金属性。

（四）元素周期表

1.元素周期表：根据元素的原子结构和性质，把已发现的100多种元素科学有序的排列起来，这样就得到了元素周期表。

2.元素周期表中的“格”：每一种元素均占据一格；每一格中包含原子序数、元素符号、元素名称、相对原子质量等内容。原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

3.元素周期表中的“周期”和“族”：元素周期表共有7个周期（共7个横行）、16个族（共18个纵行，其中8、9、10三个纵行共同组成一个族）。族有主族和副族之分，在周期表中，主族元素的族序数后标A，副族元素在族序数后标B。最外层电子数为8的元素化学性质不活泼，通常很难与其他物质发生化学反应，把它们的化合价定为0，因此叫做0族。一些族还有一些别称，如第一主族称为碱金属元素；第七主族称为卤族元素；0族称为稀有气体元素。

4.在周期表上用不同的颜色对金属元素、非金属元素做了分区。每周期（从左到右）开头是金属元素（第一周期除外），靠近尾部的是非金属元素，结尾的是稀有气体元素。

5.随着原子序数的递增，同一周期（从左到右）元素原子的最外层上的电子数由1个递增到8个，达到稀有气体元素原子的稳定结构，然后又重复出现原子最外层电子数从1个递增到8个的变化规律。这种规律性的变化是“元素周期表”名称的来源，它反映了元素之间的内在联系。

6.第一周期最短，只有两种元素；第二、三周期各有8个元素，称为短周期；其他周期均为长周期。

7.从第四周期开始的长周期，比短周期多出的元素全部是金属元素，这是因为它们的最外层电子数始终不超过2（Pd除外）。而第六、七周期比第四、五周期多出的14种元素的基态原子最外层也只有2个s电子，所以也是金属元素。

8.核素

原子的质量主要集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似值加起来，所得的数值叫做质量数。

质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）。例如：

许多元素都有同位素：如氧元素有O16、O17、O18三种同位素；碳元素有C12、C13、C14等同位素，其中C14可以用于测定文物年代；铀元素有U234、U235、U238等多种同位素。

（五）实例分析

铁和铜是两种最常见的金属，现利用元素周期表来分析它们的属性异同：

铁是26号元素，铜为29号元素，同在周期表第四排，电子都占有四层轨道。铜的额外3个电子没有占据额外轨道，对原子半径影响微不足道; 铜原子序数大3，对电子吸引力更大，故铜原子半径更小。铜原子量更大，而且原子半径更小，故铜密度更大。铁位于中间十列d区第6列，故铁的外层电子为3d轨道6电子，再加4s轨道2电子。3d轨道为半满(5)外加1电子，这一电子最易失去，其次为4s层2电子，再次为5个半满3d电子。铜位于中间十列d区第9列，故铜的外层电子为3d轨道10电子，再加4s轨道1电子。(由于全满更稳定，故3d轨道从4s轨道抢一电子)，铜最易失去这一4s电子。铁有众多的电子可脱离原子核充当原子核之间的胶水，它们会把铁粘得更牢，相比铜而言，铁的硬度更高，熔点、沸点更高。大家知道气体热膨胀最厉害，其次为液态。固体由于分子间吸引力很大，热膨胀最不明显。现在铁明显比铜吸得更牢，故热胀冷缩不如铜明显。声音的传播靠振动进行，变形后的反弹力越大，质量越小则反弹越迅疾，传播速度越快。铁比铜吸得更牢，对形变的反弹更有力，而密度又比铜小，故声音在铁里面的传播速度比铜更快。

五、化学键

（一）离子键

以氯化钠的形成为例，人们把带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键。由离子键构成的化合物叫做离子化合物。

（二）共价键

以氯分子Cl为例，原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。共用电子对用短线表示，氯分子也可以表示为Cl-Cl。像氯气、氯化氢这样以共用电子对形成的化合物叫做共价化合物。例如氮气、水、二氧化碳、氨气都是共价化合物。

在单质分子中，共用电子对不偏向任何一方，成键原子不显电性，这样的共价键叫做非极性共价键，简称非极性键。而在化合物分子中，共用电子对对各原子作用力不平衡，共用电子对将偏向吸引电子能力强的一方，所以吸引电子能力强的一方显负电性，弱的一方显正电性。例如氯化氢分子，氯原子吸引电子的能力强，显负电性，氢显正电性。像这样共用电子对偏移的共价键叫做极性共价键，简称极性键。

分子的极性是分子中化学键的极性的向量和，只含非极性键的分子一定是非极性分子；含极性键的分子有没有极性，必须根据分子中极性键的极性的向量和是否等于零而定。当分子中各个键的极性的向量和等于零时，是非极性分子，否则是极性分子。

离子键和共价键通称为化学键。表面上看，化学反应不过是反应物中原子重新组合为产物分子的一种过程，其实，在这个过程中，包含着反应物内化学键的断裂和产物分子中化学键的形成。

共价键的拓展知识

（1）H2里的共价键称为α键。α键的特征是：以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价键电子云的图形不变，这种特征称为轴对称。共价单键是α键；共价双键中有一个是α键，另一个是π键；共价三键由一个α键和两个π键组成。

对比两个p轨道形成的σ键和π键可以发现，σ 键是由两个原子的 p 轨道“头碰头”重叠形成的；而π 键是由两个原子的 p 轨道“肩并肩”重叠形成的。

（2）键能

原子失去电子要吸收能量，原子吸引电子，要放出能量，因此原子形成共价键相互结合放出能量，由此形成了键能的概念。键能是气态基态原子形成1molH-H键释放的最低能量。

（3）键长

键长是衡量共价键稳定性的另一个参数，是形成共价键的两个原子之间的核间距。键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定。

（4）等电子原理

原子总数相等、价电子总数相等的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质是相近的。

六、分子结构

分子中的原子不是固定不动的，而是不断地振动着的。所谓分子立体结构其实只是分子中的原子处于平衡位置时的模型。

（一）价层电子对互斥模型、

（二）杂化轨道理论简介

（三）分子间作用力：

分子间作用力（范德华力）<分子间氢键<<原子间化学键

氢键是除范德华力之外的另一种分子间作用力，它是由已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子（如水分子中的氢）与另一个电负性很大的原子（如水分子中的氧）之间形成的作用力。氢键的存在，大大加强了水分子之间的作用力，使水的熔点沸点较高。氢键普遍存在于已经与N、O、F等电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另外的N、O、F等电负性很大的原子之间；此外氢键不仅存在于分子之间，有时也存在分子之内。

（四）相似相溶

从分子结构看，非极性溶质一般溶于非极性溶剂；极性溶质一般能溶于极性溶剂。如果存在氢键，则溶质和溶剂之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。

七、晶体结构

20世纪前，人们以为分子分子是所有化学物质能够保持其性质的最小例子，物质三态变化只是分子间距离发生了变化，分子在固态只能震动，在气态能自由移动，在液态介乎两者之间。

20世纪初，人们通过X射线衍射等实验发现，许多常见的晶体中并无分子。如氯化钠、石墨、二氧化硅、金刚石以及各种金属。

气态和液态物质也同样不一定都由分子构成。例如等离子体是由电子、阳离子和电中性粒子（分子或原子）组成的整体上呈电中性的气态物质；又如离子液体是熔点不高的仅由离子组成的液体物质。此外，还有更多的物质聚集状态，如晶态、非晶态，以及介于晶态、非晶态之间的塑晶态、液晶态等。

（一）等离子体

气态物质在高温或者在外加电场激发下，分子发生分解，产生电子和阳离子等。这种由电子、阳离子和电中性粒子组成的整体上呈电中性的物质聚集体称为等离子体。

等离子体是一种特殊的气体。如日光灯和霓虹灯的灯管里，在蜡烛的火焰里，在极光和雷电里，都能找到等离子体。

等离子体中含有带电粒子且能自由运动，使等离子体具有良好的导电性和流动性，因此等离子体用途十分广泛。例如运用等离子体显示技术可以制造等离子体显示器、进行化学合成；核聚变也是在等离子态下发生的。

（二）液晶

某种物质加热到达熔点后，先呈浑浊态，再加热达一定温度时，浑浊态变透明清亮态。将上述熔点至澄清点温度范围内的物质状态名为液晶，后称热致液晶。相对于热致液晶，从溶液中获得的液晶称为溶致液晶，即胶束等。

液晶是介于液态和晶态之间的物质状态，既具有液体的流动性、粘度、形变性等，又具有晶体的某些物理特性，如导热性、光学性质等，表现出类似晶体的各向异性。

实用液晶在常温下十分稳定，已经获得实际应用的热致液晶均为刚性棒状强极性（易于极化）分子，其分子有取向序，分子的长轴取向一致，但无位置序，分子可滑动，此外还有平板状、盘状、叶状等液晶。

液晶已有广泛的应用，例如显示器，由于施加电场可使液晶的长轴取向发生不同程度的改变，从而显示数字、文字或图像。再如合成高强度液晶纤维已经广泛应用于飞机、防弹衣等。

（三）晶体和非晶体

自然界中绝大多数物质是固体。固体分为晶体和非晶体两大类。绝大多数常见的固体是晶体，只有如玻璃、炭黑之类的物质属于非晶体。

晶体的自范性即晶体能自发地呈现多面体外形的性质。所谓自发过程，即自动发生的过程。晶体呈现自范性的条件之一是晶体生长的速率适当。熔融态物质冷却凝固，有时得到晶体，但凝固速率过快，常常只得到肉眼看不到多面体外形的粉末或没有规则外形的块状物，甚至形成的只是非晶态。例如天然的水晶球，岩浆里熔融态的二氧化硅侵入地壳内的空洞冷却形成的，剖开水晶球，它的外层是看不到晶体外形的玛瑙，内层才是呈现晶体外形的水晶，不同的是玛瑙是熔融态二氧化硅快速冷却形成的，而水晶则是缓慢冷却形成的。得到晶体一般有三个途径：（1）熔融态物质凝固；（2）气态物质冷却不经液态直接凝固；（3）溶质从溶液中析出。例如，芯片的基质是单质硅，它是由熔融状态硅制备的，俗称拉单晶。用于制造激光器的磷酸氢钾大晶体是由水溶液结晶出来的。

本质上，晶体的自范性是晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列的宏观表象。晶体的特点并不仅限于外形和内部质点排列的高度有序性，它们的许多物理性质，如强度、导热性、光学性质等，常常会表现出各向异性。考察固体的某些性质，如熔点，可以间接地确定某一固体是否是晶体，因为晶体的熔点较固定，而非晶体则没有固定的熔点，熔化过程温度会发生变化。区分晶体和非晶体最可靠的科学方法是对固体进行x射线衍射实验。

1.晶胞

晶体结构的基本单元叫做晶胞。

2.分子晶体

只含分子的晶体称为分子晶体。如碘晶体。在分子晶体中，相邻分子靠分子间作用力相互吸引。分子晶体有低熔点的特性。典型的分子晶体有：（1）所有非金属氢化物，如水、硫化氢、氨、氯化氢、甲烷等；（2）部分非金属单质，如卤素、氧气、硫S8、氮气、白磷P4、碳60等；（3）部分非金属氧化物，如二氧化碳、二氧化硫等；（4）稀有气体；（5）几乎所有的酸（6）绝大多数有机物。

大多数分子晶体的结构有如下特征：如果分子间作用力只是范德华力，若以一个分子为中心，其周围最多可以有12个紧邻的分子，分子晶体的这一特征称为分子密堆积。然而，我们最熟悉的冰，水分子之间的主要作用力是氢键（当然也存在范德华力）。在冰的晶体中，每个分子周围只有四个紧邻的水分子。尽管氢键比共价键弱得多，不属于化学键，却跟共价键一样具有方向性，即氢键的存在迫使在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的四个水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙，其密度比液态水小，当冰刚刚融化为液态水时，热运动使冰的结构部分解体，水分子间的空隙减小，密度反而增大，超过4℃时，才由于热运动加剧，分子间距离加大，密度渐渐减小。

3.共价晶体

有的晶体微观空间里没有分子，共价晶体就是其中之一。如天然的金刚石经常呈现规则多面体的外形。金刚石的c-c共价键键长很短，键能很大，这一结构使金刚石在所有已知晶体中硬度最大，熔点也很高。高硬度、高熔点是许多有共价键三维骨架结构的共价晶体的共价晶体的特征。常见的共价晶体还有：（1）某些单质，如硼、硅、锗和锡等；（2）某些非金属化合物，如碳化硅（金刚砂）

二氧化硅是另一种共价晶体。它是自然界含量最高的固态二元氧化物，有多种结构，最常见的是低温石英。石英广泛用作压电材料，如制作石英手表。

4.金属晶体

金属（除汞外）在常温下都是晶体，称其为金属晶体。金属键通常描述为金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的电子气，被所有原子所共用，从而把所有金属原子维系在一起。由此可见，金属晶体和共价晶体一样，是一种巨分子。金属晶体中，除了纯金属，还有大量的合金。合金的组成和结构非常复杂多样。大多数合金以一种金属为主要组成，如以铁为主要成分的碳钢、锰钢、不锈钢等，以铜为主要成分的黄铜、青铜、白铜等。

金属晶体有导电性，但能导电的物质不一定是金属，例如石墨有导电性却属于非金属。还有一大类能导电的有机高分子化合物，也不属于金属。

5.离子晶体

离子晶体是由阳离子和阴离子相互作用形成的晶体。离子晶体种类繁多，结构多样。如氯化钠和氯化铯两种离子晶体。离子间具有较强的离子键，使离子晶体的硬度较大，难于压缩，而且要使它们由固态变成液态和气态，需要较多的能量破坏这些较强的离子键。

6.过渡晶体与混合型晶体

除了上述晶体，大多数是过渡晶体和混合型晶体。

八、配合物和超分子

（一）配合物

在四水合铜离子中，铜离子与水分子之间的化学键是由水分子提供孤电子对给予铜离子，铜离子接受水分子的孤电子对形成的，这类“电子对给予—接受”键被称为配位键。

通常把金属离子或原子（称为中心离子或原子）与某些分子或离子（称为配体或配位体）以配位键结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。已知配合物的品种超过数百万种，是一个庞大的化合物家族。

向硫酸铜溶液里逐滴加入氨水，形成难溶物的原因是氨水呈碱性，可与 Cu2+ 形成难溶的氢氧化铜，继续添加氨水，难溶物溶解，得到深蓝色的透明溶液；再加入乙醇后，析出深蓝色的晶体。得到的深蓝色晶体是[Cu(NH3)4]SO4·H2O。结构测定的实验证明，无论在加入氨水后得到的深蓝色的透明溶液中，还是在析出的深蓝色的晶体中，深蓝色都是由于存在 [Cu(NH3)4]2+，它是 Cu2+ 的另一种常见配离子，中心离子仍然是 Cu2+，而配体是 NH3，配位数为 4。

配位键的强度有大有小，有的配合物很稳定，有的很不稳定。许多过渡金属元素的离子对多种配体具有很强的结合力，因而，过渡金属配合物远比主族金属配合物多。配合物广泛存在于自然界中，跟人类生活有密切的关系。例如，在人和动物体内起输送氧气作用的血红素，是Fe2+ 的配合物。配合物在生产和科学技术方面的应用也很广泛，例如，在医药科学、化学催化剂、新型分子材料等领域都有着广泛的应用。

（二）超分子

超分子是由两种或两种以上的分子通过分子间相互作用形成的分子聚集体。超分子定义中的分子是广义的，包括离子。分子以什么样的作用形成超分子？说法很纷繁，有人将其概括为非共价键，有人则将其限于分子间作用力。超分子这种分子聚集体，有的是有限的，有的是无限伸展的。超分子的实例极多，例如分离C60 和C70。我们已知C60，应好理解C70 比C60 大点。将C60 和C70 的混合物加入一种空腔大小适配C60 的“杯酚”中，“杯酚”像个碗似的把C60 装起来而不能装下C70 ；加入甲苯溶剂，甲苯将未装入碗里的C70 溶解了，过滤后分离C70 ；再向不溶物中加入氯仿，氯仿溶解“杯酚”而将不溶解的C60 释放出来并沉淀。这是借助分子间力形成超分子的例子，这个例子反映出来的超分子的特性被称为“分子识别”。以上例子描述的是超分子的重要特征——分子识别，超分子的另一重要特征是自组装。