離子化和物的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)課件

1、 第十章 離子化合物的結(jié)構(gòu)化學(xué) （課堂講授0學(xué)時） 1. 離子鍵和點(diǎn)陣能 2. 離子半徑 3. 離子配位多面體及其連接方式 4. 若干典型離子化合物的結(jié)構(gòu) *5. 硅酸鹽的結(jié)構(gòu)化學(xué)第十章 離子化合物 教學(xué)目標(biāo) 學(xué)習(xí)要點(diǎn) 學(xué)時安排 通過本章學(xué)習(xí)，掌握典型離子晶體結(jié)構(gòu)、離子半徑比與離子極化對晶體晶型的影響。 二元典型離子晶體NaCl、CsCl、ZnS、CaF2、TiO2結(jié)構(gòu)。離子半徑比與配位多面體。離子極化對晶型的影響。 Pauling 規(guī)則與多元離子化合物。 學(xué)時- 2學(xué)時第10章.離子化合物的結(jié)構(gòu)化學(xué) 由正負(fù)離子結(jié)合在一起形成的化合物，它一般由電負(fù)性較小的金屬元素與電負(fù)性較大的非金屬元素生成。

2、正負(fù)離子之間由靜電力作用結(jié)合在一起，這種化學(xué)鍵稱為離子鍵。以離子鍵結(jié)合的化合物傾向于形成晶體，以使每個離子周圍配位盡可能多的異性離子，降低體系能量。10.1 離子晶體的若干簡單結(jié)構(gòu)型式1.離子化合物： 許多離子晶體的結(jié)構(gòu)可按密堆積結(jié)構(gòu)來理解。當(dāng)負(fù)離子的半徑較大時，一般會把負(fù)離子看作等徑圓球進(jìn)行密堆積，而正離子有序地填在空隙之中。當(dāng)正離子的半徑較大時，也可以把正離子看作等徑圓球進(jìn)行密堆積，負(fù)離子作填隙原子。前一種情況出現(xiàn)得比較多。 2.離子晶體的若干簡單結(jié)構(gòu)型式： 表10.1.1 離子晶體的若干常見簡單結(jié)構(gòu)填隙的類型和分?jǐn)?shù) ccp hcp全部八面體空隙NaClNiAs全部四面體空隙CaF2- 四

3、面體空隙立方 ZnS六方 ZnS 八面體空隙-金紅石 八面體空隙CdCl2CdI2 NaCl晶體屬面心立方點(diǎn)陣，Na與Cl交替排列，如圖所示，Na+與Cl的配位數(shù)均為6。NaCl晶體結(jié)構(gòu)可看成Cl-作立方最密堆積，Na填在Cl形成的八面體空隙中。 每個晶胞含有4個Cl和4個Na,它們的原子分?jǐn)?shù)坐標(biāo)為： 堿金屬的鹵化物、氫化物，堿土金屬的氧化物、硫化物、硒化物、碲化物，過渡金屬的氧化物、硫化物，以及間隙型碳化物、氮化物都屬NaCl型結(jié)構(gòu)。 Na+： 1/2,1/2,1/2 1/2,0,0 0,1/2,0 0,0,1/2 Cl： 0,0,0 1/2,1/2,0 0,1/2,1/2 1/2,0,1/

4、2 （兩者可互換） Na+： 1/2,1/2,1/2 1/2,0,0 0,1/2,0 0,0,1/2 Cl： 0,0,0 1/2,1/2,0 0,1/2,1/2 1/2,0,1/2 （兩者可互換） （1）NaCl 點(diǎn)陣型式是Na+離子的面心立方點(diǎn)陣與Cl-離子的面心立方點(diǎn)陣平面交錯，交錯的方式是一個面心立方格子的結(jié)點(diǎn)位于另一個面心立方格子的中央。如圖7-40所示。屬立方晶系，配位數(shù)為66，即每個離子被6個相反電荷的離子所包圍。NaCl型的晶胞是立方面心，但質(zhì)點(diǎn)分布與CsCl型不同。 NaCl型結(jié)構(gòu) （1）NaClNaCl型晶體的結(jié)構(gòu)（晶胞結(jié)構(gòu)）The NaCl (B1) Structure圖1

5、0.1 NaCl NaCl NaCl型晶胞中離子的個數(shù):晶格: 面心立方配位比: 6:6(紅球Na+ , 綠球Cl-)NaCl型NaCl型晶體的結(jié)構(gòu)（密堆積層排列）BCBABCCCCAABNiAs的結(jié)構(gòu)白球:AsAs原子的坐標(biāo)：A(2/3,1/3,1/3)B(1/3,2/3,2/3)黑球:Ni(2) NiAs 紅砷鎳礦（NiAs） ZnS晶體結(jié)構(gòu)有兩種型式，即立方ZnS和六方ZnS，這兩種型式的ZnS，化學(xué)鍵的性質(zhì)相同，都是離子鍵向共價(jià)鍵過渡，具有一定的方向性。Zn原子和S原子的配位數(shù)都是4，不同的是原子堆積方式有差別。在立方ZnS中，S原子作立方最密堆積，Zn原子填在一半的四面體空隙中，形成

6、立方面心點(diǎn)陣；在六方ZnS晶體中，S原子作六方最密堆積，Z原子填在一半的四面體空隙中，形成六方點(diǎn)陣。 立方ZnS晶胞中，有4個S原子，4個Zn原子，其原子分?jǐn)?shù)坐標(biāo)為： (3) ZnS 屬于立方ZnS結(jié)構(gòu)的化合物有硼族元素的磷化物、砷化物，銅的鹵化物，Zn、Cd的硫化物、硒化物。 六方ZnS中，有2個S原子，2個Zn原子，其原子分?jǐn)?shù)坐標(biāo)為： S： 0,0,0 1/3,2/3,1/2 Zn： 0,0,3/8 1/3,2/3,8/7 屬于六方ZnS結(jié)構(gòu)的化合物有Al、Ga、In的氮化物，銅的鹵化物，Zn、Cd、Mn的硫化物、硒化物。 S： 0 , 0 , 0 1/2 ,1/2,0 0,1/2,1/2

7、 1/2,0,1/2 Zn： 1/4,1/4,1/4 3/4,3/4,1/4 3/4,1/4,3/4 1/4,3/4,3/4 ZnS 點(diǎn)陣型式是Zn2+離子形成面心立方點(diǎn)陣，S2-離子也形成面心立方點(diǎn)陣。平行交錯的方式比較復(fù)雜，是一個面心立方格子的結(jié)點(diǎn)位于另一個面心立方格子的體對角線的1/4處。如圖7-41所示。屬立方晶系，配位數(shù)為44，即每個S2-離子周圍與4個相反電荷的Zn2+聯(lián)成四面體，同樣每個Zn2+離子也與周圍的4個S2-離子聯(lián)成四面體。立方ZnS型結(jié)構(gòu)(3) ZnSZnS的晶體結(jié)構(gòu)(立方）ZnS的晶體結(jié)構(gòu)(六方）圖 六方ZnS 圖 立方ZnS 閃鋅礦（ZnS） 閃鋅礦（ZnS） 閃

8、鋅礦（ZnS） 纖維鋅礦（ZnS） 晶胞中離子的個數(shù):ZnS型(立方型)晶格: 面心立方 配位比: 4:4(紅球Zn2+ , 綠球S2-) ZnS型(立方型) CaF2晶體屬立方面心點(diǎn)陣，F(xiàn)作簡單立方堆積，Ca2數(shù)目比F少一半，所以填了一半的立方體空隙，每一個Ca2由八個F配位，而每個F有4個Ca2配位，每個CaF2晶胞有4個Ca2和8個F原子分?jǐn)?shù)坐標(biāo)如下： Ca2： 0,0,0 1/2,1/2,0 1/2,0,1/2 0,1/2,1/2 F： 1/4,1/4,1/4 3/4,1/4,1/4 1/4,3/4,1/4 1/4,1/4,3/4 3/4,3/4,1/4 3/4,1/4,3/4 1/4

9、,3/4,3/4 3/4,3/4,3/4 (4)CaF2 堿土金屬氟化物，一些稀土元素如Ce、Pr的氟化物，過渡金屬Zr、Hf的氟化物屬CaF2型晶體。 另外，有些A2B型化合物，一價(jià)正離子占據(jù)F的位置，二價(jià)負(fù)離子占據(jù)Ca2的位置，則負(fù)離子作面心立方堆積，正離子填在四面體空隙，稱反CaF2型結(jié)構(gòu)，如堿金屬的氧化物、硫化物則是反CaF2型晶體。 CaF2CaF2的晶體結(jié)構(gòu)圖 CaF2 螢石（CaF2） 螢石（CaF2） AB2型晶體中，最常見的重要結(jié)構(gòu)是四方金紅石（TiO2）結(jié)構(gòu)。在此結(jié)構(gòu)中Ti4處在略有變形的氧八面體中，即氧離子作假六方堆積，Ti4填在它的準(zhǔn)八面體空隙中，Ti4配位數(shù)為6，O2

10、與3個Ti4配位（3個Ti4幾乎形成等邊三角形）。TiO2晶體屬四方晶系，每個晶胞中有2個Ti4和4個O2，其原子分?jǐn)?shù)坐標(biāo)為： Ti4： 0,0,0 1/2,1/2,1/2 O2： U,u,0 u,u,0 1/2+u,1/2u,1/2 1/2-u,1/2+u,1/2 （5）TiO2（金紅石）型為一結(jié)構(gòu)參數(shù)，不同化合物的值不同，金紅石本身=0.31 ，一些過渡金屬氧化物TiO2、VO2、MnO2、FeO2；氟化物MnF2、CoF2、NiF2為金紅石結(jié)構(gòu)。 TiO2TiO2 (金紅石)的結(jié)構(gòu)白球:O黑球:Ti圖 TiO2（金紅石） 金紅石（TiO2） 金紅石（TiO2） 銳鈦礦（TiO2） 板鈦礦

11、（TiO2） CdI2和CdCI2的層形分子CdI或CI(6) CdI2和CdCI2CdI2的六方晶胞IICd CsCl型晶體屬簡單立方點(diǎn)陣，Cl作簡單立方堆積，Cs填在立方體空隙中，正負(fù)離子配位數(shù)均為8，晶胞只含1個Cl和1個Cs。它們的分?jǐn)?shù)坐標(biāo)分別是Cl（0 ,0,0），Cs（1/2,1/2,1/2）。 屬于CsCl型晶體的化合物有CsCl、CsBr、CsI、RbCl、TlCl、TlBr、TlI、NH4Cl、NH4Br、NH4I等。 （7）CsCl 點(diǎn)陣型式是Cs+離子形成簡單立方點(diǎn)陣，Cl-離子形成另一個立方點(diǎn)陣，兩個簡單立方點(diǎn)陣平行交錯，交錯的方式是一個簡單立方格子的結(jié)點(diǎn)位于另一個簡單

12、立方格子的體心。如圖7-39所示。屬立方晶系，配位數(shù)為88，即每個正離子被8個負(fù)離子包圍，同時每個負(fù)離子也被8個正離子所包圍。CsCl型結(jié)構(gòu)CsClCsCl的結(jié)構(gòu)The CsCl (B2) Structure圖10.6 CsCl CsCl CsCl型晶胞中離子的個數(shù):(紅球Cs+ , 綠球Cl-) 晶格:簡單立方配位比: 8:8CsCl型例如:在氯化鈉晶體中，每個Na+離子周圍等距離地排列著6個Cl-離子，每個Cl-離子也同樣排列著6個Na+離子。見圖7-2（a）。在氯化銫晶格中，Cs+離子被8個Cl-離子所包圍，同樣每個Cl-離子也被8個Cs+離子所包圍。見圖7-2（b）。 鈣鈦礦型結(jié)構(gòu)是A

13、BO3化合物中數(shù)量最多、研究最廣的。理想的鈣鈦礦結(jié)構(gòu)屬立方晶系，但許多屬于這類結(jié)構(gòu)的晶體卻變型為四方、正交晶系，這種變型與晶體的壓電、熱釋電和非線性光學(xué)性質(zhì)有密切關(guān)系，已成為一類十分重要的技術(shù)晶體?，F(xiàn)以CaTiO3為例說明，它屬正交晶系，每個晶胞中Ca處于體心位置，Ti處于頂點(diǎn)位置，O原子位于每條棱的中心位置，O原子和Ca原子聯(lián)合起來形成面心正交點(diǎn)陣，Ti原子處在氧原子的八面體空隙中，配位數(shù)為6，Ca原子配位數(shù)為12。這類晶體有BaTiO3。 (8) CaTiO3鈣鈦礦結(jié)構(gòu)CaTiO3(a) A型結(jié)構(gòu)Ca2+Ti4+O2-CaTiO3ReO3 (WO3 )的結(jié)構(gòu)ReOWO3晶體結(jié)構(gòu)ReO3晶體

14、結(jié)構(gòu)MxWO3的結(jié)構(gòu)YBa2Cu3O7 方鉛礦（PbS） (9) 其他 AB型化合物 (AB compound)辰砂（HgS） HgS 晶體結(jié)構(gòu)雄黃（AsS） 石英（SiO2） (10)其他 AB2型化合物 （AB2 compound）SiO2晶體結(jié)構(gòu) 白鐵礦（FeS2） FeS2晶體結(jié)構(gòu)錫石（SnO2） SnO2晶體結(jié)構(gòu) 輝鉬礦（MoS2） MoS2晶體結(jié)構(gòu)剛玉（Al2O3） (11) A2B3型化合物（A2B3 compound） Al2O3晶體結(jié)構(gòu)輝銻礦（Sb2S3） 雌黃（As2S3） 赤銅礦（Cu2O） (12) A2B型化合物 Cu2O晶體結(jié)構(gòu) 黃鐵礦（FeS） (13)簡單結(jié)構(gòu)派

15、生型（complex compoundDerive）FeS晶體結(jié)構(gòu)黃銅礦(CuS) CuS 晶體結(jié)構(gòu)石膏(CaSO4) (14) ABO4型重晶石 方解石 (15) ABO3型文石 尖晶石 (16) AB2O4型 磁鐵礦 點(diǎn)陣能負(fù)值越大，表示離子鍵越強(qiáng)，晶體越穩(wěn)定。它可以根據(jù)離子晶體中離子的電荷、離子的排列等結(jié)構(gòu)數(shù)據(jù)計(jì)算得到。 10.2 離子鍵和點(diǎn)陣能離子鍵： 正負(fù)離子之間的靜電作用力，其強(qiáng)弱可用點(diǎn)陣能的大小表示。點(diǎn)陣能： 在0K時，1mol離子化合物中的正負(fù)離子由相互遠(yuǎn)離的氣態(tài)結(jié)合成離子晶體時所釋放出的能量。 點(diǎn)陣能(U)相當(dāng)于下一反應(yīng)的內(nèi)能改變量。 按照庫侖定律，兩個荷電為（Z+）e 和（

16、Z-）e.距離為 r 的球形離子，庫侖作用能C 為 當(dāng)這兩個離子近距離接觸時，電子云間將產(chǎn)生排斥作用，相應(yīng)的排斥能R為式中b和m均為常數(shù).10.2.1 點(diǎn)陣能的計(jì)算和測定 式中N 為Avogadro常數(shù)，0為真空電容率，e 為電子電荷，A 為Madelung常數(shù)，它由晶體結(jié)構(gòu)型式?jīng)Q定。 對堿金屬鹵化物可用經(jīng)驗(yàn)參數(shù)= 0.3110-10 (m)來簡化點(diǎn)陣能的計(jì)算： 點(diǎn)陣能不能由實(shí)驗(yàn)直接測定，但可通過實(shí)驗(yàn)，利用Born-Haber(玻恩-哈伯)循環(huán)測定升華熱、電離能、解離能、電子親和能和生成熱等數(shù)據(jù)，根據(jù)內(nèi)能是狀態(tài)函數(shù)性質(zhì)間接計(jì)算出點(diǎn)陣能。NaCl晶體的點(diǎn)陣能晶格能U 定義：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，按下列化

17、學(xué)反應(yīng)計(jì)量式使離子晶體變?yōu)闅鈶B(tài)正離子和氣態(tài)負(fù)離子時所吸收的能量稱為晶格能，用U表示。 MaXb(s) aMb+(g) + bXa-(g) 例如： 點(diǎn)陣能=晶格能晶格能=點(diǎn)陣能 Bom，Haber，F(xiàn)ajans設(shè)計(jì)了一個熱力學(xué)循環(huán)，從這一循環(huán)實(shí)驗(yàn)中，我們也可得到晶格能。同樣以NaCl為例： Na(s)Na(g) H升華(Na) Na(g)Na(g)e Ina 1/2Cl(g)Cl(g) 1/2H解離(Cl2) Cl(g)eCl(g) Ecl Na(g)Cl(g)NaCl(s) U Na(s)1/2Cl2(g)NaCl(s) Hf(NaCl)能量之間關(guān)系為 Hf=H升華INa1/2H解離EClU

18、通常Hf、H升華、INa、H解離是已知的，可由此來得到晶格能，例如NaCl計(jì)算得到晶格能為7.94eV，從熱力學(xué)循環(huán)得到值為7.86eV，相差1%。 晶格能的熱力學(xué)模型1.Born-Haber 循環(huán)將數(shù)據(jù)代入上式可得： 晶格能（lattice energy）U可用玻恩哈伯循環(huán)（BornHaber Cycle）計(jì)算得到。以NaF為例來說明熱化學(xué)循環(huán)。下式中S為鈉的升華熱（Sublimation energy），表示1mol固態(tài)物質(zhì)轉(zhuǎn)變?yōu)闅鈶B(tài)時所吸收的能量：D為氟（F2）的解離能（dissociation energy）,表示1mol氣態(tài)的雙原子分子解離為2mol氣態(tài)原子時所吸收的能量. I 是電

19、離能（ionization energy）; E是電子親合能（election affinity）；U為晶格能；Q為生產(chǎn)熱，即NaF（s）的生成焓。 根據(jù)能量守恒定律，生產(chǎn)熱Q應(yīng)等于各步能量變化總和： 該式除了晶格能之外，其余均可從實(shí)驗(yàn)測得。NaF 相應(yīng)數(shù)據(jù)如下：Q為-596.3KJ.mol-1；S為108.8KJ.mol-1；D為76.62 KJ.mol-1；I為502.3 KJ.mol-1；E為-349.5 KJ.mol-1。代入（7-3）式，求得NaF的晶格能U為-907.5 KJ.mol-1。定義：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，按下列化學(xué)反應(yīng)計(jì)量式 使離子晶體變?yōu)闅怏w正離子和氣態(tài)負(fù)離 子時所吸收的能量

20、稱為晶格能，用U 表 示。 2 晶格能 U UMaXb(s) aMb+(g) + bXa-(g)1. Born-Haber循環(huán)K(g)Br (g)+KBr(s)+升華焓電 離 能氣 化 熱電子親和能U2 . Born-Lande公式 式中： R0正負(fù)離子核間距離， Z1，Z2 分別為正負(fù)離子電荷的絕對值，A Madelung常數(shù),與晶體類型有關(guān)，n Born指數(shù),與離子電子層結(jié)構(gòu)類型有關(guān)。A的取值:CsCl型 A=1.763NaCl型 A=1.748ZnS型 A=1.638n的取值:影響晶格能的因素 離子的電荷(晶體類型相同時) 離子的半徑(晶體類型相同時) 晶體的結(jié)構(gòu)類型 離子電子層結(jié)構(gòu)類型

21、Z,U 例:U(NaCl)U(CaO)晶格能對離子晶體物理性質(zhì)的影響MgOCaOSrOBaO小大高大RU熔點(diǎn) 硬度大 小 低 小 離子電荷數(shù)大，離子半徑小的離子晶體晶格能大，相應(yīng)表現(xiàn)為熔點(diǎn)高、硬度大等性能。1.估算電子親和能 根據(jù)Born-Haber循環(huán)，當(dāng)通過實(shí)驗(yàn)求得S , I , D ,H f以及點(diǎn)陣能的數(shù)值，就可以計(jì)算電子親和能Y的數(shù)值。10.2.2 點(diǎn)陣能的應(yīng)用：2.估算質(zhì)子親和能 若要計(jì)算 的能量變化P，可按下一循環(huán)求得:3.計(jì)算離子的溶劑化能 離子的溶劑化能或水化能是指1mo1氣態(tài)離子與無限量的溶劑結(jié)合時所釋放的能量，即下一反應(yīng)的焓變Haq4.理解化學(xué)反應(yīng)的趨勢5.估算非球形離子的

22、半徑 離子本身帶有電荷，形成一個電場，離子在相互電場作用下，可使電荷分布的中心偏離原子核，而發(fā)生電子云變形，出現(xiàn)正負(fù)極的現(xiàn)象。 離子極化的出現(xiàn)，使離子鍵向共價(jià)鍵過渡。10.2.3 離子的極化：10.2.3 離子的極化 (離子鍵向共價(jià)鍵過渡)描述一個離子對其他離子變形的影響能力。離子的極化力(f )描述離子本身變形性的物理量。離子的極化率( )1 離子的極化率（） 離子半徑 r ： r 愈大， 愈大。 如：Li+Na+K+Rb+Cs+；FClBr(Mg2+) 離子電荷：負(fù)離子電荷多的極化率大。 如：(S2) (Cl) 離子的電子層構(gòu)型：(18+2)e,18e 917e 8e 如：(Cd2+) (

23、Ca2+)； (Cu+) (Na+) r/pm 97 99 96 95 一般規(guī)律：2 離子極化力 f 離子半徑 r ：r 小者，極化力大。 離子電荷：電荷多者，極化力大。 離子的外層電子構(gòu)型： f ：(18+2)e,18e 917e 8e 當(dāng)正負(fù)離子混合在一起時，著重考慮正離子的極化力，負(fù)離子的極化率，但是18e構(gòu)型的正離子(Ag+, Cd2+ 等)也要考慮其變形性。一般規(guī)律：3 離子極化的結(jié)果 鍵型過渡 如：AgF AgCl AgBr AgI 離子鍵 共價(jià)鍵 Ag+ Ir/pm126+216 (= 342) R0/pm 299 晶型改變 AgCl AgBr AgI r+/r- 0.695 0

24、.63 0.58 理論上晶型 NaCl NaCl NaCl 實(shí)際上晶型 NaCl NaCl ZnS 配位數(shù) 6 6 4 性質(zhì)改變 例如；溶解度 AgCl AgBr AgI NaCl 易溶于水，CuCl 難溶于水。 思考題：解釋堿土金屬氯化物的熔點(diǎn)變化規(guī)率：熔點(diǎn)/405 714 782 876 962 離子的大小和形狀在外電場的作用下發(fā)生變形的現(xiàn)象，叫做離子極化。在外電場作用下，離子的誘導(dǎo)偶極矩和電場強(qiáng)度E成正比： =E其中為極化率 在離子晶體中，正負(fù)離子電子云在周圍異號離子的電場作用下也會發(fā)生變化，所以在離子晶體中正負(fù)離子都有不同程度的極化作用。離子的可極化性（即電子云變形能力）取決于核電荷對

25、外層電子的吸引程度和外層電子的數(shù)目，極化率被用于衡量離子被極化的程度。一個離子使其它離子極化的能力稱為極化力，它決定于這個離子對其它離子產(chǎn)生的電場強(qiáng)度，電場愈強(qiáng)，極化率愈大。極化力大的離子其可極化性則小，反之亦然。 對同價(jià)離子來說，離子半徑愈大，極化率愈高。負(fù)離子半徑一般較正離子大，常見的S2、I、Br等都是很容易被極化的離子。正離子價(jià)數(shù)愈高，半徑由大變小，極化能力增強(qiáng)。含d電子的過渡金屬正離子，比其它正離子極化率大。 在離子晶體中被極化的主要是負(fù)離子，正離子使負(fù)離子極化。正負(fù)離子的相互極化導(dǎo)致電子云較大變形，在離子鍵中添加了共價(jià)鍵成分，鍵長縮短。當(dāng)共價(jià)鍵成分增加到一定程度時，由于共價(jià)鍵的方向

26、性和飽和性，使離子配位數(shù)降低，晶體從離子型向共價(jià)型轉(zhuǎn)變。 表105 離子的極化率和半徑 離子極化率 (3)半 徑 R()離子極化率 (3)半 徑 R()離子極化率 (3)半 徑 R()Li+0.0310.60B3+0.0030.20F1.041.36Na+0.1790.95Al3+0.0520.50Cl3.661.81K+0.831.33Sc3+0.2860.81Br4.771.95Rb+1.401.49Y3+0.550.93I7.102.16Cs+2.421.69La3+1.041.04O23.881.40Be2+0.0080.31C4+0.00130.15S210.21.84Mg2+0.0

27、940.65Si4+0.01650.41Se210.51.98Ca2+0.470.99Ti4+0.1850.68Te214.02.21Sr2+0.861.13Ce4+0.731.01 Ba2+1.551.35 離子極化不僅導(dǎo)致離子間的鍵型從離子鍵向共價(jià)鍵過渡，離子晶體向共價(jià)晶體過渡，然后進(jìn)一步向分子晶體過渡。同時，離子極化也使正負(fù)離子的配位數(shù)逐步降低。現(xiàn)以AB2晶體為例說明。 CaF2型晶體是典型的離子晶體，晶體中正負(fù)離子配位數(shù)比為8:4，金紅石晶體中Ti4與O2配位數(shù)比為6:3，隨著離子極化程度提高，如方石英（立方SiO2）的構(gòu)型為Si，與金剛石結(jié)構(gòu)中C原子一樣，形成A4堆積；O原子位于Si

28、-Si連線的中心位置附近，形成三維網(wǎng)絡(luò)狀低密度結(jié)構(gòu)，離子晶體已過渡到共價(jià)晶體。晶體中Si原子與周圍4個氧原子（在四面體頂點(diǎn)方向）成鍵，氧原子又和2個Si原子配位，Si與O的配位數(shù)分別降到4:2。離子極化對結(jié)構(gòu)的影響 1對配位數(shù)的影響圖 方石英 圖 CO2（干冰） 若離子進(jìn)一步極化，正負(fù)離子配位數(shù)下降至2:1，如CO2（干冰）晶體，已從共價(jià)晶體過渡到分子晶體。在晶體中，一個個直線形O-C-O分子是分立的，C原子位于立方晶胞的頂點(diǎn)與面心位置，每個CO2分子軸與平面成一定的角度。CO2分子中的共價(jià)鍵結(jié)合，晶胞中分子間以范德華力聯(lián)系。鹵素、稀有氣體元素、CO2、SO2等分子和大多數(shù)有機(jī)物都是分子晶體。

29、 離子極化使晶體的結(jié)構(gòu)型式從高對稱的三維立方構(gòu)型向?qū)有徒Y(jié)構(gòu)、鏈型結(jié)構(gòu)、島型結(jié)構(gòu)轉(zhuǎn)變，這種結(jié)構(gòu)型式的轉(zhuǎn)變在結(jié)晶化學(xué)中稱為型變。 金紅石晶體是四方體心點(diǎn)陣，晶胞具有D4h對稱性，而CdI2型晶體則因離子極化成為層型結(jié)構(gòu)。若用a、b、c來代表Cd的位置，用A、B、C來代表I的位置，層型分子沿垂直于層的方向堆積，可表示為|AbC|AbC|（|代表一個重復(fù)周期）。在|AbC|層內(nèi)每個Cd有6個I配位，每個I與3個Cd配位，原子間以共價(jià)鍵結(jié)合，層與層之間以范德華力結(jié)合。層型結(jié)構(gòu)晶體很多，還有CdCl2型，MoS2型。只是CdCl2晶體重復(fù)周期更長，為|AcB|CbA|BaC| 結(jié)構(gòu)形式的變異 AB2型化合

30、物中，隨著正離子半徑縮小，極化程度加大，還可形成鏈型分子，如CuCl2晶體結(jié)構(gòu)中形成(CuCl2)n長鏈。正負(fù)離子配位數(shù)比4:2，CuCl2為單斜晶系。 在離子晶體中，相鄰正負(fù)離子間存在著靜電吸引力和離子的價(jià)電子層電子間的相互排斥力。當(dāng)這兩種作用力達(dá)到平衡時，離子間保持一定的平衡距離。離子可近似地看作具有一定半徑的彈性球，正負(fù)兩個離子半徑之和等于核間的平衡距離。一.離子半徑 利用X射線衍射法可以很精確地測定正負(fù)離子間的平衡距離。例如NaCl型晶體中，其立方晶胞參數(shù)的一半即等于正負(fù)離子的平衡距離，也就是正負(fù)離子半徑之和。關(guān)鍵是如何劃分兩個離子半徑。 上個世紀(jì)20年代有許多人進(jìn)行這方面的工作，較著

31、名的有Goldschmidt和Pauling: 10.3 離子半徑 (1) Goldschmidt半徑：Goldschmidt以F和O2的離子半徑為基準(zhǔn)，根據(jù)實(shí)驗(yàn)測定離子晶體中，正負(fù)離子接觸半徑的數(shù)據(jù)，確定了80多種離子的半徑，至今仍在應(yīng)用。 (2) Pauling半徑：Pauling認(rèn)為離子半徑取決于外層電子分布，對于具有相同電子層的離子來說，離子半徑于有效核電荷成反比，因此可得出下列關(guān)系式： R1Cn/(Z- ) 其中R1是單價(jià)離子半徑，Cn是外層電子主量子數(shù)決定的參數(shù)，Z-6為有效核電荷,為屏蔽常熟，可用Slater規(guī)則估算。 Pauling根據(jù)5個晶體（NaF、KCl、RbBr、CsI

32、和Li2O）的正負(fù)離子核間距，推算出大量離子半徑。 若考慮的是多價(jià)離子半徑，則還要進(jìn)行換算： RwR1*（w）-2/n-1 其中w為離子價(jià)數(shù)。 離子半徑變化與其在周期表位置密切相關(guān)。（a）同一周期的離子半徑隨原子序數(shù)增加而減小，例如： Na Mg2 Al3 0.98 0.78 0.57 這是因?yàn)镹a、Mg2、Al3的核外電子數(shù)相同1s22s22p6，但核電荷數(shù)不斷增長，所以對核外電子的作用逐步增強(qiáng)，導(dǎo)致半徑減小。 二 離子半徑與周期表 （b）同一主族元素，離子半徑自上而下增加，例如： Li Na K Rb Cs F Cl Br I 0.78 0.98 1.33 1.49 1.65 1.33 1

33、.81 1.96 2.20 堿金屬離子最外價(jià)電子層雖然相同，但隨著核外電子層的增加，半徑亦增加，鹵素離子也是如此。 （c）周期表中對角線方向的離子半徑相近，例如： LiMg2 Sc3 Zr4 0.78 0.78 0.83 0.87 這是（a）和（b）兩種情況作用的綜合結(jié)果。 （d）鑭系元素離子半徑，隨原子序數(shù)增加，緩慢減小，例如：La3為1.22，至Lu3為0.99，14個元素高價(jià)離子半徑減少了0.23，每個減少不到0.02，這種鑭系收縮現(xiàn)象在金屬原子半徑也出現(xiàn)過。 雖然電子在原子核外的分布是連續(xù)的，并無明確的界限，但由實(shí)驗(yàn)結(jié)果表明可近似地將離子看作具有一定半徑的彈性球，2個互相接觸的球形離子

34、的半徑之和先于個核間的平衡距離。利用X射線等方法可以很精確地測定正負(fù)離子間的平衡距離，而怎樣劃分這個距離為2個離子半徑則有不同的方法： 10.3 離子半徑Goldschmidt等利用大的負(fù)離子和小的正離子形成的離子晶體中，負(fù)離子和負(fù)離子相互接觸的復(fù)印件，推得O2-半徑132pm，F(xiàn)-半徑133pm，以此為基礎(chǔ)推引出離子半徑。Pauling根據(jù)最外層電子的分布的大小與有效核電荷成反比的條件，根據(jù)若干晶體的正負(fù)離子的接觸距離，用計(jì)算屏蔽常數(shù)半經(jīng)驗(yàn)方法推引離子半徑。O2-半徑為140pm，F(xiàn)-的半徑為136pm。Shanon等根據(jù)離子的配位數(shù)、配位多面體的幾何構(gòu)型、離子的自旋情況等條件，按不同條件下

35、的接觸距離推引離子半徑。一套以O(shè)2-半徑為140pm出發(fā)，另一套以O(shè)2-半徑為132pm出發(fā)，得兩套有效離子半徑。周期表中同族元素的離子半徑隨原子序數(shù)的增加而增大同一周期元素核外電子數(shù)相同的正離子隨著正電荷數(shù)的增加離子離子半徑顯著下降同一元素核外各種價(jià)態(tài)的離子，電子數(shù)越多，離子半徑越大核外電子數(shù)相同的負(fù)離子對，隨著負(fù)電價(jià)增加，半徑略有增加，但增加值不大鑭系元素三價(jià)正離子的半徑，從La3+到Lu3+依次下降，此為鑭系收縮效應(yīng)所引起、離子半徑的大小有下列變化趨勢： 正離子配位多面體：正離子周圍鄰接的負(fù)離子所 形成的多面體。 10.4 離子配位多面體及其連接規(guī)律10.4.1 正負(fù)離子半徑比和離子的配

36、位多面體決定因素：正負(fù)離子半徑比(r+/r-)的大小XXXXM+M+M+（a） （b） （c）(1) 正負(fù)離子相互接觸，而負(fù)離子之間不接觸；(2) 正負(fù)離子之間和負(fù)負(fù)離子之間都相互接觸；(3) 負(fù)離子之間接觸，而正負(fù)離子之間不接觸.圖10.4.1 八面體配位中正負(fù)離子的接觸情況 在離子晶體中，正離子盡量與較多的負(fù)離子接觸，負(fù)離子也盡量與較多的正離子接觸，使體系的能量盡可能地降低，晶體趨于穩(wěn)定。因?yàn)樨?fù)離子半徑都較大，而正離子半徑較小，所以正離子只能嵌在負(fù)離子堆積的空隙中。這種鑲嵌關(guān)系顯然受到正負(fù)離子比R/R的制約。 例如：3個負(fù)離子與1個正離子接觸情況，如圖9-6所示： 離子堆積規(guī)則 第一種情況

37、，正離子較大，正負(fù)離子接觸，負(fù)離子不接觸。第二種情況，正負(fù)離子、負(fù)離子之間都接觸。第三種情況，正離子較小，負(fù)離子之間接觸，正負(fù)離子不接觸。 半徑比(r+/r-)規(guī)則:NaCl晶體:其中一層橫截面:r+/r-0.225 0.414 0.4140.732 0.7321.000結(jié)構(gòu)四面體八面體立方體 如果只考慮離子間的靜電作用力，及影響點(diǎn)陣能的幾何因素，可推得半徑配位多面體的結(jié)構(gòu)為：10.4.2 配位多面體的連接理想的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)(NaCl)配位數(shù)構(gòu)型0.2250.414 4ZnS型0.4140.732 6NaCl型0.7321.00 8CsCl型 半徑比規(guī)則： 1.離子配位多面體規(guī)則：這一規(guī)則指出在正

38、離子周圍的負(fù)離子形成配位多面體。正負(fù)離子韹距離取決于正負(fù)離子半徑之和，配位數(shù)取決于正負(fù)離子半徑之比。2.離子電價(jià)規(guī)則：這一規(guī)則說明在一個穩(wěn)定的離子化合物結(jié)構(gòu)中，每一負(fù)離子的電價(jià)等于或近乎等于從鄰近的正離子到該負(fù)離子的各靜電鍵的強(qiáng)度的總和3.離子配位多面體共用頂點(diǎn)、棱邊和面的規(guī)則：這個規(guī)則指明在一個配位多面體結(jié)構(gòu)中，共邊連接和共面連接會使結(jié)構(gòu)的穩(wěn)定性降低；而正離子的價(jià)數(shù)越高，配位數(shù)越小，這一效應(yīng)就越顯著。10.4.3 Pauling(鮑林)離子晶體結(jié)構(gòu)規(guī)則：內(nèi)容： Pauling提出關(guān)于離子晶體結(jié)構(gòu)的配位多面體及其連接所遵循的規(guī)則，是一個定性規(guī)則。 每個原子和周圍配位原子間的鍵價(jià)總和先于它的原子

39、價(jià)，也稱為價(jià)和規(guī)則 。原子和配位原子間鍵價(jià)(S)可由該原子在結(jié)構(gòu)中與周圍配位原子間的鍵長(R)通過下面的公式計(jì)算得到。鍵價(jià)方法： 硅酸鹽是數(shù)量極大的一類無機(jī)物，約占地殼重量80。在硅酸鹽中，結(jié)構(gòu)的基本單位是SiO4四面體。SiO4四面體通過共用頂點(diǎn)連接成各種結(jié)構(gòu)型式。當(dāng)硅氧四面體共用兩個頂點(diǎn)時，可形成鏈狀或環(huán)狀硅酸鹽，SiO4四面體共用3個頂點(diǎn)，可形成層狀硅酸鹽，而SiO4四個頂點(diǎn)都是共用的，則構(gòu)成骨架型硅酸鹽。 10.5 硅酸鹽的結(jié)構(gòu)化學(xué)10.5.1 概述表10-6 幾種常見的硅酸鹽化合物 基本單位 實(shí)例 分立型 孤立四面體 SiO4 橄欖石 Mg2SiO4 六環(huán) Si6O18 綠柱石 Be

40、3Al2Si6O18 鏈型 單鏈 SiO3n 透輝石 CaMg（SiO3）2 雙鏈 AlSiO5n 硅線石 AlAlSiO5 層型 六元環(huán)層 AlSiO10n 白云石 KAl2AlSi3O10(OH)2 四元環(huán)層 Si4O10n 魚眼石 KCa4FSi4O1028H2O 骨架型 （SiO2）n 方石英 SiO2 AlSi3O8n 正長石 KAlSi3O8 圖10-15 鏈狀、層狀、環(huán)狀硅酸鹽結(jié)構(gòu) 圖9-16 綠柱石 在硅酸鹽結(jié)構(gòu)中，每個硅（Si）原子一般為四個氧（O）原子包圍，構(gòu)成SiO4四面體，即硅氧骨干，它是硅酸鹽的基本構(gòu)造單位。由于Si離子的電價(jià)為+4價(jià)，配位數(shù)為4，它賦予每一個氧離子的

41、電價(jià)為1，即等于氧離子電價(jià)的一半，氧離子另一半電價(jià)可以用來聯(lián)系其它陽離子，也可以與另一個硅離子相聯(lián)。因此，在硅酸鹽結(jié)構(gòu)中SiO4四面體既可以孤立地被其它陽離子包圍起來，也可以彼此共用角頂?shù)姆绞竭B結(jié)起來形成各種形式的硅氧骨干。1、島狀硅氧骨干：硅氧骨干被其它陽離子所隔開，彼此分離猶如孤島，包括孤立的SiO4單四面體及Si2O7雙四面體。 2、環(huán)狀硅氧骨干：SiO4四面體以角頂聯(lián)結(jié)形成封閉的環(huán)，根據(jù)SiO4四面體環(huán)節(jié)的數(shù)目可以有三環(huán)、四環(huán)、六環(huán)，環(huán)還可以重疊起來形成雙環(huán)，如六方雙環(huán)。3、鏈狀硅氧骨干：SiO4四面體以角頂聯(lián)結(jié)成沿一個方向無限延伸的鏈，其中常見的有單鏈和雙鏈。硅氧骨干有以下幾種主要類

42、型： 4、層狀硅氧骨干：SiO4四面體以角頂相連，形成在兩度空間上無限延伸的層。層中每一個SiO4四面體以三個角頂與相鄰的SiO4四面體相聯(lián)結(jié)。與兩個硅相聯(lián)結(jié)的氧電價(jià)飽和，為“惰性氧”或稱“橋氧”；只與一個硅相聯(lián)結(jié)的氧為“活性氧”或稱“端氧”。活性氧可指向一方也可以指向相反的方向，SiO4四面體也可有不同的聯(lián)結(jié)方式。 5、架狀硅氧骨干：SiO4四面體四個角頂全部與其相鄰的四個SiO4四面體共用，每個氧與兩個硅相聯(lián)系，形成惰性氧，石英（SiO2）族礦物即具此結(jié)構(gòu)。但在硅酸鹽的架狀骨干中，必須有部分的四價(jià)硅為三價(jià)鋁所代替，從而使氧離子帶有部分剩余電荷得以與骨干外的其它陽離子結(jié)合，形成硅硅酸鹽。硅氧

43、骨干 硅酸鹽礦物在自然界中分布極為廣泛已知的硅酸鹽礦物有600多種，約占已知礦物種的1/4，占地殼巖石圈總質(zhì)量的85%。 在硅酸鹽結(jié)構(gòu)中，每個Si原子一般為四個O原子包圍，構(gòu)成SiO4四面體，即硅氧骨干，它是硅酸鹽的基本構(gòu)造單位。島狀三方環(huán)四方環(huán)六方環(huán) 單鏈雙鏈層狀 石英架狀長石架狀硅氧骨干 屬于這一形態(tài)的二氧化硅有石英、鱗石英和白硅石。由于所含微量雜質(zhì)不同，天然石英又有巖晶、紫晶、玫瑰晶、煙晶、茶晶及美晶石英等各個變種。 10.5.2 二氧化硅SiO2結(jié)構(gòu)1.晶態(tài)：二氧化硅2.非晶態(tài)（無定形態(tài)）：包括各種水化程度的無定形物質(zhì)，其中主要有蛋白石和硅藻土(如下圖）等。 3.隱晶態(tài)：這類的常見天然

44、SiO2有玉髓、瑪瑙、碧玉及燧石等。 4.玻璃態(tài)：較為常見的是黑瞿石。二氧化硅 石英為原子晶體，熔點(diǎn)高，硬度大。當(dāng)石英在高溫下熔化成粘稠液體，急速冷卻時，因?yàn)檎扯却蟛灰自俳Y(jié)晶，變?yōu)檫^冷液體，稱為石英玻璃，其中SiO4四面體是雜亂排列的。石英玻璃有很多特殊性質(zhì)，如石英玻璃熱至1673K時也不軟化，它的熱膨脹系數(shù)很小，因此可用來制造高級化學(xué)儀器。 不論何種形態(tài)的二氧化硅皆可溶于40%氫氟酸，溶解產(chǎn)物是不同組成的SiF4H2SiF6 ，其相對含量取決于溶解溫度和氫氟酸的濃度。所有堿性溶液均可腐蝕SiO2，但溶液的PH值只有在超過13或14的情況下，腐蝕作用才有明顯速度。 堿金屬碳酸鹽熔體能溶解大多數(shù)

45、含SiO2的礦物及硅酸鹽 。 在這類反應(yīng)以及SiO2體系所參與的多數(shù)高溫反應(yīng)中，SiO2都是作為一種酸出現(xiàn)。它能夠置換另一弱酸或揮發(fā)性酸，故甚至硫酸鹽亦可與SiO2發(fā)生作用以制造玻璃。 (1). 天然硅酸鹽硅酸鹽在自然界分布很廣。云母（圖略）、石棉、長石、滑石、高嶺土、沸石等都是常見的天然硅酸鹽。 它們的組成和結(jié)構(gòu)很復(fù)雜，通常把它們寫成氧化物的形式。（如上圖所示） 不論天然硅膠多么復(fù)雜，就其內(nèi)部結(jié)構(gòu)來說，都是以硅四面體作為基本結(jié)構(gòu)單元的。(如右圖所示） 10.5.3各類硅酸鹽的結(jié)構(gòu)特點(diǎn)1.硅酸鹽 （2）. 可熔性硅酸鹽硅酸鹽大多數(shù)難溶于水，堿金屬的硅酸鹽則是可溶的。 Na2SiO3的俗名叫做“

46、水玻璃”，又名“泡花堿”。實(shí)際上它是多種多硅酸鈉鹽的混合物。水玻璃可用作黏合劑（圖略）、防火涂料、洗滌劑和制肥皂的填料、蛋類的防腐劑等。 島狀硅酸鹽 鋯石 橄欖石 石榴石 紅柱石 藍(lán)晶石 黃玉 黃玉 榍石異極礦環(huán)狀、鏈狀硅酸鹽礦物 碌簾石電氣石輝石硬玉角閃石硅灰石硅線石綠柱石層狀、架狀硅酸鹽礦物 滑石滑石高嶺石白云母白云母蛇文石長石長石5A沸石 自然界有一種礦石，化學(xué)成分為結(jié)晶的鋁酸鹽，M2/nOAl2O3xSiO2yH2O，當(dāng)加熱時，令熔融并發(fā)生類似起泡沸騰的現(xiàn)象，所以稱之為沸石。沸石內(nèi)部有許多的孔道，有的孔道還連接一個“空腔”，孔道、空腔分子在表面，具有強(qiáng)的吸附性能，不同沸石孔徑不同可以選

47、擇性吸附不的分子，所以成為分子篩。 從1756年發(fā)現(xiàn)第一種天然沸石以來，已陸續(xù)發(fā)現(xiàn)36種之多，從1954年沸石人工合成實(shí)現(xiàn)工業(yè)化。沸石首先在化學(xué)工業(yè)中作為吸附劑，廣泛用于干燥、凈化或分離。60年代開始沸石已超過百種，廣泛應(yīng)用于化工、環(huán)保、食品、醫(yī)療、能源、農(nóng)業(yè)及日常生活，特別在石油化工中起著日益重要的作用。常用的有A型、Y型、X型、M型其中A型分子篩用途更為廣泛。 10.5.4 沸石分子篩 A型分子篩的孔道由八元環(huán)組成，因此孔徑較小。硅酸鹽以SiO四面體為基本結(jié)構(gòu)單位，它的特點(diǎn)之一是易聚合，她們以長鏈或環(huán)狀，雙鏈兼環(huán)狀聚合起來，形成大分子。分子中的部分Si可以被Al取代，因?yàn)锳l是+3，骨架網(wǎng)

48、絡(luò)帶負(fù)電，因此在網(wǎng)絡(luò)中心是存在中和電荷的陽離子，這就是硅鋁酸鹽A型沸石分子篩。 4A分子篩結(jié)構(gòu)如下，孔徑約400nm A型分子篩可用氣體干燥、凈化、富集氧氣，4A代替三磷酸鈉充填在洗衣粉中作填料，因?yàn)閮?nèi)表面積很大，很多空穴，可以吸附很多水，做水的軟化劑，交換Ca2，Mg2+離子，重金屬離子，特點(diǎn)：污染小。（洗衣粉中三磷酸鈉是高營養(yǎng)物污染） 功能材料包括電學(xué)、磁學(xué)、光學(xué)材料、功能轉(zhuǎn)換（壓電、光電、熱電、聲光）智能材料等等，涉及的晶體多種多樣，現(xiàn)舉近二十年國際上研究最熱門的高溫超導(dǎo)體，非線性光學(xué)材料和磁性材料作一簡單介紹。10.6 功能材料晶體一 . 高溫超導(dǎo)晶體 1、超導(dǎo)性 1911年荷蘭的On

49、nes用液氦制造了接近絕對零度的低溫，并進(jìn)一步發(fā)現(xiàn)一些金屬溫度降到某一“臨界溫度”Tc以下，電阻突然消失（嚴(yán)格說不是消失，而是小到測不出）。1957年Bardeen、Cooper、Schriffer提出超導(dǎo)機(jī)理的微觀理論（即BCS理論），解釋了低溫超導(dǎo)現(xiàn)象。 1986年前，人們只發(fā)現(xiàn)了在液氦溫區(qū)的超導(dǎo)體，它存在價(jià)格高，效率低等缺點(diǎn)，人們希望找到高溫超導(dǎo)體（液氮溫區(qū)），可大大提高經(jīng)濟(jì)效益。 1986年，日本田中昭二小組得到了LaBaCuO在30K以上的抗磁轉(zhuǎn)變和23K以上的零電阻轉(zhuǎn)變。由此引發(fā)了世界性的“高溫超導(dǎo)熱”。1987年美國朱經(jīng)武等用稀土元素Y代替Ba，獲得YBaCuO陶瓷的起始轉(zhuǎn)化溫度

50、為100K，我國中科院趙忠賢小組也同時獨(dú)立發(fā)現(xiàn)了YBaCuO的超導(dǎo)性。AT&T公司研究組證明：高溫超導(dǎo)相是YBa2Cu3O6+x（x1），具有畸變的鈣鈦礦（CaTiO3）結(jié)構(gòu)。 1988年前田等發(fā)現(xiàn)不含稀土的高溫超導(dǎo)體Bi2Sr2Ca2Cu3O10，臨界溫度達(dá)Tc=110K。 盛正直等發(fā)現(xiàn)Tl2Ba2Ca2Cu3O10，Tc=125K。125K的記錄一直保持至今。1989年遠(yuǎn)藏（Tokura）等發(fā)現(xiàn)Nd2CuO4摻Ce得到的NdCeCuO的Tc不算高（30K），但它是電子型超導(dǎo)體，與YBaCuO等的空穴為特征的超導(dǎo)體，導(dǎo)電機(jī)理不同。 90年代還發(fā)現(xiàn)了有機(jī)分子的高溫超導(dǎo)體材料，如C60摻Rb，Tc達(dá)18K，堿金屬K等摻入C60，Tc可達(dá)30K。 高溫超導(dǎo)體從固體化學(xué)角度看是不穩(wěn)定或亞穩(wěn)定的。晶體中缺陷比例一般很高，例如Bi2Sr2Can1CunO42n出現(xiàn)層錯，位錯等缺陷。在YBaCuO中YBa2Cu3O7的超導(dǎo)轉(zhuǎn)變溫度最高，它是正交結(jié)構(gòu)。結(jié)構(gòu)基本特征是兩個CuO2平面中間有一層Y原子面（居晶胞中央），上下是BaO原子面，上下底是含CuO鏈的平面。YBa2Cu3O6可看作3個鈣鈦礦晶胞ABO延C軸堆成（但缺3個O原子）。Y、Ba占據(jù)A位置，Cu占據(jù)B位置，故也稱類鈣鈦礦結(jié)構(gòu)。 發(fā)現(xiàn)YBa